大学无机化学笔记课件

无机化学考试范围基本原理原子结构与元素周期率，分子结构与化学键理论，氧化还原反应与电化学，配位化合物。元素部分卤族元素F、Cl、Br、I氧硫元素O、S氮族元素N、P、As、Sb、Bi碳族元素C、Si、Sn、Pb铜锌副族Cu、Ag、Au、Zn、Cd、Hg过渡元素Cr、Mn、Fe、Co、Ni.无机化学复习原则知识点以辅导过的知识点为主。参考书《无机化学例题与习题》。题型简答题结构理论的应用。制备、分离、判断化合物、完成配平反应式(重要元素简答题认真做一遍)等。计算题：与氧化还原平衡相关知识点与题型。.原子结构和元素周期律.

基本要求

一、了解原子轨道、几率和几率密度、电子云等概念。熟悉四个量子数的名称、符号、取值和意义；熟悉s、p、d原子轨道与电子云的形状和空间的伸展方向。二、掌握多电子原子的近似能级图和核外电子的排布的规律；能熟练写出常见元素原子的核外电子的排布，并能确定它们在周期表中的位置。三、掌握周期表中元素的分区、结构特征；熟悉原子半径、电离能、电子亲合能和电负性的变化规律。.

1、主量子数n⑴取值：n=1,2,3,4,…….∞，n为正整数；光谱符号：K,L,M,N……⑵表示原子轨道的大小,核外电子离核的远近；⑶决定原子轨道能量的高低，决定电子能量的高低。对于单电子体系,如：H或He+,

E=-13.6()2（eV）Zn原子序数eV:电子伏特1eV=1.60310-19J主量子数电子能量能量单位.n→∞,E→0,自由电子能量最大,趋近于零。对多电子原子来说，E不仅取决于n，同时也受到其它量子数的影响。

n只能取1，2，3······几个数值，故能量E

是量子化的。例:H原子:He+离子n=1E=-13.6eVE=-27.2eVn=2E=-3.4eVE=-13.6eVn=3E=-1.51eVE=-6.04eVn=∞

E=0E=0······.

2、角量子数l⑴取值:l=0,1,2,3…….(n–1)光谱符号:s,p,d,f……对于每个确定的n,会有n个l与之对应。例如：n=3,表示角量子数可取：

l=0，1，2三个值。

n=4,表示角量子数可取：

l=0，1，2,3四个值。.⑵决定了原子轨道的形状。

l=0s球形

l=1p哑铃形

l=2d花瓣形

⑶表示同一电子层中具有不同状态的亚层（分层）n=1l=0sn=2l=0

s

l=1

pn=3l=0sl=1p

l=2d122333.

⑷l决定轨道角动量的大小角动量的绝对值和角量子数l的关系为

由于

l只能取0，1，2，3······几个数值，故角动量也是量子化的。M=p2h)1(ll+√

对于多电子原子，l也影响轨道能量l不同的轨道能量不同。l越大,E越大。如

E4s＜E4p＜

E4d＜

E4f对于单电子原子Ens＝Enp＝

End＝

Enf.

3、磁量子数m⑴取值：m=±1,±2······±l

对给定的

l，有2l

＋1个m值。

例如:

l=3,则m=0,1,2,3，

2l+1=7,共7个值。

⑵决定电子轨道或电子云在空间的伸展方向形状一定的原子轨道，其空间取向由m决定，2p轨道形状为哑铃形，有三种空间取向，即由m=0，±1所决定。d轨道

l=2，有2l＋1=5种不同的m值，故有5种取向。.意义:

对于形状一定的轨道(l相同电子轨道),m决定其空间取向。例如:l=1,m=0,1有三种空间取向(能量相同,三重简并)。2Pz2Py2Pxyzx+-+-+-.简并轨道:

