1、教材

《無機化學》北京師范大學、華中師范大學、南京師范大學無機化學教研室編，高等

教育出版社，2002年8月第4版。

2、參考書

《無機化學》北京師范大學、華中師范大學、南京師范大學無機化學教研室編，高等教育

出版社，1992年5月第3版。

《無機化學》邵學俊等編，武漢大學出版社，2003年4月第2版。

《無機化學》武漢大學、吉林大學等校編，高等教育出版社，1994年4月第3版。

《無機化學例題與習題》徐家寧等編，高等教育出版社，2000年7月第1版。

《無機化學習題精解》竺際舜主編，科學出版社，2001年9月第1版

《無機化學》電子教案

緒論（2學時）

第一章原子結構和元素周期系（8學時）

第二章分子結構（8學時）

第三章晶體結構（4學時）

第四章配合物（4學時）

第五章化學熱力學基礎（8學時）

第六章化學平衡常數（4學時）

第七章化學動力學基礎（6學時）

第八章水溶液（4學時）

第九章酸堿平衡（6學時）

第十章沉淀溶解平衡（4學時）

第十一章電化學基礎（8學時）

第十二章配位平衡（4學時）

第十三章氫和稀有氣體（2學時）

第十四章鹵素（6學時）

第十五章氧族元素（5學時）

第十六章氮、磷、碑（5學時）

第十七章碳、硅、硼（6學時）

第十八章非金屬元素小結（4學時）

第十九章金屬通論（2學時）

第二十章s區元素（4學時）

第二十一章p區金屬（4學時）

第二十二章ds區元素（6學時）

第二十三章d區元素（一）第四周期d區元素（6學時）

第二十四章d區元素（二）第五、六周期d區金屬（4學時）

第二十五章核化學（2學時）

1.化學的研究對象

什么是化學？

?化學是研究物質的組成、結構、性質與變化的一門自然科學。(太寬泛)

?化學研究的是化學物質(chemicals)。

?化學研究分子的組成、結構、性質與變化。

?化學是研究分子層次以及以超分/為代表的分廣以上層次的化學物質的組成、結構、性質和

變化的科學。

?化學是一門研究分子和超分子層次的化學物種的組成、結構、性質和變化的自然科學。

?化學研究包括對化學物質的①分類；②合成；③反應；④分離；⑤表征；⑥設計；⑦性質；

⑧結構；⑨應用以及⑩它們的相互關系。

2.化學的主要分支

經典化學的四大分支：

無機化學、有機化學、分析化學、物理化學。

無機化學的研究對象：除碳以外的其它所有元素及其化合物。

有機化學的研究對象：碳氫化合物及其衍生物。

分析化學的研究對象：化學物質的分離和表征。

物理化學的研究對象：化學反應的規律、化學物質的結構、結構的測定方法，化學物質和化學反

應與電、聲、光、磁、熱的相互關系等等，是用物理的方法研究化學。

新型學科分支或交叉學科：

元素化學、配位化學、合成化學、儀器分析、電化學、光化學、磁化學、化學熱力學、化學動力

學、膠體化學、界面化學、結構化學、結晶化學、高分子化學、化學工程學、地球化學、環境化

學、生物化學(生命化學)、農業化學、工業化學、天體化學、宇宙化學、固體化學、藥物化學、

核化學(放射化學、輻射化學)、化學信息學、化學商品學、化學教育學.......。

3.怎樣學好化學

(1)要有動力：做任何事情都需要有動力，學習化學同樣要有動力，只有明確了為什么要學

化學，自己想學化學，才有可能學好化學。

(2)要重視實踐的指導作用：要做好實驗，要認真完成作業，要善于思考，要做研究，要學

會自學。

(3)要講究方法：要選找出最適合自己的學習方法。在學習的過程中，應努力學習前人是如

何進行觀察和實驗的，是如何形成分類法、歸納成概念、原理、理論的，并不斷體會、理解創造

的過程，形成創新的意識，努力去嘗試創新。在學習的過程中，應努力把握學科發展的最新進展,

努力將所學的知識、概念、原理和理論理解新的事實，思索其中可能存在的矛盾和問題，設計并

參與新的探索。

［課后任務］

1.詳細閱讀本書pH以前的所有內容。

2從/cgi-bin/rcgrcport,pl查截止目前化學物質的總數目。

［教學要求］

1.掌握近代理論在解決核外電子運動狀態問題上的重要結論：電子云概念，四個量子數的意義，

S、p、d原子軌道和電子云分布的圖象。

2.了解屏蔽效應和鉆穿效應對多電子原子能級的影響，熟練掌握核外電子的排布。

3.從原子結構與元素周期系的關系，了解元素某些性質的周期性。

［教學重點］

1,量子力學對核外電子運動狀態的描述。

2.基態原子電子組態的構造原理。

3.元素的位置、結構、性質之間的關系。

［教學難點］

1-核外電子的運動狀態。

2.元素原子的價電子構型。

［教學時數］8學時

［教學內容］

1-核外電子運動的特殊性：核外電子運動的量子化特征（氫原子光譜和玻爾理論）。核外電子

運動的波粒二象性（德布羅衣的預言，電子的衍射試驗，測不準關系）。

2.核外電子運動狀態的描述：波函數、電子云及其圖象表示（徑向與角度分布圖）。波函數、

原子軌道和電子云的區別與聯系。四個量子數（主量子數n,角量子數/,磁量子數m,自

旋量子數/ns）。

3.核外電子排布和元素周期表；多電子原子的能級（屏蔽效應，鉆穿效應，近似能級圖，原子

能級與原子序數關系圖）。核外電子排布原理和電子排布（能量最低原理，保里原理，洪特規則）。

原子結構與元素周期性的關系（元素性質呈周期性的原因，電子層結構和周期的劃分，電子層結

構和族的劃分，電子層結構和元素的分區）。

4.元素某些性質的周期性，原子半徑，電離勢，電子親和勢，電負性。

1-1道爾頓原子論

古代自然哲學家對物質之源的臆測：本原論（元素論）和微粒論（原子論）

古希臘哲學家德謨克利特（Democritus,約460—370BC）：宇宙由虛空和原子構成，每一種

物質由一種原子構成。

波意耳：第一次給出了化學元素的操作性定義---化學元素是用物理方法不能再分解的最基

本的物質組分，化學相互作用是通過最小微粒進行的，一切元素都是由這樣的最小微粒組成的。

1732年，尤拉（LeonhardEuler,1707—1783）：自然界存在多少種原子，就存在多少種元

素。

1785年，法國化學家拉瓦錫（AntoineL.Lavoisier1743—1794）：提出了質量守衡定律:

