《堂课工科化学》PPT课件.ppt

1,按能级组为行排列，从第二能级组起，每一行由s轨道起始，p轨道结束，构成了元素周期表的周期。,思考：各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否相同？,周期表中的周期数等于最外层轨道的主量子数。,思考：各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否相同？,除第一周期外，其它周期中的元素的性质从左到右的变化趋势均相同。,2 元素周期表中的周期,2,3 原子半径在同一周期中，从左到右减小,由于核电荷的增加，核外电子受核的引力增大，原子半径减小。短周期元素的原子半径的变化规律尤为显著。,在同一族中，从上到下增加,由于主量子数 n 的增加，原子半径一般增加。主要是主族元素。副族元素的原子半径，第五周期比第四周期增加，第六周期与第五周期接近。,3,前36号元素原子半径变化,原子半径(pm),原子序数Z,图5.15 前36号元素原子半径的变化,4,4 电离能,第一电离能处于基态的1mol气态原子失去1mol电子成为气态一价阳离子所需的能量，称为该元素的第一电离能。,气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需的能量称为第二电离能.以此类推。,思考1：第一电离能与原子半径之间的关系如何？,原子半径r大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小。,思考2：电离能与金属活泼性之间的关系如何？,电离能越小，金属的活泼性越强。,5,思考1：N(2s 22p3)的第一电离能偏大，而B(2s 22p1)的第一电离能偏小？为什么？,N原子的特征电子构型为p轨道半充满，较稳定(不易电离)，B 原子失去一个2p电子后变成2s22p0的稳定结构。,IA族元素的特征电子构型为ns1，电离一个电子后变成稳定结构。,思考2：为何IA族元素一般只能失去一个电子？,6,第一电离能的周期性,图5.16 第一电离能的周期性,7,5 元素的电负性,电负性是元素的原子在分子中吸引成键电子的能力。,1932年，鲍林（Pauling）首先提出了电负性的概念。鲍林指定氟（F）的电负性为4.0，从而求出其它元素的电负性。,电负性是一个相对数值,在同一周期中，从左到右电负性增加。,在同一族中，自上而下电负性下降。,思考：电负性最大的前三种和最小的元素分别是什么？,F的电负性(4.0)最大，其次是O(3.5)和N(3.0)。电负性最小的元素是Cs和Fr(0.7)。,8,6 元素的氧化值,主族元素,最高氧化值与其族数相同(F、O除外).,副族元素中d区金属除最外层的s电子外,次外层d电子也可全部或部分参与成键，因此最高氧化值可等于最外层s电子和次外层d电子数之和，大多有可变价，VIII族元素中只有Ru、Os为+8价。ds区元素中Cu、Au的氧化数常可高于其族数。,9,10,11,原子光谱,处于低能量轨道的电子，受外界提供的合适频率的射线照射时，可以吸收射线跃迁到较高能级。,原子吸收光谱的原理,图5.17 原子吸收光谱示意图,不同种类原子的电子能级不同，因而吸收射线的频率v不同，据此可以分析被测样品中含有的原子的种类，根据吸收强度可以测定该原子的含量。,思考：如何提供原子吸收光谱中的射频？,使用与被测原子相同的激发态原子发出的射线作为光源。,12,处于激发态的电子极不稳定，当它返回到较低能级时，以射线的形式向外释放能量。其辐射的射线频率v与两能级能量差E与之间的关系为 E=h,原子发射光谱的原理,v,基态,激发态,E,图5.18 原子发射光谱示意图,在原子发射光谱中，一般通过加热样品的方法使其处于激发状态。,思考：在原子吸收光谱或原子发射光谱中，吸收或发射的射线是连续的吗？,不连续。,13,5.3 化学键与分子间相互作用力,思考：人与人，物体与物体之间的相互作用,人与人之间存在的相互作用十分复杂，既有物质的，也有精神的。,物质与物质之间的相互作用也是多种多样的，从作用结果来分析，有导致相互吸引的引力和相互排斥的斥力，从作用距离看，有长程作用力和短程作用力。,原子之间的长程强相互作用是化学键的特征，分子或原子团之间的短程弱相互作用是分子间作用力的特征。,14,化学键,分子中原子之间的长程强相互作用力称为化学键。化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。,组成化学键的两个原子间电负性差大于1.8 时，一般生成离子键，小于1.8 时一般生成共价键。