能量相同的原子轨道称为简并轨道例如:l=1,p轨道,m取值为3个,p轨道为三重简并l=2,d轨道,

m取值为5个,d轨道为五重简并所以,m只决定原子轨道的空间取向,不影响轨道的能量。因n和

l一定,轨道的能量则为一定,空间取向(伸展方向)不影响能量。.n,l,m表明了:(1)轨道的大小(电子层的数目,电子距离核的远近),轨道能量高低;(2)轨道的形状;(3)轨道在空间分布的方向。因而,利用三个量子数即可将一个原子轨道描述出来。

波函数n,l,m

(r,,)这种原子轨道是电子的一种空间运动状态，即代表原子轨道（又称原子轨函）波函数原子轨道是同义词.解:n=3,则l=0,1,2

l=012m=0-1,0,+1-2,-1,0,+1,+2轨道数目:135++=9(条)分别为:n333333333

l011122222 m0-10+1-2-10+1+2例1推算n=3的原子轨道数目,并分别用三个量子数n,l,m加以描述。.

4、自旋量子数ms电子不仅绕核旋转，而且自旋。自旋则有自旋角动量，自旋角动量沿外磁场方向的分量Ms由自旋量子数ms决定：p2hMs=ms

ms只有两种取值+

和-

，分别表示两种不同的自旋方向，经常用↑和↓分别表示自旋方向不同的两个电子。1212.1、原子轨道近似能级图

美国著名结构化学家Pauling(鲍林),经过计算,将能量相近的原子组合,形成能级组。按这种方法,他将整个原子轨道划分成7个能级组:第一组第二组第三组第四组第五组第六组第七组

1s;2s2p;3s3p;4s3d4p;5s4d5p;6s4f5d6p;7s5f6d7p多电子原子的能级..由图可见：⑴l

相同,n大的能量高,即:E2s

E3s

E4s⑵n相同,l大的能量高,Ens

Enp

End

Enf

此现象称为“能级分裂”⑶n和l均不同,还会出现“能级交错

”

(外层轨道的能量反而比内层轨道能量低)的现象。

E4s

E3d

E4p

E5s

E4d

E4p

则n+0.7l大的,能量高(北大徐光宪先生提出)。.如:4s3d4+0.70=43+0.72=4.4所以,E3d>E4s，此种现象在21号元素Sc的左右发生。

(4)组与组之间的能量差大,同组内各轨道之间能量差小。且n逐渐增大,这两种能量差随能级组的增大逐渐变小。

(5)第一能级组,只有1s一个轨道,其余均为两个以上,且以ns开始,以np结束。(6)能级组与元素的周期相对应。.对于单电子体系,其能量为:

Ens

=

Enp

=

End=

Enf即单电子体系,轨道(或轨道上的电子)的能量,由主量子数n决定。2、屏蔽效应()单电子与核作用很简单，多电子原子的情况复杂。.对于多电子体系:Li2ee+3将研究电子之外的原子其余部分,均视为原子核,则将复杂的多原子体系简化为单电子体系:近似看作核Z*

在讨论某一电子的能量时，将内层电子对该电子的排斥作用归结为对核电荷的屏蔽和抵消，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的引力，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。.

Z*=Z-可根据Slater（斯来特）规则求得P83有效核电荷数屏蔽常数核电荷数.不同电子所受的屏蔽作用不同。其大小与主量子数n有关:n越大,受屏蔽作用增大,能量越高。对于运动状态不同的电子,或n相同,l不同的原子轨道,有:

EnfEndEnpEns

此现象称为能级分裂其大小与角量子数l有关:l增大的电子,因为受屏蔽作用增大,均使能量升高;l小的电子,受屏蔽作用小,能量升高的幅度小。.D(r)r截面,3sD(r)r3pD(r)r3d3、钻穿效应(钻透效应)

钻穿效应主要是指n相同、l不同的轨道，由于电子云径向分布不同，电子穿过内层钻穿到核附近回避其他电子屏蔽的能力不同从而使其能量不同的现象。可以从径向分布函数图加以解释:n相同,l不同的各个电子，钻穿回避内层电子的能力一般是：

ns＞np＞nd＞nf因此：EnfEndEnpEns.亦即:n相同,l小的电子,在离核近处,有小的几率峰出现,相当于电子靠近核,受核作用强,同时回避了内层电子的屏蔽作用,自身能量下降。这种效应称为钻穿效应。

