【正文】 質(zhì)稱順磁性物質(zhì)。 對(duì)順磁性物質(zhì)而言，其產(chǎn)生的磁矩如果只考慮純自旋貢獻(xiàn)，不考慮軌道貢獻(xiàn)和旋軌道偶合時(shí)有如下關(guān)系： 22 離子鍵 D=247 I=495 E A =376含離子鍵的化合物為離子化合物。頭碰頭方式重疊是最有效的重疊，故形成的化學(xué)鍵最穩(wěn)定。 若與中心原子成鍵的原子電負(fù)性大，其電子云密度也高，對(duì)其它成鍵原子的排斥也大，故鍵角也相應(yīng)增大；若有部分原子形成 π 鍵也相當(dāng)于增大電子云密度，故鍵角也會(huì)增大。 分子軌道就象一個(gè)原子的原子軌道一樣在能量上不同按能級(jí)由低到高的順序依次排列，但表示符號(hào)已變?yōu)?σ 、 π 、 δ… 替代原子軌道的 s 、 p 、 d 、 f… 。 金屬能導(dǎo)電，說(shuō)明金屬中有自由移動(dòng)的電子，而金屬的價(jià)層電子數(shù)一般少于 4 ，一般為 1~2 個(gè)，在金屬晶體中，原子的配位數(shù)卻達(dá) 8 或 12 ，顯然，不可能形成 8 或 12 個(gè)普通化學(xué)鍵。 滿帶：電子填滿的能帶 由于元素的電負(fù)性差值在變，故其離子成分也變，鍵型由 100% 的共價(jià)型轉(zhuǎn)向離子型（離子成份 50% ），若是金屬間形成化學(xué)鍵，典型的共價(jià)鍵即成為金屬鍵，也向離子鍵過(guò)渡。 色散力（ dispersion forces) ：分子中電子和原子核的瞬間位移而產(chǎn)生瞬間偶極，瞬間偶極的作用只能產(chǎn)生于相鄰分子間，這種相互吸引便是色散力。 氫鍵的形成條件： 只有熔化后溫度才上升。晶胞在三維空間無(wú)限重復(fù)就產(chǎn)生晶體。四方體心格子（ U ） 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。立方面心格子 (F) 屬于等軸晶系，單位 平行六面體是一個(gè)立方體。 晶體有一定規(guī)則的幾何外形。 一般是靜電作用，但它有方向性，即孤電子對(duì)的伸展方向。 27 氫 鍵 只有極性分子存在才會(huì)產(chǎn)生。 用分子軌道理論處理金屬鍵，把整個(gè)金屬晶體看成的一個(gè)大分子，則所有能量相近的原子軌道要參與組合，由于參與組合的原子軌道極多且能量一樣（合金中能量相近），故組合后的分子軌道在能量間隔上相差極小，甚至產(chǎn)生能量重疊。 25 金屬鍵和鍵型過(guò)渡 第二周期元素同核雙原子分子軌道能級(jí)為： σ 1s , σ 1s * , σ 2s , σ 2s * , σ 2p , 2π 2p , 2π 2p * , σ 2p * … （ Li,Be,O,F ） 或σ 1s , σ 1s * , σ 2s , σ 2s * , 2π 2p , σ 2p , 2π 2p * , σ 2p * …(B,C,N) 填充電子后的分子若其成鍵軌道上的電子總數(shù)大于反鍵軌道上的電子總數(shù)則分子可以形成，否則不穩(wěn)定。 能量相近原則：能量越近，組合后的成鍵軌道比原軌道能量降低得越多，反鍵軌道比原軌道能量升高得越多。 雜化軌道只用于形成 σ 鍵或孤電子對(duì)。 Milliken 和 Hund,F 也應(yīng)用量子力學(xué)，從另一角度出發(fā)，處理了 H2+ 而創(chuàng)立了分子軌道理論： Molecular Orbital Theory (MOT) 。 離子鍵的本質(zhì)：原子或原子團(tuán)發(fā)生電子得失而形成正負(fù)離子，通過(guò)正負(fù)離子間的靜電作用： F=Z + Z /d2 離子從無(wú)限遠(yuǎn)處靠近形成離子晶體而作的功。是離子化合物穩(wěn)定性的量度。 分子的磁性 正負(fù)電荷重心不重合的化學(xué)鍵稱極性鍵。 d=201pm 3 鍵角 H2O (g) =H (g) +OH (g) [ 教學(xué)重點(diǎn) ] 1 ． VSEPR 2 ． VB 法 3 ． MO 法 [ 教學(xué)難點(diǎn) ] MO 法 [ 教學(xué)時(shí)數(shù) ] 8 學(xué)時(shí) [ 主要內(nèi)容 ] 1 ．離子鍵：離子鍵的形成、離子的特征（電荷，半徑，構(gòu)型） 2 ．共價(jià)鍵：價(jià)鍵理論－電子配對(duì)法（本質(zhì)，要點(diǎn)，飽和性，方向性，類型 σ 鍵、 π 鍵）。在同一主族中，從上到下電負(fù)性遞減，元素的非金屬性依次減弱。但由上表可知，ⅥＡ和ⅦＡ族的頭一個(gè)元素（氧和氟）的電子親合勢(shì)并非最大，而分別比第二個(gè)元素（硫和氧）的電子親合勢(shì)要小。