无机化学第七章 S区元素

无机化学S区元素概述单质及其物理化学性质S区元素是指周期表中第三周期的元素，包括Sc、Ti、V、Cr、Mn、Fe、Co、Ni、Cu和Zn。

这些元素的单质是指它们在自然界中以纯态存在的形态。

下面将对这些S区元素的单质及其物理化学性质进行概述。

Scandium（Sc）是一种银白色金属，熔点1541℃，沸点2836℃。

它的密度为2.989 g/cm³，熔化热为15.8 kJ/mol。

Scandium的化学性质活泼，可以与氢气、氧气和氮气反应。

它可以形成多种化合物，如ScCl3、Sc2O3等。

Titanium（Ti）是一种银灰色金属，熔点1668℃，沸点3260℃。

它的密度为4.506 g/cm³，熔化热为13.8 kJ/mol。

Titanium具有低密度、高强度和良好的耐腐蚀性。

它与氧、氮、氢等非金属元素反应生成化合物，如TiO2、TiN等。

Vanadium（V）是一种银白色金属，熔点1890℃，沸点3380℃。

它的密度为6.0 g/cm³，熔化热为21.5 kJ/mol。

Vanadium的化学性质活泼，可以与氧气、氮气和氟气反应。

它可以形成多种氧化态，如V2O5、VO2等。

Chromium（Cr）是一种银灰色金属，熔点1907℃，沸点2672℃。

它的密度为7.18 g/cm³，熔化热为20.5 kJ/mol。

Chromium的外层电子构型为3d54s1，具有良好的抗腐蚀性。

它可以形成多种化合物，如Cr2O3、CrCl3等。

Manganese（Mn）是一种银灰色金属，熔点1244℃，沸点1962℃。

它的密度为7.21 g/cm³，熔化热为13.2 kJ/mol。

Manganese与氧气反应生成二氧化锰（MnO2），具有一定的催化性能。

它还可以形成多种化合物，如MnCl2、MnSO4等。

Iron（Fe）是一种银灰色金属，熔点1538℃，沸点2861℃。

它的密度为7.874 g/cm³，熔化热为13.8 kJ/mol。

《无机化学》第6版张天蓝主编课后习题答案第一章原子结构1、υ=∆E/h=(2.034⨯10-18 J) / (6.626⨯10-34 J⋅s)=3.070⨯1015 /s; λ=hc/∆E= (6.626⨯10-34 J⋅s ⨯2.998⨯108 m/s ) / (2.034⨯10-18 J)= 9.766⨯10-8 m2、∆υ≥ h/2πm∆x = (6.626⨯10-34 kg⋅m2/s) / (2⨯3.14⨯9.11⨯10-31 kg⨯1⨯10-10m)=1.16⨯106 m/s。

其中1 J=1(kg⋅m2)/s2, h=6.626⨯10-34 (kg⋅m2)/s3、(1) λ=h/p=h/mυ=(6.626⨯10-34 kg⋅m2/s) / (0.010 kg⨯1.0⨯103 m/s)=6.626⨯10-35 m，此波长太小，可忽略；（2）∆υ≈h/4πm∆υ =(6.626⨯10-34 kg⋅m2/s) / (4⨯3.14⨯0.010 kg⨯1.0⨯10-3 m/s)= 5.27⨯10-30 m，如此小的位置不确定完全可以忽略，即能准确测定。