总之,屏蔽效应使电子的能量上升,钻穿效应使电子能量下降。可以用钻穿效应解释能级分裂,即n相同,l大的电子能量高,l小的电子可以钻入内部,自身能量降低,产生能级分裂。.可用径向分布图解释:D(r)r3d4s由于s轨道的钻穿作用大;d轨道受屏蔽作用大,综合结果:E

3d>E4s.二、核外电子排布1、排布原则

(3)

Hunt(洪特)规则电子在能量简并的轨道中,要分占各轨道,且保持自旋方向相同。保持高对称性,以获得稳定。包括：轨道全空,半充满,全充满三种分布。

(1)能量最低原理电子由能量低的轨道向能量高的轨道排布(电子先填充能量低的轨道,后填充能量高的轨道。

(2)Pauli(保利)不相容原理

每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运动状态完全相同的电子,亦即无四个量子数完全相同的电子)。.2、核外电子的排布如此,可根据Pauling原子轨道能级图和电子填充三原则,将原子或离子的电子结构式书写出来.但在书写电子结构式时,要注意:

(1)电子填充是按近似能级图自能量低向能量高的轨道排布的,但书写电子结构式时,要把同一主层(n相同)的轨道写在一起

如:24号 Cr Chromium 铬 .填充电子时:1s22s22p63s23p64s13d5

而书写时应为:1s22s22p63s23p63d54s1不能写成:1s22s22p63s23p64s13d5即不能将相同主层的电子轨道分开书写,且保证n最大的轨道在最右侧。×

(2)原子实表示电子排布时,内层已经达到稀有(惰性)气体原子的结构

如:24号Cr铬的结构式为:1s22s22p63s23p63d54s1,内层为Ar的电子结构式,则可写成:[Ar]3d54s1

.

(3)特殊的电子结构要记忆

主要是10个过渡元素:正常填充:先填充ns,达到ns2之后,再填(n–1)d;特殊的:先填ns1或ns0,未达到ns2,就开始填(n-1)d或(n-2)f，轨道处于半充满,全充满左右发生。电子填充反常元素:原子序数：2429；414244454647；7879

元素符号：Cr,Cu;Nb,Mo,Ru,Rh,Pd,Ag;Pt,Au

3个内过渡元素:575864La、Ce、Gd镧、铈、钆.Nb[Kr]4d44s1

Mo[Kr]4d55s1

Pt[Xe]5d96s1

Rh[Kr]4d85s1

Pd[Kr]4d105s0

Ru[Kr]4d75s1

Au[Xe]5d106s1

Ag[Kr]4d105s1

Cr[Ar]3d54s1

Cu[Ar]3d104s1Ce[Xe]4f15d16s2

Gd[Xe]4f75d16s2La[Xe]4f05d16s2.

例2用四个量子数描述n=4,

l

=1的所有电子的运动状态。分析:一个轨道只能容纳两个自旋相反的电子,用n,l

,m可将轨道数目确定下来,则可将每个电子的运动状态确定下来。解:对于确定的l

=1,对应的有m=-1,0,+1有三条轨道,每条轨道容纳两个自旋方向相反的电子,所以有32=6个电子的运动状态分别为:. n=4,4,4,4,4,4

l=1,1,1,1,1,1 m=-1,-1,0,0,+1,+1 ms=+,-,+,-,+,-

通过本例得到结论:

在同一原子中,没有运动状态完全相同的两个电子同时存在!

