无机化学：第5章 物质结构基础

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1、5 51 1 近代原子结构理论的确立近代原子结构理论的确立 太阳光谱太阳光谱 2 25-1-1 5-1-1 氢原子光谱氢原子光谱连续光谱连续光谱 4 4 原子光谱原子光谱线状光谱（不连续、线状光谱（不连续、 特征性）特征性）v = 3.291015( (221211nn) s-1 - - 里德堡方程里德堡方程式中式中n为正整数，且为正整数，且n1 n2 。氢原子光谱氢原子光谱 频率频率 5-1-2 5-1-2 玻尔理论玻尔理论 （19231923年诺贝尔奖）年诺贝尔奖）6 6 1900年年, 德国物理学家普朗克提出：德国物理学家普朗克提出： 在微观领域能量不是连续的，在微观领域能量不是连续的，

2、物质吸收或放出的能量总是一个物质吸收或放出的能量总是一个最小的能量单位的整数倍，最小的能量单位的整数倍， En =nE n =1, 2, 3, , 正整数正整数这个最小的能量单位这个最小的能量单位E称为称为能量子能量子。1.普朗克量子论与爱因斯坦光子学说普朗克量子论与爱因斯坦光子学说德国物理学家普朗克(MPlanck1858-1947) 能量子与辐射的频率成正比：能量子与辐射的频率成正比： E = h v式中式中, h = 6.6261034 Js，称为普朗克常数，称为普朗克常数.7 7 1905年年, 爱因斯坦爱因斯坦为了解释光电效应，提出为了解释光电效应，提出了光子学说。了光子学说。 他认

3、为，光是一束以光速行进的光子流。光他认为，光是一束以光速行进的光子流。光子的能量与光的频率子的能量与光的频率v成正比：成正比：E = hv 式中式中h为普朗克常数。为普朗克常数。9 9 (1) (1)在原子中，电子只能在符合如下条件在原子中，电子只能在符合如下条件 2. 2. 玻尔理论玻尔理论2hP = mr = n 式中，式中， P为为轨道的轨道的角动量角动量； n为为主量子数主量子数，取，取值值1, 2, 3, (正整数）正整数）；m为电子的质量为电子的质量；为为电子电子运动的运动的线速度线速度；r为为电子运动轨道的电子运动轨道的半径半径。 的某些特定轨道上运动。的某些特定轨道上运动。 符

4、合符合量子化量子化条件的轨道称为条件的轨道称为能级能级。电子在稳。电子在稳定轨道上运动时不辐射能量。定轨道上运动时不辐射能量。1010 ( (2)2) r越大，越大，E越高。越高。正常情况下，原子中的电正常情况下，原子中的电子总是尽可能处于能量最低的轨道子总是尽可能处于能量最低的轨道基态基态。当。当原子从外界吸收能量时，电子从基态跃迁到能量原子从外界吸收能量时，电子从基态跃迁到能量较高的轨道较高的轨道激发态激发态。 (3) 处于处于激发态的电子不稳激发态的电子不稳定定，很快跳回较低能级，同时，很快跳回较低能级，同时以光的形式辐射能量，光的频以光的形式辐射能量，光的频率取决于轨道的能量之差：率取

5、决于轨道的能量之差： 21EEh1212电子能量电子能量JnE-18-182 22.18 102.18 10-0.851234n5-3.40-1.51-0.540En/eV-13.621913.6eV (1eV1.602 10J)nEn氢原子的能级图氢原子的能级图将将E1和和E2代入：代入：=3.29=3.2910101515( (221211nn) )s-1-11313n =1, 2, 3, 4, 5,(正整数）正整数） 主量子数主量子数可算得：可算得：21EEh 波尔理论成功之处：波尔理论成功之处： (1) (1)说明了激发态原子为什么会发射出光谱线；说明了激发态原子为什么会发射出光谱线；

6、 (2) (2)说明了原子光谱的不连续性；说明了原子光谱的不连续性； (3) (3)圆满地解释了氢原子光谱的频率；圆满地解释了氢原子光谱的频率； (4) (4)提出了主量子数和能级的概念。提出了主量子数和能级的概念。 波尔理论不足之处：波尔理论不足之处： 不能解释多电子原子光谱以及氢原子光谱的精不能解释多电子原子光谱以及氢原子光谱的精细结构。细结构。 原因：原因： 受经典物理学束缚，电子运动采取了固定轨受经典物理学束缚，电子运动采取了固定轨道道( (宏观物体宏观物体) )，实质没有考虑电子的波粒二象性。，实质没有考虑电子的波粒二象性。5 52 2 微观粒子运动的特殊性微观粒子运动的特殊性 5-

7、2-1 5-2-1 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性1414 1924 1924年，德布洛依提出假设：年，德布洛依提出假设： 微观粒子具有波粒二象性。微观粒子具有波粒二象性。 Louis de Broglie 19291929年诺贝尔奖年诺贝尔奖德布洛依关系式：德布洛依关系式： 为了揭示光的本质为了揭示光的本质 ，1905年，爱因斯坦提出年，爱因斯坦提出 hhpmhhpm 这一结果为这一结果为戴维逊（戴维逊（1937年诺贝尔奖获得者）年诺贝尔奖获得者）的的电子衍射实验电子衍射实验所证实。所证实。1515电子束狭缝晶体光栅屏幕 电子衍射实验示意图电子衍射实验示意图 5-2-2 测不准原理

8、测不准原理 1927年，德国物理学家海森伯指出：年，德国物理学家海森伯指出： 人们不可能同时准确地测定微观粒子的空间人们不可能同时准确地测定微观粒子的空间位置和动量。位置和动量。 xp 2h或或 2hmx 式中，式中， x为粒子位置的不准量，为粒子位置的不准量，p为动量的不准量。为动量的不准量。 x 越小，越小，p越大；反之亦然。越大；反之亦然。 宏观物体，宏观物体，m很大，位置和动量可同时测准。很大，位置和动量可同时测准。1717电子电子子弹子弹质量质量/g9.1110-3110运动范围运动范围/m(数量级数量级)10-10102 103/ms-1 (数量级数量级)106102 103x/m

