Capítulo 1 Estructura y propiedades atómicas 1. Comprender el estado de movimiento de los electrones fuera del núcleo atómico y comprender el significado de nube de electrones, capa de electrones (capa de energía) y órbita atómica (nivel de energía). 1. Nube de electrones: uso La densidad de los pequeños puntos negros se utiliza para describir la probabilidad de que aparezcan electrones en el espacio fuera del núcleo. El gráfico obtenido se denomina diagrama de nube de electrones. Cuanto más cerca del núcleo, mayor es la probabilidad de que aparezcan. Aparecen electrones y la densidad de la nube de electrones es mayor; cuanto más lejos del núcleo, la probabilidad de que aparezcan electrones es menor, menor es la densidad de la nube de electrones (capa de energía): según la diferencia de energía y la principal. Área de movimiento del electrón, los electrones fuera del núcleo están en diferentes capas de electrones. Los símbolos de las capas de electrones correspondientes de los átomos desde el interior hacia el exterior son K., L, M, N, O, P, Q. Órbitas atómicas (los niveles de energía son subcapas): Los electrones fuera del núcleo atómico en la misma capa de electrones también pueden moverse en diferentes tipos de órbitas atómicas, representadas por s, p, d respectivamente, f representa órbitas de diferentes formas, s. El orbital es esférico, el orbital p tiene forma de huso, el orbital d y el orbital f son más complejos. El número de direcciones de extensión de cada órbita es 1, 3, 5, 7.2 (Principio de construcción) Obtenga más información El principio seguido por la disposición jerárquica. La cantidad de electrones fuera del núcleo en un átomo de electrones se puede expresar mediante la fórmula de disposición de los electrones (1). Las características del movimiento de los electrones fuera del núcleo se pueden expresar en términos de capas de electrones y orbitales atómicos (subcapa) y dirección de espín. En un átomo que contiene múltiples electrones extranucleares, no hay dos electrones con exactamente el mismo estado de movimiento (2). Principio de disposición de los electrones fuera del núcleo atómico. Principio de energía mínima: los electrones primero ocupan órbitas con baja energía y luego entran. órbitas con alta energía en secuencia. ② Principio de exclusión de Pauli: Cada órbita puede acomodar hasta dos electrones con diferentes estados de espín. ③ En orbitales con la misma energía, cuando se disponen arriba, los electrones ocupan órbitas diferentes en la medida de lo posible. tienen el mismo estado de giro Caso especial de la regla de Hundt: completamente lleno (p6, d10, f14), medio lleno (p3, d5, f7) de órbitas equivalentes, el estado de espacio completo (p0, d0, f0), con menor. energía y mayor estabilidad como 24Cr [Ar]3d54s1, 29Cu [Ar]3d104s1 (3). Dominar el diagrama escalonado de niveles de energía y 1 -La disposición de los electrones fuera del núcleo del elemento 36. ① Según el principio estructural, la disposición de los electrones fuera del núcleo del átomo en estado fundamental sigue el orden que muestra la flecha en la Figura ⑴. ② Según el principio estructural, cada nivel de energía se puede dividir en grupos de niveles de energía según la diferencia de energía, como se muestra en la Figura ⑵. De abajo hacia arriba, se representan siete grupos de niveles de energía y sus energías aumentan en secuencia; grupo de niveles de energía, desde la izquierda La energía aumenta secuencialmente hacia la derecha. Los electrones fuera del núcleo del estado fundamental están ordenados de baja a alta energía. 3. Energía de ionización del elemento y electronegatividad del elemento Primera energía de ionización: La energía requerida para que un átomo gaseoso en estado fundamental eléctricamente neutro pierda un electrón y se transforme en un ion positivo gaseoso en estado fundamental se denomina primera energía de ionización. El símbolo comúnmente utilizado es I1 y la unidad es kJ/mol. (1). La periodicidad de la disposición de los electrones fuera del núcleo atómico. A medida que aumenta el número atómico, la disposición de los electrones periféricos de los átomos del elemento cambia periódicamente: cada cierto número de elementos, la disposición de los electrones periféricos de los átomos del elemento se repite a partir de cambios periódicos. de ns1 a ns2np6 (2) Cambios periódicos en la primera energía de ionización de los elementos A medida que aumenta el número atómico, la primera energía de ionización de los elementos cambia periódicamente: ★ De izquierda a derecha en el mismo período, la primera La energía de ionización tiene un. tendencia a aumentar gradualmente, la primera energía de ionización de los gases raros es la más grande y la primera energía de ionización de los metales alcalinos es la más pequeña ★ De arriba a abajo en el mismo grupo principal, la primera energía de ionización tiene una tendencia a disminuir gradualmente; Explicación: ① Para elementos del mismo período, la primera energía de ionización muestra una tendencia creciente de izquierda a derecha. Cuando la estructura de la subcapa electrónica está completamente llena o medio llena, es mayor que la de los elementos adyacentes, es decir, la primera energía de ionización de los elementos del Grupo IIA y del Grupo VA es respectivamente mayor que la de los elementos adyacentes en el mismo período. Be, N, Mg, P ②. Aplicación de la primera energía de ionización de los elementos: a. La energía de ionización es la verificación experimental de la disposición jerárquica de los electrones fuera del núcleo. Se utiliza para comparar la metalicidad de los elementos. I1, el metal Cuanto más fuerte es la electronegatividad, indica la capacidad del átomo para perder electrones (3) Cambios periódicos en la electronegatividad del elemento Electronegatividad del elemento: La capacidad de los átomos de un elemento para atraer pares de electrones. la molécula se llama electronegatividad del elemento.
