Resumen de los puntos de prueba: al observar las preguntas del examen de química sobre estructura atómica y tabla periódica de elementos en los últimos años, existen aproximadamente los siguientes puntos de prueba:
1 .Determinar la posición de nuevos elementos en la tabla periódica y predecir sus propiedades.
2. Examinar las capacidades de innovación. Rompe la disposición normal de los elementos en el mundo tridimensional, permitiendo a los concursantes configurar o volver a dibujar electrónicamente la tabla periódica de elementos bajo nuevas condiciones o "reglas" para adivinar la valencia y las propiedades de los elementos.
3. A partir de la relación entre varios elementos, inferir sus posiciones en la tabla periódica de elementos.
4. Aplicar conocimientos en química, física y otras disciplinas para examinar los últimos logros científicos y tecnológicos.
Predicción de tendencias: en el futuro, las preguntas de la competencia de química pondrán más énfasis en la conexión entre los puntos de conocimiento de química y física, así como en la aplicación del conocimiento de la estructura atómica y el sistema periódico en la vida diaria. Examinar la capacidad de pensamiento creativo de los concursantes para romper "conocimientos antiguos" y establecer "conocimientos nuevos". El autor cree que si examinamos los puntos de conocimiento anteriores, todavía armaremos un escándalo por los aspectos anteriores.
1. Masa atómica relativa
La masa atómica relativa (peso atómico) de un elemento se refiere a la relación entre 1 masa molar de un elemento y 1/12 de masa molar del nucleido. 12C. Esta definición explica: ①La masa atómica relativa de un elemento es un número puro. ②La masa atómica relativa de un elemento mononuclear es igual a la masa atómica relativa del nucleido de ese elemento. ③La masa atómica relativa de un elemento multinucleido es igual al promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos naturales del elemento.
Dos. Estructura atómica
(1) Modelo planetario de estructura atómica de Bohr (movimiento de electrones fuera del núcleo)
1 Espectro atómico del hidrógeno
1833, Balmer Fue. encontró que la relación entre las longitudes de onda de las líneas espectrales en la región visible del espectro del átomo de hidrógeno es b como una constante.
En 1913, Ridderborg derivó la fórmula general de la relación general entre líneas espectrales como ν = R (1/n 12-1/N22), donde R es la constante de Ridderborg con un valor de 3,19×1000. . La relación entre las fórmulas anteriores n1 y n2 correspondientes a las líneas espectrales de cada región es la siguiente:
Región ultravioleta: n 1 = 1, N2 = 2, 3, 4...
Área visible: N1 = 2, N2 = 3, 4, 5. .......
Región del infrarrojo: n1 = 3, N2 = 4, 5, 6...
2. Teoría de Bohr (características del movimiento de los electrones fuera del núcleo) )
En 1913, para aclarar los resultados del experimento del espectro del átomo de hidrógeno, Bohr, basándose en la teoría cuántica de Planck, la teoría fotónica de Einstein y el modelo del átomo nucleado de Rutherford, propuso tres hipótesis de la teoría de la estructura atómica. que se llamó teoría de Bohr. Los puntos clave son los siguientes:
(1) Los electrones fuera del núcleo no se mueven alrededor del núcleo en ninguna órbita, pero el momento angular orbital p debe cumplir las siguientes condiciones:
P = NH/2π, n es un entero positivo, h es la constante de Planck. Los orbitales que cumplen las condiciones anteriores se denominan órbitas estables y los electrones que se mueven en órbitas estables no liberan energía.
②Cuanto más lejos esté la órbita del electrón del núcleo, mayor será la energía. Normalmente, los electrones se mueven en la órbita más cercana al núcleo, donde el átomo tiene menor energía, lo que se llama estado fundamental. Cuando un átomo obtiene energía del mundo exterior, los electrones pueden saltar a una órbita de alta energía lejos del núcleo, lo que se denomina estado excitado.