9、10-1110-4/ms-11.161071.0510-28 5-2-3 微观粒子运动的统计规律微观粒子运动的统计规律1818 电子运动虽然没有确定的轨道，但存在着电子运动虽然没有确定的轨道，但存在着确定的几率分布。因此，确定的几率分布。因此，物质波是统计波。物质波是统计波。5 53 3 核外电子运动状态的描述核外电子运动状态的描述 5-3-1 5-3-1 薛定谔方程薛定谔方程 1 19 9（19331933年诺贝尔奖）年诺贝尔奖）Erwin Schrodinger , 奥地利物理学家奥地利物理学家0 0m m2 22 22 2 h hz zy y2 2)(82222VEx20 20 式中式中

10、-方程的解方程的解, 叫叫波函数波函数; E-电子的电子的总能量总能量； V -电子的电子的势能势能; m -电子的电子的质量质量。求解目的求解目的: : 求出求出的具体函数形式和与其对应的的具体函数形式和与其对应的E . . 1. 1. 薛定谔方程薛定谔方程 解薛定谔方程可得以下重要结论解薛定谔方程可得以下重要结论：2424 方程的解为系列解方程的解为系列解n，l，m（x，y，z），），每个解都有一定的能量每个解都有一定的能量E与其对应，与其对应，它是描述电子运动状态的它是描述电子运动状态的数学函数式数学函数式； 为了得到合理解，需引入三个量子数为了得到合理解，需引入三个量子数 n、l、m，

11、才能完整表达，才能完整表达电子运动轨道状态电子运动轨道状态( (指电子离核远近、轨道形状、轨道方向指电子离核远近、轨道形状、轨道方向) )。这些这些量子数的取值不是任意量子数的取值不是任意的。其中的。其中21 21 n：主量子数，取主量子数，取1 1，2 2，3 3，正整数，正整数 l：角量子数，取角量子数，取 0 0，1 1，2 2，( (n-1) -1) m：磁量子数，取磁量子数，取0 0，1 1，2 2，l 如如，在球坐标中基态氢原子的波函数为，在球坐标中基态氢原子的波函数为: :：1er r0 0a a1 1, ,0 0, ,0 03 30 0 a a与其相对应的能量与其相对应的能量

12、E = 2.1810-18 J 22 22 2. 2. 波函数和原子轨道波函数和原子轨道 量子力学中常借用经典力学中描述物体运动的量子力学中常借用经典力学中描述物体运动的“轨道轨道”概念，把波函数概念，把波函数叫做叫做原子轨道。原子轨道。服从统计规律的量子力学意义上的轨道。服从统计规律的量子力学意义上的轨道。通常通常 l = 0 1 2 3 的波函数的波函数 叫做叫做 s p d f 轨轨 道道 当考虑角量子数和主量子数的关系时，通常把当考虑角量子数和主量子数的关系时，通常把n值写值写在在l 值对应的轨道符号前。如值对应的轨道符号前。如 n = 1，l = 0 为为 1s 轨道，轨道， n =

13、 2，l = 1 为为 2p 轨道。轨道。 24 24 5-3-2 5-3-2 几率密度和电子云几率密度和电子云 的物理意义是通过的物理意义是通过2 22 2来体现的。来体现的。 表示表示：电子在空间某处电子在空间某处单位体积单位体积中中出现出现的的几率几率几率密度几率密度。统计结果统计结果若用小黑点的疏密表示若用小黑点的疏密表示 的大小，可得一黑的大小，可得一黑点图，称点图，称电子云电子云。2 21 1s s电子云图电子云图等几率密度面等几率密度面 0.40.50.60.82 25 5 界面图界面图 表示界面内电子出现几表示界面内电子出现几率为率为90-95%90-95%的等密度面。的等密度

14、面。氢原子1s态界面图径向几率密度图径向几率密度图 以几率密度为纵坐标，以几率密度为纵坐标，半径为横坐标作图。半径为横坐标作图。|2 氢原子1s态 径向几率密度图r2 26 6 5-3-3 5-3-3 原子轨道和电子云的图像原子轨道和电子云的图像(x, y, z) (r,) R(r)Y(,) 其中其中 x = r sincos； y y = = r sin sin：z = r cos r= ( = 0180 , = 0360 )222xyz2 27 7 为了方便求解波函数为了方便求解波函数，通常需要进行坐标，通常需要进行坐标变换和分离变量：变换和分离变量：R(r) 波函数的径向部分，只与波函数

15、的径向部分，只与n和和 l 有关；有关； Y(,)波函数的角度部分，与波函数的角度部分，与l 和和m有关。有关。 1. 原子轨道的角度分布图原子轨道的角度分布图 Y l，m（，）图图 l=0，S轨道，轨道，m=0Y0，0=142 28 8 l=1，p轨道轨道M =+1 px Y1，+1= 3sincos4 0 pz Y1，0=3cos4-1 py y Y1，-1= 3sinsin4+2 29 9 30 30 2. 电子云的角度分布图电子云的角度分布图 Y2(, )图图 31 31 电子云电子云的角度分布的角度分布与与原子轨道原子轨道的角的角度分布图形的度分布图形的主要区别主要区别： （1 1）

16、电子云的角度分布比原子轨道的）电子云的角度分布比原子轨道的角度分布要瘦一些。角度分布要瘦一些。 （2 2）原子轨道角度分布有正，负号之）原子轨道角度分布有正，负号之分，而电子云的角度分布则均为正值。分，而电子云的角度分布则均为正值。 注意：注意：电子云的角度分布与原子轨道的角电子云的角度分布与原子轨道的角度分布图形都仅反映了函数的角度部分，不度分布图形都仅反映了函数的角度部分，不表示原子轨道或电子云的实际形状。表示原子轨道或电子云的实际形状。33 33 3. 3. 电子云的径向分布图电子云的径向分布图表示电子出现的几率和离核远近的关系表示电子出现的几率和离核远近的关系电子出现几率电子出现几率

17、单位厚度球壳中电子出现的几率为单位厚度球壳中电子出现的几率为 令令 D（r）= 4r2| | | |2 2 薄球壳体积薄球壳体积 4r 2dr 4r 2| | | |2 2d r 4r 2| | | |2 2 称为称为径向分布函数径向分布函数 34 34 氢原子氢原子1S1S电子云径向分布图电子云径向分布图氢原子电子云的径向分布图氢原子电子云的径向分布图 （1）基态氢原子的）基态氢原子的1s电子在电子在r=53pm的球壳上出现的几的球壳上出现的几率最大。率最大。 （2）峰数等于（）峰数等于（n - l）个，小峰近，主峰远。个，小峰近，主峰远。 （3）电子离核的平均距离随）电子离核的平均距离随

