分年级心理健康教育

分年级心理健康教育（共5篇）

分年级心理健康教育 篇1

摘要：高等职业院校在学生心理健康教育中起步尽管晚于本科院校, 但学生心理健康发展的需求却十分迫切。以分层次心理健康教育模式去关注高职学生心理健康教育所面临的问题, 使该项工作更具有现实意义。在组织实施的过程中需要对实施过程进行主动把控, 能确保各项目实施的有效性, 从而达到实施分层次心理健康教育模式的目的。

关键词：心理健康教育,模式,实施,管控

构建高职院校分层次心理健康教育模式是在我国高等职业教育蓬勃发展的态势下产生的。十多年来, 在国家大力发展高等职业教育的政策引导下, 我国中国高等职业院校顺势而发已达1184所, 在校生达900多万人。在社会发展的大背景下, 这一庞大的学生人群的心理健康问题, 也备受关注。分层次心理健康教育模式作为“多途径、全覆盖、引导在前”的新型心理健康教育方式, 既能满足高职学生越来越多的对心理健康教育引导的渴求和期盼, 又能实现学生在校期间全程化的心理教育工作的开展。这样一个新型的心理健康教育模式如何实施, 如何在实施过程中对该模式进行有效管控, 从而达到所设定的工作目标, 并取得预期效果是我们所要思考的问题。

1 实施高职院校分层次心理健康教育模式的现实意义

高职院校分层次心理健康教育模式是根据各年级学生所反映出相对集中的心理需求和状况, 以学生在校学习三年为时限, 在统一的人才培养目标下, 按年级分阶段在每一学期分别制定心理健康教育活动项目。这一做法不仅符合高职院校学生心理发展各阶段的真实需要, 还能提高心理健康教育的针对性, 使心理健康教育做到目标明确, 有的放矢。

高职院校开展心理健康教育工作通常采取的是专兼职相结合的人员队伍结构, 在人员队伍上和从事思想政治工作的人员会有很多重叠。由于高职院校开展心理健康教育工作相对本科院校滞后, 总体来讲都还只是处于起步阶段, 工作经验、人员配备、设施场地、工作内容等都还缺乏系统性和专业性。分层次心理健康教育模式构建, 使从事该项工作的人员队伍上得以充实, 也使内容更加丰富, 增强了组织形式的灵活性, 将心理健康教育工作的开展贯穿学生在校三年的学习过程。

高职院校分层次心理健康教育模式使心理健康教育与学生思想政治工作相互交融, 有效互补, 有利于形成新型的学生思想政治工作体系, 搭建完善的以“预防为主, 干预为先、助人自助”的学生教育管理模式, 帮助学生在挖掘自我、充实自我、发展自我中成长, 充分实现自我价值。构建和实施分层次心理健康教育模式能最大限度地整合资源, 把思想政治教育和心理健康教育进行有效结合, 从而达到事半功倍的效果。

2 高职院校分层次心理健康教育模式的实施要求

2.1 遵循心理健康教育中开展团体辅导的基本要求

团体辅导既是一种心理辅导和治疗的方法, 同时也是一种促进成员人格发展和预防心理困扰的有效教育活动。团体辅导要求充分发挥团体辅导的作用, 实现团体辅导的目标, 从而获得预期的工作效果, 需要遵循:专业原则、民主原则、共同原则、启导原则、发展原则、综合原则、保密原则。

2.2 尊重心理健康教育参与个体的特殊性

由于分层次心理健康教育模式倡导“预防为先”的理念, 项目的设置面对的是广大学生, 不会单独为心理健康已经存在一定问题的学生进行阶段项目设置。

2.3 以整体的目标要求进行各阶段的项目设置

分层次心理健康教育模式的构建, 目标是帮助学生通过学校三年的学习生活逐步形成积极、健康、向上的心理特征, 帮助学生顺利完成“学校人”向“社会人”的平稳转变, 帮助学生成长为身心健康的能主动参与社会发展的社会主义合格接班人和建设者。

2.4 重视分层次心理健康教育各阶段的相互衔接和关系

分层次心理健康教育模式中各阶段所设置的项目是在对学生进行广泛调查的基础上产生的, 各项目间既相互关联又相互独立。相互关联指的是无论哪个阶段的项目设置, 都围绕同一目标进行, 目的是使学生通过这样的项目活动开展, 得到不断增强的良好心理状态。各项目相互独立是指由于学生各阶段反映出的心理特征不同, 每个项目活动都要单独承担或实现某一阶段的集体心理引导, 是一个完整的活动项目设置。

3 实施高职院校分层次心理健康教育模式的管控措施

高职院校分层次心理健康教育模式采用三年六个模块的教育模型, 院系—班主任—心理气象员分别在三个层面和途径围绕模块项目成为子项目实施者和活动价值反馈意见收集者。为了使目标任务顺利实施并取得良好效果, 对模式运行和项目实施的管控尤为重要。

3.1 建立参与人员的培养机制

分层次心理健康教育模式是学生在校三年时间内分阶段以项目活动的方式参与并接受积极的心理引导, 必须有一支思想统一、认识统一、行动统一, 执行力强的人员队伍予以组织实施。这支队伍的建设对实施该模式并取得预期效果起着至关重要的作用。各高职院校应当建立长期的培训机制, 把队伍建设放在首位。

3.2 建立活动项目的风险评估机制

使所设置的活动项目能够得到广大参与同学的认同, 达到活动设置的目的;使分层次心理健康教育各项目的参与者得到有效引导, 降低因项目设置欠妥导致的反向心理反应。

3.3 建立活动项目价值的评价机制

通过调查问卷反馈、学生评价反馈、组织人员实施意见反馈等途径对分层次心理健康教育模式的阶段性任务的可行性、是否具有现实意义、学生对该项目的接受程度进行反馈, 为未来项目设置进行调整提供依据, 使各项目设置更趋合理性。

3.4 建立活动项目设置的变更机制

由于高职院校学生的社会接触面增大, 心理发展也越来越受到社会的影响。分层次心理健康教育模式项目设置的依据来自于学生普测后归纳的心理特质, 会呈现出滞后的情况, 这就要求项目设置部门必须根据学生群体心理状况的发展以及某阶段集中出现的心理状况及时调整和变更。

3.5 建立“两个教育”的互补机制

“两个教育”即学生思想政治教育和心理健康教育, 这是保障学生在校期间良好成长的重要途径。在实施分层次心理健康教育模式的过程中要处理好学生思想政治教育和心理健康教育工作的关系。思想政治教育和心理健康教育在实践中目标是一致的, 要求开展教育必须了解学生的心理需求, 掌握个体特征, 实施以思想教育服人、心理教育感人的双重影响, 围绕培养高素质的人这一共同目标, 在教育的内容和目标、教育的方法和手段、以及教育队伍上进行资源共享和资源整合, 有助于取得事半功倍的效果。

参考文献

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[6]马立骥.大学生心理健康教育与实训[M].浙江大学出版社, 2012.

分年级心理健康教育 篇2

东湖中学健康教育领导小组名单 东湖中学健康教育工作制度 东湖中学健康教育2010年工作计划

东湖中学健康教育工作总结

材料二（教师培训、课资料）

东湖中学公开课考勤表 2010—2011学年度上学期总功课表 都昌县东湖中学健康教育课时计划

卫生健康教育知识讲座 学校流脑防治知识与工作要点 东湖中学健康教育教研资料

材料三（宣传资料、活动资料）

材料四（硬件设施统计资料）

材料五（自评资料、问卷调查、评价结果）

东湖中学健康教育自评 学校健康教育评价方案 学校健康教育评价方案实施细则 表一：学校健康教育评价选项表 表二：学校健康教育评价记录表 表三：学校健康教育评价表 表四：教育行政部门健康教育评价表 学生知识知晓率和健康教育行为形成率分析

健康教育问卷

材料六（控烟资料）

东湖中学“控烟”工作领导小组名单 东湖中学2010年控烟工作计划 都昌县东湖中学控烟工作制度 都昌县东湖中学控烟工作检查记录表

东湖中学“控烟”工作会议记录

材料七（学生体检档案）

材料一（学校基本情况介绍）

材料二（“爱国卫生”工作资料）

学校创卫标准内容一览表 东湖中学创卫工作领导小组名单 都昌县东湖中学创卫工作措施及要求

2010年度学校创卫工作计划 东湖中学创建文明卫生城宣传计划 都昌县东湖中学春季爱国卫生活动工作总结 都昌县东湖中学2010年“爱国卫生月”活动总结

材料三（“除四害”资料）

都昌县东湖中学“除四害”工作组织机构领导小组人员名单

东湖中学“除四害”工作管理制度

除“四害”服务补充合同

都昌县城区除“四害”活动头要情况登记表

除“四害”培训资料 除“四害”款项收据

材料四（环境卫生资料）

一、创建卫生班级材料

1、东湖中学创建卫生学校工作计划

2、东湖中学日常卫生工作星级班级评比方案

3、东湖中学卫生班级评分细则

4、评比总结

5、荣誉证书

6、东湖中学养成教育星级文明班评选奖状 7、2010—2011年上学期第十四周至十九周星级文明班级评选结果记载汇总

二、学校卫生管理

1、学校卫生管理制度

2、东湖中学卫生检查评比制度

3、东湖中学平面示意图

4、东湖中学2010—2011学年上学期班容班貌检查情况表

5、十月各班纪律、卫生统计表

6、十一月各班纪律统计表

7、十二月各班纪律统计表

8、东湖中学保洁工岗位职责

9、东湖中学卫生监督员名单

10、收据发票复印件

11、“门前三包”检查评分标准

12、致各经营店主公开信

13、东湖中学门前三包责任状

分年级心理健康教育 篇3

应广大读者的要求，从本期开始我们开辟了“师资培训讲座”栏目，将陆续把学校心理健康教育的理论、任务、模式、途径等以专题的形式系统地介绍给大家，希望本栏目能为学校心理健康教育工作提供服务和指导，同时也希望广大读者对本栏目提出宝贵意见。心理健康的概念

什么是健康和心理健康

人们常常引用联合国世界卫生组织(WHO)宪章中提出的健康的定义：健康是“身体上、精神上和社会适应方面的一种完好状态，而不仅仅是没有疾病或体弱而已”。这个定义，不仅指出了心理社会方面在健康中的重要地位，而且明确提出了健康的标准。换言之，健康不仅是指没有疾病，而且是生理、心理、社会适应等几方面的健康。

什么是心理健康呢?在第三届国际心理卫生大会上，心理健康被定义为“在身体、智能以及情感上与他人的心理不相矛盾的范围内，将个人心境发展成最佳的状态”。这个定义强调，如果一个人与其他人比较，符合同年龄阶段大多数人的心理发展水平，那么这个人的心理就是健康的，反之就是不健康的。

我们认为，心理健康指一种生活适应良好的状态。包括两方面的含义：一是指心理健康状态，个体处于这种状态时，不仅自我情况良好，而且与社会契合和谐；二是指维持心理健康，减少行为问题和精神疾病。另外，心理健康还有狭义和广义之分。狭义的心理健康，主要目的在于预防心理障碍或行为问题；广义的心理健康，则是以促进人们心理调节、发展更大的心理效能为目标，即人们在环境中健康生活，保持并不断提高心理健康水平，从而更好地适应社会生活，有效地为社会和人类做出贡献。显然，对广大中小学生来说，心理健康应该是广义的心理健康。

二、心理健康的标准

心理健康的相对性

心理学中所说的正常和异常是相对的，没有绝对的界限，他们之间的差别在很多情况下只是在量的方面的差别，因此没有一个固定不变、普遍适用的标准。另一方面，心理健康的相对性还表现在个体的心理健康状态不是静止的、固定的，而是动态的、变化的。

由于心理健康的相对性，在心理学中，经常以平均状况或理想状况来说明个体的心理健康情况。平均状况指一般人都处于常态分布领域，与大部分人的情形相似，就认为其心理状况是正常的、健康的。理想状况指心理健康是人们意识中追求的一种理想状况，即一个人希望达到的那种状况。倘若达到了，便是正常的、健康的；倘若达不到，便是有障碍的。

心理健康的一般标准

由于不同个体在生活、学习和工作中遇到的事件和活动是多种多样的，因此，心理健康的衡量，在不同的年龄阶段有不同的要求。根据我们的调查与研究，对于学校情境中的学生来说，这类事件或活动主要是学习、人际关系以及和自我有关的活动、社会适应。

1心理健康与学习

(1)智力发展正常。正常的智力使中小学生能正确地看待周围的各种事物，使他们在认识环境、认识世界和认识自我时保持客观的态度，能够顺利地完成学业。

(2)体脑协调。中小学生的体脑协调性表现在良好的学习习惯和方法上，，他们能够掌握“闹中取静”，能自觉地将不同学科的学习交替进行，注意体脑活动和睡眠的关系，善于利用记忆的规律来进行有效的学习。

(3)自我满足。心理健康的中小学生应该有适度的成就动机，从学习中获得自我满足感，从而不断增强自信心。

(4)排除学习中不必要的忧虑。学生在学习中都不可避免地会产生不愉快的情绪体验，从而引起忧愁、悲伤、恐惧等情绪反应。心理健康的学生在学习中也有烦恼，但是他们能明智地接受这一事实，从不伪装，他们会采取积极的方法来摆脱这些消极情绪。

2心理健康与人际关系

中小学生的人际关系主要是与父母形成的亲子关系，与老师形成的师生关系，与同学朋友形成的同伴关系。心理健康的学生，在人际交往中能像尊重自己一样尊重别人；乐意与同学交往，与同伴合作，能与教师和家长沟通；能客观地了解他人，关心他人的需要；有正确的交往态度和有效的人际沟通技巧；能保持人格的独立和完整性。

3心理健康与自我

心理健康的人，不但能了解自己，而且能悦纳自己，能容忍自己的不足和缺点，并努力谋求自己的最佳发展，使自己更加完美，并形成健全的人格。

心理健康的人常在与别人比较后进行反省，他们除了通过与别人比较来了解自己外，还经常与某些理想的标准相比较，如从父母、教师、书本中获得知识和价值观，把它们融合在一起，作为自己效仿的标准。

接纳自我也是心理健康的重要表现。学生在学校的学习过程中，会遇到各种成功与失败，面对成败得失，成人尚且会引起情绪波动，更不用说中小学生了。但是，心理健康的学生，能够平静地对待这些问题，在成功面前不沾沾自喜，遇到失败也不会与自己过不去。

4心理健康与社会适应能力

学生社会适应能力良好表现在以下两个方面：

(1)了解现实，正视现实。心理健康的人能够面对现实，他们能对周围的事物和环境做出客观评价，能与现实环境保持良好的接触。对心理健康的学生来说，他们既有高于现实的理想，又不会沉湎于不切实际的幻想中。

分年级心理健康教育 篇4

1 高职大学生心理健康课程存在的问题

随着高等教育由精英教育向大众教育的转型,我国高等教育出现飞跃式发展,与之伴随的是高等教育质量的下降,高等职业类教育的课堂教学质量也出现下滑的趋势。当前高职类课堂缺课率较高,学生听课效率下降,很多学生都是在玩电脑和手机,导致教学效果不佳。此外,高职类大学生通过互联网获取的信息相对于课堂中老师传授的知识具有时代性和丰富性的优势,且获取知识的渠道方便、快捷和灵活[1]。此外,大学课堂一般上课时间都很长,学生难以保持长时间的注意于课程讲授中。上述不利现状同样限制了高职类心理健康教育课程的教学成效。

当前的高职院校心理健康类课程存在三方面的可能误区:

( 1) 将其当作专业课程,忽略了该课程注重体验和领悟的本质特点。传统心理健康教育课教学以传授心理健康知识为主,通过教师教,学生听这种知识的单向灌输来实现课堂教学,课堂由教师全程操纵,学生缺少自主参与的机会[2]。这不利于学生掌握心理健康知识并运用于现实情境中的社会性智力。

( 2) 将其作为一门游戏性质的课程,过于强调了该课程的趣味性,忽略了教师的知识传授是教学工作的精髓。这样的课堂气氛比较活跃,学生参与也积极,但是缺乏心理健康教育基本知识的传授。

( 3) 作为对传统教学方法的革新,讨论式教学( 或研讨式、启发式教学) 被引入心理健康教育类课程。但是对高职类心理健康教育课程而言,讨论式教学模式至少存在着两方面不足。首先,要达到课堂过程中学生参与讨论的良好氛围,授课对象必须具备主动积极的学习动机和态度。例如,在讨论前学生需要大量的预习才能达到讨论课的要求。与普通高校学生相比,高职类学生的学习动机不足是不容回避的客观现状,因此这类教学模式在高职类心理健康教育中往往难以有效地开展。其次,为利于教师与学生的深入讨论互动,此模式适合在小班中进行。但是高职类心理健康教育课程在很多学校都是大课,老师其实是无法参与到学生的讨论过程中,导致讨论课往往流于表面,在教学过程中热衷于发言的学生占用了大量的讨论时间,而不参与的学生在自始至终都不愿意参与。此外,考虑到中国文化规避冲突、言谈审慎的特点,讨论课程的具体的实施方法也未必适合我国高职类学生的现实情况。

