物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)11

1、物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1-1原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1重點掌握：1、基態(tài)原子（離子）電子排布式（136號） 價層電子（外圍電子）排布式2、基態(tài)原子的電子排布圖（軌道表示式） 價層電子（外圍電子）排布圖（軌道表示式）3、泡利原理，洪特規(guī)則，特列（24號Cr，29號Cu）4、電離能（主要是第一電離能）5、電負(fù)性2一、能層與能級能層 一二三四五六 七 符號KLM N O P Q最多電子數(shù)2 8 183250 72 能級1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 最多電子數(shù)2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 軌道數(shù)：s能級1個軌道p能級3個軌道d能級5個軌道f能級7個軌道3

2、1、原子核外電子排布原理（1）能量最低原理：原子的核外電子排布遵循構(gòu)造原理，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)（2）泡利原理：1個原子軌道里最多容納2個電子，且自旋方向相反。（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨點撥一個軌道，且自旋方向相同。（4）特例：有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構(gòu)造原理有1個電子的偏差。因為能量相同的原子軌道在全充滿（如p6和d10）、半充滿（如p3和d5）和全空（如p0和d0）狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。如24號元素鉻（Cr）和29號元素銅（Cu）。42、基態(tài)原子核外電子排布的表示方法：（1）原子結(jié)構(gòu)示意圖（或稱原子構(gòu)簡圖），會寫1 -20號

3、元素的（2）電子式（3）電子排布式：必須會寫136號元素的。如K：1s22s22p63s23p64s1（或Ar4s1 Ca：1s22s22p63s23p64s2（或Ar4s2Cr：1s22s22p63s23p63d54s1（或Ar3d54s1 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1（或Ar3d104s1（4）電子排布圖（軌道表示式）：每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子，如：53、周期表中各元素可分為五個區(qū)，如圖6二、基態(tài)、激發(fā)態(tài)、光譜1、基態(tài)原子：處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。2、激發(fā)態(tài)原子：當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。3、原子光

4、譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。7三、電子云與原子軌道1、電子云：一種能夠表示電子在一定時間內(nèi)在核外空間各處出現(xiàn)機(jī)會的模型，來描述電子在核外的運動。I、不存在，是個比喻II、小黑點不代表電子，也不代表出現(xiàn)的軌跡或痕跡III、黑點的密度表示電子在核外出現(xiàn)的機(jī)會大小，密度大，機(jī)會多，密度小，機(jī)會少IV、電子云不都是球形的。一種形象比喻，密度大的地方電子出現(xiàn)的概率大。2、原子軌道：s軌道球形的，p軌道紡錘形8四、原子半徑：同周期從左到右依次減小，同主族從上到下依次增大。（ClBe）如右圖核外電子排布相同的離子，原子序

5、數(shù)越大，半徑越小。同種元素，核外電子越多，半徑越大。9五、電離能：氣態(tài)中性原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。同周期從左（堿金屬）到右（稀有氣體）整體增大（但第IIA族和第VA族比相鄰主族的大）如下圖同族從上到下逐漸減小。10六、電負(fù)性：1、化學(xué)鍵：原子之間產(chǎn)生的化學(xué)作用力。2、鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子。3、電負(fù)性：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大，吸引力越大，即電負(fù)性越大，非金屬性越大。一般以F：4.0，Li：1.0作相對標(biāo)準(zhǔn)。金屬一般小于1.8，非金屬一般大于1.8同周期，從左到右電負(fù)性逐漸增大；同主族，從上到下逐漸減小。11第二章 分子結(jié)構(gòu)與

6、性質(zhì)重點掌握：1、鍵、鍵2、等電子原理3、分子的立體結(jié)構(gòu)，含孤對電子的VSEPR模型，路易斯結(jié)構(gòu)式4、雜化軌道理論5、配合物理論6、極性分子和非極性分子7、分子間作用力和氫鍵8、相似相溶原理9、手性（了解）10、無機(jī)含氧酸分子的酸性12一、共價鍵：極性共價鍵(AB型)，非極性共價鍵（AA型）1、鍵：共價單鍵，軸對稱，電子云重疊程度較大，頭碰頭。例如：HH (ss 鍵)，HCl(sp 鍵)，ClCl(pp 鍵)2、鍵：鏡像對稱，肩并肩。鍵強(qiáng)度較大，鍵不如鍵牢固，易斷。133、規(guī)律：共價單鍵為鍵；共價雙鍵，一個鍵，一個鍵；共價三鍵，一個鍵，二個鍵。例如：CH3CH37個鍵；CH2CH25個鍵，一個

7、鍵。CHCH 3個鍵，2個鍵； N2 一個鍵，2個鍵； CO22個鍵，2個鍵。14二、鍵參數(shù)：1、鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol共價鍵釋放的最低能量。例如：CC347.7kJ/molCC615kJ/mol CC 812kJ/mol鍵能越大，越穩(wěn)定，越不易被打斷2、鍵長：形成共價鍵2個原子之間的核間距。例如：CC154pm CC133pm CC 120pm鍵長越知，鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定。3、鍵角：2個共價鍵之間的夾角。CO2180H2O105NH3107CH41092815三、等電子原理：原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)（主族元素最外層電子數(shù)）相同的分子具有相似的化學(xué)特征，許多性質(zhì)相近例如：CO和N2

