第9章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

第九章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

無機(jī)及分析化學(xué)

●理解原子核外電子運(yùn)動的特性；了解波函數(shù)表達(dá)的意義；掌握四個量子數(shù)的量子化條件及其物理意義；理解原子軌道角度分布圖、電子云角度分布圖和徑向分布函數(shù)圖。

●掌握原子核外電子排布規(guī)則；理解多電子原子軌道能級交錯現(xiàn)象；理解元素的基本性質(zhì)及其元素周期性變化規(guī)律?！窭斫怆x子鍵的特征；掌握價鍵理論的基本要點(diǎn)及共價鍵的類型和特點(diǎn)；了解價層電子對互斥理論和分子軌道理論，掌握雜化軌道理論；掌握分子間作用力及氫鍵；理解離子極化作用和離子變形性及對化合物性質(zhì)的影響規(guī)律?！窳私饨饘冁I理論；了解晶體的特征，理解不同種類晶體的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)。教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

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教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

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教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)目的和要求第九章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)◆重點(diǎn)內(nèi)容：原子軌道與核外電子運(yùn)動狀態(tài)的量子數(shù);常見元素基態(tài)原子的核外電子排布式和價電子構(gòu)型；屏蔽效應(yīng)、鉆穿效應(yīng)；元素周期性；雜化軌道的類型；共價鍵的方向性和飽和性；分子間作用力；氫鍵對化合物性質(zhì)的影響?！綦y點(diǎn)內(nèi)容：波函數(shù)、原子軌道與電子云角度分布圖；價層電對互斥理論預(yù)測分子構(gòu)型；分子軌道理論；離子極化現(xiàn)象；晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)。教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

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教學(xué)重點(diǎn)和難點(diǎn)

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第九章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)9.1核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

主要章節(jié)

9.4

晶體結(jié)構(gòu)9.2核外電子排布與元素周期表9.3化學(xué)鍵理論9.1核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

氫原子光譜特征線狀光譜(不連續(xù)光譜)n=3,4,5,6

…

9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)氫原子線狀光譜產(chǎn)生示意圖9.1.1

氫原子光譜和玻爾理論Ｈδ

Ｈγ

ＨβＨα

連續(xù)光譜圖9-29.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.1

氫原子光譜和玻爾理論如何解釋氫原子線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)？事實(shí)：氫原子光譜是線狀光譜（而不是連續(xù)光譜）；原子沒有湮滅。9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.1

氫原子光譜和玻爾理論玻爾經(jīng)典電磁理論認(rèn)為：電子繞核作高速圓周運(yùn)動，發(fā)出連續(xù)電磁波→

連續(xù)光譜，電子能量↓，→墜入原子核→原子湮滅。

玻爾理論的要點(diǎn)

(1)電子只能在某些特定的圓形軌道上繞核運(yùn)動，在這些軌道上運(yùn)動的電子既不放出能量，也不吸收能量。

(2)電子在不同軌道上運(yùn)動時，其能量是不同的。在離核越遠(yuǎn)的軌道上，能量越高；在離核越近的軌道上，能量越低。軌道的這些不同的能量狀態(tài)稱為能級，其中能量最低的狀態(tài)稱為基態(tài)，其余能量高于基態(tài)的狀態(tài)稱為激發(fā)態(tài)。原子軌道的能量是量子化的，這些軌道上的電子運(yùn)動的角動量，必須是h/2π的整數(shù)倍，即9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.1

氫原子光譜和玻爾理論

(3)只有當(dāng)電子在能量不同的軌道之間躍遷時，原子才會吸收或放出能量。當(dāng)電子從能量較高的軌道（E2）躍遷到能量較低的軌道（

E1）時，原子以光子的形式釋放出能量，釋放出光的頻率與軌道能量的關(guān)系為：式中，h為普朗克常量(6.626×10-34J·s)9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.1

氫原子光譜和玻爾理論玻爾理論的要點(diǎn)不能解釋多電子原子、分子以及固體的光譜不能解釋氫光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)部分量子化，仍以經(jīng)典物理學(xué)為基礎(chǔ)9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.1

氫原子光譜和玻爾理論玻爾理論局限性9.1.2

微觀粒子的特性

其中:

P

：動量

m

:光子質(zhì)量（粒子性）

:光的頻率

:光的波長（波動性）

v:電子速度

h=6.626×10-34J·s(Planck常量)

波動性

粒子性德布羅意9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)微觀粒子的波粒二象性

1927年,兩位美國科學(xué)家戴維孫（C.J.Davisson）和革末（L.H.Germer）進(jìn)行了電子衍射實(shí)驗(yàn),證實(shí)了德布羅意關(guān)系式的正確性。

電子衍射圖X射線的衍射圖

Ni晶體電子衍射實(shí)驗(yàn)9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.2

微觀粒子的特性電子衍射實(shí)驗(yàn)

電子與宏觀物體具有完全不同的特點(diǎn)，不能同時準(zhǔn)確地確定它的位置和動量，電子的位置確定得越準(zhǔn)（越?。?，則電子的動量就確定得越不準(zhǔn)確（越大）；反之，電子的動量確定得越準(zhǔn)確，電子的位置就確定得越不準(zhǔn)確。

海森堡9.1.2

微觀粒子的特性9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)海森堡不確定原理9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

薛定諤方程二階偏微分方程：E是體系的總能量，等于勢能與動能之和；V為勢能，表示原子核對電子的吸引能；m為電子的質(zhì)量；h為普朗克常量;x,y,z為電子的空間坐標(biāo);

為波函數(shù)，是薛定諤方程的解埃爾溫薛定諤1933年諾貝爾物理學(xué)獎9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)物理意義：

波函數(shù)

本身沒有物理意義，而

代表空間上某一點(diǎn)電子出現(xiàn)的概率密度。量子力學(xué)原理指出：在空間某點(diǎn)（x,y,z）附近體積元d

內(nèi)電子出現(xiàn)的概率dp

為：

因此代表在單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率，即概率密度。概率=概率密度×體積9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

概率密度和電子云

假想將核外一個電子每個瞬間的運(yùn)動狀態(tài),用照相的方法攝影,并將這樣數(shù)百萬張照片重疊,得到如下的統(tǒng)計效果圖,形象地稱為電子云圖.

