工程化學學時：30主講人：金永林主講人辦公室：G607HA403

電話：26704735原子結構1-1-1波爾原子模型1-1-2核外電子運動狀態1-1-3原子核外電子的分布1-1-4核外電子的分布和元素周期系1-1-5元素性質的周期性1-1-1波爾原子模型波爾以下三點假設：1．在原子中，電子只能在符合一定條件的軌道中運動，運動時不吸收能量也不放出能量，是處于一種穩定態。

2.電子在不同的軌道上運動可具有不同的能量，電子運動所具有的能量稱為能級(energylevel)3.當電子從一個能級躍遷到另一能級時吸收或放出能量，放出的能量一般以能量子的形式出現。躍遷定態運動氫原子的能級符合下列方程：電子躍遷放出或吸收的能量：E=E1-E21-1-1波爾原子模型當電子在軌道離核最近，能量最低的軌道(即最低的能級)上運行，這時原子的狀態稱為氫原子的基態(groundstate)；當氫原子中電子的運動狀態n不等于1(即電子不在能量最低的軌道上運行)時，原子所處的狀態稱為激發態(excitedstate)1-1-1波爾原子模型太陽光是連續光譜:紅橙黃綠青藍紫原子在加熱或受其它粒子轟擊時會發出特定波長的光譜，是不連續光譜：1-1-2核外電子運動狀態一．原子核外電子的運動狀態宏觀物體運動遵循牛頓經典力學定律:E=1/2mv2如飛機，槍彈等。微觀物體運動不遵循牛頓經典力學定律，而遵循量子力學定律:如光子E=mv2等.1-1-2核外電子運動狀態微觀粒子具有波粒二象性(adaulnature)光傳播有衍射現象，在17世紀光被認為是一種波。1900年Planck在研究黑體輻射時提出了能量子的概念，在這基礎上Einstein在1905年提出了光子理論，1924年LouisdeBroglie(Frenchphysicist)提出了所有的物質都具有波粒二象性.1-1-2核外電子運動狀態微觀粒子具有波粒二象性(adaulnature)1927年Davisson等發現電子穿過晶體有衍射現象，這同光衍射現象一樣，證明電子運動具有波動性。而電子撞擊小飛輪能使小飛輪轉動這說明電子具有粒子性。1-1-2核外電子運動狀態2.微觀粒子運動的統計性由于電子運動具有波動性，Heisenberg提出了測不準原理ΔxΔv>=h/4π其中Δx是位置誤差，Δv是速度誤差

所以我們只能用統計的規律來了解電子的運動.例如：基態氫原子中的電子在一個球形的區域內運動。1-1-2核外電子運動狀態二．波函數和原子軌道每一個電子的運動狀態對應著一個波函數Ψnlm(wavefunction)，Ψnlm在宏觀上沒有具體對應的物理意義。我們把Ψnlm稱為原子軌道或原子軌函

。原子軌函是空間坐標和時間的函數;Ψ(x,y,z)=Ψnlm(r,θ,φ)=R(r)nlY(θ,φ)lm我們可以把波函數作圖。1-1-2核外電子運動狀態波函數圖形S軌道px軌道py軌道pz軌道1-1-2核外電子運動狀態二．波函數和原子軌道Ψ(x,y,z)=Ψnlm(r,θ,φ)=R(r)nlY(θ,φ)lmR(r)只與電子離核的距離有關，所以R(r)被稱為波函數的徑向部分(redialpartofwavefunction)。Y(θ，φ)只與兩個角度有關，所以被稱為波函數的角度部分，(angularpartofwavefunction)1-1-2核外電子運動狀態Ψnlm在宏觀上沒有具體對應的物理意義，但它的絕對值平方具有明確的物理意義。|Ψ|2是原子內電子在核外某處出現的概率密度，即電子在原子核外某空間單位體積內出現的幾率。以|Ψ|2作圖得到的圖形稱為電子云(electroncloud)

1-1-2核外電子運動狀態s電子云px電子云py電子云pz電子云dxy電子云

s軌道px軌道py軌道pz軌道1-1-2核外電子運動狀態四個量子數描述電子在核外運動狀態(能量，離核遠近，形狀，方向，電子自旋等)需要四個量子數才能確定。1.主量子數(n，principalquantumnumber)描述電子層能量的高低，離核的遠近等.n取值123456……∞光譜符號KLMNOP

n越大，能量越高，離核越遠.1-1-2核外電子運動狀態2.副(角)量子數(l，azimuthalquantumnumber)即使在同一主層能量也有稍稍不同，所以引進另一個量子數(l)來表示亞層.l取值012345…(n-1)光譜符號spdfgh

