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大学无机化学知识点总结.doc

大学无机化学知识点总结.doc

上传者: 风_清清4902824317865 2017-09-01 评分 0 0 0 0 0 0 暂无简介 简介 举报

简介:本文档为《大学无机化学知识点总结doc》,可适用于表格/模板领域,主题内容包含无机化学有机化学物理化学分析化学无机化学元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学(即络合物化学)、同位素化学、生物无机化学、金符等。

无机化学有机化学物理化学分析化学无机化学元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学(即络合物化学)、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。有机化学普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。物理化学结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。分析化学化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法在线分析、活性分析、实时分析等各种物理化学性能和生理活性的检测方法萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法分离分析联用、合成分离分析三联用等。第一章:气体第一节:理想气态方程、气体具有两个基本特性:扩散性和可压缩性。主要表现在:气体没有固定的体积和形状。不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。气体是最容易被压缩的一种聚集状态。,,PV,nRT、理想气体方程:为气体摩尔常数数值为=J,mol,KRR、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。第二节:气体混合物、对于理想气体来说某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。、Dlton分压定律:混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。、(=KSTP下压强为KPa=mmHg=cmHg)第二章:热化学第一节:热力学术语和基本概念、系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同将系统分为:封闭系统:系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。敞开系统:系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。隔离系统:系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。、状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函数的变化量只与始终态有关与系统状态的变化途径无关。、系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成可以是气、液、固等不同的聚集状态。、化学计量数对于反应物为负对于生成物为正。,nn,,反应后反应前t(kesai)、反应进度=单位:mol,,化学计量数第二节:热力学第一定律、系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温对大小,分别为反应物A和B的浓度单位为AB,,分别称为AB的反应级数,,称为总反应级数。反应级数可以是零、正整数、分数也可以是负数。零级反应得反应物浓度不影响反应速率。(反应级数不同会,,,kkkmol,L,ss导致单位的不同。对于零级反应的单位为一级反应的单位为,,,,kkmol,L,smol,L,s二级反应的单位为三级反应的单位为)、由实验测定反应速率方程的最简单方法初始速率法。在一定条件下反应开始时的瞬时速率为初始速率由于反应刚刚开始逆反应和其他副反应的干扰小能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物按不同组成配置成一系列混合物。对某一系列不同组成的混合物来说先只改变一种反应物A的浓度。保持其他反应物浓度不变。在某一温度下反应开始进行时记录在一定时间间隔内A的浓度变化作出图确定t=是的瞬时速率。也可以控制反应条c,tA件是反应时间间隔足够短这时可以把平均速率作为瞬时速率。cAt、对于一级反应其浓度与时间关系的通式为:,,ktcA第三节:温度对反应速率的影响Arrhenius方程E,ERTaakb、速率系数与温度关系方程:,,=,,kk,keaRT,,Ek,a,,实验活化能单位为。为指前参量又称频,,cKJ,molEka,,kRTTT,,k率因子。与具有相同的量纲。与是两个经验参量温度变化不大时视为与温kEka度无关。、对Arrhenius方程的进一步分析:,k在室温下每增加将使值降低。在室温相同或相近的情况下KJ,molEakk活化能大的反应其速率系数则小反应速率较小小的反应较大反应速EEaa率较大。kk对同一反应来说温度升高反应速率系数增大一般每升高值将增大,倍。kk值增大倍数小在低温区值增大倍对同一反应来说升高一定温度在高温区数大。因此对一些在较低温度下进行的反应升高温度更有利于反应速率的提高。kk对于不同的反应升高相同温度大的反应值增大倍数大小的反应值增EEaa大倍数小。即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用。第四节:反应速率理论与反应机理简介、=(正)(负),HEErmaa、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能第五节:催化剂与催化作用、催化剂是指存在少量就能显著加速反应而本身最后并无损耗的物质。