第六章原子结构与分子结构
配位化合物的结构和性质
2
3
sp
sp2
直线形
平面三角形
[Ag(NH3)2]+
[CuCl3]2-
4
sp3
d3s dsp2
四面体
四面体 平面正方形 三角双锥形 四方锥形
[Ni(NH3)4]2+
MnO4[Ni(CN)4]2Fe(CO)5 [TiF5]2-
5
dsp3 d4s
6
d2sp3
八面体
[Fe(CN)6]3-
6.2 价键理论
(3) 平行正方形场
在平行正方形配合物中，四个配体沿x，y轴正负方向与
中心离子接近。 在平行正方形配合物中，dx2-y2轨道的电子云极大值方向 指向配体，因此能级最高，高于Es能级；dxy 轨其也在xy平面上，所以
也要受到较大的排斥故能级也高于Es能级；dz2 轨道的能级 较低，低于Es能级；dyz和dxz轨道受到的排斥作用相同，是 简并的，能级最低。这样，在平面正方形场中，能级分裂为 四组。
由于△值通常从光谱确定，故称这个顺序为光谱化学序列。
分裂能和成对能
b) 当配体固定时，分裂能随中心离子的不同而不同，其
大小次序为：
Pt 4 Ir 3 Pd 4 Rh3 Mo3 Ru3 Co3 Cr 3 Fe 3 V 2 Co2 Ni 2 Mn2
中正负离子的静电作用；
中心离子在配体的静电作用下，使原来简并的d轨道分 裂成能级不同的几组轨道；
d电子在分裂的d轨道上重新排布，优先占据能量较低
的轨道，往往使体系的总能量有所降低，形成强场低自 旋、弱场高自旋的配合物。
二、d轨道在晶体场中的分裂
d原子轨道的角度分布图
第六章 分子的结构与性质
有时不写σ1s和σ*1s轨道，而用符号KK表示 例2. N2分子（14个电子）的结构。
1．推测分子的存在和阐明分子的结构 (1)H2+分子离子与Li2分子 H2+分子轨道式：H2+*(σ1s)1]。由于有1个电子进入(σ1s)成键轨 道，体系能量降低了，因此从理论上推测H2+分子离子是可能 存在的。[H· H]+分子离子中的键称单电子σ键。同理： Li2*KK(σ2s)2]。体系能量也降低，推测Li2分子也是可能存在的。 Li：Li分子中的键称单(σ)键。 (2)Be2分子与Ne2分子 Be2分子有8个电子；Ne2分子有20个电子。假如这两种分子 都能存在，则：
• 6．1 键参数 • 凡能表征化学键性质的量都可称为键参数。 在此着重介绍键能、键长和键角。 • 6．1．1键能 • 键能粗略而言是指气体分子每断裂单位物 质的量的某键(6.022×1023个化学键)时的焓 变。 • 键能可作为衡量化学键牢固程度的键参数， 键能越大，键越牢固。 • 对双原子分子来说，键能在数值上就等于 键解离能(D)。例如： •
第六章 分子的结构与性质
• 分子结构，通常包括两个方面： • (1)分子的空间构型 实验证实，分子按照 一定的规律结合成整体，使分子在空间呈现 出一定的几何构型。 • (2)化学键 化学上把分子或晶体内相邻原 子(或离子)间强烈的相互吸引作用称为化学 键。化学键分为离子键、共价键和金属键三 种基本类型。 • 此外，在分子之间还普遍存在着一种较弱 的相互吸引作用，通常称为分子间力或范德 华力。有时分子间或分子内的某些基团之间 还可能形成氢键。
• N原子的价层电子构型为2s22p3，成键时这4 个价电子轨道发生sp3杂化：
• 这种产生不完全等同轨道的杂化称为不等性 杂化。 • H20分子
七年级下科学第六章：物质的结构知识重点
第六章物质的结构【概念和规律】一、物质由微粒构成1、无论生物还是非生物，都是由分子、原子或离子构成。
2、对于由分子构成的物质来说，分子是保持物质的化学性质的最小微粒。
3、不同分子构成不同的物质。
4、在化学反应中，分子可以分解成原子。
5、有的分子由一个原子构成（稀有气体），有的分子由多个相同或不同的原子构成。
6、金属直接由原子构成。
7、1803年英国化学家道尔顿提出了原子论，1811年意大利化学家阿伏伽德罗提出了分子假说，1897年英国物理学家汤姆生发现了电子。
8、在一定条件下，原子可以失去或得到电子，成为带电荷的离子。
9、有的物质由离子构成，如氯化钠。
