1、第一章第一章 物质结构基础物质结构基础 第一节第一节 核外电子运动状态核外电子运动状态第二节元素周期系和元素的基本性质第二节元素周期系和元素的基本性质第四节第四节 分子间作用力分子间作用力第三节第三节 化学键化学键第一节第一节 核外电子运动状态核外电子运动状态原子原子原子核原子核核外电子核外电子质子质子中子中子（每个质子带一个单位正电荷每个质子带一个单位正电荷）（不带电）（不带电）（每个电子带一个单位的负电荷每个电子带一个单位的负电荷） 分子是物质能够独立存在分子是物质能够独立存在并保持其化学性质的最小微并保持其化学性质的最小微粒。物质的化学性质主要取粒。物质的化学性质主要取决于分子的性质，分
2、子的性决于分子的性质，分子的性质又与分子的结构有关。质又与分子的结构有关。分子结构化学键空间构型分子间的作用力分子内第一章第一章 第一节第一节 一、原子核外电子的运动一、原子核外电子的运动 离核愈离核愈近近，电子云愈，电子云愈密集密集，即电子，即电子云出现的云出现的概率密度愈大。概率密度愈大。反之反之，离核离核愈愈远远，电子云愈，电子云愈稀疏稀疏，即电子云出现，即电子云出现的的概率密度愈小。概率密度愈小。 注意注意：电子云中的小黑点：电子云中的小黑点决不能看成是电子。决不能看成是电子。电子云：用小黑点的疏密形象描述电子在原子核外电子云：用小黑点的疏密形象描述电子在原子核外空间出现的空间出现的概
3、率概率密度分布图。密度分布图。第一章第一章 第一节第一节 19241924年德布罗意预言：一些实物粒子年德布罗意预言：一些实物粒子 ( (如电子、如电子、中子、质子等中子、质子等) )也具有波粒二象性（是指某物质同时具也具有波粒二象性（是指某物质同时具备波的特质及粒子的特质）。备波的特质及粒子的特质）。为了得到电子运动状态的合理解，必需引进几个为了得到电子运动状态的合理解，必需引进几个参数参数n n、l l、m m，称它们为量子数，称它们为量子数（表征微观粒子运动状（表征微观粒子运动状态的一些特定的数字）态的一些特定的数字），每个量子数都有其确定的取，每个量子数都有其确定的取值范围。值范围。二
4、、核外电子运动状态的描述二、核外电子运动状态的描述第一章第一章 第一节第一节 意义：描述电子层能量的高低次序和离核的远近，意义：描述电子层能量的高低次序和离核的远近，有电子层的意思。有电子层的意思。 取值：取值： 1 2 3 4 5 6正整数正整数 符号：符号： K L M N O P n=1表示能量最低、离核最近的第一电子层。表示能量最低、离核最近的第一电子层。 n越大，该电子层离核平均距离越远，电子能量越高。越大，该电子层离核平均距离越远，电子能量越高。 n相同，即为同一电子层。相同，即为同一电子层。（一）主量子数（一）主量子数n n 第一章第一章 第一节第一节 对于单层电子的，如氢，电子
5、能量完全由对于单层电子的，如氢，电子能量完全由n n决定，决定，对于多电子原子来说，电子能量除了与对于多电子原子来说，电子能量除了与n n值有关外，还值有关外，还与电子亚层有关。与电子亚层有关。（一）主量子数（一）主量子数n n 第一章第一章 第一节第一节意义：表示同一电子层中有不同的分层（亚层）；意义：表示同一电子层中有不同的分层（亚层）；确确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能量。决定电子的能量。取值：取值：0 1 2 3 4 （n1）正整数）正整数 符号：符号：s p d f g （二）角量子数（二）角量子数l l第一章
6、第一章 第一节第一节nl=0 l=1 l=2l=3l=4亚层数11s122s2p233s3p3d344s4p4d4f455s5p5d5f5g5（二）角量子数（二）角量子数l l第一章第一章 第一节第一节 每个每个n值最多对应值最多对应n个不相同的角量子数个不相同的角量子数l，即每，即每个电子层最多有个电子层最多有n个亚层。个亚层。 l的每个值还可表示的每个值还可表示一种形状的原子轨道：一种形状的原子轨道： l=0，s轨道，球形；轨道，球形；l=1，p轨道，哑铃形；轨道，哑铃形；l=2，d轨道，花瓣形轨道，花瓣形 （二）角量子数（二）角量子数l l第一章第一章 第一节第一节注意注意 多电子原子轨
7、道的能量与多电子原子轨道的能量与n、l有关，而氢原子有关，而氢原子或单电子离或单电子离 子原子轨道的能量只与子原子轨道的能量只与n有关。有关。 多电子原子轨道的能量，由多电子原子轨道的能量，由n、l 共同决定。共同决定。一组一组n、 l 对应于一个能级，其能量相同（即对应于一个能级，其能量相同（即n、l 都都相同）。相同）。 在多电子原子中，在多电子原子中，n相同，相同， l 越大，越大，E 越大。越大。 EnsEnpEndEnf 即在同一电子层中，电子还分为若干不同的即在同一电子层中，电子还分为若干不同的能能级级，l 又称为又称为能级能级或或电子亚层电子亚层。第一章第一章 第一节第一节 (同