化學反應發生了物質組成的變化，但反應前后物質的總質量不變。

1797年，里希特（J.B.Richter1762—1807）：發現了當量定律。

1799年，法國化學家普魯斯特（JosephL.Proust1754—1826）：發現定比定律：來源不同

的同一種物質中元素的組成是不變的。

1805年，英國科學家道爾頓（JohnDalton1766—1844）：把元素和原子兩個概念真正聯

系在一起，創立了化學原子論：每一種化學元素有一種原子；同種原子質量相同，不同種原子質

量不同；原子不可再分；一種不會轉變為另一種原子；化學反應只是改變了原子的結合方式，使

反應前的物質變成反應后的物質。

倍比定律：若兩種元素化合得到不止一種化合物，這些化合物中的元素的質量比存在整數倍

的比例關系。

瑞典化學家貝采里烏斯（J.J.Berzelius1779-1848）：確定了當時已知元素的原子量，發

明了元素符號。

1-2相對原子質量（原子量）

1-2-1元素、原子序數和元素符號

化學中元素的概念經過兩次重大發展，從古代元素概念到近代化學的元素概念。再到現代化

學的包括同位素的元素概念，這些進展對化學這門重要基礎科學確有革命性意義。

古代元素的本來意義是物質的基元單位，是世界萬物的組成部分，如我國的五行學說；古希

臘的四元素說，但這些僅僅是?種天才的猜測。正如恩格斯指出的那樣“古代人的天才的自然哲

學的直覺”。不是近代的科學概念僅是人類深入物質層次的認識水平的暫時性界限。如四元素

說認為物質本原是兒種抽象的性質，由這些原始性質組合成元素，再由元素產生萬物，這種把本

來不存在的脫離物質的抽象性質當做第一性東西，是錯誤的，唯心的。以此為指導思想，自然會

產生“哲人石”的思想。

十七世紀下半葉英國波義耳（Boyle.R.1627—1691）批判了上述元素的錯誤慨念，于1661年

在其名著《懷疑派的化學家》一書中提出了新的元素慨念。“元素是組成復雜物體和分解復雜

物體時最后所得的那種最簡單的物體”，是用一般化學方法不能再分解為更簡單的某些實物“

“化學的目的是認識物體的結構。而認識的方法是分析，即把物體分解為元素”。波義耳第

一次把物質的最終組成歸結為化學元素。他的元素概念是實在的基元物質。波義耳確實為人們研

究萬物的組成指明了方向，因此，這是化學發展中的一個轉折點，對此恩格斯給予了高度的評價，

認為“波義耳把化學確立為科學”。但這個概念在很大程度上有主觀因素。確認什么是元素

往往有個人經驗和當時化學方法的局限性問題。當時無法分解的東西不一定是元素。如波義耳木

人就認為火是元素。發現氧的英國普列斯特里（Priestley.J.1733—1804）和瑞典的舍勒

（K.W.Scheele,1742■-1786）都還相信“燃素”是元素。正是“這種本來可以

推翻全部燃素說觀點，并使化學發生革命的元素在他們手中沒能結出果實來。

上九世紀原子分子論建立后，人們認識到?切物質都是由原子通過不同的方式結合而構成的。

在氧氣、氧化鎂、水、二氧化硫、碳酸鈣等性質各不相同的物質中都合有相同的氧原子，于是元

素的概念被定義為：“同種的原于叫元素”。元素是在原子水平上表示物質組分的化學分類

名稱。

原子核組成的奧秘被揭開以后，人們通過科學實驗發現：同種元素的原子核里所含的質子數

目是一樣的，但中子數卻可以不同。如自然界中氧元素的原子有99.759%是由8個質子和8

16

個中于組成的80），有0.037%是由8個質子和9個中子組成的（，。），0.204%是由8

個質子和10個中子組成的（，0）。因為中于數不同，所以同一元素可以有原子質量不同的幾

種原子，但決定元素化學性質的主要因素不是原于質量而是核外電子數，核外電子數又決定于核

內的質子數即核電荷數，所以質子數相同的一類原子，共化學性質基本是相同的。

根據現代化學的觀念，元素是原子核里質子數（即核電荷數）相同的一類原子的總稱。

這樣，人們就進一步了解了元素的本質，元素就是以核電荷為標準，對原子進行分類的，也就是

說，原子的核電荷是決定元素內在聯系的關鍵。

迄今為止，人們已經發現的化學元素有109種（但第108號元素尚待最后認定），它們組成

了IT前已知的大約五百萬種不同物質。宇宙萬物都是由這些元素的原子構成的。

由同種元素組成的物質稱單質，如氧氣、鐵、金剛石等。單質相當于同?元素表現為實物時的存

在狀態。

由不同種元素組成的物質稱化合物，如氧化鎂、硫酸、氫氧化鈉、食鹽、水等。

最后，必須注意的是，我們不要把元素、單質、原子三個概念彼此混淆。元素和單質是宏觀的概

念。單質是元素存在的一種形式（自由態或稱游離態）。某些元素可以形成幾種單質，譬如碳

的同素異性體有金剛石、石墨兩種；硫的同素異性體有正交硫、單斜硫、無定形硫和彈性硫等。

元素只能存在于具體的物質（單質或化合物）中，脫離具體的物質，抽象的元素是不存在的。

從這個角度看，元素和單質既有聯系又有區別。

原子是微觀的概念，而元素是一定種類的原子的總稱。元素符號既表示一種元素也表示該元素的

一個原子。在討論物質的結構時，原子這個概念又有量的涵義。如氧原子可以論個數，也可以論

質量。但元素沒有這樣的涵義，它指的是同一種類的原子。譬如：水是由氫氧兩種元素組成的，

水分子中含有兩個氫原子和?個氧原子，而絕不能說成水分子中含有兩個氫元素和一個氧元素。

