大学,药学无机化学,第七章 原子结构
大学无机化学课件完整版
原子的大小可以用原子半径来表示，原子半径随着原子序数的增加而呈
现周期性的变化。同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，
从上到下原子半径逐渐增大。
02
电离能
表示原子失去电子的难易程度。电离能越大，原子越难失去电子。同一
周期内，从左到右电离能逐渐增大；同一族内，从上到下电离能逐渐减
小。
03
电负性
离子键的强度
离子键的强度与离子的电 荷、半径及电子构型有关， 电荷越高、半径越小，离 子键越强。
共价键及共价分子
共价键的形成
01
原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键，共价键具有
方向性和饱和性。
共价分子的结构
02
共价分子中原子间通过共价键连接，形成分子构型和空间构型。
共价键的类型
03
根据电子对的成键方式，共价键可分为σ键和π键，其中σ键比π
生活中无机化学应用实例
食盐
食盐是氯化钠的俗称，是生活中最常用的调味品之一，也是人体 必需的无机盐之一。
肥皂
肥皂的主要成分是高级脂肪酸钠盐，属于无机盐类表面活性剂， 具有去污、乳化等作用。
陶瓷
陶瓷材料大多由无机非金属氧化物组成，如氧化铝、氧化硅等， 具有优良的物理和化学性质。
工业中无机化学应用实例
键更稳定。
金属键及金属晶体
金属键的形成
金属原子间通过自由电子的相互作用形成的化学键称为金属键。
金属晶体的结构
金属晶体中金属原子通过金属键连接，形成紧密堆积的结构，具有 良好的导电、导热和延展性。
金属键的强度
金属键的强度与金属原子的电负性、原子半径及价电子数有关，电 负性越小、原子半径越大、价电子数越多，金属键越强。
大学无机化学-第七章-氧化还原反应-电化学基础-课件
种元素的原子总数各自相等且电荷数相等 ④ 确定两半反应方程式得、失电子数目的最小公倍
数。将两个半反应方程式中各项分别乘以相应的 系数，使得、失电子数目相同。然后，将两者合 并，就得到了配平的氧化还原反应的离子方程式。 有时根据需要可将其改为分子方程式。
3Cl2 (g) + 6OH- = 5Cl- + ClO3- + 3H2O 3Cl2 (g) + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
例 4 配平方程式
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l) + KOH
K2CrO4 + KBr
Cr(OH)3 (s) + Br2 (l)
电极组成：Pt , Cl2(p) | Cl- (a)
电极反应： Cl2 + 2e
2Cl-
无机化学
§7.2 电化学电池
3. 金属-金属难溶盐-阴离子电极
将金属表面涂有其金属难溶盐的固体，然后浸 入与该盐具有相同阴离子的溶液中构成的电极
电极组成：Ag ,AgCl(s)| Cl- (a) 电极反应：AgCl + e Ag + Cl电极组成：Hg ,Hg2Cl2(s)| Cl- (a) 电极反应：Hg2Cl2+2e 2Hg +2Cl-
无机化学
§7.1 氧化还原反应的基本概念
2-2 半反应法（离子—电子法） 配平原则 （1）反应过程中氧化剂得到的电子数等于还
原剂失去的电子数 （2）反应前后各元素的原子总数相等
药学基础知识原子结构和分子结构
药学基础知识原子结构和分子结构第一节原子与离子的电子排布原子由原子核和电子组成，原子核由质子和中子组成，核外电子绕原子核高速旋转。
元素的不同就在于质子数的不同。
原子的质子数等于电子数。
而化学性质和核外电子排布情况决定的，因为化学反应的实质就是核外电子的得失。
根据质子数的个数，依次编号，标示以H，He，Li，Be，B......，于是有了周期表。
第二节元素周期表第三节化学键化学键：分子中直接相邻的两个或多个原子之间的强相互作用，称为化学键。
按成键的方式不同，化学键可分为三种基本类型：1.离子键2.共价键3.金属键离子键是由原子得失电子后，生成的正负离子之间靠静电作用形成的化学键。
共价键是由分子或晶体里原子间通过共用电子对所形成的化学键。
金属键是由金属晶体中，依靠共用一些能够流动的自由电子使金属原子或离子结合在一起形成的化学键。
离子键：Na+Cl-，Ca2+O2-共价健：H-H，H-Cl,N N，H3C-CH3，H2C=CH2，HC CH金属键: Na，Mg，Al，K，Ca，Fe，Cu...一、化学键参数（Bond parameters）键能（Bond energy, B.E.）键级（Bond order，分子轨道法MO ）键长（Bond length）键角（Bond angle）键极性（Bond polarity）1.键能（Bond Energy, B.E.）在标准状态及在298Ｋ，把1mol理想气体AB拆开，成为理想气体A和B过程的焓变，称为AB键的键能。