8、一亚层中往往还包含着若干空间伸展方向不同的同一亚层中往往还包含着若干空间伸展方向不同的原子轨道。原子轨道。)意义意义:决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向取值：与取值：与l有关，给定有关，给定l，m=0、1、 2 l, (2l+1）个值。）个值。如，如，p轨道在空间有三个方向轨道在空间有三个方向px、py、 pz（三）磁量子数（三）磁量子数m第一章第一章 第一节第一节 通常把在一定的电子层中，具有一定形状和伸展方通常把在一定的电子层中，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的原子核外空间称为一个原子轨道，向的电子云所占据的原子核外空间称为一个原子轨道，简称为轨
9、道。用简称为轨道。用或或表示。表示。 电子能量与电子能量与m无关，也就是说，无关，也就是说，n、l相同，而相同，而m不不同的各原子轨道，其能量是完全相同的。这种能量相同的各原子轨道，其能量是完全相同的。这种能量相同的轨道称为简并轨道，或等价轨道。如同的轨道称为简并轨道，或等价轨道。如px、py、 pz属属于等价轨道。于等价轨道。（三）磁量子数（三）磁量子数m第一章第一章 第一节第一节 亚层亚层 空间取向空间取向 轨道数轨道数 s 亚层亚层 l=0 mL=0 2l+1=1 p亚层亚层 l =1 mL=0，1 2l+1=3 d亚层亚层 l=2 mL=0，1， 2 2l+1=5 f亚层亚层 l=3
10、mL=0，1， 2， 3 2l+1=7（三）磁量子数（三）磁量子数m第一章第一章 第一节第一节电子除绕核运动外电子除绕核运动外,还绕着自身的轴作自旋运动还绕着自身的轴作自旋运动意义：描述核外电子的自旋状态意义：描述核外电子的自旋状态取值：取值：+1/2，-1/2 ；， 四个量子数四个量子数 n, l, m, ms可确定一个电子在原子核外的可确定一个电子在原子核外的运动状态运动状态（四）自旋量子数（四）自旋量子数ms第一章第一章 第一节第一节结论：同一原子中，不可能有运动状态完全相同的电结论：同一原子中，不可能有运动状态完全相同的电子存在，即同一原子中各个电子的四个量子数不可能子存在，即同一原子
11、中各个电子的四个量子数不可能完全相同。完全相同。 一个轨道中只能容纳一个轨道中只能容纳2个自旋相反的电子；个自旋相反的电子； 各电子层的轨道数各电子层的轨道数=n2 各电子层电子的最大容量各电子层电子的最大容量=2n2（四）自旋量子数（四）自旋量子数ms第一章第一章 第一节第一节1-1（四）自旋量子数（四）自旋量子数ms第一章第一章 第一节第一节 1. n 不同，不同， l 相同。相同。 n 越大，电子云的径向分布越大，电子云的径向分布图的主峰离核越远，轨道的能量越高；图的主峰离核越远，轨道的能量越高；E1sE2s E3s E2p E3p E4p E3d E4d E5d E4f E5f 三、原
12、子核外电子排布三、原子核外电子排布（一）电子分布与近似能级图（一）电子分布与近似能级图 2. n 相同，相同， l 相同。相同。 l 越大，能量越高。越大，能量越高。nfndnpnsEEEE 第一章第一章 第一节第一节 在一定情况下在一定情况下nd 轨道的能量可能高于轨道的能量可能高于(n+1)s轨轨道的能量，道的能量，nf 轨道的能量可能高于轨道的能量可能高于(n+2) s轨道的能轨道的能量，这种现象称为量，这种现象称为能级交错能级交错。如：如：d3s4EE 是屏蔽效应和钻穿效应的结果。 f4s6EE 3. 能级交错能级交错第一章第一章 第一节第一节（一）电子分布与近似能级图（一）电子分布与
13、近似能级图 鲍林获得鲍林获得19541954年诺贝尔化学奖和年诺贝尔化学奖和19621962年诺年诺贝尔和平奖贝尔和平奖第一章第一章 第一节第一节（一）电子分布与近似能级图（一）电子分布与近似能级图 原子轨道的近似能级图原子轨道的近似能级图第一章第一章 第一节第一节（二）多电子原子核外电子排布（二）多电子原子核外电子排布 多电子原子的核外电子的排布又称为多电子原子的核外电子的排布又称为电子的构型电子的构型。根据光谱数据，归纳出基态原子核外电子排布的根据光谱数据，归纳出基态原子核外电子排布的三个三个原则原则。1. 能量最低原理能量最低原理2. Pauli不相容原理不相容原理3. Hund规则规则
14、第一章第一章 第一节第一节 “系统的能量愈低，愈稳定系统的能量愈低，愈稳定”是自然界的普是自然界的普遍规律。遍规律。 基态原子，是最稳定的系统，能量最低。基态原子，是最稳定的系统，能量最低。1. 能量最低原理能量最低原理 能量最低原理能量最低原理基态多电子原子核外电子排基态多电子原子核外电子排布时，总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道布时，总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。最低。 如下图箭头所指顺序。如下图箭头所指顺序。第一章第一章 第一节第一节电子填入能级的先后次序电子填入能级的先后次序1.
