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奥赛自学资料—无机化学全部知识要点及配套练习
一.无机化学（理论部分）知识点应用归纳
1、无机物（分子或离子）构型:
（1）简单分子（或离子）：
（2）配合物：
2、物质的熔、沸点(包括硬度):
（1）晶体类型：原子晶体，离子晶体，金属晶体，分子晶体
（2）离子晶体：
 （3）分子晶体          
（4）金属晶体：金属键（与价电子、价轨道有关）
3、物质的稳定性：
（1）无机小分子：
（2）配合物：
4、物质的磁性：
（1）无机小分子：MO （掌握双原子分子轨道能级图）
     （共价双原子分子）
（2）配合物：
5、物质的颜色:
（1）无机小分子：极化理论
（2）配合物：
6、无机物溶解度:
（1）离子晶体：
（2）共价化合物：
7、物质的氧化还原性：影响因素
（1）溶液酸、碱度
（2）物质的聚集状态
8、化学反应方向:
（1）热力学数据：
（2）软硬酸碱理论
9、分子极性、键的极性、键角、键长等:
10、推导元素在周期表中的位置：能级组取值，
选择—组合理量子数：四个量子数取值规则
11、溶液中有关质点浓度计算：
化学平衡，电离平衡，沉淀—溶解平衡，氧化—还原平衡，配合解离平衡：
利用多重平衡规则，K是关键
12、常见的基本概念:
对角线规则；惰性电子对效应；Lewis酸、碱；质子酸、碱；缓冲溶液；屏蔽效应；钻穿效应；同离子效应；盐效应；镧系收缩；电负性；电离势；电子亲合势；晶格能；键能；有效核电荷及求法等。
二.无机化学（元素部分）
（1）结构
（2）性质：
重点是化学性质

第一讲分子结构（molecular structure）
1-1 离子键理论
一、基本要点
活泼金属和活泼非金属的原子反应时，生成的化合物如NaCl等都是离子型化合物，它们具有一些固有的特征，如它们都以晶体的形式存在，具有较高的熔、沸点，在熔融态或水溶液中可导电等。
这种由于原子间发生电子转移，生成正负离子，并通过静电库仑作用而形成的化学键称为离子键。通常，生成离子键的条件是两原子的电负性差大于1.7以上，由离子键形成的化合物叫做离子键化合物。
二、离子特征
1、离子电荷:
是指原子在形成离子化合物过程中失去或获得的电子数。正离子电荷通常是+1、+2、+3或+4；阴离子：-1、-2，而-3、-4的负离子一般都是含氧酸根离子或配阴离子。
2、离子的电子构型：
（1）2e构型：1s2，如Li+，Be2+
（2）8e构型：(n-1)ns2(n-1)p6：Na+，Mg2+，Ba2+等
（3）9~17e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d1~9：Fe2+,Mn2+等
（4）18e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10：Cu+,Ag+,Zn2+等
（5）18+2e构型：(n-1)ns2(n-1)p6(n-1)d10ns2：Sn2+,Pb2+等
3、离子半径：（变化规律）:
同一元素：负离子>原子>低价正离子>高价正离子
同族元素同价离子：从上→下，半径增大
同一周期：从左→右，半径r↓
三、晶格能（U）
1、定义：指相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol离子晶体时所释放的能量绝对值，或1mol离子晶体解离成自由气态离子所吸收的能量的绝对值。
2、计算：晶格能不能用实验直接测量，通常有两种方法计算：
（1）库仑作用能模型理论计算：

