第 2 章经典原子理论
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1. 原子模型的历史
2. 经典原子模型
3. 经典分子模型
4. 绘制分子结构
5. 正式指控
1.原子模型的历史
⑴ 第一名。德谟克利特
①粒子论（公元前5世纪）：提出一切物质都是由不可分割的粒子组成
② 原子：源自希腊语“atomos”，意思是不可分割的
③柏拉图、亚里士多德的驳斥
⑵ 第二第二。道尔顿
①原子论：原子的准确定义（1808）
② 假设1： 所有物质都是由不可分割的粒子组成
○ 反例：原子可分为原子核和电子
○ 反例：原子可以通过核裂变进一步分解
③ 假设2：相同类型的原子具有相同的尺寸和性质；不同类型有不同的尺寸和质量
○ 反例：同位素
④ 假设3：原子既不会被创造，也不会被毁灭，也不会变成不同种类
○ 反例：核反应
⑤ 假设4：不同的原子以固定的比例结合形成新的物质
⑶ 第三第三。汤姆森
图 1. 汤姆森阴极射线实验
①汤姆逊阴极射线实验：1897年，利用真空放电管，发现阴极射线的流动是称为电子的粒子流动
② 拒绝道尔顿原子理论：原子可分为带负电的电子和带正电的质子
③ 梅子布丁模型的提案
○ 整体结构类似于带正电的球体
○ 带有相等负电荷的电子分散在各处
○ 意义：部分解释原子电性质
○ 限制：卢瑟福的α粒子散射实验
⑷第4次。密立根
① 密立根实验：确定电子的量子化电荷
② 根据电子的电荷计算出电子的质量
⑸第五th。卢瑟福
图 2. 卢瑟福的实验
①卢瑟福实验的目的：验证汤姆森的李子布丁模型
② 实验过程（1911）
○ 制作出厚度为1/20,000 cm的薄金箔
○ 将放射源的α粒子发射到金箔上
○ 在箔片后面放置了硫化锌屏幕，以检测 α 粒子撞击时产生的小闪光
③ 预期结果：根据汤姆森模型，α粒子应该不会发生偏转
④ 实验结果
图 3. α 粒子散射模型
○ 一些 α 粒子在撞击时向意想不到的方向散射（未能穿过箔片）
○ 8,000 个 α 粒子中约有 1 个以 180° 散射（向后散射）
⑤ 结果解释
图 4. 卢瑟福的原子模型
○ Alpha 粒子不能穿过 1/20,000 cm 金箔 ≒ 子弹不能穿过薄纸» ○ 存在带有显着正电荷的重而致密的结构：原子核的引入
○ 换句话说，α粒子因为质量小于金箔的原子核而发生散射
○ 提出的太阳系模型（1910）：具有中心核的原子，电子围绕该核运行
⑥ 局限性 1. 原子的稳定性
○ 无法解释电子在圆形轨道上的稳定性
○ 加速电子发射光能并最终落入原子核
⑦ 限制2. 氢气谱线：根据太阳系模型，应观测到连续谱
⑹第六th。 玻尔原子模型
⑺7th。质子和中子的发现
① 1896年，戈德斯坦（E. Goldstein）发现正射线
② 1914年，卢瑟福实验：提出质子的存在
③ 1932年，查德威克（J. Chadwick）发现原子核中不带电荷的粒子（中子）
○ 查德威克是卢瑟福的学生
2.经典原子模型
⑴ 原子
① 原子论：道尔顿提出
② 原子=原子核+电子，起源：不可分割的（a-）粒子（tom）
③ 原子核 = 质子 + 中子
④ 原子序数：质子数=中性原子的电子数
○ 在离子中，质子数≠电子数
⑤ 原子质量数=质子数+中子数
⑥ 原子表示（原子符号）
○ A: 原子质量
○ B：原子序数
○ C：充电
○ D: 原子数
⑦ 同位素
○ 原子序数相同但质量数不同的元素：中子数不同
○ 所有元素都有两种或多种同位素
⑵ 周期性
①元素周期表：电子、质子、中子、原子质量
图 5. 元素周期表
○ 周期：电子层数。第一期、第二期、……
