选修三化学物质结构与性质知识归纳

加入收藏 | 设为首页 | 会员中心 | 我要投稿 | RSS

您当前的位置：首页 > 教案 > 化学教案 > 高二上化学教案

文件名称：	选修三化学物质结构与性质知识归纳
下载地址：	[ 下载地址1 ]
文件大小：	1.76 MB 整理时间：2023-11-13
文件简介：
	1 《选修三物质结构与性质》知识归纳一、能层与能级 1、能层(电子层：n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q 表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。各能层最多容纳的电子数为 2n 2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低 2、能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用 s、p、d、f 等表示，同一能层里，各能级的能量按 s、p、d、f 的顺序升高，即：E(s) ①K 层指包含一个能级，即 s 能级；L 层包含两个能级，s 和 p 能级；M 层包含三个能级，s、p 和 d 能级；N 层包含四个能级，s、 p、d、f 能级 ②每个能层中，能级符号的顺序是 ns、np、nd、nf…… ③s、p、d、f……可容纳的电子数依次是 1、3、5、7……的两倍 ④同一能级容纳的电子数相同 3、电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。即电子云表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子多少 4、原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为 90%的电子云的空间轮廓图称为原子轨道 (1)原子轨道的形状 ①s 电子的原子轨道都是球形的，每个 s 能级各有 1 个原子轨道，能层序数越大，s 原子轨道的半径越大；能量：E1s＜E2s＜E3s , 随着能层序数的增大，电子在离核更远的区域出现的概率减小，电子云越来越向更大的空间扩展 ②p 电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)，每个 p 能级有 3 个轨道，它们互相垂直，分别以 px、py、pz 为符号。p 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大 ③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系能级 s (球形) p (纺锤形) d f 原子轨道 1 3 5 7 容纳的电子数 2 6 10 14 二、基态原子的核外电子排布式 1、构造原理：多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循下图所示的排布顺序，这种排布顺序被称为构造原理 2、电子排布式 (1)概念：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子，依照构造原理可以写出大多数原子的电子排布式。如：Na：1s 22s 22p 63s 1。电子排布式遵循构造原理的，但书写时必须按照电子层的顺序排列 2 (2)电子排布式中各符号、数字的意义 ns x，n 表示能层，s 表示能级，x 表示该能级上有 x 个电子如：Na：1s 22s 22p 63s 1，能级符号上面数字是该能级上的电子数 (3)简化电子排布式：将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加括号来表示而得到的式子称为简化电子排布式如：碳、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s 22p 2、[Ne]3s 1、[Ar]4s 2 方括号里的符号的意义是该元素前一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实” (4)外围电子排布式(价电子排布)：在原子的核外电子排布中，省去“原子实”后剩下的部分称为外围电子排布式，也叫价电子排布如：碳[He]2s 22p 2 外围电子排布式为，钠[Ne]3s 1外围电子排布式为钙[Ar]4s 2 外围电子排布式为铬 1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1 外围电子排布式为铜 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1 外围电子排布式为【注意】主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子【主族序数最外层电子数元素的最高正价数(O、F 除外)】过渡元素的外围电子一般包括最外层的 s 电子和次外层的 d 电子，有的还包括倒数第三层的 f 电子 3、核外电子的轨道表示式(电子排布图)：用“□”表示轨道，用“↑”或“↓”表示容纳的电子，每个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，在同一轨道的两个电子称为“电子对”，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。“↑” “↓”表示自选方向相反如：氧原子的核外电子排布图： 4、原子核外电子排布所遵循的原理 (1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最低 (2)泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，且这两个电子自旋方向必须相反，任何一个原子里绝不会出现运动状态完全相同的电子。