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物质结构与性质全册课件(竞赛辅导)


一.原子结构模型的演变史。
1、公元前5世纪,希腊哲学家德谟克利特 等人认为 :万物是由大量的不可分割的微 粒构成的,即原子。 2、1803年,英国科学家道尔顿提出近代 原子学说,他认为原子是微小的不可分割 的实心球体。

3、汤姆生原子模型(1904年):原子是一个 平均分布着正电荷的粒子,其中镶嵌着许多 电子,中和了正电荷,从而形成中性原子。



4、卢瑟福原子模型(1911年):在原子的中心 有一个带正电的核,它的质量几乎等于原子的全 部质量,电子在它周围沿着不同的轨道运转,就 像行星环绕太阳一样运转。 (空心球)

5、波尔原子模型(1913年):电子在 固定的轨道上分层运动。

6.电子云模型: 现代物质结构学说

? 2? ? 2? ? 2? 8? 2 m ( 2 ? 2 ? 2 )? ( E ? V )? ? 0 2 ? x ? y ? z h

核外电子排布规律 (1)各电子层最多容纳2n2个电子;
(2)最外电子数不超过8个电子(K层为不超过2个); (3)次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子; (4)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层, 然后由里向外,依次排布在能量逐步升高的电子层 (能量最低原理)。
S

Na:

各能级能量高低即 ns<(n-2)f<(n-1)d<np

能量最低原理、基态与激发态、光谱
1.基态原子与激发态:处于最低能量的原子叫做 基态原子,当基态原子吸收能量后,电子会跃迁 到较高的能级,变成激发态原子。

2.基态与激发态相互转化与能量的关系
吸收能量

基态原子
释放能量

激发态原子

核外电子运动的特征
宏观物体的运动特征:
? 可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置 及运行的速度; ? 可以描画它们的运动轨迹。

微观物体的运动特征:
? 核外电子质量小,运动空间小,运动速率大。 ? 无确定的轨道,无法描述其运动轨迹。 ? 无法计算电子在某一刻所在的位置,只能指出 其在核外空间某处出现的机会多少。

电子云轮廓图----原子轨道

S能级的原子轨道
S能级的原子轨道是球形对称的.

原子轨道

P 能 级 的 原 子 轨 道
P能级的原子轨道是纺锤形的, 每个P能级有3个原子轨道,它们 相互垂直,分别以P x,Py,PZ表示.

问题讨论

原子轨道与火车运行的轨道有何不同? 原子轨道是指一定能级上的电 子,在核外空间运动的一个空间区域. 火车的轨道则是火车运行的一个固 定路线.

宏观、微观运动的不同
宏观物体 质 量 速 度 很大 较小 可测 微观粒子 很小 很大(接近光速)

位 移 能 量
轨 迹

可测
可描述 (画图或函 数描述)

位移、能量 不可同时测定
用电子云描述 (用出现机会的大小描述)

1、泡利原理:一个轨道上最多只能容纳2个电 子而且自旋方向相反。 2、洪特规则:电子在同一能级上排布时,总是 优先独占据不同的轨道而且自旋方向相同。 特例: 3、先考虑排布顺序后写电子排布式。 4、轨道表示式的写法。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状 态”,而不是说电子填充到能量最低的轨道中去, 泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低 状态”

周期表与周期律
IA

短周期

零族 主族
元素周期表意义 元素周期表概念 元素性质周期律
0

1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He 第VIII族 2 Li Be副族 非金属性逐渐增强 B非 C N O F Ne 金 3 Na Mg IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB Al金 Si P S Cl Ar 属 4 5 6 7

非金属 属 稀有气体 性 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 制农药 催化剂、耐高温、耐腐蚀 长周期 性 金属 逐 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 逐 过渡元素 Rb Sr 渐人造元素 渐 增 Cs Ba放射元素 At 85 增 Fr Ra 强 107 * * 不完全周期 金属性逐渐增强 镧系元素 强 半导体
57-71 89-103

镧系 La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Td Dy Ho Er Tm Yb Lu

电子构型与周期表
1s1———————————————1s2
2s1———————————————2p6 3s1———————————————3p6 4s1—3d1?84s2——3d104s1-2—4p1———4p6 5s1—4d1?85s2——4d105s1-2—5p1———5p6 6s1—5d1——4f1?14——5d10————— 6p6 7s1—6d1——5f1?14——6d2?7(to be continued)

五个区:s、p、d、ds、f
ⅠA 0 ⅡA
ⅢB…ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB

Ⅲ A …Ⅶ A d区 (n-1)d1-8ns2 镧 锕 ds区 (n-1)d10 p区 ns2np1-6

s区 ns1 ns2

(有例外)

ns1-2

f 区镧系、锕系 (n-2)f1-14ns2(有例外)