2“对分课堂” 教学模式的核心理念与实施过程

现代高校教学越来越重视和强调引导学生主动地参与到学习过程中,强化教师与学生之间交互式的教与学的过程以提高教学成效[3]。基于这一理念,复旦大学心理系的张学新教授( 2014) 提出 “对分课堂”教学模式。该模式的核心理念是把课堂时间分成为两份,一份由教师进行知识的传授,另一份时间交给学生与教师进行交互式的讨论从而促进学生对知识的理解、消化和吸收。张教授采取讲授和讨论间隔一周的策略来满足学生有充分的时间在教师讲授之后整理知识,从而在下次课堂中能进行充分的讨论。从教学过程来说,“对分课堂”教学模式把教学过程分离为讲授( Presentation) 、内化吸收( Assimilation) 和讨论( Discussion ) 三个阶段,不仅结合了传统教学和启发式教学的优势,又克服了这两种教学模式的不足。讲授( Presentation) 过程保留了传统教学模式中教师讲授知识的精髓,保证了知识传递的系统性、准确性和有效性,而讨论( Discussion) 过程又类似于启发式教学,强化了学生的参与性和自主性[4]。 “对分课堂”教学模式的优越之处在于,在讲授和讨论两个过程之间给予学生一周的时间,通过阅读教材、课程作业、文献阅读等方式帮助学生理解、消化老师所讲授的内容,使得学生有能力、带着问题来参与下一次的课堂讨论,避免了已有讨论式课堂教学流于形式、泛泛而谈的不足。在课堂讨论的基础上,老师对课程内容进行必要的总结,帮助学生更为深入地理解课程内容,让他们对这些知识掌握得更具条理和结构化。

截至2014 年11 月,全国已有56 所高校近百门课程参与到该项高校课程改革实验中,涉及心理学、外语、哲学、政治学、光学等学科门类。在复旦大学心理学研究方法与实验设计和上海理工大学公共英语———口语研究生课程的教学实验表明,与传统教学方式相比,“对分课堂”教学模式取得了非常好的效果。从这些具体实践来看,“对分课堂”教学模式多应用于本科生、研究生专业课程的教学中,并已经取得良好成效。

但是,“对分课堂”教学模式应用于高职类院校的课堂教学则尚处发端。与其他类型的课程相比,心理健康教育课程要让学生掌握一些必要的心理健康知识,还要让学生对心理健康知识能够融会贯通,并能够应用于现实生活中。考虑到高职学生的学习情况和该课程本身的特性,本次教改将“对分课堂”教学模式应用于高职院校心理健康教育课程中,探索“对分课堂”教学新模式,以提高心理健康教育课程的教学成效。

3 高职类院校心理健康教育课程的 “对分课堂”教学模式探索

笔者所在单位为高职类院校,大学生心理健康教育的课程为考查课,周课时2 节,授课对象为大一学生,教学周共14 周。基于 “对分课堂” 教学模式的核心理念和实施过程,我们从2014 年9 月开始进行了两轮教学改革,应用 “对分课堂”教学模式于该课程中,探讨该教学模式在其教学过程中的合理性,并对教学模式加以优化以适合高职类院校学生的学习特征。

3. 1 改革思路

本次课程改革涉及教学理念、教学方式和考评制度三个方面。

第一,在教学理念方面,由 “教师中心”模式变革为“教师—学生”共同中心模式,发挥学生的主动性。以往高职大学生心理健康教育课程在教学理念上强调教师中心模式,即教师负责讲授所有内容,包括内容引入、组织、课件制作、解释、总结,上课时老师一讲到底。本次教改将选题讲授包括新课内容导入和知识拓展联结这个授课环节交给学生,由学生负责某一个主题的讲授,包括讲课内容的整理和组织、教学课件的制作等工作,强化了学生在教学中的主导作用。

第二,革新教学方式,提高学生的参与程度。与其他专业课程不同,高职类大学生心理健康教育课程更注重学生的参与、体验和领悟,这样才能让心理健康知识真正被学生掌握和吸收,由此我们运用心理情景剧和团队心理游戏作为新的教学方式。

心理情景剧是国内外心理健康教育课程的最新手段,有利于学生体验到现实生活中的人际交往情境,以增强其社会适应能力[5]。我们要求学生以小组为单位拍摄某一主题的心理情景剧,情景剧的表演、摄像、视频剪辑等工作都由学生自主完成,并在课题教学中呈现,通过心理情景剧的演练,提高学生的心理体验感。此外,我们开展团队心理游戏,并在游戏结束后引导学生进行讨论和分享感悟,学生通过在团队游戏中体会到自己如何与他人、群体开展高质量的人际互动。

第三,优化考评制度,建立科学全面的考评体系。如何合理、科学地对学生学习心理健康知识予以量化评分,历来是该课程的难点[6]。以一张考卷作为依据固然不尽合理,而传统教学模式下的平时成绩给分模式又难以消除教师的主观性。 “对分课堂”有助于建立科学、合理的学生考评体系。我们的考评制度为: 学生总评= 60% 平时成绩+ 40% 期末成绩,增加平时成绩的比重,以强调心理健康课程重视参与和体验的特点,而60% 平时成绩= 10% 考勤+ 20% 选题讲授+ 20% 心理情景剧+ 10% 团体游戏参与度。平时成绩以章节为轮次给分,选题讲授和心理情景剧则以团队为单位给分,主要考虑学生在心理情景剧和团队游戏中的参与度、主动性、投入度等方面,采用3 级计分( 例如,0 = 不参与,1 = 参与度较低,2 = 参与度较高) ,团队成员得分相同,以促进学生的团体合作能力和集体荣誉感。我们相信与传统考评体系相比, “对分课堂” 模式的考评体系更为全面和合理。

3. 2 实施过程

我们于2014 学年两个学期进行了两轮课改实验,实施过程如下:

第一阶段为课程准备阶段,包括三方面的内容。

首先,基于学生的兴趣和能力设置6 组学生讲授选题,分别为心理健康导论、大学新生适应、自我认知、人际交往、恋爱与性心理、情绪与压力管理( 见下表) 。为了提高学生的课程参与度,在学生接受讲授任务后,教师提供必要的相关材料或书籍,以方便学生组织内容,并鼓励学生通过互联网等方式获取更多的知识,同时要求将内容以PPT形式呈现并进行介绍,时间为10 分钟左右,根据课堂教学的需要,在教师授课前后安排展示。

其次,对学生进行分组,并培训课程助理。由学生自由组织团队,教师根据授课人数规定组团人数,并且每组以认真负责的学生带队。在选题讲授、心理情景剧拍摄和团体游戏环节中皆以团队形式参与。为了保证课程的顺利实施,安排班级心理委员担任课程助理。

最后,设计与课程主题相关的团队心理游戏,并寻找合适的活动场地,团体游戏例如 “心有千千结”、 “小松鼠搬家”、“车轮滚滚”等。

第二阶段为课堂实践阶段。在该阶段,具体教学活动安排如下: 第1 周,教师讲授 《心理健康导论》课程内容以及完成分组。依据上述6 个选题,将每个班级分为6 组,抽签决定讲授选题,布置选题任务( 10 分钟) 、心理情景剧拍摄任务( 10 ~ 15 分钟) ,学生有1 周的准备时间。因此,对学生而言需要完成2 个任务,为给每个任务充分的准备时间,因此采取错开的方式,选题讲授从第1 小组开始,情景剧作品从第6 小组开始。具体课时安排如下: 以每次课90分钟计,第2 周每班第1 小组选题讲授( 预计10 ~ 15 分钟) ,接下来教师以学生授课内容为导入进行授课( 预计75~ 80 分钟) ; 第3 周以学生活动为主,两个班的第6 小组呈现心理情景剧作品与感想分享,学生讨论和教师总结( 预计60 分钟) ,接下来开展团体游戏( 预计30 分钟) ; 第4 周第2 小组学生讲授后教师授课,第4 周第5 小组心理情景剧作品呈现讨论和团体游戏,以此类推。

4 教学模式探索的成效和经验总结

4. 1 教改成效分析

我们开展的两个学期的两轮教改项目的目的在于,充分引进、吸收 “对分课堂”教学新模式,验证该教学模式应用于心理健康教育课程的有效性、可行性及其可能的局限性。

通过对两个班级的教学改革,我们在每个学期的期末对教学成效进行了调研。要求学生回答三个问题: 首先,对学习效果是否满意。调查发现,对自己的学习效果表示满意的学生为80. 1% ,较为满意的学生为10. 2% ,而认为学习效果一般的学生为6. 5% ,认为较差或很差的学生为3. 2% 。其次,对所学心理健康知识的掌握程度。调查发现,认为自己充分掌握了所学知识的学生为82. 5% ,认为自己较好地掌握了所学知识的学生为11. 3% ,而4. 8% 的学生认为自己基本掌握了所学知识,1. 4% 的学生认为自己掌握得较差或者很差。最后,与传统的课堂教学相比,他们对 “对分课堂”的满意度如何。调查发现,对此非常满意的学生为85. 2% ,较为满意的学生为8. 0% ,而满意程度一般的学生为4. 1% ,评价较差或很差的学生为2. 7% 。通过这三个问题,我们认为 “对分课堂”的教学成效是十分显著的。

在课堂气氛方面,相对于传统的心理健康教育课堂,学生在 “对分课堂”中的学习气氛更为活跃。大多数学生都能踊跃地参与到课堂教学和讨论中,学生的课程参与意识都非常高,师生之间的交流和互动也更为顺畅。在选题讲授过程中,因为事先给予学生充分的准备时间,学生乐于且有自信到讲台上向其他学生分享自己查阅到的知识点。

在学生的心理成长方面,根据期末学生自主探索问题的表述,很多学生认为自己在环境适应、人际交往、情绪自我调控、自我认知等方面有了更为深刻的认识,团队活动促进学生的协作能力和交际能力。

4. 2 经验与不足

本次课堂改革的探索目的在于加强学生的学习自主性,让学生能充分参与课堂,并能在知识传授、活动分享等一系列的教学环节中获得知识和心理成长。但是由于学生在中学阶段长期处于传统课堂模式,对于新的模式容易表现出退缩、怯场的行为。例如,学生在讲台做知识的讲解或在团体活动中有些人会羞于展现自我才能; 由于大多数活动的参与或任务的完成是以团队的形式开展的,活动准备和组织过程中容易出现个人责任分散或行为散漫。此外,因为课堂教学由教师和学生共同参与,教学环节环环相扣,学生课前是否准备充分给教学带来不确定因素。针对上述问题的解决,教师除了引导学生在课堂中勇于表现自我,发扬团队协作精神之外,还要尽可能给学生提供学习资源,例如自学材料、如何拍摄和制作心理情景剧的方法和技巧等。特别需要重视对第一组进行选题讲解和制作心理剧作品的督促和指导,确保能按时和高质量完成任务,以带动后期课堂的顺利开展。

在课程改革的摸索中,我们也遇到一些困难。在室外团体活动中,大班( 2 ~ 3 合班) 人数众多,虽然有助理从旁协助,教师仍难以关注到全部学生,难免顾此失彼。在教学过程中,由于学生参与到课堂导入和知识拓展环节的讲解,如何在学生自行组织的内容与教师授课内容之间进行自然的过渡,教师在学生活动之后如何进行适当的准确的点评,教师在丰富的教学环节、学生的高度参与下能否有效管理课堂,对于大多数年轻教师非常具有挑战性,也是课堂改革能切实带来课堂效率的必要保障。

摘要：结合高职院校大学生的学习特点和《大学生心理健康教育》的课程性质,将“对分课堂”教学模式应用于高职院校大学生的心理健康教育课程。通过重构教学组织形式,拓展学生自主参与模块,以提高课堂效率。两轮课改试验的结果显示,“对分课堂”教学模式取得了良好的教学成效。最后,提出“对分课堂”教学模式应用于心理健康教育课程的不足之处和改进措施。

关键词：高职大学生,心理健康教育,对分课堂

参考文献

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[5]张涵.心理情景剧在大学生心理健康教育中的实践与思考[J].沈阳工程学院学报,2011,7(4):582-584.

分年级心理健康教育 篇5

第一章

化学基本概念和原理 第二章

无机化学 第三章

有机化学 第四章

化学实验

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化学基本概念和原理是学习化学的基础，始终贯穿于各个阶段（初中、高中、大学）化学的学习与教学中。作为一名教师熟练掌握化学基本概念和原理是基本的职业素养，因此这部分一直是教师招聘考试的重点。纵观各省市教师招聘考试真题，归纳出主要考点有： 1．物质的组成、性质和分类

（1）了解分子、原子、离子等概念的含义。了解原子团的定义。（2）理解物理变化与化学变化的区别与联系。

（3）理解混合物和纯净物、单质和化合物、金属和非金属的概念。（4）理解酸、碱、盐、氧化物的概念及其相互联系。2．化学用语及常用计量

（1）熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号。

（2）熟悉常见元素的化合价。能根据化合价正确书写化学式，或根据化学式判断化合价。（3）了解相对原子质量、相对分子质量的定义，并能进行有关计算。（4）理解质量守恒定律的含义。

（5）了解物质的量的单位——摩尔（mol）、摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度、阿伏伽德罗常数的含义。

（6）根据物质的量与微粒（原子、分子、离子等）数目、气体体积（标准状况下）之间的相互关系进行有关计算。3．分散系

（1）了解溶液的含义。

（2）了解溶解度、饱和溶液的概念。

（3）了解溶液的组成。理解溶液中溶质的质量分数、物质的量浓度的概念，并能进行有关计算。

（4）了解胶体是一种常见的分散系。4．物质结构和元素周期律

（1）了解元素、核素和同位素的含义。

（2）了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、质量数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

（3）了解原子核外电子排布。（4）掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。（5）以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。（6）以IA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。（7）了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。

（8）了解化学键的定义。知道离子键的概念和成因以及离子化合物的概念。知道共价键的概念和成因以及共价分子的特点。（9）了解分子间作用力对由分子构成的物质某些物理性质的影响。以水为例初步了解氢键。（10）了解几种晶体类型（离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体）及其性质。5．化学反应与能量

（1）了解氧化还原反应的本质是电子的转移。了解常见的氧化还原反应。（2）了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。

（3）了解化学能与热能的相互转化。了解吸热反应和放热反应、焓变和反应热等概念。（4）了解热化学方程式的含义。了解用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。（5）了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了解化学在解决能源危机中的重要作用。6．化学反应速率和化学平衡

（1）了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。（2）了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。（3）了解焓变和熵变是与反应方向有关的两种因素。（4）了解化学反应的可逆性。

（5）了解化学平衡建立的过程。理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。

（6）理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率和化学平衡的影响，认识其一般规律。

（7）了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。7．电解质溶液

（1）了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。

（2）了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。能正确书写电解质的电离方程式。

（3）了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。（4）了解水的电离，离子积常数。

（5）了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。（6）了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。（7）了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。

（8）了解难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡。了解溶度积的含义。能运用平衡移动原理分析沉淀的溶解、生成和转化过程。8.电化学

（1）了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。了解常见化学电源的种类及其工作原理。

（2）了解金属腐蚀的危害和防止金属腐蚀的措施。理解金属发生电化学腐蚀的原因。

■

一、物质的组成

１．元素——宏观概念，说明物质的宏观组成。元素是质子数相同的一类原子的统称。质子数相同的微粒不一定是同一种元素，因为微粒的含义要比原子广泛。

２．分子、原子、离子、“基”、“根”、“碳正离子”——微观概念，说明物质的微观构成。■

★分子：分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种粒子。完整理解分子的概念，应包括以下几个方面。

（１）分子是一种粒子，它同原子、离子一样是构成物质的基本粒子。如：水、氧气、干冰、蔗糖等就是由分子组成的物质。

（２）分子有质量，其数量级约为１０-２６ ｋｇ。（３）分子间有间隔，并不断运动着。

（４）同种分子的性质相同，不同种分子的性质不同。

（５）每个分子一般是由一种或几种元素的若干原子按一定方式通过化学键结合而成的。（６）按组成分子的原子个数，可把分子分成 ■

（７）分子间存在相互作用，此作用称作分子间作用力（又称范德华力），它是一种较弱的作用力。★原子

（１）原子是化学变化中的最小粒子。确切地说，在化学反应中，原子核不变，只有核外电子发生变化。

（２）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅等）和分子的基本粒子。

（３）原子是由更小的粒子构成的。（４）原子的概念是古希腊哲学家德谟克利特从哲学的角度首先提出来的。１８０３年英国化学家道尔顿提出了原子说。目前人类对原子结构的认识正在不断地深入。注：化学反应的本质就是原子的重新排列和组合。原子与元素的联系与区别 ■

★离子

离子是指带电荷的原子或原子团。

（１）离子的种类：带正电的离子叫阳离子，如Ｌｉ＋，Ｎａ＋，ＮＨ４＋，ＣＨ３＋，Ｈ＋等；带负电的离子叫阴离子，如Ｆ－，Ｏ２－，Ｈ－，ＳＯ４２－，Ｏ２２－，ＮＨ２－等。

（２）离子的生成途径：原子、分子失去或得到电子；电解质的电离。

（３）存在离子的物质：离子化合物（由阴阳离子构成，固态时为离子晶体）如ＮａＣl、ＣａＣ２、Ｃ１７Ｈ３５ＣＯＯＮａ；电解质溶液中如盐酸、稀硫酸等；金属晶体中如钠、铁、铜等。

注：在金属晶体中只有阳离子，而没有阴离子。分子、原子、离子均是组成物质的基本粒子，是参加化学反应的基本单元，是化学研究的微观对象。分子、原子、离子大小的数量级为１０－１０米。