l還決定了原子軌道的形狀，如s軌道是球形的，p軌道是啞鈴形的，d軌道是四葉玫瑰瓣的等.1-1-2核外電子運動狀態3.磁量子數(m，magneticquantumnumber),原子在磁場下，同一亞層能級還會發生分裂，這說明同一能級原子軌道在空間伸展的方向不同，需要引進一個磁量子數(m)m的取值從-l…0…+l即0,±1,±2,,…±l.1-1-2核外電子運動狀態l,m與軌道對應的關系如下l012m0-101-2-1012spxpypzdxydxzdyzdx2-y2dz21-1-2核外電子運動狀態以上三個量子數確定了原子中的軌道，是軌道量子數。在無磁場的情況下，角量子數相同而磁量子數不同的軌道的能量是相同的，例如：E2px=E2py=E2pz我們把同一個原子(或分子)中能量相同的軌道稱為等價軌道(equivalentorbital)或簡并軌道(degenerateorbital)，1-1-2核外電子運動狀態例如:角量子數l相同的3個p軌道及5個d軌道等。l012m0-101-2-1012spxpypzdxydxzdyzdx2-y2dz21-1-2核外電子運動狀態4.自旋量子數(ms)電子在核外運動時還有自旋，它只有兩個，順逆時針，取值+1/2或-1/2(↑,↓)1921年斯脫恩(OttoStern)和日勒契(WalterGerlach)將一束原子束通過一不均勻磁場，原子束一分為二，偏向兩邊，證實了原子中未成對電子的自旋量子數(ms)值的不同。總之：用四個量子數可描述原子中一個確定電子的運動狀態。1-1-2核外電子運動狀態例題：下列軌道哪些不存在？哪些是等價軌道？把存在的軌道用三個量子數表示。3s2d3px3py3pz解：2dn=2l=2因l不能>(n-1)，故不存在3s(3,0,0)3px3py3pz是簡并軌道

（3，1，-1）（3，1，1）（3，1，0）1-1-3原子中電子排布基態原子中電子分布原理1.

泡利不相容原理(exclusionprinciple)1925年(W.Pauli)根據原子的吸收光譜現象和考慮到周期系中每一周期的元素數目，提出了不相容原理，即：每一原子中不可能存在四個量子數完全相同的電子.每個軌道越多只能容納2個自旋方向相反的電子.每層越多只能容納2n2個電子.

1-1-3原子中電子排布2.能量最低原理(lowestenergyprinciple)基態原子在不違背Pauli原理的前提下，盡可能占據能量最低的軌道.3.洪特(F.Hund)規則(Hund'srule)原子(或分子，離子)中能量相同的軌道，稱作簡并軌道.電子在簡并軌道上運動，自旋盡可能平行.1-1-3原子中電子排布例如：氧原子第二層（n=2)中有6個電子，它們的分布為：2s22p4，請把它們用四個量子數分別表示解：四個量子數分別為：(2，0，0，-1/2)(2，0，0，1/2)(2，1，1，1/2)(2，1，0，1/2)(2，1，-1，1/2)(2，1，1，-1/2)即：2s22px22py12pz11-1-3原子中電子排布1939年鮑林(L.Pauling)根據光譜實驗結果提出了經驗的能級圖按各原子軌道之間的能量高低順序排列了一個能級圖:1)能級K<L<M<N<.....2)Ens<Enp<End<Enf

3)Enpx=Enpy=Enpz

4)能級交錯E4s<E3d<E4p：E5s<E4d<E5p;等Pauling能級圖只有近似意義，不適用內層電子，也不能比較不同的元素。1-1-3原子中電子排布1-1-3原子中電子排布82Pb的原子軌道是:1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2，見書22頁1-1-3原子中電子排布82Pb的原子軌道是:1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6

6s24f145d106p2。或[Xe]6s24f145d106p2價層電子6s26p2

有些電子結構要用全、半、空規則來解釋：24Cr:(鉻)[Ar]4s13d5價層電子3d54s1

29Cu:(銅)[Ar]4s13d10價層電子3d104s1

64Gd(釓):[Xe]6s24f75d1價層電子4f75d16s2而不是[Xe]6s24f81-1-3原子中電子排布注：價層電子是指能參與化學反應的電子。例如：Na(鈉)3s1最外層的電子。Co(鈷)3d74s2(n-1)d電子+ns電子。要寫入沒充滿和剛充滿的d電子Zn(鋅)3d104s2

如果一開始排p電子，則d電子不要寫入Br(溴)4s24p5（而不是3d104s24p5）

1-1-3原子中電子排布元素的電子結構有三種表示方法1.26Fe的原子軌道是:1s22s22p63s23p64s23d62.按電子在核外原子軌道中分布情況表示：3.(1)

