第一讲材料的化学结构.pptVIP

* 晶格能U是指1mol适量离子型晶体解离成自由气态离子所吸收的能量，或可逆过程所放出的能量，以正值表示。 * 电子填充在成键轨道上，聚集在核间运动的电子同时受到两核的吸引。与在原子中电子只受一个核吸引相比，体系的能量降低，结合成稳定的分子— 共价键的本质 b. 共价键的形成是由于原子轨道的重叠，而不是电子云的重叠 * 激发需要的能量可以从构成两个共价键时放出的 能量得到补偿，使体系更加稳定。 在甲烷或四氯化碳分子中，碳的四价是等同的，对称的。为了形成四个能量均等的轨道，把一个s轨道和3个p轨道“混一混”，形成四个能量相等的所谓杂化的原子轨道，每一个轨道相当于1/4 s成分与3/4 p成分，所以这种杂化叫做sp3杂化。 原子轨道的杂化最常见的有三种类型：sp3 , sp2, 和 sp杂化 Chapter 1. 材料的化学结构 原子参数 内容： 1.原子参数 2.化学键与分子的物理、化学性质 回顾：原子核外电子的排布遵循三条规则： 堡里不相容原理 能量最低原理 洪特规则 堡里不相容原理： 1925年Pauli 提出在同一原子中不可能有四个量子数n, l, m, ms完全相同的电子存在。 能量最低原理：原子核外电子的排布，在不违反堡里原理的前提下，应尽可能使体系能量最低。 洪特规则：1927年Hund根据原子光谱实验数据的总结提出：电子在角量子数l相同的轨道上排布时，应尽可能占磁量子数m不同的轨道，且自旋平行。作为洪特规则的特例，当等价轨道为全空、半满或全满时体系的能量是最低的，因为在这些状态下总的电子云的分布是球形对称的。 元素原子电子排布呈周期性变化，根据这些周期性变化形成了元素周期表中的7个周期、16个族或18列。 1.1 原子半径 1.1.1 原子半径的几种规定 (1)共价半径 同种元素的原子以共价键结合，其原子核间距离的一半叫做该元素的共价半径，若共价型分子中原子以复键结合，则原子半径为复健共价半径。 (2)金属半径 若把金属晶体视为由球状不可压缩的金属原子堆积而成，并假设相邻两个金属原子互相接触，则其核间距得的一半定义为该金属原子的金属半径。 (3)范德华半径 在分子晶体中，分子间以范德华力作用而相互接触，相邻两原子核间距离的一半，成为该原子的范德华半径。 原子参数 1.1.2 原子半径在周期表中的变化规律 原子半径在同族中的变化趋势是： 同主族中，原子半径一般由上至下依次增大； 副族元素原子半径由上到下增加的幅度小； 特别是第二过渡系列和第三过渡系列同族元素的原子半径半径由于“镧系收缩”的影响而非常接近。 同周期中原子半径的变化趋势是： 在短周期中，从左到右原子半径逐渐减小； 在长周期中，原子半径的变化较为复杂，但是到了稀有气体原子半径又突然增大。 1.1.3 原子半径变化的内因： 核电荷数 外层电子 1.1.4 原子半径的应用： 判断离子半径 指导新材料的合成 1.2 电离能 基态气态原子失去一个电子变为气态一价正离子所吸收的能量称之为该元素原子的第一电离能，以I1表示。I2， I3…依此表示第二电离能… 1.3 电子亲和能 基态气态原子得到一个电子变为一价气态负离子所放出的能量，成为该元素原子的电子亲和能，电子亲和能对说明元素的氧化性和形成化学键的性质是有用的。 1.4 电负性 电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，首先由莱纳斯·鲍林于1932年提出。它以一组数值的相对大小定量地表示出元素原子在化合物中对键合电子的吸引能力（键合电子：原子中用于形成化学键的电子），称为相对电负性，简称电负性。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强（稀有气体除外）。 常见元素电负性（鲍林标度） 氢 2.1 锂 1.0 铍 1.57 硼 2.04 碳 2.55 氮 3.04 氧 3.44 氟 4.0 钠 0.93 镁 1.31 铝 1.61 硅 1.90 磷 2.19 硫 2.58 氯 3.16 钾 0.82 钙 1.00 锰 1.55 铁 1.83 镍 1.91 铜 1.9 锌 1.65 镓 1.81 锗 2.01 砷 2.18 硒 2.48 溴 2.96 铷 0.82 锶 0.95 银 1.93 碘 2.66 钡 0.89 金 2.54 铅 2.33 1. 4.1 电负性在周期表内的递变规律 随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。 周期中从左到右元素电负性逐渐增大，同一主族中从上到下元素电负性逐渐减小。 氟的电负性最大(4.0);钫是电负性最小的元素(0.7)。 过渡元素的电负性值无明显规律 1.4.5 电负性的应用 判断元素的金属性和非金属性。一般认为，电负性大于1.8的是非金属元素，小于