★“基”、“根”、“碳正离子”

“基”是指分子中除去一个原子或原子团以后剩下的原子团（也可能是单个原子），它是电中性的，通常不能稳定存在，如—ＮＯ２（硝基）、—ＣＨ３（甲基）、—ＳＯ３Ｈ（磺酸基）等（注意磺酸基不能写成—ＨＳＯ３）。“根”是带电的原子团，能稳定存在，如“ＮＯ２-”亚硝酸根离子，“ＨＳＯ３-”亚硫酸氢根离子，它们各带一个单位负电荷。

“根”与“基”的区别在于是否带电荷。“根”与“基”的电子式也不同。如羟基—ＯＨ的电子式为■H，甲基—ＣＨ３的电子式为■，而氢氧根ＯＨ－的电子式为［■Ｈ］－，甲基正离子ＣＨ３＋的电子式为■。

３．核素——具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素——具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。同素异形体——同种元素形成的结构不同的单质。

【例题１】１６Ｏ和１８Ｏ是氧元素的两种核素，ＮＡ表示阿伏伽德罗常数，下列说法正确的是（）。

Ａ．１６Ｏ２与１８Ｏ２互为同分异构体 Ｂ．１６Ｏ与１８Ｏ核外电子排布方式不同

Ｃ．通过化学变化可以实现１６Ｏ与１８Ｏ间的相互转化

Ｄ．标准状况下，１．１２ Ｌ１６Ｏ２和１．１２ Ｌ１８Ｏ２均含有０．１ＮＡ个氧原子 【答案】Ｄ。解析：Ａ中的物质是同一种物质，都是氧气，故Ａ错；Ｂ中的两种氧原子的电子数相等，核外电子排布也相同，故Ｂ错；１６Ｏ与１８Ｏ之间的转化是原子核的变化，不是化学变化，故Ｃ错；１．１２ Ｌ标准状况下Ｏ２的物质的量为０．０５ ｍｏｌ，含有氧原子数为０．１ＮＡ，故Ｄ正确。■

【真题】下列有关分子、原子、离子的说法，正确的是（）。Ａ．原子是微小的实心球体，不能再分

Ｂ．ＨＣｌ分子在一定条件下可以分裂成Ｈ原子和Ｃｌ原子 Ｃ．分子由原子构成，分子的体积、质量都比原子大 Ｄ．离子是原子失去电子后生成的粒子 【答案】B。■

二、物质的性质和变化 １．物理变化与化学变化 ■

２．物理性质与化学性质

物理性质：物质不需要发生化学变化就表现出来的性质，叫做物理性质。如颜色、状态、气味、溶解性、熔点、沸点、硬度、密度等。物理性质是物质本身的一种属性，一般指不涉及物质化学组成改变的一类性质。化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质叫做化学性质。化学性质也是物质本身的一种属性，是化学研究的主要对象之一，是学习化学的主要内容。

（１）化学性质主要包括：氧化性、还原性；酸性、碱性；稳定性；络合性。（２）影响化学性质的因素 ①物质结构。结构是影响化学性质的最重要因素，结构决定物质的主要化学性质。结构包括：原子结构、分子结构、离子结构、晶体结构等。②物质的浓度对化学性质也有影响，如浓Ｈ２ＳＯ４与稀Ｈ２ＳＯ４的性质不同，浓ＨＮＯ３与稀ＨＮＯ３的性质不同等。

Ｃｕ＋２Ｈ２ＳＯ４（浓）■ＣｕＳＯ４＋ＳＯ２↑＋２Ｈ２Ｏ Ｃｕ＋Ｈ２ＳＯ４（稀）——不反应

Ｃｕ＋４ＨＮＯ３（浓）■Ｃｕ（ＮＯ３）２＋２ＮＯ２↑＋２Ｈ２Ｏ ３Ｃｕ＋８ＨＮＯ３（稀）■３Ｃｕ（ＮＯ３）２＋２ＮＯ↑＋４Ｈ２Ｏ 【例题２】下列各组物质中不易用物理性质区别的是（）。Ａ．苯和四氯化碳

Ｂ．酒精和汽油 Ｃ．氯化铵和硝酸铵晶体

Ｄ．碘和高锰酸钾固体

【答案】Ｃ。解析：Ａ中苯和四氯化碳可利用两者在水中的溶解性和密度加以区分；Ｂ中酒精和汽油可利用气味加以区分；Ｄ中碘和高锰酸钾固体可利用其在水中的溶解性和溶液颜色加以区分。

【例题３】下列过程中，不涉及化学变化的是（）。Ａ．甘油加水作护肤剂 Ｂ．用明矾净化水

Ｃ．烹鱼时加入少量的料酒和食醋可减少腥味，增加香味 Ｄ．烧菜用过的铁锅，经放置常出现红棕色斑迹

【答案】Ａ。解析：化学变化与物理变化的本质区别是：是否有新物质生成。Ａ中甘油稀释后仍具有吸湿性，可做护肤剂，该过程中不涉及化学变化；Ｂ中明矾溶于水后，发生反应Ａl３＋＋３Ｈ２Ｏ■Ａｌ（ＯＨ）３＋３Ｈ＋，产生了Ａｌ（ＯＨ）３胶体，从而可净化水；Ｃ中烹鱼时加入少量的料酒和食醋可减少腥味，该过程中发生反应Ｃ２Ｈ５ＯＨ＋ＣＨ３ＣＯＯＨ■ＣＨ３ＣＯＯＣ２Ｈ５＋Ｈ２Ｏ，产生了具有果香味的乙酸乙酯；Ｄ中烧菜用过的铁锅，由于在潮湿的环境中发生了电化学腐蚀，Ｆｅ最终被氧化成Ｆｅ２Ｏ３·ｎＨ２Ｏ而出现红棕色斑迹。后三者都是化学变化。

三、物质的分类 １．物质的初步分类 ■

２．纯净物和混合物 ■

常见的混合物包括：

（１）高分子化合物（如蛋白质、淀粉、纤维素、聚合物等）；（２）分散系（包括溶液、胶体、浊液）；

（３）同分异构间的混合体（如二甲苯是混合物，含邻、间、对三种）；（４）同素异形体间的混合体；

（５）其他：①氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、水玻璃、福尔马林、盐酸、浓硫酸；②水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气；③钢、生铁、普钙、漂白粉、碱石灰、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃、煤；④煤焦油、石油及其各种馏分、植物油和动物油等。３．单质、同素异形体

（１）同种元素的原子能构成单质的分子或晶体。如白磷是４原子分子晶体，红磷是多原子分子，它们的固态是分子晶体；稀有气体单质是单原子分子，其固态也是分子晶体；碳、硅、硼的固体是原子晶体。

（２）同种元素形成的单质互为同素异形体。因分子中原子个数不同而形成的同素异形体，如氧气（Ｏ２）和臭氧（Ｏ３）；因晶体中原子排列不同而形成的同素异形体，如金刚石和石墨，白磷和红磷。

同素异形体在一定条件下可以相互转化，其转化过程破坏原有化学键，因而属于化学变化。同素异形体在纯氧中充分燃烧的产物是唯一的。（３）单质可分为金属与非金属两大类 金属单质具有金属光泽、导电、导热，固态时有延展性；在化学反应中是还原剂。金属晶体内含有自由电子。在自然界中，少数金属如金、银、铂、铋以游离态存在；绝大多数金属以化合态存在，如氧化物、硫化物、氯化物、硫酸盐、碳酸盐、硅酸盐等。

非金属单质一般没有金属光泽，质脆易碎，除个别（石墨）外不善于导电传热。非金属性强者在化学反应中是氧化剂。４．化合物

不同元素组成的纯净物叫化合物。它又分为有机化合物和无机化合物两大类。无机化合物包括以下几种：

★氢化物：由氢和另一种元素形成的化合物。一般由非金属元素形成的氢化物，其固体属分子晶体，熔点较低，常温呈气态，称气态氢化物；碱金属及碱土金属（ⅡＡ）与氢形成的氢化物则属于离子型氢化物，其中氢元素为－１价。

★氧化物：由氧和另一种元素形成的化合物。根据其性质可进一步分为：

（１）碱性氧化物：与酸反应生成盐和水的氧化物。一般低价金属氧化物，特别是活泼金属氧化物（ⅠＡ、ⅡＡ族）属于此类氧化物。

（２）酸性氧化物：与碱反应生成盐和水的氧化物。一般非金属氧化物，特别是高价非金属氧化物（如ＣＯ２、ＳＯ２、ＳＯ３）和高价金属氧化物（如Ｍｎ２Ｏ７、ＣｒＯ３）属于此类氧化物。（３）两性氧化物：既能跟酸起反应又能跟碱起反应，生成盐和水的氧化物。如Ａｌ２Ｏ３、ＺｎＯ、ＢｅＯ等。

注：（１）酸性氧化物、碱性氧化物（包括两性氧化物）的对应（化合价一致）水化物是含氧酸或碱。

（２）少数几种氧化物如ＣＯ、ＮＯ等，既不能跟酸也不能与碱反应生成盐和水，叫做不成盐氧化物。（３）酸性氧化物、碱性氧化物分别可以看成是含氧酸、碱失去水的剩余部分，又称酸酐（其中相应元素Ｒ的化合价相同），如ＳＯ３是硫酸的酸酐，ＳＯ２是亚硫酸的酸酐，Ｎ２Ｏ５是硝酸的酸酐。至于ＮＯ２，既不是硝酸也不是亚硝酸的酸酐。

（４）通常的氧化物中氧元素的化合价为－２价。氧元素和碱金属、某些碱土金属还能形成化合价为－１价的过氧化物（Ｎａ２Ｏ２和ＢａＯ２）以及超氧化物（ＫＯ２）。★酸：狭义上指在水溶液中电离出的阳离子都是氢离子的化合物；广义上则认为反应中能提供质子的是酸。

（１）按组成分无氧酸（酸根不含氧元素），它们是酸性气态氢化物的水溶液，称氢某酸，如氢氯酸ＨＣｌ（俗称盐酸），氢碘酸ＨＩ、氢硫酸Ｈ２Ｓ、氢氰酸ＨＣＮ等；含氧酸（酸根中含氧元素）称某酸，如硫酸Ｈ２ＳＯ４、硝酸ＨＮＯ３，有不同变价的按其化合物称高氯酸ＨＣｌＯ４，氯酸ＨＣｌＯ３，亚氯酸ＨＣｌＯ２，次氯酸ＨＣｌＯ。

相同元素且成酸价态相同的酸还可按酸分子中失水情况分正酸和偏酸，如Ｈ３ＰＯ４为磷酸，ＨＰＯ３为偏磷酸；Ｈ４ＳｉＯ４为原硅酸，Ｈ２ＳｉＯ３为硅酸；Ｈ３ＡｌＯ３为铝酸，ＨＡｌＯ２为偏铝酸等。（２）按其性质不同

①强酸与弱酸：按相同条件同浓度下的电离度区分。强酸：ＨＣｌＯ４、Ｈ２ＳＯ４、ＨＮＯ３、ＨＣｌ、ＨＢｒ、ＨＩ；中强酸：Ｈ２ＳＯ３、Ｈ３ＰＯ４；弱酸：ＨＦ、ＣＨ３ＣＯＯＨ、Ｈ２ＣＯ３、Ｈ２Ｓ、ＨＣｌＯ、ＨＡｌＯ２、Ｈ２ＳｉＯ３。

②挥发性酸又称低沸点酸，如ＨＣｌ、ＨＦ、ＨＢｒ、ＨＩ、ＨＮＯ３、Ｈ２Ｓ和不挥发性酸又称高沸点酸如Ｈ２ＳＯ４、Ｈ３ＰＯ４。另有某些不稳定含氧酸如Ｈ２ＳＯ３、Ｈ２ＣＯ３、ＨＣｌＯ，只存在于水溶液中。③氧化性酸和非氧化性酸，这是根据酸根阴离子在化学反应中的氧化性与非氧化性划分的，酸中的Ｈ＋都有氧化性。常见的氧化性酸有硝酸、浓硫酸和次氯酸，非氧化性酸如盐酸、氢氟酸、磷酸。

注：酸性强弱和氧化性强弱之间没有联系和因果关系，如次氯酸ＨＣｌＯ是强氧化性弱酸。★碱：狭义上指在水溶液中电离出的阴离子都是氢氧根离子的化合物；广义上则认为反应中能失去质子的是碱。

可以按性质分为强碱与弱碱，也可以按溶解性分为可溶性碱和难溶性碱。如：ＫＯＨ、ＮａＯＨ、Ｂａ（ＯＨ）２为可溶性强碱；Ｃａ（ＯＨ）２为微溶性强碱；Ｆｅ（ＯＨ）２、Ｆｅ（ＯＨ）３、Ｃｕ（ＯＨ）２为难溶性弱碱；ＮＨ３·Ｈ２Ｏ为可溶性弱碱。

★盐：由金属（或ＮＨ４＋）阳离子与酸根阴离子组成的化合物。仅由金属与酸根组成的盐叫正盐，如Ｎａ２ＳＯ４、Ｋ３ＰＯ４；如组成中还有氢元素，即有酸式根的为酸式盐，如ＮａＨＳＯ４、ＮａＨＣＯ３、Ｃａ（Ｈ２ＰＯ４）２；如组成中还有氢氧根，为碱式盐，如Ｃｕ２（ＯＨ）２ＣＯ３、Ｍｇ（ＯＨ）Ｃｌ等，一般碱式盐的水溶性较差；在电离时产生两种阳离子和一种酸根离子的盐是复盐，如ＫＡｌ（ＳＯ４）２·１２Ｈ２Ｏ、（ＮＨ４）２Ｆｅ（ＳＯ４）２、ＫＣｌ·ＭｇＣｌ２·６Ｈ２Ｏ。

★络合物：含有络离子的化合物属于络合物。例如络盐［Ａｇ（ＮＨ３）２］Ｃｌ、络酸Ｈ２［ＰｔＣｌ６］、络碱［Ｃｕ（ＮＨ３）４］（ＯＨ）２等；也指不带电荷的络合分子，例如［Ｆｅ（ＳＣＮ）３］、［Ｃｏ（ＮＨ３）３Ｃｌ３］等。络合物又称配合物。★其它常见的无机化合物，如Ｍｇ３Ｎ２属于氮化物，ＣａＣ２属于碳化物。【例题４】下列推断正确的是（）。

A．SiO2 是酸性氧化物，能与NaOH溶液反应

B．Na2O、Na2O2组成元素相同，与 CO2反应产物也相同 C．CO、NO、NO2都是大气污染气体，在空气中都能稳定存在

D．新制氯水显酸性，向其中滴加少量紫色石蕊试液，充分振荡后溶液呈红色

【答案】Ａ。解析：酸性氧化物能够跟碱反应，生成盐和水，２ＮａＯＨ＋ＳｉＯ２■Ｎａ２ＳｉＯ３＋Ｈ２Ｏ，故Ａ正确；Ｎａ２Ｏ与ＣＯ２反应生成Ｎａ２ＣＯ３，Ｎａ２Ｏ２与ＣＯ２反应除生成Ｎａ２ＣＯ３外，还生成Ｏ２，故Ｂ错；ＮＯ在空气中会发生反应２ＮＯ＋Ｏ２■２ＮＯ２，故Ｃ错；新制氯水中含有ＨＣｌＯ，滴入少量的紫色石蕊的现象是先变红，后褪色，故Ｄ错。

【例题５】下列物质按不同类别分组，所得组合最不合理的是（）。（１）糖类

（２）塑料

（３）石油

（４）蛋白质

（５）合成纤维（６）棉花

（７）陶瓷

（８）玻璃

（９）天然气

（１０）水泥（１１）合成橡胶

（１２）煤

（１３）油脂

（１４）羊毛 Ａ．（１）、（４）、（１３）

Ｂ．（２）、（５）、（１１）

Ｃ．（７）、（８）、（１０）、（１４）

Ｄ．（３）、（９）、（１２）

【答案】Ｃ。解析：Ａ所涉及的都是基本营养物质，分类合理；Ｂ所涉及的都是有机合成材料，分类合理；Ｄ所涉及的都是有机燃料，分类合理。而Ｃ中（７）、（８）、（１０）属于传统型的无机非金属材料，（１４）属于天然有机高分子材料。

【例题６】硫酸不仅具有酸性，而且还具有强氧化性、吸水性、脱水性等，请把硫酸在下列使用过程中所表现出的性质填写在空白处：

（１）浓硫酸常做某些气体的干燥剂：

；

（２）红热的炭放入浓硫酸中，有气体放出：

；（３）蔗糖中加入浓硫酸时，蔗糖变黑：

。【答案】（１）吸水性；（２）强氧化性；（３）脱水性。■

一、化学元素

１．元素符号：表示元素的化学符号。如Ｃ表示碳元素；Ｃａ表示钙元素等等。元素符号不仅可以表示一种元素，还可以表示这种元素的一个原子。

２．离子符号：表示各种离子的符号。如ＯＨ－、ＳＯ４２－、ＨＣＯ３－、ＮＨ４＋等等。３．原子结构示意图：表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图。以Ｓ为例： ■

