绪论 1.化学:在分子、离子和原子层次上,研究物质的组成和结构以及物质的化学 性质和化学变化及其内在联系的科学 应注意的问题: (1)化学变化的特点:原子核组成不变,发生分子组成或原子、离子等结 合方式的改变 (2)认为物理变化不产生质变,不生成新物质是不准确的,如 2H+31H=42He+on是质变,产生了新元素,但属于物理变化的范畴; (3)化学变化也有基本粒子参加,如:2AgC}=2Ag+Ch就有光子参加 (4)物质 体单质化合物〔分子、原子、离子)(质子 电磁场、引力场。 2.无机化学:除去碳氢化合物及其大多数衍生物外,对所有元素和他们的化合 物的性质和反应进行研究和理论解释的科学。(莫勒提法) 3.怎样学习无机化学? (1)你所积累的好的学习方法都适于学习无机化学 (2)课前预习,带着问题听课。提倡写预习笔记。 (3)课上精力集中,边听边看边想边记,眼、耳、手、脑并用 (4)课后趁热复习,按时完成作业,及时消化,不欠账。 (5)提高自学能力,讨论课积极发言。 (6)随时总结,使知识系统化。达到书越读越薄之目的 (7)理论联系实际,做好化学实验
1 绪论 1. 化学：在分子、离子和原子层次上，研究物质的组成和结构以及物质的化学 性质和化学变化及其内在联系的科学。 应注意的问题： （1）化学变化的特点：原子核组成不变，发生分子组成或原子、离子等结 合方式的改变； （2）认 为物 理变化 不产生 质变 ，不生 成新物 质是 不准确 的，如： 1 2H+3 1H==4 2He+1 0n 是质变，产生了新元素，但属于物理变化的范畴； （3）化学变化也有基本粒子参加，如：2AgCl==2Ag+Cl2 就有光子参加； （4）物质 2. 无机化学：除去碳氢化合物及其大多数衍生物外，对所有元素和他们的化合 物的性质和反应进行研究和理论解释的科学。（莫勒提法） 3. 怎样学习无机化学？ （1） 你所积累的好的学习方法都适于学习无机化学。 （2） 课前预习，带着问题听课。提倡写预习笔记。 （3） 课上精力集中，边听边看边想边记，眼、耳、手、脑并用。 （4） 课后趁热复习，按时完成作业，及时消化，不欠账。 （5） 提高自学能力，讨论课积极发言。 （6） 随时总结，使知识系统化。达到书越读越薄之目的。 （7） 理论联系实际，做好化学实验
第一章原子结构和原子周期系 教学目标:1学会一个规则:斯莱特规则; 2掌握两个效应:屏蔽效应、钻穿效应; 3掌握三个原理:能量最低、保里不相容、洪特规则; 4掌握四个量子数:n、1、1、ms 5掌握五个分区:s、p、d、ds、f 6掌握六对概念 7掌握七个周期 8掌握八个主族八个副族。 重点:1.原子核外电子排布三个原理,核外电子的四个量子数 2.元素周期表的结构其及元素性质变化规律。 难点:屏蔽效应、钻穿效应概念及应用 教学方法:讲授与讨论相结合,做适量练习题和作业题 教学内容 §1-1经典物理学对原子结构的认识 1-1原子的核形结构 1708年卢瑟福通过α粒子散射实验确认:原子是由中央带正电的原子核和周 围若干绕核旋转的电子组成。遇到的问题:电子绕核运动,将不断辐射电磁 波,不断损失能量,最终将落到核上,原子因此而消亡实际与此相反,原子 是稳定存在的,急需找到理论解释 1-2原子光谱的规律性 1光谱一束光通过分光棱镜折射后再屏幕上得到一条彩带或线形亮条前者称 连续光谱后者称线形光谱太阳光电灯光为连续光谱原子光谱为线形光谱图1-1 R H 2氢原子光谱里德堡方程 RH=1.097×107Mln1<n2 n=2,n=3,4,5,6为可见光区四条谱线 §1-2玻尔的原子结构理论 玻尔假设(1913年): 1原子具有一系列能量不连续的定态定态时不辐射能量能量最低的定态为基态其 余为激发态 2频率规则原子中电子可以由一个定态跃迁至另一个定态这时电子吸收或辐射能 2
