第5章物质结构基础课件.ppt

1、物质结构基础物质结构基础第5章5.1 原子结构的近代概念原子结构的近代概念5.1.1 波函数波函数1.光的波粒二象性光的波粒二象性20世纪初，爱因斯坦提出了质能转换关系质能转换关系：E=mc2光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性。由于 E=hv c=v hv=mc2=mcv 所以 =h/mc=h/p式中，c 为光速,h为普朗克常数，h=6.62610-34Js1，p为光子的动量。2.微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性光的波、粒二象性揭示了光被人们忽略的另一面，反之，粒子是否也具有被忽视的另一面，即波动性质呢？德布罗意(de Broglie)提出微观粒子也具有波的性质，并假设：=h/mv

2、式中，为粒子波的波长；v为粒子的速率，m为粒子的质量电子衍射实验示意图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。电子衍射示意图定向电子射线定向电子射线晶片光栅晶片光栅衍射图象衍射图象实验时间较长的衍射图实验时间较长的衍射图电子衍射具有与X射线衍射相同的衍射条纹，电子具有波动性！电子波是一种遵循统计规律的概率波。后来发现，中子、质子、氢原子和氦原子等粒子流的衍射实验中可以观察到同样的衍射条纹。机械波机械振动在介质中的传播，或者介质质点的振动。电磁波由相互垂直的电场和磁场在空间以波的形式移动，其传播方向垂直于电场和磁场构成的平面。物质波没有直接的物理意义，其强度反映出粒子出现

3、概率的大小，故称概率波。物质波的波函数如何求得？电子的波动性由其波动方程即波函数波函数来描述。思考：电子运动能否用经典的牛顿力学来描述？为什么？量子力学区别于牛顿力学：量子力学区别于牛顿力学：1.微观粒子的能量是量子化的，不连续的；微观粒子的能量是量子化的，不连续的；2.只能描述电子在某位置上出现的概率为多大；只能描述电子在某位置上出现的概率为多大；概率概率波函数波函数平方平方量子力学原理量子力学原理波函数（波函数（）可以通过薛定谔方程来求解）可以通过薛定谔方程来求解:0 0m m2 22 22 2VEx)(82222h hz zy y2 2 为电子的为电子的波函数波函数，又称，又称原子轨道原

4、子轨道，是空间坐标，是空间坐标x、y、z 的函数。的函数。E 为核外电子总能量，为核外电子总能量，V 为核外电子的势能，为核外电子的势能，m 为电子的质量。为电子的质量。3.波函数与量子数波函数与量子数在求解在求解的过程中，需要引入三个参数（量子数）的过程中，需要引入三个参数（量子数）n、l、m（1 1）主量子数）主量子数(n)电子层的层数电子层的层数 表示核外电子层数并确定电子到核的平均距离；表示核外电子层数并确定电子到核的平均距离；确定单电子原子的电子运动能量。确定单电子原子的电子运动能量。对于氢原子或类氢离子，各状态的电子的能量只与对于氢原子或类氢离子，各状态的电子的能量只与n有关。有关

5、。n越大，越大，E越大。越大。n 的取值：的取值：n=1，2，3，n=1，2，3，4,对应于电子层对应于电子层K，L，M，N,（2 2）角量子数）角量子数(l)取取0，1，2，(n-1)的整数的整数l=0，1，2，3分别对应分别对应s、p、d、f 轨道。轨道。表示亚层，基本确定原子轨道的形状表示亚层，基本确定原子轨道的形状 对于多电子原子，对于多电子原子，l与与n共同确定原子轨道的能量。共同确定原子轨道的能量。Ens Enp End Enfs轨道投影轨道投影yxdxy轨道投影轨道投影yx+-pz轨道投影轨道投影zx+-图图5.2 原子轨道的角度分布图原子轨道的角度分布图（3 3）磁量子数）磁量

