《期末复习-物质结构基础》由会员分享，可在线阅读，更多相关《期末复习-物质结构基础（42页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、题型分布（总分100分）：选择题30（15题，每题2分）；填空2030（1015题，每题2分）；计算题30（3题，每题10分）；问答题1020（24题）。,各章分数分布(大约)： 第1章 热力学（含理想气体）：15分； 第2章 化学反应基本原理（包括反应方向、化学平衡和化学反应速率）20分； 第3、4章 水化学和电化学（包括溶液通性、酸碱平衡、配离子平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原反应配平、电极电势及其应用、电池电动势、电解） 40分（包含计算题）； 第5章 物质结构基础（包括原子结构、多电子原子，分子结构、固体结构） 25分。,期末复习,物质结构基础,一、原子结构1.氢原子轨道微观粒子运动的波粒
2、二象性，能量量子化和统计性规律； 波函数由三个量子数确定：主量子数 n 确定原子轨道的能量(能级)，角量子数 l 确定轨道的形状，磁量子数m决定轨道的空间取向。另一量子数 ms1/2, 代表电子两种不同的自旋状态。, 四个量子数的取值范围为：n = 1, 2, 3, l = 0, 1, 2, n-1 共可取 n个数值 m = 0, 1, 2, l 共可取 2l+1个数值 。ms = 1/2, 四个量子数的物理意义,(1) 主量子数n：n = 1, 2, 3正整数，它决定电子离核的远近和能级, n 越大能级越高。 (2) 角量子数l：l = 0, 1, 2, 3n-1，以s，p，d， f 对应的
3、能级表示亚层，它决定了原子轨道或电子云的形状，决定电子能量的次要因素。 (3) 磁量子数m：原子轨道在空间的不同取向，m = 0, 1, 2, 3, ., l, 一种取向相当于一个轨道，共可取 2l + 1个数值。或 m值反映了波函数(原 子轨道)或电子云在空间的伸展方向。 (4)自旋量子数ms： ms = 1/2, 表示同一轨道中电子的二种自旋状态 。, 轨道数：当三个量子数各自数值一定时，波函数的表达式也随之而定，因此，波函数(轨道)的数目等于三个量子数的组合数。例如，n=1, l=0, m=0，只有一种组合形式，即(1, 0, 0)，就是1s。,n = 2 l = 0， m = 0 2s
4、l = 1， m = 0 , 1 2px 2py 2pz 共有4种组合形式。 n = 3 l = 0， m = 0 3sl = 1 m = 0 , 1 3px 3py 3pzl = 2 m = 0 , 1, 2 3d(？) 共有9种组合形式。,氢原子轨道与量子数的关系,原子轨道角度分布图的特征： 除了s 轨道外，其他轨道的角度分布图均有正、负值。 角度分布图与n无关，主要取决于l 的数值，如2p，3p，4p均为相切双球面。 当l 相同时，角度分布图最大值取向与m有关，分别标在轨道符号右下脚，如：2px，3dx2-y2，4dxy等。, 原子轨道角度分布图和电子云角度分布图,电子云：以小黑点的疏密
5、表示几率密度分布的图形，可用来反映电子在空间某位置上的单位体积内出现的概率（即概率密度）的大小。,电子云角度分布特征如下: 1) 从外形上看，s、p、d电子云角度分布图的形状与波函数角度分布图的相似，但 p、d电子电子云的角度分布图较“瘦”些。 2) 波函数角度分布图中有正负之分（cos有正负）。但cos2却无正负，故电子云角度分布图无正负。 3) 电子云角度分布图和波函数角度分布图都只与 l，m有关，而与n无关。,二、多电子原子轨道,轨道：与氢原子类似，其电子运动状态可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s 能量：与氢原子不同,能量不仅与主量子数n有关,还与角量子数l 有关
