物质结构与性质（期中知识清单）高二化学下学期苏教版

物质结构与性质（考点清单） 专题01 原子结构与元素性质 专题02 微粒间作用力与物质性质 专题03 分子空间结构与物质性质 专题01 原子结构与元素性质 ◆考点01 原子核外电子的运动 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 (1)实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了近代原子论，认为原子有质量，不可分割。 (2)葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了电子，提出电子普遍存在于原子中。 (3)有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射实验，认为原子的质量主要集中在原子核上，电子在原子核外空间做高速运动。 (4)1913年，丹麦物理学家玻尔研究了氢原子光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型： ①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的能量之差。 原子结构模型演变图示 2．现代量子力学模型 (1)氢原子的核外电子，当处于能量最低状态时(简称基态)，电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，电子出现的机会小。 (2)电子云：用小点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得到的图形。 (3)电子云轮廓图：是指量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。一般是将出现概率约为90%的空间圈出来，制作电子云的轮廓图，称为原子轨道。如氢原子核外电子的电子云轮廓图的绘制： 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 特点 离核由近到远，能量由低到高。 2．原子轨道 (1)原子轨道： ①电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。原子轨道是用量子力学描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 ②处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同类型的原子轨道上运动，其能量也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。 (2)原子轨道的类型和伸展方向 ①原子轨道的类型不同，能量不同，形状也不同。 ②形状相同的原子轨道在原子核外空间有不同的伸展方向。 (3)原子轨道的表示方法： 原子轨道用表示电子层的n和表示原子轨道形状的s、p、d、f结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s 球形 1 1 2 p 纺锤形 3 3 6 d ­­­­­ 5 5 10 f ­­­­­ 7 7 14 原子轨道的伸展方向=原子轨道数 (4)各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 1s 1 2 2 2s、2p 4 8 3 3s、3p、3d 9 18 4 4s、4p、4d、4f 16 32 n —— n2 2n2 (5)原子轨道能量高低 相同电子层的原子轨道中 ns<np<nd<nf 形状相同的原子轨道 2p<3p<4p 电子层数和原子轨道形状均相同 2px＝2py＝2pz 3．电子的自旋运动 原子核外电子有两种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 【归纳小结】 (1)某电子层的轨道类型数＝电子层序数(n)。 (2)某电子层的轨道数＝电子层序数的平方(n2)。 (3)s、p、d、f轨道的轨道数目分别为1、3、5、7。 (4)每一个原子轨道最多容纳2个电子。 (5)每一个电子层最多容纳的电子数为2n2(n为电子层序数)。 (6) 三、原子核外电子的排布 1．构造原理 (1)构造原理：电子是按照一定顺序填充的，填满一个能级之后再填下一个能级，这个规律称为构造原理。原子核外电子的排布遵循构造原理的三大内容：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。 (2)原子核外电子排布的轨道能量顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……，这是实验得到的规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。 三层以上的电子层中出现能级交错现象，对核外电子排布的影响很大。 (3)原子核外电子排布的构造原理 ①能量最低原理：原子核外电子先占据能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。 ②泡利不相容原理：每个原子轨道上最多容纳两个自旋状态不同的电子。 ③洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。 【特别提醒】 (1)核外电子排布遵循的三个原理间的关系 在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布应使整个原子体系的能量最低。我们称原子的最低能量状态为原子的基态，能量高于基态的状态为激发态。 (2)在核外电子的排布中，排在同一轨道上的两个电子，自旋方向相反；而自旋方向相同的电子，必然处于不同的轨道上。可以这样理解：在同一原子中，没有运动状态完全相同的两个电子存在，原子核外有几个电子，就有几种运动状态。 2．原子核外电子的排布的表示方法 (1)核外电子排布式 用数字在轨道符号右上角标明该轨道上排布的电子数，如： ①7N：1s22s22p5；②12Mg：1s22s22p63s2；③35Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 (2)简化的电子排布式 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，得到简化的电子排布式。如： 16S：[Ne]3s23p4 21Sc：[Ar]3d14s2 (3)外围电子排布式 外围电子又称价电子，对主族元素而言，外围电子就是最外层电子。例如： 8O：2s22p4 13Al：3s23p1 2．轨道表示式 将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子分布的式子称为轨道表示式。如Na原子的轨道表示式：。 【特别提醒】核外电子排布式的书写方法 (1)书写原子的电子排布式时，应按照电子层的顺序书写，如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，而不是1s22s22p63s23p64s23d6。 (2)书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。 (3)洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。这称为洪特规则特例。 如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，3d和4s轨道均为半充满状态，原子较为稳定；又如Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104S1，3d轨道为全充满，4s轨道为半充满状态，原子较为稳定。 五、原子光谱与光谱分析 1．基态原子与激发态原子 (1)基态原子：处于最低能量状态的原子。 (2)激发态原子：基态原子吸收能量后，电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上，变为激发态原子 2．