電子云圖

9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

電子云圖

解薛定諤方程式時,為方便起見,將直角坐標(biāo)(x,y,z)變換為球極坐標(biāo)(r,,):x＝r·sin

·cos

y＝r·sin

·sin

z＝r·cos

r2＝x2+y2+z2球坐標(biāo)與直角坐標(biāo)的關(guān)系

波函數(shù)與原子軌道9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

從薛定諤方程解出來的波函數(shù)，是球坐標(biāo)

的函數(shù)式，記為

常將波函數(shù)分解為兩個函數(shù)的乘積：

電子在原子核外空間的運(yùn)動狀態(tài)，可以用波函數(shù)來描述，每一個就表示電子的一種運(yùn)動狀態(tài)，通常把波函數(shù)稱為原子軌道。徑向波函數(shù)

角度波函數(shù)

波函數(shù)9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

氫原子的某些波函數(shù)、徑向波函數(shù)和角度波函數(shù)軌道（r,,）

R(r)

Y(

，)

1s

2s

2px

2py

2pz

取值:1,2,3,4,

…,

n,為正整數(shù),與電子層相對應(yīng)用符號:K,L,M,N,…

對于單電子體系,n

決定了電子的能量。n

的數(shù)值越大,電子距離原子核遠(yuǎn),則具有較高的能量。

主量子數(shù)(n)

四個量子數(shù)意義：表示核外電子離核的遠(yuǎn)近和電子能量的高低。9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述意義:決定了原子軌道的形狀。取值:受主量子數(shù)n

的限制，對于確定的n,l

可為：

0,

1,2,3,4,…,(n-1),為n

個取值，符號:

s,p,d,f,…角量子數(shù)

()例如：n=3,

表示角量子數(shù)可?。簂=0，

1，2原子軌道的形狀取決于l

;n=4

l=0

：表示軌道為第四層的4s軌道，形狀為球形

l=

1

：表示軌道為第四層的4p軌道，形狀為啞鈴形

l=2

：表示軌道為第四層的4d軌道，形狀為花瓣形

l=3

：表示軌道為第四層的4f軌道，形狀復(fù)雜9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

四個量子數(shù)單電子原子中電子的能量由

n

決定多電子原子中電子的能量由

n

和

l

共同決定因而，（第四電子層中）：多電子原子：E4s

<E4p<

E4d<E4f分別對應(yīng)l:0,1,2,3所以n

相同時，多電子原子的電子的l

大的能量高。單電子原子：

E4s

=

E4p=

E4d=E4f分別對應(yīng)l:0,1,2,

3所以n

相同時，單電子原子中，電子能量與l

無關(guān)。原子中電子的能量9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

p軌道的三種空間取向9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

m

取值受l

的影響,對于給定的l,m

可取:個值。

例如:,則

2l+1=7

共7個值。意義:對于形狀一定的軌道(l相同電子軌道),m

決定其空間取向。例如:

,有三種空間取向(能量相同)。9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述(m)磁量子數(shù)(m)l=2,d

軌道,m

取值為5個伸展方向,(dxy、dxz、dyz、dx2-y2、dz2)磁量子數(shù)(m)

d軌道的五種空間取向9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述

自旋量子數(shù)

(ms)它決定電子在空間的自旋方向，自旋量子數(shù)只有2個值,+1/2,-1/2，通常用“↑”“↓”表示。9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.3

核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述綜上所述：原子中每一個電子的運(yùn)動狀態(tài)可以用四個量子數(shù)(n.l,m,ms)來描述。

n電子層電子亞層軌道數(shù)

1

K

0

1s

01

2

L

01

2s2p

01,0,+1

4

3

M

012

3s3p3d

0

9

4

N

0123

4s4p4d4f

0

16電子層、電子亞層、原子軌道與量子數(shù)之間的關(guān)系解：n=2，則

l

=0，1。當(dāng)

n=0時，l=0；m=1時，m

=-1，0，1。原子軌道數(shù)目有4條,分別為：

2222

0111

0-10+1

例1

推算n=2

的原子軌道數(shù)目，并分別用三個量子數(shù)n、l、m

加以描述。解：n=2，則

l

=0，1。當(dāng)

n=0時，l=0；m=1時，

m

=-1，0，1。原子軌道數(shù)目有4條,分別為：

2222

0111

0-10+1

例2

用四個量子數(shù)描述n=3，l

=1的所有電子的運(yùn)動狀態(tài)。解：對于確定的n=3，l=1，對應(yīng)的m=-1，0，+1，有三條軌道，每條軌道容納兩個自旋方向相反的電子，因此有6個電子的運(yùn)動狀態(tài)，分別對應(yīng)如下：

n333333l111111

m

-1-100+1+1

ms

+1/2-1/2+1/2-1/2+1/2-1/2

原子軌道和電子云的的角度分布圖氫原子s、p、d

的原子軌道角度分布圖9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.4波函數(shù)的空間圖像電子云角度分布圖氫原子是s、p、d

電子云角度分布圖9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.4波函數(shù)的空間圖像1.原子軌道角度分布Y

(q

,j）圖有正負(fù)號之分，而電子云角度分布|Y

(q

,j）|2

圖總是正值。原子軌道角度分布圖中的正負(fù)只是函數(shù)式Y(jié)

(q

,j）計算結(jié)果的正負(fù)(在成鍵中代表軌道的對稱性),不是電荷的正負(fù)。注意2.因?yàn)閅＜1，|Y

(q

,j）|2＜1，因而電子云角度分布圖要比原子軌道角度分布圖“瘦”些。9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.4波函數(shù)的空間圖像

電子云徑向分布圖D(r)-r之間的關(guān)系,看概率密度隨半徑如何變化。

波函數(shù)分解為徑向部分R(r)和角度部分兩個函數(shù)的乘積：

1s電子云的徑向分布函數(shù)圖9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.4波函數(shù)的空間圖像

