【導讀】⑴⑵屬于化學熱力學范疇；⑶⑷屬于化學動力學范疇。和限度，然后再考慮反應的快慢。僅涉及一些基本知識和思考的方法，重點在于實際應用。它是研究能量轉換過程中所遵循規(guī)律的一門學科。系形成，后來研究范圍推廣到各種能量之間的相互轉換中。不涉及物質的微觀結構和過程機理。結論不能說明過程進行的機理和快慢。狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復始變化零。規(guī)定環(huán)境對體系做功為正。一定條件下，無需外力作用能自動進行的過程。恒溫恒壓下，反應物、產物各自有不同的焓。反應的熱效應只與始終態(tài)有關，與變化途徑無關。ST為絕對值，稱絕對熵。②指定單質△fH⊙=0，而ST⊙≠0。隨溫度變化，可估計自發(fā)反應進行的溫度范圍。例1：據(jù)美國《化學及工程新聞》報道，在常溫常壓下，

　　

【正文】 若元素有多種氧化態(tài)，則可組成多個電對，將各電對??的關系以圖表方式表示，稱元素電勢圖。 規(guī)定：按氧化數(shù)從高低順序排列。 如：氯元素 ?A? －－－ ClClH C l OC l OC l O 21 . 631 . 4331 . 194 ????[分析 ] 元素電勢圖中物種左邊的數(shù)值表征其還原能力，右邊數(shù)值表征其氧化能力。 應用： ①判斷某物質能否發(fā)生岐化反應 原則： ??左 ??右 該物質發(fā)生岐化反應（標態(tài)） ②計算某電對的 ?? 例：計算氯元素電勢圖中 ClO3— ／ Cl2電對的 ?? 第四章 原子結構 [引言 ]化學變化是分子間原子的重新組合。要深入理解化學反應的實質，掌握元素及其化合物的性質，就必須了解原子的結構。 [方法 ] 輕因重果，為我所用。 第一節(jié) 原子結構的復雜性 一、星式原子模型 1897年發(fā)現(xiàn)電子； 1911年 Rutherford根據(jù) α離子散射實驗結果，提出星式原子模型； [評述 ]奠定了正確認識原子結構的基礎；但根據(jù)電磁學：原子將毀滅，所產生的光譜應為連續(xù)光譜。 光譜：光通過分光鏡后形成的色帶（譜線）。 連續(xù)光譜：色帶無明顯的分界線，為連續(xù)波長光。 線狀光譜：譜線是分立的，有明顯的分界。 二、近代原子模型 ——玻爾理論 氫光譜 在可見光區(qū)有四條分立譜線； λ=b [n2／ (n2－ 4)] ν=R(1／ n12 － 1／ n22) 堿金屬原子的光譜也有類似規(guī)律。 Bohr理論 要點： ①電子在符合量子化條件的軌道上繞核運動，這些軌道稱為穩(wěn)定軌道，電子在穩(wěn)定軌道上運動不釋放能量； ②軌道離核越遠，能量越大； 關系式： E=－ 1018／ n2 基態(tài)：電子盡可能處于能量最低軌道的狀態(tài)； 激發(fā)態(tài)：獲得能量，電子躍遷到能量高軌道的狀態(tài)。 ③脫離供給能量體系，激發(fā)態(tài)不穩(wěn)定，電子將從高能級回到較低能級，以光子形式放出能量。 光子學說：△ E=hν 對氫光譜及原子結構的解釋。 [簡評 ]是結構理論的重大突破，但對原子結構復雜性仍認識不夠。 三、電子的波粒二象性 波動性：表征：波長、頻率、衍射干涉等； 粒子性：速度、質量、動量等。 光子學說啟發(fā)，法國 de Broglie設想電子具有波動性。很快被電子衍射實驗所證實。 可見，高速運動的電子，在原子中的運動規(guī)律必然與宏觀物體不同。 測不準原理 ——Heisenberg △ X△ P≥h／ 2π 第二節(jié) 核外電子狀態(tài)的描述 一、原子軌道 Schr246。dinger方程 ???? ???? ???? ?? )(8 22222222VEh mzyx ?[說明 ]①方程的解 Ψ非具體數(shù)值，而是一函數(shù)關系； ②有很多數(shù)學解 Ψ； ③ 須同時引入三個限制條件，即三個量子數(shù)， Ψ才具有確定的物理意義；換句話說，一組量子數(shù)確定后，對應唯一解 Ψ和相應的能量確定，該電子的運動狀態(tài)確定。 原子軌道與波函數(shù) 每個特定解 Ψn?m表示電子運動的一穩(wěn)定狀態(tài)，借用“軌道”名稱，稱 Ψ為原子軌道。 量子數(shù) n、 ?、 m——限制條件 ①取值規(guī)則（制約關系） n： 自然數(shù)； ?： ≤ n1， 即 0， +1， +2… n1； m： |m|≤ ?，即 0，177。 1，177。 2 … 177。 ?。 ② n——主量子數(shù) 意義：表示電子離核的遠近（統(tǒng)計意義）；是決定電子能量的主要因素，常將 n決定的能量狀態(tài)稱為電子層 (主層）。 ③ ?——角量子數(shù) 意義：確定原子軌道的 形狀 ，在多電子原子中是決定電子能量的次要部分。稱為電子亞層或能級。 能量關系： 單電子體系：僅由 n決定； 多電子體系：由 n和 ?共同決定。 ④ m——磁量子數(shù) 意義：決定原子軌道在空間的 伸展方向 ，不影響電子能量。 s 原子軌道伸展方向 [說明 ]Ⅰ 、簡并軌道 ——能量相同的軌道； Ⅱ 、 m有幾個值，就有幾個軌道。 二、電子云 ——統(tǒng)計觀點 形象說明原子軌道。 幾率：電子在空間出現(xiàn)的機會； 幾率密度：電子在空間單位體積出現(xiàn)的機會。 根據(jù)電子衍射現(xiàn)象，幾率密度等于 |Ψ|2 。 電子云：用小黑點的疏密表示空間各處電子幾率密度大小，得到的圖形。 三、自旋量子數(shù) ms 意義：表征電子的自旋情況，取值177。 1/2 [小結 ] 電子的運動狀態(tài)需用一套四個量子數(shù)來描述，缺一不可，即四個量子數(shù)確定后，電子在核外空間的運動狀態(tài)就確定了。 四、電子運動的可能狀態(tài)數(shù) [分析 ] 第三節(jié) 核外電子排布和原子結構周期性 [前提 ]基態(tài)原子 一、排布原理 ； :原子中每個電子的一套量子數(shù)不允許完全相同。 （后述） 二、能級順序 ——近似能級圖 能級交錯現(xiàn)象； 徐光憲先生 n+?規(guī)則。 能級組：能量相近的能級劃分為一組； 近似能級圖 ——電子填充順序 三、電子排布 原子序數(shù) =核電荷數(shù) =核外電子數(shù) 電子排布式、軌道式 Hund規(guī)則： 電子將盡可能多分占不同的簡并軌道，且自旋平行。 Hund規(guī)則特例： [例外 ]Nb、 Ru、 Rh、 W、 Pt 簡并軌道全充滿 ,半充滿 ,全空 ,能量相對較低 ,較穩(wěn)定。 “原子實” ——希有氣體結構；“價電子構型” 四、電子排布周期性 ——周期表 [分析 ] 能級組與周期： 周期是根據(jù)最高能級組確定的。 周期數(shù) =最高能級組數(shù) =該周期元素原子最外電子層的主量子數(shù) 元素分區(qū)、族數(shù)與電子構型： 主族元素：族數(shù) =最外電子層電子數(shù) 副族元素： Ⅰ B、 Ⅱ B=最外電子層電子數(shù) Ⅲ B~Ⅷ =nS電子數(shù) +(n1)d電子數(shù) S P d ds結構特征nS1 ~ 2nS1 ~ 2nP1 ~ 6( n 1 ) d1 ~ 9nS1 ~ 2( n 1 ) d10nS1 ~ 2規(guī)律： ①各周期元素的數(shù)目 ②元素原子的最外電子層電子數(shù) ≤8 ③元素原子的次外電子層電子數(shù) ≤18 [應用 ] 例：價電子構型為 3S23P4，確定其位置及名稱。 Z=26，何元素？位置及名稱。 結構為 [Ar]3d104S24P2，何元素及位置。 五、元素某些性質周期性變化規(guī)律 元素周期律 ——電子排布周期性變化的必然結果 原子半徑（統(tǒng)計意義 ) 影響因素：① n，② Z， ③電子間斥力 規(guī)律： ①同族 ②同周期 電離能 Ⅰ 定義： 氣態(tài)原子失去電子變?yōu)闅鈶B(tài)陽離子時所需的能量 它反映了原子失電子的難易程度。 影響因素：核電荷數(shù)、原子半徑、電子間斥力和結構穩(wěn)定性。 變化規(guī)律： ①同元素原子 Ⅰ 1＜ Ⅰ 2＜ Ⅰ 3 ②同族元素 主族：從上到下減??； 副族：從上到下增大。 ③同周期：起伏變化。 電子親和能 Y 定義： 氣態(tài)原子獲得電子變?yōu)闅鈶B(tài)陰離子時的能量變化 衡量元素原子獲得電子的難易程度。 影響因素：核電荷數(shù)、原子半徑、電子間斥力和結構穩(wěn)定性。 變化規(guī)律： ①多數(shù)情況下， Y1為負值， Y Y3為正值； ②數(shù)據(jù)遠不如電離能完整。 總趨勢：同周期，從左到右 Y1負值增； 同族，從上到下 Y1 負值減。 ③但第二周期與第三周期同族元素 Y1 異常。 |YCl| ＞ |YF| |YS| ＞ |YO| 電負性 X 綜合考慮 Ⅰ 和 Y，表征元素原子在化合物中吸引電子的本領。 規(guī)律： ①同周期，從左到右 X值增； ②同族，從上到下 X值減（主族）。 ③金屬元素多在 ，銫（鈁）最小，氟最大。