結(jié)構(gòu)部分小結(jié)

結(jié)構(gòu)部分小結(jié)原子結(jié)構(gòu)▲氫原子光譜

兩個(gè)特征：①不連續(xù)光譜：Hα、Hβ、Hγ、Hδ；②從長(zhǎng)波到短波，Hα至Hδ譜線間距越來(lái)越小，表明其能量越來(lái)越低。解釋：巴爾麥經(jīng)驗(yàn)公式：=1/λ=RH(1/22—1/n2)里德堡經(jīng)驗(yàn)公式：ν=R（1/n12—1/n22）氫原子的其它光譜：

n1=1，Lyman系，紫外區(qū)；n1=3，Paschen系，紅外區(qū)；

n1=4，Bracket系，紅外區(qū)；n1=5，Pfund系，紅外區(qū)。

(1)電子在特許的軌道（L=n·h/2π）上運(yùn)動(dòng)時(shí),并不釋放出能量,電子在每個(gè)特許軌道中運(yùn)動(dòng)的總能量等于其動(dòng)能與位能之和.

即

E=E動(dòng)+E位r=ε0

n2·h2/πme2n=1,2,3…都是H原子得特許軌道.E=(-me4/8ε02h2)/n2=-B/n2=-13.6/n2(2)

電子獲得能量從基態(tài)躍遷到激發(fā)態(tài)，處于激發(fā)態(tài)的電子從一個(gè)能級(jí)跳到另一個(gè)能級(jí)時(shí)，要吸收或放出的能量為：

△E=E2—E1=E光=hv=hc/λ（8）（λ不連續(xù)，E量子化）根據(jù)波爾理論，對(duì)H原子光譜的解釋如下：電子：基態(tài)電子→激發(fā)態(tài)(吸收能量);激發(fā)態(tài)

→基態(tài)(釋放能量)對(duì)Balmer系譜線，對(duì)應(yīng)于電子從n2=3、4、5、6等軌道回到n1=2的軌道所釋放的輻射，分別對(duì)應(yīng)Hα、Hβ、Hγ、Hδ四條不連續(xù)的譜線。1/λ=1.097373×107m-1(1/n12－n22)波爾理論波粒二象性德布羅意關(guān)系式

λ=h/P=h/mυ電子衍射圖表明電子具有波粒二象性測(cè)不準(zhǔn)原理△x·△P≥h/4π四個(gè)量子數(shù):主量子數(shù)n：n=1,2,3,4…，電子層符號(hào)分別為K、L、M、N….角量子數(shù)l:l=0,1,2,3,…，…

n-1,符號(hào):s,p,d,f,g…

En,l

=n+0.7l

單電子體系(如H原子),電子的能量只與主量子數(shù)有關(guān),Ens=Enp=End=Enf即單電子體系的能量與l無(wú)關(guān).多電子體系,l

值越大的亞層(能級(jí)),能量越高.如Ens<Enp<End<Enf.磁量子數(shù)m:m=0,±1,±2,…±l微觀粒子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)每一組量子數(shù)n,l,m可以確定一個(gè)波函數(shù)ψnlm(x,y,z)，每一個(gè)波函數(shù)ψnlm(x,y,z)就表示了原子核外軌道的一種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)—原子軌道的波函數(shù)。能量相同的軌道稱為簡(jiǎn)并軌道。3個(gè)p軌道的能量是相同的，稱為三重簡(jiǎn)并軌道，5個(gè)d軌道稱為五重簡(jiǎn)并軌道，自旋量子數(shù)ms:+1/2和-1/2

ψn,l,m(x,y,z)是由n,l,m確定的表示原子軌道的數(shù)學(xué)函數(shù)表達(dá)式,是薛定諤方程的解。又稱“原子軌道”(Orbital).ψn,l,m(x,y,z)

圖形化就是所謂的原子軌道，用于表征微觀粒子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。原子軌道的圖形

波函數(shù)角度分布圖(Y(θ,φ)～θ,φ)波函數(shù)角度分布圖又稱原子軌道角度分布圖。波函數(shù)的徑向分布圖(R(r)～r)幾率密度和電子云電子云角度分布圖(Y2(θ,φ)～(θ,φ))

電子云徑向密度分布圖(R2(r)～r)電子云徑向分布函數(shù)圖(D～r)電子云空間分布圖像屏蔽效應(yīng)：其它電子對(duì)選定電子i產(chǎn)生排斥作用稱為屏蔽效應(yīng)。單電子:E=-Z2/n2×13.6ev多電子：E=-13.6(Z–σ)2/n2=13.6Z*2/n2(ev)

σ的計(jì)算規(guī)則(Slater規(guī)則)鉆穿效應(yīng)：指定電子回避其它電子屏蔽的能力能級(jí)交錯(cuò)Enl=n+0.7l

多電子原子核外電子排布及元素周期表●實(shí)用能級(jí)圖核外電子排布

Pauli不相容原理；能量最低原理；Hund規(guī)則:元素周期表能級(jí)組與元素周期的劃分電子構(gòu)型及周期表中族的劃分7個(gè)主族（IA～VIIA）、7個(gè)副族（IB～VIIB）、1個(gè)VIII族，1個(gè)0族。主族元素的族數(shù)=ns和np的電子數(shù)之和=主族元素的最高氧化態(tài)副族元素的族數(shù)=(n-1)d和ns電子數(shù)之和(VIII、IB、IIB、鑭系、錒系除外）電子構(gòu)型與周期表的分區(qū)

s區(qū)：ns1～2(IA、IIA、He)p

區(qū)：ns2np1～6(IIIA～VIIA、0族)

d區(qū)：ns1～2(n-1)d1～9(IIIB～VIIB、VIII族)