（实质上是AB键的离解能）AB（g,1×105Pa）→A（g,1×105Pa）+B（g,1×105Pa）B.E.= △rHm （298 K）B.E.↑，键强度↑2.键级（Bond order）键级 = 分子中两原子间共享电子对的数目例如：H3C-CH3键级=1H2C=CH2键级=2HC CH 键级=33.键长（Bond Length）即分子内成键两原子核之间的平衡距离。
无机化学第七章 电子层结构
A.2,0,0,-1/2 2s轨道一个电子,反时针自旋
B.3,1,-1,+1/2
C.3,2,+2,+1/ D2.3,1,+2,-1/2
3p轨道一个电子,顺时针自旋 3d轨道一个电子,顺时针自旋 不合理
12
1s
1s
S电子云图的叠合过程
2s
2s
3s
3s
3s
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四个量子数的物理意义
n 决定了电子离核的远近(或电子层数)，也是 决定原子轨道能量高低的主要因素。
l 决定原子轨道形状、种类和亚层数,同时也 是影响电子能量的一个因素。 m 决定原子轨道的空间伸展方向，每一个伸 展方向代表一个原子轨道。
ms 决定电子的自旋方向。
n,l,m 共同决定了1个原子轨道; n,l,m,ms 共同决定了1个电子的运动状态；
s电子云
球形
哑铃形
p电子云
3、磁量子数m
物理意义：决定原子轨道在空间的延伸方向。 可取的数值：0、±1、±2…±l等整数，磁量子 数有(2l＋1)个取值，意味着该形状的轨道有 （2l＋1）个。
四叶花瓣形7
每层中原子轨道数
主角 量量 子子 数数
nl
亚层 符号
磁量子数 m
轨道 空间 取向 数
每层 中轨 道数
的远近，是决定电子能量的主要因素。 符号：n
n 1 2 3 4…
光谱学符号 K L M N 分别表示 一 二 三 四 …电子层
2、角量子数 l
物理意义：l 值决定轨道或电子云的形状；
可取的数值：0 ~ n-1的整数 (n个取值)
n1
2
3
4
无机化学基本原理第七章原子结构与周期表2
15
五、元素周期表 1. 能级组与元素周期的划分 周期的划分就是核外电子能级的划分，各能级 组容纳的电子数就等于相应周期元素的数目。 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 主族的族数 = 最外层电子数的总和 主族元素的最高氧化态 =最外层电子数 一般：族数 = (n-1)d + ns 电子数的总和 VIIIB, IB, IIB 副族元素的族数 = 反应中失去的电子数
8
例：试应用Slater计算方法求算氧原子的第一电离能
解：氧原子O结构为1s2, 2s2 2p4, 氧离子结构为1s2, 2s2 2p3，氧原子的电离能 (I) O = O+ + e I = E (O+) - E (O) = E(2s2 2p3) - E(2s2 2p4) O+： (1s2) (2s2 2p3) ZO+* = 8 - (4×0.35 + 2×0.85) = 4.9 (4 0.35 2 0.85) E(O+) = 5×(-13.6)× = 5×(- 81.63) = 408.17eV O： (1s2) (2s2 2p4) ZO* = 8 - (5×0.35 + 2×0.85) = 4.55 E(O) = 6 ×(-13.6)× = -422.34eV
11
二、钻穿效应 n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不 同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子 屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量， 这种由于s，p，d，f 轨道径向分布不同而引起 的能量效应（penetrating effect)。 对于单电子体系： 对于单电子体系：E3s = E3p = E3d 对于多电子体系： 对于多电子体系： E3s < E3p < E3d 能级交错： 能级交错： 由于屏蔽效应和钻穿效应，使不同轨道上的电 子能级发生变化，从而引起能级上的交错。 ns电子能量变的更低，nd, nf 电子能量变的更 电子能量变的更低， 电子能量变的更低 高。
无机化学-原子结构和化学键
σ键
π键
“头碰头”重叠，重叠程度大， “肩并肩”重叠，重叠程度小， 键比较稳定 键比较活泼 电子云流动性小 电子云流动性大，易极化
可以绕键轴自由旋转
两个原子间只能有一个σ键
不能旋转
π键不能单独存在
3.共价键的键参数
1）键长：分子中成键的两个原子核之间的平 均距离（核间距） 2）键角：分子中某一原子与另外两个形成的 两个共价键的空间形成的夹角 3）键能：常温常压），将1mol理想气体分子 AB拆开为中性气态原子A和B所需要的能量
化学键
C—Br C—C C═C C≡C C—Cl C—F C—H C—I C—N C═N C≡N C—O
原子半径 电离能和电子亲合能 元素的电负性
1.原子半径