18、n 值增大而增大。值增大而增大。35 35 2pz 2px 2py 3pz 1s 2s 3s 综合考虑径向分布和角度分布后得到的综合考虑径向分布和角度分布后得到的电子云空间分布图电子云空间分布图36 36 5-3-4 5-3-4 四个量子数四个量子数所谓电子运动状态，指的是什么？所谓电子运动状态，指的是什么？ l l 电子离核的平均距离有多远？能量有多大？电子离核的平均距离有多远？能量有多大？ l l 电子在核外空间运动的轨道形状如何？电子在核外空间运动的轨道形状如何？ l l 原子轨道在空间的伸展方向如何？原子轨道在空间的伸展方向如何？ l l 电子自旋方向如何？电子自旋方向如何？描述电子的

19、运动状态需要四个量子数描述电子的运动状态需要四个量子数 。37 37 1. 主量子数主量子数 n 电子层。如电子层。如3s、3p、3d轨道属于第三电子层。轨道属于第三电子层。 确定电子离核平均距离大小和能级高低的确定电子离核平均距离大小和能级高低的主要因素。主要因素。 n越大，电子离核平均距离越远，电子能级越大，电子离核平均距离越远，电子能级越高。越高。 n 1 2 3 4 5 6 7 符号符号 K L M N O P Q 单电子原子单电子原子 1s 2s E3p E3s。这种现象叫做能级分裂。这种现象叫做能级分裂。 有时候出现有时候出现E3dE4s。这种现象叫做能级交错。这种现象叫做能级交错

20、。 39 39 3. 3. 磁量子数磁量子数 m 40 40 如如 p 轨道（轨道（l =1，m = 0，1），），有有3个方向；个方向； 决定原子轨道在空间的伸展方向。决定原子轨道在空间的伸展方向。d 轨道有轨道有5个方向；个方向；f 轨道有轨道有7个方向。个方向。4. 自旋量子数自旋量子数 ms取值：取值：1 11 1, , 2 22 2符号：符号：旋转方向：旋转方向：顺时针顺时针逆时针逆时针 描述核外电子的自旋状态描述核外电子的自旋状态 。原子轨道与量子数的关系原子轨道与量子数的关系主主量子数量子数 n角角量子数量子数 l磁量子数磁量子数 m取值取值取值取值轨道轨道符号符号取值取值原子轨

21、道原子轨道符号符号总数总数101s01s1202s02s412p02pz 12px2py41 41 小小 结结1) 电子在原子中的运动没有固定的轨道电子在原子中的运动没有固定的轨道, 但有与波函数对应的确定的空间几率但有与波函数对应的确定的空间几率分布分布.2) 每个波函数都与确定的能量相联系每个波函数都与确定的能量相联系, 且且能量是量子化的能量是量子化的.3) 原子中电子的运动状态用四个量子数原子中电子的运动状态用四个量子数来描述来描述.42421 1屏蔽效应屏蔽效应 单电子原子中电子的能量单电子原子中电子的能量2213.6eVZEn 多电子原子中电子之间存在排斥作用：多电子原子中电子之间

22、存在排斥作用： 5 54 4 核外电子的排布核外电子的排布5-4-1 5-4-1 影响轨道能量的因素影响轨道能量的因素4343 在多电子原子中，因电子间相互排斥而造成的在多电子原子中，因电子间相互排斥而造成的原子核对电子引力减弱的作用，称为屏蔽效应。原子核对电子引力减弱的作用，称为屏蔽效应。 若电子间的斥力而使核电荷减少的部分称为屏若电子间的斥力而使核电荷减少的部分称为屏蔽常数，并用蔽常数，并用表示，则表示，则Z* = Z Z * 称为有效核电荷数。称为有效核电荷数。 多电子原子中某个电子的能量：多电子原子中某个电子的能量：2213.6()eVZEn 44 44 屏蔽常数的近似求算屏蔽常数的近

23、似求算斯莱特规则斯莱特规则 将原子中的电子分成如下几组：将原子中的电子分成如下几组： （1s）（2s，2p）（3s，3p）（3d）（4s，4p）（4d）（4f）（5s，5p） （1 1）同组内电子之间的屏蔽）同组内电子之间的屏蔽 1s电子之间电子之间=0.30=0.30，其它其它=0.35=0.35。 （2 2）左边各组对右边各组电子的屏蔽）左边各组对右边各组电子的屏蔽 除（除（n-1-1）层各电子对层各电子对ns或或np组电子的组电子的= = 0.850.85外，其它外，其它=1.001.00。 （3 3）右边各组对左边各组电子不存在屏蔽效）右边各组对左边各组电子不存在屏蔽效应，即应，即 =

24、0=0。 在计算某原子中某个电子的在计算某原子中某个电子的值时，可将有关值时，可将有关屏蔽电子对该电子的屏蔽电子对该电子的值相加而得。值相加而得。 例例5-1 5-1 通过计算说明钾原子中的最后一个电子，填入通过计算说明钾原子中的最后一个电子，填入4s4s轨道中时能量低，还是填入轨道中时能量低，还是填入3d3d轨道中时能量低。轨道中时能量低。 解：最后一个电子填入解：最后一个电子填入4s4s轨道中时，钾原子的电子排轨道中时，钾原子的电子排布情况为布情况为1s22s22p63s23p64s1 按斯莱特规则分组：按斯莱特规则分组： （1s）2（2s，2p）8（3s，3p）8（4s，4p）14s电子

25、的电子的 = 0.858 +1.0010 =16.84646最后一个电子填入最后一个电子填入3d轨道中时，钾原子的电子排布情况为轨道中时，钾原子的电子排布情况为 1s22s22p63s23p63d1 3d 3d电子的电子的 2 2=1.00=1.0018 = 18.00 18 = 18.00 E4s = - 18222.18 10(19 16.8)4J= -6.5910-19J E3d = - 18222.18 10(19 18)3J = -2.4210-19 J 计算说明钾原子中的最后一个电子，填入计算说明钾原子中的最后一个电子，填入4s轨道中时轨道中时能量较低。能量较低。47 47 2 2

