含能材料化學(xué)-物質(zhì)結(jié)構(gòu)

《含能材料化學(xué)基礎(chǔ)》5#教學(xué)樓0528室68915065limingyu@平時成績：40%考試成績：60%交作業(yè)的時間：每周二上課之前考試：閉卷什么是含能材料？◆含能材料(energeticmaterials)◆Energeticmaterialsareaclassofmaterialwithhighamountofstoredchemicalenergythatcanbereleased.◆Typicalclassesofenergeticmaterialsaree.g.explosives,pyrotechniccompositions,propellants(e.g.smokelessgunpowdersandrocketfuels),andfuels(e.g.dieselfuelandgasoline).為什么要學(xué)《含能材料化學(xué)基礎(chǔ)》？各學(xué)科專業(yè)特色特種能源工程與煙火技術(shù)彈藥工程與爆炸技術(shù)安全工程含能材料的研制與性能評價火工品與煙火技術(shù)系統(tǒng)設(shè)計燃燒及爆炸的研究彈藥與爆炸技術(shù)高效毀傷技術(shù)碰撞與沖擊動力學(xué)戰(zhàn)斗部設(shè)計與終點(diǎn)效應(yīng)安全與防護(hù)技術(shù)含能材料設(shè)計與評價燃燒爆炸安全理論防火防爆技術(shù)武器系統(tǒng)安全技術(shù)課程講授的主要目的材料設(shè)計(materialsbydesign)是指通過理論與計算預(yù)測新材料的組分、結(jié)構(gòu)與性能，或者說，通過理論設(shè)計來“訂做”具有特定性能的新材料。《含能材料化學(xué)》講授的主要內(nèi)容原子結(jié)構(gòu)及元素性質(zhì)的周期性分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)晶體結(jié)構(gòu)（略講）酸堿平衡與酸堿滴定法沉淀平衡與有關(guān)分析方法氧化還原平衡與氧化還原滴定分析配位化合物與配位滴定主族元素（第13，14，15章）副族元素（第16，17章）第1章原子結(jié)構(gòu)及元素性質(zhì)的周期性性質(zhì)物理性質(zhì)化學(xué)性質(zhì)結(jié)構(gòu)原子原子核核外電子化學(xué)反應(yīng)微觀粒子質(zhì)量，體積很小運(yùn)動速度很快經(jīng)典力學(xué)無法描述量子力學(xué)量子力學(xué)的基礎(chǔ)是微觀世界的量子性和微觀粒子運(yùn)動規(guī)律的統(tǒng)計性本章內(nèi)容解決的問題2.微觀粒子的特點(diǎn)是能量變化的不連續(xù)性，即量子化的，因此，要求掌握描述原子核外電子運(yùn)動狀態(tài)的四個量子數(shù)；1.用量子力學(xué)的觀點(diǎn)去理解原子核外電子運(yùn)動的特點(diǎn)；3.掌握核外電子排布的周期性變化規(guī)律及元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律，且能利用它解釋一些化學(xué)問題。原子結(jié)構(gòu)理論的發(fā)展1803年英國道耳頓的原子論：原子是不可分割的最小單元。1904年英國劍橋大學(xué)的Thomson應(yīng)用磁性彎曲技術(shù)發(fā)現(xiàn)了電子。1911年Thomson的學(xué)生Rutherford通過α粒子撞擊金箔時，只有極少一部分α粒子發(fā)生散射的實(shí)驗(yàn)證明了原子核的存在。

第一節(jié)原子核外電子運(yùn)動的特征Rutherford“行星系式”原子模型原子由原子核（質(zhì)子+中子）和繞核作高速運(yùn)動的電子組成。原子核好比太陽，電子好比繞太陽運(yùn)動的行星，電子繞核高速運(yùn)動。1.繞核運(yùn)動的電子應(yīng)不停地連續(xù)輻射,得到連續(xù)光譜,但實(shí)際得到的是不連續(xù)光譜。無法解釋：2.電子應(yīng)運(yùn)動而輻射能量,并不斷減少,電子運(yùn)動的軌道半徑也將不斷減少，最終，電子墜入核內(nèi)，原子毀滅。白光散射時，觀察到可見光區(qū)的連續(xù)光譜，但H原子受激發(fā)射所得光譜卻是不連續(xù)的線狀光譜，可見光區(qū)有四條譜線。氫原子的線狀光譜（linespectrum）

1913年，Rutherford的學(xué)生玻爾Bohr在研究氫原子光譜（在真空光電管中充入稀薄的氫氣，并高壓放電）時發(fā)現(xiàn)，它是一條不連續(xù)的線狀光譜。氫原子光譜和玻爾理論

1900年，Plank在研究黑體輻射問題時提出了著名的量子化理論，提出物質(zhì)吸收和發(fā)射的能量是不連續(xù)的，只能以單個的、一定分量的能量，一份一份地按照這一基本分量的倍數(shù)吸收或發(fā)射能量，即能量是量子化的。這種能量的最小單位叫能量子，或簡稱量子(quantum)。MaxKarlErnstLudwigPlank1858~19471918諾貝爾物理學(xué)獎

比例常數(shù)h稱為Planck常數(shù)。

h=6.626×10?34J·s;

n為整數(shù)(n=0,1,2,3,…)Thephotoelectriceffect愛因斯坦認(rèn)為,入射光本身的能量也按普朗克方程量子化,并將這一份份數(shù)值為E的能量叫光子(photons),一束光線就是一束光子流.頻率一定的光子其能量都相同,光的強(qiáng)弱只表明光子的多少,而與每個光子的能量無關(guān).

愛因斯坦對光電效應(yīng)的成功解釋最終使光的微粒性為人們所接受.以波的微粒性概念為基礎(chǔ)的一門學(xué)科叫量子力學(xué)(quantum

mechanics).●光電效應(yīng)1905年,愛因斯坦(EinsteinA)成功地解釋了光電效應(yīng)(photoelectriceffect),將能量量子化概念擴(kuò)展到光本身.對某一特定金屬而言,不是任何頻率的光都能使其發(fā)射光電子.每種金屬都有一個特征的最小頻率(叫臨界頻率),低于這一頻率的光線不論其強(qiáng)度多大和照射時間多長,都不能導(dǎo)致光電效應(yīng).

