無(wú)機(jī)化學(xué)全部知識(shí)要點(diǎn)及配套練習(xí)

1、奧賽自學(xué)資料無(wú)機(jī)化學(xué)全部知識(shí)要點(diǎn)及配套練習(xí)一.無(wú)機(jī)化學(xué)（理論部分）知識(shí)點(diǎn)應(yīng)用歸納1、無(wú)機(jī)物（分子或離子）構(gòu)型:（1）簡(jiǎn)單分子（或離子）：（2）配合物：2、物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)(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(jià)電子、價(jià)軌道有關(guān)）3、物質(zhì)的穩(wěn)定性：（1）無(wú)機(jī)小分子：（2）配合物：4、物質(zhì)的磁性：（1）無(wú)機(jī)小分子：MO （掌握雙原子分子軌道能級(jí)圖）   

2、  （共價(jià)雙原子分子）（2）配合物：5、物質(zhì)的顏色:（1）無(wú)機(jī)小分子：極化理論（2）配合物：6、無(wú)機(jī)物溶解度:（1）離子晶體：（2）共價(jià)化合物：7、物質(zhì)的氧化還原性：影響因素（1）溶液酸、堿度（2）物質(zhì)的聚集狀態(tài)8、化學(xué)反應(yīng)方向:（1）熱力學(xué)數(shù)據(jù)： （2）軟硬酸堿理論9、分子極性、鍵的極性、鍵角、鍵長(zhǎng)等:10、推導(dǎo)元素在周期表中的位置：能級(jí)組取值，選擇組合理量子數(shù)：四個(gè)量子數(shù)取值規(guī)則11、溶液中有關(guān)質(zhì)點(diǎn)濃度計(jì)算：化學(xué)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(guān)鍵12、常見的基本概念:對(duì)角線規(guī)則；惰性電子對(duì)效應(yīng)；Lewis酸、堿；質(zhì)子酸、堿；緩沖溶

3、液；屏蔽效應(yīng)；鉆穿效應(yīng)；同離子效應(yīng)；鹽效應(yīng)；鑭系收縮；電負(fù)性；電離勢(shì)；電子親合勢(shì)；晶格能；鍵能；有效核電荷及求法等。二.無(wú)機(jī)化學(xué)（元素部分）（1）結(jié)構(gòu)（2）性質(zhì)：重點(diǎn)是化學(xué)性質(zhì) 第一講 分子結(jié)構(gòu)（molecular structure）1-1 離子鍵理論一、基本要點(diǎn)活潑金屬和活潑非金屬的原子反應(yīng)時(shí)，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(diǎn)，在熔融態(tài)或水溶液中可導(dǎo)電等。這種由于原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，生成正負(fù)離子，并通過(guò)靜電庫(kù)侖作用而形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。通常，生成離子鍵的條件是兩原子的電負(fù)性差大于1.7以上，由離子鍵

4、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(guò)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(fù)離子一般都是含氧酸根離子或配陰離子。2、離子的電子構(gòu)型：（1）2e構(gòu)型：1s2，如Li+，Be2+（2）8e構(gòu)型：(n-1)ns2(n-1)p6：Na+，Mg2+，Ba2+等（3）917e構(gòu)型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d19：Fe2+,Mn2+等（4）18e構(gòu)型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+,Ag+,Zn2+等（5）18+2e構(gòu)型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d

5、10ns2：Sn2+,Pb2+等3、離子半徑：（變化規(guī)律）:同一元素：負(fù)離子>原子>低價(jià)正離子>高價(jià)正離子同族元素同價(jià)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(yuǎn)離的氣態(tài)正離子和負(fù)離子結(jié)合成1mol離子晶體時(shí)所釋放的能量絕對(duì)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(duì)值。2、計(jì)算：晶格能不能用實(shí)驗(yàn)直接測(cè)量，通常有兩種方法計(jì)算：（1）庫(kù)侖作用能模型理論計(jì)算：A為馬德隆（Madelung）常數(shù)，與晶格類型有關(guān)；n是與原子的電子構(gòu)型有關(guān)的因子；Z1Z2為正負(fù)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(fù)離子核間距r0成反比

6、，與配位數(shù)有關(guān)，配位數(shù)增加，A增大，U增大。（2）玻恩哈伯（BornHaber）循環(huán)間接計(jì)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(jì)算NaF的晶格能U。四、離子極化1、基本概念離子間除了庫(kù)侖力外，誘導(dǎo)力起著重要作用，因?yàn)殛?yáng)離子具有多余的正電荷，半徑較小，它對(duì)相鄰的陰離子會(huì)起誘導(dǎo)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(dǎo)過(guò)程中能產(chǎn)生瞬時(shí)的誘導(dǎo)偶極。陰離子中產(chǎn)生的誘導(dǎo)偶極又會(huì)反過(guò)來(lái)誘導(dǎo)陽(yáng)離子，陽(yáng)離子如果易變形（18e-,18+2e- or 917e-構(gòu)型半徑大的離子），陽(yáng)離子中也會(huì)產(chǎn)生偶極，使陽(yáng)離子和陰離子之間發(fā)生了額