1913年英國科學家莫斯萊（Moseley,Henry.1887—1915）從X射線（或稱倫琴射線）

的研究入手，發現以不同單質作為產生X射線的靶子，所產生的特征X射線的波長不同。他

將各元素按所產生的特征X射線的波長排列后（圖1—1）,就發現排列次序與其在周期表中

的次序是一致的。他把這個次序名為原子序數。莫斯萊總結的公式為：

即特征x射線波長（入）的倒數的平方根與原子序數（z）呈直線關系（圖1—2）。式中a、b

對同組譜線來說為常數。這就是莫斯萊定律。

原子序數不僅代表元素在周期系中的位置，而且還有一定的物理意義，它代表著原子的某種

特征。盧瑟福在完成他的利用a質點散射測定核電荷的實驗工作后，便結合莫斯萊的結果做出

普遍的結論：原子核的電荷在數值上等于元素的原子序數。1920年英國科學家查德威克

（Chadwick,James.1891—1974）進一步做了不同元素的a質點散射實驗。其實驗結果

見表1一1。證明了上述推論的正確，也可以說用實驗證明了原子序數是原子的基本參數。

1-2-2核素、同位素和同位素豐度

具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子稱為核素。

例如原子核里有6個質子和6個中子的碳原子，它們的質量數是12,稱碳一12核素或寫為

12c核素。原于核里有6個質子和7個中子的碳原子質量數為13,稱13c核素。氧元素有

三種核素：l6O、l7O、|80核素。

具有多種核素的元素稱多核素元素。氧元素等都是多核素元素，天然存在的鈉元素，只有質

23

子數為11.中于數為12的一種鈉原子HNa,即鈉元素只有2?Na一種核素，這樣的元素

稱單一核素元素。

同位素的發現和核化學的發展是二十世紀的事，然而關于同位素的預言則在上一世紀就已提

出。人們測量??些元素原子量后，發現測得越精確，就越證明各元素的原子量并不是氫原子量的

整數倍。又如門捷列夫排周期表時,把確（127.61）排在碘（126.91）前,還有氮（39.95）

排在鉀（39.09）前，鉆（58.93）排在銀（58.69）前，都說明同一元素的原子量并不是“單

一的“數值，好象是許多數值的平均結果，不然無法說明門捷列夫的排法，正好符合性質的周

期性變化。英國科學家克魯克斯（Crookes,w.1832—1919），俄國科學家布特列洛夫（1828

-1886）為解釋上述矛盾先后提出過同一元素的原子可具有不同的原子量，而且可用化學分儲

法將它們分開，實際上他已從自發的唯物主義立場提出了同位素的思想。但是在科學上自發的唯

物主義思想并不能抵抗唯心主義的襲擊。他們二入先后屈服于降神術。正如恩格斯指出的那樣

“許許多多自然科學家已經給我們證明了，他們在他們自己那門科學的范圍內是堅定的唯物主

義者，但是在這以外絕不僅是唯心主義者，而且甚至是虔誠的正教徒”。

以后隨著天然放射性元素的發現些元素的蛻變半衰期不同，而于1910年由英國科學家索

迪（SoddyJFrederickl877—1956）提出同位素的慨念。

質/數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱同位素。即多核素元素中的不同核素互稱

同位素。同種元素的不同核素，質子數相同，在周期表中占同一位置，這就是同位素的原意。

同位素有的是穩定的，稱穩定同位素；有的具有放射性，稱放射性同位素。目前已知的天然

元素中約有20種（氟、鈉、鋁、磷、金等）僅有單一的穩定同位素，但都有放射性同位素。

可以說，大多數天然元素都是由幾種同位素組成的混合物。到1976年為止，已發現的107種

元素中，穩定同位素約300多種，而放射性同位素達1500種以上，但多數是人工制備的。

目前已經發現氫有三種同位素，在自然界有兩種穩定同位素：\H（氣）和2,H（笊），另

37

有一種（航）為人造氫的同位素。氯在自然界中有兩種穩定同位索：3517cl和17C1?碳

l4

有三種同位索：126c、136c為穩定同位素，6C為放射性同位素。同一元素的各種同位素的

原于核雖有差別，但是他們的核外電子數和化學性質基本相同。因此同?元素的各種同位素均勻

地混合在一起存在于自然界的各種礦物資源中。在化工冶煉過程中，發生同樣的化學反應最后均

勻混合，共存于該元素所生成的各種物質中。我們所接觸到的就是各種穩定同位素的混合物。

此外，人們也發現存在著質量相同而性質不同的原于，例如3616s和3618Ar,質量數都是

36,由于它們的質子數不同，分屬于不同元素——硫和氨。同樣的F29CU和653OZn,質量

數都是65,由于它們的質子數不同，也分屬于不同元素——銅和鋅。這種質量數相同，質子

數不同，分屬于不同元素的兒種原子，互稱同量素。同量素的存在，也說明了以核電荷（質子

數）作為劃分元素的標準是符合客觀規律的，抓住了事物的本質。

1-2-3原子的質量

同位素發現以后，人們認識到每種元素都有一定數目（一種或一種以上）的核素。某核素

一個原子的質量稱為該核素的原子質量，簡稱原子質量。

1973年國際計量局公布了原子質量的單位，規定一個12C核素原子質量的1/12為“統

一的原子質量單位”，用“u”表示。（有的資料中寫為“amu”，“mu”）。因此，12

C的原子質量等于12u。

通過質譜儀可以測定各核素的原子質量及其在自然界的豐度，據此就可以計算出元素的平均

原子質量。如汞的平均原子質量為200.6u.

