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大学化学

大学化学思维导图总结，物质结构与物质状态一、内容提要:本讲主要是讲解氢原子结构、薛定谔方程简介、多电子原子的能级、核外电子排布原理和电子排布、化学键、杂化轨道和分子空间构型、分子间作用力、晶体的类型及性质、氧化物及其

编辑于2022-09-26 11:32:57 云南

土木工程
岩土
岩土工程师

曦寒

大学化学

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曦寒

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大纲

大学化学

物质结构和状态

物质结构

核外电子

核外电子排布特性

能量的量子化

辐射能—量子—不连续的

物质的吸收与发射能量只能是量子的整数倍

能量和波长都不连续

光谱线状的原因

能量E

频率

波粒二象性

概念：具有粒子和波的性质

内在联系

德布罗意波

核外电子运动状态描述

波函数/原子轨道

描述原子处于定态时电子运动状态的数学函数式

量子数

主量子数n

1、2……7

n越大，能级越高，离核平均距离越远

1、代表电子层：KLMN……

2、表示电子到核的平均距离

3、决定原子轨道能量

角量子数l=n-1

0、1……3

1、代表电子亚层s\p\d\f

2、确定原子轨道的形状

s-球形、p-双球形、d-四瓣梅花形

3、在多电子原子中决定亚层能量

n一定时，l越大，亚层能量越大，同亚层的原子轨道能量相同，叫等价（简并）轨道

f亚层能量最大

磁量子数m

0、±1……

1、确定原子轨道在空间中的取向

2、确定亚层中轨道数目

在无外加磁场的影响下，轨道能量与m无关

自旋量子数ms=±1/2

电子云

电子的概率密度【波函数的平方】

原子轨道和电子云的角度分布图

原子轨道比电子云【胖】

原子轨道有+、-；电子云没有

测不准原理

关系式

微观粒子不能准确确定其位置和动量

核外电子分布

原子轨道近似能级顺序

在多电子原子中，各原子轨道的能量由n+0.7l来决定，数值越大，能量越高

屏蔽效应

多电子原子中，核对某电子的吸引力受核对其他电子的排斥力影响而被削弱的效应

削弱部分——屏蔽常数

越外层的电子，能级越高，受屏蔽作用越大

N最大

钻穿效应

外层原子钻进内层，使屏蔽效应减小而能级降低的现象

ns>np>nd>nf

核外电子排布的规律

泡利不相容原理

同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的两个电子存在。

每一个轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子

能量最低原理

电子先占据能级低的轨道

洪特规则

在等价轨道中【3p、5d、7f】，电子尽可能分布在不同轨道上，而且自旋方向相同

同电子亚层，全充满【p6、d10、f14】和半充满【p3、d5、f7】时较稳定

核外电子分布式和外层电子分布式

注意：3d5、3d10后面都可以接4s

原子结构与元素周期律

核外电子排布与元素周期表的关系

周期表中元素性质的递变规律

原子半径

大←小

增大（上小下大）

主族的变化明显，副族不明显

电离能（I）

衡量单个气态原子失去电子的难易程度

I越小，越易失去电子，金属性越强

左小→右大

上大下小

电子亲和能（Y）

基态的气态原子获得一个-1价的气态离子释放出的能量

Y越大，越易获得e，非金属性越强

电负性（X）

左小→右大

上大下小

对角线规则

位于元素周期表上对角线的原子、元素性质会有一定的相似

镧系收缩

随着原子序数的增大，镧系原子、离子半径收缩

元素的氧化物及水合物的酸碱性递变规律

氧化物分类

酸性氧化物

非金属氧化物

上、右非金属性强

碱性氧化物

金属氧化物

下、左金属性强

两性氧化物