7、外的吸引力。當(dāng)兩個(gè)離子接近時(shí),可能使兩個(gè)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(jià)鍵過(guò)渡。2、極化力（極化作用）：（1）電荷:  陽(yáng)離子電荷越高，極化力越強(qiáng)（2）半徑:  外殼相似電荷相等時(shí)，半徑小，極化力強(qiáng)。（3）離子構(gòu)型（陽(yáng)離子）:18e-,2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)>917e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)>8e-(Na+、Mg2+等)（4）電荷高的復(fù)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(jié)構(gòu)相同的陽(yáng)離子，正電荷高變形性小O2->F->Ne>Na

8、+>Mg2+>Al3+>Si4+（2）對(duì)于外殼結(jié)構(gòu)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-<I-（3）電荷和半徑相近時(shí)；18e-,18+2e-；917e->>8e-變形性：Ag+>K+；Hg2+>Ca2+等（4）對(duì)于相同或類似的結(jié)構(gòu)的離子，半徑越大，變形性越大（5）復(fù)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ClO4-<F-<NO3-<CN-<Cl-<Br-<I-小結(jié)：最易變形是體積大陰離子和18e-，18+2

9、e-，917e-的少電荷陽(yáng)離子，如：Ag+、Pb2+、Hg2+等; 最不易變形是小半徑高電荷稀有氣體外殼陽(yáng)離子，如Be2+、Al3+、Si4+等4、相互極化（附加極化）作用實(shí)際上，每一個(gè)離子一方面作為帶電體，會(huì)使其他異號(hào)離子發(fā)生變形，另一方面，在周圍離子作用下，本身也會(huì)產(chǎn)生變形，這種陰陽(yáng)離子相互極化作用結(jié)果，使產(chǎn)生的誘導(dǎo)偶極矩加大，從而進(jìn)一步加強(qiáng)了它們相互作用，這就是附加極化作用。顯然，每個(gè)離子的總極化作用應(yīng)是它原有極化作用與附加極化作用之和。5、離子極化理論的應(yīng)用：（1）晶體類型轉(zhuǎn)變：離子晶體分子晶體;  如AgFAgI；NaFSiF4PCl5（2）鍵型轉(zhuǎn)變：離子型共價(jià)型（3）結(jié)構(gòu)

10、轉(zhuǎn)變：共價(jià)性增強(qiáng)，配位數(shù)減小。如AgF(NaCl型)AgI(ZnS型)（4）熔、沸點(diǎn)變化：降低（5）溶解性變化: 減?。?）顏色變化: 顏色加深例題1：解釋現(xiàn)象（1）MgO的熔點(diǎn)高于Mn2O7;（2）AgCl,AgBr,AgI顏色依次加深;（3）HgS在水中溶解度很小12 價(jià)鍵理論（VB法）一、價(jià)鍵理論的基本要點(diǎn)：1、共價(jià)鍵的本質(zhì)：價(jià)鍵理論認(rèn)為共價(jià)鍵的本質(zhì)是由于原子相互接近時(shí)，由于原子軌道的重疊，原子間通過(guò)共用自旋方向相反的電子對(duì)結(jié)合，使體系能量降低而成鍵。共價(jià)鍵的本質(zhì)也是電性的。2、共價(jià)鍵形成原理（1）電子配對(duì)原理：根據(jù)成單電子數(shù)配對(duì)，共價(jià)單鍵、雙鍵等（2）能量最低原理:（3）原子軌道最大重

11、疊原理:3、共價(jià)鍵的特點(diǎn)（1）共價(jià)鍵結(jié)合力的本質(zhì)是電性的，但不能認(rèn)為純粹是靜電作用，一般用鍵能表示共價(jià)鍵強(qiáng)度。（2）共價(jià)鍵形成是由于原子軌道重疊，兩核間電子云幾率密度最大。不意味著僅在兩核之間。（3）共價(jià)鍵具有飽和性。（4）共價(jià)鍵具有方向性。（5）共價(jià)鍵的鍵型：1鍵。2鍵。 3配位鍵。4鍵：由兩個(gè)原子的dxydxy;dxzdxz,dyzdyz,or dx2-y2dx2-y2,軌道面對(duì)面的重疊而成。如在Re2Cl82-中鍵是dxydxy面對(duì)面（沿z軸）重疊:二、雜化軌道理論1、雜化軌道的概念：在形成分子時(shí)，由于原子間的相互作用，若干不同類型的、能量相近的原子軌道混合起來(lái)，重新組成一組新的軌道，重