根據相對原子質量的定義，某元素一個原子的平均質量（即平均原子質量）對12c原子質

量的1/12之比，即為該元素的相對原子質量：

可見，相對原子質量和平均原于質量是兩個有區別的概念，同一元素的相對原子質量和平均原子

質量的數值相同，但平均原子質量有單位（u）,相對原子質量則是一個沒有單位的物理量。根

據數學上“比”的道理，同量綱的量比只有比值而沒有單位，它僅僅表示對某一基準的倍數。

如汞元素的相對原于質量Ar（Hg）=200.6表示汞元素平均原子質量是12C核素原子質量1

/12的200.6倍。相對原子質量與平均原子質量的關系和相對密度與密度的關系很相近。

必須指出，元素的“相對原子質量”和核素的“原子質量”，雖然都是以12C為

基準，但是它們是兩個不同的概念。現將它們的區別比較如K：

1.相對原子質量是某元素一個原于的平均質量對12c核素一個原子的質量的1/12之

比，而原子質量是某核素一個原子的質量，前者是討論某元素天然存在的所有核素原子的平均質

量，后者只討論某元素--種核素原子的質量。

2.從數值看，一種元素只有一個原子量；除單一核素元素外，同種元素各核素原子質量不

同。

3.相對原子質量沒有單位，而原子質量有單位（常用u表示）。因比對單一核素元素來

說，它的相對原子質量和原子質量數值相等但是前者無單位，后者有單位。如鈉元素的相對原子

質量等于22.98977,23Na核素的原子質量等于22.98977u。

4.某些元素的相對原于質量與核素的豐度有關；原于質量與核素的豐度無關。

最后指出：原子質量和質量數也是兩個不同的概念，前者表示某核素原子的質量，后者表示某核

素原子核中質子數與中于數之和，雖然質子和中子的質量接近于1u，但不等于1,再加上靜

質量虧損的原因，除12c核素的原子質量是整數，其數值恰好等于質量數之外，其余核素的原

子質量都有小數，質量數則全是整數。

1-2-4元素的相對原子質量

國際原廣量與同位素豐度委員會給原子量下的最新定義（1979年）是：一種元素的相對原

子質量是該元素1摩爾質量對核素12C的1摩爾質量1/12的比值。

由于Imol任何元素都含有相同的原子數，因此，相對原子質量也就是一種元素的一個原于的

平均質量對12c核素一個原子的質量的1/12之比。所謂一個原子的平均質量，是對一種元

素含有多種天然同位素說的，平均質量可由這些同位素的原子質量和豐度來計算。

相對原子質量用符號Ar（E）表示，A代表原子質量，下標r表示相對，E代表某元素。如氯

元素的相對原子質量等于35.453，可表示為Ar（Cl）=35.453,它表示Imol氯原子的質量是核

素12c的1摩爾質量1/12的35.453倍。亦即1個氯原子的平均質量是12C原子質量

1/12的35.453倍。可見相對原子質量僅是一種相對比值，它沒有單位。

自1803年道爾頓發表原子論以來，人們自然要考慮這樣的問題，?個原子有多重？從那時

起，就有人開始致力于原子量的研究工作。由于原子很小，質量很輕（最輕的原子約重1.6X

10-24g,而最重的原子也不夠此重的250倍）。一般情況下，又不能獨立存在，因比人們不

僅無法取出單個的原子，更沒有這樣精密的天平能夠稱出原子的真實質量。但是，我們可以稱取

Imol某元素的原子，用摩爾質量除以阿佛加德羅數.從而得到以克為單位的某元素原子的質量。

以克為單位的原子質量，數字極小，使用極不方便，只好選取某元素的原子質量為標準，令其它

元素的原子質量與之比較，這樣求得元素的相對原子質量。

道爾頓首先提出以最輕的氫元素H=1為相對原子質量標準（當時尚未發現同位素，因而認

為同種元素的原子具有相同的質量）。某元素一個原子比氫原子重幾倍，則原子量就是幾。后

來由于很多種元素都能與氧化合生成氧化物，它們的化合量可與氧直接比較，1826年改用O

=100為標準。1860年又改O=16作標準，這樣可使相對原子質量數值小些，同時保持

氫元素原子量約等于1。而所有元素原子量都大于1。

到1929年發現了氧的同位素。隨后人們通過實驗證明氧的同位素豐度在自然界的分布是不

均勻的，因而認識到用天然氧作相對原子質量標準不夠妥當。物理學界隨即采用16O等于16作

為相對原于質量標準，但是化學界仍然保持了天然氧相對原子質量等于16的標準。從這時起就

有了所謂化學相對原子質量和物理相對原子質量并行的兩種標度。這兩種標度之間的差別約為萬

分之三。1940年國際原于量與同位素豐度委員會確定以1.000275為兩種標度的換算因數：物

理相對原子質量=1.000275X化學相對原子質量

實際上，由于天然氧的豐度是略有變化的，規定換算因數也不是一種妥善辦法，由于兩種相

對原子質量標準并存所引起的矛盾，自然就促進了統一“原子量標淮的要求。在化學工作中使

用相對原于質量的地方很多，因此，化學界希望選擇一個新標度，并希望這個新標度對原有的相

對原子質量數值改變越小越好。經過反復的討論iH、"He、19F,,2C,16O等均曾被

考慮過作為新的相對原子質量標堆，最后認定以l2C作標準有許多好處：12c在碳的天然同位

素中所占的相對百分數比較固定，受地點影響不大，而且對12c的質量測定比較精確，最重要

的是，采用12C作為相對原子質量的新標準，各元素的相對原子質量變動不大，僅比過去降低

了0.0043%，對大多數元素來說變動不大。實際上，除氧之外，只有五種元素（Ag、Cl、Br、

K、Ar）的相對原子質量稍有變動。于是在1960年和1961年，國際物理學會和國際化學會