6、,在外加场的作用下,还与磁量子数 m 有关。,1. Pauling近似能级图,根据光谱实验结果，可归纳出三条规律： (1) l 相同时, 能级高低由n决定, n增大, E 增大。 (2) n 相同, l 不同时, 随 l 增大, E 增大。(3) n 和 l 均不同时，有时出现能级交错。,Pauling近似能级图,Pauling根据大量的光谱实验总结出多电子原子各轨道的能级从高到低的近似顺序。,原子轨道能级近似能级图(电子填充顺序),同一能级组中的各能级之间能量差较小，不同能级组间能量差较大。,2. 核外电子分布三原理,(1) 最低能量原理 电子在核外排列应尽可能优先占据能级较低的轨道 , 以
7、使整个原子系统能量处于最低。,(2)泡利( Pauli )不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。各电子层最多可容纳电子数为2n2。,(3) 洪德(Hund) 规则 在 n 和 l 相同的等价轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。,全满、半满、全空规则：(Hund规则的补充） 当轨道处于全满、半满或全空时，原子较稳定。,注意：电子填充时，遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则，按Pauling近似能级图的顺序进行。失电子(电离）的次序是：先失去 np，而后依次失去ns, (n-1)d, (n-2) f 能级上的电子。,徐光宪近似规律: 多电子原子
8、体系外层电子的能级与( n+ 0.7l )有关, (n+ 0.7l)值越大, 能级越高。并按其整数部分相同的能级编为一个能级组。如6s、4f、5d、6p轨道的(n+ 0.7l )值分别为6.0、6.1、6.4和6.7，都归为第6能级组。 对于离子的外层电子, (n+ 0.4l )值越大, 能级越高; 如E4sE3d，其(n+ 0.4l )值分别为4.0和3.8。可以说明原子总是先失去最外层电子的现象。,3. 核外电子构型与周期表分区的关系,s 区ns12 p 区ns2np16 d 区(n1)d18ns2 (有例外，如Pd无 s 电子) ds区 (n1)d10ns12 f 区(n2)f114ns
9、2,例. 写出Z=24的铬元素的电子排布式。,解： 原子序数为24，其中1s, 2s, 2p, 3s, 3p共5个能级9个轨道排布了18个电子。不考虑补充规则时，排列方式应是1s22s22p63s23p63d44s2，考虑补充规则时，则为,1s22s22p63s23p63d54s1 。,核外电子分布式和外层电子分布式(电子构型）,1s22s22p63s23p64s2 3d5,电子分布式：1s22s22p63s23p63d54s2 外层电子构型：3d54s2,如 25Mn：,原子芯,外层电子分布式又称外层电子构型或特征电子构型。书写原则如下：,(1) 主族元素: 写出最外层的s轨道和p轨道上的电
10、子分布。如氯原子的外层电子分布式为：3s23p5。,(2) 副族元素: 写出最外层 s 电子和次外层 d 电子的分布形式。如Mn原子的外层电子构型为：3d 54s 2，Pb为：5s25p65d106s2。,(3) 镧系和锕系元素：写出(n-2)层的f 轨道和最外层的s 轨道上的电子分布。少数元素 (n-1) 层的d 轨道上有电子，也应写出。,周期表分区和离子的电子构型: 8电子构型：s 区正离子，p区负离子（Li为2电子构型） 917电子构型：d 区正离子 18电子构型：ds 区（1价IB族和2价B族离子） 182电子构型：p 区正离子 注意：负离子仅有8e构型，正离子以上各种都有。,3. 核
11、外电子构型与周期表分区的关系,4. 元素性质的递变规律,电子亲和能,二、分子结构,2. 价键理论,1. 离子键理论,离子键是由正、负离子的静电引力形成， 没有方向性、没有饱和性。,一般由活泼金属元素和非金属元素组成。相互作用的原子的的电负性差值越大，形成的键的离子性越强。,由于相邻两原子间自旋相反的未配对电子相互配对而形成的。在成键时原子轨道要对称性匹配并实现最大程度的重叠(原子轨道同号重叠),所以共价键有饱和性和方向性。类型有键(头碰头)、键(肩并肩)。共价键的性质可用键长、键角、键级、键能等参数描述。,3. 杂化轨道理论,杂化轨道理论强调成键时能级相近的原子轨道互相杂化，以增强成键能力，可
