结构化学中怎么算是几元

Ⅰ 急！！如何计算分子中中心原子的价层电子对数

中心原子的价层电子对数（注意可不是价电子数）=中心原子孤电子对数+中心原子与周围原子形成σ键电子对数.
（1）先找到中心原子,一般为化合价数值较大,结合原子较多,电负性较小（除H外）.
（2）看中心原子在哪一主族,族序数也就是最外层电子数.
（3）再看和中心原子结合的原子所需电子数（8-其族序数）.
（4）中心原子的最外层电子数减去周围原子所需电子总数,再除以2就是中心原子的孤电子对数.
（5）数数周围有几个原子和中心原子结合,中心原子与周围原子形成σ键电子对数就是几.
下面以CO2为例说明一下,首先确定中心原子为C,然后知道C是第IVA族元素,C原子最外层电子数为4,减去两个O原子成键所需电子数（每个O需要8-6=2电子,两个O共需2×2=4电子）,也就是4-4=0,说明C原子没有孤对电子,而要与两个O结合需要σ键2个,C原子的价层电子对为0+2=2.中心C原子是sp杂化,VSEPR构型和分子构型均为直线型.
再如H2O,中心原子是O,O属第VIA族,最外层电子数为6,减去两个H需要的电子数（由于基态H原子只有1s能级,再有一个电子就可稳定）6-2×1=4,O的孤对电子数就是4÷2=2.加上要与两个H形成两个σ键,O的价层电子对数为2+2=4.中心原子O是sp3杂化,VSEPR构型为四面体,分子构型忽略孤对电子是V形.

Ⅱ 结构化学中的几个问题

1). 为什么乘以常数仍然为体系的波函数.
因为有效波函数积分（几率密度）后要归一。不管乘以任何常数，在归一化的过程中都会被消去。
2。 哈密顿算符作用于波函数 ，等于E乘以波函数。E是什么，也是实数吗？
哈密顿算符是厄米算符，它的本征值 E 一定为实数。
3。 为什么要求量子力学的算符为线性厄米算符？线性厄米算符有啥作用。
因为量子力学的波函数是定义在希尔伯特空间中。希尔伯特空间是一个线性矢量空间。算符在这里可以看成是一种变换。当这种变换服从线性诸条件，而且它们的本征值都是实数时---线性厄米算符。对选定的一组基向量，并非所有变换都是厄米算符。

Ⅲ 结构化学中分子键级的计算方法（详细）例求氧气的分子键级。求详细过程（包括成键与反键）

城建电子减反键电子除以二。
&1S城建2，反键2，&2S城建2，反键2，π2P城建6，反键2.
键级=(6-2)除以2=2

Ⅳ 关于结构化学的电子排布

由能级交错可判断。电子进入轨道的顺序是1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 .铌元素41号1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3，然后发生杂化，你可以想象成有一个电子在5s亚层不愿意放弃自己的“地盘”，所以变成4d4 5s1

跟你补充一点资料

〖第4讲〗原子结构、核外电子运动状态、电离能和电负性。
原子结构。核外电子运动状态，用s、p、d等来表示基态构型（包括中性原子、正离子和负离子），核外电子排布。电离能和电负性。 原子结构理论的发展简史 古代希腊的原子理论 该理论产生公元前 400 年，希腊哲学家德模克利特( Democritus ), 提出万物由原子产生的思想。 道尔顿( J. Dolton )的原子理论 19 世纪初，英国中学教师 J. Dolton 创立了原子学说，基本观点包括： ①一切物质都是由不可见的，不可再分的原子组成，原子不能自生自灭 ②同种类的原子具有相同的性质，不同的原子性质不同； ③每一种物质都由特定的原子组成。 原子学说成为 19 世纪初化学理论的基础，推动了 19 世纪化学的迅速发展。 卢瑟福( E.Rutherford )的行星式原子模型 1911 年，英国物理学家 E.Rutherford 的 α 粒子散射实验，证实了原子中带正电的原子核只是一个体积极小，质量大的核，核外电子受原子核的作用而在核外围空间运动，就像太阳系中的行星绕太阳旋转一样，称为行星式原子模型。