先后正式采用以,2C的原子質量=12作為相對原子質量的新標準。從此，相對原子質量有了

統一的新標準，不再存在所謂化學相對原子質量和物理相對原子質量的區別，而統一改稱為國際

原子量了。

1-3原子的起源和演化

公元前約四百年，哲學家對萬物之原作了種種推測。希臘最卓越的唯物論者德模克利特（公

元前460-370年）提出了萬物由“原子”產生的思想。其后世界各國的哲學家，包括中國戰

國時期《莊子》一書中，均對物質可分與否爭論不休，延續時間很久。1741年俄國的羅蒙諾索

夫（17117763）曾提出了物質構造的粒子學說，但由于實驗基礎不夠，未曾被世人重視。人類

對原子結構的認識由臆測發展到科學，主要是依據科學實驗的結果。

到了十八世紀末，歐洲已進入資本主義上升時期，生產的迅速發展推動了科學的進展。在實驗室

里開始有了較精密的天平，使化學科學從對物質變化的簡單定性研究進入到定量研究，從而陸續

發現一些元素互相化合時質量關系的基木定律，為化學新理論的誕生打下了基礎。這些定律是：

1.質量守恒定律：1756年，羅蒙諾索夫經過反復實驗，總結出第一個關于化學反應的質

量定律，即質量守衡定律一參加化學反應的全部物質的質量，等于反應后的全部產物的質量。

2.定組成定律：1779年法國化學家普勞斯特（17547826）證明一種純凈的化合物不論

來源如何，各組分元素的質量間都有一定的比例，這個結論稱為定比定律。

3.倍比定律：1803年英國的中學教師道爾頓發現，當甲乙兩種元素互相化合生成兩種以上化

合物時，則在這些化合物中，與同一質量甲元素化合的乙元素的質量間互成簡單的整數比。這個

結論稱為倍比定律。例如氫和氧互相化合生成水和過氧化氫兩種化合物：在這兩種化合物中，氫

和氧的質量比分別是1：7.94和1：15.88,即與1份質量的氫相化合的氧的質量比為

7.9:15.88=1:2o

這些基本定律都是經驗規律，是在對大量實驗材料進行分析和歸納的基礎上得出的結論。究

竟是什么原因形成了這些質量關系的規律？這樣的新問題擺在化學家面前，迫使他們必須進一

步探求新的理論，從而用統的觀點去闡明各個規律的木質。

1787年，年輕的道爾頓首先開始對大氣的物理性質進行了研究，從中逐漸形成了他的化學原

子論思想。當時，他繼承了古代希臘的原子論，認為大氣中的氧氣和氮氣之所以能互相擴散并均

勻混合，原因就在于它們都是由微粒狀的原子構成的，不連續而有空隙，因此，才能相互滲透而

擴散。19世紀初，為了解釋元素互相化合的質量關系的各個規律.道爾頓把他的原子論思想引

進了化學，他認為物質都是由原子組成的，不同元素的化合就是不同原子間的結合。例如碳的兩

種氧化物碳和氧的質量比分別是3：4和3：8,和一定質量的碳相化合的氧的質量比恰好

是1：2。這不正是原子個數比的一種表現嗎？這使他確信.物質都是由原子結合而成，不

同元素的原子不同，因而相互結合后就產生出不同物質。

為了充分證明他的觀點.精確區分出不同元素的原子，他認為關鍵是區分出不同原子的相對質量,

即相對原子質量，于是他著手進行測定相對原子質量的工作。他把氫的相對原子質量定為1,

并假定了元素化合時需要的不同原子數目。依照當量定律和定組成定律提供的大量數據，初步測

出了氫、氧、氮、硫、磷、碳等元素的原子量，為他的原子論提供了依據并形成了完整的理論體

系。

道爾頓原子論的主要內容有三點

1.一切物質都是由不可見的、不可再分割的原子組成。原子不能自生自滅。

2.同種類的原子在質量、形狀和性質上都完全相同，不同種類的原子則不同。

3.每一種物質都是由它自己的原子組成。單質是由簡單原子組成的，化合物是由復雜原子組成

的，而復雜原子乂是由為數不多的簡單原子所組成。復雜原子的質量等于組成它的簡單原子的質

量的總和。他還第一次列出了一些元素的原子量。

道爾頓的原子論合理地解釋了當時的各個化學基本定律。根據原子論的論點，原子是物質參

加化學反應的最小單位物質在發生化學反應時原子的種類和總數并沒有變化，各原子又有自己確

定的質量，因而反應前后質量不變（質量守恒定律）。化合物的復雜原子是由為數不多的簡單

原子組成。在復雜原子中所含不同的簡單原子的數目和質量都是確定不變的，故復雜原子的質量

組成一定（定組成定律）。如果甲元素的一個原子能與乙元素的一個、兩個或幾個原子化合形

成多種化合物，乙元素原子量都相同，則與相同質量甲元素化合的乙元素質量之比必成簡單整數

比（倍比定律）等等。由于道爾頓的原子論簡明而深刻地說明了上述化學定律，一經提出就得

到科學界的承認和重視。

由上面的說明可見，元素互相化合的質量關系是原子學說的感性基礎，而原子論則是上述各

定律推理的必然結果。原子論闡明了各質量定律的內在聯系，從微觀的物質結構角度揭示了宏觀

化學現象的本質，總結了這個階段的化學知識。同時，原子論引入了原子量的概念，開創了研究

原子量的測定工作。原子量的測定又為元素周期律的發現打下了基礎。但是道爾頓的原子論是很

不完善的。隨著化學實驗工作的不斷發展,在許多新的實驗現象面前原子論碰到的矛盾越來越多。

19世紀初，法國化學家蓋?呂薩克(1778~1850)開始了對氣體反應體積的研究。他通過

各種不同氣體反應實驗發現，參加反應的氣體和反應后產生的氣體的體積都有簡單整數比關系。

例如一體積氮氣和一體積氫氣化合生成成兩體積氯化氫：

一體積氯氣和兩體積氫化合生成兩體積水蒸氣：

1-4原子結構的玻爾行星模型

1-4-1氫原子光譜

1.連續光譜(continuousspectrum)

2.線狀光譜(原子光譜)(linespectrum)

