第一篇物质结构基础

第一篇物质结构基础

第1章原子结构与元素周期系

[教学要求]

1．掌握近代理论在解决核外电子运动状态问题上的重要结论：电子云概念，四个量子数的意义，s、p、d原子轨道和电子云分布的图象。

2．了解屏蔽效应和钻穿效应对多电子原子能级的影响，熟练掌握核外电子的排布。

3．从原子结构与元素周期系的关系，了解元素某些性质的周期性。

[教学重点]

1．量子力学对核外电子运动状态的描述。

2．基态原子电子组态的构造原理。

3．元素的位置、结构、性质之间的关系。

[教学难点]

1．核外电子的运动状态。

2．元素原子的价电子构型。

[教学时数] 8学时

[教学内容]

1-1 道尔顿原子论（自学）

原子论发展简史:

古希腊哲学家德谟克利特（Democritus)臆想出原子是物质最小的，不可再分的，永存不变的微粒。

17至18世纪，波意耳第一次给出了化学元素的定义—用物理方法不能再分解的最基本的物质组分。1732年，尤拉提出自然界存在多少种原子，就有多少种元素。

1785年，拉瓦锡用实验证明了质量守恒定律—化学反应发生了物质组成的变化，但反应前后物质的总质量不变。

1797年，希特发现了当量定律。

1799年，普鲁斯特发现了定比定律。

19世纪初，道尔顿创立了化学原子论。

1805年，英国科学家道尔顿（John Dalton 1766—1844）：把元素和原子两个概念真正联系在一起，创立了化学原子论：每一种化学元素有一种原子；同种原子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分；一种不会转变为另一种原子；化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变成反应后的物质。

倍比定律：若两种元素化合得到不止一种化合物，这些化合物中的元素的质量比存在整数倍的比例关系。

瑞典化学家贝采里乌斯（J. J. Berzelius 1779—1848）：确定了当时已知元素的原子量，发明了元素符号。

1-2 相对原子质量（原子量）

1-2-1 元素、原子序数和元素符号

十九世纪原子分子论建立后，人们认识到一切物质都是由原子通过不同的方式结合而构成的。在氧气、氧化镁、水、二氧化硫、碳酸钙等性质各不相同的物质中都合有相同的氧原子，于是元素的概念被定义为：“同种的原于叫元素”。元素是在原子水平上表示物质组分

的化学分类名称。

原子核组成的奥秘被揭开以后，人们通过科学实验发现：同种元素的原子核里所含的质子数目是一样的，但中子数却可以不同。如自然界中氧元素的原子有%是由8个质子和8个中于组成的816O)，有％是由8个质子和9个中子组成的(817O)，%是由8个质子和10个中子组成的(818O)。因为中于数不同，所以同一元素可以有原子质量不同的几种原子，但决定元素化学性质的主要因素不是原于质量而是核外电子数，核外电子数又决定于核内的质子数即核电荷数，所以质子数相同的一类原子，共化学性质基本是相同的。

元素---具有一定核电核数的原子。

原子序数---按元素的核电核数进行排序所得的序号。

元素符号---

迄今为止，人们已经发现的化学元素有109种(但第108号元素尚待最后认定)，它们组成了目前已知的大约五百万种不同物质。宇宙万物都是由这些元素的原子构成的。

必须注意的是，我们不要把元素、单质、原子三个概念彼此混淆。元素和单质是宏观的概念。单质是元素存在的一种形式(自由态或称游离态)。某些元素可以形成几种单质，譬如碳的同素异性体有金刚石、石墨两种；硫的同素异性体有正交硫、单斜硫、无定形硫和弹性硫等。元素只能存在于具体的物质(单质或化合物)中，脱离具体的物质，抽象的元素是不存在的。从这个角度看，元素和单质既有联系又有区别。

原子是微观的概念，而元素是一定种类的原子的总称。元素符号既表示一种元素也表示该元素的一个原子。在讨论物质的结构时，原子这个概念又有量的涵义。如氧原子可以论个数，也可以论质量。但元素没有这样的涵义，它指的是同一种类的原子。譬如：水是由氢氧两种元素组成的，水分子中含有两个氢原子和一个氧原子，而绝不能说成水分子中含有两个氢元素和一个氧元素。

1-2-2 核素、同位素和同位素丰度

1. 核素---具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。

例：16O、17O、18O核素。

它可以分为稳定核素和放射性核素；还可以分为单核素元素和多核素元素。

具有多种核素的元素称多核素元素。氧元素等都是多核素元素，天然存在的钠元素，只有质子数为11，中于数为12的一种钠原子1123Na，即钠元素只有23Na一种核素，这样的元素称单一核素元素。

2. 同位素---具有相同核电核数，不同中子数的核素互称同位素。例, 氢的3种同位素氕，氘，氚。

3. 同位素丰度---某元素的各种天然同位素的分数组成（原子百分比）。

4. 同量素(同重异序素): 质子数和中子数不同,质量数相同,分属于不同元素的几种原子,互称为同量素.

Cu 与3065 Zn 1940 K 与2040 Ca

2965

5. 同中素:中子数相同,质子数、质量数均不同,分属于不同元素的几种原子.

Si 与1632 S

1430

1-2-3 原子的质量

某核素一个原子的质量称为该核素的原子质量，简称原子质量。

1973年国际计量局公布了原子质量的单位，规定一个12C核素原子质量的1／12为“统一的原子质量单位”，用“u”表示。(有的资料中写为“amu”，“mu”)。因此，12C的原子质量等于12u。

通过质谱仪可以测定各核素的原子质量及其在自然界的丰度，据此就可以计算出元素的平均原子质量。如汞的平均原子质量为。

一个原子的质量很小，但是不等于构成它的质子和中子质量的简单加和。

例如，1摩尔氘原子的质量比1摩尔质子和1摩尔中子的质量和小。这一差值称为质量亏损，等于核子结合成原子核释放的能量---结合能。单位是百万电子伏特（Mev ）。

不同数量的核子结合成原子释放的能量与核子的数量不成比例，比结合能是某原子核的结合能除以其核子数。比结合能越大，原子核越稳定。

1-2-4 元素的相对原子质量（原子量）

原子量是指一种元素的1摩尔质量对核素12C 的1摩尔质量的1/12的比值。

这个定义表明相对原子质量：

1）元素的相对原子质量是纯数。

2）单核素的相对原子质量等于该元素的核素的相对原子质量。

3）多核素元素的相对原子质量等于该元素的天然同位素相对原子质量的加权平均值。 Ar= Σf*M

相对原子质量用符号A r(E)表示，A 代表原子质量，下标r 表示相对，E 代表某元素。如氯元素的相对原子质量等于，可表示为A r(Cl)=，它表示1mol 氯原子的质量是核素12

