化學(xué)競(jìng)賽無(wú)機(jī)部分筆記摘要

1、.化學(xué)競(jìng)賽無(wú)機(jī)部分筆記摘要。一、路易斯結(jié)構(gòu)式一、 FC（形式電荷）計(jì)算公式1 、公式及其表達(dá)意義V= 價(jià)電子總數(shù)L= 孤對(duì)電子數(shù)（不是電子對(duì)數(shù)，電子數(shù)為電子對(duì)數(shù)的2 倍）S= 共用電子數(shù)FC=V-L-0.5S2 、中性原子FC 之和應(yīng)等于零；負(fù)離子FC 之和應(yīng)為負(fù)值，絕對(duì)值等于所帶電量；正離子FC 之和應(yīng)為正值，絕對(duì)值等于所帶電量。3 、注意 Lewis 結(jié)構(gòu)式中孤電子（對(duì)）要標(biāo)出，結(jié)構(gòu)穩(wěn)定的一般滿足8 電子結(jié)構(gòu)。另外形式電荷的大小與整體結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定性無(wú)關(guān)，結(jié)構(gòu)首先要符合八隅律，然后再考慮形式電荷大小。絕對(duì)值越低越穩(wěn)定。在滿足八隅律的前提下·以總量最低的為準(zhǔn)。4 、形式電荷不同于氧化數(shù)

2、。二、路易斯結(jié)構(gòu)式畫(huà)法1 、首先確定分子骨架，通過(guò)電離能，較低在中間。2 、依照路易斯結(jié)構(gòu)規(guī)則討論價(jià)電子總數(shù)3 、討論按八隅體規(guī)則共需多少電子4 、確定成鍵電子 = 所需總數(shù) - 價(jià)電子總數(shù)5 、合理排列，畫(huà)出簡(jiǎn)圖6 、添加孤對(duì)電子7 、成鍵連線，標(biāo)孤對(duì)電子8 、檢驗(yàn) FC，選擇 FC 最低的結(jié)構(gòu).三、共振雜化1 、共振論認(rèn)為，如果一個(gè)物質(zhì)存在兩種以上滿足共振要求的路易斯結(jié)構(gòu)，這類物質(zhì)只能用共振式來(lái)書(shū)寫(xiě)， 而且它們實(shí)際上綜合具有這些結(jié)構(gòu)的特點(diǎn)。 每一個(gè)共振中的結(jié)構(gòu)稱為共振結(jié)構(gòu)或極限結(jié)構(gòu)，而這樣的物質(zhì)看作由共振結(jié)構(gòu)“雜化”而成，稱為雜化體。2 、共振能雜化體的能量總是低于各極限結(jié)構(gòu)，常用共振能的

3、概念來(lái)表示該降低值。它被定義為雜化體能量低于最穩(wěn)定極限結(jié)構(gòu)能量的數(shù)值，常與另一個(gè)概念離域能混用。 電子的離域降低了軌道能， 增加了分子的穩(wěn)定性，常會(huì)造成分子的芳香性，如苯。共振能隨著極限結(jié)構(gòu)數(shù)的增多而增大，尤其是存在等價(jià)極限結(jié)構(gòu)時(shí)（能量相等） ?？捎闪孔踊瘜W(xué)計(jì)算、熱化學(xué)方法或分子的氫化熱來(lái)估計(jì)共振能。四、八隅體規(guī)則不適用的情況1 、奇數(shù)價(jià)電子情況1 ）、自由基時(shí)未成對(duì)電子添加在中心原子上，單電子導(dǎo)致自由基化學(xué)性質(zhì)活潑。在體內(nèi)人即需要自由基有有酶修復(fù)自由基造成的損害。2 ）、一氧化氮（ NO ）屬于自由基（這種缺少了一個(gè)電子，而又非?；钴S的原子或分子的自由基，自由基，化學(xué)上也稱為“游離基”，是指

4、化合物的分子在光熱等外界條件下，共價(jià)鍵發(fā)生均裂而形成的具有不成對(duì)電子的原子或基團(tuán)。 在書(shū)寫(xiě)時(shí)，一般在原子符號(hào)或者原子團(tuán)符號(hào)旁邊加上一個(gè)“·”表示沒(méi)有成對(duì)的電子。）3 、氧氣的路易斯結(jié)構(gòu)式。含有兩條 34 ，鍵，需要應(yīng)用分子軌道解釋。4、 B、 Al 的不完整 8 配位5、 D 軌道出現(xiàn)時(shí)可以容納更多的電子。例如：PCl5 、（ CrO4 ） - 、此時(shí)應(yīng)考慮出現(xiàn)共振.的情況，通過(guò)計(jì)算 FC 來(lái)確定最優(yōu)的路易斯結(jié)構(gòu)式，共振式計(jì)算時(shí)只需計(jì)算出一個(gè)結(jié)構(gòu)的FC即可。二、離子鍵1 、起因：離子鍵是由電子轉(zhuǎn)移（失去電子者為陽(yáng)離子，獲得電子者為陰離子）形成的。即正離子和負(fù)離子之間由于靜電引力所形成

