魯科版高中化學選擇性必修第二冊知識點復(fù)習資料

試卷第=page11頁，總=sectionpages2828頁魯科版高中化學選擇性必修第二冊知識點復(fù)習資料1.1原子結(jié)構(gòu)模型考點1氫原子光譜和玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型1.原子的誕生人類對原子結(jié)構(gòu)認識的演變2.光譜利用儀器將物質(zhì)吸收的光或發(fā)射的光的波長和強度分布記錄下來，就得到所謂的光譜。連續(xù)光譜：若由光譜儀獲得的光譜是由各種波長的光所組成，且相近的波長差別極小而不能分辨，則所得光譜為連續(xù)光譜。如陽光等。線狀光譜：若由光譜儀獲得的光譜是由具有特定波長的、彼此分立的譜線所組成的，則所得光譜為線狀光譜。如氫原子3.玻爾核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型的觀點：⑴原子中的電子具有確定半徑的圓周軌道上繞原子核運動，并且不輻射能量；⑵在不同軌道上的電子具有不同能量，而且能量值是不連續(xù)的,是量子化的,軌道能量依量子數(shù)n的值增大而升高,(n=1、2、3、4、5、6、7),電子能量最低的狀態(tài)叫基態(tài)，電子能量高于基態(tài)的狀態(tài)叫激發(fā)態(tài)。⑶只有當電子從一個軌道躍遷到另一個軌道時，才會輻射(或吸收)能量，當以光的形式表現(xiàn)并被記錄時，就形成了光譜。4.玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型意義：玻爾的核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實驗事實。考點2量子力學對原子核外電子運動狀態(tài)的描述1.原子軌道：量子力學理論用原子軌道來描述原子中單個電子的空間運動狀態(tài)，某一個原子軌道，應(yīng)屬于某個能層(電子層n)的某個能級(s、p、d、f等)。⑴電子層(能層)用來描述電子離核的遠近,量子數(shù)n表示的電子的運動狀態(tài)通常稱為電子層（能層）。n

的取值1234567符號KLMNOPQ離核遠近

由近及遠能量高低

由低到高2.能級(電子亞層、原子軌道的形狀)①描述同一電子層中能量不同的能級，也稱為(電子云)原子軌道的形狀、電子亞層。②第1電子層(n=1，K層)有1個能級：1s；第2電子層(n=2，L層)有2個能級：2s、2p；第3電子層(n=3，M層)有3個能級：3s、3p、3d；第4電子層(n=4，N層)有4個能級：4s、4p、4d、4f……③不同能級的形狀不同形狀：s能級球形、p能級啞鈴形(紡錘形)、d、f等。3.原子軌道(電子云)的伸展方向①描述磁場中原子軌道的不同能量狀態(tài)，也稱為電子云或原子軌道的不同伸展方向。②同一能級的不同伸展方向，在沒有外加磁場時，能量相同③S能級有1個原子軌道，p能級有3個能量相同的原子軌道，px、py、pz；d能級有5個能量相同的原子軌道，；f能級有7個能量相同的原子軌道……4.核外電子的自旋量子化狀態(tài)①描述在能量完全相同時運動的特殊狀態(tài)，簡稱為電子自旋狀態(tài)。注意:電子自旋并不是像地球等行星一樣“自轉(zhuǎn)”,其實質(zhì)還在探索中。②處于同一原子軌道上的電子的自旋狀態(tài)只有兩種。③通常用符號↑和↓表示?？偨Y(jié)：在多電子原子中，電子填充原子軌道時，原子軌道能量的高低存在如下規(guī)律：(1)相同電子層上原子軌道能量的高低：ns<np<nd。(2)不同電子層形狀相同的原子軌道能量的高低：1s<2s<3s；2p<3p<4p。(3)相同電子層形狀相同的原子軌道能量的高低：2px＝2py＝2pz?？键c3原子軌道的圖形描述1.s電子的原子軌道s能級電子的原子軌道呈球形，即該原子軌道具有球?qū)ΨQ性，電子層(能層)序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。2.p電子的原子軌道P電子的原子軌道是紡錘形(啞鈴形)形的，每個P原子軌道有3個軌道(伸展方向)，它們互相垂直，P軌道在空間的分布特點是分別相對于x、y、z軸對稱，P原子軌道在空間的分布分別沿x、y、z方向。P原子軌道的平均半徑也隨電子層序數(shù)增大而增大。其他軌道結(jié)構(gòu)更復(fù)雜，暫時不研究?？键c4電子在核外的空間分布1.原子核外電子的運動特點(1)電子的質(zhì)量很小(9.1095×10－31kg)，帶負電荷。(2)相對于原子和電子的體積而言，電子運動的空間很大。(3)電子運動的速度很快，接近光速(3.0×108m·s－1)。2.電子云(1)電子云：是處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述。意義：點密集的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大；點稀疏的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率小(2)電子云輪廓圖的形狀：s能級的電子云輪廓圖是球形，p能級的電子云輪廓圖是啞鈴形。2.1共價鍵模型考點1共價鍵的形成及特征1.