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牢记:4个量子数(主、角、磁、旋)及其关系3原则(1特例)能级图1原子:原子核(质子+中子)核外电子排布在原子轨道(波函数ψ:三维空间中电子运动的区域)上:不能用经典力学描述,波动方程——薛定谔方程来描述224个量子数(主n、角l、磁m、旋ms)及其关系:主量子数n(决定单电子原子电子运动的能量、表示电子层)=1,2,3,4……电子层K,L,M,N……角量子数l(决定原子轨道形状,表示亚层)=0,1,2,3……(n-1)s,p,d,f……轨道球形纺锤形梅花形磁量子数m(决定原子轨道空间伸展方向)=0,±1,±2,±3……±ll=0(s轨道),m=0,s轨道空间伸展方向为1:l=1(p轨道),m=0,+1,-1,3个等价轨道:l=2(d轨道),m=0,±1,±2,5个等价轨道:n、l、m三个量子数确定一个波函数ψ(原子轨道):如Ψ(1,0,0)代表1s原子轨道自旋量子数ms(决定电子自旋方向,顺、逆自旋)取值:+1/2和-1/2,表示自旋平行;表示自旋反平行表示核外一个电子的完整运动状态的波函数:Ψ(n,l,m,ms)如:Ψ(2,1,0,+1/2)代表2p原子轨道上的一个电子原子中原子轨道数目=n2,最多可以容纳的电子总数=2n2个原子核外电子分布三原则(1)能量最低原理(2)泡利不相容原理:一个原子轨道只能容纳2个电子(自旋方向相反)(3)洪特规则:在等价(简并)轨道中电子将尽可能分占不同轨道,且自旋方向相同。d4是而不是特例:全空、全满、半满时,比较稳定。如Cr(24):1s22s22p63s23p63d54s1而不是3d44s2Cu(29):1s22s22p63s23p63d104s1而不是3d94s2近似能级图:7s7p7d7f6s6p6d6f5s5p5d5f4s4p4d4f3s3p3d2s2p1s11Na:1s22s22p63s1价电子3s111Na+:1s22s22p6价电子2s22p616S:1s22s22p63s23p4价电子3s23p4S2-:1s22s22p63s23p6价电子3s23p6Cr(24):1s22s22p63s23p63d54s1价电子3d54s1Cr3+价电子3s23p63d3几率密度与电子云几率密度:表示电子在核外空间某单位体积内出现的几率(概率)大小。电子的几率密度等于Ψ2。电子云:用黑点疏密的程度描述原子核外电子的几率密度(Ψ2)分布规律的图形。黑点密的地方,电子出现的几率密度较大,单位体积内电子出现的机会多。元素周期表元素在周期表中的位置和原子结构的关系(1)周期数=电子层数n1s22s22p63s23p63d54s1,第4周期(2)族数:①主族族号=最外层电子数IA:ns1ⅡA:ns2ⅢA-ⅦA:ns2nP1~5②IB,IIB的族号=最外层s电子数IB:(n-1)d10ns1ⅡB:(n-1)d10ns2③IIIB-VIIB族的族数=(n-1)d+ns电子数;IIIB-VIIB:(n-1)d1~5ns2④VIII族(n-1)d+ns电子数=8~10(n-1)d6ns2;(n-1)d7ns2;(n-1)d8ns2⑤零族的最外层电子数=2或83.元素在周期表中的分区元素性质的周期性1.原子半径和(非)金属性:同周期:从左→右,原子半径减小,金属性减弱同族:主族元素:从上→下,原子半径增大,金属性增强;过渡元素:从下→上,金属性增强1.电离能(失去e)、电子亲和能(得到e)、电负性(吸引e)同周期:从左→右,电负性增大,金属性减弱同族:从上→下,电负性减小,金属性增强1.氧化物及其水合物的酸碱性递变规律同周期:从左到右酸性递增,碱性递减(记住NaOH);同族:自上而下酸性递减,碱性递增(记住HF);同一元素:价态越高,酸性越强。如CrO(碱性),Cr2O3(两性),CrO3(酸性)化学键和分子结构分子或晶体中相邻的原子(离子)之间的强烈的相互作用。化学键一般分为离子键、共价键和金属键σ键:原子轨道沿两核连线,以“头碰头”方式重叠不含有双键和三键的物质S-S:H2S-Px:HClPx-Px:Cl2Л键:原子沿两核连线以“肩并肩”方式进行重叠。