环球网校老师为大家整理了“2015年电气工程师考
发布时间:2019-03-27 21:45

  【摘要】环球网校提醒:2015年电气工程师考试已进入备考阶段。根据学员对化学键与晶体结构难点的反馈,同时为进一步加深大家对化学键与晶体结构相关知识点的了解,环球网校老师为大家整理了2015年电气工程师考

  【摘要】环球网校提醒:2015年电气工程师考试已进入备考阶段。根据学员对化学键与晶体结构难点的反馈,同时为进一步加深大家对化学键与晶体结构相关知识点的了解,环球网校老师为大家整理了“2015年电气工程师考试普通化学知识点化学键与晶体结构”,希望对大家有所帮助。

  图中可见: 当r减小到适当值时,正负离子靠静电相互吸引、排斥,势能 V 减小到最小值,体系趋于稳定。

  c 1.7,发生电子转移,产生正、负离子,形成离子键;

  离子键由原子间发生电子的得失,形成正负离子,并通过静电作用而形成的化学键。

  但离子键和共价键之间,并非是可以截然区分的。可将离子键视为极性共价键的一个极端,而另一极端则为非极性共价键。

  从离子键的实质是静电作用 V q1 q2 / r出发,影响离子键强度的因素有:离子的电荷q、离子的最外层电子层构型、离子半径r(即离子的三个重要特征) 。

  在离子的半径和电荷大致相同条件下,不同构型的正离子对同种负离子的结合牢固程度的大小规律:

  将离子晶体中的离子看成是两个相切的球体,正负离子的核间距d是r+和r-之和,d值可由晶体的 X射线衍射实验测定得到。

  1926年,哥德希密特 ( Goldschmidt ) 用光学方法测得了F-和 O2-的半径,分别为133pm和 132pm , 结合X射线衍射所得的d值,得到一系列离子半径。

  d0为相邻离子间的平均距离,用X射线实验测得(正负离子的半径无直接区界)

  将离子晶体中的离子看成是两个相切的球体,正负离子的核间距d是r+和r-之和,d值可由晶体的 X射线衍射实验测定得到。

  硬度高 延展性差 因离子键强度大,所以硬度高 。但受到外力冲击时,易发生位错,导致破碎 。

  导电性 水溶液或熔融态导电,是通过离子的定向迁移完成的,而不是通过电子流动导电 。

  无确定的分子量 NaCl 晶体是个大分子,晶体中无单独的 NaCl 分子存在。NaCl 是化学式,因而 58.5 可以认为是式量,不是分子量 。

  晶格能是气态的正、负离子,结合成 1 mol 离子晶体时,放出的能量,用U表示。

  晶格能 U 越大,则形成离子键得到离子晶体时放出的能量越多,离子键越强,离子化合物越稳定。

  1916 年,美国科学家 Lewis 提出共价键理论。认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势,求得本身的稳定。 而达到这种结构,可以不通过电子得失形成离子和离子键来完成,而是通过共用电子对来实现。

  Lewis 的贡献,在于提出了一种不同于离子键的新的键型,解释了 Dc比较小的元素之间原子的成键事实。但Lewis没有说明这种键的实质,所以适应性不强.。 在解释 BCl 3 ,PCl 5 等其中的原子未全部达到稀有气体结构的分子时,遇到困难。

  1927年,Heitler 和 London用量子力学处理氢气分子H2 ,解决了两个氢原子之间的化学键的本质问题,使共价键理论从经典的Lewis理论发展到今天的现代共价键理论。

  总之:单电子要配对,电子对之间尽可能远离,原子轨道沿重叠程度最大的方向重叠。

  共价键的方向性和饱和性 共价键的数目由原子中成单电子数决定,包括原来为成对但是经过激发而生成的成单电子。

  例如氧有两个单电子,H 有一个单电子,所以结合成水分子时,只能形成 2 个共价键。C 最多能与 4 个 H 形成共价键。原子中成单电子数决定了共价键的数目。即为共价键的饱和性。

