无机化学》习题解析和答案

由天下分享时间：2025/2/1 11:25:27 加入收藏我要投稿点赞

假定了元素化合时需要的不同原子数目。依照当量定律和定组成定律提供的大量数据，初步测出了氢、氧、氮、硫、磷、碳等元素的原子量，为他的原子论提供了依据并形成了完整的理论体系。道尔顿原子论的主要内容有三点

1．一切物质都是由不可见的、不可再分割的原子组成。原子不能自生自灭。 2．同种类的原子在质量、形状和性质上都完全相同，不同种类的原子则不同。

3．每一种物质都是由它自己的原子组成。单质是由简单原子组成的，化合物是由复杂原子组成的，而复杂原子又是由为数不多的简单原子所组成。复杂原子的质量等于组成它的简单原子的质量的总和。他还第一次列出了一些元素的原子量。

道尔顿的原子论合理地解释了当时的各个化学基本定律。根据原子论的论点，原子是物质参加化学反应的最小单位物质在发生化学反应时原子的种类和总数并没有变化，各原子又有自己确定的质量，因而反应前后质量不变(质量守恒定律)。化合物的复杂原子是由为数不多的简单原子组成。在复杂原子中所含不同的简单原子的数目和质量都是确定不变的，故复杂原子的质量组成一定(定组成定律)。如果甲元素的一个原子能与乙元素的一个、两个或几个原子化合形成多种化合物，乙元素原子量都相同，则与相同质量甲元素化合的乙元素质量之比必成简单整数比(倍比定律)等等。由于道尔顿的原子论简明而深刻地说明了上述化学定律，一经提出就得到科学界的承认和重视。

由上面的说明可见，元素互相化合的质量关系是原子学说的感性基础，而原子论则是上述各定律推理的必然结果。原子论阐明了各质量定律的内在联系，从微观的物质结构角度揭示了宏观化学现象的本质，总结了这个阶段的化学知识。同时，原子论引入了原子量的概念，开创了研究原子量的测定工作。原子量的测定又为元素周期律的发现打下了基础。但是道尔顿的原子论是很不完善的。随着化学实验工作的不断发展，在许多新的实验现象面前原子论碰到的矛盾越来越多。 19世纪初，法国化学家盖·吕萨克(1778~1850)开始了对气体反应体积的研究。他通过各种不同气体反应实验发现，参加反应的气体和反应后产生的气体的体积都有简单整数比关系。例如一体积氮气和一体积氢气化合生成成两体积氯化氢：一体积氯气和两体积氢化合生成两体积水蒸气： 1-4原子结构的玻尔行星模型 1-4-1氢原子光谱

1.连续光谱(continuousspectrum) 2.线状光谱(原子光谱)(linespectrum) 3.氢原子可见光谱

4．巴尔麦经验公式(1885)

:谱线波长的倒数,波数(cm-1).

n:大于2的正整数,RH：常数,×107m-1

n=3,4,5,6分别对应氢光谱Balmer系中Ha、Hb、Hg、Hd、里得堡(Rydberg)------瑞典1913

n2：大于n1的正整数,：谱线的频率(s-1),R：里得堡(Rydberg)常数×1015s-1 1-4-2玻尔理论（1）行星模型（2）定态假设（3）量子化条件（4）跃迁规则

1-5氢原子结构（核外电子运动）的量子力学模型 1-5-1波粒二象性 1.光的波粒二象性

对于光：P=mc=hn/c=h/l 对于微观粒子：l=h/P=h/mu

2.微粒的波粒二象性(LouisdeBroglie,1924) 1-5-2德布罗意关系式 P=h/l=h/mu

1-5-3海森堡不确定原理

微观粒子，不能同时准确测量其位置和动量测不准关系式：

Δx－粒子的位置不确定量 Δu－粒子的运动速度不确定量

1-5-4氢原子的量子力学模型 1．电子云

2．电子的自旋

3．核外电子的可能运动状态 4．4个量子数

(1)主量子数n，n=1,2,3…正整数，它决定电子离核的远近和能级。

(2)角量子数l，l=0,1,2,3…n-1，以s，p，d，f对应的能级表示亚层，它决定了原子轨道或电子云的形状

(3)磁量子数m，原子轨道在空间的不同取向，m=0,±1,±2,±3...±l,一种取向相当于一个轨道，共可取2l+1个数值。m值反应了波函数(原子轨道)或电子云在空间的伸展方向 (4)自旋量子数ms，ms=±1/2,表示同一轨道中电子的二种自旋状态 5．描述核外电子空间运动状态的波函数及其图象 1-6基态原子电子组态（电子排布） 1-6-1构造原理（1）泡利原理

