1、12本章重點5元素周期表與元素性質(zhì)的周期性元素周期表與元素性質(zhì)的周期性1微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性3原子軌道能級圖原子軌道能級圖2四個量子數(shù)四個量子數(shù)4核外電子排布能量三原則核外電子排布能量三原則6離子鍵、金屬鍵、共價鍵離子鍵、金屬鍵、共價鍵7雜化軌道理論和分子的空間構(gòu)型雜化軌道理論和分子的空間構(gòu)型8分子間作用力與氫鍵分子間作用力與氫鍵3第一節(jié)第一節(jié) 原子核外電子的排布原子核外電子的排布6.1.1 核外電子的運動狀態(tài)核外電子的運動狀態(tài) 1. 玻爾理論玻爾理論 氫原子核內(nèi)只有一個質(zhì)子，核外只有一個電子，它是最簡氫原子核內(nèi)只有一個質(zhì)子，核外只有一個電子，它是最簡單的原子。在氫原子內(nèi)，

2、這個核外電子是怎樣運動的？這個單的原子。在氫原子內(nèi)，這個核外電子是怎樣運動的？這個問題表面看來似乎不太復(fù)雜，但卻長期使許多科學家既神往問題表面看來似乎不太復(fù)雜，但卻長期使許多科學家既神往又困擾，經(jīng)歷了一個生動而又曲折的探索過程。又困擾，經(jīng)歷了一個生動而又曲折的探索過程。41、愛因斯坦的光子學說愛因斯坦的光子學說2、普朗克的量子化學說、普朗克的量子化學說3、氫原子的光譜實驗、氫原子的光譜實驗4、盧瑟福的有核模型、盧瑟福的有核模型1913年，年，28歲歲的的Bohr在在的基礎(chǔ)上，建立了的基礎(chǔ)上，建立了BohrBohr理論理論. 1. 玻爾理論玻爾理論6.1.1 核外電子的運動狀態(tài)核外電子的運動狀態(tài)

3、5玻爾原子模型要點：玻爾原子模型要點：定態(tài)軌道概念：核外電子運動取一定的軌道，在此軌道上運動的電子不放出也不吸收能量。軌道能級的概念：不同定態(tài)軌道的能量是不同的，離核近能量低，離核遠能量高，軌道的不同能量狀態(tài)稱為能級，正常狀態(tài)下，電子在低能軌道上稱為基態(tài)，獲能量后可到高能軌道上，成為激發(fā)態(tài)。 1. 玻爾理論玻爾理論6.1.1 核外電子的運動狀態(tài)核外電子的運動狀態(tài)6玻爾理論成功解釋了氫原子和類氫原子光譜，缺陷是不玻爾理論成功解釋了氫原子和類氫原子光譜，缺陷是不能解釋多電子原子光譜能解釋多電子原子光譜。激發(fā)態(tài)原子發(fā)光的原因：激發(fā)態(tài)原子不穩(wěn)定，當躍遷到低能激發(fā)態(tài)原子發(fā)光的原因：激發(fā)態(tài)原子不穩(wěn)定，當躍

4、遷到低能級時，釋放出能量，以光的形式釋放出來，不同元素的原子級時，釋放出能量，以光的形式釋放出來，不同元素的原子發(fā)光時，各有特征的光譜。發(fā)光時，各有特征的光譜。軌道能量量子化概念：軌道間能量差值是不連續(xù)的，軌道能軌道能量量子化概念：軌道間能量差值是不連續(xù)的，軌道能量是不連續(xù)的，即核外電子運動的能量是量子化的。表征微量是不連續(xù)的，即核外電子運動的能量是量子化的。表征微觀粒子運動狀態(tài)的某些物理量的能量在不連續(xù)的變化，稱為觀粒子運動狀態(tài)的某些物理量的能量在不連續(xù)的變化，稱為量子化。量子化。 1. 玻爾理論玻爾理論6.1.1 核外電子的運動狀態(tài)核外電子的運動狀態(tài)7光的波粒二象性1905年愛因斯坦提出了

5、光子學說，圓滿地解釋光電效年愛因斯坦提出了光子學說，圓滿地解釋光電效應(yīng)。光作為一束光子流，其能量表示為應(yīng)。光作為一束光子流，其能量表示為E = h ，光不，光不僅具有波動性，而且具有粒子性。波粒二象性是光的僅具有波動性，而且具有粒子性。波粒二象性是光的本性。本性。 2. 微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性6.1.1 核外電子的運動狀態(tài)核外電子的運動狀態(tài)8 2. 微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性微觀粒子的波粒二象性6.1.1 核外電子的運動狀態(tài)核外電子的運動狀態(tài)1924年，法國物理學家德布羅依預(yù)言，假如光具有波粒二象性，那么微觀粒子在某些情況下，也能呈現(xiàn)波動性。hmv左邊是電子的波

