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高中化学笔记加竞赛全集2.1原子结构2.2.1原子结构理论的初期发展1.人们对原子结构的认识“原子”的概念古希腊思想家德谟克利特首先提出；近代原子学说一一1 8 0 3 年，英国化学家道尔顿提出。其 要 点(1)一切化学元素都是由不能再分割的微粒一一原子组成的；(2)原子是保持元素化学性质的最小单元；(3)两种或多种元素的原子结合而成化合物的分子，分子是保持化合物化学性质的最小单位。2.原子的组成(1)电子的发现：1 8 79 年，英国科学家克鲁克斯(W.Crook e s)总结了对阴极射线的研究：1 8 9 7年英国物理学家汤姆森(J J T h om son)确认阴极射线是带有负电荷的微观粒子一一电子，并测定了电子的电荷与质量 之 比(1.759 X 1 08C-g ),并证明这种粒子存在于任何物质中。1 9 0 9 年美国物理学家密立根(R ob e rt A.M il l ik a n)测定了电子的电量为1.60 2*1 0*仁，从而计算出一个电子的质量等于9.1 1 X 1 0-2 8g,约为氢原子质量的1/1 8 40。(2)元素的天然放射性原子是电中性的，电子带负电，那么原子中必然含有带正电荷的组成部分，且正电荷总量=电子所带的负电荷总电量。放射性元素衰变是放出a射线，带正电，说明原子中含有带正电荷的微粒。(3)原子含核模型的提出1 9 1 1 年，卢 瑟 福(R c nc st R uth e rf ord,英国物理学家)a散射实验，提出含核原子模型：原子的质量几乎全部集中再带有正电荷的微粒一一原子核上，核的直径只有原子直径的万分之一，带负电的电子象地球围绕太阳运转一样围绕着原子核高速运转。(4)原子结构的进一步认识：发现中子，不带电荷，确立近代原子结构模型。3.氢原子光谱和玻尔(Bohr)理论氢原子的线状光谱(如右图)经典理论不能解释。1 9 1 3 年，丹麦物理学家玻尔(B oh r)提出三点假设：(1)电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定h条件的轨道上运动。这些轨道的角动量P 必须等于2 月 的整数倍，也就是说，轨 道 是“量子化”的。(2)电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大。所以，在正常情况下，原子中的各电子总是尽可能的处在离核最近的轨道上，这时原子的能量最低，即处于基态。当原子从外界获得能量时，电子可以被激发到激发态。(3)由于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，在跃迁的同时会以光的形式释放出能量。kv=玻尔理论的成功点：1)提出了量子的概念：2)成功地解释了氢原子光谱的实验结果；3)用于计算氢原子的电离能。玻尔理论的局限性：1)无法解释氢原子光谱的精细结构；2)不能解释多电子原子、分子或固体的光谱。电子在不同的电子层间发生跃迁2.1.2核外电子运动的特征1.微观粒子的波粒二象性（1）光的波粒二象性：1）粒子性一一光电效应；波动性一一光的衍射、干涉等现象。根据普朗克（Pla nck）的量子论和爱因斯坦（A.Eins tein）的光子学说，光的能量与频率之间存在如下关系E=hv（A：普朗克常数 G&X IO-M J S）结合质能联系定律E=mc2,可以推出n E hv hc c A能量E 和动量P：表征粒子性；频率V 和波长4：表征波动性。（2）微观粒子的波粒二象性一一德布罗意波：德布罗意（L.dc Broglie,法国物理学家）1924年提出实物粒子也具有波粒二象性的假说，存在着如下关系：P mv这种波叫作物质波，亦称为德布罗意波。并于1927年由戴维逊（CJ.Da vis s on）和革末（L.H.Germer）的电子衍射实验得到证实微观世界如何认识一一考虑微观粒子运动的统计规律。2.测不准原理海森堡（W.Heis enberg,奥地利物理学家）1927年提出了测不准原理，同时准确测定一个微粒的动量和位置是不可能而hAxAP AxAv的：2 7，或 2 m 式中A x为粒子的位置的不准量，产为粒子的动量的不准量，A v 为粒子速度的不准量。（1）对于宏观物体子弹，m=0.01kg,v=1000m s-1,若&X=i0r m,驷Ah 6.6 2 x 1 0-3 42X3.14X0.01X1C4AP 1,0 5 4 x l 0-2 8m-s 可以忽略不计一一宏观物体的速度和位置可以同时准确测定！