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。
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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，Δ
fHm
O（NH，g）=-46.11 KJ· 3
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
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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（Schr?dinger）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
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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 14 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 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 元素数目 容纳电子总数 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 15 1 2 2 2 8 8 3 8 8 4 18 18 5 18 18 6 32 32 7 未满 …… 百度搜索“77cn”或“免费范文网”即可找到本站免费阅读全部范文。收藏本站方便下次阅读，免费范文网，提供经典小说综合文库化学奥赛自学资料—无机化学全部知识要点及配套练习(3)在线全文阅读。
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