期末必备速记清单01 物质结构与性质-2024-2025学年高二化学下学期期末考点大串讲（苏教版2019）

期末必备速记清单01 物质结构与性质 专题一 揭示物质结构的奥秘 第一单元 物质结构研究的内容 一、认识物质的特征结构 1．原子结构与元素性质的关系 1 元素性质周期性 元素原子 的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。 2 元素的金属性和非金属性强弱 原子半径_ ，最外层电子数_ ，失去电子能力 _，元素的金属性越强。 原子半径_ ，最外层电子数_ ，得到电子能力_ _，元素的非金属性越强。 3 NaCl的形成 钠原子在化学反应中_ _最外层的1个电子，形成Na+，钠元素表现出强的_ 性； Na+与Cl-通过_ _作用形成氯化钠晶体。 氯原子在化学反应中倾向于_ _1个电子，形成Cl-。 2．研究物质之间化学反应的本质及过程 1 本质 研究从_ _（反应物）如何转变为__ （生成物） 2 研究过程 对反应物、生成物的_ _进行针对性研究 3 研究目的 反应物中什么_ _上的化学键容易发生断裂，继而在什么位置上生成新的化学键。 4 乙醇的氧化反应 乙醇分子中_ _失去一个H，与—OH相连的C上失去一个H，形成_ ，乙醇转化为乙醛，这个过程称为为_ 反应。 二、揭示物质结构与性质的关系 1．物质结构与性质的关系 1 关系 物质的结构在很大程度上_ _了物质的某些性质。 2 研究过程 2．白磷与红磷的结构与性质 白磷 红磷 结构 结构特点 白磷分子（P4）呈 _结构，键角∠PPP是_ ，其中的P—P键弯曲而具有 ，其键能_ ，易_ 。 红磷的 结构比较稳定 性质 白磷在常温、常压下有很高的反应活性。 常温下不与氧气反应。 3．不同碳单质的结构与用途 形态 结构 性质 金刚石 碳原子间结合_ _ 是自然界中天然存在最硬的物质，可以用于 木炭 碳原子_ 结合 —— 富勒烯 碳原子结合形状是 中空部位可以填入其他 碳纳米管 _ 强度高，弹性佳 石墨 碳原子之间形成 _结构并层层重叠 层与层之间引力 _，可以滑动，常用作_ 4．利用物质的特征结构解释物质的性质 （1）乙醇和二甲醚的性质 乙醇的结构为：_，二甲醚的结构为：__ 乙醇分子中 _易失去H原子，能被金属钠置换产生氢气。 乙醇分子中 易与水分子形成氢键，因此易溶于水。 （2）因为白磷分子中的P—P键弯曲，有较大的张力，易__ ，与氧气反应时，P—P键断裂，氧原子与P原子连接，形成P4O6、P4O10。 5．同分异构现象及同分异构体： 概念 分子式相同而结构不同的现象称为同分异构现象，具有这种现象的分子称为同分异构体。 性质 同分异构体的组成和相对分子质量完全相同而分子的结构不同、物理性质和化学性质也不相同。 6．同素异形体： 1 概念 指由同样的单一化学元素组成，但性质却不相同的单质。 2 性质 同素异形体之间的性质差异主要表现在物理性质上，化学性质上也有着活性的差异。 3 类型 组成分子的原子数目不同 例如：氧气(O2)和臭氧(O3)。 晶体中原子的排列方式不同 例如：金刚石、石墨和C60。 晶体中分子排列的方式不同 例如：正交硫和单斜硫及红磷和白磷。 第二单元 物质结构研究的范式和方法 一、物质结构研究的范式 物质结构研究有两种常见的范式：归纳范式和演绎范式。 归纳范式 归纳范式的过程为“ ”。即：根据事实进行 ，抽象出 ，上升为 。 归纳法应用实例 个别性质 通过甲烷(CH4)、乙烷(C2H6)、丙烷(C3H8)、丁烷(C4H10)等的分子式 通过1～20号元素的 认识前20号元素对应 通过研究含有双键和三键不饱和烃的 反应和 反应，发现不饱和键具有 性质 一般规律 总结出饱和烷烃的通式为 总结出元素核外 规律，解释同族元素 相似原因 根据结构与性质的关系归纳出这类有机物的 演绎范式 演绎范式的过程通常为“ ”。即从某一个一般结论出发，向从属于这一结论的 进行推理的过程。 演绎法应用实例 一般规律 门捷列夫建立了 根据钠原子最外电子层上1个电子极易失去表现出 性的特点 水是 性较强的分子，水分子间存在较强的 ，水分子即可为生成氢键 ，又有孤电子对 个别性质 人们发现了“类铝” ，“类硼” ，“类硅” 。 推出同族半径更大的钾、铷、铯元素具有 性的结论 CH3CH2OH、CH3COOH和水相似，均可通过 与水结合，在水中的溶解度 ；碳氢化合物 性较小，也难以和水形成 ，在水中溶解度 ，这就是著名的“ ” 3．归纳和演绎的关系 (1)归纳和演绎的使用 (2)归纳和演绎的关系 一般先 后 。“实验——假说——理论——新实验”的本质就是从 到 ，再到 的过程。 归纳需要演绎作指导，以解决归纳研究的 性 、 性和结果的 性问题；演绎需要归纳提供 。 在演绎的指导下归纳，在归纳的基础上演绎，两者相互联系、互为前提。 二、物质结构研究的方法 物质结构研究需要借助科学仪器等物质手段，还需要借助化学研究的方法。 常用的方法有科学假设和论证、实验、模型建构等。 1． 科学假设和论证 基本流程 (1)观察 运用 或 观察物质的 表现。 (2)假设 根据已有知识，对所研究的事物或现象作出 。 (3)论证 通过 进行验证，若实验证明假设正确，接受假设；若实验不支持假设，对假设进行修改，并设计新的实验进行 验证。 (4)理论 将实验证明 通过建立理论组织起来，成为知识体系。 2．实验方法 含义 实验方法实例： 化学是一门以实验为基础的学科，人们往往需要借助实验观测的事实对假设的正确与否进行检验。 实验方法 意义 卢瑟福的 实验 启迪人们用轰击和对撞的实验来研究物质的 ，提供了一种研究物质 的思想方法 光学显微镜、扫描隧道显微镜、原子力显微镜等仪器出现，各种光谱和晶体X射线衍射实验应用于研究 和 结构 使原子和分子的微观世界不断被揭示 3．模型方法 (1)含义 科学家运用一定 对实验结果进行处理。 (2)方法 模型既可以是对原型的 ，也可以是结合某种理论形态下建立的 。 (3)分类 实物模型 微观结构模型 含义 可观察到的物质的宏观模型 物质微观层次结构，难以直接观察到，需要通过思维加工使 的微观世界以 的形式展现出来 实例 如汽车模型、飞机模型和建筑模型 如原子结构模型、离子键模型、共价键模型和氢键模型，有机化合物的分子结构模型等 (4)作用 ①对沟通科学现象与其本质的认识过程，起到重要的桥梁作用。 ②利用模型深刻地认识物质的微观结构特点，揭示结构与性质的关系，是模型研究的重要功能。 第三单元 物质结构研究的意义 一、促进了化学科学的发展 1．人类物质结构的探索和研究 1 阿伏加德罗的分子假说 1 1811年，意大利科学家阿伏加德罗提出了分子的概念，认为气体分子可以 有 组成。 2 1860年，确立了“原子——分子论”，即原子 结合成分子，分子组成物质，分子的 决定了分子的性质。 2 门捷列夫发现元素周期律 1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，有助于从理论上指导化学元素的发现和应用。 3 有机化学的发展 19世纪中叶，碳原子的 、有机物中碳原子成键的 结构、有机化合物分子中价键的 相继被发现，为有机立体化学的发展奠定了基础。 2．物质结构研究的意义 1 认识物质结构，可以帮助我们认识物质的 。如金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都有碳元素组成，但他们的性能有很大的差别，原因是碳原子之间的 不同。 2 研究物质结构，能够为设计和合成新物质提供 基础。 3 揭示物质结构与性能的关系，可帮助我们 新物质的性能。 4 研究物质结构，能帮助我们了解材料的 与 之间的关系。 5 物质结构研究，使生命科学在 水平上探索生命现象的本质。 6 物质结构研究对保护 、实现社会的可持续发展有重要意义。 二、物质结构的探索 1．探索生命运动的化学机理 1 20世纪经典生物学的最大突破是在 水平上探索生命现象的本质。 2 研究配体小分子和受体生物大分子相互作用机理，有助于进行 生物分子和 药物的开发。 3 研究食草动物胃内的酶是如何把植物纤维分解为小分子的，为充分利用自然界中的 资源打下基础。 4 合成具有 的分子，可帮助人类揭示生命的奥秘。 5 了解生物体内 分子的运动规律和 调控的化学机理，创造“新陈代谢”的目标。 2．化学反应的量子力学理论的发展 是结构化学最重要的理论基础， 是量子化学最直接的实验基础和推动力量。 3．物质结构研究对于保护生态环境、实现社会的可持续发展亦具有重大意义 寻找新物质的 合成方法。 绿色合成的设计和实施，合成具有 性和 性的催化剂。 专题二 原子结构与元素性质 第一单元 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 ，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 ，提出 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 实验，认为原子的质量主要集中在 _上，电子在原子核外空间做 运动。 （4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了 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 上运动，既不 ，也不 。 3 不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是 的，即量子化的。 4 原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生 。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道 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 。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的 区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会 ；运动区域距离核远，电子出现的机会 。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间 的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内_ ，小点的疏密与电子在该区域内 大小成正比。 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 特点 离核由__ ____到__ ____，能量由___ ___到__ ____。 2．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级 电子在原子核外的一个_____ _______状态称为一个原子轨道。原子轨道是用____ ________描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同_____ ______的原子轨道上运动，其___ ___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 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s 球形 p 纺锤形 d ­­­­­ f ­­­­­ 原子轨道的伸展方向__ ___原子轨道数 ②表示方法：原子轨道用_ ____和___ _______结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 ③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 ④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．电子自旋 原子核外电子有__ ___种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 三、基态原子核外电子排布的三个原理 1．能量最低原理：电子总是先占有_ __的轨道，然后依次进入_ __的轨道，使整个原子的能量处于_ __。即原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于_ __状态。如图为构造原理示意图： 2．泡利不相容原理： 在一个原子轨道中，最多只能容纳_ __电子，并且这两个电子的自旋状态_ __。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3．洪特规则：当电子排布在同一能级的不同的轨道时，基态原子中的电子总是优先_ __占据一个轨道，并且自旋状态_ __。如2p3的电子排布为，不能表示为或。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_ __(p6、d10、f14)、_ __(p3、d5、f7)和_ __(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_ __ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 五、原子状态与原子光谱 1．原子的状态 ①基态原子：处于_ __的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从_ __跃迁到_ __状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会_ __或_ __不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为_ __分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 第二单元 元素性质的递变规律 一、原子核外电子排布的周期性 1.