第一章物质结构§1－1 原子核外电子的运动状态教学目的及要求：1.微观粒子的统计规律性。

2. 波函数和原子轨道3. 几率密度和电子云4.四个量子数及其对核外电子运动状态的描述。

教学重点：四个量子数及其对核外电子运动状态的描述。

教学难点：四个量子数及其对核外电子运动状态的描述。

引言1. 首先，介绍波尔假设的由来。

（1）氢原子光谱（2）经典电磁理论、有核原子模型和氢原子光谱之间的矛盾。

（3）在普朗克量子论、爱因斯坦光子学说和卢瑟福有核原子模型的基础上，玻尔提出三点假设：①定态假设——电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合一定条件的轨道上运动；②能级假设——电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大；③跃迁假设——处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，这时会以光子形式放出能量，即释放出光能。

一、微观粒子的统计规律性1.微观粒子的波粒二象性结论：正是由于微观粒子与宏观粒子不同，不遵循经典力学规律，而要用量子力学来描述它的运动状态。

电子衍射示意图2.测不准原理图△X ·△P ≥ h /4π二、波函数和原子轨道薛定谔方程：描述核外电子运动的波动方程。

薛定谔方程是描述微观粒子运动状态、变化规律的基本方程。

它的解并不是具体的数资，而是一个含有三个变量x 、y 、z 和三个参数n 、l 、m 的函数式，叫做波函数ψ，表示为ψ(x ，y ，z )。

波函数是描述核外电子运动状态的数学函数式。

量子力学中的原子轨道不是某种确定的轨道，而是原子中一个电子可能的空间运动状态，包含电子所具有的能量，离核的平均距离、几率密度分布等。

三、几率密度和电子云电子在核外空间某处单位微小体积内出现的几率，称为几率密度，用波函数绝对值的平方|ψ|2表示。

常常形象地将电子的几率密度(|ψ|2)称作“电子云”。

1s 电子云界面图 电子云的角度分布图图 原子轨道的角度分布图四、四个量子数及其对核外电子运动状态的描述1.主量子数(n)（1）取值范围它只能取1，2，3……等正整数。

（2）物理意义：①主量子数n是决定电子能量的主要因素。

②主量子数表示电子离核的远近或电子层数。

在光谱学上常用一套拉丁字母表示电子层，常用K、L、M、N、O、P、Q等符号分别表示n = 1，2，3，4，5，6，7。

2.角量子数(l)（1）取值范围：为l = 0，1，2，3，…，(n-1)，在光谱学上分别用符号s，p，d，f等来表示。

（2）l的物理意义为：①表示电子的亚层或能级。

②表示原子轨道(或电子云)的形状。

③多电子原子中,l与n一起决定电子的能量。

3.磁量子数(m)（1）磁量子数的取值：为0，±1，±2，……，±l，m值受l值的限制，m可有(2l+1)种状态。

（2）物理意义：磁量子数决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向。

（3）简并轨道：不同原子轨道具有相同能量的现象称为能量简并，能量相同的各原子轨道称为简并轨道或等价轨道。

简并轨道的数目称简并度。

亚层p d f等价轨道 3个p轨道 5个d轨道 7个f轨道4.自旋量子数(m s)（1）取值范围：它的取值只有两个(+1/2和-1/2)，分别代表电子的两种自旋方向，可示意为顺时针方向和逆时针方向，用符号↑和↓表示。

小结：可以用四个量子数来确定电子的状态，根据四个量子数数值间的关系可以算出各电子层中可能有的状态。

§1－2 原子核外电子的排布教学目的及要求：1.掌握核外电子排布的规律。

2. 了解近似能级图。

3. 掌握核外电子排布和元素周期系。

教学重点：核外电子排布和元素周期系。

教学难点：核外电子排布。

一、核外电子排布的规律1.保里(Pauli)不相容原理2.能量最低原理3.洪特(Hund)规则二、近似能级图多电子原子的近似能级图我国化学家徐光宪教授由光谱实验数据归纳出判断能级高低的近似规则—(n+0.7l)规则，所得结果与Pauling的近似能级图一致。

