物质结构教学提纲.ppt
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1、物质结构二、波函数与原子轨道二、波函数与原子轨道1.薛定谔方程 1926年,奥地利物理学家薛定谔,根据波粒二象性概念提出了描述微观粒子运动状态的方程式,称为薛定谔方程。波函数,解方程可求得 和E 波波函函数数:是描述核外电子空间运动状态的数学函数式,它是空间坐标的函数。电子在核外运动,有一系列的空间运动状态,一个波函数表示电子的一种运动状态,每一个特定状态就有一个相应的波函数。原原子子轨轨道道:即电子运动的区域,这个区域称为原子轨道。原子轨道是电子在核外空间运动的区域,没有确定的轨迹,这与经典力学中的轨道(如火车轨道、卫星轨道)有本质区别。波函数与原子轨道常作同义词混用。概概率率:电子在核外空
2、间某一区域内出现的机会称为概率。出现的机会多,概率大,反之,概率小。概概率率密密度度:电子在核外空间某处单位微体积内出现的概率叫概率密度。电电子子云云:为了形象的表示核外电子运动的概率分布情况,化学上惯用小黑点分布的疏密来表示电子出现几率的相对大小。小黑点较密的地方,电子在该点概率密度较大,单位体积内电子出现的机会就多。这种概率密度分布形象化表示的图形称为电子云。三三、概率密度和电子云概率密度和电子云氢原子氢原子1s电子云电子云 S、p、d轨道的角度分布图(剖面图)轨道的角度分布图(剖面图)s、p、d轨道的电子云角度分布图轨道的电子云角度分布图 电子的运动状态可用波函数或原子轨道来描述,对给定
3、的电子来说,它在一定的原子轨道上运动,这个原子轨道离核有多远,能量有多大?形状怎样?它在空间的伸展方向如何?以上三个问题即原子轨道的能量、形状、取向可用三个参数来表示,这些参数都是量子化的,叫做量子数。当三个量子数(n,m,l)取值一定时,就确定了一个波函数或一条原子轨道,也就确定了核外电子的一种空间运动状态。因此,人们常用这三个量子数来描述核外电子运动。后来人们用更精密的分光镜发现核外电子除空间运动之外还有一种“自旋运动”,用自旋量子数ms表示。四、四个量子数四、四个量子数四个量子数四个量子数 如:n=3,l=0(3s亚层,s亚层只有一个球形的s轨道),m=0,一种取向;为3s轨道。n=3,
4、l=1(3p亚层,p亚层有三个p轨道),m=0,1,三种取向。n=3,l=2(3d亚层,d亚层有五个d轨道),m=0,1,2,五种取向。n=3,l=3(不存在,是错误的。)u等价轨道等价轨道(简并轨道简并轨道):指n,l相同,m不同的原子轨道,或能量相同的各原子轨道。如3p亚层的三个p轨道就是等价轨道。32 原子核外电子排布与元素周期律原子核外电子排布与元素周期律 1.多电子原子的能级多电子原子的能级32 原子核外电子排布与元素周期律原子核外电子排布与元素周期律 1.多电子原子的能级多电子原子的能级Pauling近似能级图近似能级图 鲍林近似能级图中圆圈表示原子轨道,按轨道能量高低顺序依次排列
5、。一个能级组(在鲍林近似能级图的同一方框中),是一组能量相近的原子轨道。相邻能级组之间能量差较大。能级组的划分与元素周期表中划分的七个周期一致,体现了元素周期系中元素划分为周期的本质原因是原子轨道的能量关系。由图可知:l 相同时,n越大能级越高,如E1sE2sE3s,E2pE3pE4p;n 相同时,l 越大能级越高,如EnsEnpEndEnf;n和l均不同时,用(n0.7l)判断,如E4sE3d,E5sE4d,E6sE4fE5d,这就是“能级交错能级交错”。(1)泡利不相容原理:)泡利不相容原理:在一个原子中不可能有4个量子数完全相同的电子存在。所以同一原子轨道(n,l,m一定)中最多可容纳两
6、个电子,而且自旋必须相反。从泡利原理可确定每个电子层(n相同)可允许的轨道数为2n2。列表如下:2.核外电子排布规则核外电子排布规则(2)能量最低原理)能量最低原理:在不违背泡利原理的条件下,电子的排布总是优先占据能量最低的轨道。(3)洪特规则:)洪特规则:电子在等价轨道(n与l相同,m不同)上排布时尽可能以自旋平行的方向分占不同的轨道。例如:N原子的2p轨道上有3个电子,则必分占px,py和pz轨道,且自旋平行。等价轨道在全空(p0,d0,f0)、全满(p6,d6,f14)、半满(p3,d5,f7)时是稳定的。例如:3个p轨道上有6个、3个或没有电子时是稳定结构。基态原子基态原子:原子中的电