A为马德隆（Madelung）常数，与晶格类型有关；n是与原子的电子构型有关的因子；Z1Z2为正负离子的电荷数。上式看出，U与离子的带电荷数成正比，与正负离子核间距r0成反比，与配位数有关，配位数增加，A增大，U增大。
（2）玻恩—哈伯（Born—Haber）循环间接计算:
例：已知NaF(s)的生成焓,金属Na的升华热，Na的电离热，F2的离解热, F的电子亲合能，试计算NaF的晶格能U。
四、离子极化
1、基本概念
离子间除了库仑力外，诱导力起着重要作用，因为阳离子具有多余的正电荷，半径较小，它对相邻的阴离子会起诱导作用；阴离子半径较大，在外壳上有较多的电子，容易变形，在被诱导过程中能产生瞬时的诱导偶极。阴离子中产生的诱导偶极又会反过来诱导阳离子，阳离子如果易变形（18e-,18+2e- or 9~17e-构型半径大的离子），阳离子中也会产生偶极，使阳离子和阴离子之间发生了额外的吸引力。当两个离子接近时,可能使两个离子的电子云重叠，趋向于生成极性较小的键。由离子键向共价键过渡。
2、极化力（极化作用）：
（1）电荷:  阳离子电荷越高，极化力越强
（2）半径:  外壳相似电荷相等时，半径小，极化力强。
（3）离子构型（阳离子）:
18e-,2e-，18+2e-，(Ag+、Li+、Pb2+等)>9~17e-(Fe2+、Ni2+、Cr3+)>8e-(Na+、Mg2+等)
（4）电荷高的复杂阴离子也具有一定极化作用，如SO42-、PO43-  等
3、离子的变形性
（1）结构相同的阳离子，正电荷高变形性小
O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+>Si4+
（2）对于外壳结构相同的离子，电子层数越多，变形性越大
Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+；F-<Cl-<Br-<I-
（3）电荷和半径相近时；18e-,18+2e-；9~17e->>8e-
变形性：Ag+>K+；Hg2+>Ca2+等
（4）对于相同或类似的结构的离子，半径越大，变形性越大
（5）复杂阴离子变形性通常不大，中心离子氧化数越高，变形性越小
ClO4-<F-<NO3-<CN-<Cl-<Br-<I-
小结：最易变形是体积大阴离子和18e-，18+2e-，9~17e-的少电荷阳离子，如：Ag+、Pb2+、Hg2+等; 最不易变形是小半径高电荷稀有气体外壳阳离子，如Be2+、Al3+、Si4+等
4、相互极化（附加极化）作用
实际上，每一个离子一方面作为带电体，会使其他异号离子发生变形，另一方面，在周围离子作用下，本身也会产生变形，这种阴阳离子相互极化作用结果，使产生的诱导偶极矩加大，从而进一步加强了它们相互作用，这就是附加极化作用。
显然，，每个离子的总极化作用应是它原有极化作用与附加极化作用之和。
5、离子极化理论的应用：
（1）晶体类型转变：离子晶体→分子晶体;  如AgF→AgI；NaF→SiF4→PCl5
（2）键型转变：离子型→共价型
（3）结构转变：共价性增强，配位数减小。如AgF(NaCl型)→AgI(ZnS型)
（4）熔、沸点变化：降低
（5）溶解性变化: 减小
（6）颜色变化: 颜色加深
例题1：解释现象（1）MgO的熔点高于Mn2O7;（2）AgCl,AgBr,AgI颜色依次加深;（3）HgS在水中溶解度很小
1—2 价键理论（VB法）
一、价键理论的基本要点：
1、共价键的本质：
价键理论认为共价键的本质是由于原子相互接近时，由于原子轨道的重叠，原子间通过共用自旋方向相反的电子对结合，使体系能量降低而成键。共价键的本质也是电性的。
2、共价键形成原理
（1）电子配对原理：根据成单电子数配对，共价单键、双键等
（2）能量最低原理:
（3）原子轨道最大重叠原理:
3、共价键的特点
（1）共价键结合力的本质是电性的，但不能认为纯粹是静电作用，一般用键能表示共价键强度。
（2）共价键形成是由于原子轨道重叠，两核间电子云几率密度最大。不意味着仅在两核之间。
（3）共价键具有饱和性。
（4）共价键具有方向性。
（5）共价键的键型：
1σ键。2π键。 3配位键。4δ键：由两个原子的dxy—dxy;dxz—dxz,dyz—dyz,or dx2-y2—dx2-y2,轨道面对面的重叠而成。如在Re2Cl82-中δ键是dxy—dxy面对面（沿z轴）重叠:
二、杂化轨道理论
1、杂化轨道的概念：在形成分子时，由于原子间的相互作用，若干不同类型的、能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，重新组合过程叫做杂化，所形成的轨道叫杂化轨道。
2、杂化轨道理论的基本要点：
（1）原子间的微扰作用，使某一原子内能量相近的原子轨道重新组合构成新的轨道，其能量、形状和空间伸展方向皆发生了变化。
（2）形成杂化轨道数，等于参加杂化的原子轨道数。
（3）杂化轨道满足“最大重叠原理”，成键能力更强，构成分子更稳定。
（4）杂化轨道空间构型决定形成分子或离子的空间构型：
如sp（直线）；sp2（平面三角）；sp3（正四面体）；dsp2（sp2d平面方形）；dsp3（sp3d三角双锥）；d2sp3（sp3 d2八面体）
（5）杂化轨道有等性和不等性杂化轨道之分
原子轨道杂化后，如果每个杂化轨道所含的成分完全相同，则称为等性杂化，等性杂化轨道空间构型与分子的空间构型是一致的，如CH4分子
原子轨道杂化后，杂化轨道所含的成分不完全相同，称为不等性杂化，在有孤对电子占据时，杂化轨道空间取向与分子的空间构型就不相同了，如NH3，H2O等
3、杂化轨道理论的应用
例1：试用杂化轨道理论推断下列分子的空间构型：（1）SnCl2；（2）CF2Cl2；（3）NF3；（4）SF6.