2 第一章 原子结构和原子周期系 教学目标：1.学会一个规则：斯莱特规则; 2.掌握两个效应：屏蔽效应、钻穿效应; 3.掌握三个原理：能量最低、保里不相容、洪特规则; 4.掌握四个量子数：n、l、l、ms 5.掌握五个分区：s、p、d、ds、f 6.掌握六对概念; 7.掌握七个周期; 8.掌握八个主族八个副族。 重点：1.原子核外电子排布三个原理，核外电子的四个量子数； 2.元素周期表的结构其及元素性质变化规律。 难点：屏蔽效应、钻穿效应概念及应用； 教学方法：讲授与讨论相结合，做适量练习题和作业题。 教学内容： §1-1 经典物理学对原子结构的认识 1-1 原子的核形结构 1708 年卢瑟福通过α粒子散射实验确认：原子是由中央带正电的原子核和周 围若干绕核旋转的电子组成。遇到的问题：电子绕核运动，将不断辐射电磁 波，不断损失能量，最终将落到核上，原子因此而消亡实际与此相反，原子 是稳定存在的，急需找到理论解释。 1-2 原子光谱的规律性 1光谱一束光通过分光棱镜折射后再屏幕上得到一条彩带或线形亮条前者称 连续光谱后者称线形光谱太阳光电灯光为连续光谱原子光谱为线形光谱图 1-1 2 氢原子光谱里德堡方程 RH=1.097×107 M-1 n1<n2 n1=2, n2=3,4,5,6 为可见光区四条谱线 §1-2 玻尔的原子结构理论 玻尔假设（1913 年）： 1原子具有一系列能量不连续的定态定态时不辐射能量能量最低的定态为基态其 余为激发态 2频率规则原子中电子可以由一个定态跃迁至另一个定态这时电子吸收或辐射能
量频率v=|ΔE丨h,h为普郎克常数3量子化规则在定态电子绕核运动的角 动量必须为h2π的整数倍 minh/2π电子绕核运动的向心力等于电子与原子核 间的静电引力即mv/r=ze24πar2可导出电子定态能量公式 En=2.18×10-18z/n2(J)或En=136zh(eV)例计算氢原子电离能I 解I=E=E1=0-(-2.18×1012)=2.18×10-18(J) §1-3微观粒子的波粒二象性 3-1光的波粒二象性 P12图1-3光的小孔衍射图 1905年爱因斯坦提出光子说认为具有波性干涉衍射的光也具有粒性光子有质量 m动量p能量ξ=mc 3-2微观粒子的波粒二象性 1924年,德布罗意提出实物粒子也具有波粒二象性,=hp=h/mv P13图1-4电子衍射图表明电子具有波性 例1-3(1)求300V的电压下加速电子的波长 (2)l0g以1000m.s-1飞行的子弹波长,说明了什么? -18 2ev2×1.6×10×300 =1.03×10 9.11×10 解(1)电子的速度 波长λ=hmv=6626×10-3419.11×1031×103××107=7.06×10-1(m) (2)子弹=h/mv=6626×10340.01×103=663×1035(m)(可忽略) 所以宏观物体其波长是可在忽略范围,宏观物体一般不研究波性作业P39-1 33测不准原理△xAPx≥h2m(微观粒子) 例1-4电子运动的速度约105ms1测定误差10%电子位置误差为多少? 解△x≥h2π△Px=h/2mm△v=626×10-34/2×3.14×9.1×10-31×106×0.1=1.2×10(m) §1-4氢原子和类氢离子(单电子体系)的结构 薛定谔方程 8丌2 +2)中v中E中 qxyz)o(r.o).o(nm)微波函数的表示方法 4-1四个量子数δ 解薛定谔方程时,引入三个量子数: 1主量子数n取值对应与电子层
3 量频率 v= ∣ΔE∣/h , h 为普郎克常数 3 量子化规则在定态电子绕核运动的角 动量必须为 h/2π的整数倍 mvr=nh/2π电子绕核运动的向心力等于电子与原子核 间 的 静 电 引 力 即 mv2 /r=ze24 π ξ 0r 2 可 导 出 电 子 定 态 能 量 公 式 En=-2.18×10-18z 2 /n2 (J)或 En=-13.6z2 /n2 (eV)例计算氢原子电离能 I 解 I=E∞-E1=0-(-2.18×10-12)= 2.18×10-18(J) §1-3 微观粒子的波粒二象性 3-1 光的波粒二象性 P12 图 1-3 光的小孔衍射图 1905 年爱因斯坦提出光子说认为具有波性干涉衍射的光也具有粒性光子有质量 m 动量 p 能量 ξ=mc2 3-2 微观粒子的波粒二象性 1924 年，德布罗意提出实物粒子也具有波粒二象性，λ=h/p=h/mv P13 图 1-4 电子衍射图表明电子具有波性。 