6、子数(m)m=0,1,2,l,共可取共可取2l+1个值个值 确定原子轨道的空间取向确定原子轨道的空间取向p轨道轨道,m=-1,0,+1有有三个空间取向三个空间取向图图5.3 原子轨道空间取向原子轨道空间取向d轨道轨道,m=-2,-1,0,+1,+2有五个空间取向有五个空间取向除除s轨道外，都是各向异性的轨道外，都是各向异性的n,l,m 描述原子中电子的运动，由描述原子中电子的运动，由n,l,m三个量子数所确定。三个量子数所确定。电子还有电子还有自旋运动自旋运动。(4)自旋量子数自旋量子数(ms)一个轨道中的电子可以有两种不同的自旋方向。一个轨道中的电子可以有两种不同的自旋方向。ms取值：取值：

7、2 21 1,2 21 1符号：符号：,表示：顺、逆时针自旋。表示：顺、逆时针自旋。综上所述，量子力学对氢原子核外电子的运动状态有了较清晰的描述：综上所述，量子力学对氢原子核外电子的运动状态有了较清晰的描述：在原子中并不存在玻尔模型中的电子运动轨道，各种运动状态的电子在核在原子中并不存在玻尔模型中的电子运动轨道，各种运动状态的电子在核外空间是呈概率分布的。微观粒子的运动符合薛定谔波动方程，可用波函数来外空间是呈概率分布的。微观粒子的运动符合薛定谔波动方程，可用波函数来描述它们的运动状态。解薛定谔方程得到多个可能的解，每一个解代表一个电描述它们的运动状态。解薛定谔方程得到多个可能的解，每一个解代

8、表一个电子的运动状态。子的运动状态。电子的运动状态由电子的运动状态由n，l，m，sm 四个量子数决定，主量子数四个量子数决定，主量子数n决定了电子决定了电子的能量和离核远近；角量子数的能量和离核远近；角量子数l决定了轨道决定了轨道的形状的形状和能量和能量；磁量子数；磁量子数m决定了轨决定了轨道的空间伸展方向；自旋量子数道的空间伸展方向；自旋量子数sm 决定了电子的决定了电子的自旋运动状态。自旋运动状态。用四个量子数用四个量子数(210)描述电子的运动状态描述电子的运动状态:n =2 第二电子层，第二电子层，L层；层；l =1 2p 能级，原子轨道呈双球形；能级，原子轨道呈双球形；m=0 2pz

9、 轨道，沿轨道，沿z轴取向；轴取向；ms=+1/2 顺时针自旋；顺时针自旋；ms=-1/2 逆时针自旋。逆时针自旋。5.1.2 电子云电子云比如氢原子基态的波函数03011a/rsea0221301/r asear越小，概率密度越大；r越大，概率密度越小。2 2无直观明确的物理意义无直观明确的物理意义,要要通过通过2 2来体现。来体现。概率密概率密度度光强度光强度光波振幅平方光子密度1、电子云与概率密度、电子云与概率密度波动性：波动性：粒子性：粒子性：假定我们能用高速照相机摄取一个电子在某一瞬间的空间一瞬间的空间位置位置，然后对在不同瞬间拍摄的千百万张照片千百万张照片上电子的位置进行考察，则会

10、发现明显的统计性规律统计性规律。即：电子经常出现的区域是一个球形空间。叠加图形被形象地称为电子电子云云。电子云是空间某单位体积内找到电子的概率分布的图电子云是空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形，形，故也称为概率密度概率密度。基态氢原子核外电子的运动基态氢原子核外电子的运动附图5.8 电子云的统计概念（二维投影）a)单张照片；b)二张照片 c)大量照片yxayxbyxb图5.9 电子云示意图a)s电子云；b)p电子云；c)d电子云原子轨道角度分布图原子轨道角度分布图电子云的角度分布图电子云的角度分布图5.2 多电子原子的电子分布方式与周期系多电子原子的电子分布方式与周期系在已发现的112种

11、元素中，除氢以外，都属于多电子原子。多电子原子除电子与核的作用势能外，还存在电子之间的作用势能，因此使得多电子原子体系的势能部分的表达非常复杂。氢原子轨道的能量仅决定于主量子数氢原子轨道的能量仅决定于主量子数n，各轨道，各轨道能量关系为能量关系为:E1sE2s=E2pE3s=E3p=E3d5.2.1 多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级取决于主量子数n和角量子数l：主量子数主量子数n相同时，相同时，l 越大，能量越高越大，能量越高 Ens Enp End Enf 角量子数角量子数l 相同时，相同时，n越大，能量越高越大，能量越高 E1s E2s E3s E2p E3p