12、新組合過(guò)程叫做雜化，所形成的軌道叫雜化軌道。2、雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：（1）原子間的微擾作用，使某一原子內(nèi)能量相近的原子軌道重新組合構(gòu)成新的軌道，其能量、形狀和空間伸展方向皆發(fā)生了變化。（2）形成雜化軌道數(shù)，等于參加雜化的原子軌道數(shù)。（3）雜化軌道滿足“最大重疊原理”，成鍵能力更強(qiáng)，構(gòu)成分子更穩(wěn)定。（4）雜化軌道空間構(gòu)型決定形成分子或離子的空間構(gòu)型：如sp（直線）；sp2（平面三角）；sp3（正四面體）；dsp2（sp2d平面方形）；dsp3（sp3d三角雙錐）；d2sp3（sp3 d2八面體）（5）雜化軌道有等性和不等性雜化軌道之分原子軌道雜化后，如果每個(gè)雜化軌道所含的成分完全相同，則稱為

13、等性雜化，等性雜化軌道空間構(gòu)型與分子的空間構(gòu)型是一致的，如CH4分子原子軌道雜化后，雜化軌道所含的成分不完全相同，稱為不等性雜化，在有孤對(duì)電子占據(jù)時(shí)，雜化軌道空間取向與分子的空間構(gòu)型就不相同了，如NH3，H2O等3、雜化軌道理論的應(yīng)用例1：試用雜化軌道理論推斷下列分子的空間構(gòu)型：（1）SnCl2；（2）CF2Cl2；（3）NF3；（4）SF6. 13價(jià)電子對(duì)互斥模型（VSEPR）一、基本要點(diǎn)：1、概念：在共價(jià)分子中，中心原子價(jià)電子層電子對(duì)的排布方式，總是盡可能使它們之間靜電斥力最小，分子（或離子）的幾何構(gòu)型總是采取電子對(duì)相互排斥力最小的那種結(jié)構(gòu)。2、價(jià)電子對(duì)之間的斥力大?。?）電子對(duì)

14、之間的夾角越小，排斥力越大；（2）孤對(duì)孤對(duì)>孤對(duì)鍵對(duì)>鍵對(duì)鍵對(duì)（3）三鍵>雙鍵>單鍵，如HCHO中,CHCH（118º）<CHCO（121º）（4）中心原子相同時(shí)，價(jià)層電子對(duì)之間斥力隨配位原子的電負(fù)性增大而減小，生成鍵角也較小，如：NF3和NH3<FNF（121.1º）<HNH（107.3º）配位原子相同時(shí)，電子對(duì)間的斥力，隨著中心原子電負(fù)性減小而減小，鍵角也減小。如：鍵角：OH2>SH2>SeH2>TeH23.價(jià)電子對(duì)數(shù)的計(jì)算：  價(jià)層電子對(duì)數(shù)=1/2（中心原子價(jià)電子數(shù)+配位原子提供

15、的電子數(shù)）（1）H和X作為配體提供一個(gè)e-，X為中心原子提供7個(gè)e-（2）氧族元素作為配體，不提供e-，作為中心原子提供6個(gè)e-,（3）對(duì)于離子，加上或減去所帶電荷數(shù)（4）含有奇數(shù)電子時(shí)，電子數(shù)加1（5）N作為配體-1，中心原子為54、價(jià)電子對(duì)數(shù)與分子構(gòu)型（1）價(jià)電子構(gòu)型：2對(duì)直線，3對(duì)平面三角，4對(duì)正四面體，5對(duì)三角雙錐，6對(duì)正八面體（2）分子構(gòu)型:1若價(jià)電子對(duì)全部是鍵對(duì)，分子構(gòu)型與其相同2若價(jià)電子對(duì)中有鍵對(duì)有孤對(duì)，分子構(gòu)型與價(jià)電子對(duì)構(gòu)型不同，要畫出所有可能構(gòu)型，根據(jù)電子對(duì)斥力大小，選擇穩(wěn)定構(gòu)型。二、價(jià)層電子對(duì)互斥模型應(yīng)用1、判斷分子或離子構(gòu)型例1：判斷ClF3分子構(gòu)型練習(xí)：1、用價(jià)層電子對(duì)

16、互斥模型預(yù)測(cè)下列分子或離子的空間構(gòu)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(gòu)型：SnCl2；SnCl3-；CF2Cl2；NF3；SF6；BCl3；ClF3；OF2；SF4；XeF414 雙原子分子軌道理論（MO）一、基本要點(diǎn)：1、作為一種近似處理，認(rèn)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(duì)稱性原理（2）能量相近（3）最大重疊3、若MO由兩個(gè)符號(hào)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(gè)符號(hào)相反的AO疊加而成，其