例 1-3(1)求 300V 的电压下加速电子的波长 (2)10g 以 1000m.s-1 飞行的子弹波长,说明了什么? 解:(1)电子的速度 波长 λ=h/mv=6.626×10-34/9.11×10-31×1.03××107=7.06×10-11(m) (2)子弹 λ=h/mv=6.626×10-34/0.01×103=6.63×10-35(m) (可忽略) 所以宏观物体其波长是可在忽略范围,宏观物体一般不研究波性.作业:P39-1 3-3 测不准原理 ΔxΔPx ≥h/2π(微观粒子) 例 1-4 电子运动的速度约 106ms-1 测定误差 10%电子位置误差为多少? 解:Δx≥h/2πΔPx=h/2πmΔv=6.26×10-34/2×3.14×9.1×10-31×106×0.1=1.2×10-9 (m) §1-4 氢原子和类氢离子(单电子体系)的结构 薛定谔方程 φ(x.y.z) φ(r.θ.φ). φ(n.l.m)微波函数的表示方法. 4-1 四个量子数 δ 解薛定谔方程时,引入三个量子数: 1 主量子数 n 取值对应与电子层
n 4 5 电子层 作用: (1)决定原子轨道能量起主要作用n越大能量越高E=13.6/h2 (2)决定电子离原子核距离n越大离核越远 2角量子数L取值n一定L=0.1.2 作用 (1)多电子原子中和一起决定电子能级n同1越大,能量越高 (2)确定原子轨道的形状 0 符号 S 花瓣 复杂 3磁量子数m1)取值L一定m=0±1±2……(2n+1) 空间运动状态种类数 0 +10-1 PxPzPy +2+10-1-2 dxydxzdyzdz-dx2y 5 3 +3+2+10-1-2-3 f(t个 (2)作用决定原子轨道的空间取向 ψ(nlm)波函数也叫原子轨道函数简称原子轨道,是薛定谔方程的合理解所以 nlm三个量子数可确定原子轨道 4自旋量子数ms取值+12-12或用↑表示一个轨道可容纳两个电子,但自旋必须 相反.↑ 总之:决定原子核外电子能量需n(单电子体系只需n) 决定原子轨道需 n 1. mynI.m为波函数 决定电子轨道状态需n1mms四个量子数 4-2原子轨道的空间分布图: 1波函数 Wn. I m(voe中简称原子轨道 几率密度|wnm(v)2简称电子云 v=R(r)Y(θv)为径象部分(决定原子轨道大小) Y(y)为角度部分(决定原子轨道形状) 3Y(v)度部分图形P19-P21
4 n 1 2 3 4 5 6 7 电子层 K L M N O P Q 作用： (1)决定原子轨道能量起主要作用:n 越大能量越高;E=-13.6/n2 (2)决定电子离原子核距离 n 越大离核越远. 2 角量子数 L 取值:n 一定 L=0.1.2.…… 作用 (1)多电子原子中和一起决定电子能级:n 同 l 越大,能量越高; (2)确定原子轨道的形状 L 0 1 2 3 符号 S p d f 形状 球 哑铃 花瓣 复杂 3 磁量子数 m(1)取值 L 一定 m=0.±1.±2……(2n+1) L M 空间运动状态 种类数 0 0 s 1 1 +1 0 -1 PxPzPy 3 2 +2+10-1-2 dxydxzdyzdz2dx2y 2 5 3 +3+2+10-1-2-3 f(t 个) 7 (2)作用:决定原子轨道的空间取向. ψ(n.l.m)波函数也叫原子轨道函数,简称原子轨道,是薛定谔方程的合理解.所以 n.l.m.三个量子数可确定原子轨道. 4 自旋量子数 ms 取值+1/2.-1/2 或用↑↓表示一个轨道可容纳两个电子,但自旋必须 相反.↑↓ 总之: 决定原子核外电子能量需 n.l(单电子体系只需 n) 决定原子轨道需 n.l.mψn.l.m 为波函数 决定电子轨道状态需 n.l.m.ms 四个量子数. 4-2 原子轨道的空间分布图: 1 波函数 ψn.l.m(vφθ)中简称原子轨道 几率密度∣ψn.l.m(vφθ)∣2简称电子云 ψ=R(r).Y(θψ)为径象部分(决定原子轨道大小) Y(θψ)为角度部分(决定原子轨道形状) 3 Y(θψ)角度部分图形:P19~P21
