物质结构与性质（期中复习课件）高二化学下学期苏教版

物质结构与性质 Cl- Na+ 专题01原子结构与元素性质 考点01 原子核外电子的运动 考点02 元素性质的递变规律 专题02微粒间作用力与物质性质 考点01 金属键金属晶体 考点02 离子键离子晶体 考点03 共价键共价晶体 考点04分子间作用力分子晶体 考点05 混合型晶体晶体的个性与共性 专题03分子空间结构与物质性质 考点01 分子的空间结构 考点02 配合物的形成和应用 专题01 原子结构与元素性质 量子力学模型 (1926~) 电子在核外空间 的运动用概率 云描述 道尔顿模型 (1803) 原子是不可再分 的实心球体 汤姆孙模型 卢瑟福模型 玻尔模型 (1904) (1911) (1913) 原子有一个很小的 带正电的核，电子在 核外空间运动 原子是带正电的 球体，电子镶嵌其中 电子在核外空间 沿固定轨道运动 1. 原子结构模型的演变 · 实心球模型(道尔顿):原子不可分 ● 葡萄干面包模型(汤姆生):发现电子 · 有核模型(卢瑟福): α粒子散射 → 原子核集中质量 ● 玻尔模型(1913): · 电子在稳定轨道运动，不吸/放能 · 轨道能量量子化 · 电子跃迁 → 吸收/发射光子 (能量差决定波长) 实心球模型 (道尔顿) 原子不可分 原子结构模型演变图示 葡萄干面包模型 有核模型 玻尔模型 (汤姆生) (卢瑟福) (1913) n=3 -n=2 n= 1 MW 发现电子 α粒子散射 → · 稳定轨道，不吸/放能 原子核集中质量 · 轨道能量量子化 · 电子跃迁→吸收/发射光子 (能量差决定波长) 考点01 原子核外电子的运动(一) 1803年 1897年 道尔顿提出 汤姆生提出 实心球模型 葡萄干面包模型 一、人类对原子结构的认识 1911年 卢瑟福提出 有核模型 1913年 玻尔提出 玻尔模型 2. 现代量子力学模型 · 基态电子：球形区域，近核概率大 · 电子云：描述电子出现机会大小图形 · 电子云轮廊图 ：电子在原子核外空间运动的主要区域(90%概率空间) 二、原子核外电子的运动特征 1. 电子层 (K,L,M. … ) ：离核由近到远， 能量由低到高。 2. 原子轨道： · 形状：s (球形)、 p (纺锤形)、d,f · 表示：1s,2p 等 · 轨道数： s=1,p=3,d=5,f=7 · 容纳电子：2,6,10,14 轨道类型 轨道形状 延伸方向 轨道数 最多容纳电子数 S 球形 1 1 2 p 纺锤形 3 3 6 d 复杂形状 5 5 10 f 复杂形状 7 7 14 考点01 原子核外电子的运动(二) 氢原子电子云轮廊图 【归纳小结】 轨道类型数= n 轨 道 数 = n² s/p/d/ f轨道数：1/3/5/7 每轨道最多2电子 每层最多 2n² 电子 ↓自旋向下 用 一 表示 ● 同层： ns< np< nd< nf ● 同型： 2p < 3p <4p ●同轨道： 2px=2py=2pZ 考点01 原子核外电子的运动(三) 电子的自旋运动： 和↓两种状态 个自旋向上 用 + 表示 原子轨道能量高低 4s 3s. 2s 能量 低 高 3 能量最低原理 电子总是尽先排布在能量最低 的轨道上。 泡利不相容原理 每个轨道最多容纳2个电子， 且自旋方向相反。 洪特规则 电子尽可能分占在不同的原子轨道上，且自旋状态相同。 能量顺序 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→ .. 1s 2s 2p 3 s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6 s 6p 6d 6f 考点01 原子核外电子的运动(四) ● Cr ( 铬 ，Z=24) 半满稳定，能量更低 [Ar]3d⁵ 4s¹ ● Cu ( 铜 ，Z=29) 全满稳定，能量更低 [Ar]3d¹⁰4s¹ 构造原理能级图 (箭头表示填充顺序) 【特别提醒】 三、原子核外电子的排布 ★ 洪特规则 特例说明 轨道 p 轨道 d c轨道 轨道 1.