【正文】 四方原始格子（ T ） 屬于四方晶系，單位平行六面 體為橫截面為正方形的四方柱。晶體有一定的熔點(diǎn)。鍵極性越大，氫鍵越強(qiáng)，負(fù)電荷密度越高，氫鍵越強(qiáng)。 與氫成鍵的元素的原子半徑必須很小。 作用力遠(yuǎn)不如化學(xué)鍵，一般 40KJ/mol ，比化學(xué)鍵小 10~100 倍。誘導(dǎo)能力強(qiáng)的分子其變形成性往往越差，而變形性強(qiáng)的分子其誘導(dǎo)能力又差。 取向力特點(diǎn)： 但一般的化學(xué)鍵很少是單純是三種鍵的一種，而是混合型。 σ 鍵和 π 鍵 軌道的雜化 不可能有 100% 的離子鍵 ；成鍵原子電負(fù)性差值越大，離子鍵成分越高。 鍵長(zhǎng)：成鍵兩原子的核間的平衡距離。 D (HOH) =OH (g) =H (g) +O (g) 4 ．分子軌道理論：分子軌道理論的基本要點(diǎn)，分子軌道的能級(jí)圖，實(shí)例 同核： H2 、 He 、 O2 、 F2 、 N2 ；異核： NO 、 HF 。 184 電負(fù)性 因此，元素的第一電離勢(shì)是該元素金屬活潑性的一種衡量尺度。 ⑷同族元素原子半徑的變化 因此， d 區(qū)過(guò)渡元素從左向右，原子半徑只是略有減小，縮小程度不大；到了 ds 區(qū)元素，由于次外層的（ｎ－ 1 ）ｄ軌道已經(jīng)全充滿，ｄ電子對(duì)核電荷的抵消作用較大，超過(guò)了核電荷數(shù)增加的影響，造成原子半徑反而有所增大。18 元素周期性 181 原子半徑 (4) ds 區(qū)元素，電子層結(jié)構(gòu)是 ( n 1) d 10 ns 1 和 ( n 1) d 10 ns 2 ，包括第 IB 、 IIB 族。 門捷列夫預(yù)言： (1) 鎵、鈧、鍺、釙、鐳、錒、鏷、錸、锝、鈁、砹和稀有氣體等多種元素的存在?；衔锏膹?fù)雜原子是由為數(shù)不多的簡(jiǎn)單原子組成。這些定律是： 在化學(xué)工作中使用相對(duì)原于質(zhì)量的地方很多，因此，化學(xué)界希望選擇一個(gè)新標(biāo)度，并希望這個(gè)新標(biāo)度對(duì)原有的相對(duì)原子質(zhì)量數(shù)值改變?cè)叫≡胶谩?1860 年又改 O ＝ 16 作標(biāo)準(zhǔn)，這樣可使相對(duì)原子質(zhì)量數(shù)值小些，同時(shí)保持氫元素原子量約等于 1 。 相對(duì)原子質(zhì)量用符號(hào) A r(E) 表示， A 代表原子質(zhì)量，下標(biāo) r 表示相對(duì)， E 代表某元素。如汞元素的相對(duì)原于質(zhì)量 A r(Hg) ＝ 表示汞元素平均原子質(zhì)量是 12 C 核素原子質(zhì)量 1 ／ 12 的 倍。 同位素發(fā)現(xiàn)以后，人們認(rèn)識(shí)到每種元素都有一定數(shù)目 ( 一種或一種以上 ) 的核素。同一元素的各種同位素的原于核雖有差別，但是他們的核外電子數(shù)和化學(xué)性質(zhì)基本相同。同種元素的不同核素，質(zhì)子數(shù)相同，在周期表中占同一位置，這就是同位素的原意。又如門捷列夫排周期表時(shí)，把碲 () 排在碘 () 前，還有氬 () 具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子稱為核素。莫斯萊總結(jié)的公式為： 即特征 x 射線波長(zhǎng) (λ) 的倒數(shù)的平方根與原子序數(shù) (z) 呈直線關(guān)系 ( 圖 1—2) 。某些元素可以形成幾種單質(zhì)，譬如碳的同素異性體有金剛石、石墨兩種；硫的同素異性體有正交硫、單斜硫、無(wú)定形硫和彈性硫等。 