奧賽自學資料—無機化學全部知識要點及配套練習

1、奧賽自學資料無機化學全部知識要點及配套練習一.無機化學（理論部分）知識點應用歸納1、無機物（分子或離子）構型:（1）簡單分子（或離子）：（2）配合物：2、物質的熔、沸點(包括硬度):（1）晶體類型：原子晶體，離子晶體，金屬晶體，分子晶體（2）離子晶體：（3）分子晶體 （4）金屬晶體：金屬鍵（與價電子、價軌道有關）3、物質的穩(wěn)定性：（1）無機小分子：（2）配合物：4、物質的磁性：（1）無機小分子：MO （掌握雙原子分子軌道能級圖） （共價雙原子分子）（2）配合物：5、物質的顏色:（1）無機小分子：極化理論（2）配合物：6、無機物溶解度:（1）離子晶體：（2）共價化合物：7、物質的氧化還原性：影響

2、因素（1）溶液酸、堿度（2）物質的聚集狀態(tài)8、化學反應方向:（1）熱力學數(shù)據(jù)： （2）軟硬酸堿理論9、分子極性、鍵的極性、鍵角、鍵長等:10、推導元素在周期表中的位置：能級組取值，選擇組合理量子數(shù)：四個量子數(shù)取值規(guī)則11、溶液中有關質點濃度計算：化學平衡，電離平衡，沉淀溶解平衡，氧化還原平衡，配合解離平衡：利用多重平衡規(guī)則，K是關鍵12、常見的基本概念:對角線規(guī)則；惰性電子對效應；Lewis酸、堿；質子酸、堿；緩沖溶液；屏蔽效應；鉆穿效應；同離子效應；鹽效應；鑭系收縮；電負性；電離勢；電子親合勢；晶格能；鍵能；有效核電荷及求法等。二.無機化學（元素部分）（1）結構（2）性質：重點是化學性質第一

3、講 分子結構（molecular structure）1-1 離子鍵理論一、基本要點活潑金屬和活潑非金屬的原子反應時，生成的化合物如NaCl等都是離子型化合物，它們具有一些固有的特征，如它們都以晶體的形式存在，具有較高的熔、沸點，在熔融態(tài)或水溶液中可導電等。這種由于原子間發(fā)生電子轉移，生成正負離子，并通過靜電庫侖作用而形成的化學鍵稱為離子鍵。通常，生成離子鍵的條件是兩原子的電負性差大于1.7以上，由離子鍵形成的化合物叫做離子鍵化合物。二、離子特征1、離子電荷:是指原子在形成離子化合物過程中失去或獲得的電子數(shù)。正離子電荷通常是+1、+2、+3或+4；陰離子：-1、-2，而-3、-4的負離子一般都

4、是含氧酸根離子或配陰離子。2、離子的電子構型：（1）2e構型：1s2，如Li+，Be2+（2）8e構型：(n-1)ns2(n-1)p6：Na+，Mg2+，Ba2+等（3）917e構型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d19：Fe2+,Mn2+等（4）18e構型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+,Ag+,Zn2+等（5）18+2e構型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10ns2：Sn2+,Pb2+等3、離子半徑：（變化規(guī)律）:同一元素：負離子原子低價正離子高價正離子同族元素同價離子：從上下，半徑增大同一周期：從左右，半徑r三、晶格能（U）1、定義：指相互遠

5、離的氣態(tài)正離子和負離子結合成1mol離子晶體時所釋放的能量絕對值，或1mol離子晶體解離成自由氣態(tài)離子所吸收的能量的絕對值。2、計算：晶格能不能用實驗直接測量，通常有兩種方法計算：（1）庫侖作用能模型理論計算：A為馬德?。∕adelung）常數(shù)，與晶格類型有關；n是與原子的電子構型有關的因子；Z1Z2為正負離子的電荷數(shù)。上式看出，U與離子的帶電荷數(shù)成正比，與正負離子核間距r0成反比，與配位數(shù)有關，配位數(shù)增加，A增大，U增大。（2）玻恩哈伯（BornHaber）循環(huán)間接計算:例：已知NaF(s)的生成焓,金屬Na的升華熱，Na的電離熱，F(xiàn)2的離解熱, F的電子親合能，試計算NaF的晶格能U。四、

6、離子極化1、基本概念離子間除了庫侖力外，誘導力起著重要作用，因為陽離子具有多余的正電荷，半徑較小，它對相鄰的陰離子會起誘導作用；陰離子半徑較大，在外殼上有較多的電子，容易變形，在被誘導過程中能產(chǎn)生瞬時的誘導偶極。陰離子中產(chǎn)生的誘導偶極又會反過來誘導陽離子，陽離子如果易變形（18e-,18+2e- or 917e-構型半徑大的離子），陽離子中也會產(chǎn)生偶極，使陽離子和陰離子之間發(fā)生了額外的吸引力。當兩個離子接近時,可能使兩個離子的電子云重疊，趨向于生成極性較小的鍵。由離子鍵向共價鍵過渡。2、極化力（極化作用）：（1）電荷: 陽離子電荷越高，極化力越強（2）半徑: 外殼相似電荷相等時，半徑小，極化力

