結構化學中怎麼算是幾元

Ⅰ 急！！如何計算分子中中心原子的價層電子對數

中心原子的價層電子對數（注意可不是價電子數）=中心原子孤電子對數+中心原子與周圍原子形成σ鍵電子對數.
（1）先找到中心原子,一般為化合價數值較大,結合原子較多,電負性較小（除H外）.
（2）看中心原子在哪一主族,族序數也就是最外層電子數.
（3）再看和中心原子結合的原子所需電子數（8-其族序數）.
（4）中心原子的最外層電子數減去周圍原子所需電子總數,再除以2就是中心原子的孤電子對數.
（5）數數周圍有幾個原子和中心原子結合,中心原子與周圍原子形成σ鍵電子對數就是幾.
下面以CO2為例說明一下,首先確定中心原子為C,然後知道C是第IVA族元素,C原子最外層電子數為4,減去兩個O原子成鍵所需電子數（每個O需要8-6=2電子,兩個O共需2×2=4電子）,也就是4-4=0,說明C原子沒有孤對電子,而要與兩個O結合需要σ鍵2個,C原子的價層電子對為0+2=2.中心C原子是sp雜化,VSEPR構型和分子構型均為直線型.
再如H2O,中心原子是O,O屬第VIA族,最外層電子數為6,減去兩個H需要的電子數（由於基態H原子只有1s能級,再有一個電子就可穩定）6-2×1=4,O的孤對電子數就是4÷2=2.加上要與兩個H形成兩個σ鍵,O的價層電子對數為2+2=4.中心原子O是sp3雜化,VSEPR構型為四面體,分子構型忽略孤對電子是V形.

Ⅱ 結構化學中的幾個問題

1). 為什麼乘以常數仍然為體系的波函數.
因為有效波函數積分（幾率密度）後要歸一。不管乘以任何常數，在歸一化的過程中都會被消去。
2。 哈密頓算符作用於波函數 ，等於E乘以波函數。E是什麼，也是實數嗎？
哈密頓算符是厄米算符，它的本徵值 E 一定為實數。
3。 為什麼要求量子力學的算符為線性厄米算符？線性厄米算符有啥作用。
因為量子力學的波函數是定義在希爾伯特空間中。希爾伯特空間是一個線性矢量空間。算符在這里可以看成是一種變換。當這種變換服從線性諸條件，而且它們的本徵值都是實數時---線性厄米算符。對選定的一組基向量，並非所有變換都是厄米算符。

Ⅲ 結構化學中分子鍵級的計算方法（詳細）例求氧氣的分子鍵級。求詳細過程（包括成鍵與反鍵）

城建電子減反鍵電子除以二。
&1S城建2，反鍵2，&2S城建2，反鍵2，π2P城建6，反鍵2.
鍵級=(6-2)除以2=2

Ⅳ 關於結構化學的電子排布

由能級交錯可判斷。電子進入軌道的順序是1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 .鈮元素41號1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3，然後發生雜化，你可以想像成有一個電子在5s亞層不願意放棄自己的「地盤」，所以變成4d4 5s1

跟你補充一點資料

〖第4講〗原子結構、核外電子運動狀態、電離能和電負性。
原子結構。核外電子運動狀態，用s、p、d等來表示基態構型（包括中性原子、正離子和負離子），核外電子排布。電離能和電負性。 原子結構理論的發展簡史 古代希臘的原子理論 該理論產生公元前 400 年，希臘哲學家德模克利特( Democritus ), 提出萬物由原子產生的思想。 道爾頓( J. Dolton )的原子理論 19 世紀初，英國中學教師 J. Dolton 創立了原子學說，基本觀點包括： ①一切物質都是由不可見的，不可再分的原子組成，原子不能自生自滅 ②同種類的原子具有相同的性質，不同的原子性質不同； ③每一種物質都由特定的原子組成。 原子學說成為 19 世紀初化學理論的基礎，推動了 19 世紀化學的迅速發展。 盧瑟福( E.Rutherford )的行星式原子模型 1911 年，英國物理學家 E.Rutherford 的 α 粒子散射實驗，證實了原子中帶正電的原子核只是一個體積極小，質量大的核，核外電子受原子核的作用而在核外圍空間運動，就像太陽系中的行星繞太陽旋轉一樣，稱為行星式原子模型。

