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第一章物质结构基础【知识导航】“上帝粒子”：希格斯玻色子（英语：Higgs boson）是粒子物理学标准模型中所预言的最后一种基本粒子（模型预言了62种基本粒子，已发现61种，包括质子、中子、电子、夸克等），以物理学者彼得·希格斯命名，是一种具有质量的玻色子，没有自旋，不带电荷，非常不稳定，在生成后会立刻衰变。
2012年7月4日，CERN（欧洲核子研究组织）宣布LHC（大型强子对撞机）的紧凑渺子线圈探测到两种新粒子，这两个粒子极像希格斯玻色子，但还有待物理学者进一步分析确定。
——维基中文百科【重难点】1．原子的电子层结构原子核是由质子和中子组成的，原子核与核外电子又一同构成了原子。
由于单质和化合物的化学性质主要取决于核外电子的运动状态，因此，在化学中研究原子结构主要在于了解核外电子运动的规律。
（如图1-1）图1-1 原子的结构图1-2 核外电子运动2．核外电子运动的特性核外电子运动无法用牛顿力学来描述，具有测不准性。
（如图1-2）（1）核外电子运动规律的描述电子云：电子在原子核外空间出现的概率密度分布。
（如图1-3）是p电子云的形状。
离核越近，电子云密度越大；离核越远，电子云密度越小。
（如图1-4）图1-3 p亚层结构图1-4 核外电子概率分布（2）核外电子运动状态的描述——四个量子数（n、l、m、m s）多电子原子中，决定能量的量子数是n、l。
（3）核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理及洪特规则。
根据n+0.7l的整数部分相同，近似分成若干近似的能级组。
3．原子结构与周期律元素周期律：元素的性质（原子半径、电离能、电负性、金属性等）随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化。
一般而言，同一周期元素，从左到右原子半径逐渐减小，电离能和电负性逐渐增大，金属性减弱，非金属性增强。
同一族元素，从上到下原子半径逐渐增大，电离能和电负性逐渐减小，金属性增强，非金属性减弱。
周期表中共有7个周期，16个族（7个主族、7个副族、1个0族、1个第Ⅷ族）。
现吨市安达阳光实验学校高中化学竞赛辅导《第一章物质结构》练习及答案第一章物质结构1、在有机溶剂里令n摩尔五氯化磷与n摩尔氯化铵量地发生完全反，释放出4n摩尔的氯化氢，同时得到一种白色的晶体A。
A的熔点为113℃，在减压下，50℃即可升华，在1Pa下测得的A的蒸汽密度若换算成状况下则为15.5g/L。
（1）通过计算给出A的分子式。
（2）分子结构测的结论表明，同种元素的原子在A分子所处的环境毫无区别，试画出A的分子结构简图（即用单键一和双键＝把分子里的原子连接起来的路易斯结构式）。
2、PCl5是一种白色固体，加热到160℃不经过液态阶段就变成蒸气，测得180℃下的蒸气密度（折合成状况）为9.3g/L, 极性为零，P—Cl键长为204pm 和211pm两种。
继续加热到250℃时测得压力为计算值的两倍。
PCl5在加压下于148℃液化，形成一种能导电的熔体，测得P—Cl的键长为198pm和206pm 两种。
（P、Cl相对原子质量为31.0、35.5）回答如下问题：（1）180℃下PCl5蒸气中存在什么分子？为什么？写出分子式，画出立体结构。
（2）在250℃下PCl5蒸气中存在什么分子？为什么？写出分子式，画出立体结构。
（3）PCl5熔体为什么能导电？用最简洁的方式作出解释。
（4）PBr5气态分子结构与PCl5相似，它的熔体也能导电，但经测其中只存在一种P-Br键长。
PBr5熔体为什么导电？用最简洁的形式作出解释。
3、NO的生物活性已引起家高度。
它与超氧离子（O2—）反，该反的产物本题用A为代号。
在生理pH值条件下，A的半衰期为1～2秒。
A被认为是人生病，如炎症、中风、心脏病和风湿病引起大量细胞和组织毁坏的原因。
