原子结构和结合键第一节、原子结构一、原子的电子排列原子可以看成由原子核及分布在核周围的电子所组成。原子核内有中子和质子，核的体积很小，却集市了原子的绝大部分质量。电子绕着原于核齐一定的轨道上旋转，它们的质量虽可忽略，但电子的分布却是原子结构中最重要的问题。量子力学的研究发现，电子的旋转轨道不是任意的，它的确切的途径也是测不准的，薛定增方程成功地解决了电子在核外运动状态的变化规律，方程中引入了波函数的概念，以取代经典物理中圆形的闭定轨道，解得的波函数（习惯上又称原于轨道）描述了电子在核外空间各处位置出现的几率，相当于给出了电子运动的“轨道”。这一轨道是由四个量子数所确定的，它们分别为主量子数、次量子数、磁量子数以及自旋量子数。四个量子数中最里要的是主量子数n(=1、2、3、4......）它是确定电子离核远近和能级高低的主要参数。在紧邻原于核的第一壳层，电子的主量子数n=1，而n=2、3、4分别代表电子处于第二、三、四壳层。随n的增加，电子的能量依次增加。在同一壳层上的电子，又可依据次量子数1分成若干个能量水平不同的亚壳层．1=0、1、2、3..*，这些亚壳层习惯上以s、1、d、f、表示。量子轨道并不一定总是球形的，次量子数反映了轨道的形状，S、1、d、f各轨道在原子核周围的角度分布不同、故又称角量子数或轨道量子数（全名为轨道角动量量子数)。次量子数也影响着轨道的能级，n相同而1不同的轨道，它们的能级也不同、能量水平枝s、p、c、f顺序依次升高。各壳层上亚壳层的数目随主量子数不向而异。磁量子数以m表示，m=0、土1、土2、土3...，它基本上确定了轨道的空间取向，S、P、d、f各轨道依次有1、3、5、7种空间取向。在没有外磁场的情况下，处于向一亚壳层，而空间取向不同的电子具有相同的能量，但是在外加磁场下，这些不向空间取向轨道的能量会略有差别。第四个量子数自旋量子数（今名为自旋角动量量子数）ms=十1/2：，一1/2，表示在每个状态下可以存在自旋方向相反的两个电子，这两个电子也只是在磁场下才具有略为不同的能量，于是，齐s、p、d、f的各个亚壳层中可以容纳的最大电子数分别为2、6、10、14。各壳层能容纳的电子总数分别为2、8、18、32，也就是相当于2n2
原子结构和结合键 第一节、原子结构 一、原子的电子排列 原子可以看成由原子核及分布在核周围的电子所组成。原子核内有中子和质 子，核的体积很小，却集巾了原子的绝大部分质量。电子绕着原于核齐一定的轨 道 上旋转，它们的质量虽可忽略，但电子的分布却是原子结构中最重要的问题。 量子力学的研究发现，电子的旋转轨道不是任意的，它的确切的途径也是测 不 准的，薛定增方程成功地解决了电子在核外运动状态的变化规律，方程中引入 了波 函数的概念，以取代经典物理中圆形的闭定轨道，解得的波函数(习惯上又称原于轨 道)描述了电子在核外空间各处位置出现的几率，相当于给出了电子运动的“轨道”。 这一轨道是由四个量子数所确定的，它们分别为主量子数、次量子数、磁量子数以 及自旋量子数。四个量子数中最里要的是主量子数 n(＝1、2、3、4.)它是确定电 子离核远近和能级高低的主要参数。 在紧邻原于核的第一壳层，电子的主量子数 n＝1，而 n＝2、3、4 分别代表电 子处于第二、三、四壳层。随 n 的增加，电子的能量依次增加。在同一壳层上的电 子，又可依据次量子数 l 分成若干个能量水平不同的亚壳层．l＝0、1、2、3.， 这些亚壳层习惯上以 s、1、d、f、表示。量子轨道并不一定总是球形的，次量子数 反映了轨道的形状，s、1、d、f 各轨道在原子核周围的角度分布不同、故又称角量 子数或轨道量子数(全名为轨道角动量量子数)。