26、钻穿效应钻穿效应 电子云径向分布图回顾电子云径向分布图回顾 这种外层电子钻到内层空间而靠近原子核使这种外层电子钻到内层空间而靠近原子核使自身能量降低的现象，称为钻穿作用。自身能量降低的现象，称为钻穿作用。 钻穿作用越强，钻穿作用越强，越小，越小，E越低。如：越低。如：E2s2sE2p 2p , E3s3sE3p3pE3d3d 峰数峰数 =（n - l），小峰近，主峰远。，小峰近，主峰远。 钻穿作用很大时，可能会造成能级交错，如钻穿作用很大时，可能会造成能级交错，如在在1520号元素中号元素中 E4sE3d。49 49 5-4-2 5-4-2 多电子原子的能级多电子原子的能级 LPauling（

27、1954、1962年诺贝尔奖）年诺贝尔奖）鲍林近似能级图鲍林近似能级图说明几点：说明几点： （2 2）近似能级图是按原子轨道的能量高低顺序）近似能级图是按原子轨道的能量高低顺序排列起来的。图中，把能量相近的能级划为一组，排列起来的。图中，把能量相近的能级划为一组，称为称为能级组能级组。 （1 1）图中每个小圆圈代表一条原子轨道。能）图中每个小圆圈代表一条原子轨道。能量相同的原子轨道称为等价轨道。量相同的原子轨道称为等价轨道。目前共分七个能级组。目前共分七个能级组。 （3 3）图中的能级顺序，是多电子原子中原子轨）图中的能级顺序，是多电子原子中原子轨道能量的近似高低顺序，不能认为所有元素原子道能

28、量的近似高低顺序，不能认为所有元素原子的能级高低都是一成不变的。的能级高低都是一成不变的。50 50 徐光宪规则徐光宪规则 用用( (n+0.7+0.7l ) )值衡量轨道能量的高低，并值衡量轨道能量的高低，并将将( (n+0.7+0.7l) )值首位数相同的能级划为同一值首位数相同的能级划为同一能级组能级组。如：如：6s 6.0 4f 6.15d 6.4 6p 6.7 n +0.7+0.7l51 51 5-4-3 5-4-3 核外电子的排布核外电子的排布 （2 2）泡利不相容原理）泡利不相容原理 同一原子中，不可能有四个量子数完全相同同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子。的两个电

29、子。 （1 1） 能量最低原理能量最低原理 基态原子中，电子总是尽先占据能量最低的基态原子中，电子总是尽先占据能量最低的原子轨道。原子轨道。1 核外电子排布的原则核外电子排布的原则 （3 3）洪特规则）洪特规则 等价轨道上的电子，将尽先分占不同轨道而且等价轨道上的电子，将尽先分占不同轨道而且自旋平行。自旋平行。5353 作为特例，当电子处于作为特例，当电子处于 全充满全充满 p6, d10, f14 半充满半充满 p3, d5, f7 全全 空空 p0, d0, f0 状态时体系较稳定。状态时体系较稳定。 2 2 核外电子的排布核外电子的排布 原子的电子排布式原子的电子排布式 遵守三原则，再按

30、电子层遵守三原则，再按电子层( (n) )归并。归并。 1s 2s 2p 电子排布式电子排布式 He 1s2Li 1s22s1N1s2 2s2 2p3 Ti 的电子排布式的电子排布式 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d24s2 电子排布式又可写为：电子排布式又可写为：Ar3d2 4s2Ar 原子实原子实6161 原子的原子的“价层电子构型价层电子构型” ” 55 55 或或 Ar3d5 4s1Cr的价层电子构型的价层电子构型 3d5 4s1 在核外电子中，能参与成键的电子称为价电在核外电子中，能参与成键的电子称为价电子，价电子所在的亚层统称价层。价层电子排布子，价电子所在的亚层统称价层

31、。价层电子排布式也称价层电子构型。式也称价层电子构型。 Cr的电子排布式的电子排布式 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 半充半充满满Ti 的价层电子构型的价层电子构型 3d2 4s255 元素在周期表中的位置与元素性质的周期性元素在周期表中的位置与元素性质的周期性56 56 9每周期中元素数每周期中元素数= =相应能级组内各轨道容纳的最大电子数相应能级组内各轨道容纳的最大电子数 5-5-1 元素在周期表中的位置元素在周期表中的位置1 1元素的周期元素的周期特短周期特短周期 短周期短周期 长周期长周期 特长周期特长周期 未完成周期未完成周期 元素所在的周期数等于相应能级组的

32、序数。元素所在的周期数等于相应能级组的序数。 58 58 2 2元素的族元素的族族的划分，目前主要有两种方法。族的划分，目前主要有两种方法。 第一种：第一种：IUPAC推荐方法，推荐方法，每列一族，每列一族，阿拉伯数字标明阿拉伯数字标明 第二种：我国广泛采用的方法。第二种：我国广泛采用的方法。 第第8、9、10三列元素合为一族。共三列元素合为一族。共16个族，其中个族，其中7个个主族，主族，7个副族及第个副族及第族和零族。族和零族。 族的序数与元素的价层电子结构之间的关系族的序数与元素的价层电子结构之间的关系 ：主族序数主族序数 = = 价层电子的总数价层电子的总数 ; ; BB至至BB族的序

33、数族的序数 = = 元素的价层电子的总数元素的价层电子的总数（镧系和锕系除外）；（镧系和锕系除外）； 族价层电子总数分别为族价层电子总数分别为8 8、9 9、1010； 0 0 族元素最外层电子数为族元素最外层电子数为8 8或或2 2。BB、BB族的序数族的序数 = = 最外层电子数；最外层电子数； 6161s s 区区 nsns1-2 1-2 AA、AAp p 区区 nsns2 2npnp1-6 1-6 A-AA-A、0 0d d 区区（n-1n-1）d d1-81-8nsns2 2 B-BB-B、dsds 区区（n-1n-1）d d1010nsns1-21-2BB、BBf f 区区（n-2

34、n-2）f f1-141-14nsns2 2镧系、锕系镧系、锕系有有例例外外6262 范德华半径范德华半径 单原子分子晶体中，相邻原单原子分子晶体中，相邻原子核间距之半。子核间距之半。 5-5-2 元素性质的周期性元素性质的周期性 1.1.原子半径原子半径 人为规定，有三种：人为规定，有三种： 共价半径共价半径 以共价单键连接以共价单键连接的两个同种元素原子核间距的一半；的两个同种元素原子核间距的一半； 金属半径金属半径 金属晶体中，彼金属晶体中，彼此相互接触的两个原子核间距的一此相互接触的两个原子核间距的一半半; ; 由上到下，半径依次增大；由上到下，半径依次增大； 从左到右，半径逐渐减小从