每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从____ ____到___ _____的周期性变化。每一周期元素的周期数都等于该周期元素原子的__ ______；除第1周期元素最外层电子数从1个到2个，即1s1～1s2；其他周期元素最外层电子数都从__ _____递增到__ ______，即___ _____。 2.主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核外外围电子排布 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ __ 最高正化合价 最低负化合价 —— —— —— 　 化合价的变化规律 最高正价＝主族序数(O、F除外)，最高正价＋|最低负价|＝8 金属性和非金属性的变化规律 同一主族元素从上到下，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ； 同一周期主族元素从左到右，金属性依次 非金属性依次 原子半径的变化规律 同一主族元素从上到下，原子半径逐渐 ； 同一周期主族元素从左到右原子半径依次 　 二、原子核外电子排布与周期表结构的关系 1.周期与____ ____相同。 2.主族元素的族序数等于该元素原子的___ _____。对于过渡元素的原子(镧系、锕系除外)，外围电子排布为___ _____。ⅢB～ⅦB族的外围电子数目与___ _____相同。外围电子排布为____ ____的三个族统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB族则是根据ns轨道上是一个还是两个电子来划分的，外围电子排布为___ _____。 三、核外电子排布与周期表的分区 1.s区：主要包括____ ____和___ _____，外围电子排布为ns1～2，容易失去最外层电子，形成____ ____离子，除____ __外，这些元素都是___ _____。 2.p区：包括___ ____和___ ____族共六族元素，它们原子的外围电子排布为_____ ___(氦为___ ____)。 3.d区：包括___ _____元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为____ ____，由于它们的次外层都___ _____电子，因此d轨道不同程度地参与化学键的形成。 4.ds区：包括___ _____族元素，它们的原子的d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为__ _____。 5.f区：包括____　 ____系、__ _____系，原子的外围电子排布为____ ___。 四、元素第一电离能的周期性变化 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念：某元素的___ _____原子失去一个电子形成＋1价___ _____阳离子所需要的____ ____，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：_______。 即M(g)－e－―→M＋(g) (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的____ ____。第一电离能数值越小，原子越___ _____失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越____ ____失去一个电子。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加___ _____，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 　2.元素第一电离能变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示： (2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言，____ ____元素的第一电离能最小，____ ____元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从____ ____到__ ______的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐___ _____，表明自上而下原子越来越____ ____失去电子。 ③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值__ ______。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去__ ______形成____ ____阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的___ _____性越强；I1越小，元素的___ _____性越强。 五、元素电负性的周期性变化 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来衡量元素在化合物中__ ____的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力____ ____。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为____ ____作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐___ _____，元素的非金属性逐渐___ _____，金属性逐渐___ _____。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐__ _____，元素的金属性逐渐__ ____，非金属性逐渐___ ____。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般___ _____1.8，非金属的电负性一般___ _____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__ ____，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性___ _____，金属元素越活泼；非金属元素的电负性_ ____，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力__ ___，元素的化合价为____ ____。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____ __，元素的化合价为___ ____。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素原子间的电负性差值__ _____1.7，它们之间通常形成____ ____键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值___ _____1.7，它们之间通常形成___ _____键。 六、对角线规则。 在元素周期表中，某些主族元素与___的主族元素的有些性质是相似的，如。 专题三 微粒间作用力与物质性质 第一单元 金属键 金属晶体 一、金属键与金属特性 1．金属键 1 概念 和 之间存在的强的相互作用。 2 本质 金属原子脱落下来的 形成遍布整块晶体的“电子气”，被 原子所共用，从而把所有金属原子维系在一起。 3 成键粒子 和 4 存在 或合金 5 特征 方向性和 饱和性。 6 金属键的强弱比较 1 原子半径越 ，价电子数越 ，金属键越 ； 2 原子半径越 ，价电子数越 ，金属键越 。 2．金属特性 1 导电性 通常情况，金属内部自由电子的运动无固定的方向性，在外加电场作用下，自由电子发生 形成电流。 温度升高，金属阳离子的振动频率加大，阻碍了电子的定向移动，金属的导电性 。 2 导热性 金属受热时， 与 碰撞频率增加， 把能量传给 ，从而把能量从温度高的区域传到温度低的区域。 3 延展性 金属键没有 性，在外力作用下，金属原子间发生相对 时，各层金属原子间仍然保持 的作用，不会断裂。 二、金属键的强弱与金属的物理性质的关系 1．原子化热 金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。 金属的原子化热是指 金属固体完全气化成相互远离的 原子时吸收的热量。 2．影响金属键强弱的因素 1 因素 金属的 和单位体积内 的多少及金属阳离子所带 的多少。 2 特点 金属键的强弱差别较大。如钠、钾的熔、沸点低，存在的金属键 ；铬的硬度大，熔、沸点高，存在的金属键 。 3 规律 同一周期，从左到右，金属元素的原子半径逐渐减小，价电子数逐渐 ，单位体积内自由电子数逐渐 ，金属键逐渐 ，金属的熔、沸点逐渐 ，硬度逐渐 。 同一主族，从上到下，金属元素原子的价电子数不变，原子半径逐渐 ，单位体积内自由电子数逐渐 ，金属键逐渐 ，金属的熔、沸点逐渐 ，硬度逐渐 。 3．金属键的强弱与金属的物理性质的关系 (1)金属的延展性、导电性、导热性、熔沸点等均与金属键有关。金属键越强，金属的熔、沸点 。 同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点 。 同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔沸点 。 一般来说，合金的熔沸点比其各成分金属的熔沸点 。 (2)金属导电性与电解质导电性的区别 金属导电的微粒是 ，电解质溶液导电的微粒是 的阳离子和阴离子；前者导电过程中不生成新物质，为 变化，后者导电过程中有新物质生成，为 变化。因而，二者导电的本质不同。 4．金属晶体的熔点变化规律 金属晶体熔点变化差别较大。例如：汞在常温下是 ，熔点很低(－38．9 ℃)，而钨的熔点高达3 000 ℃以上。这与金属键的 密切相关。 一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子 、所带的 、自由电子的 决定。阳离子半径越 ，所带的电荷越 ，自由电子越 ，相互作用就越 ，熔点就会越 。例如：熔点K＜Na＜Mg＜Al，Li＞Na＞K＞Rb＞Cs。 三、金属晶体 1．晶体 (1)晶体的概念：内部粒子(原子、离子或分子)在空间呈现 重复排列，外观具有 的固体物质。根据 ，能推知晶体内部的微观结构。 2．金属晶体二维空间模型 金属原子在二维空间中的排列可以有两种方式：(a)非密置层，其结构特点是行列对齐、四球一空、非最紧密排列，如图(a)所示，原子配位数为 ；(b)密置层，其结构特点是行列相错、三球一空、最紧密排列，如图(b)所示，原子配位数为 。非密置层原子排列不紧密，原子间的空隙大，空间利用率比密置层 。 3．金属晶体三维空间模型 (1)简单立方堆积：将非密置层在三维空间一层一层地堆积，有两种堆积方式，其中一种的堆积方式如下图所示，相邻非密置层的原子核在同一直线上，不难理解，这种堆积方式形成的晶胞为一个立方体，被称为 堆积，配位数为 ，分别位于上、下，前、后，左、右。这种堆积的空间利用率太低，只有金属钋(Po)采取这种堆积方式。 (2)体心立方堆积：非密置层在三维空间一层一层地堆积的另一种方式是将上层的金属原子填入下层四个金属原子形成的凹穴中，下一层的原子核与上一层中四个球围成的空在同一直线上，晶胞类型为 ，配位数为 ，即体心周围的八个顶点。这种堆积方式的空间利用率比简单立方要高，许多金属都采取这种堆积方式，如碱金属、铁、铬、钼、钨等。 (3)面心立方堆积：密置层的原子的空间堆积方式也有两种，其中一种如下图甲所示，若将密置层的第一层标记为A层，第二层标记为B层，则B层中三球围成的空隙正对A层的球心，第三层标记为C层，C层的球心正对B层中三球围成的空隙，但C层的球心不与A、B层中任一层的球心正对，这样以ABCABC……三层周期性重复方式堆积，这种堆积的晶胞如下图中乙所示，称为面心立方晶胞，配位数为 ，同层6个，上层3个，下层3个，该晶胞的对角线垂直于密置层。这种堆积方式的空间利用率更高，金、银、铜、铝等都采取这种堆积方式。 (4)六方堆积：密置层空间堆积的另一种方式如下图中甲所示，在A、B双层上堆积第三层时，第三层的球心正对第一层的球心，而第四层的球心正对第二层的球心，如此以ABAB……二层周期性重复方式堆积，这种堆积的晶胞如下图丙所示，称为六方晶胞，配位数为 ，同层6个，上层3个，下层3个。这种堆积方式的空间利用率也很高，镁、锌、钛等属于这种堆积方式。 4．四种堆积方式的比较 堆积方式 晶胞类型 空间利用率 配位数 实例 简单立方堆积 52% Po 体心立方堆积 68% Na、K、Fe 面心立方堆积 74% Cu、Ag、Au 六方堆积 74% Mg、Zn、Ti 5．四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 6 体心立方 8 面心立方 12 六方堆积 12 6．晶胞 （1）概念：描述晶体结构的 。 （2）结构：晶胞一般都是 体，晶体是由无数晶胞 而成。 7．确定晶胞中粒子数目——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)非长方体(非正方体)晶胞中微粒对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为 。 