C 的1摩尔质

量1／12的倍。亦即1个氯原子的平均质量是12 C 原子质量1/12的倍。可见相对原子质量仅

是一种相对比值，它没有单位。

1-3 原子的起源和演化（自学）

1.宇宙之初：宇宙之初只有中子，大爆炸11min 后充满几乎等量的中子、质子和电子。2h 后，宇宙中绝大部分物质便是氢原子及相当数量的氦原子，其后，氢原子和氦原子凝聚成星团，其它原子之生开始。

12111212()12m Ar X C μμμμ==??某元素的平均原子质量（）（）原子质量（）

2.氢爆炸：核聚变，由氢转变成氦，释放出巨大能量。

3.氦燃烧：产生12C，导致诞生16O、24Mg、20Ne等新原子。

4.碳燃烧：燃烧得到质量数为20左右的镁钠等

5.α过程：反应放出氦核熔入12C核产生更多的16O，熔入20Ne核产生更多的24Mg，熔入24Mg核产生28Si，熔入28Si产生32S，熔入32S核产生36Ar，最后停止在生成40Ca。

过程：新的核反应，产生从钛到铜各种原子。其中56Fe的丰度最大。

7.重元素诞生：“中子浮获”“质子俘获”，“中子浮获”诞生了质量数为６３－２０９的核素。“质子俘获”过程诞生了３６种核素，从最轻的74Se到最重的196Hg。

8.宇宙大爆炸理论的是非

３个事实支撑该理论：元素丰度、背景辐射、恒星光谱的红外现象。

争论：宇宙年龄、宇宙大小、宇宙膨胀速度即所谓“哈勃常数”的取值不一致。

1-4 原子结构的玻尔行星模型

1-4-1 氢原子光谱

牛顿：太阳光(白光)通过玻璃棱镜被折射成一条连续的色带：红、橙、黄、绿、青、兰、紫。1859年基尔霍夫和本生发明光谱仪。

氢原子光谱实验：

氢原子光谱在可见光区只有几条亮线(见书彩页)。

线状光谱、原子光谱。

氢原子光谱的特征：

1、不连续光谱；

2、从长波到短波，谱线间的距离越来越小；

3、可见光区有四条明显的谱线：Hα、Hβ、Hγ、Hδ。

1883年巴尔麦提出了氢原子光谱可见光区各谱线波长间的关系式：

λ=B

ν: 谱线波长的倒数, 波数(cm -1).

n : 大于2的正整数.

R H ：常数, ×107m -1

n = 2, 巴尔麦系。

n =3, 帕邢系(Pashen)。

n=1, 莱曼系（Lyman ）。 )121(122nRvH ?==λ

1-4-2 波尔理论

1. 1913年，波尔总结当时的最近物理学发现，建立了氢原子核外电子模型，解释了氢原子光谱，后人称波尔理论，要点如下:

1）行星模型 波尔假定，氢原子核外电子是处在一定的线形轨道上绕核运行的。

2）定态假设 波尔假定，氢原子核外电子在轨道运行时有一定的不变的能量，这种状态称为定态。

基态---能量最底的定态。

激发态---能量高于基态的定态。

3）量子化条件 波尔假设，氢原子核外电子的轨道是不连续的，在轨道运行的电子具有一定的角动量

4) 跃迁规则 电子吸收光子就会跃迁到能量较高的激发态，反之，激发态的光子会放出光子返回基态或者能量较低的激发态。，光子的能量就是跃迁前后2个能级的能量之差。 224n n ?? ?-??

2. 波尔理论的优缺点

波尔理论并未彻底抛弃经典力学，使其在计算稍复杂的原子光谱时有较大的误差；但是其合理的内核（核外电子处于定态时有确定的能量，原子光谱源自核外电子的变化），被后来的量子力学所继承发展，其“轨道”概念，也被量子力学赋予了新的内涵。

1-5 氢原子结构的量子力学模型

1-5-1 光的波粒二象性

对于光：P = mc = hν/ c = h / λ

对于微观粒子：λ= h / P = h /mu

1-5-2 微粒的波粒二象性(Louis de Broglie, 1924)

λ= h /P = h / mu

1-5-3 德布罗意关系式

1927年，法国博士德布罗意（de Brolie）大胆假定光的波粒二象性不仅表示光的特性，而且表示所有像电子，质子，中子，原子等实物微粒的特性。

对于宏观物体，不必考察其波动性，而对于高速运动的微观物体，就不能不考察起波动性。1-5-4 测不准原理(Werner Heisenberg, 1926)

微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量测不准关系式：

Δx·Δp≥h /(4π)

△x －粒子的位置不确定量

Δp－粒子的动量不确定量

1-5-5 氢原子的量子力学模型

1.电子云

概率密度指粒子在空间任意微小区域出现的概率。

定态电子在核外空间的概率密度分布规律可以用波的振幅方程来描述。

电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述。电子云图象中的每一个小黑点表示电子出现在核

外空间的一次概率（不表示一个电子），概率密度越大，电子云图象中的小黑点越密。

处于不同定态的电子的电子云图象具有不同特征，

主要包括；

1）电子云在核外空间扩展程度

能层---K, L, M ,N, O, P, Q…….

2) 电子云的形状

能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4f……

3）电子云在空间的取向

轨道---电子在核外空间概率密度较大的区域。

2．电子的自旋

自旋只有2种方向—顺时针和逆时针

3. 核外电子的可能运动状态

4．四个量子数

①主量子数：描述电子离核的远近及能量的高低

n=1, 2, 3,……

对应K, L, M, N, O, P……电子层

·与电子能量有关，对于氢原子而言，电子能量唯一决定于n。·n愈大，电子离核平均距离愈远，能量愈高。

②角量子数：描述原子轨道的形状及能量的高低.

l 的取值：0、1、2、3、4、5、…、n-l

对应符号：s、p、d、f、g、h、…(亚层)

l决定了ψ的角度函数的形状，即决定了原子轨道或电子云的形状. 即每一个l取值对应一种电子云的形状。

常见的电子云形状：

l=0时：s电子云是球形。

见书34页图1-5。

l=1时：p电子云是双纺锤形。

l=2时：d电子云是花瓣形。

l=3时：f电子云是六角花瓣形。

③磁量子数：描述原子轨道在空间的伸展方向

m =0、±1、±2、……、±l

每一个m值代表电子云在空间的一种取向。[其值决定了ψ角度函数的空间取向，即m值反应了波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向。]

一种取向相当于一个轨道，共可取2l + 1个数值。

n, l, m 一定，轨道也确定：

0 1 2 3 …

轨道s p d f …

例如: n =2，l =0，m =0，2s

n =3，l =1，m =0，3pz

n =3，l =2，m =0，3dz2

④自旋量子数：实验证明：电子在轨道上运动时存在着自旋。

m s = ±1/2, 表示同一轨道中电子的二种自旋状态

5. 描述核外电子空间运动状态的波函数及其图象

薛定谔方程

⑴直角坐标与球坐标之间的关系

ψn,l,m（x,y,z) →ψ(r，θ，φ)

