【文章內(nèi)容簡介】 電荷，用Z*表示。Z*=（Zσ）這種由核外其余電子抵消部分核電荷對指定電子吸引的作用，稱為屏蔽效應。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，它對外層電子屏蔽作用越大，σ值由可斯萊特（Slater）規(guī)則進行近似的計算。（2）σ的計算：將原子電子按內(nèi)外次序分組：1s；2s2p；3s3p3d；4s4p4d4f；……1外層電子對內(nèi)層電子，沒有屏蔽作用，多組的σ=02同一組，σ=（但1s, σ=）3如果被屏電子為ns或np，（n1）組對ns、np, σ=,至內(nèi)組σ=4如果被屏電子為nd或nfe,位于它左邊多軌道電子對它的σ=例：求鋰原子（Z=3）的第一電離能。鉆穿效應：由電子云徑向分布圖可以看出，n值較大的電子在離核較遠的區(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)層穿透的效應稱為鉆穿效應。鉆穿效應主要表現(xiàn)在穿入內(nèi)層的小峰上，峰是數(shù)目越多，穿透效應越大，因峰的數(shù)目為nl，所以n相同，l越小的電子穿透效應越大。穿透效應大的電子可回避部分內(nèi)層對它的屏蔽效應，使σ值變小，所以該電子的能量便下降。對多電子原子來說，n相同l不同的電子亞層，其能量高低：EnsEnpEndEnf（能級分裂）。當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E3dE4s，發(fā)生能級交錯現(xiàn)象，當n≥6時，EnsE(n2)fE(n1)dEnp。例：計算Pt原子4s及3d電子的有效核電荷。五、原子核外電子排布: （遵循三個原則）（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。或在同一原子中不可能存在四個量子數(shù)完全相同的電子。： 電子在各軌道上的排布方式應使整個原子能量處于最低狀態(tài)。1Pauling能級圖2徐光憲：（n+）（Hund）規(guī)則: 在能量相同的軌道（自旋軌道）上排布電子時，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電子構型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，(n1)d，(n2)f六、原子結構和元素周期表１、各周期元素數(shù)目各周期元素數(shù)目等于ns1~np6結束多能級組所能容納的電子數(shù)目。由于能級交錯的存在，所以產(chǎn)生了長短周期的分布。周期1234567元素數(shù)目288181832未滿容納電子總數(shù)288181832……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稀有氣體過去稱為零族，現(xiàn)在為ⅧA族；2副族ⅠB、ⅡB和ⅧB例外，ⅠB和ⅡB算得電子分別為11和12，ⅧB族為8，9，10元素分區(qū)s區(qū)：價電子構型ns1~2 　　　　　?、馎→ⅡAp區(qū)：價電子構型ns2np1~6 　　　　　　　ⅢA→ⅧAd區(qū)：價電子構型(n1)d1~8ns2(少數(shù)例外) 　　?、駼→ⅧBds區(qū)：價電子構型(n1)d10ns1~2 ?、馚→ⅡBf區(qū)：價電子構型：(n2)f1~14ns1~2（有例外）　La系、Ac系例1：具有下列價電子的元素是屬于哪一類或哪一種元素？（1）具有３個p電子；（2）3d全滿，4s有2個e（3）有2個n=4和l=0的電子，8個n=3和l＝2的電子。七、原子結構和元素基本性質(zhì)原子半徑：由相鄰原子核間距測出的，同種元素的兩個原子以共價單鍵連接時，其核間距的一半為該原子的（單鍵）共價半徑。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。因為主族元素有效核電荷增加幅度大；另外ⅠB、ⅡB原子半徑比左邊相鄰元素大，這是因為d軌道電子填滿屏蔽效應增大的緣故。電離能（1）概念：氣態(tài)原子失去一個e成為+1價氣態(tài)離子所需的能量，稱為該元素的（單一）電離能（I1）。氣態(tài)+1價離子再失去一個e所需的能量稱為第二電離能（I2）……一般I1I2I3……（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ⅢA和ⅥA出現(xiàn)兩個轉(zhuǎn)折。即電離能ⅡAⅢA,ⅤAⅥA。