（2）对于微观粒子电子，m=9.11X10-3,kg,则A、h 6.6 2 x 1 O-3 4Irnn A x 2 x 3.1 4 x 9.1 1 x l O_ 3 1 x l O-1 1 加之 1.1 5 7 x i o m-s-i大于电子的速度（106m.S-）所以，电子等微观粒子速度和位置不可以同时准确测定。2.2 核外电子的运动状态2.2.1 薛定娉方程和波函数1.描述核外电子运动状态的基本方程薛定那方程微观粒子具有波粒二象性，其速度和位置不能同时准确测定，如何描述其运动规律？用统计的方法来描述和研究粒子的运动状态和规律，量子力学。1926年，薛定鳄（Erwin Schrodinger,奥地利物理学家）提出了描述核外电子运动状态的波动方程（薛定谭方程）：学+黄+甘+h（x,y,z：核外电子的空间坐标；E：电子的总能量；V：势能；，：电子的质量：/?：普朗克常数；必 波函数。2.波函数叭原子轨道和概率密度1）薛定谬方程的解波函数W是量子力学中描述核外电子运动状态的数学函数式，与电子的空间坐标有关。2）波函数的空间图象就是原子轨道；原子轨道的数学表示式就是波函数.3）波函数T描述了核外电子可能出现的一个空间区域（原子轨道），不是经典力学中描述的某种确定的几何轨迹。4）中没有明确的物理意义，但|Y F 表示空间某处单位体积内电子出现的概率（概率密度）。2.2.2四个量子数n,I,加是薛定谤方程有合理解的必要条件，称为量子数。对应于一组合理的球，用取值则有一个确定的波函数%j,m（x,y,z）。还有一个描述电子自旋特征的量子数机 S。1.主量子数主量子数：描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近，或者说代表电子层数。取值：1、2、3、等正整数。n越大，出现概率最大区域离核越远，能量越高。光谱学符号为：2.角量子数/n1234567电子层数KLMN0PQ角量子数：表示原子轨道角动量的大小，原子轨道或电子云的形状，即电子亚层。取值：0、1、2、3、4（n-1）（共 n个取值），对应的光谱学符号s、p、d、卜，电子云形状分别为球形、哑铃形、花瓣形等。从能量角度上看，这些分层也常称为能级。3.磁量子数，”磁量子数：表征原子轨道角动量在外磁场方向上分量的大小，即原子轨道在空间的伸展方向。取值：0,1,2,/,有 2/+1 个取值。1）说明了线状光谱在外加磁场的作用下的分裂现象。2）在没有外加磁场情况下，同一亚层的原子轨道，能量是相等的，叫等价轨道或简并轨道,角动量M的空间取向4.自旋量子数出自旋量子数：代表了自旋角动量在外加磁场方向分量的大小，表示自旋状态。取值：也=1一 般 用 和”表示。说明了氢光谱的精细结构。自旋量子数，a有两种取值总结：原子中每个电子的运动状态可以用乩,，活，活，四个量子数来描述，它们确定之后，则电子在核外空间的运动状态就确定了。2.2.3波函数的空间图象1.概率密度的表示方法（1）电子云：在以原子核为原点的空间坐标系内，用小黑点密度表示电子出现的概率密度，离核越近，小黑点越密，表示电子在那些位置出现的概率密度大；离核越远，小黑点越稀，表示电子在那些位置出现的概率密度小。（2）等概率密度面图：将电子在原子核外出现的概率密度相对值大小相等的各点连接起来形成个曲面叫做等概率密度面。(3)界面图：界面图是选择一个等密度面，使电子在界面以内出现的总概率为9095%Y(e,0)R(r)径向分布部分，仅与/(原子轨道半径)有关，与空间取向无关。W)角度分布部分，只取决于轨道的空间取向，与轨道半径无关。(1)径向分布：在半径为八 厚度为A r的球壳内发现电子的概率为4 p E同，,将其除以A r,得 到)=4仃 坐 匕 以D(r)r作图，可得各种状态的电子的概率的径向分布图。氢原子电子云的径向分布图（2）角度分布Y（q J）对q,j作图可得原子轨道的角度分布图对 4,J 作图可得到电子云的角度分布图。原子轨道角度分布图胖一点，而电子角度分布图瘦一点。这是因为%Y%1,所以%原子轨道角度分布图有“+”、“一”，符号表示Y q j）的角度分布图形的对称性关系，符号相同则表示对称性相同，符号相反则表示对称性相反；而电子云角度分布图均为正值。原子轨道的加度分布图2.3 原子的电子层结构与元素周期系2 3.1 多电子原子的能级1.