2022年高中化学奥林匹克竞赛培训讲义.docx

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1、精选学习资料 - - - - - - - - - 高中化学奥林匹克竞赛培训讲义第一章 原子结构与元素周期系考点归纳：纵观近年来的化学试题中有关原子结构与元素周期系试题,大致有以下考点：1. 确定新元素在元素周期表中的位置,并猜测它的性质；2. 考察创新才能；打破元素在三维世界中的正常排布规律,让参赛者在全新条件下或“ 规律” 的情形下, 进行元素的电子排布或重新绘制元素周期表,并估计元素的化合价、性质等；3. 依据几种元素间的关系,估计其在周期表中的位置；4. 应用化学、物理等学科学问,考察最新科技成果；趋势猜测： 今后的化学竞赛试题,将更加强调化学与物理学问点上的连接,强调原子结构与元素周期

2、系学问在日常生活中的应用；考查参赛者打破“ 旧学问”,建立“ 新学问” 的制造性思维才能；笔者认为：如考查上述学问点,仍将在上述几个方面做文章；一. 相对原子质量元素的相对原子质量 （原子量） 是指一种元素的1 摩尔质量对核素12C 的 1 摩尔质量的1/12 的比值； 这个定义说明： 元素的相对原子质量是纯数；单核素元素的相对原子质量等于该元素的核素的相对原子质量；多核素元素的相对原子质量等于该元素的自然同位素相对 原子质量的加权平均值；二. 原子结构（一）原子结构（核外电子运动）的玻尔行星模型1. 氢原子光谱 1833 年巴尔麦找出氢原子光谱可见光区各谱线波长之间的关系为 B 是常数；在

3、1913 年里德堡总结出谱线之间的普遍联系通式为 =R（1/n12-1/n22）,R 为里德堡常数,其值为 3.19 1015 周秒；上述公式 n1 和 n2 对应于各区谱线的关系为：紫外区： n1l ,n22,3,4 可见区： n1 2,n2 3,4,5. 红外区： n1 3,n2 4,5,6 2. 玻尔理论 核外电子运动特点 1913 年玻尔在普朗克量子论、爱因斯坦光子学论和卢瑟福的有核原子模型的基础上,为了阐明氢原子光谱试验的结果,提出了原子结构理论的三点假设,称为玻尔理论, 其要点如下：原子核外的电子不是在任意轨道上绕核运动,而是轨道角动量P 必需符合以下条件：Pnh/2 ,n 为正整

4、数, h 为普朗克常数；符合上述条件的轨道称为稳固轨道,在稳固轨道 上运动的电子并不放出能量；电子的轨道离核越远,能量越高； 通常电子是在离核最近的轨道上运动,这时原子的能量最低,称为基态；当原子从外界获得能量时,电子可以跃迁到离核较远的高能量轨道上去,此时称为激发态；激发态是不稳固的,电子会从较高能级跃迁到较低的能级,并把余外的能量以光的形式释放出来；同时玻尔仍依据经典力学和量子化条件运算和推导了能量公式：玻尔理论有很大的局限性,它只能说明氢原子光谱,不能说明多电子体系的原子光谱,甚至对氢光谱的精细结构亦无法说明；19 世纪初,由于光的干涉、衍射和光电效应等试验,人名师归纳总结 们对微观粒子

5、运动的特殊规律波粒二象性有所熟识,这两种性质通过普朗克常数定量地第 1 页,共 22 页- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 联系起来, EhP h/ ,从而很好地揭示了光的本质；其中E 为能量, P 为动量, 为波长, h 为普朗克常数； 后来电子衍射试验证明白电子的波长 为电子运动的速度；（二）氢原子结构（核外电子运动状态）的量子力学模型 几率密度和电子云 =h/m ,m 为电子的质量, 2 表示电子在核外空间单位体积元里显现的几率,称为几率密度；几率密度与该区域 的总体积的乘积为电子在该区域里显现的几率；电子云是描述电子在核外空间运动的一种图象,它是