12、E4p n和和l 都不同时都不同时，有时出现能级交错现象。，有时出现能级交错现象。在某些元素中，在某些元素中，E4sE3d，E5sE4d等。等。n和和l都相同的轨道，能量相等，称为都相同的轨道，能量相等，称为等价轨道等价轨道。5.2.2 核外电子分布原理与方式核外电子分布原理与方式1.核外电子分布的三个原理核外电子分布的三个原理 根据光谱数据，多电子原子中电子的分布遵循三个原理：根据光谱数据，多电子原子中电子的分布遵循三个原理：泡利泡利(Pauli)不相容原理不相容原理、最低能量原理最低能量原理、洪特洪特(Hund)规则规则。泡利不相容原理泡利不相容原理 在同一原子中不可能有四个量子数完全相同

13、的两个电子。在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的两个电子。思考：思考：第第n层最多可以排布层最多可以排布 几个电子？几个电子？在每一个原子轨道（在每一个原子轨道（n,l,m相同的轨道）中最多可以容纳相同的轨道）中最多可以容纳两个自旋反平行的电子。两个自旋反平行的电子。最低能量原理最低能量原理 7s，5f,6d,7p6s，4f，5d，6p5s，4d，5p4s，3d，4p 3s，3p 2s，2p1s 七个能级组七个能级组鲍林鲍林(L.Pauling)提出了多电子原子轨道的能级高低顺序：提出了多电子原子轨道的能级高低顺序：核外电子分布将尽可能优先占据能级较低的轨道，以使系核外电子分布将尽可能优先

14、占据能级较低的轨道，以使系统能量处于最低。统能量处于最低。当电子在当电子在n,l 相同的多个等价轨道上分布时，每个电子尽可相同的多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。能占据磁量子数不同的轨道，且自旋平行。例：例：两个两个p电子在能量相同的三个电子在能量相同的三个2p轨道上如何分布？轨道上如何分布？洪特（洪特（Hund）规则）规则C原子的核外电子排布：原子的核外电子排布：1s2s2pO原子的核外电子排布：原子的核外电子排布：1s2s2p有了原子轨道能级顺序图，再根据泡利不相容原理、洪特规则和能量最低有了原子轨道能级顺序图，再根据泡利不相容原理、洪特规则和能量最低

15、原理，就可以写出元素原子的核外电子分布式来。例如原理，就可以写出元素原子的核外电子分布式来。例如：钪钪(21Sc)原子的电子分原子的电子分布式为：布式为：2s 12s26p22s36p31d32s4。在在 112 种元素中，有种元素中，有 19 种元素种元素(它们是它们是24Cr，29Cu，41Nb，42Mo，44Ru，45Rh，46Pd，47Ag，57La，58Ce，64Gd，78Pt，79Au，89Ac，90Th，91Pa，92U，93Np，96Cm)原子外层电子的分布情况稍有例外。原子外层电子的分布情况稍有例外。通过这些特例，人们又归纳出一条规律，就是对于同一电子亚层，当电子通过这些特例

16、，人们又归纳出一条规律，就是对于同一电子亚层，当电子分布为全充满分布为全充满(2s、6p、10d、14f)、半充满、半充满(1s、3p、5d、7f)和全空和全空(0s、0p、0d、0f)时，原子结构较稳定。时，原子结构较稳定。亚层全充满分布的例亚层全充满分布的例子如：子如：29Cu，它的外层电子式分布为，它的外层电子式分布为103d14s，而不是，而不是93d24s，此外，此外46Pd，47Ag，79Au 也有类似情况；也有类似情况；亚层半充满的例子如亚层半充满的例子如：24Cr，它的电子分布式为，它的电子分布式为53d14s，而不是，而不是43d24s，此外，此外，42Mo，64Gd，96C

17、m 也有类似情况。也有类似情况。书写原子核外电子排布式时，一般按电子层从内层到外层的顺序书写。例书写原子核外电子排布式时，一般按电子层从内层到外层的顺序书写。例如，钛如，钛(Ti)原子有原子有 22 个电子，按近似能级顺序，个电子，按近似能级顺序，4s 轨道上的电子能量比轨道上的电子能量比 3d 轨道轨道低，但是书写电子构型时先写低，但是书写电子构型时先写 3d 后写后写 4s，即，即2s 12s26p22s36p32d32s4。反应中通常涉及外层电子的转移，所以只表达外层电子的排布方式即可。反应中通常涉及外层电子的转移，所以只表达外层电子的排布方式即可。对主族元素即为最外层电子分布式，例如，

