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和电子云图形；掌握电子层、电子亚层、能级、能级组、电子云、原子轨道等概念，理解四个量子数的量子化条件及其物理意义；掌握近似能级图，按照核外电子排布原理，写出一般元素的原子电子构型；理解原子结构与元素周期律间的关系；掌握各类元素电子构型的特征；掌握电离能、电子亲合能、电负性等概念，了解它们与原子结构的关系；通过了解人类对原子结构的认识历史，培养科学的思维方法。 [重点与难点]
重点：波函数和原子轨道，四个量子数，波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。
难点：波函数的径向分布图和角度分布图，几率密度和电子云，电子云角度分布图。 [教学内容] 1-1原子
质量守恒定律、当量定律、定比定律、倍比定律、道尔顿原子论。 1-2相对原子质量
1.元素：具有一定核电荷数（核内质子数）的原子称为一种（化学）元素。 原子序数和元素符号
2.核素：具有一定质子数和一定中子数的原子称为一种核素。 元素 单核素元素 核素 稳定核素 多核素元素 放射性核素 核素符号、质量数，同位素和同位素丰度。
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）称为同位素丰度。 3.原子质量
以原子质量单位u为单位的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。1u = 12C原子质量的1/12。
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核素的质量与12C的原子质量的1/12之比称为核素的相对原子质量。 4.元素相对原子质量（原子量） 相对原子质量测定方法
元素相对原子质量：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。
单核素元素：指该元素核素的相对原子质量。 元素相对原子质量
多核素元素：指该元素的天然同位素相对原子质量
的加权平均值。
相对分子质量和式量。 1-3原子的起源和演化（略） 1-4原子结构的玻尔行星模型 1.氢原子光谱
氢原子光谱，氢原子能级之间跃迁所发射或吸收的光谱。是最简单的原子光谱。到1885年已经观察到氢原子的14条谱线，其中较强的4条谱线H、
α
H、H、H在可见光区，J.J.巴耳末将它们的波长用经验公式表示。1890年
β
γ
δ
J.R.里德堡把巴耳末写的公式改写成用波长的倒数表示，仍称巴耳末公式： ν= R（1/n12-1/n22） n2＞n1或 （波数）= 1/λ=RH（1/n12-1/n22）
R或RH称为里德堡常数，R＝3.289×1015s
-1
，RH =1.097×10
5
cm-1。以后相继发
现了氢原子的其他谱线系，都可以用类似的公式表示。各谱线系分别为 莱曼系(1906)n1＝1 n2＝2，3，4，… 巴耳末系(1885)n1＝2 n2＝3，4，5，… 帕邢系(1908)n1＝3 n2＝4，5，6，… 布拉开系(1922)n1＝4 n2＝5，6，7， 2.玻尔理论
（1）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
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（稳定轨道）上运动。量子化条件：P（轨道角动量）=mvr=nh/2π （2）定态假设-基态和激发态
（3）跃迁规则：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。hν=E2-E1 利用玻尔理论计算原子轨道半径、轨道能量和里德堡常数。 1-5氢原子结构的量子力学模型 1. 波粒二象性
（1）光的二象性 P=mc=mc2/c=E/c= hν/c=h/λ （2）电子的波粒二象性 λ=h/p=h/mv（德布罗意关系式） 2. 海森堡测不准原理Δx·Δp≥h/2π或Δx≥h/2πm·Δv 4. 氢原子结构的量子力学模型 （1）薜定谔方程(只简单介绍公式) （2）波函数和原子轨道 （3）几率密度和电子云
（4）几率密度分布的几种表示法—电子云图，等几率密度面，界面图，径向几率密度图。
（5）波函数、电子云的径向分布图和角度分布图，几率径向分布图。 5.四个量子数
（1）主量子数n：表示原子中电子出现几率最大区域离核的远近，是决定电子能量高低的重要因素。决定电子层数。
（2）角量子数l：表示原子轨道或电子云的形状，表示同一电子层中具有不同状态的分层，与多电子原子中的电子的能量有关。从能量角度上看，这些分层常称为能级。Ens＜Enp＜End＜Enf
（3）磁量子数m：表示原子轨道或电子云在空间的伸展方向。 （4）自旋量子数ms：
每一个电子层中，由于原子轨道形状的不同，可有不同的分层；又由于原
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子轨道在空间伸展方向不同，每一个分层中可有几个不同的原子轨道；每一个原子轨道中又可有两个电子处于自旋方向不同的运动状态。 1-6基态原子电子组态
1.多电子原子的能级、近似能级图（鲍林能级图和科顿能级图）
2.屏蔽效应和钻穿效应：由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。利用斯莱脱规则计算屏蔽常数和电子能量。
外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象，称为钻穿作用。钻穿作用越大的电子的能量越低。因电子的钻穿作用不同而使它的能量发生变化的现象，称为钻穿效应。
3. 原子核外电子排布（基态原子电子组态）规律 （1）构造原理— 泡利原理、洪特规则、能量最低原理。 （2）原子的电子层结构 1-7元素周期系
1.原子结构与元素周期系的关系、元素周期律。 2. 元素周期表
长周期与短周期、主族与副族，原子的电子构型与元素的区分。 1-8元素周期性—元素性质及其变化的周期性 1. 原子半径
共价半径-同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核
间距的一半叫做原子的共价半径。
（1）原子半径 金属半径-金属晶体中相邻两个互相接触的原子核间距的一半。
范德华半径-两原子之间靠范德华力接近时原子间距的一半。 （2）原子半径的周期性变化-在短周期中和长周期中的变化、镧系收缩、在同族中的变化。
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2. 电离能—使某元素一个基态的气态原子失去一个电子形成正一价的气态离子时所需要的能量，叫做这种元素的第一电离能。
3. 电子亲合能—某元素一个基态的气态原子得到一个电子形成气态负离子时所放出的能量叫该元素的电子亲合能。
4. 电负性—把原子在分子中吸引电子的能力叫做元素的电负性。 鲍林电负性
电负性 密立根电负性 χ=1/2（I+E） 阿莱-罗周电负性 χ=0.359Z﹡/r2 +0.744
5. 氧化态—氧化数是化合物中某元素所带形式电荷的数值。
第2章 分子结构 学时 8
[教学基本要求]
掌握离子键和共价键理论的基本内容；理解物质性质与其分子结构的关系；定性了解同核双原子分子的分子轨道理论；掌握化学键、分子间力和氢键的概念、特征，搞清价键力、分子间力和氢键的区别。 [重点与难点]
重点：共价键理论，杂化轨道理论。 难点：杂化轨道理论，共轭大π键。 [教学内容] 2-1路易斯结构式
2-2 价键理论（一）-电子配对法（VB法） 1. 成键的原理
①电子配对原理：两原子如各有一个自旋相反的未成对电子，它们可以互相配对形成稳定的共价单键，这对电子为两个原子所共有。如各有两个或三个未成对的电子，则自旋相反的单电子可两两配对形成共价双键或三键。 ②能量最低原理：电子配对以后会放出能量，使体系的能量降低。
③原子轨道最大重叠原理：键合原子间形成化学键时，成键电子的原子轨道一
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