普通化学-物质结构基础 ppt课件
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思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子与铜原子之间，H2O
中氢原子与氧原子之间各有什么键？ 答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金 属键，在水中， H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键， H2O间存在分 子间作用力和氢键。
共价键的特性 P205-10
n 的取值：n = 1，2，3，…
n = 1，2，3，4, ···对应于电子层K，L，M，N, ···
(2) 角量子数 l：原子轨道形状
l 的取值：l = 0,1,2,3,···, (n – 1) l = 0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f 轨道。
(3) 磁量子数 m：原子轨道空间取向
1s2
附图5.6 元素分区
ns 1-2
s区元 素
(n-1)d1-8ns2 d区元素
(n-1)d10 ns1-2
ds 区 元素
ns 2np1-6 P区元素
(n-2)f1-14ns2 f 区元素
原子半径 电离能
化学键
化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。 离子键的本质：异号离子之间的静电引力。 离子键的特征：没有方向性， 没有饱和性。 金属键的本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力。 金属键的特点：没有方向性， 没有饱和性 共价键是两个原子共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子 共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键）
d 轨道, m=-2,-1,0,+1,+2有五个伸展方向
原子轨道的角度分布图
Electron spin visualized
5.2.2 核外电子分布原理与方式
原子核外电子的分布要服从以下规则：
泡里不相容原理：在同一个原子中,不允许两个电
子的四个量子数完全相同。即，同一个原子轨道最多 只能容纳两个电子，且自旋相反。
键
键
图5.15 s键和p键重叠方式示意图
图5.16 氮分子中三 键示意图
5. 分子轨道理论
当原子形成分子后，电子不再局限于原来的原子轨道， 而是属于整个分子的分子轨道。
根据原子轨道不同的叠合方式，共价键可以分为键和键等。 键——原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，即原子 轨道以“头碰头”方式重叠。s轨道总形成键，p轨道间只 形成一个键。
键——原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反 对称，即原子轨道以“肩并肩”方式重叠。 键中原子轨道 的重叠程度较小，因此键的强度一般不及键。
光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性。
电子衍射实验示意图
1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。
Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实 电子具有波动性。
晶片光栅
定向电子射线
衍射图象
附图5.1 电子衍射示意图
波函数 = n, l, m(r, , )
Ψ 波函数 （空间坐标r, , 的函数）：
能量最低原理：核外电子在原子轨道上的排布，必 须尽量占据能量最低的轨道。
洪德规则：当电子在n, l 相同的数个等价轨道上分 布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自 旋平行。
当相同能量的轨道为全充满或半充满的状态时，能量较低。
能级分组
把(n+0.7l)值的整数位相同的能级分为一组，得到如下表所 示的能级分组。
附表5.1 能级分组
(n+0.7l) 1.x 2.x 3.x 4.x 5.x 6.x 7.x
能级组 1 2 3 4 5 6 7
能级组中的原子轨道 元素数目 周期数
1s
2
1
2s2p
8
2
3s3p
8
3
4s3d4p
18
4
5s4d5p
18
5
6s4f5d6p
32
6
7s5f6d(未满）
未满
7
例5.1 碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量相同的2p轨道上如何分布？
描述核外电子运动状态的数学表达式
原子轨道： 波函数的空间图像。 原子轨道的数学表达式就是波函数
n, l 和m的取值必须使波函数合理(单值并且归一)。 结果如下 n：非零正整数；
l ：0到(n – 1)之间的整数； m：0到± l 之间的整数。
由于上述参数的取值是非连续的, 故被称为量子数。
量子数
(1) 主量子数 n：电子离核远近
共价键具有方向性
除 s 轨道外，其它原子轨道 均有方向性，要取得最大程 度的重叠，成键的两个轨道 必须在有利的方向上。
共价键具有饱和性
共价键的数目取决于成键原子 所拥有的未成对电子的数目。
共价键理论
价键理论和分子轨道理论。
++ +
++
附图5.11 共价键方向性
+
附图5.12 共价键饱和性
价键理论（键和键）
m 的取值: m = 0,1,2,···l, 共可取2l + 1个值 确定原子轨道的伸展方向 P205-2、3、4题
(4) 自旋量子数ms
用波函数Ψn,l,m描述原子中电子的运动, 习惯上称为轨道运动,它由n, l, m三个量子 数所规定,电子还有自旋运动，因而产生磁 矩，电子自旋磁矩只有两个方向。因此， 自旋量子数的取值仅有两个，分别为+1/2 和-1/2，也常形象地表示为 和 。
例5.2 写出Z=24的铬元素的电子排布式
思考：29号元素的的电子排布式如何？
1s22s22p63s23p63d104s1 外层电子的排布式，称为特征电子构型 P207-8
例5.3 写出26Fe原子的核外电子分布式和特征电子构型以及Fe3+离子的特征电子构型。
元素周期表分区
P205-源自文库 207-3
5.1.1 波函数
1. 光（微观粒子）的波粒二象性
20世纪初，爱因斯坦提出了质能转换关系： E = mc2
由于 E = hv, c = v
hv = mc2 = mcv
所以
= h / mv = h / p 式中， 为粒子波的波长；h为普朗克常数 : h =6.62610-
34J·sˉ1 ，m为粒子的质量， v为粒子的速率，p为粒子的动 量。
第5章
物质结构基础
本章学习要求
1. 了解原子核外电子运动的基本特征，掌握s、p、d 轨道函数及电子云空间分布情况。
2. 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的 关系。
3. 了解化学键的本质，掌握共价键键长、键角等概念。