6、与几率密度计的概念动身对核外电子显现的几率密度作形象化的图示；即是四个量子数的物理意义 2 相联系的,它从统 2 的详细图象；a.主量子数 n 它表示电子层层数和电子离核的平均距离以及能量的高低；取值为 1,2,3, ,0正整数 ；b.角量子数 l 它打算原子轨道 或电子云 的外形,取值为 0,1,2, , n-l ；如 l0时,为 s 轨道,星球形分布；l1 时,为 p 轨道,呈哑铃形分布；l 2 时为 d 轨道,呈花瓣形分布；在多电子体系中 l 仍与能量有关,犹如一主层中各亚层轨道的能量仍有差别,即EnsEnpEnd c.磁量子数m 它打算原子轨道或电子云 在空间的舒展方向；取值为0, 1

7、, 2, , l 如 l1 时, m 可有三个值,即0, +1,-1,说明 p 亚层轨道有三个不同的舒展方向,即px、py、 pz 三种轨道；d.自旋量子数 ms 它不依靠于 n、l、m,不是薛定谔方程求解的结果,而是试验测定的结果；它证明电子绕自身的轴进行顺时针或逆时针方向旋转；取值分别为 +1/2 或-1/2；三. 核外电子排布、元素周期系和元素周期性1.核外电子排布规律：能量最低原理；保里不相容原理；洪特规章；2.屏蔽效应 在多电子原子中,由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵销了一部分核电荷,从而引起有效核电荷的降低,减弱了核电荷对该电子的吸引,这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应；由于屏蔽效

8、应的结果,使具有相同主量子数的不同亚层轨道发生能级分裂；l 小的电子,其它电子对它的屏蔽效应小,它的能量低,即：EnsEnpEndEnf 3.钻穿效应 它是指外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象；各亚层电子钻穿效应大小的次序为 nsnp ndnf；电子钻得越深, 它受到其它电子的屏蔽作用就越小,受核的吸引力越强,因而能量也越低；所以 n 相同 l 不同的各亚层轨道能量次序为 EnsEnpEndEnf；当 n、l 均不同时 , 显现能级交叉,即E4sE3d；这种现象与电子的钻穿效应有关；由于 4s 电子的钻穿才能比 3d 强,虽然 4s 的最大峰比 3d 离核远, 但由于它有小峰钻到离核很近处

9、,它对降低轨道能量影响很大,以至造成 E4sE3d；4.原子结构和元素在周期表中位置的关系元素的周期数 原子最外层的 n 数值即为该元素的所在周期数；一个能级组相当于一个周期,周期有长短之分；短周期 能级组内仅含有 s、p 能级 ；长周期 能级组内除 s、p 能级外,仍含有 d、f 能级 ；元素的族数价电子结构相同的元素组成族；族有主族与副族之分；通常称主族为A 族,副族为 B 族；名师归纳总结 A 族元素：它的族数等于ns 和 np 层上的电子,如3s23p4,即为第三周期A 族元素；第 2 页,共 22 页B 族元素：a.当n-1dns 层上的电子总数为37 时,就电子数值即为该元素的B

10、族数；如 5d56s2即为第六周期B 族元素；- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - b.当n-1dns 层上的电子总数为810 时,均为第族元素,如3d84s2 即为第四周期第族元素；c.当n-1d10ns,就 ns 层上的的电子总数即为B 族数；如 4d105s2 即为第五周期第II 族元素；周期表内元素的分组5原子结构和元素性质的周期关系原子半径 原子半径在周期表中变化的规律：在同一主族中从上到下随着电子层数增多,原子半径依次增大； 虽然从上到下核电荷增大,使原子半径有缩小的倾向,但不是主要因素；B 族元素变化不明显,特殊是第五周期和第六周期的元素,是

11、由于镧系收缩,而使其半径非常近似；在同一周期中,对短周期而言, 从左到右随着核电荷数增加,原子核对外层电子的吸引才能相应增强,原子半径逐步缩小；对长周期来说, 由于随着核电荷数的增加,新增加的电子填入 n-1d 轨道上；对于打算原子半径大小的最外电子层来说,次外层上的电子对它的屏蔽作用要比最外层电子相互间的屏蔽作用大得多,所以自左至右增加的核电荷,绝大部分被增加的 n-1d 电子所屏蔽,即有效核电荷增加比较缓慢,所以从左到右原子半径缩小程度不大；当电子层结构为 n-1d10 时,由于对外层电子有较大的屏蔽作用,故原子半径略有增大；当电子层结构为 n-2f7 和n-2f14 时,同理也会显现原子

