总汇无机化学考研辅导讲座.docx

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1、无机化学考研辅导讲座(上)一.无机化学(理论部分)知识点应用归纳1、无机物(分子或离子)构型:(1)简单分子(或离子)：(2)配合物:2、物质的熔、沸点(包括硬度)：(1)晶体类型:原子晶体,离子晶体,金属晶体,分子晶体(2)离子晶体:(3)分子晶体(4)金属晶体：金属键(与价电子、价轨道有关)3、物质的稳定性:(1)无机小分子:(2)配合物：4、物质的磁性:(1)无机小分子：M0 (掌握双原子分子轨道能级图)(共价双原子分子)(2)配合物:5、物质的颜色：(1)无机小分子：极化理论(2)配合物：6、无机物溶解度:(1)离子晶体：(2)共价化合物：7、物质的氧化还原性:影响因素(1)溶液酸、碱

2、度(2)物质的聚集状态8、化学反应方向:(1)热力学数据：(2)软硬酸碱理论9、分子极性、键的极性、键角键长等：10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值,选择组合理量子数：四个量了数取值规则11、溶液中有关质点浓度计算：化学平衡，电离平衡,沉淀一溶解平衡，氧化还原平衡,配合解离平衡：利用多重平衡规则,K是关键12、常见的基本概念:对角线规则;惰性电子对效应;Lewis酸、碱;质子酸、碱;缓冲溶液;屏蔽效应;钻穿效应;同离 子效应:盐效应:斓系收缩;电负性;电离势;电子亲合势;晶格能;键能;有效核电荷及求法等。 二.无机化学(元素部分)(1)结构(2)性质:重点是化学性质第一讲分子结构(mol

3、ecular structure)1-1离子键理论、基本要点活泼金属和活泼非金属的原子反应时,生成的化合物如NaCl等都是离子型化合物,它们具有一些固 有的特征，如它们都以晶体的形式存在,具有较高的熔、沸点，在熔融态或水溶液中可导电等。这种由于原子间发生电子转移，生成正负离子，并通过静电库仑作用而形成的化学键称为离/键。通 常,生成离子键的条件是两原子的电负性差大于1.7以上,由离子键形成的化合物叫做离子键化合物。 二、离子特征 1、离子电荷:是指原子在形成离子化合物过程中失去或获得的电子数。正离子电荷通常是+1、+2、+3或+4;阴离 子；】、2,而3、4的负离子一般都是含氧酸根离子或配阴离

4、子。2、离子的电子构型:(1) 2e 构型:1s2,如 Li+, Be2(2) 8e 构型：(n-l)ns2(n-l)p6： Na+, Mg2+, Ba?+等(3) 917e 构型:(n-l)ns2(n-l)p6(n-l)di-9： FeZMi?等(4) 18e 构型:(n-l)ns2(n-l)p6(n-l)d： Cu+,Ag+,Z，+等(5) 18+2e 构型:(n-l)ns2(n-l)p6(n-l)dl0ns2： SnPb等3、离子半径:(变化规律)：同元素：负离子原子低价正离子高价正离子同族元素同价离子:从上一下,半径增大同一周期：从左一右,半径三、晶格能(U)1、定义：指相互远离的气态

5、正离子和负离子结合成Imol离子晶体时所释放的能量绝对值,或Imol离子晶 体解离成(1由气态离子所吸收的能量的绝对值。2、计算:晶格能不能用实验直接测量,通常有两种方法计算：(1)库仑作用能模型理论计算：A为马德隆(Madelung)常数，与晶格类型有关;n是与原子的电子构型有关的因子:Z2为正负离 子的电荷数。上式看出,U与离子的带电荷数成正比，与正负离子核间距r0成反比，与配位数有关，配位 数增加，A增大，U增大。(2)玻恩一哈伯(BomHaber)循环间接计算:例;已知NaF的生成焼,金属Na的升华热，Na的电离热，F*的离解热,F的电子亲合能，试计算NaF 的晶格能U。四、离子极化1