如：2s 轨道上的电子排布为，不能表示为 (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如：2p 3 的电子排布为，不能表示为或洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p 6、d 10、f 14)和半满(p 3、d 5、f 7)状态时，体系的能量最低，原子较稳定 1～36 号元素：24Cr、29Cu 不符合构造原理。如：24Cr 1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1 29Cu 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1 5、描述核外电子运动的几种方法：以 Fe 为例，质量数为 56 原子符号 Fe 2+的电子排布式电子排布式 Fe 3+的电子排布式简化电子排布式电子排布图(轨道表示式) 价电子排布式价电子排布图 M 层电子排布式最外层电子数原子结构示意图价电子总数 6、基态、激发态及光谱示意图 (1)基态原子：处于最低能量的原子称为基态原子 (2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原 (3)基态与激发态相互转化的能量转化的关系 (吸收)能量基态原子激发态原子 (释放)能量 7、元素周期表的分区：除 ds 区外，区的名称是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的。区的种类有： ①s 区：ns 1～2，最后的电子填在 s 能级上, 包括 IA～IIA 族、氦元素, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属 ②p 区：ns 2np 1～6，最后的电子填在 p 能级上, 包括 IIIA～VIIA 族、零族元素, 为非金属和少数金属 ③d 区：(n－1)d 1～9ns 1～2，最后的电子填在 d 能级上, 包括 IIIB～VIIB 族、VIII 族元素, 为过渡金属 ④ds 区：(n－1)d 10ns 1～2，(n-1)d 全充满，最后的电子填在 d 能级上, 包括 IB～IIB 族元素, 为过渡金属 ⑤f 区：(n－2)f 0～14(n－1)d 0～2ns 2，包括镧系元素和锕系元素 ⑥ds 区的命名：ds 区只有两列，第 11 列铜、银、金和第 12 列锌、镉、汞，由于该区开始的第 11 列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(ｎ—1)d 9ns 2，而事实上却为(ｎ—1)d 10ns 1，可理解为先填满了(ｎ —1)d 能级而后再填充 ns 能级，因而得名 ds 区【注意】d 区、ds 区、f 区全是金属元素，非金属元素主要集中 p 区。主族主要含 s 区、p 区，副族主要含 d 区、ds 区、f 区，过渡元素主要含 d 区、ds 区、f 区 3 三、原子半径、电离能及电负性的变化规律 1、正确表述元素周期律项目同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期 1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增原子半径逐渐减小(0 族除外) 逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大元素主要化合价最高正价由＋1→＋7 最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数(O、F 除外) 非金属最低负价＝主族序数－8 原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强元素的第一电离能第一电离能呈增大的趋势第一电离能逐渐减小元素的电负性电负性逐渐增大电负性逐渐减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱单质氧化性、还原性氧化性逐渐增强还原性逐渐减弱氧化性逐渐减弱还性逐渐增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱非金属气态氢化物的稳定性生成由难到易稳定性逐渐增强生成由易到难稳定性逐渐减弱 2、原子半径和离子半径的变化规律：原子半径的大小取决于两个相反的因素。即：电子的能层数和核电荷数。能层数越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；核电核数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径越缩小。