次量子数也影响着轨道的能级，n 相同而 l 不同的轨道，它们的能级也不同、能量水平枝 s、p、c、f 顺序依次升高。 各壳层上亚壳层的数目随主量子数不向而异。磁量子数以 m 表示，m＝0、土 1、土 2、土 3.，它基本上确定了轨道的空间取向，s、p、d、f 各轨道依次有 l、3、5、 7 种空间取向。在没有外磁场的情况下，处于向一亚壳层，而空间取向不同的电子 具有相同的能量，但是在外加磁场下，这些不向空间取向轨道的能量会略有差别。 第四个量子数自旋量子数(今名为自旋角动量量子数)ms=十 1/2：，—1/2，表示在每 个状态下可以存在自旋方向相反的两个电子，这两个电子也只是在磁场下才具有略 为不同的能量，于是，齐 s、p、d、f 的各个亚壳层中可以容纳的最大电子数分别为 2、6、10、14。各壳层能容纳的电子总数分别为 2、8、18、32，也就是相当于 2n2
原子处于基态时，核外电子排布规律必须遵循以下3条规则：（1）：包利（Pauli,W.）不相容原理、一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。（2）：能量最低原理在不违背包利不相容原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道。（3）：洪特（Hund,F.）规则在能量高低相等的轨道上，电子尽可能占据不同的轨道，且电子自旋平行。早在1869年.俄国化学家门捷列夫已发现元素性质是按原子相对质量的增加而单周期性的变化，这一重要规律称为原子周期律。在了解了原于结构以后，才认识到这周期性质的内部原因止是出于原子核外电子的排列是随原子序数的增加呈现了周期性的变化。把所有元素按相对原子质量反电子分布方式排列成的表称元素周期表表1-2元家的电负性（鲍林）H元素2.10电负元款LiBeFBCN0电负性0.981.572. 042.553.04 3.443.98元素NaMgAlSiPScI电负性.931.311.611.902.192.583.16元素KCaSeTiVCMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr电负性0 821.001.36 1.541.631.661-551.831.88 1.911.90 1. 65 1.81 2. 01 2.18 2. 55 2.96元素RbSrYZrNbMoTeRuRhPdAgcdInSnSbTe1电负性0.82 0. 951.22 1.332.162.2822001.931.691.7881.962.032.66Ion元素CsLaHFTawReOsPtIrAuTIHgPbBiPoAt电负性0.790.891.102.362. 202. 282.54 2. 002. 042.33 2. 02.第二节原子结合键通常把材料的液态和固态称为凝聚态。在凝聚态下，原子间距离十分接近，便产生了原子间的作用力，使原于结合在一起，或者说形成了锭。材料的许多性能在很大程度上取决于原子结合键。根据结合力的强弱可把结合键分成两大类：一次键一一结合力较强，包括离子键、共价键和金属键。二次键一—结合力较弱，包括范德瓦华键和氢键。一、离子键