Bohr在牛頓力學(xué)的基礎(chǔ)上吸取了德國Planck的量子論，提出電子等微觀粒子運(yùn)動狀態(tài)的變化是不連續(xù)的，是量子化（quantized）的。

o為量子(quantum),能量的吸收與釋放只能是最小單位o的整數(shù)倍(n)。ΔE＝no玻爾的量子化假設(shè)=nhv

量子的能量取決于輻射頻率v。h為普朗克常數(shù),6.626×10－34J·s.3.躍遷假設(shè)：當(dāng)電子吸收能量時將躍遷到能量較高的定態(tài)(軌道)，放出能量時，則躍遷到能量較低的另一個定態(tài)(軌道)。Bohr的定態(tài)原子模型2.定態(tài)假設(shè)：電子在某一軌道上運(yùn)動時，既不吸收能量也不發(fā)射能量,處于定態(tài).其中能量最低的定態(tài)稱為基態(tài)(groundstate)，其它能量較高的定態(tài)稱為激發(fā)態(tài)(excitedstate)。1.量子化假設(shè):原子核外的電子只能在某些符合量子化條件(nh/2)的軌道上運(yùn)動。(n=1,2,3…)Bohr理論的主要內(nèi)容

年輕的丹麥物理學(xué)家玻爾(BohrN，1885-1962)于1913年提出的氫原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型是基于下述3條假定：關(guān)于固定軌道的概念.玻爾模型認(rèn)為,電子只能在若干圓形的固定軌道上繞核運(yùn)動.因此，玻爾的氫原子模型可以形象地稱為行星模型。固定軌道是指符合一定條件的軌道,這個條件是,電子的軌道角動量L只能等于h/(2)的整數(shù)倍：

Bohr理論的主要內(nèi)容式中m和v分別代表電子的質(zhì)量和速度,r為軌道半徑,h為普朗克常量,n叫做量子數(shù)(quantumnumber),取1,2,3,…等正整數(shù).軌道角動量的量子化意味著軌道半徑受量子化條件的制約,圖中示出的這些固定軌道,從距核最近的一條軌道算起,n值分別等于1,2,3,4,5,6,7.根據(jù)假定條件算得n=1時允許軌道的半徑為53pm,這就是著名的玻爾半徑.關(guān)于軌道能量量子化的概念.電子軌道角動量的量子化也意味著能量量子化.即原子只能處于上述條件所限定的幾個能態(tài),不可能存在其他能態(tài).定態(tài)(stationarystate)：所有這些允許能態(tài)之統(tǒng)稱.核外電子只能在有確定半徑和能量的定態(tài)軌道上運(yùn)動,

且不輻射能量.基態(tài)(groundstate):n值為

1的定態(tài).通常電子保持在能量最低的這一基態(tài).基態(tài)是能量最低即最穩(wěn)定的狀態(tài).指除基態(tài)以外的其余定態(tài).各激發(fā)態(tài)的能量隨n值增大而增高.電子只有從外部吸收足夠能量時才能到達(dá)激發(fā)態(tài).激發(fā)態(tài)(excitedstates):關(guān)于軌道能量量子化的概念.電子軌道角動量的量子化也意味著能量量子化.即原子只能處于上述條件所限定的幾個能態(tài),不可能存在其他能態(tài).

玻爾模型認(rèn)為,只有當(dāng)電子從較高能態(tài)(E2)向較低能態(tài)(E1)躍遷時,原子才能以光子的形式放出能量(即,定態(tài)軌道上運(yùn)動的電子不放出能量),光子能量的大小決定于躍遷所涉及的兩條軌道間的能量差.根據(jù)普朗克關(guān)系式,該能量差與躍遷過程產(chǎn)生的光子的頻率互成正比：關(guān)于能量的吸收和發(fā)射.ΔE=E2

－

E1=hν

如果電子由能量為E1的軌道躍至能量為E2的軌道,顯然應(yīng)從外部吸收同樣的能量.●計算氫原子的電離能波爾理論的成功之處●解釋了H及He+、Li2+、B3+的原子光譜WavetypeHαHβHγHδCalculatedvalue/nm656.2486.1434.0410.1Experimentalvalue/nm656.3486.1434.1410.2●說明了原子的穩(wěn)定性●對其他發(fā)光現(xiàn)象（如Ｘ光的形成）也能解釋●不能解釋氫原子光譜在磁場中的分裂波爾理論的不足之處●不能解釋氫原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)●不能解釋多電子原子的光譜

1924年，法國物理學(xué)家德布羅意(L.deBroglie)在光具有波粒二象性的啟發(fā)下，提出了電子、質(zhì)子、中子，包括原子等微觀實(shí)物粒子與光一樣也有波粒二象性。這些實(shí)物粒子波，稱為物質(zhì)波。問：物質(zhì)波的波長與物質(zhì)的質(zhì)量，能量是什么關(guān)系？電子的波粒二象性wave-particleparalleism物質(zhì)波的德布洛依關(guān)系式：●微粒波動性的直接證據(jù)

—光的衍射和繞射

在光的波粒二象性的啟發(fā)下，德布羅意提出一種假想.他于1924年說：●德布羅意關(guān)系式—一個偉大思想的誕生1924年，LouisdeBroglie認(rèn)為：質(zhì)量為m,運(yùn)動速度為v的粒子,相應(yīng)的波長為：h為Planck

常量這就是著名的

德布羅意關(guān)系式.“過去，對光過分強(qiáng)調(diào)波性而忽視它的粒性；現(xiàn)在對電子是否存在另一種傾向，即過分強(qiáng)調(diào)它的粒性而忽視它的波性.”燈光源

1927年，Davissson和

Germer應(yīng)用Ni晶體進(jìn)行電子衍射實(shí)驗(yàn)，證實(shí)電子具有波動性.(a)(b)電子通過A1箔(a)和石墨(b)的衍射圖●微粒波動性的近代證據(jù)

—電子的波粒二象性KVDMP實(shí)驗(yàn)原理Schematicdrawingsofdiffractionpatternsbylight,X-rays,andelectrons燈光源X射線管電子源微觀粒子電子：宏觀物體子彈：讓我們選一個微觀粒子和一個很小的宏觀物體進(jìn)行一項(xiàng)計算：顯然，包括宏觀物體如運(yùn)動著的壘球和槍彈等都可按德布羅意公式計算它們的波長。由于宏觀物體的波長極短以致無法測量，所以宏觀物體的波長就難以察覺，主要表現(xiàn)為粒性，服從經(jīng)典力學(xué)的運(yùn)動規(guī)律.只有象電子、原子等質(zhì)量極小的微粒才具有與x射線數(shù)量級相近的波長才符合德布羅意公式，然而，如此短的波長在一般條件下仍不易顯現(xiàn)出來。m=1.0×10-2

kg,ν=1.0×103

m

?s-1,λ=6.6×10-35m波粒二象性是否只有微觀物體才具有？海森堡不確定原理(uncertaintyprinciple)

微觀粒子不同于宏觀物體，它們的運(yùn)動無軌跡可言，即在一確定的時間沒有一確定的位置。●海森堡的測不準(zhǔn)原理（Heisenberg’uncertaintyprinciple）

如果我們能設(shè)計一個實(shí)驗(yàn)準(zhǔn)確測定微粒的位置,那就不能準(zhǔn)確測定其動量,反之亦然.Δx·Δp≥h/(4π)