原子光谱形成原因 发射光谱：原子中的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，放出光子，将发出的光通过棱镜就得到原子的原子发射光谱。 吸收光谱：原子中的电子吸收光子，原子中的电子从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，然后将透过光通过棱镜，就得到原子吸收光谱。 3．光谱分析 通过原子发射光谱或吸收光谱检测元素，称为光谱分析。 【特别提醒】 许多金属元素都可以发生焰色反应，焰色反应的形成原因是基态原子吸收能量，电子从基态跃迁到激发态后，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将能量以光的形式释放出来。因此焰色反应属于发射光谱。 ◆考点02 元素性质的递变规律 一、原子核外电子排布的周期性 1．核外电子排布的周期性变化规律 (1)最外层电子数目的变化 除第1周期外，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复出现从1逐渐增加到8的周期性变化。 (2)外围电子排布的变化 第2、3周期从左到右，元素原子的外围电子排布呈现从ns1到ns2np6的变化；从第4周期开始，从左到右，元素原子的外围电子排布从ns1经过(n－1)d1～10ns1～2逐渐过渡到ns2np6。 2．原子核外电子排布与周期的划分 (1)原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系 (2)每周期起始元素和结束元素的外围电子排布分别为ns1和ns2np6(第1周期为ns2)。 (3)周期数＝电子层数。 3．原子核外电子排布与族的划分 (1)主族元素的外围电子数、外围电子排布式 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 外围电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 外围电子数 1 2 3 4 5 6 7 (2)副族元素的外围电子数、外围电子排布式(以第4周期副族元素为例) 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 外围电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d104s1 3d104s2 外围电子数 3 4 5 6 7 － － 4．元素周期表中区的划分 根据元素原子的外围电子排布特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。 (1)s区：包含ⅠA和ⅡA两族元素，除氢元素外，其余都是活泼的金属元素。 (2)p区：包含ⅢA～ⅦA族及0族元素，除氢元素外，所有的非金属元素都在p区。 (3)d区：包含ⅢB～ⅦB、Ⅷ族的元素。 (4)ds区：包含ⅠB和ⅡB族的元素。 (5)f区：镧系和锕系元素。 二、元素第一电离能的周期性变化 1．第一电离能 (1)概念：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量。 (2)符号：I1。 (3)M(g) - e- → M+(g) 2．第一电离能的意义 (1)第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。 (2)第一电离能数值越小，该气态原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越难失去一个电子。 3．元素的第一电离能变化规律 (1)同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 (2)同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。 对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，但是第一电离能ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 4．元素的电离能与原子结构的关系 (1)第一电离能与原子核外电子排布的关系 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此二者电离能相对较高。 (2)元素的电离能与原子核外电子排布的关系 ①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。 ②电离能突然变大，说明原子的电子层发生了变化，由此可以判断该元素原子的电子层结构和主要化合价。 5．元素的逐级电离能的变化规律 (1)原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。 (2)当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5…… 6．电离能的应用 (1)确定元素的核外电子排布 根据核外电子排布，一个电子层的所有电子均失去之后，换新的电子层再失去电子时，由于内层是饱和结构，难失去，故电离能数值在层与层之间呈现突跃性变化，而层内电离能数值差别相对较小。 如Al的第一到第四级电离能分别为(单位：kJ·mol－1)577、1 817、2 745、11 575。从中明显看出在第三、第四电离能之间有突跃，故可判断Al最外层只有3个电子。 (2)判断主族元素的外围电子数或最高化合价 通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。如K的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以K容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子。一般来说，如果某元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。 (3)判断元素的金属性与非金属性强弱 一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 三、元素电负性的周期性变化 四、电负性 1．电负性 (1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 (2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．主族元素电负性的变化规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 3．电负性的应用 (1) 衡量元素金属性和非金属性的强弱 ①金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 (2)判断化合物中元素化合价的正负 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 (3)判断化学键的类型 如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 专题02 微粒间作用力与物质性质 ◆考点01 金属键 金属晶体 一、金属键与金属特性 1．金属键 概念 金属离子与自由电子之间强烈的相互作用 形成 通常情况下，金属原子的部分或全部外围电子受原子核的束缚比较弱，它们可以从原子上“脱落”下来，形成自由移动的电子。金属原子失去部分或全部外围电子形成的金属离子与自由电子之间存在着强烈的相互作用 实质 金属键本质是一种电性作用 特征 (1)金属键无方向性和饱和性 (2)金属键中自由电子在整个三维空间里运动，属于整块固态金属 2．