而金属原子之间则生成金属键。,思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜与铜之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？,NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金属键，在水中，H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键，H2O间存在分子间作用力和氢键。,15,1 离子键,当活泼金属和活泼非金属元素的原子互相接近时，前者失去电子形成正离子，后者得到电子形成负离子。正、负离子通过静电相互作用结合成离子型化合物。,16,正离子的电子构型,某些主族元素和副族高价态正离子,如Na+,Al3+,Sc3+,Ti4+等。,8电子构型ns2np6,18电子构型ns2np6nd10,P区长周期族数价正离子，如Ga3+、Sn4+、Sb5+等；ds区元素的族数价离子，如Ag+,Zn2+等。,18+2 电子构型(n-1)s2p6d10 ns2,p区长周期元素的低价态离子，如Pb2+,Bi3+等。,9-17电子构型ns2np6nd1-9,d区元素低价离子,如Fe3+,Mn2+,Ni2+等ds区高于族数价离子。如Cu2+，Au3+等,2电子构型1s2 第二周期元素的高价离子，如Li+,Be2+。,17,2 金属键,金属的电离能较小，最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子。金属离子紧密堆积。所有自由电子在整个堆积体间自由运动，形成金属键。,立心,面心,体心,图5.19 金属离子紧密堆积方式,金属键的特点：,金属键的本质：,金属离子与自由电子之间的库仑引力。,没有方向性 没有饱和性,18,3 共价键,共价键是两个原子共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键）,同种非金属元素或电负性相差不大的元素之间可以形成共价键。当由两个原子共同提供一对电子时，这对电子的自旋方向必须相反，同时这两个电子的原子轨道发生最大程度的重叠，在两个原子核间形成密集的电子云。,成键,不成键,图5.20 p轨道共价键形成示意图,19,共价键,H2 Cl2 N2 HCl H2O-1.Lewis 共价键概念 共用电子对 例 Cl2:17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5,C2H2：6C 1s2 2s2 2p2,BF3：9F 1s2 2s2 2p5 5B 1s2 2s2 2p1,Cl Cl,H-C C-H,F B F F,20,共价键的特性,共价键具有方向性,除 s 轨道外，其它原子轨道均有方向性，要取得最大程度的重叠，成键的两个轨道必须在有利的方向上。,共价键具有饱和性,共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。,图5.21 共价键方向性,图5.22 共价键饱和性,共价键理论,价键理论和分子轨道理论。,21,4 价键理论,两个原子轨道重叠后，使两核间电子密度增大，加强了对原子核的吸引，系统能量降低而形成稳定分子。形成共价键的条件为：,形成共价键的两个原子轨道的对称性必须匹配,形成共价键的两个原子轨道获得最大程度的重叠。,一个原子可以与多个其它原子成键，一个原子可以形成的共价键的数目等于该原子的未成对电子数。,思考：H、O原子最多可以形成的价键数目是多少？,H、O原子的未成对电子分别为1和2，因此最多可以形成的价键数目是1和2。,22,键和键,根据原子轨道不同的叠合方式，共价键可以分为键和键等。,键原子轨道为键轴圆柱形对称，即原子轨道以“头碰头”方式重叠。s轨道总形成键，p轨道间只形成一个键。,键原子轨道只有垂直于键轴的镜面反对称，即原子轨道以“肩并肩”方式重叠。键中原子轨道的重叠程度较小，因此键的强度一般不及键。,键,键,图5.23 键和键,23,共价数,一个原子所能形成的共价单键的数目称为共价数，与该原子的未成对电子数目密切相关。,例5.4 分析H2中的H、NH3中的H、H2O2中的O的成键情况以及共价数,解：H2分子中的H只能形成一个键，共价数为1。NH3中的H也一样,N则有三个共价单键，故共价数为3。,H2O2分子中的O原子有两个未成对电子的2p轨道，两个O原子之间形成一个键，每个O原子与H原子各形成一个键，因此O原子的共价数为2。