用D(r)

對r

作圖,考察單位球殼內(nèi)的概率D(r)隨r

的變化:氫原子電子云的徑向分布圖9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.4波函數(shù)的空間圖像

（1）1s

軌道在距核52.9pm

處有極大值，說明基態(tài)氫原子的電子在r＝52.9pm

的薄球殼內(nèi)出現(xiàn)的概率最大。

（2）吸收峰的數(shù)目為n-l，當(dāng)n

相同時，l越小，吸收峰就越多。

（3）當(dāng)

l相同時，n

越大，主峰（具有最大值的吸收峰）距核越遠(yuǎn)；當(dāng)

n

相同時，電子距核的距離相近。9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.4波函數(shù)的空間圖像由氫原子的徑向分布圖，可以得出如下幾點(diǎn)結(jié)論：+2He2-σe-假設(shè)He+1H屏蔽效應(yīng)：核外其余電子抵消核電荷對指定電子吸引的作用σ為屏蔽常數(shù)，可用Slater經(jīng)驗(yàn)規(guī)則算得：Z－σ=Z*，Z*

：有效核電荷數(shù)屏蔽效應(yīng)9.1.4波函數(shù)的空間圖像9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)屏蔽效應(yīng)：核外其余電子抵消核電荷對指定電子吸引的作用◆軌道的鉆穿能力通常有如下順序:ns>np>nd>nf，導(dǎo)致能級按E(ns)<E(np)<E(nd)<E(nf)

順序分裂。指外部電子進(jìn)入原子內(nèi)部空間，受到核的較強(qiáng)的吸引作用。鉆穿效應(yīng)◆

如果能級分裂的程度很大,就可能導(dǎo)致與臨近電子層中的亞層能級發(fā)生交錯。氫原子的3d

和4s徑向分布圖9.1

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)9.1.4波函數(shù)的空間圖像9.2

核外電子排布與元素周期表

美國化學(xué)家Pauling根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)及理論計算得到多電子原子的原子軌道的近似能級高低順序。原子軌道近似能級圖9.2.1原子軌道近似能級圖

我國化學(xué)家徐光憲先生提出了多電子原子的原子軌道能級分別的定量依據(jù)，（n+0.7l）整數(shù)相同的軌道劃分為一個能級組。能級1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6pl1.02.02.73.03.74.04.44.75.05.45.76.06.16.46.7能級組

1

2

3

4

5

6徐光憲徐光憲的能級分組規(guī)則9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.1原子軌道近似能級圖9.2.2基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)則

氬原子(Z=18)的基態(tài)電子組態(tài)為:Ar1s22s22p63s23p6鉀原子(Z=19)的基態(tài)電子組態(tài)為:K1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1

)

根據(jù)原子光譜實(shí)驗(yàn)和量子力學(xué)理論,基態(tài)原子的核外電子排布服從泡利不相容原理，能量最低原理和洪德規(guī)則?；鶓B(tài)原子的電子組態(tài)9.2

核外電子排布與元素周期表

在一個原子中，不可能存在四個量子數(shù)完全相同的兩個電子。由泡利不相容原理，可知一個原子軌道最多只能容納兩個電子，而且這兩個電子的自旋方式必須相反。例如,一原子中電子A和電子B的三個量子數(shù)n,l,m已相同,ms就必須不同。量子數(shù)nlmms電子A210電子B210泡利9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.2基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)則

泡利不相容原理量子數(shù)nlmms電子A210電子B210量子數(shù)nlmms電子A210電子B210量子數(shù)nlmms電子A210電子B210量子數(shù)nlmms電子A210電子B210量子數(shù)nlmms電子A210電子B210

能量最低原理

在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子總是盡先排布在能量最低的軌道上，當(dāng)能量最低的軌道排滿后，電子才依次排布在能量較高的軌道上。根據(jù)順序圖,電子填入軌道時遵循下列次序：1s2s2p3s3p4s4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p

鉻(Z=24)之前的原子嚴(yán)格遵守這一順序,釩(Z=23)之后的原子有時出現(xiàn)例外。9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.2基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)則

洪德規(guī)則

電子分布到等價軌道時,總是盡量先以相同的自旋狀態(tài)分占軌道。即在n

和

l相同的軌道上分布電子,將盡可能分布在m

值不同的軌道上,且自旋相同。例如Mn

原子：(b)[Ar](a)[Ar]3d4s洪德

作為Hund規(guī)則的特例，簡并軌道在全充滿（p6，d10，f

14）、半充滿（p3，d5，f7）和全空（p0，d0，f0）時是比較穩(wěn)定的。9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.2基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)則

原子

能級排列序列

光譜實(shí)驗(yàn)序列

Cr

Mo

Cu

Ag

Au

[Ar]3d

44s

2

[Kr]4d

45s

2

[Ar]3d

94s

2

[Kr]4d

95s

2

[Xe]4f145d

96s

2

[Ar]3d

54s

1

[Kr]4d

55s

1

[Ar]3d

104s

1

[Kr]4d

105s

1

[Xe]4f14

5d106s

1

◆記住一些重要的例外,它們與亞層半充滿狀態(tài)和亞層全充滿狀態(tài)的相對穩(wěn)定性有關(guān)?！?/p>

根據(jù)鮑林圖中給出的能級順序，寫出基態(tài)原子的電子組態(tài)?；鶓B(tài)原子的電子組態(tài)小結(jié)9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.2基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)則

9.2.3電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律

元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)遞增而呈現(xiàn)周期性變化，稱為元素周期律。

元素周期表共有七個橫行，每一橫行為一個周期，共有七個周期。元素在周期表中所屬周期數(shù)等于該元素基態(tài)原子的電子層數(shù)，等于該元素的能級組，也等于元素原子的最外電子層的主量子數(shù)。各周期所包含的元素的數(shù)目，等于相應(yīng)能級組中的原子軌道所能容納的電子總數(shù)。