5、的化學(xué)鍵。離子既可以是單離子，如Na+ 、Cl- ；也可以由原子團(tuán)形成；如SO4 2- ，NO3- 等。2 、相關(guān)信息1 ）、成鍵微粒陰離子和陽(yáng)離子2 ）、鍵的本質(zhì)陰離子和陽(yáng)離子之間的靜電作用3 ）、影響離子鍵強(qiáng)弱的因素陰陽(yáng)離子的半徑的大小陰陽(yáng)離子電荷的多少4 ）、電子式在元素符號(hào)周圍用“·”或“×”來(lái)表示原子最外層電子的式子3 、 基本特點(diǎn)3.1基本性質(zhì)1、離子鍵的作用力強(qiáng)，無(wú)飽和性，無(wú)方向性。2、離子鍵存在于離子化合物中，離子化合物在室溫下是以晶體形式存在。3、離子鍵較氫鍵強(qiáng)，其強(qiáng)度與共價(jià)鍵接近。3.2陰陽(yáng)離子是否中和也許有人會(huì)問(wèn)， 陰陽(yáng)離子結(jié)合在一起，彼此電荷是否中和

6、呢？鈉離子和氯離子之間除了有靜電相互吸引作用外，還有電子與電子，原子核與原子核之間的相互排斥作用。當(dāng)兩種離.子接近到某一定距離時(shí)，吸引與排斥達(dá)到了平衡，于是陰陽(yáng)離子之間就形成了穩(wěn)定的化學(xué)鍵。所以，所謂陰陽(yáng)離子電荷相互中和的現(xiàn)象是不會(huì)發(fā)生的。3.3晶格能離子鍵的鍵能比較大， 反映在離子化合物中就是高熔沸點(diǎn)，離子鍵的鍵能被稱作晶格能，晶格能的符號(hào)與離子晶體解離過(guò)程焓變的符號(hào)保持一致。晶格能可以通過(guò)玻恩- 哈勃循環(huán) （ Brn-Haber cycle）或玻恩 - 蘭德公式 （Brn-Landé）計(jì)算得出， 也可以通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)量測(cè)量。5 、 Born-Lande計(jì)算晶格能的Born-Lande

7、公式表示為：U=KZ1Z2A(1-1/n)/r K=138940K= （阿伏加德羅常數(shù)x 元電荷量 2/(4派 x 真空介電常數(shù))x109）6 、晶格能離子鍵的鍵能比較大，反映在離子化合物中就是高熔沸點(diǎn)，離子鍵的鍵能被稱作晶格能，晶格能的符號(hào)與離子晶體解離過(guò)程焓變的符號(hào)保持一致三、極性共價(jià)鍵一、極化共價(jià)鍵1 、定義及成因原子之間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的相互作用叫共價(jià)鍵。而在化合物分子中，不同種原子形成共價(jià)鍵時(shí)，因?yàn)樵游娮拥哪芰Σ煌?，共用電子?duì)將偏向吸引電子能力強(qiáng)的一方，所吸引電子能力強(qiáng)的一方顯負(fù)性，吸引電子能力弱的原子一方顯正性。這樣電子對(duì)對(duì)偏移的共價(jià)鍵叫做極性共價(jià)鍵，簡(jiǎn)稱極性鍵。 在極性

8、鍵中， 非金屬性相對(duì)較強(qiáng)的元素原子一端顯負(fù)電性；非金屬性相對(duì)較弱的元素原子一端顯正電性。2 、偶極矩分子呈電中性，但因空間構(gòu)型的不同，正負(fù)電荷中心可能重合，也可能不重合。前者稱為.非極性分子，后者稱為極性分子，分子極性大小用偶極矩來(lái)度量，偶極矩定義為：=q ·d . 式中， q 為正、負(fù)電荷中心所帶的電荷量；d 是正、負(fù)電荷中心間的距離。偶極矩的SI 單位是庫(kù)（侖）米（C·m ）。矢量。 D 等于 0 時(shí)為非極性分子。極性共價(jià)鍵1 、標(biāo)志成鍵兩原子電負(fù)性差在0.4 到 1.7 之間，可形成極性共價(jià)鍵。2 、極性分子判斷方法判斷方法1 、當(dāng)分子的偶極矩為零時(shí)，分子為非極性分子