共價鍵的形成概念原子間通過共用電子形成的化學鍵本質(zhì)高概率地出現(xiàn)在兩個原子核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用形成元素通常電負性相同或差值小的非金屬元素原子形成共價鍵表示方法①用一條短線表示一對共用電子所形成的共價鍵，如H—H②用“=”表示原子間共用兩對電子所形成的共價鍵，如C=C③用“≡”表示原子間共用三對電子所形成的共價鍵，如C≡C2.共價鍵的特征特征概念作用飽和性每個原子所能形成的共價鍵的總數(shù)或以單鍵連接的原子數(shù)目是一定的共價鍵的飽和性決定著原子形成分子時互相結(jié)合的數(shù)量關(guān)系考點2共價鍵的類型1．σ鍵與π鍵(按原子軌道重疊方式分類)σ鍵原子軌道以“頭碰頭”方式相互重疊導致電子在核間出現(xiàn)的概率增大而形成的共價鍵π鍵原子軌道以“肩并肩”方式相互重疊導致電子在核間出現(xiàn)的概率增大而形成的共價鍵σ鍵與π鍵的判斷方法(1)s軌道與s軌道(或p軌道)只能形成σ鍵，不能形成π鍵。(2)兩個原子間可以只形成σ鍵，但不可以只形成π鍵。(3)在同一個分子中，σ鍵一般比π鍵強度大。共價鍵的類型分類標準類型共用電子對數(shù)單鍵、雙鍵、三鍵共用電子對是否偏移極性鍵、非極性鍵原子軌道重疊方式σ鍵、π鍵2.極性鍵和非極性鍵(按共用電子對是否偏移分類)類型形成元素共用電子對偏移原子電性非極性鍵同種元素兩原子電負性相同，共用電子對不偏移兩原子都不顯電性極性鍵不同種元素共用電子對偏向電負性較大的原子電負性較大的原子顯負電性，電負性較小的原子顯正電性注意：所有的共價鍵都有飽和性，但不是所有的共價鍵都有方向性，如兩個1s軌道(H原子與H原子)重疊形成的s-sσ鍵沒有方向性。并不是所有的單質(zhì)中都有共價鍵，稀有氣體中不存在化學鍵，金屬單質(zhì)中不存在共價鍵。共價鍵的存在范圍(1)非金屬單質(zhì)分子中(稀有氣體除外)。如O2、F2、H2、C60等。(2)非金屬元素形成的化合物中。如H2SO4、CO2、H2O2、有機物分子等。(3)某些金屬與非金屬元素形成的共價化合物中。如BeCl2、HgCl2、AlCl3等。(4)某些離子化合物中。如Na2O2、NH4Cl等。考點3鍵參數(shù)一、1．鍵能(1)概念：在101.3kPa、298K條件下，斷開1molAB(g)分子中的化學鍵，使其分別生成氣態(tài)A原子和氣態(tài)B原子所吸收的能量叫A—B鍵的鍵能。(2)表示方法：EA—B(A和B分別表示成鍵的兩個原子，可以相同，也可以不同)。(3)單位：kJ·mol－1。2．鍵長概念：兩個成鍵原子的原子核間的距離叫做該化學鍵的鍵長。3．鍵角(1)概念：在多原子分子中，兩個化學鍵之間的夾角叫做鍵角。(2)常見分子的鍵角及分子空間構(gòu)型：分子鍵角空間構(gòu)型CO2(C=O)180°直線形H2O(H—O)104.5°V形NH3(N—H)107.3°三角錐形CH4(C—H)109.5°正四面體形二、鍵能、鍵長和鍵角的應(yīng)用1．鍵能的應(yīng)用(1)表示共價鍵的強弱鍵能的大小可以定量地表示化學鍵的強弱程度。鍵能愈大，斷開時需要的能量就愈多，化學鍵就愈牢固。(2)判斷分子的穩(wěn)定性結(jié)構(gòu)相似的分子中，共價鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。(3)判斷物質(zhì)在化學反應(yīng)過程中的能量變化在化學反應(yīng)中，舊化學鍵的斷裂吸收能量，新化學鍵的形成放出能量，因此反應(yīng)焓變與鍵能的關(guān)系為ΔH＝∑E反應(yīng)物－∑E生成物。2．鍵長的應(yīng)用(1)鍵長與鍵的穩(wěn)定性有關(guān)。一般來說，鍵長愈短，化學鍵愈強，鍵愈牢固。(2)鍵長與分子空間構(gòu)型有關(guān)。(3)鍵長的判斷方法①根據(jù)原子半徑判斷：在其他條件相同時，成鍵原子的半徑越小，鍵長越短。②根據(jù)共用電子對數(shù)判斷：相同的兩原子形成共價鍵時，單鍵鍵長＞雙鍵鍵長＞叁鍵鍵長。3．鍵角的應(yīng)用鍵角常用于描述多原子分子的空間構(gòu)型。注意：1.F—F的鍵能為157kJ/mol，Cl—Cl的鍵能為242.7kJ/mol，說明，半徑越小，鍵能不一定越大。非金屬性越強，單質(zhì)的鍵能不一定越大，例如：F2、Cl2、Br2、I2的鍵能依次為157kJ/mol、242.7kJ/mol、193.7kJ/mol、152.7kJ/mol。共價鍵強弱的判斷(1)由原子半徑和共用電子對數(shù)判斷：成鍵原子的原子半徑越小，共用電子對數(shù)越多，則共價鍵越牢固，含有該共價鍵的分子越穩(wěn)定。(2)由鍵能判斷：共價鍵的鍵能越大，共價鍵越牢固，破壞共價鍵消耗的能量越多。(3)由鍵長判斷：共價鍵的鍵長越短，共價鍵越牢固，破壞共價鍵消耗的能量越多。(4)由電負性判斷：元素的電負性越大，該元素的原子對共用電子對的吸引力越大，形成的共價鍵越穩(wěn)定。特別提醒由分子構(gòu)成的物質(zhì)，其熔、沸點與共價鍵的鍵能和鍵長無關(guān)。而分子的穩(wěn)定性，由鍵長和鍵能共同決定。2.2.1分子空間結(jié)構(gòu)的理論分析考點1雜化軌道理論CH4分子為什么具有正四面體的空間構(gòu)型？答案在形成CH4分子時，碳原子的一個2s軌道和三個2p軌道發(fā)生混雜，形成四個能量相等的sp3雜化軌道。