催化剂加快反应速率的作用被称为催化作用。、催化剂的特征:催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用热力学上不可能发生的反应催化剂对它不起作用。催化剂只改变反应途径(又称反应机理)不能改变反应的始态和终态它同时加快了正逆反应速率缩短了达到平衡所用的时间并不能改变平衡状态。催化剂有选择性不同的反应常采用不同的催化剂即每个反应有它特有的催化剂。同种反应如果能生成多种不同的产物时选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性否则将失去活性或发生催化剂中毒。第四章:化学平衡熵和Gibbs函数第一节:标准平衡常数、平衡的组成与达成平衡的途径无关在条件一定时平衡的组成不随时间而变化。平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度。平衡组成取决于开始时的系统组成。aAgbBaqcCs,xXgyYaqzZl、对可逆反应来说其标准平衡常数xy,,pxpcYc,,,,,K,ab,,,,,,pApcBc、两个或多个化学计量式相加(或相减)后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积(或商)这称为多重平衡原理。第二节:标准平衡常数的应用、反应进度也常用平衡转化率来表示。反应物A的平衡转化率表达式为,AnAnA,eqA,,nA,,,、J表示反应商。若J<则反应正向进行若J=则反应处于平衡状态若J>KKK则反应逆向进行。第三节:化学平衡的移动、浓度对化学平衡的影响:浓度虽然可以使化学平衡发生移动但并不能改变化学平衡常,数的数值因为在一定温度下值一定。当反应物浓度增加或产物浓度减少时平K衡正向移动当反应物浓度减少或产物浓度增加时平衡逆向移动。、压力对化学平衡的影响:综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变。、温度对化学平衡都影响:温度变化引起标准平衡常数的改变从而使化学平衡移动。温度对标准平衡常数的影响用van’tHoff方程描述。,,,,,HKrm,,,,,,,RTTK,,第四节:自发变化和熵、自发变化的基本特征:在没有外界作用或干扰的情况下系统自身发生的变化称为自发变化。有的自发变化开始时需要引发一旦开始自发变化将一直进行达到平衡或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态。自发变化不受时间约束与反应速率无关。自发变化必然有一定的方向性其逆过程是非自发变化。两者都不能违反能量守恒定律。非自发变化和自发变化都是可能进行的。但是只有自发变化能自动发生而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生。没有外部作用非自发变化将不能继续进行。、在反应过程中系统有趋向于最低能量状态的倾向常称其为能量最低原理。相变化也具有这种倾向。、系统有趋向于最大混乱度的倾向系统混乱度的增加有利于反应的自发进行。,、纯物质完整有序晶体在K时熵值为零SH,aq,K,m、熵与物质聚集状态有关。同一种物质气态熵值最大液态次之固态熵值最小。,有相似分子结构且相对分子质量又相近的物质其S值相近。分子结构相近而相对m分子质量不同的物质其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大。物质的相对分子质量相近时分子构型越复杂其标准摩尔熵值越大。、反应的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反应物的标准摩尔熵值之和、在任何自发过程中系统和环境的熵变化总和是增加的。即:,S,,S,S,zongxitonghuanjing,S,自发变化zong,S,非自发变化zong,S,平衡状态zongH,、S,,,huanjingT第五节:Gibbs函数GG,H,TS、Gibbs函数被定义为:,被称为Gibbs自由能。、在不做体积功和定温定压条件下在任何自发变化中系统的Gibbs函数是减少的由,G,,H,T,S得,S<,>时反应能正向进行。当,H,S当>,<时反应在高温下能正向进行。,H,S当<,<时反应在低温下能正常进行。,H,S当,H>,<时反应不能正向进行。、当时的在吸热熵增反应中是反应能正向进行的最低温度在放热,H,T,S,,G,T熵减反应中是反应能正向进行的最高温度。因此这个温度就是反应是否能够正向进行的转变温度。,、物质B的标准摩尔生成Gibbs函数,G(B相态T)是指在温度T下由参考状态单fm质生成物质B(且时)的标准摩尔Gibbs函数变。,,B,,,,、,G<时反应多半能正向进行,G>时反应大多逆向KJ,molKJ,molfmfm,,,进行,GKJ,mol<<KJ,mol时要用来判断反应方向。,Gfmrm,,HTST,,,rmrm、Van’tHoff方程:KTa,,RTR,,,,,HKKTrm,,,,,,,,RTTKT,,第五章:酸碱平衡第一节:酸碱质子理论、酸碱质子理论:凡是能释放出质子的任何含氢原子的分子或离子都是酸任何能与质子结合的分子或离子都是碱。简言之酸是质子给予体碱是质子接受体。、质子理论强调酸和碱之间的相互依赖关系。酸给出质子后生成相应的碱而碱结合质子后生成相应的酸。酸与碱之间的这种依赖关系称为共轭关系相应的一对酸和碱称为共轭酸碱对。酸给出质子后生成的碱为这种酸的共轭碱碱得到质子后所生成的酸称为这种碱的共轭酸。、酸碱解离反应是质子转移的反应。在水溶液中酸碱的电离时质子转移反应。盐类水解反应实际上也是离子酸碱的质子转移反应。、既能给出质子又能接受质子的物质称为两性物质。、酸碱的强度首先取决于其本身的性质其次与溶剂的性质等有关。酸和碱的强度是指酸给出质子和碱接受质子能力的强弱。给出质子能力强的酸是强酸接受质子能力强的碱是强碱反之就是弱酸和弱碱。、溶剂的碱性越强溶质表现出来的酸性就越强溶剂的酸性越强溶质表现出来的碱性就越强。第二节:水的电离平衡和溶液的PH,,,,K、对反应,,,,,被称为水的离子HOl,HaqOHaq,K,cHcOHww,,积常数。