Revisión de puntos de conocimiento sobre estructuras y propiedades moleculares de química
Capítulo 1 Estructura y propiedades atómicas.
1 Comprender el estado de movimiento de los electrones fuera del núcleo atómico y comprender el significado de las nubes de electrones, las capas de electrones (niveles de energía) y orbitales atómicos (niveles de energía).
1. Nube de electrones: Los símbolos de la capa de electrones correspondientes desde el interior hacia el exterior del átomo son K, L, M, N, O, P, Q.
Órbitas atómicas (Nivel de energía (subnivel): Los electrones fuera del núcleo en la misma capa de electrones también pueden moverse en diferentes tipos de órbitas atómicas. S, p, d y f representan órbitas de diferentes formas. La órbita s es esférica y la órbita p es de huso. La forma, el orbital d y el orbital f son más complejos. El número de direcciones de extensión de cada orbital es 1, 3, 5, 7.
2. Principio de construcción)
Principio de disposición de los electrones fuera del núcleo.
① Principio de menor energía: los electrones primero ocupan órbitas con baja energía y luego entran a su vez en órbitas con alta energía.
②. Principio de exclusión de Pauli: Cada órbita puede albergar hasta dos electrones con diferentes estados de espín.
③ Regla de Hundt: Cuando se disponen en órbitas con la misma energía, los electrones deben ocupar. órbitas diferentes tanto como sea posible, y los estados de giro deben ser los mismos.
Casos especiales de la regla de Hundt: cuando la órbita equivalente está completamente llena (p6, d10, f14), medio llena (p3, d5 , f7), o estado completamente vacío (p0, d0, f0), con menor energía y mayor estabilidad. Como 24Cr [Ar]3d54s1, 29Cu [Ar]3d104s1.
(3). Diagrama escalonado de niveles de energía y elementos 1-36 Disposición de los electrones fuera del núcleo.
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 Figura ⑴.
②Según el principio estructural, cada nivel de energía se puede dividir en grupos de niveles de energía según la diferencia de energía. De abajo hacia arriba, se representan siete grupos de niveles de energía y sus energías aumentan en orden; el mismo grupo de niveles de energía, la energía aumenta de izquierda a 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 necesaria para que un átomo gaseoso en estado fundamental eléctricamente neutro pierda un electrón y se transforme en un ion gaseoso en estado fundamental positivo. . Se llama 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 tiempo. número de elementos, la disposición de los electrones periféricos de los átomos de los elementos cambia repetidamente de ns1 a ns2np6.
(2) Cambios periódicos en la primera energía de ionización de los elementos.
Como atómico. El número aumenta, la primera energía de ionización de los elementos cambia periódicamente:
De izquierda a derecha en el mismo período, la primera energía de ionización tiene una tendencia a aumentar gradualmente La primera energía de ionización de los gases raros La primera energía de ionización de. los metales alcalinos son los más grandes 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 gradualmente decreciente.
Explicación:
①Para 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.
b. Se utiliza para comparar la metalicidad de los elementos. Cuanto más pequeño es I1, más fuerte es la metalicidad, lo que indica la capacidad de los átomos para perder electrones.
(3). electronegatividad de los elementos Cambios periódicos.
Electronegatividad de un elemento: La capacidad de los átomos de un elemento para atraer pares de electrones en una 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 un mismo grupo principal, la electronegatividad; de elementos La electronegatividad muestra una tendencia decreciente.
Aplicación de la electronegatividad:
a. Determinar el tipo de elemento (generalmente gt; 1,8, elementos no metálicos; lt; 1,8, elementos metálicos)
b. Determinar el tipo de enlace químico (la diferencia de electronegatividad entre los dos elementos gt; 1,7, enlace iónico; lt; 1,7, ***enlace valente). Juicio Los estados de valencia positivos y negativos de los elementos (la electronegatividad mayor es valencia negativa, la electronegatividad menor es valencia positiva).
d. átomos Capacidad de obtener electrones).
2. Enlaces químicos y propiedades de la materia.
Contenido: enlaces iónicos - cristales iónicos
1. Enlace químico: Interacción fuerte entre átomos adyacentes. El enlace químico incluye enlace iónico, enlace valenciano y enlace metálico.
(2). 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 ion, más fuerte es el enlace iónico y mayor es el punto de fusión y ebullición del cristal iónico.
La fuerza del enlace iónico La debilidad 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. Cuanto mayor es la energía reticular, mayor.
Cristales iónicos: cristales formados mediante enlaces iónicos.