ψn,l,m（x,y,z) = R(n,l)(r) ·Y(l,m) θ，φ)

⑵波函数的角度分布图Y(l,m) θ，φ)（原子轨道角度分布图）

s、p、d 轨道角度部分剖面图：

电子云径向密度分布图(D - r)：

1-6 基态原子电子组态

1-6-1 构造原理

一、多电子原子的能级：除氢(及类氢原子)外的多电子原子中核外电子不止一个，不但存在电子与原子核之间的相互作用，而且还存在电子之间的相互作用。

1、屏蔽效应

如：锂原子核外的三个电子是1s22s1我们选定任何一个电子，其处在原子核和其余两个电子的共同作用之中，且这三个电子又在不停地运动，因此，要精确地确定其余两个电子对这个电子的作用是很困难的。我们用近似的方法来处理。其余两个电子对所选定的电子的排斥作用，认为是它们屏蔽或削弱了原子核对选定电子的吸引作用。

这种其余电子对所选定的电子的排斥作用，相当于降低了部分核电荷（σ）对指定电子的吸引力，

称为屏蔽效应。

Z* = Z-σ

Z*—有效核电荷Z —核电荷σ—“屏蔽常数”或将原有核电荷抵消的部分。

2、斯莱特规则

他由光谱数据，归纳出一套估算屏蔽常数的方法：

a、将原子中的电子按如下状态分为轨道组：1s；2s、2p；3s、3p；3d；4s、4p；4d；4f；5s、5p；5d；5f；等。

b、位于被屏蔽电子右边各组，对被屏蔽电子的σ=0。

c、同一组内电子间的σ=，其中1s轨道上电子间的σ=。

d、被屏蔽电子为ns或np时，则主量子数为（n-1）的各电子对它们的σ=，而小于（n-1）

的各电子对它们的σ=。

e 、被屏蔽电子为nd 或n

f 电子时，则位于它们左边的各电子对它们的σ=。

（注：该方法用于n 为4的轨道准确性较好，n 大于4后较差。）

这样能量公式为：

从能量公式中可知E 与n 有关，但σ与l 有关，因此角量子数也间接地与能量联系。 例：计算铝（Al ）原子其它电子对一个3p 电子的σ值。

解：铝原子的电子排布为：

1s 2 ；2s 2 2p 6；3s 23p 1。

则3p 电子的σ=×2+×8+1×2= Z *==

例：求算基态钾原子的4s 和3d 电子的能量。(此题从填充电子的次序来看,最后一个电子是填入3d 轨道,还是4s 轨道)

K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 63d 1 σ3d =18?1=18, Z *=19-18=1

K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 64s 1 σ4s =10?1+8 ? =, Z *=

∴ E 3d ＞E 4s

最后一个电子是填入3d 轨道。

3、钻穿效应

钻穿作用：外层电子钻到内部空间而靠近原子核的现象。

J )(10179.22

218n Z E σ-?-=-232(1918)13.6 1.513d eV E eV -=-=-242

(1916.8)13.6 4.114s eV E eV -=-=-

为什么电子在填充时会发生能级交错现象？

这是因4s电子具有比3d电子较大的穿透内层电子而被核吸引的能力（钻穿效应）。

从图中看出4s轨道3d轨道钻得深，可以更好地回避其它电子的屏蔽，所以填充电子时先填充4s电子。

注：一旦填充上3d电子后3d电子的能量又比4s能量低，如铜。

n相同时，l愈小的电子，钻穿效应愈明显：

ns＞np＞nd＞nf，Ens＜Enp＜End＜Enf 。“能级分裂”

钻穿能力：ns>np>nd>nf。

钻穿作用结果：使电子离核更近，电子能量降低。

因此：Ens

钻穿效应：由于电子钻穿作用不同而使其能量发生变化的现象。

屏蔽效应和钻穿效应共同作用的结果就是能级交错。

如：Ens

二、构造原理

基态时，原子核外电子运动遵循三个原理：

1、泡利原理

每个原子轨道至多只能容纳两个电子；而且，这两个电子自旋方向必须相反。或者是说，在同一个原于中，不可能有两个电子处于完全相同的状态，即原子中两个电子所处状态

的四个量子数不可能完全相同。

2、洪特规则

在n和l相同的简并轨道上分布的电子，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。

3、能量最低原理

基态原子核外电子的排布应使整个原子的能量处于最低状态。

①Pauling 原子轨道近似能级图

由构造原理图可见，随核电核数的增加，电子填入能级的顺序是:

1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p……构造原理只是对大多数的电中性基态原子电子组态的总结，而不是所有原子。

能级交错—电子先填最外层的ns，后填次外层的(n-1)d，甚至填入倒数第三层

的(n-2)f的规律。

②徐光宪先生的近似规律:

·多电子原子体系外层电子的能级与(n+ 有关, (n+ 值越大, 能级越高;

·对于离子的外层电子, (n+ 值越大, 能级越高;

·对于原子或离子来说, 能级高低基本上由主量子数确定

下面举例说明:

不是

是

按洪特规则的基态电子构型

N

2s2p2s2p 原子序数为7

N：1s2 2s2 2p3

周期系中有约20 个元素的基态电中性原子的电子组态（又叫构型或排布）不符合构造原理，其中的常见元素是：元素按构造原理的组态实

测组态

(24Cr) 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s2p3d5 4s1

(29Cu) 1s22s22p63s23p63d94s2 1s22s22p63s23p63d104s1

不符合构造原理的情况：

a、半满全满规则(42页表)全满：p6，d10，f14；

半满：p3，d5，f7；

全空：p0，d0，f0。

b、副族元素基态原子失电子时，先失去最外层电子，导致正离子的电子组态不符合构造原理。

失电子顺序（n+）：np --ns---(n-1)d –(n-2)f

例如: 元素电中性原子正离子价电子组态

的价电子组态（最外层电子数）Fe 3d64s2

Fe2+3d6（14e）

Fe3+3d5（13e）

1-7 元素周期系

1-7-1元素周期律

1.元素周期律：

元素的性质随核电荷数的递增而呈现周期性的变化。

随着原子序数（核电荷）的递增，原子最外电子层结构和最外层电子数呈周期性变化。

最外电子层结构：ns1np0 →ns2np6；

最外层电子数：1→8。

2.造成元素周期律的原因:

原子电子层结构的周期性是元素周期律的内因。

1-7-2 元素周期表

1. 周期表的不同形式：见书48-50页图1-14至1-17

①门捷列夫短式周期表（最古老）

门捷列夫发现元素周期律是对元素之间存在本质联系，即“元素是一个大家族”的信念的推动。这种信念比起前人发现某些元素可以归为一族(如碱金属、卤素等)是质的飞跃。正因为有这种信念，门捷列夫按原子量把当时已知元素排列起来，发现某些元素的位置跟信念中的周期性矛盾时，敢于怀疑某些元素的原子量测错了，敢于改正某些元素的化合价，敢于为某些没有发现的元素留下空位。

②维尔纳长式周期表（通用）

长式周期表的结构：

(1)、周期

短周期（第2，3周期）

长周期（第4，5周期）

特长周期（第6周期）

未完成周期（第7周期）

⑵列：一共有18列

⑶族：主族（A族）

副族（B族）

⑷区：s区，d区，ds区，p 区, f 区。

⑸非金属三角区

2、原子结构与周期系的关系

（1）周期与能级组的关系

a、周期的划分实质是按原子结构能级组高低顺序划分的。

b、周期数=最外电子层的主量子数=最高能级组的组序数

c、各周期所包含的元素数目=相应周期最高能级组所容纳的电子总数

（2）原子结构与族的关系

a、族实质是按价电子构型不同对元素进行分类的

b、族序数: 主族=最外层电子数总和(ns+np）

副族由ns和(n-1)d电子的总和来决定：

总和<8,电子总和值=副族族

总和>10,电子总和-10=副族族（ⅠB、ⅡB）

总和=8～10，第Ⅷ族

3、原子的电子层结构与元素的分区

根据原子的电子层结构的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分为五个区。

(1) s区元素，最外电子层结构是ns1和ns2，包括IA、IIA族元素。

(2) p区元素，最外电子层结构是ns2np1-6，从第ⅢA族到第0族元素。

(3) d区元素，电子层结构是(n-1)d1-9ns1-2, 从第ⅢB族到第Ⅷ类元素。

(4) ds区元素，电子层结构是(n-1)d10ns1和(n-1)d10ns2，包括第IB、IIB族。

(5) f区元素，电子层结构是(n-2)f0-14 (n-1)d0-2ns2，包括镧系和锕系元素。

1-8元素周期性

原子参数---像原子半径，离子半径，电离能，电子亲和能，电负性等概念被称为原子参数。 1-8-1 原子半径

原子的大小以以原子半径来表示，在讨论原子半径的变化规律时，我们采用的是原子的共价半径，但稀有气体的原子半径只能用范德华半径代替。

原子半径有不确定的含义：

原子半径有不确定的含义：

单原子时：没有固定的边界。

原子彼此化合时：平均核间距。

原子半径的获得方式：

1、 由固体密度，得到原子体积，进而得到原子半径。

得到的数据不准。

2、理论计算

影响因素：核电荷数、核外电子数、电子层数。

规律：同一周期从左至右，原子半径减小；同族从上至下增大。

3、实验测定

测定原子的核间距。

根据原子间作用力的不同，原子半径有三种： 共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫做原子的共价半径。 20()a n r z **

?=

见书94页表2-2。

金属半径：金属晶格中金属原子核间距的一半叫做金属半径。

范氏半径：当两个原子靠分子间作用力互相接近时，两个原子之间的距离的一半叫做范德华半径。

一般说来，共价半径最小，金属半径居中，范德华半径最大。显然，把3种不同概念的原子半径混在一起是毫无意义的。要比较不同原子的相对大小，取用的数据必须来源一致。4．变化规律：

①同周期原子半径的变化

主族元素，同一周期，从左到右随着原子序数的增加，核电荷数在增大，原子半径在逐渐缩小。但最后到稀有气体时，原子半径突然变大，这主要是因为稀有气体的原子半径不是共价半径，而是范德华半径。副族元素原子半径变化与主族的趋势基本一致，原子半径逐渐缩小，但有例外。

②同族元素原子半径的变化

在主族元素区内，从上往下，尽管核电荷数增多，但由于电子层数增多的因素起主导作用，因此原子半径显著增大。

副族元素区内，从上到下，原子半径一般只是稍有增大。其中第5与第6周期的同族元素之间原子半径非常接近，这主要是镧系收缩所造成的结果。

1-8-2 电离能

定义：使一个基态的气态原子失去一个电子形成+1价气态基态阳离子所需的能量，叫元素的第一电离势。

M（g）→M+（g）+ e △rH=I1

七年级下科学第六章：物质的结构知识重点

第六章物质的结构 【概念和规律】 一、物质由微粒构成 1、无论生物还是非生物，都是由分子、原子或离子构成。 2、对于由分子构成的物质来说，分子是保持物质的化学性质的最小微粒。 3、不同分子构成不同的物质。 4、在化学反应中，分子可以分解成原子。 5、有的分子由一个原子构成（稀有气体），有的分子由多个相同或不同的原子构成。 6、金属直接由原子构成。 7、1803年英国化学家道尔顿提出了原子论，1811年意大利化学家阿伏伽德罗提出了分子假说，1897年英国物理学家汤姆生发现了电子。 8、在一定条件下，原子可以失去或得到电子，成为带电荷的离子。 9、有的物质由离子构成，如氯化钠。 10、卢瑟福根据α粒子散射实验提出的原子有核模型认为：原子由带正电的原子核和带负电的核外电子构成。 11、现代研究表明：原子核由带正电的质子和不带电的中子构成。而且它们由更小的微粒夸克构成。 12、原子核中的质子数和核外的电子数相等，所以整个原子不带电。 13、实验表明：构成物质的微粒之间存在着空隙和相互作用，并处在永不停息的运动之中，而且微粒之间存在着相互作用的引力和斥力。 二、元素 1、把物质中的同一种原子统称为元素。 元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。 2、自然界中的所有物质都是由元素组成。 3、每种元素都有一个名称和符号，符号通常用拉丁文名称的第一个大写字母表示，若有重复，增加第二个小写字母。 4、目前人类发现的元素有112种，其中94种为天然元素，18种为人工合成元素。 5、元素的分布不均匀 ①宇宙中氢元素最丰富，其次是氦元素； ②地壳中的元素含量依次为：氧元素、硅元素、铝元素； ③地核中的元素含量依次为：铁元素、镍元素； ④空气中的元素含量依次为：氮元素、氧元素。 6 7 8、在非金属元素中He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn称为稀有气体元素。 53

(完整版)苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点

第一单元 金属键 金属晶体 金 属 键 与 金 属 特 性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性 特性 解释 导电性 在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流 导热性 通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传 到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的 温度 延展性 由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原 子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍 保持金属键的作用 [核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子 成键本质：金属离子和自由电子间 的静电作用 成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中

2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。 【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。