門捷列夫

周期與能級組9.2

核外電子排布與元素周期表周期能級組能級組內(nèi)原子軌道元素數(shù)目電子最大容量

1Ⅰ

1s

2

2

2Ⅱ

2s2p

8

8

3Ⅲ

3s3p

8

8

4Ⅳ

4s3d4p

18

18

5Ⅴ

5s4d5p

18

18

6Ⅵ

6s4f5d6p

32

32

7Ⅶ

7s5f6d(未完)

23(未完)未滿各周期中元素的數(shù)目與相應(yīng)能級組的原子軌道的關(guān)系

9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.3電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律例3預(yù)測第七周期完成時共有多少種元素？

解：按電子排布的規(guī)律，第七周期從7s能級開始填充電子，然后依次為5f、6d、7p、7s有一個原子軌道，5f

有七個原子軌道，6d有五個原子軌道，7p有三個原子軌道，共有16個原子軌道，最多能填充32個電子，因此第七周期完成時共有32種元素。副族元素零族ns1~2ns2np1~6(n-1)d1~10s1~2(n-2)f1~14s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)過渡元素內(nèi)過渡元素超鈾元素↓↑

族與價層電子構(gòu)型元素分區(qū)9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.3電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律

區(qū)

價電子構(gòu)型

s區(qū)

ns1~2

ns2np1~6

記住元素所在的周期號和族號

p區(qū)

d區(qū)(n–1)d1~10ns1~2(n–2)f1~14(n–1)d

0~1ns2價電子構(gòu)型相似的元素在周期表中分別集中在4個區(qū)(block)。就能夠?qū)懗鲈拥膬r電子組態(tài)9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.3電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律

解：原子序數(shù)為26，為了書寫電子構(gòu)型方便，通常把內(nèi)層已達(dá)稀有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分用稀有氣體元素符號加方括號表示，并稱為原子實(shí)。電子構(gòu)型可表示為[Ar]3d64s2

，其中最外層電子的主量子數(shù)n=4,所以它屬于第四周期的元素，最外層電子和此外層電子總數(shù)為8，所以它位于第ⅧB族，3d

電子未充滿，應(yīng)屬于d區(qū)元素。

例4

已知某原子的序數(shù)為26，試寫出該元素原子的電子排布式，并指出它在周期表中的位置（周期、族、區(qū)）。

例5

元素的原子序數(shù)小于36，當(dāng)該元素原子失去3個電子后，它的角量子數(shù)l=2的軌道內(nèi)的電子數(shù)恰好半充滿。(1)寫出此元素原子的電子排布式(2)該元素屬于哪一周期，哪一族，哪一區(qū)？元素符號是什么？

解：元素的原子序數(shù)小于36，且它的正離子M3+的核外有5個3d電子?？芍撛刈钔鈱舆€應(yīng)有2個4s電子和1個3d電子。因此該元素的電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2。價電子構(gòu)型為[Ar]3d64s2，故為第四周期的副族元素。價電子數(shù)為8個，故應(yīng)為第Ⅷ族，d

區(qū)元素。該元素是原子序數(shù)為26的Fe。

迄今所有的原子半徑都是在結(jié)合狀態(tài)下測定的◆

適用金屬元素◆固體中測定兩個最鄰近原子的核間距一半金屬半徑(metallicradius)共價半徑(covalentradius)共價半徑(covalentradius)◆

適用非金屬元素◆測定單質(zhì)分子中兩個相鄰原子的核間距一半共價半徑(covalentradius)

原子半徑9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性Source:MacMillian.ChemicalandPhisicaldata(1992)

原子半徑數(shù)據(jù)atomicradius原子半徑數(shù)據(jù)如何變化周期表中各元素的原子半徑變化規(guī)律（單位為pm）

9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性

同周期原子半徑的變化趨勢總趨勢:隨著原子序數(shù)的增大,原子半徑自左至右減小。解釋:

電子層數(shù)不變的情況下,有效核電荷的增大導(dǎo)致外層電子的引力增大。原子半徑變化趨勢1原子半徑9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性解釋:◆主族元素:電子逐個填加在最外層,對原來最外層上的電子的屏蔽參數(shù)(σ)小,有效核電荷(Z*)

迅速增大?！暨^渡元素:電子逐個填加在次外層,增加的次外層電子對原來最外層上電子的屏蔽較強(qiáng),有效核電荷增加較小。◆內(nèi)過渡元素:電子逐個填加在外數(shù)第三層,增加的電子對原來最外層上電子的屏蔽很強(qiáng),有效核電荷增加甚小。

相鄰元素的減小幅度：主族元素>過渡元素>內(nèi)過渡元素9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性◆同族元素原子半徑自上而下增大:電子層依次增加,有效核電荷的影響退居次要地位。在同一主族中由上而下，原子半徑逐漸增大。這是由于從上而下，電子層數(shù)依次增加的緣故。

同一副族由上而下，原子半徑變化趨勢與主族相同，但原子半徑增大的幅度較小。

◆第6周期過渡元素(如Hf,Ta)的原子半徑與第5周期同族元素(如Zr,Nb)相比幾乎沒有增大,這是鑭系收縮的重要效應(yīng)之一。9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性

電離能E(g)==E1+(g)+e-I

1I1

<I2

<I3

<I4

基態(tài)氣體原子失去最外層一個電子成為氣態(tài)+1價氧化態(tài)離子所需的最小能量叫第一電離能,再從正離子相繼逐個失去電子所需的最小能量則叫第二、第三、…電離能。各級電離能的數(shù)值關(guān)系為I1＜I2＜I3…E+(g)==E2+(g)+e-I