12、半径略增大,每周期末尾的稀有气体原子半径又突然增大；稀有气体的半径为范德华半径 ；电负性 元素的电离势和电子亲和势仅从一个方面反映原子得失电子的才能,实际上都有肯定的局限性； 在原子相互化合时,必需把该原子失电子的难易和得电子的难易统一起来考虑；通常把原子在分子中吸引电子的才能或本事叫做元素的电负性；依据元素电负性的大小来统一衡量元素的金属性和非金属性的强弱；元素电负性也出现周期变化,总的变化趋势：同一周期从左到右递增,同一族从上到下递减；因此周期表申, 右上方的元素氟电负性最大,即非金属性最强,左下方的铯电负性最小,即金属性最强；四. 用 s、p、d 等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和

13、负离子）其次章 分子结构赛点归纳： 分子结构的判定是化学最基本的学问,学竞赛在考查分子结构时常常显现的学问点如下：1. 依据杂化轨道理论,判定中心原子的杂化态；2. 依据 Lewis 电子理论判定分子的外形；3. 依据价层电子对互斥理论判定分子的外形；4. 依据等电子原理判定未知分子的结构；也是化学竞赛考查的学问点；近年来,化当然, 试题考查的形式多种多样,且考查的形式也不是单一的,往往是多种形式揉合在一起的；笔者依据多年的培训体会,认为：参赛者在学习分子结构相关学问时,第一要学习 Lewis电子理论, 然后学习价电子对互斥理论,到渠成；Lewis 电子理论可以在学习前两种理论的基础上水趋势猜

14、测： 今后化学竞赛试题考查分子结构仍旧是考查参赛者空间感知才能的重要内容,考查的力度可能仍会增大,有爱好的参赛者可将近年来的初赛试题加以分析,不难得出答案；有关分子结构的考查可能会加大信息量,考查近年来的最新科技成果；总之由于分子结构的判定会牵涉到数学学问,从考查参赛者综合素养的层面上看,有关分子结构的试题将永久是化学竞赛的主要试题；一. 路易斯结构式名师归纳总结 美国化学家路易斯认为构成物质的两个原子各取出一个电子配成对,通过这种共用电子对的第 3 页,共 22 页- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 相互结合来形成物质；他仍认为, 稀有气体最外层电子构

15、型是一种稳固构型,其它原子倾向于共用电子而使它们的最外层转化为稀有气体的 8 电子稳固构型八隅律；路易斯又把用“ 共用电子对”维系的化学作用力称为共价键；后人称这种观念为路易斯共价键理论；分子中除了用于形成共价键的键合电子外,仍常常存在未用于形成共价键的非键合电子,又称孤对电子；后人把这种添加了孤对电子的结构式叫路易斯结构式；二. 单键、双键和叁键 键和 键 键的特点是两个原子轨道沿键轴方向以“ 头碰头”的方式重叠, 重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称；这种方式重叠程度大,所以 键的键能大,稳固性高； 键的特点是两个原子轨道以平行即“ 肩并肩”方式重叠, 重叠部分对通过一个键轴的平面呈镜面反对称；它

16、的重叠程度较小,所以稳固性较差；三. 价层电子互斥模型VSEPR 包括成键电子对和孤电子对的相互排分子的构型主要取决于中心原于价电子层中电子对斥作用；而分子的构型总是实行电子对之间的斥力最小的那种；假如中心原子价层电子对全是成键电子对,就判定构型特别简洁；电子对数 构型 实例2 直线型 BeCl2 、HgCl2 3 平面三角形 BF3、BCl3 4 正四周体 CH4、NH4+ 、CCl4、 SiCl4 5 三角双锥 PCl5、PF3Cl2 、SbCl5 6 正八面体 SF6、 MoF6 假如中心原子价层电子对中含有孤电子对,就每个孤电子对占有相当一个单键电子对的位置对等同的单键位置,可任意选取