如果我們精確地知道微粒在那里,就不能精確地知道它從那里來,會到那里去;如果我們精確地知道微粒在怎樣運(yùn)動,就不能精確地知道它此刻在那里.即不可能同時測得電子的精確位置和精確動量！海森堡不確定原理(uncertaintyprinciple)

●重要暗示——不可能存在Rutherford

和Bohr

模型中行星繞太陽那樣的電子軌道●具有波粒二象性的電子，已不再遵守經(jīng)典力學(xué)規(guī)律，它們的運(yùn)動沒有確定的軌道，只有一定的空間概率分布，即電子的波動性與其微粒行為的統(tǒng)計性規(guī)律相聯(lián)系.因此,實(shí)物的微粒波是概率波,性質(zhì)上不同于光波的一種波.波動力學(xué)的軌道概念與電子在核外空間出現(xiàn)機(jī)會最多的區(qū)域相聯(lián)系.但是，測不準(zhǔn)關(guān)系不是限制人們的認(rèn)識限度，而是限制經(jīng)典力學(xué)的適用范圍，說明微觀體系的運(yùn)動有更深刻的規(guī)律在起作用，這就是量子力學(xué)所反應(yīng)的規(guī)律.

玻爾以波的微粒性（即能量量子化概念）為基礎(chǔ)建立了他的氫原子模型.波粒二象性對化學(xué)的重要性在于：

薛定鱷等則以微粒波動性為基礎(chǔ)建立起原子的波動力學(xué)模型.量子力學(xué)(波動力學(xué))模型是迄今最成功的原子結(jié)構(gòu)模型,它是1920年以海森堡(HeisenbergW)和薛定鍔(SchrodingerE)為代表的科學(xué)家們通過數(shù)學(xué)方法處理原子中電子的波動性而建立起來的.該模型不但能夠預(yù)言氫的發(fā)射光譜(包括玻爾模型無法解釋的譜線),而且也適用于多電子原子,從而更合理地說明核外電子的排布方式.HeisenbergWSchrodingerEE.Schrodinger方程式m是電子的質(zhì)量;x,y,z是電子在空間的坐標(biāo);E是電子的總能量;V是體系的勢能,h為普朗克常數(shù)。1926年,E.Schrodinger用量子力學(xué)的方法推出了著名的薛定諤方程式：是波函數(shù)球坐標(biāo)(r,θ,φ)與直角坐標(biāo)(x,y,z)的關(guān)系

222zyxr++=cosrz=qrsinθcosφx=(r,θ,φ)=R(r)·Y(θ,φ)坐標(biāo)變換θ：0~2πφ：0~πy=rsinθsinφR—徑向函數(shù)Y—角度函數(shù)

3.ψ是空間坐標(biāo)(x,y,z)或球坐標(biāo)(r,θ,φ)的函數(shù)?？杀硎境搔?x,y,z)或ψ(r,θ,φ)。1.ψ是描述電子運(yùn)動狀態(tài)的波函數(shù)(wavefunction),也是這個方程的解。薛定諤方程在數(shù)學(xué)上的許多解是不合理的。只有滿足特定條件的解才具有物理意義。2.薛定諤方程的特定解可用限定常數(shù)(n,l,m)來表示,稱為量子數(shù)(quantumnumber)。當(dāng)量子數(shù)按一定的規(guī)則取值并組合時,所得到的波函數(shù)才是合理的。薛定諤方程的意義量子力學(xué)中把量子數(shù)按一定規(guī)則取值的波函數(shù)稱為原子軌道,可用一組量子數(shù)表示ψ(n,l,m)。原子軌道用以描述單個電子可能的運(yùn)動狀態(tài)，即電子在核外空間運(yùn)動的范圍和區(qū)域并不是電子運(yùn)動的軌跡。迄今不明確波函數(shù)ψ的物理意義,但|ψ|2的物理意義是電子在空間某點(diǎn)的概率密度。原子軌道ψ(n,l,m)是符合量子化條件的波函數(shù)。波函數(shù)wavefunction波函數(shù)是描述電子等微觀粒子運(yùn)動狀態(tài)的函數(shù)。

描述原子中單個電子運(yùn)動狀態(tài)的波函數(shù)ψ常稱作原子軌道。原子軌道僅僅是波函數(shù)的代名詞，絕無經(jīng)典力學(xué)中的軌道含義。嚴(yán)格地說原子軌道在空間是無限擴(kuò)展的，但一般把電子出現(xiàn)概率在99%的空間區(qū)域的界面作為原子軌道的大小。原子軌道atomicorbital概率probability描述出現(xiàn)機(jī)會的大小，可用小數(shù)、分?jǐn)?shù)和百分?jǐn)?shù)表示。

H原子核外的1個電子，基態(tài)時，在離核52.9pm的球殼內(nèi)出現(xiàn)的概率最高。概率密度和電子云概率密度probabilitydensity指空間某點(diǎn)上出現(xiàn)的概率，也可以是概率對某小區(qū)域體積的微分，即某微分體積dV內(nèi)的概率。概率高的區(qū)域，概率密度不一定高。drrdV概率與概率密度的關(guān)系概率＝概率密度×體積＝|ψ|24πr2dr1s電子云的等密度面圖。數(shù)字表示曲面上的概率密度。1s電子云的界面圖。界面內(nèi)電子的概率＞90%。處于不同定態(tài)的電子的電子云圖像具有不同的特征，主要包括：幾個基本概念:電子云、電子的自旋、核外電子的可能運(yùn)動狀態(tài)◆電子云的形狀-處在一定能層而又具有一定形狀電子云的電子稱為能級(energylevel)如:1S、3S、3P、3d、4f…能級?！綦娮釉圃诤送饪臻g擴(kuò)展程度-核外電子的能量大小分層稱為能層(energyshell)，如K、L、M、N…能層.◆電子云在空間的取向-軌道（orbital）電子在核外空間概率密度較大的區(qū)域。1、電子云是電子在原子核外空間概率密度分布的形象描述。2、電子的自旋核外電子除了饒原子核高速運(yùn)動外，還饒自己的軸自旋。自旋只有2種相反的方向-順時針和逆時針方向。3、核外電子可能的運(yùn)動狀態(tài)具有一定空間運(yùn)動狀態(tài)又有一定自旋狀態(tài)的電子稱為具有一定運(yùn)動狀態(tài)的電子。

決定電子在核外空間出現(xiàn)概率最大的區(qū)域離核的遠(yuǎn)近，是決定電子能量的主要因素。符號：nn1234…光譜學(xué)符號KLMN分別表示一二三四…電子層主量子數(shù)principalquantumnumber

單電子原子,如氫原子和類氫離子能量完全由n決定,n值越大,電子的能量越高。四個量子數(shù)