主族元素原子半径

电离能(I)
什么是电离能? M(g)-e- → M +(g) I1 M +(g)-e- → M 2+(g) I2 电离能有何用途? 电离能衡量原子的失电子能力 一般 I3> I2 > I1

不同元素的电离能有何递变规律? 电离能I 主要决定于Z*、 r、价电子构型。 同主族:价电子构型同,r增大,I 减小; 同周期: Z*增加, r减小,I总体增大(碱金属最小,稀有 气体最大)。全满、半满较稳定, I较大。 电离能有何意义? 电离能是原子核外电子排布的实验佐证。

电离能(I)
价电子构型与电离能 I1 2500 O< N<F<Ne < He 全满
He Ne

He电离能最大

/ (kJ.mol-1)

S < P < Cl
Ar

2000

Ne N
半满
Kr Xe

1500
H

1000

Be Mg

F
Ca

? ? ? ? ? ?

Be

500

Li

Na

C
K

O
30

Sr Rb

Na < Al <Mg
Cs

Ba

0 0 10 20

Li

B

?×??ò??

Li > Na > K > Rb >Cs

40

50

60

电负性x
什么是电负性?
键合电子: 原子用以形成化学键的电子。 电负性: 在化学键中原子对键合电子吸引能力的大小, 称为元素的电负性(electronegativity)。通常 以符号X表示。其值是相对的,无单位。 规定:F ?=4.0 Li ?=1.0

电负性有何用途? 比较元素金属性和非金属性相对强弱。
x大,得e-能力强,非金属性强; x小,失e-能力强,金属性强.

不同元素的电负性有何递变规律?
同周期:x左右递增; 同族:x上下递减。

电负性有何意义?
反映了原子间的成键能力、成键类型、成键后分子极性的大小. 一般: 金属x<1.8, 非金属x>1.8; Δx>1.7, 成离子键;Δx<1.7, 成共价键。

电负性:利用图、表、数据说明

对角线规则 元素周期表中,相邻周期相邻主族元素中, 位于左上角的元素的性质与位于它右下角元 素的性质具有相似性。

一、共价键
1、定义:原子之间通过共用电子对所形成的相互作用, 叫做共价键。 2、形成条件: 成键的粒子:原子

成键的性质:共用电子对。

电子配对 成键的原理: 能量最低原理(自旋方向相反) 轨道最大重叠 3、实质:

原子间通过共用电子对结合,主要是一种静电作用。

4、共价键的特点:
①电性的:共价键结合力的本质是电性的,但不是纯 粹静电的。 ②组成共价键时,各原子的电子云发生了很大变化。 ③饱和性:在共价分子中,每个原子成键的总数或以 单键连接的原子数目是一定的。这是因为共价键是以 共用电子对结合的,而每个原子能提供的成单原子数 是一定的。 ④方向性:指一个原子与周围原子形成共价键是有一 定的角度和方向。其原因是,原子轨道具有方向性。

5、共价键的类型:
例如:两个H在形成H2时,电子云如何重叠?

① σ 键:沿着键轴的方向,以“头碰头”的方式发 生轨道重叠,轨道重叠部分电子云形状是以键轴成轴 对称。

特点:成键轨道发生最大重叠,键能大能量低,比较稳定。
类型:S-Sσ键、S-Pσ键、P-Pσ键

HCl和Cl2形成的σ键,电子云如何重叠?

② π键:由两个原子的P电子以“肩并肩”的方式重 叠而形成的。

特点:电子云采用“肩并肩”的方式重叠,由两块组成, 分别位于由两原子核构成平面的两侧,互为镜象,成 镜像对称。不可以围绕成键的两原子核的连线旋转。

π键电子的能量较高,易活动,是化学反应的积极参与者。

6、价键理论:
由原子轨道相互重叠而形成的σ键和π键总称为价键 轨道
如何判断哪些共价键是σ键而哪些共价键是π键?

一般规律:共价单键是σ键;而共价双键中有一个σ键, 另一个是π键;共价三键由一个σ键和两个π键组成。
科学探究:

比较
σ键和π键的比较: 价键类型 成键方向 对称方式 是否牢固 如何判定 σ键 “头碰头” 轴对称 π键

“肩并肩”
镜像对称

键能大,较牢固 键能小不太牢固

P31 “一般规律”

二、键参数——键能、键长与键角

1、键能:气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。
★键能是衡量化学键强弱的物理量,通常为正值。 ★键能越大,即形成化学键时放出的能量越多,意味

着这个化学键越稳定,越不容易被打断,拥有这个化学 键的物质能量越低,越稳定。

2、键长:形成共价键两个原子之间的核间距。 ★键长越短,往往键能越大,表明共价键越稳定。
——键长与键能的关系

共价半径: 相同原子的共价键键长的一半称为共价半径

在多原子分子中,怎样知道多原子分子的形状?