时K,。w第三节:弱酸、弱碱解离平衡,、酸的水溶液中存在质子转移反应:HAaqHOl,HOaqAaq其标准,,,cHOccAc,,,,,,平衡常数简写为KKHA,,a,,,cHAc,cHOcA,,,,,,称为弱酸HA的解离常数弱酸解离常数的数KHA,KHAaa,,cHA,值表明了酸的相对强弱。解离常数越大酸性越强给出质子能力越强。值受温度影Ka响但变化不大。,、在一元弱碱的水溶液中存在反应:BaqHOl,BHaqOHaq,cBHcOH,,,,,,,称为一元弱碱B的解离常数。KB,KBbb,,cBcHA、解离度的定义为解离的分子数与总分子数的比值即,解离度越,,,cHA,KHAa,,,大越大PH越小。解离度与解离常数关系为。对碱同样适用。Ka,,c第四节:缓冲溶液、同离子效应:在弱酸或弱碱的溶液中加入与这种酸或碱含相同离子的易溶强电解质使酸或碱的解离度降低。、缓冲溶液:具有能够保持PH相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变PH的溶液。缓冲溶液通常由弱酸和他的共轭碱组成。缓冲溶液PH计算公式:,,cAcA,,,,PH,pKHApH,,pKAabcHAcHA第五节:酸碱指示剂cHIn,HIn、当溶液中即时溶液呈现出的颜色当,pH,pKHIn,a,cIncHIn,,In即,时溶液呈现的颜色当pH,pKHIna,cIncHIn,即,时溶液呈现两者的混合颜色。pH,pKHIna,cIn,、指示剂的变色范围是但是由于人的视觉对不同颜色的敏感度的差异实pKHIn,a际变色范围常常小于两个pH单位。第六节:酸碱电子理论、酸是任意可以接受电子对的分子或离子酸是电子对的接受体必须具有可以接受电子对的空轨道。碱则是可以给出电子对的分子或离子碱是电子的给予体必须具有未共享的孤对电子。酸碱之间以共价键相结合并不发生电子对转移。第七节:配位化合物、在配合物中Lewis酸被称为形成体(或中心离子)Lewis碱被称为配体。配合物的定义是形成体与一定数目的配体以配位键按一定的空间构型结合形成离子或分子。这些离子或分子被称为配位个体。形成体通常是金属离子或原子也有少数是非金属元素(B,P,H)。通常作为配体的是非金属的阴离子或分子。、在配体中与形成体成键的原子叫做配位原子配位原子具有孤对电子。常见的配位原子有F,Cl,Br,I,S,N,C等。配体中只有一个配位原子的称为单齿配体有两个或两个以上配位原子的称为多齿配体。在配位个体中与形成体成键的配位原子个数叫作配位数。常见多齿配体有:、配合物的化学式:配合物的化学式中首先应先列出配位个体中形成体的元素符号在列出阴离子和中性分子配体将整个配离子或分子的化学式括在方括号中。、配合物的命名:命名时不同配体之间用隔开。在最后一个配体名称后缀以“合”字。含配阴离子的配合物的命名遵照无机盐命名原则。例如为硫酸四氨,,CuNHSO合铜为氯化六氨合铂。,,PtNHCl含配阴离子的配合物内外层间缀以“酸”字。例如为六氰合铁酸钾,,KFeCN配体的次序:含有多种无机配体时通常先列出阴离子名称后列出中性粒子名称。例如为三氯氨合铂酸钾,,KPtClNH配体同是中性分子或同是阴离子时按配位原子元素符号的英文字母顺序排列例如,,氯化五氨水合钴。CoNHHOCl若配位原子相同将含原子数较少的配体排在前面较多原子数的配体排在后面若配位原子相同且配体中含有的与子数目也相同则按结构中与配位原子相连的非配位原子元素符号的英文字母顺序排列。例如,,PtNHNONH为氨基硝基二氨合铂配体中既有无机配体又有有机配体则无机配体排在前面有机配体排在后面。例如,,为三氯乙烯合铂酸钾。KPtClCH、简单配合物:配合物分子或离子只有一个中心离子每个配体只有一个配位原子与中心离子成键。螯合物:在螯合物分子或离子中其配体为多齿配体配体与中心离子成键形成环状结构。多核配合物:多核配合物分子或离子含有两个或两个以上的中心离子中心离子间常以配体相连。羰合物:某些d区元素以CO为配体形成的配合物称为羰合物。烯烃配合物:某些d区元素以不饱和烃为配体形成的配合物称为烯烃配合物。第八节:配位反应与配位平衡,,,,cAgcNH,,,,AgNHaq,AgaqNHaqK,、,K是配合物dd,,cAgNH,K的解离常数又称为配合物的解离常数或不稳定常数。越大配合物越不稳定。d,,cAgNH,,,,AgaqNHaq,AgNHaqK,K、,是配合物ff,,,,cAgcNH生成常数又称为稳定常数或累积稳定常数。、一般来说配合物的逐级稳定常数随着配位数的增加而减少。、以N,O,F等电负性大(吸引电子能力强)半径小难被氧化(不易失去电子)不易变形(难被极化)的原子为配位原子的碱成为硬碱。反之则为软碱介于二者之间的为交界碱。、硬酸多是电荷数较多半径较小外层电子被原子核束缚得较紧而不易变形(极化率较小)的阳离子。反之则为软酸介于两者之间的为交界酸。、常见的酸和碱分类如下:硬酸软酸交界酸酸Fe,Co,Ni,Cu,Cu,Ag,Au,Tl,Hg,H,Li,Na,K,Zn,Pb,Sn,Sb,Cd,Pd,Pt,Hg,Be,Mg,Ca,CHHg,I,Br,Bi,BCH,SO,Sr,Mn,Al,金属原子„Sc,Ga,In,NO,CH,GaHLa,Co,Fe,As,Si,Ti,Zr,Sn,BFAlCH硬碱软碱交界碱,,,,,,,碱CHNH,N,Br,HO,OH,F,S,RS,I,SCN,,,,,,NO,SO,NCHCOOSO,CN,CO,,,,,PO,SO,Cl,CH,CH,H,,,,,CO,ClO,NO,RROH,RO,NH,RNH,NH、软硬酸碱原则:软亲软硬亲硬第六章:沉淀溶解平衡第一节:溶解度和溶度积、溶解度:在一定温度下达到溶解平衡时一定量溶剂中含有的溶质质量。、常见无机化合物溶解性:常见无机酸是可溶的硅酸是难溶的BaOHSrOH,CaOH氨、族氢氧化物是可溶的是微溶的其余元素IA的氢氧化物都是难溶的。BaNO几乎所有的硝酸盐都是可溶的是微溶的。BeAc大多数醋酸盐是可溶的是难溶的。大多数氯化物是可溶的PbCl是微溶的AgCl,HgCl是难溶的。大多数溴化物碘化物是可溶的PbBr,HgBr是微溶的AgBr,HgBr,AgI,HgI,PbI,HgI是难溶的。