7、強。（3）離子構型（陽離子）:18e-,2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)917e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)8e-(Na+、Mg2+等)（4）電荷高的復雜陰離子也具有一定極化作用，如SO42-、PO43- 等3、離子的變形性（1）結構相同的陽離子，正電荷高變形性小O2-F-NeNa+Mg2+Al3+Si4+（2）對于外殼結構相同的離子，電子層數(shù)越多，變形性越大Li+Na+K+Rb+Cs+；F-Cl-Br-8e-變形性：Ag+K+；Hg2+Ca2+等（4）對于相同或類似的結構的離子，半徑越大，變形性越大（5）復雜陰離子變形性通常不大，中心離子氧化數(shù)越高，變形性越小ClO

8、4-F-NO3-CN-Cl-Br-孤對鍵對鍵對鍵對（3）三鍵雙鍵單鍵，如HCHO中,CHCH（118）CHCO（121）（4）中心原子相同時，價層電子對之間斥力隨配位原子的電負性增大而減小，生成鍵角也較小，如：NF3和NH3FNF（121.1）SH2SeH2TeH23.價電子對數(shù)的計算： 價層電子對數(shù)=1/2（中心原子價電子數(shù)+配位原子提供的電子數(shù)）（1）H和X作為配體提供一個e-，X為中心原子提供7個e-（2）氧族元素作為配體，不提供e-，作為中心原子提供6個e-,（3）對于離子，加上或減去所帶電荷數(shù)（4）含有奇數(shù)電子時，電子數(shù)加1（5）N作為配體-1，中心原子為54、價電子對數(shù)與分子構型（

9、1）價電子構型：2對直線，3對平面三角，4對正四面體，5對三角雙錐，6對正八面體（2）分子構型:1若價電子對全部是鍵對，分子構型與其相同2若價電子對中有鍵對有孤對，分子構型與價電子對構型不同，要畫出所有可能構型，根據(jù)電子對斥力大小，選擇穩(wěn)定構型。二、價層電子對互斥模型應用1、判斷分子或離子構型例1：判斷ClF3分子構型練習：1、用價層電子對互斥模型預測下列分子或離子的空間構型：OF2；SF4；XeF4；SCN-；NOCl；SO2Cl2；2、判斷中心原子雜化軌道類型及可能空間構型：SnCl2；SnCl3-；CF2Cl2；NF3；SF6；BCl3；ClF3；OF2；SF4；XeF414 雙原子分子

10、軌道理論（MO）一、基本要點：1、作為一種近似處理，認為MO是由AO線性組合而成，MO的數(shù)目等于組成分子的各原子軌道之和。2、原子軌道要有效地線性組合成MO，必須遵守以下三條原則：（1）對稱性原理（2）能量相近（3）最大重疊3、若MO由兩個符號相同的原子軌道疊加而成，其能量低于原子軌道的能量，稱為成鍵MO,若由兩個符號相反的AO疊加而成，其能量高于AO能量，稱為反鍵分子軌道，處于它們之間的還有非鍵軌道，根據(jù)MO的對稱性不同，將其分為MO軌道和MO。4、電子在MO上排布也遵循原子軌道電子軌道排布三原則不相容原理、能量最低原理和洪特規(guī)則二、能級圖 適用于O2、F2、Ne2 第一、二周期其他雙原子分

11、子（a）NF、CF （b）CO、BN、BO、CN、NO第二周期不同原子雙原子分子的能級圖類似于上面兩圖，一般可根據(jù)價電子數(shù)判斷屬于哪種，如 1價電子為10的CO是N2的等電子體，用b圖； 2BN、BO、CN等價電子數(shù)都少于10，也常用b； 3價電子數(shù)為12的NF是O2的等電子體，與a相同； 4NO、CF價電子數(shù)為11，恰好介于N2和O2之間，NO類似于b；CF類似于a。三、MO的應用1、判斷化合物穩(wěn)定性、磁性例1：寫出下列分子的分子軌道電子排布式，并指出哪些分子不能存在？哪些是順磁性？B2；C2；O2；Ne2例2：寫出CN；CN+；CN-的分子軌道電子排布式，并比較它們的鍵能、鍵長和磁性。15

12、 離域鍵一、 概念離域鍵也叫大鍵，是由三個或三個以上的原子形成的鍵，不同于兩原子間的鍵二、生成離域鍵條件1、原子都在同一平面上2、每一原子有一互相平行的p軌道3、p電子的數(shù)目小于p軌道總數(shù)目的兩倍.三、應用：1. 增加化合物的穩(wěn)定性2. 例：O3（34）CO2（2個34）NO2（33）NO3-（46）CO32-（46）等16 分子間力及氫鍵一、分子間力概念：分子間力范德華力，包括取向力、誘導力、色散力。取向力發(fā)生在極性分子之間；誘導力存在于極性分子與非極性分子以及極性分子與極性分子之間。色散力存在于任何分子之間。三種力中除了少數(shù)極性很大的分子（如H2O，HF等）以取向力為主外，絕大多數(shù)分子卻以