具体表现在： ①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小 ②同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大 ③阳离子半径总比相应原子半径小如：Na Na + ④阴离子半径总比相应原子半径大如：Cl Cl— ⑤同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大 ⑥同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大 ⑦同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小 ⑧同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小 ⑨电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小如：N3— O2— F— Na + Mg 2+ Al3+ ⑩同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小如：Fe Fe 2+ Fe 3+ 3、电离能及其变化规律 (1)第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1 (2)意义：第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强 (3)电离能的递变规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大 ②同一周期内，从左往右，第一电离能总体上是逐渐增大的，但并非单调地增大，有些反常。一般而言，IIA 族元素的 I1大于 IIIA 族元素；VA 族元素的 I1 大于 VIA 族元素。如：Be＞B、N＞O，这与原子的外层电子构型有着密切关系：Be 的价电子排布式是 2s 2，为全充满结构，比较稳定，难失电子，而 B 的价电子排布为 2s 22p1，没有 Be 不稳定，因此失去第一个电子 B 比 Be 容易，第一电离能小 4 ③同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小 ④过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加 ⑤同种原子：逐级电离能越来越大(即 I1 n1 >> I n ，对主族元素而言，最外层有 n 个电子，最高化合价为+n 4、元素的电负性及其变化规律 (1)电负性的定义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强 (2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为 4.0 作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 (3)变化规律 ①金属元素的电负性一般小于 1.8，非金属元素的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 1.8 左右 ②在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小 (4)电负性的应用 ①判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I ②判断共价化合物中元素的化合价：两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价 ③解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故 ④判断化学键的类型：一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值(∆χ)大于 1.7，它们之间通常形成离子键，所形成的化合物是离子化合物；如果两个成键元素原子间的电负性差值(∆χ)小于 1.7，它们之间通常形成共价键，所形成的化合物是共价化合物。如：Al、F、Cl 的电负性分别为 1.5、4.0、2.5，通过计算可知：AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，AlCl3 中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物四、共价键的分类及类型 1、共价键的本质和特征：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云重叠)，其特征是具有饱和性和方向性 2、共价键的分类分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键电子云“头碰头”重叠 π键电子云“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对共用电子对三键原子间有三对共用电子对 3、共价键类型的判断方法 (1)σ键与π键 ①依据强度判断：σ键的强度较大，较稳定；π键活泼，比较容易断裂 ②共价单键都是σ键，共价双键中含有一个σ键、一个π键，共价三键中含有一个σ键、两个π键 (2)极性键与非极性键：不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键 4、键参数 (1)键能：拆开 1mol 共价键所吸收的能量(或形成 1mol 共价键所释放的能量)叫做键能，单位：kJ·mol—1，取正值。共价键的键能越大，共价键就越不容易断裂，成键原子间的结合就越牢固。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定 (2)键长：两个成键原子的核间距离叫做该化学键的键长(近似等于成键两原子半径之和)，单位： pm(1pm＝10—12m)。键长越短，往往键能越大，共价键越牢固，形成的物质越稳定 (3)键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。键角是描述分子立体结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关例如：CO2 键角为 180° 直线形 H2O 键角 105° Ｖ形 CH4 键角 109°28′ 正四面体 (4)键参数对分子性质的影响： (5)常见的分子空间构型分子空间构型键角实例正四面体 109°28′ CH4、CCl4、(NH4+ ) 60° 白磷：P4 平面型 120° 苯、乙烯、SO3、BF3 三角锥型 107°18′ NH3 Ｖ型 104°30′ H2O 直线型 180° CO2、CS2、CH≡CH 5 5、等电子原理 (1)等电子体：原子总数相同，价电子总数(主族元素即最外层电子数)也相同的微粒。