35、左到右，半径逐渐减小（稀有气体除外）（稀有气体除外） 。主族元素原子半径的变化主族元素原子半径的变化 64 64 3. 3.受镧系收缩的影响，第五和第六周期元素半径非常接近。受镧系收缩的影响，第五和第六周期元素半径非常接近。 原子半径原子半径( (相对大小）相对大小）65 65 1.1. 副族原子半径的变化规律不明显。副族原子半径的变化规律不明显。 2.2.从左到右，半径缓慢减小，而镧系和锕系元素半径减小得更从左到右，半径缓慢减小，而镧系和锕系元素半径减小得更加缓慢，并且有例外。加缓慢，并且有例外。 镧系收缩：镧系元素从镧到镥半径总共减少镧系收缩：镧系元素从镧到镥半径总共减少9 9pm，这一现

36、象这一现象称为镧系收缩。称为镧系收缩。66 66 2.2.电离能电离能 I I 气态基态原子失去电子所需之能量。气态基态原子失去电子所需之能量。主族：主族：左左右右，增大；，增大；上上下下，减小。，减小。 副族：规律不明显。副族：规律不明显。反常反常原因原因电离能的应用电离能的应用 1. 判断金属的活泼性判断金属的活泼性 2.2.电离能与电离能与金属的常见氧化数金属的常见氧化数6767 气态基态原子得电子放出之能量。气态基态原子得电子放出之能量。6868 3. 3. 电子亲和能电子亲和能 E 规律规律E1越小，元素的非金属性越弱。越小，元素的非金属性越弱。 大体是：左大体是：左右，增大；上右，

37、增大；上下，减小。下，减小。反常反常规律规律规律规律规律规律 电负性值可以衡量元素金属性和非金属性的强弱。电负性值可以衡量元素金属性和非金属性的强弱。 分子中分子中原子吸引电子的能力。原子吸引电子的能力。69 69 4.4.电负性电负性 基准：基准：(F)=4.0 )=4.0 规律规律左左右，由小右，由小大；大； 上上下，由大下，由大小。小。 一般以一般以2.02.0作为金属非金属的分界。作为金属非金属的分界。要求掌握的元素要求掌握的元素本章第一部分作业本章第一部分作业 P61 5.4，5.5，5.12，5.14，5.19，5.24， 5.26，5.28 本章原子结构部分小结本章原子结构部分小

38、结 一、重点一、重点 （1）波函数）波函数, s 、p 、d原子轨道、电子云的原子轨道、电子云的形状；形状； （2）四个量子数的取值、意义；）四个量子数的取值、意义； （3）鲍林近似能级图）鲍林近似能级图, 核外电子排布三原理核外电子排布三原理 （4）元素的电子排布、外层电子排布；）元素的电子排布、外层电子排布； （5）原子结构与周期系的关系（族、周期、）原子结构与周期系的关系（族、周期、分区）；分区）； （6）原子半径、电离能、电子亲和能、电负）原子半径、电离能、电子亲和能、电负性的变化规律。性的变化规律。波粒二象性波粒二象性元素周期律元素周期律薛定谔方程薛定谔方程波函数波函数电子运动状态电

39、子运动状态电子排布电子排布四个量子数四个量子数径向分布径向分布角度分布角度分布原子轨道原子轨道电子云电子云近似能级图近似能级图排布三原理排布三原理元素周期系元素周期系+电电子子自自旋旋四个量子数四个量子数 n, l, m, ms主量子数主量子数 n与轨道能量有关，与轨道能量有关，n = 1, 2, 3角量子数角量子数 l与轨道空间角度分布有关，与轨道空间角度分布有关，l = 0, 1, , (n-1)磁量子数磁量子数 m与轨道空间取向有关，与轨道空间取向有关，m = 0, 1, 2,自旋量子数自旋量子数 ms与电子运动状态有关，与电子运动状态有关，ms = 1/2单电子体系单电子体系电子能量只

40、与电子能量只与n有关有关多电子体系多电子体系电子能量还与电子能量还与l 有关有关 (屏蔽效应屏蔽效应, 钻穿效应钻穿效应) 二、习题解析二、习题解析 5.1 波函数；波函数； Y角度波函数；角度波函数； r 半径；半径； 5.34r 2dr薄球壳体积薄球壳体积 5.5 5.7 5.14 +1价离子结构越稳定，第二电离能越大价离子结构越稳定，第二电离能越大 5.15 +2价离子结构越稳定，第三电离能越大价离子结构越稳定，第三电离能越大 5.19 Cl最大。最大。F半径太小，电子密度太大。半径太小，电子密度太大。 5-6 5-6 离子键理论离子键理论5-6-1 5-6-1 离子键的形成和性质离子键

41、的形成和性质 活泼原子得活泼原子得电子电子成负离子，失成负离子，失电子电子成正离子；成正离子；当当 2.0的的金属与非金属金属与非金属原子相遇时原子相遇时 正负离子以正负离子以静电引力静电引力结合，成离子化合物。结合，成离子化合物。由正、负离子的静电作用而形成的化学键叫离子键。由正、负离子的静电作用而形成的化学键叫离子键。 7070离子键的特点离子键的特点没有方向性没有方向性 没有饱和性没有饱和性 只要空间条件允许只要空间条件允许, 就尽可能就尽可能多吸引相反电荷离子多吸引相反电荷离子. 键的离子性成分与元素的电负性差值有关键的离子性成分与元素的电负性差值有关 大于大于50%叫离子键；小于叫离

42、子键；小于50%共价键共价键71715-6-2 5-6-2 离子的特征离子的特征 电荷、电子层构型和半径电荷、电子层构型和半径1.1.离子的电荷离子的电荷 原子得失电子数稀有气体结构稳定稀有气体结构稳定 原子失电子变成离子时，按原子失电子变成离子时，按( (n+0.4+0.4l) )计算能级计算能级高低高低（徐光宪）（徐光宪）。 价电子电离的顺序价电子电离的顺序: : npns(n-1)d(n-2)f 如：如：Fe3+ 为为 Ar3d5 , 而不是而不是 Ar3d3 4s27272 简单负离子采取稀有气体电子层构型；简单负离子采取稀有气体电子层构型；2. 离子的电子层构型离子的电子层构型 电子