按電子所處狀態用整套量子數表示：24Cr:[Ar]4s13d5用（4,0,0,1/2）；3d5(3,2,2,1/2；3,2,1,1/2；3,2,0,1/2；3,2,-1,1/2；3,2,-2,1/2)。1-1-3離子中電子排布簡單基態陽離子的電子分布主族元素先失np電子，再失ns電子副族元素先失ns電子，再失(n-1)d電子例如：主族：Sn5s25p2Sn2+5s25p0副族：Fe價層電子構型是3d64s2Fe3+價層電子構型是3s23p63d54s0

Fe2+價層電子構型是3s23p63d6Zn2+價層電子構型是3s23p63d10Mn3d54s2Mn2+3s23p63d51-1-4元素周期系周期表中橫向的是周期第一、二、三周期都是短周期，每一元素的外層電子結構分別為：1s1~2，2s1~22p1~6，3s1~23p1~6第四、五周期是長周期，第六周期是含鑭系元素的長周期，第七周期是一個不完全周期。1-1-4元素周期系淺藍色區域是主族，主族包括s區和p區黃色區域是副族，幅族包括d區和ds區1-1-4元素周期系(1)周期與能級組基態原子內電子填充軌道的最大量子數等于他所在周期表中的周期數，周期內所含元素種數與相應能級組內軌道所能容納的電子數相等.例如：第四周期的Fe,價層電子構型是3d64s2第三周期的Cl,價層電子構型是3s23p5問：8O在周期表中的第幾周期？答：氧的價電子層為：1s22s22p4

最大的主量子數是2，所以在第二周期。1-1-4元素周期系(2)區(blocks)s區:ns1～2；p區:ns2np1～6；d區:(n-1)d1～8ns1～2；ds區:(n-1d)9or10ns1～2；鈀、鉑例外(Pd4d10；Pt5d94s1)問：碳、鎳、鉀、銅分別在周期表的那個區？答：碳的價電子層為：2s22p2在p區

鎳的價電子層為：3d84s2在d區

鉀的價電子層為：4s1在s區

銅的價電子層為：3d104s1在ds區1-1-4元素周期系(3)族周期表中一族元素占據一列。s、p區為主族，以A表示，其余為副族，以B表示。例如：ⅡB、ⅣA、ⅥA族等。主族的族數等于外層的電子數。例：C2s22p2屬ⅣA族，O2s22p4屬于ⅥA族副族元素通常是：(n-1)d10s1~2是ⅠB族或ⅡB族(在ds區)；Ag4d105s1(n-1)d1~8s2是ⅢB族~ⅧB族(在d區)；Mn3d54s2ⅦB族；Fe3d64s2ⅧB族；（注：羅馬數字：Ⅰ,Ⅱ,Ⅲ,Ⅳ,Ⅴ,Ⅵ,Ⅶ,Ⅷ）1-1-4元素周期系例題：碳、鎳、鉀、銅分別在周期表的哪個周期，哪個族？那個區？答：碳的價電子層為：2s22p2

在第二周期，ⅣA族，是p區元素；鎳的價電子層為：3d84s2

在第四周期，ⅧB族，是d區元素；鉀的價電子層為：4s1在第四周期，IA族，是s區元素；銅的價電子層為：3d104s1在ⅠB族。在第四周期，IB族，是ds區元素；1-1-5元素周期系原子參數(Atomicparameter)：通常把表征原子基本性質的物理量稱為原子參數。1.

原子半徑r1)共價半徑:兩同原子形成共價鍵，其核間距的一半稱共價半徑(一般指單鍵).例如：Cl——Cl2)金屬半徑:金屬單質晶體中兩最相近原子核間距的一半稱金屬半徑.3)范德華半徑:稀有氣體晶體相鄰分子核間距的一半稱范德華半徑.1-1-5元素周期系原子半徑：同一周期從左到右依次下降，ds區增大，ⅢA族增大。這是因為電子層不變，核電荷增大，半徑下降的緣故。ⅦB族以后因半充滿，下降不明顯。ds區因d軌道充滿，對稱，半徑增大，ⅢA族填充在P軌道，半徑增加原子半徑：同族從上到下，電子層數增加，半徑增加.但在第六周期La(鑭)～Lu(镥)15個鑭系元素占據一格，半徑下降了12pm，使得以后的元素與同族上一元素半徑幾乎相等，這種現象稱“鑭系收縮”(lanthanidecintraction)，鑭系收縮的結果使得5,6周期同族元素半徑幾乎相等.r↑，核對電子的引力下降原子易失去電子，反之亦然.見書37頁1-1-5元素周期系1.