４．原子结构示意图和离子结构示意图的比较：以Ｃｌ和Ｃｌ－，Ｎａ和Ｎａ＋为例 ■

【例题１】右图是某粒子的结构示意图，下列说法不正确的是（）。Ａ．该元素原子的原子核外有２个电子层 Ｂ．该粒子是阳离子

Ｃ．该元素是一种金属元素 Ｄ．该粒子具有稳定的结构

【答案】Ａ。解析：由所给的粒子的结构示意图知，该原子核内有１３个质子，核外有１０个电子，为铝离子，结构稳定。其原子的原子核外有３个电子层。

二、化学式和化合价 1.化学式

用元素符号表示单质或化合物组成的式子。

（1）分子式：用元素符号表示物质分子组成的式子。如乙酸的分子式为Ｃ２Ｈ４Ｏ２，过氧化氢的分子式为Ｈ２Ｏ２。

（2）最简式：表示物质组成元素最简单的原子个数整数比的化学式。最简式在有机物中应用较多，如乙炔和苯的最简式都是ＣＨ。

（3）结构式：表示物质的分子组成及分子中各原子的排列顺序和连接方式的式子。如过氧化氢的结构式为：Ｈ－Ｏ－Ｏ－Ｈ。

（4）结构简式：结构式的简写。如乙酸的结构简式为：ＣＨ３ＣＯＯＨ。（5）电子式：在元素符号周围用“·”“×”表示其最外层电子的式子。2.原子的电子式

原子的最外层有多少个电子就在其元素符号周围画多少个小黑点“·”或小叉“×”。如：Ｌｉ×，∶■l■

3.离子的电子式

（１）阳离子：简单的阳离子（一般指单原子形成的阳离子）是元素原子失去最外层电子后形成的，此时若原子最外层没有电子，其电子式就是它的离子符号，如钠离子写成Ｎａ＋、钡离子写成Ｂａ２＋；复杂的阳离子是原子团失去一个或几个电子形成的，其电子式不仅要画出各原子的最外层电子以及它们的成键关系，而且要用“［ ］”将原子团括起来，并在其右上角标明所带的正电荷数，电子式中的小黑点和小叉总数为原子团中各原子最外层电子总数减去原子团所带的电荷数值。如：■。

（２）阴离子：简单阴离子，一般最外层是２个电子或８个电子的稳定结构，在元素符号周围画出最外层电子，并用“［ ］”将其括起来，并在右上角标明所带的负电荷数，其中小黑点和小叉总数为原子的最外层电子数加上所带的电荷数值的绝对值。如：［Ｈ∶］－、［∶■l∶］－。

复杂的阴离子，其电子式要根据各原子的成键关系画出所有原子的最外层电子，然后用［“ ］”将它们括起来，并在右上角标明所带的负电荷数，其小黑点和小叉总数为原子团中各原子的最外层电子数之和加上所带的电荷数值的绝对值。如：ＳＯ４２－写成■。4.单质分子的电子式

根据原子的最外层电子数和分子的组成判断出成键电子数和各原子的成键关系，再画出所有原子的最外层电子。如Ｈ２写成Ｈ∶Ｈ；Ｃｌ２写成∶■l∶■l∶。5.化合物的电子式

（１）共价化合物是原子间通过共价键形成的化合物，原子间的单键即为一对共用电子，若为双键则有两对共用电子，依此类推。一般来说，８减去原子的最外层电子数等于该原子的成键数目（Ｈ例外）。

写电子式时，共用电子对写在两成键原子之间，未成键的最外层电子，也应在元素符号周围画出。在共价化合物中，各元素原子最外层一般都达到了８电子（或２电子）的稳定结构。如：ＨＣｌ写成Ｈ∶■l∶，ＣＯ２写成■∷Ｃ∷■；至于含氧酸的电子式，一般来说先由酸的元数确定其结构中所含－ＯＨ的数目（一元酸有一个-ＯＨ，ｎ元酸有ｎ个-ＯＨ），然后再根据含氧酸的分子组成来确定其结构式或电子式。如：ＨＣｌＯ写成Ｈ∶■∶■l∶。（２）离子化合物由阴、阳离子的电子式组成，但相同的离子不能合并，若有多个阳离子或多个阴离子，书写时要使每一个离子都与带相反电荷的离子直接相邻，并注意对称、规范。如：ＮａＣｌ写成Ｎａ＋［∶■l∶］－；ＭｇＣｌ２写成［∶■l∶］－Ｍｇ２＋［∶■l∶］－。

6.游离基的电子式

游离基是由分子失去一个或多个原子所形成的活性基团，它显电中性，电子式中的小黑点和小叉总数为各原子的最外层电子数之和。如：－ＯＨ写成·■∶Ｈ。（6）用电子式表示化合物的形成过程： 共价化合物：如Ｈ２Ｓ的形成，Ｈ·＋·■·＋·Ｈ→Ｈ∶■∶Ｈ 离子化合物：如ＣａＣｌ２的形成，∶■l·＋·Ｃａ·＋·■l∶→［∶■l∶］－Ｃａ２＋［∶■l∶］－

（7）化学方程式

化学方程式：用化学式来表示化学反应的式子。化学方程式的书写应遵循的原则：要尊重事实，要遵守质量守恒定律，还要注明反应发生的条件，有气体生成须注“↑”，溶液中有沉淀生成则须注“↓”，可逆反应用“?葑”，有机反应用“→”。【例题２】下列有关物质结构的表述正确的是（）。Ａ．次氯酸的电子式Ｈ∶■l∶■∶ Ｂ．二氧化硅的分子式ＳｉＯ２

Ｃ．硫原子的最外层电子排布式３ｓ２３ｐ４ Ｄ．钠离子的结构示意图如右图

【答案】Ｃ。解析：次氯酸的电子式为：Ｈ∶■∶■l∶，Ａ错；二氧化硅是原子晶体，其结构中不存在分子，Ｂ错；Ｓ是１６号元素，其核外电子排布为：１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ４，Ｃ对；钠离子是钠原子失去了最外层的１个电子，其原子结构示意图为：■，Ｄ错。注：在分析电子排布式的对错时，可以首先写出相应的电子排布式一一对照，得出答案；也可以依次验证电子数目的正误、填充顺序的正误、填充电子数的正误进行判断。7.化合价 化合价即一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。实质是成键原子电子得失的数目或共用电子对偏移的数目。化合价的计算与规律：

（1）对于离子化合物，元素化合价的数值就等于该元素的一个原子得失电子的数目。化合价的正负与离子所带电荷一致。

（2）对于共价化合物，元素化合价的数值就等于该元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目。化合价的正负由共用电子对的偏移来决定的。共用电子对偏向哪一种原子哪一种元素就显负价，共用电子对偏离哪一种原子哪一种元素就显正价。（3）氧元素通常显－２价，氢元素通常显＋１价。

（4）金属元素和非金属元素化合时，金属元素显正价，非金属元素显负价。（5）一些元素在不同物质中可显不同的化合价。（6）单质中元素的化合价为零。

（7）化合物中元素正负化合价的代数和为零。

三、式量相关概念

１．原子的相对原子质量

定义：一种元素的一个原子的质量同一个碳－１２原子质量的■的比值，称为该原子的相对原子质量。

对于有多种同位素的元素来说，每一种同位素的相对原子质量都不相同，而元素的相对原子质量是该元素中各种稳定同位素的相对原子质量与同位素原子个数百分比的乘积之和。２．物质的相对分子质量

定义：化学式中各原子的相对原子质量的总和，就是相对分子质量。例如：Ｈ２ＳＯ４的相对分子质量＝１×２＋３２＋１６×４＝９８。３．式量 定义：化学式中各元素相对原子质量的和。离子的化学式量就是相对应的相对原子质量或原子团式量，并不考虑电子得失对化学式量的影响。４．质量数 定义：原子核内所有质子和中子的相对质量的近似整数值之和。质量数（Ａ）＝质子数（Ｚ）＋中子数（Ｎ）。

四、物质的量相关概念 １．物质的量

（１）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。符号为：ｎ，单位为：摩尔（ｍｏｌ）。

（２）物质的量的基准（ＮＡ）：以０．０１２ ｋｇ １２Ｃ所含的碳原子数即阿伏伽德罗常数作为物质的量的基准。阿伏伽德罗常数可以表示为ＮＡ，其近似值为６．０２×１０２３ ｍｏｌ－１。２．摩尔质量（Ｍ）

１摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是ｇ／ｍｏｌ。１ ｍｏｌ任何物质均含有阿伏伽德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此１ ｍｏｌ不同物质的质量也不同；１２Ｃ的相对原子质量为１２，而１２ ｇ １２Ｃ所含的碳原子为阿伏伽德罗常数，即１ ｍｏｌ １２Ｃ的质量为１２ ｇ。同理可推出１ ｍｏｌ其他物质的质量。关系式：ｎ＝■；ｎ＝■

【例题3】下列关于物质的量的叙述中，错误的是（）。Ａ．１ ｍｏｌ任何物质都含有６．０２×１０２３个分子 Ｂ．０．０１２ ｋｇ １２Ｃ中含有约６．０２×１０２３个碳原子 Ｃ．１ ｍｏｌ水中含有２ ｍｏｌ氢和１ ｍｏｌ氧 Ｄ．１ ｍｏｌ Ｎｅ含有６．０２×１０２４个电子

【答案】ＡＣ。解析：因为有些物质是由分子组成（如水、硫酸等），有些物质是由离子组成（如ＮａＣｌ、Ｃａ（ＯＨ）２等），还有些物质是由原子直接构成的（如金刚石等），所以Ａ叙述错误。碳是由原子构成的，根据规定，０．０１２ ｋｇ １２Ｃ中所含的碳原子数即为阿伏伽德罗常数，其近似值为６．０２×１０２３ ｍｏｌ－１，所以Ｂ叙述正确。Ｃ中表示水的组成时，用名称表示，是错误的。氖原子核外有１０个电子，则１ ｍｏｌ Ｎｅ也应含有１０×６．０２×１０２３个电子，所以Ｄ叙述正确。【例题4】NA表示阿伏伽德罗常数，下列判断正确的是（）。Ａ．在１８ ｇ １８Ｏ２中含有ＮＡ个氧原子

Ｂ．标准状况下，２２．４ Ｌ空气含有ＮＡ个单质分子 Ｃ．１ ｍｏｌ Ｃｌ２参加反应转移电子数一定为２ＮＡ Ｄ．含ＮＡ个Ｎａ＋的Ｎａ２Ｏ溶解于１ Ｌ水中，Ｎａ＋的物质的量浓度为1 ｍｏｌ·Ｌ－１

【答案】Ａ。解析：Ａ中１８ ｇ １８Ｏ２正好是０．５ ｍｏｌ，一个氧分子正好含有两个氧原子，所以氧原子的物质的量为１ ｍｏｌ，Ａ正确；Ｂ中空气是混合物；在氯气与水的反应中，１ ｍｏｌ Ｃｌ２就只转移ＮＡ的电子，Ｃ错误；Ｄ中所得溶液中含ＮＡ个Na+，可得氢氧化钠的物质的量为１ ｍｏｌ，但这时候溶液不是１ Ｌ，所以物质的量浓度不是１ ｍｏｌ／Ｌ。３．气体摩尔体积

定义：单位物质的量的气体所占的体积，叫做气体摩尔体积。表示符号：Ｖｍ，单位：Ｌ／ｍｏｌ（或Ｌ·ｍｏｌ－１）数学表达式：气体的摩尔体积＝■，即Vm=■

标准状况下，即０ ℃和１０１．３２５ ｋＰａ，气体摩尔体积约为２２．４ Ｌ／ｍｏｌ。注意１ ｍｏｌ任何气体的体积若为２２．４ Ｌ，它所处的状况不一定就是标准状况。根据温度、压强对气体分子间平均距离的影响规律知，温度升高一倍或压强降低一半，分子间距将增大一倍；温度降低一半或压强增大一倍，分子间距将减小一半。由此可知，１ ｍｏｌ任何气体在０ ℃、１０１ ｋＰａ条件下的体积与２７３ ℃、２０２ ｋＰａ条件下的体积应相等，都约为２２．４ Ｌ。

【例题5】判断下列说法是否正确？并说明理由。

１．常温常压下，１１．２ Ｌ氧气所含的原子数为ＮＡ

２．在２５ ℃，压强为１．０１×１０５ Ｐａ时，１１．２ Ｌ氮气所含的原子数目为ＮＡ

３．标准状况下的２２．４ Ｌ辛烷完全燃烧，生成ＣＯ２分子数为８ＮＡ ４．标准状况下，１１．２ Ｌ四氯化碳所含分子数为０．５ＮＡ ５．标准状况下，１ Ｌ水所含分子数为（■）ＮＡ

６．标准状况下，１１．２ Ｌ ＳＯ３中含１．５ＮＡ个氧原子

解析：１．标准状况下，１１．２ Ｌ氧气为０．５ ｍｏｌ，其所含原子数为ＮＡ。而常温常压（２５ ℃，１．０１×１０５ Ｐａ）下，１１．２ Ｌ氧气物质的量小于０．５ ｍｏｌ，其所含原子数必小于ＮＡ，故叙述错误。２．本题叙述错误，分析方法同上。

３、４、５题中的辛烷、四氯化碳、水在标准状况下均为液体，第６题中ＳＯ３在标准状况下为固体。故都不正确。４．混合气体的平均摩尔质量（１）已知混合物质的总质量ｍ（混）和总物质的量ｎ（混）：Ｍ（混）＝■

（２）已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量分数或体积分数。Ｍ（混）＝Ｍ１×ｎ１％＋Ｍ２×ｎ２％＋……＝Ｍ１×Ｖ１％＋Ｍ２×Ｖ２％＋……（３）已知标准状况下混合气体的密度：Ｍ（混）＝２２．４ρ（混）（４）已知同温同压下与单一气体Ａ的相对密度：■＝■

【例题6】已知ＮＨ４ＨＣＯ３ ■ ＮＨ３↑＋Ｈ２Ｏ＋ＣＯ２↑，则１５０ ℃时ＮＨ４ＨＣＯ３分解产生的混合气体Ａ的密度是相同条件下Ｈ２密度的（）倍。Ａ．２６．３

Ｂ．１３．２

Ｃ．１９．８

Ｄ．无法计算

【答案】Ｂ。解析：假设ＮＨ４ＨＣＯ３为１ ｍｏｌ，则其质量为７９ ｇ，完全分解产生的气体为３ ｍｏｌ，故有：Ｍ混＝■≈２６．３ ｇ／ｍｏｌ；又由“相同条件下，气体的密度比等于其摩尔质量比”，故混合气体Ａ的密度是相同条件下Ｈ２密度的■≈１３．２倍。５．物质的量浓度

定义：以１ Ｌ溶液里所含溶质Ｂ的物质的量来表示溶液的浓度叫做物质的量浓度。符号为ｃＢ，单位为ｍｏｌ·Ｌ－１，表达式：ｃＢ＝■（ｎ为溶质Ｂ的物质的量，单位为ｍｏｌ；Ｖ为溶液的体积，单位为Ｌ。）。

（１）理解物质的量浓度的物理意义和相关的量 物质的量浓度是表示溶液组成的物理量，衡量标准是单位体积溶液里所含溶质的物质的量的多少。这里的溶质可以是单质、化合物，也可以是离子或其他的特定组合，单位是ｍｏｌ；体积指溶液的体积而不是溶剂的体积，单位是Ｌ；因此，物质的量浓度的单位是ｍｏｌ·Ｌ－１。

（２）明确溶液中溶质的化学成分 求物质的量浓度时，对一些特殊情况下溶液的溶质要掌握清楚，如ＮＨ３溶于水得ＮＨ３·Ｈ２Ｏ，但我们习惯上认为氨水的溶质为ＮＨ３；ＳＯ３溶于水后所得溶液的溶质为Ｈ２ＳＯ４；Ｎａ、Ｎａ２Ｏ、Ｎａ２Ｏ２溶于水后所得溶液的溶质为ＮａＯＨ；Ｃｕ２ＳＯ４·５Ｈ２Ｏ溶于水后所得溶液溶质为Ｃｕ２ＳＯ４。（３）熟悉表示溶液组成的其他物理量

表示溶液组成的物理量除物质的量浓度外，还有溶质的质量分数、物质的质量浓度等。它们之间有区别也有一定的联系，如物质的量浓度（ｃ）与溶质的质量分数（ω）的关系为c=■。【例题7】标准状况下ＶＬ氨气溶解在１ Ｌ水中（水的密度近似为１ ｇ／ｍL），所得溶液的密度为ρ ｇ／ｍL，质量分数为ω，物质浓度为ｃ ｍｏｌ／Ｌ，则下列关系中不正确的是（）。Ａ．ρ＝■

Ｂ．ω＝■

Ｃ．ω＝■

Ｄ．c＝■ 【答案】Ａ。

五、化学基本定律

（一）阿伏伽德罗定律及其推论

阿伏伽德罗定律：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数，即：Ｔ１＝Ｔ２；Ｐ１＝Ｐ２；Ｖ１＝Ｖ２?圯ｎ１＝ｎ２。阿伏伽德罗定律的推论：（１）三正比

同温同压下，气体的体积比等于它们的物质的量之比。■＝■ 同温同体积下，气体的压强比等于它们的物质的量之比。■＝■ 同温同压下，气体的密度比等于它们的相对分子质量之比。■＝■（２）二反比 同温同压下，相同质量的任何气体的体积与它们的相对分子质量成反比。■＝■ 同温同体积时，相同质量的任何气体的压强与它们的摩尔质量的反比。■＝■（３）一连比 同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的相对分子质量之比，也等于它们的密度之比。■＝■＝■

