无机化学的对角线规则、周期系规律、惰性电子对效应
无机化学(化学工程)课程教学大纲
无机化学课程教学大纲课程名称：无机化学英文名称：Inorganic Chemistry课程编号：x2030471学时数：56其中实践学时数：0 课外学时数：0学分数：3.5适用专业：化学工程一、课程简介本课程是化学工程专业学生的专业基础课。
本课程讲授了化学反应原理、物质结构的基础理论、元素、单质及无机化合物的基本知识；是后续化学课程及相关专业课程学习的基础。
通过对本课程的学习，学生掌握化学反应原理、物质结构的基础理论、元素、单质及化合物的基本知识；培养学生自学能力，使之具有自学无机化学书刊的能力；培养学生学以致用的能力，使之具有解决一般无机化学问题的能力。
二、课程目标与毕业要求关系表三、课程教学内容、基本要求、重点和难点（一）气体及热化学基础1.要求学生熟练掌握理想气体状态方程式及其应用、气体分压定律及其应用、盖斯定律及其应用；了解分压、体系、环境、状态、功、热及热力学能等概念；理解热力学第一定律，理解焓、焓变的概念，掌握状态函数和标准摩尔生成焓的概念。
2.重点：状态函数的概念及特点，标准生成焓的概念，理想气体状态方程式和分压定律的应用，运用盖斯定律和标准生成焓计算反应热。
3.难点：状态函数、焓及标准生成焓的理解。
（二）化学反应速率和化学平衡1.要求学生了解化学反应速率，基元反应和反应级数的概念，理解浓度对反应速率的影响和温度对反应速率的影响，熟练掌握质量作用定律，了解速率理论，并能用活化能和活化分子的概念说明浓度、温度和催化剂对反应速率的影响，了解影响反应速率的因素。
要求学生理解可逆反应与化学平衡的概念，掌握标准平衡常数ΘK 及其应用，掌握化学平衡的移动的规律，掌握热力学第二定律及热力学第三定律，掌握有关化学平衡组成的计算。
要求学生熟练掌握标准摩尔反应焓变、标准摩尔反应熵变和标准摩尔反应吉布斯函数变的关系，熟练掌握ΘK 与Θ∆m r G 的关系，熟练掌握Θ∆mr G 和m r G ∆的计算方法，熟练掌握转变温度的计算方法，熟练掌握吉布斯函数判据，熟练掌握通过计算判断反应方向和反应程度的方法。
沈阳师范大学855无机化学2021年考研专业课初试大纲
2021年全国硕士研究生招生考试大纲科目代码：855科目名称：无机化学适用专业：化学制订单位：沈阳师范大学修订日期：2020年9月《无机化学》考试大纲一、考察目标及要求要求学生全面系统地掌握无机化学的基本概念、基本知识和基本原理，并能对基本知识和原理进行灵活运用，具备较强的分析问题与解决问题的能力。
二、考试内容1．气体与溶液●理想气体状态方程式●分压定律●稀溶液依数性2．热化学●热力学基本概念●热力学能、焓、标准摩尔生成焓、反应的标准摩尔焓变●热力学第一定律、盖斯定律3．化学动力学基础●浓度对反应速率的影响●温度对反应速率的影响●活化分子、活化能的基本概念，活化能与反应的焓变的关系4．化学平衡、熵和吉布斯函数●平衡状态，标准平衡常数的表示及应用●化学平衡的移动及影响因素●自发变化的基本特征，熵、热力学第三定律●吉布斯函数、吉布斯函数变判据，反应商判据●平衡组成计算、热力学相关计算5．酸碱平衡●酸碱质子理论●一元弱酸、弱减的解离平衡及其计算●同离子效应及缓冲溶液，缓冲溶液pH值的计算，缓冲范围●酸碱电子理论及配合物的组成和命名●配合物的解离常数和稳定常数及相关计算6．沉淀——溶解平衡●溶解度和溶度积及其关系●溶度积规则并熟练应用，●同离子效应及盐效应●pH对溶解度的影响，配合物的生成对溶解度的影响●分步沉淀及沉淀的转化●相关计算7．氧化还原反应电化学基础●氧化还原反应的基本概念●原电池的构造，电池符号●原电池电动势及电动势与吉布斯函数的关系●电极电势的相关内容，能斯特方程式及电极电势的应用●元素电势图的表示及其应用●相关计算8．原子、分子、晶体及配合物结构●量子数及其关系，原子轨道与波函数●多电子原子轨道能极，多电子原子的核外电子排布●原子的电子层结构和元素周期系，元素性质的周期性●共价键的本质和特点，共价键的键型●杂化轨道理论及VSEPR理论及分子的空间构型，分子轨道理论●晶体结构的类型，晶格能与离子晶体，分子的偶极矩、分子的相互作用、氢键●配合物的空间构型和磁性，配合物价键理论。
无机化学(下)_天津大学中国大学mooc课后章节答案期末考试题库2023年
无机化学（下）_天津大学中国大学mooc课后章节答案期末考试题库2023年1.下列不属于真正矾类的是。
参考答案:FeSO4·7H2O2.金属锡与浓硝酸反应所得到的产物有_________。
参考答案:H2SnO3(β)和NO23.列硝酸盐中，热分解产物之一为金属单质的是______。
参考答案:Hg(NO3)24.用于说明铋酸钠具有强氧化性的是。
参考答案:惰性电子对效应5.下列物质不是一元酸的是_______。
参考答案:偏硅酸6.下列化合物中不属于缺电子化合物的是_____。
参考答案:Na[BF4]7.下列各组离子中每种离子分别与过量NaOH溶液反应时，都不生成沉淀的是。
参考答案:Be2+、Al3+、Sb3+8.过氧化钠常作融矿剂，使既不溶于水又不溶于酸的矿石被氧化分解为可溶于水的化合物。
参考答案:正确9.下列物质可与二氧化碳反应生成氧气的是________。
参考答案:KO210.在所有的金属中，熔点最高的是副族元素，熔点最低的是主族元素。
参考答案:错误11.碳酸氢钠和碳酸钠可以通过分别在其溶液中加入CaCl2观察是否生成沉淀来进行鉴别。
参考答案:错误12.氢气能使粉红色的PdCl2水溶液迅速变黑，可利用这一反应检出氢气。
参考答案:正确13.第一个稀有气体化合物是XeF2,打破了过去长时间以来人们一直认为稀有气体的化学性质是“惰性”错误认识。
参考答案:错误14.通常，同一元素不同氧化态的氧化物的水合物，该元素的氧化数越高，酸性越强。
参考答案:正确15.液氢是超低温制冷剂，可将除氦外的所有气体冷冻成固体。
参考答案:正确16.氢与钙元素形成的二元化合物为金属型氢化物。
参考答案:错误17.我国古代炼丹术是化学的雏形，如采用朱砂氧化法制备得到金属汞。
参考答案:正确18.碱金属离子因其电荷少，半价大，所以不会形成配合物。
参考答案:错误19.治理土壤的碱性常用的物质为________。
参考答案:石膏20.下列物质在水中溶解度最大的是________。
无机化学下册复习提纲
一、单质主要反应