6、、基本概念离子间除了库仑外，诱导起着重耍作用，因为阳离子具有多余的正电荷，半径较小,它对相邻的 阴离子会起诱导作用;阴离子半径较大,在外壳上有较多的电子,容易变形,在被诱导过程中能产生瞬时 的诱导偶极。阴离子中产生的诱导偶极乂会反过来诱导阳离子,阳离子如果易变形(18e8+2e- or 977c. 构型半径大的离子),阳离子中也会产生偶极，使阳离子和阴离子之间发生了额外的吸引力。当两个离子 接近时,可能使两个离子的电子云重叠,趋向于生成极性较小的键。由离子键向共价键过渡。2、极化力(极化作用)：(1)电荷:阳离子电荷越高，极化越强(2)半径：外壳相似电荷相等时,半径小，极化强。(3)离子构型(

7、阳离子)：18e；2e, 18+2e., (Ag Li Pb2+)917e (Fe2 Ni2、Cl*)8e-(Na+、Mg2+等)(4)电荷高的复杂阴离子也具有一定极化作用,如SO、PO43等3、离子的变形性(1)结构相同的阳离子，正电荷高变形性小O2-FNeNa+Mg2+Al3+Si4+(2)对于外壳结构相同的离子,电子层数越多,变形性越大Li+Na+K+Rb+Cs+ ； F Cl Br K+： Hg2+Ca2+等(4)对于相同或类似的结构的离子,半径越大，变形性越大(5)复杂阴离子变形性通常不大,中心离子氣化数越高,变形性越小ClO4FNO3CNCrBrr小结:最易变形是体积大阴离子和18

8、e , 18+2，917e.的少电荷阳离子，如:Ag Pb2 Hg?+等;最不易 变形是小半径高电荷稀有气体外壳阳离子,如Be2+、A、Si等4、相互极化(附加极化)作用实际1：,每个离子一方面作为带电体，会使其他异号离子发生变形,另方面,在周围离子作用下, 本身也会产生变形,这种阴阳离子相互极化作用结果，使产生的诱导偶极矩加大，从而进一步加强了它们 相互作用，这就是附加极化作用。显然，每个离子的总极化作用应是它原有极化作用与附加极化作用之和。5、离子极化理论的应用:(1)晶体类型转变:离子晶体一分子晶体;如AgFAgI； NaF-SiF4-PCI,(2)键型转变：离子型共价型(3)结构转变:

9、共价性增强,配位数减小。如AgF(NaCl型)-Agl(ZnS型)(4)熔、沸点变化:降低(5)溶解性变化:减小(6)颜色变化:颜色加深例题1：解释现象(I) MgO的熔点高于Mm。； (2) AgC1,AgBr,AgI颜色依次加深；(3) HgS在水 中溶解度很小1-2价键理论(VB法)一、价键理论的基本要点：1、共价键的本质:价键理论认为共价键的木质是由丁原子相互接近时,由于原子轨道的重叠,原子冋通过共用自旋方向 相反的电子对结合,使体系能最降低而成键。共价键的本质也是电性的。2、共价键形成原理(1)电子配对原理:根据成单电子数配对，共价单键、双键等(2)能量最低原理:(3)原子轨道最大重

10、叠原理:3、共价键的特点(1)共价键结合力的本质是电性的，但不能认为纯粹是靜电作用，一般用键能表示共价键强度。(2)共价键形成是由于原子轨道重叠,两核间电子云几率密度最大。不意味着仅在两核之间。(3)共价键具有饱和性。(4)共价键具有方向性。(5)共价键的键型:1c键。27r键。3配位键。46键:由两个原子的g-dxy;dxzdxz,dyzdyz.or dxr-y2dx。-/,轨道面对 面的重叠而成。如在Re2c廿一中5键是dxy-dxy面对面(沿z轴)重叠:.二、杂化轨道理论1、杂化轨道的概念：在形成分子时，由于原子间的相互作用,若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合 起来，重新组成一组新的

