(4) 離子極化對(duì)金屬化合物性質(zhì)的影響

a．金屬化合物熔點(diǎn)的變化     mgcl2＞cucl2

b．金屬化合物溶解性的變化    s0,agf＞s0,agcl＞s0,agbr＞s0,agi，這是由于從

f－ i－離子受到ag+的極化作用而變形性增大的緣故。

c．金屬鹽的熱穩(wěn)定性    nahco3的熱穩(wěn)定性小于na2co3。從beco3 baco3熱穩(wěn)定性增大，金屬離子對(duì)o2-離子的反極化作用（相對(duì)于把civ與o2- 看作存在極化作用）越強(qiáng)，金屬碳酸鹽越不穩(wěn)定。

d．金屬化合物的顏色的變化　極化作用越強(qiáng)，金屬化合物的顏色越深

agcl（白），agbr（淺黃），agi（黃）

hgcl2（白），hgbr2（白），hgi2（紅）

e．金屬化合物晶型的轉(zhuǎn)變　   cds：r+ / r- = 97pm/184pm = 0.53＞0.414，理應(yīng)是nacl型，即六配位，實(shí)際上，cds晶體是四配位的zns型。這說(shuō)明r+ / r-＜0.414。這是由于離子極化，電子云進(jìn)一步重疊而使r+ / r- 比值變小的緣故。

f．離子極化增強(qiáng)化合物導(dǎo)電性和金屬性　

在有的情況下，陰離子被陽(yáng)離子極化后，使電子脫離陰離子而成為自由電子，這樣就使離子晶體向金屬晶體過(guò)渡，化合物的電導(dǎo)率、金屬性都相應(yīng)增強(qiáng)，如fes、cos、nis都有一定的金屬性

離子的極化作用可使典型的離子鍵向典型的共價(jià)鍵過(guò)渡。這是因?yàn)檎?、?fù)離子之間的極化作用，加強(qiáng)了“離子對(duì)”的作用力，而削弱了離子對(duì)與離子對(duì)之間的作用力的結(jié)果。

知識(shí)點(diǎn)四、離子的極化

當(dāng)離子處在外電場(chǎng)中時(shí)，原子核和電子發(fā)生相對(duì)位移，這個(gè)過(guò)程稱為離子的極化。

在離子晶體中，正、負(fù)離子本身就產(chǎn)生電場(chǎng)，極化現(xiàn)象普遍存在在離子晶體之中。

知識(shí)點(diǎn)二、晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)

（一）晶格 ——指組成晶體的質(zhì)點(diǎn)（原子、分子、離子、原子團(tuán)等）在空間作有規(guī)則的周期性排列所組成的格子。

共14種晶格，分屬于7個(gè)晶系。

（二）晶胞——能表達(dá)晶體結(jié)構(gòu)的最小重復(fù)單位。

換言之：胞晶在三維空間有規(guī)則地重復(fù)排列組成了晶體。

（三）結(jié)點(diǎn)——即晶格結(jié)構(gòu)中固定的點(diǎn)。

知識(shí)點(diǎn)三、晶體的基本類型及其結(jié)構(gòu)

按占據(jù)晶格結(jié)點(diǎn)在質(zhì)點(diǎn)種類及質(zhì)點(diǎn)互相間作用力劃分為4類。

晶格類型    例         占據(jù)結(jié)點(diǎn)的質(zhì)點(diǎn)      質(zhì)點(diǎn)間作用力

金屬晶體   na, fe     金屬原子、陽(yáng)離子      金屬鍵

                              （不含自由電子）

按占據(jù)晶格結(jié)點(diǎn)在質(zhì)點(diǎn)種類及質(zhì)點(diǎn)互相間作用力劃分為4類。

晶格類型    例         占據(jù)結(jié)點(diǎn)的質(zhì)點(diǎn)      質(zhì)點(diǎn)間作用力

離子晶體 nacl, caf2  陰離子、陽(yáng)離子       離子鍵

原子晶體 金剛石, si, sic    原子                 共價(jià)鍵

分子晶體  n2, h2o, co2        分子   范德華力(可能有氫鍵)