瑞典化學(xué)家貝采里烏斯（ J. J. Berzelius 1779—1848 ）：確定了當(dāng)時(shí)已知元素的原子量，發(fā)明了元素符號(hào)。 [ 教學(xué)難點(diǎn) ] 1 ．核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。　《無(wú)機(jī)化學(xué)例題與習(xí)題》徐家寧等編，高等教育出版社，2000年7月第1版。 有機(jī)化學(xué)的研究對(duì)象：碳?xì)浠衔锛捌溲苌铩?2 從 ,pl 查截止目前化學(xué)物質(zhì)的總數(shù)目。原子結(jié)構(gòu)與元素周期性的關(guān)系（元素性質(zhì)呈周期性的原因，電子層結(jié)構(gòu)和周期的劃分，電子層結(jié)構(gòu)和族的劃分，電子層結(jié)構(gòu)和元素的分區(qū)）。 但這個(gè)概念在很大程度上有主觀因素。 1920 年英國(guó)科學(xué)家查德威克 (Chadwick ， James ． 1891 一 1974) 進(jìn)一步做了不同元素的 α 質(zhì)點(diǎn)散射實(shí)驗(yàn)。氧元素等都是多核素元素，天然存在的鈉元素，只有質(zhì)子數(shù)為 11 ，中于數(shù)為 12 的一種鈉原子 2311Na ，即鈉元素只有 23Na 一種核素，這樣的元素稱單一核素元素。 同樣的,6529Cu 和6530 Zn ，質(zhì)量數(shù)都是 65 ，由于它們的質(zhì)子數(shù)不同，也分屬于不同元素 —— 銅和鋅。如汞的平均原子質(zhì)量為 。 1 ．相對(duì)原子質(zhì)量是某元素一個(gè)原于的平均質(zhì)量對(duì) 12C 核素一個(gè)原子的質(zhì)量的 1 ／12 之比，而原子質(zhì)量是某核素一個(gè)原子的質(zhì)量，前者是討論某元素天然存在的所有核素原子的平均質(zhì)量，后者只討論某元素一種核素原子的質(zhì)量。124 元素的相對(duì)原子質(zhì)量 由于原子很小，質(zhì)量很輕 ( 最輕的原子約重 10 24 g ，而最重的原子也不夠此重的 250 倍 ) 。從這時(shí)起就有了所謂化學(xué)相對(duì)原子質(zhì)量和物理相對(duì)原子質(zhì)量并行的兩種標(biāo)度。 公元前約四百年，哲學(xué)家對(duì)萬(wàn)物之原作了種種推測(cè)。 2 19 世紀(jì)初，為了解釋元素互相化合的質(zhì)量關(guān)系的各個(gè)規(guī)律．道爾頓把他的原子論思想引進(jìn)了化學(xué)，他認(rèn)為物質(zhì)都是由原子組成的，不同元素的化合就是不同原子間的結(jié)合。他還第一次列出了一些元素的原子量。原子論闡明了各質(zhì)量定律的內(nèi)在聯(lián)系，從微觀的物質(zhì)結(jié)構(gòu)角度揭示了宏觀化學(xué)現(xiàn)象的本質(zhì)，總結(jié)了這個(gè)階段的化學(xué)知識(shí)。 2, 177。 3. 元素在周期表中的位置與元素原子電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系 元素的分區(qū)與原子的電子層結(jié)構(gòu) 在短周期中，從左到右隨著原子序數(shù)的增加，核電荷數(shù)在增大，原子半徑在逐漸縮小。由于鑭系收縮的影響，使鑭系后面的各過(guò)渡元素的原子半徑都相應(yīng)縮小，致使同一副族的第 6 周期過(guò)渡元素的原子半徑非常接近。 副族元素區(qū)內(nèi)，從上到下，原子半徑一般只是稍有增大。