构造原理 能量 低 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。 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。 · 轨道表示式： Na 原子 2. 电子排布表示方法 · 电子排布式：如 N: 1s²2s²2p⁵ · 简化式： [Ne]3s²3p⁴ (S) · 外围电子式：O: 2s²2p⁴ · 轨道表示式：如左图Na 原子 Na ( 钠)原子核外电子排布：1s²2s²2p⁶3s¹ 电子数：11 · 基态原子：处于最低能量状态的原子。 · 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， 高能级 低能级 特点：明亮的彩色谱线 放出光子 (发光) 考点01 原子核外电子的运动(五) 某些金属或其化合物在火焰上灼烧时，使火焰呈现特殊颜色， 本质上是电子回落时放出的光 (发射光谱)。 2.电子排布表示方法 焰色反应 =发射光谱 五、原子光谱与光谱分析 吸收光谱(电子跃迁吸光) 发射光谱(电子回落放光) 特点：连续光谱中出现暗线 高能级 低能级 电子在能级间的跃迁是产生原子光谱的根本原因。 发射光谱图(示意) 吸收光谱图(示意) 一、原子核外电子排布的周期性 1.最外层电子：1→8周期性变化 2、周期划分：周期数=电子层数 3 、族划分：·主族：外围电子数=族序数(I A~VIA) · 副族：如Sc(ⅢB):3d¹4s² 主族元素外围电子排布(第一至七周期) 族序数 I A IIA ⅢA IVA VA VIA VIIA VIA 最外层 电子排布 ns¹ ns² ns²np¹ ns²np² ns²np³ ns²np⁴ ns²np⁵ ns²np⁶ (He为1s²) 考点02 元素性质的递变规律(一) ds区 包含元素： 第 I B 、II B族中 部分元素(如Cu,Ag,Au) f 区 包含族别： 镧系(57~71号) 锕系(89~103号) d区 包含族别： ⅢB~ Ⅱ B族 (共10个副族) p 区 包含族别： Ⅲ A~VIA 族 (共6个主族) s区 包含族别： I A、 ⅡA族 (含H、He) 18 4、元素分区： s/p/d/ds/f区(图示右图) 全满结构稳定——Mg(3s²) 破坏稳定结构， 需更多能量 因此： IA>ⅢA (如 Mg>Al) 半满结构稳定——P(3p³) 半满结构 破坏稳定结构， 稳定 需更多能量 因此：VA>VIA ( 如 P>S) Al+ Al²+ AI³+ 1s²2s²2p⁸3s² 1s²2s²2p²3s¹ 1s²2s²2p⁶ 失去1个电子 失去第2个电子 失去第3个电子 I₃≪1₄ 出现突跃 应用2:判断化合价( Mg→+2) Mg 的第一、二电离能较小，第三电离能 显著增大(l₂≪I₃), 说明易失去2个电子形成稳定的Mg²+, 因此化合价主要为+2。 应用1:判断电子层结构 (Al: I₃《14) ——电离能突跃 第一电离能 第二电离能 第三电离能 第四电离能 I₁ =577. 