17、,对不等同的单键就要按电子对之间斥力最小的原就选取；如三角双锥形中,孤电子对只答应占据平面三角形中任意单键位置 ；假如分子中有双键或叁键,就电子对互斥理论仍适用,把重键视作一个单键看待；如 CO2分子为直线型 OCO；价电子对之间的斥力大小,打算于电子对之间的夹角和电子对的成键情形；电子对之间的夹角越小,斥力越大；电子对之间斥力的大小次序为孤电子对-孤电子对之间的斥力孤电子对 -成键电子对之间的斥力成键电子对-成键电子对之间的斥力；中心原子价电子层电子对数的计数,即中心原子的价电子数加配体供应的电子数之和被 2除；而氧族原子作为配体时可认为不供应共用电子 如 PO43+ 的中心原子 P,价电子

18、 5 个,加上电荷数 3 个,共 8 个电子,即 4 对价电子对 ,但当氧族原子作为中心原子时,可认为它供应 6 个价电子 如 SO3 的中心原于S 供应 6 个价电子,氧作为配体不供应电子,所以中心原子 S 的价电子对为 3 对；假如争论的物质是阳离子,如 NH4+ ,中心原子 N 价电子 2s22p3共 5 个加上四个配体各供应一个电子,减去一个电荷共 8 个电子,即 4 对价电子；四. 杂化轨道理论其要点是在形成分子时,由于原子的相互影响,能量相近的不同类型的原子轨道混合起来,重新组成一组能量等同的新的杂化轨道,杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等； 杂化轨道又分为等性和不

19、等性杂化两种；杂化轨道成键时要求轨道最大重叠,键与键之间斥力最小；名师归纳总结 等性杂化轨道类型夹角分子的空间构型实例第 4 页,共 22 页sp 杂化 1080 直线型BtCl3 sp2 杂化1200 平面三角形HgCl2 sp3 杂化109028/ 正四周体CH4、SiH4、NH4+ - - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - sp3d2 杂化900 及 1800 正八面体SF6 不等性杂化轨道类型（杂化轨道中有孤对电子存在）不等性 sp3 杂化 104045/ 三角形H2O H2S 10705/ 三角棱锥NH3 PH3 五. 共轭大 键和等电子体原理（1）

20、苯分子中的 p-p 大 键苯的路易斯结构式中碳-碳键有单键和双键之分,这种结构满意了碳的四价,然而,事实上,在中学化学里就学过,苯分子全部碳-碳键的键长和键能并没有区分,这个冲突可用苯环的碳原子形成 p-p 大 键的概念得以解决苯分子中的碳原子取 sp2 杂化, 三个杂化轨道分别用于形成三个 键,故苯分子中有键角为 1200 的平面结构的 骨架；苯分子的每个碳原子尚余一个未参与杂化的 p 轨道, 垂直于分子平面而相互平行；明显, 每个碳原子左右相邻的碳原子没有区分, 认为某个碳原子未参与杂化与杂化的p 轨道中的电子只与左邻碳原子的平行 p轨道中的一个电子形成 键而不与右邻的碳原子的平行 p 轨

21、道形成 键或者相反明显是不合规律的, 不如认为全部 6 个“ 肩并肩”的平行 p 轨道上共 6 个电子在一起形成了弥散在整个苯环 p-p 大 键；（2）丁二烯中的 p-p 大 键丁二烯分子式为 H2C=CH-CH=CH2 ；4 个碳原子均与 3 个原子相邻, 故均取 sp2 杂化, 这些杂化轨道相互重叠,形成分子 骨架, 使全部原子处于同一平面；每个碳原子仍有一个未参与杂化 p 轨道,垂直于分子平面,每个 p 轨道里有一个电子；故丁二烯分子里存在一个“4轨道 4 电子” 的 p-p 大 键；通常用a b为大 键的符号, 其中 a 表示平行 p 轨道的数目,b 表示在平行p 轨道里的电子数；另外

22、CO2 分子、 CO32-和 O3 分子中都含有大 键；（3）等电子体原理具有相同的通式AXm ,而且价电子总数相等的分子或离子具有相同的结构特点,这个原理称为“ 等电子体原理”；如： CO2、CNS- 、NO2+ 、N3-具有相同的通式AX2 ,价电子总数 16,具有相同的结构直线型分子,中心原子上没有孤对电子而取 sp 杂化轨道,形成直线形 骨架,键角为 1800,分子里有两套4 3 p-p 大 键；同理 SO2、 O3、NO2-为等电子体, SO42-、PO43-为等电子体；六. 共价分子的性质和分子间力（1）键参数为表征价键性质的某些物理量,如键级、键能、键角、键长、键的极性等数据；键