4. 掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论说明一些 分子的空间构型。
5. 了解分子间力和晶体结构及对物理性质的影响。
中氢原子与氧原子之间各有什么键？ 答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金 属键，在水中， H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键， H2O间存在分 子间作用力和氢键。
共价键的特性 P205-10
n 的取值：n = 1，2，3，…
n = 1，2，3，4, ···对应于电子层K，L，M，N, ···
(2) 角量子数 l：原子轨道形状
l 的取值：l = 0,1,2,3,···, (n – 1) l = 0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f 轨道。
(3) 磁量子数 m：原子轨道空间取向
1s2
附图5.6 元素分区
ns 1-2
s区元 素
(n-1)d1-8ns2 d区元素
(n-1)d10 ns1-2
ds 区 元素
ns 2np1-6 P区元素
(n-2)f1-14ns2 f 区元素
原子半径 电离能
化学键
化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。 离子键的本质：异号离子之间的静电引力。 离子键的特征：没有方向性， 没有饱和性。 金属键的本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力。 金属键的特点：没有方向性， 没有饱和性 共价键是两个原子共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子 共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键）
d 轨道, m=-2,-1,0,+1,+2有五个伸展方向
原子轨道的角度分布图
Electron spin visualized
5.2.2 核外电子分布原理与方式
原子核外电子的分布要服从以下规则：
泡里不相容原理：在同一个原子中,不允许两个电
子的四个量子数完全相同。即，同一个原子轨道最多 只能容纳两个电子，且自旋相反。
键
键
图5.15 s键和p键重叠方式示意图
图5.16 氮分子中三 键示意图
5. 分子轨道理论
当原子形成分子后，电子不再局限于原来的原子轨道， 而是属于整个分子的分子轨道。
根据原子轨道不同的叠合方式，共价键可以分为键和键等。 键——原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，即原子 轨道以“头碰头”方式重叠。s轨道总形成键，p轨道间只 形成一个键。
键——原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反 对称，即原子轨道以“肩并肩”方式重叠。 键中原子轨道 的重叠程度较小，因此键的强度一般不及键。
光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性。
电子衍射实验示意图
1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。
Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实 电子具有波动性。
晶片光栅
定向电子射线
衍射图象
附图5.1 电子衍射示意图
波函数 = n, l, m(r, , )
Ψ 波函数 （空间坐标r, , 的函数）：
能量最低原理：核外电子在原子轨道上的排布，必 须尽量占据能量最低的轨道。
洪德规则：当电子在n, l 相同的数个等价轨道上分 布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自 旋平行。
当相同能量的轨道为全充满或半充满的状态时，能量较低。
能级分组
把(n+0.7l)值的整数位相同的能级分为一组，得到如下表所 示的能级分组。
附表5.1 能级分组
(n+0.7l) 1.x 2.x 3.x 4.x 5.x 6.x 7.x
能级组 1 2 3 4 5 6 7
能级组中的原子轨道 元素数目 周期数
1s
2
1
2s2p
8
2
3s3p
8
3
4s3d4p
18
4
5s4d5p
18
5
6s4f5d6p
32
6
7s5f6d(未满）
未满
7
例5.1 碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量相同的2p轨道上如何分布？
描述核外电子运动状态的数学表达式
原子轨道： 波函数的空间图像。 原子轨道的数学表达式就是波函数
n, l 和m的取值必须使波函数合理(单值并且归一)。 结果如下 n：非零正整数；
l ：0到(n – 1)之间的整数； m：0到± l 之间的整数。
由于上述参数的取值是非连续的, 故被称为量子数。
量子数
(1) 主量子数 n：电子离核远近
共价键具有方向性
除 s 轨道外，其它原子轨道 均有方向性，要取得最大程 度的重叠，成键的两个轨道 必须在有利的方向上。
共价键具有饱和性
共价键的数目取决于成键原子 所拥有的未成对电子的数目。
共价键理论
价键理论和分子轨道理论。
++ +
++
附图5.11 共价键方向性
+
附图5.12 共价键饱和性
价键理论（键和键）
m 的取值: m = 0,1,2,···l, 共可取2l + 1个值 确定原子轨道的伸展方向 P205-2、3、4题
(4) 自旋量子数ms
用波函数Ψn,l,m描述原子中电子的运动, 习惯上称为轨道运动,它由n, l, m三个量子 数所规定,电子还有自旋运动，因而产生磁 矩，电子自旋磁矩只有两个方向。因此， 自旋量子数的取值仅有两个，分别为+1/2 和-1/2，也常形象地表示为 和 。
例5.2 写出Z=24的铬元素的电子排布式
思考：29号元素的的电子排布式如何？
1s22s22p63s23p63d104s1 外层电子的排布式，称为特征电子构型 P207-8
例5.3 写出26Fe原子的核外电子分布式和特征电子构型以及Fe3+离子的特征电子构型。
元素周期表分区
P205-源自文库 207-3
5.1.1 波函数
1. 光（微观粒子）的波粒二象性
20世纪初，爱因斯坦提出了质能转换关系： E = mc2
由于 E = hv, c = v
hv = mc2 = mcv
所以
= h / mv = h / p 式中， 为粒子波的波长；h为普朗克常数 : h =6.62610-
34J·sˉ1 ，m为粒子的质量， v为粒子的速率，p为粒子的动 量。
第5章
物质结构基础
本章学习要求
1. 了解原子核外电子运动的基本特征，掌握s、p、d 轨道函数及电子云空间分布情况。
2. 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的 关系。
3. 了解化学键的本质，掌握共价键键长、键角等概念。
4. 掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论说明一些 分子的空间构型。
5. 了解分子间力和晶体结构及对物理性质的影响。