15、能量最低原理能量最低原理第一章第一章 第一节第一节 在同一个原子中，没有彼此完全处于相同的在同一个原子中，没有彼此完全处于相同的状态的电子。状态的电子。 在同一个原子中不能有四个量子数完全相同的两在同一个原子中不能有四个量子数完全相同的两个电子存在。个电子存在。2. Pauli不相容原理不相容原理第一章第一章 第一节第一节 每一电子亚层最多容纳的电子数为：每一电子亚层最多容纳的电子数为：s2、p6、d10、f14 每一电子层最多能容纳的电子数为原子轨道的每一电子层最多能容纳的电子数为原子轨道的2倍，倍，即即2n2。 由此可知：由此可知： 一个原子中不允许有两个电子处于完全相同的状态。一个原子中
16、不允许有两个电子处于完全相同的状态。 在一个原子轨道上最多能容纳在一个原子轨道上最多能容纳两个两个自旋方向相反自旋方向相反的的电子。电子。2. Pauli不相容原理不相容原理第一章第一章 第一节第一节3Hund规则规则 在简并轨道上，电子总是尽可能在简并轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道分占不同的轨道，且且自旋平行自旋平行，使原子的总能量最低。如：，使原子的总能量最低。如：6C 轨道式 电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。
17、为这样的排布方式总能量最低。 7N轨道式 第一章第一章 第一节第一节8O轨道式 9F轨道式 电子排布式：6C 1s2 2s2 2p2 7N 1s2 2s2 2p3 8O 1s2 2s2 2p4 9F 1s2 2s2 2p5 原子序数为原子序数为3 10的的8种元素原子的基态电子构型见种元素原子的基态电子构型见表表1-2。 轨道图式描述原子构型可以准确地表达轨道图式描述原子构型可以准确地表达Hund 规则，规则，而电子构型式却无法表达。而电子构型式却无法表达。3Hund规则规则第一章第一章 第一节第一节例如：22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 26Fe 1s22s22p63s2
18、3p63d64s2 24Cr 1s22s22p63s23p63d44s2 实验测定： 1s22s22p63s23p63d54s1填入按能级顺序书写按电子层顺序价层电子29Cu 1s22s22p63s23p63d94s2 实验测定 ： 1s22s22p63s23p63d104s1 再如：3Hund规则规则第一章第一章 第一节第一节全充满 ：s2 , p6 , d10 , f14 半充满 ：s1 , p3 , d5 , f7 全空 ： s0, p0 , d0 , f0 Hund规则特例规则特例: 简并轨道全充满、半充满、或全简并轨道全充满、半充满、或全空的状态都是能量较低的稳定状态。空的状态都是能
19、量较低的稳定状态。 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s129Cu 1s22s22p63s23p63d104s1所以：3Hund规则规则第一章第一章 第一节第一节电子排布的书写： （3）可用）可用原子实或原子芯原子实或原子芯（稀有气体元素符号）（稀有气体元素符号）简写电子排布式。简写电子排布式。(1) 按电子层的顺序写按电子层的顺序写; (2) 一般地按照电子排布三原则书写一般地按照电子排布三原则书写, 个别例外，个别例外，应以实验为依据应以实验为依据; 例：例： 47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 47Ag Kr 4d105s1 ；Ag+
20、 Kr 4d10 (4)离子的电子排布式，是在基态原子的电子排布离子的电子排布式，是在基态原子的电子排布式基础上加上得到或失去的电子式基础上加上得到或失去的电子 。第一章第一章 第一节第一节节小结节小结第一章第一章 第一节第一节1、原子核外电子的运动、原子核外电子的运动2、核外电子运动状态的描述、核外电子运动状态的描述3、原子核外电子排布、原子核外电子排布节小结节小结第一章第一章 第一节第一节难点：难点：1、核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述2、原子核外电子排布原子核外电子排布第一章第一章 第一节第一节1、如何描述核外电子的运动？如何描述核外电子的运动？ 2、描述核外电子运动状态的量