決定原子軌道的形狀、種類和角動量，也決定電子的亞層數(shù)。是決定電子能量的次要因素。

符號：l

l0123…(n－1)分別稱s角量子數(shù)azimuthalquantumnumber

l的取值受主量子數(shù)n的限制，只能取0～(n－1)的正整數(shù)。pdf軌道

n=1l=01s球形

l=03s球形

n=3l=13p啞鈴形

l=23d形狀不定

l=02s球形

n=2

l=12p啞鈴形主量子數(shù)角量子數(shù)軌道種類軌道形狀l是決定軌道能力的次要因素。同一電子層中的電子可分為若干個能級(或稱亞層)。角量子數(shù)l就是決定同一電子層中不同亞層的。

決定原子軌道在空間的伸展方向。每一個方向稱作一個原子軌道,磁量子數(shù)m的取值受角量子數(shù)l的限制?？扇“?、±1、±2、±3…直至±l,共2l+1個數(shù)值。

角量子數(shù)磁量子數(shù)取值軌道伸展方向l=1(p)

l=2(d)l=0(s)一種m=0px,py,pz三種m=0,+1,-1m=0,±1,±2dz2,dxz,dyz,dx2-y2,dxy等五種磁量子數(shù)magneticquantumnumber

p

軌道(l=1,m=+1,0,-1)

m三種取值,三種取向,三條等價(簡并)p

軌道.s

軌道(l=0,m=0):m一種取值,空間一種取向,一條s

軌道.d軌道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m五種取值,空間五種取向,五條等價(簡并)d軌道.

f軌道(l=3,m=+3,+2,+1,0,-1,-2,-3):m七種取值,空間七種取向,七條等價(簡并)f

軌道.本課程不要求記住f

軌道具體形狀!（4）自旋量子數(shù)

ms(spinquantumnumber)◆描述電子繞自軸旋轉(zhuǎn)的狀態(tài)◆自旋運(yùn)動使電子具有類似于微磁體的行為◆

ms取值+1/2和-1/2，分別用↑和↓表示想象中的電子自旋★兩種可能的自旋方向:正向(+1/2)和反向(-1/2)★產(chǎn)生方向相反的磁場★相反自旋的一對電子,磁場相互抵消.

ElectronspinvisualizedMagneticfieldscreenSmallclearancespaceSilveratomicraykiln由上面的討論知道

n,l,m

一定,軌道也確定

l0123……Orbital

s

p

d

f……例如:n=2,l=0,m=0,2s

n=3,l=1,m=0,3p

n=3,l=2,m=0,3d核外電子運(yùn)動軌道運(yùn)動自旋運(yùn)動與一套量子數(shù)相對應(yīng)（自然也有1個能量Ei)nlmmsms決定電子的自旋方向。n決定了電子離核的遠(yuǎn)近(或電子層數(shù))，也是決定原子軌道能量高低的主要因素。l決定原子軌道形狀、種類和亞層數(shù),同時也是影響電子能量的一個因素。m決定原子軌道的空間伸展方向，每一個伸展方向代表一個原子軌道。四個量子數(shù)的物理意義Schr?dinger方程與量子數(shù)★方程中既包含體現(xiàn)微粒性的物理量m,也包含體現(xiàn)波動性的物理量ψ;★求解薛定鍔方程,就是求得波函數(shù)ψ和能量E;★解得的ψ不是具體的數(shù)值,而是包括三個常數(shù)(n,l,m)和三個變量(r,θ,φ)的函數(shù)式Ψn,l,m(r,θ,φ);★數(shù)學(xué)上可以解得許多個Ψn,l,m(r,θ,φ),但其物理意義并非都合理;★為了得到合理解,三個常數(shù)項(xiàng)只能按一定規(guī)則取值,很自然地得到前三個量子數(shù).有合理解的函數(shù)式叫做波函數(shù)(Wavefunctions),它們以

n,l,m的合理取值為前提。波動力學(xué)的成功:軌道能量的量子化不需在建立數(shù)學(xué)關(guān)系式時事先假定。波函數(shù)=薛定鍔方程的合理解=原子軌道

波函數(shù)角度分布圖(以氫原子2px軌道為例)通過坐標(biāo)原點(diǎn)畫出若干條射線,每條對應(yīng)一組θ和φ值;將該組θ和φ值代入波函數(shù)式(見上)中進(jìn)行計算,以計算結(jié)果標(biāo)在該射線上某一點(diǎn);用同樣方法標(biāo)出其它射線上的點(diǎn),然后將所有的點(diǎn)相聯(lián),得沿x軸伸展的啞鈴形面.波函數(shù)角度分布圖一條軌道是一個數(shù)學(xué)函數(shù),很難闡述其具體的物理意義。它不是行星繞太陽運(yùn)行的“orbit”，不是火箭的彈道，也不是電子在原子中的運(yùn)動途徑,只能將其想象為特定電子在原子核外可能出現(xiàn)的某個區(qū)域的數(shù)學(xué)描述.從波函數(shù)Ψ

(r,θ,φ)到電子云Ψ2

(r,θ,φ)我們最初介紹“orbital”概念時說,特定能量的電子在核外空間出現(xiàn)最多區(qū)域叫原子軌道。從電子云(electronclouds)角度講，這個區(qū)域就是云層最密的區(qū)域。注意，電子云不是一個科學(xué)術(shù)語，而只是一種形象化比喻。特別注意，一個小黑點(diǎn)絕不代表一個電子，將密密麻麻的小黑點(diǎn)看作某個特定電子在空間運(yùn)動時留下的“足跡”。原子軌道與電子云的空間圖像Y(θ,φ)原子軌道的角度分布電子云圖形比相應(yīng)的角度波函數(shù)圖形瘦原子軌道和電子云的圖形原子軌道和電子云的角度分布圖原子軌道角度分布圖電子云角度分布圖只要軌道的種類相同，即使主量子數(shù)n不同，原子軌道和電子云的角度分布圖形都完全相同。電子云的徑向分布圖2s軌道電子云問：2p軌道和3p軌道;3d軌道和4d軌道的電子云徑向分布圖是不是一樣？表示徑向電子云分布的兩種方法之一:電子云徑向密度分布曲線(藍(lán)色曲線)★縱坐標(biāo):R2

★離核越近,電子出現(xiàn)的概率密度(單位體積內(nèi)的概率)越大.(這種曲線酷似波函數(shù)分布曲線)[Ψ2

(r,θ,φ)=R2(r)·Y2(θ,φ)]電子云的概率密度徑向分布圖表示徑向電子云分布的兩種方法之二:電子云徑向分布曲線(紅色曲線)★縱坐標(biāo):4πr2R2★4πr2R2曲線是4πr2曲線和R2曲線的合成曲線.★曲線在r=53pm處出現(xiàn)極大值,表明電子在距核53pm的單位厚度球殼內(nèi)出現(xiàn)的概率最大.★波動力學(xué)模型得到的半徑恰好等于氫原子的玻爾半徑.[Ψ2