在ⅠＡ族中最下方的銫有最小的第一電離勢(shì)，它是周期系中最活潑的金屬元素。 ⅡＢ族元素的最高氧化數(shù)為 +2 ，ⅠＢ族和第Ⅷ族元素的氧化數(shù)變化不很規(guī)律。 鍵能：在 ， 298K 下，斷開 1molAB 理想氣體成 A 、 B 時(shí)過(guò)程的熱效應(yīng)，稱 AB 的鍵能，即離解能。 鍵能越大鍵越穩(wěn)定，對(duì)雙原子分子來(lái)說(shuō)分子就越穩(wěn)定或化學(xué)惰性。 4 鍵的極性 離子鍵是最強(qiáng)的極性鍵。 △ H 2 =243 離子化合物的鍵能（離解能） ： (I+E A +△H1 ) 離子鍵 因離子的電荷是球形對(duì)稱的，故只要空間條件允許，可盡可能多地吸引異號(hào)電荷的離子，離子鍵沒(méi)有飽和性。 Lewis,. 原子價(jià)的電子理論，分子趨向于形成共用電子對(duì)來(lái)滿足 8e 結(jié)構(gòu) Heitler,W. 和 London,F 應(yīng)用量子力學(xué)處理 H2 ， Pauling,L 發(fā)展這一成果，創(chuàng)立了現(xiàn)代價(jià)鍵理論： Valence Bond Theory (VBT) 。肩并肩重疊不如頭碰頭重疊有效，故 π 鍵穩(wěn)定性一般不如 σ 鍵 。 組成分子的所有原子軌道包括價(jià)軌道和非價(jià)軌道都并入分子軌道，且在形成分子軌道之前進(jìn)行重新組合。 電子在分子軌道上的填充順序與電子在原子軌道上的填充順序一致，即滿足能量最低原理，保里不相容原理和洪特規(guī)則。金屬鍵可看成是許多原子共用許多電子而形成的特殊共價(jià)鍵，只不過(guò)該共價(jià)鍵沒(méi)有方向性，也沒(méi)有飽和性。 分子間作用力由范德華（ Van der Waals) 提出，又稱范德華力，按作用力的產(chǎn)生原因分三種力：取向力、誘導(dǎo)力、色散力。 又稱 Debye 力。分子 變形性 越大，色散力越大。 3 ．了解晶體的缺陷和非整比化合物。正交體心格子（ P ） 屬于正交晶系，單位平行六 面體為長(zhǎng)、寬、高都不等的長(zhǎng)方 體，單位平行六面體參數(shù)為： a0 ≠ b0 ≠ c0 α = β = γ =90 176。單位平行六面體參數(shù)為： a0 ≠ b0 ≠ c0 ，α = β =90 o ， γ =120 o 三方菱面體格子（ R ） 屬于三方晶系，單位 平行六面體相當(dāng)于立方體 在 4L3 中的一個(gè) L3 方向被 拉長(zhǎng)或壓縮，使立方體變 成菱面體。 β≠ 90176。有些晶體，因在各個(gè)方向上排列的差異而導(dǎo)致各向異性 。第 3 章 晶體結(jié)構(gòu)[ 教學(xué)要求 ] 1 ．了解晶體與非晶體的區(qū)別，掌握晶體的基本類型及其性質(zhì)特點(diǎn)。 誘導(dǎo)力（ induction forces) ：極性分子誘導(dǎo)其它分子產(chǎn)生偶極（非極性分子）或附加偶極（極性分子）。 禁帶：滿帶與導(dǎo)帶間的能量間隔。 自由電子理論 : 金屬的電負(fù)性小，容易失去價(jià)層電子，而形成正離子。 等電子體一般有相似的結(jié)構(gòu)。 雜化類型 雜化的幾點(diǎn)說(shuō)明 成鍵時(shí)成單電子必須自旋方向相反，在核間電子云密度最大形成穩(wěn)定化學(xué)鍵； 和△H2 ，這兩項(xiàng)合稱晶格能。離子化學(xué)物形成必然伴隨電子得失，只有活潑的金屬和活潑的非金屬之間可形成離子鍵。 