8．晶胞密度的有关计算 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 。 9．合金 (1)概念：由 或 混合形成具有 性质的物质称为合金。 (2)合金的性质 ①合金的熔、沸点一般比组成它的各成分金属的熔、沸点 。 ②形成合金后硬度、强度 (一般情况下)。 第二单元 离子键 离子晶体 一、离子键和离子化合物 离子键 概念 间通过 形成的化学键。 形成 在离子化合物中，阴、阳离子之间的 使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的 使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到 时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的 ，整个体系达到 状态。 成键微粒 和 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+）。 特点 离子键没有 性和 性。 存在形式 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。 离子键强弱 阴、阳离子半径越 ，所带电荷数越 ，离子键越强。 成键元素 根据元素的金属性和非金属性差异，金属性较强的金属原子与非金属性较强的非金属原子间易形成离子键。例如：ⅠA、ⅡA族元素与ⅥA、ⅦA族元素易形成离子键。 常见离子化合物 (1)活泼 元素(ⅠA、ⅡA族)和活泼 元素(ⅥA、ⅦA族)形成的化合物。 (2)活泼金属离子和酸根(或氢氧根)形成的化合物。 (3)铵根和酸根(或活泼非金属元素离子)形成的盐。 二、离子晶体 1．概念及结构特点 离子晶体 概念 由 按一定方式有规则地排列形成的晶体。 结构特点 构成微粒 和 ，离子晶体中不存在单个分子，其化学式表示的是 。 微粒间的作用力 。 配位数 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 。 2．晶格能 (1)概念：拆开 离子晶体使之形成 阴离子和 阳离子所 的能量。 符号： ；单位： 。 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 ，离子所带电荷越 ，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 ，硬度越 。 3．离子晶体的物理性质 物理性质 熔、沸点 离子晶体一般具有 的熔、沸点，难挥发。 硬度 离子晶体硬度 。 导电性 离子晶体 导电，熔融态或溶于水后 导电。 溶解性 大多数离子晶体 溶于水， 溶于非极性溶剂（如苯、汽油、CCl4等）。 三、两种常见离子晶体结构 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 个，每个Cl-周围与它等距的Na+有 个，即Na+和Cl-配位数都是 。 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 个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有 个（同层 个，上层 个，下层 个）。 (3)在NaCl晶体的一个晶胞中，含Na+： 个（写出计算过程）， 含Cl- 个（写出计算过程）。NaCl晶体的化学式为NaCl，晶胞的组成为 。 (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 个，每个Cl-周围与它等距的CS+ 有 个。CS+和Cl-配位数都是 。 (2)每个Cs+周围与它最近且等距的Cs+有 个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有 个（上、下、左、右、前、后）。 (3)在CsCl晶体的一个晶胞中（上图右图），含Cs+： 个（写出计算过程），含Cl- 个。CsCl晶体中Cs+与Cl-的个数比为 。 四、常见AB、AB2型离子晶体的类型 晶体类型 NaCl型 CsCl型 ZnS型 CaF2型 晶胞 Cl－—大球 Na＋—小球 Cl－—大球 Cs＋—小球 S2－—大球 Zn2＋—小球 F－—白球 Ca2＋—黑球 结构特点 1/8晶胞为简单立方结构 体心立 方结构 间隔排列的4个小立方体的体心各有1个Zn2+ 8个小立方体的 体心各有1个F－ 符合类型 Li、Na、K和Rb的卤化物，AgF、MgO等 CsBr、CsI、NH4Cl等 BeO、BeS等 CeO2、BaF2、PbF2、SrF2等 配位数 Ca2＋： F－： 第三单元 共价键 共价晶体 一、共价键的形成 共价键 概念 通常情况下，吸引电子能力相近的原子之间通过 形成共价键。 成键本质 当成键原子相互接近时，原子轨道发生 ，自旋方向 的未成对电子形成 ，两原子核间的电子密度 ，体系的能量 。 特点 性 成键过程中，每种元素的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。故在共价分子中，每个原子形成共价键的数目是 的。 性 成键时，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，且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现的机会 ，体系的能量 就越多，形成的共价键就越 。(但s轨道与s轨道重叠形成的共价键 ) 二、共价键的类型 1．σ键和π键 (1)σ键：原子轨道沿核间连线方向以“头碰头”的方式重叠而形成的共价键叫σ键。按形成σ键的原子轨道类型的不同，σ键可分为 。图示如下： (2)π键：原子轨道在核间连线两侧以“ ”的方式重叠形成的共价键叫π键，其形成过程表示如下： 2．非极性键、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 元素 两原子电负性相同，共用电子对 两原子都不显电性 极性键 元素 共用电子对偏向电负性 的原子 电负性较大的原子显 电性，电负性较小的原子显 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 ，共用电子对的偏移程度 ，共价键的极性 。 ②通常可以根据元素的 判断极性键的强弱。 3．配位键 (1)定义：由一个原子提供 与另一个 的原子形成的共价键。 (2)表示 常用“→”表示配位键，箭头指向 的原子。 如NH的结构式为，其实NH中4个N—H键是 的。 4．σ键和π键的比较 共价键类型 σ键 π键 电子云重叠方式 沿 方向相对重叠 沿键轴方向 重叠 电子云重叠部位 两原子核之间，在键轴处 键轴 和 ，键轴处为零 电子云重叠程度 示意图 键的强度 较大 较小 化学活泼性 不活泼 活泼 成键规律 共价单键是 键；共价双键中一个是 键，一个是 键；共价三键中一个是 键，两个是 键 三、共价键键能与化学反应的反应热 1．键能 在101 kPa、298 K条件下，1 mol气态AB分子生成 A原子和B原子的过程中所 的能量，称为AB间共价键的键能。 2．键长 两个原子形成共价键时， 间的平均间距。 3．键能与反应热的关系 E1、E2分别表示反应物和生成物的键能 ΔH＝E1－E2 4．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 ，共价键越 。 1 N2分子的化学性质很稳定，是因为N≡N的键能 （946kJ·mol-1）。 2 H-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 。 ③CH2=CH2中C=C键的键能（615 kJ·mol-1） 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） 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 ，比较容易 。 (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 ，化学键越 。 (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 。 (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 反应；ΔH>0时，为 反应。 5．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 ，表明共价键越 。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 。 (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 。 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．共价晶体的概念和结构特点 共价晶体 概念 相邻原子间以 结合而形成 结构的晶体。 构成微粒 。 微粒间作用 。 结构特征 以金刚石为例，在晶体中，每个碳原子都以共价单键与 相邻的 个碳原子结合，C—C—C夹角均为 ，形成 结构。 2．共价晶体的物理性质 (1)一般具有 的熔点和沸点：共价晶体中原子半径越小，键长 ，键能 ，晶体熔、沸点就 。 (2) 溶于水。 (3)硬度 ：共价键作用强。 3．常见共价晶体 (1)金刚石晶体 1 在晶体中每个碳原子以共价键与相邻的 个碳原子相结合，形成 结构。 2 晶体中C—C—C夹角为 。 3 最小环上有 个碳原子。 4 金刚石晶胞中共有 个碳原子，配位数为 。 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 （ 个）C—C键。 (2)二氧化硅晶体 1 在晶体中每个硅原子与 个氧原子形成 个共价键；每个氧原子与 个硅原子相结合，形成 结构。 2 硅原子位于 的中心，氧原子位于 的顶点。 3 SiO2晶体中硅原子与氧原子的个数比为 。 ④1molSiO2含有 molSi—O键。 (3)某些 ；如：晶体硼、晶体Si、晶体Ge、金刚石和灰锡(Sn)等。 (4)某些非金属化合物；如：金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。 第四单元 分子间作用力 分子晶体 一、范德华力 1．分子间作用力 分子间作用力 概念 将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力。 存在 共价分子之间都存在着分子间作用力。 特点 分子间作用力本质上是一种 作用，比化学键 得多。 分类 和 是两种最常见的分子间作用力。 2．范德华力 范德华力 存在 范德华力是一种普遍存在于固体、液体和气体中分子之间的作用力。 特点 与共价键不同，范德华力比较小，且一般没有 和 。 影响因素 2 分子的大小、空间构型以及分子中电荷分布是否均匀等。 3 对于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 。 性质影响 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。 二、氢键 氢键 形成与表示 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 表示。上述X、Y通常指 等。 特点 (1)氢键可以存在于分子 ，也可以存在于分子 。 (2)氢键比化学键 ，比范德华力 。 (3)氢键有 和 两种。 性质 影响 (1)含有分子间氢键的物质具有较 的熔、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 。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 。如氨极易溶于水，乙醇和水能以任意比例互溶等。 (4)含有分子内氢键的物质具有较 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 ，而硝酸分子形成了分子 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 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 ，物质的熔、沸点就 。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 ，其熔、沸点就 ，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 ，如沸点：正戊烷 异戊烷 新戊烷。 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 ，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 。 2．对物质溶解性的影响 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 。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。 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 ，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就 。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 3．对物质密度、黏度的影响 密度 由于水分子间存在氢键，液态水变为冰，密度会 。 