1. 单质与单质的反应 s 区元素单质： 还原性强。 可与大多数非金属元素单质作用形成阳离子， 金属之间彼此形成合金。 p 区元素单质：金属 还原性较强，可与多数非金属元素单质作用呈显不同的正氧化态。金属之 间彼此间易形成合金。 非金属 与电负性大的非金属元素单质作用呈还原性，与金属或电负性小的非金 属作用呈氧化性 2. 单质与水的作用 活泼金属（s 区单质、Al 等） ： M(s)+nH2O(l) M(OH)+ n 2 H2(g) 锡、硅： E(s)+ 2H2O(g) EO2(s)+ 2H2(g)， 碳：C(s)+ H2O(g)CO(g)+ H2(g) 氟(F2)： F2(g)+H2O(l) 2HF(g)+ 1 2 O2(g) X2(F2 除外)： X2+H2O(l) HX+HOX 3. 单质与非氧化性的酸作用： 活泼金属、两性金属溶解并置换出氢气，非金属单质不反应。 4. 单质与强碱作用： 两性金属、准金属溶解，分别生成氢氧化物和含氧酸，并置换出氢气；P、S、Se、X2(F2 除外) 歧化；活泼金属不反应。 5. 单质与氧化性的酸（浓 HNO3、浓 H2SO4、王水）作用： 单质分别生成金属阳离子、氧化物、含氧酸，HNO3 可被还原为 NO2、NO、N2、或 NH4+； H2 Ca2+
不分解
(3) 氧化还原性: ①含氧酸及其盐的氧化性随溶液酸度的升高而增强。 3②从左向右， 最高氧化态含氧酸的氧化性增强， 同族变化不规则， NO3-的氧化性较 PO4 强， H2AsO4 的氧化性较 PO43-强，而比 NO3 差，NaBiO3 的氧化性又强于 NO3 。 ③从高氧化态到低氧化态 卤素、N 氧化性增强 P、S 还原性增强
无机化学经典知识点
无机化学经典知识点元素化学通论一，含氧酸强度1，R-O-H规则：含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱，质子转移倾向越大，酸性越强，反之则越弱。
而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力，当R的半径较小，电负性越大，氧化数越高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效的降低氧原子上的电子密度，使O-H键变弱，容易放出质子，表现出较强的酸性，这一经验规律称为R-O-H规律。
1）同一周期，同种类型的含氧酸（如HnRO4），其酸性自左向右依次增强。
如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO42）同一族中同种类型的含氧酸，其酸性自上而下依次减弱。
如：HClO>HBrO>HIO 3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强，低氧化态含氧酸的酸性较弱。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，Pauling规则：含氧酸的通式是RO n(OH)m，n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧酸分为弱酸（n=0），中强酸（n=1），强酸（n=2），极强酸（n=3）四类。
因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小的越多，O－H键越弱，酸性也就越强。
注意：应用此规则时，只能使用结构式判断，而不能使用最简式。
3，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来的酸性强。
二，含氧酸稳定性1，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。
如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO2，氧化还原性：1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。
如：H4SiO4<h3po4<h2so4<hclo4，v2o5<cr2o72－<mno4－< bdsfid="108" p=""></h3po4<h2so4<hclo4，v2o5<cr2o72－<mno4－<>2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。
大学《无机化学》第四版_习题答案
无机化学（第四版）答案第一章物质的结构1-1 在自然界中氢有三种同位素，氧也有三种同位素，问：总共有种含不同核素的水分子？由于3H太少，可以忽略不计，问：不计3H时天然水中共有多少种同位素异构水分子？1-2 天然氟是单核素（19F）元素，而天然碳有两种稳定同位素（12C和13C），在质谱仪中，每一质量数的微粒出现一个峰，氢预言在质谱仪中能出现几个相应于CF4+的峰？1-3 用质谱仪测得溴得两种天然同位素的相对原子质量和同位素丰度分别为79Br 789183占50。
54%，81Br 80。
9163占49。
46%，求溴的相对原子质量（原子量）。
1-4 铊的天然同位素203Tl和205Tl的核素质量分别为202。
97u和204。
97u，已知铊的相对原子质量（原子量）为204。
39，求铊的同位素丰度。
1-5 等质量的银制成氯化银和碘化银，测得质量比m（AgCl）：m（AgBr）=1。
63810：1，又测得银和氯得相对原子质量（原子量）分别为107。
868和35。
453，求碘得相对原子质量（原子量）。
1-6 表1-1中贝采里乌斯1826年测得的铂原子量与现代测定的铂的相对原子质量（原子量）相比，有多大差别？1-7 设全球有50亿人，设每人每秒数2个金原子，需要多少年全球的人才能数完1mol金原子（1年按365天计）？1-8 试讨论，为什么有的元素的相对质量（原子量）的有效数字的位数多达9位，而有的元素的相对原子质量（原子量）的有效数字却少至3～4位？1-9 太阳系，例如地球，存在周期表所有稳定元素，而太阳却只开始发生氢燃烧，该核反应的产物只有氢，应怎样理解这个事实？1-10 中国古代哲学家认为，宇宙万物起源于一种叫“元气”的物质，“元气生阴阳，阴阳生万物”，请对比元素诞生说与这种古代哲学。
1-11 “金木水火土”是中国古代的元素论，至今仍有许多人对它们的“相生相克”深信不疑。
与化学元素论相比，它出发点最致命的错误是什么？1-12 请用计算机编一个小程序，按1.3式计算氢光谱各谱系的谱线的波长（本练习为开放式习题，并不需要所有学生都会做）。