对角线元素+部分金属元素

惰性氧化物/不成盐氧化物

不与水、酸、碱反应

CO\NO

酸碱性与结构的关系

ROH规则

所有氧化物都有

把R、O、H看作离子

ROH有【酸性电离RO-H】/【碱性电离R-OH】

采取的电离方式取决于RO、OH之间的作用力大小

作用力小的键断裂，发生相应电离

鲍林规则

含氧酸

n值越大，酸性越强

连接方式

化学键

离子键

形成

正负离子互相借电子——静电作用——离子键【实质：静电引力】

离子化合物、离子晶体

特性

无饱和性、无方向性

离子半径

电子构型

晶格能U

离子晶体中表示离子晶格的牢固程度和离子键的强度

298k，100kPa压力下，由气态负离子生成1mol离子晶体时发出的能量

影响因素

电荷越多，越大

半径越小，越大

U越大，离子键越强，晶格越牢固

离子极化

离子在外电场/另一离子作用下，发生变形产生诱导偶极的现象

正负离子相互极化可分为

离子的极化力【主要的正离子】

影响因素

电荷——越多，极化力越强

半径——越小，极化力越强

电子构型——18/18+2型>9-17型>8型

离子使其他离子变形的能力

若正离子也具有容易变形的情况，则考虑正负离子之间的相互极化作用

离子的变形性【负离子】

影响因素

电荷——+：电荷越多，变形越小。-：电荷越多，变形越大

半径——r越大，变形越大

电子构型——8型离子的变形能力小于其他电子构型

离子电子云变形的程度

共价键

形成

非金属元素+电负性相差不大的原子--【互相靠近】--电子配对形成的化学键

形成共价型化合物

原子晶体、分子晶体

特征

饱和性、方向性

共价理论

价键理论

电子配对

自旋相反的未成对电子可以配对形成共价键

成键电子的原子轨道必须发生最大程度的重叠

轨道重叠越多，共价键越牢固

杂化轨道理论

原子轨道在形成过程中不是一成不变的。成键期间，能级相近的原子轨道重新组合形成新的原子轨道——形成杂化轨道

杂化轨道的数目取决于参加杂化的轨道数【n个能级相近的原子轨道=n个杂化轨道】

杂化轨道形状：杂化后使轨道正瓣扩大，能满足更大的重叠原理，从而提高成键能力i，使分子更稳定

杂化轨道的空间构型决定了分子的空间构型

杂化轨道

等性杂化轨道

能量相等，成分相同

不等性杂化轨道

原子中有孤对电子占据杂化轨道而不成键的杂化

成分不完全等同

杂化类型

价电子对数

2-sp

3-sp2

4-sp3

类型

σ键

头碰头

重叠程度大，键能大，稳定性高

π键

肩并肩

稳定性差，易发生化学反应

单键为σ；双键中一个σ，一个π；三键中一个σ，两个π

金属键/改性共价键

形成

【自由电子——原子/正离子】

特征

无饱和性、无方向性

强度

影响因素

价电子数-越多，金属键越强

原子半径-越小，金属键越强

分子间的力和氢键

共价键的极性

两原子间共用电子对有无偏移

有偏移

极性共价键

无偏移

非极性共价键

电负性差值判断

电负性差=0

非极性共价键

电负性差≠0

极性共价键

电负性大，极性大

分子的极性

正负电荷中心是否重合

重合

非极性共价键

不重合

极性共价键

分子偶极矩

偶极矩=0

非极性共价键

偶极矩≠0

极性共价键

影响因素

键的极性

分子空间构型

若键有极性，而分子空间构型对称，则分子无极性

分子间力

分类

色散力

非-非

极-非

极-极

诱导力

极-非

极-极

取向力

极-极

H20

影响因素

分子间力以色散力为主，只有当分子的极性特别大时（H2O）才以取向力为主

同类分子：色散力正比于【分子摩尔质量】【分子半径】

特征

比化学键小1-2个数量级

无饱和性、无方向性

作用范围0.3-0.5nm

影响分子熔沸点

氢键

与电负性大、半径小、有孤对电子的原子X（F\O\N）形成强极性共价键（H-X）后，还能吸引另一个电负性大的原子Y（F\O\N）中的孤对电子而形成氢键（X-H…Y）（…表示氢键）