23、级（成键电子数-反键电子数）/2 D；键能：对AB 型双原子分子而言,键能为离解能对多原子分子而言,键能为多个键的平均离解能,如：键长：即分子中两个原子核间的平稳距离；键角：即分子中键和键之间的夹角；键的极性： 共价键分为非极性共价键和极性共价键两种,NH3 分子的 N-H 键能可用参与成键的两个原子的电负性差来衡量；电负性差大于1.7 时,可以认为是离子键；电负性差介于1.7 到 0 之间,可以认为是极性共价键；电负性差等于零,为非极性共价键；2分子间作用力及氢键1分子可分为极性分子和非极性分子；极性分子：分子中正、负电荷重心不相重合；非极性分子：分子中正、负电荷重心相重合；分子的极性大小用

24、偶极矩 衡量, o；为非极性分子, 越大,分子的极性越强；q.L 名师归纳总结 q 是偶极一端上的电荷, L 是分子的偶极距离；第 5 页,共 22 页- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 2分子间的作用力即范德华力,它比化学键键能小一、二个数量级；它包括：取向力：永久偶极间的相互作用力；诱导力：诱导偶极同永久偶极间的作用力；色散力：由于瞬间偶极而产生的相互作用力；3氢键氢键通常可表示为X H Y ,X、Y 代表 F、O、N 等电负性大而原子半径小的原子；X与 Y 可以是相同元素,也可以是不同元素；氢键有方向性与饱和性 ,键能与分子间力相近 ,可分为两类：

25、分子间氢键：如 H2O 分子之间的氢键分子内氢键：如 邻硝基苯酚分子内的氢键：第三章 晶体结构赛点归纳： 晶体结构是化学竞赛试题的重要组成部分,由于晶体结构可以考查参赛者的空间感知才能, 很能考查参赛者的数学功底；因此,认真分析近年来的化学竞赛试题,晶体结构试题有以下几种形式：1. 单纯考查某晶体的立体结构（主要考查立方晶胞）常数；建立微观和宏观的桥梁是阿伏加德罗2. 考查原子簇化合物；参赛者要弄清“ 化学环境” 的含义；凸多面体常常用到欧拉公式；3. 考查晶体缺陷的有关学问；组成该晶体的粒子具有非整比数；要搞清晰离子填充四周体、八面体或立方体空穴等学问；4. 简洁的晶体结构,但解答时需要建立

26、数学模型,方能快速作答；如依据数学学问对化学问题进行数学归纳,得出通式,再依据其通式解决化学问题；趋势猜测： 近年来化学竞赛试题在考查晶体结构时出现出多元化趋势,从考查简洁的晶体结构,到考查需要建立数学模型的结构试题,其间显现了 “ 分之设计、 分子积木”等试题形式；因此, 笔者以为： 今后的晶体结构试题其学问深浅度将呈下降趋势,但对参赛者的才能要求将会越来越高；即考查一些在特殊情形下,打破旧的学问,建立新学问等方面的一些试题；一. 晶体和晶胞（1）晶体的本质特点是他的“ 自范性”,即：晶体能够自发地出现封闭的规章凸多面体的外形；它有单晶和双晶之分,有的饿晶态物质看不到规章外形,是多晶； 在自

27、然条件下形成的单晶的外形丰富多样,然而借助几何学问,却可以找到相同的晶面,而且,确定的晶面之间的二面角“ 晶面夹角” 是不变的；着叫做晶面夹角不变定律；在晶体的微观空间中,原子出现周期性的整齐排列；对于抱负的完善晶体,这种周期性是单调的,不变的,这是晶体的普遍特点,叫做平移对称性；（2）晶胞的基本特点及晶胞中原子的坐标与计数晶胞具有平移性, 晶胞具有相同的顶角、相同的平行面和相同的平行棱；不具有平移性就不是晶胞； 平行六面体的几何特点可用边长关系和夹角关系确定；布拉维晶胞的边长与夹角叫做晶胞参数； 通常用向量 xa+yb+zc 中的 x,y,z 组成的三数组来表达晶胞中原子的位置,称为原子坐标