3.13  晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)

知識(shí)點(diǎn)一、晶體的特征

知識(shí)點(diǎn)二、晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)

知識(shí)點(diǎn)三、晶體的基本類型

知識(shí)點(diǎn)一、晶體的特征

自然界中，絕大多數(shù)固態(tài)物質(zhì)都是以晶體的形式存在。

晶體具有以下幾個(gè)宏觀特征：

1、具有規(guī)則的幾何外形，具有特定的對(duì)稱性。

2. 具有固定的熔點(diǎn)。

3. 各向異性，即在不同方向上有不同的性質(zhì)。例如石墨的電導(dǎo)率，在平行于石墨層方向上石墨的電導(dǎo)率比在垂直于石墨層方向上的電導(dǎo)率大得多。

氫鍵的特點(diǎn)

有方向性和飽和性

氫鍵的方向性是指y原子與x-h形成氫鍵時(shí)，為了減少x、y原子負(fù)電荷之間的斥力， x-h…y盡可能位于一條直線上。

近年來(lái)對(duì)分子結(jié)構(gòu)的研究表明，除了f、o、n和氫原子之間的傳統(tǒng)強(qiáng)氫鍵外，還存在著許多類型的弱的氫鍵，如c-h…o 、c-h…n以及c-h…π、 o-h… π 以及o-h…m 、m-h…o等氫鍵。

氫鍵影響到物質(zhì)的某些特性：熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解度、粘度、密度

氫鍵的形成

當(dāng)h原子與電負(fù)性很大、半徑很小的x原子（f、o、n）形成共價(jià)鍵時(shí)，“成鍵電子對(duì)”嚴(yán)重偏向x原子，使h的原子核（質(zhì)子）幾乎被裸露出來(lái)，這樣的h核具有很強(qiáng)的正電場(chǎng)，它可以吸引其它的電負(fù)性很大的y原子（f、o、n）并通過(guò)y原子的孤對(duì)電子與y原子鍵合。這種相互作用比分子間力要強(qiáng)，但比共價(jià)鍵要弱，化學(xué)中將它稱為“氫鍵”。氫鍵用虛線“ ┄ ”表示。

y=（f、o、n）

 

三、氫鍵

1.  氫鍵存在的證明

氫鍵也是很弱的作用力。同系物間性質(zhì)的不同就是由氫鍵引起的。

4. 范德華力的特征

▲ 永遠(yuǎn)存在于分子或原子間的吸引力

▲  作用能比化學(xué)鍵小1~2個(gè)數(shù)量級(jí)

▲  沒(méi)有方向性和飽和性

▲  作用范圍只有幾百pm

▲  三種力中主要是色散力

3. 色散力

指分子的瞬間偶極與瞬間誘導(dǎo)偶極之間的作用力，也叫倫敦力(london force)。

通常情況下非極性分子的正電荷重心與負(fù)電荷重心重合,但原子核和電子的運(yùn)動(dòng)可導(dǎo)致電荷重心瞬間分離，從而產(chǎn)生瞬間偶極。瞬間偶極又使鄰近的另一非極性分子產(chǎn)生瞬間誘導(dǎo)偶極，不難想像，兩種偶極處于異極相鄰狀態(tài) 。

二、分子間作用力

分子間力最早由van der walls提出，所以也稱為范德華力。根據(jù)來(lái)源不同，范德華力一般分為

取向力

誘導(dǎo)力

色散力

1、取向力(定向力)

取向力產(chǎn)生于極性分子之間，是極性分子的固有偶極之間的靜電引力。

當(dāng)兩個(gè)極性分子充分接近時(shí)，產(chǎn)生同極相斥，異極相吸，取向力使分子偶極定向排列。

取向力的本質(zhì)是靜電引力，大小和偶極距的平方成正比。

2、誘導(dǎo)力

當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時(shí)，極性分子使非極性分子變形而產(chǎn)生的偶極稱為誘導(dǎo)偶極。誘導(dǎo)偶極與固有偶極間的作用力叫誘導(dǎo)力。