鲍林近似能级图电子云的角度分布图（1）对于氢原子或类氢离子（如 H e+、口2+）原子轨道的能量：1原子轨道的能量E随主量子数的增大而增大，即1而主量子数相同的各原子轨道能量相同，即E4$=E4p=E 4d=E 4f0（2）多电子原子轨道能级图1 9 3 9 年，鲍林（P a u l i n g,美国化学家）根据光谱实验的结果，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图，又称鲍林能级图。a）近似能级图按原子轨道能量高低排列。b）能量相近的能级合并成一组，称为能级组，共七个能级组，原子轨道的能量依次增大，能级组之间能量相差较大而能级组之内能量相差很小。c）在近似能级轨道中，每个小圆圈代表一个原子轨道。d）各原子轨道能量的相对高低是原子中电子排布的基本依据。e）原子轨道的能量：/相同时，主量子数越大能量越高。%IAHA.niB-vni用朗能改组曲公祖申1 口品舞7*，g、_ _ _ _ _ _ _V II4QP r*6,&-，,V IsCs Rn4 d -0 0 0XVIS Xe!V*1K*Krlil4Nn Ar，II4ILi-HeI.11*H-He原子轨道的近似能级图主量子数”相同，角量子数/越大能量越高，即发生“能级分裂”现象。例如：E 4 s E 4PE 4 d E 4 f当主量子数”和角量子数,同时变动时，发 生“能级交错”。例如：为，L M N O P.屏蔽效应使原子轨道能量升高。钻穿效应：外层电子钻到内部空间而靠近原子核的现象，通常称为钻穿作用。由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的现象称为钻穿效应，钻穿效应使原子轨道能量降低。钻穿效应2.核外电子排布的三个原则(1)泡利不相容原理：一个原子轨道最多只能容纳2 个自旋相反的电子，即在同一个原子中没有四个量子数完全相同的电子。每个电子层中原子轨道的数目是/个，因此每个电子层最多所能容纳的电子数为2层个。(2)能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能分布到能量最低的轨道。(3)洪德规则：也叫等价轨道原理，电子在能量相同的原子轨道上排布时，总是尽可能地以自旋方向相同的形式分占不同的轨道，此时体系能量低、稳定。洪德规则的特例：等价轨道全充满彼,。,尸)，半充满(区,户J)和全空(。,小,/)状态比较稳定。例如，氮原子核外有7 个电子，核外电子排布为Is22s22p.J2p.J2pJ。电子填入轨道次序图4b O 0(DY期b氮原子核外电子的排布图3.电子结构式Ne(Z=10)：Is22622P6 Na(Z=ll)：Is22522P63sl K(Z=19)：Is22s22P63s23P64sl简化写法，用稀有气体表示全充满的结构,称为原子实。例，Ca(Z=20)：Is22s22P63s23P64s2 简写为Ar4用Cr(Z=24)：Is22s22P63s23P63d54sl,简写为Ar3/4sL2.3.2核外电子排布与周期系的关系1.每周期的元素数目周期：元素周期表中的行，共分为七个周期，与七个能级组相对应。每个周期的元素数量等于各能级组对应的原子轨道所能够容纳的最多电子数。元素周期表中的周期与各周期元素的数目周期能级组能级组内原子轨道所能容纳的最多电子数最大元素数目111s22222s2p88333s3p88444s3d4p1818555s4d5p1818666s4f5d6p3232777s5fi)d32322.元素在周期表中的位置元素在周期表中所处周期的序数等于该元素原子所具有的电子层数。族：元素周期表中的列，共有7 个主族(IAV IIA 族)、零族、7 个副族(IBVHB族)和VHI族(含 3 列)。元素在周期表中的族数，基本上取决于元素的最外层电子数或价电子数各主族元素(IA VIIA)、第IB、第U B副族元素的最外层电子数等于族序数；零族元素最外层电子数为2或8,是全充满结构；第山至第V11B族元素的族的序数等于最外层5电子数与次外层d电子数之和；Y IB族元素的最外层s电子数与次外层d电子数之和为8,9,10。3.元素在周期表中的分区IA01IIAHIA-VIIA2s区ns-ws2p区7 s%p63VIIIIB IIB4d区(H-1)dxns2-(H-1)cfins2(有例外)ds区(n-)du)ns(n-)dGns256锢系元素/区钢系元素(n-2)f ns2 (/?-2)f4ns2(有 例 夕 卜)2.3.3元素性质的周期性1.原子半径常用的原子半径有三种：1 共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫做共价半径。