13、色散力為主，分子色散力大小與分子變形性有關，一般來說，分子的體積越大，其變形性越大，則色散力也越大。二、分子間力特點:1、較弱（幾個至幾十個kJmol-1,比化學鍵小12個數(shù)量級）2、近程力，在幾個，無方向性和飽和性3、取向力與溫度有關，誘導力和色散力與溫度無關. 三氫鍵: 是指氫原子與電負性大，半徑小，且具有孤對電子的原子X（F、O、N等）鍵合的，還能同另一電負性較大的原子Y結合成新的鍵，叫氫鍵。四、氫鍵特點及類型：1、特點：有方向性和飽和性，比分子間力強，比化學鍵弱2、類型：分子間氫鍵，分子內(nèi)氫鍵五、分子間力及氫鍵對物質性質的影響主要對物質的熔沸點；汽化熱；熔化熱；溶解度和粘度有較大的影響

14、。但分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵對物質的影響不同，分子間氫鍵使物質的熔沸點等升高，而分子內(nèi)氫鍵使熔沸點等降低。例1 判斷下列各對分子間存在何種類型的分子間作用力？（1）C2H6 和 CCl4 （2）NH3 和 C6H6 （3）CH3COOH 和 H2O（4）CO2 和 H2O （5）CHCl3 和 CH2Cl2 （6） HCHO 和 H2O例2 下列化合物哪些化合物自身分子間能形成氫鍵？（1）CH3Cl （2）H2O2 （3）CH3CHO （4）H3BO3 （5）H3PO4 （6）（CH3）2O （7）CH3COCH3 （8）C6H5NH217鍵參數(shù)一、鍵能它是 衡量化學鍵牢固程度的鍵參數(shù)，鍵能越大

15、，鍵越牢固。對雙原子分子而言，鍵能是在標準大氣壓P和298K下，將1mol氣態(tài)分子AB的化學鍵斷開，成為氣態(tài)的中性原子A和B所需的能量。雙原子分子的鍵能和鍵離解能量是不同的。二、鍵長分子中成鍵原子和核間的平均距離稱為鍵長（也稱為核間距）。在兩個確定原子之間，鍵長越短，則越強越牢固。三、鍵角1、分子中相鄰兩鍵之間的夾角稱為鍵角。鍵角是決定分子空間構型的主要因素。2、影響鍵角因素（1）中心原子雜化類型： sp；sp2；sp3；sp3d2 等之間：180；120；129.5； 90（2）中心原子孤對電子數(shù)：孤對越多，鍵角越小如sp3雜化CH4；NH3； H2O 鍵角依次為：109.5 ;107.3

16、; 104.5 （3）多重鍵 多重鍵所包含的電子越多，斥力比單鍵大，使得分子內(nèi)含多重鍵的鍵角變大，單鍵間的鍵角變小，例如sp2雜化的COF2：（4）電負性 在中心原子具有孤對電子的ABn型分子中，當A相同，B不同時，隨B的電負性增大，A-B成鍵電子對偏向B，從而減少成鍵電子對之間的斥力，使其鍵角減小，例如：PI3 PBr3 PCl3 PF3的鍵角依次為：102；101；100.1；97.8如B相同而A不同，則隨著A電負性增大，A-B間成鍵電子對偏向A，從而增大成鍵電子間的斥力，使其鍵角增大。如：SbH3；AsH3；PH3；NH3為91.3；91.8；93.3；107.3例1：在下列多對分子中，

17、哪個分子鍵角大？說明原因：（1）HgCl2和BCl3 （2）CF4和PF3 (3)SiF4和SF6（4）SnCl2和SCl2 （5）OF2和Cl2O （6）PF3和NF3四、鍵的極性成鍵兩原子正負電荷中心不重合則化學鍵就有極性。引起化學鍵極性的主要原因是成鍵兩原子電負性的差異，電負性差越大，鍵的極性越大。另外，雙原子分子鍵的極性與分子的極性是一致的，但對多原子分子來說，分子是否有極性不僅要看鍵是否有極性，還與分子的空間構型有關。例2：比較下列多對偶極矩的大小，并簡要說明理由（1）PH3和NH3 （2）BF3和NF3（3）NH3和NF3 （4）CH3-O-CH3和C6H6習題：1.選擇題：(1)