作者： 講師甲 2006-9-14 22:23 回復此發言

2 回復：〖第4講〗原子結構、核外電子運動狀態、電離能和電負性。
玻爾（ N.Bohr ）原子結構理論 波爾理論的要點： 1. 核外電子運動的軌道角動量（ L ）是量子化的，它在數值上是h/2Pi 的整數倍 2. 電子在一定軌道上運動的電子的能量也是量子化的，總能量 3. 原子在正常或穩定狀態時，電子盡可能處於能量最低的狀態 , 即基態（ ground state ）。 當原子獲得外界提供能量時，電子將會躍遷到能量較高的軌道上，處於激發態的電子從一個能級跳到另一能級時，要吸收或放出能量，其能量取決於躍遷前後兩軌道的能量差； 電子雲模型

作者： 講師甲 2006-9-14 22:31 回復此發言

3 四個量子數 ( n 、 l 、 m 、 ms ) 描述原子核外電子運動狀態
四個量子數 ( n 、 l 、 m 、 ms ) 描述原子核外電子運動狀態 1. 主量子數 n n = 1, 2, 3, 4… 正整數，它決定電子離核的平均距離 、能級和電子層。在單電子原子中， n 決定電子的能量，在多電子原子中 n 與 l 一起決定電子的能量： n 確定電子層（ n 相同的電子屬同一電子層）： n 1 2 3 4 5 6 7 電子層 K L M N O P Q 2. 角量子數 l l 的取值是受主量子數的限制的，對每個 n 值： l = 0, 1, 2, 3… n - 1 ，共 n 個值； l 能夠確定原子軌道和電子雲在空間的角度分布情況（形狀）； 原子軌道的形狀取決於 l ； 在多電子原子中， n 與 l 一起決定的電子的能量；對於單電子體系，電子的能量只與主量子數有關。 l 表示的 電子亞層，即 l 取值對應電子亞層。 l 0 1 2 3 4 電子亞層：s p d f g

作者： 講師甲 2006-9-16 19:31 回復此發言

4 回復：〖第4講〗原子結構、核外電子運動狀態、電離能和電負性。
例如： n = 4, 角量子數 l 可取： 0 ， 1 ， 2 ， 3 n = 4 時， l = 0 : 表示軌道為第四層的 4 s 軌道， 形狀為球形 l = 1 : 表示軌道為第四層的 4 p 軌道， 形狀為啞鈴形 l = 2 : 表示軌道為第四層的 4 d 軌道， 形狀為花瓣形 l = 3 : 表示軌道為第四層的 4 f 軌道， 形狀復雜

作者： 講師甲 2006-9-16 19:32 回復此發言

5 回復：〖第4講〗原子結構、核外電子運動狀態、電離能和電負性。
. 磁量子數 m m 的取值是 l 值的限制的 , m = 0, ± 1, ± 2…… ± l （ 共 2 l + 1 個值）。 m 的不同不影響電子的能量，隻影響軌道在空間的伸展方向。 m 值決定波函數 ( 原子軌道 ) 或電子雲在空間的伸展方向：由於 m 可取（ 2 l +1 ）個值，所以相應於一個 l 值的電子亞層共有（2l +1）個取向，例如 p 軌道， l = 1 ， m = 0 ，± 1, 則 p 軌道共有 3 種取向。 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。 ms當一個軌道中 存在二個電子時 根據四個量子數的取值規則，則每一電子層中可 容納的電子總數為 2n2 .
一、原子核外電子排布的原理

處於穩定狀態的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由於電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，沒有例外的情況發生。