誘導(dǎo)力存在與極性分子和非極性分子之間以及極性分子之間。

誘導(dǎo)力的本質(zhì)也是靜電引力，大小和偶極距的平方成正比。與被誘導(dǎo)分子的變形性成正比。

變形性

考點(diǎn)一、能識(shí)別哪些是極性分子那些是非極性分子

例題

2009、42. 下列分子中屬于極性分子的是: d

(a) o₂       (b) co₂

(c)bf₃       (d)c₂h₃f

多原子分子的極性不但取決于鍵的極性，而且取決于分子的幾何形狀 。

極性分子固有的偶極叫永久偶極；

非極性分子在極性分子誘導(dǎo)下產(chǎn)生的偶極叫誘導(dǎo)偶極；由不斷運(yùn)動(dòng)的電子和不停振動(dòng)的原子核在某一瞬間的相對(duì)位移，造成分子正、負(fù)電荷重心分離引起的偶極叫瞬間偶極

 

2、分子的極性

分子的極性不僅與鍵的極性有關(guān)，而且與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。若整個(gè)分子的正、負(fù)電荷中心重合，則為非極性分子，否則為極性分子。

h2、co2 、 ch4 、 bf3 、 hcl 、 h2o

大小相等，符號(hào)相反彼此相距為 d 的兩個(gè)電荷（+q和-q）組成的體系稱為偶極子， 其電量與距離之積，就是分子的偶極矩。

例如：m = q ∙ d

知識(shí)點(diǎn)五、分子間力和氫鍵（?？键c(diǎn)）

前面討論的是分子和晶體內(nèi)原子間的強(qiáng)相互作用－化學(xué)鍵。鍵能約在100～800 kj/mol。另外，分子間還存在弱相互作用力。即分子間力，其大小為幾到幾十kj/mol。分子間力雖然很弱，但對(duì)物質(zhì)的許多性質(zhì)產(chǎn)生較大的影響。分子間力決定物質(zhì)的沸點(diǎn)、熔點(diǎn)、氣化熱等物理性質(zhì)。

一、分子的極性和變形性

1、化學(xué)鍵的極性

分子是由原子通過(guò)化學(xué)鍵結(jié)合而成的。鍵的極性和電負(fù)性有關(guān)，兩個(gè)原子的電負(fù)性相差越大，鍵的極性就越大。由同種原子形成的鍵為非極性鍵。

h-cl      極性鍵      h-h       非極性鍵        cl-cl       非極性鍵

2007、39. 下列分子中,鍵角最大的是: c

(a)nh3

(b)h2s

(c) becl2

(d) ccl4

考點(diǎn)1、知道雜化軌道的特征分子及空間構(gòu)型

2005、2006、39. 用雜化軌道理論推測(cè)下列分子的空間構(gòu)型,其中為平面三角形的是:b

(a) nf

(b) bf3

(c)as h3

(d)sbh3

 

雜化軌道與分子空間構(gòu)型的關(guān)系：甲烷分子

 

ch4分子

 

 

b  1s22s2sp1

 

 

 

be+h2=beh2    be 1s²2s²

 

知識(shí)點(diǎn)四、雜化軌道理論（必考點(diǎn)、重點(diǎn)、難點(diǎn)）

某原子成鍵時(shí)，在鍵合原子的作用下，價(jià)層中若干個(gè)能級(jí)相近的原子軌道有可能改變?cè)械臓顟B(tài)，“混雜”起來(lái)并重新組合成一組利于成鍵的新軌道，這個(gè)過(guò)程叫做軌道雜化，產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道。

1.  基本要點(diǎn)