18、氯原子的外层电子分布式为对主族元素即为最外层电子分布式，例如，氯原子的外层电子分布式为2s35p3。对于副族元素，外层电子指的是最外层对于副族元素，外层电子指的是最外层 s 电子和次外层电子和次外层 d 电子。例如，锰原电子。例如，锰原子的外层电子构型应该写成子的外层电子构型应该写成5d32s4，而不是，而不是2s4。对。对于镧系和锕系元素，一般除于镧系和锕系元素，一般除最外层电子以外还需考虑外数最外层电子以外还需考虑外数(自最外层向内计数自最外层向内计数)第三层的第三层的 f 电子。电子。外层电子分布式又称为外层电子分布式又称为外层电子构型外层电子构型，或，或价电子构型价电子构型。主族元素：

19、主族元素：ns电子电子+np 电子电子，例如，例如 17Cl的价电子构型：的价电子构型：3s2 3p5；33As的价电子构型：的价电子构型：4s24p3。副族元素：副族元素：ns电子电子+(n-1)d电子电子 78Pt的价电子构型：的价电子构型：5d96s1；25Mn的价电子构型：的价电子构型：3d54s2；29Cu的价电子构型：的价电子构型：3d104s1。镧系和锕系元素镧系和锕系元素 价电子构型价电子构型 ns电子电子+(n-2)f电子电子。外层电子分布式外层电子分布式当原子失去电子而成为正离子时，一般是能量较高当原子失去电子而成为正离子时，一般是能量较高(不是最高不是最高)的最外层的电的

20、最外层的电子先失去，而且往往引起电子层数的减少子先失去，而且往往引起电子层数的减少，所以，所以离子的特征电子构型要写出同离子的特征电子构型要写出同一层的全部电子分布。一层的全部电子分布。例如，例如，Mn 原子失去原子失去 2 个电子变成个电子变成2Mn时，失去的是时，失去的是 2 个个 4s 电子而电子而不是不是 3d电子。所以，电子。所以，2Mn外层电子构型是外层电子构型是2s36p35d3，而不是，而不是2s36p33d32s4。原子成为负离子时，原子所得的电子总是分布在它的最外电子层上。例如，原子成为负离子时，原子所得的电子总是分布在它的最外电子层上。例如，Cl的外层电子分布式是的外层电

21、子分布式是2s36p3。离子的外层电子分布式离子的外层电子分布式 要写出同一层的全部电子分布。原子成为负离子时，原子成为负离子时，所得的电子总是分布在它的最外电子所得的电子总是分布在它的最外电子层上层上。例如：例如：C1-的外层电子构型：的外层电子构型：3s23p6。原子失去电子而成为正离子时，原子失去电子而成为正离子时，首先失去能量较高的外层首先失去能量较高的外层电子电子，电子层数减少。，电子层数减少。例如：例如：25Mn的外层电子构型：的外层电子构型：3d5 4s2 Mn2+的外层电子构型：的外层电子构型：3s2 3p6 3d5 又如，又如，22Ti的外层电子构型：的外层电子构型：3d2

22、4s2 Ti4+的外层电子构型：的外层电子构型：3s23p6。5.2.3 原子结构与性质的周期性原子结构与性质的周期性思考思考：元素性质为何呈现周期性？元素性质为何呈现周期性？答：元素性质取决于原子的特征电子构型。由于原子的特征电子构型具有周期性，因此元素性质也具有周期性。周期号数原子的电子层数周期号数原子的电子层数同族元素具有相同的价电子构型，因而具有相似的化学性质同族元素具有相同的价电子构型，因而具有相似的化学性质。(1)原子结构与元素周期律原子结构与元素周期律 主族元素主族元素:(AA)族号数最外层电子数族号数最外层电子数副族元素：副族元素：BB 族号数最外层电子数族号数最外层电子数；B

