发布时间 : 星期一 文章普通化学第六版知识点整理更新完毕开始阅读ce48184ea8ea998fcc22bcd126fff705cd175c51
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l =0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f 轨道 表示亚层，基本确定原子轨道的形状
对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量 c．磁量子数m
m的取值: m = 0,±1,±2,··· l ，共可取2l + 1个值 确定原子轨道的伸展方向（注：s--1，p--3，d--5，f--7） d．自旋量子数ms
对 错 对
4.电子云：空间某单位体积内找到电子的概率分布的图形，故也称为概率密度
氢原子基态波函数的平方： （表明1s电子出现的概率密度是离核距离r的函数，r ，概率密度 氢原子基态电子云呈球状
注意：波函数角度分布有正、负之分，电子云角度分布无正、负之分 电子云的径向分布（即离核远近情况）
当主量子数增大时，离核的距离越来越远；当主量子数相同时，角量子数可取不同的值 5.多电子原子轨道的能级
1）主量子数n相同时，l越大，能量越高 E1s 3）当主量子数n和角量子数l都不同时，可以发生能级交错的现象 E4s 1）泡里不相容原理：在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数完全相同，即同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反（量子数为n的电子层内允许排布的电子数最多为2n个） 2）能量最低原理 3）洪德规则：当电子在n,l相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行 补充：当相同能量的轨道为全充满、半充满或全空的状态时，能量较低，比较稳定 7.原子与离子的特征电子构型（电子分布式）1-30 8.多电子原子轨道的能量估算9.元素周期表分区 '. 1~22 号元素 当特征电子构型只含s轨道电子(通式为ns)时，分为s区；当特征电子构型中s轨道已满，p轨道电子数为1~6(通式为nsnp)时，分为p区；s区和p区元素又称为主族元素；当特21~6. 10.原子半径 在同一周期中，从左到右减小；在同一族中，从上到下增加 11.第一电离能：处于基态的1mol气态原子失去一个电子成为气态+1价阳离子所需吸收的能量，单位kJ/mol 规律：原子半径r大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小 金属活泼性越强，电离能越小 同一周期中，自左至右，第一电离能一般增加；同一族中，主族元素自上而下第一电离能依次减小 12.电负性：元素的原子在分子中吸引电子的能力，反映了元素的金属性和非金属性强弱 电负性是一个相对数值，在同一周期中，从左到右电负性增加；在同一族中，自上而下电负性下降 一般金属元素（除铂系外）的电负性数值小于2.0，而非金属元素（除Si外）则大于2.0 13.元素的氧化值 同周期主族元素从左至右最高氧化值逐渐升高，并等于元素的最外层电子数即族数 注意：F、O例外 14.化学键：分子中原子之间的长程强相互作用力；化学键可分为离子键、金属键和共价键三种 1）离子键（没有方向性，没有饱和性） 电负性差值大于1.8 活泼金属，活泼非金属靠近，通过静电相互作用结合成离子型化合物 注意：FeCl3、AlCl3不是典型离子键，是向共价键过度的化学键 2）金属键：金属的电离能较小，最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子，金属离子紧密堆积，所有自由电子在整个堆积体间自由运动而形成（没有方向性，没有饱和性；本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力） 3）共价键（具有方向性和饱和性）：两个原子共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键） 电负性差值小于1.8 a．价键理论：（必须同号重叠） 组成分子的两个原子必须具有未成对的电子，且它们的自旋反平行（能提供的未成对电子数就是形成共价键的数目 形成共价键的两个原子轨道的对称性必须匹配；形成共价键的两个原子轨道获得最大程度的重叠 b．分类：（?键的强度一般不及?键） '. . ?