中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
![中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习](https://img.taocdn.com/s3/m/9e5130b6192e45361166f50e.png)
第七章元素与元素性质的周期性1．周期表与元素周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道，周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6，d区的价电子构型为(n-1)d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n-1)d10ns1～2，f区的价电子构型为(n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2。
构造原理：基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常，亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性(1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素，从左到右原子半径依次减小。
镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近。
d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩。
原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径，使用时需要注意。
(2)电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He。
该规律一般可的变化规律来解释。
用原子有效核电荷Zeff(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素，从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z的变化规律来解释。
化学《无机化学》三基要求
化学《无机化学》三基要求(总14页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--化学《无机化学》三基要求课程编码：5 6课程性质：学科专业必修课程教学对象：化学专业本科生学时学分：136学时 8学分编写单位：化学系编写人：王克诚审定人：刘欣编写时间：2006年11月前言为了更好地贯彻执行无机化学教学大纲的教学规范与要求，强化无机化学的“基础知识、基本理论和基本技能”的教学，提高教学质量，夯实学生的专业知识基础和能力基础，提高教学质量，特制定《无机化学》课程的三基要求。
第一章化学基本概念和定律基础知识：1、原子、分子、单质、化合物2、元素、核素、同位素3、物质的量、摩尔、摩尔质量4、相对原子质量、相对分子质量5、理想气体基本理论：1、理想气体状态方程2、混合气体分压定律3、气体扩散定律基本技能：1、理想气体状态方程的应用2、混合气体分压定律的应用3、气体扩散定律的应用第二章溶液基础知识：1、分散系2、溶液4、渗透压基本理论：1、拉乌尔定律2、稀溶液的依数性3、胶体理论基础基本技能：1、溶液浓度的表示、换算和计算2、利用拉乌尔定律和稀溶液的依数性进行相关计算3、胶体的结构、性质，制备和破坏第三章化学热力学基础基础知识：1、体系与环境2、热和功3、状态和状态函数4、热力学能、焓和焓变、熵和熵变、自由能和自由能变基本理论：1、热力学第一定律和数学表达式2、热化学、盖斯定律3、化学反应方向的判据4、吉布斯－亥姆霍兹公式5、化学反应等温式基本技能：1、运用盖斯定律进行热化学的计算2、运用热力学数据计算化学反应的ΔrH°、ΔrS°、ΔrG°3、用ΔrG判据判断化学反应的方向4、利用吉布斯－亥姆霍兹公式，分析温度对反应方向的影响和相关计算5、利用化学反应等温式求K°第四章化学动力学基础基础知识：1、化学反应速率及其表示方法2、反应速率方程、反应级数、速率常数、半衰期3、反应机理、活化能4、基元反应、复杂反应基本理论：1、反应速率理论——碰撞理论和过渡状态理论2、浓度对反应速率的影响——速率方程3、温度对反应速率的影响——阿仑尼乌斯公式4、质量作用定律5、催化理论基本技能：1、由实验建立速率方程2、利用速率方程进行相关计算，求反应级数、速率常数；一级反应半衰期的计算3、利用阿仑尼乌斯公式进行相关计算第五章化学平衡基础知识：1、可逆反应2、化学平衡3、化学平衡常数、转化率4、化学平衡的移动基本理论：1、化学平衡定律2、多重规则3、化学平衡移动原理基本技能：1、化学平衡的有关计算2、Kc、Kp与K°的计算3、利用ΔrG°计算K°4、多重平衡的应用5、浓度、压力、温度对化学平衡的影响及有关计算6、勒夏特里原理的应用第六章电离平衡基础知识：1、电离平衡、电离平衡常数、水的离子积常数、电离度2、酸和碱、酸度、pH值、酸碱指示剂3、同离子效应、盐效应4、缓冲溶液6、溶度积常数基本理论：1、酸碱理论——电离理论、质子理论、电子理论2、化学平衡之电离平衡和溶解平衡理论3、溶度积规则基本技能：1、根据计算酸碱质子理论判断酸、碱和两性物质2、运用Ka（Kb）计算弱酸（弱碱）溶液的pH值3、缓冲溶液的配制和pH值计算4、盐溶液的pH值计算5、溶度积规则的应用和溶解平衡体系中物质浓度的计算6、多重平衡体系中平衡常数和平衡浓度的计算第七章原子结构和元素周期系基础知识：1、原子的组成2、电子运动的特点——能量的量子化、波粒二象性3、核外电子运动状态的描述——波函数和原子轨道，四个量子数4、核外电子运动的统计解释——概率和概率密度、电子云5、核外电子的排布——屏蔽效应和钻穿效应，原子轨道的能级，电子排布三原则，原子的电子构型6、原子结构与元素周期表的关系7、元素的性质——原子半径、电离能、电子亲合能、电负性基本理论：1、玻尔理论2、薛定谔方程3、原子结构的量子力学理论4、电子排布三原则5、元素周期律6、元素的性质7、斯莱特规则基本技能：1、用四个量子数表示核外电子运动状态，根据n、l、m确定原子轨道、轨道的角度分布2、电子云的形状和表示4、熟