7、子按电子排布三原则并结合鲍林近似能级图排布,此时该原子处于最低能量状态。任何原子基态结构只有一种。激发态原子激发态原子:比基态能量更高的结构状态。激发态结构可以有很多种。元素原子的电子结构有三种表示方式:电子排布式、轨道表示式、量子数表示3.元素原子的电子排布式(电子结构)元素原子的电子排布式(电子结构)按电子在各亚层中分布情况表示。如Mn(24号元素)原子的电子排布式为1s22s22p33s23p63d54s2,其中划线部分为稀有气体原子Ar电子结构,化学中一般只是价电子发生变化,故为简洁可写成Ar3d54s2,价层电子构型为3d54s2107种元素基态原子电子排布情况后表已给出。见P44表
8、3-2。(1)电子排布式)电子排布式虽然电子排布的先后顺序4s先于3d,但写电子排布时,要把3d写在4s前同3s,3p一起写;由于原子在化学反应时,通常只价层电子发生变化,故不必写出完整的电子排布式,只需写出原子的价层电子排布即可。即最高能级组中价电子(能用于成键的电子)能级上的电子排布式。把价电子层以内已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”,用该稀有气体符号加方括号表示。如:24Cr是在18号Ar基础上加6个e,故24Cr电子排布式简写为Ar3d54s1。注意注意 按电子在核外原子轨道中的分布情况,用用一个圆圈或方格表示一个原子轨道(等价轨道的圆圈或方格连在一起),用向上或向下的箭头表示电
9、子的自旋状态。例如:N原子(2)轨道表示式)轨道表示式按电子所处的状态用整套量子数表示。如15P(Ne3s23p3),则 3s2的这2个电子用整套量子数表示为:3,0,0,+1/2;3,0,0,-1/2;3p3的这3个电子用整套量子数表示为:3,1,-1,+1/2;3,1,0,+1/2;3,1,1,+1/2;(3)量子数表示)量子数表示 元素周期表:元素周期表:元素周期表是原子核外排布周期性规律的表现形式。周期表按原子序数(亦即核电荷数)排列。4.原子的电子层结构与元素周期表原子的电子层结构与元素周期表(1)周期周期共7个周期:与周期表的行对应。第1周期只有2个元素为特短周期;第2,3周期各有
10、8个为短周期;第4,5周期各有18个为长周期;第6周期有32个为特长周期;第7周期预测有32个,现有26个为不完全周期;周期数=能级组数=电子层数=原子最外层电子的主量子数周期表中各周期总是从ns轨道开始,到np轨道结束,最外层(n层)电子数最多不超过8个(ns2np6),次外层(n-1)层最多不超过18个(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10。(2)族族共16个族:与周期表的列对应。7个主族(A族),7个副族(B 族),1个0族(稀有气体),1个 族(三个纵行)。主族元素:主族元素:IAVIIA,族数=价电子数,价电子构型为ns12或ns2 np15。副族元素:副族元素:IB,IIB族
11、数=ns电子数;IIIBVIIB族数=(n-1)d+ns电子数(镧系,锕系除外),VIII族(n-1)d+ns电子数等于8、9、10;价电子构型为(n-1)d110 ns02。0族元素:族元素:稀有气体族。最外层电子已填满,价电子构型为ns2或ns2 np6。元素除了按周期和族分类外还可根据原子的价电子构型把周期表分为五个区。s区区,p区区元元素素为为主主族族元元素素,s区区全全是是金金属属元元素素,p区区有有金金属属和和非非金金属属元元素,素,d、ds、f区元素,为副族元素,并均为金属元素区元素,为副族元素,并均为金属元素。区 s p d ds f价电子构型 ns12 ns2np16(n-1
12、)d19ns12 或(n-1)d10ns0(n-1)d10ns12 (n-2)f114(n-1)d02ns2 族IA,IIA IIAVIIIA IIIBVIII IB,IIB 镧系、锕系元素(3)区区1.原子半径原子半径(r)把晶体(或分子)中相邻两个原子核间距离的一半称为原子半径。(1)金属半径:是指金属晶体中相邻的两个原子核间距的一半。(2)共价半径:是指某一元素的两个原子以共价键结合时,两核间距的一半。(3)范德华半径:是指两个原子只靠范德华力(分子间作用力)互相吸引时,它们原子间距的一半。33 元素性质的周期性元素性质的周期性共价半径共价半径(a)和金属半径和金属半径(b)示意图示意图