金属特性 (1)金属物理特性 特性 原因 导电性 通常情况下，金属内部自由电子的运动不具有固定的方向性，但在外电场作用下，自由电子在金属内部会发生定向运动，从而形成电流 导热性 当金属某一部分受热时，该区域里自由电子的能量增加，运动速率增大，自由电子与金属离子(或金属原子)的碰撞频率增加，自由电子把能量传给金属离子(或金属原子)，从而把能量从温度高的区域传到温度低的区域 延展性 金属键没有方向性，当金属受到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，各层金属原子之间仍然保持金属键的作用 (2)金属键强弱的影响因素 金属的硬度和熔、沸点等物理性质与金属键的强弱有关，金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。 ①金属的原子化热是指1mol金属固体完全气化成相互远离的气态原子时吸收的能量。 ②影响金属键强弱的主要因素有金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 【归纳小结】金属熔、沸点高低的比较 金属中的金属键越强，金属的熔、沸点越高。 (1)同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点逐渐升高。 (2)同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点逐渐降低。 (3)一般来说，合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。 (4)金属的熔点差别很大，如汞常温为液体，熔点很低，而铁等金属熔点很高。 二、晶体常识 1．晶体 (1)概念：内部粒子(原子、离子或分子)在空间呈现有规则重复排列，外观具有规则几何外形的固体物质。根据X射线衍射图，能推知晶体内部的微观结构。 (2)晶体的基本特征 ①有规则的几何外形。 ②有固定的熔点。 2．晶胞 (1)概念：能够反映晶体结构特征的基本重复单位。金属晶体是金属晶胞在空间连续重复延伸而形成的。研究晶体的结构只需重点研究其晶胞的结构。 (2)晶胞的特点 ①习惯采用的晶胞是平行六面体，其三条边的长度不一定相等，也不一定互相垂直。晶胞的形状和大小由具体晶体的结构所决定。 ②整个晶体就是晶胞按其周期性在三维空间重复排列而成。每个晶胞上下左右前后无隙并置地排列着与其一样的无数晶胞，决定了晶胞的8个顶角、平行的面以及平行的棱完全相同。 【归纳小结】晶胞中粒子数目的计算——均摊法 均摊是指每个结构单元（晶胞）平均拥有的粒子数目。在晶体中，一个粒子同时为n个结构单元（晶胞）所共有，那么对一个结构单元来讲，则该粒子只有属于这个晶胞。 (1)平行六面体晶胞中，不同位置的粒子数目的计算方法如下： (2)六棱柱晶胞中不同位置的粒子数的计算 如图所示，六方晶胞中所含微粒数目为12×＋3＋2×＝6。 三、金属晶体 1．金属晶体 (1)概念：通过金属阳离子与自由电子之间的强烈的作用而形成的晶体。 (2)金属晶体的常见堆积方式 ①金属原子在二维空间中的排列方式 金属晶体中的原子可看成直径相等的球体。把它们放置在平面上(二维空间)，可有两种方式——a：非密置层，b：密置层(如图所示)。 【特别提醒】密置层放置时，平面的利用率比非密置层的高。 ②金属原子在三维空间里的堆积方式 金属原子在三维空间按一定的规律堆积，有4种基本堆积方式：简单立方、体心立方、面心立方和六方。其中3种金属晶体的晶胞如下表中图式(图中不同颜色的小球都代表同一种金属原子)。 4种晶胞中所含原子数目的计算方法和配位数的确定方法： 晶体类型 晶体模型 原子数 配位数 简单立方 8×=1 6 体心立方 8×+1=2 8 面心立方 8×+6×=4 12 六方堆积 12×+2×+3=6 12 【特别提醒】 (1)由于金属键没有饱和性和方向性，金属原子能从各个方向相互靠近，彼此相切，尽量紧密堆积成晶体，紧密堆积能充分利用空间，使晶体能量降低，所以金属晶体绝大多数采用紧密堆积方式。 (2)配位数是指晶体中一种微粒周围和它紧邻的其他微粒的数目。 2．金属材料——合金 (1)概念：由金属与金属或金属与非金属混合形成具有金属性质的物质称为合金。 (2)合金的性能 ①合金的硬度一般都比组成它的纯金属大。 ②多数合金的熔点低于组成它的任何一种组分金属。 ③合金的导电性和导热性一般低于任一组分金属。 四、关于晶体的计算 1．关于晶体密度的有关计算 假设某晶体的晶胞如右图所示： 以M表示该晶体的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数，N表示一个晶胞中所含的微粒数，a表示晶胞的棱长，ρ表示晶体的密度，计算如下： 该晶胞的质量用密度表示：m=ρ·a3 用摩尔质量表示：m=M 则有：ρ·a3 =M ρ= 。 2．关于晶体模型结构的分析 空间利用率=×100%。 将原子（离子）设想为一个球，依据1个晶胞内所含原子（离子）数目计算原子（离子）的体积，再确定晶胞的体积，即可计算晶胞的空间利用率。 (1)简单立方堆积晶胞 球的半径为r，立方体的棱长为2r。 1个晶胞中含有1个原子。 V球 = πr3 V晶胞 = (2r)3=8r3 空间利用率= ×100% = ×100% = 52% (2)体心立方堆积晶胞 立方体的棱长为a，对角线长为b，球的半径为r。 b2 = a2 + a2 (4r)2 = a2 + b2 = 3a2 a = r 1个晶胞中含有2个原子。 空间利用率= ×100% = ×100% = ×100% = ×100% = 68% (3)面心立方堆积晶胞 在面对角线上，3个原子彼此两两相切，设边长为a，则： a2 + a2 = (4r)2， a = 2 r V晶胞 = a3 = (2r)3 = 16r3 1个晶胞中含有4个原子。 空间利用率= ×100% = ×100% = 74% ◆考点02 离子键 离子晶体 一、离子键和离子化合物 1．离子键和离子化合物 (1)概念：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键叫离子键，由离子键形成的化合物叫离子化合物。 (2)离子键的成键微粒是阳离子和阴离子。 阴离子可以是单核离子或多核离子，如Cl-、O2-、H-、O22-、OH-、SO42-等。 阳离子可以是金属离子(如K+、Ag+、Fe3+)或铵根离子（NH4+）。 有的离子化合物只含有离子键，有的离子化合物中既含有离子键又含有共价键。 【归纳小结】常见的离子化合物 (1)活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化合物，如NaCl、CaF2、K2O、MgO等。 (2)活泼金属元素与酸根形成的盐类化合物，如Na2SO4、Fe2(SO4)3等。 (3)铵根与酸根形成的盐类化合物，如NH4Cl、(NH4)2SO4等。 2．离子键的形成及特征 (1)离子键的形成： ①阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴、阳离子的核外电子之间、原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。 ②当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。 (2)离子键的特征： 离子键没有方向性和饱和性。 阴、阳离子在各个方向上都可以与相反电荷的离子发生静电作用，即没有方向性；在静电作用能够达到的范围内，只要空间允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子，即没有饱和性。 3．离子化合物中存在的化学键 (1)离子键只存在于离子化合物中，即离子化合物中一定存在离子键。 (2)离子化合物中可能只有离子键（由单核阴离子和阳离子构成，如NaCl、K2O等），可能既含有离子键又含有共价键（阴离子或阳离子是多核离子，如NH4Cl、Na2SO4等）。 【归纳小结】 (1)离子键的成键条件 成键元素的原子得、失电子的能力差别较大，电负性差值大于1.7。 (2)离子键的存在 离子键只存在于离子化合物中：大多数盐、强碱、活泼金属氧化物(过氧化物如Na2O2)、氢化物(如NaH和NH4H)等。 4．电子式的书写 (1)阳离子的电子式： ①单核阳离子的电子式就是离子符号，如Mg2+。 ②多核阳离子：元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布，用“[　]”并标明电荷，如NH： 。 (2)阴离子的电子式： ①单核阴离子：元素符号周围合理分布价电子及所获电子，用“[　]” 并在右上方标明电荷，如Cl-：。 ②多核阴离子：元素符号紧邻铺开,合理分布价电子及所获电子，相同原子不得合并，用“[　]”并在右上方标明电荷，如OH-：。 (3)离子化合物的电子式： ①离子化合物的电子式由阳离子的电子式和阴离子的电子式组成，同性不相邻，离子合理分布，相同离子不能合并，如NaCl：，MgCl2：。 ②离子化合物的形成过程：原子的电子式离子化合物的电子式，电子转移方向及位置，用弧形箭头，变化过程用“→”，同性不相邻，合理分布，如MgCl2的形成：。 二、离子晶体 1．概念及结构特点 (1)概念：由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。 (2)结构特点 ①构成微粒：阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子，其化学式表示的是离子的个数比。 ②微粒间的作用力：离子键。 ③离子晶体中不同离子周围异电性离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的相对大小。 2．晶格能 (1)概念：拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子所吸收的能量。 符号：U；单位：kJ·mol-1。 如NaCl的晶格能为786 kJ·mol-1，可表示为：NaCl(s)→Na=(g)+Cl-(g) U=786 kJ·mol-1 (2)影响因素：离子晶体中离子半径越小，离子所带电荷越多，晶格能越大。 (3)晶格能与离子晶体物理性质的关系： 晶格能越大，离子晶体的熔点越高，硬度越大。 3．离子晶体的物理性质 (1)熔、沸点：离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发。 (2)硬度：离子晶体硬度较大。 (3)导电性：离子晶体不导电，熔融态或溶于水后能导电。 (4)溶解性：大多数离子晶体能溶于水，难溶于非极性溶剂（如苯、汽油、CCl4等）。 三、常见离子晶体的结构 1．NaCl晶体结构模型 (1)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它等距的Cl-有6个，每个Cl-周围与它等距的Na+有6个，即Na+和Cl-配位数都是6。6个Na+（或Cl-）围成一个正八面体。 (2)每个Na+周围与它最近且等距的Na+有12个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有12个（同层4个，上层4个，下层4个）。 (3)在NaCl晶体的一个晶胞中，含Na+：6×+8×=4个（写出计算过程），含Cl-12×+1=4个（写出计算过程）。NaCl晶体的化学式为NaCl，晶胞的组成为Na4Cl4。 (4)属于NaCl型离子晶体的还有KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO、CaS等。 2．CsCl晶体结构模型 (1)在CsCl晶体中，每个CS+周围与它等距的Cl-有8个，每个Cl-周围与它等距的CS+有8个。CS+和Cl-配位数都是8。 (2)每个Cs+周围与它最近且等距的Cs+有6个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有6个（上、下、左、右、前、后）。 (3)在CsCl晶体的一个晶胞中（上图右图），含Cs+：8×=1个（写出计算过程），含Cl-1个。CsCl晶体中Cs+与Cl-的个数比为1:1。 ◆考点03 共价键 共价晶体 一、共价键的形成 1．共价键的概念 原子间通过共用电子对形成的强烈的相互作用称为共价键。 吸引电子能力相近的原子之间通过共用电子对形成共价键。 2．共价键的形成过程（以H2分子的形成为例） (1)当两个氢原子相互接近时，若两个氢原子核外电子的自旋方向相反，它们接近到一定距离时，两个1s轨道发生重叠，电子在两原子核间出现的机会较大。随着核间距的减小，核间电子出现的机会增大，体系的能量逐渐下降，达到能量最低状态。 (2)若两个氢原子核外电子的自旋方向相同，当它们相互接近时，原子间总是排斥作用占主导地位，所以两个带有自旋方向相同的电子的氢原子不可能形成氢分子。 3．共价键的本质 当成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间的电子云密度增加，体系的能量降低。 4．共价键的特征 (1)饱和性：成键原子有几个未成对电子，通常就只能和几个自旋方向相反的电子形成共价键，每个原子形成共价键的数目是一定的。 (2)方向性：两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现机会最大的方向重叠成键，原子轨道重叠越多，共价键越牢固。 s轨道与s轨道重叠形成的共价键无方向性。 二、共价键的类型 1．σ键和π键 (1)分类依据：成键原子的原子轨道重叠方式。 (2)σ键和π键的比较： 键类型 σ键 π键 原子轨道重叠方式 沿核间连线方向以“头碰头”方式重叠 沿核间连线两侧以“肩并肩”方式重叠 成键示意图(常见类型) 原子轨道重叠部位 两原子核连线之间 核间连线上方和下方 原子轨道重叠程度 大 小 键的强度 较大 较小 成键规律判断 共价单键一定是σ键，双键中一个是σ键，一个是π键，三键中一个是σ键，另两个是π键 (3)几种分子的成键方式 ①N2中含有1个σ键和2个π键，结构式为：N≡N。 ②乙烷分子中碳原子与碳原子之间形成1个σ键，乙烯分子中碳原子与碳原子之间形成1个σ键和1个π键，乙炔分子中碳原子与碳原子之间形成1个σ键和2个π键。 ③有机化合物中，碳原子与碳原子之间形成σ键比π键牢固，在化学反应中，π键容易断裂。 ④苯分子中，每个碳原子分别与1个氢原子、2个碳原子形成σ键，同时每个碳原子各有一个垂直于分子平面的p轨道，形成了一个以6个碳原子为中心的大π键。 2．极性键和非极性键 (1)极性键和非极性键比较 类型 形成元素 共用电子对偏移 原子电性 非极性键 同种元素 两原子电负性相同，共用电子对不偏移 两原子都不显电性 极性键 不同种元素 共用电子对偏向电负性较大的原子 电负性较大的原子显负电性，电负性较小的原子显正电性 (2)极性键的强弱 ①极性共价键中，成键原子的吸引电子能力差别越大，共用电子对的偏移程度越大，共价键的极性越强。 ②通常可以根据元素的电负性差值判断极性键的强弱。 3．配位键 (1)定义：由一个原子提供孤电子对与另一个有空轨道可接受电子的原子形成的共价键。 (2)表示 常用“→”表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。 如NH的结构式为，其实NH中4个N—H键是完全相同的。 三、共价键的键参数 1．共价键的键能和键长 (1)键能的定义： 共价键的键能是在101 kPa、298 K条件下，1mol气态AB分子生成气态A原子和B原子的过程中所吸收的能量，称为AB间共价键的键能。其单位为kJ·mol－1。 如：断开1 mol H—H键吸收的能量为436 kJ，即H—H键的键能为436kJ·mol－1。 (2)键长的定义： 两原子间形成共价键时，两原子核间的平均间距。 (3)键能与键长的关系： 当两个原子形成共价键时，原子轨道发生重叠，重叠程度越大，键长越短，键能越大。 2．键能与反应热的关系 (1)反应物和生成物中化学键的强弱直接决定着化学反应过程中的能量变化。 (2)若化学反应中旧化学键断裂所吸收的总能量大于新化学键形成所放出的总能量，该反应通常为吸热反应。反之，该反应为放热反应。 (3)由键能计算化学反应的反应热 ΔH＝反应物的键能总和—生成物的键能总和。 3．键能及其应用 (1)键能的意义： 键能是衡量共价键稳定性的一个重要参数。键能越大，即形成共价键时放出的热量越多，共价键越稳定。 ①N2分子的化学性质很稳定，是因为N≡N的键能很大（946kJ·mol-1）。 ②H-F、H-Cl、H-Br、H-I键的键能依次为567 kJ·mol-1、431 kJ·mol-1、366 kJ·mol-1、298 kJ·mol-1，键能逐渐减小，HF、HCl、HBr、HI分子的稳定性逐渐减弱。 ③CH2=CH2中C=C键的键能（615 kJ·mol-1）小于C2H6中C-C键的键能（348 kJ·mol-1）的两倍，CH≡CH中C≡C键的键能（812 kJ·mol-1）小于C-C键的键能的3倍，也小于C-C键、C=C键的键能之和，表明乙烯、乙炔分子中的π键不如σ键牢固，比较容易断裂。 (2)键能的应用： (1)表示共价键的强弱：键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。 (2)判断分子的稳定性：结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。 (3)判断化学反应的能量变化：在化学反应中，旧化学键断裂吸收能量，新化学键的形成释放能量，因此反应焓变与键能的关系为ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和，ΔH<0时，为放热反应；ΔH>0时，为吸热反应。 4．键长及其应用 (1)键长的意义： 键长是衡量共价键稳定性的另一个参数。键能越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。键能和键长共同决定键的稳定性和分子的性质。例如：F-F、Cl-Cl、Br-Br、I-I的键长逐渐增大，分子的稳定性逐渐减弱。 (2)键长的比较方法： ①根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。 ②根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。如：当两个原子间形成双键、叁键时，由于原子轨道的重叠程度增大，原子之间的核间距减小，即键长变短。如C-C、C=C、C≡C的键长分别为154pm、133pm、120pm。 四、共价晶体 1．共价晶体 (1)概念：晶体中所有原子通过共价键结合，形成空间网状结构，这样的晶体叫做共价晶体。 (2)结构特点： ①共价晶体中只存在共价键，原子间全部通过共价键相结合。 ②由于共价键的饱和性和方向性，使每个中心原子周围排列的原子数目是固定的。 ②共价晶体中不存在单个分子。如SiO2代表硅原子也氧原子的原子个数比为1:2，并不代表分子。 2．常见的共价晶体 (1)某些单质，如：金刚石、晶体硅、晶体硼、晶体Ge等。 (2)某些化合物，如：金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化铝(AlN)、氮化硅（Si3N4）等。 3．共价晶体的性质 (1)特性 由于共价晶体中原子间以较强的共价键相结合，故共价晶体：①熔、沸点很高，②硬度大，③一般不导电，④难溶于溶剂。 (2)影响共价晶体熔、沸点和硬度的因素 对于结构相似的共价晶体而言，共价键的键长越长，键能就越小，晶体的熔、沸点越低，硬度越小。 4．常见的共价晶体的结构 (1)金刚石晶体 ①在晶体中每个碳原子以共价键与相邻的4个碳原子相结合，形成正四面体结构。 ②晶体中C—C—C夹角为109.5°。 ③最小环上有6个碳原子。 ④金刚石晶胞中共有8个碳原子，配位数为4。 ⑤金刚石晶体中每个C原子形成4个C—C键，而每个键为2个C原子所共有，故碳原子的个数与C—C键数比为1∶(4×1/2)=1∶2。因此12g（1mol）金刚石中含有2mol（2NA个）C—C键。 (2)二氧化硅晶体 ①在晶体中每个硅原子与4个氧原子形成4个共价键；每个氧原子与2个硅原子相结合，形成正四面体结构。 ②晶体中最小的环为6个硅原子、6个氧原子组成的12元环。晶体中硅、氧原子个数比为1∶2，Si原子与Si—O键的个数比为1∶4。 ③每个二氧化硅晶胞中含有8个硅原子和16个氧原子。 ◆考点04 分子间作用力 分子晶体 一、范德华力 1．分子间作用力 (1)概念：将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力。 (2)存在：共价分子间都存在分子间作用力。 (3)特点：分子间作用力本质上是一种静电作用，比化学键弱得多。 (4)分类：范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。 2．范德华力 (1)存在：范德华力是一种普遍存在于固体、液体和气体分子之间的一种作用力。 (2)特点：与共价键相比，范德华力较小，一般没有饱和性和方向性。 (3)影响因素： ①分子的大小、空间构型以及分子中电荷分布是否均匀。 ②组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。 (4)对物质性质的影响： 主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。 ①分子间范德华力越大，物质的熔、沸点越高。 ②溶质与溶剂分子间的范德华力越大，物质的溶解度越大。 【归纳小结】化学键与范德华力的比较 化学键 范德华力 概念 是物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用 是一种普遍存在于固体、液体和气体中分子之间的作用力 存在 分子(或晶体)内原子间 分子间(近距离) 强弱 较强 比化学键弱得多 对物质性质的影响 影响化学性质(分子)和物理性质(晶体) 主要影响物理性质 二、氢键 1．氢键的形成和表示 H原子与电负性大、半径较小的原子X以共价键结合时，H原子能够跟另一个电负性大、半径较小的原子Y之间形成氢键，通常用X—H…Y表示。上述X、Y通常指N、O、F等。 2．氢键的特点 (1)氢键可以存在于分子之间，也可以存在于分子内部。 (2)氢键比化学键弱，比范德华力强。 (3)氢键有分子内氢键和分子间氢键两种。 3．氢键对物质物理性质的影响 (1)含有分子间氢键的物质具有较高的熔点、沸点。如氟化氢的熔、沸点比氯化氢高。 (2)含有分子间氢键的液体一般黏度比较大。如甘油、硫酸等。 (3)分子间氢键的存在使溶质在水中的溶解度比较大。如氨极易溶于水，乙醇和水能以任意比互溶等。 (4)含有分子内氢键的物质具有较低的熔、沸点。如： 对羟基苯甲醛的熔点高于邻羟基苯甲醛()。 醋酸和硝酸相对分子质量接近，但两种物质的熔点和沸点相差很大，因为醋酸分子形成了分子间氢键，而硝酸分子形成了分子内氢键。 (5)对物质密度的影响：氢键的存在会使某些物质的密度反常，如水的密度比冰的密度大。 三、分子间作用力对物质性质的影响 1．对物质熔、沸点的影响 (1)范德华力对物质熔、沸点的影响 ①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔、沸点就越高。如熔、沸点：CF4<CCl4<CBr4<CI4；CH4<C2H6<C3H8<C4H10。 ②组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。 ③在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。 (2)氢键对物质熔、沸点的影响 ①某些氢化物分子存在氢键，如H2O、NH3、HF等（如图所示），会比同族氢化物沸点反常高，如：H2O>H2Te>H2Se>H2S。 ②分子内氢键和分子间氢键对物质性质产生的影响是不同的。如： 邻羟基苯甲醛分子内的氢键 对羟基苯甲醛分子间的氢键 对羟基苯甲醛的熔点、沸点分别比邻羟基苯甲醛的熔点、沸点高。 2．对物质溶解性的影响 (1)范德华力对物质溶解性的影响： 溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大，溶解度就越大。如在273K、101kPa时，氧气在水中的溶解量（49cm3·L-1）比氮气在水中的溶解量（24cm3·L-1）大，就是因为O2分子与水分子之间的作用力比N2分子与水分子之间的作用力大所造成的。 (2)氢键对物质溶解性的影响： 溶剂和溶质之间存在氢键，溶解性好，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就比较小。如NH3极易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能与水混溶，就是因为它们与水形成了分子间氢键 3．对物质密度、黏度的影响 (1)由于水分子间存在氢键，液态水变为冰，密度会变小。 (2)分子间氢键的存在，使物质的黏度增大，如硫酸、甘油等。 三、分子晶体 1．分子晶体 (1)概念：分子通过分子间作用力构成的固态物质，称为分子晶体。 (2) 构成分子晶体的微粒是分子，微粒间的作用力是分子间作用力。 【归纳小结】常见的分子晶体 (1)所有非金属氢化物，如H2O、NH3、CH4等。 (2)多数非金属单质，如卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等。 (3)部分非金属氧化物，如CO2、SO2、P2O5等。 (4)几乎所有的酸，如H2SO4、HNO3、H2SiO3等。 (5)绝大多数有机物，如苯、乙醇、乙酸等（不包括有机盐）。 (6)稀有气体。 2．典型的分子晶体——干冰分子晶体的结构特征 (1)分子间作用力只有范德华力。 (2) 干冰晶体是一种面心立方结构，每个CO2分子周围等距离且最近的CO2分子有12个，即配位数为12。 (3)每个晶胞中含有CO2分子为4个。 4．分子晶体的物理性质 (1)由于构成分子晶体的作用力是分子间作用力，作用力比化学键小，因此分子晶体的熔、沸点都较低。 由分子构成的物质，常温下大多呈气态或液态，固态分子一般熔点也比较低，加热易熔化或升华。 (2)分子晶体在固态和熔化态不导电。 (3)由分子构成的物质有的能溶于水，溶于水后能否导电，要分析溶于水后能够产生可以自由移动的离子。性可能有以下情况： ①单质和非电解质，溶于水不发生电离，不导电，如O2、乙醇、蔗糖等。 ②电解质溶于水时发生部分电离或完全电离，能导电，如CH3COOH、HCl等。 ③溶于水时与水发生反应，生成了电解质，能导电，如Cl2、CO2等。 ◆考点05 混合型晶体 晶体的个性与共性 1．混合型晶体——石墨晶体 (1)石墨晶体是一种混合型晶体，为二维网状结构。 (2)层内每一个碳原子以共价键与另外3个碳原子结合，层间为分子间作用力。 (3)层内六边形结构中，每一个六边形中含有6×=2个碳原子，6×=3个碳碳键，碳原子与碳碳键键数之比为2:3。 (4)每个碳原子有4个价电子，每个碳原子用3个价电子形成σ键。还有1个电子处于碳原子的2p轨道上，层内碳原子这些的2p轨道相互平行，相邻碳原子的p轨道相互重叠，形成大π键。这些p轨道中的电子可在整个层内运动，当施加外加电场时，可以沿电场方向运动，因而石墨具有导电性。 (5)由于石墨晶体层间是以范德华力相结合，在外力作用下，石墨晶体的层与层之间发生相对滑动，具有润滑性。 2．晶体的共性 (1)晶体物质各个部分的宏观性质总是相同的，例如具有相同的密度、相同的化学组成等。 (2)晶体总能自发地形成多面体外形。 (3)晶体都具有确定的熔点。 3．晶体的个性 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性 质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 机械加工性能 不良 不良 良好 不良 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 一般不导电 作用力 大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的外围电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短、原子半径小的共价键稳定 【归纳小结】四种类型晶体的熔、沸点比较 (1)不同类型晶体的熔、沸点比较 4种类型的晶体的熔、沸点高低，取决于组成晶体的微粒间的作用力大小，粒子间的作用力越大，晶体的熔、沸点越高；粒子间的作用力越小，晶体的熔、沸点越低。 一般共价晶体的熔、沸点最高，分子晶体的熔、沸点最低。离子晶体和金属晶体要根据物质构成粒子间的作用力大小判断，但一般介于上述两者之间。如SiO2>NaCl>干冰。 有的离子晶体熔点很高，如MgO。 有的金属晶体的熔点很高，如W、Cr等，有的金属晶体的熔点很低，如汞、Na、K等。 (2)同类晶体的熔沸点比较方法 ①离子晶体： 一般地，化学组成、结构相似的晶体，离子所带电荷越多、半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。如KF>KCl>KI；CaCl2>KCl。 ②共价晶体： 共价晶体结构相似时，原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。如金刚石>碳化硅>晶体硅。 ③金属晶体： 金属晶体的核电荷数越多，原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强，熔、沸点越高。如Al>Mg>Na>K。 一般合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。 ④分子晶体： 分子晶体的熔沸点高、低由分子间作用力（氢键、范德华力）的强弱决定。比较分子晶体的熔、沸点，要先看是否有氢键形成，若形成分子间氢键，熔、沸点升高，若形成分子内氢键，则熔、沸点降低。 对于分子晶体，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越大，晶体的熔、沸点越高。如CI4>CBr4>CCl4>CF4。 组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。 在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。 专题03 分子空间结构与物质性质 ◆考点01 分子的空间结构 一、杂化轨道理论 为了解释CH4等分子的空间构型，美国化学家鲍林于1931年提出了杂化轨道理论。 1．杂化轨道理论的要点 (1)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。 (2)杂化前后轨道数目不变。 (3)只有能量相近的轨道才能杂化(如2s和2p)。 (4)杂化轨道成键时要满足化学键间最小排斥原理。杂化轨道间的夹角决定分子空间构型。 (5)杂化轨道所形成的化学键全部为σ键。 2．杂化轨道及成键规律 (1)当杂化轨道数目等于成键轨道数目时，杂化轨道全部参与成键，成键类型是σ键，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型一致。 (2)当杂化轨道数目大于成键轨道数目时，分子中存在孤电子对，对成键电子对产生排斥作用，使键角增大，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。 (3)若未杂化的轨道上有成单电子，则形成π键。 3．sp3杂化与CH4分子的空间构型 (1)杂化轨道的形成 碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。 基态原子轨道 激发态原子轨道 杂化轨道 sp3杂化轨道的空间构型 4个sp3杂化轨道在空间呈正四面体形，轨道之间的夹角为109°28'，每个轨道上都有一个未成对电子。 (2)共价键的形成 碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个相同的σ键。 (3)CH4分子的空间构型 CH4分子为空间正四面体结构，分子中C—H键之间的夹角都是109°28′。 (4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、 NH4+等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英（SiO2）晶体中的硅原子也是采用sp3杂化轨道形成共价键的。 4．sp2杂化与BF3分子的空间构型 (1)sp2杂化轨道的形成 硼原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道。1个2s轨道和2个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的3个sp2杂化轨道。 硼原子的3个sp2杂化轨道呈平面三角形，3个sp2杂化轨道间的夹角为120°。 (2)共价键的形成 硼原子的3个sp2杂化轨道分别与3个氟原子的1个2p轨道重叠，形成3个相同的σ键。 (3)BF3分子的空间构型 BF3分子的空间构型为平面三角形，键角为120°。 5．sp杂化与BeCl2分子的空间构型 (1)杂化轨道的形成 Be原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道，1个2s轨道和1个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的2个sp杂化轨道。 Be原子的sp杂化轨道呈直线形，其夹角为180°。 (2)共价键的形成 Be原子的2个sp杂化轨道分别与2个Cl原子的1个3p轨道重叠形成2个相同的σ键。 (3)BeCl2分子的空间构型 BeCl2分子为空间构型为直线形，分子中Be—Cl键之间的夹角为180°。 二、几种典型分子的杂化轨道和空间结构 1．乙烷分子的成键情况 (1)碳原子的杂化方式： 碳原子为sp3杂化，形成4个sp3杂化轨道。 (2)成键情况及空间结构 每个碳原子的sp3杂化轨道分别与3个氢原子的1s轨道形成3个C-H σ键（sp3—s），与另一个碳原子sp3轨道形成1个C-Cσ键（sp3—sp3）。 每个C原子与3个H原子和1个C原子形成四面体结构。 2．乙烯分子的成键情况 (1) 碳原子的杂化方式： 碳原子为sp2杂化，形成3个sp2杂化轨道。 (2)成键方式和空间构型： 每个碳原子的sp2杂化轨道分别与2个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp2—s），与另一个碳原子的sp2杂化轨道形成C-Cσ键（sp2—sp2）。 2个碳原子未杂化的2p轨道形成1个π键。 乙烯分子的空间构型为平面结构。 (3)C=C、C=O、石墨、苯环中的碳原子，都是sp2杂化。 3．乙炔分子的成键情况 (1) 碳原子的杂化方式： 碳原子为sp杂化，形成2个sp杂化轨道。 (2)成键方式和空间构型： 每个碳原子的sp杂化轨道分别与1个氢原子的1s轨道形成2个C-Hσ键（sp—s），与另一个碳原子的sp杂化轨道形成C-Cσ键（sp—sp）。 碳原子未杂化的2p轨道两两形成2个π键。 乙炔分子的空间构型为直线形。 (3) C≡C、C≡N、CO2中的碳原子，都是sp杂化。 4．H2O分子的空间构型 H2O中O原子的sp3杂化轨道 H2O的空间构型 (1)杂化轨道类型： O原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3化轨道，杂化轨道的空间构型是正四面体形。 (2)成键情况： O原子的2个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成2个σ键，2对孤电子对没有参加成键。 (3)空间构型： 由于孤电子对—成键电子对的排斥作用>成键电子对—成键电子对作用，使键角小于109°28'。 H2O分子的空间构型为V形，键角为104°30'。 5．NH3的空间构型 NH3中N原子的sp3杂化轨道 NH3的空间构型 (1)杂化轨道类型： N原子上的1个2s轨道与3个2p轨道混合，形成4个sp3杂化轨道，该杂化轨道的空间构型是正四面体形。 (2)成键情况： N原子的3个sp3杂化轨道分别与H原子的1s轨道重叠，形成3个σ键，1对孤电子对没有参加成键。 (3)空间构型： NH3分子的空间构型为三角锥形，键角为107°18'。 【归纳小结】CH4、NH3、H2O的杂化方式和空间结构比较 CH4 NH3 H2O 中心原子的杂化方式 sp3 sp3 sp3 分子空间构型 正四面体 三角锥 V形 中心原子孤电子对数 0 1 2 键角 109°28' 107°18' 104°30' (1)当中心原子的杂化轨道数上存在孤电子对时，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。 (2)三个分子的中心原子的杂化方式相同，中心原子上的孤电子对数越多，键角越小。 三、分子空间构型与杂化轨道的关系 1．全部为σ键的分子空间构型与杂化类型 中心原子的杂化类型 杂化轨道数 杂化轨道空间构型 成键电子对数 孤电子对数 分子的空间构型 实　例 分子式 结构式 sp 2 直线形 2 0 直线形 BeCl2 Cl—Be—Cl sp2 3 平面三角形 3 0 平面三角形 BF3 2 1 V形 — — sp3 4 正四面体形 4 0 正四面体型 CH4 3 1 三角锥型 NH3 2 2 V形 H2O 2．含σ键和π键的分子空间构型与杂化类型 物质 结构式 杂化轨道类型 分子中共价键数 键角 分子的空间构型 甲醛 sp2 3个σ键 1个π键 约120° 平面三角形 乙烯 5个σ键 1个π键 120° 平面形 氢化氰 sp 2个σ键 2个π键 180° 直线形 乙炔 3个σ键 2个π键 180° 直线形 四、价层电子对互斥模型 1．价层电子对互斥模型的基本要点 (1)价电子对：包括孤电子对和成键电子对，即价电子对数=成键电子对数+孤电子对数。 在价层电子对互斥模型中，成键电子对数等于成键数目，不用区别单键还是双键。 (2)价电子对的几何构型： 分子中的价电子对由于相互排斥作用，而趋向于尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。 价电子对数分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别为直线形、平面三角形、正四面体结构。 2．ABm型分子的价电子对数的计算方法 对于ABm型分子（A是中心原子，B是配位原子），分子的价电子对数可以通过下式确定： 价电子对数目(n)= (1)中心原子的价电子数=最外层电子数； (2)配位原子提供的价电子数： ①卤素原子、氢原子按提供1个价电子数计算。如PCl5中n==5。 ②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算。 (3)对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上或减去离子所带的电荷数。如NH中n==4，SO中n==4。 (4)若剩余1个电子，即出现奇数电子，也把这个单电子当作1对电子处理。如NO2中n==3。 3．价电子对数与中心原子的杂化轨道类型 (1)价电子对数相同，中心原子的杂化轨道类型相同，价电子对分布的几何构型相同。即价电子对数=杂化轨道数。 (2)CH4、NH3、H2O分子的价电子对数都是4，中心原子的杂化轨道数目为4，杂化类型为sp3杂化，价电子对分布的几何构型为正四面体。 五、用价层电子对互斥模型推测分子空间构型 1．价电子对数与配位原子数目相等的ABm型分子的几何构型 对于价层电子对全是成键电子对的分子，价电子对的几何构型与分子的空间构型是一致的。 价电子对数 价电子对的几何构型 分子的空间构型 实例 2 直线形 直线形 CO2、BeCl2、CS2 3 平面三角形 平面三角形 BF3、SO3 4 正四面体结构 正四面体结构 CH4、CCl4 2．孤电子对数≠0的分子空间构型 (1)孤电子对、成键电子对之间斥力大小的顺序为： 孤电子对与孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对与成键电子对之间的斥力。 (2)填写下表： 分子 价电子对数 成键电子对数 孤电子对数 分子的空间构型 键角 同类型分子 CH4 4 4 0 正四面体 109.5° SiH4、CCl4 NH3 4 3 1 三角锥 107.3° NF3、PCl3 H2O 4 2 2 V形 104.5° H2S、SCl2 六、等电子原理 1．等电子原理 具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。符这一原理称为“等电子原理”。 等电子体的价电子总数相同，而组成原子的核外电子总数不一定相同。 【归纳小结】等电子体实例 二原子10电子 N2、CO、NO+、C、CNˉ 三键 二原子11电子 NO、O 二原子14电子 F2、O 三原子16电子 CO2、CS2、N2O、NO、N3ˉ、SCN- 直线形 三原子18电子 O3、SO2、NO V形 四原子24电子 BF3、NO、CO、SiO、SO3 平面三角形 四原子16电子 NF3、PCl3、SO、ClO3- 三角锥 五原子32电子 CCl4、SiF4、BF、SiO、PO SO、ClO 正四面体 2．