11、轨道，重新组合过程叫做杂化，所形成的轨道叫杂化轨道。2、杂化轨道理论的基本要点：(1)原子间的微扰作用，使某 原子内能量相近的原子轨道重新组合构成新的轨道,其能量、形状 和空间伸展方向皆发生了变化。(2)形成杂化轨道数，等于参加杂化的原子轨道数。(3)杂化轨道满足“最大重叠原理”,成键能力更强,构成分子更稳定。(4)杂化轨道空间构型决定形成分子或离子的空间构型：如sp (直线)：sp)(平面三角)；sp3 (正四面体)；dsp2 (sp2d平面方形)：dsp3 (spd三角双锥)： d2sp(sp3d2八面体)(5)杂化轨道有等性和不等性杂化轨道之分原子轨道杂化后，如果每个杂化轨道所含的成分完

12、全相同，则称为等性杂化,等性杂化轨道空间构型 与分子的空间构型是一致的，如CH分子原子轨道杂化后,杂化轨道所含的成分不完全相同,称为不等性杂化,在有孤对电子占据时，杂化轨道空间取向与分子的空间构型就不相同了，如N%, 比0等3、杂化轨道理论的应用例1：试用杂化轨道理论推断下列分子的空间构型:(1) SnCb； (2) CF2C12； (3) NF,; (4) SF6.13.价电子对互斥模型(VSEPR)、基本要点:1、概念:在共价分子中,中心原子价电子层电子对的排布方式,总是尽可能使它们之间静电斥力最小,分 子(或离子)的几何构型总是采取电子对相互排斥力最小的那种结构。2、价电子对之间的斥力大

13、小(1)电子对之间的夹角越小，排斥力越大:(2)孤对孤对孤对键对键对键对(3)三键双键单键,如 HCHO 中,CHCH (118) CHCO (121)(4)中心原子相同时,价层电子对之间斥力随配位原子的电负性增大而减小，生成键角也较小,如：NF, W NH3FNF (121.1) SH2SeH2TeH23.林电子否数而计算:价层电子对数=1/2 (中心原子价电子数+配位原子提供的电子数)(1) H和X作为配体提供个,X为中心原子提供7个(2)氧族元素作为配体，不提供e、作为中心原子提供6个e1(3)对于离子,加上或减去所带电荷数(4)含有奇数电子时,电子数加1(5) N作为配体1,中心原子为

14、54、价电子对数与分子构型(1)价电子构型：2对直线,3对平面三角，4对正四面体，5对三角双锥,6对正八面体(2)分子构型:1若价电对全部是键对,分子构型与其相同2若价电子对中有键对有孤对，分子构型与价电子对构型不同,要画出所有可能构型,根据电子对斥 大小,选择稳定构型。二、价层电子对互斥模型应用1、判断分子或离子构型例1:判断CIF3分子构型练习:1、用价层电子对互斥模型预测下列分子或离了的空间构型:OF?; SF/ XeF4； SCN1 NOCI； SO2c;2、判断中心原子杂化轨道类型及可能空间构型:SnCl2： SnClfs CF2c:NF3； SF6： BC13： C1F3： OF2

15、； SF4： XeF41-4双原子分子轨道理论(M0)一、基本要点:1、作为种近似处理,认为MO是由A0线性组合而成,MO的数目等于组成分子的各原子轨道之和。2、原子轨道要有效地线性组合成MO,必须遵守以三条原则:(1)对称性原理(2)能量相近(3)最 大重叠3、若M0由两个符号相同的原子轨道稲加而成，其能最低于原子轨道的能量，称为成键MO,若由两个符 号相反的AO叠加而成，其能量髙于AO能最,称为反键分子轨道，处于它们之间的还有非键轨道，根据 MO的对称性不同,将其分为0MO轨道和nMO.4、电子在MO I:排布也遵循原子轨道电子轨道排布三原则不相容原理、能量最低原理和洪特规则 二、能级图适