A medida que aumenta el número atómico, la electronegatividad de los elementos cambia periódicamente: de izquierda a derecha en el mismo período, la electronegatividad de los elementos del grupo principal aumenta gradualmente; de arriba a abajo en el mismo grupo principal, la electronegatividad de los elementos disminuye. de electronegatividad: a. Determinar el tipo de elemento (generalmente gt; 1,8, elemento no metálico; lt; 1,8, elemento metálico b. Determinar el tipo de enlace químico (la diferencia de electronegatividad entre dos elementos gt; 1,7, iónico). enlace ;lt; 1.7, *** enlace de valencia). c. Determinar el estado de valencia positivo o negativo de un elemento (el que tiene una electronegatividad grande es negativo y el que tiene una electronegatividad pequeña es positivo). Metalicidad y no metalicidad Un parámetro importante de fuerza (que caracteriza la capacidad de los átomos para obtener electrones. Ejemplo 8. Los siguientes grupos de elementos están ordenados en orden decreciente del radio atómico y creciente de la primera energía de ionización de los elementos A. K, Na, Li B. N, O, C C. Cl, S, PD. Al, Mg, Na Ejemplo 9. Se sabe que los elementos X e Y están en el mismo período y la electronegatividad es X>Y ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta? Cuando X e Y forman un compuesto, X tiene valencia negativa e Y tiene valencia positiva B. La primera energía de ionización Y puede ser menor que XC. La acidez del ácido que contiene oxígeno de mayor valencia: La acidez correspondiente a X es más débil que la acidez correspondiente a Y. D. La estabilidad de los hidruros gaseosos: HmY es menor que HmX 2. Enlaces químicos y propiedades de la materia Contenido: Enlaces iónicos - Cristales iónicos 1. Comprender el significado de los enlaces iónicos y ser capaz de explicar la formación de los enlaces iónicos. Cristales iónicos de tipo NaCl y tipo CsCl Las características estructurales, las propiedades físicas de los compuestos iónicos pueden explicarse por la energía reticular (1). Enlaces químicos: la interacción fuerte entre átomos adyacentes incluye enlaces iónicos, enlaces valentes y enlaces metálicos. ). Enlace de iones: enlace químico formado por anión y catión mediante interacción electrostática. Juicio de la fuerza del enlace iónico: cuanto menor es el radio iónico, más carga lleva el ión, más fuerte es el enlace iónico y mayor es la fusión y. Punto de ebullición del cristal iónico. La fuerza del enlace iónico se puede medir por el tamaño de la energía reticular, la energía reticular se refiere a la energía absorbida al desmontar 1 mol de cristales iónicos para formar aniones y cationes gaseosos. energía, mayor es el punto de fusión y mayor es la dureza del cristal iónico: Cristal formado mediante enlaces iónicos. Estructuras cristalinas iónicas típicas: tipo NaCl y tipo CsCl. En el cristal de cloruro de sodio, hay 6 iones de cloruro alrededor de cada sodio. ion y 6 iones de sodio alrededor de cada ion cloruro. Una celda unitaria de cloruro de sodio contiene 4 iones de sodio y 4 iones de cloruro en un cristal de cloruro de cesio, hay 8 iones de cloruro alrededor de cada ion de cesio y 8 iones de cesio alrededor de cada ion de cloruro. La celda unitaria de cesio contiene 1 ion de cesio y 1 ion de cloruro. Cristal tipo NaCl Cristal tipo CsCl Cada ion Na está rodeado por 6 iones C1-, y cada C1- también está rodeado por 6 Na. Cada ion positivo está rodeado por 8 iones negativos y cada ion negativo también está rodeado por 8 iones positivos.