1．最低能量原理

電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說，我們站在地面上，不會覺得有什麼危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處於一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……

2．保里不相容原理

我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子雲的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那麼，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當於一個電子，每一個電梯相當於一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多隻能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。根據保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；f亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n2個電子。

3．洪特規則

從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分佔不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於

全滿（s2、p6、d10、f14）

半滿（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似於我們坐電梯的情況中，要麼電梯是空的，要麼電梯里都有一個人，要麼電梯里都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了兩個人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的電梯里沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。

二、核外電子排布的方法

對於某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數（即原子序數、質子數、核電荷數），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然後將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿後，才去填充後面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為

1s22s22p63s23p64s23d4

根據洪特規則，d亞層處於半充滿時較為穩定，故其排布式應為：

1s22s22p63s23p64s13d5

最後，按照人們的習慣「每一個電子層不分隔開來」，改寫成

1s22s22p63s23p63d54s1

即可。

三、核外電子排布在中學化學中的應用

1．原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上， 還能表示出這些電子是處於自旋相同還是自旋相反的狀態，而核外電子排布式不具備後一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它並沒有指明電子分布在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在於可以直接看出原子的核電荷數（或核外電子總數）。

2．原子的核外電子排布與元素周期律的關系

在原子里，原子核位於整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發現核外電子排布遵守下列規律：原子核外的電子盡可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數是n，這層的電子數目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那麼這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那麼這層的電子數便不能超過18個。這一結果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規律，按最外層電子排布相同進行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的周期性變化來進行劃分周期

如第一周期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的

第二周期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的

第三周期中含有的元素種類數為8，是由3s1~23p0~6決定的

第四周期中元素的種類數為18，是由4s1~23d0~104p0~6決定的。

由此可見，元素原子核外電子排布的規律是元素周期表劃分的主要依據，是元素性質周期性變化的根本所在。對於同族元素而言，從上至下，隨著電子層數增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對於同周期元素而言，隨著核電荷數的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。

3．元素原子的核外電子排布與元素的化學性質

元素的化學性質直接決定於該元素原子的核外電子排布情況，如鹼金屬元素的最外層電子結構可表示為ns1，說明鹼金屬元素一般容易失去最外層的1個電子（價電子），變成正一價的陽離子，從而形成惰性氣體的穩定結構（此性質即強還原性）；而鹵素的最外層電子結構可表示為ns2np5，說明鹵素在一般情況下很容易得到1個電子，變成負1價的陰離子，從而形成惰性氣體的穩定結構（此性質即強氧化性），當然，它們也可以失去最外層的價電子而呈現出+1、+3、+5、+7等價態。對於同一族元素而言，隨著電子層數的增加，金屬性越來越強，非金屬性越來越弱，這也取決於元素原子的核外電子排布情況。有了這些理論知識作指導（如下式所示），我們可以理解和推測元素的化學性質及其變化規律，從而大大減輕我們的記憶量。

Ⅳ 點陣 結構基元是什麼 能解釋的通俗點嗎

點陣、基元和晶體結構的關系可以表示為:點陣+基元=晶體結構.
晶體（crystal）的概念：結構基元（motif）（可以是原子、分子、離子、原子團或離子團）在空間呈不隨時間變化的三維周期排列的物質.
空間點陣（space
lattice）的概念：在空間由點排列成的無限陣列,其中每一個點都和其它點具有相同的環境（包括幾何的、物理的、化學的環境）,這種點的排列就稱為空間點陣,或空間格子,簡稱點陣（lattice）,或晶格、格子.
把晶體中的結構基元抽象為幾何點（即結點或格點）,就得到空間點陣,或晶格.空間點陣,或晶格的四個要素是：結點、晶向或晶列、晶面、平行六面體.
晶體是具有格子構造的固體.有些看似固體的物質,如玻璃、松香、瀝青等,不具有晶體的格子構造特徵,稱為非晶體,它實質上是過冷液體.只有晶體才配得上稱為固體,才是真正的固體.
晶體結構（crystal
structure）是具有物質內容的空間點陣結構.點陣、基元和晶體結構的關系可以表示為：點陣+基元=晶體結構.
點陣是一組無限的點,點陣中每個點都具有完全相同的周圍環境.在平移的對稱操作下,（連結點陣中任意兩點的矢量,按此矢量平移）,所有點都能復原,滿足以上條件的一組點稱為點陣.