悉原子结构与元素周期表的关系，能正确确定某元素在周期表的位置和结构5、元素的性质的变化与原子结构的关系第八章分子结构基础知识：1、化学键、键参数和分子的性质2、离子键、晶格能3、共价键、共价键的类型（σ键、π键）和性质，杂化和杂化轨道成键分子轨道、反键分子轨道、键级4、金属键5、分子间作用力和氢键基本理论：1、离子键理论2、共价键的现代价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论；3、共价键的分子轨道理论4、金属键理论——自由电子理论和能带理论5、波恩—哈伯循环基本技能：1、用键参数判断共价键的强度、稳定性、分子的空间构型2、用热力学数据计算离子键形成过程中的能量变化，计算晶格能3、用共价键的现代价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论，解释一般分子的成键情况、杂化方式、空间构型4、用共价键的分子轨道理论，说明某些简单双原子分子及相应离子的结构、键级和稳定性5、用金属键能带理论，说明导体、半导体、绝缘体的性质6、能分析分子间作用力的类型、存在范围、氢键的形成情况，能从分子间作用力的角度解释物质的物理性质第九章晶体结构基础知识：1、晶体的特征和晶胞参数2、离子晶体（离子半径、构型、配位数、晶格能），原子晶体，分子晶体，金属晶体基本理论：1、晶体结构理论基本技能：1、熟悉四种晶体的特征和质点间作用力的不同点，正确判断晶体类型2、掌握晶体类型与物质性质的关系3、用离子极化理论解释离子极化作用对键型和化合物性质的影响第十章氧化还原和电化学基础知识：1、氧化数、氧化还原反应、歧化反应2、原电池、电极、电极反应与电池反应3、电极电势、标准电极电势、电池电动势4、元素电势图、pH电势图5、电解基本理论：1、电化学理论2、电极电势的双电层理论；3、标准电极电势4、能斯特方程5、电解原理基本技能：1、正确完成氧化还原方程的配平2、明确氧化还原反应与电化学的关系，掌握原电池的符号表示，能根据原电池正确书写电池反应式3、用标准电极电势说明氧化剂或还原剂的相对强弱，计算标准电池电动势，计算平衡常数，判断反应方向4、利用能斯特方程计算非标准电极电势和非标准电池电动势5、掌握元素电势图、pH电势图的应用第十一章配位化合物基础知识：1、配合物的基本概念（配合物、中心离子、配位体、配位原子、配位数）2、配合物的命名、配合物的分类、单齿配体和多齿配体、螯合物3、高自旋配合物、低自旋配合物5、配位平衡、K稳和K不稳基本理论：1、配合物的价键理论3、配位平衡基本技能：1、掌握配合物的命名2、用配合物的价键理论，解释配合物的形成、中心原子的杂化类型及配合物的空间构型，说明配合物的稳定性3、掌握配位平衡的相关计算，计算配位平衡体系中离子的浓度，计算K稳，判断配合物的稳定性4、掌握配位平衡与溶解平衡，配位平衡与氧化还原平衡等综合平衡的计算问题，讨论难溶盐的溶解性，计算配离子电对的φ°值5、了解螯合物的特殊稳定性与结构的关系第十二章氢、稀有气体基础知识：1、氢气，氢气的性质、制法和用途2、氢化物3、稀有气体、稀有气体的性质与分离5、氙的重要化合物基本理论：1、共价键的现代价键理论2、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论；基本技能：1、掌握氢气的性质、氢化物的类型，了解氢能源的优点2、了解稀有气体的发现史3、了解氙的重要化合物的制备与性质第十三章卤素基础知识：1、卤素的通性2、卤素单质的结构、性质及其变化规律3、卤化氢和氢卤酸、卤化物和卤素互化物5、卤素含氧化合物：氧化物、含氧酸及其盐4、拟卤素5、氟及其化合物的特殊性基本理论：1、热力学知识、原子结构理论、分子结构理论、杂化轨道理论3、卤素单质、次卤酸、次卤酸盐的歧化条件及其变化规律4、卤化氢的还原性、热稳定性和酸性的变化规律5、卤素含氧酸的氧化性、热稳定性和酸性的变化规律基本技能：1、掌握卤素单质及其重要化合物的结构、性质、制备和用途2、能解释，按HF-HCl-HBr-HI顺序，酸强度递增，稳定性递减、还原性递增的变化规律3、掌握卤素元素电势图的应用4、掌握卤素含氧酸性质的变化规律，解释含氧酸及其盐的氧化性、热稳定性和酸性的强弱5、根据X-还原性差别，掌握制取HX的不同方法。
无机化学的对角线规则、周期系规律、惰性电子对效应共33页
谢谢！Βιβλιοθήκη 61、奢侈是舒适的，否则就不是奢侈 。——CocoCha nel 62、少而好学，如日出之阳；壮而好学 ，如日 中之光 ；志而 好学， 如炳烛 之光。 ——刘 向 63、三军可夺帅也，匹夫不可夺志也。 ——孔 丘 64、人生就是学校。在那里，与其说好 的教师 是幸福 ，不如 说好的 教师是 不幸。 ——海 贝尔 65、接受挑战，就可以享受胜利的喜悦 。——杰纳勒 尔·乔治·S·巴顿
无机化学的对角线规则、周期系规律、 惰性电子对效应
1、战鼓一响，法律无声。——英国 2、任何法律的根本；不，不成文法本 身就是 讲道理 ……法 律，也 ----即 明示道 理。— —爱·科 克
3、法律是最保险的头盔。——爱·科 克 4、一个国家如果纲纪不正，其国风一 定颓败 。—— 塞内加 5、法律不能使人人平等，但是在法律 面前人 人是平 等的。 ——波 洛克
(参考资料)无机化学学习中重要的一般规律总结
1.各种类型的晶体的熔沸点变化规律
表 1 物质熔沸点变化规律
类型
同一主 族
同周期
原子 晶体 离子 晶体
分子 晶体
金属 晶体
变化规律
特殊情况和解释
金属单质
越向下熔点渐低
ⅣA 族的锡熔点比铅低，还有ⅢA 族的镓熔点比 铟、铊低；
非金属 单质
越向下熔点、沸点渐高
碳族元素特殊，即 C，Si，Ge，Sn 越向下，熔 点越低，与金属族相似；
性一次增强；
相同类型的含氧 酸，从上到下酸性
依次减弱;
不同价态的含氧 同一元素 酸，一般来说价态
高的酸性强;
6.含氧酸的氧化性的规律
变化规律解释 中心原子的氧化数由-3 变成-2，再变成-1，原子所带 的负电荷数减少，因而中心原子的电子密度越来越 小，对于 H+的束缚能力降低，所以氢化物给出 H+的 能力即酸性增强。
铝硅合金＜纯铝 （或纯硅
1
2.无机化合物颜色的变化规律
表 2 无机化合物颜色的变化规律
类 变化规律
别
规律解释
实例
同 最高价态
第四周期元素的阳离子从 K+到 Mn2+的价电子虽然具有相同的电子
周 期
氧化物颜 色依次加
