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物质结构与性质1-1


物质结构与性质
1-1原子结构与性质

重点掌握: 重点掌握:
1,基态原子(离子)电子排布式(1——36号) ,基态原子(离子)电子排布式( 号 价层电子(外围电子) 价层电子(外围电子)排布式 2,基态原子的电子排布图(轨道表示式) 2,基态原子的电子排布图(轨道表示式) 价层电子(外围电子)排布图(轨道表示式) 价层电子(外围电

子)排布图(轨道表示式) 3,泡利原理,洪特规则,特列(24号Cr,29 ,泡利原理,洪特规则,特列( 号 , 号Cu) ) 4,电离能(主要是第一电离能) ,电离能(主要是第一电离能) 5,电负性 ,

一,能层与能级
能层 一 二 三 四 五 六 七… 符号K L M N O P Q 最多电子数2 8 18 32 50 72 …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …… 最多电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 …… 轨道数:s能级1个轨道 p能级3个轨道 d 能级5个轨道 f能级7个轨道

1,原子核外电子排布原理
(1)能量最低原理:原子的核外电子排布遵循构 造原理,使整个原子的能量处于最低状态 (2)泡利原理:1个原子轨道里最多容纳2个电 子,且自旋方向相反. (3)洪特规则:电子排布在同一能级的不同轨道 时,总是优先单独点拨一个轨道,且自旋方向相 同. (4)特例:有少数元素的基态原子的电子排布对 于构造原理有1个电子的偏差.因为能量相同的原 子轨道在全充满(如p6和d10),半充满(如p3 和d5)和全空(如p0和d0)状态时,体系的能 量较低,原子较稳定.如24号元素铬(Cr)和29 号元素铜(Cu).

2,基态原子核外电子排布的表示方法: 基态原子核外电子排布的表示方法:
(1)原子结构示意图(或称原子构简图),会写1 -20号元素的 (2)电子式 (3)电子排布式:必须会写1-36号元素的. 如K:1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1 Ca:1s22s22p63s23p64s2(或[Ar]4s2 Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1 Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(或 [Ar]3d104s1 (4)电子排布图(轨道表示式):每个方框代表一 个原子轨道,每个箭头代表一个电子,如:

3,周期表中各元素可分为五个 区,如图

二,基态,激发态,光谱 基态,激发态,
1,基态原子:处于最低能量的原子叫做基 ,基态原子: 态原子. 2,激发态原子:当基态原子的电子吸收能 ,激发态原子: 量后,电子会跃迁到较高能级,变成激发 态原子. 3,原子光谱:不同元素的原子发生跃迁时 ,原子光谱: 会吸收或释放不同的光,可以用光谱仪摄 取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱, 总称原子光谱.

三,电子云与原子轨道
1,电子云:一种能够表示电子在一定时间内在 ,电子云: 核外空间各处出现机会的模型,来描述电子在核 外的运动. I,不存在,是个比喻 II,小黑点不代表电子,也不代表出现的轨迹或 痕迹 III,黑点的密度表示电子在核外出现的机会大小, 密度大,机会多,密度小,机会少 IV,电子云不都是球形的.一种形象比喻,密度 大的地方电子出现的概率大. 2,原子轨道:s轨道球形的,p轨道纺锤形 ,原子轨道:

四,原子半径: 原子半径:
同周期从左到右依次减小,同主族从上到 下依次增大.(Cl>Be)如右图 核外电子排布相同的离子,原子序数越大, 半径越小. 同种元素,核外电子越多,半径越大.

五,电离能: 电离能:
气态中性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. 态正离子所需要的最低能量. 同周期从左(碱金属)到右(稀有气体) 同周期从左(碱金属)到右(稀有气体) 整体增大(但第IIA族和第 整体增大(但第 族和第VA族比相邻主 族比相邻主 族和第 族的大) 族的大)如下图 同族从上到下逐渐减小. 同族从上到下逐渐减小.

