无机化学重点.doc

第一章·原子结构 一、基本概念（重点） （1） ：代表概率密度； （2）n：主量子数（电子层数），n值的大小表示电子的能量高低。 n值越大表示电子所在的层次离核较远，电子具有的能量也越高； （3）l：角量子数（能级），l表示电子云的形状，对于多电子原子l也是决定电子能量高低的因素。Ens Enp End Enf； E1s E2s E3s E4s； l 亚层符号 0 s 1 p 2 d 3 F l 的取值 0 1 2 轨道形状 球形 亚铃形 四叶花瓣形 光谱符号 s轨道 p轨道 d轨道 （4）n与l的关系： n 1 2 3 4 电子层 第一 第二 第三 第四 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 亚层 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f （5）m：磁量子数，m 表示电子云在空间的伸展方向，每一个m （6）s：自旋角动量量子数，自旋量子数 ms＝+1/2和-1/2。电子的自旋只有两个方向，顺时针和逆时针方向通常用“”和“”表示 。 （1）描述一个原子轨道的能量高低，用两个量子数（n，l） （2）描述一个原子轨道，用三个量子数（n，l，m） （3）描述一个原子轨道上运动的电子，用四个量子数（n，l，m，s） （4）同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。 （5）l相同时， n越大，能量越高：E1s E2s E3s E4s 原因：屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥相当于部分抵消了核对电子的吸引作用。轨道能量升高。 （6）n相同时，l越大，能量越高：Ens Enp End Enf 原因：钻穿效应：外层电子可能钻到内层出现在离核较近的地方的现象。l 越小，钻穿能力越强。钻穿结果降低了其它电子对它的屏蔽作用，起到了增加有效核电荷，降低轨道能量的作用。 （7）n 与l 都不同的时候，一般n 越大，能量越高。 但有反常情况：E 4s E 3d 能级交错 原因： 4s电子的钻穿能力较强 三、多电子原子中电子的填充规律（三条，重点）： （1 （2 （3 四、电子排布式的书写（重点）： 1、按电子层的顺序，而不是按电子填充顺序书写。 2、内层→原子芯[稀有气体符号] 如：11Na 1s22s22p63s1 [Ne]3s1 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 [Ar]3d64s2 五、副族（重点） （1）ⅢB~ⅦB族，族数 = (n-1)d及ns电子数的总和； （2）ⅧB族有三列元素，(n-1)d及ns电子数和为8~10； （3）IB、ⅡB族，完成(n-1)d10结构；ns电子数 = 族数。 六、原子的共价半径的变化规律（重点） （1）同一周期元素原子半径的变化规律 短周期：自左至右原子半径逐渐↓，变化幅度较大； 长周期过渡元素：自左至右，原子半径逐渐↓，变化幅度较小，变化不太规律。 钪系收缩： rGa rAl 镧系收缩：使镧系之后第六周期副族元素的原子半径与第五周期副族中的相应元素的原子半径相近，化学性质相似，难于分离。 （2）周期表中各族元素原子的共价半径变化规律： 同一主族元素自上而下，由于主量子数 ，原子半径 ； 同一副族元素，自上而下变化幅度小，第五六周期元素原子半径非常接近。 某气态原子失去一个电子, 八、电子亲和能（了解） 某气态原子与一个电子结合成一个气态的负一价离子所放出的能量。非金属性强，亲和能低。 元素的原子在分子中吸引电子的能力。电负性大，吸电子能力强。 1. 同一周期中，左－－右，电负性增大。 同一主族中，上－－下，电负性减小。 2. F的电负性最强，元素Cs的电负性最弱。 F的非金属性最强，Cs的金属性最强。 本章小结 掌握： 1、四个量子数的名称、符号、取值和意义。 2、原子轨道、概率密度、概率、电子云等概念。 3、核外电子排布的规律。 4、能熟练写出常见元素原子的核外电子排布。 熟悉： 1、电子的波粒二象性、测不准原理、量子化和能级等概念。 2、原子半径、电负性的周期性变化规律。 3、元素周期表的特征，根据电子构型能确定元素在周期表中的位置。 第二章·分子结构 一、离子键及其特点（概念题）： (1)定义：正负离子间的静电吸引力叫做离子键。 (2)特点：既没有方向性，也不具饱和性。 (3)本质：静电作用力 (4)生成条件：原子间电负性相差较大 (5)离子性与元素电负性有关