Estructuras cristalinas iónicas típicas: tipo NaCl y tipo CsCl. cristales, cada ion de sodio está rodeado por 6 Hay iones de cloruro, cada ion de cloruro está rodeado por 6 iones de sodio, y cada celda unitaria de cloruro de sodio contiene 4 iones de sodio y 4 iones de cloruro en el cristal de cloruro de cesio, cada ion de cesio está rodeado; por 8 iones de cloruro, cada ion de cloruro está rodeado por 8 iones de cesio, y cada celda unitaria de cloruro de cesio contiene 1 ion de cesio y 1 ion de cloruro.
Cristal tipo NaCl: cada ion Na está rodeado por 6 iones de cesio C1- está rodeado de iones y cada C1- también está rodeado por 6 Na.
Cristal tipo CsCl: 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 ecualización.
Posición
Vértice borde cara centro cuerpo centro
Contribución 1/8 1/4 1/2 1
2. Comprender los principales tipos de enlaces de valencia, enlace σ y enlace π, y utilizar datos como la energía del enlace, la longitud del enlace y el enlace. ángulo, etc. Explique algunas propiedades de moléculas simples (no se requiere la comparación de fuerza relativa entre el enlace σ y el enlace π).
(1).***Clasificación y juicio de los enlaces de valencia: enlace σ ( "Superposición "cabeza a cabeza") y enlaces π (superposición "hombro a hombro"), enlaces polares y enlaces no polares, así como un tipo especial de enlaces ***valentes-bonos de coordinación.
(2 ).***Tres parámetros del enlace de valencia.
Concepto
Impacto en las moléculas
Energía del enlace
Desempaquetar 1mol** *La energía absorbida por el enlace de valencia (unidad: kJ/mol)
Cuanto mayor sea la energía del enlace, más fuerte será el enlace y más estable será la molécula
Longitud del enlace
La distancia promedio entre los dos núcleos de un enlace (unidad: 10-10 metros)
Cuanto más corto es el enlace, mayor es la energía del enlace, más fuerte es el enlace , y más estable será la molécula
Ángulo de enlace
El ángulo entre enlaces adyacentes en la molécula (unidad: grado)
El ángulo de enlace determina la configuración espacial de la molécula
***Enlace de valencia La relación entre la energía del enlace y el calor de la reacción química: calor de la reacción = suma de las energías de enlace de todos los reactivos – suma de las energías de enlace de todos los productos.
3. Comprender los enlaces polares y los enlaces no polares, las moléculas polares y las diferencias entre las moléculas no polares y sus propiedades.
(1) Enlace de valencia: un enlace químico formado entre átomos por pares de electrones.
(2) Polaridad del enlace:
Enlace polar: un enlace de valencia formado entre diferentes tipos de átomos. Los átomos enlazados tienen diferentes capacidades para atraer electrones y los pares de electrones están compensados.
Enlace no polar: enlace de valencia formado entre átomos del mismo tipo. Los átomos enlazados tienen la misma capacidad de atraer electrones y los pares de electrones no se desplazarán.
( 3) Polaridad de las moléculas:
①Moléculas polares: moléculas cuyo centro de carga positiva y centro de carga negativa no se superponen.
Moléculas no polares: centro de carga positiva y carga negativa Moléculas con fases centrales superpuestas .
② Juicio de la polaridad molecular: la polaridad de una molécula está determinada por la polaridad del enlace valentario y la configuración espacial de la molécula.
p>Comparación entre no polares Moléculas y moléculas polares
Moléculas no polares
Moléculas polares
Causas de formación
La distribución de carga de toda la molécula es uniforme. y simétrico
La distribución de carga de toda la molécula es desigual y asimétrica
La existencia de *** enlaces de valencia
No polar Enlace sexual o enlace polar
Enlace polar
Disposición de los átomos en una molécula
Simetría
Asimetría
4. Tridimensional estructura de moléculas
Comparación de tipos y formas de moléculas comunes
Tipos moleculares
Forma molecular
Ángulo de enlace
Polaridad del enlace
Polaridad molecular
Representativa
A
Forma esférica
No polar
He, Ne
A2
Línea recta
No polar
Sin polaridad
H2, O2
AB
Línea recta
Polaridad
Polaridad
HCl, NO
ABA
Línea recta
180°
Polar
Sin polaridad
CO2, CS2
ABA
En forma de V
≠180°
Polaridad
p>
Extrema
Propiedades
H2O, SO2
A4
Forma tetraédrica regular
60°
Apolar p>
No polar
P4
AB3
Triángulo plano
120°
Propiedades polares
Apolar
BF3, SO3
AB3
Pirámide triangular
≠120°
Polaridad
Polaridad
NH3, NCl3
AB4
Forma tetraédrica regular
109°28′
Polar
Apolar
CH4, CCl4
AB3C
Forma tetraédrica
≠109°28′
Polaridad
Polaridad
CH3Cl, CHCl3
AB2C2
Forma tetraédrica
≠109°28′
Polaridad
Polaridad
CH2Cl2
Línea recta
Triángulo
En forma de V
Tetraedro
Pirámide triangular
H2O en forma de V
5. Comprender las características de los cristales atómicos y ser capaz de describir la relación entre la estructura y las propiedades de cristales atómicos como el diamante y el dióxido de silicio.