y与y2区别原子轨道y图形(pd)胖,有+-对称性区别 电子云y2图形(pd)瘦,无+-对称性区别 补充43电子核外空间的径向分布函数D(r) 原子在原子核外距离r的一薄层球壳中的几率随半径变化时的分布情况 规律 1电子在核外空间出现总几率为1 2离核越近,几率密度越大 3几率最大处是距离核某一距离的球壳H的r=ao=529pm 4D(r)的峰值(极值)为(n)个 n 3-0=3个峰 3d 3-1=2个峰 3-2=1个峰 §1—5原子核外电子排布和元素周期表 5-1屏蔽效应和钻穿效应 1屏蔽效应: 把其它电子对选定电子的排斥作用,看作降低了部分核电荷的吸引作用,称为屏 蔽效应。 单电子体系E=136z/n2(eV)=2.18×10-18z/n2(J) 多电子体系E=136z2/n2(eV=-136(zo)(eV) σ为屏蔽常数,用斯莱特规则求之 核外电子分组:1s|2s2p|3s.3p|3d|4s4p|4d|4f|5s.5pl5dl5f… 1在j之后电子G=0 2与j同组电子G=0.35(1s为030) 3为nsnp电子,(n-1)层电子G=0.85(m-2)层以内=10 4为df电子,低组的电子=10 例C原子1s2:2p2各轨道能量是多少? 解:1sσls=0.3z1s=6-0.3=57 例2:求K原子3d4s轨道能量,第19个电子进入哪个轨道? 解:Ks2s2p53s23p64s或3d1
5 y 与 y 2 区别:原子轨道 y 图形(p.d)胖,有+.-对称性区别 电子云 y 2 图形(p.d)瘦,无+.-对称性区别 补充 4-3 电子核外空间的径向分布函数 D(r) 原子在原子核外距离 r 的一薄层球壳中的几率随半径变化时的分布情况 规律: 1 电子在核外空间出现总几率为 1 2 离核越近,几率密度越大 3 几率最大处是距离核某一距离的球壳 H 的 r=ao=52.9pm 4D(r)的峰值(极值)为(n-l)个 §1—5 原子核外电子排布和元素周期表 5-1 屏蔽效应和钻穿效应 1 屏蔽效应： 把其它电子对选定电子的排斥作用，看作降低了部分核电荷的吸引作用，称为屏 蔽效应。 单电子体系 E=-13.6z2 /n2 (eV)=-2.18×10-18 z 2 /n2 (J) 多电子体系 E=-13.6z2 /n2 (eV)=--13.6(z-σj) (eV) σ 为屏蔽常数，用斯莱特规则求之 核外电子分组：1s∣2s.2p∣3s.3p∣3d∣4s.4p∣4d∣4f∣5s.5p∣5d∣5f…… 1 在 j 之后电子 σij=0 2 与 j 同组电子 σij=0.35(1s 为 0.30) 3j 为 ns.np 电子，(n-1)层电子 σij=0.85 (n-2)层以内 σij=1.0 4j 为 d.f 电子，低组的电子 σij=1.0 例 1C 原子 1s22s22p2 各轨道能量是多少？ 解：1s σ1s=0.3 z* 1s=6-0.3=5.7 例 2：求 K 原子 3d.4s 轨道能量，第 19 个电子进入哪个轨道？ 解： K1s22s22p63s23p6 4s1 或 3d1 n l 3s 3-0=3 个峰 3p 3-1=2 个峰 3d 3-2=1 个峰
G4s=1.0×10+0.85×8=168E4s=13.6×(19-168)242=4l1eV) G3d=1.0×18=18 E3=136×(19-182/32=1.5l(eV) 第19个电子进入4s轨道1s2s2p53s323p54s 例3:Ca的第20号电子应进入哪个轨道? 解:c3d=1.0×18=18 E3=136×(20-18)32=-6044(eV) G4s=1.0×10+0.85×8+0.35=17.15E4=13.6×(20-17.15)242=6904(V) Ca的第20号电子应进入4s轨道ls2s2p53s23p54s2 例4:Scls2s2p53s23p53d14s2成为+1价离子时,应先失哪个电子? 