四個sp3雜化軌道分別與四個H原子的1s軌道重疊成鍵形成CH4分子，所以四個C—H是等同的?？杀硎緸?．軌道雜化與雜化軌道考點2雜化軌道類型1．sp1雜化——BeCl2分子的形成(1)BeCl2分子的形成雜化后的2個sp1雜化軌道分別與氯原子的3p軌道發(fā)生重疊，形成2個σ鍵，構(gòu)成直線形的BeCl2分子。(2)sp1雜化：sp1雜化軌道是由1個ns軌道和1個np軌道雜化而得，sp1雜化軌道間的夾角為180°，呈直線形。(3)sp1雜化后，未參與雜化的2個np軌道可以用于形成π鍵，如乙炔分子中的C≡C鍵的形成。2．sp2雜化——BF3分子的形成(1)BF3分子的形成(2)sp2雜化：sp2雜化軌道是由1個ns軌道和2個np軌道雜化而得，sp2雜化軌道間的夾角為120°，呈平面三角形。(3)sp2雜化后，未參與雜化的1個np軌道可以用于形成π鍵，如乙烯分子中的CC鍵的形成。3．sp3雜化——NH3、H2O與CH4分子的形成(1)CH4分子的空間構(gòu)型(2)sp3雜化：sp3雜化軌道是由1個ns軌道和3個np軌道雜化而得，sp3雜化軌道的夾角為109.5°，呈正四面體構(gòu)型。(3)NH3、H2O分子中N原子和O原子的雜化類型分別為sp3、sp3雜化。由于N原子和O原子分別有1對和2對孤對電子，孤對電子對成鍵電子對的排斥作用較強，且孤對電子數(shù)越多，排斥作用越強，使鍵角依次變小。4.苯分子的空間構(gòu)型與大π鍵1．根據(jù)雜化軌道理論，形成苯分子時每個碳原子中一個2s軌道和兩個2p軌道都發(fā)生了sp2雜化(如2s、2px、2py雜化)，由此形成的三個sp2雜化軌道在同一平面內(nèi)，還有一個未參與雜化的2p軌道(如2pz)垂直于這個平面。2．每個碳原子的兩個sp2雜化軌道上的電子分別與鄰近的兩個碳原子的sp2雜化軌道上的電子配對形成σ鍵，于是六個碳原子組成一個正六邊形的碳環(huán)；每個碳原子的另一個sp2雜化軌道上的電子分別與一個氫原子的1s電子配對形成σ鍵。3．6個碳原子上各有1個未參與雜化的垂直于碳環(huán)平面的p軌道，這6個軌道以“肩并肩”的方式形成含有6個電子、屬于6個C原子的大π鍵。5.雜化軌道類型的判斷方法(1)根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷：若雜化軌道之間的夾角為109.5°，則中心原子發(fā)生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則中心原子發(fā)生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則中心原子發(fā)生sp1雜化。(2)根據(jù)分子(或離子)的空間構(gòu)型判斷①正四面體形→中心原子為sp3雜化；三角錐形→中心原子為sp3雜化；②平面三角形→中心原子為sp2雜化；③直線形→中心原子為sp1雜化。有機物中碳原子的雜化類型(1)根據(jù)碳原子形成的σ鍵數(shù)目判斷有機物中，碳原子雜化軌道形成σ鍵，未雜化軌道形成π鍵。(2)由碳原子的飽和程度判斷①飽和碳原子采取sp3雜化；②雙鍵上的碳原子或苯環(huán)上的碳原子采取sp2雜化；③叁鍵上的碳原子采取sp1雜化。根據(jù)σ鍵和孤電子對判斷考點3價電子對互斥理論1．價電子對互斥理論的基本內(nèi)容：分子中的價電子對(成鍵電子對)和孤電子對由于相互排斥作用，盡可能趨向彼此遠離。(1)當中心原子的價電子全部參與成鍵時，為使價電子斥力最小，就要求盡可能采取對稱結(jié)構(gòu)。(2)當中心原子的價電子部分參與成鍵時，未參與成鍵的孤電子對與成鍵電子對之間及孤電子對之間、成鍵電子對之間的斥力不同，從而影響分子的空間構(gòu)型。(3)電子對之間的夾角越大，相互之間的斥力越小。(4)成鍵電子對之間斥力由大到小順序：叁鍵—叁鍵＞叁鍵—雙鍵＞雙鍵—雙鍵＞雙鍵—單鍵＞單鍵—單鍵。(5)含孤電子對的斥力由大到小順序：孤電子對—孤電子對＞孤電子對—單鍵＞單鍵—單鍵。2．價電子對互斥理論與分子的空間構(gòu)型(1)中心原子中的價電子全部參與形成共價鍵的分子的空間構(gòu)型ABn空間構(gòu)型范例n＝2直線形CO2、BeCl2n＝3平面三角形CH2O、BF3n＝4正四面體形CH4、CCl4n＝5三角雙錐形PCl5n＝6正八面體形SF6(2)中心原子上有孤電子對(價電子中未參與形成共價鍵的電子對)的分子的空間構(gòu)型：中心原子上的孤電子對占據(jù)中心原子周圍的空間，與成鍵電子對互相排斥，使分子的空間構(gòu)型發(fā)生變化，如：①H2O為AB2型分子，氧原子上的兩對孤電子對參與互相排斥，所以H2O分子的空間構(gòu)型為V形而不是直線形。②NH3分子中氮原子上有一對孤電子對參與互相排斥，故NH3的空間構(gòu)型不能為平面三角形。③常見分子的價電子對互斥模型和空間構(gòu)型σ鍵成鍵電子對數(shù)孤電子對數(shù)價電子對數(shù)目電子對的排列方式價電子對空間構(gòu)型分子或離子的空間構(gòu)型實例202直線形直線形BeCl2、CO2303三角形平面三角形BF3、BCl321V形PbCl2404四面體形正四面體形CH4、CCl431三角錐形NH322V形H2O(1)ABm型分子中心原子價電子對數(shù)目的計算方法ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)中價電子對數(shù)n的計算：n＝eq\f(中心原子的價電子數(shù)＋每個配位原子提供的價電子數(shù)×m,2)(2)在計算中心原子的價電子對數(shù)時應(yīng)注意如下規(guī)定①作為配位原子，鹵素原子和H原子均提供1個電子，氧族元素的原子不提供電子。