16、用于02、F2、Ne2第一、周期其他双原子分子(a) NF、CF(b) CO、BN、BO CN, NO第二周期不同原子双原子分子的能级图类似于上面两图，一般可根据价电子数判断属于哪种,如1 价电子为10的CO是N2的等电子体,用b图;2BN、BO、CN等价电子数都少于10,也常用b； 3价电 子数为12的NF是,的等电子体,与a相同:4NO、CF价电子数为11,恰好介于N2和之间，NO类 似于b： CF类似于a。三、MO的应用1、判断化合物稳定性、磁性例1:写出下列分子的分子轨道电子排布式,并指出哪些分子不能存在?哪些是顺磁性?B,； C2： O2； Ne2例2:写出CN； CN+； C的分子

17、轨道电子排布式,并比较它们的键能、键长和磁性.15离域“键离域K键也叫大TT键,是由二个或三个以上的原子形成的n键，不同于两原子间的键 二、生成离域a键条件 1、原子都在同一平面上2、每一原子有一互相平行的p轨道3、p电子的数目小于p轨道总数目的两倍.二 应用:1 .增加合物的稳定性2 .例:3 (旳 CO2 (2 个不与 NO2 (n35) NO3- (n46) CO32 (n46)等1-6分子间及氢键一、分子间力概念:分子间范德华,包括取向、诱导、色散取向发生在极性分子之间;诱导存在于 极性分子与非极性分子以及极性分子与极性分子之间.色散力存在于任何分子之间。三种力中除了少数极 性很大的分

18、子(如H2O, HF等)以取向力为主外，绝大多数分子却以色散力为主，分子色散大小与分 子变形性有关,一般来说，分子的体积越大,其变形性越大，则色散力也越大.二、分子间特点:1、较弱(几个至几十个kJ mol-1,比化学键小12个数量级)2、近程，在几个A,无方向性和饱和性3、取向与温度有关,诱导力和色散与温度无关.=氢键:是指氢原子与电负性大,半径小,且具有孤对电子的原子X (F、, N等)键合的,还能同另 电负性较大的原子丫结合成新的键,叫氢键。四、氢键特点及类型:1、特点:有方向性和饱和性，比分子间强，比化学键弱2、类型：分子间氢键，分子内氢键五、分子间及氢键对物质性质的影响主:要对物质的

19、熔沸点;汽化热;熔化热;溶解度和粘度有较大的影响.但分子间氮键和分子内氢健对 物质的影响不同,分子间氢键使物质的熔沸点等升髙,而分子内氢键使熔沸点等降低。例1判断下列各对分子间存在何种类型的分子间作用?(1)C2H6和CC14(2) NH3 和 C6H6(3) CHjCOOH 和 H2O(4) CO2 和 H2O (5) CHC13 和 CH2cb(6) HCHO 和 H2O例2下列化合物哪些化合物自身分子间能形成氢键?(1) CHjCl (2) H,O2 (3) CHjCHO (4) H3BO3(5) H3PO4 (6) (C%) 2O (7) CH3COCH3 (8) C6H5NH21-7

20、键参数、键能它是衡量化学键牢固程度的键参数,键能越大,键越军固。对双原子分子而言,键能是在标准大气 压P。和298K下,将Imol气态分子AB的化学键断开,成为气态的中性原子A和B所需的能量。双原子 分子的键能和键离解能量是不同的。二、键长分子中成键原子和核间的平均距离称为键长(也称为核间距).在两个确定原子之间，键K越短,则 越强越牢固。三、键角1、分子中相邻两键之间的夹角称为键角。键角是决定分子空间构型的主要因素、2、影响键角因素(1)中心原子杂化类型:sp； sp2； sp3； sp3d2 等之间:180； 120： 129.5； 90(2)中心原子孤对电子数：孤对越多,键角越小如 sp