23、B 族序数族序数 ns电子数电子数+(n-1)d电子数电子数 ns电子电子+(n-1)d电子数电子数810 零族零族 最外层电子数为最外层电子数为8(或或2)主族主族元素元素 s 区区 ns1 ns2 p 区区 ns2np1 ns2np6 d 区区 (n-1)d1ns2(n-1)d 8ns2 ds 区区 (n-1)d10ns1(n-1)d10ns2 f 区区 (n-2)f1ns2 (n-2)f14ns2 根据原子的外层电子构型将周期系分为根据原子的外层电子构型将周期系分为5个区：个区：s区、区、p区、区、d区、区、ds区和区和f区。区。元素周期表分区表p区ns2np1-6s区ns1-2d区(n

24、-1)d1-8ns2（有例外）ds 区(n-1)d10ns1-2 f 区 (n-2)f 1-14ns2 （有例外）IAIIA B B0AABB镧系镧系锕系锕系(2)元素的氧化值元素的氧化值 同周期主族元素同周期主族元素 最高氧化值族序数最高氧化值族序数ds区区 B族：最高氧化值为族：最高氧化值为+2。B族：族：Cu、Ag、Au最高氧化值分别为最高氧化值分别为+2,+1,+3。d 区元素区元素 最高氧化值最高氧化值ns电子电子+(n-1)d电子电子(不超过不超过8)。例如，例如，BB元素元素(与主族相似与主族相似)最高氧化值最高氧化值=族序数族序数 第第族中除钌族中除钌(Ru)和锇和锇(Os)外

25、，其他元素未发现外，其他元素未发现 有氧化值为有氧化值为+8的化合物。的化合物。注意：副族元素大都具有可变的氧化值。注意：副族元素大都具有可变的氧化值。IA表5.3 元素的氧化值+1IIA变价元素中，下划线的较稳定IIIA IVA VA VIA VIIA+2+3-4+4-3+1+3+5-2+4+6-1+1+5+7IIIBIVB VB VIB VIIB VIIIIB IIBSc TiVCr MnCu Zn+3+2+4+3+4+5+3+6+2+4+6+7+2+3+1+2+2(3)(3)原子半径原子半径 短周期元素：短周期元素：左左右，半径由大右，半径由大小；小；上上下，半径由小下，半径由小大。大。

26、长周期元素：长周期元素：规律不明显。规律不明显。(4)(4)电离能电离能 基态的气态原子失去最外层的一个电子成为气态基态的气态原子失去最外层的一个电子成为气态+1价离子所需的最低能量称为第一电离能（价离子所需的最低能量称为第一电离能（I1），再相继失），再相继失去第二、三、去第二、三、个电子所需能量依次称为第二电离能个电子所需能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离能（）、第三电离能（I3）等等。等等。gAgAgAgAIII32321电离能电离能的大小反映的大小反映原子得失电子的难易。原子得失电子的难易。影响因素：影响因素：原子的核电荷原子的核电荷、半径半径及及电子构型电子构型等。等。在同一主

27、族中，电离能一般随电子层数的增加而递减。在同一主族中，电离能一般随电子层数的增加而递减。原因：原因：外层电子半径越大，能量越高，越容易被电离。外层电子半径越大，能量越高，越容易被电离。在同一周期中，从左至右电离能一般随原子序数的增加而在同一周期中，从左至右电离能一般随原子序数的增加而递增。递增。原因：原因：原子半径减小，核对外层电子的吸引力增大。原子半径减小，核对外层电子的吸引力增大。第一电离能的周期性变化：在在Be、B以及以及N、O之间，第之间，第一电离能为什么会出现转折？一电离能为什么会出现转折？金属性与非金属性金属性与非金属性 金属元素易失电子变成正离子，金属元素易失电子变成正离子，可用

28、可用金属性金属性表征原子失去电子的能力；表征原子失去电子的能力；非金属元素易得电子变成负离子，非金属元素易得电子变成负离子，可用可用非金属性非金属性表征原子得电子的能力。表征原子得电子的能力。(5)(5)电负性电负性 鲍林在鲍林在19321932年引入年引入“电负性电负性”表征分子中各原子吸引电子的能力。表征分子中各原子吸引电子的能力。越大，原子在分子中吸引电子的能力越强；越大，原子在分子中吸引电子的能力越强；越小，原子在分子中吸引电子的能力越弱。越小，原子在分子中吸引电子的能力越弱。稀有气体第一电离能最大，碱金属第一电离能最小稀有气体第一电离能最大，碱金属第一电离能最小元素的电负性数值元素的

