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一、原子结构和元素周期律1、四个量子数:主量子数n，角量子数l，磁量子数m，自旋量子数ms 主量子数n=1,2,3。 角量子数l=0,1,2,3。，n（对应的符号s,p,d,f,g） 磁量子数m=0，1，2，3。l 自旋量子数ms=1/2即氢原子H 电子排布：1s1 它的唯一的一个电子的四个量子数是 n=1，l=0，m=0，ms=+1/2字母spdf前的是主量子数，spdf所对应的是角量子数，字母上角标是处于spdf的总的电子数，s最多存在2个电子，对应m=0，ms=1/2；p是6个，3对，对应m=0、1，ms=1/2，其中3个是+1/2，3个是-1/2；d是10个，5对，对应m=0、1、2，ms=1/2，其中5个是+1/2，5个是-1/2；f是14个。7对，对应m=0、1、2、3，ms=1/2，其中7个是+1/2，7个是-1/2；当spdf中某一层电子其全充满电子数（即依次1，3，57时）这些电子都是+1/2，然后再往各轨道上排的电子，才是-1/2。例如：硫原子S 电子排布：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 最外层电子3s2 3p3共6个电子 这6个电子的量子数依次为 n=3，l=0，m=0，ms=+1/2 n=3，l=0，m=0，ms=-1/2 n=3，l=1，m=0，ms=+1/2 n=1，l=1，m=-1，ms=+1/2 n=1，l=1，m=1，ms=+1/2 n=1，l=1，m=0，ms=-1/22、能级排布图中从上到下，依次对应每个周期，每个圆圈能容纳两个电子，对于原子来说，没增加一个电子代表，一个新的元素，所以从第一周期到第七周期，依次为，2、8、8、18、18、32、32个元素，考试范围中只要求前88个元素。3、钻穿效应：由于径向分布的原因，角量子数l小的电子钻传到核附近，回避其他电子屏蔽的能力较强，从而使自身能量降低。（用来直接说明能级分裂和解释所谓的能级交错现象。E4SE3d）4、屏蔽效应：在多电子体系种，核外其他电子抵消部分核电荷，使被讨论的电子受到的核的作用变小，这种作用被称为其他电子对被讨论电子的屏蔽效应。（屏蔽效应的结果是能级分裂E4SE4p E4dE4f）5、背诵前88号元素的元素名称，元素符号，电子排布式，所在周期，所在族。（镧系略,因为镧系元素出题几率较低）如考试原题可以给出，请写出第24号，第44号元素的名称、符号、电子层排布式。 答：24号：铬 Cr Ar3d54s1 44号：钌 Ru Kr4d75s1 其中Ar表示1s22s2 2p63s2 3p6 Kr表示1s22s2 2p63s2 3p63d104s24p6周期数用大写数字表示，如H:第一周期族用罗马数字+字母表示，如H：IA族，Sc：IIIB族。6、元素周期律：同周期，原子半径从左到右依次减小（核电荷数增大，对电子吸引增大）镧系收缩：指15种镧系元素，从左到右，原子半径一共减少了9pm，此现象，对镧系元素自身的影响是使得镧系元素性质相近，分离困难。对镧系后面的元素影响是使得第二、第三过渡系列的同副族元素半径相近，性质相似，分离困难。同族中，原子半径从上到下依次增大（核外电子增多，增加了一个电子层）7、电离能：使得一个原子失去一个电子变成正离子所需要吸收的能量，叫做该元素的第一电离能。用I1(元素符号)（如I1(B)）同周期，从左到右依次增大，同族中，从上到下依次较小。但会出现反常，如I1(B) I1(Be)，I1(O) I1(N)。 原因解释：B的2p轨道上失去一个电子，会形成类似Be的全充满稳定结构，Be的2s轨道失去一个电子，会破坏其全充满的稳定结构。所以I1(B) I1(Be) N的2p轨道上有三个电子，失去一个电子会破坏其般充满结构，O的2p轨道有4个电子，失去一个电子会形成半充满结构，所以I1(O) I1(N)副族中，第一个过渡系列和第二过渡系列的电离能比较接近。第三过渡系列的电离能明显大于第二过渡系列。原因解释：第二、三过渡系列的半径相近，但第三过渡系列的核电荷数要比第二过渡系列大得多，所以副族中，第一个过渡系列和第二过渡系列的电离能比较接近。第三过渡系列的电离能明显大于第二过渡系列。8、电子亲和能：1mol某元素的基态气态原子，得到1mol电子，形成气态负离子M-时所放出的能量。用E1表示。同周期，从左到右依次增大；同主族中，从上到下依次减小。