17、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(duì)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(jí)圖   適用于O2、F2、Ne2                            

18、0;           第一、二周期其他雙原子分子（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(jí)圖類似于上面兩圖，一般可根據(jù)價(jià)電子數(shù)判斷屬于哪種，如

19、 1價(jià)電子為10的CO是N2的等電子體，用b圖； 2BN、BO、CN等價(jià)電子數(shù)都少于10，也常用b； 3價(jià)電子數(shù)為12的NF是O2的等電子體，與a相同； 4NO、CF價(jià)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(yīng)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(zhǎng)和磁性。15 離域鍵一、  概念離域鍵也叫大鍵，是由三個(gè)或三個(gè)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

20、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(yīng)用：1. 增加化合物的穩(wěn)定性2. 例：O3（34）CO2（2個(gè)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(dǎo)力、色散力。取向力發(fā)生在極性分子之間；誘導(dǎo)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)分子卻以色散力為主，分子色散力大小與分子變形性有關(guān)，一般來(lái)說(shuō)，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

21、點(diǎn):1、較弱（幾個(gè)至幾十個(gè)kJ·mol-1,比化學(xué)鍵小12個(gè)數(shù)量級(jí)）2、近程力，在幾個(gè)Å，無(wú)方向性和飽和性3、取向力與溫度有關(guān)，誘導(dǎo)力和色散力與溫度無(wú)關(guān).  三氫鍵:   是指氫原子與電負(fù)性大，半徑小，且具有孤對(duì)電子的原子X（F、O、N等）鍵合的，還能同另一電負(fù)性較大的原子Y結(jié)合成新的鍵，叫氫鍵。四、氫鍵特點(diǎn)及類型：1、特點(diǎn)：有方向性和飽和性，比分子間力強(qiáng)，比化學(xué)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(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響主要對(duì)物質(zhì)的熔沸點(diǎn)；汽化熱；熔化熱；溶解度和粘度有較大的影響。但分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵對(duì)物質(zhì)的影響不同，分子間氫鍵

22、使物質(zhì)的熔沸點(diǎn)等升高，而分子內(nèi)氫鍵使熔沸點(diǎn)等降低。例1  判斷下列各對(duì)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

23、      （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）（CH

24、3）2O    （7）CH3COCH3    （8）C6H5NH2 17鍵參數(shù)一、鍵能它是 衡量化學(xué)鍵牢固程度的鍵參數(shù)，鍵能越大，鍵越牢固。對(duì)雙原子分子而言，鍵能是在標(biāo)準(zhǔn)大氣壓Pº和298K下，將1mol氣態(tài)分子AB的化學(xué)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(zhǎng)分子中成鍵原子和核間的平均距離稱為鍵長(zhǎng)（也稱為核間距）。在兩個(gè)確定原子之間，鍵長(zhǎng)越短，則越強(qiáng)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(gòu)型的主要因素。2、影響鍵角因素（1）中心原

25、子雜化類型： sp；sp2；sp3；sp3d2 等之間：180º；120º；129.5º； 90º（2）中心原子孤對(duì)電子數(shù)：孤對(duì)越多，鍵角越小如sp3雜化CH4；NH3； H2 O 鍵角依次為：109.5º ;107.3º ; 104.5º   （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(fù)性   在中心原子具有孤對(duì)電子的ABn型分子中，當(dāng)

26、A相同，B不同時(shí)，隨B的電負(fù)性增大，A-B成鍵電子對(duì)偏向B，從而減少成鍵電子對(duì)之間的斥力，使其鍵角減小，例如：PI3  PBr3  PCl3  PF3的鍵角依次為：102º；101º；100.1º；97.8º如B相同而A不同，則隨著A電負(fù)性增大，A-B間成鍵電子對(duì)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91.3º；91.8º；93.3º；107.3º例1：在下列多對(duì)分子中，哪個(gè)分子鍵角大？說(shuō)明原因：（1）HgCl2和BCl3 &

27、#160;  （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(fù)電荷中心不重合則化學(xué)鍵就有極性。引起化學(xué)鍵極性的主要原因是成鍵兩原子電負(fù)性的差異，電負(fù)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(duì)多原子分子來(lái)說(shuō)，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(gòu)型有關(guān)。例2：比較下列多對(duì)偶極矩的大小，并簡(jiǎn)要說(shuō)明理由（1）PH3和NH3  

28、          （2）BF3和NF3（3）NH3和NF3            （4）CH3-O-CH3和C6H6 習(xí)題：1.選擇題：(1).疊氮酸的結(jié)構(gòu)式是H-N1 N2-N3 ,1.2.3.號(hào)氮原子采用的雜化類型依次是：（  ）A.sp3 sp sp        B. sp2 sp sp 

29、 C. sp3sp sp2   D. sp2 sp sp2   (B)(2).ClO3F的構(gòu)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(zhì)中，具有順磁性的是；（  ）A.NO NO2    &