29、电负性数值金属元素的电负性金属元素的电负性2.01.8 时，一般生成离子键时，一般生成离子键A-B 1/4)，p成分少成分少(3/4)；未成对电子占据的轨道未成对电子占据的轨道s成分少成分少(3/4)。p成分增多，轨道间的夹角减小（小于成分增多，轨道间的夹角减小（小于sp3等性杂化轨道等性杂化轨道中的中的10928）。）。杂化轨道与分子极性分子分子杂化形式杂化形式分子构型分子构型分子极性分子极性示例示例AB2sp等性等性线形线形非极性非极性CO2,BeCl2AB3sp2等性等性平面三角平面三角非极性非极性BF3,BCl3sp3不等性不等性AB2V型型极性极性H2O,SF2AB3三角锥三角锥极性

30、极性NH3AB4sp3等性等性 四面体四面体 非极性非极性CH4,NH4+1.分子间力分子间力取向力、诱导力、色散力、氢键、疏水作用。取向力、诱导力、色散力、氢键、疏水作用。5.3.3 分子相互作用力分子相互作用力 取向力取向力在极性分子之间存在在极性分子之间存在固有固有偶极偶极的相互作用。的相互作用。由固有偶极之间的取向而产由固有偶极之间的取向而产生的分子间力叫做生的分子间力叫做取向力取向力。分子间力（取向力、诱导力、色散力）又称为分子间力（取向力、诱导力、色散力）又称为范德华力范德华力。诱导力诱导力 极性分子中，在相邻分子的固有偶极作用下，每个分子的正、极性分子中，在相邻分子的固有偶极作用

31、下，每个分子的正、负电荷中心更加分开，新增加的偶极叫负电荷中心更加分开，新增加的偶极叫诱导偶极诱导偶极。诱导偶极与固有偶极之间产生的分子间力叫做诱导偶极与固有偶极之间产生的分子间力叫做诱导力诱导力。非极性分子与极性分子之间同样存在诱导力。非极性分子与极性分子之间同样存在诱导力。色散力色散力色散力存在于所有分子之间；色散力存在于所有分子之间；同类型分子距离相等时，相对分子质量越大，色散力越大。同类型分子距离相等时，相对分子质量越大，色散力越大。当非极性分子相互靠近时，由于电子和原子核的不断运动，当非极性分子相互靠近时，由于电子和原子核的不断运动，正负电荷中心不能始终保持重合，产生瞬间偶极，瞬间偶

32、极正负电荷中心不能始终保持重合，产生瞬间偶极，瞬间偶极之间的相互作用称为色散力。之间的相互作用称为色散力。键极性、分子极性与分子间力的关系键极性、分子极性与分子间力的关系键的极性键的极性非极性键非极性键极极 性性 键键分子空间对称分子空间对称分子空间不对称分子空间不对称分子的极性分子的极性非非 极极 性性 分分 子子极极 性性 分分 子子分子的偶极分子的偶极瞬间偶极瞬间偶极瞬间偶极瞬间偶极固有偶极固有偶极诱导偶极诱导偶极分子间力分子间力色色 散散 力力色色 散散 力力(主主)取取 向向 力力诱诱 导导 力力(小小)分子间力的特征分子间力的特征 是弱作用力是弱作用力。比化学键小。比化学键小1-2

33、个数量级。如：个数量级。如：H2O中，中，分子间力分子间力47.28kJ.mol-1，而，而E(OH)=463kJ.mol-1 无方向性和饱和性无方向性和饱和性。是近距离力是近距离力。在。在300pm-500pm间有效，与间有效，与r7成反比。成反比。思考思考：对比下列两组物质的色散力大小：对比下列两组物质的色散力大小 1 1）卤素单质；）卤素单质；2 2）卤化氢）卤化氢解解：卤素单质按色散力从大到小：卤素单质按色散力从大到小：I2,Br2,Cl2,F2;卤化氢按色散力从大到小：卤化氢按色散力从大到小：HI,HBr,HCl,HF2.氢键氢键 氢键的形成氢键的形成电负性很大的原子电负性很大的原子