1—3．价电子对互斥模型（VSEPR）
一、基本要点：
1、概念：在共价分子中，中心原子价电子层电子对的排布方式，总是尽可能使它们之间静电斥力最小，分子（或离子）的几何构型总是采取电子对相互排斥力最小的那种结构。
2、价电子对之间的斥力大小
（1）电子对之间的夹角越小，排斥力越大；
（2）孤对~孤对>孤对~键对>键对~键对
（3）三键>双键>单键，如HCHO中,CHCH（118º）<CHCO（121º）
（4）中心原子相同时，价层电子对之间斥力随配位原子的电负性增大而减小，生成键角也较小，如：NF3和NH3<FNF（121.1º）<HNH（107.3º）
配位原子相同时，电子对间的斥力，随着中心原子电负性减小而减小，键角也减小。如：键角：OH2>SH2>SeH2>TeH2
3.价电子对数的计算：
  价层电子对数=1/2（中心原子价电子数+配位原子提供的电子数）
（1）H和X作为配体提供一个e-，X为中心原子提供7个e-
（2）氧族元素作为配体，不提供e-，作为中心原子提供6个e-,
（3）对于离子，加上或减去所带电荷数
（4）含有奇数电子时，电子数加1
（5）N作为配体-1，中心原子为5
4、价电子对数与分子构型
（1）价电子构型：2对直线，3对平面三角，4对正四面体，5对三角双锥，6对正八面体
（2）分子构型:
1若价电子对全部是键对，分子构型与其相同
2若价电子对中有键对有孤对，分子构型与价电子对构型不同，要画出所有可能构型，根据电子对斥力大小，选择稳定构型。
二、价层电子对互斥模型应用
1、判断分子或离子构型
例1：判断ClF3分子构型
练习：
1、用价层电子对互斥模型预测下列分子或离子的空间构型：OF2；SF4；XeF4；SCN-；NOCl；SO2Cl2；
2、判断中心原子杂化轨道类型及可能空间构型：SnCl2；SnCl3-；CF2Cl2；NF3；SF6；BCl3；ClF3；OF2；SF4；XeF4
1—4 双原子分子轨道理论（MO）
一、基本要点：
1、作为一种近似处理，认为MO是由AO线性组合而成，MO的数目等于组成分子的各原子轨道之和。
2、原子轨道要有效地线性组合成MO，必须遵守以下三条原则：（1）对称性原理（2）能量相近（3）最大重叠
3、若MO由两个符号相同的原子轨道叠加而成，其能量低于原子轨道的能量，称为成键MO,若由两个符号相反的AO叠加而成，其能量高于AO能量，称为反键分子轨道，处于它们之间的还有非键轨道，根据MO的对称性不同，将其分为σ—MO轨道和π—MO。
4、电子在MO上排布也遵循原子轨道电子轨道排布三原则——不相容原理、能量最低原理和洪特规则
二、能级图
   适用于O2、F2、Ne2                                        第一、二周期其他双原子分子
（a）NF、CF                           （b）CO、BN、BO、CN、NO
第二周期不同原子双原子分子的能级图类似于上面两图，，一般可根据价电子数判断属于哪种，如 1价电子为10的CO是N2的等电子体，用b图； 2BN、BO、CN等价电子数都少于10，也常用b； 3价电子数为12的NF是O2的等电子体，与a相同； 4NO、CF价电子数为11，恰好介于N2和O2之间，NO类似于b；CF类似于a。
三、MO的应用
1、判断化合物稳定性、磁性
例1：写出下列分子的分子轨道电子排布式，并指出哪些分子不能存在？哪些是顺磁性？
B2；C2；O2；Ne2
例2：写出CN；CN+；CN-的分子轨道电子排布式，并比较它们的键能、键长和磁性。
1—5 离域π键
一、  概念
离域π键也叫大π键，是由三个或三个以上的原子形成的π键，不同于两原子间的π键
二、生成离域π键条件
1、原子都在同一平面上
2、每一原子有一互相平行的p轨道
3、p电子的数目小于p轨道总数目的两倍.
三、应用：
1. 增加化合物的稳定性
2. 例：O3（π34）CO2（2个π34）NO2（π33）NO3-（π46）CO32-（π46）等