3、键角:在多原子分子中,两个共价键之间的夹角。
★键角是描述分子空间立体结构的重要参数,它直接影响

着分子的许多性质。 例如: 分子 构型 键角 180° 104.5 ° 107 °18′

CO2 H2O NH3 CH4

109 ° 28 ′

规律:
1、一般说来,如果知道某个分子中的键长和键角数据, 那么这个分子的几何构型就确定了。
2、键能越大,键长越短,化学键就越牢固,含有该键 的分子就越稳定,越不易发生化学反应,反之也成立。

1、下列说法中正确的是(

D )

A、分子中键能越大,键越长,则分子越稳定 B、失电子难的原子获得电子的能力一定强 C、在化学反应中,某元素由化合态变为游离态,该元素被还原 D、电子层结构相同的不同离子,其半径随核电荷数增多而减小

比较:

CO分子和N2分子的某些性质

三、等电子原理及等电子体
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的 化学键特征,它们的许多化学性质是相近的,这条 规律称之为等电子原理,这样的分子叫等电子体。

2、1919年,Langmuir提出等电子原理:原子数相同、 电子总数相同的分子,互称为等电子体。等电子体的 结构相似、性质相近。 等电子原理又有所发展,由短周期元素组成的

(2)此后,等电子原理又有所发展。例如,由短周期元素组成的微 粒,只要其原子数相同,各原子最外层电子数之和相同,也可 互称为等电子体,它们也具有相似的结构特征。在短周期元素 组成的物质中,与NO2-互为等电子体的分子有( S02)和( O3 )

微粒,只要其原子数相同,各原子最外层电子 (1)根据上述原理,仅由第2周期元素组成的共价分子中,互为等 数之和相同,也可互称为等电子体,它们也具 N2 和 CO ; C02 和 N20 。 电子体的是: 有相似的结构特征。

形形色色的分子

O2

HCl

H2O

CO2

C2H2

CH2O

NH3

P4

CH4

CH3COOH

C60

写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子的电子式、 结构式及分子的空间结构: 分子 电子式 结构式
中心原子 有无孤对电子

CO2
: :

H2O
: : O H H

NH3
H : N :H H H-N-H H : :

CH2O
: : H : C :H O = H-C-H
O: :

CH4
H H : C :H H H H-C-H H : : - -

:O::C::O: H : O : H
O=C=O

无 直线形

有 V形

有 三角 锥 形





空间结构

平面 正 三角形 四面体

1、同为三原子分子,CO2 和 H2O 分子的空 间结构却不同,什么原因?

2、 同为四原子分子,CH2O与 NH3 分子的的 空间结构也不同,什么原因?

价层电子对互斥模型(VSEPR)
★价层电子对互斥模型(VSEPR模型)是一种可以用来预测分子 立体结构的理论模型,总的原则是分子的中心原子上孤对电子 对与成键电子对之间的排斥力最小(注意:分子中的双键、叁 键等多重键要作为一对电子看待)。
这种理论把分子分为两类:

1、中心原子上的价电子都用于形成共价键,这种分子中, 中心原子周围的原子数决定着分子的立体结构。
ABn n=2 n=3 n=4

立体结构
直线形 平面三角形 正四面体

范例 CO2 CS2

CH2O
CH4

BF3
CCl4

2、中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子)的分

子,由于中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的
空间,并参与互相排斥。 例如: H2 O

H—O—H

H NH3

N H

H

价层电子对相互排斥作用的大小,决定着电子对

(共价键)之间的夹角,其一般规律如下:

1、电子对之间的夹角越小排斥力越大。 2、孤电子对--孤电子对 3、
> 孤电子对--成键电子 > 成键电子--成键电子

叁键 > 双键 > 单键

比较:价层电子对互斥模型的两种情况
代表 物 中心原子 结合的原子数 分子 类型

空间构型
直线形

CO2 中心原子 CH2O 无孤对电子 CH4
中心原子 有孤对电子

2
3 4

AB2

AB3 平面三角形 AB4 正四面体 V形

H2O
NH3

2
3

AB2
AB3

三角锥形

化学式
HCN SO2 NH2BF3 H3O+ SiCl4 CHCl3 NH4+ SO42-

中心原子 孤对电子数 0 1 2 0 1 0 0 0 0

中心原子结 合的原子数

空间构型
直线形 V形 V型 平面三角形 三角锥形 正四面体 四面体 正四面体 正四面体

2 2 2 3 3
4 4 4 4

分子或离子

结构式

VSEPR模型

分子或离子的立体结构

HCN

H

C H

N +

NH4 +

H N H H H +

H3O+

H
SO2

O

H

O =S =O
F

BF3 F

B

F

值得注意的是价层电子对互斥模型只能解释化合物分子的空 间构形,却无法解释许多深层次的问题,如无法解释甲烷中 四个 C H的键长、键能相同及H—C —H的键角为109 ? 28′。因为按照我们已经学过的价键理论,甲烷的4个C — H 单键都应该是σ键,然而,碳原子的4个价层原子轨道是3个 相互垂直的2p轨道和1个球形的2s轨道,用它们跟4个氢原子 的1s原子轨道重叠,不可能得到四面体构型的甲烷分子。 提示:C:1S22S 2P
激发