如：CO 和 N2，CH4 和 NH4+ (2)等电子体原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们结构相似，物理性质相近，但化学性质不相同，此原理称为等电子原理 3、常见实例：微粒通式价电子总数立体构型 CO2、CNS －、NO ＋ 2 、N － 3 AX2 16e－直线形 CO2－ 3 、NO － 3 、SO3 AX3 24e－平面三角形 SO2、O3、NO － 2 AX2 18e－ V 形 SO2－ 4 、PO3－ 4 AX4 32e－正四面体形 PO3－ 3 、SO2－ 3 、ClO － 3 AX3 26e－三角锥形 CO、N2 AX 10e－直线形 CH4、NH ＋ 4 AX4 8e－正四面体形五、价层电子对互斥理论(VSEPR) 1、价层电子对互斥理论的内容：价层电子对互斥理论认为，分子的立体构形是“价层电子对”相互排斥的结果。价层电子对是指分子中中心原子上的电子对，包括δ键电子对和中心原子上的孤电子对(未用于形成共价键的电子对)；分子中的价层电子对由于斥力作用，而趋向尽可能彼此远离以减小排斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。电子对之间夹角越大，排斥力越小 ①中心原子：分子或离子中原子数目最少的原子(或与之成键的原子) ②价层电子对数 δ键电子对数＋孤电子对数 (价层电子对数即是成键电子对和未成键电子对数之和) ③价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低 ④孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小 2、价层电子对互斥理论判断分子空间构型的具体方法：中心原子价层电子对数 δ键电子对数＋孤电子对数 2 中心原子的中心原子的价层数价电子数配位原子的化合价的总和电子对   【难点提示】①配位原子是指中心原子以外的其它原子 (即与中心原子结合的原子) ②若是离子，则应加上或减去与离子所带的电荷数 (阴加阳减) ③氧、硫原子若为配位原子，则其化合价规定为"零”，若为中心原子，则价电子数为 6 3、价层电子对互斥理论判断分子空间构型的具体方法价层电子对数目电子对排布方式电子对的空间构型 (VSEPR 模型) 孤电子对数分子的立体结构常见实例 2 直线形 0 直线形 CO2 1 直线形 3 平面正三角形 0 正三角形 BF3 1 V 形 SO2 2 直线形 4 空间正四面体 0 正四面体 CH4 1 三角锥 NH3 2 V 形 H2O 3 直线形 ClO— 5 三角双锥 0 三角双锥 PCl5 1 变形四面体 SF4 2 T 形 BrF3 3 直线形 XeF2 4 直线形 6 正八面体 0 正八面体 SF6 1 四角锥 IF5 2 正方形 XeF4 4、常见的分子或离子的中心原子上的孤对电子对数的计算分子或离子中心原子价层电子对数 δ键电子对数孤电子对数电子对构型分子构型中心原子杂化类型 CO2 CS2 BeCl2 BF3 BCl3 SO3 6 分子或离子中心原子价层电子对数 δ键电子对数孤电子对数电子对构型分子构型中心原子杂化类型 SO2 CH4 CCl4 NH3 PCl3 H2O H2S NO3— SO3 2— SO4 2— NH4+ PO4 3— H3O+ CO3 2— PCl5 SF6 XeF4 IF5 六、杂化轨道理论：杂化轨道理论是一种价键理论，是 Pauling 为了解释分子的立体结构提出的 1、杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，由于原子的相互影响，中心原子若干不同类型、能量相近的“原子轨道”会混合起来，重新组合成一组新的轨道，这种轨道重新组合的过程叫做“杂化”；所形成的新轨道就称为“杂化轨道” 2、常见杂化轨道的类型 (1)sp 3 杂化：sp 3杂化轨道表示由 1 个 s 轨道与 3 个 p 轨道杂化而得，sp 3 杂化得到夹角为 109°28′的正四面体形杂化轨道。如 CH4    杂化 3 sp (2)sp 2 杂化：sp 2杂化轨道表示由 1 个 s 轨道与 2 个 p 轨道杂化而得，sp 2 杂化得到三个夹角为 120°的平面三角形杂化轨道。如 BF3 (3)sp 杂化：sp 杂化轨道是由 1 个 s 轨道与 1 个 p 轨道杂化而得的，sp 杂化得到轨道间的夹角为 180°的直线形杂化轨道。如 CO2 3、杂化类型的判断：杂化轨道只能用于形成δ键或者容纳孤对电子，而两个原子之间只能形成一个δ键，故有下列关系：杂化轨道数===中心原子结合的原子数+中心原子孤电子对数===δ键电子对数+孤电子对数===价层电子对数价层电子对数杂化方式 4 sp 3杂化 3 sp 2杂化 2 sp 杂化 4、sp 杂化、sp 2 杂化这两种杂化形式还有未参与杂化的 p 轨道，可用于形成π键七、配合物理论简介 1、孤电子对：分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对 2、配位键：一种特殊的共价键 (1)配位键的形成：成键的两个原子或离子一方提供孤对电子，另一方提供空轨道而形成的共价键。