(3). Método de cálculo del número de partículas en la celda unitaria - método de amortización. Contribución de posición, vértice, borde, centro de la cara, centro del cuerpo 1/81/41/212. Enlaces π, y pueden utilizar datos como la energía del enlace, la longitud del enlace, el ángulo del enlace, etc. para ilustrar ciertas propiedades de moléculas simples (no se requiere la comparación de fuerza relativa entre los enlaces σ y los enlaces π ***). Clasificación y valoración de los enlaces de valencia: enlaces σ (superposición "cabeza con cabeza") y enlaces π (superposición "hombro con hombro"), enlaces polares y enlaces no polares, y un tipo especial de ***valent enlaces-enlaces de coordinación.* **Tres parámetros del enlace de valencia. La influencia del concepto en las moléculas. La energía del enlace puede romperse 1 mol. mol). Cuanto mayor sea la energía del enlace, más fuerte será el enlace y más estable será la molécula. La longitud del enlace formará un enlace. La distancia promedio entre dos núcleos (unidad: 10-10 metros) , cuanto mayor es la energía del enlace, más fuerte es el enlace y más estable es la molécula. Ángulo de enlace El ángulo entre enlaces adyacentes en la molécula (unidad: grados) Determina la configuración espacial de la molécula. entre la energía de enlace del enlace de valencia y el calor de la reacción química: Calor de reacción = la suma de las energías de enlace de todos los reactivos - la suma de las energías de enlace de todos los productos 3. Comprender los enlaces polares y los enlaces no polares. comprender las diferencias entre moléculas polares y moléculas no polares y sus propiedades (1) Enlace de valencia: enlace químico formado por un par de electrones entre átomos (2) Polaridad del enlace: Enlace polar: Los enlaces de valencia positivos se forman entre. Diferentes tipos de átomos, los átomos enlazantes tienen diferentes capacidades para atraer electrones y los pares de electrones positivos están desplazados. Enlaces no polares: los enlaces de valencia positivos se forman entre el mismo tipo de átomos. Los átomos enlazantes tienen la misma capacidad para atraer electrones. , y los pares de electrones no se desplazarán. (3) Polaridad de las moléculas: ① Moléculas polares: moléculas en las que el centro de carga positiva y el centro de carga negativa no se superponen. Moléculas no polares: una molécula en la que el centro de carga positiva y. la superposición del centro de carga negativa. ② Juicio de polaridad molecular: La polaridad de una molécula está determinada por la polaridad del enlace de valencia y la configuración espacial de la molécula. Comparación no polar entre moléculas polares y moléculas no polares. formación de moléculas polares la distribución de carga de toda la molécula es uniforme y simétrica la distribución de carga de toda la molécula es desigual y asimétrica la existencia de enlaces valentes asimétricos o enlaces polares. en la molécula es simétrica y asimétrica 4. La estructura tridimensional de la molécula (recuerde) Tipos y formas de moléculas comunes Comparación de tipos moleculares Forma molecular Ángulo de enlace polaridad del enlace Molécula polar representativa Un He esférico no polar, NeA2 lineal no -polar no polar H2, O2AB lineal polar polar HCl, NOABA lineal 180° polar no polar CO2, CS2ABAV ≠ 180° polar polar H2O, SO2A4 tetraédrico regular 60° no polar Polar no polar P4AB3 triángulo plano 120° polar no -polar BF3, SO3AB3 pirámide triangular ≠120° polar polar NH3, NCl3AB4 tetraedro 109°28′ polar no polar CH4, CCl4AB3C tetraedro ≠109 °28′ polar polar CH3Cl, CHCl3AB2C2 