第三章物质结构.pptVIP

学习目标 1. 理解原子核外电子运动的特性，掌握四个量子数的符号和表示的意义及其取值规律； 2. 掌握核外电子排布原则及方法；掌握常见元素的电子排布式和价电子构型； 3. 了解核外电子排布和元素周期系之间的关系； 4. 了解离子键与共价键的特征及它们的区别； 6. 掌握杂化轨道理论要点、杂化轨道类型与分子几何构型；理解杂化轨道和分子几何构型的关系； 7. 了解分子间作用力的特征与性质；理解氢键的形成及对物质性质的影响。 一、电子的波粒二象性 二、波函数与原子轨道 1. 薛定谔方程 1926年，奥地利物理学家薛定谔，根据波粒二象性概念提出了描述微观粒子运动状态的方程式，称为薛定谔方程。 如： n = 3, l = 0 (3s亚层，s亚层只有一个球形的s轨道)，m=0， 一种取向；为3s轨道。 n = 3, l = 1 (3p亚层，p亚层有三个p轨道)，m = 0, ± 1，三种取向。 n = 3, l = 2（3d亚层，d亚层有五个d轨道），m = 0, ± 1, ±2，五种取向。 n = 3, l = 3 （不存在，是错误的。） 等价轨道(简并轨道)：指n, l相同，m不同的原子轨道，或能量相同的各原子轨道。如3p亚层的三个p轨道就是等价轨道。 3．2 原子核外电子排布与元素周期律 1. 多电子原子的能级 3．2 原子核外电子排布与元素周期律 1. 多电子原子的能级 鲍林近似能级图中圆圈表示原子轨道，按轨道能量高低顺序依次排列。一个能级组(在鲍林近似能级图的同一方框中)，是一组能量相近的原子轨道。相邻能级组之间能量差较大。能级组的划分与元素周期表中划分的七个周期一致，体现了元素周期系中元素划分为周期的本质原因是原子轨道的能量关系。 由图可知： ① l 相同时，n越大能级越高，如E1s＜E2s＜E3s…，E2p＜E3p＜E4p…； ② n 相同时，l 越大能级越高，如Ens＜Enp＜End＜Enf…； ③ n和l均不同时，用（n＋0.7l）判断，如E4s＜E3d，E5s＜E4d，E6s＜E4f＜E5d，这就是“能级交错”。 （3）洪特规则： ①电子在等价轨道（n与l相同,m不同）上排布时尽可能以自旋平行的方向分占不同的轨道。 例如：N原子的2p轨道上有3个电子，则必分占px，py和pz轨道，且自旋平行。 ②等价轨道在全空（p0, d0, f0）、全满(p6, d6, f14 )、半满(p3, d5, f7 )时是稳定的。 例如：3个p轨道上有6个、3个或没有电子时是稳定结构。 基态原子：原子中的电子按电子排布三原则并结合鲍林近似能级图排布，此时该原子处于最低能量状态。任何原子基态结构只有一种。 激发态原子：比基态能量更高的结构状态。激发态结构可以有很多种。 元素原子的电子结构有三种表示方式： 电子排布式、轨道表示式、量子数表示 ①虽然电子排布的先后顺序4s先于3d，但写电子排布时，要把3d写在4s前同3s，3p一起写； ②由于原子在化学反应时，通常只价层电子发生变化，故不必写出完整的电子排布式，只需写出原子的价层电子排布即可。即最高能级组中价电子（能用于成键的电子）能级上的电子排布式。 ③把价电子层以内已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”，用该稀有气体符号加方括号表示。如：24Cr是在18号Ar基础上加6个e，故24Cr电子排布式简写为[Ar]3d54s1。 按电子在核外原子轨道中的分布情况，用用一个圆圈或方格表示一个原子轨道（等价轨道的圆圈或方格连在一起），用向上或向下的箭头表示电子的自旋状态。 例如：N原子 (1)周期 共7个周期：与周期表的行对应。第1周期只有2个元素为特短周期；第2,3周期各有8个为短周期；第4,5周期各有18个为长周期；第6周期有32个为特长周期；第7周期预测有32个，现有26个为不完全周期； 周期数 = 能级组数 = 电子层数 = 原子最外层电子的主量子数 周期表中各周期总是从ns轨道开始，到np轨道结束，最外层(n层)电子数最多不超过8个(ns2np6) ，次外层 [(n-1)层]最多不超过18个(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10 。 (2)族 共16个族：与周期表的列对应。 7个主族(A族)，7个副族(B 族) ， 1个0族(稀有气体)，1个 Ⅷ族(三个纵行)。 主族元素： IA～VIIA，族数=价电子数，价电子构型为ns1～2或ns2 np1～5。 副族元素： IB,IIB族数=ns电子数；IIIB~VIIB族数=(n-1)d+ns电子数(镧系,锕系除外)，VIII族(n-1)d+ns电子数等于