9、。當(dāng)分子的偶極矩不為零時(shí)，分子為極性分子。判斷方法2 、判斷極性基團(tuán)的個(gè)數(shù)。個(gè)數(shù)越多，一般來(lái)說(shuō)極性越強(qiáng)，水溶性越好。極性越弱，脂溶性越好。四、 VSEPR一、原理： 1 、電子對(duì)之間相互排斥2 、中心原子結(jié)構(gòu)二、 AXE 方法：1 、表示意義A ：中心原子X(jué) ：成鍵（配位）原子E：孤電子對(duì)2 、空間數(shù)（ SN ）用來(lái)判斷形狀。3 、單鍵、重鍵在VSEPR 中不區(qū)分。4 、共振結(jié)構(gòu)中，可選擇任意一結(jié)構(gòu)去畫(huà)出VSEPR 構(gòu)型。5 、多原子時(shí)可通過(guò)逐個(gè)討論的方式確定分子構(gòu)型。三、 m+n 規(guī)則：.m 為中心原子周圍B 原子個(gè)數(shù)n= （中心原子價(jià)電子數(shù)直接相連原子數(shù)×該原子達(dá)穩(wěn)定結(jié)構(gòu)所需電子

10、數(shù)）÷2特別注意：當(dāng)算出的n 值不是整數(shù)值時(shí)，有2 種取值方法 n>3 時(shí)，只取整數(shù)位 (例如 n=3.9 只取 n=3)n<3 時(shí)，采取四舍五入 （例如 n=1.5，取值為n=2 ）例如： H2Om+n=2+（ 6 2 ×1 ）÷2=2+2=4價(jià)對(duì)四面體 sp3 雜化2 個(gè)鍵對(duì)， 2個(gè)孤對(duì)分子為 V 構(gòu)型NH3m+n=3+ （ 5 3 ×1 ）÷2=3+1=4四面體分子 sp3 雜化3 個(gè)鍵對(duì)， 1個(gè)孤對(duì)分子為三角錐型BF3m+n=3+ （ 3 3 ×1 ）÷2=3+0=3平面三角形 sp2 雜化3 個(gè)鍵對(duì)，

11、0個(gè)孤對(duì)分子為平面三角形O3m+n=2+ （ 6 2 ×2）÷2=2+1=3價(jià)電對(duì) sp2 雜化2 個(gè)鍵對(duì)， 1個(gè)孤對(duì)分子為 V 構(gòu)型注意：外來(lái)電子處在中心原子上，即得也得在中心原子上，失也失在中心原子上例如： (I3)- 注:三碘帶一負(fù)電 m+n=2+（7+1 2×1 ）÷2=2+3=5價(jià)電對(duì) sp3d雜化價(jià)對(duì)構(gòu)型為三角雙錐，2 個(gè)鍵對(duì)， 3 個(gè)孤對(duì)，分子為直線型。m+n規(guī)則中， m 為成鍵電子對(duì)數(shù)，n 為孤電子對(duì)數(shù)四、表示方法及圖例1 、路易斯結(jié)構(gòu)表示時(shí)，突出線表示在外，虛線表示在內(nèi)。圖例 圖一.圖二五、 m+n應(yīng)用m+n值除可以判斷分子幾何形狀外，

12、還可以用來(lái)判斷ABm 型分子的極性。當(dāng) m+n值中，n=0時(shí)，則該分子為非極性分子若 n 0，則該分子為極性分子如 CH4其m+n=4+0，為非極性分子PCl5其 m+n=5+0，為非極性分子注意：若 m+n=4+2則該分子也為非極性分子因?yàn)樵趍+n=4+2時(shí)，兩對(duì)孤電子對(duì)替代八面體上下兩對(duì)成鍵電子對(duì)，其余的四對(duì)成鍵電子對(duì)與兩對(duì)孤電子對(duì)所形成的平面四邊形為對(duì)稱結(jié)構(gòu)，所以m+n=4+2時(shí)分子也為非極性分子.六、基本規(guī)律對(duì)于一個(gè)中心原子和配位原子，我們首先計(jì)算價(jià)層電子的對(duì)數(shù)P，即有多少對(duì)電子。(孤對(duì)電子數(shù)目 + 成鍵電子數(shù)（包括配位原子的成鍵電子）目除以2) ，為了盡可能的分開(kāi)。P=2為直線， P

13、=3 為平面， P=4 為四面體， P=5 為三角雙錐， p=6 為八面體， p=7為五角雙錐。1.不同鍵電子對(duì)之間排斥作用的大小順序?yàn)椋喝I排斥> 雙鍵排斥 > 單鍵排斥。2.孤對(duì)電子與鍵對(duì)電子間的排斥大小為：孤對(duì)/ 孤對(duì) > 孤對(duì) / 鍵對(duì) > 鍵對(duì) / 鍵對(duì)。3.配位原子的電負(fù)性增大或中心原子電負(fù)性減小，也會(huì)使鍵角偏離標(biāo)準(zhǔn)值.端原子電負(fù)性增加時(shí)，共享電子對(duì)將偏向配位體，從而減少成鍵電子對(duì)之間的斥力，鍵角的度數(shù)隨之減小。4.價(jià)電子對(duì)的相鄰電子對(duì)越多，所受斥力就越大，距離原子核也越遠(yuǎn)。七、 VSEPR 的局限性VSEPR 能夠廣泛預(yù)測(cè)定性預(yù)測(cè)各類ABn 型分子的幾何構(gòu)