作者： 讲师甲 2006-9-14 22:23 回复此发言

2 回复：〖第4讲〗原子结构、核外电子运动状态、电离能和电负性。
玻尔（ N.Bohr ）原子结构理论 波尔理论的要点： 1. 核外电子运动的轨道角动量（ L ）是量子化的，它在数值上是h/2Pi 的整数倍 2. 电子在一定轨道上运动的电子的能量也是量子化的，总能量 3. 原子在正常或稳定状态时，电子尽可能处于能量最低的状态 , 即基态（ ground state ）。 当原子获得外界提供能量时，电子将会跃迁到能量较高的轨道上，处于激发态的电子从一个能级跳到另一能级时，要吸收或放出能量，其能量取决于跃迁前后两轨道的能量差； 电子云模型

作者： 讲师甲 2006-9-14 22:31 回复此发言

3 四个量子数 ( n 、 l 、 m 、 ms ) 描述原子核外电子运动状态
四个量子数 ( n 、 l 、 m 、 ms ) 描述原子核外电子运动状态 1. 主量子数 n n = 1, 2, 3, 4… 正整数，它决定电子离核的平均距离 、能级和电子层。在单电子原子中， n 决定电子的能量，在多电子原子中 n 与 l 一起决定电子的能量： n 确定电子层（ n 相同的电子属同一电子层）： n 1 2 3 4 5 6 7 电子层 K L M N O P Q 2. 角量子数 l l 的取值是受主量子数的限制的，对每个 n 值： l = 0, 1, 2, 3… n - 1 ，共 n 个值； l 能够确定原子轨道和电子云在空间的角度分布情况（形状）； 原子轨道的形状取决于 l ； 在多电子原子中， n 与 l 一起决定的电子的能量；对于单电子体系，电子的能量只与主量子数有关。 l 表示的 电子亚层，即 l 取值对应电子亚层。 l 0 1 2 3 4 电子亚层：s p d f g

作者： 讲师甲 2006-9-16 19:31 回复此发言

4 回复：〖第4讲〗原子结构、核外电子运动状态、电离能和电负性。
例如： n = 4, 角量子数 l 可取： 0 ， 1 ， 2 ， 3 n = 4 时， l = 0 : 表示轨道为第四层的 4 s 轨道， 形状为球形 l = 1 : 表示轨道为第四层的 4 p 轨道， 形状为哑铃形 l = 2 : 表示轨道为第四层的 4 d 轨道， 形状为花瓣形 l = 3 : 表示轨道为第四层的 4 f 轨道， 形状复杂

作者： 讲师甲 2006-9-16 19:32 回复此发言

5 回复：〖第4讲〗原子结构、核外电子运动状态、电离能和电负性。
. 磁量子数 m m 的取值是 l 值的限制的 , m = 0, ± 1, ± 2…… ± l （ 共 2 l + 1 个值）。 m 的不同不影响电子的能量，只影响轨道在空间的伸展方向。 m 值决定波函数 ( 原子轨道 ) 或电子云在空间的伸展方向：由于 m 可取（ 2 l +1 ）个值，所以相应于一个 l 值的电子亚层共有（2l +1）个取向，例如 p 轨道， l = 1 ， m = 0 ，± 1, 则 p 轨道共有 3 种取向。 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。 ms当一个轨道中 存在二个电子时 根据四个量子数的取值规则，则每一电子层中可 容纳的电子总数为 2n2 .
一、原子核外电子排布的原理

处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。

1．最低能量原理

电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……

2．保里不相容原理

我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。

3．洪特规则

从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于

全满（s2、p6、d10、f14）

半满（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。

二、核外电子排布的方法

对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为

1s22s22p63s23p64s23d4

根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：

1s22s22p63s23p64s13d5

最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成

1s22s22p63s23p63d54s1

即可。

三、核外电子排布在中学化学中的应用

1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要更加详细一些，它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上， 还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它并没有指明电子分布在哪些亚层上，也没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）。

2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系

在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期

如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的

第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的

第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的

第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的。

由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。

3．元素原子的核外电子排布与元素的化学性质

元素的化学性质直接决定于该元素原子的核外电子排布情况，如碱金属元素的最外层电子结构可表示为ns1，说明碱金属元素一般容易失去最外层的1个电子（价电子），变成正一价的阳离子，从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强还原性）；而卤素的最外层电子结构可表示为ns2np5，说明卤素在一般情况下很容易得到1个电子，变成负1价的阴离子，从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强氧化性），当然，它们也可以失去最外层的价电子而呈现出+1、+3、+5、+7等价态。对于同一族元素而言，随着电子层数的增加，金属性越来越强，非金属性越来越弱，这也取决于元素原子的核外电子排布情况。有了这些理论知识作指导（如下式所示），我们可以理解和推测元素的化学性质及其变化规律，从而大大减轻我们的记忆量。