18、.疊氮酸的結構式是H-N1 N2-N3 ,1.2.3.號氮原子采用的雜化類型依次是：（ ）A.sp3 sp sp B. sp2 sp sp C. sp3sp sp2 D. sp2 sp sp2 (B)(2).ClO3F的構型屬于（ ）A.直線 B.平面四方 C.平面三角 D.四面體 (D)(3).下列各組物質中，具有順磁性的是；（ ）A.NO NO2 B.NO CO C.NO2 CO D.NO2 SO2 (A)(4).下列化合物中，哪些存在氫鍵 （ ）(1)硼酸;(2)對硝基苯酚;(3)鄰硝基苯酚;(4)碳酸氫鈉A. 1 2 3 4 B. 2 C. 2 3 D. 1 2 3 (A)(5).下列

19、分子中，偶極距不為零的分子是：（ ）A.BeCl2 B.BF3 C. NF3 D.C6H6 (C)(6). 下列化合物中既存在離子鍵，共價鍵，又存在配位鍵的是：（ ）A.NH4F B.NaOH C.H2S D.BaCl2 (A)2.填空題：(1).由原子軌道組合成分子軌道必須要遵守的三個原則是_, _, _,HF中的H的1s軌道與F的一個_ 軌道組合成MO。(2).寫出符合下列條件的相應的分子或離子的化學式。1氧原子用sp3雜化軌道形成兩個鍵_.(H2O)2氧原子形成一個鍵_.一個三電子鍵_.兩個三電子鍵_.（O2- O2+ O2）3硼原子用sp3雜化軌道形成4個鍵_. （ BF4-）4硫原子

20、形成6個鍵_. (SF6)3.根據(jù)鍵級的大小，判斷N2+與N2 ，以及O2與O2-的鍵長大小_.（ N2+ O2-）4.下列各對分子間，存在的相互作用力分別為：(1)CH3Cl 和CH3Cl之間存在_.(2) CH3Cl和CCl4之間存在_.(3)H2O和C2H5OH之間存在_.5、根據(jù)電子配對法，討論一氧化碳分子的結構和有關性質。6、用雜化理論討論BF3分子的結構及特點。7、討論H3PO4分子中各原子之間的鍵合情況。8、判斷下列鍵能大小順序并說明理由。（1） C-H， Si-H, Ge-H, Sn-H（2） C-Cl, Si-Cl, Ge-Cl, Sn-Cl（3） Si-F, Si-Cl,

21、Si-Br, Si-I9、完成下表。分子中心原子價層中電子對數(shù)電子對的理想排布中心原子可能采用的雜化類型中心原子上孤電子對數(shù)分子的形狀CO2SnCl2SO3NF3SF4IF3XeF410、如何用價層電子對互斥理論判斷鍵角的相對大??？11、大鍵形成的條件是什么？12、討論NO3-的結構。13、從結構上討論為什么SOCl2能表現(xiàn)為路易斯酸，又能表現(xiàn)為路易斯堿？14、什么是奇電子化合物？它有哪些特征？15、什么叫等電子體？什么叫等電子原理？16、將鹵素單質沸點由低到高的順序排列。17、試析二氯乙烯順反異構體沸點的差異。18、氫氟酸隨濃度的增大酸性增強。試解釋原因。19、用氫鍵形成說明NH3（aq）為

22、什么表示弱堿性？20、比較NaCl、MgO、CuO、BaO，哪一種離子晶體的熔點最高？21、分析Na2O、CaO、Y2O3、ThO2中哪種氧化物的熔點最高？22、試確定Sc(OH)3、Y(OH)3、La(OH)3、Eu(OH)3堿性相對強弱順序。23、在Sc3+、Y3+、La3+、Eu3+中，哪種離子最易水解？24、填空：陽離子的極化能與-有關，電荷越高，極化作用越-，半徑越大，極化作用越-。半徑越大，陽離子的變形性越-，陽離子電子構型以-和-變形性最大，-次之，最差的為-。陰離子極化和變形性對簡單離子來說和陽離子類似，復雜陰離子的變形性在電荷相等時，半徑越大則變形性越-，相對復雜的陰離子變形

23、性較-，中心原子氧化數(shù)越高，則整個陰離子變形性越-。25.試根據(jù)晶體的構型與半徑比的關系，判斷下列AB型離子化合物的晶體構型。MgO，BeO， NaBr，CaS，RbI，CsBr，AgCl， CsI。26.BF3是平面三角形的幾何構型，但NF3卻是三角錐形的幾何構型，試用雜化軌道理論加以說明。27.試用價層電子對互斥理論討論COCl2分子的構型與鍵角。28.試用價層電子對互斥理論判斷下列分子或離子的空間構型：HgCl2，I3+，I3-，SO2Cl2，IO2F2-，ClF3，IF5，ICl4-，PO43-，SO32-，ClO2-，SF6，PCl5，O3。29.已知NO2，CO2，SO2分子中鍵角