2020届高考化学一轮复习讲义 第11章 专题讲座8 物质结构与性质综合题难点突破

专题讲座八物质结构与性质综合题难点突破 1．判断σ键和π键及其个数 共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。2．判断中心原子的杂化轨道类型 (1)根据价层电子对数判断 (2)有机物中、及上的C原子都是sp2杂化，中的C原子是sp 杂化，中的C原子是sp3杂化。 (3)根据等电子原理判断 等电子体不仅结构和性质相似，中心原子的杂化轨道类型也相似。 3．判断分子或离子的立体构型 (1)根据价层电子对互斥理论判断。 (2)利用等电子原理判断陌生分子的立体构型。如N2O与CO2是等电子体，立体构型均为直线形，N2O的结构式也和CO2相似，为N==N==O。 (3)根据中心原子的杂化方式判断，如： ①CH4、CCl4、SO2－4的中心原子均为sp3杂化，它们均为正四面体结构； ②CH2==CH2、、HCHO中心碳原子均为sp2杂化，这三种物质均为平面结构； ③CH≡CH、BeCl2中碳原子、铍原子均为sp杂化，二者均为直线形结构。 4．晶体结构中的有关计算 (1)根据晶体晶胞的结构特点确定晶体的化学式 晶胞中粒子数目的计算(均摊法)

注意 ①当晶胞为六棱柱时，其顶点上的粒子被6个晶胞共用，每个粒子属于该晶胞的部分为16，而不是18 。 ②审题时一定要注意是“分子结构”还是“晶体结构”，若是分子结构，其化学式由图中所有实际存在的原子个数决定，且原子个数可以不互质(即原子个数比可以不约简)。 (2)根据晶体晶胞的结构特点和有关数据，求算晶体的密度或晶体晶胞的体积或晶胞参数a (晶胞边长) 对于立方晶胞，可建立如下求算途径： 得关系式：ρ＝n ×M a 3×N A (a 表示晶胞边长，ρ表示密度，N A 表示阿伏加德罗常数的数值，n 表示1 mol 晶胞所含基本粒子或特定组合的物质的量，M 表示摩尔质量)。 (3)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a ) ①面对角线长＝2a 。 ②体对角线长＝3a 。 ③体心立方堆积4r ＝3a (r 为原子半径)。 ④面心立方堆积4r ＝2a (r 为原子半径)。 5．“原因解释”型试题解题模型 1．工业上以Ni 的氧化物作催化剂，将丙烯胺(CH 2==CH —CH 2NH 2)氧化制得丙烯腈(CH 2==CHCN)，再通过电解丙烯腈制己二腈，电解的总化学方程式为4CH 2==CHCN ＋

物质结构基础

第二篇物质结构基础 第八章原子结构 [教学要求] 1．了解氢原子光谱、Bohr原子结构理论、电子的波粒二象性、量子化和能级等概念。 2．了解原子轨道、概率密度、概率、电子云等概念。熟悉四个量子数的名称、符号、取值和意义。熟悉s、p、d原子轨道与电子云的形状和空间伸展方向。 3．掌握多电子原子轨道近似能级图和核外电子排布的规律。能熟练写出常见元素原子的核外电子排布；并能确定他们在周期表中的位置。 4．掌握周期表中元素的分区、结构特征、熟悉原子半径、电离能、电子亲和能和电负性的变化规律。 [教学重点] 1．量子力学对核外电子运动状态的描述。 2．基态原子电子组态的构造原理。 3．元素的位置、结构、性质之间的关系。 [教学难点] 1．核外电子的运动状态。 2．元素原子的价电子构型。 [教学时数]8学时 [主要内容] 1．核外电子运动的特殊性：核外电子运动的量子化特征。核外电子运动的波粒二象性。 2．核外电子运动状态的描述：波函数、电子云及其图象表示（径向与角度分布图）。波函数、原子轨道和电子云的区别与联系。四个量子数（主量子 ）。 数n，角量子数l，磁量子数m，自旋量子数m s 3．核外电子排布和元素周期表；多电子原子的能级（屏蔽效应，钻穿效应，

近似能级图）。核外电子排布原理和电子排布（能量最低原理，保里原理，洪特规则）。原子结构与元素周期性的关系（元素性质呈周期性的原因，电子层结构和周期的划分，电子层结构和族的划分，电子层结构和元素的分区）。 4．元素某些性质的周期性，原子半径，电离势，电子亲和势，电负性 [教学内容] §8.1原子结构的Bohr理论 8.1.1 历史的回顾 Dalton原子学说(1803年)------ Thomson“西瓜式”模型(1904年)------ Rutherford核式模型(1911年) ------- Bohr电子分层排布模型(1913年) 量子力学模型(1926年) 8.1.2 氢原子光谱 1.光和电磁辐射 2.氢原子光谱 氢原子光谱特征：１、不连续光谱，即线状光谱 ２、其频率具有一定的规律 氢原子光谱由五组线系组成：

(完整版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结(最新整理)

高中化学选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。 （3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

《物质结构与性质》复习讲义

《物质结构与性质》复习讲义 一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.

高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结

选修三物质结构与性质总结 一.原子结构与性质. 1、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度 越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子 层.原子由里向 外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用 s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述 .在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具 有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式. ns<(n-2)f<(n-1)d

结构化学-第五章习题及答案

习 题 1. 用VSEPR 理论简要说明下列分子和离子中价电子空间分布情况以及分子和离子的几何构型。 (1) AsH 3; (2)ClF 3; (3) SO 3; (4) SO 32-; (5) CH 3+; (6) CH 3- 2. 用VSEPR 理论推测下列分子或离子的形状。 (1) AlF 63-; (2) TaI 4-; (3) CaBr 4; (4) NO 3-; (5) NCO -; (6) ClNO 3. 指出下列每种分子的中心原子价轨道的杂化类型和分子构型。 (1) CS 2; (2) NO 2+; (3) SO 3; (4) BF 3; (5) CBr 4; (6) SiH 4; (7) MnO 4-; (8) SeF 6; (9) AlF 63-; (10) PF 4+; (11) IF 6+; (12) (CH 3)2SnF 2 4. 根据图示的各轨道的位向关系，遵循杂化原则求出dsp 2 等性杂化轨道的表达式。 5. 写出下列分子的休克尔行列式： CH CH 2 123 4 56781 2 34 6. 某富烯的久期行列式如下，试画出分子骨架，并给碳原子编号。 0100001100101100001100 001101001 x x x x x x 7. 用HMO 法计算烯丙基自由基的正离子和负离子的π能级和π分子轨道，讨论它们的稳定