14、型，但也有例外 .例如 BaI2 ，SrCl2都是彎曲形構(gòu)型而非預(yù)計(jì)的直線性型；對(duì)過(guò)渡金屬化合物幾何構(gòu)型的判斷也有一定的局限性，對(duì)于過(guò)度元素配位場(chǎng)理論則能更好說(shuō)明。五、分子軌道理論（MO ）一·MO 理論（分子軌道理論）應(yīng)用了量子力學(xué)，分子波函數(shù)就意味著分子軌道。二·MO 理論與路易斯結(jié)構(gòu)的區(qū)別：價(jià)電子在整個(gè)分子里是區(qū)域化的，不僅僅和一個(gè)原子或者一個(gè)鍵有關(guān)。（ 可以把這樣的價(jià)電子分布說(shuō)成成鍵軌道或者反鍵軌道。兩個(gè)不同原子軌道相干相加或者相消相減組合在一起就得到了一個(gè)分子軌道。）三·分子軌道命名：軌道（頭對(duì)頭）和軌道（肩并肩）1Sa+1Sb=1s軌道沿著鍵軸方向沒(méi)有

15、節(jié)點(diǎn)。兩核之間電子概率密度相干相加，成鍵比非成鍵能量低.1Sa-1Sb=1s*( 反鍵軌道），兩核之間電子概率密度相消相減，反鍵比非成鍵能量高。P 軌道相干相消會(huì)形成鍵（Pz 軌道形成鍵），鍵是沿著鍵軸有節(jié)面的軌道。其反鍵不僅沿著鍵軸有節(jié)面，垂直于鍵軸也有節(jié)面。四·分子軌道滿足一個(gè)軌道上最多有2 個(gè)電子的原則。五·分子軌道圖。先填能量低的軌道，再填高的。六·鍵序即成鍵個(gè)數(shù)BO=1/2*(成鍵電子數(shù) - 反鍵電子數(shù)）七·從分子軌道圖可以表示未成對(duì)電子，故分子軌道理論可以預(yù)測(cè)自由基。八·反鍵和成鍵兩者距非成鍵的能量差相等。但是如果Z 等于或者大于8

16、，2p 軌道比 2p軌道能量更低九、理論區(qū)別原子在形成分子時(shí)，所有電子都有貢獻(xiàn)，分子中的電子不再?gòu)膶儆谀硞€(gè)原子，而是在整個(gè)分子空間范圍內(nèi)運(yùn)動(dòng)。在分子中電子的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可用相應(yīng)的分子軌道波函數(shù)（稱為分子軌道）來(lái)描述。分子軌道和原子軌道的主要區(qū)別在于：在原子中，電子的運(yùn)動(dòng)只受1 個(gè)原子核的作用，原子軌道是單核系統(tǒng)；而在分子中，電子則在所有原子核勢(shì)場(chǎng)作用下運(yùn)動(dòng)，分子軌道是多核系統(tǒng)。原子軌道的名稱用s、 p 、 d 符號(hào)表示，而分子軌道的名稱則相應(yīng)地用、符號(hào)表示。十、簡(jiǎn)介分子軌道可以由分子中原子軌道波函數(shù)的線性組合（linearcombinationofatomicorbitals， LCAO ）而

17、得到。有幾個(gè)原子軌道就可以可組合成幾個(gè)分子軌道，其中有一部分分子軌道分別由對(duì)稱性匹配的兩個(gè)原子軌道疊加而成，兩核間電子的概率密度增大，其能量較原來(lái)的原子軌道能量低，有利于成鍵， 稱為成鍵分子軌道 （ bonding molecular orbital），.如、軌道（軸對(duì)稱軌道）；同時(shí)這些對(duì)稱性匹配的兩個(gè)原子軌道也會(huì)相減形成另一種分子軌道，結(jié)果是兩核間電子的概率密度很小，其能量較原來(lái)的原子軌道能量高，不利于成鍵，稱為反鍵分子軌道（antibonding molecular orbital），如 * 、* 軌道（鏡面對(duì)稱軌道，反鍵軌道的符號(hào)上常加“ *”以與成鍵軌道區(qū)別） 。還有一種特殊的情況是由

18、于組成分子軌道的原子軌道的空間對(duì)稱性不匹配，原子軌道沒(méi)有有效重疊， 組合得到的分子軌道的能量跟組合前的原子軌道能量沒(méi)有明顯差別，所得的分子軌道叫做非鍵分子軌道。十一、原子軌道線性組合的原則（分子軌道是由原子軌道線性組合而得的）：對(duì)稱性匹配原則只有對(duì)稱性匹配的原子軌道才能組合成分子軌道，這稱為對(duì)稱性匹配原則。原子軌道有 s、 p 、 d 等各種類型，從它們的角度分布函數(shù)的幾何圖形可以看出，它們對(duì)于某些點(diǎn)、線、面等有著不同的空間對(duì)稱性。對(duì)稱性是否匹配，可根據(jù)兩個(gè)原子軌道的角度分布圖中波瓣的正、負(fù)號(hào)對(duì)于鍵軸（設(shè)為x 軸）或?qū)τ诤I軸的某一平面的對(duì)稱性決定。能量近似原則在對(duì)稱性匹配的原子軌道中， 只有

