化学资料

第二章原子结构与元素周期律 玻尔模型（1）黑体辐射与量子论（1900年）其中，为振子的振动频率 h为普朗克常数，为6.6261034Js 。（2）光电效应与光子学说（1905年）（3）氢原子的线状光谱与巴尔麦拟合公式(1885年）巴尔麦公式：式中：n分别为3，4，5，6，R是实验常数。2.1 原子的结构模型 用经典的力学和电磁学理论推导出： 电子云是近代用统计的方法，对电子在核外空间分布的形象描绘。 通过电子云可以看出电子在核外空间出现的几率密度的大小。n：主量子数（1,2,3,4,5等正整数）l：角量子数 （从0到（n-1）的整数） m：磁量子数（从l到+l之间的整数）ms自旋量子数（） 一组合理的n、l、m取值，对应一个确定的波函数 n, l, m (r,)。 波函数对于核外电子的运动具有重要意义。 每一波函数表示核外电子的一种空间状态（r,）。 波函数又称原子轨道波函数，俗称“原子轨道”。 本身没有明确的物理意义，但它的平方可代表电子在核外出现的几率密度。 主量子数 n的作用： 决定电子离核运动平均距离的主要因素； 决定电子能量大小的主要因素。 角量子数 l的作用： 决定电子运动角动量的大小； 决定原子轨道角度分布图的形状； 决定同一电子层中的电子亚层的数目和能量高低。 磁量子数m的作用： 决定原子轨道角度分布图的空间取向； 决定磁场中电子亚层的能级分裂状态。电子层、能级、原子轨道和运动状态与四个量子数的关系：1. 电子层：电子层由一个量子数(n)决定2. 电子亚层 (又称能级)：能级是由两个量子数(n, l)共同决定3. 原子轨道：每条原子轨道由(n, l, m)三个量子数决定四. 电子运动状态：电子的一个运动状态由(n, l, m, ms )四个量子数共同决定根据原子光谱实验和量子力学理论, 基态原子的核外电子排布服从： 泡利不相容原理：同一原子中不能存在运动状态完全相同的电子，或者说同一原子中不能存在四个量子数完全相同的电子。任何一个原子轨道最多容纳两个自旋方向相反的电子 能量最低原则：电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道, 占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。（指导电子在不同电子亚层中的排布） 洪特规则 ：电子分布到能量相同的简并轨道时，总是尽先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道。简并轨道中的电子处于全充满（p6、d10、f14）、半充满（ p3、 d5、f7）或全空（ p0、 d0、f0）状态可降低原子能量。（指导电子在不同简并轨道中的排布）如：24号元素的电子分布式：1s2 2s22p6 3s23p6 4s13d5 电子分布式的写法：按近似能级顺序直接写出电子式： 35号元素：1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p5按近似能级顺序直接写出电子式，再顺一下： 35号元素：1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5稀有气体外层电子 离子的电子分布式（n+0.4l)：把电子分布式顺一下，再由外向内失 。写出Fe2+和Fe3+的离子的电子分布式：第一步：写出原子的电子分布式：26号元素Fe：1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d6 第二步：再根据主量子数由小到大的顺序重排(顺一下)：26号元素Fe：1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2 第三步：再逐个由外向内失去电子：Fe2+：1s2 2s22p6 3s23p63d6 Fe3+：1s2 2s22p6 3s23p63d5原子核外电子排布与元素周期表 元素原子最后填入电子的亚层为s层或p层时，该元素为主族元素，用A表示； 元素原子最后填入电子的亚层为d层或f层时，该元素为副族元素，又称过渡族元素，用B表示。 元素所在的周期数= 核外电子的能级组数= 最外电子层的主量子数 n 每一周期所能容纳的元素数目=相应能级组中的原子轨道所能容纳的电子总数。 原子半径的周期性:同周期元素原子半径的变化: 随着原子序数的增大，原子半径逐渐减小； d区和f区原子半径变化很小；从第4周期起，在B、B元素附近，原子半径突然增大。