2019第五章物质结构基础.ppt

1第五章物质结构基础普通化学25.1.1核外电子运动的特殊性5.1.2原子核外电子排布5.1.3原子的电子层结构和元素周期表5.1.4元素基本性质的周期性5.1原子结构5.2化学键5.4分子间相互作用力5.3分子空间构型3本章重点5元素周期表与元素性质的周期性1微观粒子的波粒二象性3核外电子排布周期性2四个量子数4核外电子排布能量三原则6离子键、金属键、共价键7杂化轨道理论和分子的空间构型8分子间作用力与氢键4•近代原子结构理论的研究是从最简单的氢原子光谱开始的连续光谱和线状光谱(原子光谱）①不连续的、线状的，②是很有规律的.氢原子光谱特征:5.1原子结构图片来源于暨南大学化学系分析化学教研室制作PPt5氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的原子。在氢原子内，这个核外电子是怎样运动的？这个问题表面看来似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程。1、爱因斯坦的光子学说2、普朗克的量子化学说3、氢原子的光谱实验4、卢瑟福的有核模型1913年，28岁的Bohr在的基础上，建立了Bohr理论.5.1.1核外电子运动的特殊性1.玻尔理论6玻尔原子模型要点：定态轨道概念：核外电子运动取一定的轨道，在此轨道上运动的电子不放出也不吸收能量。轨道能级的概念：不同定态轨道的能量是不同的，离核近能量低，离核远能量高，轨道的不同能量状态称为能级，正常状态下，电子在低能轨道上称为基态，获能量后可到高能轨道上，成为激发态。7玻尔理论成功解释了氢原子和类氢原子光谱，缺陷是不能解释多电子原子光谱。激发态原子发光的原因：激发态原子不稳定，当跃迁到低能级时，释放出能量，以光的形式释放出来，不同元素的原子发光时，各有特征的光谱。轨道能量量子化概念：轨道间能量差值是不连续的，轨道能量是不连续的，即核外电子运动的能量是量子化的。表征微观粒子运动状态的某些物理量的能量在不连续的变化，称为量子化。8光的波粒二象性1905年爱因斯坦提出了光子学说，圆满地解释光电效应。光作为一束光子流，其能量表示为E=h，光不仅具有波动性，而且具有粒子性。波粒二象性是光的本性。爱因斯坦的质能关系式为：2mcE和E=h可以给出光子的波长和动量p之间的关系式：Ehhpmccc2.微观粒子的波粒二象性其中p是光子的动量，是光子的波长，c是电磁波在真空中的传播速度，h是普朗克常数9hmv微观粒子的波粒二象性1924年，法国物理学家德布罗依预言，假如光具有波粒二象性，那么微观粒子在某些情况下，也能呈现波动性。左边是电子的波长，表明它的波动性特征，右边是电子的动量代表它的粒子性，通过普朗克常数把电子的粒子性和波动性定量地联系起来，这就是电子的波粒二象性。101927年，美国物理学家戴维逊在进行电子衍射实验时发现高速运动的电子束穿过晶体光栅投射到感光底片上时，得到的不是一个感光点，而是明暗相间的条纹，与光的衍射图相似，证实了电子的波动性。电子衍射实验示意图感光屏幕薄晶体片电子束电子枪衍射环纹111926年，奥地利物理学家薛定谔提出了描述电子运动状态的数学表达式，即著名的微观粒子运动方程—薛定谔方程。222222228()0mEVxyzh式中:为波函数,是空间坐标，，的函数xyz(,,)xyz是体系总能量；V是势能，m是电子的质量，h是普朗克常数。E方程中m，E，V体现电子的微粒性，体现波动性。3.波函数和原子轨道12直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换222zyxrcosrzqsinsinryqcossinrxq13其中:R(r)为波函数的径向部分,是电子离核距离r的函数；Y(q,)为波函数的角度部分,是两个角度q和的函数。()()q,,,,rΨzyxΨ()()q,YrR波函数＝径向函数×角度函数14从薛定谔方程中求出的具体函数形式，即为方程的解。它是一个包含n,l,m三个常数项的三变量的函数，常表示为：),,(qr,,(,,)nlmrqn,l,m－量子数n,l,m三个量子数是薛定谔方程有合理解的必要条件。