○ 族：最外层电子数相同的原子集合
○ 金属：具有强烈提供电子倾向的原子团
○ 非金属：具有强烈获得电子倾向的原子团
○ 类金属：兼具金属和非金属的特性，7种元素（B、Si、Ge、As、Sb、Te、Po）
○ 主族元素：s-嵌段、p-嵌段
○ 过渡元素：d-区
○ 镧系元素：f 区
○ 常见氧化态为+3
○ 通常形成配位数大于 6 的配位化合物
○ 与酸反应放出氢气
○ 以氧为配体形成稳定的配合物
○ 锕系元素: f-block
② 原子的周期性行为：涉及原子核和电子之间的力（原子核中的质子数、核电子距离）、电子电子斥力
③ 原子半径
○ 由于电子云的概率性质，原子尺寸无法精确定义
○ 定义1： 两个键合在一起的原子核之间距离的一半（稀有气体除外）
○ 将 O2 和 N2 的原子半径定义为其原子核之间距离的一半的合理性
○ 用这种方法定义HF的原子半径是不合理的
○ 定义1的概念也可以应用于金属接合
○ 定义 2： 使用范德华半径定义（适用于稀有气体）
○ 离子半径定义：考虑离子键中离子之间的距离和权重
○ 趋势1：同一时期原子半径随着原子序数的增加而减小» ○ 趋势2：原子半径随着同族电子壳层数的增加而增加
④ 有效核电荷：电子感受到的正电荷，考虑电子排斥力的吸引力的量度
○ 原子内有效核电荷比较：内轨道具有更大的有效核电荷
○ 原子间最外层电子有效核电荷比较
○ 在同一时期内，随着原子序数的增加，原子半径减小，导致有效核电荷增加
○ 在同一族内，随着电子壳层数的增加，有效核电荷略有增加（与电离能相反的趋势）
○ 随着电子壳层数的增加，屏蔽效应减弱，核斥力增强，据了解
○ 原子间特定轨道有效核电荷比较
○ 随着原子序数的增加，问题中提到的特定轨道的有效核电荷增加
○ 斯莱特法则：有效核电荷的公式
○ 如果最外层价电子数为n，则n、n-1、n-2、n-3、…的S常数值为0.35、0.85、1、1、…
○ 计算n级电子的有效核电荷时，减一，因为自己不影响计算
○ 例如，将S = 0.3应用于1s轨道电子的有效核电荷计算
表 1. 应用斯莱特规则的示例
⑤ 第一电离能（IE）
○ 定义
○ X(g) → X+(g) + e-(g)，IE = E(X+) - E(X)。 IE > 0。
○ 轨道解释：将电子从 E1 移动到无穷大所需的能量
○ 趋势1： 随着电子壳层数减少而增加，与有效核电荷的趋势相反
○ 趋势2： 随着周期的增加而增加
图 6. 电离能的趋势
○ 第2组和第13组的比较
○ 轨道能级为 ns < np，因此第 13 族的电离能较低
○ 由于同样的原因，第 14 组的 2nd 电离能低于第 13 组
○ 第15组和第16组比较
○ 由于成对电子之间的排斥，第 16 族的电离能较低
○ 氮气以 [He] 2s22p3 形式稳定，而氧气以 [He] 2s22p4 形式不稳定
○ 电离能最高的元素：氦
○ 顺序电离能量：需要非常高的能量来去除内部电子，从而可以确定原子序数
○ 第一电离能（1st I.E.）：E(X+) - E(X)
○ 第二电离能（2nd I.E.）：E(X2+) - E(X+)
○ 第三电离能（3rd I.E.）：E(X3+) - E(X2+)
○ 提示： 根据原子序数的顺序电离能趋势与第一电离能的趋势平行
○ 测量：Franck-Hertz 装置
图 7. 通过 Franck-Hertz 装置测量电离能
»> ○ 情况：低能电子在充满气体的管子内的电极之间加速。
○ 结果：加速电子可以通过碰撞将能量传递给气体粒子。
○ 解释：加速电子通过与气体粒子的碰撞可以损失一定量的动能（4.9 eV），这个值可以被认为是气体粒子的第一电离能。