Ⅵ 結構化學中摺合質量是怎麼算的

在牛頓力學里,約化質量 ,也稱作摺合質量,是出現於二體問題的 "有效"慣性質量 .這是一個量綱為質量的物理量,使二體問題能夠被變換為一體問題.
假設有兩個物體,質量分別為 m1 與 m2 ,環繞著兩個物體的質心 運行於各自的軌道.那麼,等價的一體問題中,物體的質量就是約化質量 u ,計算的方程為
u = 1/(1/m1+1/m2)=m1*m2/(m1+m2) .
這結果可以很容易地證明出來．用牛頓第二定律,物體 2 施於物體 1 的作用力,
F12 =m1*a1 .
物體 1 施於物體 2 的作用力,
F21 =m2*a2 .
依據牛頓第三定律,作用力與反作用力,大小相等,方向相反：
F12 = -F21 .
所以,
m1*a1 = -m2*a2 .
兩個物體的相對加速度為
a=a1-a2=(1+m1/m2)a1=(m1+m2)*a1/(m1*m2)=F/u.
所以物體 1 的運動,相對於物體 2 ,就好似一個 質量為約化質量 的物體的運動.

Ⅶ 結構化學

Z=dV(NA)/M=0.530*(350*10的-10次方)的3次方*6.02*10的23次方/6.941=2，為體心立方。第二題涉及布拉格方程，本人水平不足，只算到1531pm570pm411pm

Ⅷ 結構化學光譜項與光譜支項求法提問.

Si基態電子構型是p2。L最大＝l+l＝1＋1＝2，所以 ML 取值 2，1，0，－1，－2；S最大＝s＋s＝1／2＋1／2＝1，所以， MS 取值 1， 0，－1
構建電子組態表，ML 為縱軸，MS 為橫軸（3x5）。
從中然後分步獲取基態關光譜項。1D， 3P，。。。
根據一個給定光譜項所含的 L 和 S，計算出 J＝L＋S，L+S-1，。。。/L-S/
比如， 光譜項 1D ＝＝》 L=2，S=0，＝＝》J=2 。所以光譜支項：1D2

Ⅸ 結構化學怎麼學啊

結構化學首先是一門直接應用多種近代實驗手段測定分子靜態、動態結構和靜態、動態性能的實驗科學。

從各種已知的化學物質的分子構型和運動特徵中歸納出物質結構的規律性，還要從理論上說明為什麼原子會結合成為分子，為什麼原子按一定的量的關系結合成為數目眾多的形形色色的分子，以及在分子中原子相互結合的各種作用力方式和分子中原子相對位置的立體化學特徵。

結構化學還說明某種元素的原子或某種基團在不同的微觀化學環境中的價態、電子組態、配位特點等結構特徵。

另一方面，從結構化學的角度還能闡明物質的各種宏觀化學性能（包括化學反應性能）和各種宏觀非化學性能（包括各種物理性質和許多新技術應用中的技術性能等）與微觀結構之間的關系及其規律性。

在這個基礎上就有可能不斷地運用已知的規律性，設法合成出具有更新穎、結構特點更不尋常的新物質，在化學鍵理論和實驗化學相結合的過程中創立新的結構化學理論。與此同時，還要不斷地努力建立新的闡明物質微觀結構的物理的和化學的實驗方法。