19、能量相近的原子軌道才能組合成有效的分子軌道，而且能量愈相近愈好，這稱為能量近似原則。軌道最大重疊原則對(duì)稱性匹配的兩個(gè)原子軌道進(jìn)行線性組合時(shí)，其重疊程度愈大， 則組合成的分子軌道的能量愈低， 所形成的化學(xué)鍵愈牢固，這稱為軌道最大重疊原則。在上述三條原則中，對(duì)稱性匹配原則是首要的， 它決定原子軌道有無(wú)組合成分子軌道的可能性。能量近似原則和軌道最大重疊原則是在符合對(duì)稱性匹配原則的前提下，決定分子軌道組合效率的問(wèn)題。十二、理論使用電子在分子軌道中的排布也遵守原子軌道電子排布的同樣原則，即Pauli 不相容原理、能量.最低原理和Hund規(guī)則。具體排布時(shí)，應(yīng)先知道分子軌道的能級(jí)順序。目前這個(gè)順序主要借助于

20、分子光譜實(shí)驗(yàn)來(lái)確定。十三、關(guān)鍵參數(shù)鍵級(jí)在分子軌道理論中，用鍵級(jí)（bond order）表示鍵的牢固程度。鍵級(jí)的定義是：鍵級(jí) =（成鍵軌道上的電子數(shù)- 反鍵軌道上的電子數(shù)）/2鍵級(jí)也可以是分?jǐn)?shù)。一般說(shuō)來(lái)，鍵級(jí)愈高，鍵愈穩(wěn)定；鍵級(jí)為零，則表明原子不可能結(jié)合成分子，鍵級(jí)越小（反鍵數(shù)越多），鍵長(zhǎng)越大。2、鍵能：在絕對(duì)零度下，將處于基態(tài)的雙分子AB 拆開(kāi)也處于基態(tài)的A 原子和 B 原子時(shí)，所需要的能量叫AB 分子的鍵離解能，常用符號(hào)D （ A-B ）來(lái)表示。3、鍵角：鍵和鍵的夾角。如果已知分子的鍵長(zhǎng)和鍵角，則分子的幾何構(gòu)型就確定了。六、價(jià)鍵理論（VB ）1 、形成將對(duì)H2的處理結(jié)果推廣到其它分子中，形成

21、了以量子力學(xué)為基礎(chǔ)的價(jià)鍵理論（V. B.法）。共價(jià)鍵的形成2 、解釋A,B兩原子各有一個(gè)成單電子，當(dāng)A,B相互接近時(shí)，兩電子以自旋相反的方式結(jié)成電子對(duì)， 即兩個(gè)電子所在的原子軌道能相互重疊，則體系能量降低，形成化學(xué)鍵，亦即一對(duì)電子則形成一個(gè)共價(jià)鍵。形成的共價(jià)鍵越多，則體系能量越低，形成的分子越穩(wěn)定. 因此，各原子中的未成對(duì)電子盡可能多地形成共價(jià)鍵. 配位鍵形成條件：一種原子中有孤對(duì)電子，而另一原子中有可與對(duì)電子所在軌道相互重疊的空軌道. 在配位化合物中，經(jīng)常見(jiàn)到配位鍵.在形成共價(jià)鍵時(shí)，單電子也可以由對(duì)電子分開(kāi)而得到。3 、方向性和飽和性.共價(jià)鍵的數(shù)目由原子中單電子數(shù)決定（包括原有的和激發(fā)而生成

22、的. 例如：O 有兩個(gè)單電子， H 有一個(gè)單電子，所以結(jié)合成水分子，只能形成2 個(gè)共價(jià)鍵；C 最多能與H 形成 4 個(gè)共價(jià)鍵 .原子中單電子數(shù)決定了共價(jià)鍵的數(shù)目. 即為共價(jià)鍵的飽和性。各原子軌道在空間分布是固定的， 為了滿足軌道的最大重疊， 原子間成共價(jià)鍵時(shí)， 當(dāng)然要具有方向性。共價(jià)鍵的鍵型4 、共價(jià)鍵的鍵型分類成鍵的兩個(gè)原子間的連線稱為鍵軸. 按成鍵與鍵軸之間的關(guān)系，共價(jià)鍵的鍵型主要為兩種：） 鍵鍵特點(diǎn)：將成鍵軌道，沿著鍵軸旋轉(zhuǎn)任意角度，圖形及符號(hào)均保持不變. 即鍵軌道對(duì)鍵軸呈圓柱型對(duì)稱，或鍵軸是n 重軸。) 鍵鍵特點(diǎn)：成鍵軌道圍繞鍵軸旋轉(zhuǎn) 180 °時(shí)，圖形重合，但符號(hào)相反 .鍵