2元素的第一、第二電離能9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性同族總趨勢：自上至下減小,與原子半徑增大的趨勢一致。同周期總趨勢：自左至右增大,與原子半徑減小的趨勢一致。電離能變化趨勢圖Ionizationenergy電離能變化趨勢圖如何變化？在同一周期中，從堿金屬到稀有氣體，電離能呈增大趨勢。長周期的過渡元素，從左到右電離能增加不顯著，且沒有規(guī)律。稀有氣體原子具有穩(wěn)定的電子層結(jié)構(gòu)，在同一周期中電離能最大。雖然同一周期元素的電離能呈增大的趨勢，但仍有起伏變化。同一主族的元素，從上到下電離能減小。電離能變化趨勢圖9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性元素原子第一電子親和能代數(shù)值越小(大),原子就越易(難)得到電子。非金屬原子第一電子親和能總是負(fù)值;金屬原子電子親和能一般較小或正值;稀有氣體電子親和能均為正值。第一電子親和能主族元素的第一電子親和能(單位：kJ·mol-1)H-72.7He+48.2Li-59.6Be+48.2B-26.7C-121.9N+6.75O-141.0F-328.0Ne+115.8Na-52.9Mg+38.6Al-42.5Si-133.6P-72.1S-200.4Cl-349.0Ar+96.5K-48.4Ca+28.9Ga-28.9Ge-115.8As-78.2Se-195.0Br-324.7Kr+96.5Rb-46.9Sr+28.9In-28.9Sn-115.8Sb-103.2Tb-190.2I-295.1Xe+77.2

電子親和能9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性

電負(fù)性◆◆化合物電負(fù)性元素電正性元素

ClO2(Cl-O化合物)O(3.44)

Cl(3.16)HClCl(3.16)H(2.20)◆

電負(fù)性有不同的標(biāo)度，常用鮑林電負(fù)性標(biāo)度。1932年鮑林首先提出了電負(fù)性的概念。通常把原子在分子中吸引成鍵電子的能力稱為元素的電負(fù)性。它較全面地反映了元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱。如果原子吸引電子的趨勢相對較強(qiáng),元素在該化合物中顯示電負(fù)性;如果原子吸引電子的趨勢相對較弱,元素在該化合物中則顯示電正性。9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性電負(fù)性變化如何變化？

同一周期元素，從左到右，電負(fù)性逐漸增大。同一主族元素，從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小。副族元素的電負(fù)性變化不甚規(guī)律，總的變化趨勢是同一副族元素（ⅢB除外）從上到下電負(fù)性增大。元素的電負(fù)性9.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性副族元素價電子構(gòu)型和最高氧化值:

元素的氧化數(shù)副族價電子構(gòu)型最高氧化值ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧBⅠBⅡB(n-1)d1(n-1)d2(n-1)d3(n-1)d4(n-1)d5(n-1)d6~8(n-1)d10(n-1)d10

ns2ns2

ns2ns2ns2

ns2ns1ns2+3+4+5+6+7+8+1+29.2

核外電子排布與元素周期表9.2.4

原子性質(zhì)的周期性元素的氧化數(shù)決定于價電子數(shù)目。主族元素,所呈現(xiàn)的最高氧化數(shù)等于該元素所屬的族數(shù)。

Pauling.L在《TheNatureofTheChemicalBond》中提出了用得最廣泛的化學(xué)鍵定義：如果兩個原子（或原子團(tuán)）之間的作用力強(qiáng)得足以形成足夠穩(wěn)定的、可被化學(xué)家看作獨(dú)立分子物種的聚集體，它們之間就存在化學(xué)鍵。簡單地說，化學(xué)鍵是指分子內(nèi)部原子之間的強(qiáng)相互作用力。不同的外在性質(zhì)反映了不同的內(nèi)部結(jié)構(gòu)各自內(nèi)部的結(jié)合力不同

鮑林9.3

化學(xué)鍵理論

離子鍵、共價鍵、金屬鍵

離子化合物

電負(fù)性共價化合物

分子空間構(gòu)型：幾何形狀范德華力：分子間弱相互作用NaCl

HF化學(xué)鍵9.3

化學(xué)鍵理論離子鍵的形成9.3.1

離子鍵理論形成過程形成條件

XA–XB>2.0形成化學(xué)鍵nNa(3s1-neNa

(2s22p6)Cl-(3s23p6)靜電引力nCl(3s23p5)+nenNaClnNa(3s1\-neNa＋Cl-(3s23p6)靜電引力nCl(3s23p5)+nenNaClnNa(3s1)-neCl-nCl(3s23p5)+nenNaClnNa(3s1)-neNanNa(3s1)-ne-nCl(3s23p5)+ne-9.3

化學(xué)鍵理論●

本質(zhì)是靜電引力（庫侖引力）●沒有方向性和飽和性（庫侖引力的性質(zhì)所決定）●

鍵的極性與元素的電負(fù)性有關(guān)NaClCsCl

離子鍵的特征9.3

化學(xué)鍵理論9.3.1

離子鍵理論離子半徑：根據(jù)離子晶體中正、負(fù)離子的核間距測出的，并假定正、負(fù)離子的平衡核間距為陰、陽離子的半徑之和。決定離子型化合物性質(zhì)的因素

離子半徑具有規(guī)律：(1)同一種元素的負(fù)離子半徑大于原子半徑而正離子半徑小于原子半徑，且正電荷越多，半徑越小。例如：(2)同一周期電子層結(jié)構(gòu)相同的正離子的半徑，隨離子電荷增加而減?。欢?fù)離子的半徑隨離子電荷增加而增大。例如：9.3

化學(xué)鍵理論9.3.1

離子鍵理論

離子半徑(3)同一主族元素的電荷相同的離子的半徑，隨電子層數(shù)增加而增大。一般說來，當(dāng)離子所帶電荷相同時，離子的半徑越小，正、負(fù)離子之間的吸引力就越大，相應(yīng)化合物的熔點(diǎn)也越高。9.3

化學(xué)鍵理論9.3.1

離子鍵理論

離子半徑當(dāng)離子的半徑相近時，離子的電荷越高，對帶相反電荷的離子的吸引力越強(qiáng)，離子鍵的強(qiáng)度就越大，形成的離子型化合物的熔點(diǎn)也越高。離子的電荷決定離子型化合物性質(zhì)的因素9.3

化學(xué)鍵理論9.3.1

離子鍵理論

離子的電子層構(gòu)型

（1）2

電子構(gòu)型：最外層電子構(gòu)型1s2，如Li+、Be2+等。

（2）8

電子構(gòu)型：最外層電子構(gòu)型ns2np6，如Na+、Ca+、Al3+等。

（3）18電子構(gòu)型：最外層電子構(gòu)型ns2np6nd10，如Ag+、Zn2+等。

（4）18＋2電子構(gòu)型：次外層有18個電子，最外層有2個電子，電子構(gòu)型為：(n-1)d10ns2、(n)s2(n-1)p6，如Sn2+、Pb2+、Bi3+等。