21、子数有哪些？描述核外电子运动状态的量子数有哪些？思考题思考题答：答：(1)只能用统计的观点指出它在原子核外只能用统计的观点指出它在原子核外 、只能用统、只能用统计的观点指出它在原子核外计的观点指出它在原子核外 空间某处出现机会的多少。空间某处出现机会的多少。 空间某处出现机会的多少。空间某处出现机会的多少。 (2)用用“电子云电子云”形象的描述形象的描述核外电子的核外电子的 、 电子云电子云” 运动。运动。答：答：(1)主量子数主量子数n 。 (2)角量子数角量子数l 。（。（3）磁量子数）磁量子数m。（4）自旋量子数）自旋量子数ms第一章第一章 第一节第一节思考题思考题3、下列轨道表示式能表
22、示磷原子的最低能量状态的是、下列轨道表示式能表示磷原子的最低能量状态的是第一章第一章 第一节第一节思考题思考题章章 页页4、下列电子亚层中，轨道数目最多的是下列电子亚层中，轨道数目最多的是A. n1, l0 B. n2, l1 C. n3, l2 D. n4, l1E. n5, l0第二节元素周期系和元素的基本性质第二节元素周期系和元素的基本性质 当元素按照核电荷数递增的顺序当元素按照核电荷数递增的顺序排列时，电子排布排列时，电子排布(构型构型)呈周期性变呈周期性变化，元素性质呈现周期性变化。这一化，元素性质呈现周期性变化。这一规律叫做规律叫做元素周期律元素周期律。元素周期表是原子的电子构型随
23、着元素周期表是原子的电子构型随着核电荷数递增而呈现周期性变化的反核电荷数递增而呈现周期性变化的反映。映。 一、原子的电子结构和元素周期律一、原子的电子结构和元素周期律第一章第一章 第二节第二节 能级组的形成是元素划分为周期的本质原因。每能级组的形成是元素划分为周期的本质原因。每一个能级组对应于一个周期。一个能级组对应于一个周期。7 7个能级组形成个能级组形成7 7个周期。个周期。 三长三短一不全三长三短一不全短周期（一、二、三周期）短周期（一、二、三周期）长周期（四、五、六周期）长周期（四、五、六周期） 不完全周期（第七周期不完全周期（第七周期）（一）（一） 周期（能级组）周期（能级组）第一章
24、第一章 第二节第二节(1)(1)周期表中的周期数就是能级组数。周期表中的周期数就是能级组数。(2)(2)元素所在的周期序数等于该元素原子所处的最高能元素所在的周期序数等于该元素原子所处的最高能级组序数，也等于该元素原子最外电子层的主量子数。级组序数，也等于该元素原子最外电子层的主量子数。 即周期数即周期数 = = 能级组数能级组数 = = 电子层数电子层数(3)(3)各周期元素数目，等于相应能级组内各轨道所能容各周期元素数目，等于相应能级组内各轨道所能容纳的电子总数。纳的电子总数。 由能级组和周期的关系可知，能级组的划分是导致周期表中各元素能划分为周期的本质原因。能级组和周期的关系第一章第一章
25、 第二节第二节表表 1-4（一）（一） 周期（能级组）周期（能级组）第一章第一章 第二节第二节 原子的原子的价电子层价电子层结构相似的元素排在同一列，称结构相似的元素排在同一列，称为族。为族。周期表共周期表共18列，其中列，其中8，9，10三列为一族，称为三列为一族，称为VIII族，其余一列一族。共族，其余一列一族。共16族。族。指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键，跟元素化合价有关的电子。价电子层价电子所处的能级称为价电子层。（ 二）族二）族第一章第一章 第二节第二节 用用“A”表示主族，表示主族，IA-VIIIA，ns1-2np1-6 ，即：最，即：最后一个电子填充在后一个电子填
26、充在ns 或或np亚层。共亚层。共7个主族，第个主族，第A一一般称为般称为0族。大多数教材是把族。大多数教材是把0族合在一起，即族合在一起，即8个主族。个主族。主族序数主族序数= =最外层电子数最外层电子数= =价电子数价电子数第一章第一章 第二节第二节1.主族和零族主族和零族 用用“B”表示副族。表示副族。IB- VIIB族，共族，共7个副族，最后一个副族，最后一个电子填充在个电子填充在 （n-1)d或或（n-2)f 亚层的都属于副族。亚层的都属于副族。 B到到B族：价电子总数族：价电子总数=族数族数 如：钪如：钪Ar 3d14s2B和和B族：最外层电子数族：最外层电子数=族数族数 如：如：