4、He+只有1个电子，与H原子一样，轨道的能量只由主量子数决定，因此3s与3p轨道能量相等。

而在多电子原子中，由于存在电子的屏蔽效应，轨道的能量由n和l决定，故Ar+中的3s与3p轨道能量不相等。

5、代表n=3、l=2、m=0，即3d z2轨道。

6、（1）不合理，因为l只能小于n；（2）不合理，因为l=0时m只能等于0；（3）不合理，因为l只能取小于n的值；（4）合理7、（1）≥3；（2）4≥l≥1；（3）m=08、14Si：1s22s22p63s23p2，或[Ne] 3s23p2；23V：1s22s22p63s23p63d34s2，或[Ar]3d34s2；40Zr：1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2，或[Kr]4d25s2；Mo：1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1，或[Kr]4d55s1；79Au：421s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1，或[Xe]4f145d106s1；9、3s2：第三周期、IIA族、s区，最高氧化值为II；4s24p1：第四周期、IIIA 族、p区，最高氧化值为III；3d54s2：第四周期、VIIB族、d区，最高氧化值为VII；4d105s2：第五周期、IIB族、ds区，最高氧化值为II；10、（1）33元素核外电子组态：1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d10s24p3，失去3个电子生成离子的核外电子组态为：1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2，属第四周期，V A族；（2）47元素核外电子组态：1s22s22p63s23p63d104s24p64d05s1或[Kr]4d105s1，失去1个电子生成离子的核外电子组态为：1s22s22p63s23p63d104s24p64d10或[Kr]4d10，属第五周期，I B族；（3）53元素核外电子组态：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p5或[Kr]4d105s25p5，得到1个电子生成离子的核外电子组态为：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6或[Kr]4d105s25p6，属第五周期，VII A族。

无机化学s区元素测试题及答案一、选择题（每题2分，共10分）1. 以下哪种元素属于s区元素？A. 锂（Li）B. 钠（Na）C. 氧（O）D. 氯（Cl）答案：B2. s区元素的价电子排布是什么？A. ns^2B. ns^2np^xC. nd^xns^2D. (n-1)d^xns^2答案：A3. s区元素中，哪个元素的原子半径最大？A. 锂（Li）B. 钠（Na）C. 钾（K）D. 铯（Cs）答案：D4. s区元素中，哪个元素的电负性最高？A. 锂（Li）B. 钠（Na）C. 钾（K）D. 铯（Cs）答案：A5. 下列化合物中，哪一个是s区元素形成的？A. NaClB. MgOC. SO2D. CO2答案：A二、填空题（每题2分，共10分）1. s区元素包括碱金属元素和______元素。