34、X（F、O、N）与）与H原子成键时，由于原子成键时，由于X吸吸引电子的能力很强，使氢原子带有较多正电荷，它与另一个引电子的能力很强，使氢原子带有较多正电荷，它与另一个电负性大且半径又小的原子电负性大且半径又小的原子Y（F、O、N）形成氢键：）形成氢键：XHY氢键可以是分子间的也可以是分子内的。YYX 弱作用力，与分子间力相当；小于弱作用力，与分子间力相当；小于40kJ40kJ.molmol-1-1.有方向性（有方向性（Y的孤对电子有方向）；的孤对电子有方向）；有饱和性（有饱和性（H+排斥可能与排斥可能与Y电子云相吸引的其它电子云相吸引的其它H+）。FFHFHFHFH 氢键的特征氢键的特征分子间

35、力较弱，共价型分子的熔点和沸点都较低；分子间力较弱，共价型分子的熔点和沸点都较低；同类单质和化合物的熔点和沸点随分子摩尔质量的同类单质和化合物的熔点和沸点随分子摩尔质量的 增加而升高；增加而升高；如：如：CH4 SiH4 GeH4 SnH4 Tfp/-164 -112 -90 -52 分子间氢键使物质的熔点和沸点大幅升高。分子间氢键使物质的熔点和沸点大幅升高。如：如：HF HCl HBr Tfp/20 -85 -57 3.分子间相互作用力对物质性质的影响分子间相互作用力对物质性质的影响(1)(1)物质的熔点和沸点物质的熔点和沸点“相似相溶相似相溶”规律规律，即：，即：极性溶质易溶于极性溶剂，非

36、极性极性溶质易溶于极性溶剂，非极性(或弱极性或弱极性)溶质易溶质易溶于非极性溶于非极性(或弱极性或弱极性)溶剂。溶剂。水是极性较强的溶剂，既能溶解多数强电解质，如水是极性较强的溶剂，既能溶解多数强电解质，如HCl、NaOH、K2SO4等，又能与某些极性有机物如丙酮、等，又能与某些极性有机物如丙酮、乙醚、乙酸等相溶。乙醚、乙酸等相溶。非极性和弱极性有机溶剂，如苯、甲苯、汽油以及四非极性和弱极性有机溶剂，如苯、甲苯、汽油以及四氯化碳、氯仿等，难溶于水。氯化碳、氯仿等，难溶于水。极性较强的有机溶剂，如乙醇、丙酮以及低分子量的极性较强的有机溶剂，如乙醇、丙酮以及低分子量的羧酸等，能溶于水，且能与弱极性

37、的有机溶剂互溶。羧酸等，能溶于水，且能与弱极性的有机溶剂互溶。(2)物质的溶解性物质的溶解性一、晶体与非晶体一、晶体与非晶体晶体的特征非晶体的特征内部微粒排列有规则，周期性和对称性内部微粒排列无规则有规则的几何外形无规则的几何外形有固定的熔点无固定的熔点（先软化，后融熔）各向异性各向同性白糖、石英、石墨、干冰石蜡、玻璃、沥青、树脂5.4 晶体结构晶体结构晶格晶格粒子在空间按一定方式有规粒子在空间按一定方式有规则周期性地排列构成的几何图形。则周期性地排列构成的几何图形。晶格点晶格点晶格中排有微粒的点。晶格中排有微粒的点。二、晶体的结构二、晶体的结构NaCl晶体结构示意图晶体结构示意图三、晶体的基

38、本类型三、晶体的基本类型离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体、离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体、过渡型晶体过渡型晶体晶胞晶胞晶体中最小的周期单位。晶体中最小的周期单位。正、负离子交替排列，以离子键结合正、负离子交替排列，以离子键结合。离子与尽可能多的异号离子接触，配位数高。离子与尽可能多的异号离子接触，配位数高。离子晶体的特点：离子晶体的特点：熔点高，硬度大，质脆，延展性熔点高，硬度大，质脆，延展性差。易溶于水等极性溶剂，水溶差。易溶于水等极性溶剂，水溶液或熔融状态都易导电。液或熔融状态都易导电。离子晶体的熔点、硬度等性质离子晶体的熔点、硬度等性质主要主要与与晶格能晶格能有关有关。钠原