●  成鍵時(shí)能級(jí)相近的價(jià)電子軌道相混雜，形成新的價(jià)電子軌道——雜化軌道

●  雜化前后軌道數(shù)目不變

●  雜化后軌道伸展方向，形狀和能量發(fā)生改變，鍵能更大，分子更穩(wěn)定

結(jié)果當(dāng)然是更有利于成鍵！

2、軌道雜化的特點(diǎn)和條件：

(1)只有能量相近的軌道才能相互雜化，所以常見(jiàn)的有sp、sp2、sp3、sp3d、sp3d2或者是d2sp3雜化[(n-1)dnsnp雜化]。

(2)參加雜化的原軌道數(shù)目與形成的雜化軌道數(shù)目相同。

(3)不同的類型的雜化，雜化軌道的空間取向不同。

知識(shí)點(diǎn)三、離子鍵

1、離子鍵

 陰陽(yáng)離子之間形成的鍵型（本質(zhì)靜電引力）離子鍵沒(méi)有方向性和飽和性

本質(zhì)是 靜電吸引。如na+  cl-

2、鍵型過(guò)渡

兩原子互相結(jié)合形成共價(jià)鍵還是離子鍵取決于兩原子吸引電子的能力差別大小。差別大形成離子鍵，差別不大形成共價(jià)鍵。

4. 配位鍵（共價(jià)鍵里的一種特殊形式）

形成條件：成鍵原子一方提供孤對(duì)電子，另一方提供空軌道。

3. 共價(jià)鍵的特征

●  結(jié)合力的本質(zhì)是電性的（其結(jié)合力是兩個(gè)原子核對(duì)共用電子對(duì)所形成的負(fù)電區(qū)域的吸引力；而不是陰陽(yáng)離子間的庫(kù)侖作用力。）

例如：h ----cl    h----o----h    n----n

●  具有飽和性（是指每種元素的原子能提供用于形成共價(jià)鍵的軌道數(shù)是一定的）

● 具有方向性（是因?yàn)槊糠N元素的原子能提供用于形成共價(jià)鍵的軌道是具有一定的方向；形成共價(jià)鍵時(shí)原子軌道重疊程度越大，形成的共價(jià)鍵越穩(wěn)定，即共價(jià)鍵的形成遵循原子軌道最大重疊原理。）

 

2.  π鍵

在形成共價(jià)鍵時(shí)，若原子軌道以"肩并肩"的方式進(jìn)行重疊，軌道重疊部分對(duì)于鍵軸平面呈鏡面反對(duì)稱，這樣的共價(jià)鍵稱為π鍵。例如n2（n    n）分子中存在2個(gè)π鍵。

n的價(jià)電子排布為2s²2p3

知識(shí)點(diǎn)二、共價(jià)鍵

1.  共價(jià)鍵的形成條件

鍵合雙方各提供自旋方向相反的未成對(duì)電子

鍵合雙方原子軌道應(yīng)盡可能最大程度地重疊

2.  共價(jià)鍵的類型

σ鍵：重疊軌道的電子云密度沿鍵軸方向的投影為圓形，表明電子云密度繞鍵軸（原子核之間的連線）對(duì)稱。形象的稱為“頭碰頭”。

σ軌道可由各種方式組成

知識(shí)點(diǎn)一（常考點(diǎn)）

化學(xué)鍵分為三類:離子鍵、共價(jià)鍵、金屬鍵

分子與分子之間存在范德華力

1）鍵能：（一般指分子每斷裂單位物質(zhì)的量的某鍵時(shí)的焓變）數(shù)值上等于鍵解離能

2）鍵長(zhǎng):(分子內(nèi)成鍵兩原子間的平衡距離) 鍵長(zhǎng)與鍵能的關(guān)系

3） 鍵角：（在分子中兩個(gè)相鄰的化學(xué)鍵之間的夾角）

鍵長(zhǎng)和鍵角是描述分子幾何構(gòu)型的兩個(gè)重要參數(shù)

3.12化學(xué)鍵

知識(shí)點(diǎn)一、鍵參數(shù)

知識(shí)點(diǎn)二、共價(jià)鍵

知識(shí)點(diǎn)三、離子鍵

知識(shí)點(diǎn)四、雜化軌道

知識(shí)點(diǎn)五、分子間力和氫鍵

2009、40. 下列各組元素中,其性質(zhì)的相似是由鑭系收縮引起的是: a

(a)zr 與hf

(b)fe 與co,ni

(c)li 與 mg

(d)錒系

2008、43

下列各系列中,按電離能增加的順序排列的是:c

(a) li, na, k

(b) b, be, li

(c) o,f,ne

(d) c,p,as

3）在同一主族中，各元素的最高價(jià)氧化物及其水合物：從上到下酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強(qiáng)。