解:c3d=1.0×18-=18 E3d=136×(21-18)2/32=136(eV) G4=10×10+0.85×9+0.35=18E4=13.6×(21-18)242=7.6(eV) E4s>E3d应先失4s电子 例5:T1s22p53s23p63d242成为+1价离子时,应先失哪个电子? G3d=0.35+18-=1835B3=136×(22-1855)2/32=20.13(eV G4s=10×10+085×10+0.35=18.85E4s=13.6×(22-1885)/42=8434(eV) E4s>E3d应先失4s电子 2钻穿效应 由于角量子数1不同,电子的径向分布几率不同,电子钻到核附近的几率密度不 同,因而能量不同的现象,称钻穿效应。 主量子数n相同,角量子数l越小,Dm)的峰(极值)越多,第一个小峰钻到核附近 的几率密度越大,σ越小,钻穿效应越大,能量越低。例:Do对r作图(见第4 节,所以E3s>E3p>E3d 3徐光宪规则: n+0.7lL越大,能量越髙。整数位为能级组序数,能级组对应于周期。与电子层 不同。见24页,图1-10计算n+071L 作业:4题、5题。 5-2原子核外电子排布 1原子核外电子排布三原理: (1)保里不相容原理:每个原子轨道最多容纳两个电子,且自旋又相反 (2)最低能量原理:原子中的电子尽可能排布到能量低的原子轨道上 (3)洪特规则原理:能量相同轨道上排布电子,尽可能分占不同的轨道,且自旋 方向相同 ct NtITIU n[tIt tI 例如 特例,等价
6 σ4s=1.0×10+0.85×8=16.8 E4s=-13.6×(19-16.8)2 /42=-4.11(eV) σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(19-18)2 /32=-1.51(eV) 第 19 个电子进入 4s 轨道 1s22s22p63s23p64s1 例 3：Ca 的第 20 号电子应进入哪个轨道？ 解：σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(20-18)2 /32=-6.044(eV) σ4s=1.0×10+0.85×8+0.35=17.15 E4s=-13.6×(20-17.15)2 /42=-6.904(eV) Ca 的第 20 号电子应进入 4s 轨道 1s22s22p63s23p64s2 例 4： Sc1s22s22p63s23p63d14s2成为+1 价离子时，应先失哪个电子？ 解：σ3d=1.0×18=18 E3d=-13.6×(21-18)2 /32=-13.6(eV) σ4s=1.0×10+0.85×9+0.35=18 E4s=-13.6×(21-18)2 /42=-7.65(eV) E4s>E3d 应先失 4s 电子 例 5：T:1s22s22p63s23p63d24s2成为+1 价离子时，应先失哪个电子？ σ3d=0.35+18=18.35 E3d=-13.6×(22-18.55)2 /32=-20.13(eV) σ4s=1.0×10+0.85×10+0.35=18.85 E4s=-13.6×(22-18.85)2 /42=-8.434(eV) E4s>E3d 应先失 4s 电子 2 钻穿效应： 由于角量子数 l 不同，电子的径向分布几率不同，电子钻到核附近的几率密度不 同，因而能量不同的现象，称钻穿效应。 主量子数 n 相同，角量子数 l 越小，D(r)的峰(极值)越多，第一个小峰钻到核附近 的几率密度越大，σ 越小，钻穿效应越大，能量越低。例：D(r)对 r 作图(见第 4 节)，所以 E3S>E3p>E3d 3 徐光宪规则： n+0.71L 越大，能量越高。整数位为能级组序数，能级组对应于周期。与电子层 不同。见 24 页，图 1-10 计算 n+0.71L 作业：4 题、5 题。 5-2 原子核外电子排布 1 原子核外电子排布三原理： (1)保里不相容原理：每个原子轨道最多容纳两个电子，且自旋又相反； (2)最低能量原理：原子中的电子尽可能排布到能量低的原子轨道上； (3)洪特规则原理：能量相同轨道上排布电子，尽可能分占不同的轨道，且自旋 方向相同。 例如 特例，等价
