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　　24考研农学考研化学复习：物质结构

　　(一)章节框架

　　(二)理论与概念(注重实例)

　　1.四个量子数：

　　主量子数n：取值正整数;决定核外电子的能量和电子离核平均距离的参数。n越大，电子离远，能量越高。

　　角量子数l：取值0到(n-1)的正整数;确定原子轨道或电子云的形状。对应电子亚层。

　　磁量子数m：取值0，±1，±2，……，±l，共有2l+1个值;决定原子轨道在磁场中的分裂，在空间伸展的方向。

　　自旋量子数ms：ms=±1/2;表示电子的两种不同的自旋运动状态。

　　2.核外电子排布规律：

　　泡利不相容原理：每个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反。

　　能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，电子总是尽先占据能量最低的轨道。

　　洪德规则：电子在同一个亚层的等价轨道上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。(电子处于全充满、半充满和全空时，原子的能量较低，体系稳定。)

　　根据以上原则排布原子的核外电子

　　3.周期性

　　原子半径：同一周期从左到右原子半径逐渐减小，同一主族，从上到下原子的电子层增加，原子半径依次增大;

　　电离能：同一原子的各级电离能：I1

　　同一周期元素院子的第一电离能从左到右总的趋势是逐渐增大，某些元素具有全充满和半充满的电子结构，稳定性高，第一电离能比左右都大。同一主族，元素原子的第一电离能从上至下总的趋势减小。

　　电负性：原子在分子中吸引电子能力的相对大小。电负性越小，金属性越强，非金属性越弱。同周期从左到右，电负性增加，同主族至上而下，电负性依次减小。F的电负性最大。

　　4.化合物与化学键

　　离子键：(形成离子化合物)正离子和负离子之间靠静电吸引所形成的化学键。(没有方向性和饱和性)离子的电荷越高，或核间距越小，离子间的引力越强，离子键的强度越大。

　　共价键：(形成共价化合物)原子与原子之间由共用电子对所产生的化学结合力。(有方向性和饱和性)价键理论

　　共价键类型：

　　σ键(头碰头，单键)

　　π键(肩并肩，双键中除σ键还有π键)

　　键参数：键长

　　键角

　　键能

　　键的极性：

　　极性键，形成共价键的对象的两种元素的电负性有差别，差别越大，键的极性越大。形成极性分子。分子极性的大小用偶极矩表示。

　　非极性键，形成共价键的对象的两种元素的电负性完全相同。形成非极性分子。

　　5.杂化轨道理论

　　理论要点：

　　⑴某原子成键时，在键合原子的作用下，若干个能级相近的原子轨道改变原来的状态，混合起来重新组合成一组新轨道，这一过程为“杂化，”形成的新轨道为“杂化轨道”。

　　⑵杂化轨道的书目等于参加杂化的原子轨道数目。杂化轨道的类型随原子轨道的种类和数目不同而同。

　　⑶杂化轨道的成键能力比原来原子轨道的城建能力强。

　　⑷杂化轨道成键时，要满足化学键间斥力最小原则。

　　杂化类型：注重实例

　　sp杂化：由一个ns轨道和一个np轨道进行杂化，形成两个等同的杂化轨道。空间构型为直线型，键角180°。

　　sp2杂化：由一个ns轨道和两个np轨道进行杂化，形成三个等同的sp2杂化轨道。空间构型为平面三角型，键角为120°。

　　sp3杂化：由一个ns轨道和三个np轨道进行杂化，形成四个等同的sp3杂化轨道。空间构型为正四面体型。

　　等性杂化(以上的杂化)与不等性杂化(杂化轨道的形状和能量不完全相同，例如有孤对电子)

　　6.分子间力和氢键

　　分子间力：取向力(极性分子之间的定向吸引力，静电引力)

　　诱导力(诱导偶极与固有偶极间的作用力，静电引力;存在于极性分子和极性分子间，极性分子和非极性分子间。)

　　色散力(由瞬时偶极所引起的分子间的极化作用力，普遍存在于各种分子和原子之间)

　　氢键：形成条件：有一个与电负性很强而半径很小的X原子形成共价键的H原子;有另一个电负性大、半径小、且具有孤电子对的Y原子。

　　类型：分子内氢键、分子间氢键对化合物性质的影响(记住实例，解释现象：)

　　熔点与沸点与同族氢化物相比，反常的高;在极性溶剂中，如溶质分子和溶剂分子间形成氢键，溶解度增大;液体分子之间形成氢键，黏度增大;分子晶体中有氢键，硬度增大;还能使溶液酸度变(HF)。

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