15波函数是描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，即一定的波函数描述电子一定的运动状态。原子轨道是波函数的空间图像，即原子中一个电子的可能的空间运动状态。波函数的意义：是描述原子核外电子运动状态的数学函数式，是空间坐标x,y,z的函数，每一个波函数叫原子轨道。每一个函数有一相对应的能量Eψ波函数没有明确的直观的物理意义，但是表示电子在核外空间某处出现的几率，即几率密度。2ψ16描述原子中各电子的状态（指电子所在的电子层和原子轨道的能级、形状、伸展方向以及电子的自旋方向等）需要四个参数。主量子数（n）描述电子层能量的高低次序和离核远近的参数。n可为零以外的正整数。n=1，2，3…每个值代表一个电子层：主量子数(n)12345电子层第一层第二层第三层第四层第五层电子层符号KLMNOn值越小，该电子层离核越近，其能级越低。4.量子数17确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。角量子数（）ln值确定以后，可为零到(n-1)的正整数，其中每一个l值代表一个电子亚层：0,1,2(1)ln角量子数（）012345电子亚层符号spdfghl对于多电子原子来说，同一电子层中的l值越小，该电子亚层的能级越低，如：2s2p18m的取值决定于l值，可取2l+1个从-l到+l（包括零）的整数，每一个m值代表一个具有某种空间取向的原子轨道。例：三个数值，表示亚层上的三个相互垂直的原子轨道。1,1,0,1lm自旋量子数（ms）描述核外电子的自旋状态。只有或两个数值，表示电子的一种自旋方向，顺时针和逆时针方向。1212磁量子数（m）是描述原子轨道在空间的伸展方向的。19将波函数的径向部分视为常量来考虑不同方位上的相对大小，即随变化的图像，这种分布图只与l,m有关,与n无关ψ()Yθ,φθ,φ角度分布图又称为原子轨道的角度分布图5.波函数的角度分布20S原子轨道角度分布图21xPYypYzpYp原子轨道角度分布图22xydYxzdYyzdYd原子轨道角度分布图232zdY22yxdY24轨道角度分布图＋＋x251939年L.Pauling对周期表中各元素原子的原子轨道能级图进行分析，归纳，总结出多电子原子轨道能级图。5.1.2原子核外电子排布1.多电子原子的能级鲍林近似能级图26从图中看出：۞各电子层能级相对高低为KLMNO……۞同一原子同一电子层内，对多电子原子来说，电子间的相互作用造成同层能级的分裂，各亚层能级的相对高低为EnsEnpEndEnf……۞同一电子亚层内，各原子轨道能级相同。۞同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错现象，如E4s＜E3d＜E4p；E5s＜E4d＜E5p；E6s＜E4f＜E5d＜E6pxyzEnpEnp=Enp272.核外电子排布三原则多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。最低能量原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在，每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。泡利(Pauli)不相容原理28例：N原子1s22s22p3的轨道表示式为：1s22s22p3原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同，这样分布时，原子的能量较低，体系较稳定。洪特(Hund)规则29洪特规则的特例，等价轨道全充满,半充满或全空的状态是比较稳定的，表示为：全充满：P6，d10,f14半充满：P3,d5,f7全空：P0,d0,f0例：写出氖、铁原子的电子结构式。氖1s22s22p6原子序数10铁1s22s22p63s23p63d64s2原子序数26为书写方便，将内层已达到稀有气体的电子层结构写成“原子实”，并以稀有气体符号加方括号来表示。