24、分別為132，180，120，判斷它們的中心原子軌道的雜化類型，說明成鍵情況。30.在下列各對化合物中，哪一種化合物的鍵角大？說明原因。CH4和NH3 OF2和Cl2O NH3和NF3 PH3和NH331.判斷下列各對化合物中鍵的極性大小。ZnO和ZnS HI和HCl H2S和H2Se H2O和OF232.已知：fHmO（N，g）=472.20 KJ mol-1，fHmO（H，g）=217.97 KJ mol-1，fHmO（NH3，g）=-46.11 KJ mol-1。試計算NH3分子中NH鍵的鍵能。33.根據(jù)分子軌道理論判斷各組物質中穩(wěn)定性和磁性大小。 NO+，NO，NO-； O2+，O2，

25、O2-，O22- 。34 已知CO2，NO2-，BF3分別為直線形，V形和平面三角形。試用等電子原理說明下列分子或離子的成鍵情況和幾何構型。O3; NO2-; NO3-; N3-; CO32-35.比較化合物的熔沸點高低，并說明原因。（1）CH3CH2OH和CH3OCH3;(2)O3和SO2；（3）HgCl2和HgI2；（4）鄰羧基苯酚和對羧基苯酚。36判斷下列各組分子之間存在什么形式的分子間作用力。（1）苯和四氯化碳；（2）氦和水；（3）二氧化碳氣體和溴化氫氣體；（5）甲醇和水。37比較下列各組物質的熱穩(wěn)定性，并說明原因。（1）Na2CO3和NaHCO3（2）CaCO3和MnCO3;（3）L

26、i2CO3和K2CO3;（4）NaNO2和NaNO3第二講 原子結構21 核外電子運動狀態(tài)一、玻爾（Bohr）理論要點1、氫原子核外電子運動取一定軌道，電子不放出也不吸收能量，離核越遠，能量E越高，正常情況下，e-盡可能處于最低軌道上，處于穩(wěn)定狀態(tài)，稱基態(tài)。2、在一定軌道上運動的電子有一定的能量E，由某些量子化（指某一物理學的變化是不連續(xù)的；原子中電子的能級是量子化的，所以原子光譜呈線狀）的條件決定（E整數(shù)值）。在玻爾（Bohr）原子結構理論基礎上，推得類氫原子（單電子原子或離子）多原子軌道半徑r和能量E。3、*電荷數(shù)（氫原子Z=1）；B=52.9pm；A=2.17910-18Jn為正整數(shù)，成

27、為量子數(shù)。3、玻爾（Bohr）理論及存在的問題（1）解釋氫光譜（2）提出能級概念（3）提出量子化特征（4）未考慮波粒二象性（5）無法解釋多電子原子光譜和在磁場中分裂二、核外電子運動的特點1、波粒二象性。量子化愛因斯坦方程1924年德布羅依（de Broglie L）提出：微觀粒子也是有波粒二象性德布羅依關系式，此關系式1927年戴維遜電子衍射實驗證實。2、測不準原理由于電子有波動性，不可能像宏觀物體那樣可以精確測定它們在原子核外運動的位置和動量。1927年，海森堡（Heisonberg W）推導出如下測不準關系式：或（普朗克常數(shù)）三、核外電子運動狀態(tài)的描述1、波函數(shù)和原子軌道：由于電子運動具有

28、波動性，量子力學用波函數(shù)來描述它的運動狀態(tài)。是求解薛定諤（Schrdinger）方程所得的函數(shù)式，它是包含三個常數(shù)項（n，l，m）和空間坐標（r，）的函數(shù)，記為：(r,，)。2、四個量子數(shù)及取值。（1）主量子數(shù)（n）：決定原子中電子云出現(xiàn)概率最大區(qū)域、離核的遠近。n越大,e-里核平均距離越遠，能量越高。所以n是決定能量高低的主要因素。氫原子多*電子層能量為：取值：n= 1，2，3，4，5電子層符號：K，L，M，N，O（2）角量子數(shù)（l）：決定電子在空間不同角度的分布情況，即決定了原子軌道或電子云的角度分布圖的形狀；對多電子原子來說，電子的能量除與n有關外，與l也有關，當n相同時，l越大，能量越

29、高。在同一電子層中，L相同的電子歸并為一“亞層”取值l=0 1 2 3 4，（n-1） S p d f g球型 啞鈴型，花瓣型（3）磁量子數(shù)（m）：決定了原子軌道或電子云在空間的取向（伸展方向）取值：m=0，1，2，3l 取（2l+1）個值。（4）自旋量子數(shù)（ms）：代表電子兩種“自旋”狀態(tài)。（自旋方向）取值：+1/2和-1/2四個量子數(shù)取值規(guī)則：相互制約關系：每個n，l可取0到（n-1）個值，共n個值，且nl每個l，m可取+l到-l，共（2l+1）個值，且lm每一套（n，l，m）,ms可取1/2兩個值。例題1：在下列n套量子數(shù)中，試指出（1）哪些是不可能存在的？為什么？（2）用軌道符號表示可