,H2、NH3、H2O2的成键情况,24,价键理论的局限,问题2：如何认识共价键的方向性与H2O分子中两个OH键的键角为104.5的关系？,两个问题,问题1：C原子的共价数与其原子结构有矛盾吗？,根据共价键理论，C原子的外层原子轨道上有4个电子，2个在2s轨道上，已成对，2个平行占据2p轨道的电子未成对，共价数应为2。然而事实上C原子的共价数常为4。,O原子的3个两两垂直的2p轨道上有四个电子，其中两个轨道上各有一个未成对电子，它们可以与H原子生成键。根据共价键的方向性，这两个键的夹角是90。但事实上两个OH键的夹角是104.5。,25,5 分子轨道理论,当原子形成分子后，电子不再局限于原来的原子轨道，而是属于整个分子的分子轨道。,分子轨道由组成分子的原子轨道组合产生，组合前后轨道总数不变。,组合前后系统的总能量不变，如在H原子结合成氢分子时，成键 轨道的能量比原子轨道能量下降了E，则反键*轨道的能量比原子轨道能量上升E。内层轨道组合前后都是全满的，能量不发生变化。因此可以不考虑它们的组合。,组合前原子轨道中所有的电子在组合分子轨道中重新分布，分布法则与电子在原子轨道中的排布类似。,26,分子轨道理论的应用,例5.5 用分子轨道理论分析H2分子的成键情况,两个H原子各有一个1s轨道，形成分子时组合成两个分子轨道，1s成键轨道和*1s 反键轨道，两个电子排布在成键轨道上，与两个H原子相比，H2的能量降低,图5.24 氢分子轨道,27,分子的极性和分子的空间构型,撤消磁场,图5.26 极性分子在磁场中的取向,思考1：为什么分子会产生极性？,思考2：分子极性与哪些因素有关？,共价键的极性,分子空间构型,分子中正、负电荷重心不重合时可产生极性。,28,1 共价键参数,键长与键的强度有关，键长越小，键的强度越大。,分子的空间构型与键长和键角有关。,29,键能的计算*,例5.6 计算水中OH键的键能，已知水的两个OH键的解离能分别为498kJmol-1和428kJmol-1.,解：根据键能的定义，得,E(OH)=-(498kJmol-1+428kJmol-1)/2=-463kJmol-1,思考：了解键能还有哪些意义,30,键能在热化学中的应用*,例5.6 利用键能数据计算反应：H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的反应热。已知HH键、ClCl键和HCl键的键能分别为435kJmol-1、242kJmol-1和431kJmol-1.,化学反应的过程实质上是旧键的断裂和新键的生成过程。因此气态物质的反应热r Hm(298K)可以通过键能来估算。,31,2 分子极性和电偶极矩,分子中正、负电荷重心重合的分子称为非极性分子，不能重合的分子则称为极性分子。,分子极性大小可以用电偶极矩衡量。设正、负电荷中心所带的电量为q，距离为l，则电偶极矩为：=ql,的值越大，分子的极性就越大。显然，我们无法测定q或l，但却是可以测定的。,思考：键的电偶极矩主要与哪些因素有关？,主要与成键原子的电负性差有关,32,分子极性,双原子分子,同种元素的双原子分子必然是非极性分子。异种元素的双原子分子必然是极性分子。,多原子分子,多原子分子的极性，取决于键的极性和分子的空间构型。空间结构对称的多原子分子=0，是非极性分子。,图5.27 极性分子NH3和非极性分子CH4,33,3 分子的空间构型和杂化轨道理论,1931年，鲍林等以价键理论为基础，提出化学键的杂化轨道理论。我国化学家唐敖庆教授对杂化轨道进行了系统化处理。,杂化轨道理论的要点,同一原子中若干能量相近的轨道可以相互叠加组成相同数目、能量完全相同的新的杂化轨道。,杂化轨道的电子云较集中，由杂化轨道形成的共价键更牢固。,34,1)杂化轨道的类型,所有杂化轨道均等价时，称为等性杂化，否则为不等性杂化。,sp杂化轨道：由1个s轨道和1个p轨道混杂而成，s成份和p成份各占1/2。,sp2杂化轨道：由1个s轨道和2个p轨道混杂而成，s成份和p成份各占1/3和2/3。,sp3杂化轨道：由1个s轨道和3个p轨道混杂而成，s成份和p成份各占1/4和3/4。,等性杂化和不等性杂化,35,2)杂化轨道的应用,Sp杂化,这些元素的特征电子构型为ns2，按照价键理论，它们不能形成共价键。杂化轨道理论认为，s轨道上的一个电子可以激发到p轨道上(所需的能量由成键后释放的能量补偿)，从而进行sp杂化形成2个等性sp杂化轨道。,sp杂化轨道成键特征：,图5.28 sp杂化轨道,两个sp杂化轨道的夹角为180，分子空间构型为直线型。例如 BeCl2,HgCl2,CO2,HCCH等,