6、長 ，表明它的波動性特征，右邊是電子的動量代表它的粒子性，通過普朗克常數(shù)把電子的粒子性和波動性定量地聯(lián)系起來，這就是電子的波粒二象性。91927年，年，美國物理學家戴維遜在進行電子衍射實驗時發(fā)現(xiàn)高速美國物理學家戴維遜在進行電子衍射實驗時發(fā)現(xiàn)高速運動的電子束穿過晶體光柵投射到感光底片上時，得到的不是運動的電子束穿過晶體光柵投射到感光底片上時，得到的不是一個感光點，而是明暗相間的條紋，與光的衍射圖相似，證實一個感光點，而是明暗相間的條紋，與光的衍射圖相似，證實了電子的波動性。了電子的波動性。電子衍射實驗示意圖感光屏幕感光屏幕薄晶體片薄晶體片電子束電子束電子槍電子槍衍射環(huán)紋衍射環(huán)紋 2. 微觀粒子的

7、波粒二象性微觀粒子的波粒二象性101926年，奧地利物理學家薛定諤提出了描述電子運動狀態(tài)的年，奧地利物理學家薛定諤提出了描述電子運動狀態(tài)的數(shù)學表達式，即著名的微觀粒子運動方程數(shù)學表達式，即著名的微觀粒子運動方程薛定諤方程薛定諤方程。222222228()0mEVxyzh式中: 為波函數(shù), 是空間坐標 ， ， 的函數(shù)xyz( , , )x y z方程中m，E，V體現(xiàn)電子的微粒性， 體現(xiàn)波動性。 3. 波函數(shù)和原子軌道波函數(shù)和原子軌道11波函數(shù)波函數(shù)是描述核外電子在空間運動狀態(tài)的數(shù)學函數(shù)式，即一定的波函數(shù)描述電子一定的運動狀態(tài)。 原子軌道原子軌道是波函數(shù)的空間圖像，即原子中一個電子的可能的空間運動

8、狀態(tài)。波函數(shù)的意義波函數(shù)的意義： 是描述原子核外電子運動狀態(tài)的數(shù)學函數(shù)式，是空間坐標x,y,z的函數(shù)，每一個波函數(shù)叫原子軌道。 每一個函數(shù)有一相對應(yīng)的能量E 波函數(shù) 沒有明確的直觀的物理意義，但 是表示電子在核外空間某處出現(xiàn)的幾率，即幾率密度。2 3. 波函數(shù)和原子軌道波函數(shù)和原子軌道12 4.電子云電子云13 從薛定諤方程中求出 的具體函數(shù)形式，即為方程的解。它是一個包含 n, l, m 三個常數(shù)項的三變量的函數(shù)，常表示為：),(r, ,( , , )n l mr n, l, m 量子數(shù) n, l, m 三個量子數(shù)是薛定諤方程有合理解三個量子數(shù)是薛定諤方程有合理解的必要條件。的必要條件。 5

9、 . 量子數(shù)量子數(shù)14描述原子中各電子的狀態(tài)（指電子所在的電子層和原子軌道的能級、形狀、伸展方向以及電子的自旋方向等）需要四個參數(shù)。主量子數(shù)（主量子數(shù)（n）描述電子層能量的高低次序和離核遠近的參數(shù)。n可為零以外的正整數(shù)。 n=1，2，3每個值代表一個電子層： 主量子數(shù)(n) 1 2 3 4 5電子層 第一層 第二層 第三層 第四層 第五層電子層符號 K L M N On值越小，該電子層離核越近，其能級越低。 5. 量子數(shù)量子數(shù)15確定原子軌道的形狀形狀并在多電子原子中和主量子數(shù)一起決定電子的能級能級。角量子數(shù)（角量子數(shù)（ ）l n值確定以后， 可為零到(n-1)的正整數(shù)， 其中每一個l 值代表