C:1S22S 2P

为了解决这一矛盾,鲍林提出了杂化轨道理论,它的要点是: 当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时,碳原子的2s轨道和3个 2p轨道会发生混杂,混杂时保持轨道总数不变,得到4个相同 的sp3杂化轨道,夹角109 ? 28 ′ ,表示这4个轨道是由1个s轨道 和3个p轨道杂化形成的如下图所示:

杂化轨道理论
(一)价键理论的局限性。 用价键理论能较好地说明不少双原子分子价 键的形成,但不能很好说明多原子分子价键的 形成和分子构型,如CH4就遇到困难。 (二)杂化轨道理论 鲍林在价键理论中引入杂化轨道概念,并发 展成为杂化轨道理论。

SP3杂化:同一原子由一个S和3个P轨道混杂, 称SP3杂化。实测:CH4分子,正四面体构型, 键角109°28′,四个C-H键等同。

除CH4分子外,CCl4、CF4、SiH4、 SiCl4、GeCl4等分子也是SP3杂化。

● sp3杂化
2p 2s
excited

2p

2s
hybridization

sp3

SP2 杂化:同一原子内一个 S 和 2 个 P 轨道混杂, 称SP2杂化。 实测:气态BF3,具有三角形结构,3个B-F键 等同,键角120°。 除BF3外,其余气态卤化硼分子中B也是SP2杂 化。

● sp2杂化 2p 2s
2s2p轨道

2p 2s sp2

SP杂化:以BeCl2为例说明。 实验结果,气态 BeCl2 是一个直线型共价分子,键角 180°,键长、键能均相等。 杂化轨道理论的说明:①中心Be原子价层构型2S2, 成键时,Be原子在键合Cl原子作用下,运动状态改变。 <i>电子激发2S22p0→2S12p1,与此同时,Be原子的2S轨道 与一个刚跃进电子的2P轨道发生SP杂化,形成两个等价 SP轨道。
2p 2s 激发 2p 2s sp sp杂化 2p

<ii> 成键时, Cl 原子以具有未成对电子的 3P 轨道与 Be 原子的 2 个 SP 轨道进行轨道重 叠,电子配对,形成两个( P - SP ) σ 键, 由于 SP 轨道 S 、 P 成份相同,所以与 P 轨道 重叠后,重叠部分应相同,故 BeCl2 中两 个键键能相同,键长相等。 <iii> 根据理论计算,这两个杂化轨道正好 成 180°夹角,即在同一直线上为最大限 度重叠,Cl原子只能从直线两端进行重叠, 故Cl原子只能位于Be原子为中心的直线两 端,故BeCl2为直线型分子。 此外,周期表中ⅡB的某些共价化合 物,如HgCl2也采取SP杂化。

● sp杂化 2p 2s
excited

2p 2s
hybridization

2p

sp

H-Be-H

代表物

CO2
CH2O CH4

杂化轨道 杂化轨道 分子结构 数 类型 0+2 sp 直线形 0+3 0+4 sp2 sp3 平面三角 形 正四面体 形 V形 三角锥形 V形

SO2
NH3 H2O

1+2
1+3 2+2

sp2
sp3 sp3

杂化轨道理论要点总结:
1.杂化的前提是电子的跃迁,且参与杂化的原子 轨道必须能量相近。 2.杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道 的数目相等 3.杂化轨道成键能力比各原子轨道的成键能力强 (因为电子云的分布更集中)形成的分子稳定性 也强。不同类型杂化轨道成键能力大小如下: sp <sp2 <sp3 4.杂化轨道成键时,要满足化学键间的最小排斥 原理。

5.杂化轨道可分为等性杂化何不等性杂化 等性杂化:原子轨道杂化以后,新的轨道完全等 同(能量相等、成分相等)如CH4 不等性杂化:孤电子对占据其中的杂化轨道,造 成轨道不完全等同 如:H2O
NH3分子,实测:键角107°18′,比120°差得远,接近109°28′。 H2O分子,实测:键角104°45′也与109°28′接近。 这里N、O均取SP3杂化,如N原子

sp3 不等性杂化

2p 2s
3 杂化 sp

有一对电子未成键,因更靠近N原子,其电 子云在N原子外占据较大空间,对三个N-H键的 电子云有较大排斥作用,使键角被压缩到 107°18′,故 NH3 为三角锥型。 H2O 为两对孤 电子对,对成键电子对的排斥,键角被压得更 小,故为104°45′。 由于孤电子对的电子云比较集中于 N 原子 附近,即它们有更多的 S 轨道成分,所以四个 SP3 杂化轨道不完全等同。这种产生不完全等 同轨道的杂化,称不等性杂化。