43、层构型电子层构型外层电子构型外层电子构型示示 例例 2电子型电子型1s2Li+ Be2+ 8电子型电子型ns2np6Na+ Mg2+ Al3+ K+ Ca2+ Sc3+ 18电子型电子型ns2np6nd10Cu+ Ag+ Zn2+ Cd2+ Hg2+18+2电子型电子型 (n-1)s2(n-1)p6 (n-1)d10ns2Sn2+ Sb3+ Pb2+ Bi3+917电子型电子型ns2np6nd19Cu2+ Fe2+ Fe3+ V3+ Cr3+ 正离子的电子层构型正离子的电子层构型 主要主要分五种分五种 73733.3.离子半径离子半径 离子在晶体中的接触半径。离子在晶体中的接触半径。即：即：

44、d = r+ r- 通常以通常以 r(O2- -) =132132pm 或或 r (F- - ) =133=133pm 为基为基础础推算其它离子的半径。推算其它离子的半径。7474离子半径与母原子半径的比较离子半径与母原子半径的比较离子半径变化规律离子半径变化规律 同一主族同一主族, q 相同时相同时, n 越大越大, r 越大越大; 同一周期同一周期, q+ 越多越多, r 越小越小; q- 越多越多, r越大；越大； 同一元素同一元素, q+ 越多越多, r 越小越小; 负离子半径较大，正离子半径较小；负离子半径较大，正离子半径较小； 对角线上相邻的正离子半径相近对角线上相邻的正离子半径相

45、近.75751 1 晶体晶体 7676 有规则的几何外形有规则的几何外形 方铅矿方铅矿(PbS)石英石英 5-6-3 5-6-3 离子晶体离子晶体 有固定的熔点有固定的熔点 各向异性（热、光、电、力等）各向异性（热、光、电、力等） 7777 晶格晶格晶体粒子在空间排列成的晶体粒子在空间排列成的几何图形几何图形 。 晶格结点晶格结点晶格中排有微粒的点；晶格中排有微粒的点；78 78 晶胞晶胞由晶格结点组成的最基本晶格由晶格结点组成的最基本晶格。 晶格结点上的粒子晶格结点上的粒子 正、负离子正、负离子 粒子间作用力粒子间作用力 离子键离子键 有无独立分子有无独立分子 无无 熔、沸点熔、沸点 高高

46、硬硬 度度 大大 机机 加加 性性 差差 溶溶 解解 性性 溶于水溶于水 导导 电电 性性 溶、熔可导电溶、熔可导电 物物 例例 活泼金属的盐和氧化物活泼金属的盐和氧化物 2 2离子晶体的特点离子晶体的特点 79 79 3 3ABAB型化合物最简单离子晶体的类型型化合物最简单离子晶体的类型按配位数划分主要有以下三种：按配位数划分主要有以下三种： （1）CsCl型型 简单立方晶格，组成晶体的质点分布在正立方简单立方晶格，组成晶体的质点分布在正立方体的八个顶点和中心上，配位数为体的八个顶点和中心上，配位数为8。如。如CsCl、CsBr等。等。8080 （2）NaCl型型 立方面心晶格，配位数为立方

47、面心晶格，配位数为6。为最常见类型，。为最常见类型，如如NaCl、LiF、CsF等。等。81 81 （3） 立方立方ZnS型（闪锌矿型）型（闪锌矿型）8282 面心立方晶格，配位数为面心立方晶格，配位数为4，正、负离子均按，正、负离子均按面心立方密堆积排布。同种离子形成的四面体的面心立方密堆积排布。同种离子形成的四面体的中心刚好被相反电荷离子所占据。如中心刚好被相反电荷离子所占据。如ZnS、ZnO、HgS等。等。配位数、晶体类型与离子半径比的关系配位数、晶体类型与离子半径比的关系半径比半径比 r+/r-配位数配位数晶体构型晶体构型0.225 0.4144ZnS型型0.414 0.7326NaC

48、l型型0.732 18CsCl型型注意：有例外。注意：有例外。8383 4. 4. 离子键的强度离子键的强度晶格能晶格能 在标准状态下，将在标准状态下，将 1mol 1mol 离子晶体拆散成气离子晶体拆散成气态正、负离子所需要的能量。常用符号态正、负离子所需要的能量。常用符号 U 表示。表示。 可以粗略地认为晶格能与正、负离子的电荷和可以粗略地认为晶格能与正、负离子的电荷和半径有关半径有关：U z zrr 离子电荷越多，半径越小，晶格能越大，离子离子电荷越多，半径越小，晶格能越大，离子晶体的硬度越大，熔沸点越高晶体的硬度越大，熔沸点越高, , 溶解度越小。溶解度越小。 8484 例例1 试比较

49、（试比较（1）NaF与与NaCl；（；（2）MgO与与CaO；（；（3）NaF与与CaO（二者离子半径和相等）二者离子半径和相等）的熔点。的熔点。 解：解： （1）NaF高；高；（2）MgO高；高； （3）CaO高。高。离子化合物离子化合物 (r+r-)/pmU/ /( (kJmol-1)熔点熔点/ 硬度硬度NaFNaClMgOCaO23128221024092378637913401993801285226143.22.56.54.585855-7-1 5-7-1 价键理论价键理论 1. 1. 共价键的形成与本质共价键的形成与本质5-7 共价键理论共价键理论 （电子配对（电子配对法、法、VB

50、法）法）d =74=74pm 2a0, 0, 0, 0, 表现为顺磁性。表现为顺磁性。106106 例例4. 试分析试分析Ag(NH3)2+ 的杂化情况和几何构型。的杂化情况和几何构型。 解：解：Ag+的价层电子构型为的价层电子构型为4d10: 形成形成 Ag(NH3)2+ 时，时，Ag+的的5s和和1个个5p轨道采取轨道采取sp杂杂化：化： 杂化轨道用来接受杂化轨道用来接受NH3分子中的分子中的N原子提供的孤对原子提供的孤对电子而形成配位键，所以电子而形成配位键，所以Ag(NH3)2+的构型为直线型。的构型为直线型。 4d 5s 5p 例例5. Ni(NH3)42+ 的的= 3.11B ，试