每个原子轨道至多只能容纳两个电子；而且，这两个电子自旋方向必须相反。或者是说，在同一个原于中，不可能有两个电子处于完全相同的状态，即原子中两个电子所处状态的四个量子数不可能完全相同。（2）洪特规则

在n和l相同的简并轨道上分布的电子，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行。（3）能量最低原理

就是电子在原子轨道上的分布，要尽可能的使电子的能量为最低。 1-6-2基态原子电子组态 1-7元素周期系

门捷列夫Mendeleev(1834-1907)，俄罗斯化学家。1834年2月8日生于西伯里亚的托波尔斯克城，1858年从彼得堡的中央师范学院毕业，获得硕士学位。1859年被派往法国巴黎和德国海德尔堡大学化学实验室进行研究工作。1865年，彼得堡大学授予他科学博士学位。1869年发现化学元素周期律。1907年2月2日逝世。 1．元素周期表概述

门捷列夫元素周期律：化学元素的物理性质和化学性质随着元素原子量的递增呈现周期性的变化。元素周期表是化学元素周期律的具体表现，是化学元素性质的总结。元素周期表中的三角关系：

门捷列夫预言：(1)镓、钪、锗、钋、镭、锕、镤、铼、锝、钫、砹和稀有气体等多种元素的存在。(2)有机硅化合物的性质。元素周期表的应用：？ 2．元素周期律理论的发展过程

(1)1869年门捷列夫提出元素周期律，并预言了钪、镓、锗的存在。 (2)1894-1898年稀有气体的发现，使元素周期律理论经受了一次考验。

(3)1913年莫斯莱的叙述：“化学元素的性质是它们原子序数（而不再是原子量）的周期性函数”。

(4)20世纪初期，认识到了元素周期律的本质原因：“化学元素性质的周期性来源于原子电子层结构的周期性”。

(5)1940—1974年提出并证实了第二个稀土族──锕系元素的存在。

(6)人类对元素周期律理论的认识到目前并未完结，客观世界是不可穷尽的，人类的认识也是不可穷尽的。

3.元素在周期表中的位置与元素原子电子层结构的关系元素的分区与原子的电子层结构

根据原子的电子层结构的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分为五个区。 (1)s区元素，最外电子层结构是ns1和ns2，包括IA、IIA族元素。 (2)p区元素，最外电子层结构是ns2np1-6，从第ⅢA族到第0族元素。 (3)d区元素，电子层结构是(n-1)d1-9ns1-2,从第ⅢB族到第Ⅷ类元素。

(4)ds区元素，电子层结构是(n-1)d10ns1和(n-1)d10ns2，包括第IB、IIB族。

(5)f区元素，电子层结构是(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2，包括镧系和锕系元素。周期与原子的电子层结构

表1周期与能级组的关系

周期能级组能级组内各原子轨道能级组内轨道所能容纳的电子数各周期中元素 1 2 3 4 5 6 7

一二三四五六七

1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p

2 8 8 18 18 32 32

(1)周期数=电子层数=最外电子层的主量子数n。

(2)各周期元素的数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。族与原子的电子层结构

元素周期表中共有16个族：7个A族（主族）和7个B族（副族），还有1个零族和1个第Ⅷ族。现在国外把元素周期表划分为18个族，不区分主族或副族，按长周期表从左向右依次排列。各区内所属元素的族数与原子核外电子分布的关系见表2。表2各区内所属元素的族数与原子核外电子分布的关系元素区域 s、p、ds区元素

元素族数

等于最外电子层的电子数(ns+np)