部分杂化 以CO2为例,C 原子的价层轨道不完全参与杂 化,它采取 SP 杂化。又如 C2H4 、 C2H2中 C 分别取 SP2和SP杂化。
第三周期及其后的元素原子,还可能有 d 轨 道参与的杂化,后再介绍。

Question 7

试用杂化轨道理论解释下面问题:

● NH3、H2O 的键角为什么比 CH4 小?CO2 的键角为何是180° ? 乙烯为何取120 °的键角? 杂化形式不同

● 在 BCl3 和 NCl3 分子中,中心原子的氧化数和配体数都相同, 为什么两者的空间分子结构却不同?
还是杂化形式不同 ● 在 sp2 和 sp 杂化轨道中,是否也存在不等性杂化?各举一例! 例如 SO2 和 CO

练习:在学习价层电子对互斥模型和杂化轨道理论的基础上 描述化合物中每个化学键是怎样形成的? SP杂化 1.CO2 激发 C:1S22S 2P 提示:C:1S22S 2P σ σ 22S 2P O : 1S O C O π π C原子发生SP杂化生成了两个SP轨道分别与两个O原子 的一个P轨道形成两个σ键; C原子剩余的两个P轨道分 别与两个O原子剩余的1个P轨道形成两个π键。 2 .H2O O原子发生SP3杂化生成了四个SP3杂化轨道,其 中的两个分别与两个H原子的S轨道形成两个σ键; O原子剩余的两个SP3杂化轨道分别被两对孤对电 子占据。

一、配位键定义:共用电子对有一 个原子单方面提供而跟另一个原子 共用的共价键叫配位键 注意: 1.配位键是一种特殊的共价键 2. 可以看成电子对给予—接受键 3.条件:其中一原子有多余电子, 另一原子有空轨道

配位化合物 定义:通常把金属离子(或原子)与某 些分子或离子以配位键结合形成的化合 物称为配位化合物,简称配合物。

H3N Cu H3N

NH3 NH3

2+ 2SO4

内界 (配离子)

Cu(NH3)4
中 心 原 子 配配 位位 原体 子 配 位 数

2+

2SO4
外 界 离 子

配合物

讨论:哪些微粒可以做中心原子?哪些 可以做配位原子?常见的配位体有哪些?
1.常见中心原子:(含有空轨道) 一般为过渡金属,特别是铁系、铂系、第 IB、IIB族元素。 2.常见配位原子:(多电子原子) 有C、N、O、F、P、S、Cl、Br等, 3.常见配体有水、氨等中性分子或卤离子、 拟卤离子(CN-等)、羟离子(OH-)、酸根离 子等离子。

Fe 3+ +SCN—
硫氰酸根

[Fe (SCN) ]2+ 由于该离子的颜色极似 血液,常被用于电影特 血红色 技和魔术表演。

例题一:下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 ( B ) A.CO2与SO2 C.BeCl2与BF3 B.CH4与NH3 D.C2H2与C2H4

例题二:下列分子或离子中都存在着配位键的是 ( B ) A.NH3、H2O B.NH4 + 、H3O+

C.N2、HClO

D. [Cu(NH3) 4]2+ 、PCI3

例题:对SO2与CO2说法正确的是(
A.都是直线形结构 B.中心原子都采取sp杂化轨道

D )

C. S原子和C原子上都没有孤对电子 D. SO2为V形结构, CO2为直线形结构

例题:下列各种说法中错误的是(

D)

A、形成配位键的条件是一方有空轨道一方有孤对电子。 B、配位键是一种特殊的共价键。 C、配位化合物中的配体可以是分子也可以是阴离子。 D、共价键的形成条件是成键原子必须有未成对电子。

例题:写出下列分子的路易斯结构式(是用短线表示键 合电子,小黑点表示未键合的价电子的结构式)并指出中 心原子可能采用的杂化轨道类型,并预测分子的几何 构型。 (1)PCI3 (2)BCl3 (3)CS2 (4) C12O 解析: .. .. .. (1) PCI3: CI . . P CI .. CI .. .. CI (2)BCl3 : . . B . . CI Cl .. .. SP3 三角锥形 ..

.. .. S . . =C =S .. .. .. .. (4) C12O: Cl .. O . . CI .. (3)CS2 : ..

..

.. ..

.. ..

SP2

平面三角形

..

..

SP SP3

直线形 V形

..