CaSO,AgSO,HgSOSrSOBaSOPbSO大多数硫酸盐是可溶的是微溶的,,是难溶的。NHS大多数硫化物是难溶的第一主族第二主族金属硫化物和是可溶的。多数碳酸盐磷酸盐亚硫酸盐是难溶的第一主族(Li除外)和铵离子的这些盐是可溶的。NHF,AgF,BeF多数氟化物是难溶的第一主族(Li除外)金属氟化物是可溶的是微溶的。SrF,BaF,PbF几乎所有的氯酸盐高氯酸盐都是可溶的是微溶的KClO几乎所有的钠盐钾盐均是可溶的是难溶的。,,,,NaSbOH,NaAc,ZnAc,UOAc,HO,KNaCoNOmn,、对于一般沉淀反应来说:溶度积的通式是ABs,nAaqmBaqnmnm,mn,KAB,,,cAcB,,spnm、难溶电解质的溶度积常数的数值在稀释溶液中不受其他离子存在的影响只取决于温度。温度升高多数难溶化合物的溶度积增大。第二节:沉淀的生成和溶解、同离子效应:在难溶电解质的饱和溶液中加入含有相同离子的强电解质时难溶电解质的溶解度将降低。同离子效应使难溶电解质的溶解度降低。、盐效应使难溶电解质溶解度增大。一般来说若难溶电解质的溶度积很小时盐效应的影响很小可忽略不计若难溶电解质的溶度积较大溶液中各种离子的总浓度也较大时就应考虑盐效应的影响。、金属硫化物的溶解平衡:,,,,cMcHS,MSsHOaq,MaqHSaqHOlK,,spa,,cHO,K称为在酸中的溶度积常数。spa、某些难容硫化物的溶度积常数:第七章:氧化还原反应电化学基础第一节:氧化还原反应基本概念、有电子得失或转移的反应称为氧化还原反应。、表示元素氧化态的数值称为氧化数又称氧化值。在单质中元素氧化值为零。在单原子离子中元素氧化值等于离子所带电荷数。在大多数化合物中氢的氧化值为只有在金属氢化物中氢的氧化值为。通常在化合物中氧的氧化值为但是在等过氧化物中养的氧HO,NaO,BaO化值为在氧的氟化物中如OF,OF中氧的氧化值为。在所有氟化物中氟的氧化值为。碱金属和碱土金属在化合物中氧化值分别为和。在中性分子中各元素氧化值代数和为零。在多原子离子中各元素氧化数代数和等于离子所带电荷数。第二节:电化学电池、电池图示:将发生氧化反应的负极写在左边发生还原反应的正极写在右边并按顺序用化学式从左到右依次排列各个相的物质组成和状态用单垂线“,”表示相与相间的界面用双折线“‖”表示盐桥。、Faraday定律:在电化学电池中两极所产生或消耗的物质的物质的量与通过电池的电荷量成正比。当给定的电荷量通过电池时电极上所产生或消耗的物质的物质的量正比于物质的摩尔质量被对应于半反应每摩尔物质每摩尔物质所转移的电子数除的商。z,对于半反应根据Faraday定律第一:电极上沉淀出或消耗Baqze,Bs掉的正比于通过电池的电荷量Q。Q越大越大。第二:当通过电池的电荷量mBmBQ一定时正比于为物质的摩尔质量。mBMBzMBB、Faraday常量表示一摩尔电子所带的电荷量,,,F被称F,Cmol,C,mol为Faraday常量、当原电池放电时两极间的电势差将比该电池的最大电压要小。这是因为驱动电流通过电池需要消耗能量或者称其为要做功产生电流时电池电压的降低正反映了电池内所消耗的这种能量而且电流越大电压降低越多。因此只有电池中没有电流通过时电池才具有最大电压又称其为开路电压。当通过原电池的电流趋近于零时两电极间的最大电势差被称为原电池的电动势用表示。EMF,、当电池中各物质均处于标准状态时测定的电动势被称为标准电动势用表示。EMF、可逆电池必须具备以下条件。第一:电极必须是可逆的即当相反方向的电流通过电极是电极反应必然逆向进行电流停止反应也停止。第二:要求通过电极的电流无限小电极反应在接近于电化学平衡的条件下进行。,,、电池反应的标准摩尔Gibbs函数变。,G,,zFErmMF第三节:电极电势、原电池的电动势是构成原电池的两个电极间的最大电势差即正极电势减去负极电E势等于电池的电动势:。EE,E,E,MF,、电极电势的绝对值无法确定常选取标准氢电极(简写为SHE)作为比较的基准称其为参比电极。参比电极中最常用的是甘汞电极。、各电对的标准电极电势是以标准氢电极为参比电极并与各标准电极组成原电池时测得的电动势。使待测半电池中各物质均处于标准状态下将其与标准氢电极相连组成原电池以电压表测定该电池的电动势并确定其正极和负极进而可推算出待测半电池的标准电极电势。、电极电势高的电对为正极电极电势低的电对为负极。两电极的标准电极电势之差等于,,,E,E,E原电池的标准电极电势。即MF,Vchuan,EK,EK,、zcyangOOVchuan,EK,EK,。zcyang、如果电对的氧化型生成难溶化合物(配合物)则电极电势变小若还原型生成难溶化合物(配合物)则电极电势变大当还原型和氧化型同时生成难溶化合物(配合物),,,,KKKK若()(氧化型)<()(还原型)则电极电势变小反之则变大。spfspf第四节:电极电势的应用,E、某电对的越大其氧化型的得电子能力(氧化性)越强还原型失电子能力(还原,E性)越弱反之电对的越小其氧化型的得电子能力(氧化性)越弱还原型失电子能力(还原性)越强。,,zEzE,,,,MFMFKK,,、,G,,zFE,,rmMFVV、元素电势图:当某种元素形成三种或三种以上氧化值的氧化物时这些物种可以组成多种不同的电对各电对的标准电极电势可用图的形式表示出来这种图叫做元素电势图。画元素电势图可以按元素氧化值由高到低的顺序把各氧化物的化学式从左到右写出来各不同氧化物之间用直线连接起来在直线上表明不同氧化值物种所组成的电对的标准电极电势。,,ELER,,、歧化反应发生的一般规则:,若<则B能发生歧A,,,,B,,,,CELER化反应第二篇:物质结构基础第八章:原子结构第一节:原子结构的Bohr理论,,、电子的电量为,电子的质量为。Cg、每种元素的原子辐射都具有一定频率成分构成的特征光谱它们是一条条离散的谱线被称为线状光谱即原子光谱。,,,,,、氢原子光谱的频率公式:,,,s,,nn,,、Bohr原子结构理论定态假设原子的核外电子在轨道上运行时只能够稳定的存在于具有分立的固定能量的状态中这些状态称为定态(能级)即处于定态的原子的能量是量子化的。此时原子并不辐射能量是稳定的。跃迁规则原子的能量变化(包括发射和吸收电磁辐射)只能在两定态之间以跃迁的方式进行。