注：以上用到的符号：ρ为密度，P为压强，ｎ为物质的量，Ｍ为摩尔质量，ｍ为质量，Ｖ为体积，Ｔ为温度；上述定律及其推论仅适用于气体，不适用于固体或液体。

（二）阿伏伽德罗常数考点命题陷阱归类分析

１．温度和压强：２２．４ Ｌ／ｍｏｌ是在标准状况（０ ℃，１．０１×１０５ Ｐａ）下的气体摩尔体积。非标准状况下的气体摩尔体积，不能认为是２２．４ Ｌ。

２．物质状态：２２．４ Ｌ／ｍｏｌ使用的对象是气体（包括混合气体）。如ＳＯ３常温下是固态；水、戊烷、辛烷常温下是液态等均不适用。

３．物质变化：一些物质间的变化具有一定的隐蔽性，有时需要借助方程式分析才能挖掘出隐含的变化情况。如ＮＯ２存在与Ｎ２Ｏ４的平衡。４.单质组成：气体单质的组成除常见的双原子分子外，还有单原子分子（如稀有气体Ｎｅ）、三原子分子（如Ｏ３）、四原子分子（如Ｐ４）等。

５.粒子数目：粒子种类一般有分子、原子、离子、质子、中子、电子等。１ ｍｏｌ微粒的数目即为阿伏伽德罗常数，由此可计算分子、原子、离子、质子、中子、电子等微粒的数目。【例题8】ＮＡ表示阿伏伽德罗常数，下列叙述正确的是（）。Ａ．等物质的量的Ｎ２和ＣＯ所含分子数均为ＮＡ Ｂ．１．７ ｇ Ｈ２Ｏ２中含有的电子数为０．９ＮＡ Ｃ．１ ｍｏｌ Ｎａ２Ｏ２固体中含离子总数为４ＮＡ

Ｄ．标准状况下，２．２４ Ｌ戊烷所含分子数为０．１ＮＡ

【答案】Ｂ。解析：阿伏伽德罗常数是指１ ｍｏｌ任何微粒中含有的微粒数，等物质的量不一定是１ ｍｏｌ，Ａ错；Ｈ２Ｏ２的相对分子质量为３４，故其１．７ ｇ的物质的量为０．０５ ｍｏｌ，其每个分子中含有的电子为１８个，则其１．７ ｇ中含有的电子的物质的量为０．９ ｍｏｌ，数目为０．９ＮＡ，Ｂ对；Ｎａ２Ｏ２固体中，含有的是Ｎａ＋和Ｏ２２－两种离子，１ ｍｏｌ固体中含有３ ｍｏｌ离子，故其中的离子总数为3ＮＡ，Ｃ错；戊烷在标准状况下为液态，故其２．２４ Ｌ不是０．１ ｍｏｌ，Ｄ错。【例题9】设NＡ为阿伏伽德罗常数的数值，下列说法正确的是（）。Ａ．１６ ｇ ＣＨ４中含有４NＡ个Ｃ－Ｈ键 Ｂ．１ ｍｏｌ·Ｌ－１ＮａＣｌ溶液含有NＡ个Ｎａ＋

Ｃ．１ ｍｏｌ Ｃｕ和足量稀硝酸反应产生 NＡ个ＮＯ分子 Ｄ．常温常压下，２２．４ Ｌ ＣＯ２中含有 NＡ个ＣＯ２分子

【答案】Ａ。解析：每个CH4中含有４个Ｃ－Ｈ键，故１６ ｇ ＣＨ４（１ ｍｏｌ）中含有４NA个Ｃ－Ｈ键，Ａ正确；没有溶液的体积，无法知道Na+的物质的量，故Ｂ错；根据关系式，１ ｍｏｌ Ｃｕ～■ ｍｏｌ ＮＯ，故Ｃ错；常温常压下，２２．４ Ｌ ＣＯ２不是１ ｍｏｌ。

（三）质量守恒定律

定义：在化学反应中，参加反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。化学反应的过程，就是参加反应的各物质（反应物）的原子，重新组合而生成其他物质的过程。在化学反应中，反应前后原子的种类没有改变，数目没有增减，原子的质量也没有改变。化学反应前后比较 ■ ■

【真题1】某气态物质Ａ在一定条件下加热分解，分解方程式为：２Ａ→Ｂ↑＋Ｃ↑＋２Ｄ↑（产物都是气体），测得生成的混合气体对氢气的相对密度为ｄ，则Ａ的相对分子质量可能为（）。

Ａ．ｄ

Ｂ．２ｄ

Ｃ．３ｄ

Ｄ．４ｄ 【答案】Ｄ。解析：由题意可知，两分子的Ａ可生成一分子的Ｂ、一分子的Ｃ和两分子的Ｄ，由题意可知混合气体的平均相对分子质量为２ｄ，则Ａ的相对分子质量为４ｄ。【真题2】设ＮＡ表示阿伏伽德罗常数的值，下列说法不正确的是（）。Ａ．１ ｍｏｌ ＣｎＨ２ｎ＋２中含有（２ｎ＋１）ＮＡ个共价键

Ｂ．１ ｍｏｌ石墨中含有０．５ＮＡ个六碳环

Ｃ．常温常压下，３１ ｇ白磷与红磷的混合物，含有ＮＡ个磷原子

Ｄ．将１ ｍｏｌ ＮＯ２气体进行加压，加压后气体的分子数将少于ＮＡ

【答案】Ａ。解析：１ ｍｏｌ ＣｎＨ２ｎ＋２中含有ｎ－１个碳碳共价键和２ｎ＋２个碳氢共价键。因此１ｍｏｌ ＣｎＨ２ｎ＋２中共含有ｎ－１＋２ｎ＋２＝３ｎ＋１个共价键，Ａ错误；在石墨晶体中每个碳原子同时属于三个六元环，因此每个六元环含有２个碳原子，所以１ ｍｏｌ石墨中含有０．５ＮＡ个六碳环，Ｂ正确；白磷和红磷的相对原子质量为３１ ｇ·ｍｏｌ－１。所以Ｃ正确；因为存在２ＮＯ２■Ｎ２Ｏ４，将１ ｍｏｌ ＮＯ２气体进行加压后，平衡向右移动，因此所含的气体分子数肯定少于ＮＡ。

【真题3】1.２ ｍｏｌ氯气与元素Ａ的单质完全反应生成０．８ ｍｏｌ氯化物ＡＣｌｘ，则ｘ值为（）。Ａ．１

Ｂ．２

Ｃ．３

Ｄ．４

【答案】Ｃ。解析：由质量守恒定律可知，化学反应前后原子的种类和数目不变，则氯化物ＡＣｌｘ中含有的氯原子的物质的量为１．２×２ ｍｏｌ＝２．４ ｍｏｌ，则ｘ＝２．４÷０．８＝３。

【真题4】在一定条件下，０．１ ｍｏｌ·Ｌ－１的ＮＨ４Ｃｌ溶液中滴加少量氨水，形成的混合溶液中离子浓度存在如下等式关系，ｃ（ＮＨ４＋）＋ｃ（ＯＨ－）＝ｃ（Ｃｌ－）＋ｃ（Ｈ＋），下列叙述正确的是（）。Ａ．混合溶液的pＨ≥７

Ｂ．混合溶液存在ｃ（ＮＨ４＋）＝ｃ（Ｃｌ－）

Ｃ．混合溶液呈酸性

Ｄ．混合溶液呈碱性

【答案】Ｂ。解析：由电荷守恒可知ｃ（ＮＨ４＋）＋ ｃ（Ｈ＋）＝ｃ（Ｃｌ－）＋ ｃ（ＯＨ－），结合ｃ（ＮＨ４＋）＋ｃ（ＯＨ－）＝ｃ（Ｃｌ－）＋ｃ（Ｈ＋）可知ｃ（ＮＨ４＋）＝ｃ（Ｃｌ－）、ｃ（Ｈ＋）＝ｃ（ＯＨ－），则溶液显中性，因为温度不知道，所以溶液的ｐＨ无法知道。■

■

一、常见的分散系

（一）分散系的概念、种类 1.分散系 由一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物。分散系中分散成粒子的物质叫做分散质；另一种物质叫分散剂。2.分散系的种类及其比较

根据分散质微粒的大小，分散系可分为溶液、胶体和浊液（悬浊液和乳浊液）。由于其分散质微粒的大小不同，从而导致某些性质的差异。现将它们的比较如下： ■

【例题１】胶体区别于其他分散系最本质的特征是（）。Ａ．胶体微粒能发生电泳

Ｂ．胶体微粒的大小在１～１００ ｎｍ之间

Ｃ．胶体微粒带有电荷

Ｄ．胶体有丁达尔现象 【答案】Ｂ。解析：根据定义，分散系的区别最重要的是微粒大小。

二、溶液

（一）溶液、饱和溶液、不饱和溶液

1.溶液的概念：一种或几种物质分散到另一种物质里形成的均

一、稳定的混合物。2.溶液的组成：溶液＝溶质＋溶剂 ■

３.溶解过程：溶质分散到溶剂里形成溶液的过程叫溶解。物质溶解时，同时发生两个过程： ■

溶解是一个物理、化学过程，并伴随着能量变化，溶解时溶液的温度是升高还是降低，取决于上述两个过程中放出和吸收热量的相对大小。如：浓硫酸稀释，溶液温度升高，ＮＨ４ＮＯ３溶于水，溶液温度降低。

相似相溶原理：非极性溶质一般溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。例如，蔗糖和酒精易溶于水而不易溶于四氯化碳；萘和碘易溶于四氯化碳而不易溶于水。４.溶解平衡

在一定条件下，溶解速率等于结晶速率的状态叫溶解平衡。溶解平衡是动态平衡，溶解和结晶仍在进行。达到溶解平衡的溶液是饱和溶液，它的浓度一定。未达到溶解平衡的溶液是不饱和溶液，通过加入溶质、蒸发溶剂、改变温度等方法可使不饱和溶液成为饱和溶液。未溶解的固体溶质 ■ 溶液中的溶质 【例题２】向２０ °Ｃ的饱和澄清石灰水（甲溶液）中投入适量的氧化钙粉末，充分反应，下列说法错误的是（）。Ａ．溶液温度未冷却到２０ °Ｃ时，溶液一定是饱和溶液

Ｂ．溶液温度未冷却到２０ °Ｃ时，溶质质量分数比甲溶液大

Ｃ．溶液温度恢复到２０ °Ｃ时，溶液质量比甲溶液小

Ｄ．溶液温度恢复到２０ °Ｃ时，溶液的溶质质量分数和甲溶液的相等

【答案】Ｂ。解析：Ｃａ（ＯＨ）２的溶解度随着温度的升高而降低。向２０ °Ｃ的饱和澄清石灰水中投入适量的氧化钙粉末，加入的ＣａＯ会与水反应生成Ｃａ（ＯＨ）２，不仅消耗了溶剂水，并且反应会放出大量的热，使溶液的温度升高，所以当溶液的温度等于２０ °Ｃ时，肯定会有溶质Ｃａ（ＯＨ）２析出，所得的溶液仍为饱和溶液，溶质的质量分数不变。

（二）溶解度、溶质的质量分数 ★固体的溶解度

（１）定义：在一定温度下，某固态物质在１００ ｇ溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。

（２）关系式：Ｓ（溶解度）＝■×100（g）■=■=■（３）溶解度曲线： 溶解度曲线是溶解度随温度变化的一种表示方法。溶解度曲线可表示： ①同一物质在不同温度时的不同溶解度； ②不同物质在同一温度时的不同溶解度； ③物质溶解度受温度变化影响的大小； ④比较不同物质的溶解度的大小。★气体的溶解度

在一定温度和１．０１×１０５ Ｐａ时，１体积溶剂里达到溶解平衡时溶解的气体体积数。气体溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大。★溶质质量分数（ａ％）溶质质量分数＝■×100%

（三）物质的量浓度溶液的配制 1.步骤

（１）计算：若溶质为固体时，计算所需固体的质量；若溶质是液体时，则计算所需液体的体积。

（２）称量：用天平称出所需固体的质量或用量筒量出所需液体的体积。（３）溶解：把称量出的溶质放在烧杯中加少量的水溶解，边加水边震荡。（４）转移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。

（５）洗涤：用少量的蒸馏水洗涤烧杯和玻棒２~３次，把每次的洗涤液一并注入容量瓶中。（６）定容：向容量瓶中缓缓注入蒸馏水至离容量瓶刻度线１~２ ｃｍ处，再用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切。

（７）摇匀：盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，反复上下颠倒摇匀，然后将所配的溶液倒入指定试剂瓶并贴好标签。2.误差分析

根据ｃ＝■＝■来判断，看ｍ、Ｖ是变大还是变小，然后确定ｃ的变化。3.在配制一定的物质的量浓度的溶液时，按操作顺序来讲，需注意以下几点（１）计算所用溶质的多少时

①溶质为固体时，分两种情况：溶质是无水固体时，直接用ｃＢ＝■=■公式算ｍ；溶质是含结晶水的固体时，则还需将无水固体的质量转化为结晶水合物的质量。②溶质为浓溶液时，也分两种情况：如果给定的是浓溶液的物质的量浓度，则根据公式ｃ（浓）×Ｖ（浓）＝ｃ（稀）×Ｖ（稀）来求Ｖ（浓）；如果给定的是浓溶液的密度（ρ）和溶质的质量分数（ω），则根据ｃ＝■来求Ｖ′（ｍＬ）。③所配溶液的体积与容量瓶的量程不符时：算溶质时则取与实际体积最接近的量程数据做溶液的体积来求溶质的多少，不能用实际量。如：实验室需配制４８０ ｍＬ１ ｍｏＬ·Ｌ－１的ＮａＯＨ溶液，需取固体ＮａＯＨ的质量应为２０．０ ｇ，而不是１９．２ ｇ；因为容量瓶只能配制其规定量程体积的溶液，要配制符合要求的溶液时，选取的容量瓶只能是５００ ｍＬ量程的容量瓶。故只能先配制５００ ｍＬ溶液，然后再取出４８０ ｍＬ。（２）称量溶质时，一要注意所测数据的有效性（即精度）。二要选择恰当的量器，称量易潮解的物质如ＮａＯＨ时，应用带盖的称量瓶（或小烧杯）快速称量；量取液体时，量器的量程与实际体积数据相差不能过大，否则易产生较大误差。（３）容量瓶使用前要用蒸馏水洗涤２～３次；溶解或稀释溶质后要冷却溶液至室温；定容、摇匀时，不能用手掌贴住瓶体，以免引起体积的变化；摇匀后，如果液面降到刻度线下，不能向容量瓶中再加蒸馏水了，因为瓶塞、瓶口是磨口的，有少量溶液残留。（４）定容时如果液面超过了刻度线或移液时洒出少量溶液，均须重新配制。

【例题3】甲乙两位同学分别用不同的方法配制１００ ｍＬ ３．６ ｍｏｌ／Ｌ的稀硫酸。（１）若采用１８ ｍｏｌ／Ｌ的浓硫酸配制溶液，需要用到浓硫酸的体积为

。（２）甲学生：量取浓硫酸，小心地倒入盛有少量水的烧杯中，搅拌均匀，待冷却至室温后转移到１００ ｍＬ容量瓶中，用少量的水将烧杯等仪器洗涤２～３次，每次洗涤液也转移到容量瓶中，然后小心地向容量瓶加入水至刻度线定容，塞好瓶塞，反复上下颠倒摇匀。①将溶液转移到容量瓶中的正确操作是。

②洗涤操作中，将洗涤烧杯后的洗液也注入容量瓶，其目的是。

③定容的正确操作是。

④用胶头滴管往容量瓶中加水时，不小心液面超过了刻度，处理的方法是（填序号）。

Ａ．吸出多余液体，使凹液面与刻度线相切

Ｂ．小心加热容量瓶，经蒸发后，使凹液面与刻度线相切 Ｃ．经计算加入一定量的浓盐酸 Ｄ．重新配制

（３）乙学生：用１００ ｍＬ量筒量取浓硫酸，并向其中小心地加入少量水，搅拌均匀，待冷却至室温后，再加入水至１００ ｍＬ刻度线，再搅拌均匀。你认为此法是否正确？若不正确，指出其中错误之处

。【答案】（１）２０．０ ｍＬ

（２）①将玻璃棒插入容量瓶刻度线以下，使溶液沿玻璃棒慢慢地倒入容量瓶中；②使溶质完全转移到容量瓶中；③加水至离刻度线１～２ ｃｍ时，改用胶头滴管滴加水至液面与刻度线相切；④Ｄ；

（３）不正确；不能用量筒配制溶液，不能将水加入到浓硫酸中。

解析：（１）假设取用的浓硫酸的体积为Ｖ，根据稀释前后溶质的物质的量不变有： Ｖ×１８ ｍｏｌ／Ｌ＝１００ ｍＬ×３．６ ｍｏｌ／Ｌ Ｖ＝２０．０ ｍＬ

（２）①②③见答案，④在溶液配制过程中，如不慎损失了溶质或最后定容时用胶头滴管往容量瓶中加水时不慎超过了刻度，都是无法补救的，得重新配制。

（四）关于溶液稀释或增浓的计算 1.关于溶液稀释的计算 因为溶液稀释前后，溶质的质量不变，所以若设浓溶液质量为Ａ g，溶质的质量分数为ａ％，加水稀释成溶质的质量分数为ｂ％的稀溶液Ｂ g，则Ａ g×ａ％＝Ｂ g×ｂ％（其中Ｂ＝Ａ＋ｍ水）