(3) El estado excitado es inestable, los electrones saltarán de un nivel de energía más alto a un nivel de energía más bajo y el exceso de energía se libera en forma de luz.
Al mismo tiempo, Bohr también calculó y derivó la fórmula de la energía basándose en la mecánica clásica y las condiciones de cuantificación:
La teoría de Bohr tiene grandes limitaciones. Sólo puede explicar el espectro atómico del hidrógeno, pero no puede explicar el espectro atómico de sistemas multielectrónicos y ni siquiera puede explicar la estructura fina del espectro del hidrógeno. A principios del siglo XIX, gracias a los experimentos sobre la interferencia de la luz, la difracción y los efectos fotoeléctricos, la gente comprendió las leyes especiales del movimiento de las partículas microscópicas: la dualidad onda-partícula. Estas dos propiedades están determinadas por la constante de Planck e = h ν p = h/ λ. está cuantitativamente conectado, revelando así bien la naturaleza de la luz. donde e es energía, p es impulso, λ es longitud de onda y h es la constante de Planck. Más tarde, los experimentos de difracción de electrones demostraron que la longitud de onda λ = h/mυ, m es la masa del electrón y υ es la velocidad del electrón.
(2) Modelo mecánico cuántico de la estructura del átomo de hidrógeno (estado de movimiento de los electrones fuera del núcleo)
①Densidad de probabilidad y nube de electrones
| La probabilidad de que un electrón aparezca en un elemento unitario de volumen del espacio fuera del núcleo se llama densidad de probabilidad. El producto de la densidad de probabilidad y el volumen total de la región es la probabilidad de que aparezca un electrón en esa región.
La nube de electrones es una imagen que describe el movimiento de los electrones en el espacio fuera del núcleo, y está relacionada con la densidad de probabilidad ψ | Proporciona una ilustración intuitiva de la densidad de probabilidad de los electrones fuera del núcleo a partir de un concepto estadístico. Es la imagen específica de |ψ|2.
②El significado físico de los cuatro números cuánticos
A. El número cuántico principal n representa el número de capas de electrones, la distancia promedio y el nivel de energía de los electrones desde el núcleo. Los valores son 1, 2, 3,..., 0 (enteros positivos).
B. El número cuántico angular l determina la forma de la órbita atómica (o nube de electrones), y sus valores son 0, 1, 2,..., (n-l). Por ejemplo, cuando L = 0, es un orbital S distribuido en forma de estrella; cuando l = 1, es un orbital P distribuido en forma de mancuerna; cuando l = 2, es un orbital D distribuido en forma de pétalo; . En un sistema multielectrónico, L también está relacionada con la energía, al igual que la energía de cada subcapa en la misma capa principal es diferente, es decir, ens < enp < end.
C. El número cuántico magnético m determina la dirección de extensión de la órbita atómica (o nube de electrones) en el espacio. Los valores son 0, 1, 2,..., l.
Por ejemplo, cuando l = 1, m puede tener tres valores, a saber, 0, +1 y -1, lo que significa que las órbitas de la subcapa P tienen tres direcciones de extensión diferentes, a saber, px, py y pz.
D. El número cuántico de espín ms no tiene nada que ver con N, L y M. No es el resultado de resolver la ecuación de Schrödinger, sino el resultado de una medición experimental. Demuestre que los electrones giran en sentido horario o antihorario alrededor de su propio eje. Estos valores son +1/2 o -1/2 respectivamente.
3. Configuración electrónica extranuclear, sistema periódico de los elementos y período del elemento
1. Ley de configuración electrónica extranuclear: ① Principio de mínima energía. ②Principio de exclusión de Pauli. ③Ley de Hunter.