②作為中心原子，鹵素原子按提供7個電子計算，氧族元素的原子按提供6個電子計算。③對于復(fù)雜離子，在計算價電子對數(shù)時，還應(yīng)加上負離子的電荷數(shù)或減去正離子的電荷數(shù)。如POeq\o\al(3－,4)中P原子價電子數(shù)應(yīng)加上3，而NHeq\o\al(＋,4)中N原子的價電子數(shù)應(yīng)減去1。④計算電子對數(shù)時，若剩余1個電子，即出現(xiàn)奇數(shù)電子，也把這個單電子當作1對電子處理。⑤雙鍵、叁鍵等多重鍵作為1對電子看待?？键c4等電子原理1．N2和CO的結(jié)構(gòu)、性質(zhì)，分子N2CO結(jié)構(gòu)原子數(shù)22電子數(shù)1414價電子數(shù)1010空間構(gòu)型直線形直線形性質(zhì)沸點/℃－195.81－191.49熔點/℃－210.00－205.05液體密度/g·cm－30.7960.7932.分析比較N2和CO的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)，得出的結(jié)論是CO分子和N2分子具有相同的原子總數(shù)、相同的價電子數(shù)，即等電子體，其性質(zhì)相近。3．等電子原理是指化學通式相同、價電子總數(shù)相等的分子或離子具有相同的空間構(gòu)型和化學鍵類型等結(jié)構(gòu)特征，它們的許多性質(zhì)(主要是物理性質(zhì))是相近的。滿足等電子原理的分子或離子互稱為等電子體。2.2.2分子的空間結(jié)構(gòu)與分子性質(zhì)考點1分子中原子排布與對稱性1．對稱分子與對稱性概念依據(jù)對稱軸的旋轉(zhuǎn)或借助對稱面的反映能夠復(fù)原的分子性質(zhì)對稱性與分子性質(zhì)的關(guān)系分子的極性、旋轉(zhuǎn)性及化學性質(zhì)都與分子的對稱性有關(guān)2.手性分子手性一種分子和它在鏡中的像，就如同人的左手和右手，相似而不完全相同，即它們不能重疊手性分子具有手性的分子手性碳原子與4個不同的原子或基團連接的碳原子注意：構(gòu)成生命體的有機物絕大多數(shù)為手性分子。兩個手性分子的性質(zhì)不同，且手性有機物中必定含手性碳原子。手性分子都是不對稱分子，手性碳原子采取sp3雜化?？键c2分子中的電荷分布于極性1.共價分子HFN2H2OCO2鍵的極性極性鍵非極性鍵極性鍵極性鍵整個分子電荷分布不對稱對稱不對稱對稱正電荷與負電荷重心不重合重合不重合重合結(jié)論分子有極性分子無極性分子有極性分子無極性由上述分析可知2．分子極性的判斷方法分子的極性是由分子中所含共價鍵的極性與分子的空間構(gòu)型兩方面共同決定的。判斷分子極性時，可根據(jù)以下原則進行：(1)只含有非極性鍵的雙原子分子或多原子分子大多是非極性分子，如O2、H2、P4、C60。(2)含有極性鍵的雙原子分子都是極性分子，如HCl、HF、HBr。(3)含有極性鍵的多原子分子，空間構(gòu)型對稱的是非極性分子；空間構(gòu)型不對稱的是極性分子。(3)判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律2.3.1離子鍵、配位鍵與金屬鍵考點1離子鍵1．概念陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵。2．形成過程3．實質(zhì)陰、陽離子之間的靜電作用。當靜電作用中同時存在的靜電引力和靜電斥力達到平衡時，體系的能量最低，形成穩(wěn)定的離子化合物。(1)靜電引力是指陰、陽離子之間的異性電荷吸引力。(2)靜電斥力包括陰、陽離子的原子核、核外電子之間的斥力。(3)影響靜電作用的因素根據(jù)庫侖定律，陰、陽離子間的靜電引力(F)與陽離子所帶電荷(q＋)和陰離子所帶電荷(q－)的乘積成正比，與陰、陽離子的核間距離(r)的平方成反比。F＝keq\f(q＋q－,r2)(k為比例系數(shù))4．形成條件一般認為當成鍵原子所屬元素的電負性差值大于1.7時，原子間才有可能形成離子鍵。5．特征(1)沒有方向性：離子鍵的實質(zhì)是靜電作用，離子的電荷分布通常被看成是球形對稱的，因此一種離子對帶異性電荷離子的吸引作用與其所處的方向無關(guān)。(2)沒有飽和性：在離子化合物中，每個離子周圍最鄰近的帶異性電荷離子數(shù)目的多少，取決于陰、陽離子的相對大小。只要空間條件允許，陽離子將吸引盡可能多的陰離子排列在其周圍，陰離子也將吸引盡可能多的陽離子排列在其周圍，以達到降低體系能量的目的。1離子鍵的存在只存在于離子化合物中：大多數(shù)鹽、強堿、活潑金屬氧化物過氧化物如Na2O2、氫化物如NaH和NH4H等。2離子鍵的實質(zhì)是“靜電作用”。這種靜電作用不僅是靜電引力，而是指陰、陽離子之間靜電吸引力與電子與電子之間、原子核與原子核之間的排斥力處于平衡時的總效應(yīng)。