各區(qū)內(nèi)所屬元素的族數(shù)與原子核外電子分布的關(guān)系見表 2 。 (2) p 區(qū)元素，最外電子層結(jié)構(gòu)是 ns 2 np 16 ，從第Ⅲ A 族到第 0 族元素。 道爾頓的原子論合理地解釋了當(dāng)時(shí)的各個(gè)化學(xué)基本定律。依照當(dāng)量定律和定組成定律提供的大量數(shù)據(jù)，初步測(cè)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(jù)并形成了完整的理論體系。 到了十八世紀(jì)末，歐洲已進(jìn)入資本主義上升時(shí)期，生產(chǎn)的迅速發(fā)展推動(dòng)了科學(xué)的進(jìn)展。某元素一個(gè)原子比氫原子重幾倍，則原子量就是幾。 由于 1mol 任何元素都含有相同的原子數(shù)，因此，相對(duì)原子質(zhì)量也就是一種元素的一個(gè)原于的平均質(zhì)量對(duì) 12 C 核素一個(gè)原子的質(zhì)量的 1 ／ 12 之比。 根據(jù)相對(duì)原子質(zhì)量的定義，某元素一個(gè)原子的平均質(zhì)量 ( 即平均原子質(zhì)量 ) 對(duì) 12 C 原子質(zhì)量的 1 ／ 12 之比，即為該元素的相對(duì)原子質(zhì)量： 可見，相對(duì)原子質(zhì)量和平均原于質(zhì)量是兩個(gè)有區(qū)別的概念，同一元素的相對(duì)原子質(zhì)量和平均原子質(zhì)量的數(shù)值相同，但平均原子質(zhì)量有單位 (u) ，相對(duì)原子質(zhì)量則是一個(gè)沒有單位的物理量。氯在自然界中有兩種穩(wěn)定同位索：3517C1 和 3717 C1。 質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱同位素 。 同位素的發(fā)現(xiàn)和核化學(xué)的發(fā)展是二十世紀(jì)的事，然而關(guān)于同位素的預(yù)言則在上一世紀(jì)就己提出。他將各元素按所產(chǎn)生的特征 X 射線的波長(zhǎng)排列后 ( 圖 1—1) ，就發(fā)現(xiàn)排列次序與其在周期表中的次序是一致的。元素和單質(zhì)是宏觀的概念。 正是 “ 這種本來(lái)可以推翻全部燃素說(shuō)觀點(diǎn)，并使化學(xué)發(fā)生革命的元素在他們手中沒能結(jié)出果實(shí)來(lái)。如四元素說(shuō)認(rèn)為物質(zhì)本原是幾種抽象的性質(zhì)，由這些原始性質(zhì)組合成元素，再由元素產(chǎn)生萬(wàn)物，這種把本來(lái)不存在的脫離物質(zhì)的抽象性質(zhì)當(dāng)做第一性東西，是錯(cuò)誤的，唯心的。 2 ．基態(tài)原子電子組態(tài)的構(gòu)造原理。 物理化學(xué)的研究對(duì)象：化學(xué)反應(yīng)的規(guī)律、化學(xué)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)、結(jié)構(gòu)的測(cè)定方法，化學(xué)物質(zhì)和化學(xué)反應(yīng)與電、聲、光、磁、熱的相互關(guān)系等等，是用物理的方法研究化學(xué)。 2 ．了解屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)對(duì)多電子原子能級(jí)的影響，熟練掌握核外電子的排布。 1785 年，法國(guó)化學(xué)家拉瓦錫（ Antoine L. Lavoisier 1743—1794 ）：提出了質(zhì)量守衡定律：化學(xué)反應(yīng)發(fā)生了物質(zhì)組成的變化，但反應(yīng)前后物質(zhì)的總質(zhì)量不變。 古代元素的本來(lái)意義是物質(zhì)的基元單位，是世界萬(wàn)物的組成部分，如我國(guó)的五行學(xué)說(shuō)；古希臘的四元素說(shuō)，但這些僅僅是一種天才的猜測(cè)。當(dāng)時(shí)無(wú)法分解的東西不一定是元素。如自然界中氧元素的原子有 % 是由 8 個(gè)質(zhì)子和 8 個(gè)中于組成的 168O) ，有 ％是由 8 個(gè)質(zhì)子和 9 個(gè)中子組成的 (證明了上述推論的正確，也可以說(shuō)用實(shí)驗(yàn)證明了原子序數(shù)是原子的基本參數(shù)。同量素的存在，也說(shuō)明了以核電荷 ( 質(zhì)子數(shù) ) 作為劃分元素的標(biāo)準(zhǔn)是符合客觀規(guī)律的，抓住了事物的本質(zhì)。