27、 铜铜 29Cu Ar3d104s1 ，铁，铁Ar3d64s2 2.副族副族第一章第一章 第二节第二节 处于元素周期表的中间，共三个纵行。它们的价处于元素周期表的中间，共三个纵行。它们的价层电子的构型是层电子的构型是(n-1)d6-10ns0-2，价层电子数是，价层电子数是8-10。3.VIII族族第一章第一章 第二节第二节（三）周期表分区（特征电子构型）（三）周期表分区（特征电子构型） 据价层电子构型的特征，将周期表分为5个区：(1)s 区元素：包括IA和IIA族，价电子层的构型为ns12。(2) p区元素：包括IIIA到VIIIA族，价电子层的构型为ns2np16。(3)d 区元素：包括I
28、IIB到VIIB、 VIII族的元素，价电子层的构型为(n-1)d19ns12 (Pd为(n-1)d10ns0)。(4)ds区元素：包括IB和IIB族的元素，外电子层的构型为(n-1)d10ns12。 (5) f 区元素：包括镧系和锕系元素，电子层结构在f亚层上增加电子，外电子层的构型为(n-2)f114(n-1)d02ns2。钍元素例外。第一章第一章 第二节第二节 0 （三）周期表分区（三）周期表分区第一章第一章 第二节第二节二、二、 元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性由于原子电子层结构呈现周期性，因此与电子层结由于原子电子层结构呈现周期性，因此与电子层结构有关的元素的基本性质如：原子
29、半径、电离能、电子构有关的元素的基本性质如：原子半径、电离能、电子亲合能、电负性等也呈现明显的周期性。亲合能、电负性等也呈现明显的周期性。第一章第一章 第二节第二节（一）原子半径（一）原子半径1 1、原子半径的类型、原子半径的类型（1）共价半径：同种元素共价键键长的一半。）共价半径：同种元素共价键键长的一半。（2）金属半径：金属晶体中，相邻两原子的核间距离）金属半径：金属晶体中，相邻两原子的核间距离的一半。的一半。（3）范德华半径：范德华半径是指在分子晶体中，分）范德华半径：范德华半径是指在分子晶体中，分子间以范德华力结合，如稀有气体，相邻两原子核间子间以范德华力结合，如稀有气体，相邻两原子核
30、间距的一半。距的一半。 如：如：Cl2：共价半径：共价半径 99pm，而范德华半径，而范德华半径 180pm。第一章第一章 第二节第二节第一章第一章 第二节第二节1 1、原子半径的类型、原子半径的类型（1）同一族）同一族 同一主族，自上而下，同一主族，自上而下，电子层数电子层数n增多，主量子数增多，主量子数增大，增大，原子半径就增大原子半径就增大。 同一副族，半径变化不明显，特别是第五周期和同一副族，半径变化不明显，特别是第五周期和第六周期元素接近，这主要是第六周期元素接近，这主要是镧系收缩镧系收缩造成的。造成的。2、原子半径变化规律：、原子半径变化规律： 因为镧系收缩，使镧系之后的副族元素的
31、原子半径因为镧系收缩，使镧系之后的副族元素的原子半径都相应缩小了，使第六周期副族元素的原子半径没有都相应缩小了，使第六周期副族元素的原子半径没有因为电子层的增加而大于第五周期副族元素。因为电子层的增加而大于第五周期副族元素。 原子半径的相似也使得这些相应的元素化学性质也原子半径的相似也使得这些相应的元素化学性质也很相似。很相似。 镧系元素新增加的电子填充在次外层的镧系元素新增加的电子填充在次外层的（n-2）f轨道上，对外层屏蔽作用更大，有轨道上，对外层屏蔽作用更大，有效核电荷数减少，使整个镧系元素的原子效核电荷数减少，使整个镧系元素的原子半径减小非常缓慢。半径减小非常缓慢。镧系元素的原子半径镧
32、系元素的原子半径随原子序数增加逐渐减小的现象称为镧系随原子序数增加逐渐减小的现象称为镧系收缩。收缩。第一章第一章 第二节第二节镧系收缩第一章第一章 第二节第二节2、原子半径变化规律：、原子半径变化规律：主族元素第一章第一章 第二节第二节2、原子半径变化规律、原子半径变化规律（2）同周期）同周期 自左至右自左至右核电荷数依次增加，核对外层电子的吸核电荷数依次增加，核对外层电子的吸引力增强，所以引力增强，所以原子半径递减原子半径递减。 零族元素半径大幅增加，是因为惰性气体只有范零族元素半径大幅增加，是因为惰性气体只有范德华半径，比共价半径大得多。德华半径，比共价半径大得多。同周期主族元素同周期主族