三、核外电子的排布和元素周期系1.核外电子的排布举例：Sc(Z=21)的电子层构型为：1s22s22p63s23p63d14s2。

Zn(30)：1s22s22p63s23p6 3d104s2，或[Ar]3d104s2。

2.电子层结构与周期表元素性质周期性变化的规律称为元素周期律，反映元素周期律的元素排布称元素周期表，亦称元素周期系。

§1－3 元素基本性质的周期性教学目的及要求：1.掌握原子半径的周期性变化规律。

2. 掌握电离势的周期性变化规律。

3. 掌握电负性的周期性变化规律。

教学重点：1.原子半径的周期性变化规律。

2. 电离势的周期性变化规律。

3. 电负性的周期性变化规律。

教学难点：1.原子半径的周期性变化规律。

2. 电离势的周期性变化规律。

3. 电负性的周期性变化规律。

一、原子半径(r)共价半径(r c)：两种或同种元素的两个原子以共价单键结合时，其核间距的一半；金属半径(r m)：金属晶格中，金属原子核间距的一半；范德华半径(r v)：在单质中，两个相邻原子在没有键合的情况下，仅借范德华引力联系在一起核间距离的一半。

变化规律：同一周期，从左到右原子半径逐渐减小。

同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。

二、电离能(I)基态的一个气态中性原子失去一个电子形成气态阳离子时，所消耗的能量叫做电离能。

I１＜I２＜I３……。

变化规律：同一周期元素原子的第一电离势从左至右总的趋势是逐渐增大；同一族中，元素原子的第一电离势从上至下总的趋势是减小。

三、电负性(X)元素的电负性：指元素原子在分子中吸引电子的能力。

电负性综合反映原子得失电子的倾向，是元素金属性和非金属性的综合量度标准。

变化规律：同一周期自左至右，电负性增加(副族元素有些例外)同族自上至下，电负性依次减小，但副族元素后半部，自上至下电负性略有增加。

§1－4 化学键教学目的及要求：1.离子键及其特性。

2. 共价键及其特征。

教学重点：共价键及其特征。

教学难点：共价键及其特征。

一、离子键及其特性1.离子键的形成2.离子键的特征：离子键没有方向性和饱和性。

3.离子键的本质：离子键的本质是正、负离子之间的静电作用力。

4.离子键的离子性成分：一般来说，电负性差值大于1.7时，可形成离子键。

二、共价键及其特征1.现代价键理论－VB法的要点①如果A、B两个原子各有一个未成对的电子且自旋相反，则当A、B原子相互靠近时可以配对形成共价单键，②在形成分子时一个电子和另一个电子配对后就不能再和其它电子配对了，③原子轨道最大重叠原理。

成键的原子轨道重叠时，必须符号相同，才能重叠增大电子云密度。

2.共价键的特点①共价键的饱和性②共价键的方向性3.共价键的键型①σ键②π键③特殊共价键－配位键：在形成共价键时，若共用电子对是由一个原子提供的，则称为共价配键或称为配位键，用→表示，如：。

4.键参数①键能②键长③键角④共价键的极性§1－5 杂化轨道理论与分子空间构型教学目的及要求：1.杂化轨道理论的基本要点。

2. 杂化轨道类型与分子的空间构型教学重点：杂化轨道类型与分子的空间构型。

教学难点：杂化轨道类型与分子的空间构型。

一、杂化轨道理论的基本要点概念：杂化；杂化轨道要点：①，②，③，④二、杂化轨道类型与分子的空间构型1.sp杂化（键角=180°）BeH2分子形成示意图2.sp2杂化（键角=120°）BF3的空间构型和sp2杂化轨道3.sp3杂化（键角=109°28′）CH4分子结构4.等性杂化和不等性杂化NH3分子和H2O分子的空间结构§1－6 分子间力和氢键教学目的及要求：1.了解分子的极性；2. 了解分子间力；3. 了解氢键。

教学重点：1.分子间力的种类。

2.氢键的形成。

教学难点：氢键的形成。

一、分子的极性分子极性的大小通常用偶极矩来衡量，极性分子的偶极矩μ等于正(或负)电中心的电量q与正、负电荷中心距离d的乘积：μ = q ·d偶极矩是一个矢量，其方向由正到负。

偶极矩越大表示分子的极性越强。

二、分子间力1.取向力这种力只存在于极性分子之间。

2.诱导力这种力存在于极性分子与任何分子之间。

3.色散力色散力不仅存在于非极性分子间，也存在于一切原子、离子和分子之间。

色散力在分子间存在是普遍的而且是主要的。

三、氢键1.氢键（1）定义：和电负性大，半径小的原子“X”以共价键相结合的氢原子能与另一个电负性大，半径小的原子“Y”生成一种弱的键，这种分子间有氢原子参加而形成的弱键称为氢键。

氢键有分子间氢键和分子内氢键。

（X,Y,一般为N,O,F(Cl)）（2）特点：①具有饱和性，X－H只能与一个Y原子形成氢键，②具有方向性2.氢键对化合物性质的影响①对物质熔沸点的影响②对物质溶解度的影响。