第1章原子结构与键合(1)原子结构与键合
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阳、阴离子之间除了静电相互吸引外，还存在电 子与电子、原子核与原子核之间的相互排斥作用。当 阳、阴离子接近到一定距离时，吸引作用和排斥作用 达到了平衡，系统的能量降到最低，阳、阴离子之间 就形成了稳定的化学键。
这种阳、阴离子间通过静电作用所形成的化学键 称为离子键。
结合能 ~ 150 kcal/mol 典型晶体：NaCl、LiF等
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L 1 2p
m
0 0 1,0,+1
轨道 数
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1 2
3p 3d
0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2
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N 2 源自文库d
3 4f
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-1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2
3 16 5
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
7
二、核外电子的排布遵循三个原则
2.2 次价键
一、范德瓦耳斯键
范德瓦耳斯键只 是原子间的偶极吸引 力，键力远低于一次 键。
2.1 主价键
一、金属键
正离子与充满整个结构中的自由电子气之间的强相互作用。 金属键没有方向性、饱和性。
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金属离子沉浸在自 由电子的海洋中
特点：电子共有化 金属的导电性、导热性、 延展性都直接起因于金属 键结合（电子气）。
结合能： ~50 kcal/mol
二、离子键
当电负性较小的活泼金属元素的原子与电负性较 大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原子失 去最外层电子形成带正电荷的阳离子；而非金属原子 得到电子形成带负电荷的阴离子。
离子键既没有方向性 也没有饱和性
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Na·+ :Cl· → Na+[:Cl:]
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三、共价键
共享电子对
● ●
结合能：~150 kcal/mol 典型晶体：金刚石、SiC等
共价键的本质是由于原子 相互接近时轨道重叠 （即波函数叠加），原 子间通过共用自旋相反 的电子对使能量降低而 成键。
共价键的主要特点是具有 饱和性和方向性。
2 原子间的键合
一切物质均是由无数微粒按一定方式聚集而成的， 这些微粒可能是分子、原子或离子。原子是化学变化中 的最小微粒。
两个或多个原子形成分子或固体时，它们依靠什么 样的结合力聚集在一起，这就是原子间的键合问题。
化学键 主价键 一次键
金属键 离子键 共价键
物理键 次价键 二次键
范德瓦耳斯力 氢键
第一章 原子结构与键合
第一节 原子结构与键合 第二节 高分子结构
第一节 原子结构与键合
1、原子结构
1.1 物质的组成 1.2 原子的结构 1.3 原子的电子结构 1.4 元素周期表
2、原子间的键合
2.1 主价键 2.2 次价键 2.3 混合键 2.4 结合键的本质与原子间距 2.5 结合键与性能
1 原子结构
（四）自旋量子数
自旋量子数ms描述电子的自旋方向，它的取 值为 +1/2 和 -1/2。
综上所述，n、 l 、m 三个量子数可以确定 一个 原子轨道，而 n、 l、m 、 ms 四个量子数可 以确定电子的运动状态。
电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系
n 电子层 l 电子亚层
1 K 0 1s
（一）泡利(Pauli)不相容原理：在一个原子中，不可 能存在四个量子数完全相同的两个电子。 由泡利不相容原理，可知一个原子轨道最多只 能容纳两个电子，而且这两个电子的自旋必须相反。
（二）洪德(Hund)规则：在能级简并的轨道上，电子 尽可能自旋平行地分占不同的轨道；全充满、半充 满、全空的状态比较稳定，因为这时电子云分布近 于球形。
1.1 物质的组成
一切物质均是由无数微粒按一定方式聚集而 成的，这些微粒可能是分子、原子或离子。
分子是能单独存在、并保持物质化学特性的 一种微粒。