3.氫原子可見光譜

4.巴爾麥(J.Balmer)經驗公式(1885)

:譜線波長的倒數，波數(cm1).

n:大于2的正整數，RH：常數，1.09677576X107m-'

n=3,4,5,6分別對應氫光譜Balmer系中Ha、Hb、Hg、Hd、

里得堡(Rydberg)-----瑞典1913

〃2：大于〃/的正整數，：譜線的頻率(s''),R：里得堡(Rydberg)常數3.289X1015

s-|

1-4-2玻爾理論

(1)行星模型

(2)定態假設

(3)量子化條件

(4)躍遷規則

1-5氫原子結構(核外電子運動)的量子力學模型

1-5-1波粒二象性

1.光的波粒二象性

對于光：P=mc=hn/c-h/l

對于微觀粒子：1=h/P=h/mu

2.微粒的波粒二象性(LouisdeBroglie,1924)

1-5-2德布羅意關系式

P=h/l=h/mu

1-5-3海森堡不確定原理

微觀粒子，不能同時準確測量其位置和動量測不準關系式：

一粒子的位置不確定量

4u一粒子的運動速度不確定量

1-5-4氫原子的量子力學模型

1.電子云

2.電子的自旋

3.核外電子的可能運動狀態

4.4個量子數

(1)主量子數”，”=1,2,3…正整數，它決定電子離核的遠近和能級。

(2)角量子數/,/=0,1,2,3-n-1,以s,p,d,/對應的能級表示亞層，它決定

了原子軌道或電子云的形狀

(3)磁量子數m,原子軌道在空間的不同取向，w=0,±1,±2,+3...±1,一種取向相

當于一個軌道，共可取2/+1個數值。m值反應了波函數(原子軌道)或電子云在空間的

伸展方向

(4)自旋量子數ms,ms=±1/2,表示同一軌道中電子的二種自旋狀態

5.描述核外電子空間運動狀態的波函數及其圖象

1-6基態原子電子組態(電子排布)