12、以用来解释分子的空间构型。一般有sp、sp2、sp3杂化(有等性和不等性），对应于等性杂化的空间构型为直线型、平面三角形、正四面体。,在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道，这种轨道重新组合过程就叫做杂化，所形成的新轨道就称为杂化轨道。杂化轨道与其它原子的原子轨道重叠形成化学键。,4. 价层电子对互斥理论(VSEPR法),LP-LP LP-BP BP-BP,价层电子对=键电子对+孤对电子对,(VP) (BP) (LP),通常采取对称结构,分子或离子的空间构型主要取决于中心原子的价层电子对数目（包括成键电子对和未成键的孤电子对）。分子或离子
13、的构型总是采取价层电子对相互排斥最小的那种构型。,价层电子对数 = (中心原子价电子数 + 配位原子提供的电子数 离子电荷数)/ 2 作为配体：H和(X)卤原子各提供一个价电子，O和 S 提供的电子数为0。 中心原子: 卤素提供的价电子数为7;O、S提供的价电子数为6。,中心原子价层电子对数的确定,正离子应减去电荷数, 负离子应加上电荷数。,分子或离子的空间构型,5. 分子的极性,键的极性决定于相邻原子间共用电子对有无偏移，键的极性大小通常可用两元素之间的电负性差值来估量，电负性相差越大，键的极性也越强。,分子的极性决定于整个分子的正、负电荷中心是否重合，重合的为非极性分子，不重合的是极性分子
14、。即0，则l0，分子有极性，并且的值越大，则 l 值越大，亦即正、负电荷中心间距离越大，分子的极性也越大。,双原子分子：分子极性和键的极性一致。键有极性，分子必然有极性，且键的极性越强，分子的极性也越强。,多原子分子：分子的极性除决定于键的极性外，还和分子的空间构型有关。空间构型完全对称，键的极性相互抵消，分子为非极性，如CO2；空间构型不完全对称，键的极性不能或不完全抵消，分子显极性，如H2O(V形)。,非极性分子间只有色散力；非极性分子与极性分子间存在色散力和诱导力；极性分子与极性分子之间存在色散力、诱导力和取向力。,6. 分子间力（Van der Waals）,三种力中以色散力为主，诱导
15、力一般很小，取向力只在强极性分子间才起主导作用。色散力与分子的极化率（变形性）有关。极化率（变形性）越大，色散力越大。,分子间力是决定物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质的主要因素。一般而言，结构相似的同系列物质，分子量越大，分子间力越强，物质的熔点、沸点就越高。溶解度的大小可根据“相似相溶”原理来判断。,氢键存在于H 原子和电负性较大、半径小，具有孤对电子的原子（如F、O、N等）之间。氢键有方向性和饱和性，有分子间和分子内之分。,对分子晶体，分子间有氢键存在的物质的熔点、沸点稍高；能相互形成氢键的物质，一般也能相互溶解。,三、晶体结构,1. 晶体的特征,晶体的特征：具有规则的几何外形、固定的熔点和各向异性。,由原子、离子或分子在空间按一定规律周期性地重复排列构成的固体,叫晶体。(长程有序)微粒作无规则排列所构成的固体，叫非晶体。 (短程有序 、长程无序),2. 晶体的类型,根据晶体结构中微粒间作用力的不同，可将晶体划分为离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体等四种基本类型。,晶体的基本类型,在不同类型的晶体中，由于微粒间的作用力不同，所以，熔点、沸点和导电、导热等物性明显不同。,3. 离子晶体,三种典型的AB型离子晶体：NaCl型：配位比为6 : 6；CsCl型：配位比为8 : 8； ZnS型：配位比为4 : 4,