性，并与烯丙基自由基相比较。 8. 用HMO法讨论环丙烯基自由基C3H3·的离域π分子轨道并画出图形，观察轨道节面数目和分布特点；计算各碳原子的π电荷密度，键级和自由价，画出分子图。 9. 判断下列分子中的离域π键类型： (1) CO2(2) BF3(3) C6H6(4) CH2=CH-CH=O (5) NO3－(6) C6H5COO－(7) O3(8) C6H5NO2 (9) CH2＝CH－O－CH＝CH2(10) CH2＝C＝CH2 10. 比较CO2, CO和丙酮中C—O键的相对长度，并说明理由。 11. 试分析下列分子中的成键情况，比较氯的活泼性并说明理由： CH3CH2Cl, CH2=CHCl, CH2=CH-CH2Cl, C6H5Cl, C6H5CH2Cl, (C6H5)2CHCl, (C6H5)3CCl 12. 苯胺的紫外可见光谱和苯差别很大，但其盐酸盐的光谱却和苯很接近，试解释此现象。 13. 试分析下列分子中的成键情况，比较其碱性的强弱，说明理由。 NH3, N(CH3)2, C6H5NH2, CH3CONH2 14. 用前线分子轨道理论乙烯环加成变为环丁烷的反应条件及轨道叠加情况。 15. 分别用前线分子轨道理论和分子轨道对称性守恒原理讨论己三烯衍生物的电环化反应 在加热或者光照的条件下的环合方式，以及产物的立体构型。 参考文献： 1. 周公度，段连运. 结构化学基础（第三版）. 北京：北京大学出版社，2002 2. 张季爽，申成. 基础结构化学（第二版）. 北京：科学出版社，2006 3. 李炳瑞.结构化学（多媒体版）.北京：高等教育出版社，2004 4. 林梦海，林银中. 结构化学. 北京：科学出版社，2004 5. 邓存，刘怡春. 结构化学基础（第二版）. 北京：高等教育出版社，1995 6.王荣顺. 结构化学（第二版）. 北京：高等教育出版社，2003 7. 夏少武. 简明结构化学教程（第二版）. 北京：化学工业出版社，2001 8. 麦松威，周公度，李伟基. 高等无机结构化学. 北京：北京大学出版社，2001 9. 潘道皑. 物质结构（第二版）. 北京：高等教育出版社，1989 10. 谢有畅，邵美成. 结构化学. 北京：高等教育出版社，1979 11. 周公度，段连运. 结构化学基础习题解析（第三版）. 北京：北京大学出版社，2002 12. 倪行，高剑南. 物质结构学习指导. 北京：科学出版社，1999 13. 夏树伟，夏少武. 简明结构化学学习指导. 北京：化学工业出版社，2004 14. 徐光宪，王祥云. 物质结构（第二版）. 北京：科学出版社，1987 15. 周公度. 结构和物性：化学原理的应用（第二版）. 北京：高等教育出版社，2000

人教版化学选修三物质结构化学讲义

第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 注意: 每个能层的能级种数为n；轨道总数为n2 ；每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n2 2.原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p 能级交错：原子轨道的能量关系是：n s＜(n-2)f＜(n-1)d＜n p 【能级组：n s (n-2)f (n-1)d n p；一个能级组中的各能级能量相近但不同】 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 基态原子：处于最低能量状态的原子激发态原子：处于能量较高状态的原子 基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱

激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱 现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析 （焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关） （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为 或，而不是 洪特规则特例：当p、d轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、p3、d5、p6、d10时，是较稳定状态。 前36号元素全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18 Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1) 电子排布式: ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如 19K：1s22s22p63s23p64s1 ①简化的电子排布式：把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如19K：[Ar]4s1 12Mg:[Ne]3S2 (2) 电子排布图(轨道表示式) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子轨道表示式 （3）价电子排布式或轨道表示式 ①主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na：3s1；Cl：3s23p5） ②第四周期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如Fe：3d64s2）。 二.原子结构与元素周期表 1.元素周期表的分区：除ds外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。 ↑↓↑ ↓↓↓ ↑↑↑

第六章 习题及答案

第六章练习题 一、单项选择题（本大题共20小题，每题1分，共20分） 1．科学社会主义的直接理论来源是（） A．16、17世纪的早期空想社会主义 B.19世纪初期以圣西门、傅立叶、欧文为代表的空想社会主义 C．18世纪的空想平均共产主义 D．文艺复兴运动 2．科学社会主义创立的理论基础是（） A．英国古典政治经济学B．德国古典哲学 C．唯物史观和剩余价值学说D．空想社会主义学说 3．社会主义由空想到科学的标志是（） A．《共产党宣言》的发表B．“共产主义者同盟”的建立 C．空想社会主义理想的破灭D．无产阶级革命的胜利 4．社会主义政治制度的基本特征是坚持（） A．马克思主义的指导B．共产党的领导 C．无产阶级专政D．社会主义方向 5．建设社会主义的根本目的是（） A．消灭剥削、消除两极分化，最终达到共同富裕 B．实行无产阶级专政 C．巩固共产党的领导 D．镇压资产阶级的反抗 6．“民主社会主义”实质上是（） A．发达国家的社会主义B．改良的资本主义 C．科学社会主义中的一种D．社会主义的最佳模式 7．无产阶级政党的组织原则是（） A．民主集中制B．理论联系实际 C．实事求是D．集体领导 8．无产阶级夺取国家政权的最终目的是（） A．改变无产阶级受剥削、受压迫的地位 B．实现共产主义 C．解放和促进社会生产力的发展 D．彻底打碎资产阶级国家的机器 9．列宁提出社会主义可能在一国或数国首先取得胜利观点的依据是（）A．无产阶级是最先进、最革命的阶级的原理 B．帝国主义时代资本主义政治经济发展不平衡的规律 C．资本主义国家无产阶级与资产阶级斗争的规律 D．资本主义必然灭亡、社会主义必然胜利的规律 10．下列观点中，错误的是（） A．国际共产主义运动当今正处在低潮时期 B．社会主义必然取代资本主义 C．社会主义取代资本主义是一个长期的曲折的过程 D．社会主义在若干国家的严重挫折改变了资本主义必然灭亡的命运11．资本主义必然被社会主义所代替的主要依据是（） A．现代无产阶级日益壮大和觉醒

高考专题复习《物质结构与性质》知识考点

《物质结构与性质》精华知识点 课本：1、熟记1-36号元素电子排布 1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar 2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d ，形成离子时先失去最外层电子） 核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式 26 Fe ：[Ar]3d 64s 2 3d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 6 26 Fe 3+：[Ar]3d 5 3d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 1 29 Cu +：[Ar]3d 10 3d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 9 24 Cr ： [Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋[Ar] 3d 3 3d 3 30Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 10 22Ti 2+ [Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 2 31Ga[Ar]3d 104s 24P 1 4s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 2 33As: [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题） （1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2- （2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn

第5章物质结构基础(精)