在此,要牢记四个量子数之间的关系:

n=1,2,3,4……∞

l

=0,1,2,……n-1

m=0,1,2,3……

l

ms=1/2121212121212.元素的分区和族最高能级组电子结构1)s区:ns1~2IAIIA活泼金属；2)p区:ns2np1~6,IIIA~VIIA以及0族非金属和少数金属;3)d区:(n-1)d1~8ns1~2IIIB~VIIB以及VIII族过渡金属（特殊情况有(n-1)d10nso）；4)ds区:(n-1)d10ns1~2IB~IIB有时也称过渡金属;5)f区:(n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2,镧系和锕系，内过渡元素或内过渡系。*过渡是指n–1层由不满向充满电子过渡;内过渡是指n-2层由不满向充满电子过渡。.元素的周期元素周期的划分是以能级组的划分为依据的。能级组与周期的关系特短周期一1s1~22能级组（周期）电子容量（周期内元素数）短周期二2s1~22p1~68

三3s1~23p1~68特长周期六6s1~24

f1~145d1~104p1~632

七7s1~25f1~146d1~10未完长周期四4s1~24d1~104p1~61

8

五5s1~24d1~105p1~61

8.元素所在的周期数等于核外电子最高能级所在的能级组数。例如11Na[Ne]3s1第三能级组第三周期

24Cr[Ar]3d54s1第四能级组第四周期

46Pd[Kr]4d10元素的族主族:s区元素：族数等于最高能级组中(s+p)

电子总数。p区元素如：C2s22p2ⅣA副族:d区元素:族数等于最高能级组中(s+d)

电子总数。

(d+s)

的电子数≥8时,则为VIII族元素。Pd

[Kr]4d105s0

s+d=10第VIII族第五能级组第五周期

(s+p)的电子数=8时,则为0族。.ds区:族数等于最高能级组中s电子数，Cu[Ar]3d104s1第IB族元素。第一过渡元素ScTiVCrMnFeCoNiCuZn第四周期第二过渡元素YZrNbMoTcRuRhPdAgCd第五周期第三过渡元素LaHfTaWReOsIrPtAuHg第六周期

f区:分镧系和锕系两个大族，有时认为属IIIB族对元素要求前88号元素，原子序数、元素名称、元素符号、电子结构式、在周期表中的位置、周期、族、区。.练习

1、已知：外层电子结构：4f75s25p65d16s2确定原子序数、周期表中的位置。

答：第六能级组6s4f5d6p

4f75d16s2

周期123456

2+8+8+18+18+10=64钆Gd第六周期第三副族f区.

2、回答下列问题⑴写出原子序数为32

的元素的核外电子排布、元素符号、元素名称，以及此元素在周期表中的位置（周期、族、区）。⑵试用四个量子数分别表示这个元素原子最外层各价电子的核外运动状态。⑶分别画出此元素最外层Px电子的轨道角度分布图及电子云径向分布图。.答：⑴1s22s22p63s23p63d104s24p2

Ge第四周期ⅣAP区⑵原子最外层各价电子的核外运动状态最外层各价电子nlmms4s24p2[Ar]124 0 0 +124 0 0 -124 1 -1 +124 1 +1 +.⑶D(r)r4pxpxzx+-

3.M3+离子的3d轨道中电子半充满。试推断：⑴M原子的核外电子排布式⑵M元素所在的族和周期⑶M的原子序数和元素符号.答：⑴

M3+

1s22s22p63s23p63d53d64s2M⑵由3d64s2可推断M原子处于第四能级组故为第四周期(d+s)的电子数≥8时,则为VIII族元素。第VIII副族

⑶M的原子序数和元素符号周期1234

2+8+8+8=26铁Fe.4.某元素位于第四周期第五副族，写出元素符号和三价态的离子电子构型；试用四个量子数分别表示这个元素原子最外层各价电子的核外运动状态。答：V钒1s22s22p63s23p63d2nl mms3 2 0+½32+1+½3 2 -1

+½

400+½400-½.5.价电子构型满足下列条件的是哪一族哪一个元素？⑴量子数n=4,l=0的电子有两个和量子数n=3,l=2的电子有六个⑵4s与3d为半充满的元素；⑶具有4个p电子的元素。答：⑴3d64s2Fe⑵3d54s1Cr⑶ns2np4ⅥA主族（氧族元素）.6．按顺序写出原子序数从21到30的10种元素的元素名称和元素符号。在元素名称下划横线表示出具有5个d电子的元素；在元素符号下划横线表示出电子构型“特殊”的元素。解：21222324252627282930ScTiVCr