23、參數(shù)：化學(xué)鍵的形成情況，完全可由量子力學(xué)的計(jì)算得出，進(jìn)行定量描述. 但通常用幾個(gè)物理量加以描述，這些物理量稱為鍵參數(shù)。5、鍵參數(shù)1、鍵能AB(g)A(g) + B(g) H = EAB = DAB對(duì)于雙原子分子，解離能 DAB 等于鍵能EAB，但對(duì)于多原子分子，則要注意解離能與鍵能的區(qū)別與聯(lián)系。另外，相同的鍵，在不同化合物中，鍵長(zhǎng)和鍵能不相等. 例如， CH3OH中和 C2H6中均有 C-H 鍵，而它們的鍵長(zhǎng)和鍵能不同。2 、鍵角.是分子中鍵與鍵之間的夾角（在多原子分子中才涉及鍵角）。如,H2S分子， H-S-H的鍵角為92 °，決定了 H2S分子的構(gòu)型為“V”字形。又如：CO2 中

24、， O-C-O的鍵角為180 °，則CO2 分子為直線形。因而，是決定分子幾何構(gòu)型的重要因素七、雜化1 、概念：軌道雜化理論是指的原子軌道雜化理論.我們知道原子的核外電子是排布在不同能級(jí)的原子軌道上面的 ,比如 S 軌道 P 軌道等等 ,原子在形成分子時(shí)， 為了增強(qiáng)成鍵能力(使成鍵之后能量最低則最穩(wěn)定) ，同一原子中能量相近的不同類型的原子軌道重新組合，形成能量、形狀和方向與原軌道不同的新的原子軌道(這種軌道的能量都比沒(méi)有雜化以前的能量要低)。比如sp 雜化、 sp2雜化等等，這種原子軌道重新組合的過(guò)程稱為原子軌道的雜化，所形成的新的原子軌道稱為雜化軌道。形成雜化軌道之后再與其他的原

25、子結(jié)合使得整個(gè)的分子能量降低，達(dá)到穩(wěn)定的狀態(tài)。2 、命名：鍵型（原子符號(hào)1 、雜化 1 ，原子符號(hào)2、雜化 2 ）3 、理論要點(diǎn)至于分子軌道理論要點(diǎn)有以下三點(diǎn)：第一，原子形成分子后，電子就不再局限于個(gè)別原子的原子軌道， 而是從屬于整個(gè)分子的分子軌道。所以分子軌道強(qiáng)調(diào)分子的整體性，換句話說(shuō)在形成分子之后我們考慮它們時(shí)就不能一個(gè)原子一個(gè)原子來(lái)孤立考慮，電子也要在其形成的分子軌道中來(lái)考慮，不能再用什么原子外層電子排布什么的來(lái)看了。第二，分子軌道中電子的分布也和原子中的電子分布一樣，遵循泡利不相容原理（最多一個(gè)分子軌道兩個(gè)電子）、能量最低原理 （按照排布之后能量要最低，大學(xué)會(huì)學(xué)到反鍵軌道知識(shí)等等，那時(shí)

26、就知道為什么要能量最低） 和洪特規(guī)則（一個(gè)軌道的電子要自旋相反，這和軌道的自旋量子數(shù)有關(guān)，結(jié).構(gòu)化學(xué)中會(huì)學(xué)到） 。在分子軌道中電子可以配對(duì)，也可以不配對(duì)（分子形成之后會(huì)有自旋的單電子存在，它們是不配對(duì)的，所有會(huì)有順磁和反磁的分子）。第三，分子軌道可以近似地通過(guò)原子軌道的線性組合而得到比如s 軌道和 s 軌道組成分子軌道。分子軌道的數(shù)目等于組合前各原子軌道數(shù)目之和。4 、雜化軌道理論的要點(diǎn)：在成鍵過(guò)程中， 由于原子間的相互影響， 同一原子中幾個(gè)能量相近的不同類型的原子軌道（即波函數(shù)），可以進(jìn)行線性組合，重新分配能量和確定空間方向，組成數(shù)目相等的新的原子軌道，這種軌道重新組合的過(guò)程稱為雜化（hyb

27、ridization ），雜化后形成的新軌道稱為雜化軌道（ hybrid orbital）。5 、雜化的類型：等性雜化：全部由成單電子的軌道參與的雜化叫做等性雜化。不等性雜化：有孤對(duì)電子軌道參與的雜化叫做不等性雜化。雜化軌道的類型取決于原子所具有的價(jià)層軌道的種類和數(shù)目以及成鍵數(shù)目等。常見(jiàn)的有：sp 雜化： sp 雜化是指由原子的一個(gè)ns 和一個(gè) np 軌道雜化形成兩個(gè)sp 雜化軌道， 每個(gè) sp雜化軌道各含有1/2s 成分和 1/2p成分，兩個(gè)軌道的伸展方向恰好相反，互成 180 度夾角，形成鍵。直線型。sp2雜化：原子以一個(gè) ns 和兩個(gè) np 軌道雜化，形成三個(gè)能量相同sp2 雜化軌道，每