Cristales atómicos: todos los átomos pasan. a través de Cristales formados por enlaces de valencia *** o cristales en los que los átomos adyacentes se combinan mediante enlaces de valencia *** para formar una estructura de red espacial tridimensional.
(2). C), silicio cristalino (Si), dióxido de silicio (SiO2).
El diamante es una estructura de red espacial tetraédrica. Hay 6 átomos de carbono en el anillo de carbono más pequeño y cada átomo de carbono está relacionado con el entorno. Cuatro átomos de carbono forman cuatro enlaces valencianos; la estructura del cristal de silicio es similar a la del 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, y cada átomo de silicio está unido con 4 átomos de oxígeno. átomos, y cada átomo de oxígeno está unido con 2 átomos de silicio.
(3).*** Juicio de la fuerza del enlace de valencia y el tamaño del punto de fusión y ebullición del cristal atómico: el Cuanto más pequeño sea el radio atómico, más corta será la longitud del enlace que forma el enlace ***valente, mayor será la energía de enlace del enlace ***valente y mayor será el punto de fusión y ebullición de su cristal. punto: diamante gt; carburo de silicio gt; silicio cristalino.
6. Comprender el significado de los enlaces metálicos y ser capaz de utilizar la teoría del electrón libre de los enlaces metálicos para explicar algunas propiedades físicas de los metales. método básico de apilamiento de cristales metálicos y comprender la estructura de celda unitaria de los cristales metálicos comunes (identificación de espacios dentro del cristal y estructura cristalina. No se requieren cálculos relacionados con los parámetros de la estructura cristalina, como la longitud del lado de la celda).
(1). Enlace metálico: fuerte interacción entre iones metálicos y electrones libres.
Utilice la teoría de los electrones libres para explicar la conductividad eléctrica, la conductividad térmica y la ductilidad de los cristales metálicos.
Partículas en el cristal
Conductividad eléctrica
Conductividad térmica
Ductilidad
Iones metálicos y electrones libres
Electrones libres se mueven direccionalmente bajo la acción de un campo eléctrico externo
Los electrones libres chocan con iones metálicos para transferir calor
Cada capa atómica en el cristal se desliza entre sí y aún mantiene la interacción
(2)① Cristal metálico: cristal formado mediante la interacción de enlaces metálicos.
② Enlace metálico Cambios en la resistencia y los puntos de fusión y ebullición de los cristales metálicos: cuantas más cargas lleva el catión , cuanto menor es el radio, más fuerte es el enlace del metal y mayor es el punto de fusión y ebullición: Nalt; Al, Ligt; La fuerza de un enlace metálico puede representarse mediante átomos metálicos
7. Comprender la situación de enlace de complejos simples.
Concepto
Condiciones
p>
Un enlace de valencia se forma proporcionando pares de electrones de un átomo a otro átomo en una dirección.
A B
Donante de par de electrones Aceptador de par de electrones
Uno de los átomos debe proporcionar un par de electrones solitario y el otro átomo debe poder aceptar el par de electrones. órbita del par solitario de electrones.
(1) Enlace de coordinación: Enlace de valencia formado por un átomo que proporciona un par de electrones y otro átomo que acepta electrones. Es decir, uno de los dos átomos que forman el enlace proporciona un par de electrones solitarios, y el otro proporciona un par de electrones solitario. Un enlace de valencia *** formado por una órbita vacía.
(2)① Complejo: coordinado por un ligando que proporciona un par de electrones solitario y un átomo central (. o ion) que acepta un par de electrones solitario El compuesto formado por el enlace se llama complejo, también conocido como complejo.
② Condiciones de formación: a. órbita b.El ligando tiene un átomo que proporciona un par de electrones solitario.
③Composición del complejo.