I 金属半径：把金属晶体看成是由球状的金属原子堆积而成的，假定相邻的两个原子彼此互相接触，它们核间距离的一半叫做金属半径。I 范德华半径：当两个原子之间没有形成化学键而只靠分子间作用力(范德华力)互相接近时，两个原子核间距离的一半，叫做范德华半径。原子半径的周期性变化：主族元素原子半径的递变规律十分明显。同一周期中，随着原子增大，原子半径依次减小，这是因为有效核电荷数增大，原子核对核外电子吸引力增强。同一主族中，自上而下各元素的原子半径依次增大，这是因为原子的电子层数增多，核电荷数逐渐增加。同一周期中，副族的过渡元素随核电荷增加，有效核电荷增加得比较缓慢，从左至右原子半径减小幅度不大。锢系、舸系元素随着原子序数的增加，原子半径减小的幅度很小，我们把这一现象称为锢系收缩。副族元素自上而下原子半径变化不明显，特别是第五周期和第六周期的元素，它们的原子半径非常相近。这主要是镯系收缩所造成的结果。主族元素的原子半径(nm)2.电离能、电子亲合能(1)元素的电离能：使基态的气态原子或离子失去电子所需要的最低能量称为电离能。其中使基态的气态原子失去一个电子形成+1价气态正离子时所需要的最低能量叫做第一电离能，以L表示；从+1价离子失去一个电子形成+2价气态正离子时所需的最低能量叫第二电离能，以h表示，依此类推。电离能的单位为kJ.m oll 对 于 同 一 种 元 素 。元素的第电离能随着原子序数的增加呈明显的周期性变化。在同一主族中自上而下，元素的电离能般逐渐减小。这是因为随着原子序数的增加，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引能力减弱，价电子容易失去，故电离能依次减小。在同一周期中从左至右，电离能总的趋势是逐渐增大的，其中主族金属元素的第一电离能较小，非金属元素的第一电离能较大,而稀有气体的第一电离能最大。0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100原千序敷Z 元素第一电离能I I随原子序数Z的变化元素的电子亲合能：某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成一1价气态负离子时所放出的能量叫该元素的第一电子亲合能，常用日 表示；与此相类似，有元素的第二电子亲合能E2以及第三电子亲合能E 3,其数值可用来衡量原子获得电子的难易。单位一般采用kJmol 1一般元素以0,表示得到一个电子形成负离子时放出能量；个别元素屈0,表示得电子时要吸收能量，这说明该元素的原子变成负离子很困难。元素的电子亲合能随原子序数的变化(图中的稀有气体的数值来自于理论计算)3.元素的电负性(1)电负性：1932年鲍林首先提出，定量地描述分子中原子吸引电子的能力，通常用X表示。(2)电负性的取值：相对值，XB=4.0,根据热化学数据比较各元素原子吸引电子的能力，求出其它元素的电负性。元素的电负性数值愈大，表示原子在分子中吸引电子的能力愈强。010 20 X 40 50 60 70 80境干月费元素的电负性随原子序数的变化4.元素的金属性和非金属性同周期元素从左至右，由于核电荷依次增多，原子半径逐渐减小，最外层电子数也依次增多，电负性依次增大，因此，元素的金属性依次减弱，非金属性逐渐增强。以第三周期为例，从活泼金属钠到活泼非金属氯。同主族元素自上而下电负性减小非金属性减弱，金属性增强。例如第VA族，从典型的非金属N变为金属Bi。一般非金属元素(除硅外)X 2.0以上，金属元素(除钳系元素和金)X MN a+(2 s?2R)刎 n C 1 0 J 3/).-一,；Na+Cl-离子化合物的特点：主要以晶体的形式存在，具有较高的熔点和沸点，在熔融状态或溶于水后其水溶液均能导电。V.+娱=二.+N e-和，当两个正、负离子接近的时候既有相互吸引又有相互排斥，总势能为：对 4啊,我当正负离子核间的距离达到某一个特定值R(时，正负离子间的引力和斥力达到平衡，整个体系的总能量降至最低。这时体系处于一种相对稳定状态，正负离子间形成一种稳定牢固的结合，也就是说在正负离子间形成了化学键。2.离子键的特征离子键的本质是静电引力，没有方向性也没有饱和性。3.离子键的离子性及与元素的电负性关系相互成键的原子之间电负性差值(一般大于1.7)越大，形成的离子键的离子性成分也就越大。4.离子的特征(1)离子的电荷:离子的电荷数是形成离子键时原子得失的电子数。正离子电荷 一般为+1、+2,最高为+3、+4；负离子电荷较高的如一3、一4的多数为含氧酸根或配离子。