33、元素r递减快；递减快；副族元素间副族元素间r递减慢；递减慢；镧系元素镧系元素r减少很少减少很少(镧系收缩镧系收缩)。第一章第一章 第二节第二节2、原子半径变化规律：、原子半径变化规律：（二）电离能（二）电离能 I 电离能：气态原子在基态时失去电子所需的能量，常电离能：气态原子在基态时失去电子所需的能量，常用使用使1mol气态原子（或阳离子）失去一个电子所需的气态原子（或阳离子）失去一个电子所需的能量（能量（kJ/mol）表示。）表示。 原子失去第一个电子所需的能量称第一电离能（原子失去第一个电子所需的能量称第一电离能（I1）；）；失去第二个电子所需的能量称第二电离能（失去第二个电子所需的能量称
34、第二电离能（I2）. I1 I2 I3第一章第一章 第二节第二节I的变化规律：的变化规律：（1）周期：从左到右，）周期：从左到右，I1渐增大（核电荷数增加）；渐增大（核电荷数增加）；（2）族：从上到下，）族：从上到下，I1渐减少（原子半径增大）；渐减少（原子半径增大）； 核电荷越大，原子半径越小，核对核外电子的吸引核电荷越大，原子半径越小，核对核外电子的吸引力越强，电离能就越大，反之电离能越小。力越强，电离能就越大，反之电离能越小。（二）电离能（二）电离能 I第一章第一章 第二节第二节（三）元素的电负性（三）元素的电负性 电离能和电子亲合能电离能和电子亲合能(基态的气态原子得到电子基态的气态原
35、子得到电子能力的大小用电子亲合能表示能力的大小用电子亲合能表示 )分别反映元素原子分别反映元素原子失去和得到电子的能力。为了能同时量度这两种性失去和得到电子的能力。为了能同时量度这两种性质，质，1932年鲍林提出了电负性的概念年鲍林提出了电负性的概念: 是元素的原子在分子中对成键电子的吸引是元素的原子在分子中对成键电子的吸引能力。能力。 无法测出绝对值，鲍林以无法测出绝对值，鲍林以 得其它元得其它元素相对值。表素相对值。表1-6递变规律：递变规律：同一周期，从左到右，电负性逐渐增同一周期，从左到右，电负性逐渐增 大大 同一主族，从上到下，电负性逐渐减小同一主族，从上到下，电负性逐渐减小第一章第
36、一章 第二节第二节易失电子变成阳离子即金属性强；易失电子变成阳离子即金属性强；反之，若易得电子变成阴离子则非金属性强。反之，若易得电子变成阴离子则非金属性强。（四）元素的金属性和非金属性（四）元素的金属性和非金属性变化规律：变化规律：（1）同周期：从左到右，电负性渐增大，元素的）同周期：从左到右，电负性渐增大，元素的金属性渐减弱，非金属性渐强。金属性渐减弱，非金属性渐强。（2）同主族：从上到下，元素原子的电负性减小，）同主族：从上到下，元素原子的电负性减小，金属性渐强，非金属性渐弱金属性渐强，非金属性渐弱第一章第一章 第二节第二节r ，I ，x ，非金属性，非金属性 r Ix金属性金属性r，金
37、属性金属性 I，x非金属性非金属性元素性质在周期表中递变规律元素性质在周期表中递变规律第一章第一章 第二节第二节（五）元素的氧化数（五）元素的氧化数氧化数是指在单质或化合物中某元素的一个原子的形式电荷氧化数是指在单质或化合物中某元素的一个原子的形式电荷数。数。氧化数概念是从正负化合价概念分化发展产生的。化合价的氧化数概念是从正负化合价概念分化发展产生的。化合价的原意是某种元素的原子与其他元素的原子相化合时两种元素的原原意是某种元素的原子与其他元素的原子相化合时两种元素的原子数目之间一定的比例关系，所以化合价不应为非整数。例如，子数目之间一定的比例关系，所以化合价不应为非整数。例如，在在Fe3O
38、4中，中，Fe实际上存在两种价态：实际上存在两种价态：+2和和+3价，其分子组成为：价，其分子组成为：Fe+3Fe+2Fe+3O4。氧化数是形式电荷数，所以可以为分数。氧化数是形式电荷数，所以可以为分数。 O的总氧化数是的总氧化数是-8，而，而3个个Fe的总氧化数应该是的总氧化数应该是+8，所以铁元素，所以铁元素的氧化数的平均值是的氧化数的平均值是+8的的1/3，即就是，即就是+8/3。 同一元素，氧化数越高，电负性越大。同一元素，氧化数越高，电负性越大。第一章第一章 第二节第二节节小结节小结1 1、原子的电子结构和元素周期律、原子的电子结构和元素周期律2、 元素基本性质的周期性元素基本性质的