  各原子轨道在空间分布方向是固定的,为了满足轨道的最大程度重叠,原子间形成的共价键,当然要具有方向性。

  成键的两个原子核间的连线称为键轴。 按成键轨道与键轴之间的关系,共价键的键型主要分为两种。

  s 键 将成键轨道沿着键轴旋转任意角度,图形及符号均保持不变。 即 键的键轴是成键轨道的任意多重轴。

  一种形象化描述: s 键是成键轨道的“头碰头” 重叠。

  p键 成键轨道绕键轴旋转180时,图形复原,但符号变为相反。 例如两个px沿z轴方向重叠的情况。YOZ 平面是成键轨道的通过键轴的节面。

  则 p键的对称性可以描述为:对通过键轴的节面呈反对称,即图形相同,但符号相反。

  N2 分子中两个原子各有三个单电子,沿 z轴成键时,pz 与 pz“头碰头”形成一个 s 键 。此时,px和px,py 和py 以 “肩并肩”形式重叠,形成两个p键。

  CH4分子在形成的过程中, C 原子的电子曾有过一个激发步骤,以得到 4个成单电子,显然,这 4 个成单电子所在原子轨道不一致。利用这些原子轨道与4个H原子形成的化学键,应该不完全相同,也不应该指向正四面体的四个顶点。那么,CH4为什么是正四面体结构 ?

  AlCl 3键角120, NH4+ 键角10928。在成键过程中,轨道之间的夹角是怎样形成的 ?这些问题用一般价键理论难以解释。 Pauling 1931年提出杂化轨道理论,非常成功地解释了构型方面的这类问题 。

  在形成多原子分子的过程中,中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合,形成一组新的原子轨道。这个过程叫做轨道的杂化,产生的新轨道叫做杂化轨道。

  例如:形成CH4分子时,中心碳原子的2s 和2px、2py、2pz 等四条原子轨道发生杂化,形成一组(四条)新的杂化轨道,即4条sp3杂化轨道,这些sp3 杂化轨道不同于s轨道,也不同于p轨道。杂化轨道有自己的波函数、能量、形状和空间取向。

  在 sp 杂化轨道中,s 和 p 的成份各 1/2,两条杂化轨道呈直线角。例BeCl2 分子为直线 分子为平面三角形构型:B原子的3个 sp2 杂化轨道呈三角形分布,分别与3个Cl的3p成键,故BCl 3分子构型为三角形。

  CH4是正四面体结构,C原子sp3 杂化,4 个轨道呈正四面体分布,分别与4个 H 的1s成 键。

  在氧原子的4个杂化轨道中,2个有单电子的sp3杂化轨道各与 H 的1s 成键,有成对电子的 另两个 sp3 杂化轨道不成键,为孤对电子占据,这两个轨道的电子排挤另两个成键轨道,故 H2O 分子呈 V 字形结构 。HOH 键角本应为 10928,但由于孤对电子的斥力,该角变小,为 10445。

  杂化后,角度分布更为集中,方向性更强,增大了成键原子轨道的重叠程度,成键能力增强,形成的键更牢固,体系能量降低,分子趋于稳定。

  1940 年 Sidgwick 提出价层电子对互斥理论,用以判断分子的几何构型。特点:概念简单,能较好地判断共价分子的空间构型.

  ⅰABn 型分子的几何构型取决于中心原子A的价层中电子对的排斥作用。分子的构型总是采取电子对排斥力最小的形式。

  例 1 利用价层电子对互斥理论判断下列分子和离子的几何构型。要求写出价层电子对数、电子对构型和分子构型 。

  对于双原子分子,键能EAB等于解离能 DAB 。但对于多原子分子,则要注意键能与解离能的区别与联系。如 NH3 :

  在不同化合物中,相同的键,键长和键能并不相等。 例如,CH3OH 中和C2H6中均有C-H 键,而它们的键长和键能不同.

  键角是分子中键与键之间的夹角,在多原子分子中才涉及键角。如H2S, H-S-H 键角为92,决定了H2S 分子的构型为“ V”字形。又如 CO2,