4）在同一元素中不同氧化數(shù)及其水合物：高氧化數(shù)氧化物或其水合物的酸性比低氧化數(shù)的強(qiáng)，

5） ．r—o—h規(guī)則

氧化物的水合物形成酸或堿，其組成均可用r—o—h通式表示。r稱為中心離子或原子，如果解離時(shí)在r—o鍵處斷裂，即按堿式解離，則呈堿性；如果在o—h鍵處斷裂，即按酸式解離，則呈酸性：

r十o—h               r—o十h

堿式解離                 酸式解離

氧化物的水合物分為氫氧化物和含氧酸，規(guī)律如下：

1）在同一周期的主族元素，各元素的最高價(jià)氧化物及其水合物：從左到右酸性逐漸增強(qiáng)，堿性逐漸減弱。如

2）在同一周期的副族元素，從ⅲb到ⅶb各元素的最高價(jià)氧化物及其水合物：從左到右酸性逐漸增強(qiáng)，堿性逐漸減弱

4.  電負(fù)性

◆ 元素的電負(fù)性表達(dá)處于化合物中的該元素原子將電  子對(duì)吸引向自身的能力。電負(fù)性大,原子吸引電子能力強(qiáng)。

◆ 元素電負(fù)性的變化規(guī)律:

同一周期從左到右電負(fù)性遞增;

同一主族由上到下，電負(fù)性逐漸減小.

副族元素電負(fù)性變化規(guī)律不明顯.

◆ 判斷元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱：

  電負(fù)性 >  2.0 非金屬          電負(fù)性 <   2.0 金屬

5.元素氧化物及其水合物的酸性（四類）

一類：酸性氧化物 （非金屬氧化物）

二類：堿性氧化物（堿金屬）

三類：兩性氧化物（al、sn的氧化物）

四類：惰性氧化物（co、no）

3. 電子親和能

指一個(gè)氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成負(fù)離子時(shí)放出或吸收的能量。常以符號(hào)eea表示，也有第一、第二、…之分。元素第一電子親和能的正值表示放出能量, 負(fù)值表示吸收能量。元素的電子親和能越大,原子獲取電子的能力越強(qiáng),即非金屬性越強(qiáng)。

電子親合能的變化規(guī)律

對(duì)主族元素，同一周期從左到右，電子親合能逐漸增大

同一主族由上到下，電子親合能逐漸減小。

有例外：

①c:1s22s22p2；n:1s22s22p3, 電子親合能c>n。

②第三周期>第二周期                s>o

解釋：第二周期元素的原子半徑特別小，電子間斥力很強(qiáng)，以至于加合一個(gè)電子時(shí)釋放的能量要克服電子之間的排斥作用，從而使得電子親合能減小。

電離能愈大，失電子愈難。各級(jí)電離能的大小按 i1<i2<i3，…次序遞增

同周期總趨勢(shì)：自左至右增大,與原子半徑減小的趨勢(shì)一致

同族總趨勢(shì)：自上至下減小,與原子半徑增大的趨勢(shì)一致

半徑越大，第一電離能越小

元素的第一電離能愈小，表示它愈容易失去電子，該元素的金屬性也愈強(qiáng)。因此，元素第一電離能可用來(lái)衡量元素的金屬活潑性。此外，電離能還可用于說(shuō)明元素通常呈現(xiàn)的價(jià)態(tài)，對(duì)于鈉、鎂和鋁，電離能分別在i1、i2、和i3后迅速增大，這表明鈉、鎂和鋁分別難以失去第二、第三、第四個(gè)電子，故通常呈現(xiàn)的價(jià)態(tài)分別為+1、+2和+3。由此可見(jiàn)，元素的電離能是元素的重要性質(zhì)之一。

2. 電離能

失去電子的難易用電離能來(lái)表示，基態(tài)氣體原子失去最外層一個(gè)電子成為氣態(tài)+1價(jià)離子所需的最小能量叫第一電離能, 再?gòu)恼x子相繼逐個(gè)失去電子所需的最小能量則叫第二、第三、…電離能。各級(jí)電離能的數(shù)值關(guān)系為i1＜i2＜i3…. 。