(2)离子的电子层构型：a.2电子构型：最外层为2个电子的离子，如L i+,B e?+等。b.8电子构型：最外层有8个电子的离子，如N a ,C l 0 2一等。c.1 8电子构型：最外层有1 8个电子的离子，如Z n 2+,H g 2+,C u+,A g*等。d.(1 8+2)电子构型：次外层有1 8电子，最外层有2个电子的离子，如P b 2,等。e.(91 7)电子构型：最外层电子为91 7的不饱和结构的离子，如F e 2 C r3*,M i?等。不同正离子对同种负离子的结合力的大小有如下的经验规律：8电子层构型的离子 91 7电子层构型的离子 1 8或1 8+2电子层构型的离子(3)离子半径：在离子晶体中正负离子的接触半径。把正负离子看作是相互接触的两个球，两个原子核之间的平均距离,即核间距就可看作是正负离子的半径之和，即d=r+-离子半径的变化规律：a.在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层数依次增多，所以具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大。例如：Li+Na+K+Rb+C s+F C 1 B r Mg2+A l 3+c.若同一种元素能形成儿种不同电荷的正离子时，则高价离子的半径小于低价离子的半径。如：rF e3+(6 0 p m).O威 Cl-Be-Cl加 c i,分子 a 线 影）Be C b 分子形成过程示意图2卯2 杂化 一个s 轨道和两个轨道杂化，每个杂化轨道都含有弓s 和可的成分，杂化轨道间的夹角为1 2 0,呈平面三角形。如 BF 3 分子。（DO。1 0 O2s 2P 2 8 2P P2 5基在,裒 春 杂化专 友留9P，拜独子u n B P355x31 2 0 B-y FJ-%BF 3 分子形成过程示意图_ 1 _ 3山3 杂化。由一个S 轨道和三个轨道组合而成，每个杂化轨道含有,5和,的成分。间构型为四面体型。如C H 4 分子。0即OGO领配A 2P/2 叱激发毒 杂化枣*霏 6%P,个原,嬴C H t分 干（四面体彩）C H 4 分子的形成过程示意图除S-p杂化以外，还有d 轨道参加的s p 3 d 和卯3/杂化轨道等（如P C 1 5 分子和S F 6 分子）o杂化轨道间的夹角为1 0 9 2 8 空ClP C 1 5分子和S F 6分子的空间构型等性杂化与不等性杂化。等性杂化：C H 分子中C原子采取s p J杂化，四个s p，杂化轨道全部用来与氢的1 s轨道成键，每个杂化轨道都是等同的，具有完全相同的特性。不等性杂化：由于孤对电子的存在而造成的各个杂化轨道不等同。如，形成H z O分子时，O原子也采取s/Z杂化，在四个杂化轨道中，有两个杂化轨道被两对孤对电子所占据，剩下的两个杂化轨道为两个成单电子占据，与两个H原子的1 5轨道形成两个共价单键.因此，H z O分子的空间构型为V型结构，同时由于占据两个山3杂化轨道的两对孤对电子之间排斥作用较大，使两个O-H键间的夹角不是1 0 9。2 8,而是1 0 45。同样，N H s分子形成过程中，N原子也采取s/r；不等性杂化，由于N原子的一对孤对电子占据了 个刎杂化轨道，N H?分子的空间构型为三角锥型，NH键之间的夹角为1 0 7 1 8。H2O分子和N H j的空间构型杂化轨道理论小结：I 原子在成键时状态变化价电子激发成键原子轨道“混杂”重新组合成一形成杂化轨道。1 杂化条件轨道能级相近。I 杂化前原子轨道数=组合后杂化轨道数。形状葫芦形，一 头大，一头小。I 杂化轨道成键能力 原未杂化轨道的成键能力，形成的化学键键能大，生成的分子更稳定。中心原子杂化杂化轨道形成。键杂化轨道的类型与分子空间构型(2)价层电子对互斥理论1 940年首先由西奇威克(S id gw ic k)提出，并由吉来斯必(R.J.G il l e s p ie)发展起来。I 归纳了许多已知分子的构型，可预测多原子分子的几何构型。适用于A X m类型的共价型分子。杂化类型卬献卯3dsp2sp3d2参与杂化的原子轨道数23446杂化轨道的数目23X46杂化轨道间的夹角1 8 01 2 01 0 9.5 90 ,1 8 0 9O ,1 8(T空间构型直线平面三角四面体平面正方八面体杂化轨道的成键能力轨道成键能力-实例Be ChCO 2H gChA g(N H 3)2+BF 3BChCO ChNO32CO 32C H4CC1 4CH ChS O 42C1 O 4P O 43N i(H2O)42+N i(N H j)42+CU(N H3)42+Cu Ck2S F 6S iF62-a）价层电子对互斥理论要点：在AM,型分子中，中心原子核外的最外层电子或次外层电子所处的能级称为价电子层或价层,中心原子A周围分布的原子或原子团的几何构型主要取决于中心原子价电子层中电子对的互相排斥作用。