MnFeCoNiCu

Zn

3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d54s23d64s23d74s23d104s13d124s2

钪钛钒

铬

锰

铁钴镍铜锌.6.几率和几率密度有何区别？7.波函数角度分布图与电子云角度分布图两者有何异同点？每一个特定的波函数，有一个特定的能量E与之对应，如：1s

的能量E1s，2p的能量E2p。

波函数和原子轨道由薛定谔方程解出来的一系列波函数n,l,m

(r,,)，每一个波函数（或其线性组合）表示一种原子轨道。例如：1,0,0

即是1s轨道1s

2,0,0

即是2s轨道2s

2,1,0

即是2p轨道2p

.

几率密度和电子云几率密度

几率:电子在某一区域出现的机会叫几率。用“W”

表示。

与电子出现的区域(体积)有关,即与所在研究区域,单位体积内出现的机会有关。

波函数原子轨道是同义词必须注意：波函数这种原子轨道是电子的一种空间运动状态，即代表原子轨道（又称原子轨函）。.几率与几率密度之间的关系:

几率=几率密度

体积与质量、密度、体积的之间的关系相似。且几率密度=||2,则有:W=||2·V||2

可用积分法求得。几率密度:电子在单位体积出现的几率。(在空间某点几率的大小)。用||2表示几率与几率密度二者之间的关系如何?.电子云:是几率密度||2的形象化,是||2的空间图形。原子轨道:是波函数,或波函数的线性组合(波函数的加减)。||2几率密度电子云是同义词||2r1s||2r2s||2~r变化图:.

电子云图

假想将核外一个电子每个瞬间的运动状态,用照相的方法摄影,并将这样数百万张照片重叠,得到如下的统计效果图,形象地称为电子云图。.6.几率和几率密度有何区别？

答：绕核高速运动的电子是一种几率波，波的强度反映电子在核外空间某处所出现的可能性，即几率。它遵从统计规律。而几率密度是指空间微体积元内的几率大小。几率和几率密度的关系犹如质量和密度的关系一样。几率=几率密度×dη（微体积元）所以几率ψ2dη和几率密度│ψ│2是两个不同的概念。前者是无量纲的数，而后者量纲为1/单位体积。.

7.波函数角度分布图与电子云角度分布图两者有何异同点？波函数角度分布图是以角度波函数Y(θ,φ)随θ,φ变化所画的图形。电子云角度分布图是以角度波函数平方Y2(θ,φ)随θ,φ变化所画的图形。在这两种图形中，由于Y(θ,φ)与主量子数n无关，只与量子数l和m有关，不管是原子轨道角度分布图还是电子云角度分布图，只要轨道的l和m相同，则它们的角度分布图就完全类同。.zx+-Pxzy-+Pyzx+SPz-zx+Y(,)

的图形:.+zx+--dxzzy++--dyzyx++--dxydx2-y2--++yxdz2++--zx-.|Y|2的图形:zxSPzzxdz2zx.另外从这两种角度分布图外形来看也颇为相似，但有两点是不同的：

其一，电子云角度分布图比原子轨道角度分布图要“瘦”一些,这是由于Y(θ,φ)<1，所以Y2(θ,φ)<Y(θ,φ)。

其二，原子轨道角度分布图有正、负号之分，而电子云角度分布图则无。.由此可见，波函数角度分布图突出表示“原子轨道”的极大值方向以及“原子轨道”的正负号，它们在化学键成键方向和能否成键方面有重要作用（参看讲义

P72图3－15）。对于l=0的ns态，Y(θ,φ)值都是一个常数（√1/4π）这表明s状态的波函数与角度θ,φ无关，其角度部分的Ys图象是一个球面。.