答案：碱土金属2. 碱金属元素的原子序数从______到______。

答案：3 到 113. 碱土金属元素的原子序数从______到______。

答案：12 到 184. s区元素的电子亲和能通常______。

答案：较低5. s区元素的电负性通常______。

答案：较低三、简答题（每题5分，共20分）1. 描述s区元素的一般化学性质。

答案：s区元素通常具有较低的电负性，容易失去最外层的电子形成阳离子，表现出强碱性，与水反应生成氢气和相应的碱。

2. 解释为什么碱金属元素的原子半径随着原子序数的增加而增大。

答案：碱金属元素的原子半径随着原子序数的增加而增大，是因为随着核电荷的增加，电子云的屏蔽效应增强，使得外层电子受到的吸引力减弱，从而导致原子半径增加。

3. 碱土金属元素与碱金属元素相比，其化学性质有何不同？答案：碱土金属元素的电负性比碱金属元素高，因此它们更容易形成化合物，并且它们的金属性比碱金属元素弱。

4. 举例说明s区元素在日常生活和工业中的应用。

答案：s区元素在日常生活和工业中有广泛的应用，例如钠（Na）用于制造食盐，钾（K）用于农业肥料，钙（Ca）用于建筑材料和骨骼强化，铯（Cs）用于原子钟等。

第7章习题解答③一、是非题1. 价电子为ns2的元素都是碱土金属。

（）解：错2. s区元素的原子最后填充的是ns电子，次外层的各亚层则均已充满电子。

.（）解：错3. p区元素的原子最后填充的是np电子，因ns轨道都已充满，故都是非金属元素。

（）解：错4. d区元素（ⅢB～Ⅷ族）的原子，一般在(n-1)d亚层中电子数不同，而最外层多数具有ns2的构型，所以都是金属元素。

（）解：对5. 某元素的原子序数是48，它在周期表中属于（）。

(A)s区；(B)p区；(C)d区；(D)ds区。

解：D6. ds区元素的原子价层电子构型均为(n-1)d10ns1-2，都是金属元素。

（）解：对7. f区元素原子主要在(n-2)f亚层中电子数目不同，外层及次外层则相差不多，所以同一周期的f区元素之间表现出相似的化学性质。

.（）解：对二、选择题1. 下列离子中，最容易再失去一个电子的是.（）。

(A)Ca2+；(B)K+；(C)Be+；(D)Al3+。

解：C2. 某元素的原子最外层只有两个l=0的电子，该元素在周期表中必定不属于.（）。

(A)s区元素；(B)ds区元素；(C)d区元素；(D)p区元素。

解：D3. 下列各组数字都是分别指原子的次外层、最外层电子数和元素的常见氧化值，其中符合于硫的情况的是.（）。

(A)2、6、-2；(B)8、6、-3；(C)18、6、-4；(D)8、6、+6。

解：D4. 原子的价电子构型中3d亚层全满，4s亚层只有一个电子的元素是（）。

(A)汞；(B)银；(C)铜；(D)钾。

解：C5. 下列基态离子中，具有d7电子构型的是.（）。

(A)Co2+；(B)Ni2+；(C)Fe3+；(D)Fe2+。

解：A6. 已知某元素+3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，该元素在周期表中属于（）。

(A)ⅤB族；(B)ⅢB族；(C)Ⅷ族；(D)ⅤA族。

解：C7. 某一族元素都是金属，其原子最外层只有一个l=0的电子，且可呈现+1以外的氧化值。

无机化学第七章S区元素第七章主要介绍了S区元素的性质和应用。

S区元素是指周期表中第16族元素，包括氧、硫、硒、碲和钋。

这些元素具有一些共同的性质和特点，包括氧化态的规律和趋势、同族元素的化学性质等。

S区元素的氧化态规律和趋势是其重要的特点之一、氧化态是指元素在化合物中的电荷数。

在S区元素中，氧通常呈-2的氧化态，露卜那呈-1的氧化态，硫、硒和碲的氧化态则比较复杂，可以是正或负的多个值。

这种规律是由于这些元素的外层电子结构决定的。

氧的外层有6个电子，可以通过接受2个电子来填满外层，从而达到稳定的8个电子的结构。

而露卜那的外层只有一个电子，可以通过捐赠一个电子来达到稳定的结构。

而硫、硒和碲的外层电子结构类似，有6个电子，可以通过得失2个电子来达到稳定的8个电子的结构。

在S区元素中，氧是一个非金属元素，而硫、硒和碲则是亚稳金属。

氧具有较高的电负性，能够与其他元素形成较强的电负性键。

它在自然界中广泛存在，包括空气中的氧气、水中的水分子等。

由于氧的高电负性，它可以与其他元素形成氧化物，包括过氧化物、酸性氧化物和碱性氧化物等。

氧化物有着重要的应用，例如过氧化氢可用作漂白剂和消毒剂。

硫、硒和碲是黄顺子亚稳金属，它们具有较高的化学活性。

它们主要存在于矿石中，包括铁矿石中的硫化铁矿石。

硫还广泛存在于化学品中，包括硫酸、硫酸铜等。

硫还可以形成众多的无机化合物，例如硫化物和亚硫酸盐。

硫化物在冶金工业中有重要应用，例如焦炭的熔融炉和脱硫设备。

在亚稳金属中，硒是比较特殊的元素。

它可以形成六亚硒酸盐，具有良好的光敏性。

六亚硒酸盐可以用于摄影中的胶片和相纸的显影剂，以及红外线辐射计的探测剂。

此外，硒还可以形成硒化物，具有一定的半导体性能。

碲也是一种亚稳金属，具有类似硒的性质。

它可以形成一种黑色固体的碲化铋，具有比较好的半导体性能。

碲化铋被广泛应用于红外线成像和热电传感器等领域。

除了硫、硒和碲，S区元素中还有钋，它是一种放射性元素。

《无机化学》课程教学大纲适用对象：药学专业（学分：2 学时：36）课程属性：专业基础课开课单位：华侨大学生物医学学院一、课程的性质和任务：无机化学是药学专业基础课之一，它是本科生在一年级的必修课程，与有机化学、药物化学、分析化学、药剂学等学科关系密切。

它的教学目的是使学生在掌握物质结构概念、元素周期律、溶液理论、酸碱理论、化学平衡以及配位化合物等基本理论的基础上，学习重要化学元素及其化合物的理化性质，并使学生逐步养成辩证唯物主义的观点、科学的工作方法，逐渐提高学生分析问题和解决问题的能力，从而为学生后续课程的学习及今后的工作和科研奠定必要的基础。