(9)結構化學中怎麼算是幾元擴展閱讀：

學好結構化學的方法：

1.注重課前預習。

養成課前預習的學習習慣，在預習的過程中要將老師下節課所講的內容熟悉一遍，明確所學知識的主要任務，在預習過程中將自己不懂的知識點以及疑問用筆做記號，這樣就可以在上課過程中重點聽講自己所不會的問題。

同時要與上節課所學的內容進行結合，找出它們之間的聯系，通過以舊帶新，溫故知新的方式進行預習，更有利於對新知識的學習。

2.加強知識點的記憶。

學生在學習化學過程中要聯系生活實際，對化學的知識點進行記憶和理解，化學知識比較瑣碎，每種物質的都具有自己獨特的化學性質以及物理性質，每種物質之間的反應又有不同的化學反應現象，掌握這些知識對化學的學習有很大幫助。

很多的化學推斷題都是需要學生根據題干對物質的描述或者物質之間反應的現象來確定是那種物質，從而將題解答，可見記憶對於化學的學習室很重要的，比如：Cl2、NO2、Na等物質的物理性質以及化學性質都要記憶。

3.學習化學過程中要注重知識點的理解。

雖然加強對知識的記憶對高中化學的學習有很大的幫助，但是單純的記憶就會陷入學習的誤區，忽視了對知識點的理解也是學習化學必不可少的，只有兩者相互結合才能學好化學。

記憶、理解、練習題、總結反思是化學學習的重要模塊，理解是貫穿化學學習的整個過程，在學習過程中要理解一些化學反應之間的原理，不是單純的記憶化學反應之間的現象或者化學方程式的學習。

當理解化學反應的原理之後，就可以舉一反三，寫出同類化學反應的化學方程式，對化學的學習有很大幫助。

如高中化學最常見的一類化學反應氧化還原反應，在學習過程中有關氧化反應、還原反應、以及得失電子等的學習學生會很苦惱，記憶也很也很難。

但是將其編成一個口訣「升失氧降得還」，即「升」代表化合價升高，「失」代表失去電子，「氧」代表氧化反應，這樣對學生對氧化還原反應的理解就會比較透徹，同時也可以通過一個氧化還原反應寫出一系列的氧化還原反應。

4.加強習題訓練。

在對化學知識理解之後應當通過習題進行鞏固，將所學知識靈活應用，這樣學習化學有上了一個層次，達到更好的效果。

5.做好課後復習。

課後的復習顯得至關重要，學生通過課後的復習，將課堂上沒有理解的內容進行重新學習，對重難點進行鞏固，在復習過程中課本是很重的。

學生復習時一定要對課本進行再一次的熟悉，特別要注意課本上的細節，一些小的知識點都可能成為將來考試的重點，要進行課後的練習，練習過程中要由淺入深、由易到難的進行練習，通過這種層層遞進的練習方式。

Ⅹ 關於結構化學的計算

還以為是大學結構化學，原來是高中的。。。太令我失望了。。

1.先求摩爾質量。設有 1mol 該物質，則
M = m = 密度 * 體積 = 5.71 * (4.28*10^-5)^3 * NA/4
56x + 16 = M
這樣即可求出 x。
解析：由於是氯化鈉型，每個晶胞中是4個鈉離子，4個氯離子。所以1mol該物質中，有 NA / 4 個晶胞單元。每個單元體積是邊長的3次方。

2.設每 1mol 該物質中二價鐵 amol ，三價鐵 bmol
則由化學價代數和為 0，可知
2a + 3b = 2
a + b = x
求出 a/b 即得答案

3.由於是氯化鈉型。則可將氧離子放在氯離子的位置，鐵放在鈉離子的位置上。這里的二價鐵和三價鐵應該作為一個整體存在，不要分開考慮。這樣答案就是：C 正八面體。設氧在體心，鐵就在6個面心上。

4.設氧在體心和棱心，則鐵在面心和頂點上。最近距離為面心至頂點的距離，也可以是相鄰兩個面的面心。
答案：二分之根號二的邊長