電離能I和電子親合能Y(一)電離能I(IonizationEnergy)基態氣態原子失去一個電子形成氣態陽離子所需要的能量稱作電離能(I1，Firstionizationenergy)，再失去一個電子所需要的能量稱為第二電離能(I2)。通常I1<I2<I3<......因為失去一個電子后帶正電荷，再失去一個電子困難。尤其失去內層電子電離能更大。通常不特別說明則指的是第一電離能。例如：鎂金屬價層電子3s2I1<I2<<I3<......1-1-5元素周期系例如：鈉和鋇第一電離能相差不大，第二電離能哪個大？答：鈉(Na)3s1鋇(Ba)6s2

由于鈉的第二電離能是失去內層電子，所以鈉的第二電離能大。1-1-5元素周期系電離能取于原子的有效核電荷、原子半徑和原子的電子層結構。

在周期表中主族同一周期從左到右依次增大(r↓Z*↑)，當外層電子處于半充滿或全充滿時結構比較穩定，失去電子較難，因此電離能也就大些；副族因電子加在次外層，有效核電荷增加不多，電離能略有增大(但不顯著)。

同一主族從上到下，依次下降。(因半徑增大)見書39頁1-1-5元素周期系(二)電子親和能Y(electronaffinity)基態氣態原子得到一個電子形成氣態陰離子所釋放出的能量稱電子親合能。電子親合能的代數值一般是隨原子半徑的減少而減少。非金屬原子(稀有氣體除外)的第一電子親和能總是負值，而金屬原子的電子親和能一般為較小的負值或正值。1-1-5元素周期系電子親和能的測定比較困難，通常用間接的方法計算，因此它們的準確度要比電離能差。電子親和能也取于原子的有效核電荷、原子半徑和原子的電子層結構。在周期表中原子的電子親和能的變化規律如電離能但數值相反。從左到右代數值下降，從上到下依次增大。遇全、半充滿時增大。1-1-5元素周期系

主族元素的電子親和能(kJ/mol)

HHe見書41頁-72.921

LiBeBCNOFNe-59.8240-23-1220-141-32229

NaMgAlSiPSClAr-52.9230-44-120-74-200-34935

KCaGaGeAsSeBrKr-48.4156-36-116-77-195-32539

RbInSnSbTeIXe-46.9-34-121-101-190-29540CsBaTePbBiPoAtRn-45.552-50-100-100-180-27040注:I，Y只能說明氣態原子(離子)得失電子的能力.1-1-5元素周期系1.

電負性X(electronegativity)電負性是指分子中元素原子吸引電子的能力。1932年(L.Pauling)指定Li的電負性X=1.0，無單位，第二周期元素以0.5的步長變化，XF=4.0，其它元素與第二周期的元素比較定出一套電負性值。1-1-5元素周期系

HL.Pauling的電負性值2.1LiBeBCNOF1.01.52.02.53.03.54.0NaMgAlSiPSCl0.91.21.51.82.12.53.0KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr

0.81.01.31.51.61.61.51.81.91.91.91.61.61.82.02.42.8RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI

0.81.01.21.41.61.81.92.22.22.21.91.71.71.81.92.12.5CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAt

0.70.91.01.31.51.71.92.22.22.22.41.91.81.81.92.02.2FrRaAc0.70.91.1見書43頁1-1-5元素周期系電負性：同一周期主族從左到右電負性逐漸增大,從上到下逐漸減少，副族元素的電負性一般較小而且變化不大。1-1-5元素周期系氧化值(oxidationnumber氧化數)1970年IUPAC(internationalUnionofPureandAppliedChemistry純粹和應用化學聯合會)確定氧化值是某一元素一個原子的荷電數，這個荷電數可由假設把每個鍵中的電子指定給電負性更大的原子而求得。1-1-5元素周期系A:單質的氧化數為0B:F為：0，-1C:堿金屬為：0，+1；堿土金屬為：0，+2D:H一般為+1，與電負性比它小的元素結合時為-1

eg

LiH，NaH.E:氧在過氧化物(如Na2O2，H2O2)中為-1，超氧化物

(如KO2中)為-1/2，氟化物如O2F2中為+1，

OF2中為+2，其余的為-2.F:離子型化合物中等于離子電荷，

(Na+，Cl-，Na+1：Cl-1)G:中性分子總氧化值等于0，復雜離子總氧化值等于離子電荷.

1-1-5元素周期系

注:共價數=共價鍵數，如CH4，C2H4中C的共價數都等于4，而氧化數分別為-4：-2.化合價:原子個數比，無正負，如CH4中是4，C2H4中是2.1-1-5元素周期系.

