競(jìng)賽之物質(zhì)結(jié)構(gòu)

一、核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)描述科學(xué)上，用四個(gè)量子數(shù)來(lái)描述電子在原子核外的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。主量子數(shù)n（能層，電子層）：電子運(yùn)動(dòng)能量的主要決定因素。主量子數(shù)n取值：1,2,3,4,5,6,7

電子層符號(hào)：K,L,M,N,O,P,Q角量子數(shù)l（能級(jí)，電子亞層）：決定原子軌道的形狀以及與n一起決定電子的能級(jí)。對(duì)于給定的n值，l只能取小于n的正整數(shù)：角量子數(shù)l取值：0,1,2,3,…(n-1)

電子層符號(hào)：s,p,d,f,…例如：一個(gè)電子處在n=2，l=0的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)就為2s電子；處在n=2，l=1的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)就為2p電子；一、核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)描述lm軌道數(shù)0(s軌道)011(p軌道)+1,0,-132(d軌道)+2,+1,0,-1,-253(f軌道)+3,+2,+1,0,-1,-2,-37磁量子數(shù)m：決定原子軌道在空間的取向。每一個(gè)取向即一個(gè)軌道。磁量子數(shù)可以取值：m=0，±1，±2…±l，共有(2l+1)個(gè)值。m、l及軌道數(shù)的關(guān)系原子軌道由n，l，m共同決定。n和l相同，m不同的軌道，能量相同，稱(chēng)為簡(jiǎn)并軌道或等價(jià)軌道。同一軌道內(nèi)電子可以有兩種方向相反的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，需要另一個(gè)量子數(shù)來(lái)表示。自旋量子數(shù)ms：電子的自旋方向。通常用↑、↓表示。核外電子運(yùn)動(dòng)的可能狀態(tài)數(shù)（即電子數(shù)）主量子數(shù)符號(hào)角量子數(shù)原子軌道符號(hào)磁量子數(shù)軌道數(shù)各層總軌道數(shù)自旋量子數(shù)狀態(tài)(電子)數(shù)各軌道各層1K01s011↓↑222L012s2p0-1,0,+1134↓↑2682223M0123s3p3d0-1,0,+1-2,-1,0,+1,+21359↓↑2610182324N01234s4p4d4f0-1,0,+1-2,-1,0,+1,+2-3,-2,-1,0,+1,+2,+3135716↓↑26101432242二、電子云與原子軌道現(xiàn)代量子力學(xué)指出：不能確定一定狀態(tài)(如1s、2p等)的核外電子在某個(gè)時(shí)刻處于原子核外空間何處，只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。

電子在原子核外出現(xiàn)的概率分布圖，稱(chēng)為電子云。把電子出現(xiàn)概率90%的空間圈出來(lái)，所得電子云輪廓圖稱(chēng)為原子軌道。s能級(jí)的原子軌道圖（球形）p能級(jí)的原子軌道圖（啞鈴形）1.構(gòu)造原理:絕大多數(shù)元素的基態(tài)原子核外電子的排布遵循此規(guī)律。三、核外電子排布2.泡利原理：在一個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，而且自旋方向相反，用表示。3.洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同。如2p3的電子排布圖為。4.洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿(mǎn)或全滿(mǎn)時(shí)，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。四、核外電子排布的表示方法1.原子結(jié)構(gòu)示意圖2.電子排布式3.軌道表示式將能級(jí)上所容納的電子數(shù)標(biāo)在該能級(jí)符號(hào)右上角，并按照能層從左到右的順序排列的式子，稱(chēng)電子排布式，如氮元素原子的電子排布式為：1s22s22p3，也可以表示為[He]2s22p3，其最外層電子排布式為：2s22p3。1s2p1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5。氯原子的電子排布式為：練習(xí)：請(qǐng)寫(xiě)出19號(hào)元素到32號(hào)元素原子的電子排布式。練習(xí)1、以下能級(jí)符號(hào)不正確的是：