第5章 物质结构基础 本章内容包括原子结构、分子结构和晶体结构，9学时。 1-2学时：原子结构的近代概念、薛定谔方程和波函数、4个量子数、核外电子的运动状态——电子云和角度分布图，2学时 重点：4个量子数、核外电子的运动状态之角度分布图 难点：波函数的概念、4个量子数的由来、角度分布图的意义 授课方式：讲解、全程多媒体教案、动画演示 原子核外电子的运动状态的描述、薛定谔方程和四个量子数等概念抽象，难于理解，教材直接从波粒二象性开始，教学中回顾人类对原子结构的认识过程，逐渐引入量子化学内容，并可与中学的原子概念相衔接。 1、Democritus 哲学原子→Thomson 的电子→Millikan 油滴实验(动画，引发学生从宏观现象测定微观数据)→ Rutherford 太阳系模型→引出原子稳定性问题→氢原子光谱与Bohr 理论：①稳定轨道假设；②能量量子化假设；③能级差与原子光谱。指出局限性引出波粒二象性。 2、从一副图画出发指出事物的双面性，回顾光的波粒二象性，de Broglie 的物质波延伸与实验证实。实际计算一下氢原子基态电子的de Broglie 波长，并与经典物体对比。结果表明微观粒子的波长远大于其自身尺度，甚至大于电子的运动空间——原子的尺度。是什么在波动呢？引出几率波的解释及波函数的表示：几率密度和几率。介绍几个著名科学家对量子力学——主要是量子几率的看法：Einstein 、Bohr 、Feymann 、Schrodinger 、多宇宙论。 3、引出Schrodinger 方程： 补充数学概念——从方程、函数方程、微分方程到偏微分方程，举例即可。介绍球极坐标和转换，从而方程的解被分解为径向和角度部分。举例说明量子化的根源，引出4个量子数：主量子数n 、角量子数l 、磁量子数m 、自旋量子数m s ，四个量子数的含义、取值范围，电子层小结，指出2n 2的由来，享受一个规律被另一个更基本更深层的规律所阐释的快乐。 4、波函数的表示——空间图像：电子云图。径向不要求，重点在于角度部分图像，包括波函数的（带正负号）和电子云的（不带正负号）。以p z 轨道为例说明角度部分图像的画法，表明空间图像的数学依据，这种联系的细节不要求，但要知道图像来源于Schrodinger 方程，来源于微观粒子的波粒二象性，破除学生头脑里根深蒂固的轨道概念，对于量子力学只谈状态（测量到的），不问过程。s 、p 、d 轨道的动画演示，要求学生把轨道的形状和正负号刻在脑子里。 0)(822222222=-+??+??+??ψπψψψV E h m z y x

物质结构基础

第七章物质结构基础 一填空题： 1 电子排布式为[Kr]4d85s2的元素，位于周期表中第（）周期，第（）族。 2 在4个量子数中，决定原子轨道形状的是（），决定原子轨道在空间伸展方向的是（）。 3 对于多电子原子来说，影响轨道能量高低的因素除主量子数外，还有（）。 4 核外电子排布遵循的3个原则是（）、（）、（）。 5 杂化轨道的数目，等于参与杂化的原子轨道的（）。 6 角量子数表示电子云的（），磁量子数表示电子云的（）。 7 p轨道的角度分布图与p电子云的角度分布图相比，前者要（）些，且具有（）之分。 8 n＝3，l＝1的原子轨道在空间有（）种伸展方向。 9 NH3和H2O 的键角不同，原因是（）。 10 BF3的B原子以（）杂化，其空间的几何构型为（）。 11 (1) n＝4和l＝0的电子有2个，n＝3和l＝2 的电子有6个，该元素是（）。(2) 3d为全满，4s中有1个电子的元素是（）。 12 H2O 分子之间存在着（）键，致使H2O 的沸点（）于H2S、H2Se等；H2O中存在着的分子间力有（），以（）为主，这是因为H2O有（）。 13 共价键的特征是具有（）和（）。 14 sp2杂化轨道之间的夹角为（），分子构型呈（）。 15 分别写出27号元素Co的：（1）原子的电子排布式（）；（2）原子的价电子构型（）；（3）＋2价离子的价电子构型（）；（4）并指出元素Co在周期系中所属的周期、族（）。 16 C2H6 、NH3、C2H5OH、H3BO3、CH4，上述化合物存在分子之间氢键的有（）。 二判断题 17 由极性键形成的分子，不一定是极性分子。 18 氢原子中，4s轨道能量高于3d。 19 含有氢原子的分子中，都有氢键存在。 20 参与杂化的原子轨道应是同一原子内能量相等的原子轨道。 21 在NH3和H2O分子间只存在氢键、取向力和诱导力。 22 电负性差值越大的元素形成的分子极性越强。 23 在CH4、CH3Cl及CCl4 3种分子中，碳原子的轨道杂化类型一样。 24 sp2杂化是指1个s电子和2个p电子进行杂化。 25 由1个ns轨道和3个np 轨道杂化而形成4个sp3杂化轨道。 26 色散力仅存在于非极性分子之间。 27 色散力存在于一切分子之间。 28 范德华力是永远存在于分子与分子之间的一种作用力，它没有饱和性和方向性。 29 元素周期表中，所有的族序数，就是该族元素的外层电子数。 30 在稀有气体（He、Ne、Ar等）及其他单原子蒸气（如Na(g)中），只有色散力存在。 31 在同一原子中，具有一组相同的量子数的电子不能多于1个。 32 取向力只存在于极性分子与极性分子之间。 33 以极性键结合的双原子分子一定是极性分子。 三选择题： 34 下列化合物中有氢键的是（）。

高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲,

【高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲】 一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性 第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化. (2).元素第一电离能的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明： ①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

医用基础化学讲义

医用基础化学 讲义

前言 医用基础化学为21世纪高等医学院校教材，根据卫生部统一颁布的高等医药院校《医用基础化学教学大纲》编写。全书共分13章，分别介绍了溶液，电解质溶液，缓冲溶液，化学反应的能量变化、方向和限度，化学反应速度，氧化还原反应与电极电势，原子结构和元素周期律，分子结构，配位化合物，滴定分析法，可见-紫外分光光度法，表面现象和胶体体系，生物无机化学等化学基本知识。各章内容编排科学、由浅入深、层次分明，便于教师讲授;每章后附有习题，利于学生自学。本书不仅可供医学院校各专业学生使用，也可供相关专业人员参考。