28、個(gè)雜化軌道各含 1/3s成分和 2/3p 成分。三個(gè)雜化軌道間的夾角為120度。sp3雜化：由一個(gè)ns 和三個(gè) np 軌道雜化形成四個(gè)能量等同的sp3雜化軌道。每個(gè)sp3 軌道都含有 1/4s成分和 3/4p成分。構(gòu)型為正四面體。sp3d雜化：由一個(gè)ns 、三個(gè) np 軌道和一個(gè)nd 軌道雜化形成五個(gè)能量等同的sp3d雜化軌道。每個(gè)sp3d軌道都含有1/5 個(gè) s、3/5 個(gè) p 和 1/5 個(gè) d 成分。構(gòu)型為三角雙錐。.sp3d2雜化：由一個(gè)ns 、三個(gè) np 軌道和二個(gè)nd 軌道雜化形成六個(gè)能量等同的sp3d2雜化軌道。每個(gè)sp3d2軌道都含有1/6 個(gè) s、 1/2 個(gè) p 和 1/3

29、 個(gè) d 成分。構(gòu)型為面體。6 、空間形態(tài)幾種雜化軌道之后的分子空間形態(tài)sp 雜化：直線形如： CO2 、 CS2sp2 雜化：平面三角形（等性雜化為平面正三角形）如： BCl3 、sp3 雜化：空間四面體（等性雜化為正四面體）如： CH4 、 CCl4sp3d 雜化：三角雙錐如： PCl5sp3d2雜化：八面體（等性雜化為正八面體）sp3d3雜化：五角雙錐如： IF7dsp2 雜化：平面四方形（等性雜化為正方形）如： Pt(NH3)2Cl2(順鉑）注：中心原子有孤對(duì)電子的還要視孤對(duì)電子對(duì)數(shù)而定具體的空間結(jié)構(gòu)如： H2OV 形（角形）7 、局限性說(shuō)白了，最初原子軌道的雜化概念完全是人造的。是為

30、了解釋CH4- 四面體這類的現(xiàn)象。后來(lái)分子軌道理論出現(xiàn)，原子軌道的雜化就自然而然的被解釋了- 只不過(guò)是一種同原子的原子軌道的重新線性組合。同時(shí)，分子軌道理論也表明了這種組合（雜化） 沒(méi)有實(shí)際上的意義，而且有時(shí)會(huì)引起混亂。譬如：在雜化理論中，CH4 中的八個(gè)成鍵電子是在同一種sp3軌道能級(jí)上 . 但其實(shí)，它們是分在兩個(gè)不同的能級(jí)上的（試驗(yàn)和分子軌道理論都表明了這一點(diǎn)）。但是由于雜化概念的方便，特別是在有機(jī)化學(xué)中被用來(lái)表示一個(gè)原子在分子中的幾何環(huán)境。時(shí)至今日，雜化軌道僅被用來(lái)描述幾何形狀或環(huán)境。8 、雜化類型的判斷方式.公式如下：（括號(hào)內(nèi)為舉例，以下均以H2S 為例）k=m+n當(dāng) k=2sp 雜化

31、k=3sp2 雜化k=4sp3 雜化k=5sp3d 雜化k=6sp3d2雜化其中 n 值為 ABn 中的 n ，與中心原子結(jié)合的原子數(shù)（此時(shí)n 是 H2S 中的 2） (中心原子：按字面意思理解，就是分子形成是被當(dāng)做中心的原子，H2S 的中心原子為S)m=(e-nd)/2m ：孤電子對(duì)數(shù)(指未成鍵電子）e ：中心原子價(jià)電子數(shù)（價(jià)電子數(shù)就是最外層電子數(shù)，S 的 e=6 ）n ：和上面的n 是同一個(gè)值d ：與中心原子結(jié)合的原子最多能接收的電子數(shù)（與中心原子結(jié)合的原子指H 原子， 最外層差 1 個(gè)電子排滿，此處d=1 ）8 、舉例（ 1 ）AX2直線形(180 °) sp 雜化例 : C2

32、H2 、 CO2V 形 (90 °) sd 雜化 例 : VO2+AX3平面正三角形(120 °) sp2 雜化例 : BF3 、石墨、C2H4三角錐(90 °) sd2 雜化例 :CrO3AX4正四面體(109.5 °) sp3雜化例 : CH4 、鉆石正四面體(109.5 °) sd3雜化例 :MnO4 -AX5四角錐(66 °,114 °) sd4 雜化例: Ta(CH3)5AX6三棱鏡(63 °,117 °) sd5 雜化例: W(CH3)68 、舉例（ 2）、超價(jià)分子(共振 ).類別主族過(guò)渡金屬