A5sB4dC3fD6p2、下列各原子或離子的電子排布式正確的是

AF1s22s22p7BNa+1s22s22p6

CK

1s22s22p63s23p6 DAl3+1s22s22p63s23、下列核外電子排布屬于基態(tài)的是

AC1s22s12p3BC1s22s22p2

CFe1s22s22p63s23p63d64s2DMg1s22s22p63s13p14、下列原子結(jié)構(gòu)與洪特規(guī)則有關(guān)的是

ACu原子的外圍電子排布是3d104s1而不是3d94s2。

BS原子的價(jià)電子排布是3s23p4而不是3s13p5。

CFe原子的外圍電子排布是3d64s2而不是3d8。

DN原子的最外層有3個(gè)未成對(duì)電子，且自旋方向相同。CBB能量最低能量最低AD5、下列3d能級(jí)的電子排布圖正確的是(

)6．2006年10月16日美國(guó)與俄羅斯宣布，兩國(guó)科學(xué)家合作成功合成了118號(hào)超重元素。對(duì)118號(hào)元素下列敘述合理的是（）

A．它的最外層電子數(shù)是8B．它外圍電子排布式是8s28p6C．它是活潑的金屬元素

D．它的中子數(shù)是118BA練習(xí)7.A、B、C、D、E代表5種元素。請(qǐng)?zhí)羁眨?1)A元素基態(tài)原子的最外層有3個(gè)未成對(duì)電子，次外層有2個(gè)電子，其元素符號(hào)為_(kāi)_______；(2)B元素的負(fù)一價(jià)離子和C元素的正一價(jià)離子的電子層結(jié)構(gòu)都與氬相同，B的元素符號(hào)為_(kāi)__，C的元素符號(hào)為

；(3)D元素的正三價(jià)離子的3d能級(jí)為半充滿(mǎn)，D的元素符號(hào)為_(kāi)__，其基態(tài)原子的電子排布式為_(kāi)_____(4)E元素基態(tài)原子的M層全充滿(mǎn)，N層沒(méi)有成對(duì)電子，只有一個(gè)未成對(duì)電子，E的元素符號(hào)為_(kāi)___，其基態(tài)原子的電子排布式為_(kāi)____________。NClKFe[Ar]3d64s2Cu[Ar]3d104s1練習(xí)五、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1.原子結(jié)構(gòu)與各周期的元素?cái)?shù)目2.原子結(jié)構(gòu)與元素的分區(qū)周期元素種數(shù)各周期增加的能級(jí)電子最大容量一21s2二82s

2p(增加了p)2+6=8三83s

3p8四184s

3d

4p(增加了d)8+10=18五185s

4d

5p18六326s

4f

5d

6p(增加了f)18+14=32七未完(32)7s

5f

6d7p32八508s5g6f7d8p(增加了g)32+18=50除ds區(qū)外，區(qū)的名稱(chēng)來(lái)自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。①電離能是衡量氣態(tài)原子失去電子難易程度的物理量，元素的電離能越小，表示氣態(tài)時(shí)越容易失電子，金屬性越強(qiáng)。②鎂和鋁相比，鎂第一電離能大，磷與硫相比，磷第一電離能大。NaMgAl496738578456214511817691277332745954310540115751335313630148301661017995183762011142170323293鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能(kJ/mol)六、電離能練習(xí)1：一些氣態(tài)原子失去核外不同電子所需的能量(kJmol-1)鋰XY第一個(gè)電子519502580第二個(gè)電子729645701820第三個(gè)電子1179969202750第四個(gè)電子955011600(1)為什么鋰原子失去第二個(gè)電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需能量?(2)X元素的硫酸鹽的化學(xué)式為

。(3)Y是周期表中

族元素。Na2SO4IIIA練習(xí)2：下表列出了某短周期元素R的各級(jí)電離能數(shù)據(jù)

(用I1、I2……表示，單位為kJ·mol－1)。I1I2I3I4……R7401500770010500……下列關(guān)于元素R的判斷中一定正確的是(

)A．R的最高正價(jià)為＋3價(jià)B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族C．R元素的原子最外層共有4個(gè)電子D．R元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s2B七、電負(fù)性電負(fù)性：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)成鍵電子吸引力的大小。①電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)，反之越弱。②電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角。③電負(fù)性最大的元素是氟，電負(fù)性最小的元素是銫。短周期元素中電負(fù)性最小的是鈉。電負(fù)性也可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度。一般來(lái)說(shuō)，電負(fù)性大于1.8的是非金屬元素，小于1.8的是金屬元素，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”（如鍺、銻等）的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。電負(fù)性差值小于1.7的兩種元素的原子之間形成極性共價(jià)鍵，相應(yīng)的化合物是共價(jià)化合物；電負(fù)性差值大于1.7的兩種元素化合時(shí)，形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物。練習(xí)1：電負(fù)性的大小也可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度。下列關(guān)于電負(fù)性的變化規(guī)律正確的是