10、卢瑟福根据α粒子散射实验提出的原子有核模型认为：原子由带正电的原子核和带负电的核外电子构成。
11、现代研究表明：原子核由带正电的质子和不带电的中子构成。
而且它们由更小的微粒夸克构成。
12、原子核中的质子数和核外的电子数相等，所以整个原子不带电。
13、实验表明：构成物质的微粒之间存在着空隙和相互作用，并处在永不停息的运动之中，而且微粒之间存在着相互作用的引力和斥力。
二、元素1、把物质中的同一种原子统称为元素。
元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。
2、自然界中的所有物质都是由元素组成。
3、每种元素都有一个名称和符号，符号通常用拉丁文名称的第一个大写字母表示，若有重复，增加第二个小写字母。
4、目前人类发现的元素有112种，其中94种为天然元素，18种为人工合成元素。
5、元素的分布不均匀①宇宙中氢元素最丰富，其次是氦元素；②地壳中的元素含量依次为：氧元素、硅元素、铝元素；③地核中的元素含量依次为：铁元素、镍元素；④空气中的元素含量依次为：氮元素、氧元素。
678、在非金属元素中He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn称为稀有气体元素。
539、由不同种元素组成的纯净物叫做化合物。
10、单质和化合物都有确定的组成，并可以用元素符号表示。
11、由同种单质或同种化合物组成的物质叫做纯净物。
无机化学第六章 分子结构
N2：N≡N （一条σ键，两条π键）
N的电子排布式： 1s2 2s2 2p3 (2px12py12pz1) 二个π键互相垂直
δ 键：两个原子相匹配的d轨道以“面对面”的 方式重叠所形成的键
C：1s22s22p2
2个未成对电子
价键理论
形成两条共价键
键角90°( 两条p轨道互相垂直)
形成4条等同的共价键(CH4)
2p 2s
2p
激发
2s
杂化
sp3
激发
基态
激发态
杂化态
与4个H的 1s 轨道成 键(σ)
化合态
Sp3杂化：
1个ns轨道和3个np轨道混合而成
3 1 s 成分和 p 成分 每个sp3杂化轨道： 4 4
可形成四条σ键 键角： 109°28′ 电子构型： 正四面体
键角104.5 °
H2O sp3杂化 为什么？ 不是正四面体
配位键与共价键的区别： 形成的过程不同
二、共价键理论
G. N Lewis ( 美国化学家，1875~1946） 8e或2e结构
× ×
.. .. .l. Cl C.
×× × ××
Lewis理论
Cl—Cl
无法解释
H—Cl
N≡N
共用 电子对
无法解释共价键的方向性
F F F
Cl
F
S
F
F F
Cl
P
Cl
Cl Cl F
1s—1s、2s—2s、2p—2p
可组成分子轨道
2s—2p 取决于轨道之间的能量差
从轨道能量角度看：
H1s Cl3p O2p Na3s HCl 共价键（E相近） E1s = -1313 kJ· -1 mol E3p = -1259 kJ· -1 mol E2p = -1322 kJ· -1 mol E3s = -502 kJ· -1 mol
原子结构
6.1 微观粒子的波粒二象性
6.2 氢原子核外电子的运动状态
6.3 多电子原子核外电子的运动状态 6.4 原子结构和元素周期律
6.2 氢原子核外电子的运动状态
6.2.1 波函数和薛定谔方程 6.2.2 波函数和电子云图形 6.2.3 四个量子数
6.2.1 波函数和薛定谔方程
1. 波函数
电子等微观粒子具有波粒二象性，不可能象宏观物体那 样有确定的运动轨道； 具有波动性 波动性的粒子的运动要用波函数ψ描述， ψ就和它所 波函数ψ ψ 波动性 波函数 描述的粒子在空间某范围出现的概率有关； 微观粒子在某一空间范围内出现的概率 概率可以用统计学 统计学的 概率 统计学 方法描述； ψ和空间范围有关，所以它必定是x,y和z的函数。
为保证解的合理性： 为保证解的合理性：
在求解Φ(ϕ)方程时，需引入参数m,且m必须满足： Φ m=0，±1，±2，……。 在求解Θ(θ)方程时，需引入参数l,且l必须满足：l=0， Θ 1，2，……。 且l≥m 在求解R(r) R(r)方程时，又需引入参数n,且n为自然数， R(r) 且n-l≥l ≥l l ≤ n-1