A在巨噬细胞里受控生成却是巨噬细胞能够杀死癌细胞和入侵的微生物的重要原因。
家用生物拟态法探究了A的基本性质，如它与硝酸根的异构化反。
他们发现，当16O 标记的A在18O标记的水中异构化得到的硝酸根有11% 18O，可见该反历程复杂。
第一章物质结构基础一、选择题1、下列各组量子数，不正确的是------------------- ( B )A．n=2,l=1,m=0,m s=-1/2 B．n=3,l=0,m=1,m s=1/2C．n=2,l=1,m=-1,m s=1/2 D．n=3,l=2,m=-2,m s=-1/22、下列各组量子数中，合理的一组是---------------------------- ( A )A．n=3，l=1，m1 =+1，m s=+1/2 B．n=4，l=5，m1 =-1，m s= +1/2C．n=3，l=3，m1 =+1，m s=-1/2 D．n=4，l=2，m1 =+3，m s= -1/23、原子序数为19 的元素的价电子的四个量子数为----------- ( D )A．n＝1,l＝0,m＝0,m s ＝+1/2 B．n＝2，l＝1，m＝0，m s ＝+1/2C．n＝3,l＝2,m＝1,m s ＝+1/2 D．n＝4，l＝0，m＝0，m s ＝+1/24、在下列各组量子数中，其合理状态的一组是----------------- ( D)A． n = 1, l = 1, m = 0 B． n = 2, l = 1, m = 2C． n = 2, l = 0, m = 1 D． n = 3, l =1, m = 05、在等价轨道的d轨道中电子排布成，而不排布成，其最直接的根据是-------------------- ( D )A．能量最低原理B．Pauli原理C．原子轨道能级图D．洪特规则6、若将N 原子的基态电子构型写成1s2 2 s 2 2p x2 2p y1，这违背了--------------------------------- ( B )A．泡里原理B．洪特规则C．对称性一致的原则D．玻尔理论7、下列电子排布式中不正确的是：DA．1s2 B．1s22s22p3 C．1s22s22p63s23p63d3 4s2 D．1s22s22p63s23p63d4 4s28、下列分子中心原子是sp2杂化的是--------------------------- ( C )A． PBr3 B． CH4 C． BF3 D． H2O9、元素N的核外电子正确排布是-------------------------- ( A )A． 1s22s22p x12p y12p z1 B． 1s22s12p x22p y12p z1 C． 1s22s22p x22p y1 D． 1s22s22p x12p y2 10、在B、C、N、O四种元素中，第一电离能最大的是-------------------- ( C )A． B B． C C． N D． O11、下列离子半径变小的顺序正确的是---------------------- ( A )A． F->Na+>Mg2+>Al3+ B． Na+>Mg2+>Al3+>F-C． Al3+>Mg2+>Na+>F- D． F->Al3+>Mg2+>Na+12、下列的等电子离子中半径最小的是------------------------- ( A)A． Al3+ B． Na+ C． F- D． O2-13、既存在离子键和共价键，又存在配位键的化合物是--------------------- ( C )A． H3PO4 B． Ba(NO3)2 C． NH4F D． NaOH14、下列物质中，属于共价化合物的是----------------------- ( C )A． I2 B． BaCl2 C． H2SO4 D． NaOH15、下列物质中，既有离子键又有共价键的是------------------- ( C )A． KCl B． CO C． Na2SO4D． NH4+16、下列分子中，中心原子采取不等性sp3杂化的是-------------------------- ( C )A． BF3 B． BCl3 C． H2O D． SiCl4 17、下列分子中，键和分子均具有极性的是--------------------------- ( D )A． Cl2 B． BF3 C． CO2 D． NH3 18、氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为------------------------- ( C ) A．