2. Efecto blindaje En los átomos multielectrónicos, parte de la carga nuclear es compensada por la repulsión de un electrón por otros electrones, lo que produce una reducción de la carga nuclear efectiva y un debilitamiento de la atracción del núcleo. carga a los electrones. Este efecto se llama efecto de blindaje o efecto de blindaje. Debido al efecto de blindaje se dividen los niveles de energía de diferentes subcapas con el mismo número cuántico principal. l es un electrón pequeño, otros electrones tienen poco efecto de protección sobre él y su energía es baja, es decir, ens 3. El efecto de perforación se refiere al fenómeno de los electrones externos que perforan el espacio interno y se acercan al núcleo. El orden del efecto diamante de electrones de cada subcapa es ns > NP > nd > nf. Cuanto más profundamente se esconde un electrón, menos protegido está de otros electrones, más fuerte será la atracción hacia el núcleo y menor será la energía. Por lo tanto, el orden de energía orbital de cada subcapa con la misma n y diferente l es ens < enp < end < enf. Cuando n y l son diferentes, los niveles de energía están escalonados, es decir, la repulsión entre el par de electrones de enlace E4 y el par de electrones de enlace. ⑤ Calcula el número de pares de electrones de valencia en la capa electrónica del átomo central, es decir, la suma de los electrones de valencia del átomo central más los electrones aportados por el ligando se divide por 2. Cuando se utiliza como ligando un átomo a base de oxígeno, se puede considerar que no aporta * * * electrones (por ejemplo, el átomo central P de PO43+ tiene cinco electrones de valencia, más tres cargas y * * * ocho electrones, es decir, cuatro pares de electrones de valencia), pero cuando el átomo de oxígeno sirve como átomo central, se puede considerar que proporciona seis electrones de valencia (por ejemplo, el centro del SO3 originalmente proporcionó seis electrones de valencia en S, y el oxígeno como ligando no aporta electrones, por lo que el centro, si la sustancia en cuestión es un catión, como NH4+ El átomo central tiene 5 N electrones de valencia 2S22P3 * * * más 4 ligandos que aportan cada uno 1 electrón, menos 1 carga * * * y. 8 electrones, es decir, 4 electrones de valencia. /p> 4. Teoría de los orbitales híbridos La clave es que cuando se forman las moléculas, debido a la interacción de los átomos, se forman diferentes tipos de orbitales atómicos. energías similares se mezclan para formar un nuevo conjunto de orbitales con la misma energía. Orbitales híbridos, el número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos que forman los orbitales híbridos. Los orbitales híbridos se pueden dividir en dos tipos: iguales; hibridación e hibridación desigual; cuando los orbitales híbridos forman enlaces, se requiere la máxima superposición de orbitales, la repulsión entre enlaces es mínima. Ejemplos de configuración espacial de moléculas angulares orbitales híbridas isomorfas Sp Híbrido 1080 lineal BtCl3 Sp2 mixto 1200 triángulo plano HgCl2 Sp3 hibridación 109028/tetraédrico CH4, SiH4, NH4+ Hibridación Sp3d2 900 y 1800 octaédrico SF6 Tipos de orbitales híbridos desiguales (existen pares solitarios en orbitales híbridos) Desiguales mezcla sp3 104045/H2O H2S triangular 10705/pirámide triangular NH3 PH3 Cinco. * * *Principio del enlace π grande del yugo y del cuerpo isoelectrónico (1) Enlace π grande P-p en la molécula de benceno En la estructura de Lewis del benceno, el enlace carbono-carbono puede ser dividido en enlaces simples y dobles enlaces satisfacen la tetravalencia del carbono. Pero, de hecho, como aprendí en química en la escuela secundaria, no hay diferencia en las longitudes y energías de enlace de todos los enlaces carbono-carbono en la molécula de benceno. Esta contradicción se puede resolver mediante el concepto de que los átomos de carbono en el anillo de benceno forman enlaces π grandes p-p: los átomos de carbono en la