33、AX2-直線形(180 °)AX3-平面正三角形(120 °)AX4-平面正方形(90 °)AX5三角雙錐(90 °,120 °)三角雙錐(90 °,120 °)非整數(shù)的雜化(s 和 d 軌道 )Fe(CO)5AX6正八面體(90 °)正八面體(90 °)AX7五角雙錐(90 °,72 °)五角雙錐(90 °, 72 °)非整數(shù)的雜化(s 和 3d 軌道 ) V(CN)74 -AX8正四角反棱柱正四角反棱柱非整數(shù)的雜化(s 和 3p 軌道 )IF8 -非整數(shù)的雜化(

34、s 和 4d 軌道 )Re(CN)83-AX9-三側(cè)錐三角柱非整數(shù)的雜化(s 和五 d 軌道 ) ReH92 -八、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓一、定義在溫度T（若為298.15K時(shí)則可不標(biāo)出）下，由標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的單質(zhì)生成物質(zhì)B( B=+1)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。即在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下（反應(yīng)物和產(chǎn)物都是處于100KPa ，通常溫度選定298.15K ），由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量（ 1mol ）的化合物的化學(xué)反應(yīng)熱（即恒壓反應(yīng)熱） ，稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓或標(biāo)準(zhǔn)生成熱。二、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓的單位：kJ/mol 。.三、計(jì)算1 、物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)后的焓的變化等于生成物的總標(biāo)準(zhǔn)生成焓和反應(yīng)物的總標(biāo)準(zhǔn)生成焓之差2 、焓變計(jì)算

35、可用反應(yīng)物鍵焓之和減去生成物鍵焓之和。3 、蓋斯定律二、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓計(jì)算出每個(gè)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓。三、蓋斯定律一、內(nèi)容蓋斯定律換句話說(shuō)，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無(wú)關(guān)， 而這可以看出， 蓋斯定律實(shí)際上是 “內(nèi)能和焓是狀態(tài)函數(shù)”這一結(jié)論的進(jìn)一步體現(xiàn)。利用這一定律可以從已經(jīng)精確測(cè)定的反應(yīng)熱效應(yīng)來(lái)計(jì)算難于測(cè)量或不能測(cè)量的反應(yīng)的熱效應(yīng)。盡管蓋斯定律出現(xiàn)在熱力學(xué)第一定律提出前，但亦可通過(guò)熱力學(xué)第一定律推導(dǎo)出。二、使用注意1 、蓋斯定律只適用于等溫等壓或等溫等容過(guò)程，各步反應(yīng)的溫度應(yīng)相同；2 、熱效應(yīng)與參與反應(yīng)的各物質(zhì)的本性、 聚集狀態(tài)、 完成反應(yīng)的物

36、質(zhì)數(shù)量， 反應(yīng)進(jìn)行的方式、溫度、壓力等因素均有關(guān)，這就要求涉及的各個(gè)反應(yīng)式必須是嚴(yán)格完整的熱化學(xué)方程式。3 、各步反應(yīng)均不做非體積功。4 、各個(gè)涉及的同一物質(zhì)應(yīng)具有相同的聚集狀態(tài)。5 、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱(H) 只與反應(yīng)體系的始態(tài)或終態(tài)有關(guān),而與反應(yīng)途徑無(wú)關(guān)。三、本質(zhì)和意義1 、蓋斯定律的本質(zhì)：方程式按一定系數(shù)比加和時(shí)其反應(yīng)熱也按該系數(shù)比加和。.2 、蓋斯定律的意義：有些反應(yīng)的反應(yīng)熱通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)定有困難，可以用蓋斯定律間接計(jì)算出來(lái)。九、熵一、釋義1 ：物理學(xué)上指熱能除以溫度所得的商，標(biāo)志熱量轉(zhuǎn)化為功的程度。2 ：科學(xué)技術(shù)上用來(lái)描述、表征系統(tǒng)不確定程度的函數(shù)。亦被社會(huì)科學(xué)用以借喻人類社會(huì)某些狀態(tài)的程度。3 ：傳播學(xué)中表示一種情境的不確定性和無(wú)組織性。二、特點(diǎn)1.熵是體系的狀態(tài)函數(shù)，其值與達(dá)到狀態(tài)的過(guò)程無(wú)關(guān)；2.熵的定義式是：dS=dQ/T，因此計(jì)算某一過(guò)程的熵變時(shí)，必須用與這個(gè)過(guò)程的始態(tài)和終態(tài)相同的過(guò)程的熱效應(yīng)dQ 來(lái)計(jì)算。（注：如果這里dQ 寫(xiě)為 dQR 則表示可逆過(guò)程熱效應(yīng)，R 為 reversible； dQ 寫(xiě)為 dQI 為不可逆過(guò)程的熱效應(yīng)，I 為 Irreversible。）3.TdS 的量綱是能量， 而 T 是強(qiáng)度性質(zhì)， 因此 S 是廣度性質(zhì)。 計(jì)算時(shí)， 必須考慮體系的質(zhì)量；4.同狀態(tài)函數(shù)U 和 H 一樣