《物質(zhì)結(jié)構(gòu)》ppt課件 (2)-全文預覽
【正文】 當兩個電子自旋相同 H原子中彼此接近時，兩個原子軌道異號疊加，核間電子概率密度減小，增加了兩核間的斥力，系統(tǒng)能量升高，處于不穩(wěn)定態(tài)，為排斥態(tài)； 當兩個電子自旋相反 H原子中彼此接近時，兩個原子軌道發(fā)生重疊，核間電子概率密度增大，兩個氫原子核都被核間概率密度較大的電子云所吸引，系統(tǒng)能量降低。 離子鍵的特征 ? 離子鍵的 本質(zhì) 是陰、陽離子間的 靜電引力 ； ? 離子鍵 無飽和性 、 無方向性 ； ? 離子鍵具有 部分共價性 。 化學鍵 一、離子鍵 1. 離子鍵的形成 1）電負性小的活潑金屬和電負性大的活潑非金屬相遇，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成正、負離子，均達到稀有氣體結(jié)構(gòu)。 ??電負性變化規(guī)律 ??????3. 元素的氧化值 定義：當分子中原子之間的共用電子對被指定屬于電負性較大的原子后，各原子所帶的形式電荷數(shù)就是氧化值。 2. 電負性 (χ) ? 同周期： 從左至右增大，稀有氣體是同周期中最高的。到稀有氣體半徑突然增大 ， 因它們是范德華半徑之故；在長周期中 ， 主族元素原子半徑的遞變規(guī)律和短周期相似 。 （ 1）金屬半徑：是指金屬晶體中相鄰的兩個原子核間距的一半。最外層電子已填滿，價電子構(gòu)型為 ns2或 ns2 np6。 7個主族 (A族 )， 7個副族 (B 族 ) ， 1個 0族 (稀有氣體 )， 1個 Ⅷ 族 (三個縱行 )。 周期表按原子序數(shù) （ 亦即核電荷數(shù) ） 排列 。如： 24Cr是在 18號 Ar基礎上加 6個 e，故 24Cr電子排布式簡寫為 [Ar]3d54s1。 見 P44表 32。 ? 激發(fā)態(tài)原子 ： 比基態(tài)能量更高的結(jié)構(gòu)狀態(tài)。 ②等價軌道在全空（ p0, d0, f0）、全滿 (p6, d6, f14 )、半滿 (p3, d5, f7 )時是穩(wěn)定的。 從泡利原理可確定每個電子層 （ n相同 ） 可允許的軌道數(shù)為 2n2。能級組的劃分與元素周期表中劃分的七個周期一致，體現(xiàn)了元素周期系中元素劃分為周期的本質(zhì)原因是原子軌道的能量關系。如 3p亞層的三個 p軌道就是等價軌道。 1, 177。n = 1 , 2 , 3 , 4 , 5 , . . . l = 0 , 1 , 2 , 3 . . . ( n 1 )如： n = 3, l = 0 (3s亞層， s亞層只有一個球形的 s軌道 )， m=0， 一種取向；為 3s軌道。s , p , d , f , g , . ..K, L , M , N, O , P , . . .意義取值電子亞層，確定原子軌道的形狀，在多電子原中和 n 一起決定電子的能量。 1 , 177。 四、四個量子數(shù) 四個量子數(shù) 量子數(shù)光譜符號表示同一原子軌道上的電子有兩種運動狀態(tài)。 三 、 概率密度和電子云 氫原子 1s電子云 S、 p、 d軌道的角度分布圖（剖面圖） s、 p、 d軌道的電子云角度分布圖 電子的運動狀態(tài)可用波函數(shù)或原子軌道來描述 ， 對給定的電子來說 ， 它在一定的原子軌道上運動 ， 這個原子軌道離核有多遠 ， 能量 有多大 ？ 形狀 怎樣 ？ 它在空間的 伸展方向 如何 ？ 以上三個問題即原子軌道的能量 、 形狀 、 取向可用三個參數(shù)來表示 ， 這些參數(shù)都是量子化的 ， 叫做量子數(shù) 。 ? 概率密度： 電子在核外空間某處單位微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率叫 概率密度 。原子軌道是電子在核外空間運動的區(qū)域 ， 沒有確定的軌跡 ， 這與經(jīng)典力學中的軌道 （ 如火車軌道 、 衛(wèi)星軌道 ） 有本質(zhì)區(qū)別 。 二、波函數(shù)與原子軌道 1. 薛定諤方程 1926年，奧地利物理學家薛定諤，根據(jù)波粒二象性概念提出了描述微觀粒子運動狀態(tài)的方程式，稱為薛定諤方程。第三章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 原子核外電子的運動狀態(tài) 原子核外電子排布與元素周期律 元素性質(zhì)的周期性 化學鍵 雜化軌道理論與分子的幾何構(gòu)型 分子間力和氫鍵 學習目標 1. 理解原子核外電子運動的特性，掌握 四個量子數(shù) 的符號和表示的意義及其取值規(guī)律； 2. 掌握核外電子排布原則及方法；掌握常見元素的 電子排布式和價電子構(gòu)型 ； 3. 了解核外電子排布和元素周期系之間的關系； 4. 了解離子鍵與共價鍵的特征及它們的區(qū)別； 6. 掌握 雜化軌道理論 要點、雜化軌道類型與分子幾何構(gòu)型；理解雜化軌道和分子幾何構(gòu)型的關系； 7. 了解 分子間作用力 的特征與性質(zhì)；理解 氫鍵 的形成及對物質(zhì)性質(zhì)的影響。 而對具有 波粒二象性的微粒 ， 它們的運動并不服從牛頓定律 ， 不能同時準確測定它們的速度和位置 。 原子軌道 ： 即電子運動的區(qū)域 ， 這個區(qū)域稱為原子軌道 。出現(xiàn)的機會多 ， 概率大 ， 反之 ， 概率小 。 這種概率密度分布形象化表示的圖形稱為 電子云 。 后來人們用更精密的分光鏡發(fā)現(xiàn)核外電子除空間運動之外還有一種 “ 自旋運動 ” ， 用 自旋量子數(shù) ms表示 。1 / 2 磁量子數(shù) mm = 0 , 177。同一亞層（ l 相同）的幾條原子軌道在空間有不同的取向，共有 2 l +1種取向，每種取向相當于一個原子軌道。 n 越大，電子離核越遠，電子的能量越高。 n = 3, l = 2（ 3d亞層， d亞層有五個 d軌道）， m = 0, 177。） ? 等價軌道 (簡并軌道 )： 指 n, l相同， m不同的原子軌道，或能量相同的各原子軌道。相鄰能級組之間能量差較大。 所以同一原子軌道 （ n,l,m一定 ） 中最多可容納兩個電子 ， 而且自旋必須相反 。 例如： N原子的 2p軌道上有 3個電子，則必分占 px，py和 pz軌道，且自旋平行。任何原子基態(tài)結(jié)構(gòu)只有一種。 如 Mn（ 24號元素 ）原子的電子排布式為 1s22s22p33s23p63d5
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