28、；原子坐标肯定值的取值区间为 1 xy,z 0 ；如取值为 1,相当于平移到另一个晶胞,与取值为零毫无差别；（3）素晶胞与复晶胞体心晶胞、面心晶胞和底心晶胞和14 种布拉维点阵型式名师归纳总结 晶胞是描述晶体微观结构的基本单元,但不肯定是最小单元；素晶胞是晶体微观空间中的最第 6 页,共 22 页- - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - 小基本单元, 不行能再小； 素晶胞中的原子集合相当于晶体微观空间中的原子作周期性平移的最小集合,叫做结构单元；复晶胞是素晶胞的多倍体；分体心晶胞（2 倍体）,面心晶胞（4 倍体）及底心晶胞（2 倍体）三种；（4）布拉维系 7

29、系和晶胞的素、 复结合, 总共只有 型式 二. 晶体的类型1金属晶体14 种晶胞, 在晶体学中称为布拉维点阵晶体中晶格结点上的质点是金属原子或金属离子,结合力是金属键 自由电子 ,它的特点是具有较大的比重,有金属光泽,能导电、导热,有良好的延展性等；金属晶体中原子之间的化学作用力叫做金属键；金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键；金属键理论有改性共价键理论及能带理论；2离子晶体离子化台物的晶体属离子晶体,如 NaCl、CsCl 等；在离子晶体中, 晶格结点上的质点是正、负离子,质点间的作用力是静电引力；晶体的特点是有较高的熔、沸点和硬度,但较脆,延展性差, 在熔融状态或在水溶液中能导电；当电负性

30、小的活泼金属原子与电负性大的活泼非金属原子相遇时, 由于原子间发生电子转移形成正、负离子, 并通过静电作用而形成的化学键叫做离子键；1离子键的本质是静电作用力,没有方向性和饱和性；2离子的特点,即离子的电荷、离子的半径和离子的电子层构型；3离子的电子层构型有以下几种：2 电子构型：如 Li+ 、Be2+等；8 电子构型：如 N a+、Ca2+及一些简洁阴离子 Cl- 、O2+等；18 电子构型：如 Zn 2+、Hg2+、Cu+、Ag+ 等；18+2 电子构型：即次外层18+最外层 2,如 P2+,Sn2+ 等；917 不规章构型：如 Fe2+,Cr3+,Mn2+ 等；4离子键的强度,通常用晶格

31、能 U 的大小来衡量；U 可依据热力学有关数据,利用波恩-哈伯循环进行运算,3分子晶体与原子晶体如 CO2,HCl ,I2 等,在分子晶体中,晶格结点上的质点是分子 包括极性或非极性的 ,质点间的作用力是范德华引力；分子内原子间是共价键；因此晶体的熔、 沸点较低, 硬度较小,固体不导电,熔化时一般也不导电；只有极性很强的分子晶体如 HCl 溶解在水中,由于电离而导电；如金刚石 C、Si、B、SiO2 、SiC、BN 等,在晶体的晶格结点上的质点是原子,原子间是通过共价键相联结；因此它的熔、沸点高,硬度大,不导电,不导热,但 Si、SiC具有半导体性质；4混合晶体如石墨、石棉、云母等晶体,在它们

32、的晶体中具有多种作用力；以石墨为例,层内质点问 即 C 原子之间 以共价键相结合,同时仍具有可自由流淌的：电子相当于金属键 ,层间靠范德华引力相联结；因此它具有光泽,能导电、导热,简洁滑动；三. 原子坐标；晶胞中原子数目或分子数的运算及与化学式的关系通常用向量 xa+yb+zc 中的 x, y, z 组成的三数组来表达晶胞中原子的位置,称为原子坐标；例如,位于晶胞原点（顶角）的原子的坐标为 0,0,0；位于晶胞体心的原子的坐标为 1/2,1/2,1/2；位于 ab 面名师归纳总结 - - - - - - -第 7 页,共 22 页精选学习资料 - - - - - - - - - 心的原子坐标为