1—6 分子间力及氢键
一、分子间力概念：
分子间力——范德华力，包括取向力、诱导力、色散力。取向力发生在极性分子之间；诱导力存在于极性分子与非极性分子以及极性分子与极性分子之间。色散力存在于任何分子之间。三种力中除了少数极性很大的分子（如H2O，HF等）以取向力为主外，绝大多数分子却以色散力为主，分子色散力大小与分子变形性有关，一般来说，分子的体积越大，其变形性越大，则色散力也越大。
二、分子间力特点:
1、较弱（几个至几十个kJ·mol-1,比化学键小1~2个数量级）
2、近程力，在几个Å，无方向性和饱和性
3、取向力与温度有关，诱导力和色散力与温度无关.

三．氢键:   
是指氢原子与电负性大，半径小，且具有孤对电子的原子X（F、O、N等）键合的，还能同另一电负性较大的原子Y结合成新的键，叫氢键。
四、氢键特点及类型：
1、特点：有方向性和饱和性，比分子间力强，比化学键弱
2、类型：分子间氢键，分子内氢键
五、分子间力及氢键对物质性质的影响
主要对物质的熔沸点；汽化热；熔化热；溶解度和粘度有较大的影响。但分子间氢键和分子内氢键对物质的影响不同，分子间氢键使物质的熔沸点等升高，而分子内氢键使熔沸点等降低。
例1  判断下列各对分子间存在何种类型的分子间作用力？
（1）C2H6和 CCl4         （2）NH3    和  C6H6      （3）CH3COOH  和  H2O
（4）CO2  和 H2O       （5）CHCl3  和  CH2Cl2      （6） HCHO   和  H2O
例2  下列化合物哪些化合物自身分子间能形成氢键？
（1）CH3Cl      （2）H2O2          （3）CH3CHO      （4）H3BO3   
（5）H3PO4      （6）（CH3）2O    （7）CH3COCH3    （8）C6H5NH2