A．周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大B．周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變大C．電負(fù)性越大，金屬性越強(qiáng)D．電負(fù)性越小，非金屬性越強(qiáng)練習(xí)2：對(duì)Na、Mg、Al的有關(guān)性質(zhì)的敘述正確的是

A．堿性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3B．第一電離能：Na<Mg<AlC．電負(fù)性：Na>Mg>AlD．還原性：Na>Mg>AlABD八、化學(xué)鍵離子鍵：陰、陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵?；瘜W(xué)鍵：相鄰原子間強(qiáng)烈的相互作用。共價(jià)鍵：原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的化學(xué)鍵。離子半徑越小，離子所帶電荷越多，作用越強(qiáng)，含該鍵的熔沸點(diǎn)越高。無(wú)方向性及飽和性。經(jīng)典共價(jià)鍵理論認(rèn)為：成鍵的兩原子核與共用電子對(duì)的靜電作用?，F(xiàn)代價(jià)鍵理論（VB法或電子配對(duì)法）要點(diǎn)：①自旋相反的成單電子相互接近時(shí)，核間電子密度較大，可形成穩(wěn)定化學(xué)鍵。②共價(jià)鍵有飽和性。一個(gè)原子有幾個(gè)未成對(duì)電子，便可和幾個(gè)自旋相反的電子配對(duì)成鍵(即形成幾個(gè)化學(xué)鍵)。③共價(jià)鍵有方向性。共價(jià)鍵盡可能沿著原子軌道最大重疊的方向形成。

(最大重疊原理)HHσ鍵ClClClClHClH－Cls-s

σ鍵

s-p

σ鍵p-p

σ鍵兩個(gè)原子相互接近電子云重疊π鍵的電子云π鍵π鍵：軌道以肩并肩方式重疊，鏡像對(duì)稱(chēng)σ鍵比π鍵電子云重疊程度大，更穩(wěn)定，優(yōu)先形成σ鍵。σ鍵：軌道以頭碰頭方式重疊，軸對(duì)稱(chēng)小結(jié)2.以現(xiàn)代價(jià)鍵理論分析O2、N2分子中的共價(jià)鍵類(lèi)型。1.Cl2分子中除了能形成σ鍵外，還能形成π鍵嗎？思考：不能O2分子中有1個(gè)σ鍵和1個(gè)π鍵；N2分子中有1個(gè)σ鍵和2個(gè)π鍵。結(jié)構(gòu)式：用元素符號(hào)和短線(xiàn)表示分子中原子的排列和結(jié)合方式的式子。一對(duì)共用電子用一根短線(xiàn)表示，以此類(lèi)推。練習(xí)1：用結(jié)構(gòu)式表示H2、Cl2、HCl、O2、N2、CO2練習(xí)2：在氯化氫分子中，形成共價(jià)鍵的原子軌道是

A.氯原子的2p軌道和氫原子的1s軌道B.氯原子的2p軌道和氫原子的2p軌道C.氯原子的3p軌道和氫原子的1s軌道D.氯原子的3p軌道和氫原子的3p軌道C

練習(xí)3：下列物質(zhì)分子中無(wú)π鍵的是

A.N2B.O2C.Cl2D.C2H4C練習(xí)4：73九、鍵參數(shù)：鍵能、鍵長(zhǎng)、鍵角鍵能：表示共價(jià)鍵的強(qiáng)弱，鍵能越大，鍵越牢固，由該鍵構(gòu)成的分子越穩(wěn)定。鍵長(zhǎng)：一般的說(shuō)，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，共價(jià)鍵越牢固，