21、3杂化 CHf： NHj； H2 键角依次为:109.5; 107.3; 104.5(3)多重键多重键所包含的电子越多，斥力比单键大，使得分子内含多重键的键角变大,推键问的键角变小,例如sp杂化的COF2：(4)电负性 在中心原子具有孤对电子的ABn型分子中,当A相同，B不同时，随B的电负性增大, A-B成键电子对偏向B,从而减少成键电子对之间的斥力，使其键角减小，例如:Pb PBr3 PCI, PF3的键 角依次为:102： 101； 100.1； 97.8如B相同而A不同，则随着A电负性增大,A-B间成键电子对偏向A,从而增大成键电子间的斥力， 使其键角增大。如;Sb%: As%; PHj

22、： NH3 为 91.3； 91.8； 93.3： 107.3例1；在下列多对分子中，哪个分子键角大?说明原因;(1) HgCI2和 BClj (2) CF4和 PF, (3)SiF4和 SF6(4) SnCl2和 SC12 (5) OF2和 C12O (6) PF3#NF3 四、键的极性成键两原子正负电荷中心不亜合则化学键就仃极性。引起化学键极性的主要原因是成键两原子电负性 的差异,电负性差越大,键的极性越大。另外，双原子分子键的极性与分子的极性是致的，但对多原子分子来说，分子是否有极性不仅要看 键是否有极性,还与分子的空间构型有关。例2;比较列多对偶极矩H的大小,并简要说明理由(1) P%

23、和 NH3 (2) BFj和 NF3(3) N%和 NF3 (4) CH3-O-CH3和 C6H6 习题;1.选择题;(1) .叠氨酸的结构式是H-N-N2-N3 , 1. 2. 3.号氮原子采用的杂化类型依次是;A. sp1 sp sp B. sp sp sp C. sp sp sp2 D. sp sp sp (B) (2).C10,F的构型属于()A.直线B.平面四方 C.平面三角 D.四面体 (D)(3) .下列各组物质中，具有顺磁性的是;()A. NO N02B. NO CO C. NO? CO D. N0? SO? (A)(4) .下列化合物中,哪些存在氢键()(1)硼酸;(2)対硝

24、基苯酚;(3)邻硝基苯酚;(4)碳酸氢钠A. 1 2 3 4 B. 2 C. 2 3 D. 1 2 3(A)(5) .下列分子中,偶极距不为零的分子是；()A. BeCLB. BFs C. NF3D. C6H6(C)(6) .列化合物中既存在离子键,共价键，又存在配位键的是;()A. NH,FB. NaOH C. H2SD. BaCb (A),HF中的H的1s轨道与F2.填空题;(1) .由原子轨道组合成分子轨道必须要遵守的:个原则是.的个 轨道组合成M0。(2) .写出符合下列条件的相应的分子或离子的化学式。1氧原子用sp”杂化轨道形成两个。键. 0L0)2氧原子形成,个n键.个三电子“键.

25、两个三电子n键. (0z 0z+ O2)3硼原子用sp杂化轨道形成4个。键.( BF,-)4硫原子形成6个。键. (SFJ3 .根据键级的大小,判断M+与,以及与的键长大小.(N?+ Nz； O， 0)4 .下列各对分子间,存在的相互作用分别为:(i)ch3ci和ch3a之间存在,(2) CHjCl和CCL,之间存在.(3)Hq和CiHsOH之间存在.5、根据电子配对法,讨论氧化碳分子的结构和有关性质。6、用杂化理论讨论BG分子的结构及特点。7、讨论HR),分子中各原子之间的键合情况。8、判断列键能大小顺序并说明理由。(1) C-H,Si-H,Ge-H,Sn-H(2) C-Cl,Si-Cl,G

26、e-Cl,Sn-Cl(3) Si-F,Si-Cl,Si-Br,Si-I9、完成卜表。分子中心原子价 层中电子对 数电子对的 理想排布中心原子可能 采用的杂化类 型中心原子 上孤电子 对数分子 的形 状C02SnCLSO3NF；1SFiIF3XeF410、如可用价层电子一对互斥理论判断键角的相对大小?11、大键形成的条件是什么?12、讨论N0,的结构。13、从结构上讨论为什么SOC能表现为路易斯酸,乂能表现为路易斯碱?14、什么是奇电子化合物?它有哪些特征?15、什么叫等电子体?什么叫等电子原理?16、将卤素单质沸点由低到高的顺序排列。17、试析二氯乙烯顺反异构体沸点的差异。18、氨氣酸随浓度的