51、分析其杂化，试分析其杂化情况和分子构型。情况和分子构型。 解：解：Ni原子的价层电子构型为原子的价层电子构型为3d84s2，有，有2个未成对电个未成对电子。子。 Ni(NH3)42+ 的的= 3.11B ，可知，可知n=2，即，即Ni2+在形成在形成配离子前后电子没有发生重排配离子前后电子没有发生重排, 3d轨道已经被占满轨道已经被占满, 又因又因配位数为配位数为4, 故只能采取故只能采取sp3杂化杂化, 并接受并接受NH3分子中的分子中的N原子提供的孤对电子而形成配位键，所以原子提供的孤对电子而形成配位键，所以Ni(NH)32+的的构型为正四面体。构型为正四面体。 不等性不等性spsp3 3

52、杂化杂化 由于孤对电子的存在，使各杂化轨道组成、能由于孤对电子的存在，使各杂化轨道组成、能量量和形状不完全相同和形状不完全相同 ，这种杂化叫不等性杂化。，这种杂化叫不等性杂化。3NH18107HNH三角锥形三角锥形 成键成键杂化杂化 基态基态 sp3杂化轨道杂化轨道2s 2p 2s 2p 108108H2O： “V”字形，字形，HOH104 45成键成键杂化杂化 基态基态 sp3杂化轨道杂化轨道2s 2p 2s 2p MX4MX3MX2109109 （2）s-p-d型杂化型杂化几种常见的几种常见的s-p-ds-p-d型杂化轨道和分子空间构型型杂化轨道和分子空间构型 杂化轨杂化轨道类型道类型ds

53、p2sp3ddsp3sp3d2d2sp3参加杂参加杂化轨道化轨道1条条(n-1)d、ns、2条条npns、3条条np、1条条nd1条条(n-1)d、ns、3条条np ns、3条条np、2条条nd2条条(n-1)d、ns、3条条np杂化轨杂化轨道数道数45566空间空间构型构型平面正方形平面正方形 三角双锥形三角双锥形三角双锥三角双锥形形正八面体形正八面体形 正八面体形正八面体形实例实例Ni(CN)42-PCl5Ni(CN)53-FeF63Fe(CN)63-110110 例例6. Ni(CN)42- 的的= 0B ，试分析其杂化情，试分析其杂化情况和分子构型。况和分子构型。 解：解：Ni2+离子

54、的价层电子构型为离子的价层电子构型为3d8，有，有2个未成对电子。个未成对电子。 形成形成 Ni(CN)42- 后后= 0B ，即电子已全部成对，说，即电子已全部成对，说明明Ni原子原子发生了电子重排：发生了电子重排： 空出的空出的3d轨道与轨道与4s和和2条条4p轨道进行轨道进行dsp2杂化，并杂化，并接受接受CN-中中C原子提供的孤对电子而形成配位键，所以原子提供的孤对电子而形成配位键，所以Ni(CN)42-的构型为平面正方形。的构型为平面正方形。 Fe3+的价层电子构型为：的价层电子构型为：3d5 例例7. Fe(CN)63- 实测实测 =2.3B， 空间构型为正八面体。空间构型为正八面

55、体。 3d 4s 4p磁矩为磁矩为2.3B, 可知电子发生重排可知电子发生重排, 再采取再采取d2sp3杂化：杂化： 3d 4s 4p然后接受然后接受CN-提供的孤对电子形成配位键。提供的孤对电子形成配位键。112112Fe3+的价层电子构型为：的价层电子构型为：3d5 例例8. FeF63- 实测实测 =5.9B， 空间构型为正八面体。空间构型为正八面体。 3d 4s 4p磁矩为磁矩为5.9B, 可知电子没有发生重排可知电子没有发生重排, 只是采取只是采取sp3d2杂化：杂化： 然后接受然后接受CN-提供的孤对电子形成配位键。提供的孤对电子形成配位键。 3d 4s 4p 4d113113 外

56、轨型配合物和内轨型配合物外轨型配合物和内轨型配合物 中心离子用外层轨道杂化接纳配体电子形成的中心离子用外层轨道杂化接纳配体电子形成的配合物称为外轨型配合物。配合物称为外轨型配合物。 中心离子用内层与外层轨道一起杂化接纳配体中心离子用内层与外层轨道一起杂化接纳配体电子形成的配合物称为内轨型配合物。电子形成的配合物称为内轨型配合物。 主要差别有三点：主要差别有三点： 中心离子形成内轨配合物时电子可能发生重中心离子形成内轨配合物时电子可能发生重排，而外轨不发生电子重排；排，而外轨不发生电子重排； 内轨型稳定性大，外轨型稳定性小；内轨型稳定性大，外轨型稳定性小； 通常内轨型磁性小，外轨型配磁性大通常内

57、轨型磁性小，外轨型配磁性大。1141145-7-4 5-7-4 分子轨道理论分子轨道理论 1. 1. 分子轨道理论的基本要点分子轨道理论的基本要点 l l 强调分子的整体性。认为原子在形成分子以后，强调分子的整体性。认为原子在形成分子以后，电子不再局限于各别原子轨道，而是在属于整个分子的若电子不再局限于各别原子轨道，而是在属于整个分子的若干分子轨道中运动。干分子轨道中运动。 l l 分子轨道可以通过原子轨道线性组合而成。几条分子轨道可以通过原子轨道线性组合而成。几条原子轨道可以组合成几条分子轨道。其中原子轨道可以组合成几条分子轨道。其中 成键轨道成键轨道比原子轨道能量低；比原子轨道能量低； 反

58、键轨道反键轨道比原子轨道能量高，加上标比原子轨道能量高，加上标“ “ * * ” ”； 非键轨道非键轨道与原子轨道能量相同、不参加成键的分与原子轨道能量相同、不参加成键的分子轨道（在有些分子中出现）。子轨道（在有些分子中出现）。 l l 为了组合成有效的分子轨道，原子轨道要遵循能为了组合成有效的分子轨道，原子轨道要遵循能量相近、对称性匹配和最大重叠三项原则。量相近、对称性匹配和最大重叠三项原则。 能量相近原则能量相近原则 只有能量相近的原子轨道才能组合只有能量相近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道。成有效的分子轨道。 对称性匹配原则对称性匹配原则 只有对称性匹配的原子轨道才能只有对称性匹配的原