I 电子对包括成键电子对和未成键的孤电子对，也包括单个的电子称单电子对。1 电子对之间的夹角越小排斥力越大，分子的构型总是倾向于互相排斥作用最小的那种稳定结构，而此时也必定为能量最低的状态。1 各种电子对的斥力大小排列如下：孤对-孤对电子 孤对-成键电子 成键-成键电子 成键-单电子I 在推测分子构型时，只考虑。键，因为。键决定分子的骨架。如果分子中有双键或叁键，则只算一对成键电子对，但它们的斥力大小的顺序为：叁键双键 单键。b）判断共价分子结构的一般规则I）确定中心原子A的价电子层中的电子总数：A本身的价电子数与配位原子提供的电子数的总和，计算规则：元素氧族（0 5）N族卤素H中心原子A657配位原子X0311若所讨论的是离子或带电荷的基团，则应减去（或加上）正（或负）离子的电荷数。II）确定中心原子A的价电子层中的电子对数=总价电子数的一半，包括孤对电子数和多出的单电子数（单电子数算一对电子）。III）根据中心原子周围的价电子对数，查表找出理想的几何结构图形。IV）将配位原子排布在中心原子周围，每一对电子联结1个配位原子，剩下的未结合的电子对即为孤对电子。V）根据孤对电子，成键电子对之间相互斥力的大小，确定排斥力最小的稳定结构，并估计这种结构与理想几何构型的偏离程度。AM,”型分子中A原子价层电子对的排列方式与分子的空间构型A原子的电子对数成键电子对数孤对电子对数中心原子A的价层电子对排布方式分子的形状例220直线型直线型330平面三角形平面三角形碇21三角形XV形刖a,咫 ssq,畋-440四面体四面体也 耽C）价层电子对互斥理论的应用一一1 确定分子的空间构型 131四面体三角锥NHHQ+,町22四面体/V 形HJO,H2S50三角双锥三角双锥PCly531三角双锥不规则 四面体的J。骂32三角双锥1T 形23三角双锥直线皿/一60八面体八面体VSF,SiF：-651八面体四方角V锥氏42八面体*平面四方比较键角大小a.根据斥力：孤对 成键 单电子 叁键双键单键b.根据AXm中A和X电负性的不同A相同，X不同，则X电负性越大，成键电子对越远离A,键角越小；X相同，A不同，则A电负性越大，成键电子对越靠近A,键角越大。1 判断中心原子的杂化类型2.4.4分子间力1.分子的极性在任何一个分子中都可以找到一个正电荷中心和一个负电荷中心，如果正电荷中心与负电荷中心不重合，则为极性分子。若分子的正负电荷的重心重合，则为非极性分子。一般用分子的偶极矩打来衡量分子的极性大小，分子的偶极矩五定义为分子的偶极长”和偶极上一端电荷的点积。即：立”.偶极矩的单位为德拜（D ebye,简写为D）。双原子分子：分子的极性取决于键的极性；如非极性分子H2、Ch；极性分子HC1、CO.多原子分子：分子的极性取决于键的极性和分子空间构型。如非极性分子CO?、BF3；非极性分子NH3、H202.分 子 间 力（范德华力）的类型（1）瞬间偶极和色散力当两个非极性分子相互靠近时，由于电子的运动和原子核的振动会使分子中的电荷产生瞬间的相对位移，使正电荷中心和负电荷中心发生偏离，从而产生瞬间偶极,分子发生变形。分子越大越复杂，这种变形就越显著。这种瞬间偶极也会诱导相邻的分子产生瞬间偶极，两个分子可以靠这种瞬间偶极相互吸引在一起，且两个瞬间偶极的异极相对。这种 由 于“瞬间偶极”而产生的相互作用力称为色散力。在非极性分子与极性分子之间、极性分子与极性分子之间，也存在着色散力。（2）诱导偶极和诱导力当极性分子与非极性分子相互靠近时，非极性分子受到极性分子偶极（称为固有偶极或永久偶极）的作用，本来重合的正负电荷中心会发生偏离而产生诱导偶极。这种诱导偶极与永久偶极间的相互作用力称为透导力。（3）固有偶极和诱导取向力具有固有偶极的极性分子相互接近时，具有静电性质的偶极同性相斥、异性相吸，使分子发生转动，产生异极相邻的状态，这种由于固有偶极的取向而产生的分子间作用力称为取向力。（a）色散力的产生（b）诱导力的产生（c）取向力的产生分子间互相作用示意图3.分子间力的性质与化学键的关系分子间力永远存在于分子或原子间。分子间力一般没有方向性和饱和性，且其作用范围较小。分子间力的大小比化学键的键能约小一至二个数量级。化学键的性质和键能主要决定物质的化学性质，而分子间力主要对物质的物理性能如熔点、沸点、溶解度等有较大的影响。