27、增大酸性增强。试解释原因。19、用氢键形成说明NH, (aq)为什么表示弱碱性?20、比较NaCl、MgO、CuO、BaO,哪种离子晶体的熔点最髙?21、分析Na。、CaO、YB、ThG中哪种氧化物的熔点最髙?22、试确定 Sc(OH)：,、Y(OH)、La (OH) 3、Eu (OH),碱性相对强弱顺序。23、在Sc、La、Eu中,哪种离子最易水解?24、填空:阳离子的极化能与 有关，电荷越高,极化作用越 半径越大，极化作用越 半径越大,阳离子的变形性越 阳离子电子构型以 和 变形性最大,次之,最差的为。阴离子极化和变形性对简单离子来说和阳离子类似，复杂阴离子的变形性在电荷相等时,半径越大则

28、变形性越 相对复杂的阴离子变形性较 中心原子氣化数越髙,则整个阴离子变形性越。25 .试根据晶体的构型与半径比的关系，判断下列AB型离子化合物的晶体构型。 MgO, BeO, NaBr, CaS, Rbl, CsBr, AgCl, CsL26 .BF,是平面一:角形的几何构型,但NF，却是三角锥形的几何构型,试用杂化轨道理论加以说明。27 .试用价层电子对互斥理论讨论COCb分子的构型与键角。28 .试用价层电子对互斥理论判断下列分子或离子的空间构型:HgCl2.1，If- SO2C12. IO2F2, CIFj, IF5, IC14, PO43. SO,2, ClOf,PC, 329 .已知

29、NO?, CO2. SO2分子中键角分别为13分,180 , 12为,判断它们的中心原子轨道的杂化类型, 说明成键情况。30 .在下列各对化合物中,哪种化合物的键角大?说明原因。(DCH4 和 NH3 (2)OF2 W C12O (3)NHj NF3 (4)PH3 ffl NH331 .判断下列各对化合栃中键的极性大小。ZnO 和 ZnS HI 和 HC1H2s 和 H?Se (4)H2OffOF232 .已知：A0 (N, g) =472.20 KJ mol1, A ,Hmo (H, g) =217.97 KJ mol1, AfHm (NH3, g) =-46.11 KJ moro试计算NH

30、3分子中NH键的键能。33 .根据分子轨道理论判断各组物质中稳定性和磁性大小。（1） NO+, NO. NO ；（2） O2+, O2, O2, O2234 .已知CO?, NOf. BF,分别为直线形,V形和平面二角形。试用等电子原理说明下列分子或离子的成 键情况和几何构型。O3； NO2-; NO; N3-; CO3235 .比较化合物的熔沸点高低,并说明原因.（1） CHHOH和CH,OCH;（2）&和S02i （3） HgCh和HgL； （4） 邻段基不酚和对殻基茶酚。36 .判断下列各组分子之间存在什么形式的分子间作用力。（1）苯和四氯化碳:（2）氮和水;（3）二氧 化碳气体和演化氢

31、气体;（5）甲醇和水。37 .比较列各组物质的热稳定性，并说明原因。（1） NaO,和NaHCO（2） CaCOjifUMnCQ,; （3） Li0J和 K（h; （4） NaNO2和 NaNO,第二讲原子结构2-I核外电子运动状态、玻尔（Bohr）理论要点1、氢原子核外电子运动取定轨道，电子不放出也不吸收能量，离核越远，能量E越髙,正常情况下,e 尽可能处于最低轨道上,处于稳定状态，称基态。2、在定轨道上运动的电子有定的能量E,由某些量。化（指某 物理学的变化是不连续的跳跃式的; 原子中电子的能级是量子化的,所以原子光谱呈线状）的条件决定（E整数值）。在玻尔（Bohr）原子结构理论基础上，推