30、能存在多套量子數(shù)。1（2，1，0，0）2（2，2，-1，-1/2）3（3，0，0，+1/2）4（7，1，+1，-1/2） 5（4，0，-1，+1/2）6（2，3，+2，-1/2）7（3，2，+3，-1/2）8（2，-1，0，+1/2）9（6，5，+4，+1/2）例題2：寫出氖原子中多電子的四個量子數(shù)表達式四、屏蔽效應和穿透效應1、屏蔽效應（1）概念：在多電子原子中，對于某一指定的電子來說，它除了受到核的吸引外，還要受到其余電子對它的排斥作用。利用中心力場模型的近似處理，把其余電子對其指定電子的排斥作用近似地看作抵消一部分核電荷對該指定電子的吸引，而核電荷由原來的Z變?yōu)椋╖-）。稱為屏蔽常數(shù)，（

31、Z-）稱為有效核電荷，用Z*表示。Z*=（Z-）這種由核外其余電子抵消部分核電荷對指定電子吸引的作用，稱為屏蔽效應。因此，多電子原子某指定電子的能量公式變成：電子越靠近核，它對外層電子屏蔽作用越大，值由可斯萊特（Slater）規(guī)則進行近似的計算。（2）的計算：將原子電子按內(nèi)外次序分組：1s；2s2p；3s3p3d；4s4p4d4f；1外層電子對內(nèi)層電子，沒有屏蔽作用，多組的=02同一組，=0.35（但1s, =0.30）3如果被屏電子為ns或np，（n-1）組對ns、np, =0.85,至內(nèi)組=1.04如果被屏電子為nd或nfe-,位于它左邊多軌道電子對它的=1.0例：求鋰原子（Z=3）的第一

32、電離能。2、鉆穿效應：由電子云徑向分布圖可以看出，n值較大的電子在離核較遠的區(qū)域出現(xiàn)幾率大，但在離核較近的區(qū)域也有出現(xiàn)的幾率。這種外層電子向內(nèi)層穿透的效應稱為鉆穿效應。鉆穿效應主要表現(xiàn)在穿入內(nèi)層的小峰上，峰是數(shù)目越多，穿透效應越大，因峰的數(shù)目為n-l，所以n相同，l越小的電子穿透效應越大。穿透效應大的電子可回避部分內(nèi)層對它的屏蔽效應，使值變小，所以該電子的能量便下降。對多電子原子來說，n相同l不同的電子亞層，其能量高低：EnsEnpEndE4s，發(fā)生能級交錯現(xiàn)象，當n6時，EnsE(n-2)fE(n-1)dEnp。例：計算Pt原子4s及3d電子的有效核電荷。五、原子核外電子排布: （遵循三個原

33、則）1.保里（Pauli）不相容原理： 在同一原子中，不可能存在所處狀態(tài)完全相同的電子?；蛟谕辉又胁豢赡艽嬖谒膫€量子數(shù)完全相同的電子。2.能量最低原理： 電子在各軌道上的排布方式應使整個原子能量處于最低狀態(tài)。1Pauling能級圖2徐光憲：（n+0.7l）3.洪特（Hund）規(guī)則: 在能量相同的軌道（自旋軌道）上排布電子時，總是優(yōu)先分占不同的軌道，且自旋平行。作為洪特規(guī)則的特例，簡并軌道處于全滿或半滿狀態(tài)，能量較低穩(wěn)定。例1：寫出下列原子的核外電子排布和價電子構型24Cr 47Ag 82Pb注： 1核外電子排布按電子層由內(nèi)到外逐層書寫，先由Pauling圖寫好，再重排2原子失電子先后順序n

34、p，ns，(n-1)d，(n-2)f六、原子結構和元素周期表、各周期元素數(shù)目各周期元素數(shù)目等于ns1np6結束多能級組所能容納的電子數(shù)目。由于能級交錯的存在，所以產(chǎn)生了長短周期的分布。周期1234567元素數(shù)目288181832未滿容納電子總數(shù)2881818322、周期和族（1）周期數(shù)電子層數(shù)（2）主族元素的族數(shù)最外層電子數(shù)副族元素的族數(shù)最外層電子數(shù)+次外層d電子數(shù)注： 1稀有氣體過去稱為零族，現(xiàn)在為A族；2副族B、B和B例外，B和B算得電子分別為11和12，B族為8，9，103、元素分區(qū)s區(qū)：價電子構型ns12 AAp區(qū)：價電子構型ns2np16 AAd區(qū)：價電子構型(n-1)d18ns2(

35、少數(shù)例外) BBds區(qū)：價電子構型(n-1)d10ns12 BBf區(qū)：價電子構型：(n-2)f114ns12（有例外）La系、Ac系例1：具有下列價電子的元素是屬于哪一類或哪一種元素？（1）具有個p電子；（2）3d全滿，4s有2個e-（3）有2個n=4和l=0的電子，8個n=3和l2的電子。七、原子結構和元素基本性質1、原子半徑：由相鄰原子核間距測出的，同種元素的兩個原子以共價單鍵連接時，其核間距的一半為該原子的（單鍵）共價半徑。原子半徑在周期表中變化規(guī)律：（1）同一族：主族元素由上到下半徑增大，副族元素由上到下半徑增大，但不明顯。第五、六周期受到La系收縮的影響。（2）同一周期：由左到右半徑