由該鍵構(gòu)成的分子越穩(wěn)定。鍵角：決定分子的空間構(gòu)型。常見(jiàn)的分子的鍵角：CO2180

H2O104.5NH3107.3CH4109.5十、等電子體原理：原子總數(shù)、最外層電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)是相近的。等電子體：原子數(shù)相同，最外層電子總數(shù)相同的分子或離子。例如：N2和CO。練習(xí)1：能用鍵能大小解釋的是（）A、N2的化學(xué)性質(zhì)比O2穩(wěn)定。B、硝酸易揮發(fā)，硫酸難揮發(fā)。C、惰性氣體一般難發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。D、通常情況下，Br2呈液態(tài)，I2呈固態(tài)。A練習(xí)2：下列說(shuō)法正確的是（）A、分子中鍵能越大，鍵越長(zhǎng)，則分子越穩(wěn)定。B、只有非金屬原子之間才能形成共價(jià)鍵。C、水分子可以表示為H-O-H，分子中鍵角180°。D、H-O鍵鍵能463KJ/mol，故破壞18克水分子中的H-O鍵時(shí)需要吸收的能量為2X463KJ。DC6H6平面六邊形十一、分子的立體結(jié)構(gòu)CH3CH2OHCH3COOHC8H8CH3OHC60C20C70CO2直線(xiàn)形H2OV形NH3三角錐形CH2O平面三角形CH4正四面體形C2H2直線(xiàn)形思考：同為三原子分子，CO2和H2O分子的空間結(jié)構(gòu)為何不同？1.價(jià)層電子對(duì)互斥模型（VSEPR）(用以預(yù)測(cè)分子立體結(jié)構(gòu))十一、分子的立體結(jié)構(gòu)

ABm

型分子(離子)中的中心原子A周?chē)膬r(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)（n），價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小，能量最低，物質(zhì)才能最穩(wěn)定。實(shí)例CO2、BeCl2BF3、BCl3CH2OCH4、CCl4NH4+立體結(jié)構(gòu)VSEPR模型24356中心原子電子對(duì)數(shù)目n直線(xiàn)形平面三角形正四面體三角雙錐體正八面體分子形狀立體模型180o120o109.5o90o或120o90o由VSEPR推測(cè)分子(離子)的立體結(jié)構(gòu)時(shí)有兩種情況：一類(lèi)是中心原子上無(wú)孤對(duì)電子。此時(shí)n=m，它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周?chē)脑訑?shù)m來(lái)預(yù)測(cè)。如CO2、CH2O、CH4等分子中的碳原子，分子的形狀與VSEPR模型完全一致。注意：分子中的雙鍵、三鍵應(yīng)視為一對(duì)電子。另一類(lèi)是中心原子上有孤對(duì)電子(未用于形成共價(jià)鍵的電子對(duì))的分子，中心原子上的孤對(duì)電子也要占據(jù)中心原子周?chē)目臻g，并與成鍵電子對(duì)互相排斥。此時(shí)，n=m+孤對(duì)電子數(shù)，它們的立體結(jié)構(gòu)要綜合VSEPR模型及原子個(gè)數(shù)一起考慮。例如：H2O和NH3的中心原子分別有2對(duì)和1對(duì)孤對(duì)電子，跟中心原子周?chē)摩益I加起來(lái)都是4，它們相互排斥，形成四面體（注意有稍微的變形），因而H2O分子呈V形，NH3分子呈三角錐形。思考：請(qǐng)分析BF3、SO2、H2S、H3O+、HCN的分子形狀。思考：以現(xiàn)代價(jià)鍵理論分析CH4、H2O的形成及分子形狀。

價(jià)層電子對(duì)互斥模型雖能較好的解釋化合物分子的空間構(gòu)形，卻無(wú)法解釋許多深層次的問(wèn)題，如無(wú)法解釋甲烷中四個(gè)C---H鍵形成及H—C—H的鍵角為10928′。因?yàn)榘凑瘴覀円呀?jīng)學(xué)過(guò)的價(jià)鍵理論，甲烷只能形成2個(gè)C—H單鍵，而且其鍵角應(yīng)是90。如何解釋甲烷的正四面體構(gòu)型呢。碳原子:為了解決這一矛盾，鮑林提出了雜化軌道理論。四個(gè)雜化后的軌道完全相同，能與四個(gè)自旋方向相反的電子形成四個(gè)共價(jià)鍵。再由VSEPR模型知道，其空間結(jié)構(gòu)為正四面體形。軌道2.雜化軌道理論（改進(jìn)的現(xiàn)代價(jià)鍵理論）十一、分子的立體結(jié)構(gòu)雜化：原子內(nèi)部能量相近的原子軌道，在外界條件影響下重新組合的過(guò)程叫原子軌道的雜化雜化軌道：原子軌道組合雜化后形成的一組新軌道雜化軌道類(lèi)型：sp、sp2、sp3、d2sp3雜化結(jié)果：重新分配能量和空間方向，組成數(shù)目相等成鍵能力更強(qiáng)的原子軌道雜化軌道只用于容納σ鍵和孤對(duì)電子sp3雜化，形成正四面體形思考：你現(xiàn)在知道為什么NH3、H2O的鍵角不是90，而是接近109的原因了嗎？N、O原子進(jìn)行了sp3雜化。O原子的雜化sp

