化学1
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1 第一章原子的结构与性质
元 素 的 性 质
1、周期数=基态原子能层数
2、每周期元素的数目=该能级组容纳e-总数
3、主族序数=基态原子最外层电子数=元素的最高价
4、价电子 主族元素(s,p区)：最外层电子
过渡元素(d,ds,f区)：最外层电子+次外层(甚至倒数第三层)部分电子
一.原子结构与元素周期表
⑴观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)的开头元素均是碱金属，它们的价电子构型为；ns1每一周期结尾元素均是稀有气体，它们的价电子构型为ns2np6(第一周期除外)。
⑵周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的能层数
⑶通常把“构造原理”中能量接近的原子轨道划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分别是 .可见，各周期元素的数目=该周期元素的价电子能级组所容纳的最大e-数
二.元素周期律
元素的性质随的递原子序数增发生周期性变化，称为元素周期律。
1.原子半径. r的大小取决于_Z、能层数两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径增大；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径减小。
2.电离能. ⑴概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的_____叫做电离能，用符号__表示，单位是_______。⑵第一电离能：处于基态的气态原子生成___价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___表示。
2.电离能. ⑶意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子_____电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_____电子，即元素在气态时的____性越强。⑷I变化规律：同周期，左右总体呈_____趋势，_____元素的I1最小，________的I1最大；同族，上下I1_____
3.电负性. ⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。⑵x变化规律：同周期，x左右____；同族，x上下____。⑶意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x____，非金属的x___ Δx____成离子键，Δx_____成共价键。 2 三、杂化理论：
1.在形成分子时，每一原子中能量相近的“轨道”会发生重组，形成新的原子轨道，这个过程称“杂化”，新的原子轨道称“杂化轨道”。
2.杂化前后原子“轨道”总数不变，但能量趋于平均化，“杂化轨道”的对称性更高，杂化后轨道伸展方向，形状发生改变，更有利于成键。
3.原子可用“杂化轨道”与其它原子的轨道（或“杂化轨道”）重叠形成共价键。
乙烯中的Ｃ在轨道杂化时，有一个Ｐ轨道未参与杂化，只是Ｃ的２s与两个２p轨道发生杂化，形成三个相同的sp2杂化轨道，三个sp2杂化轨道分别指向平面三角形的三个顶点。未杂化p轨道垂直于sp2杂化轨道所在平面。杂化轨道间夹角为120°。
2p2s激发2p2s杂化psp2 3 第二章分子结构与性质
二、价层电子对互斥理论 （VSEPR模型）
1、要点：对ABn型的分子或离子，中心原子A价层电子对（包括用于形成共价键的共用电子对和没有成键的孤对电子）之间存在排斥力，将使分子中的原子处于尽可能远的相对位置上，以使彼此之间斥力最小，分子体系能量最低
2、价层电子对互斥模型把分子分成两类：
（1）中心原子上的价电子都用于成键在这类分子中，由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，成键原子的几何构型总是采取电子对排斥最小的那种结构。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测。
代表物 中心原子
结合的原子数 分子类型 空间构型
中心原子
无孤对电子 CO2 2 AB2 直线型
CH2O 3 AB3 平面三角型
CH4 4 AB4 正四面体
PCl5 5 AB5 三角双锥型
SF6 6 AB6 正八面体
中心原子
有孤对电子 H2O 2 AB2 V型
NH3 3 AB3 三角锥型
（一）σ键电子对数的确定
由分子式确定。
如：H2O中的中心原子为O，O有2对σ键电子对；
NH3中的中心原子为N，N有3对σ键电子对。 4 中心原子上的σ键电子对数就是中心原子的配位数，即与中心原子所结合的原子数。
（2）中心原子上的孤电子对数的确定
中心原子上的孤电子对数=1/2（a-xb)
a:中心原子的价电子数（主族元素的价电子数就是原子的最外层电子数）
X：与中心原子结合的原子数
b：与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
H为1，其他原子=8—该原子的价电子数
阳离子：a=中心原子的价电子数—离子的电荷数
阴离子：a=中心原子的价电子数+离子的电荷数
价键理论的要点
1. 电子配对原理
两原子各自提供1个自旋方向相反的电子彼此配对——共价键的饱和性
2. .最大重叠原理
两个原子轨道重叠部分越大，两核间电子云的密度越大，形成的共价键越牢固，分子越稳定——共价键的方向性
2.3分子的性质
1、键的极性的判断依据是什么？
共用电子对是否有偏向或偏离
共用电子对无偏向（电荷分布均匀）------非极性键
共用电子对有偏向（电荷分布不均匀）-----极性键
2、共用电子对是否有偏向或偏离是由什么因素引起的呢?