分子又是由一些更小的微粒——原子所组成。 原子是化学变化中的最小微粒；原子并不是物质 的最小微粒。
离子是原子失去电子后得到的微粒。
1.2 原子的结构
原子核 核外电子
（三）能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的 前提下，核外电子总是尽可能排布在能量最低的 轨道上，使系统处于最低的能量状态。当能量最 低的轨道排满后，电子才依次排布在能量较高的 轨道上。
值得注意的是相邻壳层的 能量范围有重叠现象。电子 填充时，有可能出现内层尚 未填满前就先进入外壳层的 情况。
1.4 元素周期表
（二）角量子数
角量子数 l 决定原子轨道的形状，取值为 0、1、
2….n－1。在多电子原子中，当 n 相同而 l 不同时，电子 的能量还有差别，又常将一个电子层分为几个亚层。
n＝1 时，l ＝0，K 层只有 s 亚层； n＝2 时，l ＝0、1，L 层有 s、p 亚层； n＝3 时，l ＝0、1、2，M 层有 s、p、d 亚层; n＝4 时，l ＝0、1、2、3，N 层有 s、p、d、f 亚层。 在多电子原子中， l 也决定着原子轨道的能量。当 n 相同时，随 l 的增大，原子轨道的能量升高。
（三）磁量子数
磁量子数m 决定原子轨道在空间的取向，它 的取值为0, ±1, ±2, ± l ，因此有 2 l + 1 种取向。
l ＝0 时，m只能取 0，s 亚层只有 1 个轨道； l ＝1 时， m可取 －1、0、＋1，p 亚层有3个 轨道； 同理，d 亚层有 5 个轨道，f 亚层有7个轨道。
质子 中子
原子核位于原子中心、带正电；质子带正电荷，中子呈电中性 电子在原子核外高速旋转，带负电，按能量高低排列，电子云
1.3 原子的电子结构
1926 年，奥地利著名的物理学家薛定谔提出描述 氢原子的电子的运动状态的方程，称为薛定谔方程。
方程成功地解决了电子在核外运动状态的变化规 律，方程中引入了波函数的概念，以取代经典物理中 圆形的固定轨道，解得的波函数（习惯上又称原子轨 道）描述了电子在核外空间各处位置出现的几率，相 当于给出了电子运动的“轨道”。
电子运动的“轨道”由四个量子数所确定。
一、四个量子数
主量子数、角量子数、磁量子数、自旋量子数
（一）主量子数
主量子数 n 决定原子轨道的能量。n 越大， 电子离原子核的距离越远，电子的能量越高。在 一个原子中，常称 n 相同的电子为一个电子层。
当 n＝1、2、3、4、5、6、7 时，分别称为第 一、二、三、四、五、六、七电子层，相应地用 符号 K、L、M、N、O、P、Q 表示。
这种阳、阴离子间通过静电作用所形成的化学键 称为离子键。
结合能 ~ 150 kcal/mol 典型晶体：NaCl、LiF等
0 2s
2
L 1 2p
m
0 0 1,0,+1
轨道 数
1
14 3
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1 2
3p 3d
0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2
1 39
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0 4s
1 4p
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N 2 源自文库d
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-1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2
3 16 5
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
7
二、核外电子的排布遵循三个原则
2.2 次价键
一、范德瓦耳斯键
范德瓦耳斯键只 是原子间的偶极吸引 力，键力远低于一次 键。
2.1 主价键
一、金属键
正离子与充满整个结构中的自由电子气之间的强相互作用。 金属键没有方向性、饱和性。
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金属离子沉浸在自 由电子的海洋中
特点：电子共有化 金属的导电性、导热性、 延展性都直接起因于金属 键结合（电子气）。
结合能： ~50 kcal/mol
二、离子键
当电负性较小的活泼金属元素的原子与电负性较 大的活泼非金属元素的原子相互接近时，金属原子失 去最外层电子形成带正电荷的阳离子；而非金属原子 得到电子形成带负电荷的阴离子。
离子键既没有方向性 也没有饱和性
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Na·+ :Cl· → Na+[:Cl:]