10、一個電子亞層：0,1,2(1)ln角量子數(shù)（ ） 0 1 2 3 4 5電子亞層符號 s p d f g hl對于多電子原子來說，同一電子層中的l 值越小，該電子亞層的能級越低，如：2s2p16 m的取值決定于l值，可取2l+1個從-l到+l（包括零）的整數(shù)，每一個m值代表一個具有某種空間取向的原子軌道。例： 三個數(shù)值，表示亞層上的三個相互垂直的原子軌道。 1,1,0, 1lm 自旋量子數(shù)（自旋量子數(shù)（ ms ） 描述核外電子的自旋狀態(tài)。只有 或 兩個數(shù)值，表示電子的一種自旋方向，順時針和逆時針方向。1212磁量子數(shù)（磁量子數(shù)（m） 是描述原子軌道在空間的伸展方向的。17軌道角度分布軌道角度分

11、布圖圖x181920211939年L.Pauling對周期表中各元素原子的原子軌道能級圖進行分析，歸納，總結(jié)出多電子原子軌道能級圖。6.1.2 原子軌道能級圖原子軌道能級圖 多電子原子的能級多電子原子的能級226.1.2 原子軌道能級圖原子軌道能級圖多電子原子軌道能量多電子原子軌道能量2324從圖中看出：各電子層能級相對高低為KLMNO同一原子同一電子層內(nèi)，對多電子原子來說，電子間的相互作用造成同層能級的分裂，各亞層能級的相對高低為EnsEnpEndEnf同一電子亞層內(nèi)，各原子軌道能級相同。同一原子內(nèi)，不同類型的亞層之間，有能級交 錯現(xiàn)象，如E4sE3dE4p； E5sE4dE5p； E6sE

12、4fE5dE6pxyzEnpEnp =Enp2526多電子原子處在基態(tài)時，核外電子的分布在不違反泡多電子原子處在基態(tài)時，核外電子的分布在不違反泡利原理的前提下，總是盡先分布在能量較低的軌道，利原理的前提下，總是盡先分布在能量較低的軌道，以使原子處于能量最低的狀態(tài)以使原子處于能量最低的狀態(tài)。最低能量原理最低能量原理在同一原子中，不可能有四個量子數(shù)完全相同的電子存在在同一原子中，不可能有四個量子數(shù)完全相同的電子存在，每一個軌道內(nèi)最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。，每一個軌道內(nèi)最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。泡利泡利(Pauli)不相容原理不相容原理原子在同一亞層的等價軌道上分布電子時，將盡可

13、能單獨原子在同一亞層的等價軌道上分布電子時，將盡可能單獨分布在不同的軌道，而且自旋方向相同，這樣分布時，原分布在不同的軌道，而且自旋方向相同，這樣分布時，原子的能量較低，體系較穩(wěn)定。子的能量較低，體系較穩(wěn)定。洪特洪特(Hund)規(guī)則規(guī)則6.1.3 原子核外電子排布原子核外電子排布 排布原則排布原則27例：N原子1s22s22p3的軌道表示式為：1s1s2 22s2s2 22p2p3 328洪特規(guī)則的特例，洪特規(guī)則的特例，等價軌道全充滿,半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的，表示為： 全充滿：P6，d10,f14 半充滿：P3,d5 ,f7 全空：P0, d0, f0例：寫出氖、鐵原子的電子結(jié)構(gòu)式。

14、氖 1s22s22p6 原子序數(shù)10 鐵 1s22s22p63s23p63d64s2 原子序數(shù)26為書寫方便，將內(nèi)層已達到稀有氣體的電子層結(jié)構(gòu)寫成“原子實”，并以稀有氣體符號加方括號來表示。例如鐵Ar3d64s2, 鉻Ar3d54s1 29電子填入軌道次序圖電子填入軌道次序圖154號元素原子核外電子的排布四個量子數(shù)與電子排布式的對應(yīng)關(guān)系價層、原子實的概念基態(tài)與激發(fā)態(tài)電子排布原子失去電子的順序基態(tài)離子的電子排布多電子原子核外電子排布多電子原子核外電子排布17Cl原子：原子：1s22s22p63s23p5所有能級均寫出，體現(xiàn)排布全貌；所有能級均寫出，體現(xiàn)排布全貌；示例及練習：示例及練習：Z = 2

15、6 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 226265124 Cr 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4sZ ：2262610129 Cu 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4sZ ：51Ar 3d 4s 101Ar 3d 4s Ar原子實原子實32原子的電子層數(shù)與該元素所在的周期數(shù)相對應(yīng)，各周期數(shù)又原子的電子層數(shù)與該元素所在的周期數(shù)相對應(yīng)，各周期數(shù)又與各能級組相對應(yīng)的，根據(jù)原子的電子層結(jié)構(gòu)不同，把周期與各能級組相對應(yīng)的，根據(jù)原子的電子層結(jié)構(gòu)不同，把周期表中各元素劃為七個周期。表中各元素劃為七個周期。 1. 原子的電子層結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系6.1.4 元素周期律與元素周