5 l₂ =1816.7 I₃ =2744.8 I₄ =11577.1 ● 规律： · 同主族↓ : I₁ 减小 · 同周期→ : I₁ 增大( 但IIA>ⅢA,VA>VA) 元素性质的递变规律(二) 电离能的周期性变化 ● 应用： · 判断电子层结构：Al:I3≪I4 · 判断化合价 ( Mg→+2) ● 原因： 全空、半充满和全充满结构稳定 第一电离能的周期性图 原因：全空、半充满和全充满稳定 M(g)-e- → M+(g) 所需最低能量 第四次需破坏内层(2p电子), 能量大幅增加 CNO F Ne NaMg AISiPS Cl Ar K CaScTiVCrMnFeCoNiCuZn 前三次电离能较小，逐个失去最外层电子(3p¹,3s²) 考点02 二、第一 Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ Al⁴+ 1s²2s²2p³ 全满结构 稳定 第 一 电 脏 几 / ( k · m o 1 … ) ●定义： Mg: 3s² Be B Li 3S1 I1 P: 3p3 P+: 3p2 三、电负性的周期性变化 定义：原子在化合物中吸引电子能力的标度(F=4.0 ) 规律： ● 同周期→ : 电负性增大 ● 同主族↓: 电负性减小 金属性/非金属性： 金属<1.8 非金属>1.8 化合价正负： 键型判断： Na+…CI △x>1.7→ 离子键 △x< 1.7 → 共价键 电负性1.8为金属性与非金属性的经验分界线： 电负性<1.8的元素通常表现为金属性；电负性 > 1.8 的元素通常表现为非金属性。 考点02 元素性质的递变规律(三) 小 大 (电负性) 同周期( → )电负性增大 最大4 .0 1.8分界线说明 应用： 同 主 族 )-1 电 俭 燕 小 专题02 微粒间作用力与物质性质 离子晶体 金属晶体 熔沸点比较(主要受金属键强弱影响) 同周期(从左 → 右) 原子半径减小，自由电子数增多，金属键增强 熔沸点： 例：Na<Mg<Al<Si (金属键更强)< P(非金属) 未受外力 滑动方向 受外力后 受外力时，金属原子层发生 相对滑动，自由电子仍将 各属子层维系在一起。 · 无饱和性 金属离子 自由电子 (电子海) 原子半径增大，自由电子数相近，金属键减弱 熔沸点： 例：Li>Na>K>Rb>Cs 考点01 金属键金属晶体( 一) 自由电子在运动中与金属离子 频繁碰撞，将能量从高温端 传递到低温端。 一 、金属键与金属特性 1. 金属键 金属离子 + 自由电子 → 强烈电性作用 自由电子定向移动 2. 金属特性 导电性 在外加电场作用下， 自由电子定向移动形成电流。 · 无方向性 金属键模型示意图 延展性 原子之间发生相对滑动 金属键强度个 熔沸点个 导热性 电子碰撞传能 自由电子数个 电子海密度增大 原子半径↓ 原子间距减小 同主族(从上 → 下) 低温 (海端) 高温 ( 热端) 影响因素 低 堆积类型 晶胞模型 晶胞中原子数 配位数 简单立方 1 6 体心立方 2 8 面心立方 4 12 六方堆积 6 12 合金性能对比 硬度 纯金属 合金 硬度较低 硬度提高 熔点 纯金属 熔点较高 1. 堆积方式： · 简单立方(配位数6) · 体心立方(8) · 面心立方(12) · 六方堆积(12) 2. 合金：硬度↑ ，熔点↓ 考点01 金属键金属晶体(二) · 晶体：规则排列，固定熔点 · 晶胞：基本重复单位 简单立方 体心立方 面心立方 二、晶体常识 三、金属晶体 六方堆积 熔点降低 合金 考点01 金属键金属晶体(三) ② 空间利用率： ◆简单立方：52% ◆体心立方：68% ◆面心立方： 74% 体心立方堆积 a 原子接触方式：体对角线相切 紧密堆积效率： 面 心 = 六 方 > 体 心 > 简 单 原子数： 原子体积： 晶胞体积： = 空间利用率： 原子数： 原子体积： 晶胞体积： 空间利用率： 52% a 四、关于晶体的计算 原子数： 原子体积： 晶胞体积： a 原子接触方式：沿棱相切 密度公式： 面对角线： √2a=4r 体对角线： √3a=4r 简单立方堆积 棱长：a=2r 面心立方堆积 原子接触方式：面对角线相切 