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键 7 (2)成键条件：其中一个原子提供孤对电子，另一原子提供空轨道 (3)成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用 (4)配位键的表示方法( B A 电子对给予体 电子对接受体 )：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子如：NH ＋ 4 可表示为[ ]＋，在 NH ＋ 4 中，虽然有一个 N—H 键形成过程与其他 3 个 N—H 键形成过程不同，但是一旦形成之后，4 个共价键就完全相同 3、配位化合物 (1)定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物，又叫络合物 (2)形成条件配位体有孤电子对中性分子，如 H2O、NH3和 CO 等离子，如 F －、Cl－、CN －等中心原子有空轨道，如 Fe 3＋、Cu 2＋、Zn 2＋、Ag ＋等 (3)组成：如[Cu(NH3)4]SO4 ①中心原子：提供空轨道接受孤对电子的原子叫中心原子。中心原子一般是带正电荷的金属离子(此时又叫中心离子)，过渡元素最常见，如 Cu 2+、Zn 2+ ②配体：含有并提供孤电子对的分子或离子，即电子对的给予体。常见的配体：H2O、NH3、SCN—、CO、N2、X—、OH—、CN— ③配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O 中的 O 原子，NH3 中的 N 原子 ④配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如：[Cu(NH3)4] 2+、[Ag(NH3)2]+ ⑤配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数如：[Cu(NH3)4] 2+的配位数为 4，[Ag(NH3)2]+的配位数为 2 ⑥配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心离子和配位体电荷数的代数和 ⑦内界和外界：配合物分为内界和外界，期中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4] 2+，外界是 SO4 2—，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分即：[Cu(NH3)4]SO4 [Cu(NH3)4] 2++SO4 2—，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4] 2+ Cu 2++4NH3 八、分子的性质 1、分子的极性 (1)分子的极性的判断方法：分子的极性由共价键的极性和分子的空间构型两方面共同决定 ①只含非极性键的分子，都是非极性分子。单质分子即属于此类，如：Cl2、O2、P4、C60 ②以极性键结合而成的双原子分子，都是极性分子。如：HCl、CO 等都属于“A—B”型分子，均为极性分子 ③以极性键结合而成的多原子分子：空间构型为中心对称(直线型、平面正三角型、正四面体型、三角双锥型、正八面体型)的分子，是非极性分子，如：CO2、BF3、CH4、PCl5、SF6；空间构型为中心不对称的分子，是极性分子，如：H2O、NH3、CHCl3 (2)根据中心原子最外层电子是否全部成键来判断：ABn型中的中心原子 A 的最外层电子若全部成键(孤电子对数为零)，此分子一般为非极性分子，如：CO2、BF3、SO3；分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键(有未成键的孤电子对)，此分子一般为极性分子，如：H2O、NH3、PCl3 分子式中心原子分子的极性具体方法： ①An 型：非极性分子 ②AB 型：极性分子 ③ABn 型： A 上无孤对电子：非极性分子 A 上有孤对电子：极性分子元素符号有无孤电子对 CS2 SO2 O3 CH4 NH3 H2O XeF4 2、范德华力及其对物质性质的影响 (1)定义：把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力 (2)特征：①无方向性、无饱和性 ②主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质 ③分子间作用力比化学键弱得多(范德华力约比化学键键能小于 1～2 个数量级) (3)影响因素 ①结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高 ②相对分子质量相同或相近的物质，分子的极性越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高 3、氢键及其对物质性质的影响 (1)氢键的形成：当氢原子与电负性很大的 F、O、N 原子形成 H—F、H—O、H—N 共价键时，由于 F、O、N 的电负性比氢大得多，致使这些共价键的电子对会强烈的偏向 F、O、N 原子的一边，结果使 H 原子几乎成为”裸露”的质子，从而带有较强的正电荷，具有很强的吸引电子的能力。这样带正电的核就能与另一个(HF、H2O、NH3)分子中的 F、O、N 原子的孤对电子相互吸引和发生 8 一定程度的轨道重叠作用，这种分子间的作用力就是氢键。。如：F—H…F (2)氢键的定义：由已经与电负性很强的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子（如水分子中的氢）与另一个分子中电负性很强的原子 (如水中的氧)之间的作用力。