轨道全充满、全空,半充满为稳定状态。Pd5fp5d194 练习:解释K、Ca、Cr、Cu、Mo、Pd、Ag、Au等原子的电子排布 53元素周期表 元素所在周期数与最外层电子主量子数相同; 各周期元素数目等于相应能级组原子轨道能容纳的电子数。 周期 为特短 三短 四五长六特长 七未完 素数目2 18 32 23 原子轨道s S pd S. p. d f. 2族:相同价电子结构的原子的元素排成一列,称一族 (1)主族族序数=最外层电子数=最高氧化数 (2)副组:ⅢIB~ⅦB=n-1)d+ns电子数(3~7) IB.IB=NS[(n1)d10存在]电子数 Ⅷ(n-1)d+ns电子数8、9、10 3区(1)s区IA(s).ⅡA(S2 (2)区ⅢA~ⅧAs2p~s2p° (3d区mB-Ⅷ(n-1)dl-lns2 (4)ds I B II B(n-1)d0ns-2 5)f区镧。锕系(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 作业:熟练元素周期表。6、7题 §146元素性质的周期性变化规律 61原子半径,主要三种: 共价半径:同种元素双原子分子核间距的一半;H2.O2Clh 金属半径:金属晶体中两原子核间距的一半;CuAg 范德华半径:稀有气体等但原子分子晶体中,两原子核间距的一半。这种半径因 无化学键而偏大 原子半径变化规律 1同周期左→右,原子半径递减#稀有气体例外# 主族明显,副族变化小;IB.ⅡB族稍大;镧系变化更小,但导致其后z2145ph Hfl44pm 2同族由上→下,原子半径递增(个别例外,如Zr与Hf) 6-2电离能 元素一个基态的气态原子失去一个电子,成为正一价气态离子所需要的能量,称 第一电离能I,依次有I2.I3……。 1I的影响因素 (1)原子的电荷越高,电离能越高
7 轨道全充满、全空，半充满为稳定状态。P 3d 5 f 7 :p6d 10f 14 练习：解释 K、Ca、Cr、Cu、Mo、Pd、Ag、Au 等原子的电子排布。 5-3 元素周期表 元素所在周期数与最外层电子主量子数相同； 各周期元素数目等于相应能级组原子轨道能容纳的电子数。 周期 一为特短 二三短 四五长 六特长 七未完 元素数目 2 8 18 32 23 原子轨道 s s.p s.p.d s.p.d.f. 2 族：相同价电子结构的原子的元素排成一列，称一族。 (1)主族族序数=最外层电子数=最高氧化数 (2)副组：ⅢB~ⅦB =(n-1)d+ns 电子数(3~7) ⅠB.ⅡB=NS[(n-1)d10 存在]电子数 Ⅷ （n-1）d+ns 电子数 8、9、10。 3 区(1)s 区 ⅠA(s1 ).ⅡA(S2 ) (2)p 区 ⅢA~ⅧAs2p 1~s2p 6 (3)d 区 ⅢB~Ⅷ (n-1)d1~10ns0~2 (4)ds 区 ⅠB.ⅡB (n-1)d10ns1~2 (5)f 区 镧。锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 作业：熟练元素周期表。6、7 题 §1-6 元素性质的周期性变化规律 6-1 原子半径，主要三种： 共价半径：同种元素双原子分子核间距的一半；H2.O2.Cl2…… 金属半径：金属晶体中两原子核间距的一半；Cu.Ag 范德华半径：稀有气体等但原子分子晶体中，两原子核间距的一半。这种半径因 无化学键而偏大。 原子半径变化规律： 1 同周期左 → 右，原子半径递减#稀有气体例外# 主族明显，副族变化小；ⅠB.ⅡB 族稍大；镧系变化更小，但导致其后 zr145pm Hf144pm 2 同族由上 → 下，原子半径递增(个别例外，如 Zr 与 Hf) 6-2 电离能(I) 元素一个基态的气态原子失去一个电子，成为正一价气态离子所需要的能量，称 第一电离能 I1，依次有 I2.I3……。 1 I 的影响因素： (1)原子的电荷越高，电离能越高；