Ⅳ 点阵 结构基元是什么 能解释的通俗点吗

点阵、基元和晶体结构的关系可以表示为:点阵+基元=晶体结构.
晶体（crystal）的概念：结构基元（motif）（可以是原子、分子、离子、原子团或离子团）在空间呈不随时间变化的三维周期排列的物质.
空间点阵（space
lattice）的概念：在空间由点排列成的无限阵列,其中每一个点都和其它点具有相同的环境（包括几何的、物理的、化学的环境）,这种点的排列就称为空间点阵,或空间格子,简称点阵（lattice）,或晶格、格子.
把晶体中的结构基元抽象为几何点（即结点或格点）,就得到空间点阵,或晶格.空间点阵,或晶格的四个要素是：结点、晶向或晶列、晶面、平行六面体.
晶体是具有格子构造的固体.有些看似固体的物质,如玻璃、松香、沥青等,不具有晶体的格子构造特征,称为非晶体,它实质上是过冷液体.只有晶体才配得上称为固体,才是真正的固体.
晶体结构（crystal
structure）是具有物质内容的空间点阵结构.点阵、基元和晶体结构的关系可以表示为：点阵+基元=晶体结构.
点阵是一组无限的点,点阵中每个点都具有完全相同的周围环境.在平移的对称操作下,（连结点阵中任意两点的矢量,按此矢量平移）,所有点都能复原,满足以上条件的一组点称为点阵.

Ⅵ 结构化学中折合质量是怎么算的

在牛顿力学里,约化质量 ,也称作折合质量,是出现于二体问题的 "有效"惯性质量 .这是一个量纲为质量的物理量,使二体问题能够被变换为一体问题.
假设有两个物体,质量分别为 m1 与 m2 ,环绕着两个物体的质心 运行于各自的轨道.那么,等价的一体问题中,物体的质量就是约化质量 u ,计算的方程为
u = 1/(1/m1+1/m2)=m1*m2/(m1+m2) .
这结果可以很容易地证明出来．用牛顿第二定律,物体 2 施于物体 1 的作用力,
F12 =m1*a1 .
物体 1 施于物体 2 的作用力,
F21 =m2*a2 .
依据牛顿第三定律,作用力与反作用力,大小相等,方向相反：
F12 = -F21 .
所以,
m1*a1 = -m2*a2 .
两个物体的相对加速度为
a=a1-a2=(1+m1/m2)a1=(m1+m2)*a1/(m1*m2)=F/u.
所以物体 1 的运动,相对于物体 2 ,就好似一个 质量为约化质量 的物体的运动.

Ⅶ 结构化学

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，为体心立方。第二题涉及布拉格方程，本人水平不足，只算到1531pm570pm411pm

Ⅷ 结构化学光谱项与光谱支项求法提问.

Si基态电子构型是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
构建电子组态表，ML 为纵轴，MS 为横轴（3x5）。
从中然后分步获取基态关光谱项。1D， 3P，。。。
根据一个给定光谱项所含的 L 和 S，计算出 J＝L＋S，L+S-1，。。。/L-S/
比如， 光谱项 1D ＝＝》 L=2，S=0，＝＝》J=2 。所以光谱支项：1D2

Ⅸ 结构化学怎么学啊

结构化学首先是一门直接应用多种近代实验手段测定分子静态、动态结构和静态、动态性能的实验科学。

从各种已知的化学物质的分子构型和运动特征中归纳出物质结构的规律性，还要从理论上说明为什么原子会结合成为分子，为什么原子按一定的量的关系结合成为数目众多的形形色色的分子，以及在分子中原子相互结合的各种作用力方式和分子中原子相对位置的立体化学特征。

结构化学还说明某种元素的原子或某种基团在不同的微观化学环境中的价态、电子组态、配位特点等结构特征。

另一方面，从结构化学的角度还能阐明物质的各种宏观化学性能（包括化学反应性能）和各种宏观非化学性能（包括各种物理性质和许多新技术应用中的技术性能等）与微观结构之间的关系及其规律性。