molécula de benceno tienen hibridación sp2 y se utilizan tres orbitales híbridos para formar tres enlaces σ respectivamente, por lo que hay enlaces ángulo. Cada átomo de carbono de la molécula de benceno todavía tiene un orbital P que no participa en la hibridación, que es perpendicular al plano de la molécula y paralelo entre sí. Es obvio que no hay diferencia entre los átomos de carbono adyacentes a la izquierda y a la derecha de cada átomo de carbono. Se cree que los electrones en el orbital P del átomo de carbono que no participa en la hibridación sólo forman un enlace σ con un electrón en el orbital P paralelo del átomo de carbono adyacente, y no forman un enlace π con el orbital P paralelo. orbital del átomo de carbono adyacente O viceversa, lo cual es obviamente ilógico. Es mejor pensar en los seis electrones de los seis orbitales P paralelos "uno al lado del otro" formando juntos un gran enlace π disperso por todo el anillo de benceno. (2) El enlace π grande p-p en el butadieno La fórmula molecular del butadieno es H2C=CH-CH=CH2. Cuatro átomos de carbono están adyacentes a tres átomos, por lo que todos tienen hibridación sp2. Estos orbitales híbridos se superponen entre sí para formar el esqueleto molecular σ, de modo que todos los átomos están en el mismo plano. Cada átomo de carbono también tiene un orbital P no hibridado, perpendicular al plano de la molécula, con un electrón por orbital P. Por lo tanto, hay un enlace π grande p-p de "4 orbitales y 4 electrones" en la molécula de butadieno. ∏ a b se usa generalmente como símbolo de un enlace π grande, donde A representa el número de orbitales P paralelos y B representa el número de electrones en orbitales P paralelos. Además, las moléculas de CO2, CO32- y O3 contienen enlaces π grandes. (3) Principio isoelectrónico Las moléculas o iones con la misma fórmula general - AXM y el mismo número de electrones de valencia tienen las mismas características estructurales. Este principio se llama "principio isoelectrónico". Por ejemplo, CO2, CNS-, NO2+ y N3- tienen la misma fórmula general -AX2, con un total de 16 electrones de valencia. Tienen la misma estructura: moléculas lineales. No hay un par solitario en el átomo central y los orbitales híbridos sp se utilizan para formar un esqueleto σ lineal con un ángulo de enlace de 1800. Hay dos conjuntos de ∏43p- en la molécula. De manera similar, SO2, O3 y NO2- son cuerpos isoelectrónicos, mientras que SO42- y PO43- son cuerpos isoelectrónicos. Verbo intransitivo* *Las propiedades y fuerzas intermoleculares de las moléculas de valencia (1) Los parámetros de enlace son algunas cantidades físicas que caracterizan las propiedades de los enlaces de valencia, como el nivel de enlace, la energía del enlace , Ángulo de enlace, longitud de enlace, polaridad de enlace, etc. ① Nivel de enlace = (número de electrones enlazantes - número de electrones antienlazantes)/2 ② Energía de enlace: Para las moléculas diatómicas AB, la energía de enlace es la energía de disociación d . Para las moléculas poliatómicas, la energía de enlace es la energía de disociación promedio de enlaces múltiples, como la energía de enlace N-H de la molécula NH3. ③ Longitud del enlace: La distancia de equilibrio entre dos núcleos atómicos en una molécula. ④ Ángulo de enlace: Es el ángulo que forman los enlaces de la molécula. ⑤La polaridad del enlace: * *Los enlaces de valencia se pueden dividir en enlaces de valencia * * * no polares y enlaces de valencia * * * polares, que pueden determinarse por la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos participantes. en la medida. Cuando la diferencia de electronegatividad es mayor a 1,7, se puede considerar un enlace iónico; cuando la diferencia de electronegatividad está entre 1,7 y 0, se puede considerar un enlace de valencia polar, cuando la diferencia de electronegatividad es igual a cero, es un enlace no-; enlace de valencia polar. (2) Fuerzas intermoleculares y enlaces de hidrógeno 1. Las moléculas se pueden dividir en moléculas polares y moléculas apolares. Moléculas polares: los centros de gravedad de las cargas positivas y negativas de la molécula no coinciden; Moléculas no polares: los centros de gravedad de las cargas positivas y negativas de la molécula coinciden. ¿Cuál es la polaridad de una molécula en función de su momento dipolar? ¿Medirlo? =o. Es una molécula no polar. Cuanto más grande es la molécula, más polar es. =q.L q es la carga en un extremo del dipolo y L es el momento dipolar de la molécula. 