这是由于原子对共用电子对的吸引力不同造成的。即键合原子的电负性不同造成的。
分子的极性
1、 概念
极性分子:正电中心和负电中心不重合
非极性分子:正电中心和负电中心重合
2、判断方法
看正电中心和负电中心是否重合 （1）看键的极性，也看分子的空间构型
（2）化学键的极性的向量和是否等于零
第一类：全部由非极性键组成的分子 是非极性分子。如：P4、C60、S8
C70、B12
第二类：对于ABn型分子极性判别方法 由极性键组成的双原子分子 一定是极性分子如：HX、CO、NO、
5 从力学的角度分析：分子中各键的极性向量和
在ABn分子中，A-B键看作AB原子间的相互作用力，根据中心原子A所受合力是否为零来判断，F合=0，为非极性分子（极性抵消）， F合≠0，为极性分子（极性不抵消）
二、范德华力及其对物质性质的影响
1. 定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
2. 特点：范德华力 ，约比化学键能
3
（1）结构 的分子，相对分子质量越 ，范德华力越
，熔、沸越
。
（2）相对分子质量
或
时，分子的极性越
，范德华力越 ，熔、沸越 。
4. 分子间的范德华力有以下几个特征
（1）作用力的范围很小
（2）很弱，约比化学键能小1～2个数量级，大约只有几到几十 KJ？mol-1。
（3）一般无方向性和饱和性
（4）相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越大，范德华力越大
三、氢键及其对物质性质的影响
1. 氢键概念
氢键是一种特殊的分子间作用力，它是由已经与电负性很强的原子形成共
价键的氢原子与另一分子中电负性很强的原子之间的作用力.
氢键不是化学键，为了与化学键相区别，在下图中用“…”来表示氢键，注意三个原子要在同一条直线上（方向性）。
2、氢键表示方法：X—H…Y。
（1）不属于化学键
(2)一般表示为: X—H---Y（其中X、Y为F、O、N）表示式中的实线表示共价键，虚线表示氢键。
(3)形成的两个条件:
①与电负性大且 r 小的原子(F, O, N)相连的 H ;
② 在附近有电负性大, r 小的原子(F, O, N).
(4)氢键有饱和性和方向性
2. 氢键的存在
（1）分子间氢键
氢键普遍存在于已经与N、O、F形成共价键的氢原子与另外的N、O、F原子之间。如：HF、H2O、NH3 相互之间C2H5OH、CH3COOH、H2O相互之间 6 （2）分子内氢键
某些物质在分子内也可形成氢键，例如当苯酚在邻位上有—CHO、—COOH、—OH和—NO2时，可形成分子内的氢键
3. 氢键键能大小范围
氢键介于范德华力和化学键之间,是一种较弱的作用力。
F—H---F O—H--- O N—H--- N
氢键键能 (kJ/mol) 28.1 18.8 17.9
范德华力(kJ/mol) 13.4 16.4 12.1
共价键键能(kJ/mol 568 462.8 390.8
4. 氢键强弱
氢键强弱与X和Y的吸引电子的能力有关，即与X和Y的电负性有关.它们的吸引电子能力越强(即电负性越大)，则氢键越强，如F原子得电子能力最强，因而F-H…F是最强的氢键; 原子吸引电子能力不同，所以氢键强弱变化顺序为：
F-H…F > O-H…O > O-H…N > N-H…N
C原子吸引电子能力较弱，一般不形成氢键。
5. 氢键对物质物理性质的影响：
（1）分子间氢键使物质熔沸点升高
（2）分子内氢键使物质熔沸点降低
（3）物质的溶解性
6. 氢键的应用
(1)醇比含有相同碳原子的烃熔沸点高
(2)低级醇易溶于水
(3)当水结冰时，体积膨胀，密度减小。
在水蒸气中水以单个H2O 分子形式存在；在液态水中，经常是几个水分子通过氢键结合起来，形成(H2O)n；在固态水（冰）中，水分子大范围地以氢键互相联结，形成相当疏松的晶体，从而在结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减少，因此冰能浮在水面上。