在同类型的化合物中，分子间力随分子量的增大而增大，物质的熔点、沸点相应升高。2.4.5氢键1.氢键形成的条件（1）分子中必须有H原子，且与电负性很大的元素X（如F、0、N等）形成共价键：（2）分子中有电负性很大、半径较小、且带有孤对电子的原子。2.氢键的类型分子间氢键：同种分子间氢键，如冰（H 9）n、（HF）n；不同种分子间氢键，如H 8与NHs、H20与C2H5OH。分子内氢键：如邻硝基苯酚。0，0H分子内氢键HH/b/、/H H H H分子间氢键3.氢键的特点本质属静电引力，但是具有方向性和饱和性。氢键的键能一般在15 35kJ mo左右，比分子间力稍大，但比化学键要弱的多。4.氢键对化合物性质的影响因为分子间形成氢键，HzO、HF和 NH3的熔点和沸点与同族氢化物相比反常地升高。氢键的形成对物质的溶解度、黏度、硬度和酸碱性均有影响氢化物的沸点5.氢键的实例：蛋白质分子之所以具有a螺旋结构，DNA具有双螺旋结构，也是因为碱基配对时能够形成氢键。2.5晶体的结构固态物质又可以分为晶体和无定形体。雌是由在空间排列得很有规律的微粒（原子、离子、分子等）组成的，具有固定的外形，固定的熔点，表现出各向异性，而无定形体没有这种性质。组成晶体的微粒（看作点）按照一定的方式作周期性的规则排列，组成的几何图形叫做晶橙，晶体中的最小重复单位叫晶胞.2.5.1离子晶体1.离子晶体的结构特征晶格结点：正、负离子。晶格结点间作用力：离子键。AB型离子晶体的结构：主要有Cs Cl型、Na Cl型和ZnS型。AB型离子化合物的三种晶胞示意图2.离子晶体的晶型与正负离子半径比的关系表A B型离子晶体的离子半径、配位数与晶体构型半径比r W晶体构型配位数实例0.225-0.414ZnS型4ZnS、ZnO、BeO、BeS、CuCk CuBr 等0.414-0.732Na Cl 型6Na CI、KC1、Na Br、LiF、Ca O、MgO 等0.732-1Cs Cl 型8Cs Ck Cs Br、NH4Ck T1CN(a =0.414(b)y i 0.414(c)-f*4)3 24H2O和摩尔盐(NH4ASO4 FeSO4 6H2O；配合物，如Cu(NH3)4SOa,K3Fe(C2O4)3 3H2O 和Co(NH3)6Ch 等。例如，摩尔盐(NHO2SO4 FeSCh 6H?O的制备 先由铁屑与稀H fC h反应制得FeSO”，根 据 FeSCh的量，加入与其等摩尔的(NH5S0，二者发生反应，经过蒸发、浓缩、冷却，便得到摩尔盐晶体.其反应方程式为:FeSO4+(NH4)2SO4+6H2O(NH4)2SO4-FeSO4-6H2O(4)非水溶剂制备化合物 对大多数溶质而言，水是最好的溶剂。水价廉、易纯化、无毒、容易进行操作。但有些化合物遇水强烈水解，所以不能从水溶液中制得，需要在非水溶剂中制备。常用的无机非水溶剂有液氨，H2s Ch,H F等；有机非水溶剂有冰醋酸，氯仿、CS2和苯等。例如，SnL遇水即水解，在空气中也会缓慢水解，所以不能在水溶液中制备SnL。将一定量的锡和碘，用冰醋酸和醋酸醉作溶剂，加热使之反应，而后冷却就可得到橙红色的Snh晶体。反应方程式为：冰醋酸+醋酸酊2.无机化合物的提纯(1)重结晶方法如下所示：不难看出，在重结晶的过程中将要损失一部分被提纯物质。这是重结晶法不可避免的缺点。若需进一步提高纯度可再做一次重结晶，称为二次重结晶。(2)化学迁移反应化学迁移反应是指一种不纯的固体物质，在一定温度下与一种气体反应形成气相产物，该气相产物在不同温度下，又可发生分解，重新得到纯的固体物。例如提纯粗银时，粗银与C 0在50 80反应形成Ni(CO)4气态物质，然而该物质在180 200。下会发生分解作用，析出纯净的银：50800cNi(g)+4CO(g).-=Ni(CO)4(g)180 200Ni(CO)4(g)=,、Ni(g)+4CO(g)分解(3)升华固体物质受热后不经过液体阶段，直接变成气体的现象称为升华。冷凝升华的物质，便可得到纯品。升华分为常压升华和真空升华。后者主:要用于难升华物质，如金属的纯制。升华操作是将欲纯化的固体物质和冷凝器密封在石英管或陶瓷管中(也可置于堀期内，再放至管中)，受热后，升华的物质便沉积在冷凝器表面。固体碘便可用升华的方法进行纯化。除了上述方法外还有许多其他提纯物质的方法，如：萃取法、层析法、重力分离法等。制备的无机化合物经提纯后，可通过测定其熔点、沸点、电导率、粘度等对其进行鉴定，同时还需通过化学分析以及仪器分析的方法鉴定其化学结构和杂质含量。