由解得的R(r)、Θ(θ)和Φ(ϕ)即可得波函数 ψ(r,θ,ϕ)；且ψ是三个变量（r、θ、ϕ ）和三 个参数（n、l、m）的函数式。
n、l、m的取值限制：
n,l和m分别称为主量子数 角量子数 磁量子 主量子数，角量子数 主量子数 角量子数和磁量子 数，它们的取值范围： 主量子数 n 角量子数 l 磁量子数 m： 1, 2, 3,…… 0, 1, 2,……n-1 2,……n,……+l,0,……+l,……+l,0,-1，……-l ,……+l,0,
量子数与电子云的关系： 量子数与电子云的关系：
第六章 分子结构及性质
第六章分子结构及性质思考题解析1．根据元素在周期表中的位置，试推测哪些元素原子之间易形成离子键。
哪些元素原子之间易形成共价键？解：周期表中的ⅠA、ⅡA族与ⅥA、ⅦA族元素原子之间由于电负性相差巨大，易形成离子键，而处于周期表中间的主族元素原子之间由于电负性相差不大，易形成共价键。
2．下列说法中哪些是不正确的，并说明理由。
（1）键能越大，键越牢固，分子也越稳定。
（2）共价键的键长等于成键原子共价半径之和。
（3）sp2杂化轨道是有某个原子的1s轨道和2p轨道混合形成的。
（4）中心原子中的几个原子轨道杂化时，必形成数目相同的杂化轨道。
（5）在CCl4、CHCl3和CH2Cl2分子中，碳原子都采用sp3杂化，因此这些分子都是正四面体形。
（6）原子在基态时没有未成对电子，就一定不能形成共价键。
（7）杂化轨道的几何构型决定了分子的几何构型。
解：（1）不正确。
这只能对双原子分子而言。
（2）不正确。
这只能对双原子分子而言。
（3）错。
sp2杂化轨道是由某个原子的n s轨道和两个n p轨道混合形成的。
（4）正确。
（5）错。
CCl4分子呈正四面体，而CHCl3和CH2Cl2分子呈变形四面体。
（6）错。
原子在基态时的成对电子，受激发后有可能拆开参与形成共价键。
（7）错。
如某些分子在成键时发生不等性杂化，则杂化轨道的几何构型与分子的几何构型就不一致。
3．试指出下列分子中哪些含有极性键？Br2CO2H2O H2S CH4解：CO2、H2O、H2S、CH4分子中含有极性键。
4．BF3分子具有平面三角形构型，而NF3分子却是三角锥构型，试用杂化轨道理论进行解释。
解：BF3分子在成键时发生sp2等性杂化，所以呈平面三角形，而NF3分子在成键时发生sp3不等性杂化，所以呈三角锥形。
5．CH4、H2O、NH3分子中键角最大的是哪个分子？键角最小的是哪个分子？为什么？解：CH4分子的键角最大，H2O分子的键角最小。
CH4分子呈正四面体形，键角为109°28′。
第6章原子结构
由该实验计算出的电子波的波长与de Broglie 关系式计算出的波长一致。
三、测不准原理(Uncertainty Principle)
宏观物体与微观粒子运动特征比较 微观粒子 •无法同时准确测定运动坐标和 动量。它的坐标测得越准, 其动 量(速度)就测得越不准；它的动 量测得越准, 其坐标就测得越不 准。 •无确定的运动轨道。
h h λ p mν
(6-1)
P为微粒的动量，m为微粒的质量, υ为微粒的 运动速度, h为普朗克常数, λ为微粒波的波长。 关系式的意义：把微观粒子的粒子性p (m 、υ) 和波动性λ统一起来。
该假设三年后被多个实验所证实。如： 电子衍射实验 1927年,美国的Davisson和 Germer证明了电子束同X射线一样具有波动性。 如下图：
m 与电子能量无关，上述三个 p 轨道 的能级相同，能量相等，称为简并轨道 (或等价轨道)。
不同磁量子数的原子轨道伸展方向见下表：
角量子数 l=0 (s) l=1 (p) l=2 (d)
磁量子数取值 m=0 m=0、+1、-1 m=0、±1、±2
轨道伸展方向 一种 px、py、pz 三种 dz2、dxz、dyz、 dx2-y2、dxy 五种
第六章 原子结构和共价 键理论
Atomic Structure and Covalent Bond Theory
第一节 原子结构
一. 核外电子运动的特征
1.