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三、共价键
共享电子对
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结合能：~150 kcal/mol 典型晶体：金刚石、SiC等
共价键的本质是由于原子 相互接近时轨道重叠 （即波函数叠加），原 子间通过共用自旋相反 的电子对使能量降低而 成键。
共价键的主要特点是具有 饱和性和方向性。
2 原子间的键合
一切物质均是由无数微粒按一定方式聚集而成的， 这些微粒可能是分子、原子或离子。原子是化学变化中 的最小微粒。
两个或多个原子形成分子或固体时，它们依靠什么 样的结合力聚集在一起，这就是原子间的键合问题。
化学键 主价键 一次键
金属键 离子键 共价键
物理键 次价键 二次键
范德瓦耳斯力 氢键
第一章 原子结构与键合
第一节 原子结构与键合 第二节 高分子结构
第一节 原子结构与键合
1、原子结构
1.1 物质的组成 1.2 原子的结构 1.3 原子的电子结构 1.4 元素周期表
2、原子间的键合
2.1 主价键 2.2 次价键 2.3 混合键 2.4 结合键的本质与原子间距 2.5 结合键与性能
1 原子结构
（四）自旋量子数
自旋量子数ms描述电子的自旋方向，它的取 值为 +1/2 和 -1/2。
综上所述，n、 l 、m 三个量子数可以确定 一个 原子轨道，而 n、 l、m 、 ms 四个量子数可 以确定电子的运动状态。
电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系
n 电子层 l 电子亚层
1 K 0 1s
（一）泡利(Pauli)不相容原理：在一个原子中，不可 能存在四个量子数完全相同的两个电子。 由泡利不相容原理，可知一个原子轨道最多只 能容纳两个电子，而且这两个电子的自旋必须相反。
（二）洪德(Hund)规则：在能级简并的轨道上，电子 尽可能自旋平行地分占不同的轨道；全充满、半充 满、全空的状态比较稳定，因为这时电子云分布近 于球形。
1.1 物质的组成
一切物质均是由无数微粒按一定方式聚集而 成的，这些微粒可能是分子、原子或离子。
分子是能单独存在、并保持物质化学特性的 一种微粒。
分子又是由一些更小的微粒——原子所组成。 原子是化学变化中的最小微粒；原子并不是物质 的最小微粒。
离子是原子失去电子后得到的微粒。
1.2 原子的结构
原子核 核外电子
（三）能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的 前提下，核外电子总是尽可能排布在能量最低的 轨道上，使系统处于最低的能量状态。当能量最 低的轨道排满后，电子才依次排布在能量较高的 轨道上。
值得注意的是相邻壳层的 能量范围有重叠现象。电子 填充时，有可能出现内层尚 未填满前就先进入外壳层的 情况。
1.4 元素周期表
（二）角量子数
角量子数 l 决定原子轨道的形状，取值为 0、1、
2….n－1。在多电子原子中，当 n 相同而 l 不同时，电子 的能量还有差别，又常将一个电子层分为几个亚层。
n＝1 时，l ＝0，K 层只有 s 亚层； n＝2 时，l ＝0、1，L 层有 s、p 亚层； n＝3 时，l ＝0、1、2，M 层有 s、p、d 亚层; n＝4 时，l ＝0、1、2、3，N 层有 s、p、d、f 亚层。 在多电子原子中， l 也决定着原子轨道的能量。当 n 相同时，随 l 的增大，原子轨道的能量升高。
（三）磁量子数
磁量子数m 决定原子轨道在空间的取向，它 的取值为0, ±1, ±2, ± l ，因此有 2 l + 1 种取向。
l ＝0 时，m只能取 0，s 亚层只有 1 个轨道； l ＝1 时， m可取 －1、0、＋1，p 亚层有3个 轨道； 同理，d 亚层有 5 个轨道，f 亚层有7个轨道。
质子 中子
原子核位于原子中心、带正电；质子带正电荷，中子呈电中性 电子在原子核外高速旋转，带负电，按能量高低排列，电子云
1.3 原子的电子结构
1926 年，奥地利著名的物理学家薛定谔提出描述 氢原子的电子的运动状态的方程，称为薛定谔方程。
方程成功地解决了电子在核外运动状态的变化规 律，方程中引入了波函数的概念，以取代经典物理中 圆形的固定轨道，解得的波函数（习惯上又称原子轨 道）描述了电子在核外空间各处位置出现的几率，相 当于给出了电子运动的“轨道”。
电子运动的“轨道”由四个量子数所确定。
一、四个量子数
主量子数、角量子数、磁量子数、自旋量子数
（一）主量子数
主量子数 n 决定原子轨道的能量。n 越大， 电子离原子核的距离越远，电子的能量越高。在 一个原子中，常称 n 相同的电子为一个电子层。
当 n＝1、2、3、4、5、6、7 时，分别称为第 一、二、三、四、五、六、七电子层，相应地用 符号 K、L、M、N、O、P、Q 表示。