雜化：同一原子中ns-np

雜化成新軌道；一個(gè)s

軌道和一個(gè)

p軌道雜化組合成兩個(gè)新的sp

雜化軌道。

除sp3雜化軌道外，還有sp雜化軌道和sp2雜化軌道。sp雜化軌道由1個(gè)s軌道和1個(gè)p軌道雜化而得；sp2雜化軌道由1個(gè)s軌道和2個(gè)p軌道雜化而得。思考：請(qǐng)以雜化軌道理論解釋乙炔(C2H2)。sp雜化：夾角為180°的直線(xiàn)形雜化軌道。BeCl2分子形成激發(fā)2s2pBe基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)雜化鍵合直線(xiàn)形sp雜化態(tài)直線(xiàn)形化合態(tài)Cl

BeCl180sp雜化：夾角為180°的直線(xiàn)形雜化軌道。sp2

雜化：同一原子中ns-np

雜化成新軌道；一個(gè)s

軌道和兩個(gè)

p軌道雜化組合成兩個(gè)新的sp2

雜化軌道。思考：請(qǐng)以雜化軌道理論解釋乙炔(C2H4)。sp2雜化：夾角為120°的平面三角形形雜化軌道。sp2雜化軌道間的夾角是120度，分子的幾何構(gòu)型為平面正三角形2s2pB的基態(tài)2s2p激發(fā)態(tài)正三角形sp2雜化態(tài)BF3分子形成BFFFClBCl1200Cl雜化類(lèi)型spsp2sp3參與雜化的原子軌道1s+1p1s+2p1s+3p雜化軌道數(shù)2個(gè)sp雜化軌道3個(gè)sp2雜化軌道4個(gè)sp3雜化軌道雜化軌道間夾角180?120?109?28’空

間

構(gòu)

型直線(xiàn)正三角形正四面體實(shí)例BeCl2,

C2H2BF3

,C2H4CH4

,CCl4雜化軌道的類(lèi)型寫(xiě)出下列分子的路易斯結(jié)構(gòu)式(是用短線(xiàn)表示鍵合電子,小黑點(diǎn)表示未鍵合的價(jià)電子的結(jié)構(gòu)式)并指出中心原子可能采用的雜化軌道類(lèi)型，并預(yù)測(cè)分子的幾何構(gòu)型。

(1)PCl3(2)BCl3(3)CS2(4)C12O解析：............(1)PCl3：sp3

三角錐形PClCl....Cl....Cl....(2)BCl3

：sp2平面三角形BCl........Cl......(3)CS2：sp直線(xiàn)形C=S=S........

(4)C12O：sp3V形O....Cl......Cl......1.下列分子中的中心原子雜化軌道的類(lèi)型相同的是()A．CO2與SO2B．CH4與NH3

C．BeCl2與BF3D．C2H2與C2H42.對(duì)SO2與CO2說(shuō)法正確的是()A．都是直線(xiàn)形結(jié)構(gòu)

B．中心原子都采取sp雜化軌道

C．S原子和C原子上都沒(méi)有孤對(duì)電子

D．SO2為V形結(jié)構(gòu)，CO2為直線(xiàn)形結(jié)構(gòu)DB練習(xí)3.配合物理論十一、分子的立體結(jié)構(gòu)(1)配位鍵a.定義：提供孤電子對(duì)的原子與接受孤電子對(duì)的原子之間形成的共價(jià)鍵b.配位鍵的形成條件：一方提供孤電子對(duì)(配位體)一方提供空軌道(中心元素)c.配位鍵的表示方法：電子對(duì)給予體(配位體)→電子對(duì)接受體(中心元素)例如NH4+中有一個(gè)共價(jià)鍵為配位鍵。NHHHH+練習(xí)2：下列各種說(shuō)法中錯(cuò)誤的是（）A、形成配位鍵的條件是一方有空軌道一方有孤對(duì)電子。B、配位鍵是一種特殊的共價(jià)鍵。C、配位化合物中的配體可以是分子也可以是陰離子。D、共價(jià)鍵的形成條件是成鍵原子必須有未成對(duì)電子。D練習(xí)1：下列分子或離子中都存在著配位鍵的是()A．NH3、H2O B．NH4+