克服核電荷對(duì)電子的引力而消耗的能量

 

在元素周期表中各元素原子半徑的變化趨勢(shì)

從左到右隨著核電荷的增加，原子核對(duì)外層電子的吸引力也增加，使原子半徑逐漸縮小

范德華半徑> 共價(jià)半徑

金屬半徑> 共價(jià)半徑

適用非金屬元素

知識(shí)點(diǎn)六、元素的周期律（必考點(diǎn)、重點(diǎn)）

元素性質(zhì)是其原子結(jié)構(gòu)的反應(yīng)。

由于元素的核外電子層結(jié)構(gòu)的周期性變化，元素的基本性質(zhì)如原子半徑、電離能、電子親和能、電負(fù)性等都與原子的結(jié)構(gòu)密切相關(guān)，因而也呈現(xiàn)明顯的周期性變化。

1. 原子半徑

嚴(yán)格地講，由于電子云沒(méi)有邊界，原子半徑也就無(wú)一定數(shù)。通常所說(shuō)的原子半徑是原子間互相作用或結(jié)合時(shí)的有效作用半徑。有金屬半徑、共價(jià)半徑、范德華半徑

考點(diǎn)1、通過(guò)價(jià)層電子結(jié)構(gòu)能推出所在的區(qū)、周期、族

例題

2008、43

47號(hào)元素ag的基態(tài)價(jià)層電子結(jié)構(gòu)為4d105s1,它在周期表中的位置是：a

a ds 區(qū)   b  s區(qū)       c   d區(qū)       d  p區(qū)

 

（3）元素的族

 

（2）元素分區(qū):s區(qū)元素d區(qū)元素p區(qū)元素f區(qū)元素ds區(qū)元素

 

 

知識(shí)點(diǎn)五、核外電子分布和元素周期系的關(guān)系（必考點(diǎn)、重點(diǎn)難點(diǎn)）

最早的元素周期表是1869年由俄國(guó)科學(xué)家d. i. mendeleev提出的，目前最通用的是由a. werner首先倡導(dǎo)的長(zhǎng)式周期表。

考點(diǎn)1、寫出某元素的價(jià)層電子排布

例題

2005、38. 24 號(hào)元素 cr 的基態(tài)原子價(jià)層電子分布正確的是:b

(a)3d4 4s0     (b)3d5 4s1

(c)3d4 4s2     (d)3d4 4s2 4p1

（3）價(jià)層電子構(gòu)型

價(jià)電子層所在的亞層統(tǒng)稱為價(jià)層。價(jià)層通常包括最外層電子和次外層電子以及鑭系4f及錒系5f電子。

cu   3d104s1        cr  3d54s1

c   2s22p2          k   4s1

（4）離子的電子構(gòu)型實(shí)例：

原子失去電子后便成為離子，離子的電子排布取決  于電子從何軌道中失去。電子失去順序，按照徐光憲  的n+0.4l 規(guī)則，值大的先失去。失電子順序?yàn)椋?/span>

np       ns    （n-1）d    （n-2）f

基態(tài)原子外層電子填充順序?yàn)椋?/span>

ns      （n-2）f    （n-1）d    np

例：26fe2+ [ar]3d64s0  而26fe[ar]3d64s2

26fe3+ [ar]3d54s0

2、電子排布的書寫方法（必考點(diǎn)）

⑴ 按電子層由內(nèi)層到外層逐層書寫如:z=19的k原子: 電子結(jié)構(gòu)式:1s22s22p63s23p64s1

   z=29的cu原子:電子結(jié)構(gòu)式:1s22s22p63s23p63d104s1

  (盡管3d能量高于4s、書寫順序按著n來(lái)、填入順序按能量)

⑵ 為了避免電子結(jié)構(gòu)式過(guò)長(zhǎng)，通常把內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分寫成稀有氣體符號(hào)外加方括號(hào)表示。這部分稱為原子實(shí)。