六,电负性: 电负性:
1,化学键:原子之间产生的化学作用力. 2,键合电子:原子中用于形成化学键的电 子. 3,电负性:不同元素的原子对键合电子吸 引力的大小.电负性越大,吸引力越大, 电负性越大,吸引力越大, 电负性越大 即电负性越大,非金属性越大. 即电负性越大,非金属性越大. 一般以F:4.0,Li:1.0作相对标准.金属 一般小于1.8,非金属一般大于1.8 同周期,从左到右电负性逐渐增大;同主 族,从上到下逐渐减小.

第二章 分子结构与性质
重点掌握: 重点掌握: 1,б键,π键 , 键 键 2,等电子原理 , 3,分子的立体结构,含孤对电子的 模型, ,分子的立体结构,含孤对电子的VSEPR模型, 模型 路易斯结构式 4,杂化轨道理论 , 5,配合物理论 , 6,极性分子和非极性分子 , 7,分子间作用力和氢键 , 8,相似相溶原理 , 9,手性(了解) ,手性(了解) 10,无机含氧酸分子的酸性 ,

一,共价键:极性共价键(A-B型),非 共价键:极性共价键(A- 极性共价键(A 极性共价键(A-A型)
1,б键:共价单键,轴对称,电子云重叠 , 键 共价单键,轴对称, 程度较大,头碰头. 程度较大,头碰头 例如:H-H (s-s б键),H-Cl(s-p б 键),Cl-Cl(p-p б键) 2,π键:镜像对称,肩并肩. , 键 б键强度较大,π键不如键牢固,易断. 键强度较大, 键不如键牢固 易断. 键不如键牢固, 键强度较大

3,规律:共价单键为 键;共价双键,一 ,规律:共价单键为б键 共价双键, 个б键,一个 键;共价三键,一个 键, 键 一个π键 共价三键,一个б键 二个π键 二个 键. 例如:CH3-CH3 7个б键; 例如: 个 键 CH2=CH2 5个б键,一个 键. 个 键 一个π键 CH≡CH 3个б键,2个π键; ≡ 个 键 个 键 N2 一个б键 一个 键,2个π键; 个 键 CO2 2个б键,2个π键. 个 键 个 键

二,键参数: 键参数:
1,键能:气态基态原子形成1mol共价键释放的最低能 ,键能:气态基态原子形成 共价键释放的最低能 量. 例如:C-C 347.7kJ/mol C=C 例如: - = 615kJ/mol C≡C 812kJ/mol ≡ 键能越大,越稳定, 键能越大,越稳定,越不易被打断 2,键长:形成共价键 个原子之间的核间距. 个原子之间的核间距. ,键长:形成共价键2个原子之间的核间距 例如: - 例如:C-C 154pm C=C 133pm = C≡C 120pm ≡ 键长越知,键能越大,共价键越稳定. 键长越知,键能越大,共价键越稳定. 3,键角:2个共价键之间的夹角. 个共价键之间的夹角. ,键角: 个共价键之间的夹角 CO2 180° H2O 105° NH3 ° ° 107° CH4 109°28′ ° °

三,等电子原理: 等电子原理:
原子总数相同,价电子总数(主族元素最 原子总数相同,价电子总数( 外层电子数) 外层电子数)相同的分子 具有相似的化学特征, 具有相似的化学特征,许多性质 相近 例如: CO2和N3-, 例如:CO和N2 和 NO2+

四,价层电子对互斥模型(VSEPR模型): 模型): 价层电子对互斥模型(VSEPR模型
可预测分子的立体结构. 可预测分子的立体结构.

中心原子价层电子对=成键对数+ 中心原子价层电子对=成键对数+孤电子对数

直线型 2对 对 SP杂化 杂化 平面三 角型 3对 对 SP2杂 化 V型 型 4对=2+2 对 SP3杂化

三角锥型 4对=3+1 对
SP3杂化

正四面体 4对=4+0 对
SP3杂化
化学式 路易斯结构式 含孤对电子的VSEPR模型 模型 含孤对电子的 分子的立体结构模型

五,杂化轨道理论简介 是一种价键理论,是鲍林为了解释分子的立体结 是一种价键理论, 构提出的. 构提出的.