黏度 分子间氢键的存在，使物质的黏度 ，如硫酸、甘油等。 四、分子晶体 1．分子晶体 分子晶体 概念 分子通过 构成的固态物质，称为分子晶体。 构成微粒 微粒间作用力 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．干冰分子晶体的结构特征 1 分子间作用力只有 。 2 干冰晶体是一种 结构，每个CO2分子周围等距离且最近的CO2分子有 个，即配位数为 。 3 每个晶胞中含有CO2分子为 个。 3．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 。 由分子构成的物质，常温下大多呈 态或 态，固态分子一般熔点也比较低，加热易 或 。 (2)分子晶体在固态和熔化态 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， 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， 导电，如CH3COOH、HCl等。 ③溶于水时与水发生反应，生成了电解质， 导电，如Cl2、CO2等。 4．混合型晶体——石墨晶体 1 石墨晶体是一种 晶体，为 结构。 2 层内每一个碳原子以共价键与另外 个碳原子结合，层间为 。 3 层内六边形结构中，每一个六边形中含有 个碳原子， 个碳碳键，碳原子与碳碳键键数之比为 。 4 每个碳原子有 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 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 性。 5 由于石墨晶体层间是以 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 性。 五、四种类型的晶体比较 1．四种类型的晶体的结构与性质 晶体类型 金属晶体 离子晶体 共价晶体 分子晶体 结构 构成微粒 金属离子和电子 原子 微粒间作用力 金属键 共价键 性质 熔、沸点 有的很高、有的低 很高 硬度 大小不一 较高 导电性 导电 不导电 举例 Cu、Hg、Na NaCl、NH4Cl 金刚石、SiO2 干冰、碘 2．四种类型晶体的熔、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 ；粒子间的作用力越小，晶体的熔、沸点 。 一般共价晶体的熔、沸点 ，分子晶体的熔、沸点 。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 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 ，熔、沸点 。如KF KCl KI；CaCl2 KCl。 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 。如金刚石 碳化硅 晶体硅。 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 ，熔、沸 点 。如Al Mg Na K。 一般合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点 。 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 形成，若形成分子间氢键，熔、沸点 ，若形成分子内氢键，则熔、沸点 。 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 ，晶体的熔、沸点 。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 ，其熔、沸点就 ，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 ，如沸点：正戊烷 异戊烷 新戊烷。 专题四 分子空间结构与物质性质 第一单元 分子的空间结构 一、杂化轨道理论 1.杂化轨道理论是一种价键理论；是化学家　 　为了解释分子的空间结构提出的。 杂化条件 (1)只有在形成化学键时才能杂化。 (2)只有能量相近的轨道间才能杂化。 杂化轨道的特征 (1)杂化前后轨道数不变。 (2)杂化过程中轨道的形状发生变化。 (3)杂化后的新轨道能量、形状都相同,方向不同。 (4)杂化轨道只用于形成σ键和容纳孤电子对。 2.解释CH4分子的正四面体空间结构 (1)sp3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,　 个2s轨道和 　个2p轨道“混杂”,形成　　 　　相等、成分相同的4个　　 　　　轨道,可表示为 4个sp3杂化轨道在空间呈 ，轨道之间的夹角为 ，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　　 　　轨道分别与4个H原子的　 　轨道重叠形成4个相同的　 　键。 (3)CH4分子的空间结构 甲烷分子中的4个C—H键是等同的,C—H键之间的夹角——键角是 ,形成 　形分子。 (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。 3．sp2杂化轨道的形成与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。 个2s轨道和 个2p轨道发生杂化，形成 相等、 相同的 个sp2杂化轨道。 硼原子的3个sp2杂化轨道呈 ，3个sp2杂化轨道间的夹角为 。 (2)共价键的形成 硼原子的3个 轨道分别与3个氟原子的1个 轨道重叠，形成3个相同的 键。 (3)BF3分子的空间构型 BF3分子的空间构型为 ，键角为 。 4．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， 个2s轨道和 个2p轨道发生杂化，形成 相等、 相同的 个sp杂化轨道。 Be原子的sp杂化轨道呈 ，其夹角为 。 (2)共价键的形成 Be原子的2个 轨道分别与2个Cl原子的1个 轨道重叠形成2个相同的 键。 (3)BeCl2分子的空间构型 BeCl2分子为空间构型为 ，分子中Be—Cl键之间的夹角为 。 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 杂化，形成4个 杂化轨道。 (2)成键情况及空间结构 每个碳原子的 杂化轨道分别与3个氢原子的 轨道形成3个C-H 键（sp3—s），与另一个碳原子 轨道形成1个C-C 键（sp3—sp3）。 每个C原子与3个H原子和1个C原子形成 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 杂化，形成3个 杂化轨道。 (2)成键方式和空间构型： 每个碳原子的 杂化轨道分别与2个氢原子的 轨道形成2个C-H 键（sp2—s），与另一个碳原子的 杂化轨道形成C-C 键（sp2—sp2）。 2个碳原子未杂化的2p轨道形成1个 键。 乙烯分子的空间构型为 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 杂化，形成2个 杂化轨道。 (2)成键方式和空间构型： 每个碳原子的 杂化轨道分别与1个氢原子的 轨道形成2个C-H 键（sp—s），与另一个碳原子 的 杂化轨道形成C-C 键（sp—sp）。 碳原子未杂化的2p轨道两两形成2个 键。 乙炔分子的空间构型为 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 (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 化轨道，杂化轨道的空间构型是 。 (2)成键情况： O原子的2个 杂化轨道分别与H原子的 轨道重叠，形成2个 键， 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 ，键角为104°30'。 5．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 杂化轨道，该杂化轨道的空间构型是 。 (2)成键情况： N原子的3个 杂化轨道分别与H原子的 轨道重叠，形成3个 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 ，键角为107°18'。 6．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 分子空间构型 中心原子孤电子对数 键角 109°28' 107°18' 104°30' 当中心原子的杂化轨道数上存在 时，分子的空间构型与杂化轨道的空间构型不同。 三个分子的中心原子的杂化方式 ，中心原子上的孤电子对数越多，键角 。 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 2 直线形 BeCl2 Cl—Be—Cl sp2 3 3 平面三角形 BF3 2 V形 — — sp3 4 4 正四面体型 CH4 3 三角锥型 NH3 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 3个σ键 1个π键 乙烯 5个σ键 1个π键 苯 12个σ键 1个环形大π键 氢化氰 2个σ键 2个π键 乙炔 3个σ键 2个π键 3．判断中心原子杂化轨道类型的方法 (1)根据杂化轨道数目判断 杂化轨道只能用于形成 键或者用来容纳未参与成键的 对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数目=σ键电子对数目+中心原子的孤电子对数目，再由杂化轨道数目确定杂化类型。 杂化轨道数目 2 3 4 杂化类型 (2)根据杂化轨道的空间分布判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则中心原子发生 杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则中心原子发生 杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则中心原子发生 杂化。 (3)根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28'，则中心原子发生 杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生 杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生 杂化。 (4)有机物中碳原子杂化类型的判断: 饱和碳原子采取sp3杂化，连接双键的碳原子采取sp2杂化，连接三键的碳原子采取 杂化。 四、价层电子对互斥模型 1．价层电子对互斥模型的基本内容 1 价电子对 1 包括孤电子对和成键电子对，即价电子对数= + 。 ②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 1 分子中的价电子对由于相互排斥作用，而趋向于尽可能 以减小斥力，分子尽可能采取 的空间构型。 2 价电子对数分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别为 、 、 。 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= ； (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= 。 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= ，SO中n= 。 (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．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 ，价电子对分布的几何构型 。即价电子对数= 。 (2)CH4、NH3、H2O分子的价电子对数都是 ，中心原子的杂化轨道数目为 ，杂化类型为 杂化，价电子对分布的几何构型为 。 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 CO2、BeCl2、CS2 3 BF3、SO3 4 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： 之间的斥力> 之间的斥力> 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 4 109.5° SiH4、CCl4 NH3 4 3 107.3° NF3、PCl3 H2O 4 2 104.5° H2S、SCl2 六、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 的分子。 (2) 非极性分子 正电荷重心和负电荷重心 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 、 、 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 。 (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 溶剂，如NH3易溶于水；由非极性分子构成的物质易溶于 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。 2 单质分子由同种元素组成，原子之间以 键结合，是 分子。 3 化合物由不同种元素组成，原子之间以 键结合，是 分子。 (2)多原子分子 多原子分子的极性取决于分子的 ，与键的 无关。 1 若分子的空间构型是对称的，则是 分子，例：CH4、CO2、BF3； 2 若分子的空间构型是不对称的，则是 分子，例：NH3、H2O、CCl3F、CH2Cl2。 3 只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多数是 分子。如O2、H2、P4、C60。 (3)ABm型分子 ①空间构型为直线形、平面三角形、正四面体型，为 分子；空间构型为V形、三角锥型，为 分子。 3 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 分子。 (4)不是ABm型分子 一般是 分子。 4．分子的极性、键的极性和分子空间结构的关系 分子类型 键的极性 分子空间结构 分子极性 代表分子 双原子分子 A2 非极性键 直线(对称) 非极性 N2等 AB 极性键 直线 极性 CO、HF等 三原子分子 AB2 直线(对称) 非极性 CO2、CS2、BeCl2等 V形(不对称) 极性 H2O、H2S、SO2等 四原子分子 AB3 平面三角形(对称) 非极性 BF3、BCl3、SO3等 三角锥形 极性 NH3、PCl3、NF3等 五原子分子 AB4 正四面体形(对称) 非极性 CH4、SiF4等 ABnC4-n 四面体形(不对称) 极性 CH2Cl2等 七、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 。 2．手性碳原子 当四个不同的原子或基团连接在 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 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 和 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 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 分子，具有 。 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 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 。 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。 第二单元 配合物的形成与应用 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 ，随浓氨水的滴入， ，最后变为 。 （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 的分子或离子（称为配位体）与 的原子或离子（称为中心原子）以 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 结合，形成配合物的 。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 。 ②中心原子（离子）和配位体 中心原子是指提供 的原子或离子，配位体是指提供 的分子或离子。 2 配位原子和配位数 配位原子是指配位体中提供 的原子，配位数是指形成 的个数。 (3)形成条件 ①中心原子(或离子)必须有接受孤电子对的空轨道 像Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等离子，都有 ，在形成配位键时，先形成杂化轨道，再与配位体中的配位原子形成配位键（σ键）。 3 配位体具有孤电子对 像H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-、SCN-等分子或离子，都有 ，含有孤电子对的原子通过孤电子对与中心原子形成配位键。 提供孤电子对的原子才能称为 ，有的配位体中有两个及以上的原子都能提供孤电子对，要根据配合物的具体成键情况确定哪一个原子是配位原子。 3．配合物的结构特点 （1） 配合物整体(包括内界和外界)显 ，外界离子所带电荷总数 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 。 （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 ；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中 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 性和 性。 4．配合物的性质 (1)由内界和外界构成的配合物在水中是 的。 (2)配合物的内界具有一定的 性，配位键越强，配合物越 。 (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 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 配位体的配合物，若配位体在空间的 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 位置。 反式异构体：同种配位体处于 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．配合物的空间结构 配合物的空间结构指的是配位体围绕着中心原子排布的几何构型。配合物的中心原子、配位体的种类和数目的不同，可以形成不同空间结构的配合物。 配位数 空间结构 结构示意图 实例 2 [Ag(NH3)2]＋、[Ag(CN)2]－ 4 [ZnCl4]2－、[Cd(CN)4]2－、[CoCl4]2－、[Cd(NH3)4]2＋ [PtCl4]2－、[Ni(CN)4]2－、[Cu(NH3)4]2＋ 6 [AlF6]3－、[SiF6]2－、[Fe(CN)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 。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 色的铁的硫氰酸根配离子。 无水CuSO4为白色，溶于水得 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 。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。 四、配合物的应用 1．检验金属离子、分离物质、定量测定物质的组成 (1)银氨溶液——用于检验醛基 ①银氨溶液的配制： AgNO3溶液 实验现象： 。 反应方程式：Ag＋＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH，AgOH＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋OH－ 2 银镜反应：将银氨溶液置于试管中，加入葡萄糖溶液，将试管放在 中缓慢加热。 实验现象： 。 (2)检验Fe3+： 实验步骤：向FeCl3溶液中滴加KSCN溶液。 实验现象： 。 反应方程式：Fe3++nSCN-===[Fe(SCN)n](3+n)+ (3)分离Cu2+和Fe3+ ①实验步骤：在两支只管中分别加入2mL0.01mol·L-1的硫酸铜和0.01mol·L-1硫酸铁溶液，向一支试管中滴加10%NaOH溶液，向另一支试管中滴加浓氨水。 实验现象：滴加NaOH溶液， ；滴加浓氨水 。 2．在生产中的应用： 配合物用于染色、电镀、硬水软化、金属冶炼等领域。 3．在尖端研究领域中的应用： 激光材料、超导材料、抗癌药物的研究、催化剂的研制等。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 期末必备速记清单01 物质结构与性质 专题一 揭示物质结构的奥秘 第一单元 物质结构研究的内容 一、认识物质的特征结构 1．原子结构与元素性质的关系 1 元素性质周期性 元素原子 最外层电子排布 的周期性是元素性质周期性变化的主要原因。 2 元素的金属性和非金属性强弱 原子半径_越大，最外层电子数_越少，失去电子能力越强_，元素的金属性越强。 原子半径_越小，最外层电子数_越多，得到电子能力_越强_，元素的非金属性越强。 3 NaCl的形成 钠原子在化学反应中_易失_最外层的1个电子，形成Na+，钠元素表现出强的_金属 性； Na+与Cl-通过_静电_作用形成氯化钠晶体。 氯原子在化学反应中倾向于_获得_1个电子，形成Cl-。 2．研究物质之间化学反应的本质及过程 1 本质 研究从_一种结构_（反应物）如何转变为__另一种新的结构（生成物） 2 研究过程 对反应物、生成物的_特征结构_进行针对性研究 3 研究目的 反应物中什么_原子或原子团_上的化学键容易发生断裂，继而在什么位置上生成新的化学键。 4 乙醇的氧化反应 乙醇分子中_—OH_失去一个H，与—OH相连的C上失去一个H，形成_C=O，乙醇转化为乙醛，这个过程称为为_ 氧化（去氢）反应。 二、揭示物质结构与性质的关系 1．物质结构与性质的关系 1 关系 物质的结构在很大程度上_决定_了物质的某些性质。 2 研究过程 2．白磷与红磷的结构与性质 白磷 红磷 结构 结构特点 白磷分子（P4）呈正四面体_结构，键角∠PPP是_ 60° ，其中的P—P键弯曲而具有较大的张力，其键能_较小，易_断裂。 红磷的链状结构比较稳定 性质 白磷在常温、常压下有很高的反应活性。 常温下不与氧气反应。 3．不同碳单质的结构与用途 形态 结构 性质 金刚石 碳原子间结合_牢固_ 是自然界中天然存在最硬的物质，可以用于 切割玻璃、金属 木炭 碳原子_不规则结合 —— 富勒烯 碳原子结合形状是中空足球状_ 中空部位可以填入其他原子或者分子 碳纳米管 中空管状_ 强度高，弹性佳 石墨 碳原子之间形成六边形网状_结构并层层重叠 层与层之间引力微弱_，可以滑动，常用作_ 润滑剂_ 4．利用物质的特征结构解释物质的性质 （1）乙醇和二甲醚的性质 乙醇的结构为：_，二甲醚的结构为：__ 乙醇分子中—OH_易失去H原子，能被金属钠置换产生氢气。 乙醇分子中—OH易与水分子形成氢键，因此易溶于水。 （2）因为白磷分子中的P—P键弯曲，有较大的张力，易__断裂，与氧气反应时，P—P键断裂，氧原子与P原子连接，形成P4O6、P4O10。 5．同分异构现象及同分异构体： 概念 分子式相同而结构不同的现象称为同分异构现象，具有这种现象的分子称为同分异构体。 性质 同分异构体的组成和相对分子质量完全相同而分子的结构不同、物理性质和化学性质也不相同。 6．同素异形体： 1 概念 指由同样的单一化学元素组成，但性质却不相同的单质。 2 性质 同素异形体之间的性质差异主要表现在物理性质上，化学性质上也有着活性的差异。 3 类型 组成分子的原子数目不同 例如：氧气(O2)和臭氧(O3)。 晶体中原子的排列方式不同 例如：金刚石、石墨和C60。 晶体中分子排列的方式不同 例如：正交硫和单斜硫及红磷和白磷。 第二单元 物质结构研究的范式和方法 一、物质结构研究的范式 物质结构研究有两种常见的范式：归纳范式和演绎范式。 归纳范式 归纳范式的过程为“从个别到一般”。即：根据事实进行概括归纳，抽象出共同点，上升为本质规律。 归纳法应用实例 个别性质 通过甲烷(CH4)、乙烷(C2H6)、丙烷(C3H8)、丁烷(C4H10)等的分子式 通过1～20号元素的原子核外电子排布认识前20号元素对应原子结构的不同 通过研究含有双键和三键不饱和烃的加成反应和氧化反应，发现不饱和键具有不稳定性质 一般规律 总结出饱和烷烃的通式为CnH2n＋2 总结出元素核外电子排布规律，解释同族元素性质相似原因 根据结构与性质的关系归纳出这类有机物的通性 演绎范式 演绎范式的过程通常为“从一般到个别”。即从某一个一般结论出发，向从属于这一结论的多个要素进行推理的过程。 演绎法应用实例 一般规律 门捷列夫建立了元素周期表 根据钠原子最外电子层上1个电子极易失去表现出强还原性的特点 水是极性较强的分子，水分子间存在较强的氢键，水分子即可为生成氢键提供H，又有孤电子对接受H 个别性质 人们发现了“类铝”(镓)，“类硼”(铊)，“类硅”(锗)。 推出同族半径更大的钾、铷、铯元素具有更强的还原性的结论 CH3CH2OH、CH3COOH和水相似，均可通过氢键与水结合，在水中的溶解度较大；碳氢化合物极性较小，也难以和水形成氢键，在水中溶解度很小，这就是著名的“相似相溶规则” 3．归纳和演绎的关系 (1)归纳和演绎的使用 (2)归纳和演绎的关系 一般先归纳后演绎。“实验——假说——理论——新实验”的本质就是从个别到一般，再到个别的过程。 归纳需要演绎作指导，以解决归纳研究的目的性、方向性和结果的正确性问题；演绎需要归纳提供前提。 在演绎的指导下归纳，在归纳的基础上演绎，两者相互联系、互为前提。 二、物质结构研究的方法 物质结构研究需要借助科学仪器等物质手段，还需要借助化学研究的方法。 常用的方法有科学假设和论证、实验、模型建构等。 1． 科学假设和论证 基本流程 (1)观察 运用感官或借助仪器观察物质的宏观表现。 (2)假设 根据已有知识，对所研究的事物或现象作出初步的解释。 (3)论证 通过实验进行验证，若实验证明假设正确，接受假设；若实验不支持假设，对假设进行修改，并设计新的实验进行反复验证。 (4)理论 将实验证明正确的假设通过建立理论组织起来，成为知识体系。 2．实验方法 含义 实验方法实例： 化学是一门以实验为基础的学科，人们往往需要借助实验观测的事实对假设的正确与否进行检验。 实验方法 意义 卢瑟福的α粒子散射实验 启迪人们用轰击和对撞的实验来研究物质的内部结构，提供了一种研究物质微观结构的思想方法 光学显微镜、扫描隧道显微镜、原子力显微镜等仪器出现，各种光谱和晶体X射线衍射实验应用于研究原子、分子和晶体结构 使原子和分子的微观世界不断被揭示 3．