39、周期性节小结节小结难点：难点：元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性思考题思考题1 1、氧化数和化合价两个概念有何区别氧化数和化合价两个概念有何区别 答：答：氧化数是从化合价发展得出来的一种新概念。化合氧化数是从化合价发展得出来的一种新概念。化合价的原意是某种元素的原子与其他元素的原子相化合时两价的原意是某种元素的原子与其他元素的原子相化合时两种元素的原子数目之间一定的比例关系，所以化合价不应种元素的原子数目之间一定的比例关系，所以化合价不应为非整数。而氧化数是形式电荷数，所以可以为分数。在为非整数。而氧化数是形式电荷数，所以可以为分数。在大多数情况下，氧化数是把氧元素的氧化数定为大多数情况
40、下，氧化数是把氧元素的氧化数定为-2，这也，这也是由化合价确定了的。它们的区别是：氧化数只指原子而是由化合价确定了的。它们的区别是：氧化数只指原子而不指原子团，而化合价既指示原子又指原子团。化合价不不指原子团，而化合价既指示原子又指原子团。化合价不能用分数，而氧化数可以用分数。例如能用分数，而氧化数可以用分数。例如Fe3O4中铁的氧化数中铁的氧化数是正是正8/3，而化合价是指两个铁原子为正，而化合价是指两个铁原子为正3价，一个铁原子价，一个铁原子是正是正2价。价。思考题思考题 2、某元素原子的电子排布式为某元素原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p5，该原子对应的
41、元素在周，该原子对应的元素在周期表中位于期表中位于A.第第4周期，周期，A族，族，s区区 B.第第4周期，周期，A族，族，p区区C.第第4周期，周期，A族，族，d区区 D.第第4周期，周期，B族，族，s区区E.第第4周期，周期，B族，族，p区区章章 页页第三节第三节 化学键化学键 我们把分子内部直接相邻原子间的强的相互作我们把分子内部直接相邻原子间的强的相互作用力称为用力称为化学键化学键。 化学键有三种类型：化学键有三种类型：a.离子键离子键 (ionic bond)b.共价键共价键 (covalent bond)c.金属键金属键 (metal bond)第一章第一章 第三节第三节一、离子键一
42、、离子键（一）离子键的形成（一）离子键的形成n Na（2s22p63s1）n Cl（3s23p5）n NaCl静电引力 n Na+（2s22p6）n Cl-（3s23p6）-ne+ne德国化学家科塞尔 离子键离子键 ：相反电荷的正、负离子通过相反电荷的正、负离子通过静电作用而形成的化学键。静电作用而形成的化学键。 形成离子键重要条件：形成离子键重要条件：两成键原子的电两成键原子的电负性差值较大负性差值较大如：第一章第一章 第三节第三节（二）离子键的本质及特点（二）离子键的本质及特点离子键的离子键的本质本质是是静电作用力。静电作用力。离子键的离子键的特点特点：没有方向性和饱和性。没有方向性和饱和
43、性。 a.与任何方向电性不同的离子相吸引，所以与任何方向电性不同的离子相吸引，所以无方向性无方向性。 b.只要是正负离子之间，则彼此吸引，即只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性无饱和性。离子键的强度是吸引力与排斥力的平衡结果。通常用离子键的强度是吸引力与排斥力的平衡结果。通常用晶格能晶格能来衡量。来衡量。离子键的形成条件是两个成键原子电负性足够大。离子键的形成条件是两个成键原子电负性足够大。一般相差一般相差1.7时，可以判断形成离子键。时，可以判断形成离子键。第一章第一章 第三节第三节 晶格能：晶格能：在标准状态下在标准状态下(298K)，将，将1mol离子晶离子晶体转化为气态离子所吸收
44、的能量。体转化为气态离子所吸收的能量。(Ela) 离子的电荷越高，半径越小，晶格能也越大，离子的电荷越高，半径越小，晶格能也越大，化合物越稳定，离子化合物的熔点和沸点也就越化合物越稳定，离子化合物的熔点和沸点也就越高。高。NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) U=788kJmol-1（二）离子键的本质及特点（二）离子键的本质及特点第一章第一章 第三节第三节二、共价键二、共价键路易斯 1916 年，美国科学家年，美国科学家 Lewis 提出提出原子间共用电子对成键的概念。原子间共用电子对成键的概念。 同种元素的原子以及电负性相近的同种元素的原子以及电负性相近的原子间可以通过共用电