但是，我們可以稱取 1mol 某元素的原子，用摩爾質(zhì)量除以阿佛加德羅數(shù)．從而得到以克為單位的某元素原子的質(zhì)量。 1940 年國(guó)際原于量與同位素豐度委員會(huì)確定以 為兩種標(biāo)度的換算因數(shù)：物理相對(duì)原子質(zhì)量＝ 化學(xué)相對(duì)原子質(zhì)量 其后世界各國(guó)的哲學(xué)家，包括中國(guó)戰(zhàn)國(guó)時(shí)期《莊子》一書中，均對(duì)物質(zhì)可分與否爭(zhēng)論不休，延續(xù)時(shí)間很久。 3 ．倍比定律： 1803 年英國(guó)的中學(xué)教師道爾頓發(fā)現(xiàn)，當(dāng)甲乙兩種元素互相化合生成兩種以上化合物時(shí)，則在這些化合物中，與同一質(zhì)量甲元素化合的乙元素的質(zhì)量間互成簡(jiǎn)單的整數(shù)比。這不正是原子個(gè)數(shù)比的一種表現(xiàn)嗎 ? 這使他確信．物質(zhì)都是由原子結(jié)合而成，不同元素的原子不同，因而相互結(jié)合后就產(chǎn)生出不同物質(zhì)。原子量的測(cè)定又為元素周期律的發(fā)現(xiàn)打下了基礎(chǔ)。 l, 一種取向相當(dāng)于一個(gè)軌道，共可取 2 l + 1 個(gè)數(shù)值。 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。元素周期表是化學(xué)元素周期律的具體表現(xiàn)，是化學(xué)元素性質(zhì)的總結(jié)。 ⑵長(zhǎng)周期內(nèi)原子半徑的變化（ 4 、 5 周期） 182 電離能 ⑶某些元素其電離勢(shì)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(jié)構(gòu)，穩(wěn)定性較高。 2 ．掌握價(jià)鍵理論，雜化軌道理論。 298 （ AB ） A ─ B (g) =A (g) +B (g) △ H176。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(yīng)增大。 若一個(gè)原子與多個(gè)相同原子形成多個(gè)化學(xué)鍵則一般有 : D1 D2 D3 …Dn , 但說(shuō)到鍵能則是其平均值。 5 分子的性質(zhì) 電負(fù)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(guān)，但核間距起次要作用。 共價(jià)鍵有飽和性，成單電子的數(shù)目就是成鍵數(shù)目； 共價(jià)鍵有方向性，沿軌道方向重疊可產(chǎn)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(wú)方向性，只有 s 軌道之間形成的鍵無(wú)方向性。 雜化類型決定于成鍵中心原子的價(jià)軌道和成鍵時(shí)的方式。 異核或多核分子中可能沒有非鍵軌道，也可能有一定數(shù)量的非鍵軌道。 鍵型過(guò)渡 除極少數(shù)極性極強(qiáng)的分子外，色散力是分子間的主流作用力。 對(duì)大多數(shù)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。 氫必須與電負(fù)性極大的元素成鍵，以保證鍵的強(qiáng)極性和偶極電荷。 31 晶體 311 晶體的宏觀特征 晶體的這三大特性是由晶體內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的。正交面心格子（ S ） 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。單位平行六面體底面為菱形的柱體。兩對(duì)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。 氫鍵有分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵。氫鍵強(qiáng)于分子間作用力。 分子間力的作用距離在數(shù)百 pm ，比化學(xué)鍵作用距離長(zhǎng)。分子偶極越大，取向力越大。 26 分子間作用力 等電子體 CH4 , NH4+ , CCl4 。還與原子參與組合的價(jià)軌道有關(guān)（對(duì)稱性）， σ 對(duì)稱性穩(wěn)定性一般高于 π ，而 π 又高于 δ 。 