氧化值與原子結構在化學反應中，原子常失去電子或得到電子形成穩定的稀有氣體結構。在化學反應中，參與形成化學鍵的電子稱為價電子(valenceelectron)。元素的氧化值決定于價電子的數目，而價電子的數目則決定于原子的外電子層結構。通常，原子得到電子或失去電子后具有稀有氣體結構比較穩定。例如：Cl3s23p5得到電子后成Cl-3s23p6HClO原子(2s22p4)得到電子后成O2-(

2s22p6),例H2OMg原子(3s2)失去電子后成Mg2+(

2s22p6),例MgO1-1-5元素周期系.

主族元素的最高氧化值等于價電子的總數。主族：最高氧化值等于該元素所屬的族數。一般以2為步長變化(第二周期元素除外)。如：S可有+6、+4、+2、0、-2。1-1-5元素周期系.

副族：一般情況下已配對的d電子不易失去：ScTiVCrMnFeCoNiCuZn

d1s2d2s2d3s2d5s1d5s2d6s2d7s2d8s2d10s1d10s2+2+2+2+2+2

+2

+2

+2

+1

+2

+3+3+3

+3+3+3

+3

+3

+2

+4+4+4+4+4+4+4

+5+5+5+5+5

+6

+6+6

+7

Ru(釕)，Os(鋨)最高可達+81-1-5元素周期系例題：O、C、S、Si四個元素1。原子半徑最大的是哪個？2。第一電離能最大的是哪個？3。電負性最大的是哪個？答：在周期表中位置是：BCNOFAlSiPSCl1.原子半徑最大的是Si;2.第一電離能最大的是O；3.電負性最大的是O1-2分子結構

1-2-1離子健1-2-2共價健1-2-1離子健一．離子鍵的形成離子鍵是正負離子靠庫侖引力相互吸引在一起的，所以離子鍵的強度正比于正負離子的電荷，反比于正負離子的半徑。通常形成離子鍵的兩元素的電負性差值大于1.7例如：MgOMg1.2O3.53.5-1.2=2.3>1.7例如離子鍵的強度：MgO>MgCl2>NaF>NaCl1-2-1離子健二．離子鍵的特性

1.沒有方向性2.沒有飽和性1-2-2共價鍵分子由原子組成，它是保持物質基本化學性質的最小微粒。并又是參與化學反應的基本單元。分子的性質除取決于分子的化學組成，還取決于分子的結構。分子的結構包含兩個部分：(1)分子中直接相鄰的原子間的作用力，即化學鍵(chemicalbond)；(2)分子中原子在空間的排列，即空間構型(geometrycontiguration)。此外，相鄰的分子之間還存在一種較弱的相互作用，即分子間力(molecularforce)或稱為范德華力，它對物質的熔點、沸點、熔化熱、氣化熱、溶解度以及粘度等物理性質起著重要的作用。1-2-2共價鍵一．共價鍵理論1．共價鍵本質含有兩個自旋相反電子的氫原子相互靠近時，電子云發生重疊，當核間距等于74pm時，分子處于穩定狀態，這時核間距小于兩氫原子半徑之和(2*53)，由于電子云重疊，兩核間電子云密度增加，核吸引電子，電子吸引核，所以能穩定存在，這就形成了共價鍵。這時的狀態稱為基態(groundstate)。播放ss重疊1-2-2共價鍵1．價鍵理論要點(1)

當自旋相反的未成對電子相互配對可以形成共價鍵。若A、B兩原子各有一個未成對電子，則可形成一個共價單鍵(A-B)：若A、B原子各有兩個或三個單電子，則可形成共價雙鍵或共價三鍵，共用電子對數目≥2的稱為多重鍵(multiplebond)：若A原子有兩個單電子而B原子只有一個未成對電子，則一個A原子和兩個B原子形成AB2分子。1-2-2共價鍵例如：H2O中O原子價電子層2s22p

x22p

y12p

z1，p軌道中有兩個單電子，可形成兩個共價單鍵。例如：NH3中N原子價電子層2s22p3，p軌道中有三個單電子，可形成三個共價單鍵。(2)

在形成共價鍵時原子軌道盡可能地達到最大程度的重疊使系統能量最低。1-2-2共價鍵3.原子軌道的重疊1-2-2共價鍵4．共價鍵的特征(1)