空间利用率： a = ×100%= 68% 离子键： 阴、阳离子静电作用 一无方向性、无饱和性 离子化合物： · 含离子键(可能兼有共价键，如NH₄ CI) · 成键元素的电负性差： >1.7 成键条件：成键元素的原子得、失电子的能力差别较大 考点02 离子键离子晶体( 一) ● NaCl的电子式 Na ● MgCl₂的电子式 盐 由金属阳离子(或NH₄+) 和酸根阴离子组成 如：NaCl、K₂SO₄、NH₄CI 氧化物 由金属阳离子和氧离子 (O²-) 组成 如 ：Na₂ O 、CaO 、MgO 碱 由金属阳离子和氢氧根 阴离子 (OH- ) 组成 如：NaOH 、Ca(OH)₂ 常见离子化合物 3. 电子式书写 3 项目 NaCl型(岩盐结构) CsCl型 结构示意图 配位数(配位数目) 6(每个离子周围) 8(每个离子周围) 晶胞中离子数 4Na+、4Cl- 1Cs+、1Cl- 离子半径比(参考) 0.414≤r./r_≤0.732 r./r_ ≥0.732 典型物质 NaCl、KCI、MgO等 CsCl、CsBr、Csl等 离子半径r r 减小 离子电荷数|z| 电荷数增大 晶格能U 增大 熔点升高、硬度增大 晶格能U: ·定义：1mol 晶体→气态离子吸能 · 影响：r ↓, 电荷个→ U 个 → 燎点个、硬度↑ 二、离子晶体 结构特点： 阴/阳离子规则排列，无分子 定义： 1 mol 离子晶体完全分解为 气态离子所吸收的能量 配位环境：每个Cs+周围有8个等距的Cl-，每个CI-周围有8个等 距 的 Cs+ 物理性质： 高熔沸点、硬、固态不导电、能溶于水 考点02 离子键离子晶体(二) 配位环境：每个Na+ 周围有6个等距的Cl- 每个CI- 周围有6 个等距的 Na+ 晶格能U 的影响因素 NaCl 型(岩盐结构) 、常见结构： CsCl型 比较项 σ键(sigma键) π键(pi键) 形成方式 头碰头重叠 肩井肩重叠 电子云分布 沿键轴对称分布 在键轴两侧分布 成键强度 强 弱 对称性 轴对称(有) 轴对称(无) 存在类型 单键全部是σ键 双 键 、三键中含有π键 示例 H-H、Cl-Cl C-C中一个π键 3. 极性键 vs 非极性键： · 同种元素 → 非极性 H——H 非极性键 (电负性相同，电子平均分布) · 不 同 元 素 → 极 性 (电负性差个 → 极性个) 极性键 (电负性不同，电子向电负性大的一方偏移) ③能量降低 H₂ 分子的形成过程 篮↑ 成键后能量降低 体系更稳定 H H 反应过程 π键(pi键) 肩井肩 π键 A 电子云在键轴两侧肩并肩重叠 · 肩并肩重叠 · 电子云在键轴两侧分布 ·成键强度较小，稳定性较差 · 双键、三键中含有π键 考点03 共价键共价晶体(一) B B 电子云沿两核连线对称重叠 一 、共价键的形成 1. 概念：共用电子对 2. 本质：轨道重叠，电子云密度个，能量↓ 3. 特征：饱和性、方向性 ( s-s 键无方向) · 头碰头重叠 · 电子云沿键轴对称 ·成键强度大，稳定 · 单键全部是σ键 二、共价键类型 1 . σ键 vs π键： H · ·H 两个H原子，各有一个1s电 子 2 . 共价键类型对比 电子云重叠塆强，电子云密度↑ ( 以s-s 成键为例) σ 键( sigma键 ) 原子核靠近，电子云开始重叠 形成稳定的H₂ 分子 ① 原子轨道 σ 键 0 疆 ③轨道重叠 ②轨道靠近 ④ 形成σ键 H H 3 反应热 (kJ/mol) ·△H : 反应热 (kJ/mol) ·∑ E（反应物键能）：断开反应物中所有化学键所需的总能量 · ∑ E（生成物键能）：形成生成物中所有化学键所释放的 △H<0: 放热反应 △H>0: 吸热反应 键长：核间距 · 定义：形成共价键的两个原子核之间 的平均距离。 