10.下列各组元素中，哪一个元素的第一电离能较高。Li和Cs；Na和Cl；N和O；Cu和Zn8.元素的电离能有何变化规律？9.第二周期元素的第一电离能为什么在Be和B以及N和O之间出现转折？.原子半径在周期表中的变化规律

⑴同周期中从左→向右，分两个方面看:①Z—增大，对电子吸引力增大，r—减小；②Z—增大，电子增加，电子之间排斥力增大，r—增大。这是一对矛盾，以哪方面为主？同周期以①为主。只有当d5,d10,f7,f14时，对称性较高的半充满和全充满时，②占主导地位。.短周期：r/pm

15413611811711010499154从Na→Cl,7个元素，r下降了55pm,相邻元素之间，平均下降9.16pm。

(Ar为范德华半径，所以比较大）长周期：NaMgAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFeCoNir/pm

203174144132122118117117116115

CuZnGaGeAsSeBrKr

117125126122121117114169.短周期：电子填加到外层轨道,对核的正电荷中和少,Z*增加的幅度大,所以r变小的幅度大。长周期：e填加到(n-1)层轨道,对核的正电荷中和多,Z*增加的幅度小,所以r变小的幅度小。从Sc→Ni,8个元素，r下降了29pm,相邻元素之间，平均下降值约为4.14pm。

(Cu,Zn,Ga为d10结构，对外层电子斥力大，对核的屏蔽作用强，所以r不但没减小，反而有所增加。同样，Kr为范德华半径，所以比较大)。.超长周期：内过渡系,镧系和锕系r/pm169165164164163162185162161160158158158170158

4f76s2,f半充满

4f146s2,f全充满15种元素,r共减小11pm,电子填到内层(n-2)f轨道,屏蔽系数更大,Z*增加的幅度更小,所以,r减小的幅度更小,或r收缩的幅度很小。镧系收缩的结果?

Zr

Nb

Mor/pm

145

134

130

Hf

Ta

Wr/pm

144

134

130LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu此种半径收缩很小的现象,称为镧系收缩。.镧系收缩的结果:由于镧系收缩,不仅使15种镧系元素的半径相似,性质相近,分离困难;而且更主要的是：使得第二、第三过渡系的同族元素半径相近,性质相近,分离困难。

⑵同族中半径变化

自上而下:①Z—增大，对电子吸引力增大，r—减小；②e—增多，电子层增加，r—增大。这是一对矛盾，以哪方面为主？

同族中以②为主.主族:Li123pmNa154pmK203pmRb210pmCs235pmr增大(幅度大)副族:TiVCrr/pm132122118

ZrNbMo

145

134

130

HfTaW

144

134

130r增大(幅度小)r相差12~13pmr相近或相等.

电离能的定义：某元素1mol基态气态原子,失去最高能级的1mol电子,形成1mol气态离子(M+)所吸收的能量,叫这种元素的第一电离能(I1);1mol气态离子(M+)继续失去最高能级的1mol电子,则为第二电离能(I2);I3,I4……I

n。即:M(g)——M+(g)+e

H=I1

M+(g)——M2+(g)+e

H=I2电离能

1、基本概念

.

2、电离能的周期性变化

⑴同周期中

从左→向右，Z增大，r减小,核对电子的吸引增强,愈来愈不易失去电子,所以I增大。2s12s22s22p12s22p22s22p3

2s22p42s22p52s22p6短周期:主族元素（I1/kJ·mol-1）LiBeBCNOFNe52090080110861402131416812081.LiBeBCNOFNe电离能/(kJ·mol-1

×102)252015105。。。。。。。。第二周期元素的第一电离能2s22s22p12s22p32s22p4.从同周期电离能I增加幅度来看

主族元素>副族元素

因为:主族元素的半径减小幅度大,即Z*增加幅度大,对外层电子的引力增加幅度大,所以I的增加幅度也大。副族元素的半径减小幅度小,即Z*增加幅度小,对外层电子的引力增加幅度小,所以I的增加幅度也小。有时有反常现象。内过渡系的规律性更差。

长周期:副族（I1/kJ·mol-1）ScTiVCrMnFeCoNiCuZn631658650653717759758737746906.主族:I1/kJ·mol-1Be900Mg738Ca590Sr550Ba503I变小

⑵同族中电离能变化自上而下:①Z→增大，核对电子吸引力增大，I→增大；②e→增多,电子层增加,电子离核远,核引力下降,I→减小。这也是一对矛盾，以哪方面为主？同族中以②为主。.