3離子電荷、離子半徑是影響離子鍵強弱的重要因素。陰、陽離子所帶的電荷越多，離子半徑越小核間距越小，靜電作用越強，離子鍵越強。考點2配位鍵和配合物1．配位鍵的形成(1)用電子式表示NH3、NHeq\o\al(＋,4)的形成①N原子與H原子以共價鍵結(jié)合成NH3分子：；②NH3分子與H＋結(jié)合成NHeq\o\al(＋,4)：。(2)②中共價鍵的形成與①相比較的不同點：②中形成共價鍵時，N原子一方提供孤對電子，H＋提供空軌道。(3)配位鍵的概念及表示方法①概念：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成的共價鍵。②表示方法：配位鍵常用A→B表示，其中A是提供孤電子對的原子，B是接受孤電子對或提供空軌道的原子。(4)配位化合物的概念：由提供孤對電子的配位體與接受孤對電子的中心原子以配位鍵結(jié)合形成的化合物。如[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH等均為配位化合物，簡稱配合物。2．配合物的制備與應(yīng)用(1)配合物的形成在盛有2mL0.1mol·L－1的CuSO4溶液中，逐滴加入過量的濃氨水，觀察到的現(xiàn)象是先生成藍色沉淀，繼續(xù)加氨水，沉淀溶解，最后變?yōu)樗{色透明溶液。反應(yīng)的離子方程式是①Cu2＋＋2NH3·H2O=Cu(OH)2↓＋2NHeq\o\al(＋,4)；②Cu(OH)2＋4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O。(2)制備銀氨溶液往潔凈的試管中加入1mL2%硝酸銀溶液，然后邊振蕩邊逐滴滴入2%稀氨水，直到最初產(chǎn)生的的沉淀剛好溶解為止。①Ag＋＋NH3·H2O=AgOH＋NHeq\o\al(＋,4)②AgOH＋2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]＋＋OH－＋2H2O(3)[Cu(NH3)4]2＋(配離子)的形成：氨分子中氮原子的孤對電子進入Cu2＋的空軌道，Cu2＋與NH3分子中的氮原子通過共用氮原子提供的孤對電子形成配位鍵。配離子[Cu(NH3)4]2＋可表示為(如圖所示)。(4)有些配合物顯現(xiàn)出特征顏色，從而可用于物質(zhì)的檢驗。Fe3＋與SCN－在溶液中可生成配位數(shù)為1～6的鐵的硫氰酸根配離子，這種配離子的顏色是血紅色的，反應(yīng)的離子方程式如下：Fe3＋＋nSCN－=[Fe(SCN)n]3－n(5)利用金屬離子和與其配位的物質(zhì)的性質(zhì)不同，進行溶解、沉淀或萃取操作來達到分離提純，分析檢測等目的。一些難溶于水的金屬氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以依次溶解于含過量的Cl－、Br－、I－、CN－和氨的溶液中，形成可溶性的配合物。（6）穩(wěn)定性增強配合物具有一定的穩(wěn)定性，配合物中的配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定。當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。例如，血紅素中的Fe2＋與CO分子形成的配位鍵比Fe2＋與O2分子形成的配位鍵強，因此血紅素中的Fe2＋與CO分子結(jié)合后，就很難再與O2分子結(jié)合，血紅素失去輸送氧氣的功能，從而導致人體CO中毒。常見提供空軌道的微粒：過渡金屬的原子或離子，如Fe、Ni、Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋、Al3＋等。常見提供孤對電子的微粒：H2O、NH3、CO；X－(F－、Cl－、Br－、I－)、OH－、SCN－、CN－等考點3金屬鍵1．金屬鍵的概念及其實質(zhì)(1)概念：金屬中金屬陽離子和自由電子之間存在的強烈相互作用。(2)成鍵微粒：金屬陽離子和自由電子。(3)本質(zhì)：金屬陽離子和自由電子之間的電性作用。2．金屬鍵的特征(1)金屬鍵沒有共價鍵所具有的飽和性和方向性。(2)金屬鍵中的電子在整個三維空間運動，屬于整塊固態(tài)金屬。3．用金屬鍵理論解釋金屬的下列物理性質(zhì)(1)金屬不透明，具有金屬光澤。答案當可見光照射到金屬表面上時，固態(tài)金屬中的“自由電子”能夠吸收所有頻率的光并很快放出，使得金屬不透明并具有金屬光澤。(2)金屬具有良好的延展性。答案金屬鍵沒有方向性，當金屬受到外力作用時，金屬原子間發(fā)生相對滑動而不會破壞金屬鍵，金屬發(fā)生形變但不會斷裂，故金屬具有良好的延展性。(3)金屬具有良好的導電性。答案金屬內(nèi)部自由電子的運動不具有方向性，在外加電場的作用下，金屬晶體中的“自由電子”發(fā)生定向移動而形成電流，使金屬表現(xiàn)出導電性。(4)金屬具有良好的導熱性。答案當金屬中有溫度差時，通過不停運動著的“自由電子”與金屬陽離子間的碰撞，把能量由高溫處傳向低溫處，使整塊金屬表現(xiàn)出導熱性。2.4分子間作用力考點1范德華力與物質(zhì)性質(zhì)1.范德華力的概念及影響因素(1)概念：物質(zhì)的分子之間存在一種相互作用力叫分子間作用力，又叫范德華力。