键（只能有一个）——原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，即原子轨道以“头碰头”方式重叠，s轨道总形成?键，p 轨道间只形成一个?键 15.共价键参数 a．键长：分子中成键原子的两核间的距离 b．键角：分子中相邻两键间的夹角 ?键——原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反对称，即原子轨道以“肩并肩”方式重叠，?键中原子 轨道的重叠程度较小（乙烯，乙炔易断） c．键能E：298.15K，标准状态下单位物质量的气态物质的共价键断裂生成气态原子所需的能量称为键离解能( D)，键能的数值为同类键各级解离能的均值，但习惯上取正值16.分子极性和电偶极矩 分子中正、负电荷重心重合的分子称为非极性分子，不能重合的分子则称为极性分子 电偶极矩（与电负性差值有关）：μ=q·l （μ的值越大，分子的极性就越大） 17.杂化轨道与分子极性 18.典型分子的空间构型 1）HgCl2分子 直线型、两个sp杂化轨道性质完全相同、成键轨道夹角为180度 2）BF3分子 平面三角形、三个sp杂化轨道、成键轨道夹角为120度 3）CH4(CCl4、金刚石)分子 正四面体结构、四个sp杂化轨道、成键轨道夹角为109°28’ 4）NH3分子 三角锥形、极性分子、成键轨道夹角为107度 5）H2O分子 V字形、极性分子、104°40’ 19.分子间作用力：范德华力（取向力、诱导力、色散力）、氢键、疏水作用等，比化学键要弱得多，范德华力存在于所有分子中 范德华力的特点：永远存在于分子间的弱相互作用；短程力；没有方向性、没有饱和性；以色散力为主 1） 取向力（正负相吸）：分子固有电偶极之间的作用力，存在于极性分子中 2） 诱导力：固有偶极与诱导偶极之间的作用力，存在于极性分子之间或极性分子与非极性分子之间 3） 色散力（最主要）：当非极性分子相互靠近时，由于电子和原子核的不断运动，正负电荷中心不能始终保持重 合，产生瞬间偶极，瞬间偶极之间的相互作用 色散力存在于所有分子之间，同类型分子距离相等时，相对分子质量越大，其色散力越大 非极性分子与非极性分子之间只存在色散力；极性分子之间存在色散力、诱导力、取向力 只有当分子的极性很大时（如H20）才以色散力为主 4） 氢键：负性很大的原子X（F、O、N）与H原子成键时，由于X吸引电子的能力很强，使氢原子带有较多正电荷， 它与另一个电负性大且半径又小的原子Y （F、O、N）形成氢键（F-H/O-H/N-H）HF、H2O、NH3 '. 3 2 . 20.分子间力和氢键对物质性质的影响 1）分子间氢键使物质的熔点和沸点大幅升高，无氢键时，同类单质和化合物的熔点和沸点随分子摩尔质量的增加而升高 2）物质的溶解性：极性溶质易溶于极性溶液；非性溶（弱极性）易溶于非极性（弱极性）溶液 I2溶于乙醇、CCl4；离子键--极性大 21.晶体（固定形状、熔点、各向异性）结构 1）离子晶体：点阵点上的物质微粒是正、负离子，粒子之间作用力是离子键力 特点：熔点高，硬度大，质脆，延展性差，融状态可导电；离子晶体的熔点、硬度等性质主要与晶格能有关 晶体的晶格能：298.15K，标准状态下，由气态正、负离子形成单位物质的量的离子晶体所释放的能量 2）原子晶体：点阵点上的物质微粒是原子，微粒之间的作用力是共价键 特点：一般低配位、硬度高，强度大与熔点高 金刚石，SiC，SiO2（方英石），Si3N4，BN，AlN 3）金属晶体：点阵点上的物质微粒是金属离子，微粒之间作用力是金属键 书P195表格 特点：展延性；导电导热性；金属晶体的硬度、强度、熔点等相差很大 金属钨熔点最高；汞硬度最低；铬硬度最高；氦沸点最低；自然界金刚石硬度最高 4）分子晶体：点阵点上的物质微粒是分子，微粒之间作用力是分子间力 熔点，若有氢键则高，无氢键看分子量 第6章 无机化合物 1.单质的熔点、沸点、硬度 单质的熔点、沸点和硬度一般具有相同的变化趋势，即熔点高的单质其沸点一般也高，硬度也较大 第2、3周期元素的单质：从左到右，逐渐升高，第四主族的元素最高，随后降低 第4、5、6周期元素的单质：从左到右，逐渐升高，第六副族的元素最高，随后总趋势是逐渐降低 2.金属单质活泼性规律 3.氯化物的熔点和沸点 活泼金属的氯化物如NaCl、KCl、BaCl2等是离子晶体,熔点、沸点较高 非金属的氯化物如PCl3、CCl4、SiCl4等是分子晶体，熔点、沸点都很低 位于周期表中部的金属元素的氯化物如AlCl3、FeCl3、CrCl3、ZnCl2等是过渡型氯化物,熔点、沸点介于两者之间 '.