等电子原理的应用 (1)判断一些简单分子或离子的立体结构：SiCl4、SiO、SO互为等电子体，空间结构为正四面体。 (2)判断分子的结构性质：CO和N2，它们的分子中价电子总数是10，都形成1个σ键和2个π键，CO的结构式为C≡O，CO和N2键能都较大，性质也相似。 (3)等电子原理在制造新材料方面的应用：晶体硅、锗、磷化铝（AlP）、砷化镓（GaAs）互为等电子体，都是良好的半导体材料。 七、分子的极性 1．极性分子和非极性分子 (1)极性分子：正电荷重心和负电荷重心不相重合的分子。 (2)非极性分子：正电荷重心和负电荷重心相重合的分子。 2．分子的极性对物质性质的影响 (1)分子的极性对物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质有显著的影响。一般情况下，极性分子的熔、沸点比非极性分子的熔、沸点高。 (2)相似相溶规则： 一般情况下，由极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂，如I2易溶于CCl4。 3．分子极性的判断方法 (1)双原子分子 双原子分子的极性取决于成键原子之间的共价键是否有极性。 ①单质分子由同种元素组成，原子之间以非极性键结合，是非极性分子。 ②化合物由不同种元素组成，原子之间以极性键结合，是极性分子。 (2)多原子分子 多原子分子的极性取决于分子的空间构型，与键的极性无关。 若分子的空间构型是对称的，则是非极性分子，例：CH4、CO2、BF3； 若分子的空间构型是不对称的，则是极性分子，例：NH3、H2O、CCl3F、CH2Cl2。 只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多数是非极性分子。如O2、H2、P4、C60。 (3)ABm型分子的极性 ①空间构型为直线形、平面三角形、正四面体型，为非极性分子；空间构型为V形、三角锥型，为极性分子。 ②中心原子的价电子对有不参与成键，即存在孤电子对，分子的空间构型不对称的，为极性分子。 (4)不是ABm型分子，一般是极性分子。 八、手性分子 1．手性异构体和手性分子 组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠，这对分子互称手性异构体。含有手性异构体的分子称为手性分子。 2．手性碳原子 当四个不同的原子或基团连接在同一碳原子上时，形成的化合物存在手性异构体。其中，连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手性碳原子。 一对手性异构体的物理性质基本相同，但它们的旋光性和生理作用往往不同。 3．手性分子的确定 (1)观察实物与其镜像能否重合，如果不能重合，说明是手性分子。如图： (2)有机物分子中如果有一个手性碳原子，则该有机物分子就是手性分子，具有手性异构体。 4．手性碳原子的确定 (1)判断一种有机物是否具有手性碳原子，就看该有机物含有的碳原子是否连有四个互不相同的原子或基团。如：，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团，中心碳原子即为手性碳原子。 如其中*C即为手性碳原子。具有手性异构的分子都具有特殊的光学性质。 (2)不饱和碳原子(如碳碳双键、—C≡C—等中的碳原子)一定不是手性碳原子。 ◆考点02 配合物的形成和应用 一、配合物的形成 1．【实验探究】铜氨配合物的形成过程 (1)操作步骤： (2)实验现象： 三支试管中先生成蓝色沉淀，随浓氨水的滴入，沉淀逐渐溶解，最后变为深蓝色溶液。 (3)反应方程式： Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH Cu(OH)2＋4NH3·H2O===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O 2．配合物 (1)概念： 由提供孤电子对的分子或离子（称为配位体）与接受孤电子对的原子或离子（称为中心原子）以配位键结合形成的化合物。 (2)组成： ①内界和外界 中心原子与配位体以配位键结合，形成配合物的内界。配合物的内界可以是离子，也可以是分子。 与配合物内界结合的离子，称为配合物的外界。 ②中心原子（离子）和配位体 中心原子是指提供空轨道的原子或离子，配位体是指提供孤电子对的分子或离子。 ③配位原子和配位数 配位原子是指配位体中提供孤电子对的原子，配位数是指形成配位键的个数。 (3)形成条件 ①配位体有孤电子对，如中性分子H2O、NH3、CO等；离子有F－、Cl－、CN－等。 ②中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Zn2＋等。 3．配合物的结构特点 (1)配合物整体(包括内界和外界)显电中性，外界离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。如K3[Fe(CN)6]，外界总电荷数为+3，内界为-3，又知CN-为-1价，中心原子Fe为+3价。 (2)一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。如，配位体是H2O和Cl-，配位数为6。 (3)配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中性分子。如K3[Fe(CN)6]，内界为[Fe(CN)6]3-，Fe(CO)5为电中性，没有外界。 (4)对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难发生解离；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中较易电离。 可以通过实验方法确定有些配合物的内界和外界，如[Co(NH3)5Cl]Cl2，由于外界的Cl-易电离，可以通过实验测定外界含有的Cl-个数，从而确定配合物的化学式。 (5)配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。 3．配合物的性质 (1)由内界和外界构成的配合物在水中是完全电离的。 (2)配合物的内界具有一定的稳定性，配位键越强，配合物越稳定。 (3)当作为中心原子的离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。 二、配合物的异构现象和空间结构 1．配合物的异构现象 含有两种或或两种以上配位体的配合物，若配位体在空间的排列方式不同，就能形成几种不同几何构型的配合物。 (1)顺反异构 顺式异构体：同种配位体处于相邻位置。 反式异构体：同种配位体处于对角位置。 (2)顺反异构体的性质 顺、反异构体在颜色、极性、溶解性、活性等方面都有差异。 2．常见配合物离子的空间结构 配位数 杂化轨道类型 空间结构 结构示意图 实例 2 sp 直线形 [Ag(NH3)2]＋、[Cu(NH3)2]2＋ 4 sp3 正四面体形 [Zn(NH3)4]2＋、[CoCl4]2－ dsp2 平面正方形 [Ni(CN)4]2－、[Cu(NH3)4]2＋ 6 d2sp3 正八面体形 [AlF6]3－、[Co(NH3)6]3＋ 三、配合物对物质性质的影响 1．对溶解性的影响 某些难溶物形成配合物时可使溶解度增大。如AgOH可溶于氨水中，I2在浓KI溶液中比在水中的溶解度大的多。 2．颜色的改变 当简单离子形成配离子时其性质往往有很大差异。我们根据颜色的变化就可以判断是否有配离子形成。 如Fe3+与SCN-在溶液中可生成红色的铁的硫氰酸根配离子。 无水CuSO4为白色，溶于水得蓝色溶液，就是因为Cu2+与H2O形成了天蓝色的[Cu(H2O)4]2+。 3．稳定性 配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越稳定。例如，血红蛋白中的Fe2+与CO形成的配位键比Fe2+与O2形成的配位键强，因此血红蛋白中的Fe2+与CO结合后，就很难再与O2结合，血红蛋白失去输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$