(2)影響因素：一般來說，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大；分子的極性越大，范德華力越大。2.(1)實質(zhì)：電性作用。(2)大?。悍兜氯A力的作用能通常比化學鍵的鍵能小得多，化學鍵的鍵能一般為100～600kJ·mol－1，而范德華力的作用能一般只有2～20kJ·mol－1。(3)特征：范德華力沒有方向性和飽和性，只要分子周圍空間允許，當氣體分子凝聚時，它總是盡可能多的吸引其他分子。(4)影響因素：主要包括相對分子質(zhì)量的大小、分子的空間構(gòu)型以及分子中電荷分布是否均勻等。實例：(1)液態(tài)苯、汽油等發(fā)生汽化時，為何需要加熱？答案液態(tài)苯、汽油等發(fā)生汽化需要吸收能量克服其分子間的相互作用。(2)降低氯氣的溫度，為什么能使氯氣轉(zhuǎn)化為液態(tài)或固態(tài)？答案降低氯氣的溫度時，氯氣分子的平均動能逐漸減小。當分子靠自身的動能不足以克服分子間相互作用力時，分子就會凝聚在一起，形成液體或固體。(3)鹵素單質(zhì)F2、Cl2、Br2、I2，按其相對分子質(zhì)量增大的順序，物理性質(zhì)(如顏色、狀態(tài)、熔點、沸點)有何變化規(guī)律？答案顏色逐漸加深；由氣態(tài)到液態(tài)、固態(tài)；熔、沸點逐漸升高。3．范德華力對物質(zhì)性質(zhì)的影響(1)對物質(zhì)熔、沸點的影響①組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大，物質(zhì)的熔、沸點就越高。例如熔、沸點：CF4<CCl4<CBr4<CI4。②組成相似且相對分子質(zhì)量相近的物質(zhì)，分子電荷分布越不均勻，范德華力越大，其熔、沸點就越高，如熔、沸點：CO>N2。③在同分異構(gòu)體中，一般來說，支鏈數(shù)越多，熔、沸點就越低，如沸點：正戊烷>異戊烷>新戊烷。(2)對物質(zhì)溶解性的影響溶質(zhì)分子與溶劑分子之間的范德華力越大，溶解度越大。考點2氫鍵與物質(zhì)性質(zhì)1．氫鍵的概念及表示方法(1)概念：氫鍵是由已經(jīng)與電負性很大的原子形成共價鍵的氫原子與另一分子中電負性很大的原子之間的作用力。(2)表示方法：氫鍵的通式可用A—H…B—表示。式中A和B表示F、O、N，“—”表示共價鍵，“…”表示氫鍵。2．氫鍵的形成條件(1)要有一個與電負性很強的元素X形成強極性鍵的氫原子，如H2O中的氫原子。(2)要有一個電負性很強，含有孤電子對并帶有部分電荷的原子Y，如H2O中的氧原子。(3)X和Y的原子半徑要小，這樣空間位阻較小。一般來說，能形成氫鍵的元素有N、O、F。所以氫鍵一般存在于含N—H、H—O、H—F鍵的物質(zhì)中，或有機化合物中的醇類和羧酸類等物質(zhì)中。3．氫鍵的特征(1)氫鍵不是化學鍵，而是特殊的分子間作用力，其鍵能比化學鍵弱，比范德華力強。(2)氫鍵具有一定的方向性和飽和性X—H與Y形成分子間氫鍵時，氫原子只能與一個Y原子形成氫鍵，3個原子總是盡可能沿直線分布，這樣可使X與Y盡量遠離，使兩原子間電子云的排斥作用力最小，體系能量最低，形成的氫鍵最強、最穩(wěn)定(如下圖)。4．氫鍵的類型(1)分子間氫鍵，如水中，O—H…O—。(2)分子內(nèi)氫鍵，如。5．氫鍵對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響(1)對物質(zhì)熔、沸點的影響：分子間存在氫鍵的物質(zhì)，物質(zhì)的熔、沸點明顯高，如NH3>PH3；同分異構(gòu)體分子間形成氫鍵的物質(zhì)比分子內(nèi)形成氫鍵的物質(zhì)熔、沸點高，如鄰羥基苯甲酸<對羥基苯甲酸。(2)對物質(zhì)溶解度的影響：溶劑和溶質(zhì)之間形成氫鍵使溶質(zhì)的溶解度增大，如NH3、甲醇、甲酸等易溶于水。(3)對物質(zhì)密度的影響：氫鍵的存在會使某些物質(zhì)的密度反常，如水的密度比冰的密度大。水結(jié)冰體積膨脹，是因為冰中所有水分子通過有方向性和飽和性的氫鍵互相聯(lián)結(jié)成晶體，而液態(tài)水中只有大部分水分子以氫鍵結(jié)合成為(H2O)n。(4)氫鍵對物質(zhì)電離性質(zhì)的影響：如鄰苯二甲酸的電離平衡常數(shù)Ka1比對苯二甲酸的電離平衡常數(shù)Ka1小很多。注意：比較由分子構(gòu)成的物質(zhì)熔、沸點大小時，首先應(yīng)考慮分子間是否存在氫鍵。3.1認識晶體考點1晶體的特性晶體與非晶體的概念(1)晶體：內(nèi)部微粒(原子、離子或分子)在空間按一定規(guī)律做周期性重復(fù)排列構(gòu)成的固體物質(zhì)。如金剛石、食鹽、干冰等。(2)非晶體：內(nèi)部原子或分子的排列呈雜亂無章的分布狀態(tài)的固體物質(zhì)。如橡膠、玻璃、石蠟、瀝青、松香等。2．晶體的特性：(1)自范性：晶體在適宜條件下可以自發(fā)地呈現(xiàn)封閉的、規(guī)則的多面體外形的性質(zhì)。(2)各向異性：是指在不同的方向上表現(xiàn)出不同的物理性質(zhì)，如強度、導熱性、光學性質(zhì)等。(3)對稱性：晶體具有特定的對稱性，如規(guī)則的食鹽晶體具有立方體外形，它既有軸對稱性，也有面對稱性。