8、CO2和N3、NO216四、價層電子對互斥模型（VSEPR模型）：可預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu)。中心原子價層電子對=成鍵對數(shù)+孤電子對數(shù) 直線型 2對 SP雜化V型4對=2+2SP3雜化平面三角型3對SP2雜化17三角錐型 4對=3+1SP3雜化正四面體4對=4+0SP3雜化化學(xué)式路易斯結(jié)構(gòu)式含孤對電子的VSEPR模型分子的立體結(jié)構(gòu)模型18五、雜化軌道理論簡介是一種價鍵理論，是鮑林為了解釋分子的立體結(jié)構(gòu)提出的。19一般規(guī)律：成鍵原子數(shù)孤對電子對數(shù)4sp3雜化如：CH4 CCl4 H2ONH3 CH3CH3PCl3成鍵原子數(shù)孤對電子對數(shù)3sp2雜化如：CH2OSO2SO3BF3CH2CH2成鍵原子數(shù)孤對

9、電子對數(shù)2sp雜化如：CO2BeCl2CHCH HCN成鍵原子數(shù)孤對電子對數(shù)5 sp3d雜化如：PCl5成鍵原子數(shù)孤對電子對數(shù)6 sp3d2雜化如：SF620六、配合物理論簡介配位化合物：金屬離子（或原子）與某些分子或離子（稱為配體）以配位鍵結(jié)合而成的化合物。例如：Cu2+在水溶液中呈天藍(lán)色，天藍(lán)色物是水合銅離子：Cu(H2O)42+銅離子與水分子之間的化學(xué)鍵是由水分子提供孤對電子對給予銅離子，銅離子接受水分子的孤對電子形成的，這類“電子對給予接受鍵”被稱為配位鍵。中心離子：Cu2+配體：H2O配位數(shù)：4再如：向CuSO4溶液中加氨水，先形成難溶物，繼續(xù)加，溶解，得深藍(lán)色透明溶液，加乙醇，得藍(lán)

10、色晶體（Cu(NH3)4SO4H2O），深藍(lán)色物：Cu(NH3)42+ 中心離子：Cu2+配體：NH3配位數(shù)：4Ag(NH3)2OH中心離子：Ag+配體：NH3 配位數(shù)：2Fe3+和SCN形成的配離子：Fe(SCN)n(n3) (n16)21七、鍵的極性和分子的極性1、鍵的極性：極性共價鍵（AB型）和非極性共價鍵（AA型）2、分子的極性：極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合。常見：HCl、H2O、NH3、HCN、CH3Cl、H2O2、SO2等。非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合。常見：H2、O2、Cl2、P4、C60等非金屬單質(zhì)，SO3、CO2、CH4、BF3、CCl4等。22八、范德華力及其對

11、物質(zhì)性質(zhì)的影響分子之間存在著相互作用力，稱為范德華力，不屬于化學(xué)鍵，比化學(xué)鍵弱。相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大；分子的極性越大，范德華力也越大。分子間的作用力，主要影響物質(zhì)（由分子構(gòu)成的物質(zhì)）的熔沸點，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，熔沸點越高。例如：F2Cl2Br2I2 HeNeArKrXe CF4CCl4CBr4CI4 HClHBrHI H2SH2SeH2Te PH3AsH3SbH323九、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響氫鍵是除范德華力外的另一種分子間作用力，它是由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫原子（如水分子中的氫）與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子（如水分子中的氧）

12、之間的作用力。表示法：AHB A、B都是N、O、F。 例如：氨水中存在的氫鍵可表示為： NHN NHO OHO OHN氫鍵的存在，大大加強(qiáng)了水分子之間的作用力，使水的熔、沸點較高。實驗還證明，接近水的沸點的水蒸氣的相對分子質(zhì)量測定值比用化學(xué)式H2O計算出來的相對分子質(zhì)量大一些。用氫鍵能夠解釋這種異常性：接近水的沸點的水蒸氣中存在相當(dāng)量的水分子因氫鍵而“締合”，形成所謂“締合分子”。24氫鍵普遍存在于已經(jīng)與N、O、F等電負(fù)性很大的原子形成共價鍵的氫原子與另外的N、O、F等電負(fù)性很大的原子之間。例如：不僅氟化氫分子之間以及氨分子之間存在氫鍵，而且它們跟水分子之間也存在氫鍵。氫鍵不僅存在于分子之間，

13、有時也存在于分子內(nèi)。如圖：分子內(nèi)氫鍵 分子間氫鍵氫鍵屬于于種較弱的作用力，其大小介于范德華力和化學(xué)鍵之間，不屬于化學(xué)鍵水結(jié)冰，冰的密度比水小，與氫鍵有關(guān)。有氫鍵的物質(zhì)，熔沸點反常高。例如：HClHBrHIHF；H2SH2SeH2TeH2O；PH3AsH3SbH3NH325十、溶解性：相似相溶：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。例如：蔗糖和氨易溶于水，難溶于四氯化碳；萘和碘易溶于四氯化碳，難溶于水。如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。十一、手性：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異