Rutherford的原子有核模型（nuclear model）
2. 1913年，丹麦Bohr的“定态原子模型” 1) 能级假说：原子中的电子沿固定轨道 绕核运动,电子在轨道上运动时，不吸收 也不辐射能量，称为“定态” （stationary state）； 在一定的轨道上运动的电子具有一定 的能量E,称为能级（energy level），核外 电子的能量为：
第六章物质的构成知识点汇总--华东师大版科学八年级上册
物质的构成知识点梳理一、分子1、分子的概念与组成分子是物质中能够独立存在的相对稳定并保持该物质物理化学特性的最小单元。
即分子是保持物质化学性质的最小微粒。
分子由原子构成，原子通过一定的作用力,以一定的次序和排列方式结合成分子。
2、分子构成的描述：①XX分子由XX原子和XX原子构成3、分子的种类(1)分子由同种原子构成(2)分子由不同种原子构成4、分子的特性(1)分子之间有间隔。
例如：取50毫升酒精和50毫升水，混合之后，体积小于100毫升。
(2)一切构成物质的分子都在永不停息地做无规则的运动。
温度越高,分子扩散越快，固、液、气中，气体扩散最快。
由于分子的运动跟温度有关，所以这种运动叫做分子的热运动。
例如：天气热时衣服容易晒干(3)一般分了直径的数量级为10 %。
(4)分子的体积和质量彳艮小。
(5)同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。
知识点梳理二、原子1、原子的定义化学变化中的最小微粒。
2、原子也和分子一样，质量小，体积小，在不断运动，原子间有间隙3、原子模型的建立和修正(1)道尔顿的原子模型物质由原子构成，原子不可再分。
（2）枣糕模型（西瓜模型）电子］ 由汤姆生提出，是第-个存在着亚原子结构的原子模型（发现了电子）。
I jjWff I ⑶行星模型 由卢瑟福在提出，根据Q 粒子散射实验：① 原子的大部分体积是空的。
② 在原子的中心有一个体积很小、密度极大的原子核。
③ 原子的全部正电荷在原子核内，且几乎全部质量均集中在原子核内部。
带负电的电子在核空间进行高 （5）电子云模型4、现代的原子结构理论原子是化学变化中最小的粒子。
但是原子还是可以分的，原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成。
原子构成J I 中子 1个质子带1个单位正电荷，1个电子带一个单位负电荷，中子不带电。
I 核外电子 核电荷数指的是原子核所带的正电荷数。
在原子中由于原子核带正电，带的正电荷数（即核电荷数）与核外 电子带的负电荷数（数值上等于核外电子数）相等，电性相反，所以原子不显电性因此：核电荷数=质子数=核外电子数（=原子序数）原子的质量集中在原子核，5、相对原子质量：相对原子质量是指以一个碳原子质量的1/12作为标准，任何一个原子的真实质量跟一个碳原子质量的1/12的比值，称为该原子的相对原子质量。
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描述电子层能量的高低次序和离核远近的参数。
n可为零以外的正整数。 n=1，2，3… 每个值代 表一个电子层：
主量子数(n) 1 2 3
45
电子层 第一层 第二层 第三层 第四层 第五层
电子层符号 K L M N O
n值越小，该电子层离核越近，其能级越低。
14
角量子数（l）
确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一 起决定电子的能级。
۞同一原子同一电子层内，对多电子原子来说，电子 间的相互作用造成同层能级的分裂，各亚层能级的相 对高低为Ens<Enp<End<Enf<……
۞同一电子亚层内，各原子轨道能级相同。
Enpx Enpy =Enpz
۞同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交
1926年，奥地利物理学家薛定谔提出了描述电子运动状态的 数学表达式，即著名的微观粒子运动方程—薛定谔方程。
2
x2
2
y2
2
z 2
8 2m
h2
(
E
V
)
0
式中: 为波函数, (x, y, z)
是空间坐标 x，y， z的函数
方程中m，E，V体现电子的微粒性，体现波动性。
10
3. 波函数和原子轨道
波函数是描述核外电子在空间运动状态的数学函数 式，即一定的波函数描述电子一定的运动状态。
8
2. 微观粒子的波粒二象性
1927年，美国物理学家戴维逊在进行电子衍射实验时发现高速 运动的电子束穿过晶体光栅投射到感光底片上时，得到的不是 一个感光点，而是明暗相间的条纹，与光的衍射图相似，证实 了电子的波动性。
电电 子子 枪束
薄晶体片
感光屏幕 衍射环纹