30、#160;       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(duì)硝基苯酚;(3)鄰硝基苯酚;(4)碳酸氫鈉A. 1 2 3 4      B. 2    

31、;    C. 2 3     D. 1 2 3           (A)(5).下列分子中，偶極距不為零的分子是：（   ）A.BeCl2            B.BF3        C. NF3   

32、        D.C6H6          (C)(6). 下列化合物中既存在離子鍵，共價(jià)鍵，又存在配位鍵的是：（  ）A.NH4F           B.NaOH        C.H2S     &#

33、160;      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(gè)原則是_, _, _,HF中的H的1s軌道與F的一個(gè)_ 軌道組合成MO。(2).寫出符合下列條件的相應(yīng)的分子或離子的化學(xué)式。1氧原子用sp3雜化軌道形成兩個(gè)鍵_.(H2O)2氧原子形成一個(gè)鍵_.一個(gè)三電子鍵_.兩個(gè)三電子鍵_.（O2-  O2+    O2）  3硼原子用sp3雜化軌道形成4

34、個(gè)鍵_.  （ BF4-）  4硫原子形成6個(gè)鍵_.   (SF6)3.根據(jù)鍵級(jí)的大小，判斷N2+與N2 ，以及O2與O2-的鍵長(zhǎng)大小_.（ N2+ < N2;    O2 > O2-）4.下列各對(duì)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(duì)法，討論一氧化碳分子的結(jié)構(gòu)和有關(guān)性質(zhì)。6、用雜化理論討論BF3分子的結(jié)構(gòu)及特點(diǎn)。7、討論H3PO4分子中各原子之間的鍵合情況。8、

35、判斷下列鍵能大小順序并說(shuō)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, Si-Br, Si-I9、完成下表。分子中心原子價(jià)層中電子對(duì)數(shù)電子對(duì)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(duì)數(shù)分子的形狀CO2      SnCl2      SO3      NF3  

36、    SF4      IF3      XeF4      10、如何用價(jià)層電子對(duì)互斥理論判斷鍵角的相對(duì)大?。?1、大鍵形成的條件是什么？12、討論NO3-的結(jié)構(gòu)。13、從結(jié)構(gòu)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(zhì)沸點(diǎn)由低到高的順序排列。17、試析二氯乙烯順

37、反異構(gòu)體沸點(diǎn)的差異。18、氫氟酸隨濃度的增大酸性增強(qiáng)。試解釋原因。19、用氫鍵形成說(shuō)明NH3（aq）為什么表示弱堿性？20、比較NaCl、MgO、CuO、BaO，哪一種離子晶體的熔點(diǎn)最高？21、分析Na2O、CaO、Y2O3、ThO2中哪種氧化物的熔點(diǎn)最高？22、試確定Sc(OH)3、Y(OH)3、La(OH)3、Eu(OH)3堿性相對(duì)強(qiáng)弱順序。23、在Sc3+、Y3+、La3+、Eu3+中，哪種離子最易水解？24、填空：陽(yáng)離子的極化能與-有關(guān)，電荷越高，極化作用越-，半徑越大，極化作用越-。半徑越大，陽(yáng)離子的變形性越-，陽(yáng)離子電子構(gòu)型以-和-變形性最大，-次之，最差的為-。陰離子極化和變形性

38、對(duì)簡(jiǎn)單離子來(lái)說(shuō)和陽(yáng)離子類似，復(fù)雜陰離子的變形性在電荷相等時(shí)，半徑越大則變形性越-，相對(duì)復(fù)雜的陰離子變形性較-，中心原子氧化數(shù)越高，則整個(gè)陰離子變形性越-。 25.試根據(jù)晶體的構(gòu)型與半徑比的關(guān)系，判斷下列AB型離子化合物的晶體構(gòu)型。MgO，BeO， NaBr，CaS，RbI，CsBr，AgCl， CsI。26.BF3是平面三角形的幾何構(gòu)型，但NF3卻是三角錐形的幾何構(gòu)型，試用雜化軌道理論加以說(shuō)明。27.試用價(jià)層電子對(duì)互斥理論討論COCl2分子的構(gòu)型與鍵角。28.試用價(jià)層電子對(duì)互斥理論判斷下列分子或離子的空間構(gòu)型：HgCl2，I3+，I3-，SO2Cl2，IO2F2-，ClF3，IF5，

39、ICl4-，PO43-，SO32-，ClO2-，SF6，PCl5，O3。29.已知NO2，CO2，SO2分子中鍵角分別為132°，180°，120°，判斷它們的中心原子軌道的雜化類型，說(shuō)明成鍵情況。30.在下列各對(duì)化合物中，哪一種化合物的鍵角大？說(shuō)明原因。 CH4和NH3     OF2和Cl2O      NH3和NF3          PH3和NH331.判斷下列各對(duì)化合