(2)原子的半径越大,电离能越低 (3)稳定的电子层结构#全充满、半充满#电离能越高 2I的变化规律 (1)同一元素I1In,氧化态为n,P36表1-6 (3)是电子层结构的实验左证“I突然改变很大,是另一电子层开始。 6-3电子亲合能(势) 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负一价气态离子,所放出能 量,称该元素第一电子亲合能Y1……(有用E表示)。依次有Y2… 需要说明问题: (1)Y=△H第一电子亲合能Y1为正值,数值越大,越易获得电子; (2)第二电子亲合能Y2为负值,Xg+e→X2吸热。 (3)每一电子亲合能最大的不是第二周期而是第三周期元素,如 YCLSYE,Ys>Yo 因为第二周期原子半径小,价电子密度大,价电子间排斥力强,便加合一个电子, 放出能量减小 作业:8、9、10。 64电负性: 原子对成键电子的吸引能力的量度。 设:XAXB为AB元素电负性, EAA EAB. EBB为键能 公式为:XAXB=0.102-[eAB(EAEB)2]a 规定:XF=3.98,可通过公式来求氟化物另一元素电负性: 如:HF中通过公式可得XH=22 电负性变化规律: (1)同周期左→右X (2)同族上→下X↓主族明显,副族次之 电负性最大F,最小Cs小于2为金属,大于2为非金属。 本章小结 个规则:斯莱特规则 两个效应:屏蔽效应,钻穿效应 三个原理:能量最低,保里不相容,洪特规则 四个量子数:n、l、1
8 (2)原子的半径越大，电离能越低； (3)稳定的电子层结构#全充满、半充满#电离能越高。 2 I 的变化规律： (1)同一元素 I1>In，氧化态为 n，P36表 1-6 (3)是电子层结构的实验左证“I 突然改变很大，是另一电子层开始。 6-3 电子亲合能(势)： 某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负一价气态离子，所放出能 量，称该元素第一电子亲合能 Y1……（有用 E 表示）。依次有 Y2…… 需要说明问题： (1)Y=-ΔH 第一电子亲合能 Y1 为正值，数值越大，越易获得电子； (2)第二电子亲合能 Y2 为负值，X- (g)+e-→X2-吸热。 (3)每一电子亲合能最大的不是第二周期而是第三周期元素，如 YCL>YF，YS>YO 因为第二周期原子半径小，价电子密度大，价电子间排斥力强，便加合一个电子， 放出能量减小。 作业：8、9、10。 6-4 电负性： 原子对成键电子的吸引能力的量度。 设：XAXB为 A.B 元素电负性，εAA.εAB.εBB 为键能 公式为：XA—XB=0.102—[εAB—(εAAεBB) 1/2] 1/2 规定：XF=3.98，可通过公式来求氟化物另一元素电负性： 如：HF 中通过公式可得 XH=2.2 电负性变化规律： (1) 同周期左→右 X↑ (2) 同族上→下 X↓主族明显，副族次之 电负性最大 F，最小 CS 小于 2 为金属，大于 2 为非金属。 本章小结 一个规则：斯莱特规则 两个效应：屏蔽效应，钻穿效应 三个原理：能量最低，保里不相容，洪特规则 四个量子数：n、l、l、ms
五个分区:s、p、d、ds、f 六对概念:波函数几率密度角度分布能级组电离能价层电子数 原子轨道电子云径向分布周期电子亲合能元素的族序数 七个周期 八个主族(含0族),八个副族(含Ⅷ族)
9 五个分区：s、p、d、ds、f 六对概念：波函数 几率密度 角度分布 能级组 电离能 价层电子数 原子轨道 电子云 径向分布 周期 电子亲合能 元素的族序数 七个周期 八个主族(含 0 族)，八个副族(含Ⅷ族)