14、構(gòu)體。有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。一般有機(jī)物，如果有一個碳周圍連接四個不同的原子或原子團(tuán)，這種分子具有手性。26十二、無機(jī)含氧酸分子的酸性：H2SO3 H2SO4 HNO2 HNO3 HClO HClO2 HClO3 HClO4對于含氧酸(HO)mROn，如果成酸元素R相同，羥基個數(shù)相同（m相同），n值越大，酸性越強(qiáng)。對于成酸元素R（中心原子）不同，羥基個數(shù)不同，規(guī)律類似：含氧酸的強(qiáng)度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基氧的個數(shù)增大而增大。即(HO)mROn中n值越大，酸性越強(qiáng)。27第三章 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)重點掌握：1、晶胞，均攤法2、分子晶體3、原子晶體4、金屬晶體5、離子晶體6、晶格能28

15、一、晶體與非晶體：1、晶體：結(jié)構(gòu)特性：結(jié)構(gòu)微粒周期性有序排列。性質(zhì)特性：有自范性、固定熔點、對稱性、各向異性。自范性：晶體能自發(fā)地呈現(xiàn)多面體外形的性質(zhì)。呈現(xiàn)自范性條件：晶體生長速率適當(dāng)。2、非晶體：結(jié)構(gòu)特性：結(jié)構(gòu)微粒無序排列。性質(zhì)特性：沒有自范性、固定熔點、對稱性、各向異性。3、晶胞：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。294、晶胞中微粒數(shù)目的計算：計算晶胞中微粒的常用方法是均攤法。均攤法是指每個晶胞平均擁有的粒子數(shù)目。如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。例如：長方體（正方體）晶胞中不同位置的粒子數(shù)的計算：（1）處于頂點的粒子，同時為8個晶胞所共有，

16、每個粒子有1/8屬于該晶胞。（2）處于棱上的粒子，同時為4個晶胞所共有，每個粒子有1/4屬于該晶胞。（3）處于面上的粒子，同時為2個晶胞所共有，每個粒子有1/2屬于該晶胞。（4）處于晶胞內(nèi)部的粒子，則完全屬于該晶胞。非長方體（正方體）晶胞中粒子視具體情況而定，如石墨晶胞每一層內(nèi)碳原子排成六邊形，其頂點（1個碳原子）被三個六邊形共有，每個六邊形占1/3。30二、分子晶體：只含分子的晶體1、特點：相鄰分子靠分子間作用力相互吸收，低熔點、升華，硬度小。一般不導(dǎo)電，溶于水后有的導(dǎo)電。2、常見分子晶體：所有非金屬氫化物，如H2O、H2S、NH3、HCl、CH4、烴等。部分非金屬單質(zhì)，如鹵素（X2）、O2

17、、硫（S2、S4、S6、S8）、N2、白磷（P4）、C60等。部分非金屬氧化物，如CO2、P4O6、P4O10、SO2等。幾乎所有的酸。絕大多數(shù)有機(jī)物的晶體。3、結(jié)構(gòu)特征：如果分子間作用力只是范德華力，若以一個分子為中心，其周圍通?？梢杂?2個緊鄰的分子。例如：干冰（CO2晶體）31三、原子晶體：所有原子都以共價鍵相互結(jié)合，整塊晶體是一個三維的共價鍵網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。1、特性：高硬度、高熔點。2、常見原子晶體：金剛石、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO2）、晶體硼（B）、鍺（Ge）、碳化硅（SiC、俗稱金剛砂）、氮化硼（BN）、氮化硅（Si3N4）。金剛石鍵角為10928,每個最小環(huán)上有6個碳原子。每個

18、碳原子平均占有2個鍵。右側(cè)晶胞中平均含有8個碳。 32四、離子晶體：1、NaCl型：在晶體中，每個Na+同時吸引6個Cl，每個Cl同時吸引6個Na+，配位數(shù)為6。每個晶胞含4個Na+和4個Cl。如下圖：332、CsCl型：在晶體中，每個Cs+同時吸引8個Cl，每個Cl同時吸引8個Cs+，配位數(shù)為8。每個晶胞含1個Cs+和1個Cl。如下圖： 343、CaF2型：Ca2+的配位數(shù)為8，F(xiàn)的配位數(shù)為4。每個晶胞平均含4個Ca2+，8個F。4、特點：離子間存在著較強(qiáng)的離子鍵，硬度大、較高的熔點和沸點。晶體不導(dǎo)電，水溶液或熔融態(tài)導(dǎo)電。5、常見的離子晶體：金屬氧化物（K2O、Na2O2、Na2O等）、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽。6、晶格能：氣態(tài)離子形成1mol離子晶體釋放的能量。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，而且熔點越高，硬度越大。35五、金屬晶體：1、電子氣理論：描述為金屬原子脫落下來的價電子形成遍布整塊晶體的“電子氣”，被所有原子所共用，從