40、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(jì)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(zhì)中穩(wěn)定性和磁性大小。 NO+，NO，NO-； O2+，O2，O2-，O22-

41、。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(shuō)明下列分子或離子的成鍵情況和幾何構(gòu)型。O3; NO2-; NO3-;   N3-;   CO32-35.比較化合物的熔沸點(diǎn)高低，并說(shuō)明原因。（1）CH3CH2OH和CH3OCH3;(2)O3和SO2；（3）HgCl2和HgI2；（4）鄰羧基苯酚和對(duì)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?xì)怏w和溴化氫氣體；（5）甲醇和水。37比較下列各組物質(zhì)的熱穩(wěn)定性，并說(shuō)明原因。（1）Na2CO3和NaHCO3（2）C

42、aCO3和MnCO3;（3）Li2CO3和K2CO3;（4）NaNO2和NaNO3 第二講  原子結(jié)構(gòu)21 核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)一、玻爾（Bohr）理論要點(diǎn)1、氫原子核外電子運(yùn)動(dòng)取一定軌道，電子不放出也不吸收能量，離核越遠(yuǎn)，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(yùn)動(dòng)的電子有一定的能量E，由某些量子化（指某一物理學(xué)的變化是不連續(xù)的<跳躍式的>；原子中電子的能級(jí)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(jié)構(gòu)理論基礎(chǔ)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

43、數(shù)（氫原子Z=1）；B=52.9pm；A=2.179×10-18Jn為正整數(shù)，成為量子數(shù)。3、玻爾（Bohr）理論及存在的問(wèn)題（1）解釋氫光譜（2）提出能級(jí)概念（3）提出量子化特征（4）未考慮波粒二象性（5）無(wú)法解釋多電子原子光譜和在磁場(chǎng)中分裂 二、核外電子運(yùn)動(dòng)的特點(diǎn)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(guān)系式，此關(guān)系式1927年戴維遜電子衍射實(shí)驗(yàn)證實(shí)。2、測(cè)不準(zhǔn)原理由于電子有波動(dòng)性，不可能像宏觀物體那樣可以精確測(cè)定它們?cè)谠雍送膺\(yùn)動(dòng)的位置和動(dòng)量。1927年，海森堡（Heisonberg W）推

44、導(dǎo)出如下測(cè)不準(zhǔn)關(guān)系式：或（普朗克常數(shù)） 三、核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述1、波函數(shù)和原子軌道：由于電子運(yùn)動(dòng)具有波動(dòng)性，量子力學(xué)用波函數(shù)來(lái)描述它的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。是求解薛定諤（Schrödinger）方程所得的函數(shù)式，它是包含三個(gè)常數(shù)項(xiàng)（n，l，m）和空間坐標(biāo)（r，）的函數(shù)，記為：(r,，)。2、四個(gè)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(yuǎn)近。n越大,e-里核平均距離越遠(yuǎn)，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(hào)：K，L，M，N，O（2）角量子數(shù)（l

45、）：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(duì)多電子原子來(lái)說(shuō)，電子的能量除與n有關(guān)外，與l也有關(guān)，當(dāng)n相同時(shí)，l越大，能量越高。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   

46、   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，±3±l    ?。?l+1）個(gè)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(gè)量子數(shù)取值規(guī)則：相互制約關(guān)系：每個(gè)n，l可取0到（n-1）個(gè)值，共n

47、個(gè)值，且n>l每個(gè)l，m可取+l到-l，共（2l+1）個(gè)值，且lm每一套（n，l，m）,ms可取±1/2兩個(gè)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(hào)表示可能存在多套量子數(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，

48、+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(gè)量子數(shù)表達(dá)式 四、屏蔽效應(yīng)和穿透效應(yīng)1、屏蔽效應(yīng)（1）概念：在多電子原子中，對(duì)于某一指定的電子來(lái)說(shuō)，它除了受到核的吸引外，還要受到其余電子對(duì)它的排斥作用。利用中心力場(chǎng)模型的近似處理，把其余電子對(duì)其指定電子的排斥作用近似地看作抵消一部分核電荷對(duì)該指定電子的吸引，而核電荷由原來(lái)的Z變?yōu)椋╖-）。稱為屏蔽常數(shù)，（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(duì)指定電子吸引的作用，稱為

49、屏蔽效應(yīng)。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(duì)外層電子屏蔽作用越大，值由可斯萊特（Slater）規(guī)則進(jìn)行近似的計(jì)算。（2）的計(jì)算：將原子電子按內(nèi)外次序分組：1s；2s2p；3s3p3d；4s4p4d4f；1外層電子對(duì)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(duì)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(duì)它的=1.0例：求鋰原子（Z=3）的第一電離能。2、鉆穿效應(yīng)：由電子云徑向分布圖可以看出，n值較大的電子在離核