2.关于溶液增浓（无溶质析出）的计算（１）向原溶液中添加溶质

因为溶液增加溶质前后，溶剂的质量不变。增加溶质后，溶液中溶质的质量＝原溶液中溶质的质量＋增加的溶质的质量，而溶液的质量＝原溶液的质量＋增加的溶质的质量。所以，若设原溶液质量为Ａ ｇ，溶质的质量分数为ａ％，加溶质Ｂ ｇ后变成溶质的质量分数为ｂ％的溶液，则Ａ ｇ×ａ％＋Ｂ ｇ＝（Ａ ｇ＋Ｂ ｇ）×ｂ％。（２）将原溶液蒸发掉部分溶剂

因为溶液蒸发溶剂前后，溶质的质量不变。所以，若设原溶液质量为Ａ ｇ，溶质的质量分数为ａ％，蒸发Ｂ ｇ水后变成溶质的质量分数为ｂ％的溶液，则Ａ ｇ×ａ％＝（Ａ ｇ－Ｂ ｇ）×ｂ％。（３）与浓溶液混合

因为混合后的溶液的总质量等于两混合组分溶液的质量之和，混合后的溶液中溶质质量等于两混合组分的溶质质量之和。所以，设原溶液质量为Ａ ｇ，溶质的质量分数为ａ％，浓溶液质量为Ｂ ｇ，溶质的质量分数为ｂ％，两溶液混合后得到溶质的质量分数为ｃ％的溶液，则Ａ ｇ×ａ％＋Ｂ ｇ×ｂ％＝（Ａ ｇ＋Ｂ ｇ）×ｃ％。

【例题4】日常生活中我们要科学地节约用水。现有一件刚用洗涤剂洗过的衣服，“拧干”后湿衣服上残留的溶液为１００ ｇ，其中含洗涤剂的质量分数为１％，则湿衣服上残留的洗涤剂质量为 ｇ，现用５ ７００ ｇ清水对这件衣服进行漂洗，有以下两种方法（假设每次“拧干”后湿衣服仍残留１００ ｇ溶液）。

方法一：用５ ７００ ｇ清水一次漂洗，“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量为（用分数表示）ｇ。

方法二：将５ ７００ ｇ清水无损分成质量相等的三份（每份１ ９００ ｇ）分三次漂洗。每次漂洗后拧干，则第三次漂洗“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量为（用分数表示）ｇ。

【答案】１；■；■。

解析：根据一定质量的溶液和溶液中溶质质量分数，求算溶质质量。每次漂洗时，所加清水的质量和湿衣服中残留１００ ｇ溶液质量之和为漂洗时溶液的质量，漂洗前残留１００ ｇ溶液中溶质质量为漂洗时溶液中溶质质量，可求算漂洗时溶质质量分数。（１）湿衣服上残留的洗涤剂质量为１００ ｇ×１％＝１ ｇ；

（２）设用５ ７００ ｇ清水一次漂洗，“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量分数为ｘ，则１００ ｇ×１％＝（５ ７００ ｇ＋１００ ｇ）ｘ，则ｘ＝■，故用５ ７００ ｇ清水一次漂洗，“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量为■×１００ ｇ＝■ ｇ；（３）设第１次用１ ９００ ｇ清水漂洗，“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量分数为ｘ，则１００ ｇ×１％ ＝（１ ９００ ｇ＋１００ ｇ）ｘ，则ｘ＝■；设第２次再用１ ９００ ｇ清水漂洗，“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量分数ｙ，则１００ ｇ×■＝（１ ９００ ｇ＋１００ ｇ）ｙ，则ｙ＝■；设第３次再用１ ９００ ｇ清水漂洗，“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量分数ｚ，则１００ ｇ×■＝（１ ９００ ｇ＋１００ ｇ）ｚ，则ｚ＝■，故第３次用１９００ ｇ清水漂洗，“拧干”后残留在衣服上的洗涤剂的质量为■×１００ ｇ＝■ ｇ。

【例题5】有１００ ｇ ５％的ＮａＣｌ溶液，若将其溶质的质量分数增大一倍，可采用的方法是（）。Ａ．把溶剂蒸发掉一半

Ｂ．加入５ ｇ ＮａＣｌ固体 Ｃ．把溶剂蒸发掉５０ ｇ

Ｄ．加入１００ ｇ ５％ＮａＣｌ溶液

【答案】Ｃ。解析：使溶液中溶质质量分数增加一倍，①若采取蒸发溶剂的方法，则蒸发的溶剂是原溶液质量的一半；②若采用增加溶质的方法，则加入溶质的质量应大于原溶液中溶质的质量。故应蒸发掉５０ ｇ溶剂或加入约５．５６ ｇ ＮａＣｌ。

三、胶体

１．胶体的本质特征：分散质粒子大小在１～１００ ｎｍ之间。２．胶体的制备与提纯

实验室制备胶体的方法一般用凝聚法，利用盐类的水解或酸、碱、盐之间的复分解反应来制备。例如Ｆｅ（ＯＨ）３、Ａｌ（ＯＨ）３胶体就是利用盐类的水解方法来制得。利用胶体中的杂质离子或分子能穿透半透膜，而胶体微粒不能透过半透膜的特点，可用渗析法来提纯、精制胶体。３．胶体的分类 ■ ■

４．胶体的性质与应用

（１）从胶体微粒大小，认识胶体的某些特征。由于胶体微粒在１～１００ ｎｍ之间，它对光有一定的散射作用，因而胶体有特定的光学性质——丁达尔现象；也正是由于胶粒直径不大，所以胶体也有它的力学性质——布朗运动；胶体粒子较小，其表面积较大，具有强大的吸附作用，它选择吸附了某种离子，带有电荷，互相排斥，因而胶体具有相对稳定性，且显示胶体的电学性质——电泳现象。

（２）根据胶体的性质理解胶体发生凝聚的几种方法。正是由于胶体微粒带有同种电荷，当加入电解质或带相反电荷的胶粒时，胶体会发生凝聚；加热胶体，胶粒吸附的离子受到影响，胶体也会凝聚。如果胶粒和分散剂一起凝聚成不流动的冻状物，这便是凝胶。（３）利用胶体的性质和胶体的凝聚，可区别溶液和胶体 ①胶体有丁达尔现象，而溶液则无这种现象。

②加入与分散质不发生化学反应的电解质，溶液无明显现象，而胶体会产生凝聚。【例题6】下列叙述正确的是（）。Ａ．铝制容器可盛装热的Ｈ２ＳＯ４

Ｂ．ＡｇＩ胶体在电场中自由运动 Ｃ．Ｋ与水反应比Ｌｉ与水反应剧烈

Ｄ．红磷在过量Ｃｌ２中燃烧生成ＰＣｌ３

【答案】Ｃ。解析：Ａ中铝与热的浓硫酸反应，错误。Ｂ中ＡｇＩ胶体吸附电荷而带电，故在电场作用下做定向移动，错误。Ｃ中Ｋ比Ｌｉ活泼，故与水反应剧烈，正确。Ｄ中Ｐ与过量的Ｃｌ２反应，应生成ＰＣｌ5，错误。

【误区警示】铝在冷H2SO4中发生钝化，但是加热则可以发生反应，胶体自身不带电，但是它可以吸附电荷而带电。

【例题7】下列现象或应用不能用胶体知识解释的是（）。Ａ．肾功能衰竭等疾病引起的血液中毒，可利用血液透析进行治疗

Ｂ．牛油与ＮａＯＨ溶液共煮，向反应后所得的溶液中加入食盐析出固体 Ｃ．氯化铝溶液中加入小苏打溶液会产生白色沉淀和气体 Ｄ．水泥冶金厂常用高压电除去工厂烟尘，减少对空气污染

【答案】Ｃ。解析：Ａ项人体的血液为血红蛋白胶体，血液透析即为胶体的渗析；Ｂ项牛油与ＮａＯＨ溶液共煮发生皂化反应，加入食盐便发生聚沉；Ｃ项是两种离子的双水解反应；Ｄ项运用的是胶体的电泳。■

一、元素、核素、同位素

１．元素：具有相同的核电荷数（即核内质子数）的同类原子的总称。判断不同微粒是否属于同一元素的要点是：单原子核并且质子数相同，而不管微粒是处于何种状态（游离态或化合态）或价态（各种可能的负价、０价、各种可能的正价）。

２．核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。换言之，核素是一种具体原子的另一称呼。

３．同位素：具有相同质子数和不同中子数的同种元素的原子，互称同位素。换言之，同一元素的不同核素，互称同位素。（１）同位素中“同”的含义 是指元素符号、质子数、电子数、电子排布、在周期表中位置相同、原子的化学性质等相同，它们的物理性质略有差异。（２）同位素的特征

①同一元素的不同同位素原子的化学性质基本相同。②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种天然同位素原子所占的百分比一般是不变的。

如：１２Ｃ和１４Ｃ均是Ｃ元素，但是不是同一种原子，不是同一种核素，互称同位素。

二、原子

（一）原子的构成 ■

１.原子核：带正电，几乎集中了原子的全部质量，体积只占原子体积的千亿分之一。

２.质子：带一个单位正电荷，单位质子和中子的质量基本相同，约为单位电子质量的１ ８３６倍。质子数决定了元素的种类。

３.中子：不带电。中子数与质子数一起决定了同位素的种类。

４.电子：带一个单位负电荷。电子的排布决定了元素在周期表中的位置。决定元素原子化学性质的电子又称价电子（主族元素的价电子即其最外层电子）。多数元素原子的化学性质仅由其最外层电子数（价电子数）决定。

（二）微粒间数目关系

原子序数：按质子数由小到大的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。质子数（Ｚ）＝核电荷数＝原子序数

质量数（Ａ）＝质子数（Ｚ）＋中子数（Ｎ）中性原子：质子数＝核外电子数

阳离子：质子数＝核外电子数＋所带电荷数 阴离子：质子数＝核外电子数－所带电荷数

（三）核外电子的运动状态

1.原子结构理论的发展。经历了以下五个发展阶段

（１）１８０３年英国化学家道尔顿家建立了原子学说；

（２）１９０３年汤姆逊发现了电子建立了“葡萄干布丁”模型；

（３）１９１１年英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子结构的核式模型；（４）１９１３年丹麦科学家玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型；（５）２０世纪２０年代建立了现代量子力学模型。2.核外电子运动特征

在很小的空间内作高速运动，没有确定的轨道。3.电子运动与宏观物体运动的描述方法的区别

描述宏观物质的运动：计算某时刻的位置、画出运动轨迹等。描述电子的运动：指出它在空间某区域出现的机会的多少。4.核外电子运动状态的形象化描述——电子云

电子在原子核外高速运动，像带负电的“云雾”笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做电子云。电子云实际上是对电子在原子核外空间某处出现的概率多少的形象化描述，图中的小黑点不表示电子的个数，而是表示电子在该空间出现的机会多少。5.核外电子运动状态的具体化描述 ■

（１）核外电子的运动状态，由能层、能级、电子云的空间伸展方向、电子的自旋状态四个方面来描述，换言之，用原子轨道（或轨道）和电子的自旋状态来描述。（２）能层（电子层，用主量子数ｎ表示）：按核外电子能量的高低及离核平均距离的远近，把核外电子的运动区域分为不同的能层（电子层）。目前ｎ的取值为１、２、３、４、５、６、７，对应的符号是英文字母Ｋ、Ｌ、Ｍ、Ｎ、Ｏ、Ｐ、Ｑ。主量子数ｎ的一个重要意义：ｎ是决定电子能量高低的重要因素。对单电子原子或离子来说，ｎ值越大，电子的能量越高。例如，氢原子各电子层电子的能量为： Ｅｎ＝－■ｅＶ 可见ｎ越大，Ｅｎ越高。但是对于多电子原子来说，Ｅｎ还同原子轨道或电子云的形状有关。（３）能级（电子亚层、用角量子数ｌ表示）：在多电子原子中，同一能层（电子层）的电子，能量也可能不同，还可以把它们分为不同的能级或电子亚层（因为这些不同的能量状态的能量是不连续的，像楼梯的台阶一样，因此称为能级）。用角量子数ｌ来描述这些不同的能量状态。对于确定的ｎ值，角量子数ｌ的取值有ｎ个：０、１、２、３……（ｎ－１），分别用ｓ、ｐ、d、ｆ……表示。Ｅ（ｎｓ）＜Ｅ（ｎｐ）＜Ｅ（ｎｄ）＜Ｅ（ｎｆ）＜……。（４）电子云的空间伸展方向（用磁量子数ｍ表示）：对于确定的能层和能级（ｎ、ｌ已知），能级的能量相同，但电子云在空间的伸展方向不一定相同，每一个空间伸展方向称为一个轨道，用磁量子数ｍ来描述。磁量子数的取值为0，±1；±2……±I，不同能层的相同能级，其空间伸展方向数相同，即轨道数相同。

s能级（亚层）是球形，只有１个伸展方向；ｐ能级（亚层）是哑铃形，有３个伸展方向（三维坐标的三个方向）；d、ｆ能级（亚层）形状比较复杂，分别有５、７个伸展方向。（５）原子轨道（或轨道）：电子在原子核外出现的空间区域，称为原子轨道。在量子力学中，由能层（电子层、主量子数ｎ）、能级（电子亚层、角量子数ｌ）和电子云的空间伸展方向（磁量子数ｍ）来共同描述。

由于原子轨道由ｎ、ｌ、ｍ决定，由此可以推算出：ｓ、ｐ、d、ｆ能级（亚层）分别有１、３、５、７个轨道；ｎ＝１、２、３、４…时，其对应电子层包含的轨道数分别为１、４、９、１６…，即对于主量子数为ｎ的电子层，其轨道数为ｎ２。

（６）电子的自旋状态：电子只有顺时针和逆时针两种自旋方向，用自旋量子数ｍｓ表示，自旋量子数只有两个取值，即ｍｓ＝±■。

（四）原子核外电子排布 1.构造原理

（１）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

（２）能级交错：由构造原理可知，电子先进入４ｓ轨道，后进入３ｄ轨道，这种现象叫能级交错。

（３）说明：构造原理并不是说４ｓ能级比３ｄ能级能量低（实际上４ｓ能级比３ｄ能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。2.能量最低原理

现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。3.泡利原理和洪特规则

（１）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在两个或两个以上的电子具有相同的４个量子数。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Ｐａｕｌｉ）原理。（２）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Ｈｕｎｄ）规则。比如，ｐ３的轨道式为■或■，而不是 ■。（３）洪特规则特例

当ｐ、d、ｆ轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即ｐ０、ｄ０、ｆ０、ｐ３、ｄ５、ｆ７、ｐ６、ｄ１０、ｆ１４时，是较稳定状态。

前３６号元素中，全空状态的有４Ｂｅ ２ｓ２２ｐ０、１２Ｍｇ ３ｓ２３ｐ０、２０Ｃａ ４ｓ２３ｄ０；半充满状态的有：７Ｎ ２ｓ２２ｐ３、１５Ｐ ３ｓ２３ｐ３、２４Ｃｒ ３ｄ５４ｓ１、２５Ｍｎ ３ｄ５４ｓ２、３３Ａｓ ４ｓ２４ｐ３；全充满状态的有１０Ｎｅ ２ｓ２２ｐ６、１８Ａｒ ３ｓ２３ｐ６、２９Ｃｕ ３ｄ１０４ｓ１、３０Ｚｎ ３ｄ１０４ｓ２、３６Ｋｒ ４ｓ２４ｐ６。4.核外电子排布的一般规则

（１）每个电子层（主量子数为ｎ）所能容纳的电子数最多为２ｎ２个（泡利原理）。（２）原子最外层电子数目不能超过８个，Ｋ层为最外层时不能超过２个（能级交错）。（３）原子次外层电子数目不能超过１８个，Ｋ层为次外层时不能超过２个（能级交错）。5.电子排布式和轨道表示式

（１）电子排布式：在能级符号的右上方用数字表示该能级上排布的电子数目的式子。有原子的电子排布式、原子最外层的电子排布式、离子的电子排布式等。例如，氯原子的电子排布式为１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ５；氯离子Ｃｌ－的电子排布式为１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６；氯原子最外层的电子排布式３ｓ２３ｐ５。

为避免电子结构过长，通常把内层已达到稀有气体的电子层写成“原子芯”，并以稀有气体符号加方括号表示。例如：氯［Ｎｅ］３ｓ２３ｐ５，钪［Ａｒ］３ｄ１４ｓ２。（２）轨道表示式：表示电子所处轨道及自旋状态的式子。如７Ｎ的轨道表示式为