3.1 化学反应、化学反应方程式及计量关系3.1.1 化学反应和化学变化化学反应的特点：1)在反应中物质会发生变化，即旧的物质的破坏和新的物质的生成；2）在化学反应的过程中伴随有物质结构的变化。3）伴随有不同程度的能量变化（通常以热能形式表现）。这种能量与结构的变化趋势与所发生的化学反应有着本质上的内在联系：一般而言，一个化学反应在一定的条件下要正向进行，总是趋向于使体系稳定：尽可能使体系能量降低；尽可能使产物结构稳定。3.1.2 化学反应方程式化 学 反 应 方 程 式 的 作 用 是 以 正 确 而 简 洁 的 方 式 定 性 和 定 量 地 描 述 化 学 变 化 过 程。2Ag+（a q）+H2S（a q）Ag2S（s）+2H+（a q）3.1.3 化学反应中有关量的研究质量和能量1.质量守恒定律在化学变化过程中，没有质量的增加或减少一一质量守恒。2.能量守恒定律不同形式的能量，例如热能、光能、机械能以及化学能可以彼此相互转换但是不能创造或消失一一能量守恒。3.元素分析一一定组成定律和倍比定律定比定律（或定组成定律）：当元素化合成一种化合物时，各化合元素间的质量比是不变的。3.1.4化学反应方程式中的计量关系一一物质不灭的实质化学方程式表示在化学反应中每种元素的原子数是不变的；通过化学反应，既不会产生净电荷，也不会使之消失。匆+飙.阿 Zn+2H+毋+国T3.2化学反应进行的方向3.2.1 化学热力学基本概念热力学是研究各种形式的能量相互转化规律的科学。化学热力学研究要解决：1）在指定条件下，某一化学反应进行时，与外界要交换多少能量；2）在指定条件下，某一反应能否进行，反应的限度如何？简而言之，即判断化学反应的方向和限度。一些热力学的基本概念:体系与环境1.体系和环境被研究的物质系统（对象）称体 系;体系以外并与体系相联系的所有部分称坯 境。按照体系、环境间物质、能量的交换关系，热力学体系可分为：敞开体系一体系与环境之间既有能量传递又有物质交换；封闭体系体系与环境只有能量传递但没有物质交换；孤立体系一体系与环境之间既没有能量传递又没有物质交换。我们一般主要讨论封闭体系。2.状态和状态函数一个体系的状态可由它的一系列物理量来确定；体系的状态是体系所有性质的综合表现。我们把确定体系状态的物理量称为状态函数。状态函数有三个相互联系的特征：I）状态一定值一定;2）殊途同归变化相等；3）周而复始变化为零。状态函数若具有加和性（如 V、m）,则称其具有容量性质，称为容量性质的状态函数；若没有加和性（如 T、P）,则称其具有强度性质（与物质的量无关），称为强度性质状态函数。3.过程和途径体系的状态发生变化时，状态变化的经过称为过程。完成这个过程的具体步骤则称为途径。常见的热力学过程有：1）等温过程体系的始态温度与终态温度相同，并等于环境的温度（TI=T2=T用）2）等压过程始态、终态的压力与环境相同（pi=p2=pQ3）等容过程体系的体积不发生变化（V i=V 2）4）绝热过程体系与环境之间无热量交换（Q=0）5）循环过程过程进行后，系统重新回到初始状态。6）可逆过程它是一种在无限接近于平衡并且没有摩榛力条件下进行的理想过程，也是在热力学研究中非常重要的一种过程。4 .功和热热力学中把体系与环境之间因温度差而变化的或传递的能量形式称为热，以Q表示。除热以外的能量交换形式都称为功，以W 表示。在热力学中把各种功分成两大类：一是体系反抗外压所作的“膨胀功”或称“体积功”：另一类是除“膨胀功”以外的“其它功”或称之为“有用功”、“非体积功”。在热力学规定：体系从环境吸收热量，Q 0；向环境放热，Q 0；环境对体系作功，W+5 0,8H M 4H,O(O +3 C O,根据盖斯定律：DH4=(DH|X 3)+(DH2X 4)+(-D H j)=(-393.5X3)+(-285.8X 4)+2219.9=-103.8kJ moF,(2)生成热法：生成热:由稳定单质生成某化合物或单质的反应称为该物质的生成反应，对应于生成反应的反应热称为该物质的生成热。某温度下，由处于标准状态的各种元素的最稳定单质生成标准状态下1 mol(化学式)某纯物质的反应热，称为该物质的在这种温度下的标准摩尔生成热,简称为标准生成热。记作：AfHm”，单位为kJ mol;而相应的反应称为生成反应。处于标准状态下的最稳定的单质的标准摩尔生成热是零.AfHm称为恒压下的摩尔生成热，f表示生成，表示物质处于标准态。有关标准态的规定：固、液体，纯相，X i=l；(标准状态)溶液中的物质A,ni A=1.0mol k g r或CA=lmol/L；气相物质，标准状