36、減小，主族比副族減小幅度大。因為主族元素有效核電荷增加幅度大；另外B、B原子半徑比左邊相鄰元素大，這是因為d軌道電子填滿屏蔽效應增大的緣故。2、電離能（1）概念：氣態(tài)原子失去一個e-成為+1價氣態(tài)離子所需的能量，稱為該元素的（單一）電離能（I1）。氣態(tài)+1價離子再失去一個e-所需的能量稱為第二電離能（I2）一般I1I2I3A,AA。前者是因為A失去的se-，A失去pe-，pe-能量比se-高，易失去，后者是由于A族p軌道已半滿，較穩(wěn)定，而A的最后一個e-要填入p軌道，必然受到原來已占據(jù)軌道的那個電子排斥，要額外消耗電子的成對能，故較易失去。3、電子親合能（1）概念：氣態(tài)原子獲得一個e-成為氣態(tài)

37、-1價離子所釋放的能量稱為該元素（單一）電子親合能（E）（2）周期表中變化規(guī)律：與電離勢變化規(guī)律基本相同。1電子親合能數(shù)據(jù)難以測準，多類書中出入較大。2A、A、A電子親合能最大不是在第二周期，而是在第三周期。如：ClBrFI SO 因為第二周期元素半徑小，獲得1個電子后電子間斥力大增。3同一周期電子親合能在 A、A出現(xiàn)反復。4、電負性（1）概念：電負性是指分子內(nèi)原子吸引電子的能力。元素電負性越大，原子在分子內(nèi)吸引成鍵電子的能力越強。（2）變化規(guī)律：類同電離能和電子親合能對主族元素：同一族上下減?。ˋ有些例外）；同以周期從左右增加。例1試用原子結構理論解釋。（1）稀有氣體在每周期元素中具有最高的

38、電離能（2）電離能MgAl;PS（3）電子親合能 SO;CN例2：利用適用于單電子的玻爾理論計算：1B4+離子的電子處于n=3時軌道半徑和能量。 21mol處于該狀態(tài)下B4+的電離能，是多少？ 3 B4+電子從n=3躍遷到n=2放出的光波長和頻率。例3：為什么原子的最外層，次外層和外數(shù)第三層依次最高只能有8，18和32個電子？例4：試依據(jù)原子結構理論預測：1原子核外出現(xiàn)第一個電子（l4）電子的元素的原子序數(shù)是多少？2第七周期為未滿周期，若填滿后應有多少種元素？第八周期有多少種元素？3有人經(jīng)過理論研究發(fā)現(xiàn)，第114號元素應該有一定的穩(wěn)定性。試指出它屬于哪一周期？哪一族？習題：1、玻爾理論的要點是

39、什么？這一理論對原子結構的發(fā)展有什么貢獻？存在什么缺陷？2、幾率和幾率密度有何區(qū)別？3、說明四個量子數(shù)的物理意義和取值要求。4、電子云圖和電子云角度分布圖兩者有何區(qū)別？5、什么叫做中心勢場模型？6、在元素周期表中，元素按外圍（亦稱價殼層）電子構型可分為幾個區(qū)域？各區(qū)域價電子構型有何特征？什么叫過渡元素？7、元素的電離能的變化有何變化規(guī)律？8、為什么電離能都是正值？而電子親合能卻有正有負？電子親合能的大小與哪些因素有關？在周期表中元素的電子親合能有何變化趨勢？9、鮑林是如何標度電負性的？電負性有何遞變規(guī)律？試計算氫原子的電負性（已知：H-H鍵的鍵能為436kJmol-1；F-F鍵的鍵能為155k

40、Jmol-1；H-F鍵的鍵能為565kJmol-1）。10、質量為10克的子彈運動，若它的位置準確測定到0.01cm,其速度的測不準情況如何?11、計算鐵（Z=26）原子中和3d電子相關聯(lián)的、Z*和E3d12、求鋰原子（Z=3）的第一電離能。13.計算波長為401.4nm（相當于鉀的紫光）的光子所具有的質量和能量。14.假如電子在一萬伏特加速電壓下的運動速度是5.9107ms-1。計算電子的波長，并與可見光波長進行比較。16.設子彈的質量為0.01kg，速度為1.0103ms-1。試通過計算說明宏觀物體主要表現(xiàn)為粒子性，其運動服從經(jīng)典力學規(guī)律（設子彈速度的不確定程度為10-3ms-1）。17.