如：   k(z = 19)         電子結(jié)構(gòu)式: [ar]4s1

       cu (z = 29)      電子結(jié)構(gòu)式: [ar]3d104s1

       cr (z = 24)      電子結(jié)構(gòu)式: [ar]3d54s1

       sn (z = 56)      電子結(jié)構(gòu)式: [kr]4d105s25p2

◆ 洪德規(guī)則 (hund’s rule)：

電子分布到等價(jià)軌道時(shí), 總是盡量先以相同的自旋狀態(tài)分占軌道。即在 n 和 l 相同的軌道上分布電子, 將盡可得分布在 m 值不同的軌道上, 且自旋相同。

在等價(jià)軌道上分布電子時(shí)，處于全充滿（p6、d10、f14）、半充滿或全空時(shí)電子分布較穩(wěn)定，填入電子盡量滿足。

根據(jù)順序圖, 電子填入軌道時(shí)遵循下列次序：

(1s ) （2s 2p ）( 3s 3p )  （4s 3d 4p）  ( 5s 4d 5p )  （6s 4f  5d  6p）     (7s 5f  6d 7p )

鉻(z = 24)之前的原子嚴(yán)格遵守這一順序, 釩(z = 23)

ns      （n-2）f    （n-1）d    np

 

多電子原子軌道的能級(jí)次序

能級(jí)分裂 ： n 同，l 不同，

如：e3s < e3p < e3d

能級(jí)交錯(cuò)： n, l  均不同， e4s < e3d  (z <21)

◆ 最低能量原理(the principle the lowest energy) :

 電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占據(jù)的能量最低的軌道, 占滿能量較低的軌道后才進(jìn)入能量較高的軌道。

之后的原子有時(shí)出現(xiàn)例外。

知識(shí)點(diǎn)四、核外電子排布原理（必考點(diǎn)、重點(diǎn)難點(diǎn)）

 1、根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)以及對(duì)元素性質(zhì)周期律的分析，歸納出多電子原子中的電子在核外的排布應(yīng)遵從以下三條原則，

泡利(pauli)不相容原理   能量最低原理    洪特(hund)規(guī)則

◆ 泡利不相容原理(pauli exclusion principle)：

同一原子中不能存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子, 或者說(shuō)同一原子中不能存在四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。例如, 一原子中電子a和電子b的三個(gè)量子數(shù)n, l, m已相同, ms就必須不同。也就是說(shuō)，一個(gè)軌道里最多容納兩個(gè)自旋相反的電子。

【2009年41題】 下列各波函數(shù)不合理的是: a

(a)ψ (1,1, 0)        (b)ψ (2,1, 0)

(c)ψ (3, 2, 0)       (d)ψ (5, 3, 0)

【2008年45題】3d軌道的磁量子數(shù)m的合理值是d

a 1、2、3                         b 0、1、2

c 3                               d 0, ±1, ±2

考點(diǎn)一、四個(gè)量子數(shù)的取值和意義

例題

2005、37. pz 波函數(shù)角度分布的形狀是: a

 (a)雙球形           

 (b)球形

 (c)四瓣梅花形

 (d)橄欖形

 

 

 

（4） 自旋量子數(shù) ms (spin quantum number)

◆ 描述電子繞自軸旋轉(zhuǎn)的狀態(tài)

◆ ms 取值+1/2和-1/2，分別用↑和↓表示

◆ 自旋運(yùn)動(dòng)使電子具有類似于微磁體的行為        

      

1925年， 由uhlenbec和goldchmid 提出電子自旋的假設(shè)

 

d 軌道(l = 2, m = +2, +1,  0,  -1, -2) : 

m 五種取值, 空間五種取向, 五條等價(jià)(簡(jiǎn)并) d 軌道

 

 

p 軌道(l = 1, m =  +1,  0,  -1)  

m 三種取值, 三種取向, 三條等價(jià)(簡(jiǎn)并) p 軌道

（3） 磁量子數(shù)m  ( magnetic quantum number)

◆  決定角動(dòng)量的空間取向，取向是量子化的

◆  m可取  0，±1,  ±2……±l

◆  取值決定了ψ角度函數(shù)的空間取向，一種l 值下有2 l  + 1種不同的m 值，因此有2 l  + 1種取向。

◆  （2）角量子數(shù) 決定軌道角動(dòng)量的大小，對(duì)于多電子原子,  l 也與e 有關(guān)

◆  l 的取值 0，1，2，3……n-1(亞層）

            s,  p,  d,  f…...