(r,θ,φ)=R2(r)·Y2(θ,φ)]n=1n=2n=3n=3幾種電子云概率的徑向分布圖3.n相同,l不同時ns比np多一個離核較近的峰，np又比nd多一個離核較近的峰。1.徑向分布圖中有（n－l）個峰，例如，3s有3個，2p有1個，3p有2個，3d有1個峰。2.角量子數(shù)l相同，主量子數(shù)n不同時，n越大，主峰離核越遠(yuǎn)；n越小，主峰離核越近。徑向分布圖特點(diǎn)小結(jié)：n：決定電子云的大小l：決定電子云的形狀m：決定電子云的伸展方向

一個原子軌道可由n,l,m3個量子數(shù)確定。

一個電子的運(yùn)動狀態(tài)必須用n,l,m,ms

4個量子數(shù)描述。屏蔽效應(yīng)screeningeffect第三節(jié)核外電子的排布★什么叫屏蔽作用？對一個指定的電子而言，它會受到來自內(nèi)層電子和同層其它電子負(fù)電荷的排斥力，這種球殼狀負(fù)電荷像一個屏蔽罩，部分阻隔了核對該電子的吸引力。通常將其它電子對指定電子的排斥作用歸結(jié)為對核電荷(Z)的抵消，從而使有效核電荷(Z*)降低。抵消的核電荷數(shù)稱為屏蔽常數(shù)。多電子原子：不同電子層：同一層電子：屏蔽作用大小順序：K>L>M>N屏蔽作用造成能級分裂：Ens<Enp<End<Enf

值決定于l，l越大，屏蔽常數(shù)越大。p電子受s電子云屏蔽；d電子同時受s電子和p電子云屏蔽；而f電子則同時受同層的s、p、d電子云的屏蔽。鉆穿效應(yīng)penetrationeffect

n較大l較小的外層軌道電子，由于其概率分布特點(diǎn)，穿透到內(nèi)層，避開其他電子的屏蔽作用能量降低的現(xiàn)象，稱為鉆穿效應(yīng)。穿透能力大小順序：ns>np>nd>nf能量的交錯遵循：如：E6s<E4f<E5d<E6pEns<E(n－2)f<E(n－1)d<Enp穿透現(xiàn)象可導(dǎo)致：n大l小的電子如4s電子的能量低于n小l大的電子如3d電子。于是層與層之間出現(xiàn)了能量的交錯，這種現(xiàn)象叫能量交錯。能量的交錯1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p徐光憲經(jīng)驗(yàn)公式E=n+0.7l原子軌道的近似能級通常把(n＋0.7l)值第一位數(shù)字相同的(即能量相近)原子軌道合并為一個能級組，并按照第一位數(shù)字稱為第幾能級組。E4s=4、E3d=4.4、E4p=4.7,第一位數(shù)均為4，合并為第四能級組。2s、2p的n+0.7l值分別為2、2.7，第一位數(shù)均為2屬于第二能級組。E3s=3、E3p=3.7屬于第三能級組。能級組多電子原子軌道能級

E1s

＜E2s

＜E3s

＜E4s……

Ens

＜Enp

＜End

＜Enf……“能級分裂”

E4s

＜E3d

＜E4p……“能級交錯”。

l相同的能級的能量隨n增大而升高。

n

相同的能級的能量隨l增大而升高。基態(tài)原子中，電子總是盡先占據(jù)能量最低的原子軌道。1.能量最低原理2.保里(W·Pauli)不相容原理一個原子中不容許有兩個電子處于完全相同的運(yùn)動狀態(tài)，也就是說，在同一個原子軌道中最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。原子核外電子的排布規(guī)律3.洪特(F·Hund)規(guī)則（1）在填充簡并軌道時，電子盡可能單獨(dú)占有空軌道，且自旋方向相同。（2）簡并軌道處于全充滿(如p6,d10,f14)、半充滿(如p3,d5,f7)或全空(如p0,d0,f0)狀態(tài)時，體系處于能量較低的穩(wěn)定狀態(tài)。

7N軌道式8O軌道式9F軌道式半滿全滿規(guī)則：C：1s22s22p2[He]、[Ar]——原子芯N：[He]

2s22p31s2s2pZ=24Z=29Cu：全滿：p6，d10，f14；半滿：p3，d5，f7；全空：p0，d0，f0。2.基態(tài)原子的核外電子排布

基態(tài)原子的核外電子在各原子軌道上排布順序：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p……出現(xiàn)d軌道時，依照ns,(n-1)d,np順序排布；d,f軌道均出現(xiàn)時，依照ns,(n-2)f,(n-1)d,np順序排布。Z=11，Na：1s22s22p63s1或[Ne]3s1，Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或[Ar]4s2，Z=50，Sn：[Kr]4d105s25p2，Z=56，Ba：[Xe]6s2。價電子：例如：Sn的價電子排布式為：5s25p2。3d44s2[1s22s22p63s23p6]3d54s1錯對Ar原子實(shí)[1s22s22p63s23p6]

[Ar]3d104s1錯對24Cr：[1s22s22p63s23p6]29Cu：3d94s2元素的周期元素周期表中的七個周期分別對應(yīng)7個能級組周期特點(diǎn)能級組對應(yīng)的能級原子軌道數(shù)元素數(shù)一二三四五六七特短周期短周期短周期長周期長周期特長周期不完全周期12345671s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p144991616288181832應(yīng)有32元素的族

第1，2，13，14，15，16和17列為主族，即,ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA。主族：族序數(shù)=價電子總數(shù)稀有氣體(He除外)8e－為ⅧA,通常稱為零族，第3~7，11和12列為副族。即,ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB,ⅠB和ⅡB。前5個副族的價電子數(shù)=族序數(shù)。

ⅠB,ⅡB——根據(jù)ns軌道上電子數(shù)劃分。第8,9,10列元素稱為Ⅷ族，價電子排布（n-1)d6-8ns2。1.周期表分7行，每行表示一個周期。元素周期表的特點(diǎn)2.每族具有基本相同的外層電子排布。主族的族數(shù)＝最外層電子數(shù)（ns+np）。副族元素情況比較復(fù)雜：ⅢB～ⅦB的族數(shù)等于價電子數(shù)（n－1）d＋ns；ⅠB～ⅡB的族數(shù)等于ns電子數(shù)；第Ⅷ族規(guī)律性較差。3.稀有氣體核外電子全滿，稱為0族元素。元素所在周期數(shù)＝電子層數(shù)＝n（最外層電子）能參與成鍵的電子區(qū)外層電子結(jié)構(gòu)特點(diǎn)元素所在族sns1-2IA、IIApns2