鍵角與成鍵原子的成鍵軌道有關(guān)，在成鍵軌道確定時(shí)還決定于成鍵原子的價(jià)層電子鍵角用于說(shuō)明分子的空間結(jié)構(gòu)，對(duì)分子的性質(zhì)尤其是物理性質(zhì)有推導(dǎo)作用。 鍵長(zhǎng)也受環(huán)境影響 , 一般來(lái)說(shuō) , 成鍵原子環(huán)境電負(fù)性越強(qiáng)鍵越短。 D (NH) =360 從ⅢＢ～ⅦＢ族元素原子的價(jià)電子，包括最外層的 s 電子和次外層的 d 電子都能參與成鍵，因此元素的最高氧化數(shù)也等于全部?jī)r(jià)電子數(shù)，亦等于族數(shù)。 185 氧化態(tài) 因此把原子在分子中吸引電子的能力叫做元素的電負(fù)性。元素的金屬性慢慢減弱，由活潑的金屬元素過(guò)渡到非金屬元素。因此 f 區(qū)元素從左向右原子半徑減小的幅度更小。 (2) 各周期元素的數(shù)目 = 相應(yīng)能級(jí)組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。 (5) 1940 — 1974 年提出并證實(shí)了第二個(gè)稀土族──錒系元素的存在。 1 ．元素周期表概述 （ 3 ）能量最低原理 (2) 角量子數(shù) l ， l = 0, 1, 2, 3… n 1 ， 以 s ， p ， d ， f 對(duì)應(yīng)的能級(jí)表示亞層，它決定了原子軌道或電子云的形狀 (3) 磁量子數(shù) m ， 原子軌道在空間的不同取向， m = 0, 177。單質(zhì)是由簡(jiǎn)單原子組成的，化合物是由復(fù)雜原子組成的，而復(fù)雜原子又是由為數(shù)不多的簡(jiǎn)單原子所組成。 1787 年，年輕的道爾頓首先開始對(duì)大氣的物理性質(zhì)進(jìn)行了研究，從中逐漸形成了他的化學(xué)原子論思想。隨后人們通過(guò)實(shí)驗(yàn)證明氧的同位素豐度在自然界的分布是不均勻的，因而認(rèn)識(shí)到用天然氧作相對(duì)原子質(zhì)量標(biāo)準(zhǔn)不夠妥當(dāng)。 4 ．某些元素的相對(duì)原于質(zhì)量與核素的豐度有關(guān)；原于質(zhì)量與核素的豐度無(wú)關(guān)?？梢哉f(shuō)，大多數(shù)天然元素都是由幾種同位素組成的混合物。他們二入先后屈服于降神術(shù)。 原子序數(shù)不僅代表元素在周期系中的位置，而且還有一定的物理意義，它代表著原子的某種特征。但元素沒(méi)有這樣的涵義，它指的是同一種類的原子。單質(zhì)相當(dāng)于同一元素表現(xiàn)為實(shí)物時(shí)的存在狀態(tài)。他的元素概念是實(shí)在的基元物質(zhì)。 1732 年，尤拉（ Leonhard Euler, 1707—1783 ）：自然界存在多少種原子，就存在多少種元素。 3 ．核外電子排布和元素周期表；多電子原子的能級(jí)（屏蔽效應(yīng)，鉆穿效應(yīng)，近似能級(jí)圖，原子能級(jí)與原子序數(shù)關(guān)系圖）。在學(xué)習(xí)的過(guò)程中，應(yīng)努力把握學(xué)科發(fā)展的最新進(jìn)展，努力將所學(xué)的知識(shí)、概念、原理和理論理解新的事實(shí)，思索其中可能存在的矛盾和問(wèn)題，設(shè)計(jì)并參與新的探索。 2 ．化學(xué)的主要分支 經(jīng)典化學(xué)的四大分支： 無(wú)機(jī)化學(xué)、有機(jī)化學(xué)、分析化學(xué)、物理化學(xué)?！　稛o(wú)機(jī)化學(xué)》邵學(xué)俊等編，武漢大學(xué)出版社，2003年4月第2版。