【正文】 ) =HCOO (g) +H (g) d=200pm d=205pm H2ClSiCl 由于成鍵兩原子的正負電荷中心不重合而導致化學鍵的極性。 對雙原子分子來說，點電荷間的距離就是核間距。 6 分子的磁性 而另有一類物質，在外磁場作用下產生比一般的順磁性要大得多的磁場，且在外磁場消失時，而誘導磁場不完全消失，即有記憶，這類物質稱為鐵磁性物質。 △ H 1 =526 △fH NaCl =S+D/2+I+EA+△H1+△H2 晶格能：氣態(tài)離子從無限遠處接近最后形成固體離子化合物的過程中釋放的能量。有： U ∝ Z + Z /(r + +r ) 離子鍵的特征 23 共價鍵 只有能量相近的軌道才能進行雜化 ； 雜化后的軌道形狀和能量完全一樣，但方向不同；雜化前后軌道總數目不變；雜化以后的軌道電子云更加集中在某一方向上，故其成鍵能力強于未雜化的軌道。若中心原子與其它同一原子形成多個化學鍵，只有一個鍵是由雜化軌道形成的，其它成鍵軌道須從價軌道中扣除。故電子對斥力相對大小為： lplplpbpbpbp lp,bp 之間的作用結果使 lplp 之間的夾角大于 lpbp 之間夾角，而后者又大于 bpbp 之間的夾角。 24 分子軌道理論簡介 組合后的分子軌道與原子軌道相比，總數量完全相同，大致一半能量升高形成反鍵分子軌道，另一半能量降低形成成鍵分子軌道，有時還有少量原子軌道找不到對稱性匹配的其它原子軌道與之組合則形成非鍵分子軌道，非鍵分子軌道基本上仍保留原原子軌道特點（能量、波函數）。參與組合的原子軌道通常只有三種對稱性即 σ 對稱性、 π 對稱性和 δ 對稱性，其中最后者不常見。 還與原子參與組合的價軌道有關（對稱性）， σ 對稱性穩(wěn)定性一般高于 π ，而 π 又高于 δ 。同核雙原子分子總可以找到對稱性匹配且能量相近甚至一樣的原子軌道，故只有成鍵軌道和反鍵軌道而無非鍵軌道。 等電子體 CH4 , NH4+ , CCl4 。 26 分子間作用力 分子偶極越大，取向力越大。 分子間力的作用距離在數百 pm ，比化學鍵作用距離長。 氫鍵強于分子間作用力。 氫鍵有分子間氫鍵和分子內氫鍵。每個質點在晶格中所占的位置稱晶體的結點。兩對矩形平面都垂直于非矩形 平面，而它們之間的夾角為β， 但∠β≠ 90176。單位平行六 面體參數為： a0 = b0 = c0 α = β = γ = 90 176。單位平行六面體底面為菱形的柱體。 規(guī)定柱面相交的棱 c0 ，單位平 行六面體參數為： a0 = b0 = c0 α = β = γ = 90 176。正交面心格子（ S ） 屬于正交晶系，單位平 行六面體為長、寬、高都不 等的長方體，單位平行六面 體參數為： a0 ≠ b0 ≠ c0 α = β = γ =90 176。故晶體的性質是由晶胞的大小、形狀和質點的種類以及質點間的作用力所決定的。 晶體的這三大特性是由晶體內部結構決定的。 312 晶體的微觀特征 31 晶體 311 晶體的宏觀特征 氫必須與電負性極大的元素成鍵，以保證鍵的強極性和偶極電荷。 對大多數分子色散力是主要的，故一般用色散力的大小便可判斷其分子間力的大小。除極少數極性極強的分子外，色散力是分子間的主流作用力。 又稱 London 力。在一個化合物中，不同原子間的化學鍵可能有很多種，如： Cu(NH3)4SO4 中就有離子鍵和共價鍵（配位鍵）。 鍵型過渡 異核或多核分子中可能沒有非鍵軌道，也可能有一定數量的非鍵軌道。分子軌道也用波函數來表示。 若中心原子的價電子數目多于價軌道時形成不等性雜化，即部分價電子以孤電子對進入雜化軌道。 雜化類型決定于成鍵中心原子的價軌道和成鍵時的方式。 S 軌道無方向性，故有 s 軌道參與形成的化學鍵一定是 σ 鍵 。 共價鍵有飽和性，成單電子的數目就是成鍵數目； 共價鍵有方向性，沿軌道方向重疊可產生最大重疊，形成的鍵最穩(wěn)定；在所有軌道中只有 s 軌道無方向性，只有 s 軌道之間形成的鍵無方向性。 成鍵兩原子必須有能量較低的成單電子； 離子鍵百分數和離子鍵強弱是兩碼事，與化學鍵的強弱也無直接關系。 晶格能無法直接測得，只有通過熱力學循環(huán)求得。無成單電子，則只有抗磁性而無順磁性，這類物質稱抗磁性物質。 電負性差值越大，極性越大，雙原子分子的偶極矩越大；雖然偶極矩還與核間距有關，但核間距起次要作用。 5 分子的性質 正負電荷重心重合的化學鍵叫非極性鍵。 若一個原子與多個相同原子形成多個化學鍵則一般有 : D1 D2 D3 …Dn , 但說到鍵能則是其平均值。