构型 s2p6，但所带的电荷数不同, 故此离子的极化能力也不同，从 K +，Mn2+的离子极化力是依次增大的, 由于离子的相互极化与极化力
含氧酸的氧化性从左 到右增强，EӨ值显著
升高。
H4SiO4 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4
Байду номын сангаас
含酸的氧化性从左到 右也有所增强
大学无机化学第十三章试题及答案
第十四章碳族元素总体目标:1.掌握碳、硅单质、氢化物、卤化物和含氧化物的性质和制备2。
了解硅酸和硅酸盐的结构与特性3. 了解锗、锡、铅单质、氧化物、氢氧化物的性质各节目标：第一节碳单质及其化合物1.了解单质碳的结构、同素异形体和性质2。
掌握CO、CO2的结构、性质、制取和用途；碳酸的酸性；碳酸盐的水解性和热稳定性.第二节硅单质及其化合物1。
掌握单质硅的结构、性质和制取2.掌握SiO2的结构和性质3.了解硅酸的酸性；硅酸盐的结构和性质；A型分子筛的结构和实际应用4.掌握硅烷的制备、热稳定性、还原性和水解性5.了解卤化硅的制备和性质第三节锗、锡、铅1.了解锗、锡、铅单质的性质；氧化物、氢氧化物的酸碱性2。
掌握Sn(Ⅱ）的还原性、水解性和Pb(Ⅳ）的氧化性、Pb（Ⅱ)盐的溶解性，从而掌握高价化合物氧化-还原的变化规律.习题一选择题1.石墨晶体中层与层之间的结合力是（）(吴成鉴《无机化学学习指导》）A．金属健B。
共价健 C.范德华力D。
离子键2.碳原子之间能形成多重键是因为( ）(吴成鉴《无机化学学习指导》)A．碳原子的价电子数为4 B.碳原子的成键能力强C.碳原子的半径小D.碳原子有2p电子3。
下列碳酸盐与碳酸氢盐,热稳定顺序中正确的是( ）A 。
NaHCO 3〈Na 2CO 3〈BaCO 3 B.Na 2CO 3<NaHCO 3<BaCO 3C.BaCO 3〈NaHCO 3〈Na 2CO 3 D 。
NaHCO 3〈BaCO 3〈Na 2CO 34.下列化合物属于缺电子化合物的是( )A 。
BCl 3B 。
HBF 4 C.B 2O 3 D 。
Na ［Al （OH ）4］5。
碳原子的配位数为4时,它所采取的杂化方式是( ）（吴成鉴《无机化学学习指导》)A 。
sp 2dB 。
.dsp 2C 。
sp 3 D. d 2sp6。
下列各对物质中，中心原子的轨道杂化类型不同的是( )A 。
CH 4和SiH 4B 。
无机化学课程中6s^2惰性电子对效应教学实践与体会
48Univ. Chem. 2018, 33 (6), 48−52收稿：2018-01-24；录用：2018-02-09；网络发表：2018-03-08*通讯作者，Email: zhliu@基金资助：陕西师范大学校级课堂教学模式改革创新研究项目(2016)•师生笔谈• doi: 10.3866/ 无机化学课程中6s 2惰性电子对效应教学实践与体会刘宗怀*，何学侠，陈沛陕西师范大学材料科学与工程学院，西安710119摘要：在无机化学6s 2惰性电子对效应教学过程中，提出“理论性、直观性和规律性”教学三原则，使学生在较为轻松的氛围中理解和掌握该概念，成功化解了教学过程中知识点分散、学习难度大与学生理解力间存在的差距。
同时，培养了学生综合归纳和发现问题、解决问题的能力，使大一新生感受到大学化学知识的系统性，对解决问题方法的学习及能力培养的重要性。
关键词：6s 2惰性电子对效应；无机化学；教学过程中图分类号：G64；O611Teaching Practice and Experience of 6s 2 Inert Pair Effect in Inorganic Chemistry CourseLIU Zonghuai *, HE Xuexia, CHEN PeiSchool of Materials Science and Engineering, Shaanxi Normal University, Xi’an 710119, P. R. China.Abstract: During the teaching process of 6s 2 inert pair effect in the course of inorganic chemistry, three teaching principles, “theorization, intuition and regularity”, have been proposed accordingly. By using these principles, students can understand and master the concept of 6s 2 inertia pair effect in a relatively relax atmosphere. In addition, the gap between the widely spread knowledge points as well as the difficulty of learning and the understanding ability of the students is reduced successfully. Meanwhile, the use of these principles is very helpful to cultivate students’ abilities of comprehensive induction, and finding and solving problems, which can make the students feel the importance of systematicness of knowledge, methodology of solving problems and the ability training.Key Words: 6s 2 inert pair effect; Inorganic chemistry; Teaching process1 引言无机化学课程是化学及其相关专业本科学生接触的第一门专业基础课，对于从初、高中应试教育环境中成长起来的大一新生，如何面对大学的学习节奏，适应大学的教学方式，尽快转换角色和掌握适合自己的学习方法，是每一个刚进入新环境大一学生需要解决的首要问题之一，是培养学生独立学习和从事科研工作的能力，增强创新思维和获取新信息的重要基础。
2012年天津自考无机化学课程考试大纲
2012年天津自考无机化学课程考试大纲（一）气体理想气体状态方程式，分压定律，分体积定律*，气体分子运动论**，真实气体*。