两种分子的中心原子杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化。
普通化学 马家举 第一章 物质结构基础习题4 假定有下列电子的各套量子数，指出哪几套不可能存在，并说明原因。
（1）3，2，2，1/2；（2）3，0，-1，1/2；（3）2，2，2，2；（2）当角量子数l 取0时，磁量子数m 不能取-1。
（3）当主量字数取2时，角量子数不能取2；自旋量子数不能取2，只能取+1/2或-1/2。
5写出原子序数为47的银原子的电子分布式，并用四个量子数表示最外层电子的运动状态。
Ag ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 64d 105s 1 5,0,0,+1/2。
试用杂化轨道理论解释：（1） H 2S 分子的键角为920，而PCl 3的键角为1020。
（2） NF 3分子为三角锥形构型，而BF 3分子为平面三角形构型。
（1） H 2S 分子与H 2O 分子一样，中心原子采取sp 3不等性杂化，在两个孤电子对的作用下，两个H-S键键角减小。
之所以键角小于H 2O 分子中两个H-O 键的键角104045’，是因为H-S 键的成键电子对更靠近H 原子，两个H-S 键之间的斥力小，被压缩的程度更大。
PCl 3分子与NH 3分子一样，也是中心原子采取sp 3不等性杂化，同理Cl-P 键的成键电子对更靠近Cl 原子，所以两个P-Cl 键的键角小于NH 3分子中两个N-H 键的键角。
（2） NF3分子与NH 3分子一样中心原子采取sp 3不等性杂化，使分子产生三角锥形构型；BF 3分子中心原子B 采用sp 2等性杂化，使分子产生平面三角形构型。
7 为什么（1）室温下CH 4为气体，CCl 4为液体，而CI 4为其固体？（2）水的沸点高于H 2S ，而CH 4的沸点低于SiH 4？（1） 从CH 4→CCl 4→CI 4分子量增加，分子间色散力增大，而色散力在范德华力中占较大比例，即分子间力是增大的，而分子间力越大，熔沸点越高。
（2） H 2O 分子与H 2S 分子相比，水中H 2O 分子之间存在氢键，虽然H 2O 分子间的色散力较小，氢键的存在却使沸点更高一些。
第一章物质结构基础1-1.简答题(1) 不同之处为：原子轨道的角度分布一般都有正负号之分，而电子云角度分布图均为正值，因为Y平方后便无正负号了；除s轨道的电子云以外，电子云角度分布图比原子轨道的角度分布图要稍“瘦”一些，这是因为︱Y︱≤ 1，除1不变外，其平方后Y2的其他值更小。
(2) 几率：电子在核外某一区域出现的机会。
几率密度：电子在原子核外空间某处单位体积内出现的几率,表示微粒波的强度，用电子云表示。
(3) 原子共价半径：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。
金属半径：金属晶体中相邻两个金属原子核间距离的一半。
范德华半径：分子晶体中相邻两个分子核间距离的一半。
(4) BF3分子中B原子采用等性sp2杂化成键，是平面三角形；而NF3分子中N原子采用不等性sp3杂化，是三角锥形。
（5）分子式，既表明物质的元素组成，又表示确实存在如式所示的分子，如CO2、C6H6、H2；化学式，只表明物质中各元素及其存在比例，并不表明确实存在如式所示的分子，如NaCl、SiO2等；分子结构式，不但表明了物质的分子式，而且给出了分子中各原子的具体联接次序和方式，像乙酸的结构式可写为C HH HC OO H其结构简式可记为CH 3COOH 。