⑥ 电子亲和势（EA）：一摩尔气态原子获得一摩尔电子时释放的能量。
○ 定义
○ X-(g) → X(g) + e-(g)，EA = E(X) - E(X-)。 EA 可以大于 0 或小于 0。
○ X 的电离能 = X 的电子亲和力+
○ 所有电离能均大于电子亲和能 (∵ E(X+) ≫ E(X), E(X-))
○ 趋势 1. 通常在元素周期表中向上和向右增加。
○ 趋势2. 第2周期B～F元素的电子亲和能比第3周期同族元素的电子亲和势特别低。
○ 第2、15、18族中单电子构型最大的元素的电子亲和势非常小。
○ 电子亲和力最高的元素：Cl
○ O、S 变成 O2- 和 S2- 离子，这是出乎意料的，因为吸收第二个电子需要能量。
⑦ 电负性（EN）：电离能和电子亲和力概念的结合。
○ 数学表达式：E.N = (IE + EA) / 2
○ 在同一时期内，电负性随着原子序数的增加而增加。
○ 电负性随同族电子壳层数的增加而降低。
○ 提示： 当您靠近 F 时，电负性会增加。
○ 基本记忆：H(2.1)、B(2.0)、C(2.5)、N(3.0)、O(3.5)、F(4.0)、Cl(3.0)、Br(2.8)
图 8. 电负性
3.经典分子模型
⑴ 概述：刘易斯结构 - 价层电子对排斥理论 - 原子键理论 - 分子轨道理论
① 最简单的分子模型
② 2D模型
③ 局域电子模型
⑵ 分子理论
①分子：能以稳定状态独立存在的物质的最小单位。
○ 原子在自然界中独立存在的情况很少见。
○ 例外：惰性气体（He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn）
② 离子：带有净正电荷或负电荷的原子或原子团。
③阿伏加德罗数介绍：可以直接计算碳晶体中碳的个数。
④ 恒定合成定律：元素以固定的整数比组合。
○ 由约瑟夫·路易斯·普鲁斯特发现。
⑤ 倍数比例定律：不同元素以整数比结合。
○ 两种元素形成两种以上化合物时除外。
○ 由道尔顿创立。
⑶ 八位组规则
① 概述
○ 定义：原子倾向于获得或失去电子以实现八个电子的电子配置。
○ 大多数有机原子（H、C、N、O、X、Na、K 除外）满足八位组规则。
② 八位字节规则的原因
○ 第二和第三周期原子只有 s 和 p 轨道，提供八个电子位置。
○ 八个电子满足正常波动条件，导致分子更稳定。
③ 例外 1. 自由基：具有不成对电子的化学物质。具有两个自由基的分子称为双自由基。
④ 例外 2. 扩展化合价壳
○ 过渡元素
○ 第三周期原子的临时激发 → 电子置于空的 3d 轨道中 → 不同价层电子 → 扩展八位组规则> ⑤ 例外3. 不完整的八位字节
○ BF3:BF3 表现出离子键合，其中 B 带 3+ 电荷，F 带 -1 电荷。
⑷ 分子内力（化学键）
① 键：两个原子之间的相互作用，导致稳定性。
图 9. 化学键合原理
○ 原理 1. 当两个原子相互接近时，能量会减少（稳定性）。
○ 原理 2. 当原子靠近键合点时，能量显着增加（不稳定）。
○ 由于满足八位组规则，惰性气体以单原子分子存在。
○ 惰性气体通常不参与键合（也有例外）。
② 离子键：当两个原子之间的电负性差大于1.9时发生。
○ 金属原子失去电子成为阳离子，非金属原子获得电子成为阴离子，通过静电力结合在一起。
○ 示例：氯化钠、氯化锂、氟化钾
③ 共价键：两个非金属原子共享电子对形成键的键合。
④ 金属键合：金属原子通过共享离域电子“海”形成键，从而稳定结构。
⑤ 键能（键解离能，BDE）