一般规律: 一般规律:
成键原子数+孤对电子对数= 成键原子数+孤对电子对数=4 sp3杂化 如:CH4 CCl4 H2O NH3 CH3CH3 PCl3 成键原子数+孤对电子对数= 成键原子数+孤对电子对数=3 sp2杂化 如:CH2O SO2 SO3 BF3 CH2=CH2 成键原子数+孤对电子对数=2 sp杂化 成键原子数+孤对电子对数= 杂化 HCN 如:CO2 BeCl2 CH≡CH ≡ 成键原子数+孤对电子对数= 杂化 成键原子数+孤对电子对数=5 sp3d杂化 如: PCl5 成键原子数+孤对电子对数=6 sp3d2杂化 如: 成键原子数+孤对电子对数= SF6

六,配合物理论简介 配位化合物:金属离子(或原子)与某些分子或离子(称 金属离子( 金属离子 或原子)与某些分子或离子( 为配体)以配位键结合而成的化合物. 为配体)以配位键结合而成的化合物 例如:Cu2+在水溶液中呈天蓝色,天蓝色物是水合铜离 子:[Cu(H2O)4]2+ 铜离子与水分子之间的化学键是由水分子提供孤对电子对 给予铜离子,铜离子接受水分子的孤对电子形成的,这类 "电子对给予-接受键"被称为配位键. 中心离子:Cu2+ 配体:H2O 配位数:4 再如:向CuSO4溶液中加氨水,先形成难溶物,继续加, 溶解,得深蓝色透明溶液,加乙醇,得蓝色晶体 ([Cu(NH3)4]SO4H2O), 深蓝色物:[Cu(NH3)4]2+ 中心离子:Cu2+ 配体: 中心离子: 配体: NH3 配位数:4 配位数: Ag(NH3)2OH 中心离子:Ag+ 配体:NH3 配位数:2 Fe3+和SCN-形成的配离子:[Fe(SCN)n]-(n-3) (n =1~6)

七,键的极性和分子的极性
1,键的极性:极性共价键(A-B型)和 非极性共价键(A-A型) 2,分子的极性: 极性分子:正电中心和负电中心不重合. 极性分子:正电中心和负电中心不重合. 常见:HCl,H2O,NH3,HCN, 常见: , , , CH3Cl,H2O2,SO2等. , 非极性分子:正电中心和负电中心重合. 非极性分子:正电中心和负电中心重合. 常见:H2,O2,Cl2,P4,C60等非金属 常见: 单质, 单质,SO3,CO2,CH4,BF3,CCl4等.

八,范德华力及其对物质性质的影响
分子之间存在着相互作用力,称为范德华力,不 属于化学键,比化学键弱.

相对分子质量越大,范德华力越大;分子 相对分子质量越大,范德华力越大; 的极性越大, 的极性越大,范德华力也越大.
分子间的作用力,主要影响物质(由分子构成的 分子间的作用力,主要影响物质( 物质)的熔沸点,组成和结构相似的物质, 物质)的熔沸点,组成和结构相似的物质,相对 分子质量越大,分子间作用力越大,熔沸点越高. 分子质量越大,分子间作用力越大,熔沸点越高. 例如:F2<Cl2<Br2<I2 He<Ne<Ar<Kr< Xe CF4<CCl4<CBr4<CI4 HCl<HBr<HI H2S<H2Se<H2Te PH3< AsH3<SbH3

九,氢键及其对物质性质的影响
氢键是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(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很 强的原子(如水分子中的氧)之间的作用力. 表示法 表示法:A—H……B A,B都是 ,O,F. 都是N, , . , 都是 例如:氨水中存在的氢键可表示为: 例如:氨水中存在的氢键可表示为: N—H……N N—H……O O—H……O O—H……N 氢键的存在,大大加强了水分子之间的作用力, 使水的熔,沸点较高. 实验还证明,接近水的沸点的水蒸气的相对分子 质量测定值比用化学式H2O计算出来的相对分子 质量大一些.用氢键能够解释这种异常性:接近 水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键 而"缔合",形成所谓"缔合分子".