（二）热化学热力学的术语和基本概念，热力学第一定律。
（三）化学动力学基础化学反应速率的概念，反应速率理论和反应机理简介，浓度对反应速率的影响，温度对反应速率的影响，催化剂对反应速率的影响，催化作用（均相催化和多相催化、酶催化）*。
（四）化学平衡熵和Gibbs 函数标准平衡常数KΘ及其应用，平衡常数与反应速率系数之间的关系*。
化学平衡移动的影响因素（浓度、压力、温度），里查德里原理。
自发变化和熵★ Gibbs 函数和自发反应方向的判据★。
（五）酸碱平衡⑴酸碱质子理论，酸碱电子理论。
⑵水的解离平衡和溶液的pH。
⑶弱酸、弱碱的解离平衡。
⑷盐的水解平衡。
⑸缓冲溶液的定义，缓冲原理，缓冲溶液pH 的计算，缓冲容量和缓冲范围*，酸碱指示剂★。
（六）沉淀－溶解平衡溶解度和溶度积，溶度积规则，同离子效应和盐效应，沉淀的生成和溶解。
分步沉淀和沉淀的转化。
（七）氧化还原反应电化学基础⑴氧化还原反应的基本概念（包括氧化数）。
离子－电子法配平氧化还原反应方程式。
⑵原电池：原电池的组成，电池符号，正、负极，氧化型，还原型。
氧化还原电对，电极反应（半反应）。
⑶电极电势的概念，标准电极电势的测定（标准氢电极，甘汞电极），影响电极电势的因素，能斯特方程式。
⑷电极电势的应用：比较氧化剂和还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向和次序，确定氧化还原反应进行的限度。
⑸元素电势图及其应用，E－pH 图*（八）原子结构⑴氢原子光谱与 Bohr 理论，微观粒子的波粒二象性。
薛定谔方程*，波函数与原子轨道，几率密度与电子云，波函数和电子云的图象，四个量子数对原子核外电子运动状态的描述。
⑵多电子原子的轨道能级，鲍林近似能级图及科顿能级图，核外电子排布的一般规律，影响多电子原子能级的因素－屏蔽效应及穿透效应。
⑶原子的电子层结构和元素周期系：周期、族、区的划分及划分依据。
大学《无机化学》第四版_习题答案
1s 2s 2p 3s 3p
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1-32以下哪些原子或离子的电子组态是基态﹑激发态还是不可能的组态？
（a）1s22s2（b）1s23s1（c）1s23d3（d）[Ne]3s23d1（e）[Ar]3d24s2（f）1s22s22p63s1（g）[Ne]3s23d12（f）[Xe]4f7（g）[Ar]3d6
已知射到地面的阳光的最短波长为320nm，NO2气体在近地大气里会不会解离？
1-19氢原子核外电子光谱中的莱曼光谱中有一条谱线的波长为103nm，问：它相应于氢原子核外电子的哪一个跃迁？
1-20氦首先发现于日冕。1868年后30年间，太阳是研究氦的物理，化学性质的唯一源泉。
（a）观察到太阳可见光谱中有波长为4338A，4540A，4858A，5410A，6558A
2 0 0 1 1 0 2 1 -1 6 5 5
1-26以下能级的角量子数多大？(a)1s (b)1p (c)4d (d)2d (e)3p (f)3f
1-27 4s﹑5p﹑6d﹑7f﹑5g能级各有几个轨道？
1-28根据原子序数给出下列元素的基态原子的核外电子组态：
(a)K (b)Al (c)Cl (d)Ti(Z=22) (e)Zn(Z=30) (f)As(Z=33)
1-7设全球有50亿人，设每人每秒数2个金原子，需要多少年全球的人才能数完1mol金原子（1年按365天计）？
1-8试讨论，为什么有的元素的相对质量（原子量）的有效数字的位数多达9位，而有的元素的相对原子质量（原子量）的有效数字却少至3～4位？
1-9太阳系，例如地球，存在周期表所有稳定元素，而太阳却只开始发生氢燃烧，该核反应的产物只有氢，应怎样理解这个事实？
无机化学的对角线规则、周期系规律、惰性电子对效应
第一节：周期表和元素化学
1.单质
已发现的化学元素112种。
金属元素90种，非金属元素22种。
学习了解单质熔点、沸点和硬度、导电性。
学习单质类型、成键规律。
了解 常识 应用
3、物质的分类和命名
单质
化合物
概
由同种元素组成的纯净物
有不同种元素组成的纯净物
念
组 成
宏观：由同种元素组成
宏观：由不同种元素组成
类似的效应在O和N中也出现。
问题： 为什么第二周期与第三周期同族元素 性质明显差异？探讨其原因，有：
(1) 第二周期元素在成键时只限于使用s和p轨道 (以s－p的杂化轨道成键)；第三周期元素还可使用3d 轨道(如sp3d、sp 3d 2、sp 3d 3…杂化轨道成键), 共价
数前者最大为4，后者出现5、6、7 …等 。
(Be2＋)＝2/0.35＝5.7 (Al3＋)＝3/0.51＝5.9
(Mg2＋)＝2/0.65＝3.08
相近 差异大
电极电势
φ(Be2＋/Be)＝－1.85V (Al3＋/Al)＝－1.61V
(Mg2＋/Mg)＝－2.38V
相近 差异大
Be、Al相近的离子势导致相近的极化力和 酸碱性。如，Be、Al的化合物共价较强，许多 盐可溶于有机溶剂，碳酸盐不稳定，氧化物和 氢氧化物呈两性，其盐易水解等。
BCl3 ＋ 3H2O ＝ H3BO3 ＋ 3HCl SiCl4 ＋ 4H2O ＝ H4SiO4 ＋ 4HCl
总之, 第二周期元素与同族其他元素在性质 上出现变化不连续的现象，却与第三周期斜对角 元素相似。这被称为
对角线关系或对角线相似
同周期从左到右阳离子电荷升高、半径减小， 极化力增强；
元素周期表规律总结(同一主族-对角线规则)
知识网络 中子N原子核质子Z原子结构 ：电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核外电子排布②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全判断的依据 核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：F --<Cl --<Br --<I --4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
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但Li与同它成对角线的Mg相似, 如 ① 能直接与N2反应生成氮化物,且Li3N稳定; ② Li,Mg都易生成有机金属化合物.