1-2解 1错；2错；3对；4对；5对；6错。
7对；8错；9对 10错；11错；12错。
1-3 波动性；微粒性1-4. 3s=3p=3d=4s ；3s< 3p< 4s <3d ；3s< 3p< 3d< 4s ； 1-5 32；E 4s < E 4p < E 4d < E 4f ; 第六周期；La 系；2；铈(Ce) 1-6 HF>HCl>HBr>HI ；HF>HCl>HBr>HI;HF<HCl<HBr<HI;HF>HI>HBr>HCl 。
第一章物质结构基础1、四个量子数(1) 主量子数(n)：电子所处的电子层。
(2) 副(角)量子数(l) ：电子所处的电子亚层及电子云的形状。
l值受n限制，可取0,1……,n-1。
(3) 磁量子数(m)：轨道在空间的伸展方向。
m的取值受l的限制（0、±1 … ±l），共(2l+1)个。
(4) 自旋量子数(m s)：描述电子自旋的状态。
取值+1/2和-1/22、屏蔽效应与钻穿效应（1）屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥作用，削弱了原子核对外层电子的吸引力，使有效核电荷数减小（2）钻穿效应：外层电子钻入原子核附近而使体系能量降低的现象。
导致能级交错：如：E4s<E3d3、核外电子排布原理(1) 泡利不相容原理：每个轨道至多能容纳两个自旋方向相反的电子。
(2)能量最低原理：核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，优先占据能量较低的轨道，使整个原子系统能量最低。
(3)洪特规则：在n、l相同的轨道上分布电子时，将尽可能占据m 值不同的轨道，且自旋平行。
等价轨道在电子全充满、半充满、和全空时的状态比较稳定。
原因：两个电子占据同一轨道时，电子间排斥作用使系统的能量升高。
4、原子半径（1）原子半径分类：自由原子半径：电子云的径向分布函数D(r) 的最大值。
共价半径：单质分子中两个相邻原子的核间距一半。
范德华半径：分子晶体中，不同分子的相邻两原子核间距的一半。
注：同一元素的范德华半径较共价半径大。
金属半径：固体中测定两个最邻近原子的核间距一半。
（适用金属元素。
）（2）原子半径变化的周期性同周期：主族元素，自左向右原子半径逐渐减小。
d区过渡元素，原子半径略有减小；从IB 族元素起，原子半径反而有所增大。
同族：主族元素，自上而下，原子半径显著增大。
副族元素，自上而下，原子半径也增大，但幅度较小。
5、电离能：气态原子失去电子变为气态阳离子，克服核电荷对电子的吸引力而消耗的能量。
元素原子的电离能越小，越容易失去电子；越大，越难失去电子。
习题解答（第一章物质结构基础）思考与习题1．填空题（1）原子核外电子运动具有波粒二象性、能量变化不连续的特征，其运动规律可用量子力学来描述。
（2）当主量子数为3时，包含有3s、3p、3d三个亚层，各亚层为分别包含1、3、5个轨道，分别能容纳2、6、10个电子。
（3）同时用n、l、m和m s四个量子数可表示原子核外某电子的运动状态；用n、l、m 三个量子数表示核外电子运动的一个轨道；而n、l两个量子数确定原子轨道的能级。
（4）改错的现象称为能级交错。
3d4S（6）原子序数为35的元素，其基态原子的核外电子分布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，用原子实表示为[Ar]3d104s24p5，其价电子构型为4s24p5，价电子构型的轨道表示式为；该元素位于元素周期表的第ⅦA 族，第四周期，元素符号是Br 。
（7）等价轨道处于全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）状态时，具有较低的能量，比较稳定。
这一规律通常又称为洪德规则的特例。
（8）原子间通过共用电子对而形成的化学键，叫做共价键。