1—7键参数
一、键能
它是衡量化学键牢固程度的键参数，键能越大，键越牢固。对双原子分子而言，键能是在标准大气压Pº和298K下，将1mol气态分子AB的化学键断开，成为气态的中性原子A和B所需的能量。双原子分子的键能和键离解能量是不同的。
二、键长
分子中成键原子和核间的平均距离称为键长（也称为核间距）。在两个确定原子之间，键长越短，则越强越牢固。
三、键角
1、分子中相邻两键之间的夹角称为键角。键角是决定分子空间构型的主要因素。
2、影响键角因素
（1）中心原子杂化类型： sp；sp2；sp3；sp3d2 等之间：180º；120º；129.5º； 90º
（2）中心原子孤对电子数：孤对越多，键角越小
如sp3杂化CH4；NH3； H2 O 键角依次为：109.5º ;107.3º ; 104.5º  
（3）多重键     多重键所包含的电子越多，斥力比单键大，使得分子内含多重键的键角变大，单键间的键角变小，例如sp2杂化的COF2：
（4）电负性   在中心原子具有孤对电子的ABn型分子中，当A相同，B不同时，随B的电负性增大，A-B成键电子对偏向B，从而减少成键电子对之间的斥力，使其键角减小，例如：PI3  PBr3  PCl3  PF3的键角依次为：102º；101º；100.1º；97.8º
如B相同而A不同，则随着A电负性增大，A-B间成键电子对偏向A，从而增大成键电子间的斥力，使其键角增大。如：SbH3；AsH3；PH3；NH3为91.3º；91.8º；93.3º；107.3º
例1：在下列多对分子中，哪个分子键角大？说明原因：
（1）HgCl2和BCl3    （2）CF4和PF3     (3)SiF4和SF6
（4）SnCl2和SCl2    （5）OF2和Cl2O   （6）PF3和NF3
四、键的极性
成键两原子正负电荷中心不重合则化学键就有极性。引起化学键极性的主要原因是成键两原子电负性的差异，电负性差越大，键的极性越大。
另外，双原子分子键的极性与分子的极性是一致的，但对多原子分子来说，分子是否有极性不仅要看键是否有极性，还与分子的空间构型有关。
例2：比较下列多对偶极矩μ的大小，并简要说明理由
（1）PH3和NH3            （2）BF3和NF3
（3）NH3和NF3            （4）CH3-O-CH3和C6H6
 习题：
1.选择题：
(1).叠氮酸的结构式是H-N1 –N2-N3 ,1.2.3.号氮原子采用的杂化类型依次是：（  ）
A.sp3 sp sp        B.sp2 sp sp  C. sp3sp sp2   D. sp2 sp sp2   (B)
(2).ClO3F的构型属于（ ）
A.直线          B.平面四方     C.平面三角       D.四面体     (D)
(3).下列各组物质中，具有顺磁性的是；（  ）
A.NO NO2            B.NO   CO    C.NO2  CO   D.NO2  SO2        (A)
(4).下列化合物中，哪些存在氢键 （   ）
(1)硼酸;(2)对硝基苯酚;(3)邻硝基苯酚;(4)碳酸氢钠
A. 1 2 3 4      B. 2        C. 2 3     D. 1 2 3           (A)
(5).下列分子中，偶极距不为零的分子是：（   ）
A.BeCl2            B.BF3        C. NF3           D.C6H6          (C)
(6). 下列化合物中既存在离子键，共价键，又存在配位键的是：（  ）
A.NH4F           B.NaOH        C.H2S            D.BaCl2        (A)
2.填空题：
(1).由原子轨道组合成分子轨道必须要遵守的三个原则是____, _____, ______,HF中的H的1s轨道与F的一个_____ 轨道组合成MO。
(2).写出符合下列条件的相应的分子或离子的化学式。
1氧原子用sp3杂化轨道形成两个σ键_____.(H2O)
2氧原子形成一个π键_____.一个三电子π键_____.两个三电子π键_____.（O2- O2+   O2）
  3硼原子用sp3杂化轨道形成4个σ键_____.  （ BF4-）
  4硫原子形成6个σ键_____.   (SF6)
3.根据键级的大小，判断N2+与N2 ，以及O2与O2-的键长大小_____.（ N2+ < N2;    O2 > O2-）
4.下列各对分子间，存在的相互作用力分别为：
(1)CH3Cl 和CH3Cl之间存在_____.
(2) CH3Cl和CCl4之间存在_____.
(3)H2O和C2H5OH之间存在_____.
 5、根据电子配对法，讨论一氧化碳分子的结构和有关性质。
6、用杂化理论讨论BF3分子的结构及特点。
7、讨论H3PO4分子中各原子之间的键合情况。
8、判断下列键能大小顺序并说明理由。
（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-I
9、完成下表。
分子
中心原子价
层中电子对数
电子对的
理想排布
中心原子可能
采用的杂化类型
中心原子上孤电子对数
分子
的形状