○ 定义：破坏A和B之间的键所需的能量，键越强，BDE越高（更稳定）。
○ 对于离子键：在离子晶格中分离离子所需的能量。
○ 对于共价键：破坏共价键并产生自由基所需的能量。
○ 流行趋势
○ 随着键合原子之间的电负性差异增大，键能增大。
○ 示例 1： HF > HCl > HBr > HI：可以用电负性差异或尺寸差异来解释。
○ 实施例 2. （一般条件下） I2 (151 kJ/mol) < F2 (155 kJ/mol) < Br2 (193 kJ/mol) < Cl2 (244 kJ/mol)：F2 具有令人惊讶的低键解离能，因为氟原子是小，导致电子-电子之间产生强烈的斥力。 I2 具有最低值，因为其原子尺寸较大，导致键合轨道重叠较差，从而使键合较弱。
○ 示例 3. （在孤对电子斥力显着的条件下） F2 < Cl2 < Br2 < I2：F2 显示出最高的孤对电子斥力，这也有助于其高反应性。
○ 债券比较
○ 一般：离子键 > 共价键 > 金属键（有争议）
○ 在生物体等水环境中：共价键 > 离子键 > 金属键，受溶剂效应影响。
○ 沸点和熔点比较
○ 离子键、金属键 > 共价键
⑸ 共价键合
① 非键合原子电子以非键合电子对的形式存在。
② 根据电负性差异分类的共价键
○ 极性共价键：两个原子之间的电负性差为0.5至小于1.9（0.5不是一个严格的数字）。
○ δ+ 和 δ- 分别表示吸引力较强和较弱。
○ 极性共价键由于相反的电荷而产生偶极矩。
○ 非极性共价键：两个原子之间的电负性差小于0.5。
○ 离子键也可以视为极性共价键，电负性差为 1.9（1.7 至 2.0）。
○ 意味着共价键合原理可以应用于金属键合。
③ 根据共享电子数划分的共价键类型：单键、双键、三键。> ④ 配位键合：一个原子向另一个原子的空轨道提供电子对以实现共享键合。
○ 示例：H+ + H2O → H3O+
○ 示例：H+ + NH3 → NH4+
⑹ 分子间力
①分子间力分为范德华力和氢键，比化学键弱。
② 范德华力分为基森力、德拜力、伦敦力、斥力。
③ Keesom Force：极性分子之间的永久偶极-永久偶极相互作用。
○ 极性分子中 δ+ 和 δ- 之间的吸引力。
④ 德拜力：极性和非极性分子之间永久偶极诱导的偶极相互作用。
○ 极性分子会引起附近非极性分子的极化。
⑤ 伦敦力或色散力：这些是由电子的暂时极化（涨落）引起的瞬时偶极子之间的吸引力。
○ 它们是非常弱的力，是由于电子极化产生的临时偶极子（感应偶极子）而产生的。
○ 这些力是非极性化合物中发现的唯一吸引力类型。
○ 它们在所有分子中起作用，并且当原子半径和表面积较大时它们更强（例如，I2 中的范德华力比 F2 中的范德华力强得多）。
○ 它们可以解释稀有气体的液化。
⑥ 斥力：分子靠得太近时的核-核斥力。
○ 趋势1. 在同一时期内，斥力随着原子序数的增加而增加。
○ 由于电子计数增加，电子屏蔽增加。
○ 趋势2. 同族中排斥力随着原子序数的增加而增加。
○ 由于电子数减少而导致电子屏蔽减少。
⑦ 氢键：H 中的 δ+ 与 F、O、N 中的 δ+ 以及 F、O、N 中的 δ- 之间有很强的吸引力。
○ 氢键是范德华力之一，但不应等同于其他偶极-偶极相互作用。
○ 原理1. 氢由于缺乏核心电子而暴露其质子，类似于离子键。
○ 原理2. 氢键的强度
图 10. 基于与氢键合的原子的电负性的沸点
○ 氢键强度对沸点影响很大。
○ 氢键强度的因素：与氢键合的原子的电负性、氢键的数量。
○ 氢键数量：高电负性原子的非共享电子对数量和分子内氢的数量很重要[注：6]