1-6-1構造原理

(1)泡利原理

每個原子軌道至多只能容納兩個電子；而且，這兩個電子自旋方向必須相反。或者是說，在

同一個原于中，不可能有兩個電子處于完全相同的狀態，即原子中兩個電子所處狀態的四個量子

數不可能完全相同。

(2)洪特規則

在〃和/相同的簡并軌道上分布的電子，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行。

(3)能量最低原理

就是電子在原子軌道上的分布，要盡可能的使電子的能量為最低。

1-6-2基態原子電子組態

1-7元素周期系

門捷列夫Mendeleev(1834-1907),俄羅斯化學家。1834年2月8口生于西伯里亞的托

波爾斯克城，1858年從彼得堡的中央師范學院畢業，獲得碩士學位。1859年被派往法國巴黎

和德國海德爾堡大學化學實驗室進行研究工作。1865年，彼得堡大學授予他科學博士學位。

1869年發現化學元素周期律。1907年2月2日逝世。

1.元素周期表概述

門捷列夫元素周期律：化學元素的物理性質和化學性質隨著元素原子量的遞增呈現周期性的

變化。元素周期表是化學元素周期律的具體表現，是化學元素性質的總結。

元素周期表中的三角關系：

門捷列夫預言：(1)錢、銃、銘、針、鐳、鋼、鎂、銖、鉛、彷、碳和稀有氣體等多種元素

的存在。(2)有機硅化合物的性質。

元素周期表的應用：

2.元素周期律理論的發展過程

(1)1869年門捷列夫提出元素周期律，并預言了銃、錢、錯的存在。

(2)1894-1898年稀有氣體的發現，使元素周期律理論經受了一次考驗。

(3)1913年莫斯萊的敘述：“化學元素的性質是它們原子序數(而不再是原子量)的周期性函數”。

(4)20世紀初期，認識到了元素周期律的本質原因：“化學元素性質的周期性來源于原子電子層

結構的周期性”。

(5)1940-1974年提出并證實了第二個稀土族——鋼系元素的存在。

(6)人類對元素周期律理論的認識到目前并未完結，客觀世界是不可窮盡的，人類的認識也是不

可窮盡的。

3.元素在周期表中的位置與元素原子電子層結構的關系

3.1元素的分區與原子的電子層結構

根據原子的電子層結構的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分為五個區。

(l)s區元素，最外電子層結構是ns'和ns2,包括IA、IIA族元素。

(2)p區元素，最外電子層結構是ns2np'-b,從第HlA族到第0族元素。

(3)4區元素，電子層結構是從第1nB族到第VIII類元素。

⑷扇區元素，電子層結構是和,包括第IB、IIB族。

,422

(5)/區元素，電子層結構是(?-2)/°-(W-l)6/°-m',包括錮系和鋼系元素。3.2周期與

原子的電子層結構

表1周期與能級組的關系

周期能級組能級組內各原子軌道能級組內軌道所能容納的電子數各周期中兀素

1一1S22

2二2sip88

3三3s3P88

4四4s344P1818

5五5s4d5P1818

6六6s4/5d6p3232

7七7s5/6d7P3232

(1)周期數=電子層數=最外電子層的主量子數〃o

（2）各周期元素的數目=相應能級組中原子軌道所能容納的電子總數。

3.3族與原子的電子層結構

元素周期表中共有16個族：7個A族（主族）和7個B族（副族），還有1個零族

和1個第VID族。現在國外把元素周期表劃分為18個族，不區分主族或副族，按長周期表從左

向右依次排列。各區內所屬元素的族數與原子核外電子分布的關系見表2。

表2各區內所屬元素的族數與原子核外電子分布的關系

元素區域元素族數

s、p、ds區元素等于最外電子層的電子數（ns+叩）

d區元素（其中第VB1族只適用于Fe、Ru和等于最外層電子數與次外層d電子

Os）數之和（〃-1）d+“s

/■區元素均為第inB族元素

4.現代各式元素周期表

4.1短式周期表

4.2寶塔式周期表

4.3環形和扇形周期表

4.4長式周期表

5.未來的元素周期表

表3具有雙幻數的核素

核素質量

核素名稱符號質子數中子數

氮-4He224

氧-608816

鈣-40Ca202040

鉛-208Pb82126208

類鉛-298EKPb114184298

超鉛-482SpPb164318482

表4周期與相對應的核外電子排布的關系

周期電子充填狀態電子數目元素種類數目

11S22

22sip88

33s3P88

44s3d4P1818

55s4d5P1818

66s4/5d6P3232

77s5/6dip3232

88s5g6/7d8P5050

99s6g7/8d9P5050

1-8元素周期性

1-8-1原子半徑

原子的大小以原子半徑來表示，在討論原子半徑的變化規律時，我們采用的是原子的共價半

徑，但稀有氣體的原子半徑只能用范德華半徑代替。

⑴短周期內原子半徑的變化（1、2、3周期）

在短周期中，從左到右隨著原子序數的增加，核電荷數在增大，原子半徑在逐漸縮小。但最

后到稀有氣體時，原子半徑突然變大，這主要是因為稀有氣體的原子半徑不是共價半徑，而是范

德華半徑。

⑵長周期內原子半徑的變化（4、5周期）

在長周期中，從左向右，主族元素原子半徑變化的趨勢與短周期基木一致，原子半徑逐漸縮

小；副族中的d區過渡元素，自左向右，由于新增加的電子填入了次外層的（n—1）d軌

道上，對于決定原子半徑大小的最外電子層上的電子來說，次外層的d電子部分地抵消了核電

荷對外層ns電子的引力，使有效核電荷增大得比較緩慢。因此，d區過渡元素從左向右，原

子半徑只是略有減小，縮小程度不大；到了ds區元素，由于次外層的（n—1）d軌道已經

全充滿，d電子對核電荷的抵消作用較大，超過了核電荷數增加的影響，造成原子半徑反而有所

增大。同短周期一樣，末尾稀有氣體的原子半徑又突然增大。

⑶特長周期內原子半徑的變化（6、7周期）

在特長周期中，不僅包含有d區過渡元素，還包含有f區內過渡元素（偶系元素、倒系元

素），由于新增加的電子填入外數第三層的（n—2）f軌道上，對核電荷的抵消作用比填入

次外層的（n—1）

d軌道更大，有效核電荷的變化更小。因此f區元素從左向右原子半徑減小的幅度更小。

這就是偶系收縮。由于偶系收縮的影響，使偶系后面的各過渡元素的原子半徑都相應縮小，致使

同一副族的第5、

6周期過渡元素的原子半徑非常接近。這就決定了Zr與Hf、Nb與Ta、Mo與W等在

性質上極為相似，難以分離。

在特長周期中，主族元素、d區元素、ds區元素的原子半徑的變化規律同長周期的類似。

⑷同族元素原子半徑的變化

在主族元素區內，從上往下，盡管核電荷數增多，但由于電子層數增多的因素起主導作用，

因此原子半徑顯著增大。

副族元素區內，從上到下，原子半徑一般只是稍有增大。其中第5與第6周期的同族元素

之間原子半徑非常接近，這主要是鐲系收縮所造成的結果。

1-8-2電離能

元素的第一電離勢越小，表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強。因此，元素的第

一電離勢是該元素金屬活潑性的一種衡量尺度。

電離勢的大小，主要取決于原子核電荷、原子半徑和原子的電子層結構。由上圖可見元素第一電

離勢的周期性變化。

⑴在每一周期中，在曲線各最高點的是稀有氣體元素，它的原子具有穩定的8電子結構，所以

它的電離勢最高。而在曲線各最低點的是堿金屬元素，它們的電離勢在同一周期中是最低的，表

明它們是最活潑的金屬元素。各周期其它元素的電離勢則介于這兩者之間。在同一周期中由左至

右，隨著原子序數增加、核電荷增多、原子半徑變小，原子核對外層電子的引力變大，元素的電

離勢變大。元素的金屬性慢慢減弱，由活潑的金屬元素過渡到非金屬元素。

⑵在每一族中自上而下，元素電子層數不同，但最外層電子數相同，隨著原子半徑增大，電離勢

變小，金屬性增強。在IA族中最下方的鈾有最小的第一電離勢，它是周期系中最活潑的金屬元

素。而稀有氣體氮則有最大的第一電離勢。

⑶某些元素其電離勢比同周期中相鄰元素的高，是由于它具有全充滿或半充滿的電子層結構，穩

定性較高。例如N、P、As（具有半充滿的軌道），Zn、Cd、Hg（具有全充滿的（n-l）dns

軌道）。

1-8-3電子親合能

當元素處于基態的氣態原子得到一個電子成為負一價陰離子時所放出的能量，稱為該元素的

電子親合勢。元素的電子親合勢越大，表示它的原子越容易獲得電子，非金屬性也就越強。活潑

的非金屬元素一般都具有較高的電子親合勢。

由于電子親合勢的測定比較困難，目前元素的電子親合勢數據不如電離勢數據完整，但從上

面已有的數據仍不難看出，活潑的非金屬具有較高的電子親合勢，而金屬元素的電子親合勢都比

較小，說明金屬在通常情況下難于獲得電子形成負價陰離子。

在周期中由左向右，元素的電子親合勢隨原子半徑的減小而增大，在族中自上而下隨原子半

徑的增大而減小。但由上表可知，VIA和VIIA族的頭個元素（氧和氟）的電子親合勢并非最大,

而分別比第二個元素（硫和氧）的電子親合勢要小。這一反常現象是由于氧、氟原子半徑最小，

電子密度最大，電子間排斥力很強，以致當加合一個電子形成負離子時，放出的能量減小。

1-8-4電負性

元素的電離勢和電子親合勢都是只從一個方面反映了某原子得失電子的能力，只從電離勢或

電子親合勢的大小來衡量金屬、非金屬的活潑性是有一定局限性的。實際上元素在形成化合物時,

有的元素的原子既難于失去電子，又難于獲得電子，如碳、氫元素等。因此在原子相互化合時，

必須把該原子失去電子的難易程度和結合電子的難易程度統一起來考慮。因此把原子在分子中吸

引電子的能力叫做元素的電負性。

由上表可見元素的電負性呈現周期性變化。在同一周期中，從左到右，隨著原子序數增大，

電負性遞增，元素的非金屬性逐漸增強。在同一?主族中，從上到下電負性遞減，元素的非金屬性

依次減弱。副族元素的電負性沒有明顯的變化規律。

在周期表中，右上方氟的電負性最大，非金屬性最強，左下方的的電負性最小，金屬性最強。

一般來說，金屬元素的電負性在~2.0以卜，非金屬元素的電負性在~2.0以上。根據元素電負

性的大小，可以衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱，但應注意，元素的金屬性和非金屬性之間