1）共价半径：同种元素的两原子以共价单键 结合时，其核间距的一半 2）范德华半径：在分子晶体中，相信两分子 的丙原子的核间距的一半 3）金属半径：在金属单质晶体中，相邻两原 子核间距离一半
2.电离能和电子亲合能
1）电离能：使一个基态气体原子失去电子成 为气态正离子时所需要的能量。符号为I， 单位为kJ/mol 2）电子亲合能：气态的基态原子得到一个电 子变成气态负离子所放出的能量，符号为E， 单位为kJ/mol
4.电子构型
1）轨道表示式 2）电子排布式
例： 氮N 轨道表示式：↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s 2s 电子排布式：1s22s22p3
2p
3.2 元素周期表
3.2.1 元素周期系与电子层结构的关系
1.
2.
3.
大学无机化学经典课件：原子结构
L
M
N
O
P…
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2. 角量子数（l）： 确定电子运动空间
形状的量子数 l 的取值 ：0，1 ，2，3，…，n-1
n
l
1
2
3
4
…
n
0,
0， 1，
0， 1，
0
电子亚 层符号
0， 1
1， 2
2， 3
2，…,n-1
s
s， p
s， p，d
s， p，d, f
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l =0， s 亚层， 球形
l =1， p 亚层， 亚铃型
粒子具有波粒二象性的假设。并预言了高速运动的电子的
物质波的波长
= h / P = h / mv
1927年，Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍 射实验，证实电子具有波动性。
二、 波函数与原子轨道
1.
海森堡的测不准关系 ：
测不准原理说明了微观粒子运动有其特殊的
规律，不能用经典力学处理微观粒子的运动，而 这种特殊的规律是由微粒自身的本质所决定的。
率成正比
11
E = h
式中 E 为光子的能量， 为光子的频率，h 为 Planck
常数，其值为 6.62610-34 Js。物质以光的形式吸收或放
出的能量只能是光量子能量的整数倍。 电量的最小单位是一个电子的电量。 电量是量子化的。量子化是微观领域的重要特征，后面我
我们将以上的说法概括为一句话，在微观领域中能量、
为自然数，且 n – 1 l
由解得的 R ( r )、 ( ) 和 ( ) 即可求得波函数
( r，， ) = R ( r ) ( ) ( )
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中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
![中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习](https://img.taocdn.com/s3/m/a18e231311a6f524ccbff121dd36a32d7375c721.png)
第七章元素与元素性质的周期性1．周期表与元素周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道,周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6,d区的价电子构型为(n-1）d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n—1)d10ns1～2,f区的价电子构型为（n —2）f0～14(n—1)d0～2ns2。
构造原理:基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常,亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性（1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素,从左到右原子半径依次减小.镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近.d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩.原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径,使用时需要注意。
(2）电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He.该规律一般可用的变化规律来解释。
原子有效核电荷Zeff(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素,从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z的变化规律来解释。