np1-6IIIA~VIIA,零族d(n-1)d1-9ns1-2IIIB~VIIB,VIII族ds(n-1)d10ns1-2IB、IIBf內(nèi)過渡(n-2)f1-14(n-1)d1-2ns2La系、Ac系周期表中元素的分區(qū)過渡1234567IAVIIIAIIAIIIAIVAVAVIAVIIAIIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBIBIIB鑭系錒系s區(qū)ns1~ns2d區(qū)(n-1)d1~8ns2p區(qū)ns2np1~6f區(qū)(n-2)d1~14ns2ds區(qū)(n-1)d10ns1~2元素分區(qū)1.據(jù)下列元素的外層電子構(gòu)型判斷它們在周期表中所屬于周期、族、區(qū)。A.3s2B.2s22p5C.3d24s2D.3d54s1E.4d105s1F.4s24p62.某元素+3價離子電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s0,判斷元素所在周期、族。練習(xí)題:根據(jù)能量最低原理，將鈦的22個電子從能量最低的1s軌道排起，每個軌道只能排2個電子，第3、4個電子填入2s軌道，2p能級有三個軌道，填6個電子。再以后填入3s、3p。3p填滿后是18個電子。因?yàn)?s能量比3d低，所以后4個電子應(yīng)先填入4s軌道兩個，剩下的2個電子填入3d。鈦的基態(tài)電子排布式為：3.按電子排布的規(guī)律，寫出22號元素鈦的基態(tài)電子組態(tài)。練習(xí)題1s22s22p63s23p63d24s2

M(g)-e→M+(g)I1M+(g)-e→M2+(g)I2M2+(g)-e→M3+(g)I3原子的各級電離能符合I1<I2<I3原則。Li:I1(5.39eV)<I2(75.64eV)<I3(122.4eV)一定的溫度和壓力下，使處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去電子所需的最低能量稱為電離能。符號：I

；單位：kJ·mol－1電離能ionizationpotential電離能與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系1.同一主族，從上到下，rc增大，核對外層電子引力下降，I1值下降。2.同一周期，從左到右，核電荷數(shù)增加，rc降低，I1增大。(但有例外:Be至B；N至O出現(xiàn)轉(zhuǎn)折。)3.全空、全充滿或半充滿的電子結(jié)構(gòu)I值較大。4.除Hg以外，稀有氣體I值最高，堿金屬元素I值最低。同一周期：?短周期：I增大。

I1(ⅠA)最小，I1(稀有氣體)最大。?長周期的前半部分I增加緩慢。?N,P,As,Sb,Be,Mg電離能較大(半滿、全滿)同一族：I變小。

元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時獲得一個電子成為一價氣態(tài)負(fù)離子所放出的能量稱為電子親和能。當(dāng)負(fù)一價離子再獲得電子時要克服負(fù)電荷之間的排斥力，因此要吸收能量。O

(g)

+e-O-(g)A1

=-140.0kJ.mol-1O-(g)

+e-

O2-(g)A2

=844.2kJ.mol-1例如：電子親和能同一周期：從左到右，電子親和能的負(fù)值增加，鹵素電子親和能呈現(xiàn)最大負(fù)值。電子親和能(ⅡA)為正值，電子親和能(稀有氣體)為最大正值。同一族：從上到下，大多電子親和能的負(fù)值變小。

原子在分子中吸引電子的能力稱為元素的電負(fù)性。電負(fù)性大小規(guī)律：電負(fù)性同一周期：從左到右，電負(fù)性增大。同一主族：從上到下，電負(fù)性變小。(1)同一主族，從上到下，rc增大，χ值下降。元素F的χ值最大。(2)同一周期，從左到右，rc下降，χ值增大。過渡元素rc變化不明顯，χ值遞增也不明顯，甚至出現(xiàn)轉(zhuǎn)折。電負(fù)性electronegativity(3)χ值是一個相對數(shù)值，其值越大非金屬性越強(qiáng)；其值越小，金屬性越強(qiáng)。?共價半徑?vanderWaals半徑主族元素：從左到右r減??；從上到下r增大。過渡元素：從左到右r緩慢減??；

從上到下r略有增大。?金屬半徑原子半徑rrrLi157Be112Mg160Na191Ca197K235Rb250Sr215Ba224Cs272Sc164Mo140Cr129Mn137Tc135Re137Os135Ru134Fe126Co125Rh134Ir136Pt139Pd137Ni125Cu128Ag144Au144Hg155Cd152Zn137Ti147V135Nb147Y182Hf159Ta147W141Lu172Zr160B88C77N74O66F64Al143Si118P110S104Cl99Ge122Ga153Tl171In167Br114As121Se104Sn158Sb141Te137I133Bi182Pb175Source:WellsAF,StructuralInorganicChemistry,5thedn.ClarendonPress,Oxford(1984).原子半徑（pm）作業(yè)：6-5，6-12第2章分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)化學(xué)鍵理論的發(fā)展分子或晶體中相鄰兩原子或離子間的強(qiáng)烈作用力，成鍵能量約為幾十到幾百千焦每摩。第一節(jié)共價鍵理論covalentbondtheory化學(xué)鍵(chemicalbond)chemicalbond共價鍵(配位鍵)離子鍵金屬鍵1.分子中電子是屬于整個分子的，電子是在整個分子范圍內(nèi)運(yùn)動。每個電子的運(yùn)動狀態(tài)對應(yīng)一個分子波函數(shù)Ψ分(即分子軌道)。(與表示原子核外電子運(yùn)動狀態(tài)相似，不同之處是Ψ分為多中心，而Ψ原為單中心）。2.分子軌道是由原子軌道的線性組合而成，且分子軌道數(shù)等于組合的原子軌道數(shù)。分子軌道理論的基本要點(diǎn)：分子軌道理論3.每個分子軌道Ψ分都有一定的能量Ei和圖象，分子的能量等于分子中電子所占據(jù)的分子軌道能量的總和。4.分子軌道中，電子的排布與原子軌道中的電子排布規(guī)則相同（三原理）分子的性質(zhì)取決于電子在分子軌道中的排布情況。分子軌道是由原子軌道組成，原子軌道只有在符合三條原則的情況下，才能形成有效的分子軌道。⑴對稱性匹配原則：只有對稱性相同的原子軌道，才能形成有效的分子軌道。S-SS─PxPx─PxPy─PyPz─Pz

是對稱性一致的。它們可以組合成分子軌道。S─Py,Px─Py,Px─Pz

是對稱性不一致的。它們不能組合成分子軌道。分子軌道的形成及圖象

對稱：

繞鍵軸旋轉(zhuǎn)1800，軌道形狀和符號不變。如：s、px、dx2-y2、dz2軌道都有對稱性，可相互組合成分子軌道。例：px軌道屬對稱性:-+-+dx2-y2xy++--x

zdz2具有對稱的原子軌道yy原子軌道和分子軌道的對稱性π對稱：繞鍵軸旋轉(zhuǎn)1800，軌道形狀不變而符號相反。如：py、pz、dxy、dyzdxz軌道都是π對稱，可以相互組合成π分子軌道。

xy++--dxyyy

節(jié)面ns–ns原子軌道的組合

nsσ?