、H3O+

C．N2、HClO D．[Cu(NH3)4]2+

、PCl3B3.配合物理論十一、分子的立體結(jié)構(gòu)(2)配合物a.定義：通常把金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱(chēng)為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱(chēng)為配位化合物，簡(jiǎn)稱(chēng)配合物。b.配合物的組成：(內(nèi)界配離子)讀作：硫酸四水合銅(II)中心離子[

]SO4Cu(H2O)4配位數(shù)配體外界離子CuOH2H2OH2OH2O2+讀作：四水合銅(II)離子c.配合物的命名①配離子(從右向左，配位數(shù)→配體→合→中心原子(價(jià)態(tài))②配合物→類(lèi)似于酸、堿、鹽[Cu(NH3)4]

SO4K3[Fe(CN)6][Ag(NH3)2]OHK[Pt(NH3)Cl3]練習(xí)：給下列配合物命名六氰合鐵(III)酸鉀氫氧化二氨合銀(I)三氯一氨合鉑(II)酸鉀硫酸四氨合銅(II)思考：中心離子與配體形成配合物后，其性質(zhì)有沒(méi)有發(fā)生變化呢？實(shí)驗(yàn)事實(shí)1:如果在硫酸銅溶液中加入氨水，首先可得到Cu(OH)2沉淀，繼續(xù)加入氨水，則沉淀溶解而得到深藍(lán)色溶液。這是因?yàn)榧尤脒^(guò)量的氨水，NH3分子與Cu2+生成了深藍(lán)色的復(fù)雜離子[Cu(NH3)4]2+。

寫(xiě)出絡(luò)離子的結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式及實(shí)驗(yàn)中發(fā)生的兩個(gè)反應(yīng)的離子方程式。2+CuNH3H3NNH3NH3Cu

2++2NH3

.H2OCu(OH)2+2NH4+

Cu(OH)2+

4NH3

.H2O[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O藍(lán)色沉淀深藍(lán)色溶液思考：氫氧化銅跟氨水均是弱堿，兩者絡(luò)合后溶液堿性會(huì)怎樣變化？實(shí)驗(yàn)事實(shí)2:如NaCN，KCN有劇毒，但亞鐵氰化鉀（K4[Fe(CN)6]）和鐵氰化鉀（K3[Fe(CN)6]）雖然都含有氰根，卻沒(méi)有毒性，這是因?yàn)閬嗚F離子或鐵離子與氰根離子結(jié)合成牢固的復(fù)雜離子，失去了原有的性質(zhì)。解釋?zhuān)号浜衔锶苡谒纂婋x為內(nèi)界配離子和外界離子，而內(nèi)界的配位體和中心原子通常很難電離，可以把它視為弱電解質(zhì)來(lái)處理。3.配合物理論十一、分子的立體結(jié)構(gòu)(2)配合物d.形成配合物時(shí)性質(zhì)的改變顏色的改變:如Fe3++nSCN-==[Fe(SCN)n](n-3)-溶解度的改變：酸堿性的改變：練習(xí)：向下列配合物的水溶液中加入AgNO3溶液，不能生成AgCl沉淀的是（）A:[Co(NH3)4Cl2]ClB:[Co(NH3)3Cl3]C:[Co(NH3)6]Cl3D:[Co(NH3)5Cl]Cl2B十二、分子的性質(zhì)1.鍵的極性共用電子對(duì)無(wú)偏向（電荷分布均勻）共用電子對(duì)有偏向（電荷分布不均勻）共價(jià)鍵非極性鍵極性鍵電子偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子(電負(fù)性大、非金屬性強(qiáng))例如HCl分子中：δ+δ-H—Cl2.分子的極性極性分子:正電中心和負(fù)電中心不重合非極性分子:正電中心和負(fù)電中心重合常見(jiàn)的極性分子和非極性分子分子結(jié)構(gòu)對(duì)稱(chēng)則為非極性分子；不對(duì)稱(chēng)則為極性分子。分子的極性是分子中化學(xué)鍵的極性的向量和。當(dāng)分子中各個(gè)鍵的極性的向量和等于零時(shí)，是非極性分子，否則是極性分子。只含非極性鍵的分子一定是非極性分子。單質(zhì)分子：Cl2、N2、P4、O2直線(xiàn)形分子：CO2、CS2、C2H2正四面體：CH4、CCl4、CF4常見(jiàn)的極性分子雙原子分子：HCl、NO、IBrV型分子：H2O、H2S、SO2三角錐形分子：NH3、PH3非正四面體：CHCl3常見(jiàn)的非極性分子1．含有非極性鍵的離子化合物是

(

)A.

