1. 原子结构
1.1 构造原理(Aufbau principle)
从氢原子开始,按照核内增加一个质之,核外增加一个电子的方式逐个构造原子,那么随着原子序数的递增,每个新增加的核外电子将按照下图所示的Pauling能级图的顺序陆续填满各组原子轨道。
1.2核外电子排布的一般原则
均为经验规则
1.2.1 能量最低原理(与Aufbau principle基本一致)
该原理认为电子首先充满量子数n,l最小值的原子轨道,即多电子原子在基态时核外电子总是尽可能地占据能量最低的轨道。
1.2.2 Pauli不相容原理
Pauli指出在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在,即在同一个原子轨道上,最多只能容纳自旋相反的两个电子。
1.2.3 Hund规则
- 在填充能量相同的各个原子轨道时,电子总是以自旋平行的方式单独地占有各个轨道
- 能量相同的轨道组处于半充满或全充满时,体系的能量最低,这两种状态相对稳定。
注:电子可以处于其他轨道,但是当电子严格按照上述规则排布时,原子的能量最低,这种能量最低的状态,称为原子的基态(ground state)。除了基态以外的原子,统称为原子的激发态(excited state)。
2. 分子结构
2.1 经典共价键理论(Classical Covalent Bond Theory)
经典共价键理论由Lewis于1916年提出的共价学说而建立。
该理论认为分子中每个原子之间可以通过共用电子对,从而达到稳定的稀有气体电子结构的倾向,这样形成的分子称为共价分子,形成的化学键称为共价键。
Lewis还提出了表示共价分子的方法,即Lewis结构式。
2.1.1缺点
无法阐明共价键的本质,例如:
- 无法解释带同种电荷的电子为何不会相互排斥而是互相配对;
- 无法解释许多不满足稀有气体结构的分子依然能够稳定存在,如BCl3中心原子的最外层电子数少于8,SF6这样的分子中心原子最外层电子数又多于8,而他们又能够稳定存在;
- 无法解释共价键的方向性、饱和性;
- 无法解释为何氧分子具有磁性。
2.2 近代价键理论(Modern Valence Bond Theory)(VB法)
2.2.1 价键理论的缺陷
2.3 杂化轨道理论
2.3.1 杂化轨道的特点
杂化轨道 | 参加杂化的原子轨道 | 键角 | 构型 | 实例 |
---|---|---|---|---|
sp | s, px | 180° | 直线形 | 乙炔 |
sp2 | s ,px ,py | 120° | 平面三角形 | 乙烯 |
sp3 | s ,px ,py ,pz | 109°28' | 四面体形 | 乙烷 |
2.3.2 sp3杂化轨道
2.3.3 sp2杂化轨道
2.3.4 sp杂化轨道
2.4 价层电子互斥理论VSEPR
2.5 分子轨道理论(Molecular Orbital Theory)(MO法)
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