ns原子軌道與分子軌道的形狀。ns不同對稱性的原子軌道組成不同類型分子軌道ns–ns原子軌道組合：σns；σ?nsp原子軌道與分子軌道的形狀2pZ,A2pZ,A2pZ,B2pZ,B原子軌道分子軌道反鍵成鍵2pZ,A2pZ,B原子軌道分子軌道反鍵成鍵p原子軌道與分子軌道的形狀例：H、Cl、O、Na各原子有關(guān)價軌道的能量為：

1s(H)=-1318KJ/mnl2p(O)=-1322KJmnl-13p(Cl)=-1259KJmnl-13s(Na)=-502KJmnl-1H原子的1s軌道可與Cl原子的3p和O原子的2p軌道組合成分子軌道，而Na原子的3s軌道則不能與之組合，只發(fā)生電子轉(zhuǎn)移形成離子鍵。能量相近原則只有能量相近的原子軌道才能組成有效的分子軌道。原子軌道組成分子軌道時必須沿最大重疊的方向重疊組合。上述的三條原則中，對稱性原則是首要的，它決定原子軌道能否組成分子軌道，而后兩者只是決定組合的效率問題。最大重疊原則1.盡量先占據(jù)能量最低的軌道,低能級軌道填滿后才進(jìn)入能級較高的軌道;2.每條分子軌道最多只能填入2個自旋相反的電子;3.分布到等價分子軌道時總是盡可能分占軌道。電子填入分子軌道時服從以下規(guī)則H2和“He2”中的分子軌道

兩個H原子相互接近時,由兩條1s軌道組合得到能級不同、在空間占據(jù)的區(qū)域亦不同的兩條分子軌道。能級較低的一條叫成鍵分子軌道(bondingmolecularorbital),

能級較高的一條叫反鍵分子軌道(antibondingmolecularorbital)?？捎面I級表示分子中鍵的個數(shù)鍵級=(成鍵電子數(shù)－反鍵電子數(shù))/2

H2分子中，鍵級=(2－0)/2=1（單鍵）電子填充在成鍵軌道中，能量比在原子軌道中低。這個能量差就是分子軌道理論中化學(xué)鍵的本質(zhì)。分子軌道式

(1s)2

(*1s)2鍵級=(2－2)/2=0

He2

分子軌道圖AOAO1s1s*1s1s

MO

N2

分子軌道圖分子軌道能級圖為B圖鍵級=(6－0)/2=3，三鍵一個鍵，兩個鍵2p2p*2*2*222

21s1s1s*1s2s

2s2s*2sAO

MOAO或簡寫成[Be2]()2

()2

()222

2分子軌道式

(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2

()2

()2

()222

2O2

分子軌道圖分子軌道能級圖為

A圖每個3電子鍵的鍵級為1/2。鍵級=(6－2)/2=2一個鍵兩個3電子鍵雙鍵2p2p2s

2s2s*2s1s*1s

MO1s

1sAOAO*2*2*222

2分子軌道式(1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2()2()2

(

)2(

)1(

)1222

*2*2或簡寫成[Be2](

)2(

)2

()2()1()1222

*2*2和電子填充原子軌道的三原則相同：能量最低原理、保里不相容原理、洪特規(guī)則N2的電子構(gòu)型：O2的電子構(gòu)型：或或分子軌道中電子的排布原則異核雙原子分子的分子軌道例：HF分子的電子構(gòu)型：CO分子的電子結(jié)構(gòu)↑*2p2p*2p2P2P?

?

2py2pz*2S2S2SC2SO?

↑?↑↑?

?

?

?

CO共價鍵是由成鍵原子雙方各自提供外層單電子組成共用電子對而形成的。形成共價鍵后，成鍵原子一般都達(dá)到稀有氣體最外層電子結(jié)構(gòu)。經(jīng)典共價鍵理論1.自旋方向相反核間距r/pm系統(tǒng)能量E（kj/mol）基態(tài)74.3pm二、現(xiàn)代價鍵理論valencebondtheory2.自旋方向相同推斥態(tài)74.3pm基態(tài)H2的基態(tài)和排斥態(tài)中兩核間的電子云分布價鍵理論的要點(diǎn)1.成鍵的兩個原子必須具有自旋方向相反的未成對電子。2.共價鍵具有飽和性3.共價鍵具有方向性-最大重疊原理一個原子能形成共價鍵的數(shù)目取決于該原子中的單電子數(shù)目。在形成共價鍵時，電子云總是盡可能地達(dá)到最大程度的重疊。例：HF9F：1s22s22p5H：非最大重疊最大重疊2s2p1ss-ss-pp-p1.σ鍵：原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的形式重疊形成的共價鍵。

共價鍵的類型σ鍵的電子云界面圖σ鍵的特點(diǎn)：

電子云離核較近，能量低。故σ鍵比較牢固，可旋轉(zhuǎn)不斷，是首選成鍵方式。2.π鍵:原子軌道沿鍵軸方向“肩并肩”式重疊形成的共價鍵稱為π鍵。

7N2s22p32s2pN2分子的成鍵方式：

π鍵特點(diǎn)：電子云離核較遠(yuǎn)，較活潑，易斷，不能任意旋轉(zhuǎn)，且π鍵一般不能單獨(dú)存在。

叁鍵：鍵+2個π鍵成鍵規(guī)律：

單鍵：鍵雙鍵：鍵+π鍵π電子云界面圖3.配位鍵coordinatecovalentbond共用電子對由某個原子單方提供，另一個原子提供空軌道。理論要點(diǎn)：1.原子在形成分子的過程中,同一原子能量相近的原子軌道改變了原有軌道的狀態(tài)(能量、形狀、方向),重新組合成新的軌道－雜化軌道(一頭大,一頭小)。雜化軌道具有更強(qiáng)的成鍵能力。2.有幾個原子軌道參加雜化,就能組合成幾個雜化軌道。然后,雜化軌道同其他成鍵原子的原子軌道(或雜化軌道)成鍵。3.雜化軌道的空間取向是取盡可能大的鍵角,使鍵角的斥力之和降低至最低值。雜化軌道理論hybridorbitaltheory2s2p激發(fā)態(tài)4Be2s22s2p基態(tài)2psp雜化雜化軌道的類型sp雜化2s2p激發(fā)態(tài)5B2s22p12s2p基態(tài)sp2雜化2psp2雜化6C2s22p2基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)2s2psp3雜化sp3雜化sp3d雜化sp3d2雜化雜化軌道的類型與空間結(jié)構(gòu)8O基態(tài)2s2p雜化態(tài)sp3不等性雜化這種由于有孤對電子存在而形成不完全等同的雜化軌道的過程叫做不等性雜化。不等性雜化7N基態(tài)2s2p雜化態(tài)sp3不等性雜化NH3三角錐形激發(fā)雜化

sp雜化2p判斷C2H2的空間構(gòu)型？2s2p6C能形成鍵HHCC判斷C2H4的結(jié)構(gòu)?激發(fā)能形成鍵能形成鍵雜化

sp2雜化6CCCHHHH8O2s22p42s2p6C2s22p22s2p問題H2O的鍵角為什么為104.5°？如何解釋CH4分子的空間構(gòu)型？2、雜化類型：分析中心原子的外層電子結(jié)構(gòu)中心原子處在同一族，其雜化類型相同小結(jié):1、現(xiàn)代價鍵理論:飽和性，方向性雜化理論:空間構(gòu)型1、指出雜化類型和分子構(gòu)型PCl3：15P：3s23p316S：3s23p4sp3不等性雜化，三角錐形sp3不等性雜化，V型練習(xí)題H2S：5B：2s22p114Si：3s23p2sp2等性雜化，正三角形sp3等性雜化，正四面體BCl3：SiCl4：