氢键是比分子间作用力强的分子间作用，但它不是化学键，仍属于分子间作用力的范畴 (3)氢键的形成条件 ①分子中有 H 原子，且 H 原子必须与电负性大、原子半径小的元素的原子(F、O、N)形成强极性共价键 ②H 原子与另一分子中的电负性、原子半径小且有孤对电子的元素原子间产生静电吸引 (4)氢键表示方法：X—H…Y (X、Y 可相同或不同，一般为 F、O、N)“—”表示共价键，“…”表示氢键如：HF 分子间的氢键可表示为：F—H…F—H (5)特征：①氢键不属于化学键，是一种分子间作用力，氢键键能较小，约为化学键的十分之几，但比范德华力强 ②氢键具有一定的方向性和饱和性 (6)氢键的存在和类型：氢键既存在于分子之间，也可以存在于分子内部的原子团之间 ①分子间氢键：如 HF 分子间(F—H…F—H)、NH3 与 H2O 分子间(F—H…O—H)等 ②分子内氢键：如邻羟基苯甲醛存在分子内氢键。分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团 (7)氢键对物质性质的影响 ①分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高。如：HF、H2O、NH3沸点反常 ②分子内有氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃) (8)常见的存在氢键的物质：HF、H2O、NH3、醇、酸(含—OH 的有机物) 4、溶解性 (1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂如：氨都是极性分子，易溶于极性溶剂水中，难溶于非极性溶剂四氯化碳中；碘都为非极性分子，易溶于非极性溶剂四氯化碳中，而难溶于极性溶剂水中 (2)氢键对溶解性的影响：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大 (3)溶质与水发生反应对溶解性的影响：如果溶质与水发生化学反应时，可增大其溶解度，如：SO2与 H2O 反应生成 H2SO3，而 H2SO3 可溶于水，因此，增大了 SO2的溶解度；NH3 与 H2O 反应生成 NH3·H2O，也增大了 NH3溶解度 (4)相似相溶原理还适用于分子结构的相似性：如：CH3CH2OH 中的－OH 与 H2O 中的－OH 相似，乙醇能与 H2O 互溶 5、手性：两个分子的立体结构像一双手的左手和右手那样不能相互叠合但却互为镜像，这种现象称为手性 (1)手性碳原子：连接四个不同原子或基团的碳原子，称为手性碳原子，常用*C 表示 (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 6、无机含氧酸分子的酸性 (1)含氧酸的结构：在含氧酸中，氢离子是和酸根上的一个氧相连接的 (2)无机含氧酸分子的酸性：无机含氧酸分子之所以能显示酸性，是因为其分子中含有－OH，而－OH 上的 O－H 键在水分子的作用下发生断裂而能够解离出 H+而显示一定的酸性 (3)比较无机含氧酸的酸性强弱规律 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如：HClO 度越大，在水分子的作用下越容易电离出 H ＋，酸性越强。如酸性：H2SO3 含氧酸次氯(HClO) Cl—OH 磷酸(H3PO4) HO╲ HO ╱ P ↗O ╲ OH 硫酸(H2SO4) HO╲ HO ╱ S↗O ↘ O 高氯酸(HClO4) HO╲ HO ↙ Cl↗O ↘ O 非羟基氧原子数 0 1 2 3 酸性弱酸中强酸强酸最强酸 9 九、晶体结构与性质 1、晶体常识 (1)晶体与非晶体的比较晶体非晶体结构特征结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列性质特征自范性有无熔点固定不固定异同表现各向异性各向同性二者区别方法间接方法看是否有固定的熔点科学方法对固体进行 X-射线衍射实验 (2)得到晶体的途径：①熔融态物质凝固；②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)；③溶质从溶液中析出 (3)晶胞概念：描述晶体结构的基本单元 (4)晶体中晶胞的排列——无隙并置 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙 ②并置：所有晶胞平行排列、取向相同 (5)用均摊法确定晶胞中的粒子数和晶体的化学式：均摊是指每个结构单元(晶胞)平均拥有的粒子数目。在晶体中，一个粒子同时为 n 个结构单元(晶胞)所共有，那么对一个结构单元(晶胞)来讲，该粒子只能算作 n 1 。以立方体晶胞为例： ①凡处于立方体顶点的微粒，同时为 8 个晶胞共有，属于该晶胞的为 1/8 ②凡处于立方体棱上的微粒，同时为 4 个晶胞共有，属于该晶胞的为 1/4 ③凡处于立方体面上的微粒，同时为 2 个晶胞共有，属于该晶胞的为 1/2 ④凡处于立方体体心的微粒，完全属于该晶胞 2、四种晶体类型的比较类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体概念只含分子的晶体(即分子构成的晶体)或者说分子间以分子间作用力相结合形成的晶体相邻原子间以共价键相互结合形成空间网状结构的晶体由金属阳离子和自由电子通过金属键键形成的具有一定几何外形的晶体由阴、阳离子通过离子键结合而成的晶体构成粒子分子原子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间的相互作用范德华力(某些含氢键) 共价键金属键离子键硬度较小很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高，有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂难溶于常见溶剂大多易溶于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的能导电一般不具有导电性电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电物质类别及举例大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2 除外)、绝大多数有机物(有机盐除外) 部分非金属单质 (如金刚石、硅、晶体硼)、部分非金属化合物(如 SiC、SiO2) 金属单质与合金(如 Na、 Al、Fe、青铜) 金属氧化物(如 K2O、Na2O)、强碱 (如 KOH、NaOH)、绝大部分盐(如 NaCl) 3、常见分子晶体的晶胞 (1)CO2晶体晶胞：CO2分子间存在分子间作用力，CO2的晶胞呈面心立方体，立方体的每个顶点有一个 CO2分子，每个面上也有一个 CO2分子，因此，每个晶胞中有 4 个 CO2分子。