CO2

SnCl2

SO3

NF3

SF4

IF3

XeF4

10、如何用价层电子对互斥理论判断键角的相对大小？
11、大π键形成的条件是什么？
12、讨论NO3-的结构。
13、从结构上讨论为什么SOCl2能表现为路易斯酸，又能表现为路易斯碱？
14、什么是奇电子化合物？它有哪些特征？
15、什么叫等电子体？什么叫等电子原理？
16、将卤素单质沸点由低到高的顺序排列。
17、试析二氯乙烯顺反异构体沸点的差异。
18、氢氟酸随浓度的增大酸性增强。试解释原因。
19、用氢键形成说明NH3（aq）为什么表示弱碱性？
20、比较NaCl、MgO、CuO、BaO，哪一种离子晶体的熔点最高？
21、分析Na2O、CaO、Y2O3、ThO2中哪种氧化物的熔点最高？
22、试确定Sc(OH)3、Y(OH)3、La(OH)3、Eu(OH)3碱性相对强弱顺序。
23、在Sc3+、Y3+、La3+、Eu3+中，哪种离子最易水解？
24、填空：阳离子的极化能与-------------有关，电荷越高，极化作用越--------------，半径越大，极化作用越-----------------。半径越大，阳离子的变形性越---------------------，阳离子电子构型以-------------和----------------变形性最大，-------------------次之，最差的为-------------------。阴离子极化和变形性对简单离子来说和阳离子类似，复杂阴离子的变形性在电荷相等时，半径越大则变形性越------------------，相对复杂的阴离子变形性较-----------------，中心原子氧化数越高，则整个阴离子变形性越----------------。
 25.试根据晶体的构型与半径比的关系，判断下列AB型离子化合物的晶体构型。
MgO，BeO， NaBr，CaS，RbI，CsBr，AgCl， CsI。
26.BF3是平面三角形的几何构型，但NF3却是三角锥形的几何构型，试用杂化轨道理论加以说明。
27.试用价层电子对互斥理论讨论COCl2分子的构型与键角。
28.试用价层电子对互斥理论判断下列分子或离子的空间构型：
HgCl2，I3+，I3-，SO2Cl2，IO2F2-，ClF3，IF5，ICl4-，PO43-，SO32-，ClO2-，
SF6，PCl5，O3。
29.已知NO2，CO2，SO2分子中键角分别为132°，180°，120°，判断它们的中心原子轨道的杂化类型，说明成键情况。
30.在下列各对化合物中，哪一种化合物的键角大？说明原因。
 ⑴CH4和NH3     ⑵OF2和Cl2O      ⑶NH3和NF3          ⑷PH3和NH3
31.判断下列各对化合物中键的极性大小。
⑴ZnO和ZnS    ⑵HI和HCl        ⑶H2S和H2Se     ⑷H2O和OF2
32.已知：ΔfHmO（N，g）=472.20 KJ·mol-1，ΔfHmO（H，g）=217.97 KJ·mol-1，ΔfHmO（NH3，g）=-46.11 KJ·mol-1。试计算NH3分子中N—H键的键能。
33.根据分子轨道理论判断各组物质中稳定性和磁性大小。
⑴ NO+，NO，NO-；
⑵ O2+，O2，O2-，O22-。
34．已知CO2，NO2-，BF3分别为直线形，V形和平面三角形。试用等电子原理说明下列分子或离子的成键情况和几何构型。O3; NO2-; NO3-;   N3-;   CO32-
35.比较化合物的熔沸点高低，并说明原因。（1）CH3CH2OH和CH3OCH3;(2)O3和SO2；（3）HgCl2和HgI2；（4）邻羧基苯酚和对羧基苯酚。
36．判断下列各组分子之间存在什么形式的分子间作用力。（1）苯和四氯化碳；（2）氦和水；（3）二氧化碳气体和溴化氢气体；（5）甲醇和水。
37．比较下列各组物质的热稳定性，并说明原因。（1）Na2CO3和NaHCO3
（2）CaCO3和MnCO3;（3）Li2CO3和K2CO3;（4）NaNO2和NaNO3
 第二讲  原子结构
2—1 核外电子运动状态
一、玻尔（Bohr）理论要点
1、氢原子核外电子运动取一定轨道，电子不放出也不吸收能量，离核越远，能量E越高，正常情况下，e-尽可能处于最低轨道上，处于稳定状态，称基态。
2、在一定轨道上运动的电子有一定的能量E，由某些量子化（指某一物理学的变化是不连续的<跳跃式的>；原子中电子的能级是量子化的，所以原子光谱呈线状）的条件决定（E整数值）。
在玻尔（Bohr）原子结构理论基础上，推得类氢原子（单电子原子或离子）多原子轨道半径r和能量E。
3、*电荷数（氢原子Z=1）；B=52.9pm；A=2.179×10-18J
n为正整数，成为量子数。
3、玻尔（Bohr）理论及存在的问题
（1）解释氢光谱（2）提出能级概念（3）提出量子化特征
（4）未考虑波粒二象性（5）无法解释多电子原子光谱和在磁场中分裂

二、核外电子运动的特点
1、波粒二象性。量子化
——爱因斯坦方程
1924年德布罗依（de Broglie L）提出：微观粒子也是有波粒二象性
——德布罗依关系式，此关系式1927年戴维逊电子衍射实验证实。
2、测不准原理
由于电子有波动性，不可能像宏观物体那样可以精确测定它们在原子核外运动的位置和动量。1927年，海森堡（Heisonberg W）推导出如下测不准关系式：或（普朗克常数）