價鍵的飽和性有幾個未成對電子可形成幾個共價鍵。例如：CH4、NH3、H2O等。(2)共價鍵的方向性電子云有方向性，所以為了達到最大重疊共價鍵必須會有方向性。1-2-2共價鍵5．共價鍵的類型按極性分類形成共價鍵的兩原子的電負性差值越大，該共價鍵的極性越大。│極性共價鍵│強極性H2O，HClΔX大共價鍵││弱極性H2S，HIΔX小│非極性共價鍵H2，Cl2ΔX=01-2-2共價鍵

1.σ鍵重疊部分對鍵軸具有圓柱型對稱的鍵稱為σ鍵.(頭碰頭)，形成σ鍵的電子稱σ電子。例如：H2HClCl21-2-2共價鍵2.π鍵重疊部分對鍵軸所處在的某一個平面呈鏡面反對稱的鍵稱π鍵.(肩并肩)例如：N原子中2s22px12py12pz1有三個單電子可形成三個共價鍵，故氮分子中有一個σ鍵，兩個P-Pπ鍵，π鍵相互垂直。一般來說，一個原子在組成分子時第一根形成的σ鍵，其余的是π鍵。1-2-2共價鍵Eg.乙烯結構1-2-2共價鍵二．雜化軌道理論(一)

基本要點雜化軌道理論的要點1)原子軌道重新組合成雜化軌道同一原子中能量相近的不同類型的原子軌道中，在成鍵的過程中重新組合成一組新的軌道，以增強成鍵能力.這種組合的過程叫做軌道雜化；2)原子軌道雜化時，一般需要使成對電子激發到空軌道而形成單電子，其需要的能量可由成鍵時放出的能量予以補償；3)雜化后的原子軌道總數不變，總能量不變。1-2-2共價鍵(一)

s-p型原子軌道雜化的三種類型1)sp雜化軌道sp雜化是一個s軌道和一個p軌道進行雜化，形成兩個sp雜化軌道Ψsp，例如：分子BeCl2，Be原子是中心原子(2s2)1-2-2共價鍵sp雜化鍵角θ=180°，組成的分子為直線形。例如：BeCl2Cl-Be-Cl

BeF2F-Be-F

1-2-2共價鍵2)

sp2雜化軌道sp2雜化由一個s軌道和兩個p軌道雜化而成，eg.BF3：B2s22p1鍵角120度，BF3為平面三角形。1-2-2共價鍵eg.CH2CH2乙烯的結構，C:s2p2激發s1p3然后sp2雜化，不雜化的p軌道形成π鍵

1-2-2共價鍵3)sp3雜化軌道sp3雜化由一個s軌道和三個p軌道雜化而成，eg.CH4：C2s22p2sp3雜化的鍵角為θ=109°28'CH4為正四面體。C在四面體中央，四個氫在四面體的頂角。1-2-2共價鍵(一)

等性雜化和不等性雜化在雜化中，每一種雜化軌道所含的s及p軌道的成分相等，這時的雜化軌道稱為等性雜化軌道(equivalenthybridorbital)，如果每一種雜化軌道所含的s及p軌道的成分不相等，這時的雜化軌道稱為不等性雜化軌道(unequivalenthybridorbital)。1-2-2共價鍵1)NH3分子的結構NH3分子中的N原子(2s22p3)因含有一對孤對電子，孤對電子參與雜化，雜化后的孤對電子所含的s成分多一些，其它電子所含的s成分少一些。雜化后與三個氫形成三個σ鍵，由于孤對電子的排斥力大于成鍵電子對，使氨的鍵角小于109.5°。NH3(角度107°)是三角錐形。

1-2-2共價鍵2)H2O分子結構H2O分子中的O原子(2s22p4)因含有兩對孤對電子，孤對電子參與雜化，雜化后與四個氫形成四個σ鍵，由于孤對電子的排斥力大于成鍵電子對，使水的鍵角小于109.5°，而為104.5°為V形結構。（描述結構時不包括孤對電子）1-2-2共價鍵總之，在多原子分子中，中央原子需雜化，形成雜化軌道，這樣可增加成鍵能力，減少電子對間的排斥。雜化軌道形成的鍵多數是σ鍵，不可能是π鍵。1-2-2共價鍵三．配位共價鍵由一方提供孤對電子另一方提供空軌道而形成的共價鍵，被稱為配位共價鍵。例如：CO分子，原子結構C2s22p2；O2s22p41-3分子間力和氫鍵1-3-1分子間力分子中有帶正電的原子核和帶負電的電子組成，它們和物質的質量一樣有一個重心，我們把正電荷的集中點叫做“正電荷中心”，負電荷的集中點叫做“負電荷中心”，如果分子的正電荷中心和負電荷中心不重合在同一點上，這個分子就具有極性，稱為極性分子(polarmolecules)。如果分子的正電荷中心和負電荷中心重合在同一點上，這個分子就不具有極性，稱為非極性分子(nonpolarmolecules)1-3-1分子間力對雙原子分子來說，化學鍵有極性(電負性差大于零)，則分子就有極性。對多原子分子來說，如果鍵無極性，則分子也無極性，如果化學鍵有極性，則要看分子的對稱性，如果化學鍵對稱，則分子無極性，反之分子就有極性.