在正常情况下原子中的电子尽可能处于离核最低的轨道上。这时原子的能量最低即原子处于基态。当原子受到辐射加热或通电时获得能量后的电子可以跃迁到离核较远的轨道上去即原子被激发到高能量的轨道上这时原子处于激发态。处于激发态的电子不稳定可以跃迁到离核较近的轨道上同时释放出光子。光的频率取决于离核较远的轨道的能量()与离核较近的轨道的能量()之差:EEh,,E,E第二节:微观粒子运动基本特征hh、实物粒子波长满足,其中m为实物粒子质量v为实物粒子运动速度,,pmvp为动量。、不确定原理:对运动中的微观粒子来说并不能同时准确确定它的位置和动量。其关系h,x,x,,p,式为:式中为微观粒子位置(或坐标)的不确定度,p为微观粒子,动量的不确定度该式表明微观粒子位置不确定度与动量不确定度的成绩大约等于Plank常量的数量级。就是说微观粒子位置不确定度越小则相应它的动量不确定度就越大。、微观粒子的波动性是大量微观粒子(或者是一个粒子千万次运动)所表现出来的性质可以说物质的运动是具有统计意义的概率波在空间某个区域波强度(即衍射强度)大的地方粒子出现的机会多波强度小的地方粒子出现的机会少。从数学角度看这里说的机会是概率也就是说在空间区域内任一点波的强度与粒子出现的概率成正比。第三节:氢原子结构的量子力学描述,,,,,,,m、方程:式中是坐标的函x,y,zE,V,,Shrodinger,,x,y,zhVh数是系统总能量是势能是微观粒子质量是Planck常量。mE、主量子数在原子的电子中最重要的量子化性质是能量。原子轨道的能量主要取决于n主量子数对于氢原子和类氢原子电子的能量值取决于。的取值为,,,,nnn越大电子离核的平均距离越远能量越高。因此可将值所表示的电子等正整数。nn运动状态对应于K,L,M,N,O„电子层ll角量子数原子轨道的角动量有角量子数决定。在多原子电子中原子轨道的能量不lll仅取决于主量子数还受角量子数的影响。受限制只能取到()的整nnnl数按照光谱学的规定对应的符号为s,p,d,f,g„。一定取不同值代表同一电子nll层中不同状态的亚层。角量子数还表明了原子轨道的分布角度形状不同。=为s轨ll道其角度分布为球形对称=为p轨道其角度分布为哑铃型=为d轨道l其角度分布为花瓣形。对多电子原子来说相同越大其能量越大。nll磁量子数决定角动量在磁场方向的分量。其取值受角量子数的限制从„mmll„共有()个取值。磁量子数决定原子轨道在核外空间的取向。ml=只有一个取值表示s轨道在核外空间只有一种分布方向即以核为球心的m球形。l=有三个取值表示p亚层在空间有三个分别沿x轴y轴z轴的取m。向轨道即轨道p,p,pxyzl=有五个取值表示d亚层有五个取向的轨道分别是轨道m。d,d,d,d,dxzyzxyzx,y自旋量子数电子除轨道运动外还有自旋运动。电子自旋运动的自旋角动量有自ms旋量子数m决定。处于同一轨道上的电子自旋状态只能有两种分别用自旋磁量子数s和来确定。正是由于电子具有自旋角动量使氢原子光谱在没有外磁场,时会发生微小的分裂得到了靠的很近的谱线。l、一个原子轨道可以用nm一组三个量子数来确定但是原子层中每个电子的运动lm状态必须用nm四个量子数来确定。四个量子数确定之后电子在核外空间s的运动状态就确定了。、概率密度是空间某单位体积内电子出现的概率。电子在核外空间某区域内出现的概率等于概率密度与该区域体体积的乘积。、电子云是概率密度的形象化描述。黑点密的地方电子出现的概率大黑点稀疏的地方电子出现的概率小。、电子云有等密度图和界面图两种图示。在电子云等密度图中每一个球面上的数字表示概率密度的相对大小。在电子云界面图中界面实际上是一个等密度面电子在此界面内出现的概率高于在此界面外出现的概率低于通常认为在界面外发现电子的概率可忽略不计。N、氢原子各种状态的径向分布函数图中锋数等于主量子数与角量子数之差即N,n,l、原子轨道角度分布图与电子云角度分布图。第四节:多电子原子结构、由Pauling近似能级图发现:角量子数相同的能级的能量高低由主量子数决定主量子数越大能量越高主量子数相同能级能量随角量子数的增大而增大这种现象称为能级分裂当主量子数与角量子数均不同时有时出现能级交错现象。、Cotton原子轨道能级图(见课本P)概括了理论和实验的结果定性的表明了原子序数改变时原子轨道能量的相对变化。由此图可以看出不同于Pauling近似能级图的点:反映出主量子数相同的氢原子轨道的兼并性。也就是对原子序数为的氢原子来说其主量子数相同的各轨道全处于同一能级点上。反映出原子轨道的能量随原子序数的增大而降低。反映出随着原子序数的增大原子轨道能级下降幅度不同因此曲线产生了交错现象。、屏蔽效应:一个电子对另一个电子产生电荷屏蔽使核电荷度该电子的吸引力减弱即由核外电子云抵消了一些核电荷的作用。,是核电荷减少数称为屏蔽常数相当于被抵消的正电荷数。、钻穿效应:在多电子原子中每个电子既被其他电子所屏蔽也对其余电子起屏蔽作用在原子核附近出现概率较大的电子可更多的避免其余电子的屏蔽受到核的较强的吸引而更靠近核这种进入原子内部空间的作用叫做钻穿效应。就其实质而言电子运动具有波动性电子可在原子区域的任何位置出现也就是说最外层电子有时也会出现在离核很近处只是概率较小而已。、主量子数相同时角量子数越小的电子钻穿效应越明显能级也越低。、基态原子核外电子排布规则:能量最低原理:电子在原子轨道中的排布要尽可能使整个原子系统能量最低。Pauli不相容原理:同一原子轨道最多容纳两个自选方式相反的电子或者说同一原子中不可能存在一组四个量子数完全相同的电子。lnmHund规则:在相同或相同的轨道上分布的电子将尽可能分占值不同的轨道且自旋平行。S层最多容纳个电子p层最多容纳个电子d层最多容纳个电子f层最多容纳个电子g层最多容纳个电子„全满半满最稳定。、原子核外电子排布:s,s,p,s,p,s,d,p,s,d,p,s,f,d,p,s,f,d,p„出现d轨道时电子按照的顺序在原子轨道上排布若d轨道和f轨ns,n,d,np道均已出现电子按照的顺序在院子轨道上排布。ns,n,f,n,d,np第五节:元素周期表、能级与周期的关系:周期特点能级组对应的能级原子轨道数元素种类数一特短周期s二短周期sp三短周期sp四长周期sdp五长周期sdp六特长周期fdp七不完全周期sfdp应有、元素的族:同族元素价电子数目相同。