期末复习-物质结构基础

4. 元素性质的递变规律
性质 同周期从左到右
电子亲和能 同一族从上到下
原子半径
有效核电荷 Z*
减小
增加(前半部不明显、
后半部显著)
增大，5、6周期接近
增加(不显著）
电离能
增大(全、半满稍大) 减小(过渡元素略增,多处不规则）
电负性
单质的金属性
增大
减弱 增强 增强 减弱(副族不明显）
减小(IIIA例外，副族不明显)
期末复习—— 物质结构基础
一、原子结构 1.氢原子轨道 微观粒子运动的波粒二象性，能量量子化和统计 性规律； ① 波函数由三个量子数确定：主量子数 n 确定原 子轨道的能量(能级)，角量子数 l 确定轨道的形状， 磁量子数m决定轨道的空间取向。另一量子数 ms＝ ±1/2, 代表电子两种不同的自旋状态。 ② 四个量子数的取值范围为： n = 1, 2, 3, …… l = 0, 1, 2, ……n-1 共可取 n个数值 m = 0, 1, 2, …… l 共可取 2l+1个数值 。 ms = 1/2
Pauling近似能级图
Pauling根据大量的光 谱实验总结出多电子原 子各轨道的能级从高到 低的近似顺序。
近似能级组 7s,5f,6d,7p 6s,4f,5d,6p 5s,4d,5p 4s,3d,4p 3s,3p
周 期 7 6 5 4 3
元素数目 23(未完) 32 18 18 8
2s,2p 1s
题型分布（总分100分）： 选择题30％（15题，每题2分）；填空20~30％（ 10~15题，每题2分）；计算题30％（3题，每题10分） ；问答题10~20％（2~4题）。 各章分数分布(大约)： 第1章 热力学（含理想气体）：15分； 第2章 化学反应基本原理（包括反应方向、化学平衡 和化学反应速率）20分； 第3、4章 水化学和电化学（包括溶液通性、酸碱平 衡、配离子平衡、沉淀－溶解平衡、氧化还原反应配 平、电极电势及其应用、电池电动势、电解） 40分（ 包含计算题）； 第5章 物质结构基础（包括原子结构、多电子原子， 分子结构、固体结构） 25分。
③ 四个量子数的物理意义
(1) 主量子数n：n = 1, 2, 3…正整数，它决定电子离核 的远近和能级, n 越大能级越高。 (2) 角量子数l：l = 0, 1, 2, 3…n-1，以s，p，d， f 对应 的能级表示亚层，它决定了原子轨道或电子云的形 状，决定电子能量的次要因素。 (3) 磁量子数m：原子轨道在空间的不同取向，m = 0, 1, 2, 3, ..., l, 一种取向相当于一个轨道，共可 取 2l + 1个数值。 或 m值反映了波函数(原 子轨道)或电子云在空间的 伸展方向。 (4)自旋量子数ms： ms = 1/2, 表示同一轨道中电子的 二种自旋状态 。
氢原子轨道与量子数的关系 n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 m 0 0 0, ±1 0 0, ±1 0, ±1, ±2 0 0, ±1 0, ±1, ±2 0, ±1, ±2, ±3
轨道名称
轨道数
容纳电子数
2n2
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
核外电子分布式和外层电子分布式(电子构型） 如 Mn： 1s22s22p63s23p64s2 3d5 25 电子分布式：1s22s22p63s23p63d54s2 外层电子构型：3d54s2
Z 24 Cr : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Ar3d 4s
5
1
原子芯
外层电子分布式又称外层电子构型或特征电子 构型。书写原则如下：
4. 价层电子对互斥理论(VSEPR法)
分子或离子的空间构型主要取决于中心原 子的价层电子对数目（包括成键电子对和未成 键的孤电子对）。分子或离子的构型总是采取 价层电子对相互排斥最小的那种构型。
价层电子对=σ键电子对+孤对电子对 (VP) (σBP) (LP) LP-LP > 减弱 减弱 增强
非金属性 氧化性 还原性
二、分子结构
1. 离子键理论
离子键是由正、负离子的静电引力形成， 没有方向
性、没有饱和性。 一般由活泼金属元素和非金属元素组成。相互作用的 原子的的电负性差值越大，形成的键的离子性越强。
2. 价键理论
由于相邻两原子间自旋相反的未配对电子相互配 对而形成的。在成键时原子轨道要对称性匹配并实现 最大程度的重叠(原子轨道同号重叠),所以共价键有饱 和性和方向性。类型有σ键(头碰头)、π键(肩并肩)。共 价键的性质可用键长、键角、键级、键能等参数描述。
3. 杂化轨道理论
杂化轨道理论强调成键时能级相近的原子轨道互 相杂化，以增强成键能力，可以用来解释分子的空间 构型。一般有sp、sp2、sp3杂化(有等性和不等性）， 对应于等性杂化的空间构型为直线型、平面三角形、 正四面体。 在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同 类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组 新轨道，这种轨道重新组合过程就叫做杂化，所形成 的新轨道就称为杂化轨道。杂化轨道与其它原子的原 子轨道重叠形成化学键。