24 分子軌道理論簡(jiǎn)介 只有能量相近的軌道才能進(jìn)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(shù)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(qiáng)于未雜化的軌道。 23 共價(jià)鍵 離子鍵的特征 有： U ∝ Z + Z /(r + +r ) △ H 1 =526 對(duì)雙原子分子來(lái)說(shuō)，點(diǎn)電荷間的距離就是核間距。 D (HO) =HCOOH (g) =HCOO (g) +H (g) 一般來(lái)說(shuō)，金屬元素的電負(fù)性在 ~ 以下，非金屬元素的電負(fù)性在 ~ 以上。實(shí)際上元素在形成化合物時(shí)，有的元素的原子既難于失去電子，又難于獲得電子，如碳、氫元素等。各周期其它元素的電離勢(shì)則介于這兩者之間。 ⑴短周期內(nèi)原子半徑的變化（ 1 、 2 、 3 周期） (3) 1913 年莫斯萊的敘述：“化學(xué)元素的性質(zhì)是它們?cè)有驍?shù)（而不再是原子量）的周期性函數(shù)”。 1869 年發(fā)現(xiàn)化學(xué)元素周期律。例如一體積氮?dú)夂鸵惑w積氫氣化合生成成兩體積氯化氫： 一體積氯氣和兩體積氫化合生成兩體積水蒸氣： 14 原子結(jié)構(gòu)的玻爾行星模型 141 氫原子光譜 1. 連續(xù)光譜 (continuous spectrum) 2. 線狀光譜 ( 原子光譜 )(line spectrum) 3. 氫原子可見光譜 4 ．巴爾麥 ( J. Balmer) 經(jīng)驗(yàn)公式 (1885) : 譜線波長(zhǎng)的倒數(shù) , 波數(shù) (cm1). n : 大于 2 的正整數(shù) , R H ：常數(shù) , 10 7 m 1 n = 3, 4 , 5, 6 分別對(duì)應(yīng)氫光譜 Balmer 系中 H a 、 H b 、 H g 、 H d 、 里得堡 (Rydberg) 瑞典 1913 2 ．同種類的原子在質(zhì)量、形狀和性質(zhì)上都完全相同，不同種類的原子則不同。 13 原子的起源和演化 必須指出，元素的 “ 相對(duì)原子質(zhì)量 ” 和核素的 “ 原子質(zhì)量 ” ，雖然都是以 12 C 為基準(zhǔn)，但是它們是兩個(gè)不同的概念。 同位素有的是穩(wěn)定的，稱穩(wěn)定同位素；有的具有放射性，稱放射性同位素。英國(guó)科學(xué)家克魯克斯 (Crookes ， w ． 1832—1919) ，俄國(guó)科學(xué)家布特列洛夫（ 1828—1886 ）為解釋上述矛盾先后提出過(guò)同一元素的原子可具有不同的原子量，而且可用化學(xué)分餾法將它們分開，實(shí)際上他已從自發(fā)的唯物主義立場(chǎng)提出了同位素的思想。在討論物質(zhì)的結(jié)構(gòu)時(shí)，原子這個(gè)概念又有量的涵義。宇宙萬(wàn)物都是由這些元素的原子構(gòu)成的。元素是在原子水平上表示物質(zhì)組分的化學(xué)分類名稱。而認(rèn)識(shí)的方法是分析，即把物體分解為元素 ” 。 化學(xué)中元素的概念經(jīng)過(guò)兩次重大發(fā)展，從古代元素概念到近代化學(xué)的元素概念。波函數(shù)、原子軌道和電子云的區(qū)別與聯(lián)系。 （ 3 ）要講究方法：要選找出最適合自己的學(xué)習(xí)方法。 ● 化學(xué)是一門研究分子和超分子層次的化學(xué)物種的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化的自然科學(xué)。教材《無(wú)機(jī)化學(xué)》北京師范大學(xué)、華中師范大學(xué)、南京師范大學(xué)無(wú)機(jī)化學(xué)教研室編，高等教育出版社，2002年8月第4版。 ● 化學(xué)是研究分子層次以及以超分子為代表的分子以上層次的化學(xué)物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化的科學(xué)。 （ 2 ）要重視實(shí)踐的指導(dǎo)作用：要做好實(shí)驗(yàn)，要認(rèn)真完成作業(yè)，要善于思考，要做研究，要學(xué)會(huì)自學(xué)。 2 ．核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述：波函數(shù)、電子云及其圖象表示（徑向與角度分布圖）。 “ 元素是組成復(fù)雜物體和分解復(fù)雜物體時(shí)最后所得的那種最簡(jiǎn)單的物體 ” ，是用一般化學(xué)方法不能再分解為更簡(jiǎn)