二、教学内容和要求（含每章教学目的、基本教学内容和教学要求）：无机化学是药学类本科生的第一门专业基础课。

本课程先讲述原子结构、分子结构、沉淀溶解平衡、酸碱解离平衡、氧化还原和配位解离平衡等基础理论。

并在此基础上讲述元素周期表中各主族、副族元素单质、化合物的存在、性质、制备及用途等有关知识，具体内容如下：第一章原子结构 (6课时)教学目的和要求：掌握四个量子数的物理意义和它们的取值限制，量子数组合和原子轨道的关系；基态原子核外电子的排布规律；屏蔽效应；元素周期表中的周期、族、区的划分与原子核外电子排布的关系。

熟悉原子轨道与波函数，概率、概率密度与电子云；原子轨道的角度分布图与径向分布函数的意义与特征。

了解氢原子的Bohr模型的假设、贡献与不足之处，基态、激发态和跃迁等概念，电子的波粒二象性，不确定原理，波动方程的意义，电子云的径向分布。

教学内容：介绍了微观粒子运动的波粒二象性和Bohr的氢原子结构理论，在此基础上重点介绍了核外电子运动的各种状态和排布规律；介绍了Schrodinger方程和波函数及其物理意义；四个量子数；概率、概率密度、电子云以及原子轨道之间的关系。

介绍了屏蔽常数以及原子轨道能量的计算；还着重讨论了周期表中各元素原子的核外电子排布，以及元素性质周期性变化的规律和原子核外电子结构的关系。

无机化学试题及答案s区元素一、选择题（每题2分，共20分）1. 以下哪种元素属于s区元素？A. 锂（Li）B. 钠（Na）C. 铝（Al）D. 氯（Cl）答案：B2. s区元素通常具有哪些价电子？A. 1个B. 2个C. 3个D. 4个答案：B3. 钠的电子排布式是什么？A. 1s²2s²2p⁶3s¹B. 1s²2s²2p⁶3s²C. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶D. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴答案：B4. s区元素的原子半径随着原子序数的增加而如何变化？A. 减小B. 增加C. 保持不变D. 先增加后减小5. 以下哪种化合物是由s区元素组成的？A. NaClB. MgOC. SO₃D. CO₂答案：A6. s区元素的金属性如何随原子序数增加而变化？A. 增强B. 减弱C. 先增强后减弱D. 先减弱后增强答案：A7. 锂的原子序数是多少？A. 2B. 3C. 4D. 5答案：B8. 钾的电子排布式是什么？A. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹B. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²C. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹4p⁶D. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²4p⁶答案：B9. s区元素的离子通常具有什么电荷？B. +2C. -1D. -2答案：A10. 钠的熔点是多少摄氏度？A. 98B. 300C. 600D. 900答案：A二、填空题（每题2分，共20分）1. s区元素包括碱金属元素和____元素。

答案：碱土2. 锂的原子序数为3，其电子排布式为______。

答案：1s²2s¹3. 碱金属元素的价电子数为______。

第七章(一)是非题1．不同原子的原子光谱不同，因为原子核内的质子数与中子数不同。

（）2．原子的外层电子所处的能级愈高，则该电子的电离能愈大。

（）3．基态氢原子的能量具有确定值，而其核外电子的位置是不确定的。

（）4．最外层电子构型为n s1~2的元素不一定都在s区。

（）5．极性分子中的化学键必定为极性键，非极性分子则不一定是非极性键。

（）6．原子形成分子的最大共价键数等于基态原子的单电子数。

（）7．两原子间可形成多重键，但其中只能有一个σ键，其余均为π键。

（）8．色散力存在于非极性分子之间，取向力存在于极性分子之间。

（）9．sp3杂化就是1s轨道与3p轨道进行杂化。

（）10．Si的卤化物SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4均为分子晶体，随分子量的增大，色散力增大，分子间作用力依次增大，熔、沸点依次升高。