只有r相近时,①才占主导地位,所以:同副族电离能(I1):第一过渡系第二过渡系第三过渡系

I减小I增加副族:TiVCrMnFeCoNiCuZnI1/KJ.mol-1658650653717759758737746906ZrNbMoTcRuRhPdAgCdI1/KJ.mol-1660664685702711720805731868HfTaWReOsIrPtAuHgI1/KJ.mol-16547617707608408808708901007＞＜同副族半径r第一过渡系＜r第二过渡系≈r第三过渡系.8.元素的电离能有何变化规律？元素电离能的变化有以下规律：（1）第一电离能最小，第二电离能次之，所以有I1<I2<I3······的规律。

（2）在同一周期中，以稀有气体的电离能最大，碱金属的电离能最小。总的来说，从左到右呈增大的趋势。但增大的幅度随周期数的增大而减小。第二、三周期元素从左到右有两个转折。全满（s2）、半满（p3）均比前后相临原子的电离能大。.（3）同一主族元素，从上到下电离能减小，金属性增强。第一主族的Cs是最活泼的金属。稀有气体He的第一电离能最大。过渡金属变化规则性不强。电离能可以计算，在多电子原子中，各轨道的能量公式为E=-13.6（Z–σ)2n2(eV)由斯莱特的规律计算σ值，即可计算轨道电子的能量，知道了原子和不同程度电离的离子总能量，利用两者之差就可求得各级电离能。.9.第二周期元素的第一电离能为什么在Be和B以及N和O之间出现转折？

答：从第二周期元素的第一电离能的数据可以看出，随元素有效核电荷的增加，虽然电离能总的趋势也是增加的，但是有转折。发现这八种元素实际上可分成三组：

LiBe

BCN

OFNe

52090080110861402131416812081.在每一组电离能增加是很有规律的，但组与组之间却发生了转折，即第二组B、C、N的电离能低于从第一组Li、Be外推之值；第三组O、F、Ne的电离能低于从第二组B、C、N外推之值。出现第一个转折的原因是由于Li、Be失去的是2s电子，B开始失去的是2p电子，2p电子钻穿效应不及2s电子，受内层电子屏蔽作用比2s电子大，故能量比2s电子高，易失去。.第二个转折的是由于N的2p轨道已半满，从O开始增加的电子要填人p轨道，必然要受到原来已占据该轨道的那个电子的排斥，即要克服电子成对能，因此，这些电子与原子核的吸引力减弱，易失去。另外，出现两个转折还与它们的电子构型有关。B为2s2sp1,当2p电子失去后变成2s22p0，即达到2s全满，2p全空的稳定结构，因此，B电离能较低，同样的，O的电子构型为2s22p4，先失去一个2p电子后就变成2s22p3，即p轨道达到半满的稳定结构。.10、下列各组元素中，哪一个元素的第一电离能较高。Li和Cs；Na和Cl；N和O；Cu和Zn答：Li＞Cs同族，Li的半径比Cs小；Na＜Cl同周期，Na的半径比Cl大；N＞ON：2s22p3O:2s22p4；Cu＜ZnZn的核电荷比Cu多，Cu+3d104s0。.化学键与分子结构.基本要求1、熟悉化学键的分类，熟悉共价键的价键理论的基本要点、共价键的特征和类型。2、了解价层电子对互斥理论的要点以及用该理论推测简单分子或多原子离子的几何构型的方法。3、熟悉杂化轨道的概念和类型，能用杂化轨道理论解释简单分子或多原子离子的几何构型。4、了解分子轨道的概念以及第二周期同核双原子分子、异核双原子分子（CO、HF、NO）的能级图和电子在分子轨道中的分布，并推测其磁性和稳定性。.