33、1/2,1/2,0；位于 ac 面心的原子坐标为1/2,0,1/2；等等；原子坐标肯定值的取值区间为 1|xy,z|0；如取值为 1,相当于平移到另一个晶胞,与取值为 0 毫无差别；例如,位于晶胞顶角的 8 个原子的坐标都是 0,0,0；不要遗忘：只要晶胞的一个顶角有原子, 其他 7 个顶角也肯定有相同的原子,否就这个平行六面体就失去了平移性,就不是晶胞了；同理,两个平行的 ab 面的面心原子的坐标都是 1/2,1/2,0,而且有其一必有其二,否就也不再是晶胞了；反之,坐标不同的原子即使是同种院子,也不能视为等同院子,如坐标为 0,1/2, 1/2 的原子不是等同的；四. 原子积累与晶胞的关系

34、；第四章 化学平稳赛点归纳： 近年来化学竞赛试题中多次考查溶剂化酸碱理论和化学平稳学问；主要考查的题型有：1. 化学平稳常数的运算；包括热化学平稳常数的运算、酸碱平稳常数的运算、沉淀溶解平稳常数的运算、配位平稳常数的运算等；2. 非水溶剂化学；常见的非水溶剂有 BrF3 、N2O4、液氨、液态 SO2 等；趋势猜测： 由于化学平稳常数的大小在某种程度上可以衡量反应的可行性,因此, 化学平稳常数是定量说明反应可行性的依据,必定是化学竞赛考试的常考内容；非水溶剂是参赛者不太熟识的物质, 它除了能和很多物质发生反应外,仍可以与物质的导电性、物质的电离等知识联系起来, 因此很能考查同学敏捷运用学问的才

35、能；会显现上述竞赛试题；一. 化学平稳笔者以为, 今后的化学竞赛试题仍旧当可逆反应进行到 V 正=V 逆时,或从化学热力学的角度当可逆反应进行到它的自由能变化G0 时,称为化学平稳状态；化学平稳状态是一个热力学概念,是指系统内发生的化学反应既没有向正向进行的自发性又没有向逆向进行的自发性时的一种状态；热力学假设全部化学反应都是可逆的,在化学反应达到平稳时反应物和生成物的浓度或者分压都不再转变了,反应“ 停滞” 了,但这只是表观上的,本质上,无论正反应仍是逆反应,都在进行着,因而化学平稳是一种“ 动态平稳”；例如：溶解平稳,即气体或固体溶于水（或其他溶剂）,最终形成饱和溶液；二. 平稳常数1、

36、对于任一可逆反应在肯定温度下达到平稳时,Aa+bB Dd+Ee 平稳常数可表示为：K=DdEe/AaBb 通常溶液中的可逆反应平稳常数用 Kc 表示, 这时各物质的平稳浓度单位用 mol/l ,气相可逆反应用 Kp 表示,平稳时各物质的浓度用分压代替；对气相可逆反应Kc 与 Kp 之间的关系为：n 为反应前后气体分子数之差,相当于反应式中的 d+e-a+b ；2、平稳常数的物理意义（1）平稳常数是某一反应的特性常数,它不随物质的初始浓度 反应的本性；（2）平稳常数的大小标志可逆反应进行的程度；（3）平稳常数表达式说明肯定温度下体系达成平稳的条件；三.平稳常数与转化率或分压 而转变,仅取决于名师

37、归纳总结 - - - - - - -第 8 页,共 22 页精选学习资料 - - - - - - - - - 四. 酸碱平稳常数大小与酸碱强度的定性关系五. 配位化合物及配位平稳（一）协作物的定义与组成配位化合物,简称协作物,又叫络合物；是一大类化合物的总称,形成一门称为配位化学的化学分支学科；协作物一般由两部分组成,即配体和中心原子：1配位体：是含有孤电子对的分子或离子,如NH3 、Cl- 、CN- 等；配位体中直接同中心原子协作的原子,叫做配位原子；如上例CuNH342+ 配离子中, NH3 是配位体,其中N 原于是配位原子；配位原子常常是含有孤对电子的原子；2中心离子 或原子 ：一般是金