極性分子極性分子非極性分子極性分子1-3-1分子間力分子的極性大小可用偶極矩P(dipolemoments)來衡量。偶極矩的概念是德拜(Debye)在1912年提出來的，P=δ·d偶極矩的單位是(C·M).過去用德拜做單位)。δ：偶極上的電荷(單位：C，庫侖)；d：偶極長度(單位：m，米)氫，氮，二硫化碳，甲烷等是非極性分子(P=0)NH3，HCl，H2O等是極性分子偶極距大于零(P>0)1-3-1分子間力(1).色散力由于分子中電子在不斷地運動及原子核在不斷地振動，使電子云與原子核之間發生相對位移，使分子的正，負電荷中心暫時不重合，產生瞬時偶極(instantaneousdipole)。分子間因瞬時偶極而產生的作用力稱作色散力(dispersionforce)，由于此力是倫敦所闡明，故也稱為倫敦力(Londonforce)。1-3-1分子間力色散力與分子的極化率有關，極化率α越大，則分子間的色散力也越大。通常，分子越大，分子的色散力就越大。非極性分子之間正是由于這種色散力才能凝聚成液體，凝固成固體的。1-3-1分子間力(2).誘導力非極性分子和極性分子之間也存在著色散力，同時非極性分子在極性分子的固有偶極作用下會發生變形極化，產生誘導偶極，這種由固有偶極和誘導偶極之間的相互作用稱為誘導力(inductionforce)。此力由德拜在1920年提出，也稱(Debyeforce)。1-3-1分子間力誘導力的大小與分子的偶極矩及分子的極化率有關，極性分子的偶極矩愈大，極性和非極性兩種分子的極化率愈大，則誘導力也愈大。1-3-1分子間力(3).取向力極性分子之間也存在著色散力和誘導力.另外極性分子相互靠近還會發生定向極化，這種由固有偶極的取向而產生的作用力稱取向力(orientationforce)。此力在1912年由葛生提出，也稱(Keesonforce)1-3-1分子間力取向力大小與分子的偶極矩和極化率有關，但主要取決于固有偶極，即分子的偶極矩愈大，分子間的取向力也愈大。總之，非極性與非極性分子之間存在著色散力;非極性與極性分子之間存在著色散力和誘導力;極性與極性分子之間存在著色散力，誘導力，取向力.1-3-1分子間力分子間力的特點和影響因素是電性作用力.短程，作用范圍僅幾百皮米(1pM=10-12M).正比于r-6.比鍵能小約1-2個數量極(幾到幾十kJ/mol)一般沒方向性和飽和性.通常:色散力>>取向力><誘導力(水，氨等強極性分子例外)1-3-1分子間力分子間力對物質性質的影響分子間力越大，固體物質的熔化熱就越大，熔點(m.p.)就越高，固體的硬度也就越大，液體物質的氣化熱也越大，沸點(b.p.)越高。溶質和溶劑之間的分子間作用力越大，則溶解度也就越大。1-3-1分子間力一些物質的分子間力(兩分子間的距離d=500pM，T=298.15K，)

物質兩分子間的相互作用力(單位10-22J)取向力誘導力色散力三種力之和HeArXeCOHClHBrHINH3H2O0000.000211.20.390.0215.211.90000.00370.360.280.100.630.650.052.9194.67.815335.62.60.052.9194.69.3615.6733.12111.3815.151-3-2氫鍵(H.B.)水,氨,氟化氫的熔沸點比同系列化合物高,這是因為這些分子之間除了分子間力之外,還有氫鍵。(hydrogenbonds)。1.氫鍵的形成在氟氫中,F的電負性(4.0),引力很大,共用電子對強烈偏向F一邊,而H幾乎成了質子,這個H+可吸引另一個HF分子中含有孤對電子并帶有負電荷的F原子,形成氫鍵1-3-2氫鍵(HydrogenBond)氫鍵(H.B.)可用X─H···:Y來表示,X,Y分別表示F,O,N等電負性大而半徑小的原子，X、Y可以是相同元素也可以是不同的元素。H···:Y間的鍵為氫鍵，H···:Y間的長度為氫鍵的鍵長，打開一摩爾H···:Y鍵所需要的能量稱為氫鍵的鍵能，氫鍵的鍵能一般在42kJ/mol以下，比化學鍵能小1-2個數量級,例如水的化學鍵能是463kJ/mol,而它的氫鍵能是18.83kJ/mol我們把氫鍵歸入分子間力的范疇.1-3-2氫鍵(H.B.)氫鍵要求X—H···Y盡可能在一條直線上,這樣XY離開最遠斥力最小,所以氫鍵具有方向性和飽和性。某些分子可以形成內氫鍵,例HNO3和鄰硝基苯酚，內氫鍵一般形成五元或六元環的環狀結構。1-3-2氫鍵(H.B.)例：下列化合物種哪個可以形成氫鍵H2OH2SHClO(結構式：ClOH)CH4CH3CH2OHCH3FNH3PH3答：可以形成氫鍵是：H2O、HClO、NH3,CH3CH2OH、不可以形成氫鍵是：H2S、CH4、CH3F、PH31-3-2氫鍵(H.B.)2．氫鍵的形成對物質性質的影響(1)熔,沸點形成外氫鍵,比同系物的熔沸點高。(2)溶解度如果溶質與溶劑形成氫鍵,則溶解度增大。如乙醇可溶于水而乙醚不溶。(3)粘度形成外氫鍵,一般粘度增大。