键长↓ → 键能 键长 ( pm) 三 、 键 参 数 ① 键能：断键吸能 (kJ/mol) · 定义：气态时，1 mol 某共价键完全断裂 所需要吸收的能量。 键能 → 键越稳定 稳定性示例 N≡N键能大 N₂ ( 很稳定) 3. 配位键：孤电子对→空轨道(如 NH₄+) 氮原子的孤电子对 进入氡离子的空轨道， 形成配位键 ( N→ H ) 考点03 共价键共价晶体(二) NH₃ (氨) 空轨道 孤电子对 (无电子) 键长越短，原子间作用越强，键越稳定 H-F 键 能 大 ( 很稳定) NH₄⁺ (铵根离子) H H 十 H 1. 概念：原子通过共价键形成空间网状 2.常见：金刚石、SiO ₂ 、SiC 3. 性质：高熔点、高硬度、不导电、难溶 4. 结构： ● 金刚石： C 配位数4,6元环， C:C-C= 1:2 ● SiO ₂ :Si配位数4,O配位数2, 12元环 金刚石(C) C配位数 4 6元环 键长影响熔点 SiO₂ (石英) 共价键键长越短，键能越大，熔点越高 金刚石 ( C-C, 键长最短) > SiC (中等键长) > Si ( 键长最长) 四、共价晶体 Si配 位数4 o配 位数2 12元环 X—H···Y X,Y = N,O ,F 表示氢键 邻/对羟基苯甲醛对比 邻羟基苯甲醛 (分子内氢键) 熔沸点低 熔沸点高 氢化物沸点图 沸点/℃ 100 H₂ O反常高 NH₃,PH₃,ASH₃,SbH₃ 0 -100 -200 2 3 4 5 周期 · 形成：X-H…Y(X,Y=N,O,F) · 特点： 分子间/内氢键； 强度：化学键> 氢键>范德华力 · 影响： · 分子间氢键 → 熔沸点个 (H₂O反常高) ● 分子内氢键 → 熔沸点↓ (邻羟基苯甲醛) · 定义：分子间弱静电作用 · 影响：相对分子质量个 → 范德华力个 → 熔沸点↑ 考点04 分子间作用力分子晶体(一) 邻羟基苯甲醛熔沸点反常偏低(因形成分子内氢键) 形成分子间氢键 → 沸点显著升高 分子内氢键(如邻羟基苯甲醛) 一、范德华力 ◆H₂O,H₂S,H₂Se,H₂Te HF,HCI,HBr,HI 分子间氢键(如水) 二 、氢键 考点04 分子间作用力 分子晶体 三 、分子晶体 ① 概念：分子+分子间作用力 ② 常见：H₂O 、CO₂ 、I₂ 、 有机物等 干冰结构： ·面心立方结构 · 配位数 12,4个 CO₂/晶胞 面心立方结构，配位数12,4 个 CO ₂/ 晶胞 非极性溶质易溶于 非极性溶剂；极性 溶质易溶于极性溶剂。 配位数= 12 每个CO₂ 周围 有12个CO₂ 干冰( CO₂) 晶体结构 I₂ ( 非极性) CCl₄ (非极性) I₂ (非极性) H₂O ( 极性) 面心位置 CO₂ 分子 配位连接 “相似相溶”原理 低熔点 (分子间作用力弱) 不相似： 非极性溶质难溶于极性溶剂 相似：非极性溶质溶于非极性溶剂 溶解性依 “相似相溶” 不导电 (无自由电子) I₂ 在CCl₄ 中 易溶 性质： I₂ 在 H₂O中 难溶 CO₂ 分子 = y X Z 类型 微粒 作用力 熔点 硬度 导电性 分子晶体 分子 范德华力 低 小 不导电 离子晶体 离子 离子键 高 大 熔融导电 金属晶体 金属离子 金属键 一般高 一般大 固态、熔融导电 共价晶体 原子 共价键 很高 很大 不导电 1. 石墨晶体： ● 层内：sp²杂化，共价键+大π键→导电 ● 层间：范德华力 → 润滑性 2. 晶体共性： 规则外形、固定熔点 层内 sp²杂化， 共价键+大π键 → 导 电 层间： 范德华力 →润滑性 考点05 混合型晶体晶体的个性与共性 层内大π键中的电子可自由移动， 因此石墨能导电。 石墨的润滑性 层间以范德华力结合，作用弱， 层与层之间容易滑动，具有润滑性。 