三、核外电子运动状态的描述
1、波函数和原子轨道：
由于电子运动具有波动性，量子力学用波函数ψ来描述它的运动状态。Ψ是求解薛定谔（Schrödinger）方程所得的函数式，它是包含三个常数项（n，l，m）和空间坐标（r，θ，φ）的函数，记为：Ψ(r,θ，φ)。
2、四个量子数及取值。
（1）主量子数（n）：决定原子中电子云出现概率最大区域、离核的远近。n越大,e-里核平均距离越远，能量越高。所以n是决定能量高低的主要因素。氢原子多*电子层能量为：
取值：n=    1，2，3，4，5……
电子层符号：K，L，M，N，O……
（2）角量子数（l）：决定电子在空间不同角度的分布情况，即决定了原子轨道或电子云的角度分布图的形状；对多电子原子来说，电子的能量除与n有关外，与l也有关，当n相同时，l越大，能量越高。
在同一电子层中，L相同的电子归并为一“亚层”
取值l=0      1       2     3      4……，（n-1）
       S      p       d     f      g……
球型哑铃型，花瓣型……
（3）磁量子数（m）：决定了原子轨道或电子云在空间的取向（伸展方向）
取值：m=0，±1，±2，±3……±l    取（2l+1）个值。
（4）自旋量子数（ms）：代表电子两种“自旋”状态。（自旋方向）
取值：+1/2和-1/2
四个量子数取值规则：
相互制约关系：
每个n，l可取0到（n-1）个值，共n个值，且n>l
每个l，m可取+l到-l，共（2l+1）个值，且l≥m
每一套（n，l，m）,ms可取±1/2两个值。
例题1：
在下列n套量子数中，试指出（1）哪些是不可能存在的？为什么？（2）用轨道符号表示可能存在多套量子数。
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，+3，-1/2）   8（2，-1，0，+1/2）   9（6，5，+4，+1/2）
例题2：写出氖原子中多电子的四个量子数表达式