（）11．共价型化合物的熔、沸点较低是因为共价结合力较弱。

（）12．氢键的键能大小与分子间力相近，因而两者没有差别。

（）（二）选择题1．电子的波粒二象性是由下列哪位科学家提出来的？（）A.EinsteinB. BohrC.de BroglieD.Pauling2．下列电子构型中，通常第一电离能I1最小的是：（）A.n s2n p3B. n s2n p4C. n s2n p5D. n s2n p63．下列原子轨道不存在的是：（）A.2dB. 8sC.4fD.7p4．某金属离子M2+的第三电子层中有14个电子，则该离子的外层电子构型必为：（）A.3d64s2B. 3d8s0C.3d84s2D.3d64s05．基态原子外层轨道的能量存在E3d>E4s的现象是因为：（）A.钻穿效应B. 洪特规则C.屏蔽效应D.A和C6．氢原子的s轨道波函数（）A.与r有关B. 与θ有关C. 与θ、φ无关D. 与θ、φ有关7．19号元素K基态最外层电子的四个量子数为：（）A.4,0,0,1/2B. 3,0,0,1/2C. 4,1,1,1/2D. 4,1,0,1/28．多电子原子中决定电子能量的量子数为：（）A.nB. n,lC. n,l,mD. n,l,m,s i9．下列元素的电负性大小顺序正确的是：（）A.B>C>N>O>FB.F>Cl>Br>IC.Si>P>S>ClD.Te>Se>S>O10．两成键原子的原子轨道沿核间连线以“肩并肩”方式重叠形成：（）A.σ键B.离子键C.π键D.氢键11．周期表中第五、六周期的IVB、VB、VIB，同族元素的性质非常接近，这是因为：（）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12．PCl3分子中，与Cl原子成键的中心原子P采用的原子轨道是：（）A. p x, p y, p zB.三个sp杂化轨道C. 三个sp2杂化轨道D. 三个sp3杂化轨道14．中心原子采用sp3杂化轨道，而分子构型为三角锥形的是：（）A. H2OB.NF3C. BF3D. SiH415．根据价层电子对互斥理论，XeF4分子的几何构型为：（）A.平面正方形B.正四面体形C.变形四面体D. 立方体形16．气态卤化氢分子HX的偶极矩由小到大的顺序为：（）A.HF,HCl,HBr,HIB.HCl, HF,,HBr,HIC. HI,HBr,HCl,HFD. HI,HBr, HF, HCl17.下列哪一反应的∆r H m 代表KBr(s)的晶格能U ： （ ）A.K +(g) + Br -(g) → KBr(s)B. K (s) + 1/2Br 2(l) → KBr(s)C. K +(g) + Br -(g) → KBr(g)D. KBr(s) → K +(g) + Br -(g)18．下列化合物的熔点变化顺序不正确的是： （ ）A.KF >KCl >KBr >KIB. NaCl <MgCl 2<AlCl 3<SiCl 4C. NaCl >KCl >RbCl >CsClD. BaO <SrO <CaO < MgO19．下列物质的熔、沸点变化顺序正确的是：（ ）A.He >Ne >Ar >KrB. H 2O <H 2S <H 2Se <H 2TeC. SiO 2>NaCl >NH 3>N 2D. NaCl <MgCl 2<AlCl 3< SiCl 420．下列化合物在水中溶解度正确的是：（ ）A. H 2S > CCl 4B. KF <CaF 2C. HgI 2 > HgCl 2D. BaO < MgO(三)填空题3． 单电子原子的能量由量子数 决定，而多电子原子的能量由量子数 决定。

第七章元素与元素性质的周期性1．周期表与元素周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道,周期表中元素可分为5个区。

s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6,d区的价电子构型为(n-1）d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n—1)d10ns1～2,f区的价电子构型为（n —2）f0～14(n—1)d0～2ns2。

构造原理:基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。

对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。

通常,亚层轨道为全满或半满时比较稳定。

2．原子性质的周期性（1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素,从左到右原子半径依次减小.镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。

镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近.d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩.原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径,使用时需要注意。

(2）电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；同一周期元素，从左到右大体上依次增大。

元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He.该规律一般可用的变化规律来解释。

原子有效核电荷Zeff(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。

粗略的规律为：同一周期元素,从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z的变化规律来解释。

S区元素课堂教学设计S区元素是学生在无机化学中第一接触到的元素化学内容，本章内容学习对后续元素部份的学习在方式上有重要指导意义。

教学目标：一、使学生把握碱金属、碱土金属单质的性质，了解其结构、存在、制备及用途与性质的关系；把握碱金属、碱土金属氧化物的类型及重要氧化物的性质和用途；了解碱金属、碱土金属氢氧化了物溶解性和碱性的转变规律；把握碱金属、碱土金属重要盐类的性质及用途，了解盐类热稳固性、溶解性的转变规律；二、进一步培育学生自主学习的能力；3、进一步培育学生团结协作、一起提高的精神。

