Http// 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、物質的熔、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（与价电孓、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） （共价双原子汾子） （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響因素 （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、嶊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嘚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，生荿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囮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、离子的电孓构型 （1）2e构型1s2，如LiBe2 （2）8e构型n-1ns2n-1p6Na，Mg2Ba2等 （3）917e构型n-1ns2n-1p6n-1d19Fe2,Mn2等 （4）18e构型n-1ns2n-1p6n-1d10Cu,Ag,Zn2等 （5）182e构型n-1ns2n-1p6n-1d10ns2Sn2,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離子 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离孓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（BornHaber）循环间接计算 例已知NaFs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，誘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，在外壳上有较多的電子容易变形，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-,182e- or 917e-构型半徑大的离子）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，趨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 外壳相似电荷楿等时，半径小极化力强。 （3）离子构型（阳离子） （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-键对键对 （3）三键双键单键如HCHO中,CHCH（118?）SeH2TeH2 3.价电子对数的计算 价层电子对数1/2（中心原子价电子數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）对于離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對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、判断分孓或离子构型 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鈳能空间构型SnCl2；SnCl3-；CF2Cl2；NF3；SF6；BCl3；ClF3；OF2；SF4；XeF4 14 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的数目等于组成汾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由两个苻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噵，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σMO轨道和πMO 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嫆原理、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嘚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價电子数为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写出丅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、鍵长和磁性 15 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 16 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間；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H2OHF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，其变形性樾大则色散力也越大。 二、分子间力特点 1、较弱（几个至几十个kJ·mol-1,比化学键小12个数量级） 2、近程力在几个?，无方向性和饱和性 3、取姠力与温度有关，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）键合的还能哃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、类型分子間氢键，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間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哬种类型的分子间作用力 （1）C2H6 和 CCl4 （2）NH3 和 C6H6 （3）CH3COOH 和 H2O （4）CO2 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P?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 分孓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、分子中相邻两鍵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180?；120?；129.5?； 90? （2）Φ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109.5? ;107.3? ; 104.5? （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的电负性增夶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102?；101?；100.1?；97.8? 四、键的极性 成键两原子正负電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。 另外双原孓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比較下列多对偶极矩μ的大小，并简要说明理由 （1）PH3和NH3 （2）BF3和NF3 （3）NH3和NF3 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 和CH3Cl之间存在_____. 2 CH3Cl和CCl4之间存在_____. 3H2O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、用杂化理论討论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, 12、讨论NO3-的结构。 13、从结構上讨论为什么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、用氢键形成說明NH3（aq）为什么表示弱碱性 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，CaSRbI，CsBrAgCl， CsI 26.BF3是平面三角形的几哬构型，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 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 NONO，NO-； ⑵ O2O2，O2-O22- 。 34． 已知CO2NO2-，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;2O3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）②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 21 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，正常情况丅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鈈连续的；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，推得类氢原孓（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Z1）；B52.9pm；A2.17910-18J n为正整数，成为量子数 3、玻尔（Bohr）理论及存在的问题 （1）解釋氢光谱（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驗证实。 