其他碱金属不具这两条性质. 其他碱金属不具这两条性质.
如B与Si的关系
B与同族的区别在它几乎不具金属性, 在性质上与对角的Si相似.如 都不能形成正离子; 都能生成易挥发的,活泼的氢化物; 卤化物都易水解: BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl SiCl4 + 4H2O = H4SiO4 + 4HCl
概念: 概念: 凡是原子价电子层中含有空轨道的 原子, 原子,即价轨道多于价电子的原子叫缺电子 原子. 原子. 如硼原子有2s,2px,2py,2pz四个价轨道,而价 四个价轨道, 如硼原子有 电子只有3个 故硼是缺电子原子. 电子只有 个,故硼是缺电子原子. 族其他元素原子,以及Ⅱ 族元素和过 ⅢA 族其他元素原子,以及ⅡA族元素和过 渡金属元素的原子都称缺电子原子. 渡金属元素的原子都称缺电子原子.
2.周期系
1. 周期系基本规律. 2. 特殊规律 ①第二周期P区元素的特殊性; ②对角线关系(对角线规则); ③惰性电子对效应.
具体分析
▲ ▲ ▲
基 本 规 律
金 属 性 依 次 增 强 失 电 子 能 力 依 次 增 大 原 子 半 径 依 次 增 大 原子半径依次 子 力依次 依次 子 依次 力依次 原 子 半 径 依 次 减 小 得 电 子 能 力 依 次 增 大 非 金 属 性 依 次 增 强
Li跟Mg 的关系
Li的电负性大, Li+半径小,有极强的极化力,其 化合物不如其他碱金属化合物稳定.如,
Li2CO3 Li2O + CO2 →
加热
Na2CO3 加热不反应
相反,Li+与大的,易极化的H-却能形成稳定的共 价型氢化物(LiH),而其他均为离子型,易分解
LiH 很稳定 2NaH 620K 2Na + H2
扩展了解: 扩展了解:
第六周期p区元素显示族价减2氧化态的稳定性 (惰性电子对效应) ○原子半径增大,价轨道伸展范围增大, 使轨道重叠减小; ○内层电子数增加,斥力增加, 使平均键能降低; ○6s电子的钻穿效应大,平均能量低, 不易参与成键; ○相对论性效应
第二节 几种特殊的无机化合物 1.缺电子化合物 缺电子化合物
教学重点
非金属单质的成键规律. 周期系的几个特殊规律.
教学课时:1 教学方法:讲授
第一节:周期表和元素化学
1.单质
已发现的化学元素112种. 金属元素90种,非金属元素22种. 学习了解单质熔点,沸点和硬度,导电性. 学习单质类型,成键规律.
了解
常识
应用
单质
3,物质的分类和命名
化合物 有不同种元素组成的纯净物 宏观:由不同种元素组成 宏观: 微观: 微观:分子由不同种元素的 原子构成 无机化合物, 无机化合物,有机化合物
中也出现. 类似的效应在O和N中也出现.
问题: 为什么第二周期与第三周期同族元素 性质明显差异?探讨其原因,有:
(1) 第二周期元素在成键时只限于使用s和p轨道 (以s-p的杂化轨道成键);第三周期元素还可使用3d 轨道(如sp3d,sp 3d 2,sp 3d 3…杂化轨道成键), 共价 数前者最大为4,后者出现5,6,7 …等 . (2) 第二周期元素作中心原子时,只以σ键同其 他原子键合,而第三周期元素和更重元素除生成σ 键外,还能生成p-dπ键.如 SO42-中,S,O之间 除生成S→O外,还因O原子上有2p孤对电子,而中 心 S 原子有空 d 轨道,在对称性匹配条件下(如2pz -3dxz)可重叠生成p-dπ键,这样,σ-π键的生成 使S-O键的键长比正常的单键短.