39、子钠原子氯原子氯原子NaCl晶体晶体1.离子晶体离子晶体晶体的晶格能晶体的晶格能 298.15K和和101.325kPa下，由气态正、负离子形成单位下，由气态正、负离子形成单位物质的量的离子晶体所释放的能量。物质的量的离子晶体所释放的能量。离子晶体晶格能与离子晶体晶格能与离子电荷离子电荷和和离子半径离子半径有关。有关。rrZZEL晶格能越大，离子晶体越稳定。熔点和硬度就相应较高。晶格能越大，离子晶体越稳定。熔点和硬度就相应较高。例例5.12 试判断试判断Na的卤化物的熔点高低。的卤化物的熔点高低。解：解：F-、Cl-、Br-、I-的电荷数相同，离子半径从氟到碘的电荷数相同，离子半径从氟到碘增加

40、，因此晶格能下降，熔点依次降低增加，因此晶格能下降，熔点依次降低.NaF：996；NaCl：801 ；NaBr：755 ；NaI：661 格点微粒：格点微粒：原子；以共价键结合。原子；以共价键结合。原子晶体的特点：原子晶体的特点：配位数不高（饱和性），硬度大，延展性差，熔沸配位数不高（饱和性），硬度大，延展性差，熔沸点高，在水中溶解性差，溶液、熔熔状态不导电。点高，在水中溶解性差，溶液、熔熔状态不导电。金刚石，金刚石，SiC，SiO2，Si3N4，BN，AlN等都是原子晶体。等都是原子晶体。金刚石晶体的结构金刚石晶体的结构 SiO2晶体的结构晶体的结构2.原子晶体原子晶体无独立存在的无独立存在

41、的原子或分子原子或分子格点微粒：格点微粒：分子。分子。微粒之间的相互作用：微粒之间的相互作用：分子间作用力（包括氢键）。分子间作用力（包括氢键）。紧密堆积，配位数高。紧密堆积，配位数高。CO2分子晶体分子晶体3.分子晶体分子晶体分子晶体的特点：分子晶体的特点：熔沸点低，硬度和强度都很差，熔沸点低，硬度和强度都很差，挥发性大，固态和熔融态都不导电。挥发性大，固态和熔融态都不导电。格点微粒：格点微粒：金属原子或正离子，依靠自由电子以金属键金属原子或正离子，依靠自由电子以金属键结合。金属键无方向性和饱和性，配位数高，紧密堆积。结合。金属键无方向性和饱和性，配位数高，紧密堆积。具有良好的展延性；具有良

42、好的展延性；具有良好的导电、导热性能；具有良好的导电、导热性能；金属晶体的硬度、强度、熔点金属晶体的硬度、强度、熔点 等相差很大，与金属键的强弱等相差很大，与金属键的强弱 有关。有关。4.金属晶体金属晶体自由电子可以在整个金属晶体的范围内运动，因此，自由电子可以在整个金属晶体的范围内运动，因此，金属单质或合金一般为金属晶体。金属单质或合金一般为金属晶体。石墨石墨层状结构层状结构5.过渡型晶体过渡型晶体 许多晶体并非典型晶体，而是处于几种晶体间的过渡许多晶体并非典型晶体，而是处于几种晶体间的过渡状态。如：石墨（层状晶体），石棉（链状晶体）。状态。如：石墨（层状晶体），石棉（链状晶体）。硅氧四面体

43、链硅氧四面体链例题：例题：下列两类化合物熔点下列两类化合物熔点()如下：如下：NaF NaCl NaBr NaI SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4 993 801 747 661 -90.2 -70 5.4 120.5说明说明:为什么为什么NaX的熔点总是比的熔点总是比SiX的熔点高的熔点高?为什么为什么NaX的熔点递变规律与的熔点递变规律与SiX不一致不一致?答答:钠的钠的NaX是离子晶体，是离子晶体，SiX是分子晶体。所以是分子晶体。所以NaX的的熔点比熔点比SiX的高。的高。离子晶体的熔点随离子半径的增大而降低；分子晶体离子晶体的熔点随离子半径的增大而降低；分子晶体的熔点随分子量的增大而升高。的熔点随分子量的增大而升高。