共价键的本质是原子轨道的重叠，其形成条件是两个具有自旋相反单电子的原子轨道，尽可能达到最大重叠。
（9）表征化学键性质的物理量，统称为键参数，常用的有键能、键长、键角。
（10）H2S分子的构型为V形，中心原子S采取sp3不等性杂化，键角∠HSH＜109°28′(提示：填写＞，＝或＜)。
（11）完成下表2．选择题（1）下列原子轨道中，属于等价轨道的一组是（ C ）。
A ．2s ，3sB ．2p x ，3p xC ．2p x ，2p yD ．3d xy ，4d xy（2）下列用一套量子数表示的电子运动状态中，能量最高的是（ B ）。
A ．4，1，－1，－12B ．4，2，0，－12C ．4，0，0，＋12D ．3，1，1，＋12（3）下列不存在的能级是（ C ）。
第一章 物质结构基础 1.de Bloglie 关系式：h m v
λ=
又 22
J k g m s
-=⋅⋅
已知31
9.109510m k g -=⨯；6
1
5.010v m s -=⨯⋅；34
6.62610
h J s -=⨯⋅；
代入，
34
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2210
31
6
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6
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6.62610
6.62610 1.45510
145.59.109510
5.0109.109510
5.010J s
k g m s
s
m p m
k g m s
k g m s
λ--------⨯⋅⨯⋅⋅⋅=
=
=⨯=⨯⨯⨯⋅⨯⨯⨯⋅
2. (1) 3d ；n=3, l=2, m=0,±1, ±2，共5个轨道，每一轨道至多两个电子，即：3,2,0, ±1/2；3,2,1, ±1/2；3,2,-1,
±1/2；3,2,+2, ±1/2；3,2,-2, ±1/2； (2) 4s ；n=4, l=0, 即4,0,0 (±1/2)；
(3) 氧原子中的4个p 电子：n=2, l=1, m=0, ±1, 即2,1,0, ±1/2；2,1,1, +1/2(或-1/2)；2,1,-1, +1/2(或-1/2)； (4) 4s 1电子，4,0,0,+1/2或4,0,0,-1/2。
3.根据周期数、族序数和主、副族规律：
（1）第3周期，零族，主族；（2）第5周期，ⅣA 族，主族；（3）第4周期ⅣB ，副族； （4）第4周期，ⅠB ，副族。
4.填表
5. (1)②, (2)③;②;④, (3)①②, (4)⑤
6. (1)Ga 价电子构型为4s 24p 1，价电子数为3； (2)W 原子的电子构型为[Xe] 4f 145d 46s 2； (3)最外层有6个电子的元素应为ⅥA ；
(4) Sb 原子的电子构型为[Kr]4d 105s 25p 3,未成对电子数为3。
7.(1)该元素属于ⅡA ；(2)金属性强，电负性小；(3)一般氧化值为+2，其氧化物的化学式可表示为XO 。
8. (1)第3周期，ⅣA 元素，硅，Si ，[Ne]3s 23p 2； (2)第4周期的铁元素，26Fe ，[Ar] 3d 64s 2； (3)有4个电子层，最高氧化值又与氯相同的金属元素是锰，25Mn ，[Ar]3d 54s 2。
(4)为29Cu ，[Ar]3d 104s 1
9.离子化合物中影响库仑作用的因素是离子电荷和离子半径，作用力越大，熔点就越高。
据此即可判断：(1) MgO>BaS ；(2) KCl>CsCl ；(3) NaF>NaCl>NaBr>NaI ；(4) MgSO 4>K 2SO 4。
10.原子半径和等于共价键键长的理论值，故：（1）H C l -键长为(37+99)pm=136pm ；（2）C N -键长为(77+70)pm=147pm ；（3）C C l -键长：(77+99)pm=176pm ；（4）C F -键长：(77+64)pm=141pm ；（5）