物质状态

理想气体定律

基本特征

扩散性、压缩性

理想气体状态方程

混合气体分压定律

多种混合=相加

PV前=PV后

液体

蒸汽压

沸点

汽化热

晶体

基本类型

离子晶体

原子晶体

分子晶体

金属晶体

过渡型晶体/混合型晶体

层状结构晶体

石墨

链状结构晶体

石棉

物理性质

溶液

浓度

质量百分比浓度

=质量/总质量

物质的量浓度

=物质的量/体积

物质的量分数

物质的量/总物质的量

质量摩尔分数/摩尔分数

稀溶液通性（非电解质）

蒸汽压

难挥发非电解质稀溶液的蒸汽压下降p'与物质的量分数成正比

乌拉尔定律

沸点和凝固

沸点——液相蒸汽压=外压时的温度

凝固点——固相蒸汽压=液相蒸汽压时的温度

溶液凝固点下降的度数与溶液中所有溶质粒子的质量摩尔浓度（≈物质的量浓度）成正比

溶液凝固点下降的度数越小，则代表其凝固的越高

渗透压

半透膜——只允许溶剂分子通过，而不允许溶质分子通过的薄膜

范托夫公式：

需要注意的是：稀溶液的以上性质并不适用于浓溶液和电解质溶液，并且一般与≈物质的量浓度有关【这个东西一般用【离子数量×浓度】】

【离子数量×浓度】

与蒸汽压下降

沸点、凝固点下降

渗透压

成正比

电解质溶液

电离平衡

一元弱酸、弱碱的电离平衡

弱电解质的电离能力

电离常数K

电离度

电离平衡时，已电离的分子占溶质分子的百分比

关系

稀释定律

浓度越稀，电离度越大

二元弱酸的电离平衡

多元弱酸的电离=分级进行

每级都有单独的电离常数，且前一级更大

符合多重平衡规则：两电离平衡方程式相加=总平衡式

K总=K1*K2

单相同离子效应

在弱电解质aq中加入与其具有相同离子的强电解质时，导致弱电解质电离度降低的现象

应用：缓冲溶液

弱酸+弱酸盐

弱碱+弱碱盐

使其ph在一定范围内不受少量酸、碱、稀释的影响而发生显著变化

盐类的水解

概念

盐类的离子与水作用生成弱酸、弱碱的反应

该反应破坏了水的电离平衡

衡量盐类水解的程度

水解常数Kh

Kh越大【或Ka、Kb越小】，盐类的水解程度越大

也可以用水解度h来衡量

计算盐类aq的ph时，一般只用考虑一级水解

影响水解平衡移动的因素

水解离子的本性、温度、盐的浓度、溶液的酸度

多相离子平衡

表示物质的溶解能力

溶度积Ksp

平衡时离子浓度的乘积为一常数

溶度积规则——离子积

Q>Ksp，过饱和，有沉淀

Q=Ksp，饱和，平衡状态

Q<Ksp，不饱和，无沉淀

溶解度S

二者关系

AB型

A2B/AB2型

多相同离子效应

在难溶电解质饱和aq中加入与其有相同离子的强电解质时，使难溶电解质溶解度S降低的现象

应用：使某些离子沉淀更完全

离子沉淀完全的条件【浓度≤10-5】

沉淀的溶解

酸碱溶解法

氧化还原法

配合溶解法

沉淀的转化

两种沉淀互相转化

对同一类型的难溶电解质

反应物Ksp/生成物Ksp【越大】

沉淀转化越完全

分步沉淀

若溶液中含有多种离子，则离子积先超过Ksp的先沉淀

影响因素

Ksp

越小越先沉淀

被沉淀离子的浓度

应用：分离/提纯物质

化学反应速率与化学平衡

热化学

系统和环境

敞开系统

封闭系统

无物质、有能量

隔离系统

无能量、无物质

热力学能

系统内部运动能量的总和

状态函数

无绝对数值

广度性质

反应热

反应发生后，使反应产物的温度回到反应前的温度需要吸收/放出的能量

恒容反应热

体积功W=0

恒压反应热

盖斯定律

化学反应热只与物质的始态和终态有关

热化学方程式

标准态

温度不规定

g、l、s

100kPa

溶液

标准压力下，c=1mol/kg

