赶期中特辑去了,本篇先暂时咕咕了。

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。

多电子原子的原子轨道能级图

原子轨道能级图

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

  1. 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
  2. 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:

  1. 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;
  2. 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;
  3. 无法解释共价键的方向性、饱和性;
  4. 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
sps, px180°直线形乙炔
sp2s ,px ,py120°平面三角形乙烯
sp3s ,px ,py ,pz109°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)

最后修改:2020 年 11 月 16 日 02 : 47 PM