指出下列分子中化学键类型,并标出各元素原子 的化合价 H2、HCl、P4、CO2、H2O、CH4

0 + - 0 +4 -2 + -2 -4 + H2、HCl、P4、C O 2、H2O、 C H4

非极性分子包括: 一、稀有气体和全部是非极性键的单质分子 二、含有极性键但分子结构对称的多原子分子
极性分子包括:含有极性键且分子结构不对称 经验规律: 对称结构多为中心原子价层电子对全为成键电 子对无孤对电子对且中心原子周围为相同原子 的分子 典型对称构型和分子 直线形 CO2、CS2、BeCl2、C2H2 正三角形 BF3、SO3、C2H4 正四面体形 CH 、CCl

分子的极性与键的极性的关系:
分子 共价键的 极性 分子中正负 电荷中心 分子的极性

举例

同核原子 分子 异核双原 子分子

非极性键 极性键

重合

非极性分子

H2、N2、O2、 P4、C60 CO、HCl

不重合

极性分子

异核多原 子分子

分子中各键 向量和为零
分子中各键向 量和不为零

重合

非极性分子

CO2、CH4

不重合

极性分子

HCN、H2O、 NH3、CH3Cl

(1)范德华力大小
分子 范德华力 (kJ/mol) 共价键键能 (kJ/mol) HCl 21.14 431.8 HBr 23.11 366 HI 26.00 298.7

问题1、范德华力与化学键的相对大小? 问题2、HCl、HBr、HI分子在结构上有何相似处?不 同?范德华力与此有何关系?
结论:1、范德华力很弱,约比化学键能小1-2数量级; 2、分子结构相似,相对分子质量越大,范德华力越大;

单质 F2 Cl2 Br2 I2

相对分子质 量 38 71 160 254

熔点/℃ -219.6 -101.0 -7.2 113.5

沸点/℃ -188.1 -34.6 58.8 184.4

结论:范德华力越大,分子的熔点、沸点越高

(3)范德华力与分子的极性的关系 分子 CO N2 相对分 子质量 28 28 分子的 极性 极性 非极性 熔点/℃ -205.05 -210.00 沸点/℃ -191.49 -195.81 范德华 力关系

大 高 小 低

结论:相对分子质量相同或相近时,分子的极性越大, 范德华力越大

例2:下列叙述正确的是: (B C ) A.氧气的沸点低于氮气的沸点 B、稀有气体原子序数越大沸点越高 C、分子间作用力越弱分子晶体的熔点越低 D、同周期元素的原子半径越小越易失去电子

1、氢键:除范德华力外的另一种分子间作 用力,它是由已经与电负性很强的原子形 成共价键的氢原子与另一分子中电负性很 强的原子之间的作用力.(不属于化学键) 一般表示为 X—H------Y。 X、Y : F、O、N

2、氢键键能大小:
F—H---F 氢键键能 (kJ/mol) 共价键键 能(kJ/mol) 28.1 568 O—H--- O 18.8 462.8 N—H--- N 20.9 390.8

结论:氢键介于范德华力和化学键之间,是一种较弱的作用力

3、氢键的类型:

分子内氢键 (不属于分子间作用力) 分子间氢键 (属于分子间作用力)

思考题:为什么冰的密度比液态水小?

练习:(04广东)下列关于氢键的说法中正确的是( A、每个水分子内含有两个氢键 B、在所有的水蒸气、水、冰中都含有氢键 C、分子间能形成氢键,使物质的熔沸点升高 D、HF稳定性很强,是因为其分子间能形成氢键

)

范德华力

氢键 已经与电负性很强的 原子形成共价键的氢 原子与另一分子中电 负性很强的原子之间 的作用力 分子间或分子内氢原子与电 负性很强的F、O、N之间

共价键

定义

分子间普遍 存在的作用 力

原子之间通过 共用电子对形 成的化学键

作用微粒

分子之间

相邻原子之间

强弱
对物质性质 的影响


范德华力越 大,物质熔 沸点越高

较强
对某些物质(如水、氨 气)的溶解性、熔沸点 都产生影响

很强

物质的稳定性

四、溶解性 1.影响物质溶解性的因素
温度 ⑴影响固体溶解度的主要因素是___________ 。 温度 压强 。 ⑵影响气体溶解度的主要因素是_________ 和_________ 非极性溶质一般能溶于非极性溶剂, 2.相似相溶规律:______________________________

极性溶质一般能溶于极性溶剂。 。 _______________________________

⑴如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解 好 。相反,无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中 性越 _______ 小 的溶解度就比较_______ 。
相似性 ⑵“相似相溶”还适用于分子结构的 _________。 增大 其溶解度。 ⑶如果溶质与水发生化学反应可_________

思考与交流 1.比较NH3和CH4在水中的溶解度。怎样用相似相溶规 律理解它们的溶解度不同?

2.为什么在日常生活中用有机溶剂(如乙酸乙酯)溶解油 漆而不用水?

3.怎样理解汽油在水中的溶解度很小?

4 .怎样理解低碳醇与水互溶,而高碳醇在水中的溶解 度却很小?

