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Capítulo 1 Estructura atómica y propiedades
1. Estructura atómica
1. Niveles de energía y esferas de energía
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3. La ley de configuración electrónica fuera del núcleo.
(1) Principio estructural: a medida que aumenta la carga nuclear, los electrones de los átomos básicos eléctricamente neutros de la mayoría de los elementos llenan las órbitas de los electrones (niveles de energía) fuera del núcleo en el orden que se muestra a la derecha. llamado principio estructural.
Escalonamiento del nivel de energía: Según el principio estructural, los electrones entran primero en la órbita 4s y luego entran en la órbita 3d, lo que se denomina escalonamiento del nivel de energía.
Explicación: El principio de construcción no significa que el nivel de energía 4s sea menor que el nivel de energía 3d (de hecho, el nivel de energía 4s es mayor que el nivel de energía 3d), sino que al llenar electrones en secuencia, la energía de todo el átomo se puede minimizar. En otras palabras, la energía de todo el átomo no puede considerarse mecánicamente como la suma de las energías orbitales de los electrones.
(2) Principio de energía mínima
La teoría moderna de la estructura material demuestra que la configuración electrónica de un átomo sigue el principio estructural, que puede mantener la energía de todo el átomo en el estado más bajo. , conocido como el principio de mínima energía.
El principio estructural y el principio de mínima energía consideran el nivel energético del átomo como un todo y no se limitan a un determinado nivel energético.
(3) Principio de Pauli (exclusión): Es imposible que cuatro electrones con el mismo número cuántico existan en un átomo multielectrónico en estado fundamental al mismo tiempo. En otras palabras, una órbita sólo puede contener hasta dos electrones con direcciones de espín eléctrico opuestas (indicadas por " ↑ ↓ "). Este principio se llama principio de Pauli.
(4) Ley de Hund: Cuando la configuración electrónica está en diferentes órbitas del mismo nivel de energía (misma energía), siempre ocupa una órbita primero y tiene la misma dirección de giro. Esta regla se conoce como Regla Húngara. Por ejemplo, la forma orbital de p3 es o no.
Caso especial de la ley de Hunter: Cuando el número de electrones ocupados en los orbitales P, D y F está completamente vacío, medio lleno o completamente lleno, el átomo se encuentra en un estado relativamente estable. Es decir, p0, d0, f0, p3, d5, f7, p6, d10 y f14 están en un estado relativamente estable.
Entre los primeros 36 elementos, 4Be 2s22p0, 12Mg 3s23p0 y 20Ca4S23D0 están todos vacíos. Medio lleno: 7N 2s22p3, 15P 3s23p3, 24Cr 3d54s1, 25Mn 3d54s2, 33 como 4s 24 p 3 hay 10Ne 2s22p6, 18Ar 3s23p6, 29Cu 3d104s1, 30Zn 3d104s2, 36K; r 4s24p6 en pleno estado.
4. Representación de la configuración electrónica fuera del núcleo de un átomo en estado fundamental.
(1) Disposición electrónica
① Utilice el número en la esquina superior derecha del símbolo del nivel de energía para indicar el número de electrones dispuestos en el nivel de energía. Esta es la disposición de los electrones. fórmula, por ejemplo, k: 1s 22 p 62 p 63s 23 p 64 p 1.
(2) Para evitar una escritura complicada de la configuración electrónica, la parte donde los electrones internos alcanzan la estructura atómica de un elemento de gas raro se representa mediante el símbolo del elemento correspondiente al gas raro más corchetes, como pregunta k: [Ar] 4S1.
(2) Diagrama de configuración electrónica (expresión de trayectoria)
Cada cuadro o círculo representa un orbital atómico y cada flecha representa un electrón.
Por ejemplo, la expresión orbital del átomo de azufre en estado fundamental es
dos. Estructura atómica y tabla periódica de elementos
1. La relación entre la configuración electrónica y el período atómico
(1) La fórmula de disposición de los electrones más externos del primer elemento en cada período es ns1 . La disposición electrónica más externa de los elementos al final de cada período es ns2np6 excepto él, que es 1s2. Solo hay dos electrones fuera del núcleo, solo 1 órbita S y ninguna órbita P, por lo que la configuración electrónica del elemento al final del primer ciclo es diferente de otros ciclos.
(2) El número máximo de electrones contenidos en un grupo de niveles de energía es igual a los tipos de elementos contenidos en un período.
Sin embargo, un grupo de niveles de energía no es necesariamente un nivel de energía con la misma energía, sino un nivel de energía con una energía similar.
2. División de la tabla periódica de elementos
(1) Según la configuración electrónica extranuclear.
①Partición
(2) Las propiedades químicas de los elementos en cada región y las características de configuración electrónica de la capa más externa de átomos.
③Si se conoce la configuración electrónica periférica de un elemento, se puede determinar directamente la posición del elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, la configuración electrónica periférica de un determinado elemento es 4s24p4, lo que significa que el elemento está ubicado en la región P y pertenece al elemento del grupo VI A del cuarto período. Es decir, la capa de máxima energía es su número de período y la cantidad de electrones en la capa más externa es su número de familia. Sin embargo, cabe señalar que el nivel máximo de energía de un elemento de transición (subgrupo y grupo VIII) es su número de período, y el número de electrones periféricos debe ser su número de columna en lugar de su número de grupo (excepto para las series de lantánidos y actínidos). .