理論的基本要點(diǎn)：

分子或離子的空間構(gòu)型取決于中心原子周圍的價層電子對數(shù)。價層電子對是指σ鍵電子與孤對電子。價層電子對間盡可能遠(yuǎn)離以使斥力最小。價層電子對間的斥力大小：

孤對—孤對>孤對—成鍵>成鍵—成鍵價層電子對互斥理論（VSEPR法）

（ValenceShellElectronPairRepulsion）溫度/°C-200-150-100-50050100CH4SiH4GeH4SnH4沸點(diǎn)同類物質(zhì)熔沸點(diǎn)的高低一般決定于該物質(zhì)相對分子質(zhì)量的大小同族元素氫化物的熔沸點(diǎn)：NH3PH3AsH3SbH3H2OH2SH2SeH2TeHFHClHBrHI熔沸點(diǎn)升高溫度/°C-200-150-100-50050100CH4SiH4GeH4H2OH2SH2SeH2TeSnH4沸點(diǎn)FHFHFHFHFHFδ+δ-H電負(fù)性大,r小的原子x(F,O,N)氫鍵hydrogenbondHOHHOHHOHHOH氫鍵的飽和性和方向性HHONHHHHHOHHO分子間氫鍵FHFHFHFHFHF同種分子間氫鍵不同種分子間氫鍵分子內(nèi)氫鍵氫鍵對熔點(diǎn)和沸點(diǎn)的影響分子內(nèi)氫鍵常使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)降低。分子間氫鍵可使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)顯著升高。氫鍵對溶解度的影響極性溶劑中，溶質(zhì)分子和溶劑分子間形成分子間氫鍵，則溶解度增大。存在分子內(nèi)氫鍵的溶質(zhì)，在極性溶劑中的溶解度較??；而在非極性溶劑中的溶解度較大。第3章晶體結(jié)構(gòu)主要內(nèi)容

1.晶體學(xué)的基本概念，晶胞基本概念及主要類型。

2.金屬晶體、金屬健及金屬晶體的堆積類型。

3.離子晶體、離子健、離子晶體的基本類型及離子晶體結(jié)構(gòu)模型。

4.原子晶體和分子晶體。晶體結(jié)構(gòu)的特征

晶體是由原子、離子或分子在空間按一定規(guī)律周期性地重復(fù)排列構(gòu)成的固體。特征：(1)晶體具有規(guī)則的多面體外形；

(2)晶體呈各向異性；

(3)晶體具有固定的熔點(diǎn)?；靖拍罹Оc晶胞參數(shù)：晶胞：組成晶體的結(jié)構(gòu)單元位于晶格的結(jié)點(diǎn)上，呈規(guī)則的周期性排列，從中可以劃出一個大小形狀完全相同的平行六面體，它代表晶體的基本重復(fù)單位，叫作晶胞(unitcell)(cell)。晶胞參數(shù)：晶胞的大小和形狀可用六面體的3個邊長a,b,cc和由bc,ca,ab所成的3個夾角α,,β,γ來描述，這6個數(shù)總稱為晶胞參數(shù)。它們之間的相互關(guān)系由晶體內(nèi)部結(jié)構(gòu)的對稱性決定。

晶格(點(diǎn)陣)是晶體的數(shù)學(xué)抽象。晶格理論的基本概念

由晶胞參數(shù)a，b，c，α，β，γ表示，a，b，c為六面體邊長，α，β，γ分別是bc，

ca,ab所組成的夾角。按對稱性特征的不同，晶體可分為七種晶系

晶胞的內(nèi)容包括粒子的種類，數(shù)目及它在晶胞中的相對位置。按晶胞參數(shù)的差異將晶體分成七種晶系。

按帶心型式分類，將七大晶系分為14種型式。例如，立方晶系分為簡單立方、體心立方和面心立方三種型式。

金屬晶體是金屬原子或離子彼此靠金屬鍵結(jié)合而成的。金屬鍵沒有方向性，金屬晶體內(nèi)原子以配位數(shù)高為特征。金屬晶體的結(jié)構(gòu)：等徑球的密堆積。金屬晶體的結(jié)構(gòu)金屬晶體中粒子的排列方式常見的有三種：六方密堆積(hexagonalclosepacking)；面心立方密堆積(face-centredcubicclosepacking)；體心立方堆積(body-centredcubicpacking)。123456

第二層

對第一層來講最緊密的堆積方式是將球?qū)?zhǔn)

1，3，5位。(或?qū)?zhǔn)2，4，6位，其情形是一樣的)123456AB，

關(guān)鍵是第三層，對第一、二層來說，第三層可以有兩種最緊密的堆積方式。

下圖是此種六方緊密堆積的前視圖ABABA

第一種是將球?qū)?zhǔn)第一層的球。123456

于是每兩層形成一個周期，即ABAB堆積方式，形成六方緊密堆積。

第三層的另一種排列方式，是將球?qū)?zhǔn)第一層的

2，4，6位，不同于AB兩層的位置，這是

C層。123456123456123456123456此種立方緊密堆積的前視圖ABCAABC

第四層再排A，于是形成

ABCABC三層一個周期。得到面心立方堆積。BCAABCABC形式的堆積，為什么是面心立方堆積？我們來加以說明。這兩種堆積都是最緊密堆積，空間利用率為74.05%。

金屬鉀K的立方體心堆積

還有一種空間利用率稍低的堆積方式，立方體心堆積：立方體8個頂點(diǎn)上的球互不相切，但均與體心位置上的球相切。配位數(shù)8，空間利用率為68.02%。六方緊密堆積——IIIB，IVB面心立方緊密堆積——IB，Ni，Pd，Pt立方體心堆積——IA，VB，VIB

金屬的堆積方式密堆積層間的兩類空隙?四面體空隙：

一層的三個球與上或下層密堆積的球間的空隙。

一層的三個球與錯位排列的另一層三個球間的空隙。?八面體空隙：陰離子：大球，密堆積，形成空隙。陽離子：小球，