练习

根据物质的溶解性“相似相溶”的一般规律,说 明溴、碘单质在四氯化碳中比在水中溶解度大, 下列说法正确的是( ) C
A.溴、碘单质和四氯化碳中都含有卤素

B.溴、碘是单质,四氯化碳是化合物

C.Br2、I2是非极性分子, CCl4也是非极性分子, 而水是极性分子 D.以上说法都不对

左手和右手不能重叠

左右手互为镜像

五、手性
1.具有完全相同的 组成 和 原子排列 的一对 分子,如同左手与右手一样互为镜像,却在三 维空间里不能重叠,互称手性异构体 ( 又称对 映异构体、光学异构体 ) 。含有手性异构体的 分子叫做手性分子。 2.判断一种有机物是否具有手性异构体,可 以看其含有的碳原子是否连有 四 个不同的原 子或原子团,符合上述条件的碳原子叫做手性 碳原子。

练习:

1.下列化合物中含有手性碳原子的是( ) OH A.CCl2F2 C.CH3CH2OH B.CH3—CH—COOH CH2—OH D.CH—OH CH2—OH

练习:

1.下列化合物中含有手性碳原子的是( ) OH A.CCl2F2 C.CH3CH2OH B.CH3—CH—COOH CH2—OH D.CH—OH CH2—OH

六、无机含氧酸分子的酸性
1.对于同一种元素的含氧酸来说,该元素的化合 价越高,其含氧酸的酸性越 强 。原因:无机含 氧酸可以写成 (HO)mROn ,如果成酸元素 R 相同, 则n值越大,R的正电性 越高 ,导致R—O—H 中的O的电子向R偏移,因而在水分子的作用下, 也就越 容易 电离出H+,即酸性越 强 。 2.含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的 非羟基氧的个数增大而增大,即 (HO)mROn 中, n 值越大,酸性越 强 。

六、无机含氧酸分子的酸性
3.同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性 比较,根据非金属性强弱去比较。 ⑴同一主族,自上而下,非金属元素最高价含氧 酸酸性逐渐 减弱 ; ⑵同一周期,从左向右,非金属元素最高价含氧 酸酸性逐渐 增强 。

练习:
1.已知含氧酸可用通式 XOm(OH)n来表示,如 X 是 S, 则 m=2,n=2, 则 这 个 式 子 就 表 示 H2SO4。一般而言,该式中m大的是强酸,m小 的是弱酸。下列各含氧酸中酸性最强的是( )

A.HClO4
C.H3BO3

B.H2SeO3
D.H3PO4

晶体结构与性质
复习

非晶体
本质 差异 固体 晶体 有无自范性 1、晶体的定义 2、晶体的性质 3、晶体的分类 4、得到晶体的 途径

知识网络

分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体

一、晶体与非晶体 1.晶体与非晶体的区别
自范性 晶体 有(能自发呈现多面体外 形) 微观结构 粒子在三维空间里 呈周期性有序排列

非晶体 没有(不能自发呈现多面 体外形)

粒子排列相对无序

(1)晶体自范性的本质:是晶体中粒子在微观空间 里呈现周期性的有序排列的宏观表象. (2)晶体自范性的条件之一:生长速率适当.

2.晶体形成的途径
? 熔融态物质凝固. ? 气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华). ? 溶质从溶液中析出.

3.晶体的特性
? 有规则的几何外形 ? 有固定的熔沸点(合金除外) ? 物理性质(强度、导热性、光学性质等)各 向异性

二.晶胞
? 1.定义:晶体中重复出现的最基本的结构单元

三种典型立方晶体结构

简单立方

体心立方

面心立方

2、立方晶体中晶胞对质点的占有率 体心:1
立方晶胞

1/2 面心: 棱边:1/4

顶点: 1/8

练习
1、如图所示,晶体硼的基本结构单元都是由硼原子组 成的正二十面体的原子晶体,其中含有20个等边三角形 和一定数目的顶角,每个顶角上各有一个原子,观察 图形回答:
这个基本单元由 12 个硼原子
o 60 组成,键角是 ,共含有 30 个

B—B键。

练习

2、最近发现一种有钛原子和 碳原子构成的气态团簇分子, 结构如图所示,顶角和面心的 原子是钛原子,棱的中心和体 心的原子是碳原子,它的化学 Ti14C13 式为______

三.四种晶体的比较
晶体类型 晶体粒子
粒子间作 用力 熔沸点 硬度 溶解性

离子晶体 阴、阳离子
离子键 较高 较硬

原子晶体 分子晶体 原子
共价键 很高 很硬

金属晶体

金属阳离子、自 由电子 分子间作 金属键 用力
较低 一般较高,少部 一般较软 分低 ,一般较硬, 少部分软 难溶 良导体

分子

易溶于水,难 难溶解 相似相溶 溶于有机溶剂 导电情况 固体不导电, 不导电 一般不导 熔化或溶于水 (除硅) 电 后导电

离子晶体

原子晶体

分子晶体 1.大多数非金属单质: X2,O2,H2, S8,P4, C60 (除 金刚石、石墨、晶体硅、晶 体硼外) 2.气态氢化物: H2O,NH3,CH4,HX 3.非金属氧化物: CO2, SO2, NO2(除SiO2外) 3.酸:H2SO4,HNO3 4.大多数有机物:乙醇,蔗 糖(除有机盐)