在干冰晶体中，每个 CO2分子距离最接近且相等的 CO2 分子有 12 个 (在三个互相垂直的平面上个 4 个) (CO2晶体晶胞) (碘晶体的晶胞) (冰晶体) (2)冰晶体：水分子之间的相互作用除了范德华力还有氢键，而冰晶体水分子之间主要是依靠氢键形成的。由于氢键具有一定的方向性，中央的水分子与周围的四个水分子结合，边缘的四个水分子也按照同样的规律再与其他的水分子结合。在冰的晶体中，每个水分子周围只有 4 个紧邻的水分子，虽然氢键不属于化学键，却也具有方向性，即氢键的存在迫使在正四面体中心的水分子与四面体顶点方向的 4 个相邻的水分子相互吸引 (3)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有 12 个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式如：干冰、O2、I2、C60等分子 (4)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于 12 个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体 10 4、常见原子晶体的晶胞【硼晶体、金刚石、晶体硅、锗、SiO2、SiC(金刚砂)、BN(氮化硼)、Si3N4】 (1)金刚石 a、每个碳与相邻 4 个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为 109°28′ b、每个金刚石晶胞中含有 8 个碳原子，最小的碳环为 6 元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为 sp 3杂化 c、每个碳原子被 12 个六元环共用，每个共价键被 6 个六元环共用，一个六元环实际拥有 2 1 个碳原子 d、碳原子与共价键之比为 1：2，12g 金刚石中有 2 mol 共价键 (2)Si：由于 Si 与碳同主族，晶体 Si 的结构同金刚石的结构。将金刚石晶胞中的 C 原子全部换成 Si 原子，健长稍长些便可得到晶体硅的晶胞 (3)SiO2：在晶体硅的晶胞中，在每 2 个 Si 之间插入 1 个 O 原子，便可得到 SiO2晶胞 a、SiO2晶体中最小的环为 12 元环，即 6 个 O，6 个 Si b、每个 Si 与 4 个 O 以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有 1 个 Si，4 个“1 2 O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 c、每个 Si 原子被 12 个十二元环共用，每个 O 原子被 6 个十二元环共用 d、每个 SiO2晶胞中含有 8 个 Si 原子，含有 16 个 O 原子 e、硅原子与 Si—O 共价键之比为 1：4，1mol Si O2晶体中有 4mol 共价键 (4)SiC：将金刚石晶胞中的一个 C 原子周围与之连接的 4 个 C 原子全部换成 Si 原子，键长稍长些便可得到 SiC 的晶胞。(其中晶胞的 8 个顶点和 6 个面心为 Si 原子，4 个互不相邻的立方体体心的为 C 原子，反之亦可) a、每个 SiC 晶胞中含有 4 个硅原子，含有 4 个碳原子 b、1mol SiC 晶体中有 4mol Si—C 共价键 5、石墨晶体的结构——混合晶体 (1)结构：石墨不同于金刚石，它的碳原子不像金刚石的碳原子那样呈 sp 3杂化，而是呈 sp2 杂化，形成平面六元并环结构，因此石墨晶体是层状结构的，每一层内部碳原子间是共价键相维系，层内的碳原子的核间距为 142pm 层间距离为 335pm，说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的；石墨的二维结构内，每一个碳原子的配位数为 3，有一个末参与杂化的 2p 电子，它的原子轨道垂直于碳原子平面。石墨晶体中，既有共价键，又有金属键，还有范德华力，不能简单地归属于其中任何一种晶体，既不是原子晶体，也不是分子晶体，是一种混合晶体 (2)晶体微粒间的作用：碳原子间有共价键，层与层间有范德华力，金属键 (3)金刚石与石墨比较晶体比较金刚石石墨键长金刚石中 C—C>石墨中 C—C 键能金刚石<石墨键角 109°28′ 120° 稳定性金刚石<石墨熔、沸点金刚石<石墨杂化方式 sp 3 sp 2 配位数 4 3 晶体内的相互作用共价键共价键、金属键和范德华力结构特征正四面体形立体网状结构正六边形平面层状结构晶体类型原子晶体混合晶体有无未成键电子无有 11 6、金属晶体的四种堆积模型对比堆积模型简单立方堆积体心立方堆积 (钾型) 面心立方最密堆积(铜型) 六方最密堆积(镁型) 晶胞代表金属 Po Na K Fe Cu Ag Au Mg Zn Ti 配位数 6 8 12 12 晶胞占有的原子数原子半径(r) 与立方体边长为(a)的关系密度的表达式空间利用率表达式 (1)空间利用率的计算方法： 3 3 3 4 a r V V      空间利用率球数晶胞球 (2)配位数：在密堆积中，一个原子周围所邻接的原子的数目称为配位数。