2. La fuerza intermolecular, es decir, la fuerza de van der Waals, es uno o dos órdenes de magnitud menor que la energía de enlace del enlace químico. Incluye: ① Fuerza de orientación: la fuerza de interacción entre dipolos permanentes. ②Fuerza inducida: la fuerza entre el dipolo inducido y el dipolo permanente. (3) Fuerza de dispersión: la fuerza de interacción generada por dipolos instantáneos. 3. Enlace de hidrógeno El enlace de hidrógeno generalmente se puede expresar como X-H...Y. X e Y representan átomos con gran electronegatividad y radio atómico pequeño, como F, O y N..xey pueden ser el mismo elemento o elementos diferentes. Los enlaces de hidrógeno son direccionales y saturados, y su energía de enlace es similar a las fuerzas intermoleculares. Se pueden dividir en dos categorías: (1) Enlaces de hidrógeno intermoleculares: como entre H2O. enlaces de hidrógeno de las moléculas. (2) Enlaces de hidrógeno intramoleculares: por ejemplo, enlaces de hidrógeno intramoleculares de o-nitrofenol; Capítulo 3 Estructura cristalina Resumen de Match Point: Estructura cristalina Es una parte importante de las preguntas de la competencia de química porque las estructuras cristalinas ponen a prueba la percepción espacial y las habilidades matemáticas de los concursantes. Por lo tanto, después de analizar cuidadosamente las preguntas de la competencia de química en los últimos años, las preguntas sobre la estructura cristalina tienen las siguientes formas: 1. Examine brevemente la estructura tridimensional de un cristal (principalmente una celda unitaria cúbica). La constante de Avon Gadereau es el puente entre lo micro y lo macro. 2. Comprobar compuestos del cluster. Los participantes deben comprender lo que se entiende por "entorno químico". La fórmula de Euler se utiliza a menudo para poliedros convexos. 3. Poner a prueba los conocimientos sobre los defectos del cristal. Las partículas que forman un cristal tienen proporciones enteras. Se requiere conocimiento de los iones que llenan poros tetraédricos, octaédricos o cúbicos. 4. La estructura cristalina es simple, pero es necesario establecer un modelo matemático para responder rápidamente. Por ejemplo, basándose en el conocimiento matemático, un problema químico se puede resumir matemáticamente para obtener una fórmula general, y luego el problema químico se puede resolver basándose en la fórmula general. Predicción de tendencias: en los últimos años, las preguntas de las pruebas de competencia de química han mostrado una tendencia diversificada en las pruebas de estructuras cristalinas, desde probar estructuras cristalinas simples hasta probar preguntas estructurales que requieren el establecimiento de modelos matemáticos durante este período. Ha surgido "bloqueo". Diseño, bloques de construcción moleculares y otros formatos de preguntas de prueba. Por lo tanto, el autor cree que la profundidad del conocimiento en las preguntas sobre la estructura cristalina tendrá una tendencia a la baja en el futuro, pero los requisitos de habilidad para los concursantes serán cada vez más altos. Se trata de examinar cuestiones relacionadas con la destrucción de conocimientos antiguos y el establecimiento de nuevos conocimientos en algunas circunstancias especiales. 