四、屏蔽效应和穿透效应
1、屏蔽效应
（1）概念：在多电子原子中，对于某一指定的电子来说，它除了受到核的吸引外，还要受到其余电子对它的排斥作用。利用中心力场模型的近似处理，把其余电子对其指定电子的排斥作用近似地看作抵消一部分核电荷对该指定电子的吸引，而核电荷由原来的Z变为（Z-σ）。σ称为屏蔽常数，（Z-σ）称为有效核电荷，用Z*表示。Z*=（Z-σ）
这种由核外其余电子抵消部分核电荷对指定电子吸引的作用，称为屏蔽效应。因此，多电子原子某指定电子的能量公式变成：
   电子越靠近核，它对外层电子屏蔽作用越大，σ值由可斯莱特（Slater）规则进行近似的计算。
（2）σ的计算：将原子电子按内外次序分组：
1s；2s2p；3s3p3d；4s4p4d4f；……
1外层电子对内层电子，没有屏蔽作用，多组的σ=0
2同一组，σ=0.35（但1s, σ=0.30）
3如果被屏电子为ns或np，（n-1）组对ns、np, σ=0.85,至内组σ=1.0
4如果被屏电子为nd或nfe-,位于它左边多轨道电子对它的σ=1.0
例：求锂原子（Z=3）的第一电离能。
2、钻穿效应：
由电子云径向分布图可以看出，n值较大的电子在离核较远的区域出现几率大，但在离核较近的区域也有出现的几率。这种外层电子向内层穿透的效应称为钻穿效应。
钻穿效应主要表现在穿入内层的小峰上，峰是数目越多，穿透效应越大，因峰的数目为n-l，所以n相同，l越小的电子穿透效应越大。穿透效应大的电子可回避部分内层对它的屏蔽效应，使σ值变小，所以该电子的能量便下降。对多电子原子来说，n相同l不同的电子亚层，其能量高低：Ens<Enp<End<Enf（能级分裂）。当n和l都不相同，出现了n值小l值大的轨道反而比n值大l值小的轨道能量大。如E3d>E4s，发生能级交错现象，当n≥6时，Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<Enp。
 例：计算Pt原子4s及3d电子的有效核电荷。
 五、原子核外电子排布: （遵循三个原则）
1.保里（Pauli）不相容原理：在同一原子中，不可能存在所处状态完全相同的电子。或在同一原子中不可能存在四个量子数完全相同的电子。
2.能量最低原理：电子在各轨道上的排布方式应使整个原子能量处于最低状态。
 1Pauling能级图
2徐光宪：（n+0.7l）
3.洪特（Hund）规则:  在能量相同的轨道（自旋轨道）上排布电子时，总是优先分占不同的轨道，且自旋平行。作为洪特规则的特例，简并轨道处于全满或半满状态，能量较低稳定。
例1：写出下列原子的核外电子排布和价电子构型
24Cr            47Ag         82Pb
注： 1核外电子排布按电子层由内到外逐层书写，先由Pauling图写好，再重排
2原子失电子先后顺序np，ns，(n-1)d，(n-2)f
 六、原子结构和元素周期表
１、各周期元素数目
各周期元素数目等于ns1~np6结束多能级组所能容纳的电子数目。由于能级交错的存在，所以产生了长短周期的分布。
周期
1
2
3
4
5
6
7
元素数目
2
8
8
18
18
32
未满
容纳电子总数
2
8
8
18
18
32
……
2、周期和族
（1）周期数＝电子层数
（2）主族元素的族数＝最外层电子数
副族元素的族数＝最外层电子数+次外层d电子数
注： 1稀有气体过去称为零族，现在为ⅧA族；
 2副族ⅠB、ⅡB和ⅧB例外，ⅠB和ⅡB算得电子分别为11和12，ⅧB族为8，9，10
3、元素分区
s区：价电子构型ns1~2         ⅠA→ⅡA
p区：价电子构型ns2np1~6     ⅢA→ⅧA
d区：价电子构型(n-1)d1~8ns2(少数例外) ⅡB→ⅧB
ds区：价电子构型(n-1)d10ns1~2            ⅠB→ⅡB
f区：价电子构型：(n-2)f1~14ns1~2（有例外）　La系、Ac系
例1：具有下列价电子的元素是属于哪一类或哪一种元素？
（1）具有３个p电子；（2）3d全满，4s有2个e-（3）有2个n=4和l=0的电子，8个n=3和l＝2的电子。
 七、原子结构和元素基本性质
1、原子半径：由相邻原子核间距测出的，同种元素的两个原子以共价单键连接时，其核间距的一半为该原子的（单键）共价半径。
原子半径在周期表中变化规律：
（1）同一族：主族元素由上到下半径增大，副族元素由上到下半径增大，但不明显。第五、六周期受到La系收缩的影响。
（2）同一周期：由左到右半径减小，主族比副族减小幅度大。因为主族元素有效核电荷增加幅度大；另外ⅠB、ⅡB原子半径比左边相邻元素大，这是因为d轨道电子填满屏蔽效应增大的缘故。
2、电离能
（1）概念：气态原子失去一个e-成为+1价气态离子所需的能量，称为该元素的（单一）电离能（I1）。气态+1价离子再失去一个e-所需的能量称为第二电离能（I2）……一般I1<I2<I3<……
（2）在周期表中变化规律（主要指主族元素）
1同一族比较：从上到下，I↓，原子半径增大的缘故。
 2同一周期比较：从左到右，I↑，原子半径减小的缘故，有效核电荷渐增。但在ⅢA和ⅥA出现两个转折。即电离能ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA。前者是因为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轨道已半满，较稳定，而ⅥA的最后一个e-要填入p轨道，必然受到原来已占据轨道的那个电子排斥，要额外消耗电子的成对能，故较易失去。
3、电子亲合能
（1）概念：气态原子获得一个e-成为气态-1价离子所释放的能量称为该元素（单一）电子亲合能（E）
（2）周期表中变化规律：与电离势变化规律基本相同。
1电子亲合能数据难以测准，多类书中出入较大。
2ⅤA、ⅥA、ⅦA电子亲合能最大不是在第二周期，而是在第三周期。如：Cl>Br>F>I   S>O     因为第二周期元素半径小，获得1个电子后电子间斥力大增。
3同一周期电子亲合能在ⅡA、ⅤA出现反复。
4、电负性
（1）概念：电负性是指分子内原子吸引电子的能力。元素电负性越大，原子在分子内吸引成键电子的能力越强。
（2）变化规律：类同电离能和电子亲合能
对主族元素：同一族上→下减小（ⅢA有些例外）；同以周期从左→右增加。

例1．试用原子结构理论解释。
（1）稀有气体在每周期元素中具有最高的电离能
（2）电离能Mg>Al