如单键:σCl-Cl双键:σ+Л-C=C-三键:σ+Л+ЛN≡N杂化轨道理论和分子空间构型非极性分子与非极性分子间之间:只有色散力;非极性分子与极性分子之间:具有色散力和诱导力;极性分子与极性分子之间:具有色散力、诱导力和取向力。分子间力(范德华力):色散力、诱导力和取向力的总称。其中色散力最普遍,也最重要。含有氢键的物质HF、H2O、NH3、无机含氧酸(HNO3、H2SO4、H3BO3等)、有机羧酸(-COOH)、醇(-OH)、胺(NH2)、蛋白质等分子之间都存在氢键。而乙醛(CH3CHO)和丙酮(CH3-CO-CH3)等醛、酮、醚分子之间则不能形成氢键。但与水分子之间能形成氢键。分子间力对物质性质的影响物质的熔点和沸点:同类型的单质和化合物,其熔点和沸点一般随摩尔质量的增加而增大。但含有氢键的物质比不含氢键的物质熔点和沸点要高硬度、熔沸点:原子晶体>离子晶体>分子晶体溶液稀溶液的通性稀溶液通性:溶液的蒸汽压下降、沸点升高、凝固点下降以及渗透压等.这些性质与溶质的粒子数有关,与溶质的本性无关,所以叫依数性。对同浓度的溶液来说,溶液沸点高低或渗透压大小顺序为:A2B或AB2型强电解质溶液>AB型强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液溶液蒸汽压或凝固点的顺序:A2B或AB2型强电解质溶液<AB型强电解质溶液<弱电解质溶液<非电解质溶液几种常见的物质的粒子数蒸汽压沸点凝固点渗透压的关系粒子数:BaCl2→HCl→HAc→蔗糖蒸气压:蔗糖→HAc→HCl→BaCl2沸点:BaCl2→HCl→HAc→蔗糖凝固点:蔗糖→HAc→HCl→BaCl2渗透压:BaCl2→HCl→HAc→蔗糖弱电解质溶液的解离平衡水的电离:H2O(ι)==H+(aq)+OH-(aq)水的离子积:KW=C(H+)·C(OH-)250CKW=1.0×10-14C(H+)·C(OH-)=1.0×10-14(2)pH值:pH=-lg{C(H+)},pOH=-lg{C(OH-)},pH+pOH=14一元弱酸的解离:HA(aq)=H+(aq)+A-(aq)弱酸的解离常数:Ka只是温度的函数,而与浓度无关,在一定温度下,为一常数.Ka大则酸性强若弱酸比较弱,C/Ki≥500时:注意:在一定的温度下,溶液浓度下降,解离度α升高,但解离常数不变.同离子效应:在弱电解质溶液中,加入与弱电解质具有相同离子的强电解质,使弱电解质的解离度降低,这种现象叫做同离子效应。例如,在HAc溶液中加入NaAc,使HAc解离平衡向左移动,即HAc(aq)=H+AC-(aq)←AC-(加入NaAc),从而使HAc解离度降低。缓冲溶液(1)缓冲溶液:由弱酸及其共轭碱(如,弱酸与弱酸盐)或弱碱及其共轭酸(如,弱碱与弱碱盐)所组成的溶液,能抵抗外加少量强酸、强碱或稍加稀释而使本身溶pH值基本保持不变,这种对酸和碱具有缓冲作用的溶液称缓冲溶液.2)缓冲溶液种类:1)弱酸-弱酸盐:如HAc-NaAc,HF-NH4F;过量的弱酸和强碱:如过量的HAc和NaOH。2)弱碱-弱碱盐:如NH3-NH4Cl;过量的弱碱和强酸:如过量的NH3.H2O和HCl。3)多元酸-酸式盐、多元酸的两种不同的酸式盐。如H2CO3-NaHCO3,NaHCO3-Na2CO3;NaH2PO4-Na2HPO4缓冲溶液pH值计算:弱酸及其弱酸盐缓冲溶液:.溶度积常数:饱和溶液中离子浓度以计量系数为指数的乘积.化学反应速率和化学平衡1、化学反应放出和吸收的热叫化学反应热效应Q0放热Q0吸热2、等压反应热(qp):等压,不做非体积功的条件下的反应热。△H=qp,即反应的焓变△H在数值上等于其等压热效应。△H﹤0放热;△H﹥0吸热。3、盖斯定律:在恒容或恒压条件下,化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关,而与变化的途径无关。