38、属离子,特殊是过渡金属离子,但也有电中性的原子为协作 物的中心原子,如 NiCO4 、FeCO5 中的 Ni 和 Fe 都是电中性的原子；此外,少数高氧化态的非金属元素也能作为中心原子存在,如SiF62- 中的 Si 及 PF6-中的 PV 等；3配位数：直接同中心离子 或原子 协作的配位原子的数目,叫做该中心离子 或原子 的配位数,一般中心离子的配位数为 2、4、6、8较少见 ,如在 PtNH36C14 中,配位数为 6,配位原子为 NH3 分子中的 6 个氮原子；4配离子的电荷：配离子的电荷数等于中心离子和配位体电荷的代数和；如 CuNH342+的电荷是 +2+0 4+2；（二）协作物的分

39、类配位化合物的范畴极广,主要可以分为以下几类：1单核协作物 这类协作物是指一个中心离子或原子的四周排列着肯定数量的配位体；中心离子或原子与配位体之间通过配位键而形成带有电荷的配离子或中性协作分子；如CuNH34SO4 、K4FeCN6 等皆属于此类协作物；2螯合物 这类协作物是由多齿配位体以两个或两个以上的配位原子同时和一个中心离子协作并形成具有环状结构的协作物；例如乙二胺 H2N-CH2-CH2-NH2 和 Cu2+形成的如下螯合物：（三）协作物的命名协作物的命名与一般无机化合物的命名原就相同；如协作物的外界是一简洁离子的酸根,便叫某化某；如外界酸根是一个复杂阴离子,便叫某酸某 为配阴离子的

40、协作物也类似这样叫法 ；反之,如外界为简洁阳离子,内界如配离子的内界有多种配体,须按以下次序依次命名：简洁离子复杂离子有机酸根离子；而中性分子配位体的命名次序为：H2ONH3 有机分子；配位体的个数就用一、二、三等写在配位体前面；例如以下协作物命名为：CoNH33H2OCl2Cl 一氯化二氯一水三氨合钴 KCoNH32NO24 四硝基二氨台钴 酸钾这里要提示留意的是在协作物的命名中,有的原子团使用有机物官能团的名称；如-OH 羟基,CO 羰基, -NO2 硝基等；六. 协作物的立体结构与异构现象1.中心离子与配位体成键时,形成杂化轨道,这些杂化轨道打算了配台物的空间构型；如表所示；名师归纳总结

41、 配位数杂化轨道空间构型实例第 9 页,共 22 页2 Sp 直线型AgNH32+ 3 sp2 平面三角形HgI3- 4 sp3 四周体BF3- 5 dsp2 或 sp2d 正方形NiCN4- 、PdCl42- - - - - - - -精选学习资料 - - - - - - - - - dsp3 或 d3sp 三角双锥 FeCO5、NiCN63- d2sp2 正方锥形 SbF52- 6 D2sp3 或 sp3d2 正八面体 FeCN6 4- FeF53- 但必需指出,在 CH4 分子中 C 原予以 sp3杂化轨道与 4 个 H 原子以共价键结合；而在配位化合物中以 ZnNH342+ 为例,Zn

42、2+离子以 sp3 杂化轨道接受 4 个配位原子所赐予的 4 对孤电子对,以配位共价键结合；2 协作物的异构现象,第一可分为结构异构和立体异构两大类；立体异构可分为几何异构和对映异构；（1）结构异构全部组成相同而协作物（包括络离子） 结构不同的异构现象都可统称为结构异构；如：有三种组成相同的水合氯化铬晶体,都可用CrCl3 .6H2O 表示其组成,它们的颜色不同,大量是试验证明,这是由于它们所含离子是不同的,分别为 CrH2O6Cl3 紫色 、CrClH2O5Cl2（灰绿色）、CrCl2H2O4Cl （深绿色）；它们的组成相同,是异构体；（2）几何异构 几何异构是立体异构之一,是组成相同的协作物的不同配体在空间几何排布不同而致的异构现象；在氯化钴溶液中加入氨和氯化铵的混合溶液,用氧化剂把 Co2+氧化Co3+后再加入盐酸,在不同反应条件下可得到 维尔纳提出了协作物立体结构理论,认为这4 种化合物,颜色不同,但组成相同,为此 4 种配离子都具有八面体结构；（3）对映异构 对映异构又称手性异构或旋光异构,是不同于几何异构的另一种立体异构现象,它指存在一对互为不行重合镜像的异构体,好比左右手一样,互为镜像却不能在三维空间中重合