第二章化学键与分子及晶体结构 教学目标: 1学会价键理论基本原理,熟练掌握共价键的饱和性和方向性; 2掌握用电子配对法分析F2.O2N2等分子成键类型 3熟练掌握杂化轨道理论三原则及sp.sp2sp3sp3d.spd2等杂化轨道类型 及实例 4学会用价电子对互斥理论确定AXm形分子的构型; 5掌握分子轨道理论概念及应用,尤其是分子轨道形成的四原则 6学会区别分子晶体、离子晶体、金属晶体、原子晶体的特征和性质 重点:价键理论、杂化轨道理论、电子对互斥理论、分子轨道理论及应用 难点:分子轨道理论 教学方法:讲授为主,讨论,练习为辅 教学内容 §2-1共价键与分子结构 1-1价键理论(Vb法) 1价键理论的基本原理 (1)对自旋相反的单电子互相接近时,将自发地组成电子对,获得一定的稳定 化能。所形成的电子对键叫共价键。 (2)共价键具有饱和性:一个原子有几个单电子,便可和几个自旋相反的单电子 配对,形成共价键。 (3)共价键具有方向性:尽可能沿着原子轨道最大重叠方向成键。 2σ键和π键 例1:N2分子结构,Nls22p12p12p2,当两个N原子互相接近时,若pz与p 轨道“头碰头”重叠,形成的键叫σ键;因为pPp互相垂直,则 px--px py-py 只能“肩并肩”重叠,形成π键重叠程度、键能均小于σ键。所以N2分子由 个σ键和两个π键结合而成。 举例:Ps(h(1s4)H2H-Ho)2)He1s2无单电子,不能形成He2 (3F2的形成:F2s2px2Dpz所以可形成F—Fσ键 (4)O2的形成O22p2pp所以可形成O=0一个σ一个π键;顺磁性,为 什么? (5N2的形成N2s2p2pylp2所以可形成N=N一个二个π键 异核共价分子(6) HF. HIs和F的2Pz形成σ键,生成H-F分子 (H2O2个Hls和O的2p12pz形成2个σ键,生成HO。键角是1045°不 是90°为什么?
10 第二章 化学键与分子及晶体结构 教学目标： 1 学会价键理论基本原理，熟练掌握共价键的饱和性和方向性； 2 掌握用电子配对法分析 F2.O2.N2 等分子成键类型； 3 熟练掌握杂化轨道理论三原则及 sp.sp2 .sp3 .sp3d.sp3d 2 等杂化轨道类型 及实例； 4 学会用价电子对互斥理论确定 AXm 形分子的构型； 5 掌握分子轨道理论概念及应用，尤其是分子轨道形成的四原则； 6 学会区别分子晶体、离子晶体、金属晶体、原子晶体的特征和性质； 重点：价键理论、杂化轨道理论、电子对互斥理论、分子轨道理论及应用； 难点：分子轨道理论 教学方法：讲授为主，讨论，练习为辅。 教学内容 §2-1 共价键与分子结构 1-1 价键理论(Vb 法) 1 价键理论的基本原理 (1)一对自旋相反的单电子互相接近时，将自发地组成电子对，获得一定的稳定 化能。所形成的电子对键叫共价键。 (2)共价键具有饱和性：一个原子有几个单电子，便可和几个自旋相反的单电子 配对，形成共价键。 (3)共价键具有方向性：尽可能沿着原子轨道最大重叠方向成键。 2 σ 键和 π 键 例 1：N2 分子结构，N1s22s22px 12py 12pz 1，当两个 N 原子互相接近时，若 pz 与 pz 轨道“头碰头”重叠，形成的键叫 σ 键；因为 pxpypz 互相垂直，则 px-—px..py—py 只能“肩并肩”重叠，形成 π 键重叠程度、键能均小于 σ 键。所以 N2 分子由一 个 σ 键和两个 π 键结合而成。 举例：P51(1)h(1s1 ) H2 H—H(σ);(2)He 1s2 无单电子，不能形成 He2 (3)F2 的形成：F 2s22px 22py 2pz 1所以可形成 F—F σ 键 (4)O2 的形成 O2 2s22px 22py 1pz 1 所以可形成 O==O 一个 σ 一个 π 键; 顺磁性，为 什么？ (5)N2 的形成 N 2s22px 12py 1pz 1所以可形成 N==N 一个σ二个 π 键; 异核共价分子（6）HF:H1s1 和 F 的 2Pz1 形成 σ 键，生成 H—F 分子。 (7)H2O 2 个 H1s1 和 O 的 2py 12pz 1 形成 2 个 σ 键，生成 H2O。键角是 104.5°不 是 90°为什么？