但也会出现反常，如E1(F)HClb)判断物质的氢键类型：分子间氢键和分子内氢键若某两种物质为同分异构体（此考点多用于有机物），其中A中只存在分子间氢键，B中同时存在分子间氢键和分子内氢键，故熔沸点AB。 例如对硝基苯酚和邻硝基苯酚。 c)若两种共价化合物均不含有氢键，则比较两个物质的范德华力，其中包括取向力，诱导力，色散力，而又以色散力为主，即色散力决定两个共价化合物间的范德华力大小比较（这个知识点只用于解释两个不含氢键化合物之间熔沸点比较结果，而不需要学习如何判断两个物质中范德华力的大小比较）过渡化合物：使用离子极化理论，即离子在电场中产生诱导偶极的现象，成为离子极化现象。极化理论导致，这种过渡化合物中的化学键倾向于离子键，离子极化越强，化合物的熔沸点越低，稳定性越低，溶解度越低，颜色越深。离子变形性强弱比较：a)离子半径越大变形性越大，故变形性一般只在阴离子里讨论，但半径较大的阳离子也具有一定的变形性如Ag+,Hg2+,Pb2+b）阴离子变形性由离子电荷数的代数值决定，代数值越大，变形性越小，如FO2-；c）若电荷数相同，则外层电子数越多，变形性越大 如Na+(8e)Li+Na+K+ 如稳定性：HNO3LiNO3NaNO3Li+Na+K+，其中反极化能力是指H+等离子产生的极化能力与N(V)相反，导致O-N键易断裂。若阳离子相同的含氧酸或含氧酸盐中，化合物稳定性决定于中心原子的价态，价态越高，抵御化合物中的阳离子的反极化作用的能力越强。如稳定性：AgNO3AgNO25、分子轨道理论 上图中左图为O2，F2的分子轨道能级图，右图为B2，C2，N2的分子轨道能级图所以在记忆过程中需要区分开，记忆时需要同时记忆上述各物质的能级图画法，和分子轨道式 上述两图即为F2和N2的分子轨道式。键级计算：键级=（成键电子数-反键电子数）/2 成键电子数：不带星号的，反键电子数：带星号的如F2：（10-8）/2=1 N2：（10-4）/2=3键级越大，表示物质稳定性越强，键级为0，表示物质不存在，即此物质是单原子分子，如He磁性判断：上述F2和N2中均不含有单电子，而O2中含有两个单电子O2 所以F2和N2为抗磁性，O2为顺磁性。三、氧化还原反应Ksp：AgCl=Ag+Cl-, Ksp= Ag+ Cl- Cu（OH）2=Cu2+2(OH)-， Ksp= Cu2+(OH)-2K稳：Cu2+4NH3=Cu（NH3）42+, K稳= Cu（NH3）42+/ Cu2+ NH34298K时，E=E+0.059V/z lg氧化型/还原型 氧化型：化合价高的，还原性：化合价低的如：Cu2+为氧化型，Cu为还原型解题技巧：第一种题中E已知，Ksp或K稳已知，且不发生氧化还原反应的离子在标况下浓度为1或为已知值，则如例子中给出的， Cu2+ =Ksp或Cu2+ = 1/ K稳，求在此情况下的E。第二种题是判断反应是否能进行，则计算反应方程式的E=E+E，当E0时，反应能发生，当EP,所以重排6配位,所以是八面体场E球=0CFSE=0-(-2/5) 6+（3/5）0+2P 代入数值计算即可注：式中(-2/5) 表示八面体场中下边三个圈中每个电子所具有的能量为 (-2/5) ，一共6个电子所以6，3/5表示八面体场中上边的两个圈每个电子能量是3/5，此题中上边两个圈没有电子所以0，P的系数是八面体场中电子对数球形场中电子对数，即右侧的电子对数左侧的电子对数：3-1=2。四面体场中下边的两个圈每个电子能量是（-3/5），上边的三个圈每个电子能量是2/5 ,P前系数计算方法与八面体场相同，式子的计算方法也与八面体场相同。上述P,均为题中已知的4、高低自旋判断重排：低自旋，如上述例子中，Fe2+的电子都到了下边的三个圈中。不重排：高自旋，与上述例子正好相反，电子有在上边的圈中的。总结：重排低自旋外轨型-P 不重排高自旋内轨型-P5、影响配位化合物稳定性的因素试卷中基本不考察软硬酸碱理论，所以一般不需要记忆这个理论中的具体化合物考点1、螯合效应：如题中给出的配位化合物的配体是en或EDTA，一定是这种物质稳定考点2、配体一样，中心离子的元素一样，电荷数高的稳定（如稳定性Co（NH3）63+ 大于Co（NH3）62+）考点3、配体一样，中心离子同族，周期数大的稳定（如稳定性Hg（NH3）42+ 大于Zn（NH3）42+）考点4、中心一样，配体的电负性越小，越易给出电子，越稳定。6、Jahn-Teller效应此知识点不需要理解什么是Jahn-Teller效应的原因，只需记住Jahn-Teller效应的结果是使4配位化合物的空间构型变成正方形，及记住哪些化合物会发生Jahn-Teller效应，具体如下：弱场的d4组态，强场的d7组态，强场的d8组态，P