59、子轨道才能组合成成键分子轨道。组合成成键分子轨道。 最大重叠原则最大重叠原则 能量相近、对称性匹配的两个原子能量相近、对称性匹配的两个原子轨道线性组合时，重叠程度越大，组合成的分子轨道能量轨道线性组合时，重叠程度越大，组合成的分子轨道能量越低，形成的化学键越牢固。越低，形成的化学键越牢固。 l l 电子在分子轨道中的排布服从能量最低原理、泡电子在分子轨道中的排布服从能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。利不相容原理和洪特规则。 （1 1） 轨道轨道2.2.分子轨道的类型分子轨道的类型 轨道轨道 轨道轨道 特征：分子轨道沿键轴方向呈圆柱形对称性分布。特征：分子轨道沿键轴方向呈圆柱形对称性分布。

60、s ss pxs*ssp*sp s-ss-s组合成的分子轨道组合成的分子轨道 s-ps-p组合成的分子轨道组合成的分子轨道 117117 特征特征：分子轨道对通过一个键轴的平面具有反对称性。分子轨道对通过一个键轴的平面具有反对称性。 （2 2）轨道轨道 p*p px pxp-pp-p“头碰头头碰头”组合成的分子轨道组合成的分子轨道 pz pzpz*pzp-pp-p“肩并肩肩并肩”组合成的分子轨道组合成的分子轨道 118118 3 3第二周期第二周期同核双原子分子的分子轨道能级同核双原子分子的分子轨道能级图图 （1 1）O2 、F2分子轨道能级图分子轨道能级图 1s1s*2s2s* 2Px2Py

61、 =2Pz2Py* = 2Pz*2Px* 120120 （2 2）第二周期其他分子的轨道能级图）第二周期其他分子的轨道能级图1s1s*2s 2s*2Py = 2Pz2Px 2Py* = 2Pz*2Px* 121121 4 4分子轨道理论应用举例分子轨道理论应用举例 （1 1）H2+ 分子轨道式：分子轨道式： H2+ （1S）1 122122 分子中净成键电子数的一半叫做键级。分子中净成键电子数的一半叫做键级。即即键级键级 = = 2反键轨道电子数成键轨道电子数 一般说来，键级越大，分子越稳定；键级为一般说来，键级越大，分子越稳定；键级为零，分子不存在。零，分子不存在。 H2+键级键级 = 1/

62、2 = 0.5，能存在，但不够稳定。能存在，但不够稳定。123123（2）O2 124124分子轨道式：分子轨道式： O2 (1s)2(1s*)2 (2s)2(2s*)2(2Px)2 (2Py)2(2Pz)2(2Py*)1(2Pz*)1 O2分子中有分子中有2个未成对电子，呈顺磁性。该个未成对电子，呈顺磁性。该分子中有分子中有一个一个键键和和两个三电子两个三电子键，键，键级键级 = (8-4)/2 = 2。所以氧分子的结构式为：。所以氧分子的结构式为：KK125125(3) N2 126126分子轨道式：分子轨道式： N2KK(2s)2(2s*)2(2Py)2(2Pz)2(2Px)2 N2分子

63、有一个分子有一个键和两个键和两个键，键级键，键级= =(8-2)(8-2)/2 /2 =3=3，无未成对电子，呈反磁性。，无未成对电子，呈反磁性。127127 多原子分子的化学键分为多原子分子的化学键分为定域键定域键和和离域键离域键。 定域键是指键电子的活动范围主要局限在两个定域键是指键电子的活动范围主要局限在两个原子之间的化学键。原子之间的化学键。 离域键是指成键的离域键是指成键的电子围绕分子中所有原子电子围绕分子中所有原子实运动（而不是局限在两原子之间）所形成的化实运动（而不是局限在两原子之间）所形成的化学键。又称大学键。又称大 键。键。 5-7-5 5-7-5 离域离域键键 大大 键用符

64、号键用符号 表示表示( (n3)3) 。 mn128128 大大键的形成条件键的形成条件 a.a.参与形成参与形成键的原子都尽可能在同一个平面键的原子都尽可能在同一个平面上；上； b. b.每个原子都必须提供一个对分子平面成反对每个原子都必须提供一个对分子平面成反对称的原子轨道，如称的原子轨道，如p p或或d d轨道；轨道； c.c.参与离域的电子数参与离域的电子数 m 必须少于参与离域的原必须少于参与离域的原子数子数 n 的的2 2倍。倍。BF3中的大中的大键键 : 依据依据 n 与与m 的不同关系，可将的不同关系，可将大大键键分为三分为三类：类：1.1.正常大正常大 键：键： m = =

65、n。 如苯如苯66 CC 键键长均为键键长均为139 pm，介于定域介于定域 CC 单键键长单键键长（154pm）和和 C=C 双键键长（双键键长（133pm）之间。之间。 多电子大多电子大键：键：2nmn。如如64缺电子缺电子大大键：键：m n。比较少见。比较少见。 大大键的形成能使系统能量降低，分子稳定性提高，键的形成能使系统能量降低，分子稳定性提高，进而对分子的性质会产生一系列的影响。进而对分子的性质会产生一系列的影响。43SO2 BF3 5-8 5-8 金属键理论简介金属键理论简介 电子时而从原子上脱落下来成为自由电子，电子时而从原子上脱落下来成为自由电子，时而又可与离子结合。自由电子

66、为无数原子或离时而又可与离子结合。自由电子为无数原子或离子所共有，它们之间产生结合力。子所共有，它们之间产生结合力。称为称为金属键金属键。1 131 31 5-8-1 5-8-1 金属键的改性共价键理论金属键的改性共价键理论 金属键没有方向性和金属键没有方向性和饱和性。因此在金属晶体饱和性。因此在金属晶体中金属原子总是采取紧密中金属原子总是采取紧密堆积结构。堆积结构。晶格结点上的粒子晶格结点上的粒子 金属原子、阳离子金属原子、阳离子 粒子间作用力粒子间作用力 金属键金属键 熔、沸点熔、沸点 较高较高 硬硬 度度 较大较大 机机 加加 性性 延展性好延展性好 导导 电电 性性 良好良好 物物 例例 金属单质和合金金属单质和合金金属晶体的特点金属晶体的特点132 132 5-8-3 5-8-3 金属晶体的紧堆结构金属晶体的紧堆结构 金属的紧密堆积方式有三种金属的紧密堆积方式有三种 65651 1面心立方密堆积晶格面心立方密堆积晶格配位数配位数 12 12 面心立方面心立方密堆积密堆积六方六方密堆积密堆积体心立方体心立方密堆积密堆积5-8-2 5-8-2 金属键的能带理论（略）金属键的能带理