forma tetraédrica ≠109°28′ polar polar CH2Cl2 línea recta triángulo en forma de V tetraedro pirámide triangular en forma de V H2O 5. Comprender las características de los cristales atómicos y ser capaz de describir átomos como el diamante y el dióxido de silicio La relación entre la estructura y las propiedades de los cristales (1). en el que todos los átomos se combinan mediante enlaces de valencia *** o un cristal en el que los átomos adyacentes se combinan mediante enlaces de valencia *** para formar una estructura de red tridimensional espacial. (2). Los cristales atómicos típicos incluyen el diamante (C), silicio cristalino (Si) y dióxido de silicio (SiO2). El diamante tiene una estructura de red espacial tetraédrica. Hay 6 átomos de carbono en el anillo de carbono más pequeño, y cada átomo de carbono forma cuatro enlaces valentes con los cuatro átomos de carbono circundantes. El cristal de silicio es similar al diamante; el cristal de dióxido de silicio es una estructura de red espacial, con 6 átomos de silicio y 6 átomos de oxígeno en el anillo más pequeño, cada átomo de silicio está unido a 4 átomos de oxígeno y cada átomo de oxígeno está unido a 2 átomos de silicio. átomos (3). ***Juicio de la fuerza del enlace de valencia y el tamaño del punto de fusión y ebullición del cristal atómico: cuanto menor es el radio atómico, más corta es la longitud del enlace que forma el enlace ***valente. , mayor es la energía de enlace del enlace ***valente y mayor es el punto de fusión y ebullición de su cristal. Por ejemplo, punto de fusión: diamante gt; carburo de silicio gt; comprender el significado de los enlaces metálicos. , puede utilizar la teoría de los electrones libres de los enlaces metálicos para explicar algunas de las propiedades de los metales.
Propiedades físicas. Conozca el método básico de apilamiento de cristales metálicos y comprenda la estructura de celda unitaria de los cristales metálicos comunes (no se requieren identificación de espacios dentro del cristal, cálculos relacionados con los parámetros de la estructura cristalina, como la longitud lateral de la celda unitaria (). 1). Enlaces metálicos: existe una fuerte interacción entre los iones metálicos y los electrones libres. Utilice la teoría de los electrones libres para explicar la conductividad eléctrica, la conductividad térmica y la ductilidad de los cristales metálicos. Las partículas del cristal son conductoras, conductoras térmicas y dúctiles. Iones metálicos y electrones libres. Campo eléctrico externo. Bajo la acción del movimiento direccional de los electrones libres, chocan con los iones metálicos y transfieren calor. Cada capa atómica en el cristal se desliza entre sí y aún mantiene la interacción (2) ①. Cristal metálico: un cristal formado mediante la interacción de enlaces metálicos ② La fuerza del enlace metálico y la fusión del cristal metálico La ley cambiante del punto de ebullición: cuantas más cargas lleva el catión, cuanto menor es el radio, más fuerte es el metal. enlace, y mayor es el punto de fusión y ebullición: Nalt; Al, Ligt; La fuerza del enlace metálico se puede determinar utilizando los átomos metálicos. 7. Comprender la situación de enlace de complejos simples (no se requieren condiciones de expresión conceptual***). utiliza pares de electrones para formar un átomo Proporciona un enlace de valencia unidireccional a otro átomo. A B Donante de pares de electrones Aceptador de pares de electrones Uno de los átomos debe proporcionar un par de electrones solitario y el otro átomo debe poder aceptar la órbita del par de electrones solitario.