推论:热化学方程式相加减,相应的反应热随之相加减反应(3)=反应(1)±反应(2)则△H3=△H1±△H24、反应的标准摩尔焓变ΔrHmө的计算标准状态:气体分压1atm,溶液浓度1mol/L,纯液体或固体:标准摩尔生成焓ΔfHmө(298K),指定单质的ΔfHmө=0aA+bB=gG+dDΔrHmө=gΔfHmө(G)+dΔfHmө(D)-aΔfHmө(A)-bΔfHmө(B)反应焓变基本不随温度而变反应标准摩尔熵变ΔrSmө的计算熵(S):体系混乱度。Sg>SL>Ss;如Smo(H2O,g)>Smo(H2O,l)S高温>S低温,Smo(Fe,s,500K)>Smo(Fe,s,298K)S复杂分子>S简单分子,Smo(C2H6,g,)>Smo(CH4,g)热力学第三定律:S(0K)=0标准摩尔熵Smo:1mol纯物质,标准状态下的规定熵,单位Jmol-1K-1。反应的摩尔熵变ΔrSmөΔrSmө=gΔSmө(G)+dΔSmө(D)-aΔSmө(A)-bΔSmө(B)反应熵变基本不随温度而5、化学反应速率B物质的化学计量数。反应物取负值,生成物取正值单位:moldm-3s-1对于反应:aA+bB=gG+dD影响反应速率的因素:化反应物浓度(压力)、温度、催化剂。2.浓度的影响和反应级数浓度影响:增加反应物或减少生成物的浓度,反应速率加大。(1)质量作用定律:在一定温度下,对于元反应反应速率与反应物浓度(以反应方程式中相应物质的化学计量数为指数)的乘积成正比。元反应:即一步完成的反应,又称基元反应或简单反应.(2)速率方程元反应:aA+bB=gG+dD速率方程:υ=κ{c(A)}a{c(B)}bκ:速率常数,表示反应物均为单位浓度时的反应速率。κ大小取决于反应物性质、温度及催化剂,与反应物浓度无关。n=a+b:称反应级数;2.温度对反应速率的影响温度对反应速率的影响体现在反应速率常数上阿仑尼乌斯公式:Z:指前因子;Ea:活化能(1)温度升高(T↑);速率常数升高k↑(k正↑,k逆↑);反应速率υ↑。(2)活化能越低Ea↓,速率常数升高k↑,反应速率越高υ↑从活化分子、活化能的观点解释加快反应速率的方法:活化分子总数=分子总数×活化分子数%(1)增大浓度:活化分子%一定,浓度增大,增加单位体积内分子总数,增加活化分子总数,从而加快反应速率。(2)升高温度:分子总数不变,升高温度使更多分子获得能量而成为活化分子,活化分子百分数显著增加,增加活化分子总数,从而加快反应速率。(3)催化剂:降低反应的活化能,使更多分子成为活化分子,活化分子%显著增加,增加活化分子总数,从而加快反应速率。(υ正↑υ逆↑,催化剂不能使平衡发生移动)吉布斯函数判断反应自发性吉布斯函数判断反应自发性2.标准平衡常数kθ(1)试验证明:生成物相对浓度(或相对压力)以计量系数为指数的的乘积与反应物相对浓度(或相对压力)以计量系数为指数的的乘积的比值为一常数,此常数称为该反应在该温度下的标准平衡常数,以kθ表示。温度一定时该温度下的标准平衡常数不随压力和浓度的变化而变化化学平衡的移动1)吕.查德里原理:假如改变平衡系统的条件之一,平衡就向能减弱这个改变的方向移动。①浓度对平衡影响:增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正反应的方向移动;增大生成物的浓度或减少反应物的浓度,都可以使平衡向逆反应的方向移动。②压力平衡影响:增大压力会使化学平衡向着气体体积(分子数)减小的方向移动;减小压力,会使平衡向着气体体积增大的方向移动。③温度平衡影响:升高温度,会使化学平衡向着吸热反应的方向移动;降低温度,会使化学平衡向着放热反应的方向移动。注意:催化剂同时加快正逆反应速率,故不能使平衡发生移动.利用反应熵判断平衡的移动若Qkθ平衡向右移动,反应正向自发进行。若Q=kθ平衡状态若Qkθ平衡向左移动,反应逆向自发进行。氧化还原反应氧化反应:物质失去电子的反应称氧化反应.例Zn-2e-1=Zn2+(化合价升高的过程)还原反应:物质得到电子的反应称还原反应.例Cu2++2e-1=
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