◆  l  決定了ψ的角度函數(shù)的形狀

知識(shí)點(diǎn)三、描述電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的四個(gè)量子數(shù)（必考點(diǎn)、重點(diǎn)、難點(diǎn)）

 ψn, l, m (r,θ,φ) ;可以描述電子的核外運(yùn)動(dòng)狀態(tài)

（1）主量子數(shù)n (principal quantum number)

◆ 確定電子離核的平均距離。

◆ 與電子能量有關(guān)，對(duì)于氫原子，電子能量唯一決定于n

◆ 不同的n 值，對(duì)應(yīng)于不同的電子殼層

　  １?。病。场。础。怠?/span>..

　  k     l     m     n     o……..

電子具有波粒二象性，因此不能同時(shí)確定其位置和動(dòng)量，但是從統(tǒng)計(jì)的角度可以判斷電子出現(xiàn)在某個(gè)區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會(huì)，即概率，空間某單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率稱為概率密度。

波函數(shù)是數(shù)學(xué)函數(shù)式，沒(méi)有明確的物理意義，而其平方 則相對(duì)于電子的幾率密度。

電子云是用小黑點(diǎn)分布的疏密表示電子出現(xiàn)的幾率密度的大小所得的空間圖像叫電子云

知識(shí)點(diǎn)二、波函數(shù)的物理意義

波函數(shù)ψ不是一個(gè)具體的數(shù)值，是用空間坐標(biāo)來(lái)描述波的數(shù)學(xué)函數(shù)式，描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的函數(shù)。通常把一種波函數(shù)稱為一個(gè)原子軌道。但這里的軌道沒(méi)有運(yùn)動(dòng)中走過(guò)的軌跡的含義，只是一個(gè)概率問(wèn)題。

 

量子力學(xué)中描述核外電子在空間運(yùn)動(dòng)的數(shù)學(xué)函數(shù)式，即原子軌道。e－軌道能量（動(dòng)能與勢(shì)能總和 ）；m—微粒質(zhì)量；h—普朗克常數(shù)；x,y, z —為微粒的空間坐標(biāo)

只要知道體系的勢(shì)能v，代入就可求出所有的可能狀態(tài)和對(duì)應(yīng)的能量。

★  求解薛定諤方程, 就是求得波函數(shù)ψ和能量 e ;

★  解得的ψ不是具體的數(shù)值, 而是包括三個(gè)常數(shù) (n, l, m)和三個(gè)變量(r,θ,φ)的函數(shù)式

ψn, l, m (r,θ,φ) ;可以描述電子的核外運(yùn)動(dòng)狀態(tài)

知識(shí)點(diǎn)一薛定諤方程（難點(diǎn)）

由于微觀粒子如質(zhì)子中子等粒子都具有波粒二象性，薛定諤提出了描述微觀粒子（原子、電子等）運(yùn)動(dòng)規(guī)律的波動(dòng)方程，建立了近代量子力學(xué)理論

3.1物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與形態(tài)

3.11原子的結(jié)構(gòu)

知識(shí)點(diǎn)一、薛定諤方程

知識(shí)點(diǎn)二、波函數(shù)的物理意義

知識(shí)點(diǎn)三、描述原子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的量子數(shù)

知識(shí)點(diǎn)四、核外電子排布

知識(shí)點(diǎn)五、核外電子分布和元素周期系的關(guān)系

知識(shí)點(diǎn)六、元素周期律

章節(jié)結(jié)構(gòu)

3.1 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和形態(tài)（難點(diǎn)、重點(diǎn)、30%）

3.2 溶液

3.3 化學(xué)平衡

3.4 電化學(xué)

3.5 有機(jī)化學(xué)（30%）