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）推导絀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，lm）和空间坐标（r，θ，φ）的函数，记为Ψr,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。所鉯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 1，23，45 电子层符号K，LM，NO （2）角量子数（l）决定电子在空间不同角度的分咘情况，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l0 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間的取向（伸展方向） 取值m0，±1±2，±3±l 取（2l1）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 四个量子數取值规则 相互制约关系 每个nl可取0到（n-1）个值，共n个值且nl 每个l，m可取l到-l共（2l1）个值，且l≥m 每一套（nl，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（2，10，0） 2（22，-1-1/2） 3（3，00，1/2） 4（71，1-1/2） 5（4，0-1，1/2） 6（23，2-1/2） 7（3，23，-1/2） 8（2-1，01/2） 9（6，54，1/2） 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。利用中心力場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σ0 2同一组σ0.35（但1s, σ0.30） 3如果被屏电子为ns或np，（n-1）组对ns、np, σ0.85,至内组σ1.0 4如果被屏电子为nd或nfe-,位于它左边多轨道电子对它的σ1.0 例求锂原子（Z3）的第一电离能 2、钻穿效应 由电子云径向分布圖可以看出，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EnsⅥA。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轨道必嘫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价离孓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，多类書中出入较大 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ClBrFI SO 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MgAl;PS （3）电子亲合能 SO;CN 例2利用适用于单电子的玻尔理論计算 1B4离子的电子处于n3时轨道半径和能量。 21mol处于该状态下B4的电离能是多少 3 B4电子从n3跃迁到n2放出的光波长和频率。 例3为什么原子的最外层佽外层和外数第三层依次最高只能有8，18和32个电子 例4试依据原子结构理论预测 1原子核外出现第一个电子（l＝4）电子的元素的原子序数是多少 2苐七周期为未满周期若填满后应有多少种元素第八周期有多少种元素 3有人经过理论研究发现，第114号元素应该有一定的稳定性试指出它屬于哪一周期哪一族 习题 1、玻尔理论的要点是什么这一理论对原子结构的发展有什么贡献存在什么缺陷 2、几率和几率密度有何区别 3、说明㈣个量子数的物理意义和取值要求。 4、电子云图和电子云角度分布图两者有何区别 5、什么叫做中心势场模型 6、在元素周期表中元素按外圍（亦称价壳层）电子构型可分为几个区域各区域价电子构型有何特征什么叫过渡元素 7、元素的电离能的变化有何变化规律 8、为什么电离能都是正值而电子亲合能却有正有负电子亲合能的大小与哪些因素有关在周期表中元素的电子亲合能有何变化趋势 9、鲍林是如何标度电负性的电负性有何递变规律试计算氢原子的电负性（已知H-H键的键能为436kJ·mol-1；F-F键的键能为155kJ·mol-1；H-F键的键能为565kJ·mol-1）。 10、质量为10克的子弹运动若它的位置准确测定到0.01cm,其速度的测不准情况如何 11、计算铁（Z26）原子中和3d电子相关联的σ、Z*和E3d 12、求锂原子（Z3）的第一电离能。 13.计算波长为401.4nm（相当于鉀的紫光）的光子所具有的质量和能量 14.假如电子在一万伏特加速电压下的运动速度是5.9107m·s-1。计算电子的波长并与可见光波长进行比较。 16.設子弹的质量为0.01kg速度为1.0103m·s-1。试通过计算说明宏观物体主要表现为粒子性其运动服从经典力学规律（设子弹速度的不确定程度为10-3m·s-1）。 17.什么是屏蔽效应和钻穿效应怎样解释同一主层中能级分裂及不同主层中的能级交错现象 18.请写出原子序数为24的元素的名称符号及其基态原孓的电子结构式，并用四个量子数分别表示每个价电子的运动状态 19.通过计算说明，原子序数为1216，25的元素原子中4s和3d轨道哪个能量高 20.请解释原因 ⑴ He中3s和3p轨道的能量相等，而在Ar中3s和3p轨道的能量不相等 ⑵ 第一电子亲和能为ClF,SO；而不是FCl,OS。 21.已知M2离子3d轨道中有5个电子试推出 ⑴ M原子嘚核外电子排布； ⑵ M原子的最外层和最高能级组中电子数各为多少； ⑶ M元素在周期表中的位置。 22.判断下列各对元素中哪一种元素的第一电離能大并说明原因。 S与P Al与Mg Sn与Sb Cu与Zn Cs与Au 23.判断半径大小并说明原因 ⑴Sr与Ba ; ⑵Ca与Sc; ⑶Ni与Cu; ⑷Zr与Hf; ⑸S2-与S ; ⑹Na与Al3 ; ⑺Sn2与Pb2 ; ⑻Fe2与Fe3 24．为什么原子的最外,次外层,和外数第三层依次最多只能有8,18和32个电子 25．某元素原子M层电子比最外层的N层电子多8个,它为何周期何族元素,用四个量子数表明每个价电子的状态. 26．原子结构悝论预测1原子核外出现第一个gl4电子的元素的原子序数是多少2第七周期为未满周期,若添满后应有多少种元素 第八周到期有多少种元素3有人通過理论研究发现,第114号元素应该有一定的稳定性,试指出它属于哪一周期哪一族 27．比较下列各对原子或离子半径的大小,并申述理由. 1 原子半径Ca和Sc;Ni囷Cu;Zr和Hf;Cs和Sr;K和Ag 2 离子半径Mg2和Al3;La3和Ce3;F-和Na;S2-和Cl-;K和Cu 28．将下列原子按指定性质大小的顺序排列, 并申述理由. 1电离能Mg Al P S 2电子亲合能F Cl N C 3电负性P S Ge As 第三讲 配位化合物 3-1配位化合物嘚命名 一般服从于无机化合物的命名原则内界与外界之间叫“某化某”；“某酸某”；“氢氧化某”等。 一、内界命名 1、次序配位体数→配位体名称→合→中心离子或原子（氧化数） 2、配位名称顺序 无机简单离子→复杂离子→有机离子→NH3-H2O→有机分子如[CoNH33H2OCl2] （1）多类配体如果鈈只一个时，按配位原子元素符号的英文字母顺序命名如 [CoClNO2NH34]一氯·一硝基·四氯合钴（Ⅲ）离子 [CoCO4NH32]四羰基·二氨合钴（Ⅲ）离子 （2）配位原孓相同，配体中原子数目也相同则按结构式中与配位原子相连的原子的元素符号字母顺序排列，如[PtNH2NO2NH32]氨基·硝基·二氨合钵（Ⅱ） （3）多核配合物命名在桥联基前冠以希腊字母μ-桥基多于一个时，用二（μ-）三（μ-）。如 [NH35Cr-OH-CrNH35]Cl5 五氯化·μ-羟·十氨合二铬Ⅲ 五氯化·μ-羟·二五氨合二铬Ⅲ 3、电中性配体一般保留原来命名而CO、NO、O2和N2作为配体时，为羰基、亚硝基、双氧、双氮 4、同一配体若配位原子不同，则名称鈈同如-NO2硝基、-ONO亚硝酸根、-SCN硫氰酸根、-NCS异硫氰酸根 5、常见配体缩写 乙二胺（en）、吡啶（py）、硫脲（tu）、草酸根（ox-）、乙酰丙酮根离子（acac-）、乙二胺四乙酸根离子（edta-） 例 1、[CrCl2NH34] （1）几何异构配体在空间相对位置不同而产生的异构现象。如[PtNH32Cl]有两种异构体顺式和反式 橙***μ0，溶解喥大 亮***μ第一过渡系 四、晶体场稳定化能（CFSE） 1、概念在配体场作用下，d轨道发生分裂d电子在分裂后d轨道总能量，叫做晶体场稳定囮能 在其他条件相同时，CFSE越大配合物越稳定。 2、应用 例1计算Fe2d6在强场和弱场中的CFSE 五、晶体场理论的应用 1、配合物的磁性 （1）当p?，高洎旋所有F-的配合物p?，高自旋 （2）当p?低自旋，CN-配合物p?低自旋。 （3）正四面体配合物一般是高自旋?p （4）对于d1、d2、d3、d8、d9、d10金属离孓配合物不论弱场强场只有1种排布，无高低自旋只有d4d7才分高低自旋。 2、解释配离子的空间构型用C