（5）9～17電子型構(gòu)：最外層有9~17個電子，電子構(gòu)型為ns2np6nd1~9，如Fe3+、Cr3+等。

9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論晶格能1mol的離子晶體解離為自由氣態(tài)離子時所吸收的能量，以符號U表示。◆作用

：度量離子鍵的強(qiáng)度。晶格類型相同時，U與正、負(fù)離子電荷數(shù)成正比，與離子間距離r0成反比。9938017476612852261424301918+1,-1+1,-1+1,-1+1,-1+2,-2+2,-2+2,-2+2,-22312822983232052402572759237867477043791340132233054化合物離子電荷

ro/pmΔU/kJ·mol-1

t(m.p.)/℃NaFNaClNaBrNaIMgOCaOSrOBaOMX(S)M+(g)+X-(g)

晶格能與離子晶體的物理性質(zhì)9.3.1

離子鍵理論9.3

化學(xué)鍵理論

晶格能可以通過各種方法計算得到（本課程不要求），最常用的有以下幾種方法：●玻恩-哈勃循環(huán)●玻恩-蘭達(dá)公式●水合能循環(huán)法9.3

化學(xué)鍵理論9.3.1

離子鍵理論

Lewis（路易斯）認(rèn)為：分子中的每個原子都有達(dá)到穩(wěn)定的稀有氣體結(jié)構(gòu)的傾向，在非金屬原子組成的分子中，原子達(dá)到稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)不是通過電子的得失，而是通過共用一對或幾對電子來實(shí)現(xiàn)的。這種由共用電子對所形成的化學(xué)鍵稱為共價鍵。

經(jīng)典共價學(xué)說(1916年，Lewis提出)共享電子對——共價鍵共價單鍵共價雙鍵共價叁鍵ClOOOClOOO路易斯9.3.2

共價鍵理論9.3

化學(xué)鍵理論

自旋相反的氫原子相互靠近：原子軌道重疊，兩核間電子云密度增大，體系能量降低，形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵（基態(tài)）

自旋平行的氫原子相互靠近：兩核間電子云密度稀疏，體系能量升高，不發(fā)生原子軌道重疊，無法成鍵（排斥態(tài)）++

基態(tài)-+

排斥態(tài)

價鍵理論

Heitler和London

用量子力學(xué)處理氫分子形成的過程中得到氫分子的能量與核間距之間的關(guān)系曲線。H2形成過程隨核間距離的變化（1）價鍵理論的本質(zhì)9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論氫分子基態(tài)與排斥態(tài)間電子的概率密度示意圖9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論

H2分子的形成9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論(1)自旋方式相反的未成對電子配對形成共價鍵。(2)單電子數(shù)＝價鍵數(shù)，這是共價鍵的飽和性。(3)成鍵的原子軌道重疊越多，兩核間電子出現(xiàn)的概率密度就越大，形成的共價鍵就越牢固。這就是原子軌道最大重疊原理（方向性）。（2）價鍵理論的基本要點(diǎn)9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論

價鍵理論

共價鍵的特征●

結(jié)合力的本質(zhì)是電性的●

具有方向性（是因?yàn)槊糠N元素的原子能提供用于形成共價鍵的軌道是具有一定的方向）●

具有飽和性（是指每種元素的原子能提供用于形成共價鍵的軌道數(shù)是一定的）HCl例如：H–

O–HN≡N成鍵示意圖9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論◆σ鍵：兩個原子軌道沿鍵軸（兩個原子核間聯(lián)線）方向以“頭碰頭”的方式進(jìn)行重疊所形成的共價鍵叫做σ鍵。（3）共價鍵的類型和特點(diǎn)

σ鍵的形成9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論

價鍵理論◆

π

鍵：兩個原子軌道沿鍵軸（x

軸）方向以“肩并肩”的方式進(jìn)行重疊所形成的共價鍵叫做π鍵。

◆py-py◆pz-pz

π鍵的形成

兩原子之間只能形成一個σ鍵而形成多個π鍵，兩個原子形成共價單鍵時，原子軌道總是沿鍵軸方向達(dá)到最大程度的重疊，所以單鍵都是σ鍵；形成共價雙鍵時，有一個σ鍵和一個π鍵；形成共價三鍵時，有一個σ鍵和兩個π鍵。9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論N2分子的結(jié)構(gòu)：2px-2px,2py-2py

,2pz-2pz

三重鍵xyyzzN

NN2分子形成示意圖

9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論配位共價鍵：共用電子對由一方原子提供C

OCO分子的結(jié)構(gòu)：C:2s22px12py13pz

O:2s22px12py12pz2按電子對提供方式分正常共價鍵和配位共價鍵正常共價鍵：共用電子由成鍵原子雙方各提供一個形成條件：成鍵原子一方有孤對電子；另一方有空軌道。9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論(4)

鍵參數(shù)分子中兩個原子核間的平均距離

化學(xué)鍵的性質(zhì)在理論上可以由量子力學(xué)計算作定量討論，也可以通過表征鍵的性質(zhì)的某些物理量來描述，如：鍵能、鍵長、鍵角和鍵級。分子中鍵與鍵之間的夾角這兩個參數(shù)可以通過X射線單晶衍射等實(shí)驗(yàn)手段測量得到。鍵長鍵角二甲基嘧啶胺與ZnCl2在無水乙醇中形成的配合物三斜晶系a=0.73280nmb=0.97584nmc=1.41329nm