原子序数较大的元素ns2 原子序数较大的元素ns 电子成键能力弱的原因
惰性电子对效应示例: 3As+5HNO3 + 2H2O = 3H3AsO4+5NO↑ 3Sb+5HNO3+8H2O = 3H3SbO4+5NO↑ As 和Sb都被氧化成五价,当然,它们也不 很稳定:H3AsO4------As2O5 + H2O(加热) H3SbO4------Sb2O5 + H2O (加热) Bi + HNO3 ===Bi(NO3)3 +NO +H2O (无H3BiO4存在)
概 念 组 成
由同种元素组成的纯净物 宏观:由同种元素组成 宏观: 微观: 微观:分子由同种元素的原子构 成 按化学性质:金属,非金属, 按化学性质:金属,非金属,稀 有气体 ① 都是纯净物,都是固定的组成 都是纯净物,
分 类
联 系
②
单质
某些不同种单质通过化 合反应
某些化合物在一定 条件下分解
化合 物
(2).对角线关系
类似的位于二, 对角线关系 类似的位于二,三周期的对 角线上的锂和镁,硼和硅也表现出相似性, 角线上的锂和镁,硼和硅也表现出相似性, 称之为对角线关系(diagonal element rule) 称之为对角线关系 Li Be B C Na Mg Al Si
对角线关系
如:Be和Al的相似性 Be和Al的相似性
引入 对比铍和铝的性质发现,它们之间有许多相似 的性质: (1)金属的电极电势相近,Be2+/Be:-1.85V;Al3+/Al : -1.66V (2)经浓硝酸处理都被"钝化" (3)都是两性元素 (4)BeO 和α- Al2O3都有高熔点和高硬度 (5)氯化物都是共价键分子,都能溶于有机溶剂等等
——————→ 三价还原性递减 五价氧化性递增 1,原子半径增大, ns2电子成 原子半径增大, 键时重叠程度差 2,原子半径增大,ns电子的钻 原子半径增大,ns电子的钻 穿效应使ns np电子的能量差增 ns和 穿效应使ns和np电子的能量差增 ns电子趋于惰性 大,ns电子趋于惰性 3.内层电子增多, 3.内层电子增多,对成键原子斥 内层电子增多 力大.
GaCl3 InCl3 TlCl3 平均键能 B.E./kJmol-1 242 206 153
▲也有人认为,是6s 电子的钻穿效应大 平均能量 电子的钻穿效应大, 低, 不易参与成键. ▲最近人们用相对论性低氧化态趋于稳定, 高氧化态趋于不稳定的现象,称为惰电子对现象 惰电子对现象 As Sb Bi
As2S5 As2O5 As2F5均能稳定存在 Bi2S5 不存在; Bi2O5 氧化能力很强,极不稳定; Bi2F5能存在,但不够稳定
变化规律:
N P As Sb Bi MH3 沸点: 最高 沸点: ——依次增强 依次增强——→ 依次增强 MH3稳定性: ——依次递减 稳定性 依次递减——→ 依次递减 M3-离子: N3- P3-激烈水解,只存在固态 离子: 激烈水解, MCl3的水解物:NH3 H3PO3 H3AsO3 SbOCl↓BiOCl↓ 的水解物: 最高含氧酸性: 最高含氧酸性:HNO3 >H3PO4 > H3AsO4 三价含氧化物:HNO2主要是强氧化性 三价含氧化物: H3PO3主要是强还原性 砷锑铋的三价氧化物还原性递减, 砷锑铋的三价氧化物还原性递减,稳定性递增 (第四周期比 第三周期的强) 最高含氧酸氧化性: 最高含氧酸氧化性:HNO3 >H3AsO4 > H3PO4
其中:
离子势 (φ=Z+/r+) 电极电势 (Be2+)=2/0.35=5.7 (Al3+)=3/0.51=5.9 (Mg2+)=2/0.65=3.08 φθ(Be2+/Be)=-1.85V (Al3+/Al)=-1.61V (Mg2+/Mg)=-2.38V
相近 差异大 相近 差异大
Be,Al相近的离子势导致相近的极化力和 酸碱性.如,Be,Al的化合物共价较强,许多 盐可溶于有机溶剂,碳酸盐不稳定,氧化物和 氢氧化物呈两性,其盐易水解等.
★非金属单质的成键规律
除稀有气体外, 除稀有气体外,非金属原子间以共价键 结合.非金属单质的成键有明显的规律性. 结合.非金属单质的成键有明显的规律性. 若它处在第N族 每个原子可提供8- 若它处在第 族,每个原子可提供 -N 个价电子去和8-N个同种原子形成 个同种原子形成8-N个共 个价电子去和8-N个同种原子形成8-N个共 价单键,可简称8- 规则 规则; 遵循 遵循2- 规则 规则). 价单键,可简称 -N规则;(H遵循 -N规则 . 族单质:x- ; 的共价数为 的共价数为1, 如ⅦA族单质 -x;H的共价数为 ,H 族单质 族的S, , 共价单键数为 共价单键数为8 -H,第ⅥA族的 ,Se,Te共价单键数为 , 族的 族的P, 共价单键数 共价单键数8- = . -6=2,第ⅤA族的 ,As共价单键数 -5=3. = 第 族的 但第二周期的非金属单质中N2, 形成多键 形成多键. 但第二周期的非金属单质中 ,O2形成多键.
总之, 第二周期元素与同族其他元素在性质 上出现变化不连续的现象,却与第三周期斜对角 元素相似.这被称为
对角线关系或对角线相似
同周期从左到右阳离子电荷升高,半径减小, 极化力增强; 同族从上到下阳离子电荷相同,但半径增加, 极化力减弱; 处于对角线的两元素,两种变化相互消长.使
极化力相近, 极化力相近,性质相似
单质类型
1. 2. 3. 4.
5.
单原子分子:稀有气体, 等 单原子分子:稀有气体,Hg等. 双原子分子: 双原子分子:H2,O2,Cl2等. 多原子分子: 多原子分子:S8,O3,Se8,P4等. 大分子: 及 族 族等. 大分子:B及C族,P族,S族等.在 族 族等 大分子中有原子晶体,有分子晶体, 大分子中有原子晶体,有分子晶体, 有金属晶体. 有金属晶体. 金属晶体:大多数元素为金属, 金属晶体:大多数元素为金属,有立 方密堆积,六方密堆积和体心立方. 方密堆积,六方密堆积和体心立方.