模型方法 (1)含义 科学家运用一定逻辑推理与模型思维对实验结果进行处理。 (2)方法 模型既可以是对原型的简化和纯化、抽象和近似，也可以是结合某种理论形态下建立的思维模型。 (3)分类 实物模型 微观结构模型 含义 可观察到的物质的宏观模型 物质微观层次结构，难以直接观察到，需要通过思维加工使抽象化的微观世界以可视化的形式展现出来 实例 如汽车模型、飞机模型和建筑模型 如原子结构模型、离子键模型、共价键模型和氢键模型，有机化合物的分子结构模型等 (4)作用 ①对沟通科学现象与其本质的认识过程，起到重要的桥梁作用。 ②利用模型深刻地认识物质的微观结构特点，揭示结构与性质的关系，是模型研究的重要功能。 第三单元 物质结构研究的意义 一、促进了化学科学的发展 1．人类物质结构的探索和研究 1 阿伏加德罗的分子假说 1 1811年，意大利科学家阿伏加德罗提出了分子的概念，认为气体分子可以有几个原子组成。 ②1860年，确立了“原子——分子论”，即原子按一定方式结合成分子，分子组成物质，分子的结构决定了分子的性质。 2 门捷列夫发现元素周期律 1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，有助于从理论上指导化学元素的发现和应用。 3 有机化学的发展 19世纪中叶，碳原子的四价、有机物中碳原子成键的立体结构、有机化合物分子中价键的饱和性相继被发现，为有机立体化学的发展奠定了基础。 2．物质结构研究的意义 1 认识物质结构，可以帮助我们认识物质的性能。如金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都有碳元素组成，但他们的性能有很大的差别，原因是碳原子之间的排列方式不同。 2 研究物质结构，能够为设计和合成新物质提供理论基础。 3 揭示物质结构与性能的关系，可帮助我们预测新物质的性能。 4 研究物质结构，能帮助我们了解材料的结构与性能之间的关系。 5 物质结构研究，使生命科学在分子水平上探索生命现象的本质。 6 物质结构研究对保护生态环境、实现社会的可持续发展有重要意义。 二、物质结构的探索 1．探索生命运动的化学机理 1 20世纪经典生物学的最大突破是在分子水平上探索生命现象的本质。 2 研究配体小分子和受体生物大分子相互作用机理，有助于进行手性生物分子和手性药物的开发。 3 研究食草动物胃内的酶是如何把植物纤维分解为小分子的，为充分利用自然界中的植物纤维资源打下基础。 4 合成具有生物活性的分子，可帮助人类揭示生命的奥秘。 5 了解生物体内信息分子的运动规律和生理调控的化学机理，创造“新陈代谢”的目标。 2．化学反应的量子力学理论的发展 量子化学是结构化学最重要的理论基础，结构化学是量子化学最直接的实验基础和推动力量。 3．物质结构研究对于保护生态环境、实现社会的可持续发展亦具有重大意义 寻找新物质的绿色合成方法。 绿色合成的设计和实施，合成具有高活性和选择性的催化剂。 专题二 原子结构与元素性质 第一单元 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。 2．现代量子力学模型 （1）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： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内_出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的机会大小成正比。 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．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级 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。 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 ①类型 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 ②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。 ③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 ④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．电子自旋 原子核外电子有__两___种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 三、基态原子核外电子排布的三个原理 1．能量最低原理：电子总是先占有_能量低__的轨道，然后依次进入_能量较高__的轨道，使整个原子的能量处于_最低状态__。即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。如图为构造原理示意图： 2．泡利不相容原理： 在一个原子轨道中，最多只能容纳_2个__电子，并且这两个电子的自旋状态_相反__。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 3．洪特规则：当电子排布在同一能级的不同的轨道时，基态原子中的电子总是优先_单独__占据一个轨道，并且自旋状态_相同__。如2p3的电子排布为，不能表示为或。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_全满__(p6、d10、f14)、_半满__(p3、d5、f7)和_全空__(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_1s22s22p63s23p4__ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 五、原子状态与原子光谱 1．原子的状态 ①基态原子：处于_最低能量__的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从_低能级__跃迁到_高能级__状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会_吸收__或_释放__不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为_光谱__分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 第二单元 元素性质的递变规律 一、原子核外电子排布的周期性 1.每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从____ns1____到___ns2np6_____的周期性变化。每一周期元素的周期数都等于该周期元素原子的__电子层数______；除第1周期元素最外层电子数从1个到2个，即1s1～1s2；其他周期元素最外层电子数都从___1_____递增到__8______，即___ns1～ns2np6_____。 2.主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核外外围电子排布 _ns1_ _ns2_ _ns2np1_ _ns2np2_ _ns2np3_ _ns2np4_ ns2np5__ 最高正化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6(O除外) ＋7(F除外) 最低负化合价 —— —— —— －4 －3　 －2 －1 化合价的变化规律 最高正价＝主族序数(O、F除外)，最高正价＋|最低负价|＝8 金属性和非金属性的变化规律 同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱； 同一周期主族元素从左到右，金属性依次减弱非金属性依次增强 原子半径的变化规律 同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大； 同一周期主族元素从左到右原子半径依次减小 　 二、原子核外电子排布与周期表结构的关系 1.周期与____电子层数____相同。 2.主族元素的族序数等于该元素原子的___外围电子数_____。对于过渡元素的原子(镧系、锕系除外)，外围电子排布为___(n－1)d1～10ns0～2_____。ⅢB～ⅦB族的外围电子数目与___族序数_____相同。外围电子排布为____(n－1)d6～10ns0～2____的三个族统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB族则是根据ns轨道上是一个还是两个电子来划分的，外围电子排布为___(n－1)d10ns1～2_____。 三、核外电子排布与周期表的分区 1.s区：主要包括____ⅠA____和___ⅡA族元素_____，外围电子排布为ns1～2，容易失去最外层电子，形成____阳____离子，除_____H___外，这些元素都是___金属元素_____。 2.p区：包括____ⅢA～ⅦA____和___0_____族共六族元素，它们原子的外围电子排布为_____ns2np1～6___(氦为___1s2_____)。 3.d区：包括___ⅢB～ⅦB、Ⅷ族_____元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为____(n－1)d1～9ns1～2(钯为4d10)____，由于它们的次外层都___未充满_____电子，因此d轨道不同程度地参与化学键的形成。 4.ds区：包括___ⅠB、ⅡB_____族元素，它们的原子的d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为__(n－1)d10ns1～2______。 5.f区：包括____　镧____系、__锕______系，原子的外围电子排布为____(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2____。 四、元素第一电离能的周期性变化 1.元素第一电离能的概念与意义 (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____，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：____I1____。 即M(g)－e－―→M＋(g) (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的____难易程度____。第一电离能数值越小，原子越___容易_____失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越____难____失去一个电子。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加___困难_____，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 　2.元素第一电离能变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示： (2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言，____碱金属____元素的第一电离能最小，____稀有气体____元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从____小____到__大______的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐___减小_____，表明自上而下原子越来越____容易____失去电子。 ③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值__较大______。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去__一个电子______形成____＋1价____阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的___非金属_____性越强；I1越小，元素的___金属_____性越强。 五、元素电负性的周期性变化 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来衡量元素在化合物中___吸引电子_____的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力____越大____。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为____4.0____作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐___增大_____，元素的非金属性逐渐___增强_____，金属性逐渐___减弱_____。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐___减小_____，元素的金属性逐渐___增强_____，非金属性逐渐____减弱____。