如果把金属原子视为一个球体，则一个圆球周围靠的最近的圆球为配位数 (3)六方最密堆积的空间利用率算法 7、常见离子晶体的晶胞【离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数】 (1)NaCl 晶体：一个 NaCl 晶胞中，有 4 个 Na +，有 4 个 Cl－ ①在 NaCl 晶体中，每个 Na +同时强烈吸引 6 个 Cl－，形成正八面体形；每个 Cl－同时强烈吸引 6 个 Na + ②在 NaCl 晶体中，Na + 和 Cl－的配位数分别为 6、6 ③在 NaCl 晶体中，每个 Na+周围与它最接近且距离相等的 Na+共有 12 个，每个 Cl－周围与它最接近且距离相等的 Cl－共有 12 个 (2)CsCl 晶体：一个 CsCl 晶胞中，有 1 个 Cs +，有 1 个 Cl－ ①在 CsCl 晶体中，每个 Cs +同时强烈吸引 8 个 Cl－ ,即 Cs +的配位数为 8，每个 Cl－同时强烈吸引 8 个 Cs +，即 Cl－的配位数为 8 ②在 CsCl 晶体中，每个 Cs+周围与它最接近且距离相等的 Cs +共有 6 个，形成正八面体形，在 CsCl 晶体中，每个 Cl－周围与它最接近且距离相等的 Cl－共有 6 个 (3)CaF2晶体 ①1 个 CaF2的晶胞中，有 4 个 Ca 2＋，有 8 个 F － ②CaF2的晶体中，Ca 2＋和 F －的配位数不同，Ca 2＋配位数是 8，F －的配位数是 4 12 (4)决定离子晶体结构(即配位数)的因素 ①几何因素——晶体中正、负离子的半径比晶体中正、负离子的半径比半径比（r+ /r _） 0.2～0.4 0.4～0.7 0.7～1.0 〉1.0 配位数 4 6 8 10 代表物 ZnS NaCl CsCl CsF 【结论】AB 型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大 ②电荷因素——晶体中正、负离子的电荷比 (5)晶格能 ①定义：气态离子形成 1mol 离子晶体时释放的能量叫晶格能，符号位 U，常用单位 KJ/mol，取正值 ②影响晶格能大小的因素：离子电荷越大，离子半径越小，则离子晶体的晶格能越大 ③晶格能的作用： a、晶格能越大，形成的离子晶体越稳定 b、晶格能越大，形成的离子晶体熔点越高，硬度越大 c、晶格能也影响了岩浆晶析的次序，晶格能越大，晶体的熔点越高，更容易在岩浆冷却过程中先结晶。因此，在岩浆中，晶格能越大的的矿物越容易结晶析出 (6)碳酸盐的热稳定性规律：碳酸盐的热分解是由于晶体中的阳离子结合碳酸根离子中的氧离子，使碳酸根离子分解为二氧化碳分子的结果 ①碳酸盐的分解温度与金属阳离子所带的电荷数及阳离子半径有关。碳酸盐的热稳定性是：碱金属的碳酸盐>IIB 族金属碳酸盐> 副族和过渡的碳酸盐，如：Na2CO3>MgCO3>FeCO3 ②在各族中，金属阳离子半径大的碳酸盐>金属离子小的碳酸盐，如：BaCO3>SrCO3>CaCO3>MgCO3 十、晶体熔、沸点的比较 1、不同类型晶体熔、沸点的比较 (1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体 (2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低 2、同种晶体类型熔、沸点的比较：则比较晶体内微粒之间相互作用力的大小 (1)原子晶体：看共价键的强弱，取决于键长即成键原子半径大小原子半径越小 ―→ 键长越短 ―→ 键能越大 ―→ 熔、沸点越高如：金刚石、金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低 (2)离子晶体：看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和带电荷数 ①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越大，其离子晶体的熔、沸点就越高如：熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl ②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大 (3)分子晶体：分子间作用力(一般先氢键后范德华力最后分子的极性) ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如 H2O>H2Te>H2Se>H2S。 ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如 SnH4>GeH4>SiH4>CH4。 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如 CO>N2、CH3OH>CH3CH3。 ④同分异构体支链越多，熔、沸点越低。如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3> (4)金属晶体：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数即金属原子的价电子数金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高如：熔、沸点：Na
下载帮助：	发表评论加入收藏夹错误报告
相关文件：	物质结构与性质课件高三化学物质结构与性质课件

推荐下载

最后更新

热门点击

Copyright © 2010-2011 jastkj.com. All Rights Reserved . 备案号：桂ICP备13000032号