同族元素原子半径的变化:从上往下，原子半径增大。电离能的周期性: 电离能: 为克服原子核对电子的吸引力，使气态原子或离子失去一个电子所需的最低能量。 同一周期，由左至右，元素的电离能变大 同一族，自上而下，元素的电离能变小电子亲和能的周期性:电子亲和能: 一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子所放出的能量(0)，单位kJmol1。 电子亲和能越大，表示越容易获得电子。 同一周期，由左向右，元素的电子亲和能变大； 同一族，自上而下，元素的电子亲和能变小。电负性的周期性:电负性: 指化合物中原子吸引电子的能力。 同一周期，从左到右电负性递增。 同一主族，从上到下电负性递减。 副族元素的电负性没有明显的变化规律。 周期表中右上方氟的电负性最大，左下方铯的电负性最小。电负性的应用：（1）判断元素是金属还是非金属。 （2）判断化合物中元素化合价的正负。（3）判断分子的键型和极性。第三章 化学键与分子结构一离子键: 离子键的性质：（1）离子键的本质是静电引力。对于同种构型的离子晶体（其中：f为引力q+、q-为正、负离子电荷 R为离子径） （2）离子键是强极性键。 （3）离子键没有方向性 （4）离子键没有饱和性离子的电子构型：离子半径和电荷相同时，正离子对同种负离子的极化力大小与电子构型有关： 8电子构型的离子 917电子构型的离子18或18+2电子构型的离子二共价键：共价键的本质是电性的现代价键理论的要点:（1）电子配对原理(自旋相反的成单电子相互接近时，可形成稳定化学键)2）能量最低原理: 在成键过程中，自旋相反的单电子配对可使体系的能量降低。（3）原子轨道重叠三原则: 成键电子的原子轨道一定要发生重叠，重叠成键，必须符合三个原则： 能量相近原则 对称性匹配原则 最大重叠原则形成共价键的条件： 两原子中要有成单电子，而且自旋方向必须相反； 两原子轨道要发生最大程度的重叠。共价键与离子键有联系（极性）也有显著的差别，共价键有如下特点： 共价键强度取决于原子轨道重叠的多少和共用电子对数目。 共价键具有饱和性 共价键具有方向性对现代价键理论的评价:成功之处：比较简明地阐述了共价键的形成过程和本质，并成功地解释了共价键的方向性、饱和性的特点。 不足之处：无法解释BeCl2、BF3、CH4、NH3、H2O等分子的空间结构。杂化轨道理论为解释多原子分子的空间结构，鲍林于1931年在价键理论的基础上，提出杂化轨道理论。认为：在同一原子中能量相近的不同类型的几个原子轨道可以互相叠加而重新组成同等数目的能量完全相同的杂化轨道。要点: （1）只有同一原子中能量相近、不同类型的原子轨道才能杂化。2s2p() 1s2s() 3s4d() 3s3p(（2）杂化前后，原子轨道的总数不变，但轨道伸展方向、形状和能量发生改变。（3）杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理。（4）杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理。（5）原子形成分子时，存在激发、杂化、轨道重叠成键等过程。（6）杂化与成键是同时发生的，如果不成键，则不会发生杂化。 根据原子轨道种类和数目的不同，可以组成不同类型的杂化轨道： sp杂化 sp2杂化 sp3杂化 有d轨道参与的杂化 成键能力的大小次序如下：spsp2sp3sp杂化:sp杂化轨道由1个ns轨道和1个np轨道组合而成；特点：每个sp杂化轨道都含有1/2s轨道的成分和1/2p轨道的成分，sp杂化轨道间的夹角为180，空间构型为直线形。sp2杂化: sp2杂化轨道由1个ns轨道和2个np轨道组合而成； 特点：每个sp2杂化轨道都含有1/3s轨道的成分和2/3p轨道的成分，sp2杂化轨道间的夹角为120，空间构型为平面正三角形 。sp3杂化: sp3杂化轨道由1个ns轨道和3个np轨道组合而成；特点：每个sp3杂化轨道都含有1/4s轨道的成分和3/4p轨道的成分，sp3杂化轨道间的夹角为10928，空间构型为正四面体 。sp杂化轨道间的夹角为180sp2杂化轨道间的夹角为120sp3杂化轨道间的夹角为10928杂化轨道的类型决定分子的空间构型等性杂化: 杂化轨道含有相同数目的电子且性质完全等同。不等性杂化: 杂化轨道里含有不同数目的电子且性质不完全等同。具体杂化例子请大家参考课件，一定要掌握，这里不好举出。为了解释金属之间结合的本质，在共价键理论基础上发展了“自由电子”理论，又称改性共价键理论。