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①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)判断元素的化合价 ①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____。 ②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 ①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。 ②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。 六、对角线规则。 在元素周期表中，某些主族元素与_右下方__的主族元素的有些性质是相似的，如。 专题三 微粒间作用力与物质性质 第一单元 金属键 金属晶体 一、金属键与金属特性 1．金属键 1 概念 金属阳离子和自由电子之间存在的强的相互作用。 2 本质 金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有金属原子维系在一起。 3 成键粒子 金属阳离子和自由电子 4 存在 金属单质或合金 5 特征 无方向性和无饱和性。 6 金属键的强弱比较 1 原子半径越大，价电子数越少，金属键越弱； 2 原子半径越小，价电子数越多，金属键越强。 2．金属特性 1 导电性 通常情况，金属内部自由电子的运动无固定的方向性，在外加电场作用下，自由电子发生定向移动形成电流。 温度升高，金属阳离子的振动频率加大，阻碍了电子的定向移动，金属的导电性减弱。 2 导热性 金属受热时，自由电子与金属离子碰撞频率增加，自由电子把能量传给金属离子，从而把能量从温度高的区域传到温度低的区域。 3 延展性 金属键没有方向性，在外力作用下，金属原子间发生相对滑动时，各层金属原子间仍然保持金属键的作用，不会断裂。 二、金属键的强弱与金属的物理性质的关系 1．原子化热 金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。 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热量。 2．影响金属键强弱的因素 1 因素 金属的原子半径和单位体积内自由电子数目的多少及金属阳离子所带电荷的多少。 2 特点 金属键的强弱差别较大。如钠、钾的熔、沸点低，存在的金属键较弱；铬的硬度大，熔、沸点高，存在的金属键较强。 3 规律 同一周期，从左到右，金属元素的原子半径逐渐减小，价电子数逐渐增多，单位体积内自由电子数逐渐增多，金属键逐渐增强，金属的熔、沸点逐渐升高，硬度逐渐增大。 同一主族，从上到下，金属元素原子的价电子数不变，原子半径逐渐增大，单位体积内自由电子数逐渐减少，金属键逐渐减弱，金属的熔、沸点逐渐降低，硬度逐渐减小。 3．金属键的强弱与金属的物理性质的关系 (1)金属的延展性、导电性、导热性、熔沸点等均与金属键有关。金属键越强，金属的熔、沸点越高。 同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。 同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔沸点降低。 一般来说，合金的熔沸点比其各成分金属的熔沸点低。 (2)金属导电性与电解质导电性的区别 金属导电的微粒是自由电子，电解质溶液导电的微粒是自由移动的阳离子和阴离子；前者导电过程中不生成新物质，为物理变化，后者导电过程中有新物质生成，为化学变化。因而，二者导电的本质不同。 4．金属晶体的熔点变化规律 金属晶体熔点变化差别较大。例如：汞在常温下是液体，熔点很低(－38．9 ℃)，而钨的熔点高达3 000 ℃以上。这与金属键的强弱密切相关。 一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、所带的电荷数、自由电子的多少决定。阳离子半径越小，所带的电荷越多，自由电子越多，相互作用就越大，熔点就会越高。例如：熔点K＜Na＜Mg＜Al，Li＞Na＞K＞Rb＞Cs。 三、金属晶体 1．晶体 (1)晶体的概念：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．金属晶体二维空间模型 金属原子在二维空间中的排列可以有两种方式：(a)非密置层，其结构特点是行列对齐、四球一空、非最紧密排列，如图(a)所示，原子配位数为4；(b)密置层，其结构特点是行列相错、三球一空、最紧密排列，如图(b)所示，原子配位数为6。非密置层原子排列不紧密，原子间的空隙大，空间利用率比密置层低。 3．金属晶体三维空间模型 (1)简单立方堆积：将非密置层在三维空间一层一层地堆积，有两种堆积方式，其中一种的堆积方式如下图所示，相邻非密置层的原子核在同一直线上，不难理解，这种堆积方式形成的晶胞为一个立方体，被称为简单立方堆积，配位数为6，分别位于上、下，前、后，左、右。这种堆积的空间利用率太低，只有金属钋(Po)采取这种堆积方式。 (2)体心立方堆积：非密置层在三维空间一层一层地堆积的另一种方式是将上层的金属原子填入下层四个金属原子形成的凹穴中，下一层的原子核与上一层中四个球围成的空在同一直线上，晶胞类型为体心立方，配位数为8，即体心周围的八个顶点。这种堆积方式的空间利用率比简单立方要高，许多金属都采取这种堆积方式，如碱金属、铁、铬、钼、钨等。 (3)面心立方堆积：密置层的原子的空间堆积方式也有两种，其中一种如下图甲所示，若将密置层的第一层标记为A层，第二层标记为B层，则B层中三球围成的空隙正对A层的球心，第三层标记为C层，C层的球心正对B层中三球围成的空隙，但C层的球心不与A、B层中任一层的球心正对，这样以ABCABC……三层周期性重复方式堆积，这种堆积的晶胞如下图中乙所示，称为面心立方晶胞，配位数为12，同层6个，上层3个，下层3个，该晶胞的对角线垂直于密置层。这种堆积方式的空间利用率更高，金、银、铜、铝等都采取这种堆积方式。 (4)六方堆积：密置层空间堆积的另一种方式如下图中甲所示，在A、B双层上堆积第三层时，第三层的球心正对第一层的球心，而第四层的球心正对第二层的球心，如此以ABAB……二层周期性重复方式堆积，这种堆积的晶胞如下图丙所示，称为六方晶胞，配位数为12，同层6个，上层3个，下层3个。这种堆积方式的空间利用率也很高，镁、锌、钛等属于这种堆积方式。 4．四种堆积方式的比较 堆积方式 晶胞类型 空间利用率 配位数 实例 简单立方堆积 52% 6 Po 体心立方堆积 68% 8 Na、K、Fe 面心立方堆积 74% 12 Cu、Ag、Au 六方堆积 74% 12 Mg、Zn、Ti 5．四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 6．晶胞 （1）概念：描述晶体结构的基本单元。 （2）结构：晶胞一般都是平行六面体，晶体是由无数晶胞无隙并置而成。 7．确定晶胞中粒子数目——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)非长方体(非正方体)晶胞中微粒对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为。 8．晶胞密度的有关计算 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= 。 9．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)合金的性质 ①合金的熔、沸点一般比组成它的各成分金属的熔、沸点低。 ②形成合金后硬度、强度增大(一般情况下)。 第二单元 离子键 离子晶体 一、离子键和离子化合物 离子键 概念 阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键。 形成 在离子化合物中，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。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核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。 成键微粒 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+）。 特点 离子键没有方向性和饱和性。 存在形式 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。 离子键强弱 阴、阳离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强。 成键元素 根据元素的金属性和非金属性差异，金属性较强的金属原子与非金属性较强的非金属原子间易形成离子键。例如：ⅠA、ⅡA族元素与ⅥA、ⅦA族元素易形成离子键。 常见离子化合物 (1)活泼金属元素(ⅠA、ⅡA族)和活泼非金属元素(ⅥA、ⅦA族)形成的化合物。 (2)活泼金属离子和酸根(或氢氧根)形成的化合物。 (3)铵根和酸根(或活泼非金属元素离子)形成的盐。 二、离子晶体 1．概念及结构特点 离子晶体 概念 由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。 结构特点 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。 微粒间的作用力 离子键。 配位数 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 物理性质 熔、沸点 离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发。 硬度 离子晶体硬度较大。 导电性 离子晶体不导电，熔融态或溶于水后能导电。 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、两种常见离子晶体结构 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。 四、常见AB、AB2型离子晶体的类型 晶体类型 NaCl型 CsCl型 ZnS型 CaF2型 晶胞 Cl－—大球 Na＋—小球 Cl－—大球 Cs＋—小球 S2－—大球 Zn2＋—小球 F－—白球 Ca2＋—黑球 结构特点 1/8晶胞为简单立方结构 体心立 方结构 间隔排列的4个小立方体的体心各有1个Zn2+ 8个小立方体的 体心各有1个F－ 符合类型 Li、Na、K和Rb的卤化物，AgF、MgO等 CsBr、CsI、NH4Cl等 BeO、BeS等 CeO2、BaF2、PbF2、SrF2等 配位数 6、6 8、8 4、4 Ca2＋：8 F－：4 第三单元 共价键 共价晶体 一、共价键的形成 共价键 概念 通常情况下，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。 成键本质 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，两原子核间的电子密度增加，体系的能量降低。 特点 饱和性 成键过程中，每种元素的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。故在共价分子中，每个原子形成共价键的数目是一定的。 方向性 成键时，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，且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现的机会越多，体系的能量下降就越多，形成的共价键就越牢固。(但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)σ键：原子轨道沿核间连线方向以“头碰头”的方式重叠而形成的共价键叫σ键。按形成σ键的原子轨道类型的不同，σ键可分为s­s σ键、s­p σ键、p­p σ键。图示如下： (2)π键：原子轨道在核间连线两侧以“肩并肩”的方式重叠形成的共价键叫π键，其形成过程表示如下： 2．非极性键、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。 4．σ键和π键的比较 共价键类型 σ键 π键 电子云重叠方式 沿键轴方向相对重叠 沿键轴方向平行重叠 电子云重叠部位 两原子核之间，在键轴处 键轴上方和下方，键轴处为零 电子云重叠程度 大 小 示意图 键的强度 较大 较小 化学活泼性 不活泼 活泼 成键规律 共价单键是σ键；共价双键中一个是σ键，一个是π键；共价三键中一个是σ键，两个是π键 三、共价键键能与化学反应的反应热 1．键能 在101 kPa、298 K条件下，1 mol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。 2．键长 两个原子形成共价键时，两原子核间的平均间距。 3．键能与反应热的关系 E1、E2分别表示反应物和生成物的键能 ΔH＝E1－E2 4．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。 5．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．共价晶体的概念和结构特点 共价晶体 概念 相邻原子间以共价键结合而形成空间网状结构的晶体。 构成微粒 原子。 微粒间作用 共价键。 结构特征 以金刚石为例，在晶体中，每个碳原子都以共价单键与 相邻的4个碳原子结合，C—C—C夹角均为109°28′，形 成空间网状结构。 2．共价晶体的物理性质 (1)一般具有很高的熔点和沸点：共价晶体中原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体熔、沸点就越高。 (2)难溶于水。 (3)硬度大：共价键作用强。 3．常见共价晶体 (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硅原子位于正四面体的中心，氧原子位于正四面体的顶点。 ③SiO2晶体中硅原子与氧原子的个数比为1:2。 ④1molSiO2含有4molSi—O键。 (3)某些单质；如：晶体硼、晶体Si、晶体Ge、金刚石和灰锡(Sn)等。 (4)某些非金属化合物；如：金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。 第四单元 分子间作用力 分子晶体 一、范德华力 1．分子间作用力 分子间作用力 概念 将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力。 存在 共价分子之间都存在着分子间作用力。 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。 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 范德华力 存在 范德华力是一种普遍存在于固体、液体和气体中分子之间的作用力。 特点 与共价键不同，范德华力比较小，且一般没有饱和性和方向性。 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等。 ②对于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。 性质影响 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。 二、氢键 氢键 形成与表示 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。 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。 性质 影响 (1)含有分子间氢键的物质具有较高的熔、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例互溶等。 (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 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。 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。 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 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。 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 密度 由于水分子间存在氢键，液态水变为冰，密度会变小。 黏度 分子间氢键的存在，使物质的黏度增大，如硫酸、甘油等。 四、分子晶体 1．分子晶体 分子晶体 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。 构成微粒 分子 微粒间作用力 分子间作用力 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．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。 3．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。 4．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。 五、四种类型的晶体比较 1．四种类型的晶体的结构与性质 晶体类型 金属晶体 离子晶体 共价晶体 分子晶体 结构 构成微粒 金属离子和电子 阴离子、阳离子 原子 分子 微粒间作用力 金属键 离子键 共价键 分子间作用力 性质 熔、沸点 有的很高、有的低 较高 很高 较低 硬度 大小不一 较大 较高 较低 导电性 导电 固态不导电、熔化或在水溶液中导电 不导电 熔化态（液态）不导电，溶于水有的导电 举例 Cu、Hg、Na NaCl、NH4Cl 金刚石、SiO2 干冰、碘 2．四种类型晶体的熔、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 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。 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。 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。 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。 专题四 分子空间结构与物质性质 第一单元 分子的空间结构 一、杂化轨道理论 1.杂化轨道理论是一种价键理论；是化学家　鲍林　为了解释分子的空间结构提出的。 杂化条件 (1)只有在形成化学键时才能杂化。 (2)只有能量相近的轨道间才能杂化。 杂化轨道的特征 (1)杂化前后轨道数不变。 (2)杂化过程中轨道的形状发生变化。 (3)杂化后的新轨道能量、形状都相同,方向不同。 (4)杂化轨道只用于形成σ键和容纳孤电子对。 2.解释CH4分子的正四面体空间结构 (1)sp3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“混杂”,形成　　能量　　相等、成分相同的4个　　sp3杂化　　　轨道,可表示为 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H原子的　1s　轨道重叠形成4个相同的　σ　键。 (3)CH4分子的空间结构 甲烷分子中的4个C—H键是等同的,C—H键之间的夹角——键角是109°28',形成正四面体　形分子。 (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。 3．sp2杂化轨道的形成与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°。 4．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 (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 (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'。 6．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' 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。 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 苯 12个σ键 1个环形大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 3．判断中心原子杂化轨道类型的方法 (1)根据杂化轨道数目判断 杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数目=σ键电子对数目+中心原子的孤电子对数目，再由杂化轨道数目确定杂化类型。 杂化轨道数目 2 3 4 杂化类型 sp sp2 sp3 (2)根据杂化轨道的空间分布判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则中心原子发生sp杂化。 (3)根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28'，则中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp杂化。 (4)有机物中碳原子杂化类型的判断: 饱和碳原子采取sp3杂化，连接双键的碳原子采取sp2杂化，连接三键的碳原子采取sp杂化。 四、价层电子对互斥模型 1．价层电子对互斥模型的基本内容 1 价电子对 ①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。 ②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 ①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。 ②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、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。 2 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。 ①若分子的空间构型是对称的，则是非极性分子，例：CH4、CO2、BF3； ②若分子的空间构型是不对称的，则是极性分子，例：NH3、H2O、CCl3F、CH2Cl2。 3 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 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。 4．分子的极性、键的极性和分子空间结构的关系 分子类型 键的极性 分子空间结构 分子极性 代表分子 双原子分子 A2 非极性键 直线(对称) 非极性 N2等 AB 极性键 直线 极性 CO、HF等 三原子分子 AB2 直线(对称) 非极性 CO2、CS2、BeCl2等 V形(不对称) 极性 H2O、H2S、SO2等 四原子分子 AB3 平面三角形(对称) 非极性 BF3、BCl3、SO3等 三角锥形 极性 NH3、PCl3、NF3等 五原子分子 AB4 正四面体形(对称) 非极性 CH4、SiF4等 ABnC4-n 四面体形(不对称) 极性 CH2Cl2等 七、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。 第二单元 配合物的形成与应用 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中心原子(或离子)必须有接受孤电子对的空轨道 像Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等离子，都有空轨道，在形成配位键时，先形成杂化轨道，再与配位体中的配位原子形成配位键（σ键）。 ②配位体具有孤电子对 像H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-、SCN-等分子或离子，都有孤电子对，含有孤电子对的原子通过孤电子对与中心原子形成配位键。 提供孤电子对的原子才能称为配位原子，有的配位体中有两个及以上的原子都能提供孤电子对，要根据配合物的具体成键情况确定哪一个原子是配位原子。 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。 4．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．配合物的空间结构 配合物的空间结构指的是配位体围绕着中心原子排布的几何构型。配合物的中心原子、配位体的种类和数目的不同，可以形成不同空间结构的配合物。 配位数 空间结构 结构示意图 实例 2 直线形 [Ag(NH3)2]＋、[Ag(CN)2]－ 4 正四面体 [ZnCl4]2－、[Cd(CN)4]2－、[CoCl4]2－、[Cd(NH3)4]2＋ 平面正方形 [PtCl4]2－、[Ni(CN)4]2－、[Cu(NH3)4]2＋ 6 八面体 [AlF6]3－、[SiF6]2－、[Fe(CN)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。 四、配合物的应用 1．检验金属离子、分离物质、定量测定物质的组成 (1)银氨溶液——用于检验醛基 ①银氨溶液的配制： AgNO3溶液AgOH[Ag(NH3)2]OH 实验现象：先产生白色沉淀，后沉淀溶解。 反应方程式：Ag＋＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH，AgOH＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋OH－ ②银镜反应：将银氨溶液置于试管中，加入葡萄糖溶液，将试管放在水浴中缓慢加热。 实验现象：试管壁有光亮的银镜生成。 (2)检验Fe3+： 实验步骤：向FeCl3溶液中滴加KSCN溶液。 实验现象：溶液变血红色。 反应方程式：Fe3++nSCN-===[Fe(SCN)n](3+n)+ (3)分离Cu2+和Fe3+ ①实验步骤：在两支只管中分别加入2mL0.01mol·L-1的硫酸铜和0.01mol·L-1硫酸铁溶液，向一支试管中滴加10%NaOH溶液，向另一支试管中滴加浓氨水。 实验现象：滴加NaOH溶液，生成蓝色和红褐色沉淀；滴加浓氨水，先生成色和红褐色沉淀，蓝色沉淀逐渐溶解，红褐色沉淀不溶解。 2．在生产中的应用： 配合物用于染色、电镀、硬水软化、金属冶炼等领域。 3．在尖端研究领域中的应用： 激光材料、超导材料、抗癌药物的研究、催化剂的研制等。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$