目录第一章溶液 第一节溶液的一般概念 第二节物质的溶解度 第三节溶液的浓度 第四节稀溶液的通性 习题 第二章电解质溶液 第一节强电解质溶液与弱电解质溶液 第二节酸碱理论 第三节溶液的酸度及有关计算 第四节难溶电解质的沉淀溶解平衡 习题 第三章缓冲溶液 第一节缓冲溶液的概念及缓冲作用原理 第二节缓冲溶液的pH值 第三节缓冲容量 第四节缓冲溶液的配制 第五节常用的缓冲溶液 第六节缓冲溶液在医学上的意义 习题 第四章化学反应的能量变化、方向和限度第一节热力学的几个常用术语

第二节能量守恒和化学反应的热效应 第三节化学反应的方向和推动力 第四节化学平衡 习题 第五章化学反应速率 第一节化学反应速率和反应机制 第二节化学反应速率理论简介 第三节浓度对化学反应速率的影响 第四节温度对化学反应速率的影响 第五节催化剂对化学反应速率的影响 习题 第六章氧化还原反应与电极电势 第一节基本概念 第二节原电池 第三节电极电势 第四节影响电极电势的因素 第五节电势法测定溶液的pH值 第六节生物体内的氧化还原电势 习题 第七章原子结构和元素周朝律 第一节核外电子运动状态的近代概念 第二节氢原子的原子轨道和电子云 第三节多电子原子结构和周期系 第四节元素性质的周期性和原子结构的关系习题

(第六章)体育基础理论试题

体育基础理论试题：第六章 一、单项选择题 1、一般认为成人所摄人的氨基酸总量中至少需要 B 的必需氨基酸。 A、15% B、20% C、25% D、30% 2、蛋白质是构成细胞的主要成分，占细胞内固体成分的 C 以上。 A、60% B、70% C、80% D、90% 3、蛋白质是构成细胞的主要成分，约占成人体重的 D 。 A、15% B、16% C、17% D、18% 4、脑组织中无能量储备,全靠血糖供应能量,大脑每天需要糖约 D ,血糖水平正常能保证大脑的正常生理功能。 A、70-80g B、80-90g C、90-100g D、100-120g 5、 A 是眼内感光物质的主要成分，对维持正常视力有重要作用。 A、维生素A B、维生素B C、维生素C D、维生素D 6、 B 在能量代谢和糖代谢生成ATP的过程中起着重要作用。 A、维生素A B、维生素B1 C、维生素C D、维生素B2 7、运动后，补充 C 有利于减轻疲劳，缓解肌肉酸痛，增强体能及保护细胞免于自由基损伤。但不能过量补充。 A、维生素A B、维生素B C、维生素C D、维生素E 8、运动后补充 D 有提高最大吸氧量、减少氧债和血乳酸的作用。 A、维生素A B、维生素B C、维生素C D、维生素E 9、 A 参与构成骨骼及牙齿，维持神经肌肉正常兴奋，参与凝血过程。 A、钙 B、铁 C、锌 D、碘 10、缺乏 B 易患口角炎，口角糜烂，唇炎等。 A、维生素B1 B、维生素B2 C、维生素B6 D、维生素C 11、缺乏 C 易引起牙龈肿胀、海绵状出血。 A、维生素A B、维生素B C、维生素C D、维生素E 12、有人用捕捉的野鼠做试验，给野鼠充分营养饲料，发现吃得越多，死亡越早。进食量增加10％，死亡率增加 D 。 A、5% B、6% C、7% D、8% 13、轻度脱水指脱水量约占体重的 A 。 A、2% B、3% C、4% D、5% 14、脱水量占体重的4％至6％，则减少肌力及耐力，同时引起热痉挛，令长时间活动能力下降 B ，亦会影响体内无氧代谢的供能过程。 A、10-20% B、20-30% C、30-40% D、40-50%

高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结

高中化学 选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s 、p 、d 、f ，能 量由低到高依次为s 、p 、d 、f 。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s 、p 、d 、f ……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 ：能层的序数）。 n （22n 每能层所容纳的最多电子数是：

2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分 布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式 的主要依据之一。 （3）不同能层的能级有交错现象，如E （3d ）＞E （4s ）、E （4d ）＞E （5s ）、E （5d ）＞E （6s ）、E （6d ）＞E （7s ）、E （4f ）＞E （5p ）、E （4f ）＞E （6s ）等。原 子轨道的能量关系是：ns ＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目 对应着每个周期的元素数目。 ；最 2 n 2根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子 跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定 元素。 3、电子云与原子轨道

第六章 物质结构测验题与答案

第六章.物质结构测验题 一、选择题 1、下列分子属于非极性分子的是： （A）HCl （B）NH3（C）SO2（D）CO2 2、下列分子中偶极矩最大的是： （A）HCl （B）H2（C） CH4（D）CO2 3、下列元素中，各基态原子的第一电离能最大的是： （A）Be （B）B （C）C （D）N (E) O 4、H2O的沸点为100℃，而H2Se的沸点是-42℃，这可用下列哪一种理论来解释： （A）范德华力（B）共价键（C）离子键（D）氢键 5、下列哪种物质只需克服色散力： （A）O2（B）HF （C）Fe （D）NH3 6、下列哪种化合物不含有双键和叁键： （A）HCN （B）H2O （C）CO （D）N2(E) C2H4 7、能够充满l~2电子亚层的电子数是： （A）2 （B）6 （C）10 （D）14 8、下列哪一个代表3d电子量子数的合理状态： （A）3、2、+1、+1/2 （B）3、2、0、-1/2 （C）A、B都不是（D）A、B都是 9、下列化合物中，哪一个氢键表现得最强： （A）NH3 （B）H2O （C）H2S （D）HCl 10、下列分子中键级最大的是： （A）O2 （B）H2 （C）N2 （D）F2 11、下列物质中哪一个进行的杂化不是sp3杂化： （A）NH3 （B）金刚石（C）CCl4 （D）BF3 12、用来表示核外某一电子运动状态的下列各组量子数（n，l，m，ms）中，哪一组是合理的： （A）（2、1、-1、-1/2）（B）（0、0、0、1/2） （C）（3、1、2、+1/2）（D）（1、2、0、+1/2） （E）（2、1、0、0） 13、.所谓的原子轨道是指( ) （A）一定的电子云（B）核外电子的几率 （C）一定的波函数（D）某个径向的分布 14、下列电子构型中,属于原子基态的是( ),属于原子激发态的是( )。 （A）1s22s12p1（B）1s22s2 （C）1s22s22p63s13p1 （D.）1s22s22p63s23p64s1 15、周期表中第五、六周期的ⅣB，ⅤB，ⅥB元素性质非常相似，这是由于（）。 （A）s区元素的影响（B）p区元素的影响 （C）d区元素的影响（D）镧系收缩的影响 16、描述ψ3dz2的一组n,l,m是( ) （A）n=2,l=1,m=0 （B）n=3,l=2,m=0 （C）n=3,l=1,m=0 （D）n=3,l=2,m=1 17、下列原子半径大小顺序中,正确的是( )