例如铁[Ar]3d64s2,铬[Ar]3d54s130电子填入轨道次序图1~36号元素原子核外电子的排布四个量子数与电子排布式的对应关系价层、原子实的概念基态与激发态电子排布原子失去电子的顺序基态离子的电子排布3.多电子原子核外电子排布311IA02IIAIIIA~VIIA3s区ns1~ns2p区ns2np1~ns2np64IIIB~VIIBVIIIIBIIB5d区（n-1）d1~8ns2（有例外）ds区(n-1)d10ns1~267镧系元素锕系元素（n-2）f1ns2~（n-2）f14ns2（有例外）5.1.3原子的电子层结构和元素周期表1、原子的电子层结构与元素的分区32s区元素：ⅠA碱金属，ⅡA碱土金属。结构特点：ns1,ns2p区元素：ⅢA-ⅦA族和零族，结构特点：ns2np1-6d区元素：ⅢB-ⅦB族和Ⅷ族，结构特点：(n-1)d1-8ns2ds区元素：ⅠB,ⅡB族，结构特点：(n-1)d10ns1-2f区元素：镧系，锕系元素，结构特点：(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns233区原子价层电子构型最后填入电子的亚层包括的元素spddsfns1-2ns2np1-6(n-1)d1-8ns1-2(n-1)d10ns1-2(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2最外层的s亚层最外层的p亚层一般为次外层的d亚层一般为次外层的d亚层一般为外数第三层的f亚层（有例外）ⅠAⅡA族ⅢA-ⅦA族和零族ⅢB-ⅦB族和Ⅷ族ⅠB,ⅡB族镧系，锕系元素各区元素原子电子分布特点34周期能级组能级组内各原子轨道元素数目1（特短）2（短）3（短）4（长）5（长）6（特长）7ⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦ1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d28818183226未完原子的电子层数与该元素所在的周期数相对应，各周期数又与各能级组相对应的，根据原子的电子层结构不同，把周期表中各元素划为七个周期。2.原子的电子层结构与周期的关系周期与相对应的能级组的关系351IA02IIAIIIA~VIIA3s区ns1~ns2p区ns2np1~ns2np64IIIB~VIIBVIIIIBIIB5d区（n-1）d1~8ns2（有例外）ds区(n-1)d10ns1~267镧系元素锕系元素(n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2特短周期2元素短周期8元素长周期18元素特长周期32元素元素原子最后填入电子的亚层为s或p亚层，主族元素，A族。族数=价电子数（外层电子数）电子最后填入d或f亚层，副族元素，B族，过渡元素。族数=价层电子数（外+次外）36如果元素原子最后填入电子的亚层为s或p亚层的，该元素便属于主族元素。如果最后填入电子的亚层为d或f亚层的，该元素便属于副族元素，又称为过渡元素。A族-主族B族-副族3.原子的电子层结构与族的关系37共价半径：同种元素的两个原子,以共价单键相连时,核间距的一半,为共价半径。如:H2，Cl2等同核单键双原子分子,均可测得其共价半径。5.1.4元素基本性质的周期性1.原子半径38金属单质的晶体中,两个相邻金属原子核间距的一半,为该金属原子的金属半径。金属半径:39范德华半径：单原子分子(He,Ne等),原子间靠范德华力即分子间力结合,两个原子核间距的一半为范德华半径。40原子半径在周期表中的变化规律同一周期主族元素：从左→右,r变小同一周期的d区元素：从左到右，半径略有减小，ⅠB和ⅡB由于次外层的d轨道全满，形成球对称的电子云，对外层电子起屏蔽作用，使核对外层电子的吸引减小，导致它们比同周期相邻元素原子半径略大。同周期的f区，由于新增加的电子填入倒数第三层的f轨道，抵消了核电荷的增加对外层电子的吸引，原子半径减小程度很小。同族中：自上而下，r增大41元素的原子半径42第一电离能：基态的气态原子失去1个电子形成氧化数为+1的气态阳离子时所需的能量M(g)→M+(g)+eI1第二电离能：氧化数为+1的气态阳离子再失去1个电子，形成氧化数为+2气态