50、較遠(yuǎn)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(yīng)稱為鉆穿效應(yīng)。鉆穿效應(yīng)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(yīng)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(yīng)越大。穿透效應(yīng)大的電子可回避部分內(nèi)層對(duì)它的屏蔽效應(yīng)，使值變小，所以該電子的能量便下降。對(duì)多電子原子來(lái)說(shuō)，n相同l不同的電子亞層，其能量高低：Ens<Enp<End<Enf（能級(jí)分裂）。當(dāng)n和l都不相同，出現(xiàn)了n值小l值大的軌道反而比n值大l值小的軌道能量大。如E3d>E4s，發(fā)生能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象，當(dāng)n6時(shí)，Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<

51、Enp。 例：計(jì)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(gè)原則）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€(gè)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(yīng)使整個(gè)原子能量處于最低狀態(tài)。 1Pauling能級(jí)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(shí)，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(jiǎn)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(jià)

52、電子構(gòu)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np，ns，(n-1)d，(n-2)f 六、原子結(jié)構(gòu)和元素周期表、各周期元素?cái)?shù)目各周期元素?cái)?shù)目等于ns1np6結(jié)束多能級(jí)組所能容納的電子數(shù)目。由于能級(jí)交錯(cuò)的存在，所以產(chǎn)生了長(zhǎng)短周期的分布。周期1234567元素?cái)?shù)目2881818

53、32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(guò)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(jià)電子構(gòu)型ns12         AAp區(qū)：價(jià)電子構(gòu)型ns2np16     AAd區(qū)：價(jià)電子構(gòu)型(n-1)d18ns2(少數(shù)例外) BBds區(qū)：價(jià)電子構(gòu)型(n-1)d10ns12 

54、;           BBf區(qū)：價(jià)電子構(gòu)型：(n-2)f114ns12（有例外）La系、Ac系例1：具有下列價(jià)電子的元素是屬于哪一類或哪一種元素？（1）具有個(gè)p電子；（2）3d全滿，4s有2個(gè)e-（3）有2個(gè)n=4和l=0的電子，8個(gè)n=3和l2的電子。 七、原子結(jié)構(gòu)和元素基本性質(zhì)1、原子半徑：由相鄰原子核間距測(cè)出的，同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵連接時(shí)，其核間距的一半為該原子的（單鍵）共價(jià)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

55、大，但不明顯。第五、六周期受到La系收縮的影響。（2）同一周期：由左到右半徑減小，主族比副族減小幅度大。因?yàn)橹髯逶赜行Ш穗姾稍黾臃却螅涣硗釨、B原子半徑比左邊相鄰元素大，這是因?yàn)閐軌道電子填滿屏蔽效應(yīng)增大的緣故。2、電離能（1）概念：氣態(tài)原子失去一個(gè)e-成為+1價(jià)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(jià)離子再失去一個(gè)e-所需的能量稱為第二電離能（I2）一般I1<I2<I3<（2）在周期表中變化規(guī)律（主要指主族元素）1同一族比較：從上到下，I，原子半徑增大的緣故。 2同一周期比較：從左到右，I，原子半徑減小的緣故，有效核電荷漸增。但在A和

56、A出現(xiàn)兩個(gè)轉(zhuǎn)折。即電離能A>A,A>A。前者是因?yàn)锳失去的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(gè)e-要填入p軌道，必然受到原來(lái)已占據(jù)軌道的那個(gè)電子排斥，要額外消耗電子的成對(duì)能，故較易失去。3、電子親合能（1）概念：氣態(tài)原子獲得一個(gè)e-成為氣態(tài)-1價(jià)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(shì)變化規(guī)律基本相同。1電子親合能數(shù)據(jù)難以測(cè)準(zhǔn)，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：Cl>Br>F>I   S>

57、;O     因?yàn)榈诙芷谠匕霃叫?，獲得1個(gè)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(fù)。4、電負(fù)性（1）概念：電負(fù)性是指分子內(nèi)原子吸引電子的能力。元素電負(fù)性越大，原子在分子內(nèi)吸引成鍵電子的能力越強(qiáng)。（2）變化規(guī)律：類同電離能和電子親合能對(duì)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(jié)構(gòu)理論解釋。（1）稀有氣體在每周期元素中具有最高的電離能（2）電離能Mg>Al;P>S（3）電子親合能 S>O;C>N例2：利用適用于單電子的玻爾理論計(jì)算：1B4+離子的電子處于n=3時(shí)軌道半