=95.638°β=98.919°=95.751°9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論

價鍵理論

表示在通常外界條件下物質(zhì)原子間相互作用的強(qiáng)弱。定義為：在298K和100kPa下將1mol

氣態(tài)雙原子分子斷裂成2mol

氣態(tài)原子所需要的能量。鍵能對雙原子分子：離解能=鍵能對多原子分子：鍵能指平均鍵能D(H—Cl)=431kJ·mol-1D(Cl—Cl)=244kJ·mol-1例如NH39.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論偶極矩

m=q?d大小相等，符號相反彼此相距為d

的兩個電荷（+q

和-q）組成的體系稱為偶極子，其電量與距離之積，就是分子的偶極矩。

H2N2CO2CS2H2SSO2H2OHClHBrHICO00003.665.336.163.432.631.270.40分子μ/10–30C?m9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論例如：

價層電子對互斥理論的基本要點(diǎn)：

分子或離子的空間構(gòu)型取決于中心原子的價層電子對數(shù)。中心原子的價層電子對是指σ鍵電子對和未參與成鍵的孤對電子。

中心原子的價層電子對之間盡可能遠(yuǎn)離，以使斥力最小，并由此決定了分子的空間構(gòu)型。價層電子對互斥理論多原子電子的空間構(gòu)型9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論

價層電子對數(shù)

2

3

4

5

6電子對排布方式

直線形平面三角形四面體三角錐八面體價層電子對之間的斥力與價層電子對的類型有關(guān)，價層電子對之間靜電斥力大小順序?yàn)椋?/p>

孤對電子-孤對電子>孤對電子-成鍵電子對>成鍵電子對-成鍵電子對靜電斥力最小的價層電子對的排布方式9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論中心原子的價層電子對的排布和ABn

型共價分子的構(gòu)型中心原子的價層電子對的排布和ABn

型共價分子的構(gòu)型

原子在形成分子時，為了增強(qiáng)成鍵能力，同一原子中能量相近的不同類型的原子軌道重新組合，形成能量、形狀和方向與原軌道不同的新的原子軌道。這種原子軌道重新組合的過程稱為原子軌道的雜化，所形成的新的原子軌道稱為雜化軌道。（1）雜化軌道理論的基本要點(diǎn)9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論雜化軌道理論(a)只有在形成分子的過程中，能量相近的原子軌道才能進(jìn)行雜化。

(b)

雜化軌道的成鍵能力比未雜化的原子軌道的成鍵能力強(qiáng)。

++-雜化軌道的形狀+-

軌道雜化的特性9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論

sp

雜化過程和sp雜化軌道角度分布9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論(c)雜化所形成的雜化軌道的數(shù)目等于參加雜化的原子軌道的數(shù)目。(d)不同類型的雜化，雜化軌道空間取向不同。

①

sp雜化

由一個ns軌道和一個np軌道參與的雜化稱為sp

雜化，所形成的軌道稱為sp雜化軌道。每一個sp

雜化軌道中含有1/2的p軌道成分和1/2的s軌道成分，雜化軌道間的夾角為180°。（2）雜化的類型和分子的空間構(gòu)型9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論sp雜化2s2p2s2psp2p兩個

sp雜化軌道激發(fā)雜化

Cl-Be-Cl基態(tài)鈹原子的結(jié)構(gòu)

BeCl2中共價鍵的形成雜化軌道

BeCl2分子的形成9.3.2

共價鍵理論9.3

化學(xué)鍵理論

由一個ns軌道和兩個np軌道參與的雜化稱為sp2雜化，所形成的三個雜化軌道稱為sp2

雜化軌道。每個sp2雜化軌道中含有1/3的s軌道和2/3的p軌道成分，雜化軌道間的夾角為120°呈平面正三角形。

（2）

雜化的類型和分子的空間構(gòu)型2s2p軌道2s2p2s2psp2三個

sp2

雜化軌道激發(fā)雜化②sp2雜化

sp2雜化及BF3分子的空間構(gòu)型9.3.2

共價鍵理論9.3

化學(xué)鍵理論

由一個ns軌道和三個np軌道參與的雜化稱為sp3雜化，所形成的四個雜化軌道稱為sp3雜化軌道。sp3雜化軌道的特點(diǎn)是每個雜化軌道中含有1/4的s軌道和3/4的p軌道成分，雜化軌道間的夾角為。

（2）雜化的類型和分子的空間構(gòu)型③sp3雜化109.5°CH4分子的空間構(gòu)型9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論2p2s2s2psp3四個

sp3雜化軌道激發(fā)雜化

CH4中共價鍵形成雜化軌道(2)

雜化的類型和分子的空間構(gòu)型③sp3雜化

sp3雜化及CH4分子的空間構(gòu)型9.3.2

共價鍵理論9.3

化學(xué)鍵理論

sp

型雜化軌道和分子的空間構(gòu)型雜化類型spsp2sp3雜化軌道排布直線形三角形四面體雜化軌道中孤對電子數(shù)

分子空間構(gòu)型直線形三角形正四面體三角錐形角形實(shí)例 BeCl2BF3CCl4NH3H2O鍵角180°120°109.50°107.3°104.5°0 0 0 1 29.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論正八面體

SF6sp3d2：同一個原子的一個ns軌道與三個np，兩個(n+1)d

軌道雜化組合為sp3d2雜化軌道。sp3d2雜化軌道分子的幾何構(gòu)型為正八面體。sp3d2雜化spd雜化9.3

化學(xué)鍵理論9.3.2

共價鍵理論●

這么大的相變焓，說明它不是范德華力?！?/p>

電負(fù)性差值只有

x=0.97，說明不能形成離子鍵。●

晶體是體心立方晶體，排除了是共價鍵的可能。Li(g)→Li(c),△H=-161.5kJ·mol-19.3.3金屬鍵理論反映出金屬鋰的化學(xué)鍵：對于金屬鋰：9.3

化學(xué)鍵理論金屬原子和金屬正離子沉浸在“電子海(electronsea)”中。++++++++++++改性共價鍵金屬鍵9.3

化學(xué)鍵理論9.3.3金屬鍵理論9.4晶體結(jié)構(gòu)9.4.1晶體的特征2.晶體的特征：①有規(guī)則的幾何形狀

②具有一定的熔點(diǎn)金剛石食鹽干冰＞3550℃801℃-199℃9.4.1晶體的特征9.4晶體結(jié)構(gòu)1.晶體的概念：內(nèi)部原子（或分子、離子、原子團(tuán)）有規(guī)則地呈周期排列的固體。晶胞(

cell

)：按晶體結(jié)構(gòu)的周期性，把晶體劃分為平行六面體單位，晶胞代表晶體的基本重復(fù)單位，稱為晶胞,包括大小、形狀和內(nèi)容。晶胞參數(shù)，a,b,c,(邊長）