5、了解键能、键长、键角、键级等键参数的概念，熟悉键的极性和分子的极性。6、了解分子的偶极矩和变形性及其变化规律；了解分子间力的产生及其对物性的影响；了解氢键的形成条件、特点及其对某些物性的影响。7、了解离子极化及其对键型、物性（溶解度、熔沸点、颜色、稳定性、水解性等）的影响。.分子中心原子价层电子对数电子对的理想排布中心原子采用的杂化类型中心原子孤对电子对数分子构型CO2SnCl2SO3NF3SF4IF3XeF41、完成下表.分子中心原子价层电子对数电子对的理想排布中心原子采用的杂化类型中心原子孤对电子对数分子构型OF2

H3O+BrF3I3-TeCl4IO65-

IF5.

价层电子对理论要点

ABn

型分子的几何构型取决于中心A

的价层中电子对的排斥作用。分子的构型总是采取电子对排斥力平衡的形式。

②Ⅵ族元素的原子做中心时:

价电子数为6,如：H2O6+1×2=8；

做配体时:提供电子数为

0,如:

CO24+0×2=4

NO25+0×2=5

⑴中心原子价层电子对总数和对数

①中心原子价层电子总数

等于中心A的价电子数加上配体在成键过程中提供的电子数。如；CCl4

4+1×4=8.③处理离子体系时,要加减与离子电荷相应的电子数。

如：PO43－

5+0×4+3＝8NH4＋

5+1×4－

1＝8④总数除以2，得电子对数:总数为奇数时，按进位计算。例如：NO25+0×2=

5电子对数为3

⑵电子对和电子对空间构型的关系

电子对相互排斥，在空间达到平衡取向。.电子对数空间图形构型电子对间夹角2对电子:——A——:

直线型180o

5对电子三角双锥90o，120o

3对电子三角形120o4对电子正四面体109o28’.6对电子正八面体90o

⑶分子的几何构型与电子对构型的关系

若配体数和电子对数相一致，各电子对均为成键电子对，则分子构型和电子对构型一致。配体数不可能大于电子对数。当配体数少于电子对数时，一部分电子对成为成键电对，另一部分电子成为孤对电子，确定出孤对电子的位置，分子构型才能确定。.431422321三角锥电子配体数孤电对数对数

电对构型分子构型

V形

V形.

541

AABBBBBB变形四面体

532AAABBBBBBBBB“T”型.6对电子对1对孤对电子6对电子对2对孤对电子四角锥正方形BBBBBBBBBAA.例1.

利用价层电子对互斥理论判断下列分子和离子的几何构型（电子总数、电子对数、电子对构型和分子构型):

AlCl3H2SSO32-NH4+NO2IF3

解:

AlCl3H2SSO32-NH4+NO2IF3电子总数6888510电子对数344435.

三角形V字构型三角锥正四面体V字形T字形分子构型三角形正四面体正四面体正四面体三角形三角双锥电子构型.分子中心原子价层电子对数电子对的理想排布中心原子采用的杂化类型中心原子孤对电子对数分子构型CO2SnCl2SO3NF3SF4IF3XeF41、完成下表2334556直线性V型三角形三角锥变形四面体T型四边形spsp2sp2sp3sp3dsp3dsp3d20001122直线性三角形三角形正四面体三角双锥三角双锥正八面体.分子中心原子价层电子对数电子对的理想排布中心原子采用的杂化类型中心原子孤对电子对数分子构型OF2

H3O+BrF3I3-TeCl4IO65-

IF54455566正四面体正四面体三角双锥三角双锥三角双锥正八面体正八面体V形三角锥T型直线性变形四面体正八面体四角锥sp3sp3sp3dsp3dsp3dsp3d2sp3d22123101.杂化轨道理论理论要点

1.

杂化概念

在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。形成CH4分子时，中心碳原子的2s和2px,2py,2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组（四条）新的杂化轨道，即4条sp3

杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道，有自己的波函数、能量、形状和空间取向。.

⑵杂化轨道的数目,形状,成分和能量

在杂化过程中形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的轨道的数目。

杂化实质是波函数Ψ线性组合,得到新的波函数