石墨的导电性 专题03 分子空间结构与物质性质 CH₄ 四面体形 NH₃ 三角锥形 H₂ O V形 sp³杂化( CH₄) 4个sp³轨道→正四面体，109°28′ 2p 2py 4个sp³轨道 sp³轨道 σ键 sp²杂 化( BF₃) 3个sp²轨道→平面三角，120° 2p 2py 3个sp²轨道 sp²轨道 σ键 2个sp轨道→ 直线，180° 2p 、2p 2p₂ 2p 2个sp轨道 总结：杂化轨道理论能很好地解释分子的空间结构、键角和成键特点，是理解分子几何构型的重要工具。 考点01 分子的空间结构(一) 要点： 一、杂化轨道理论(鲍林) 键角： 120° 键角：180 ° 键角：109°28' · 能量相近轨道杂化(2s+2p) ·杂化轨道成σ键 · 杂化轨道数=原子轨道数 ·杂化相近轨道杂化 sp 杂化 (BeCl₂) sp轨道 σ键 180° CH₄/NH₃/H₂O对比 分子 CH₄ (甲烷) NH₃ (氨) H₂O (水) 杂化类型 sp³ sp³ sp³ 空间构型 (电子对) 四面体 四面体 四面体 分子构型 (几何形状) 正四面体 三角锥形 V形 孤对电子数 0 1 2 键角 109°28 107°18 104°3 二、典型分子成键 · 乙烷：sp³ ,σ 键 ，四面体 · 乙烯：sp² ,1σ+1π, 平面 · 乙炔：sp, 1σ+2π, 直 线 · H₂O: sp³,2 σ+2孤对 → V形，104.5° · NH₃ : sp³,3σ+1孤对 → 三角锥，107°18 【归纳】CH₄/NH ₃ /H₂ O: · 杂化同为sp³ · 孤对电子 ↑ → 键角 ↓ 考点01 分子的空间结构(二) sp³杂化，3σ+1孤对 三角锥，键角107° ●绿色点：孤对电子 sp³杂化，2σ+2孤对 V形 ，键角104.5° ● 蓝色点：孤对电子 H₂ O ( V形) 乙炔 ( C₂H₄) sp²杂化，1σ+1π,平面结构 sp杂化，1σ+2π,直线结构 乙烯 (C₂ H₄) NH₃ (三角锥) π 计算 配体：4个H ( 每个1) 电荷：+1 ABm型：（中心原子的价电子数+每个配位原子提 供的价电子数×m）/2 实例：H₂ O 中心原子；0(6) 配体：2个H ( 每个1) 电荷：0 n=(6+2×1+0）/2 = 4 价层电子对数4(含2孤对) → 构型：V 形(键角<109.5°) H 104. 5° 成键电子对 孤对电子对 n= 2 电子对数2 直线形 n =3 电子对数3 平面三角形 中心原子 实例：BeCl₂ Cl—Be—Cl 直线形 实例：BF₃ 构型预测 · 价层电子对数2 → 直线形 · 价层电子对数3 → 平面三角形 · 价层电子对数4 → 四面体形 · 孤对存在 → 分子构型发生变形 ① 要点 价 电 子 对 = 成键电子对数+孤电子对数 电子对互斥→对称排布(使斥力最小) 三、价层电子对互斥模型(VSEPR) 价层电子对的空间排布(电子对尽量远粤) n=（5+4×1-1）/2=4 → 价层电子对数4 斥力越大，电子对间距越大， 键角越小。 注 ：n= 价层电子对总数(成键对+孤对) 实例；NH₄ 中心原子：N(5) 电子对数4 四面体形 斥力顺序： 成键对 - 成键对 孤对-成键对 孤对-孤对 实例：CH₄ 四面体形 H 六、等电子原理 · 定 义 ：原子数+价电子数相同 →结构相似 · 实例： ·CO₂/CS₂/N₂O→ 直线 ·BF₃/SO₃ → 平面三角 ·CH₄/CCl₄ → 正四面体 · 应 用 ：预测结构、性质(CO=N₂) 直线型(AX₂) 等 电 子 体 结 构 对 比 BF₃ SO₃ 平面三角形 平面三角形 正四面体(AX₄) CH₄ CCl₄ CO₂ O=C=O 直线 O₃ (臭氟) [o=0-00-0=0] V形(弯曲) 正四面体 正四面体 只要成键原子不相同， 一般为极性分子 (如HCI、CO) ◎多原子分子： 看分子空间结构是否对称 正负重心重合，μ=0 正负重心不重合，μ≠0 对称 → 非极性 非极性分子 极 性 分 子 不对称 → 极性 相似相溶 结构相似、极性 相近的分子， 更容易相互溶解。 √ “相似相溶” 是溶解性的 重要规律 √ 等电子体往往 性质相近 考点01 分子的空间结构(四) ● 极性分子： 正负重心不重合(如H₂O) · 非极性分子： 重心重合(如CO₂) · 判 断 ： · 双原子：看键极性 · 多原子：看空间对称性 极性分子(重心不重合) H₂O(V形不对称) 非极性分子(重心重合) CO₂ (直线对称) 判断方法 ◆双原子分子： 七、分子极性 平面三角形(AX₃) 分子极性示例 八、手性分子 1. 手性异构体：镜像不重合 (如左右手) 2. 手性碳原子：连四个不同基团的C 3. 判断： ● 有C*→ 手性分子 ● 不饱和C (双/三键)≠手性碳 4. 性质：旋光性、生理作用不同 注意： · 不饱和碳(双键、三键)不一定是手性碳 · 如：C=C 或 C=C 中的碳原子 镜子 COOH CO NH₂ 考点01 分子的空间结构(五) 乳酸的两种构型互为镜像，性质相似但旋光性和生理作用不同 特点： R₁ 、R₂ 、R₃ 、R₃ 四个基团 各不相同 1.手性异构体(镜像不重合) 镜像不重合 → 手性异构体 2.手性碳原子示例 3. 乳酸的手性(实际例子) 天然存在于人体肌肉中 易被代谢利用 在某些细菌发酵产物中 生理作用不同 D- 乳酸(右旋) L- 乳酸(左旋) 右旋体 右旋体( D-型) 左您体 左旋体 (L- 型) R. R ₂ R₃ R ₃ COOH II¹ ` R ₄ 实验：Cu2＋＋2NH3·H2O=Cu(OH)2↓＋2NH4+ NH₃ CuSO₄ 滴 加 继续滴加 NH₃ 溶液 氨水 氨 水 NH₃ 浅蓝色溶液 生成蓝色沉淀 沉淀溶解，得到 [Cu(NH₃)₄ ]²+ Cu(OH)₂ 深蓝色溶液 ( 深蓝色) 概念： 配位键 中心原子 配体 (空轨道) (孤电子对) 配位键的形成 形成条件： 常见配体(提供孤电子对) 常见中心离子(具有空轨道) H₂O CN- Cu2+ Fe2+ Co2+ Ni2+ H-Ö-H :C≡N: [Ar]3d⁹ [Ar]3d⁵ [Ar]3d⁷ [Ar]3d⁸ (有空轨道) (有空轨道) (有空轨道) (有空轨道) 考点02 配合物的形成和应用(一) NH₃ [Cu(NH₃)₄ ]²+ (配位离子) 2+ 外界： SO₄2-等 (反离子) 组成： 内界： 2+ 一、配合物的形成 配位数 =配位键数(如4) 配位数2:直线形 H₃N —Ag—NH₃ [Ag(NH₃)₂ ]+ 配位数4:四面体形 NH₃ Zn NH₃ NH₃ NH₃ [Zn(NH₃)₄ ]2+ 配位数4:平面正方形 配位数6:八面体形 NH₃ NH₃ Co NH₃ NH₃ NH₃ NH₃ [Ni(CN)₄ ]2- [Co(NH₃)₆ ]2+ 二、配合物的异构与结构 1. 顺反异构： (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. 空间结构 (配位数): 考点02 配合物的形成和应用(二) (- Fe2+ + Co Fe²+ CO CO与Fe²+形成稳定配合物， 阻止O₂ 结合，导致中毒。 Fe²++SCN- ■ [Fe(SCN)]²+ 黄 色 血红色 3.稳定性(CO中毒： Fe²+ - CO键强) 三、对性质的影响 1. 溶 解 性 ( A g C l 溶 于 氨 水 ) AgCl 可溶于氨水 不溶于水 (形成配合物) 2.颜色改变(Fe3++SCN - →红) 物质结构与性质 ·核心考点精讲 谢谢观看! $