“自由电子”理论的要点：在固态或液态金属中，价电子可自由运动，并为许多原子或离子共有。共用电子把许多原子或离子粘合在一起，形成金属键。金属键是改性的共价键，多个原子共用多个自由电子。金属键没有方向性和饱和性。 分子间力分子中的正、负电荷的重心不重合，在分子中将出现正负两个极，称为偶极。本质：偶极间的静电引力范德华力(取向力, 诱导力, 色散力)取向力：偶极间的电性相斥、相吸会使分子按一定的取向排列，相互处于异极相邻的状态，此时因分子的取向而产生的固有偶极之间的作用力。（与电偶极矩、分子间距离、绝对温度有关）诱导力：固有偶极与诱导偶极之间的作用力。（与分子电偶极矩、分子间距离、分子变形性有关）色散力：瞬间偶极与瞬间偶极之间的作用力。（色散力存在于任何分子中 与分子间距离、分子变形性有关）极性分子中有 固有偶极、诱导偶极、瞬间 偶极。非极性分子中有 瞬间 偶极。范德华力的特点： 永远存在于分子间。 有三种，其中色散力是主要的。 是静电引力，一般没有方向性和饱和性。 弱相互作用力。 短距力（5nm）。范德华力对物质性质的影响：使气体分子凝聚成液体和固体，决定物质熔点、沸点、溶解度等物理性质（色散力为主）。范德华力的类型极性分子极性分子取向力、诱导力、色散力极性分子非极性分子诱导力、色散力非极性分子非极性分子色散力氢键：分子形成氢键必备的两个条件是： 分子中必须有H原子。 分子中必须有带孤对电子、电负性大且原子半径小的元素。（只有F、O、N满足此条件）氢键的特点： 氢键具有方向性（ 满足各原子电子云之间的斥力最小） 氢键具有饱和性（ 每一个XH只能与一个Y形成氢键）氢键强度比共价键弱：例如：在H2O分子中，OH共价键的键能为462.8kJ mol1 在OHO中氢键的键能为18.8 kJmol1 氢键强弱与元素电负性和原子半径有关。(电负性越大，半径越小，则氢键越强)氢键是有方向性的分子间力氢键对化合物性质的影响:氢键的形成对化合物的物理、化学性质有影响:分子间形成氢键，会使化合物的熔、沸点升高,酸性降低,易溶于水.第四章 晶体结构晶体的基本类型:离子晶体: 在晶格结点上交替排列着正离子和负离子，正、负离子之间以离子键结合而形成的晶体。晶格能: 离子键的强度通常用晶格能U的大小来表示。 定义：在标准状态（100kPa，298.15K）下，将1mol的离子晶体解离成自由的气态正、负离子所吸收的能量，单位为kJmol1。 大小与正、负离子的电荷数成正比，与正、负离子间的距离成反比。原子晶体: 在晶格结点上排列着中性原子，原子间以牢固的共价键相连结而形成的晶体。常见的原子晶体有：金刚石(C)、单晶硅(Si)、单晶锗(Ge)、石英(SiO2)、金刚砂(SiC)等。 中心原子都是采取sp3杂化。分子晶体: 组成晶格的质点是极性分子或非极性分子，分子以分子间力或氢键相互结合而形成的晶体。 非金属元素组成的共价化合物，一般属于分子晶体，比如：SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4、H2O、CO2、I2 。 零族元素（He、Ne）构成的晶体属于分子晶体。 有机化合物形成的晶体多数是分子晶体。非极性分子晶体: 例如：单质I2、干冰(CO2)、SiF4、H2等。极性分子晶体: 例如：固态的H2O、N2H4(联氨)、COH2(甲醛)等。金属晶体: 在晶格结点上排列着金属的原子和正离子，靠金属键结合而形成的晶体。石墨属于哪种晶体?晶格结点上的质点:中性原子C微粒间作用力: 共价键和分子间力石墨是混合键型晶体石墨结构与性质的关系：（1）键：石墨具有很高的熔点，难溶于任何溶剂，化学性质十分稳定。（2）大键：石墨是良好的导电、导热材料。（3）分子间力：石墨具有润滑性，作润滑剂使用。单质晶体结构的周期性: 同一周期：金属晶体原子晶体混合晶型晶体分子晶体。 s区、d区、ds区元素单质是金属晶体。 p区：同一主族从上到下是分子晶体或原子晶体混合键型晶体金属晶体。单质物理性质的周期性: 单质晶体结构的周期性变化规律： 金属晶体原子晶体混合键型晶体分子晶体 单质晶体性质的周期性变化规律： 密度、熔点、硬度从左到右，先增加后减小1、密度: 同一周期从左到右元素单质的密度由小大小 s区是密度小的金属区，Li是密度最小的金属。 Mg、Al的密度也较小，分别为1.7和2.7gcm3。 锇是密度最大的金属（ 22.48gcm3）。2、熔点和硬度: 同一周期从左到右按低高低的规律变化 s区熔点、硬度较低；d区熔点、硬度较高； d区族以后，单质的熔点、硬度逐渐降低。 熔