④Propiedades del complejo: El complejo tiene una cierta estabilidad. enlace de coordinación en el complejo, más estable es el complejo. Cuando los iones metálicos como átomos centrales son iguales, la estabilidad del complejo está relacionada con las propiedades de los ligandos.
3. las propiedades de las sustancias.
1. Conocer las moléculas El significado de fuerza intermolecular, comprender la diferencia entre enlace químico y fuerza intermolecular.
Fuerza intermolecular: la fuerza que une las moléculas. La fuerza intermolecular es un efecto electrostático y es más débil que muchos enlaces químicos, incluidas las fuerzas de van der Waals y los enlaces de hidrógeno.
Las fuerzas de Van der Waals generalmente no tienen saturación ni direccionalidad, mientras que los enlaces de hidrógeno tienen saturación y direccionalidad.
2. Conocer los cristales moleculares. Su significado es comprender la influencia del tamaño de las fuerzas intermoleculares sobre determinadas propiedades físicas de las sustancias.
(1) Cristal molecular: las moléculas son. combinados por fuerzas intermoleculares (fuerzas de van der Waals, enlaces de hidrógeno). Los cristales típicos incluyen hielo y hielo seco.
(2). Juicio de la fuerza intermolecular y el tamaño de la fusión y ebullición. puntos de los cristales moleculares: Para sustancias con composición y estructura similar, cuanto mayor es la masa molecular relativa, mayor es la fuerza intermolecular. Cuanto mayor es la fuerza, más energía se requiere para superar la atracción intermolecular para fundir y vaporizar la sustancia, y más mayores son los puntos de fusión y ebullición. Sin embargo, cuando existen enlaces de hidrógeno, los puntos de fusión y ebullición de los cristales moleculares suelen ser anormalmente altos.
3. Comprender el impacto de la existencia de enlaces de hidrógeno en las propiedades de la materia. (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 otros elementos del mismo. familia El punto de ebullición del hidruro es anormalmente alto.
Afecta las propiedades de las sustancias: aumenta el punto de ebullición de fusión, aumenta la solubilidad
Método de expresión: X—H...Y(NO). F) General Todos existen en hidruros.
4. Comprender las diferencias entre cristales moleculares y cristales atómicos, cristales iónicos, cristales metálicos, partículas estructurales y fuerzas entre partículas.
Cuatro. Comparación de varios tipos
1. Comparación de enlaces iónicos, enlaces valencianos y enlaces metálicos
Tipos de enlaces químicos
Enlaces iónicos
** *Enlace de valencia
Enlace metálico
Concepto
Enlace químico formado por interacción electrostática entre aniones y cationes
Entre átomos** *Enlaces químicos formados por pares de electrones
Enlaces químicos formados por la interacción entre cationes metálicos y electrones libres
Partículas de enlace
Aniones y cationes
Átomos
Cationes metálicos y electrones libres
Propiedades de enlace
Interacciones electrostáticas
***Pares de electrones
p>Interacción eléctrica
Condiciones de formación
Metales activos y elementos no metálicos activos
No metales y elementos no metálicos
Interior metálico
Ejemplos
NaCl, MgO
HCl, H2SO4
Fe, Mg
2, Comparación de enlaces apolares y enlaces polares
Enlaces no polares
Enlaces polares
Conceptos
Igual elementos Los enlaces de valencia formados por los átomos
Los enlaces de valencia formados por átomos de diferentes elementos, los pares de electrones utilizados en los átomos están desplazados
La capacidad de los átomos para atraer electrones
Igual
Diferente
***Uso
Pares de electrones
No favorecen ninguna dirección
Prefieren átomos con gran capacidad para atraer electrones
Propiedades eléctricas de los átomos enlazados
Neutralidad eléctrica
Electrividad
Condiciones de formación
Compuesto por el mismo tipo de elementos no metálicos
Compuesto por diferentes tipos de elementos no metálicos
3． Comparación de los puntos de fusión y ebullición de sustancias
(1) Diferentes tipos de cristales: generalmente, cristales atómicos; cristales moleculares
(2) Mismo tipo de cristales: constituyentes; cristales Cuanto mayor es la interacción entre partículas, mayor es el punto de fusión y ebullición, y viceversa.
① Cristal iónico: Cuanto mayor sea el número de carga del ion y menor sea el radio iónico, mayor será 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
①Punto de fusión: sustancia sólida gt; sustancia líquida
②Punto de ebullición: sustancia líquida gt; p >
Un resumen de los 3 puntos de conocimiento de las materias optativas de química de la escuela secundaria (estructura y propiedades de la materia)_wwjtya_Sina Blog (se puede encontrar)