１ｓ

２ｓ

２ｐ

■

6.原子结构的特殊性（１～１８号元素）（１）原子核中没有中子的原子：１Ｈ。

（２）最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。

①最外层电子数与次外层电子数相等：４Ｂｅ、１８Ａｒ；

②最外层电子数是次外层电子数２倍：６Ｃ； ③最外层电子数是次外层电子数３倍：８Ｏ； ④最外层电子数是次外层电子数４倍：１０Ｎｅ；

⑤最外层电子数是次外层电子数■倍：３Ｌｉ、１４Ｓｉ。

（３）电子层数与最外层电子数相等：１Ｈ、４Ｂｅ、１３Ａｌ。（４）电子总数为最外层电子数２倍：４Ｂｅ。

（５）内层电子总数是最外层电子数２倍：３Ｌｉ、１５Ｐ。7.１～２０号元素组成的微粒的结构特点（1）常见的等电子体

①２个电子的微粒。分子：Ｈｅ、Ｈ２；离子：Ｌｉ＋、Ｂｅ２＋。

②１０个电子的微粒。分子：Ｎｅ、ＨＦ、Ｈ２Ｏ、ＮＨ３、ＣＨ４；离子：Ｎａ＋、Ｍｇ２＋、Ａｌ３＋、ＮＨ４＋、Ｈ３Ｏ＋、Ｎ３－、Ｏ２－、Ｆ－、ＯＨ－、ＮＨ２－等。③１８个电子的微粒。分子：Ａｒ、ＳｉＨ４、ＰＨ３、Ｈ２Ｓ、ＨＣｌ、Ｆ２、Ｈ２Ｏ２、Ｎ２Ｈ４（联氨）、Ｃ２Ｈ６（ＣＨ３ＣＨ３）、ＣＨ３ＮＨ２、ＣＨ３ＯＨ、ＣＨ３Ｆ、ＮＨ２ＯＨ（羟氨）；离子：Ｋ＋、Ｃａ２＋、Ｃｌ－、Ｓ２－、ＨＳ－、Ｐ３－、Ｏ２２－等。

（2）等质子数的微粒

分子——１４个质子：Ｎ２、ＣＯ、Ｃ２Ｈ２；１６个质子：Ｓ、Ｏ２。

离子——９个质子：Ｆ－、ＯＨ－、ＮＨ２－；１１个质子：Ｎａ＋、Ｈ３Ｏ＋、ＮＨ４＋；１７个质子：ＨＳ－、Ｃｌ－。（3）等式量的微粒

式量为２８：Ｎ２、ＣＯ、Ｃ２Ｈ４；式量为４６：ＣＨ３ＣＨ２ＯＨ、ＨＣＯＯＨ；式量为９８：Ｈ３ＰＯ４、Ｈ２ＳＯ４；式量为３２：Ｓ、Ｏ２；式量为１００：ＣａＣＯ３、ＫＨＣＯ３、Ｍｇ３Ｎ２。

【例题１】当氢原子中的电子从２ｐ能级，向其他低能量能级跃迁时（）。Ａ．产生的光谱为吸收光谱

Ｂ．产生的光谱为发射光谱 Ｃ．产生的光谱线的条数可能是２条

Ｄ．电子的势能将升高

【答案】ＢＣ。解析：电子从高能量的能级向低能量的能级跃迁，会放出能量，故为发射光谱；比２ｐ能级低的能级有２ｓ和１ｓ，所以可以产生两条放射谱线。

【例题２】科学研究证明：核外电子的能量不仅与电子所处的能层、能级有关，还与核外电子的数目及核电荷的数目有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同，都是１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６。下列说法正确的是（）。Ａ．两粒子的１ｓ能级上电子的能量相同

Ｂ．两粒子的３ｐ能级上的电子离核的距离相同 Ｃ．两粒子的电子发生跃迁时，产生的光谱不同 Ｄ．两粒子都达８电子稳定结构，化学性质相同

【答案】Ｃ。解析：不同元素基态原子的相同能级（如１ｓ）上的电子能量是不相同的，跃迁时吸收的光的波长也不相同，这样就可以区分不同元素了。根据带电体的库仑作用力大小与电量乘积成正比可知，核电荷数越大，最外层电子越多，电性引力越大，电子离原子核的距离越近，能量越低。

（五）原子轨道理论 １．玻尔理论

１９１３年丹麦科学家玻尔在普朗克量子论、爱因斯坦光子学说和卢瑟福有核原子模型的基础上，提出了原子结构理论的三点假说：

（１）原子的不同能量状态对应于电子的不同运行轨道。由于原子的能量状态是不连续的，因此电子运动的轨道也可能是不连续的，即电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一些符合条件的轨道上运动。这些轨道的角动量Ｐ，必须等于■的整数倍，公式如下： Ｐ＝ｍｖｒ＝ｎ■

ｍ为电子的质量，ｖ为电子运动的速度，ｒ为轨道半径，ｈ为普朗克常数，ｎ为正整数。上式被称为玻尔的量子化条件，符合量子化条件的轨道称为稳定轨道。

（２）电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大。在正常情况下，原子中的各电子尽可能处在离核最近的轨道上。这时原子的能量最低，即原子处于基态。当原子从外界获得能量时，电子可以跃迁到离核较远的轨道上去，即电子被激发到较高能量的轨道上，这时原子和电子都处于激发态。

（３）处于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨道上，这时会释放出光能。光子的能量由这两个轨道的能量差决定。２．薛定谔方程 １９２６年奥地利物理学家薛定谔建立了著名的微观粒子的波动方程，一般称为薛定谔方程：

■+■+■+■（E-V）Ψ=0

式中波函数Ψ是空间坐标ｘ，ｙ，ｚ的函数，Ｅ是体系的总能量，V是势能（它和被研究粒子的具体环境有关），ｍ是粒子的质量。这是一个二阶偏微分方程，它的解是一系列的波函数，而这些波函数和所描述的粒子的运动情况，即在某空间范围内出现的几率密切相关。３．波函数Ψ

波函数Ψ是量子力学中描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，一定的波函数表示一种电子的运动状态，量子力学中常借用经典力学中描述物体运动的“轨道”的概念，把波函数Ψ叫做原子轨道。

波函数Ψ没有很明确的物理意义，但波函数绝对值的平方却有着明确的物理意义。它表示空间某处单位体积内电子出现的几率，即几率密度。此空间图像就是电子云的空间分布图像。

三、元素周期律和元素周期表 １．元素周期律及其实质

（１）定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。（２）实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化。

（３）下面以第３周期或第ＩＡ和ⅦＡ族为例，总结同一周期（主族）内元素性质的递变规律与原子结构的关系。①第３周期

Ｎａ

Ｍｇ

Ａｌ

Ｓｉ

Ｐ

Ｓ

Ｃｌ ■

电子层数不变、最外层电子数增加、得电子能力增强，非金属性增强、金属性减弱 ＳｉＨ４

ＰＨ４

Ｈ２Ｓ

ＨＣｌ ■

稳定性增强

ＮａＯＨ

Ｍｇ（ＯＨ）２

Ａｌ（ＯＨ）３ ■

碱性减弱

Ｈ２ＳｉＯ３

Ｈ３ＰＯ４

Ｈ２ＳＯ４

ＨＣｌＯ４ ■

酸性增强

总结：同周期的元素，随着原子序数的递增，元素得电子能力逐渐增强，因此元素的金属性从强到弱、非金属从弱到强；气态氢化物的稳定性从弱到强；最高价氧化物对应的水化物酸性从弱到强，碱性从强到弱。②ＩＡ和ⅦＡ族 ■

总结：同主族元素，从上到下，随着原子序数递增，元素失电子能力增强，元素金属性从弱到强，非金属性从强到弱；气态氢化物稳定性从强到弱；最高价氧化物对应的水化物的酸性从强到弱，碱性从弱到强。元素周期律 ■ 注：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。２．元素周期表（１）元素周期表

电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，得到的表叫元素周期表。

元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。（２）元素周期表的结构

①周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。②族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除８、９、１０列）。■

主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母Ａ表示。副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母Ｂ表示。第Ⅷ族：第８、９、１０纵行。０族：第１８列稀有气体元素。镧系元素：周期表中［行６，列３］的位置，共１５种元素。

锕系元素：周期表中［行７，列３］的位置，共１５种元素，均为放射性元素。过渡元素：第Ⅷ族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。（３）元素周期表的分区

①ｓ区：特征电子排布ｎｓ１～２。

②ｐ区：特征电子排布ｎｓ２ｎｐ１～６。

ｓ区、ｐ区元素均为主族元素，其价电子数（特征电子数）＝主族族序数。③ｄ区：特征电子排布（ｎ－１）ｄ１～１０ｎｓ0～２。

ｄ区均为金属元素，其价电子数（特征电子数）＝副族族序数。

④ｄｓ区：特征电子排布（ｎ－１）ｄ１０ｎｓ１～２。均为金属元素，其最外层电子数＝副族族序数。■

3.原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置之间的相互关系

（1）原子结构与元素性质的关系

①与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。

②与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。

③分析某种元素的性质，要把以上两种因素综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是Ｆ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是Ｃｓ（排除放射性元素）。

④最外层电子数≥４，一般为非金属元素，易得电子，难失电子； 最外层电子数≤３，一般为金属元素，易失电子，难得电子；

最外层电子数＝８（只有一个电子层时＝２），一般不易得失电子，性质不活泼。如Ｈｅ、Ｎｅ、Ａｒ等稀有气体。

（2）原子结构与元素在周期表中位置的关系 ①电子层数等于周期序数；

②ｓ、ｐ区为主族元素，ｄ、ｄｓ、ｆ区为副族元素；

③主族元素的族序数＝最外层电子数； ④根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法。

记住每个周期的元素种类数目（２、８、８、１８、１８、３２、３２）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去１４）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数就知道该元素所在的族及族序数。■

【真题】已知Ａ、Ｂ是第一周期以外的短周期元素，它们可以形成离子化合物ＡｍＢｎ。在此化合物中，所有离子均能形成稀有气体原子的稳定结构。若Ａ的核电荷数为ａ，则Ｂ的核电荷数不可能是（）。

Ａ．ａ＋８-ｍ-ｎ Ｂ．ａ＋１８-ｍ-ｎ

Ｃ．ａ＋１６-ｍ-ｎ

Ｄ．ａ-ｍ-ｎ

【答案】Ｂ。解析：ＡｍＢｎ，一般情况下，ａ－ｎ为２，１０；ｂ＋ｍ 为１０，１８，也就是ｂ＝ａ－ｎ＋１６－ｍ，或ａ－ｎ＋８－ｍ或ａ－ｎ－ｍ 都对。也就是Ａ，Ｃ，Ｄ都有可能，因此选Ｂ。■

4．元素在周期表中位置与元素性质的关系 ■

（１）分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。■

（２）对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。■

实例：①锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：ＬｉＯＨ为中强碱而不是强碱，Ｌｉ２ＣＯ３难溶于水等等。②Ｂｅ、Ａｌ的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Ｂｅ和Ａｌ单质在常温下均能被浓Ｈ２ＳＯ４钝化；ＡｌＣｌ３和ＢｅＣｌ２均为共价化合物等。③晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。

四、化学键与分子间作用力 １．化学键的类型

化学键是指晶体或分子中，相邻的原子或原子团之间强烈的相互作用。根据成键方式的不同，化学键分为离子键、共价键、金属键等。（１）离子键 离子键是使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。活泼的金属与活泼的非金属在一定的条件下反应时，活泼金属原子易失去电子成为阳离子，活泼非金属原子易得到电子成为阴离子，阴、阳离子依靠相反电荷的吸引，相互靠近，当达到一定程度时，离子的电子层间及两原子核间产生排斥，吸引与排斥达到相对平衡时，阴、阳离子间形成了稳定的离子键。离子键存在于离子化合物中，离子化合物通常以离子晶体形式存在。离子键的特点：本质是静电作用力，没有方向性，没有饱和性。

一般离子具有三个重要特征：离子的电荷，离子的电子层构型和离子半径。①离子带的电荷：电荷数越多，离子键越强。

②离子的电子层构型：离子的电子层构型不同，其稳定性会不同，而且对形成的离子键也会产生影响。

③离子的半径：在离子晶体中，两个离子的平均核间距ｄ等于正负离子的半径之和，成键的阴阳离子的半径和越小，离子键越强。【例题３】同周期的Ｘ、Ｙ、Ｚ三种元素，已知其氢化物分别为ＸＨ３、Ｈ２Ｙ、ＨＺ，则下列判断正确的是（）。Ａ．原子半径Ｚ＞Ｙ＞Ｘ Ｂ．Ｚ的非金属性最强

Ｃ．氢化物还原性ＸＨ３＞Ｈ２Ｙ＞ＨＺ，稳定性ＸＨ３＞Ｈ２Ｙ＞ＨＺ Ｄ．最高氧化物对应水化物Ｈ３ＸＯ４酸性最强

【答案】Ｂ。解析：由氢化物中Ｘ、Ｙ、Ｚ三种元素的负化合价可知，三种元素分别位于ＶＡ、ＶＩＡ、ＶＩＩＡ族，又知是同周期元素，故Ｘ、Ｙ、Ｚ三种元素非金属性逐渐增强，原子半径逐渐减小。

【例题４】Ｘ、Ｙ、Ｚ是３种短周期元素，其中Ｘ、Ｙ位于同一族，Ｙ、Ｚ处于同一周期，Ｘ原子的最外层电子数是其电子层数的３倍，Ｚ原子的核外电子数比Ｙ原子少１。下列说法正确的是（）。

Ａ．元素非金属性由弱到强的顺序为Ｚ＜Ｙ＜Ｘ

Ｂ．Ｙ元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为Ｈ３ＹＯ４ Ｃ．３种元素的气态氢化物中，Ｚ的气态氢化物最稳定 Ｄ．原子半径由大到小的顺序为Ｚ＞Ｙ＞Ｘ

【答案】ＡＤ。解析：由Ｘ原子的电子层结构推知Ｘ为氧，由于Ｘ、Ｙ属同主族短周期元素，所以Ｙ为硫。又因Ｚ与Ｙ同周期，且核外电子数比Ｙ少１，故Ｚ为磷。（２）共价键

共价键指分子中或原子晶体、原子团中，相邻的两个或多个原子通过共用电子对（即电子云的重叠）所形成的相互作用。参与成键的原子各自提供未成对的价电子（或将原子中已成对的价电子拆成单个电子）形成共用电子对，这一对电子同时围绕成键的两原子核运动，并在两原子核间出现的几率最大，通过这样的共用电子对与原子核之间的相互作用，形成了稳定的共价键。与此同时，大多数的原子都有可能使最外层成为相对稳定的稀有气体原子的电子层结构。（３）金属键

金属键是化学键的一种，主要在金属中存在，由自由电子及排列成晶格状的金属离子之间的静电吸引力组合而成。由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是非极性键。金属键有金属的很多特性。例如一般金属的熔点、沸点随金属键的增强而升高。化学键的类型 ■ ■

【真题】对三硫化四磷分子结构的研究表明，该分子中没有不饱和键，且各原子的最外层均已到达了八个电子的结构。在一个三硫化四磷分子中含有的共价键个数是（）。Ａ．７

Ｂ．８

Ｃ．９

Ｄ．１２ 【答案】B。解析：三硫化四磷结构如下图，可见共有共价键8个。■ ■

２．共价键理论

共价键的理论主要包括价键理论（即电子配对理论）、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论等。

（１）价键理论

共价键的本质：原子之间由于成键电子的原子轨道发生重叠而形成的化学键。①成键的原理 电子配对原理：具有自旋反向的未成对电子的原子接近时，可因原子轨道的重叠而形成共价键；一个电子与另一个自旋反向的电子配对成键后，不能再与第三个电子配对成键。

能量最低原理：在成键的过程中，自旋相反的单电子之所以要配对或偶合，主要是因为配对以后会放出能量，从而使体系的能量降低。

原子轨道最大重叠原理：原子轨道重叠程度越大，共价键越牢固。②共价键的特征

在形成共价键时，互相结合的原子既未失去电子，也没有得到电子，而是共用电子，在分子中不存在离子而只有原子。共价键具有以下特点：

第一、共价键结合力的本质是电性的，但不能认为纯粹是静电的。

第二、共价键具有饱和性，是指每个原子成键的总数或单键连接的原子数目是一定的。第三、共价键具有方向性，是指一个原子与周围原子形成共价键有一定的角度。因为原子轨道（p，ｄ，ｆ）有一定的方向性，它和相邻原子的轨道重叠要满足最大重叠条件。共价键的方向性决定着原子的空间构型，因而影响分子的极性。共价键的极性：由于成键两原子的正负电荷中心不重合而导致化学键的极性。正负电荷中心不重合的化学键称极性键；正负电荷中心重合的化学键叫非极性键。一般来说，对同原子形成的化学键，若其所处环境相同，则形成非极性键，异原子形成化学键则肯定是极性键。离子键是最强的极性键。对共价键来说，极性越大，键能越大。

第四、共价键的键型。一种是由成键的两个原子分别提供一个电子组成δ键或者π键；另一种是由其中一个原子单方面提供的，称为共价配键或配位键。③共价键的键能

在标准状态下即２９８ Ｋ和100 ｋＰａ条件，气态分子断开1 ｍｏｌ化学键所需的能量，叫做共价键的键能。（２）杂化轨道理论

杂化是指形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道，所形成的新轨道就称为杂化轨道。只有能量相近的轨道才能进行杂化；杂化后的轨道形状和能量完全一样，但方向不同；杂化前后轨道总数目不变；杂化以后的轨道电子云更加集中在某一方向上，故其成键能力强于未杂化的轨道。杂化轨道只能填充孤电子对或δ键上电子；杂化是原子成键前的轨道行为，与该原子的价层电子数目无关。杂化轨道理论的基本要点：杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等；杂化轨道可分为等性和不等性杂化轨道；杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理和化学键间最小排斥原理。