氢键 氢键普遍存在于已经与N,O,F等电负性很大的 , , 原子形成共价键的氢原子与另外的N,O,F等电 负性很大的原子之间. 例如:不仅氟化氢分子之间以及氨分子之间存在 氢键,而且它们跟水分子之间也存在氢键. 氢键不仅存在于分子之间,有时也存在于分子内. 如图: 分子内氢键 分子间氢键 氢键属于于种较弱的作用力,其大小介于范德华 力和化学键之间,不属于化学键 水结冰,冰的密度比水小 冰的密度比水小,与氢键有关. 冰的密度比水小 有氢键的物质 熔沸点反常高 有氢键的物质,熔沸点反常高 熔沸点反常高. 例如:HCl<HBr<HI<HF;H2S<H2Se< H2Te<H2O;PH3<AsH3<SbH3<NH3

十,溶解性: 溶解性: 相似相溶: 相似相溶: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. 例如:蔗糖和氨易溶于水,难溶于四氯化碳; 萘和碘易溶于四氯化碳,难溶于水. 如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作 用力越大,溶解性越好. 十一,手性: 十一,手性:
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.有手性异构体的分子叫做手性分子. 一般有机物,如果有一个碳周围连接四个不同的原子或 如果有一个碳周围连接四个不同的原子或 原子团,这种分子具有手性. 原子团,这种分子具有手性.

十二,无机含氧酸分子的酸性: 十二,无机含氧酸分子的酸性:
H2SO3 < H2SO4 HNO2 < HNO3 HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4 对于含氧酸(HO)mROn,如果成酸元素R 相同,羟基个数相同(m相同),n值越大, 酸性越强. 对于成酸元素R(中心原子)不同,羟基个 数不同,规律类似: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 非羟基氧的个数 非羟基氧的 增大而增大.即(HO)mROn中n值越大, 酸性越强.

第三章 晶体结构与性质
重点掌握: 重点掌握: 1,晶胞,均摊法 ,晶胞, 2,分子晶体 , 3,原子晶体 , 4,金属晶体 , 5,离子晶体 , 6,晶格能 ,

一,晶体与非晶体: 晶体与非晶体: 1,晶体:结构特性:结构微粒周期性有序排列. 性质特性:有自范性,固定熔点,对称 性,各向异性. 自范性:晶体能自发地呈现多面体外形的性质. 呈现自范性条件:晶体生长速率适当. 2,非晶体:结构特性:结构微粒无序排列. 性质特性:没有自范性,固定熔点, 对称性,各向异性. 3,晶胞:描述晶体结构的基本单元.晶胞在晶体 中的排列呈"无隙并置".

4,晶胞中微粒数目的计算: 晶胞中微粒数目的计算:
计算晶胞中微粒的常用方法是均摊法.均摊法是指每个晶 胞平均拥有的粒子数目.如某个粒子为n个晶胞所共有, 则该粒子有1/n属于这个晶胞. 例如:长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算: 长方体( 长方体 正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算: (1)处于顶点的粒子,同时为 个晶胞所共有,每个粒 个晶胞所共有, )处于顶点的粒子,同时为8个晶胞所共有 子有1/8属于该晶胞. 属于该晶胞. 子有 属于该晶胞 (2)处于棱上的粒子,同时为 个晶胞所共有,每个粒 个晶胞所共有, )处于棱上的粒子,同时为4个晶胞所共有 子有1/4属于该晶胞. 属于该晶胞. 子有 属于该晶胞 (3)处于面上的粒子,同时为2个晶胞所共有,每个粒 )处于面上的粒子,同时为 个晶胞所共有, 个晶胞所共有 子有1/2属于该晶胞. 属于该晶胞. 子有 属于该晶胞 (4)处于晶胞内部的粒子,则完全属于该晶胞. )处于晶胞内部的粒子,则完全属于该晶胞. 非长方体(正方体)晶胞中粒子视具体情况而定,如石墨 非长方体(正方体)晶胞中粒子视具体情况而定, 晶胞每一层内碳原子排成六边形,其顶点( 个碳原子 个碳原子) 晶胞每一层内碳原子排成六边形,其顶点(1个碳原子) 被三个六边形共有,每个六边形占1/3. 被三个六边形共有,每个六边形占 .