并沒有嚴格的界限。

1-8-5氧化態

元素的氧化數與原子的價層電子構型或者說與價電子數有關。

⑴主族元素的氧化數

在主族元素原子中，僅最外層的電子（即價電子）能參與成鍵，因此主族元素（氧、氟除外）

的最高氧化數等于其原子的全部價電子數，還等于相應的族數。主族元素的氧化數隨著原子核電

荷數遞增而遞增。呈現周期性的變化。

⑵過渡元素的氧化數

從WB?VIIB族元素原子的價電子，包括最外層的s電子和次外層的d電子都能參與成鍵,

因此元素的最高氧化數也等于全部價電子數，亦等于族數。下面以第4周期的元素為例：從ni

B?VIIB族過渡元素的最高氧化數，隨著原子核電荷數遞增而遞增，呈現周期性變化。11B族元

素的最高氧化數為+2,IB族和第m族元素的氧化數變化不很規律。

第2章分子結構

［教學要求］

1.掌握離子鍵和共價鍵的基木特征和它們的區別。

2.掌握價鍵理論，雜化軌道理論。

3.掌握分子軌道理論的基本內容。

4.了解分子間作用力及氫鍵的性質和特點。

［教學重點］

1.VSEPR

2.VB法

3.M0法

［教學難點］

M0法

［教學時數］8學時

［主要內容］

1.離子鍵：離子鍵的形成、離子的特征(電荷，半徑，構型)

2.共價鍵：價鍵理論一電子配對法(本質，要點，飽和性，方向性，類型。鍵、n鍵)。

3.雜化軌道理論：雜化軌道理論的提出，雜化軌道理論的基本要點，雜化軌道的類型7P、spd

等各種類型及舉例。

4.分子軌道理論：分子軌道理論的基木要點，分子軌道的能級圖，實例-同核：比、He、

O2、F2、N2:異核：NO、HFo

5.共價鍵的屬性：鍵長，鍵角，鍵能，鍵級。

6.分子間的作用力和氫鍵。

［教學內容］

2-1化學鍵參數和分子的性質

分子結構的內容是：分子組成、分子空間結構和分子形成時的化學鍵鍵參數：用各種不同的

化學量對化學鍵的各種屬性的描述。

鍵能：在101.3KPa,298K下，斷開ImolAB理想氣體成A、B時過程的熱效應，稱AB

的鍵能，即離解能。記為△H°298(AB)

A—B(g)=A(g)+B(g)△H0298(AB)

鍵能的一些說明：

對雙原子分子，鍵能即為離解能，對多原子分子，鍵能有別于離解能。同種化學鍵可能因

環境不同鍵能有很大差異。對同種化學鍵來說，離解產物的穩定性越高，鍵能越小。產物的穩定

性可以從電荷的分散程度、結構的穩定性來判斷。

鍵能越大鍵越穩定，對雙原子分子來說分子就越穩定或化學惰性。

成鍵原子的半徑越小，其鍵能越大，短周期中的元素的成鍵能力與其同族元素長周期的相比鍵能

肯定要大得多。在同一周期中，從左到右原子半徑減小，可以想見其成鍵能力應增大。但F-F、

0-0、N-N單鍵的鍵能反常地低，是因為其孤電子對的斥力引起。

一般單鍵鍵能不如雙鍵鍵能，雙鍵鍵能不如叁鍵鍵能。但雙鍵和叁鍵的鍵能與單鍵鍵能并無

簡單的倍數關系。一般來說，原子間形成的第一個鍵最穩定，第二個鍵次之，第三個鍵最小，若

有第四個鍵則更小。

對雙原子分子間形成的鍵：同核雙原子分子同族元素從上到下鍵能下降，因為原子半徑增大

而成鍵能力下降；異核雙原子分子在核間距一樣（或兒乎一樣）時，電負性相差越大，鍵越穩定。

雙原子分子可用生成熱求得鍵能；多原子分子可用鍵能近似求得反應熱。

H2O(g)=H(g)+OH(g)D(H-OH)=500.8KJ/mol

OH(g)=H(g)+0(g)D(H-0)=424.7KJ/mol

HCOOH(g)=HCOO(g)+H(g)D(HCOO-H)=43l.OKJ/mol

D(NH2-H)=431D(NH-H)=381D(N-H)=360

若一個原子與多個相同原子形成多個化學鍵則一般有：D|＞立＞Dj＞D"，但說到鍵能則

是其平均值。

2鍵長

鍵長：成鍵兩原子的核間的平衡距離。

之所以用平衡距離是因為分子處于振動之中，核間距離在不斷變化之中。原子核間距離越短，化

學鍵越穩定。

鍵長也受環境影響，一般來說，成鍵原子環境電負性越強鍵越短。

FjSi-Cld=200pmH3Si-Cld=205pm

H2ClSi-Cld=202pmCl3Si-Cld=201pm

3鍵角

鍵角：同一分子中鍵與鍵的夾角。

鍵角與成鍵原子的成鍵軌道有關，在成鍵軌道確定時還決定于成鍵原子的價層電子鍵角用于

說明分子的空間結構，對分子的性質尤其是物理性質有推導作用。過小的鍵角（~90）意味著

分子張力大，穩定性下降。

4鍵的極性

由于成鍵兩原子的正負電荷中心不重合而