41、什么是屏蔽效應和鉆穿效應？怎樣解釋同一主層中能級分裂及不同主層中的能級交錯現(xiàn)象？18.請寫出原子序數(shù)為24的元素的名稱，符號及其基態(tài)原子的電子結構式，并用四個量子數(shù)分別表示每個價電子的運動狀態(tài)。19.通過計算說明，原子序數(shù)為12，16，25的元素原子中，4s和3d軌道哪個能量高？20.請解釋原因： He+中3s和3p軌道的能量相等，而在Ar+中3s和3p軌道的能量不相等。 第一電子親和能為ClF,SO；而不是FCl,OS。21.已知M2+離子3d軌道中有5個電子，試推出： M原子的核外電子排布； M原子的最外層和最高能級組中電子數(shù)各為多少； M元素在周期表中的位置。22.判斷下列各對元素中哪一

42、種元素的第一電離能大，并說明原因。S與P Al與Mg Sn與Sb Cu與Zn Cs與Au23.判斷半徑大小并說明原因：Sr與Ba ; Ca與Sc; Ni與Cu; Zr與Hf; S2-與S ; Na+與Al3+ ; Sn2+與Pb2+ ; Fe2+與Fe3+24為什么原子的最外,次外層,和外數(shù)第三層依次最多只能有8,18和32個電子?25某元素原子M層電子比最外層的N層電子多8個,它為何周期何族元素,用四個量子數(shù)表明每個價電子的狀態(tài).26原子結構理論預測:(1)原子核外出現(xiàn)第一個g(l=4)電子的元素的原子序數(shù)是多少?(2)第七周期為未滿周期,若添滿后應有多少種元素? 第八周到期有多少種元素?(

43、3)有人通過理論研究發(fā)現(xiàn),第114號元素應該有一定的穩(wěn)定性,試指出它屬于哪一周期?哪一族?27比較下列各對原子或離子半徑的大小,并申述理由.(1) 原子半徑:Ca和Sc;Ni和Cu;Zr和Hf;Cs和Sr;K和Ag(2) 離子半徑:Mg2+和Al3+;La3+和Ce3+;F-和Na+;S2-和Cl-;K+和Cu+28將下列原子按指定性質大小的順序排列, 并申述理由.(1)電離能:Mg Al P S(2)電子親合能:F Cl N C(3)電負性:P S Ge As第三講 配位化合物3-1配位化合物的命名一般服從于無機化合物的命名原則，內(nèi)界與外界之間叫“某化某”；“某酸某”；“氫氧化某”等。一、內(nèi)

44、界命名：1、次序：配位體數(shù)配位體名稱合中心離子或原子（氧化數(shù)）2、配位名稱順序：無機簡單離子復雜離子有機離子NH3-H2O有機分子。如：Co(NH3)3H2OCl2+（1）多類配體如果不只一個時，按配位原子元素符號的英文字母順序命名，如：CoClNO2(NH3)4+：一氯一硝基四氯合鈷（）離子Co(CO)4(NH3)2+：四羰基二氨合鈷（）離子（2）配位原子相同，配體中原子數(shù)目也相同，則按結構式中與配位原子相連的原子的元素符號字母順序排列，如：Pt(NH2)(NO2)(NH3)2：氨基硝基二氨合缽（）（3）多核配合物命名：在橋聯(lián)基前冠以希臘字母-，橋基多于一個時，用二（-），三（-）。如：(N

45、H3)5Cr-OH-Cr(NH3)5Cl5五氯化-羥十氨合二鉻()五氯化-羥二(五氨合二鉻()3、電中性配體:一般保留原來命名，而CO、NO、O2和N2作為配體時，為羰基、亞硝基、雙氧、雙氮。4、同一配體若配位原子不同，則名稱不同，如-NO2硝基、-ONO亞硝酸根、-SCN硫氰酸根、-NCS異硫氰酸根5、常見配體縮寫：乙二胺（en）、吡啶（py）、硫脲（tu）、草酸根（ox-）、乙酰丙酮根離子（acac-）、乙二胺四乙酸根離子（edta-）例1、CrCl2(NH3)4 Cl2H2O2、Pt(NO2)(NH3)(NH2OH)(py)Cl3-2 配合物的異構現(xiàn)象1、構造異構：配合物的實驗式相同，但

46、中心原子于配體間連接的方式不同而引起的異構。主要有：（1）離解異構：如Co(NH3)5BrSO4和Co(NH3)5SO4Br（2）水合異構：如CrCl(H2O)5ClH2O和CrCl2(H2O)4Cl2H2O（3）配位異構：如Co(en)3Cr(CN)6和Cr(en)3Co(CN)6（4）鍵合異構：如Co(ONO)2(NH3)4Cl和Co(NO2)2(NH3)4Cl（5）聚合異構：如Co(NH3)6Co(NO2)6和Co(NH3)4(NO2)2Co(NH3)2(NO2)4 2、立體異構: 配合物的實驗式和成鍵原子連結方式都相同，但配體在空間排列方式不同而引起的異構。又分為：（1）幾何異構：配體在空間相對位置不同而產(chǎn)生的異構現(xiàn)象。如:Pt(NH3)2Cl有兩種異構體順式和反式 橙黃色，0，溶解度大 亮黃色，0，溶解度小C