NaOHB

.Na2O2

C.NaCl

D

.NH4Cl2．下列元素間形成的共價(jià)鍵中，極性最強(qiáng)的是

(

)

A.F―F

B.H―F

C.H―Cl

D.H―OBB練習(xí)十二、分子的性質(zhì)3.范德華力及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)范德華力：分子之間的相互作用力，很弱，比化學(xué)鍵小1~2個(gè)數(shù)量級(jí)。只能在很小的范圍內(nèi)存在。不屬于化學(xué)鍵。(2)影響范德華力大小的因素①結(jié)構(gòu)相似的分子，相對(duì)分子質(zhì)量越大，范德華力越大。如鹵素單質(zhì)。②分子極性越強(qiáng)，范德華力越大。(3)范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響

范德華力影響物理性質(zhì)（熔、沸點(diǎn)及溶解度等）分子間范德華力越大，熔沸點(diǎn)越高思考：（1）將干冰氣化，破壞了CO2晶體的

。（2）將CO2氣體溶于水，破壞了CO2分子

。（3）解釋CH4及CF4是氣體，CCl4是液體，而CI4是固體的原因。十二、分子的性質(zhì)4.氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)氫鍵：是一種特殊的分子間作用力。由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力。不屬于化學(xué)鍵。例如：在HF中F的電負(fù)性相當(dāng)大,電子對(duì)強(qiáng)烈地偏向F,而H幾乎成了質(zhì)子(H+),這種H與另一個(gè)HF分子中電負(fù)性相當(dāng)大、半徑小的F相互接近時(shí),產(chǎn)生一種特殊的分子間力——?dú)滏I。(2)一般表示為:X—H----Y（其中X、Y為F、O、N）表示式中的實(shí)線(xiàn)表示共價(jià)鍵，虛線(xiàn)表示氫鍵。(3)形成的兩個(gè)條件:①與電負(fù)性大且半徑小的原子(F,O,N)相連的H;②在附近有電負(fù)性大，半徑小的原子(F,O,N).(4)氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：①分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點(diǎn)升高。②若分子能與水分子間形成氫鍵，溶解度增大。-150-125-100-75-50-2502550751002345××××CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸點(diǎn)/℃周期一些氫化物的沸點(diǎn)●●●分子間有氫鍵，沸點(diǎn)比同主族其它氫化物高分子間有氫鍵，溶解度很大。十二、分子的性質(zhì)4.氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響(5)氫鍵的存在：分子間氫鍵、分子內(nèi)氫鍵下列關(guān)于氫鍵的說(shuō)法中正確的是()A、每個(gè)水分子內(nèi)含有兩個(gè)氫鍵B、在所有的水蒸氣、水、冰中都含有氫鍵C、分子間能形成氫鍵，使物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高D、HF穩(wěn)定性很強(qiáng)，是因?yàn)槠浞肿娱g能形成氫鍵

練習(xí)C(1)影響物質(zhì)溶解性的因素

影響固體溶解度的主要因素是溫度。影響氣體溶解度的主要因素是溫度和壓強(qiáng)。十二、分子的性質(zhì)5.溶解性(2)相似相溶原理：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。具體應(yīng)用：水是極性溶劑，極性溶質(zhì)比非極性溶質(zhì)在水中的溶解度大。

例如離子晶體、強(qiáng)酸等是極性溶質(zhì)，在水中的溶解度較大。大多數(shù)有機(jī)物、Br2、I2在苯、汽油、四氯化碳中的溶解度較大溶劑和溶質(zhì)之間存在的氫鍵越強(qiáng)，溶解性越好。分子結(jié)構(gòu)越相似，溶解性越好。(3)如果溶質(zhì)與水發(fā)生化學(xué)反應(yīng)可增大其溶解度。PtCl2(NH3)2可以形成兩種固體，一種為淡黃色，在水中的溶解度小，另一種為黃綠色，在水中的溶解度較大，請(qǐng)回答下列問(wèn)題：⑴