58、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(zhǎng)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(gè)電子？例4：試依據(jù)原子結(jié)構(gòu)理論預(yù)測(cè)：1原子核外出現(xiàn)第一個(gè)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(yīng)有多少種元素？第八周期有多少種元素？3有人經(jīng)過(guò)理論研究發(fā)現(xiàn)，第114號(hào)元素應(yīng)該有一定的穩(wěn)定性。試指出它屬于哪一周期？哪一族？習(xí)題：1、玻爾理論的要點(diǎn)是什么？這一理論對(duì)原子結(jié)構(gòu)的發(fā)展有什么貢獻(xiàn)？存在什么缺陷？2、幾率和幾率密度有何區(qū)別？3、說(shuō)明四個(gè)量子數(shù)的物理意義和取值要求

59、。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(shì)場(chǎng)模型？6、在元素周期表中，元素按外圍（亦稱價(jià)殼層）電子構(gòu)型可分為幾個(gè)區(qū)域？各區(qū)域價(jià)電子構(gòu)型有何特征？什么叫過(guò)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(fù)？電子親合能的大小與哪些因素有關(guān)？在周期表中元素的電子親合能有何變化趨勢(shì)？9、鮑林是如何標(biāo)度電負(fù)性的？電負(fù)性有何遞變規(guī)律？試計(jì)算氫原子的電負(fù)性（已知：H-H鍵的鍵能為436kJ·mol-1；F-F鍵的鍵能為155kJ·mol-1；H-F鍵的鍵能為565kJ·mol-1）。10、質(zhì)量為10克的子彈運(yùn)動(dòng)，若

60、它的位置準(zhǔn)確測(cè)定到0.01cm,其速度的測(cè)不準(zhǔn)情況如何?11、計(jì)算鐵（Z=26）原子中和3d電子相關(guān)聯(lián)的、Z*和E3d12、求鋰原子（Z=3）的第一電離能。13.計(jì)算波長(zhǎng)為401.4nm（相當(dāng)于鉀的紫光）的光子所具有的質(zhì)量和能量。14.假如電子在一萬(wàn)伏特加速電壓下的運(yùn)動(dòng)速度是5.9×107m·s-1。計(jì)算電子的波長(zhǎng)，并與可見光波長(zhǎng)進(jìn)行比較。16.設(shè)子彈的質(zhì)量為0.01kg，速度為1.0×103m·s-1。試通過(guò)計(jì)算說(shuō)明宏觀物體主要表現(xiàn)為粒子性，其運(yùn)動(dòng)服從經(jīng)典力學(xué)規(guī)律（設(shè)子彈速度的不確定程度為10-3m·s-1）。17.什么是屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)？

61、怎樣解釋同一主層中能級(jí)分裂及不同主層中的能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象？18.請(qǐng)寫出原子序數(shù)為24的元素的名稱，符號(hào)及其基態(tài)原子的電子結(jié)構(gòu)式，并用四個(gè)量子數(shù)分別表示每個(gè)價(jià)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。19.通過(guò)計(jì)算說(shuō)明，原子序數(shù)為12，16，25的元素原子中，4s和3d軌道哪個(gè)能量高？20.請(qǐng)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Cl>F,S>O；而不是F>Cl,O>S。21.已知M2+離子3d軌道中有5個(gè)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(jí)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(duì)元素

62、中哪一種元素的第一電離能大，并說(shuō)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(shuō)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+2

63、4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(gè)電子?25某元素原子M層電子比最外層的N層電子多8個(gè),它為何周期何族元素,用四個(gè)量子數(shù)表明每個(gè)價(jià)電子的狀態(tài).26原子結(jié)構(gòu)理論預(yù)測(cè):(1)原子核外出現(xiàn)第一個(gè)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(yīng)有多少種元素? 第八周到期有多少種元素?(3)有人通過(guò)理論研究發(fā)現(xiàn),第114號(hào)元素應(yīng)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(duì)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)&

64、#160;   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(zhì)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(fù)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(wú)機(jī)化合物的命名原則，內(nèi)界與外界之間叫“某化某”；“某

65、酸某”；“氫氧化某”等。一、內(nèi)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)<羅馬數(shù)字>）2、配位名稱順序：無(wú)機(jī)簡(jiǎn)單離子復(fù)雜離子有機(jī)離子NH3-H2O有機(jī)分子。如：Co(NH3)3H2OCl2+（1）多類配體如果不只一個(gè)時(shí)，按配位原子元素符號(hào)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(jié)構(gòu)式中與配位原子相連的原子的元素符號(hào)字母順序排列，如：Pt(NH2)(NO2)(NH3)2：氨基·硝基&#

66、183;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(gè)時(shí)，用二（-），三（-）。如：(NH3)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(lái)命名，而CO、NO、O2和N2作為配體時(shí)，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 Cl·2H2O2、Pt(NO2)(NH3)(NH2OH)(py)Cl3-2  配合物的異構(gòu)現(xiàn)象1、構(gòu)造異構(gòu)：配合物的實(shí)