比分子结构更深一层次的结构 原子结构 化学键—把原子联结在一起的“化学”相互作用力
原子结构 原子核外电子是“分层”排布 电子的运动具有“波粒二象性” 依据的实验事实：氢原子发射光谱。 受光的“波粒二象性”启发，1924年法国科学家德布罗意(L. V. de Broglie)首先提出：实物粒子也有波动性。 1927年，戴维逊(C. J. Davission)和革末(L. A. Germer)做了电子束在晶体表面散射的实验，观察到了和X射线衍射类似的电子衍射现象,首先证实了电子的波动性。
对电子“波粒二象性”的数学处理： 德布罗意提出 1926年，薛定谔(E. Schrödinger)“猜”和“凑”出了薛定谔方程
薛定谔方程对氢原子结构的 求解结果 在球坐标体系中 Ψ(r,,)= R(r) Y(,) 主量子数 n = 1, 2, 3... 角量子数 l = 0, 1, 2,...,(n-1) 磁量子数 m = 0, ±1, ±2,..., ±l
量子数的物理意义 主量子数n决定了电子主要出现在离核多远的地方 取n = 1, 2, 3... 角量子数l决定了电子所在原子轨道的形状(或伸展方式)，常见的有球形、哑铃形等，用s,p,d,f等表示 取l = 0, 1, 2,..., (n-1) 磁量子数m决定了原子轨道的空间取向，如px, py, pz 取m = 0, ±1, ±2,..., ±l 自旋量子数mS决定了电子的自旋状态 取mS =±1/2
常见的原子轨道及对应的量子数
氢原子的部分波函数 （不同的n, l, m组合）
径向出现电子的“概率密度”与“概率” 氢原子的1s轨道
原子轨道的“能级交错”现象
核外电子排布三原则 泡利（Pauli）不相容原理 最低能量原理 洪德（Hund）规则 任何原子中都不允许有量子数完全相同的2个电子。根据这一原理可以知道，同一原子轨道中最多能容纳2个电子，而且它们的自旋量子数必须相反。 最低能量原理 核外电子尽可能优先占据能级较低的轨道，以使系统能量处于最低。 洪德（Hund）规则 若有多个等价轨道，电子优先占据磁量子数不同的轨道，且自旋平行。等价轨道在电子全充满状态（p6、d10、f14）、半充满状态（p3、d5、f7）或全空状态（p0、d0、f0）时比较稳定。
化学键理论 （价键理论） 共价键理论的基本要点：个原子核外的未成对电子可以与另一原子核外的自旋相反的未成对电子配对，这一对电子被两原子共享，形成共价键。 饱和性 方向性 二种重叠方式，一种方式是两个原子轨道以“头碰头”的方式重叠，形成的共价键称为键；另一种方式是两个原子轨道以“肩并肩”的方式重叠，形成的共价键称为 键。
杂化轨道理论（扩展了的共价键理论） 问题1：碳原子的电子构型为 如何解释CH4的结构？
问题2：如何解释结构
乙炔分子
化学键理论的拓展话题 分子轨道理论 离子键理论、金属键理论 对杂化轨道理论的合理解释 1(sp3)＝ (2s)/2＋(2px)/2＋(2py)/2＋(2pz)/2 2(sp3)＝ (2s)/2－(2px)/2＋(2py)/2－(2pz)/2 3(sp3)＝ (2s)/2－(2px)/2－(2py)/2＋(2pz)/2 4(sp3)＝ (2s)/2＋(2px)/2－(2py)/2－(2pz)/2 对O2分子具有顺磁性的解释 离子键理论、金属键理论
分子间作用力 van der Waals作用力 色散力、诱导力、取向力 非极性分子 极性分子 色散力 色散力、诱导力 色散力、诱导力、取向力
氢键 氢键键能(10-40kJ/mol)比 van der Waals“键”键能(1-10kJ/mol)强一些，但远比共价键键能(~500kJ/mol)弱。 具有“方向性”、“饱和性”等的共价键特征。 氢键的起因：当氢原子与电负性较大的X原子（如F、O、N原子等）以共价键相结合时，由于X原子的吸引电子能力强，使得共价键中的共用电子对偏向X原子一侧，氢原子相应地显示正电性；这样，带有部分正电荷的氢原子能够与另一个电负性较大的Y原子（如F、O、N原子等）发生静电吸引，形成如下所示的氢键： X—H……Y
氢键广泛存在。 氢键使很多物质的性质“反常” 氢键在生命科学中具有重要作用。