1.金属氧化 1.金刚石、 物(K2O、 石墨、晶体 Na2O2) 硅、晶体硼 2.强碱 2. SiC 、 (NaOH、KOH、 SiO2晶体、 Ba(OH )2 BN晶体 3.绝大多数 的盐类

晶体熔沸点高低的判断
⑴不同晶体类型的熔沸点比较

一般:原子晶体>离子晶体>分子晶体(有例外)
⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较

①离子晶体: 阴、阳离子电荷数越大,半径越小 熔沸点越高 ②原子晶体: 原子半径越小→键长越短→键能越大 熔沸点越高 ③分子晶体: 组成和结构相似的分子晶体 相对分子质量越大,分子的极性越大 熔沸点越高 ④金属晶体: 金属阳离子电荷数越高,半径越小 熔沸点越高

练习
3、将下列各组物质按熔沸点由高到低的顺序排列:

1 、 CaCl 、 H O 、 KCl 、晶体硅 2 2 1、 晶体硅> CaCl2 >KCl >H2O 2 、 SiC 、晶体硅 、金刚石 2、 金刚石 > SiC> 晶体硅 、CBr CH4 、 CCl CBr CF 4 、 4、 4 33 、 > CCl > CF > CH 4 4 4 4 4 、 CaCl 、 NH Cl 、 KCl 、 NaCl 2 4 4、 CaCl > NaCl > KCl > NH Cl
2 4

、Na 、 Al > 、Ar Hg 55 、 Al> Na Hg、 > Ar 、金刚石> NH3 、Hg 、> Br2Br 、金刚石 66 、 Hg > NH
2

3

、I2 H 、 I2 > 、H H22S S 77 、 > 2OH 2O

四、分子晶体

练习
4、白磷的键角为多少? Wg白磷中磷磷单键的数目 为多少?

P

P P P

60° (W/124) ×6 ×NA

五、原子晶体

5、甲、乙、丙、丁为前三周期元素形成的微粒,它们 的电子总数相等。已知:甲、乙、丙为双原子分子或 负二价双原子离子,丁为原子。
(1)丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种 可燃性气体,反应的化学方程式为: 。 (2)乙在高温时是一种还原剂,请用化学反应方程式 表示它在工业上的一种重要的用途: 。 (3)在一定条件下,甲与O2反应的化学方程式 是: 。 (4)丁的元素符号是 为 。 ,它的原子结构示意图

(5)丁的氧化物的晶体结构与

的晶体结构相似

六、金属晶体

原子在二维平面上的两种放置方式-非密置层和密置层

非密置层
配位数为4

密置层
配位数为6

七.离子晶体

NaCl和CsCl的晶胞

NaCl晶体

每个Na+同时吸引6个Cl-, 每个Cl-同时吸引6个Na+ 每个Cl―(Na+)同时吸引12个Cl―(Na+)

CsCl晶体 在氯化铯晶体中,每个Cl-(或Cs+)周围与之最接近 且距离相等的Cs+(或Cl-)共有 8个 ;这几个Cs+(或 Cl-)在空间构成的几何构型为 立方体 ;在每个Cs+ 周围距离相等且最近的Cs+共有 6 个 ;这几个 Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为 正八面体 ;

晶体中微粒的排列、个数的计算 在氯化钠晶体中, 每个Na+周围与 之最接近且距离 相等的Cl-共有 6 个;这几个 Cl-在 空间构成的几何 构型 为 正八面体 。

八、混合型晶体

达标潜能练习 1、下列不存在化学键的晶体是: A.硝酸钾 B.干冰 C.石墨 D.固体氩 2、常温常压下的分子晶体是: A.碘 B.水 C. 硫酸铵 D.干冰 3、同组物质中化学键类型相同、晶体类型也相 同的是: A、I2 Ar N2 Si B、金刚石 O2 F2 C、Ba(OH)2 K2O CaCl2 D、HCHO CO2 C2H5OH

达标潜能练习
4、下列有关共价化合物的说:①具有较低的熔沸点 ②不是电解质③固态时是分子晶体④都由分子构成

⑤液态时不导电,其中一定正确的说法是:
A.①③④ B.②⑤ C.⑤ D.全部正确

5、关于晶体的下列说法正确的是:
A、在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子

B、在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
C、 原子晶体的熔点一定比金属晶体的高

D、分子晶体的熔点一定比金属晶体的低

达标潜能练习

6、晶体中一个微粒周围有6个微粒,这种晶体是: A.金刚石 B.石墨 C.干冰 D.氯化钠

7、许多事实都证明氯化铝是分子晶体.请你设
计一个实验证实这一结论.实验方案为: ______________________________________


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