(4)晶體具有固定的熔、沸點。3．常見的四種晶體類型晶體類型構(gòu)成微粒種類微粒間的相互作用實例離子晶體陰、陽離子離子鍵NaCl金屬晶體金屬原子金屬鍵Cu原子晶體原子共價鍵金剛石分子晶體分子分子間作用力干冰4.晶體和非晶體的比較(1)晶體與非晶體的區(qū)別外觀微觀結(jié)構(gòu)自范性各向異性熔、沸點晶體具有規(guī)則幾何外形微粒在三維空間呈周期性有序排列有各向異性固定非晶體不具有規(guī)則幾何外形微粒排列相對無序無各向同性不固定本質(zhì)區(qū)別微觀粒子在三維空間是否呈現(xiàn)周期性有序排列注意：具有規(guī)則幾何外形的固體不一定是晶體。非晶體也可以打磨成規(guī)則的幾何外形，但仍不是晶體。(2)晶體與非晶體的區(qū)別方法間接方法看是否有固定的熔點科學方法對固體進行X射線衍射實驗(3)判斷晶體類型的方法之一：根據(jù)晶體結(jié)構(gòu)微粒的種類及微粒間的相互作用?？键c2晶體結(jié)構(gòu)的基本重復(fù)單元——晶胞1．晶胞(1)晶體結(jié)構(gòu)中最小的重復(fù)單元叫晶胞。(2)一般來說，晶胞都是從晶體中截取下來的大小、形狀完全相同的平行六面體。（有的晶胞呈六棱柱形）(3)晶胞只是晶體微?？臻g里的一個基本單元，在它的上下左右前后無隙并置地排列著無數(shù)晶胞，而且所有晶胞的形狀及其內(nèi)部含有的微粒種類、個數(shù)及幾何排列都是完全相同的。（4）實例2.晶胞所含微粒數(shù)的計算方法（1）金屬銅的晶胞為面心立方晶胞，如圖所示銅晶體面心立方晶胞及其切割示意圖①位于頂角上的銅原子為8個晶胞共有。②位于面心上的銅原子為2個晶胞共有。③晶體銅中完全屬于某一晶胞的銅原子數(shù)是4。（2）晶胞中微粒數(shù)的計算計算一個晶胞中實際擁有的微粒數(shù)，常用“切割法”(或“均攤法”)。即某個微粒為n個晶胞所共有，那么切割后的每個晶胞對這個微粒分得的份額是eq\f(1,n)。a.平行六面體形(正方體)晶胞中不同位置的微粒數(shù)的計算①處于頂點上的微粒，同時為8個晶胞所共有，每個微粒有eq\f(1,8)屬于該晶胞。②處于棱邊上的微粒，同時為4個晶胞所共有，每個微粒有eq\f(1,4)屬于該晶胞。③處于晶面上的微粒，同時為2個晶胞所共有，每個微粒有eq\f(1,2)屬于該晶胞。④處于晶胞內(nèi)部的微粒，則完全屬于該晶胞。b.非平行六面體形晶胞中微粒數(shù)的計算非平行六面體形晶胞中微粒數(shù)的計算方法要根據(jù)具體情況而定。如計算六方晶胞中的微粒數(shù)：①處于頂點的微粒，為6個晶胞共用，每個微粒有eq\f(1,6)屬于該晶胞。②處于面心的微粒，為2個晶胞共用，每個微粒有eq\f(1,2)屬于該晶胞。③處于體內(nèi)的微粒，完全屬于該晶胞。如下圖，六方晶胞中所含的微粒數(shù)為12×eq\f(1,6)＋3＋2×eq\f(1,2)＝6。3.2.1幾種簡單的晶體結(jié)構(gòu)模型考點1金屬晶體1．金屬晶體(1)金屬原子通過金屬鍵形成的晶體稱為金屬晶體。(2)金屬鍵是指金屬陽離子和自由電子之間的強的相互作用。(3)由于自由電子為整個金屬所共有，所以金屬鍵沒有方向性和飽和性，因此可以看做等徑圓球的堆積。2．常見金屬晶體的結(jié)構(gòu)型式金屬晶體可看作是金屬原子在三維空間(一層一層地)堆積而成。其堆積模式有以下四種。這四種堆積模式又可以根據(jù)每一層中金屬原子的二維放置方式不同分為兩類：非密置層堆積(包括簡單立方堆積和體心立方密堆積)，密置層堆積(包括六方最密堆積和面心立方最密堆積)。填寫下表：堆積模型采納這種堆積的典型代表晶胞配位數(shù)空間利用率每個晶胞所含原子數(shù)非密置層簡單立方堆積Po(釙)652%1體心立方密堆積(A2型)Li、Na、K、Ba、W、Fe868%2密置層六方最密堆積(A3型)Mg、Zn、Ti1274%6面心立方最密堆積(A1型)Ca、Al、Cu、Ag、Au、Pb、Pt1274%43.金屬晶體的結(jié)構(gòu)與物理性質(zhì)（1）金屬晶體具有良好的延展性。由于金屬通常采用密堆積方式，在鍛壓或捶打時，密堆積層的金屬原子之間比較容易產(chǎn)生滑動，但金屬密堆積層之間始終保持著金屬鍵的作用。（2）金屬晶體中原子的堆積方式也會影響金屬的性質(zhì)，如具有最密堆積結(jié)構(gòu)的金屬的延展性往往比其他結(jié)構(gòu)的延展性好。（3）金屬晶體熔、沸點的規(guī)律a.金屬的熔、沸點取決于金屬鍵的強弱，一般金屬原子的價電子數(shù)越多，原子半徑越小，金屬晶體內(nèi)部金屬鍵越強，晶體熔、沸點越高。b.金屬晶體的熔點差別較大，如Hg熔點很低，堿金屬熔點較低，鐵等金屬熔點很高。這是由于金屬晶體緊密堆積方式、金屬陽離子和自由電子的作用力不同造成的。c.同一周期主族金屬單質(zhì)的熔點由左到右逐漸升高；同一主族金屬單質(zhì)的熔點自上而下逐漸降低。d.合金的熔點一般低于成分金屬的熔點。考點2離子晶體離子晶體(1)概念：陰、陽離子通過離子鍵結(jié)合而形成的晶體。(2)結(jié)構(gòu)特點：①構(gòu)成微粒：陰離子和陽離子，離子晶體中不存在單個分子。②微粒間的作用力：離子鍵。2．