，，9.4.2晶體結(jié)構(gòu)的描述與分類晶格晶胞參數(shù)9.4晶體結(jié)構(gòu)立方a=b=c;===90°四方a=bc;===90°六方a=bc;==120°正交abc;===90°三方，單斜，三斜七個晶系9.4晶體結(jié)構(gòu)9.4.2晶體結(jié)構(gòu)的描述與分類離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體構(gòu)成微粒：空間構(gòu)型：微粒個數(shù)比：Na+和

Cl-每個Na+周圍有

個Cl-；每個Cl-周圍有

個Na+1:1，晶體中無單個分子669.4.3離子晶體1.離子晶體的特點(diǎn)9.4晶體結(jié)構(gòu)NaCl

﹕2.典型的離子晶體NaCl晶胞

NaCl

的面心立方點(diǎn)陣9.4晶體結(jié)構(gòu)9.4.3離子晶體CsCl晶胞

CsCl的簡單立方點(diǎn)陣9.4晶體結(jié)構(gòu)9.4.3離子晶體

●分子中原子的核外電子受電場的作用，電子云發(fā)生變形，這種現(xiàn)象稱為極化。

●離子自身也受其他離子電場的作用，也可以發(fā)生極化，其結(jié)果都是使電子云變形，并使正離子和負(fù)離子之間產(chǎn)生了額外的吸引力。

●負(fù)離子的半徑一般較大，外殼上有較多的電子，易于被誘導(dǎo)，變形性大。通常研究離子間的相互作用時，一般考慮正離子的極化作用和負(fù)離子的變形性。（1）極化和變形3.離子極化

(ionicpolarization)9.4晶體結(jié)構(gòu)9.4.3離子晶體●極化作用的強(qiáng)弱影響極化作用的強(qiáng)弱因素決定于離子的半徑、電荷和電子構(gòu)型。離子電荷越高、半徑越小，極化作用越強(qiáng)。正離子的電子層結(jié)構(gòu)對極化作用也有影響?！褡冃涡缘拇笮‰x子的半徑越大，變形性越大。變形性也與電子構(gòu)型有關(guān)，外層具有9～17個電子的離子變形性比稀有氣體構(gòu)型的要大得多?！窀郊訕O化作用負(fù)離子被極化后，在一定程度上增強(qiáng)了負(fù)離子對正離子的極化作用，結(jié)果正離子變形被極化，正離子被極化后，又增加了它對負(fù)離子的極化作用。這種加強(qiáng)的極化作用稱為附加極化。（2）極化作用和變形性9.4.3離子晶體9.4晶體結(jié)構(gòu)隨著離子極化的增強(qiáng)，離子間的核間距縮短，會引起化學(xué)鍵型的變化，鍵的性質(zhì)可能從離子鍵逐步過渡到共價鍵，即經(jīng)過一系列中間狀態(tài)的極化鍵，最后可轉(zhuǎn)變?yōu)闃O化很小的共價鍵。離子相互極化的增強(qiáng)離子的極化對鍵型的影響理想離子鍵（無極化）基本上是離子鍵（輕微極化）過渡鍵型（較強(qiáng)極化）基本上是共價鍵（強(qiáng)烈極化）（3）離子極化對化合物性質(zhì)的影響鍵的極性增大9.4.3離子晶體9.4晶體結(jié)構(gòu)

●熔點(diǎn)和沸點(diǎn)降低如在BeCl2等化合物中，Be2＋半徑最小，又是2電子構(gòu)型，因此Be2＋有很大的極化能力，使Cl－發(fā)生比較顯著的變形，Be2＋和Cl－之間的鍵有較顯著的共價性。因此BeCl2具有較低的熔、沸點(diǎn)（410℃）?！袢芙舛冉档碗x子極化使離子鍵逐步向共價鍵過渡，根據(jù)相似相溶的原理，離子極化的結(jié)果必然導(dǎo)致化合物在水中溶解度的降低。

●化合物的顏色在一般情況下，如果組成化合物的兩種離子都是無色的，則化合物也無色，如NaCl、KNO3，如果其中一種離子無色，則另一種離子的顏色就是該化合物的顏色，如K2CrO4呈黃色。9.4.3離子晶體9.4晶體結(jié)構(gòu)冰的結(jié)構(gòu)分子晶體是由極性分子或非極性分子通過分子間作用力或氫鍵聚集

9.4.4分子晶體9.4晶體結(jié)構(gòu)分子的極性

分子是否有極性取決于整個分子正負(fù)電荷中心是否重合分子極性主要與鍵極性分子幾何構(gòu)型有關(guān)鍵的極性主要與構(gòu)成鍵的兩原子電負(fù)性的相對大小有關(guān),分子極性的大小常用分子的偶極矩來衡量。9.4晶體結(jié)構(gòu)9.4.4分子晶體

分子的正電重心和負(fù)電重心不重合,分子則為極性分子,其極性的大小可以用偶極矩（μ）來度量。

雙原子分子HCl的正負(fù)電重心不重合,是極性分子。若正電(或負(fù)電)重心上的電荷的電量為q,正負(fù)電重心之間的距離為d(稱偶極矩長),則偶極矩為:

μ＝q×d

偶極矩點(diǎn)偶極矩的表示方法9.4晶體結(jié)構(gòu)9.4.4分子晶體●多原子分子的極性不但取決于鍵的極性，而且取決于分子的幾何形狀。極性分子的固有偶極矩稱為永久偶極。由不斷運(yùn)動的電子和不停振動的原子核在某一瞬間的相對位移造成分子正、負(fù)電荷重心分離引起的偶極叫瞬間偶極。當(dāng)有外電場存在時，無論是極性分