一般來說，原子間形成的第一個鍵最穩(wěn)定，第二個鍵次之，第三個鍵最小，若有第四個鍵則更小。在同一周期中，從左到右原子半徑減小，可以想見其成鍵能力應增大。對同種化學鍵來說，離解產物的穩(wěn)定性越高，鍵能越小。 298 （ AB ） A ─ B (g) =A (g) +B (g) △ H176。 [ 教學內容 ] 2 ．掌握價鍵理論，雜化軌道理論。呈現周期性的變化?；顫姷姆墙饘僭匾话愣季哂休^高的電子親合勢。 ⑶某些元素其電離勢比同周期中相鄰元素的高，是由于它具有全充滿或半充滿的電子層結構，穩(wěn)定性較高。 ⑴在每一周期中，在曲線各最高點的是稀有氣體元素，它的原子具有穩(wěn)定的 8 電子結構，所以它的電離勢最高。 182 電離能 ⑵長周期內原子半徑的變化（ 4 、 5 周期） 2 ．元素周期律理論的發(fā)展過程 (1) 1869 年門捷列夫提出元素周期律，并預言了鈧、鎵、鍺的存在。元素周期表是化學元素周期律的具體表現，是化學元素性質的總結。 1859 年被派往法國巴黎和德國海德爾堡大學化學實驗室進行研究工作。 就是電子在原子軌道上的分布，要盡可能的使電子的能量為最低。 （ 2 ）洪特規(guī)則 l, 一種取向相當于一個軌道，共可取 2 l + 1 個數值。 呂薩克 (1778~1850) 開始了對氣體反應體積的研究。原子量的測定又為元素周期律的發(fā)現打下了基礎。由于道爾頓的原子論簡明而深刻地說明了上述化學定律，一經提出就得到科學界的承認和重視。 道爾頓原子論的主要內容有三點 1 ．一切物質都是由不可見的、不可再分割的原子組成。這不正是原子個數比的一種表現嗎 ? 這使他確信．物質都是由原子結合而成，不同元素的原子不同，因而相互結合后就產生出不同物質。 3 ．倍比定律： 1803 年英國的中學教師道爾頓發(fā)現，當甲乙兩種元素互相化合生成兩種以上化合物時，則在這些化合物中，與同一質量甲元素化合的乙元素的質量間互成簡單的整數比。其后世界各國的哲學家，包括中國戰(zhàn)國時期《莊子》一書中，均對物質可分與否爭論不休，延續(xù)時間很久。于是在 1960 年和 1961 年，國際物理學會和國際化學會先后正式采用以 12 C 的原子質量＝ 12 作為相對原子質量的新標準。 1940 年國際原于量與同位素豐度委員會確定以 為兩種標度的換算因數：物理相對原子質量＝ 化學相對原子質量 但是，我們可以稱取 1mol 某元素的原子，用摩爾質量除以阿佛加德羅數．從而得到以克為單位的某元素原子的質量?？梢娤鄬υ淤|量僅是一種相對比值，它沒有單位。如鈉元素的相對原子質量等于 ， 23 Na 核素的原子質量等于 。 ( 有的資料中寫為 “amu” ， “mu”) 。同量素的存在，也說明了以核電荷 ( 質子數 ) 作為劃分元素的標準是符合客觀規(guī)律的，抓住了事物的本質。我們所接觸到的就是各種穩(wěn)定同位素的混合物。氧元素有三種核素： 16O 、 17O 、 18O 核素。證明了上述推論的正確，也可以說用實驗證明了原子序數是原子的基本參數。 原子是微觀的概念，而元素是一定種類的原子的總稱。 這樣，人們就進一步了解了元素的本質，元素就是以核電荷為標準，對原子進行分類的，也就是說，原子的核電荷是決定元素內在聯系的關鍵。如自然界中氧元素的原子有 % 是由 8 個質子和 8 個中于組成的 168O) ，有 ％是由 8 個質子和 9 個中子組成的 ( 十九世紀原子分子論建立后，人們認識到一切物質都是由原子通過不同的方式結合而構成的。當時無法分解的東西不一定是元素。 十七世紀下半葉英國波義耳 (Boyle. R. 1627—1691) 批判了上述元素的錯誤慨念，于 1661 年在其名著《懷疑派的化學家》一書中提出了新的元素慨念。 古代元素的本來意義是物質的基元單位，是世界萬物的組成部分，如我國的五行學說；古希臘的四元素說，但這些僅僅是一種天才的猜測。 1799 年，法國化學家普魯斯特（ Joseph L. Proust 1754—1826 ）：發(fā)現定比定律：來源不同的同一種物質中元素的組成是不變的。 1785 年，法國化學家拉瓦錫（ Antoine L. Lavoisier 1743—1794 ）：提出了質量守衡定律：化學反應發(fā)生了物質組成的變化，但反應前后物質的總質量不變。 波意耳：第一次給出了化學元素的操作性定義 化學元素是用物理方法不能再分解的最基本的物質組分，化學相互作用是通過最小微粒進行的，一切元素都是由這樣的最小微粒組成的。 