典型離子晶體的結(jié)構(gòu)模型(1)晶體結(jié)構(gòu)模型配位數(shù)Cl－和Na＋配位數(shù)都為6Cl－和Cs＋配位數(shù)都為8Zn2＋和S2－配位數(shù)都為4Ca2＋的配位數(shù)是8，F(xiàn)－的配位數(shù)是4晶胞中微粒數(shù)Na＋、Cl－都為4Cs＋、Cl－都為1Zn2＋、S2－都為4Ca2＋數(shù)目是4，F(xiàn)－數(shù)目是8陰、陽離子個數(shù)比1∶11∶11∶11:2化學式NaClCsClZnSCaF2符合類型Li、Na、K、Rb的鹵化物，AgF、MgO等CsBr、CsI、NH4Cl等BeO、BeS等BaF2、PbF2、CeO23.晶格能概念指1mol離子化合物中的陰、陽離子，由相互遠離的氣態(tài)結(jié)合成離子晶體時所放出的能量意義衡量離子鍵的強弱。晶格能越大，表示離子鍵越強，離子晶體越穩(wěn)定影響因素①晶格能∝eq\f(q1·q2,r)，即與陰、陽離子所帶電荷的乘積成正比，與陰、陽離子間的距離成反比；②與離子晶體的結(jié)構(gòu)型式有關(guān)對晶體物理性質(zhì)的影響晶體結(jié)構(gòu)型式相同時，晶格能越大，熔、沸點越高，硬度越大4.物理性質(zhì)熔、沸點較高硬度較大，但較脆溶解性一般水中易溶，非極性溶劑中難溶導電性固態(tài)時不導電，熔融狀態(tài)或在水溶液中能導電3.2.1幾種簡單的晶體結(jié)構(gòu)模型考點1共價晶體1.共價晶體：相鄰原子間以共價鍵結(jié)合而形成的具有空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體稱為共價晶體。（判斷方法）2.典型共價晶體結(jié)構(gòu)模型金剛石的晶體結(jié)構(gòu)模型(1)在晶體中每個碳原子以4個共價單鍵對稱地與相鄰的4個碳原子相結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)，這些正四面體向空間發(fā)展，構(gòu)成彼此聯(lián)結(jié)的立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。(2)晶體中相鄰碳碳鍵的夾角為109.5°，碳原子采取了sp3雜化。(3)最小環(huán)上有6個碳原子。(4)晶體中C原子個數(shù)與C—C鍵數(shù)之比為1∶2。(5)晶體中C—C鍵鍵長很短，鍵能很大，故金剛石的硬度很大，熔點很高。(6)1molC原子組成的金剛石中含有2molC—C鍵。通常情況下，晶體硅（Si）、晶體鍺(Ge)、晶體硼(B)、碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)等都屬于共價晶體。碳化硅也叫作金剛砂，人工合成的無機非金屬材料。與金剛石結(jié)構(gòu)類似，碳原子和硅原子是交替的，整個晶體中，硅和碳的原子個數(shù)比為1:1。碳化硅的硬度大，具有耐熱性，耐氧化性和耐腐蝕性，可用作磨料、耐火材料、電熱元件等，還可用來制造機械工程中的結(jié)構(gòu)件和化學工程中的密封件。碳化硅晶體二氧化硅是由硅原子和氧原子組成的空間立體網(wǎng)狀的原子晶體。其結(jié)構(gòu)示意圖如下：(1)在二氧化硅晶體中，每個Si原子周圍結(jié)合4個O原子，同時每個O原子與2個Si原子結(jié)合。(2)在二氧化硅晶體中，位于四面體中心的原子是硅原子，位于四面體四個頂點上的原子是氧原子。(3)在二氧化硅晶體中，硅原子采取sp3雜化，Si—O—Si鍵與Si—O—Si鍵的夾角是109.5°。(4)二氧化硅晶體中最小環(huán)上的原子數(shù)是12，包括6個O原子和6個Si原子。(5)1mol二氧化硅晶體中含有4molSi—O鍵。理解注意：(1)共價晶體：①構(gòu)成原子晶體的基本微粒是原子。②形成原子晶體的作用力是共價鍵。在原子晶體中只存在共價鍵(極性鍵或非極性鍵)，沒有分子間作用力和其他相互作用。(2)共價晶體的結(jié)構(gòu)特征①由于共價鍵的方向性和飽和性，每個中心原子周圍排列的原子數(shù)目是有限的，故原子不遵循緊密堆積原則。②原子晶體呈空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，原子晶體中不存在單個分子，原子晶體的化學式僅僅表示晶體中的原子個數(shù)關(guān)系。3.共價晶體的性質(zhì)與共價鍵的關(guān)系晶體硅(Si)、金剛砂(SiC)和金剛石結(jié)構(gòu)與性質(zhì)比較：晶體鍵能/kJ·mol－1鍵長/pm熔點/℃硬度金剛石(C—C)347154335010金剛砂(C—Si)30118626009晶體硅(Si—Si)22623414157小結(jié)：（1）由于共價晶體中原子間以較強的共價鍵相結(jié)合，故共價晶體：①熔、沸點很高；②硬度大；③一般不導電；④難溶于溶劑。（2）共價晶體中，各原子均以共價鍵相結(jié)合，只要共價鍵不被破壞，原子就不能自由移動。由于共價晶體熔化或被粉碎時必須破壞其中的共價鍵，對于結(jié)構(gòu)相似的共價晶體來說，原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，晶體的穩(wěn)定性越高，熔、沸點越高，硬度越大?？键c2分子晶體1.分子晶體(1)分子間通過分子間作用力相結(jié)合形成的晶體叫分子晶體。(