活动的重点：使学生碱金属和碱土金属的单质及其化合物的性质转变规律。

学生活动方案：6-8人分组组织讨论。

一、学生充分了解本节课的学习目标及学习重点。

二、教师讲述地球表面下16km厚的岩石层称为地壳，化学元素在地壳中的含量称为丰度。

在化学上按适应将元素分为一般元素和稀有元素，这种划分只是相对的，它们之间没有严格的界限。

通常稀有元素分为以下几类：轻稀有金属：Li，Rb，Cs，Be；高熔点稀有金属，Ti，Zr．IIf，V，Nb，Ta，Mo，W，Re；分散稀有元素：Ga，In，Tl，Ge，Se，Te；稀有气体：He，Ne，Ar，Kr，Xe，Rn稀土金属：Sc，Y，Lu，和镧系元素；铂系元素；Ru，Rh，Pd，Os，Ir，Pt；放射性稀有元素：Fr，Ra，Tc，Po，At，Lr和锕系元素。

碱金属和碱土金属原子的最外层电子排布别离为:ns1和ns2。

它们的次外层具有稀有气体原子式的稳固的电子层结构，对核电荷的屏蔽作用较大，所碱金属元素的第一电离势在同一周期中为最低。

碱金属元素的原子很容易失去一个电子而呈+1氧化态，因此碱金属是活泼性很强的金属元素。

它们可不能具有其它氧化态。

碱土金属原子比相邻的碱金属多一个核电荷，因此原子查对最外层的两个s电子的作用增强了，因此碱土金属原子要失去一个电子比相应碱金属难。

碱土金属的要紧呈+2氧化态。

《无机化学》长沙医学院专升本考试大纲课程名称：无机化学适应专业：药学、药物制剂、中药学教材：张天蓝无机化学(第7版) 北京:人民卫生出版社，2016一、考试目的：《无机化学》是药学、药物制剂、药物分析专业的一门重要基础课程，选用张天蓝主编的《无机化学》教材（人民卫生出版社，2016年3月第7版）。

根据高等药学、药物制剂、中药学专业本科生的培养目标和要求，本课程重点阐述无机化学的基本概念和基本理论，突出药学等专业的化学特点，为后续课程的学习打下必要和全面的理论基础，同时密切结合无机化学实验，使学生在动手能力和科学思维能力等方面获得基本的训练和培养。

本门课程考核要求由低到高共分为“了解”、“掌握”、“熟练掌握”三个层次。

其含义：了解，指学生能性得所学知识，能在有关问题中认识或再现它们；掌握，指学生清楚地理解所学知识，并且能在基本运算和简单应用中正确地使用它们；熟练掌握，指学生能较为深刻理解所学知识，在此基础上能够准确、熟练地使用它们进行有关推导和计算，以及分析解决较为简单的实际问题。

二、命题的指导思想和原则命题总的指导思想是：全面考查学生对本课程的基本概念和主要知识点学习、理解、掌握和灵活运用的情况。

命题的原则是：符合选拔性考试要求。

三、考试内容第一章原子结构1．了解微观粒子的波粒二象性。

2．熟悉元素基本性质的周期性变化规律。

3．掌握四个量子数物理意义，概率密度和电子云，原子轨道的图形。

4．掌握原子核外电子排布及其与元素周期表的关系。

（1）基态原子核外电子的排布规律；（2）元素周期表的周期、族、区的划分与核外电子排布的关系；（3）原子半径和电负性的概念。

第二章分子结构1．了解分子轨道理论，了解离子极化及晶体结构。

2．熟悉离子键理论，熟悉分子间作用力。

（1）离子键的形成、特点；（2）分子的极性，范德华力，氢键。

3．掌握现代价键理论、杂化轨道理论的基本要点及常见共价分子的价键形成和空间结构，共价键的形成、特点，键参数，轨道杂化理论及价层电子对互斥理论应用。