16、期表元素周期律與元素周期表元素以及由其形成的單質(zhì)與化合物的性質(zhì)，隨著原子序數(shù)（核元素以及由其形成的單質(zhì)與化合物的性質(zhì)，隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增，呈現(xiàn)周期性的變化，這一規(guī)律稱為電荷數(shù)）的遞增，呈現(xiàn)周期性的變化，這一規(guī)律稱為周期律周期律；元素周期律的圖表形式稱為元素周期律的圖表形式稱為元素周期表元素周期表。33周期能級組能級組內(nèi)各原子軌道元素數(shù)目1 1（特短）（特短）2 2（短）（短）3 3（短）（短）4 4（長）（長）5 5（長）（長）6 6（特長）（特長）7 7 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 2 8 8 18 18 32 30未

17、完 1. 原子的電子層結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系周期與相對應(yīng)的能級組的關(guān)系6.1.4 元素周期律與元素周期表元素周期律與元素周期表有關(guān)概念：有關(guān)概念：價電子：原子參加化學反應(yīng)時，能用于成鍵的電子。價電子：原子參加化學反應(yīng)時，能用于成鍵的電子。價電子層（價層）：價電子所在的亞層。價電子層（價層）：價電子所在的亞層。價電子構(gòu)型：價層電子的排布式，它能反映出該元素原子在價電子構(gòu)型：價層電子的排布式，它能反映出該元素原子在電子層結(jié)構(gòu)上的特征。電子層結(jié)構(gòu)上的特征。主族元素：主族元素：（1）定義：凡原子核外最后一個電子填入）定義：凡原子核外最后一個電子填入ns或或np亞層上的元亞層上的元素，都是主族元素。素，都是主

18、族元素。（2）主族：）主族：AA共共8個主族。個主族。（3）價層電子構(gòu)型：）價層電子構(gòu)型：ns12或或ns2np1-62. 原子的電子層結(jié)構(gòu)與族的關(guān)系2. 原子的電子層結(jié)構(gòu)與族的關(guān)系副族元素：副族元素：（1）定義：凡是原子核外最后一個電子填入）定義：凡是原子核外最后一個電子填入(n-1)d或或(n-2)f亞層亞層上的元素，都是副族元素，也稱過渡元素（最后一個電子填在上的元素，都是副族元素，也稱過渡元素（最后一個電子填在(n-2)f亞層上的元素，稱內(nèi)過渡元素）。亞層上的元素，稱內(nèi)過渡元素）。（2）副族：）副族：BBB共共8個副族。個副族。（3）價層電子構(gòu)型：）價層電子構(gòu)型：(n-1)d1-10n

19、s12361IA 02 IIA IIIAVIIA 3s 區(qū)區(qū)ns1ns2 p 區(qū)區(qū)ns2np1ns2np64IIIBVIIB VIIIIB IIB5d 區(qū)區(qū)（n-1）d18ns2 （有例外）（有例外） ds 區(qū)區(qū)(n-1)d10ns1267鑭系元素鑭系元素錒系元素錒系元素（n-2）f 1ns2 （n-2）f 14ns2 （有例外）（有例外） 3. 原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素的分區(qū)原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素的分區(qū)37 s區(qū)元素：A堿金屬，A堿土金屬。 結(jié)構(gòu)特點： ns1, ns2 p區(qū)元素： A-A 族。 結(jié)構(gòu)特點： ns2np1-6 d區(qū)元素：B-B族和B族， 結(jié)構(gòu)特點： (n-1)d1-8ns1-2

20、 ds區(qū)元素：B,B族， 結(jié)構(gòu)特點： (n-1)d10ns1-2 f區(qū)元素：鑭系，錒系元素， 結(jié)構(gòu)特點：(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns23s23p4課堂練習題：課堂練習題： 一、填空題一、填空題原子序數(shù)原子核外價電子構(gòu)型未成對電子數(shù)周期 族所屬區(qū)161942481s22s22p63s23p6 3d104s24p64d105s21s22s22p63s23p6 3d104s24p64d55s11s22s22p63s23p6 4s11s22s22p63s23p4 2個個第第3周期周期VIAp區(qū)區(qū)39第二節(jié)第二節(jié) 分子結(jié)構(gòu)分子結(jié)構(gòu) 分子結(jié)構(gòu)包括：分子結(jié)構(gòu)包括：化學鍵：化學上把分子或晶體內(nèi)相