原子处于基态时，核外电子排布规律必须遵循以下 3 条规则： （1）：包利（Pauli,W.）不相容原理 一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且 这两个电子的自旋方向必须相反。 （2）：能量最低原理 在不违背包利不相容原理 的条件下，电子优先占据能量 较低的原子轨道。 （3）：洪特（Hund,F.）规则 在能量高低相等的轨道上，电子尽可能占据不同 的轨道，且电子自旋平行。 早在 1869 年．俄国化学家门捷列夫已发现元素性质是按原子相对质量的增加而单周 期性的变化，这一重要规律称为原子周期律。在了解了原于结构以后，才认识到这 一周期性质的内部原因止是出于原子核外电子的排列是随原子序数的增加呈现了周 期性的变化。把所有元素按相对原子质量反电子分布方式排列成的表称元素周期表 第二节 原子结合键 通常把材料的液态和固态称为凝聚态。在凝聚态下，原子间距离十分接近，便产 生了原子间的作用力，使原于结合在一起，或者说形成了锭。材料的许多性能在很 大程度上取决于原子结合键。根据结合力的强弱可把结合键分成两大类： 一次键——结合力较强，包括离子键、共价键和金属键。 二次键——结合力较弱，包括范德瓦华键和氢键。 一、离子键
金属元素特别是IA、IIA族金属在满壳层外面有少数价电子，它们很容易逸出，另方面VIA、VIA族的非全属原子的外壳层只缺少1一2个电子便成为稳定的电子结构，当两类原子结合时，金属原子的外层电子很可能转移至非金属原子外壳层上、使两者都得到稳定的电子结构，从而降低了体系的能量，此时金属原子和非金属原子分别形成正高于与负离子，正、负离子间相互吸引，使原子结合在一起，这就是离子键。二、共价键价电子数为4或5个的IVA、VA族元素，离子化比较困难，例如IVA族的碳有四个价电子，借失去这些电子而达到稳态结构所需的能量很高，因此不易实现离子键结合。在这种情况下，相邻原子间可以共同组成一个新的电子轨道，出两个原子中各有一个电子共用，利用共享电子对来达到稳定的电子结构。金刚石是共价键结合的典型。此外、VA、VIA族元素也常易形成共价结合，对VA族元素，外壳层已有五个价电子，只要形成三个电子对就达到稳定的电子结构。同理，VIA族元素只要有二个公用电子对即可满足。这样可以得出，共价结合时所需的公用电子对数目应等于原子获得满壳层所需的电子数.如原子的价电子数为N,那么应建立（8-N）个共用电子对才能达到共价结合。三、金属键金属原子很容易失去其外夫层价电子而具有稳定的电子壳层，形成带正电荷的阳离子，当许多金属原子结合时，这些阳离子常在空间整齐地排列，而远离核的电子则在各正离子之间自由游荡，形成电子的“海洋”或“电子气”，金属正是依靠正离子与自由电子之间的相互吸引而结合起来的。不难理解，金属键没有方向性：正离子之间改变相对位置并不会破坏电子与正离子间的结合力，因而金属具有良好的塑性。同样，金属正离子被另一种金属的正离子取代时也不会破坏结合键，这种金属之间的溶解称固溶）能力也是金属的重要特性。此外，金属导电性、导热性以及金属晶体中原子的密集排列等，都直接起因于金属键结合。四、范德华键原子中的电子分布于原子核周围，并处于不断地运动状态，所以从统计的角度、电子的分布具有球形对称性，并不具有偶极矩。然而，实际上由于各种原因导
金属元素特别是ⅠA、ⅡA 族金属在满壳层外面有少数价电子，它们很容易逸出， 另方面ⅦA、ⅥA 族的非全属原子的外壳层只缺少 l 一 2 个电子便成为稳定的电子结 构，当两类原子结合时，金属原子的外层电子很可能转移至非金属原子外壳层上、 使两者都得到稳定的电子结构，从而降低了体系的能量，此时金属原子和非金属原 子分别形成正高于与负离子，正、负离子间相互吸引，使原子结合在一起，这就是 离子键。 二、共价键 价电子数为 4 或 5 个的ⅣA、VA 族元素，离子化比较困难，例如 IVA 族的碳有 四个价电子，借失去这些电子而达到稳态结构所需的能量很高，因此不易实现离子 键结合。在这种情况下，相邻原子间可以共同组成一个新的电子轨道，出两个原子 中各有一个电子共用，利用共享电子对来达到稳定的电子结构。