32、得类氢原子（单电子原子或离子）多原子轨道半径r和能量 E。3、电荷数（氢原子 Z=l） ； B=52.9pm； A=2.179xlO l8Jn为正整数,成为量子数。3、玻尔（Bohr）理论及存在的问题（1）解释氢光谱（2）提出能级概念（3）提出量子化特征（4）未考虑波粒二象性（5）无法解释多电子原子光谱和在磁场中分裂二、核外电子运动的特点1、波粒二象性。量子化爱因斯坦方程1924年德布罗依（de Broglie L）提出:微观粒子也是有波粒二象性德布罗依关系式,此关系式1927年戴维逊电子衍射实验证实。2、测不准原理由于电子有波动性,不可能像宏观物体那样可以精确测定它们在原子核外运动的位置和动

33、量。1927 年,海森堡（HeisonbergW）推导出如下测不准关系式;或（普朗克常数）三、核外电子运动状态的描述1、波函数和原子轨道:由于电子运动具有波动性，量子力学用波函数w来描述它的运动状态。屮是求解薛定禮（Schrodinger） 方程所得的函数式,它是包含三个常数项（n, 1, m）和空间坐标（r, 0, l每个1, m可取+1到1,共（21+1）个值，且1次每一套（n, 1, m） ,ms可取士1/2两个值。例题1；在下列n套量子数中,试指出(1)哪些是不可能存在的?为什么?(2)用轨道符号表示可能存在多 套量子数。1 (2, 1, 0, 0)2 (2, 2, -1, -1/2)

34、 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)例题2:写出筑原子中多电子的四个量子数表达式四、屏蔽效应和穿透效应1、屏蔽效应(1)概念:在多电子原子中,对于某指定的电子来说,它除了受到核的吸引外,还要受到其余电 子对它的排斥作用。利用中心力场模型的近似处理,把其余电子对其指定电子的排斥作用近似地看作抵消 部分核电荷对该指定电子的吸引,而核电荷由原来的Z变为(Z-c)。称为屏蔽常数,(Z

35、-6)称为有 效核电荷,用Z*表示Z*= (Z-a)这种由核外其余电子抵消部分核电荷对指定电子吸引的作用,称为屏蔽效应。因此,多电子原子某指 定电子的能量公式变成:电子越靠近核,它对外层电子屏蔽作用越大,。值由可斯莱特(Slater)规则进行近似的计算。(2)。的计算：将原子电子按内外次序分组：Is： 2s2p； 3s3p3d； 4s4p4d4f：1外层电子对内层电子，没有屏蔽作用，多组的a=02 同一组,0=0.35 (但 1s, =0.30)3如果被扉电子为ns或np, (n-1)组对ns、np, o=0.85,至内组c=1.04如果被屏电子为nd或n佗-,位于它左边多轨道电子对它的0=1

36、.0例：求锂原子(Z=3)的第一电离能。2、钻穿效应：由电云径向分布图可以看出,n值较大的电子在离核较远的区域出现儿率大，但在离核较近的区域 也有出现的几率。这种外层电子向内层穿透的效应称为钻穿效应。钻穿效应主要表现在穿入内层的小峰上,峰是数目越多,穿透效应越大,因峰的数目为n-1,所以n 相同,1越小的电子穿透效应越大。穿透效应大的电子可冋避部分内层对它的屏蔽效应,使。值变小，所以 该电子的能量便下降。对多电子原子来说，n相同1不同的电子亚层,其能量高低:EgVEwVEnSEnf (能级 分裂)。当n和1都不相同,出现了 n值小1值大的轨道反而比n值大1值小的轨道能量大。ill E3dE4s