1. Cristal y celda unitaria (1) La característica esencial del cristal es su "autonomía", es decir, el cristal puede asumir espontáneamente la forma de un poliedro regular convexo cerrado. . Se puede dividir en monocristal y doble cristal. Algunos materiales cristalinos no tienen formas regulares y son policristalinos. Las formas de los cristales individuales formados en condiciones naturales son ricas y diversas, pero con la ayuda del conocimiento geométrico, se pueden encontrar las mismas caras del cristal y el ángulo diédrico entre las caras del cristal, el "ángulo del plano cristalino", permanece sin cambios. Se llama ley de invariancia del ángulo entre planos cristalinos. En el espacio microscópico de un cristal, los átomos están dispuestos de forma regular y ordenada. Para un cristal perfecto ideal, esta periodicidad es monótona e inmutable. Esta es una característica universal de los cristales y se llama simetría traslacional. (2) Las características básicas de las células y las coordenadas y recuentos de átomos en las células. La celda unitaria es traducible y la celda unitaria tiene el mismo ángulo de vértice, los mismos planos paralelos y los mismos lados paralelos. Sin traducibilidad no hay celda unitaria. Las características geométricas de un paralelepípedo pueden determinarse mediante la relación entre las longitudes de los lados y los ángulos incluidos. La longitud del lado y el ángulo de la unidad de Blavy se denominan parámetros unitarios. Por lo general, las tres matrices de x, y, z y, z en el vector xa+yb+zc se utilizan para representar la posición del átomo en la celda, que se denominan coordenadas atómicas. El rango de valores absolutos de las coordenadas atómicas es 1 > ∣ x (y, z) ∣≥ 0. Si el valor es 1, equivale a pasar a otra celda, que no es diferente del valor de cero. (3) Células primarias y células complejas: células centrales del cuerpo, células centrales faciales y células centrales inferiores y 14 celosías de Blavy. La celda unitaria es la unidad básica para describir la microestructura de un cristal, pero no es necesariamente la unidad más pequeña. La célula primitiva es la unidad básica más pequeña en el espacio microscópico del cristal y no puede ser más pequeña. El conjunto de átomos de la celda equivale al conjunto más pequeño de átomos del espacio microscópico del cristal, y se denomina unidad estructural. Las células complejas son poliploides de las células originales; hay tres tipos: células del centro de división (diploides), células del centro de la cara (tetraploides) y células del centro basal (diploides). (4) Blavy mantiene la combinación compleja de 7 series y celdas unitarias. Solo hay 14 tipos de celdas unitarias en total, lo que se denomina formación de puntos de Blavy en cristalografía. Dos. Tipos de cristales 1. Cristales metálicos Las partículas en los nodos de la red del cristal son átomos o iones metálicos y la fuerza de unión son los enlaces metálicos (electrones libres). Se caracteriza por una alta gravedad específica, brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica y buena ductilidad. Las fuerzas químicas entre los átomos de los cristales metálicos se denominan enlaces metálicos. Los enlaces metálicos son enlaces químicos deslocalizados que se producen en todo el cristal. La teoría de enlaces metálicos incluye la teoría de enlaces de valencia modificada y la teoría de bandas de energía. 2. Cristales iónicos Los cristales en la etapa de ionización son cristales iónicos, como el NaCl y el CsCl. En los cristales iónicos, las partículas en los nodos de la red son iones positivos y negativos, y la fuerza entre las partículas es la atracción electrostática. Las características de los cristales son alto punto de fusión, punto de ebullición, alta dureza, pero fragilidad, poca ductilidad y pueden conducir electricidad en estado fundido o en solución acuosa. Cuando un átomo metálico activo con una electronegatividad pequeña se encuentra con un átomo no metálico activo con una electronegatividad grande, se forman iones positivos y negativos debido a la transferencia de electrones entre