电子衍射实验示意图
9
3. 波函数和原子轨道
1. 玻尔理论
氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简 单的原子。在氢原子内，这个核外电子是怎样运动的？这个 问题表面看来似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往 又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程。
3
6.1.1 核外电子的运动状态
1. 玻尔理论
1、爱因斯坦的光子学说
1913年，28岁 2、普朗克的量子化学说
7
6.1.1 核外电子的运动状态
2. 微观粒子的波粒二象性 微观粒子的波粒二象性
1924年，法国物理学家德布罗依预言，假如光具有 波粒二象性，那么微观粒子在某些情况下，也能呈 现波动性。
h
mv
左边是电子的波长 ，表明它的波动性特征，右边
是电子的动量代表它的粒子性，通过普朗克常数把 电子的粒子性和波动性定量地联系起来，这就是电 子的波粒二象性。
n值确定以后， 可为零到(n-1)的正整数，l 0,1, 2(n 1) 其中每一个l 值代表一个电子亚层：
角量子数（l） 0 1 2 3 4 5
电子亚层符号 s p d f g h 对于多电子原子来说，同一电子层中的l 值越 小，该电子亚层的能级越低，如：2s<2p
15
磁量子数（m） 是描述原子轨道在空间的伸展方向的。
16
图轨 道 角 度 分 布
x
＋ ＋
17
6.1.2 原子轨道能级图
多电子原子的能级
鲍林近似能级图
1939年L.Pauling对周期表中 各元素原子的原子轨道能级 图进行分析，归纳，总结出 多电子原子轨道能级图。
21
6.1.2 原子轨道能级图
多电子原子轨道能量
22
23
从图中看出： ۞各电子层能级相对高低为K<L<M<N<O<……
的Bohr在
3、氢原子的光谱实验
4、卢瑟福的有核模型
的基础上，建立了Bohr理论.
4
6.1.1 核外电子的运动状态
1. 玻尔理论
玻尔原子模型要点：
定态轨道概念：核外电子运动取一定的轨道，在此 轨道上运动的电子不放出也不吸收能量。
轨道能级的概念：不同定态轨道的能量是不同的，离 核近能量低，离核远能量高，轨道的不同能量状态称 为能级，正常状态下，电子在低能轨道上称为基态， 获能量后可到高能轨道上，成为激发态。
基础化学
第六章 原子结构与分子结构
1
本章重点
1 微观粒子的波粒二象性
2 四个量子数
3 原子轨道能级图
4 核外电子排布能量三原则
5 元素周期表与元素性质的周期性
6 离子键、金属键、共价键
7 杂化轨道理论和分子的空间构型
8 分子间作用力与氢键
2
第一节 原子核外电子的排布
6.1.1 核外电子的运动状态
5
6.激发态原子不稳定，当跃迁到低能 级时，释放出能量，以光的形式释放出来，不同元素的原子 发光时，各有特征的光谱。
轨道能量量子化概念：轨道间能量差值是不连续的，轨道能 量是不连续的，即核外电子运动的能量是量子化的。表征微 观粒子运动状态的某些物理量的能量在不连续的变化，称为 量子化。
m的取值决定于l值，可取2l+1个从-l到+l（包括零）的 整数，每一个m值代表一个具有某种空间取向的原子轨 道。 例：l 1, m 1,0, 1 三个数值，表示亚层上的三个相互垂 直的原子轨道。
自旋量子数（ ms ） 描述核外电子的自旋状态。
只针和有逆 12时或针 12方两向个。数值，表示电子的一种自旋方向，顺时
玻尔理论成功解释了氢原子和类氢原子光谱，缺陷是不 能解释多电子原子光谱。
6
6.1.1 核外电子的运动状态
2. 微观粒子的波粒二象性
光的波粒二象性
1905年爱因斯坦提出了光子学说，圆满地解释光电效
应。光作为一束光子流，其能量表示为E = h，光不
仅具有波动性，而且具有粒子性。波粒二象性是光的 本性。
11
5 . 量子数
从薛定谔方程中求出 (r,的,具) 体函数形
式，即为方程的解。它是一个包含 n, l, m 三 个常数项的三变量的函数，常表示为：
n,l,m (r, , )
n, l, m － 量子数
n, l, m 三个量子数是薛定谔方程有合理解 的必要条件。
13
5. 量子数
描述原子中各电子的状态（指电子所在的电子层和原 子轨道的能级、形状、伸展方向以及电子的自旋方向 等）需要四个参数。
原子轨道是波函数的空间图像，即原子中一个电子 的可能的空间运动状态。
波函数的意义： ➢ 是描述原子核外电子运动状态的数学函数式，是空
间坐标x,y,z的函数，每一个波函数叫原子轨道。
➢ 每一个函数有一相对应的能量 E
➢ 波函数ψ 没有明确的直观的物理意义，但 ψ 2 是表 示电子在核外空间某处出现的几率，即几率密度。