（３）价层电子对互斥理论

价层电子对互斥理论认为，在一个多原子共价分子（ＡＸｍ型）中，中心原子Ａ周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子的价电子层中电子对的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。（４）分子轨道理论 ①理论要点

第一、在分子中电子不从属于某些特定的原子，而是遍及在整个分子范围内活动，每个电子的运动状态可以用波函数Ψ来描述，这个Ψ称为分子轨道，其绝对值的平方为分子中的电子在空间各处出现的几率密度或电子云。第二、分子轨道是由原子轨道线性组合而成的，而且组成的分子轨道的数目与互相化合原子的原子轨道的数目相同。第三、每一个分子轨道Ψｉ都有一相应的能量Ｅｉ和图像，分子轨道的能量Ｅ等于分子中电子的能量的总和，而电子的能量即为被它们占据的分子轨道的能量。根据分子轨道对称性不同，可分为δ键和π键等，按分子轨道的能量大小，可以排列出分子轨道的近似能级图。第四、分子轨道中电子的排布也遵从原子轨道核外电子排布的原则，即泡利原理、能量最低原理和洪特规则。

②原子轨道线性组合的原则

分子轨道由原子轨道线性组合而得，原子轨道线性组合应遵循下列三个原则。对称性原则：只有对称性相同的原子轨道才能组合成分子轨道。对称性相同指重叠部分的原子轨道的正、负号相同。能量近似原则：只有能量相近的原子轨道才能组合成有效的分子轨道，而且原子轨道能量越相近越好。

最大重叠原则：原子轨道发生重叠时，在可能的范围内重叠程度越大，成键轨道能量相对于组成的原子轨道能量降低得越显著，即形成的化学键越牢固。３．极性分子与非极性分子

根据共价分子中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为极性分子和非极性分子。

（１）分子内各原子及共价键的空间排布对称，分子内正、负电荷中心重合的分子为非极性分子；分子内各原子及共价键的空间排布不对称，分子内正、负电荷中心不重合的分子为极性分子。常见分子中，属非极性分子的不多，具体有：

①非金属单质分子。如：稀有气体、Ｈ２、Ｃｌ２、Ｎ２等。②结构对称的直线型分子。如：ＣＯ２。

③结构对称的正三角形分子。如：ＢＦ３、ＢＣｌ３。

④结构对称的正四面体型分子。如：ＣＨ４、ＣＣｌ４、Ｐ４。

而其他大多数分子则为极性分子。如：ＨＣｌ、Ｈ２Ｏ、ＮＨ３、ＣＨ３Ｃｌ等。

（２）判断ＡＢm型分子极性的经验规律：一般情况下，若中心原子Ａ的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不相等，则为极性分子。如ＢＦ３、ＣＯ２等为非极性分子，ＮＨ３、Ｈ２Ｏ、ＳＯ２等为极性分子。（３）相似相溶原理

极性分子易溶于极性分子溶剂中（如ＨＣｌ易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如碘易溶于苯中，白磷易溶于ＣＳ２中）。注：（１）分子的极性与键的极性没有必然的联系。由极性键形成的分子不一定是极性分子，如ＣＯ２；由非极性键形成的分子也不一定是非极性分子，如Ｈ２Ｏ２。（２）几种常见共价分子的空间构型

①直线型：Ｏ＝Ｃ＝Ｏ、Ｈ－Ｃｌ、Ｎ≡Ｎ、ＣＨ≡ＣＨ ②Ｖ型：Ｈ２Ｏ

键角（Ｈ－Ｏ－Ｈ）为１０４°３０′ ③平面型：ＣＨ２＝ＣＨ２及苯Ｃ６Ｈ６

④三角锥型：ＮＨ３ 键角（Ｈ－Ｎ－Ｈ）为１０７°１８′

｜

H ⑤正四面体：ＣＨ４和ＣＣｌ４及ＮＨ４＋键角为１０９°２８′；Ｐ４键角为６０°

【例题5】Ｑ、Ｒ、Ｘ、Ｙ、Ｚ为前２０号元素中的五种，Ｑ的低价氧化物与Ｘ单质分子的电子总数相等，Ｒ与Ｑ同族，Ｙ和Ｚ的离子与Ａｒ原子的电子结构相同，且Ｙ原子序数小于Ｚ。

（１）Ｑ的最高价氧化物，其固态属于

晶体，俗名叫

；（２）Ｒ的氢化物分子的空间构型是，属于

分子（填“极性”或“非极性”）；它与Ｘ形成的化合物可作为一种重要的陶瓷材料，其化学式为 ；（３）Ｘ的常见氢化物的空间构型是，它的另一氢化物Ｘ２Ｈ４是火箭燃料的成分，其电子式是

；

（４）Ｑ分别与Ｙ、Ｚ形成的共价化合物的化学式是

和

；Ｑ与Ｙ形成的化合物的电子式为，属于

分子（填“极性”或“非极性”）。【答案】（１）分子，干冰（２）正四面体，非极性

Ｓｉ３Ｎ４

（３）三角锥形，■

（４）ＣＳ２和ＣＣｌ４ ■

非极性分子

解析：根据题意，周期表前２０号元素中的低价氧化物主要有：ＣＯ、Ｎ２Ｏ、Ｐ２Ｏ３、SＯ2，由“Ｑ的低价氧化物与Ｘ单质分子的电子总数相等”可推断出Ｑ的低价氧化物应为ＣＯ，则Ｘ单质分子应为Ｎ２，故Ｑ为Ｃ，Ｘ为Ｎ；又“Ｒ与Ｑ同族”，则Ｒ为Ｓｉ；由“Ｙ和Ｚ的离子与Ａｒ原子的电子结构相同，且Ｑ能与Ｙ、Ｚ形成共价化合物”可推出元素Ｙ、Ｚ分别是Ｓ、Ｃｌ。

4．分子间作用力和氢键（１）分子间作用力

分子间作用力指存在于分子之间的一种较弱的把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力由范德华提出，又称范德华力。分子间作用力比化学键的作用力小得多，主要影响物质的物理性质，如物质的熔点、沸点、溶解性等。一般情况下，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。

分子间作用力的大小与分子的极性、相对分子质量的大小有关。极性分子间的作用力大于非极性分子间的作用力，相对分子质量越大，分子间作用力越大。

分子间作用力的特点：永远存在于分子间或原子间的一种作用力，它是吸引力，其作用能约比化学键能小一至两个数量级；没有方向性和饱和性；分子间作用力的范围约只有几ｐｍ；分子间作用力有三种：取向力（极性分子之间）、诱导力（极性分子之间及极性分子和非极性分子之间）、色散力（任何分子之间），对大多数分子（除Ｈ，Ｏ外）来说，色散力是主要的。（２）氢键

氢键是由氢原子参与成键的特殊形式的分子间作用力，是一种比分子间作用力稍强的相互作用，可以把它看作是一种较强的分子间作用力。氢键可用Ｘ—Ｈ…Ｙ表示。Ｘ和Ｙ代表Ｆ、Ｏ、Ｎ等电负性大，且原子半径小的原子。氢键中Ｘ和Ｙ可以是相同的元素，也可以是两种不同的元素。

氢键的形成条件：必须是含氢化合物；氢必须与电负性极大的元素成键，以保证键的强极性和偶极电荷；与氢成键的元素的原子半径必须很小，一般只有第二周期元素才可；与氢形成氢键的另一原子必须电子云密度高，即需有孤电子对，且半径小，以保证作用距离较近。氢键的特点：具有方向性和饱和性；作用力比化学键低一个数量级，某些情况下氢键可能转化为化学键，氢键强于分子间作用力；要想形成强氢键，一般要求氢与Ｎ、Ｏ、Ｆ三元素之一形成化学键；氢键的强弱与跟它成键的元素电负性和半径大小有关；氢键有分子间氢键和分子内氢键。

五、晶体 １．晶体

具有规则几何外形的固体称为晶体。构成晶体的微粒（分子、原子、离子等）以一定的方式在三维空间排列，形成晶型各异的晶体。晶体在外形上明显地不同于无定形物质。

根据晶体中微粒间作用力的不同，可将晶体分为原子晶体（共价键型晶体）、离子晶体（离子键型晶体）、分子晶体（范德华力型晶体）、金属晶体（金属键型晶体）。晶体的基本性质：整齐规则的几何外形，各向异性的特征，固定的熔点，Ｘ射线衍射效应等。晶系：根据晶体的特征对称元素所进行的分类。在结晶学中根据结晶多面体的对称情况，将晶体分为七类，称为七大晶系，为立方、四方、正交、三方、六方、单斜、三斜等七类。对于某一种物质的晶体来讲，晶面间所成的夹角总是不变的，因为晶系的晶轴间夹角是固定的，只要测出晶面间夹角和晶轴的长短，就能准确地确定一种晶体所属的晶系。

晶格：结点按一定规则组成的几何图形，结点是晶体中的微粒抽象成几何上的点。晶格是实际晶体所属点阵结构的代表，实际晶体虽有千万种，但就其点阵的形式而言，只有１４种。有三斜P，单斜P，单斜Ｃ；正交Ｐ、正交Ｃ，正交Ｆ，正交Ｉ、六方Ｈ、三方Ｒ，四方P，四方Ｉ、立方P，立方Ｉ、立方Ｆ。符号Ｐ表示“不带心”的简单晶格，符号Ｉ表示“体心”，符号Ｆ表示“面心”，所以立方晶格有三种形式；符号Ｃ表示“底心”；三方、六方和三斜均“不带心”，它们都只有一种形式；符号Ｒ和Ｈ分别表示三方和六方点阵。晶胞：晶体的一个基本结构单元。（１）离子晶体

由离子键形成的化合物叫离子型化合物。阴、阳离子以一定的数目比并按照一定的方式依靠离子键结合而成的晶体叫离子晶体。如ＮａＣｌ的晶体结构见右图。离子键的强度通常用晶格能Ｕ的大小来度量，晶格能是指相互远离的气态正离子和负离子结合成离子晶体时所释放的能量。离子晶体的特点：

①离子晶体的熔、沸点较高，难于挥发，只有提供足够高的能量才能使阴、阳离子克服离子键的作用，使晶体成为熔融态或气态。少数热稳定性差的离子晶体受热时易分解，因而很难测得它们的熔、沸点。如铵盐类、酸式碳酸盐等。

②离子晶体有较高的硬度，难于压缩，但质地较脆，无延展性，不宜进行机械加工。③离子晶体不导电，但是熔融的离子晶体和它的水溶液有良好的导电性能。（２）原子晶体

原子晶体内相邻原子间以共价键相结合形成空间网状结构。原子晶体亦称为共价键型晶体或大分子晶体。在原子晶体中不存在单个小分子。原子晶体的特点：

①硬度很大。如金刚石是最硬的物质。

②熔点、沸点很高，绝大多数原子晶体的熔点都超过２ ０００ ℃。③原子晶体不溶于常见的溶剂。

④它们是电的不良导体，但硅是半导体。（３）分子晶体

通过分子间作用力互相结合形成的晶体叫分子晶体。分子间作用力远小于化学键，导致分子晶体的熔点低、沸点低、硬度小。形成分子晶体的物质常温下多为气态或液态，即使是固体，熔点也较低。

形成分子晶体的物质主要有：所有的非金属氢化物，大多数非金属氧化物，绝大多数的共价化合物，少数盐类。（４）金属晶体

金属晶体是由失去价电子的金属阳离子和自由电子间的强烈作用形成的。金属晶体具有以下特点：

①它们都是电的良导体，少数金属例外，如锗是半导体。②金属晶体有良好的导热性。

③金属晶体有良好的延展性，机械加工性能好。④在常温下，金属均为固体（除汞外）。不同的金属晶体熔点差异很大，如铀的熔点仅为２９ ℃，而钨的熔点高达３ ３８０ ℃。

⑤金属晶体硬度的差异也非常大，铬、钼、钨等金属硬度很高，常用于熔炼高硬度的合金，制造切割工具，而钠、镁、铝则很软。２．典型晶体的结构特征

（１）离子晶体：ＣｓＣｌ和ＮａＣｌ ■

★重点掌握ＮａＣｌ晶体结构的特征（见上图）： ①一个Ｎａ＋周围等距且最近的Ｃｌ－有６个。②一个Cl＋周围等距且最近的Ｎａ＋有6个。（２）晶胞中微粒个数的计算

构成晶体的结构粒子是按着一定的排列方式所形成的固态群体。在晶体结构中具有代表性的最小重复单位叫晶胞。

位于晶胞顶点的微粒，实际提供给晶胞的只有■； 位于晶胞棱边的微粒，实际提供给晶胞的只有■； 位于晶胞面心的微粒，实际提供给晶胞的只有■； 位于晶胞中心的微粒，实际提供给晶胞的只有１。（３）金刚石和石墨的比较 ■

注意：①石墨有导电性，是因为层内有自由电子。②碳还有多种同素异形体，如足球碳Ｃ６０等。

【例题6】下列叙述正确的是（）。

Ａ．分子晶体中的每个分子内一定含有共价键 Ｂ．原子晶体中的相邻原子间只存在非极性共价键 Ｃ．离子晶体中可能含有共价键 Ｄ．金属晶体的熔点和沸点都很高

【答案】Ｃ。解析：稀有气体为单原子分子无共价键，A错；原子晶体中如ＳｉＯ２也存在Ｓｉ－Ｏ极性共价键，Ｂ错；在铵盐中既存在离子键又存在共价键，Ｃ正确。金属汞的熔点很低，Ｄ错。

【例题7】已知Ｘ、Ｙ、Ｚ三种元素组成的化合物是离子晶体，其晶胞如图所示，则下面表示该化合物的化学式的是（）。Ａ．ＺＸＹ３

Ｂ．ＺＸ２Ｙ６ Ｃ．ＺＸ４Ｙ８

Ｄ．ＺＸ８Ｙ１２

【答案】Ａ。解析：化合物的化学式确定的方法为均摊法。Ｘ处在正方体的八个顶点上，其个数为：8×■=1；Ｙ处在正方体的１２条棱上，其个数为：12×■=3；Ｚ处在正方体的体心上，其个数为１。■

【真题】元素Ａ和Ｂ的原子序数都小于１８。已知Ａ元素原子的最外层电子数为ａ，次外层电子数为ｂ；Ｂ元素原子的Ｍ层电子数为（ａ－ｂ），Ｌ层电子数为（ａ＋ｂ），则Ａ、Ｂ两元素形成的化合物的晶体类型为（）。Ａ．分子晶体

Ｂ．原子晶体

Ｃ．离子晶体

Ｄ．金属晶体 【答案】Ｂ。解析：由题意可知ａ＋ｂ＝８，又因为Ａ元素原子的最外层电子数为ａ，次外层电子数为ｂ可知ｂ＝２，ａ＝６，因此Ａ原子核外电子数为６，即Ａ是Ｏ，Ｂ原子核外电子数位１４，Ｂ为Ｓｉ，Ａ、Ｂ两元素形成的化合物为ＳｉＯ２，是原子晶体。■

３．物质的熔沸点

（１）由晶体结构来确定

首先分析物质所属的晶体类型，其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高低的决定因素。①一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体

如：ＳｉO２＞ＮａＣｌ＞ＣＯ２（干冰），但也有特殊，如熔点：ＭｇＯ＞ＳｉＯ２。②同属原子晶体，一般键长越短，键能越大，共价键越牢固，晶体的熔、沸点越高。如：金属石＞金刚砂＞晶体硅；原因 ｒＣ－Ｃ＜ｒＣ－Ｓｉ ＜ｒＳｉ－Ｓｉ。

③同类型的离子晶体，离子电荷数越大，阴、阳离子核间距越小，则离子键越牢固，晶体的熔、沸点一般越高。如ＭｇＯ＞ＮａＣｌ。

④分子晶体，分子间作用力越强，熔、沸点越高。分子组成和结构相似的分子晶体，一般分子量越大，分子间作用力越强，晶体熔、沸点越高。如：Ｆ２＜Ｃｌ２＜Ｂｒ２＜Ｉ２。分子式相同，直链分子间的作用力要比带支链分子间的作用力大，晶体熔、沸点越高。注：并非外界条件对物质熔、沸点的影响总是一致的。熔点常与晶体中微粒排布对称性有关。若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体强，故熔、沸点特别高。如：氢化物的沸点如下图所示。■

从上图中看出，Ｈ２Ｔｅ、Ｈ２Ｓｅ、Ｈ２Ｓ的沸点都依次降低。按此变化趋势，Ｈ２Ｏ的沸点应为１９３ Ｋ左右，但实际上为３７３ Ｋ，此种“反常”的升高，就是因为Ｈ２Ｏ分子间存在氢键。对比同主族氢化物的沸点，从中可清楚看到ＮＨ３、ＨＦ的沸点高得“反常”，也是因为分子间存在氢键。ＨＦ分子间氢键：■ Ｈ２Ｏ分子间氢键：■

氢键的生成对化合物性质有显著影响，一般分子间形成氢键时，可使化合物的熔、沸点显著升高，在极性溶剂中，若溶质分子和溶剂分子间形成氢键，则可使溶解度增大，如ＮＨ３极易溶于水就与此有关。除上述几种物质外，在醇、羧酸、无机酸、水合物、氨合物等中均有氢键。

⑤金属晶体：金属原子的价电子数越多，原子半径越小、金属键越强，熔、沸点越高。如Ｎａ＜Ｍｇ＜Ａｌ。

（２）根据物质在同条件下的状态不同 一般熔、沸点：固＞液＞气。