los átomos. El enlace químico formado por la interacción electrostática se llama enlace iónico. (1) La esencia de los enlaces iónicos es la fuerza electrostática, sin direccionalidad ni saturación. (2) Características de los iones, es decir, la carga del ion, el radio del ion y la configuración de la capa electrónica del ion. (3) La configuración de la capa electrónica de los iones es la siguiente: Configuración electrónica: como Li+, Be2+, etc. Configuración de 8 electrones: como Na+, Ca2+ y algunos aniones simples Cl-, O2+, etc. La configuración electrónica de 18: como Zn 2+, Hg2+, Cu+, Ag+, etc. La configuración electrónica de 18+2: es decir, la segunda capa exterior 18+la capa más exterior 2, como P2+, Sn2+, etc. 9~17 configuración irregular: como Fe2+, Cr3+, Mn2+, etc. (4) La fuerza de un enlace iónico generalmente se mide por el tamaño de la energía reticular U. u se puede calcular mediante el ciclo de Born-Hubble basándose en datos termodinámicos. . 3.Cristales moleculares y cristales atómicos Por ejemplo, CO2, HCl, I2, etc. En los cristales moleculares, las partículas en los nodos de la red son moléculas (incluidas las polares o no polares) y la fuerza entre las partículas es la atracción de Van der Waals. Los enlaces de valencia entre los átomos de una molécula son * * *. Por lo tanto, el punto de fusión y el punto de ebullición del cristal son bajos, la dureza es pequeña, el sólido no es conductor y generalmente no es conductor cuando se funde. Sólo los cristales moleculares muy polares (como el HCl) son solubles en agua y conducen electricidad debido a la ionización. Por ejemplo, diamante, silicio, boro, dióxido de silicio, carburo de silicio, nitruro de boro, etc. , las partículas en los nodos de la red son átomos y los átomos están conectados a través de enlaces de valencia. Por lo tanto, el punto de fusión y el punto de ebullición son altos, la dureza es alta y no conducen electricidad ni calor, pero el Si y el SiC tienen propiedades semiconductoras. 4. Cristales mixtos Los cristales como el grafito, el asbesto y la mica tienen una variedad de fuerzas dentro de sus cristales. Tomemos el grafito como ejemplo. Las partículas dentro de las capas (es decir, entre átomos de C) están unidas a través de enlaces de valencia. Al mismo tiempo, existen electrones que fluyen libremente (equivalentes a enlaces metálicos). y las capas están conectadas mediante la atracción de van der Waals. Por eso es brillante, puede conducir electricidad y calor y es fácil de deslizar. Tres. Coordenadas atómicas. Cálculo del número de átomos o moléculas en la celda unitaria y su relación con la fórmula química Por lo general, las tres matrices de x, y y z en el vector xa+yb+zc se utilizan para representar la Posición de los átomos en la celda, lo que se llama coordenadas atómicas. Por ejemplo, las coordenadas del átomo en el origen (esquina del vértice) de la celda son 0, 0, 0; las coordenadas del átomo ubicado en el centro del cuerpo de la celda son 1/2, 1/2, 1/2; ; está ubicado en el plano ab Corazón Las coordenadas atómicas de son 1/2, 1/2, 0 las coordenadas atómicas del centro del plano ac son 1/2, 0, 1/; 2; espera un momento. El rango de valores absolutos de las coordenadas atómicas es 1>|x(y,z)|≥0. Si el valor es 1, equivale a moverse a otra celda, que no es diferente del valor 0. Por ejemplo, las coordenadas de los ocho átomos en las esquinas superiores de la celda son todas 0, 0, 0. No lo olvides: mientras haya átomos en un vértice de la celda, los otros siete vértices también deben tener los mismos átomos, de lo contrario el paralelepípedo perderá su traducibilidad y no será una celda. De manera similar, las coordenadas de los átomos centrados en las caras de dos planos ab paralelos son 1/2, 1/2, 0. Uno de ellos debe tener al otro; de lo contrario, ya no es una celda unitaria. Por otro lado, los átomos con coordenadas diferentes no pueden considerarse códigos equivalentes incluso si son del mismo tipo. Por ejemplo, los átomos con coordenadas 0, 1/2 y 1/2 no son equivalentes. 