（太寬泛） ● 化學(xué)研究的是化學(xué)物質(zhì) (chemicals) 。 。 [ 教學(xué)時(shí)數(shù) ] 8 學(xué)時(shí) [ 教學(xué)內(nèi)容 ] 1 ．核外電子運(yùn)動(dòng)的特殊性：核外電子運(yùn)動(dòng)的量子化特征（氫原子光譜和玻爾理論）。 根據(jù)現(xiàn)代化學(xué)的觀念， 元素是原子核里質(zhì)子數(shù)（即核電荷數(shù)）相同的一類原子的總稱。從這個(gè)角度看，元素和單質(zhì)既有聯(lián)系又有區(qū)別。這就是莫斯萊定律。原于核里有 6 個(gè)質(zhì)子和 7 個(gè)中子的碳原子質(zhì)量數(shù)為 13 ，稱 13C 核素。在化工冶煉過(guò)程中，發(fā)生同樣的化學(xué)反應(yīng)最后均勻混合，共存于該元素所生成的各種物質(zhì)中。 1973 年國(guó)際計(jì)量局公布了原子質(zhì)量的單位，規(guī)定一個(gè) 12 C 核素原子質(zhì)量的 1 ／ 12 為 “ 統(tǒng)一的原子質(zhì)量單位 ” ，用 “u” 表示。 因比對(duì)單一核素元素來(lái)說(shuō)，它的相對(duì)原子質(zhì)量和原子質(zhì)量數(shù)值相等但是前者無(wú)單位，后者有單位。亦即 1 個(gè)氯原子的平均質(zhì)量是 12 C 原子質(zhì)量 1/12的 倍。 實(shí)際上，除氧之外，只有五種元素 (Ag 、 C1 、 Br 、 K 、 Ar) 的相對(duì)原子質(zhì)量稍有變動(dòng)。究竟是什么原因形成了這些質(zhì)量關(guān)系的規(guī)律 ? 這樣的新問(wèn)題擺在化學(xué)家面前，迫使他們必須進(jìn)一步探求新的理論，從而用統(tǒng)一的觀點(diǎn)去闡明各個(gè)規(guī)律的本質(zhì)。如果甲元素的一個(gè)原子能與乙元素的一個(gè)、兩個(gè)或幾個(gè)原子化合形成多種化合物，乙元素原子量都相同，則與相同質(zhì)量甲元素化合的乙元素質(zhì)量之比必成簡(jiǎn)單整數(shù)比 ( 倍比定律 ) 等等。 19 世紀(jì)初，法國(guó)化學(xué)家蓋 或者是說(shuō)，在同一個(gè)原于中，不可能有兩個(gè)電子處于完全相同的狀態(tài)，即原子中兩個(gè)電子所處狀態(tài)的四個(gè)量子數(shù)不可能完全相同。 1834 年 2 月 8 日 生于西伯里亞的托波爾斯克城， 1858 年從彼得堡的中央師范學(xué)院畢業(yè)，獲得碩士學(xué)位。 元素周期表的應(yīng)用： ⑶特長(zhǎng)周期內(nèi)原子半徑的變化（ 6 、 7 周期） 由上圖可見(jiàn)元素第一電離勢(shì)的周期性變化。元素的電子親合勢(shì)越大，表示它的原子越容易獲得電子，非金屬性也就越強(qiáng)。主族元素的氧化數(shù)隨著原子核電荷數(shù)遞增而遞增。 6 ．分子間的作用力和氫鍵。同種化學(xué)鍵可能因環(huán)境不同鍵能有很大差異。但雙鍵和叁鍵的鍵能與單鍵鍵能并無(wú)簡(jiǎn)單的倍數(shù)關(guān)系。原子核間距離越短，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 鍵角：同一分子中鍵與鍵的夾角。 某些有成單電子的物質(zhì)來(lái)說(shuō)，除了產(chǎn)生抗磁性外，成單電子還會(huì)沿著外磁場(chǎng)產(chǎn)生一個(gè)順磁場(chǎng)，且產(chǎn)生的這個(gè)磁場(chǎng)比抗磁場(chǎng)要大得多，所以表現(xiàn)為順磁性，這類物