前者是因為ⅡA失去的se，ⅢA失去pe，pe能量比se高，易失去，后者是由于ⅤA族p軌道已半滿，較穩(wěn)定，而ⅥA的最后一個e要填入p軌道，必然受到原來已占據(jù)軌道的那個電子排斥，要額外消耗電子的成對能，故較易失去。電子親合能（1）概念：氣態(tài)原子獲得一個e成為氣態(tài)1價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：與電離勢變化規(guī)律基本相同。1電子親合能數(shù)據(jù)難以測準，多類書中出入較大。2ⅤA、ⅥA、ⅦA電子親合能最大不是在第二周期，而是在第三周期。如：ClBrFI SO 因為第二周期元素半徑小，獲得1個電子后電子間斥力大增。3同一周期電子親合能在 ⅡA、ⅤA出現(xiàn)反復。電負性（1）概念：電負性是指分子內(nèi)原子吸引電子的能力。元素電負性越大，原子在分子內(nèi)吸引成鍵電子的能力越強。（2）變化規(guī)律：類同電離能和電子親合能對主族元素：同一族上→下減?。á驛有些例外）；同以周期從左→右增加。例1．試用原子結構理論解釋。（1）稀有氣體在每周期元素中具有最高的電離能（2）電離能MgAl。PS（3）電子親合能 SO。CN例2：利用適用于單電子的玻爾理論計算：1B4+離子的電子處于n=3時軌道半徑和能量。 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個電子？例4：試依據(jù)原子結構理論預測：1原子核外出現(xiàn)第一個電子（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，若填滿后應有多少種元素？第八周期有多少種元素？3有人經(jīng)過理論研究發(fā)現(xiàn)，第114號元素應該有一定的穩(wěn)定性。試指出它屬于哪一周期？哪一族？習題：玻爾理論的要點是什么？這一理論對原子結構的發(fā)展有什么貢獻？存在什么缺陷？幾率和幾率密度有何區(qū)別？說明四個量子數(shù)的物理意義和取值要求。電子云圖和電子云角度分布圖兩者有何區(qū)別？什么叫做中心勢場模型？在元素周期表中，元素按外圍（亦稱價殼層）電子構型可分為幾個區(qū)域？各區(qū)域價電子構型有何特征？什么叫過渡元素？元素的電離能的變化有何變化規(guī)律？為什么電離能都是正值？而電子親合能卻有正有負？電子親合能的大小與哪些因素有關？在周期表中元素的電子親合能有何變化趨勢？鮑林是如何標度電負性的？電負性有何遞變規(guī)律？試計算氫原子的電負性（已知：HH鍵的鍵能為436kJmol1；FF鍵的鍵能為155kJmol1；HF鍵的鍵能為565kJmol1）。質(zhì)量為10克的子彈運動，,其速度的測不準情況如何?1計算鐵（Z=26）原子中和3d電子相關聯(lián)的σ、Z*和E3d1求鋰原子（Z=3）的第一電離能。（相當于鉀的紫光）的光子所具有的質(zhì)量和能量。107ms1。計算電子的波長，并與可見光波長進行比較。，103ms1。試通過計算說明宏觀物體主要表現(xiàn)為粒子性，其運動服從經(jīng)典力學規(guī)律（設子彈速度的不確定程度為103ms1）。？怎樣解釋同一主層中能級分裂及不同主層中的能級交錯現(xiàn)象？，符號及其基態(tài)原子的電子結構式，并用四個量子數(shù)分別表示每個價電子的運動狀態(tài)。，原子序數(shù)為12，16，25的元素原子中，4s和3d軌道哪個能量高？： ⑴ 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。⑵ 第一電子親和能為ClF,SO；而不是FCl,OS。+離子3d軌道中有5個電子，試推出：⑴ M原子的核外電子排布；⑵ M原子的最外層和最高能級組中電子數(shù)各為多少；⑶ M元素在周期表中的位置。，并說明原因。S與P Al與Mg Sn與Sb Cu與Zn Cs與Au：⑴Sr與Ba 。 ⑵Ca與Sc。 ⑶Ni與Cu。 ⑷Zr與Hf。 ⑸S2與S 。 ⑹Na+與Al3+ 。 ⑺Sn2+與Pb2+ 。 ⑻Fe2+與Fe3+24．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個電子?25．某元素原子M層電子比最外層的N層電子多8個,它為何周期何族元素,用四個量子數(shù)表明每個價電子的狀態(tài).26．原子結構理論預測:(1)原子核外出現(xiàn)第一個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,若添滿后應有多少種元素? 第八周到期有多少種元素?