13、 ab同同周周期期:在短周期中,原子半径逐渐减小。到稀有气体半径突然增大,因它们是范德华半径之故;在长周期中,主族元素原子半径的递变规律和短周期相似。副族元素原子半径递变缓慢。同同 族:族:从上至下增大(电子层数增大)原子半径的变化规律原子半径的变化规律原子在化合物中吸引成键电子能力的相对强弱以电负性来表示,电负性越大,其原子吸引成键电子能力越强,非金属性越强,反之金属性越强。常用=2近似的标志金属和非金属性。2.电负性电负性()同周期:同周期:从左至右增大,稀有气体是同周期中最高的。同同 族:族:A族从上至下减小,B族从上至下增加。常用常用 来判断化学键性质来判断化学键性质。大的元素之间的化
14、学键以离子键为主,相近的金属元素之间的化学键以金属键为主,相近的非金属元素之间的化学键以共价键为主。电负性变化规律电负性变化规律3.元素的氧化值元素的氧化值 定义:当分子中原子之间的共用电子对被指定属于电负性较大的原子后,各原子所带的形式电荷数就是氧化值。元素的氧化值与其价电子构型有关。由于元素价电子构型是周期性地重复,所以元素的最高氧化值也是周期性地重复。元素参加化学反应时,可达到的最高氧化值等于价电子总数,也等于所属族数。3.4 化学键化学键一、离子键一、离子键1.离子键的形成离子键的形成1)电负性小的活泼金属和电负性大的活泼非金属相遇,发生电子转移,形成正、负离子,均达到稀有气体结构。2
15、)正、负离子借静电引力相互靠近,当正、负离子靠近到吸引力和排斥力相等时,整个体系的能量降到最低,于是就形成了离子键。以NaCl的形成为例:正负离子靠近时的势能曲线正负离子靠近时的势能曲线 离子键:这种原子间发生电子转移,形成正、负离子,然后正、负离子间由静电引力形成的化学键称为离子键。离子化合物:由离子键形成的化合物。离子键的特征离子键的特征离子键的离子键的本质本质是阴、阳离子间的是阴、阳离子间的静电引力静电引力;离子键离子键无饱和性无饱和性、无方向性无方向性;离子键具有离子键具有部分共价性部分共价性。离子键不能说明H2,O2,HCl等分子的形成,为了说明这些分子的形成,1916年Lewis提
16、出了共价键理论。Lewis认为:分子中原子通过共用电子对结合在一起,从而使分子中每个原子达到稀有气体的稳定结构。如如ClClHH二、共价键二、共价键共价键:原子间靠共用电子对而形成的化学键。共价键:原子间靠共用电子对而形成的化学键。1.共价键的形成:共价键的形成:以以H2的形成为例的形成为例 E0DRro 当两个电子自旋相同当两个电子自旋相同H原子中彼此接原子中彼此接近时,两个原子轨道异号叠加,核间电子近时,两个原子轨道异号叠加,核间电子概率密度减小,增加了两核间的斥力,系概率密度减小,增加了两核间的斥力,系统能量升高,处于不稳定态,为排斥态;统能量升高,处于不稳定态,为排斥态;当两个电子自旋
17、相反当两个电子自旋相反H原子中彼此接原子中彼此接近时,两个原子轨道发生重叠,核间电子近时,两个原子轨道发生重叠,核间电子概率密度增大,两个氢原子核都被核间概概率密度增大,两个氢原子核都被核间概率密度较大的电子云所吸引,系统能量降率密度较大的电子云所吸引,系统能量降低。当核间距低。当核间距 r074 pm时,能量达到最时,能量达到最低点,形成稳定分子。低点,形成稳定分子。E0DRro2.价键理论的要点价键理论的要点能量最低原理能量最低原理电子配对原理:电子配对原理:自旋方向相反的成单电子的原自旋方向相反的成单电子的原子相互靠近,通过原子轨道重叠使体系能量降低,子相互靠近,通过原子轨道重叠使体系能
18、量降低,电子相互配对形成共价键;电子相互配对形成共价键;原子轨道最大重叠原理:原子轨道最大重叠原理:成键电子的原子轨道成键电子的原子轨道发生重叠时,总是尽可能的最大程度重叠,以尽发生重叠时,总是尽可能的最大程度重叠,以尽量降低体系能量。量降低体系能量。3.共价键的特征共价键的特征具有饱和性具有饱和性具有方向性具有方向性共价键的方向性和饱和性共价键的方向性和饱和性 共价键的数目由原子中单电子数决定,包括原有的共价键的数目由原子中单电子数决定,包括原有的和激发而生成的。和激发而生成的。例如氧有两个单电子,例如氧有两个单电子,H 有一个单电子,所以结合成有一个单电子,所以结合成水分子时,只能形成水分
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