核外電子運動的波粒二象性（德布羅衣的預言，電子的衍射試驗，測不準關系）。 2 ．了解屏蔽效應和鉆穿效應對多電子原子能級的影響，熟練掌握核外電子的排布。 3 ．怎樣學好化學 （ 1 ）要有動力：做任何事情都需要有動力，學習化學同樣要有動力，只有明確了為什么要學化學，自己想學化學，才有可能學好化學。 物理化學的研究對象：化學反應的規(guī)律、化學物質的結構、結構的測定方法，化學物質和化學反應與電、聲、光、磁、熱的相互關系等等，是用物理的方法研究化學。 ● 化學研究分子的組成、結構、性質與變化。參考書　《無機化學》北京師范大學、華中師范大學、南京師范大學無機化學教研室編，高等教育出版社，1992年5月第3版。 ● 化學研究包括對化學物質的①分類；②合成；③反應；④分離；⑤表征；⑥設計；⑦性質；⑧結構；⑨應用以及⑩它們的相互關系。在學習的過程中，應努力學習前人是如何進行觀察和實驗的，是如何形成分類法、歸納成概念、原理、理論的，并不斷體會、理解創(chuàng)造的過程，形成創(chuàng)新的意識，努力去嘗試創(chuàng)新。 2 ．基態(tài)原子電子組態(tài)的構造原理。四個量子數（主量子數 n ，角量子數 l ，磁量子數 m ，自旋量子數 ms ）。再到現代化學的包括同位素的元素概念，這些進展對化學這門重要基礎科學確有革命性意義。如四元素說認為物質本原是幾種抽象的性質，由這些原始性質組合成元素，再由元素產生萬物，這種把本來不存在的脫離物質的抽象性質當做第一性東西，是錯誤的，唯心的。波義耳第一次把物質的最終組成歸結為化學元素。正是 “ 這種本來可以推翻全部燃素說觀點，并使化學發(fā)生革命的元素在他們手中沒能結出果實來。 由同種元素組成的物質稱單質，如氧氣、鐵、金剛石等。元素和單質是宏觀的概念。如氧原子可以論個數，也可以論質量。他將各元素按所產生的特征 X 射線的波長排列后 ( 圖 1—1) ，就發(fā)現排列次序與其在周期表中的次序是一致的。 同位素的發(fā)現和核化學的發(fā)展是二十世紀的事，然而關于同位素的預言則在上一世紀就己提出。但是在科學上自發(fā)的唯物主義思想并不能抵抗唯心主義的襲擊。 質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱同位素 。目前已知的天然元素中約有 20 種 ( 氟、鈉、鋁、磷、金等 ) 僅有單一的穩(wěn)定同位素，但都有放射性同位素。氯在自然界中有兩種穩(wěn)定同位索：3517C1 和 3717 C1。 根據相對原子質量的定義，某元素一個原子的平均質量 ( 即平均原子質量 ) 對 12 C 原子質量的 1 ／ 12 之比，即為該元素的相對原子質量： 可見，相對原子質量和平均原于質量是兩個有區(qū)別的概念，同一元素的相對原子質量和平均原子質量的數值相同，但平均原子質量有單位 (u) ，相對原子質量則是一個沒有單位的物理量?，F將它們的區(qū)別比較如下： 由于 1mol 任何元素都含有相同的原子數，因此，相對原子質量也就是一種元素的一個原于的平均質量對 12 C 核素一個原子的質量的 1 ／ 12 之比。某元素一個原子比氫原子重幾倍，則原子量就是幾。 到 1929 年發(fā)現了氧的同位素。 到了十八世紀末，歐洲已進入資本主義上升時期，生產的迅速發(fā)展推動了科學的進展。 依照當量定律和定組成定律提供的大量數據，初步測出了氫、氧、氮、硫、磷、碳等元素的原子量，為他的原子論提供了依據并形成了完整的理論體系。 3 ．每一種物質都是由它自己的原子組成。 道爾頓的原子論合理地解釋了當時的各個化學基本定律。 n 2 ：大于 n 1 的正整數 , ： 譜線的頻率 (s 1 ), R ： 里得堡 (Rydberg) 常數 10 15 s 1 142 玻爾理論 （ 1 ）行星模型 （ 2 ）定態(tài)假設 （ 3 ）量子化條件 （ 4 ）躍遷規(guī)則 15 氫原子結構（核外電子運動）的量子力學模型 151 波粒二象性 1. 光的波粒二象性 對于光： P = mc = h n / c = h / l 對于微觀粒子： l = h / P = h /m u 2. 微粒的波粒二象性 (Louis de Broglie,1924) 152 德布羅意關系式 P = h / l = h / m u 153 海森堡不確定原理 微觀粒子，不能同時準確測量其位置和動量測不準關系式： Δx －粒子的位置不確定量 Δ u －粒子的運動速度不確定量 154 氫原子的量子力學模型 1 ．電子云 2 ．電子的自旋 3 ．核