21、鄰原子（或離化學鍵：化學上把分子或晶體內(nèi)相鄰原子（或離 子）間強烈的相互吸引作用稱為化學鍵。子）間強烈的相互吸引作用稱為化學鍵。三種基本類型：離子鍵、共價鍵、金屬鍵三種基本類型：離子鍵、共價鍵、金屬鍵分子的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型 分子之間還有較弱的相互吸引作用，稱為分子間分子之間還有較弱的相互吸引作用，稱為分子間力或范德華力力或范德華力40 1916年年W. Kossel提出，認為離子鍵的本質(zhì)是陽、陰離子之提出，認為離子鍵的本質(zhì)是陽、陰離子之間的靜電引力，可存在于氣體分子內(nèi)，但大量存在于離子間的靜電引力，可存在于氣體分子內(nèi)，但大量存在于離子晶體中。晶體中。離子鍵離子鍵：由陰、陽離子的靜電作用而

22、形成的化學鍵：由陰、陽離子的靜電作用而形成的化學鍵離子化合物離子化合物：由離子鍵形成的化合物：由離子鍵形成的化合物 活潑金屬原子與活潑非金屬原子所形成的化合物，如活潑金屬原子與活潑非金屬原子所形成的化合物，如 NaCl、KCl、MgO、CaO等，通常都是離子型化合物；等，通常都是離子型化合物； 主要以晶體的形式存在，具有較高的熔點和沸點，在熔融狀態(tài)主要以晶體的形式存在，具有較高的熔點和沸點，在熔融狀態(tài)或溶于水后其水溶液均能導電?；蛉苡谒笃渌芤壕軐щ?。（一）離子鍵理論（一）離子鍵理論6.2.1 化學鍵化學鍵41 Na Cl Na+Cl + _e 電負性小的金屬原子與電負性大的非金屬原子相遇

23、，可發(fā)生電子轉(zhuǎn)移； 分別形成陰陽離子； 陰陽離子借靜電吸引力而靠攏。 1.離子鍵的形成過程離子鍵的形成過程42靜電作用力；沒有方向性；沒有飽和性 1.7 1.7 離子鍵兩原子電負性差值 1.7 1.7 50離子鍵 1.7 1.7 共價鍵 2.離子鍵的形成條件離子鍵的形成條件3.離子鍵的特點離子鍵的特點43NaCl 晶體晶體44(1) 要點： 兩原子接近時，自旋方向相反的未成對的價電子可以配對，形成共價鍵。 原子軌道的對稱性匹配，形成化學鍵，系統(tǒng)能量最低-能量最低原理。 成鍵電子的原子軌道如能重疊越多，所形成的共價鍵就越牢固-最大重疊原理。共價鍵：原子間靠共用電子對結(jié)合起來的化學鍵共價化合物：由

24、共價鍵形成的化合物（二）（二） 共價鍵理論共價鍵理論 1價鍵理論（電子配對法，VB法）4546 具有飽和性： 每個原子成鍵的總數(shù)或以單鍵相連的原子數(shù)目是一定的，一個原子有幾個未成對的價電子，一般就只能和幾個自旋方向相反的電子配對成鍵。例如：N 1s22s22p3 含三個未成對的價電子，因此兩個N原子間最多只能形成三鍵，即N N分子。(2)共價鍵的特征：47 具有方向性：s軌道與s軌道在任何方向上都能發(fā)生有效重疊，此外，p、d、f軌道都有一定的空間伸展方向，成鍵電子的原子軌道只有沿著軌道伸展的方向進行重疊，才能實現(xiàn)最大限度的重疊，才能形成穩(wěn)定的共價健,這就決定了共價鍵的方向性。共價鍵形成方向共價鍵形成方向 非共價鍵形成方向非共價鍵形成方向 原子軌道要求盡量的最大重疊原子軌道要求盡量的最大重疊: :48(3)共價鍵的類型鍵 若原子軌道的重疊部分，對鍵軸具有圓柱形對稱性，所成的鍵稱為鍵。(Px-Px) 鍵，“頭碰頭”，電子叫做電子。 根據(jù)原子軌道重疊部分所具有的對稱性分類：4950鍵 若原子軌道的重疊部分，對鍵軸所在的某一特定平面具有反對稱性，所成的鍵稱為鍵，成鍵電子叫電子。 原子軌道以“肩并肩”方式發(fā)生重疊。5152例： N2 N: 1s22s22p3 Px-Px 鍵“頭碰頭” Py-Py 鍵“肩并肩” Pz-Pz 鍵“肩并肩”重疊程度: 鍵鍵，鍵能: 鍵取向力取向力