金刚石 是共价键结 合的典型。此外、VA、VIA 族元素也常易形成共价结合，对 VA 族元素，外壳层已 有五个价电子，只要形成三个电子对就达到稳定的电子结构。同理，VIA 族元素只 要有二个公用电子对即可满足。这样可以得出，共价结合时所需的公用电子对数目 应等于原子获得满壳层所需的电子数．如原子的价电子数为 N,那么应建立（8-N） 个共用电子对才能达到共价结合。 三、金属键 金属原子很容易失去其外夫层价电子而具有稳定的电子壳层，形成带正电荷的阳 离子，当许多金属原子结合时，这些阳离子常在空间整齐地排列，而远离核的电子 则在各正离子之间自由游荡，形成电子的“海洋”或“电子气”，金属正是依靠正离子 与自由电子之间的相互吸引而结合起来的。不难理解，金属键没有方向性．正离子 之间改变相对位置并不会破坏电子与正离子间的结合力，因而金属具有良好的塑性。 同样，金属正离子被另一种金属的正离子取代时也不会破坏结合键，这种金属之间 的溶解(称固溶)能力也是金属的重要特性。此外，金属导电性、导热性以及金属晶 体中原子的密集排列等，都直接起因于金属键结合。 四、范德华键 原子中的电子分布于原子核周围，并处于不断地运动状态，所以从统计的角 度、电子的分布具有球形对称性，并不具有偶极矩。然而，实际上由于各种原因导
致原子的负电荷中心与正电荷（原子核）中心并不一定重叠，这种分布产生一个偶极短，此外，一些极性分子的正负电性位置不一致，也有类似的偶极矩，当原子或分子相互靠近时，一个原于的偶极矩将会影响另一个原子内电子的分布，电子密度在靠近第一个原子的正电荷处更高些，这样使两个原于相互静电吸引，体系就处于较低的能量状态。范德华键属物理键，系一种次价键，没有方向性和饱和性。比化学键的键能少1～2个数量级。主要由静电力、诱导力和色散力组成。五、氢键氢键的本质与范德华键一样，也是靠原子（或分子、原子团）的偶极吸引力结合起来的，只是氢键中氢原子起了关键作用。氢原子很特殊，只有一个电子，当氢原子与一个电负性很强的原子（或原子团）X结合成分子时，氢原于的一个电子转移至该原子壳层上；分子的氢离子侧实质上是一个裸露的质子。对另一个电负性值较大的原子y表现出较强的吸引力，这样，氢原子便在两个电负性很强的原子（或原于团）之间形成一个桥梁，把两者结合起来，成为氢健。所以氢键可以表达为：X-H--Y氢与X原于或原子团）为离子键结合，与y之间为氢键结合，x与y可以相同或不同
致原子的负电荷中心与正电荷(原子核)中心并不一定重叠，这种分布产生一个偶极 短，此外，一些极性分子的正负电性位置不一致．也有类似的偶极矩，当原子或分 子相互靠近时，一个原于的偶极矩将会影响另一个原子内电子的分布，电子密度在 靠近第一个原子的正电荷处更高些，这样使两个原于相互静电吸引．体系就处于较 低的能量状态。 范德华键属物理键，系一种次价键，没有方向性和饱和性。比化学 键的键能少 1～2 个数量级。主要由静电力、诱导力和色散力组成。 五、氢键 氢键的本质与范德华键一样，也是靠原子(或分子、原子团)的偶极吸引力结合起 来的，只是氢键中氢原子起了关键作用。氢原子很特殊，只有一个电子，当氢原子 与一个电负性很强的原子(或原子团)X 结合成分子时，氢原于的一个电子转移至该 原子壳层上；分子的氢离子侧实质上是一个裸露的质子。对另一个电负性值较大的 原子 y 表现出较强的吸引力，这样，氢原子便在两个电负性很强的原子(或原于团) 之间形成一个桥梁，把两者结合起来，成为氢健。所以氢键可以表达为：X-H-Y 氢 与 X 原于(或原子团)为离子键结合，与 y 之间为氢键结合，x 与 y 可以相同或不同