主族元素的价电子全部排布于最外层的轨ns,np道尽管同族元素电子层数从上到下逐渐增加但价电子排布完全相同。主族序数等于价电子总数。除氦元素外稀有气体元素最外层电子排布均为呈现稳定结构nsnp称为零族元素也称为第八主族。前五个副族价电子数目对应族序数而第一第二副族是根据轨道上是有个或个电子来划分的第,,列元素被称为第八族价电ns,,子排布一般为n,dns、元素的分区:nsS区元素:包括第一第二主族最后一个电子填充在s轨道上价电子排布为(第一主族)或(第二主族)属于活泼金属。nsP区元素:包括第三主族到第七主族及零族最后一个电子填充在p轨道上价电子排,布为(第三主族)(第四主族)(第五主族)(第六nsnpnsnpnsnpnsnp主族)(第七主族)(零族)nsnpnsnpd区元素:包括第三副族到第七副族最后一个电子填充在轨道上吧价电子排n,d布为(钪钇)(第四副族)(第五副族铌为n,dnsn,dnsn,dns)(第六副族钨为)(第七副族)铁为dsdsn,dnsn,dns钴为镍为钌为铑为钯为锇dsdsdsdsdsd为铱为铂为(第八族所有元素的价电子数等于列序数可dsdsds以为,,)。一般而言它们的区别主要在次外层的d轨道上由于d轨道未充满电子(钯除外)他们可以不同程度的参与化学键的形成。ds区元素:包括第一第二副族。它们院子次外层为充满电子的d轨道最外层s层上有,个电子。电子层结构为(第一副族)(第二副族)。n,dnsn,dnsds区元素族数对应s轨道上电子数。f区元素:包括镧系元素和婀系元素最后一个电子填充在f轨道上价电子排布为,,n,fn,dns第六节:元素性质的周期性、原子半径:原子半径可以分为金属半径共价半径和VanderWaals半径。金属单质晶体中两个最近邻金属原子核的一半称为金属原子的金属半径。同种元素的两个原子以共价单键结合时其核间距的一半称为该原子的共价单键半径。在分子晶体中分子间以VanderWaals力结合两个原子核间距离的一半就是VanderWaals半径。除金属为金属半径(配位数为)稀有气体为VanderWaals半径其余皆为共价半径。、原子半径变化规律:同一周期随着原子序数的增加原子半径逐渐减小但长周期中部(d区)各元素的原子半径随电荷增加减小减慢。第一第二副族元素(ds区)原子半径略有增大此后又逐渐减小。同一周期中原子半径的大小受两个因素制约:一是随着核电荷数增加原子核对核外层电子的吸引力增强使原子半径逐渐减小二是随着核外电子数的增加电子间斥力增强使原子半径变大。因为增加的电子不足以完全屏蔽所增加的核电荷所以从左到右有效核电荷数逐渐增大原子半径减小。在长周期中从左到右电子逐一填入亚层对核的屏蔽作用较大有效核电荷n,d数增加较少核对外层电子的吸引力增加不多因此原子半径减少缓慢。而到了长周期后半部即第一第二副族元素由于电子构型屏蔽效应显著所以原子半径又d略有增大。镧系锕系元素中从左到右原子半径也是逐渐减小只是减小幅度更小。这是由于新增加的电子填入亚层上f电子对外层电子屏蔽效应更大外层电子感受n,f到的有效核电荷数增加更小因此原子半径减小缓慢。镧系元素从镧到镥原子半径减小更缓慢的事实称为镧系收缩。镧系收缩的结果使镧系以后的该周期元素原子半径与上一TaWNbMo周期对应元素的原子半径非常接近。导致和和和等在性质上HfZr极为相似分离困难。同一主族中从上到下外层电子构型相同电子层增加因素占主导地位所以原子半径逐渐增大。副族元素原子半径从第四周期过渡到第五周期是增大的但第五周期和第六周期同一族中过渡元素的原子半径比较接近。、电离能:基态气体原子失去一个电子成为带一个正电荷的气态离子所需要的能量称为第一电离能用表示。由价气态正离子失去电子成为价气态正离子所需要的能量I叫做第二电离能用表示。以此类推还有第三电离能第四电离能等等。随着原子逐I步失去电子所形成离子正电荷数越来越多失去电子变得越来越困难。因此同一元素原子各级电离能逐渐增大。、电离能大小反映原子失去电子的难易。电离能越小原子失去电子越容易金属性越强反之电离能越大原子失去电子越难金属性越强。电离能的大小主要取决于有效核电荷原子半径和原子电子层结构。同一周期中从碱金属到卤素原子有效电荷数逐个增加原子半径逐个减小原最外层上电子数逐个增多电离能逐个增大。第一主族最小稀有气体最大处于II峰顶。长周期中部元素即过渡元素由于电子加到次外层有效核电荷增加不多原子半径减小缓慢电离能仅略有增加。。N,P,As和BeMg等的电离能较大均比它们后面元素的电力能大是因为它们的原子结构分别是半满和全满状态比较稳定失去电子相对较难因此电离能也就越大。同一族从上到下最外层电子数相同有效核电荷增加不多原子半径增大成为主要因素致使核对外层电子引力依次减弱电子逐渐易于失去电离能依次减小。、电子亲和能:元素气态原子在基态时获得一个电子成为价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。用A表示、电子亲和能的大小反映了原子的到电子的难易。非金属原子的第一电子亲和能总是负值而金属的电子亲和能一般为较小负值或正值。稀有气体的弟子亲和能均为正值。电子亲和能的大小也取决于有效核电荷原子半径和原子电子层结构。、同一周期从左到右原子的有效电荷增大原子半径逐渐减小同时由于最外层电子数增加趋向于结合电子形成电子稳定结构。元素的电子亲和能负值在增大。卤素的ns电子亲和能呈现最大负值。碱土金属由于半径大又具有电子层结构难以结合电子电子亲和能为正值稀有气体元素具有电子稳定结构更难以结合电子因此电子亲和能为最大正值。同一主族从上到下规律不如周期变化那么明显大部分呈现电子亲和能负值变小的趋势部分呈相反趋势。比较特殊的是N原子的电子亲和能为正值是P区元素除稀有气体的唯一正值只是由于具有半满的p亚层稳定电子层结构加之原子半径小电子间排斥力大得电子困难。另外值得注意的是电子亲和能的最大负值不是出现在F原子而是Cl原子。这可能由于F原子半径小进入的电子会受到原有电子较强的排斥用于克服电子排斥所消耗的能量相对更多。、电负性:元素原子在化合物中吸引电子的能力。电负性不是一个孤立原子的性质而是在周围原子的影响下分子中原子的性质。Puling把氢的电负性指定为在此基础上从相关分子键能数据出发与氢的电负性对比得到其他元素电负性数值。