ds區(qū)：ns1～2(n-1)d10(IB、IIB)

f區(qū):(n-2)f1～14(n-1)d0～1ns2(鑭系和錒系)元素的基本性質(zhì)及其周期性的變化規(guī)律

元素的基本性質(zhì)包括：原子半徑：主族、副族、短周期、長(zhǎng)周期變化規(guī)律La系收縮的影響使第六周期的r與第五周期的r非常接近。電離能：同主族、同周期元素的變化規(guī)律（反?，F(xiàn)象的解釋）電子親和能：同主族、同周期元素的變化規(guī)律電負(fù)性：同主族、同周期元素的變化規(guī)律、電負(fù)性的應(yīng)用分子結(jié)構(gòu)離子鍵理論離子鍵的特點(diǎn)：無(wú)方向性和飽和性離子鍵的離子性與元素的電負(fù)性的關(guān)系離子鍵的強(qiáng)度與Born-Haber循環(huán)、晶格能離子的特征：離子的電荷、離子的電子構(gòu)型、離子半徑化學(xué)鍵的鍵參數(shù)及分子的性質(zhì)鍵參數(shù)：

鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角、鍵的極性、鍵級(jí)分子的性質(zhì)：

分子的極性：雙原子分子(同種原子、異種原子）多原子分子：全對(duì)稱（μ=0）、不對(duì)稱分子的磁性：m(μB)=[n(n+2)]1/2共價(jià)鍵理論共價(jià)鍵形成的原理：

電子配對(duì)原理、能量最低原理、原子軌道最大重疊原理共價(jià)鍵的特點(diǎn)：

共價(jià)鍵的本質(zhì)是電性的、原子軌道重疊形成共價(jià)鍵、共價(jià)鍵具有飽和性和方向性共價(jià)鍵的鍵型：

σ鍵：s-s重疊、px-px

重疊、s-p重疊（頭碰頭）π鍵：P-P重疊、P-d重疊、d-d重疊（肩并肩）配位鍵：σ配鍵、π配鍵δ鍵：d-d重疊（面對(duì)面）

雜化軌道理論原子軌道的雜化只會(huì)發(fā)生在形成分子的過(guò)程中，孤立原子是不會(huì)發(fā)生雜化作用的。n個(gè)原子軌道參與雜化可以形成n個(gè)雜化軌道。小結(jié)：雜化軌道的類型與分子的空間構(gòu)型中心原子Be(ⅡA)B(ⅢA)C,Si(ⅣA)

N,P(ⅤA)

O,S(ⅥA)Hg(ⅡB)直線形三角形四面體三角錐V型雜化軌道類型s+ps+3ps+2ps+3p參加雜化的軌道24

43雜化軌道數(shù)成鍵軌道夾角分子空間構(gòu)型實(shí)例spsp2不等性sp3sp3價(jià)層電子對(duì)互斥理論

N=中心原子A價(jià)電子數(shù)+配位體提供電子數(shù)+/-AXm的電荷數(shù)確定電子對(duì)的空間構(gòu)型：VP=2直線形

VP=3

平面三角形VP=4正四面體或平面正方形VP=5三角雙錐VP=6

正八面體斥力大?。篖.p—L.p＞＞L.p.—B.p＞B.p.—B.p叁鍵＞雙鍵＞單鍵電子對(duì)構(gòu)型和分子的實(shí)際構(gòu)型分子軌道理論

原子軌道線性組合原則：

能量相近原則，軌道最大重疊原則和對(duì)稱性相同原則。原子軌道類型：σ分子軌道和π分子軌道σ分子軌道：s-s重疊、px-px

重疊、s-p重疊（頭碰頭）π分子軌道：P-P重疊、P-d重疊、d-d重疊（肩并肩）N2以前的分子軌道，包括Li2，Be2，B2，C2，N2，其分子軌道表達(dá)式為：O2、F2組成的雙原子分子，其分子軌道表達(dá)式為：

金屬鍵理論自由電子理論能帶理論：已充滿電子的原子軌道所形成的低能量能帶稱為滿帶；未填充電子的軌道組成的能帶稱為空帶；未充滿電子的分子軌道組成的能帶稱為導(dǎo)帶；導(dǎo)帶與滿帶間能級(jí)差稱為禁帶。

分子間力及氫鍵極性分子之間：取向力+誘導(dǎo)力+色散力；極性分子-非極性分子之間：誘導(dǎo)力+色散力；非極性分子之間：色散力；H鍵的特征：

◆飽和性：一個(gè)H只能與一個(gè)電負(fù)性大的X（或Y）形成

1個(gè)氫鍵；

◆方向性：形成H鍵的三個(gè)原子X(jué)—H···X—H在一條直線上，形成的氫鍵最強(qiáng)。

分子間氫鍵、分子內(nèi)氫鍵

晶體結(jié)構(gòu)1.晶體的基本概念（1）晶體的特征：規(guī)則的幾何外形；固定的熔點(diǎn)；各向異性。（2）七大晶系，14中點(diǎn)陣（晶格）(3)晶胞2.晶體的分類2-1金屬晶體：晶格結(jié)點(diǎn)占據(jù)的是金屬原子和離子，質(zhì)點(diǎn)間的作用力是分金屬鍵。熔沸點(diǎn)較高、硬度較大、熱電的良導(dǎo)體。簡(jiǎn)單立方（52%）、體心立方（68）、面心立方（74%）、六方密堆積（74%）

2-2離子晶體：晶格結(jié)點(diǎn)占據(jù)的是陰陽(yáng)離子，離子之間的相互作用是離子鍵）。熔沸點(diǎn)較高、硬而脆