(1) Enlace de coordinación: Un enlace de valencia formado por un átomo que proporciona un par de electrones y otro átomo que acepta electrones. Es decir, un enlace de valencia formado por uno de los dos átomos que proporciona un par de electrones solitario y el otro que proporciona un par vacío. orbital.*Enlace de valencia. (2) ① Complejo: Un compuesto formado por un enlace de coordinación entre un ligando que proporciona un par de electrones solitario y un átomo central (o ion) que acepta un par de electrones solitario se llama complejo, también conocido. como complejo ② Condiciones de formación: a. El átomo central (o ion) debe tener una órbita vacía b. El ligando tiene átomos que proporcionan pares de electrones solitarios. El complejo tiene cierta estabilidad. Cuanto más fuerte es el enlace de coordinación en el complejo, más estable es el complejo. Cuando los iones metálicos y los átomos centrales son iguales, la estabilidad del complejo está relacionada con las propiedades de los ligandos. fuerzas y propiedades de las sustancias 1. Conocer el significado de fuerzas intermoleculares y comprender la diferencia entre enlaces químicos y fuerzas intermoleculares: las fuerzas que unen las moléculas son una fuerza electrostática que son mucho más débiles que los enlaces químicos. incluyen las fuerzas de van der Waals. Y las fuerzas de Van der Waals generalmente no tienen saturación ni direccionalidad, mientras que los enlaces de hidrógeno tienen saturación y direccionalidad 2. Conozca el significado de los cristales moleculares y comprenda el impacto del tamaño de las fuerzas intermoleculares en ciertas fuerzas físicas. propiedades de las sustancias.(1).Cristales moleculares: cristales en los que las moléculas se combinan mediante fuerzas intermoleculares (fuerzas de van der Waals, enlaces de hidrógeno). Ejemplos típicos son el hielo y el hielo seco (2). los puntos de fusión y ebullición de los cristales moleculares: para sustancias con composición y estructura similar, cuanto mayor es la masa molecular relativa, mayor es la fuerza intermolecular para superar la atracción intermolecular para fundir y vaporizar la sustancia, y se requieren más energía, y los puntos de fusión y ebullición. son más altos, sin embargo, cuando existen enlaces de hidrógeno en cristales moleculares. Los puntos de fusión y ebullición del NH3, H2O y HF suelen ser anormalmente altos. 3. Comprender el impacto de la existencia de enlaces de hidrógeno en las propiedades de los materiales (no es necesario comparar). la fuerza relativa de los enlaces de hidrógeno). Debido a la presencia de enlaces de hidrógeno en NH3, H2O y HF, sus puntos de ebullición son más altos que los de la misma familia. Los puntos de ebullición de los hidruros de otros elementos son anormalmente altos. propiedades de las sustancias: aumento del punto de fusión y ebullición y aumento de la solubilidad Método de expresión: X—H...Y(NO F) generalmente existe en los hidruros 4. Comprender los cristales moleculares La diferencia entre las partículas estructurales y las fuerzas entre partículas. cristales atómicos, cristales iónicos y cristales metálicos IV. Comparaciones varias 1. Comparación de enlaces iónicos, enlaces ***valentes y enlaces metálicos Tipos de enlaces químicos Enlaces iónicos***enlaces valentes Metal El concepto de enlace es el enlace químico formado por. Interacción electrostática entre aniones y cationes. El enlace químico formado entre átomos por pares de electrones libres. El enlace químico formado por la interacción entre cationes metálicos y electrones libres. Las partículas de enlace están compuestas por átomos de aniones y cationes, cationes metálicos y electrones libres. propiedades Interacción electrostática *** Condiciones formadas por la interacción eléctrica de pares de electrones Metales activos y elementos no metálicos activos No metales y elementos no metálicos Ejemplos internos de metales NaCl, MgOHCl, H2SO4Fe, Mg2, Comparación de enlaces no polares y polares enlaces Concepto de enlace no polar Enlace polar Un enlace de valencia formado por átomos de un mismo elemento Un enlace de valencia formado por átomos de diferentes elementos Los pares de electrones están desplazados y los átomos tienen la misma capacidad de atraer electrones Diferentes usos El par de electrones no gravita hacia cualquier lado pero tiene una gran capacidad para atraer electrones para formar un enlace. El átomo es eléctricamente neutro. Las condiciones para la formación del electrón dominante están compuestas por el mismo tipo de elementos no metálicos. Diferentes tipos de elementos no metálicos 3. Comparación de puntos de fusión y ebullición de sustancias (puntos clave) (1) Diferentes tipos de cristales: generalmente, cristales atómicos; cristales moleculares (2) Cristales del mismo tipo: si es la interacción entre las partículas que forman el cristal; es grande, los puntos de fusión y ebullición serán altos. Por el contrario, es pequeño. ① Cristal iónico: cuanto mayor es el número de carga del ion y menor es el radio iónico, mayor es su punto de fusión y ebullición. ②Cristal molecular: para cristales moleculares similares, cuanto mayor sea el peso de la fórmula, mayor será el punto de fusión y ebullición. ③Cristal atómico: cuanto menor sea la longitud del enlace y mayor la energía del enlace, mayor será el punto de fusión y ebullición. (3) Estado bajo temperatura y presión normales ① Punto de fusión: sustancia sólida gt; sustancia líquida ② Punto de ebullición: sustancia líquida gt;