热力学定律

热力学第一定律

U=Q+W

热Q和功W

热力学第二定律

在隔离系统中发生的自发进行的反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值

自发过程的热力学准则【熵增加原理】

热力学第三定律

系统内物质微观粒子的混乱度与物质的聚集状态和温度等有关

在绝对零度（0k）时，理想晶体内分子的各种运动都将停止，物质围观粒子处于完全整齐有序的状态

在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值=0

状态函数【只与初、终态有关】

焓和焓变H

焓H=U+pV

焓变

H<0

放热反应

H>0

吸热反应

标准摩尔生成焓

标态时，由指定单质➡单位物质的量的纯物质B时反应的焓变

指定单质通常使标压和标温下最稳定的单质

如：石墨（C）；Hg（l）；P（s，白）

标准态指定单质的标准生成焓为0

生成焓的负值越大==该物质键能越大==对热越稳定

标准摩尔反应焓变=生成物的标准摩尔生成含-反应物的标准摩尔生成焓

熵和熵变S

一些规律

对同一物质，Sg>Sl>Ss

同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大

高温＞低温

PS.若温度升高没有引起物质聚集状态的改变，则可忽略温度的影响

复杂物质>简单物质

混合物>纯净物

气体分子数增加的反应=熵增

气体分子数减少的反应=熵减

G=H-TS

化学反应方向

自发性

特征

单向性

有限性

可判断性

可由一定物理量来判断

反应方向的判据

吉布斯函数

焓变H

熵变S

G=H-TS

G<0，自发

任何反应都是向G小的方向进行的，不会自发从G小的状态向G大的状态进行

G=0，平衡

G>0，非自发，反应能向逆方向进行

计算

标准状态

Gm(T)=H(T)-TS(T)=H(298.15K)-TS(298.15K)

非标态

G(T)=Gm(T)+RTlnQ

化学反应速率

化学反应步骤

获得活化能

活化能是指分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量。

化学反应中，所需活化能越小，需要的能量越小，容易发生反应，反应速率越快。

活化能越高，活化分子百分数越小，反应越慢

成为活化分子

增加活化分子百分数

发生有效碰撞

发生化学反应

表示方法

各物质的反应速率之比=化学计量数之比

用反应进度表达的反应速率各物质都一样=速率/计量数

方程

基元反应（一步完成的反应）的速率方程：质量作用定律

浓度越大，速率越快

反应速率方程：

k，速率常数，表示反应物均为单位浓度时的反应速率。取决于反应物的本质和反应温度，与真实浓度无关

非基元反应的速率方程

必须由试验测定才能确定

影响因素

浓度

温度（阿伦尼乌斯公式）【影响速率常数k】

T升高，k增大，速率增大

T不变，活化能越大，k越小，速率越小

催化剂

作用：降低反应活化能，增加活化分子百分数

可逆反应

正反应热效应E1=【正反应活化能-逆反应活化能】=-逆反应热效应

化学平衡

特征【v正=v逆】

动态平衡

浓度不变

从正逆均可到达

相对的、暂时的、有条件的

化学平衡常数

经验平衡常数（实验平衡常数）

标准平衡常数

平衡常数/无量纲

表示可逆反应进行的程度

K越大，正反应趋势越大，反应转化率越高

只是温度T的函数

符合多重平衡规则

n个反应相加=K为乘积

n个反应相减=K为商

应用

判断反应进行的方向

Q=K，平衡

Q<K，正向

Q>K，逆向