在这个基础上就有可能不断地运用已知的规律性，设法合成出具有更新颖、结构特点更不寻常的新物质，在化学键理论和实验化学相结合的过程中创立新的结构化学理论。与此同时，还要不断地努力建立新的阐明物质微观结构的物理的和化学的实验方法。

(9)结构化学中怎么算是几元扩展阅读：

学好结构化学的方法：

1.注重课前预习。

养成课前预习的学习习惯，在预习的过程中要将老师下节课所讲的内容熟悉一遍，明确所学知识的主要任务，在预习过程中将自己不懂的知识点以及疑问用笔做记号，这样就可以在上课过程中重点听讲自己所不会的问题。

同时要与上节课所学的内容进行结合，找出它们之间的联系，通过以旧带新，温故知新的方式进行预习，更有利于对新知识的学习。

2.加强知识点的记忆。

学生在学习化学过程中要联系生活实际，对化学的知识点进行记忆和理解，化学知识比较琐碎，每种物质的都具有自己独特的化学性质以及物理性质，每种物质之间的反应又有不同的化学反应现象，掌握这些知识对化学的学习有很大帮助。

很多的化学推断题都是需要学生根据题干对物质的描述或者物质之间反应的现象来确定是那种物质，从而将题解答，可见记忆对于化学的学习室很重要的，比如：Cl2、NO2、Na等物质的物理性质以及化学性质都要记忆。

3.学习化学过程中要注重知识点的理解。

虽然加强对知识的记忆对高中化学的学习有很大的帮助，但是单纯的记忆就会陷入学习的误区，忽视了对知识点的理解也是学习化学必不可少的，只有两者相互结合才能学好化学。

记忆、理解、练习题、总结反思是化学学习的重要模块，理解是贯穿化学学习的整个过程，在学习过程中要理解一些化学反应之间的原理，不是单纯的记忆化学反应之间的现象或者化学方程式的学习。

当理解化学反应的原理之后，就可以举一反三，写出同类化学反应的化学方程式，对化学的学习有很大帮助。

如高中化学最常见的一类化学反应氧化还原反应，在学习过程中有关氧化反应、还原反应、以及得失电子等的学习学生会很苦恼，记忆也很也很难。

但是将其编成一个口诀“升失氧降得还”，即“升”代表化合价升高，“失”代表失去电子，“氧”代表氧化反应，这样对学生对氧化还原反应的理解就会比较透彻，同时也可以通过一个氧化还原反应写出一系列的氧化还原反应。

4.加强习题训练。

在对化学知识理解之后应当通过习题进行巩固，将所学知识灵活应用，这样学习化学有上了一个层次，达到更好的效果。

5.做好课后复习。

课后的复习显得至关重要，学生通过课后的复习，将课堂上没有理解的内容进行重新学习，对重难点进行巩固，在复习过程中课本是很重的。

学生复习时一定要对课本进行再一次的熟悉，特别要注意课本上的细节，一些小的知识点都可能成为将来考试的重点，要进行课后的练习，练习过程中要由浅入深、由易到难的进行练习，通过这种层层递进的练习方式。

Ⅹ 关于结构化学的计算

还以为是大学结构化学，原来是高中的。。。太令我失望了。。

1.先求摩尔质量。设有 1mol 该物质，则
M = m = 密度 * 体积 = 5.71 * (4.28*10^-5)^3 * NA/4
56x + 16 = M
这样即可求出 x。
解析：由于是氯化钠型，每个晶胞中是4个钠离子，4个氯离子。所以1mol该物质中，有 NA / 4 个晶胞单元。每个单元体积是边长的3次方。

2.设每 1mol 该物质中二价铁 amol ，三价铁 bmol
则由化学价代数和为 0，可知
2a + 3b = 2
a + b = x
求出 a/b 即得答案

3.由于是氯化钠型。则可将氧离子放在氯离子的位置，铁放在钠离子的位置上。这里的二价铁和三价铁应该作为一个整体存在，不要分开考虑。这样答案就是：C 正八面体。设氧在体心，铁就在6个面心上。

4.设氧在体心和棱心，则铁在面心和顶点上。最近距离为面心至顶点的距离，也可以是相邻两个面的面心。
答案：二分之根号二的边长