1-3-2氫鍵(H.B.)2．氫鍵的形成對物質性質的影響(4)密度液體分子間努力若形成氫鍵,則可能發生締合現象,如液態HF通常締合成(HF)n,水也能締合成(H2O)n,溫度越低n大的分子越多,最后形成固體,在4℃時，(H2O)2最多,密度最大,溫度再低,締合程度增大,由于氫鍵的方向性,使水分子排列的結構疏松,分子空隙增大,密度下降。水磁化能降低締合度。1-3-2氫鍵(H.B.)(5)對生物體的影響氫鍵對生物體的影響，最典型的是生物體內的DNA。DNA由兩根主鏈的多肽鏈組成，主鏈以大量的氫鍵連接組成螺旋狀的立體構型，氫鍵對蛋白質維持一定的空間構型起重要的作用。在生物體中的DNA中，根據兩根主鏈氫鍵匹配的原則可復制出相同的DNA分子。因此可以說由于氫鍵的存在，使DNA的克隆得以實現，保持物種的繁衍。1-3-2氫鍵(H.B.)例題：請在下列分子中根據熔沸點從高到低重新排列次序。H2S、H2Te、H2Se、H2O答：

下列分子中熔沸點從高到低次序是：m.p.H2O>H2Te>H2Se>H2S1-4晶體結構晶體可分為單晶體和多晶體，單晶體內部的粒子基本上安照某種規律整齊排列，如單晶硅，金剛石，寶石，等等。而多晶則是許多單晶顆粒雜亂地聚集而成，多數金屬和合金都是多晶體。1-4晶體結構晶體的宏觀特征：1.有一定的幾何外形。例如：雪花是六角形的。2.各向異性。例如：石墨縱向的電阻率是橫向的一萬倍。金剛石的折光率各個方向不相同。3.有固定的熔點。例如：冰的熔點是零度，石蠟、玻璃沒有固定的熔點，只有一個軟化溫度范圍。1-4-1晶格與晶胞結晶化學上將晶體中的微粒抽象地看作幾何學上的點，稱作結點，這些結點的總和稱為空間點陣。沿著一定的方向按某種規則把結點聯結起來，得到晶體的空間格子(簡稱晶格：lattice)。在晶格中，能表現出其結構一切特征的最小部分稱為晶胞。我們按晶胞的種類不同可把晶格分類可分成七大晶系(crystalsystems)，十四種晶格1-4-1晶格與晶胞1-4-1晶格與晶胞下列表列出了七大晶系的性質。晶系Englishname邊長角度實例立方晶系四方晶系六方晶系菱形晶系正交晶系單斜晶系三斜晶系CubicclassTetragonalclassHexagonalclassRhombohedralOrthorhombicMonoclinicTriclinicclassa=b=ca=b≠ca=b≠ca=b=ca≠b≠ca≠b≠ca≠b≠cα=β=γ=90°α=β=γ=90°α=β=90°γ=120°α=β=90°γ<120°α=β=γ=90°α=β=90°γ>90°α≠β≠γ巖鹽(NaCl)白錫石墨方解石(CaCO3)斜方硫單斜硫重鉻酸鉀1-4-2晶體類型根據晶格結點上粒子的不同，可把晶體分成離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體四種類型。晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體結點上粒子正、負離子原子極性分子非極性分子原子、正離子（間隙處有自由電子）結合力離子鍵共價鍵分子間力氫鍵分子間力金屬鍵熔沸點高很高