N I -键长(70+133)pm=203pm 。
11.根据元素周期表中（1）阴离子半径大于相同电子构型的阳离子半径；（2）阴离子负价越高，外层电子排斥越显著，故大于相同电子构型的低价阴离子；（3）阳离子价数越高受原子核的吸引更大，故小于相同电子构型的低价阳离子。
（1）O 2->F ->Na +>Mg 2+；（2）P 3-> Mg 2+>Al 3+>Si 4+
12.（1）BBr 3为sp 2杂化；（2）HgCl 2为sp 杂化；（3）SiH 4为sp 3杂化；
（4）CS 2为sp 杂化；（5）[Hg(CN)4]2-为sp 3杂化；（6）[PtCl 6]2-为sp 3d 2杂化
13.（1）SiCl 4的空间构型为正四面体；（2）H 2Se 构型为角形或V 字形；
（3）CO 32-构型为正三角形； （4）ICl 3构型为T 字形； （5）AsCl 5构型为三角双锥； （6）[AlF 6]3-构型为正八面体形。
14.（1）ClF 3，T 字形，有极性；（2）TeCl 4，变形四面体，有极性； （3）SO 2，角形（或V 字形），有极性；（4）XeF 2，直线形，无极性； （5）NF 3，三角双锥，有极性；（6）BrF 5，四方锥，有极性。
15.根据“构型相同时，元素间电负性相差越大，其电偶极距越大”规律： （1）NH 3>PH 3>AsH 3，（2）AsF 3>AsCl 3>AsBr 3>AsI 3
16.依题意：X —Mg ，Y —P ，Z —Cl ： （1）电负性：Cl 最大，Mg 最小；
（2）M g P -—共价键，两元素电负性差 1.0( 1.7)χ∆=<；M g C l -—离子键，Mg 与Cl 间电负性
差为 2.0( 1.7)χ∆=>；
（3）MgCl 2，为离子化合物；Y Z -可生成PCl 3和PCl 5两种共价分子，其中PCl 3构型为三角锥形，有极
性，而PCl 5则为三角双锥，结构对称，无极性。
17．（1）HCl 分子间有色散力，诱导力和取向力；（2）He 原子间只有色散力；（3）H 2O 分子间存在色散、
诱导、取向三种作用力，此外还有氢键；（4）2H O A r -分子间只有色散力和诱导力；（5）苯和CCl 4分子间，只有色散力，因两者均为非极性分子；（6）苯酚和对甲苯酚间，分子间的三种作用力都有，且有氢键。
18．（1）硬度：MgF 2<TiO 2；NaF>NaCl ；（2）熔点：MgO>MgCl 2；MgS>Na 2S ；（3）在水中溶解度：MgF 2<MgBr 2；
（4）晶格能：CaO>CaCl 2。
[判断根据是题中物质均为离子化合物]
19.根据：（1）离子晶体与离子电荷和离子半径有关；
（2）分子晶体：①如为同类型分子，分子的体积越大，分子间力越强；②极性分子作用力强于相对分子质
量相近的非极性分子。
故：（1）沸点：I 2>Br 2>Cl 2>F 2；（2）熔点：BaF 2>BaCl 2>BaBr 2>BaI 2；（3）硬度：NaF>NaCl>NaBr>NaI
20.填表如下：
21.（1）CH4是非极性分子晶体，熔化时只需克服色散力；（2）CaCl2为离子晶体，必须克服其间作用的库仑力；（3）BN为共价型的原子晶体，要克服其共价键力，因此需很高的温度方可实现；（4）CO2干冰，非极性分子晶体，其中只存在极弱的色散力，很容易分开，这表现为干冰的升华性；（5）Ag，金属晶体，破坏金属键力，需较高的能量；（6）Ar，非极性分子晶体，只存在微弱的色散力，故常温下即为气态；（7）NH3，极性分子晶体，三种分子间力外，还存在氢键；（8）CuF2，离子晶体，克服其正、负离子间的库仑作用力。
22.（1）X为Si，原子晶体，熔点、沸点高，脆性，硬度大，机械加工性差，晶体中电子跃迁较易，是典型的半导体元素；（2）XY—Si3P4,近于原子晶体，熔、沸点较高，脆性，硬度大，机械加工性差；（3）XZ —SiCl4，非极性分子晶体，熔、沸点较低，不导电，导热性差，不能机械加工。