45、子对形成分子。原子间可以通过共用电子对形成分子。 共用一对电子形成单键，共用两对或三对电子共用一对电子形成单键，共用两对或三对电子形成双键或三键。形成双键或三键。 共价键共价键(covalent bond)：原子通过共用电子对：原子通过共用电子对形成的化学键。形成的化学键。第一章第一章 第三节第三节路易斯结构式路易斯结构式：利用小黑点代表电子（或用短：利用小黑点代表电子（或用短线代表一对成键电子对）表示出分子中原子周围的线代表一对成键电子对）表示出分子中原子周围的价层电子，并结合惰性气体价层电子，并结合惰性气体8电子稳定结构的事实，电子稳定结构的事实，确定一些分子或离子的结构式。例如：确定一些
46、分子或离子的结构式。例如：Cl2Cl Cl Cl Cl O2O O O O N2N N N N二、共价键二、共价键第一章第一章 第三节第三节 1930年，年，L.Pauling等人在此基础上，建立了现等人在此基础上，建立了现代价键理论（代价键理论（ valence bond theory ,VBT)，又称电，又称电子配对理论。子配对理论。二、共价键二、共价键第一章第一章 第三节第三节1. 1. 只有自旋方向相反的未成对电子只有自旋方向相反的未成对电子 ( (单电子单电子) ) ，可，可以配以配对形成稳定的共价键。对形成稳定的共价键。2.2.一个原子有几个未成对电子，就能与几个其它原一个原子有几
47、个未成对电子，就能与几个其它原子的几个自旋方向相反的未对电子形成共价健。子的几个自旋方向相反的未对电子形成共价健。3.3.成键电子的两原子轨道尽可能达到最大重叠。轨成键电子的两原子轨道尽可能达到最大重叠。轨道重叠程度愈大，两核间电子的概率密度愈密集，系道重叠程度愈大，两核间电子的概率密度愈密集，系统能量降低越多形成的共价键愈稳定。这称为原子轨统能量降低越多形成的共价键愈稳定。这称为原子轨道最大重叠原理。道最大重叠原理。要点第一章第一章 第三节第三节1.共价键的本质共价键的本质根据价键理论，共价键是原子间通过共用电子对根据价键理论，共价键是原子间通过共用电子对（即电子云的重叠）所形成的化学键。共
48、价键形成的（即电子云的重叠）所形成的化学键。共价键形成的本质就是电子云的重叠，电子云重叠越多，分子越稳本质就是电子云的重叠，电子云重叠越多，分子越稳定。两个原子的未成对电子，只有自旋相反，才能配定。两个原子的未成对电子，只有自旋相反，才能配对形成一个共价键。对形成一个共价键。 （二）共价键的本质和特征（二）共价键的本质和特征第一章第一章 第三节第三节 (1)共价键的共价键的饱和性饱和性 自旋方向相反的单电子配对形成共价键后，就不能自旋方向相反的单电子配对形成共价键后，就不能再和其它原子中的单电子配对。所以，每个原子所能再和其它原子中的单电子配对。所以，每个原子所能形成共价键的数目取决于该原子中
49、的单电子数目。形成共价键的数目取决于该原子中的单电子数目。例例如：两个氯各有一个未成对电子，它们可以配对形成如：两个氯各有一个未成对电子，它们可以配对形成单键单键(Cl-Cl)。+1s3pz2.2.共价键的特征共价键的特征第一章第一章 第三节第三节 成键电子的原子轨道在空间都有一定的形状和取向。成键电子的原子轨道在空间都有一定的形状和取向。两原子轨道只有沿一定的方向靠近才能达到最大程度两原子轨道只有沿一定的方向靠近才能达到最大程度的重叠，才能形成稳定的共价键的重叠，才能形成稳定的共价键。如：如： (2)共价键的共价键的方向性方向性第一章第一章 第三节第三节如下图所示的重叠，将破坏原子轨道的对称
50、性。如下图所示的重叠，将破坏原子轨道的对称性。X+X+sp+pzz+pz (2)共价键的共价键的方向性方向性第一章第一章 第三节第三节( (三三) )共价键的类型共价键的类型 由于成键原子轨道重叠方式的不同，形成了两由于成键原子轨道重叠方式的不同，形成了两种不同类型的共价键。种不同类型的共价键。 1. 键键: 两原子轨道沿键轴两原子轨道沿键轴(成键原子核连线成键原子核连线)方向进行同号重叠方向进行同号重叠(头碰头头碰头)。第一章第一章 第三节第三节( (三三) )共价键的类型共价键的类型第一章第一章 第三节第三节 两原子轨道沿键轴方向在键轴两侧平行同号重两原子轨道沿键轴方向在键轴两侧平行同号重