4. La relación entre empaquetamiento atómico y celda unitaria. Capítulo 4 Equilibrio químico Resumen de los puntos de la competencia: en los últimos años, las preguntas de la competencia de química han puesto a prueba repetidamente el conocimiento de la teoría ácido-base solvatada y el equilibrio químico. Las principales preguntas del examen son: 1. Cálculo de constantes de equilibrio químico. Incluyendo el cálculo de constantes de equilibrio termoquímico, constantes de equilibrio ácido-base, constantes de equilibrio de precipitación-disolución y constantes de equilibrio de coordinación. 2. Química de disolventes no acuosos. Los disolventes no acuosos comunes incluyen BrF3, N2O4, amoníaco líquido y SO2 líquido. Predicción de tendencias: dado que las constantes de equilibrio químico pueden medir la viabilidad de una reacción hasta cierto punto, las constantes de equilibrio químico son la base para explicar cuantitativamente la viabilidad de las reacciones y deben ser un contenido de prueba común en los exámenes de competencia de química. . Los disolventes no acuosos son sustancias desconocidas para los concursantes. Además de reaccionar con muchas sustancias, también puede estar relacionado con el conocimiento de la conductividad y la ionización de sustancias, por lo que se puede evaluar la capacidad de los estudiantes para utilizar los conocimientos de manera flexible. El autor cree que las preguntas del concurso anteriores seguirán apareciendo en futuras preguntas del concurso de química. 1. Equilibrio químico Cuando la reacción reversible procede a v positivo = V negativo, o desde la perspectiva de la termodinámica química, cuando la reacción reversible procede a su cambio de energía libre ⊿ G = Cuando 0, se llama estado de equilibrio químico. El estado de equilibrio químico es un concepto termodinámico, que se refiere a un estado en el que la reacción química en el sistema no tiene espontaneidad hacia adelante ni hacia atrás. La termodinámica supone que todas las reacciones químicas son reversibles. Cuando una reacción química alcanza el equilibrio, las concentraciones o presiones parciales de los reactivos y productos no cambian y la reacción se "estanca", pero esto es sólo un fenómeno superficial. En esencia, se producen reacciones tanto positivas como negativas, por lo que el equilibrio químico es un "equilibrio dinámico". Por ejemplo: disolución en equilibrio, es decir, un gas o un sólido se disuelve en agua (u otros disolventes), formando eventualmente una solución saturada. Dos. Constante de equilibrio 1. Cuando cualquier reacción reversible alcanza el equilibrio a una determinada temperatura, Aa+bB Dd+Ee La constante de equilibrio se puede expresar como: k = [d] d [ e ] e/[a] a [b] b. Normalmente, la constante de equilibrio de una reacción reversible en una solución se expresa en Kc. En este momento, la unidad de concentración de equilibrio de cada sustancia es mol/ly la reacción reversible en fase gaseosa está representada por Kp. Esto significa que la concentración de cada sustancia se sustituye por su presión parcial en el equilibrio. Para reacciones reversibles en fase gaseosa, la relación entre Kc y Kp es la siguiente: ⊿n es la diferencia en el número de moléculas de gas antes y después de la reacción, que equivale a (d+e)- (a+b) en la fórmula de reacción. 2. El significado físico de la constante de equilibrio (1) La constante de equilibrio es una constante característica de una determinada reacción, que no cambia con la concentración inicial (o presión parcial). ) de la sustancia, pero sólo depende de la naturaleza de la reacción. (2) La constante de equilibrio indica el grado de reacción reversible. (3) La expresión de la constante de equilibrio expresa las condiciones bajo las cuales el sistema alcanza el equilibrio a una determinada temperatura. Por favor apóyame aceptando la respuesta.