37、,发 功能级交错现象,当 n次 时，EnsE(n.2)(E(n.l)llVBIBds区:价电子构型(n-Dd/s51 B11Bf区：价电子构型：(n-2)fns2 (有例外)La系、Ac系例1：具有下列价电子的元素是属于哪类或哪种元素?(1)具有3个p电子：(2) 3d全满,4s有2个e- (3)有2个n=4和1=0的电子,8个n=3和1=2 的电子。七、原子结构和元素基本性质1、原子半径：由相邻原子核间距测出的,同种元素的两个原子以共价单键连接时,其核间距的一半为该原 子的(单键)共价半径.原子半径在周期表中变化规律:(1)同一族：主族元素由上到下半径增大，副族元素由上到下半径增大，但不明显

38、。第五、六周期 受到La系收缩的影响。(2)同一周期:由左到右半径减小,主族比副族减小幅度大。因为主族元素有效核电荷增加幅度大: 另外IB、II B原子半径比左边相邻元素大,这是因为d轨道电子填满屏蔽效应增大的缘故。2、电离能(1)概念：气态原子失去个成为+1价气态离子所需的能量,称为该元素的(单)电离能(卜)。 气态+1价离子再失去个所需的能量称为第二电离能(12)一般I(2)在周期表中变化规律(主要指主:族元素)1同一族比较：从上到下，I原子半径增大的缘故。2同一周期比较：从左到右,计,原子半径减小的缘故，有效核电荷渐增。但在川A和VIA出现两个 转折。即电离能llAlA,VAVlA。前者

39、是因为lIA失去的se-,IIIA失去pc-, pe一能量比se一高，易失去， 后者是由于VA族p轨道已半满,较稳定,而VIA的最后个e-要填入p轨道，必然受到原来已占据轨道 的那个电子排斥,耍额外消耗电子的成对能,故较易失去。3、电子亲合能(1)概念:气态原子获得个e一成为气态1价离子所释放的能量称为该元素(单一)电子亲合能(E)(2)周期表中变化规律：与电离势变化规律基本相同。!电子亲合能数据难以测准,多类书中出入较大。2VA、VIA、VUA电了-亲介能最大不是在第二.周期,面是在第.三周期。如:ClBrFI SO 因为 第二周期元素半径小,获得1个电子后电子间斥力大增。3同一周期电子亲合

40、能在!IA, VA出现反复。4、电负性(1)概念：电负性是指分子内原子吸引电子的能力。元素电负性越大,原子在分子内吸引成键电子 的能力越强。(2)变化规律：类同电离能和电子亲合能对主:族元素：同族上T下减小(IHA有些例外)：同以周期从左一右增加。例!.试用原子结构理论解糅。(1)稀有气体在每周期元素中具有最高的电离能(2)电离能 MgAl;PS(3)电子亲合能S0;CN例2：利用适用了单电子的玻尔理论计算：1B”离子的电子处于n=3时轨道半径和能最。21mol处于该状态下B”的电离能,是多少? 3 B”电子 从n=3跃迁到n=2放出的光波长和频率。例3：为什么原子的最外层，次外层和外数第三层

41、依次最高只能有8, 18和32个电子?例4:试依据原子结构理论预测：1原子核外出现第一个电子(1=4)电子的元素的原子序数是多少?2第七周期为未满周期，若填满后应有多少种元素?第八周期有多少种元素?3有人经过理论研究发现,第114号元素应该有一定的稳定性。试指出它属于哪一周期?哪一族? 习题：1、玻尔理论的要点是什么?这理论对原子结构的发展有什么贡献?存在什么缺陷?2,几率和几率密度有何区别?3、说明四个量子数的物理意义和取值要求。4,电子云图和电子云角度分布图两者有何区别?5、什么叫做中心势场模型?6、在元素周期表中,元素按外围(亦称价壳层)电子构型可分为几个区域?各区域价电子构型有何特征? 什么叫过渡元素?7、元素的电离能的变化有何变化规律?8、为什么电离能都是正值?而电子亲合能却有正有负?电子亲合能的大小与哪些因素有关?在周期表中元 素的电子亲合能有何变化趋势?9、鲍林是如何标度电负性的?电负性有何递变规律?试计算氢原子的电负性(已知:H-H键的键能为 436k