因此各元素电负性数值是相对数值。Puling电负性标度称为。其他电负性标度见课本P,P、在Puling电负性标度中金属元素电负性一般在以下非金属元素一般在以上。同一周期从左到右电负性依次增大元素金属性增强非金属性减弱同一主族从上到下电负性依次变小元素金属性减弱非金属性增强。过渡元素电负性递变不明显它们都是金属但金属性都不及第一第二主族元素。第九章:分子结构第一节:Lewis理论、分子或晶体中相邻原子(或离子)之间的强烈吸引作用称为化学键。、电负性相同或差值较小的非金属元素形成的化学键称为共价键两个原子之间必须共用电子对即电子配对才能形成化学键这是Lewis理论的核心简称为电子配对理论。、在分子中每个原子均应具有稳定的稀有气体原子的电子外层电子构型(He除外)习惯上称为“八隅体规则”。并不是所有分子中的原子都符合“八隅体规则”。、通常用短线表示共用电子对并将成键的元素符号连接起来并在元素符号周围用小黑点表示未成键价电子这种描述分子结构的式子称为Lewis结构式。如果原子间共用两对电子或三对电子可分别用两条短线“,”或三条短线“”表示。、Lewis结构式并不代表分子形状而仅仅代表成键方式和键的数目。第二节:价键理论、共价键的本质是由于原子轨道重叠原子核间电子的概率密度增大吸引原子核而成键。、价键理论基本要点:原子中自旋方式相反的未成对电子相互接近时可相互配对形成稳定的化学键。一个原子有几个未成对电子便可与几个自旋相反的未成对电子配对成键。形成共价键时成键电子的原子轨道必须在对称性一致的前提下发生重叠原子轨道重叠程度越大两核间电子的概率密度就越大形成的共价键就越稳定。、共价键的特点:共价键具有饱和性在以共价键结合的分子中每个原子成键的总数或与其以共价键相连的原子数目是一定的这就是共价键的饱和性。共价键具有方向性除s轨道外p,d,f轨道在空间都有一定的伸展方向成键时只有沿着一定的方向取向才能满足最大重叠原则这就是共价键的方向性。、共价键的键型:键和键原子轨道沿核间连线方向进行同号重叠而形成的共价键称为键两原,,,子轨道垂直核间连线并相互平行而进行同号重叠所形成的共价键称为键,剩余几个p,轨道形成几个p–p键,剩余几个p电子形成几个d–p键,。双键中一个共价键是,,,键另外一个共价键是键叁键中一个共价键是键另外两个都是键它们相互,,,之间成至于单键成键时通常轨道都是沿核间连线方向达到最大重叠的所以都是键。,配位键共用的一对电子由一个原子单独提供的共价键叫做配位键。配位键用箭头“”而不用短线表示以示区别。箭头方向是从提供电子对的原子指向接受电子对的原子。配位键的形成条件:提供共用电子对的原子有孤对电子接受电子对的原子有空轨道。第三节:杂化轨道理论、杂化是指在形成分子的过程中若干不同类型能量相近的原子轨道重新组合成一组新的原子轨道。这种轨道重新组合的过程称为杂化所形成的新轨道称为杂化轨道。、杂化轨道类型:只有s轨道和p轨道参与的杂化称为sp型杂化。根据参与杂化的p轨道数目的不同sp型杂化又分为三种杂化方式:杂化杂化是由个s轨道和个p轨道组spsp合而成。每个杂化轨道含有s轨道成分和p轨道成分杂化轨道间夹角为sp空间构型为四面体。杂化杂化是由个s轨道和个p轨道组合spsp而成。每个杂化轨道含有s轨道成分和p轨道成分杂化轨道间夹角为sp空间构型为平面三角形。杂化杂化是由个s轨道和个p轨道组spsp合而成。每个杂化轨道含有s轨道成分和p轨道成分杂化轨道间夹角为sp,,,,,空间构型为直线型。型杂化轨道间的夹角可用公式cos计算为sp,,足化轨道间夹角为杂化轨道中s轨道成分。,spd型杂化s轨道p轨道d轨道共同参与的杂化称为spd型杂化。这里只介绍两种常见类型:杂化和杂化。杂化个s轨道个p轨道和个dspdspdspd轨道组合成个杂化轨道在空间排列成三角双锥构型杂化轨道间夹角为spd和。杂化个s轨道个p轨道和个d轨道组合成个杂spdspd化轨道在空间排列成正八面体结构杂化轨道间夹角为和。不等性杂化:上述sp型和spd型杂化杂化过程中形成的是一组能量简并的轨道参与杂化的各原子轨道如s,p,d等成分相等这种杂化属于等性杂化。有些分子杂化情况不同参与杂化的原子轨道不仅含有未成对电子的原子轨道也包电子已耦合成对的原子轨道或者没有电子的空原子轨道。也就是说杂化过程中参与杂化的各原子轨道s,p,d的成分并不相等所形成的杂化轨道是一组能量彼此不相等的轨道这种杂化称为不等性杂化。第四节:价层电子互斥理论、价层电子互斥理论基本要点:当中心原子与个配位原子或原子团,个孤电子对组成型分子时AXLmnAXLmnVPN分子的空间构型取决于中心原子的价层电子对数()。价层电子对数(简称价A层电子对)包括成键电子对与未成键的孤电子对。分子的空间构型采取电子对相互排斥作用最小的构型。价层电子对间尽可能远离以使斥力最小。因此价电子对空间排布方式与价电子对数关系如下表:VPN就只含有共价单键的型分子而言中心原子的价层电子对数等于成键AXLAmnVPN电子对数与孤电子对数之和(即=)。分子的几何构型与价层AXLmnmnmn电子对数成键电子对数及孤电子对数之间的关系如下表:的价A成键孤对分子类层的价层电子分子的A电子电子型电子对对几何构实例对数对数AXL数的排布方式型mnmnVPN直线型AX平面三AX角形AXLV形OAX四面体AXL三角锥AXLV形续表的价A成键孤对分子类层的价层电子分子的A电子电子型电子对对几何构实例对数对数AXL数的排布方式型mnmnVPN三角双AX锥变形四面体AXL(跷跷板形)AXLT形直线型AXL八面体AXAXL四方锥平面正AXL方形中心原子与配位原子之间以双键或叁键结合VSEPR理论把重键当成单键处理AX,,因为同一多重键中的键和键连接着相同的两个原子就决定分子几何构型的意义上看多重键的对或对电子同单键的一对电子是等同的。价层电子对间斥力大小取决于电子对之间的夹角以及电子对的类型。一般规律是:电子对间夹角越小斥力越大。价层电子对间斥力大小顺序为:孤对电子对–孤对电子对>孤对电子对–成键电子对>成键电子对–成键电子对多重键的存在虽然不能改变分子的几何形状但对键角有一定影响排斥作用随多重键键型不同而有所差异:叁键>双键>单键。、分子几何构型预测:VPN确定中心原子价层电子对数。