(3)有人通過理論研究發(fā)現(xiàn),第114號元素應該有一定的穩(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) 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)電負性:P S Ge As第三講 配位化合物31配位化合物的命名一般服從于無機化合物的命名原則，內(nèi)界與外界之間叫“某化某”；“某酸某”；“氫氧化某”等。一、內(nèi)界命名：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）配位名稱順序：無機簡單離子→復雜離子→有機離子→NH3H2O→有機分子。如：[Co(NH3)3H2OCl2]+（1）多類配體如果不只一個時，按配位原子元素符號的英文字母順序命名，如：[CoClNO2(NH3)4]+：一氯一硝基四氯合鈷（Ⅲ）離子[Co(CO)4(NH3)2]+：四羰基二氨合鈷（Ⅲ）離子（2）配位原子相同，配體中原子數(shù)目也相同，則按結構式中與配位原子相連的原子的元素符號字母順序排列，如：[Pt(NH2)(NO2)(NH3)2]：氨基硝基二氨合缽（Ⅱ）（3）多核配合物命名：在橋聯(lián)基前冠以希臘字母μ，橋基多于一個時，用二（μ），三（μ）。如：[(NH3)5CrOHCr(NH3)5]Cl5五氯化μ羥十氨合二鉻(Ⅲ)五氯化μ羥二(五氨合二鉻(Ⅲ))電中性配體:一般保留原來命名，而CO、NO、O2和N2作為配體時，為羰基、亞硝基、雙氧、雙氮。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[CrCl2(NH3)4] Cl2H2O[Pt(NO2)(NH3)(NH2OH)(py)]Cl32 配合物的異構現(xiàn)象構造異構：配合物的實驗式相同，但中心原子于配體間連接的方式不同而引起的異構。主要有：（1）離解異構：如[Co(NH3)5Br]SO4和[Co(NH3)5SO4]Br（2）水合異構：如[CrCl(H2O)5]ClH2O和[CrCl2(H2O)4]Cl2H2O（3）配位異構：如[Co(en)3][Cr(CN)6]和[Cr(en)3][Co(CN)6]（4）鍵合異構：如[Co(ONO)2(NH3)4]Cl和[Co(NO2)2(NH3)4]Cl（5）聚合異構：如[Co(NH3)6][Co(NO2)6]和[Co(NH3)4(NO2)2][Co(NH3)2(NO2)4] 立體異構: 配合物的實驗式和成鍵原子連結方式都相同，但配體在空間排列方式不同而引起的異構。又分為：（1）幾何異構：配體在空間相對位置不同而產(chǎn)生的異構現(xiàn)象。如:[Pt(NH3)2Cl]有兩種異構體——順式和反式 橙黃色，μ0，溶解度大 亮黃色，μ0，溶解度小[CrCl2(NH3)4]+也有2種異構體，順式和反式八面體Ma3b3存在面式、徑式，如：[Co(CN)3(NH3)3]. 常見化合物類型與幾何異構體數(shù)關系平四方形MX4MX3YMX2Y2MX2Y2MXY2K異構體數(shù)11223八面體MX6MX5YMX4Y2MX3Y3MX4YZMX3Y2ZMX2Y2Z2異構體數(shù)1122235（2）旋轉(zhuǎn)異構：若一個與其鏡像不能疊合，則該分子與其鏡像像互為旋光異構，如[Pt(NH3)2(NO2)2Cl]的旋光異構體為：例：畫出下列配合物可能存在的立體異構體。（1）[PtClBrNH3Py] （2）[PtCl2(NO2)(NH3)2]3—3 配合物價鍵理論一、基本要點中心原子M和配體之間的結合是由M提供空軌道，L提供孤電子對而形成的配位鍵。有σ配鍵、π配鍵。中心原子（或離子）提供的空軌道，必須進行雜化，雜化軌道的類型決定了配離子的空間構型和穩(wěn)定性。如：sp（直線）、sp2（平面三角）、sp3（正四面體）、dsp2（平面正方）、dsp3（三角雙錐）、d2sp2（d4s，四方錐）、d2sp3（sp3d2，八面體）中心原子由(n1)dnsnp軌道雜化而形成的配合物稱內(nèi)軌型配合物；而由nsnpnd軌道雜化而形成的配合物稱外軌型化合物，內(nèi)軌型配合物穩(wěn)定性大于外軌型化合物。高自旋和低自旋配合物1與自由離子比較，形成配合物后，體系成單電子數(shù)未變，而磁矩（μ）未變，稱為高自旋配合物，一般為外軌型配合物，而主量子數(shù)相同的價軌道雜化成鍵。2與自由離子比較，形成配合物后，成單電子數(shù)減小，磁矩（μ）變小，稱為低自旋配合物，即(n1)d軌道參與雜化成鍵。判斷高自旋和低自旋配合物方法：1實驗測定：2經(jīng)驗方法a、電負性大，高自旋，如F,O2等。（F；H2O等）b、電負性?。旱妥孕篊、N等。（CN；NO2；CO等）例：