○ H2O：O 有两个非共享电子对。分子中有2个氢，因此每个分子有4个氢键。
○ HF: F 具有三个非共享电子对。分子中有 1 个氢（限制因素），因此每个分子有 2 个氢键。
○ NH3：N 具有一对非共享电子对（限制因素）。分子中有3个氢，因此每个分子有2个氢键。
○ 尿素：每个分子形成 6 个氢键。
○ 氢键比强度：
○ F-H ······ :F = 39 kcal/mol
○ O-H ······ :N = 7 kcal/mol
○ O-H ······ :O = 5 kcal/mol
○ N-H ······ :N = 3 kcal/mol
○ N-H ······ :O = 2 kcal/mol
○ 氢键长度 ~ 2.8-3.5 Å
○ 在液体和固体中可形成多聚体
⑧ 相对强度：共价键、离子键 > 金属键 > 氢键 > 偶极-偶极力 ≒ 色散力» ○ 离子键强度：250 kJ/mol
○ 离子偶极键强度：15 kJ/mol
○ 永久偶极-永久偶极结合强度（静态）：2 kJ/mol
○ 永久偶极-永久偶极结合强度（旋转条件）：0.3 kJ/mol
○ 永久偶极诱导偶极键强度：2 kJ/mol
○ 分散力：2 kJ/mol
○ 氢键：20 kJ/mol
⑨ 力-距离关系：
○ 离子-离子
○ 离子偶极子：典型的水合反应
○ 感应偶极子-偶极子（静止）
○ 感应偶极子-偶极子（旋转）
○ 偶极子感应偶极子
○ 感应偶极子 感应偶极子
○ 示例：BaCl2 的情况下，由于 Z 大，因此非常稳定，不易水合。
⑩ 如果分子内的键强，则分子间的键弱。
○ 示例：如果分子内的氢键较强，则分子之间的氢键较弱。
⑺ 水的氢键现象：
①【表面张力】(https://jb243.github.io/pages/933)
② 毛细管作用
③ 冷凝时体积增加
○ 冰浮在水面上的原因
○ 单个水分子可形成4个氢键，因此冰形成六方晶体结构。
4。绘制分子结构
⑴【刘易斯结构】(https://jb243.github.io/pages/1364)
①路易斯结构式和凯库勒结构式：
○ 路易斯结构：点结构
○凯库勒结构：简单代表一对共价键电子的线状结构
○ 通常，这两种结构结合起来称为路易斯结构。
② 绘图：
○ 第一第一。从分子式中画出化合物的基本骨架
○ 一般情况下，中心原子电负性低，周围原子电负性高。
○ 第 2 期中的元素应满足八位组规则（例外：Be、B）
○ 第二第二。计算所有原子的价电子
○ 第三第。连接原子之间的单键（每个键消耗2个电子）
○ 第 4。指示所有原子上的非共享电子对
○ 第五th。注明费用考虑正式费用
③ 限制：
○ 无法理解轨道的键形：3D结构和VSEPR理论的出现
○ 无法区分 sigma 和 pi 键：轨道理论出现
○ 解释键长的局限性
○ 无法用一种结构解释的实际结构：以共振结构为代表
⑵ 键线公式或骨架公式：
① 引入是因为用路易斯结构表示所有有机化合物很麻烦
② 第一第一。碳原子一般不显示，但有时为了强调而指出
③ 第二第二。未显示与碳键合的氢；由于碳的化合价始终为 4，因此可以推断出氢的数量
⑶ 3D结构：> ①定义：三维表示结构的方法
② 从表面突出的键用楔形表示，进入表面的键用虚线表示
③ 表面的键通常用直线表示
5。正式收费
⑴ 定义：共享电子对平分时产生的虚拟电荷
⑵ 计算：价电子-键合电子÷2-非共享电子
⑶ 规则
① 在自然界中，分子的形式电荷总和应等于 0
② 如果可以画出多个Lewis结构，形式电荷越小的结构越稳定
③ 如果产生形式电荷，电负性高的元素具有（-）形式电荷的结构更稳定
输入：2018.12.28 23:07