Tres. Ley periódica de los elementos
1. Energía de ionización y electronegatividad
(1) La energía de ionización se refiere a la energía mínima necesaria para que un átomo o ion gaseoso pierda un electrón, la primera energía de ionización. Se refiere a la energía mínima requerida para que un átomo en estado fundamental eléctricamente neutro pierda un electrón y lo convierta en un ion positivo gaseoso en estado fundamental. Cuanto menor sea la primera energía de ionización, más fácil le resultará a un átomo perder un electrón. Entre los elementos del mismo período, la primera energía de ionización de los metales alcalinos (o Grupo IA) es la más pequeña, y la primera energía de ionización de los gases raros (o Grupo 0) es la más grande, lo que muestra una tendencia general ascendente de izquierda a derecha. . De arriba a abajo, las primeras energías de ionización de elementos del mismo grupo principal disminuyen gradualmente. La segunda energía de ionización del mismo átomo es mayor que la primera energía de ionización.
(2) La electronegatividad de los elementos se utiliza para describir la atracción de los átomos de diferentes elementos hacia los electrones enlazantes. Utilizando la electronegatividad del flúor como 4,0 y la electronegatividad del litio como 1,0 como estándares relativos, se puede obtener la electronegatividad de cada elemento. La electronegatividad también se puede utilizar como criterio para juzgar la resistencia de los metales y no metales. La electronegatividad de los metales es generalmente inferior a 1,8 y la electronegatividad de los no metales es generalmente superior a 1,8. La electronegatividad de los "metaloides" ubicados en el límite del triángulo de los no metales es aproximadamente 1,8. Son tanto metálicos como no metálicos.
(3) Aplicación de la electronegatividad
(1) Determinar la resistencia de elementos metálicos y no metálicos.
3) Aplicación de la electronegatividad
(1) Determinar la resistencia de elementos metálicos y no metálicos.
②La electronegatividad de los metales es generalmente inferior a 1,8 y la electronegatividad de los no metales es generalmente superior a 1,8. La electronegatividad de los "metaloides" (como el germanio y el antimonio) ubicados en el límite de los no metales. -El triángulo metálico mide aproximadamente 1,8, tanto metálico como no metálico.
③Cuanto menor es la electronegatividad de un elemento metálico, más activo es el elemento metálico; cuanto mayor es la electronegatividad de un elemento no metálico, más activo es el elemento no metálico.
④En el mismo período, la electronegatividad aumenta gradualmente de izquierda a derecha, y en la misma familia, la electronegatividad disminuye gradualmente de arriba a abajo.
2. Las reglas de evolución de la estructura atómica y las propiedades de los elementos.
3. Regla diagonal
En la tabla periódica de elementos, algunos elementos del grupo principal son similares a los de la parte inferior derecha, como
Capítulo 2 Molecular Estructura y propiedades
Requisitos estándar del curso
1. Comprender los enlaces de valencia y los principales tipos de enlaces, y utilizar la longitud del enlace, la energía del enlace y el ángulo del enlace para explicar algunas propiedades de las moléculas simples. .
2. Comprender la teoría de los orbitales híbridos y los tipos de orbitales híbridos comunes (sp, sp2, sp3) y utilizar la teoría de la repulsión de pares de electrones de valencia o la teoría de los orbitales híbridos para inferir la estructura espacial de moléculas o iones simples comunes.
3.Comprender la vinculación de complejos simples.
4. Comprender las diferencias entre las moléculas de enlace químico.
5.Comprender el impacto de la existencia de enlaces de hidrógeno en las propiedades de las sustancias y enumerar las sustancias que contienen enlaces de hidrógeno.
Hablemos de los puntos clave.
1. * * *Enlace de valencia
1.***La naturaleza y características del enlace de valencia
La esencia del enlace de valencia es la formación de electrones entre átomos Sí, tiene las características de saturación y direccionalidad.
2.*** Tipos de enlaces de valencia
① Según el número de pares de electrones entre los átomos enlazantes, se dividen en enlaces simples, dobles y triples.
(2) Según si * * * el par de electrones está desplazado, se divide en enlace polar y enlace apolar.
③Según el patrón de superposición de los orbitales atómicos, se pueden dividir en enlaces σ y enlaces π. La nube de electrones del primero tiene simetría axial, mientras que la nube de electrones del segundo tiene simetría especular.
3. Parámetros clave
① Energía de enlace: la energía más baja liberada por átomos en estado fundamental gaseoso para formar 1 mol de enlaces químicos. Cuanto mayor sea la energía del enlace, más estable será el enlace químico.
② Longitud del enlace: La distancia nuclear entre los dos átomos que forman un enlace de valencia. Cuanto más corta sea la longitud del enlace, más estable será el enlace.
③ Ángulo de enlace: El ángulo entre dos enlaces de valencia en una molécula con más de 2 átomos.
④La influencia de los parámetros de enlace en las propiedades moleculares.
Cuanto más corta sea la longitud del enlace, mayor será la energía del enlace y más estable será la molécula.