中心原子的价层电子对数可以用下式计算:AVPN=,中心原子的价电子数提供的价电子数离子电荷数(负加正减),,AX式中中心原子的价电子数等于中心原子所在的族数VSEPR理论讨论的共价分子主AA要针对主族化合物它们分别属于主族它们作为中心原子提供的价电子数分别为(He除外)。作为配位原子的元素通常是氢卤素氧和硫。计算配位原子X提供的价电子数时氢和卤素记为氧和硫原子当做不提供共用电子处理故价电X子数记为。确定中心原子的孤对电子数用以下公式计算:n=(中心原子的价电子数与配位原子成键用去的价电子数之和)nAAX然后根据上表确定价层电子对排布方式。n,注:若分子几何构型与价层电子对的空间构型不同。、杂化轨道数(a)等于参与杂化但未成键的孤对电子数(b)与端极原子数(c)之和即a=bc参与杂化但未成键的孤对电子数(b)等于中心原子价电子数(E)与离子电荷数E,Vqb,(q)【负加正减】之和与成键电子数(V)之差的一半即第五节:分子轨道理论、分子轨道理论要点:分子轨道理论认为在分子中的电子不局限在某个原子轨道上运动而是在分子轨道上运动。分子轨道可以由组成分子的原子的原子轨道线性组合而成。例如两个原子轨道,a,和线性组合成两个分子轨道和。,,C,C,,,,C,,C,。式,,babab中和是常数。CC组合成的分子轨道与组合前的原子轨道数目相等但轨道能量不同。是能量低于原子轨道的成键分子轨道是原子轨道同号重叠(波函数相加)形成的,电子出现在核间区域的概率密度大对两个核产生强烈的吸引作用形成的键强度大。是能量高于原子轨道的反键分子轨道是原子轨道异号重叠(波函数相减)形成的。,两核之间形成节面即电子在两核之间出现的概率密度小对成键不利。反键原子轨道在两核间有节面而成键原子轨道则没有。,根据原子轨道组合方式不同可将分子轨道分为轨道和轨道,s轨道与s轨道线性组合两个原子的s轨道线性组合成成键分子轨道和反键原,s*子轨道。,sp轨道与p轨道线性组合有两种方式一是“头碰头”二是“肩并肩”。两个原子的轨道沿x轴以“头碰头”方式重叠时产生一个成键分子轨道和一,ppxx*个反键分子轨道,。px同时两个原子的两个轨道以及两个轨道之间以“肩并肩”的方式发生重叠分ppyz**以及反键分子轨道。别形成成键分子轨道,,,,,,ppppyzyz原子轨道的线性组合要遵循能量相近原则对称性匹配原则和轨道最大重叠原则。能量相近原则只有能量相近的原子轨道才能有效地组合成分子轨道。此原则对于选择不同类型的原子轨道之间的组合对象尤为重要。对称性匹配原则只有对称性相同的原子轨道才能组合成分子轨道。以x轴为键轴等组成的分子轨道绕键轴旋转各轨道形状和符号不变这种分s,s,s,p,p,pxxx,子轨道称为轨道。p,p,p,p等原子轨道组成的分子轨道绕键轴旋转轨道yyzz的符号发生改变这种分子轨道称为轨道。,轨道最大重叠原则在满足能量相近原则对称性匹配原则的前提下原子轨道重叠程度越大形成的共价键越稳定。电子在分子轨道中填充的原则亦遵循能量最低原则Pauli不相容原理及Hund规则。、分子轨道能级图及其应用同核双原子分子轨道能级图。第二周期同核双原子分子轨道能级图有两种情况。图NN(a)适用于O和F分子图(b)适合及以前的元素组成的双原子分子。在分子轨道理论中分子中全部电子属于分子所有电子进入成键分子轨道是系统能量降低对成键有贡献电子进入反键分子轨道使系统能量升高对成键起削弱或抵消作用。总之成键分子轨道中电子多分子稳定反键分子轨道中电子多分子不稳定。分子的稳定性通过键级来描述键级越大分子越稳定。分子轨道理论把分子中成键电子数与反键电子数差值的一半定义为键级即键级=,成键轨道中电子数,反键轨道中电子数,。、电子轨道排布式又称电子构型(见课本P)、关于原子轨道与分子轨道的对称性旋转轴(简称轴)表示某分子或离子旋转可有次“重现”。CC在原子轨道或分子轨道中若取x轴为旋转轴旋转后在同一平面上的数,值和符号均未改变如下图所示:,这种对称称为对称。若取x轴为旋转轴旋转后在同一平面上的数值恢,复但符号相反如下图所示:,,这种对称叫做反对称又叫对称。对称性匹配就是指这种对称性的匹配与匹,配与匹配反之则不能成键。,,ii原子轨道以原子核为对称中心在的两边符号相同叫做中心对称或g对称。另一,i种是中心反对称在的两边符号相反又叫u对称。S和d轨道是g对称p轨道,*,,是u对称。成键轨道是g对称反键轨道是u对称轨道则反之即成键轨,,*,道是u对称反键轨道是g对称。第六节:键参数、键级键级=,成键轨道中电子数,反键轨道中电子数,。与组成分子的原子系统相比成键轨道中电子数目越多是分子系统能量降低越多增强了分子的稳定性反之反键轨道中电子数目的增多则削弱了分子的稳定性。所以键级越大分子越稳定。此键级计算公式只对简单分子适用。、键能原子间形成的共价键的强度可用键断裂时所需的能量大小来衡量。在双原子分子中于KPa下按下列化学反应计量式使气态分子断裂成气态原子所需要的能量叫做键解离能。即在多原子分子中断裂气态分子中的某一个键形成两个“碎片”时所需的能量叫做分子中这个键的解离能。使气态多原子分子的键全部断裂形成此分子的各组成元素的气态原子时所需的能量叫做该分子的原子化能。Eatm所谓键能通常是指在标准状态下气态分子拆开成气态原子时每种键所需能量的平均值。对双原子分子来说键能就是键的解离能而对多原子分子来说键能和键的解离能是不同的。键解离能是指解离分子中某一种特定键所需的能量而键能是指某种键的平均能量键能与原子化能的关系则是气态分子的原子化能等于全部键能之和。键能是热力学能的一部分在化学反应中键的破坏或形成都涉及到系统热力学能的变化但若反应中体积功很小甚至可以忽略时常用焓变近似的表示热力学能的变化。,在气相中键,,断开时的标准摩尔焓变称为键焓以表示键焓与键能,,,HBBm近似相等。断开化学键要吸热形成化学键要放热。、键长分子中两个原子核的平衡距离称为键长。单键双键三键的键长依次缩短键能依次增大。、键角测定键角最主要的手段是通过X射线衍射测定单晶体的结构同时给出形成单晶体的分的简称和键角数据。、键级键能描述共价键强度键长键角描述共价键分子的空间构型键距与部分电荷描述共价键极性它们都是共价键的基本参数
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