分子或离子的空间构型
VP 2 空间排布 直线型 分子类型 AX2 LP 0 分子构型 直线型 实例 BeCl2
3
4
三角形
三角形 四面体
AX3
AX2 AX4 AX3 AX2
0
1 0 1 2 0 1 2 3
三角形
V形 四面体 三角锥 V形 三角双锥 变形四面体 T形 直线型
BF3
SnCl2 CH4 NF3 H2 O PCl5 SF4 ClF3 XeF2
(1) 主族元素: 写出最外层的s轨道和p轨道上的电 子分布。如氯原子的外层电子分布式为：3s23p5。
(2) 副族元素: 写出最外层 s 电子和次外层 d 电子的 分布形式。如Mn原子的外层电子构型为：3d 54s 2， Pb为：5s25p65d106s2。 (3) 镧系和锕系元素：写出(n-2)层的f 轨道和最外 层的s 轨道上的电子分布。少数元素 (n-1) 层的d 轨道上有电子，也应写出。
3. 核外电子构型与周期表分区的关系
区 s p d 包含的族 IA、ⅡA ⅢA ~Ⅶ A, 0 外层电子构型 ns1~2 ns2np1~6
最后1个电子填 入的轨道
ns np (n-1)d
ds
f
Ⅲ B(除镧～锕系) (n-1)d1~8ns2 (有 例外) ~Ⅶ B, Ⅷ (n-1)d10ns1 ~ 2 I B、II B 镧系, 锕系 (n-1)f1~14ns2 (更 多例外)
2 1
8 2
同一能级组中的各能级之 间能量差较小，不同能级 组间能量差较大。 原子轨道能级近似能级图(电子填充顺序)
2. 核外电子分布三原理 (1) 最低能量原理 电子在核外排列应尽可能优先占据能级较低 的轨道 , 以使整个原子系统能量处于最低。 (2)泡利( Pauli )不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相 反的电子。各电子层最多可容纳电子数为2n2。 (3) 洪德(Hund) 规则 在 n 和 l 相同的等价轨道上分布的电子,将 尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。 全满、半满、全空规则：(Hund规则的补充） 当轨道处于全满、半满或全空时，原子较稳定。
ns
(n-2)f
s 区—ns1~2 p 区—ns2np1~6 d 区—(n－1)d1~8ns2 (有例外，如Pd无 s 电子) ds区— (n－1)d10ns1~2 f 区—(n－2)f1～14ns2
例. 写出Z=24的铬元素的电子排布式。 解： 原子序数为24，其中1s, 2s, 2p, 3s, 3p共5个能 级9个轨道排布了18个电子。不考虑补充规则时， 排列方式应是1s22s22p63s23p63d44s2，考虑补充规则 时，则为 1s22s22p63s23p63d54s1 。
二、多电子原子轨道
轨道：与氢原子类似，其电子运动状态可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s… 能量：与氢原子不同,能量不仅与主量子数n有关,还 与角量子数l 有关,在外加场的作用下,还与磁 量子数 m 有关。 1. Pauling近似能级图 根据光谱实验结果，可归纳出三条规律： (1) l 相同时, 能级高低由n决定, n增大, E 增大。 (2) n 相同, l 不同时, 随 l 增大, E 增大。 (3) n 和 l 均不同时，有时出现能级交错。
通常采取对称结构
中心原子价层电子对数的确定
价层电子对数 = (中心原子价电子数 + 配位 原子提供的电子数 ±离子电荷数)/ 2 ① 作为配体：H和(X)卤原子各提供一个价电 子，O和 S 提供的电子数为0。 ②中心原子: 卤素提供的价电子数为7; O、S提供的价电子数为6。
正离子应减去电荷数, 负离子应加上电荷数。
电子云：以小黑点的疏密表示几率密度分布 的图形，可用来反映电子在空间某位置上的单 位体积内出现的概率（即概率密度）的大小。
电子云角度分布特征如下: 1) 从外形上看，s、p、d电子云角度分布图的形状与波 函数角度分布图的相似，但 p、d电子电子云的角度分 布图较“瘦”些。 2) 波函数角度分布图中有正负之分（cosθ有正负）。 但cos2θ却无正负，故电子云角度分布图无正负。 3) 电子云角度分布图和波函数角度分布图都只与 l，m 有关，而与n无关。
注意： ①电子填充时，遵循能量最低原理、泡利不相容 原理和洪特规则，按Pauling近似能级图的顺序进行。 ②失电子(电离）的次序是：先失去 np，而后依 次失去ns, (n-1)d, (n-2) f 能级上的电子。 徐光宪近似规律: ⑴ 多电子原子体系外层电子的能级与( n+ 0.7l )有关, (n+ 0.7l)值越大, 能级越高。并按其整数部分相同的能 级编为一个能级组。如6s、4f、5d、6p轨道的(n+ 0.7l ) 值分别为6.0、6.1、6.4和6.7，都归为第6能级组。 ⑵ 对于离子的外层电子, (n+ 0.4l )值越大, 能级越高; 如E4s>E3d，其(n+ 0.4l )值分别为4.0和3.8。可以说明原 子总是先失去最外层电子的现象。