二,分子晶体:只含分子的晶体 分子晶体:
1,特点:相邻分子靠分子间作用力相互吸收,低熔点,升华, 硬度小.一般不导电,溶于水后有的导电. 2,常见分子晶体: ①所有非金属氢化物,如H2O,H2S,NH3,HCl,CH4,烃 等. ②部分非金属单质,如卤素(X2),O2,硫(S2,S4,S6, S8),N2,白磷(P4),C60等. ③部分非金属氧化物,如CO2,P4O6,P4O10,SO2等. ④几乎所有的酸. ⑤绝大多数有机物的晶体. 3,结构特征:如果分子间作用力只是范德华力,若以一个分 子为中心,其周围通常可以有12个紧邻的分子.例如:干冰 (CO2晶体)

三,原子晶体: 原子晶体:
所有原子都以共价键相互结合,整块晶体是一个三 维的共价键网状结构.

1,特性:高硬度,高熔点. 2,常见原子晶体:金刚石,晶体硅(Si),二 氧化硅(SiO2),晶体硼(B),锗(Ge), 碳化硅(SiC,俗称金刚砂),氮化硼 (BN),氮化硅(Si3N4). 金刚石键角为109°28′,每个最小环上有6个 碳原子.每个碳原子平均占有2个键.右侧晶 胞中平均含有8个碳.

四,离子晶体: 离子晶体: 1,NaCl型:在晶体中,每个Na+同时吸引6 NaCl型:在晶体中,每个Na+同时吸引6 个Cl-,每个Cl-同时吸引6个Na+,配位数 Cl-,每个Cl-同时吸引6 Na+,配位数 为6.每个晶胞含4个Na+和4个Cl-.如下 .每个晶胞含4 Na+和 Cl-.如下 图:

2,CsCl型:在晶体中,每个Cs+同时 CsCl型:在晶体中,每个Cs+同时 吸引8 Cl-,每个Cl-同时吸引8 吸引8个Cl-,每个Cl-同时吸引8个 Cs+,配位数为8.每个晶胞含1 Cs+,配位数为8.每个晶胞含1个Cs+ 和1个Cl-.如下图: Cl-.如下图:

3,CaF2型:Ca2+的配位数为8,F-的配 位数为4.每个晶胞平均含 个Ca2+,8个F-. 每个晶胞平均含4个 个 4,特点:离子间存在着较强的离子键,硬 度大,较高的熔点和沸点.晶体不导电, 水溶液或熔融态导电. 5,常见的离子晶体:金属氧化物(K2O, Na2O2,Na2O等),强碱,绝大多数盐. Na2O2 Na2O 6,晶格能:气态离子形成1mol离子晶体 释放的能量. 晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,而 晶格能越大,形成的离子晶体越稳定, 且熔点越高,硬度越大. 且熔点越高,硬度越大.

五,金属晶体: 金属晶体:
1,电子气理论:描述为金属原子脱落下来 的价电子形成遍布整块晶体的"电子气", 被所有原子所共用,从而把所有的金属原 维系在一起.如右图:
2,金属晶体的原子堆积模型: ,金属晶体的原子堆积模型: (1)简单立方堆积: )简单立方堆积: :(体心立方密堆积 (2)钾型:(体心立方密堆积): )钾型:(体心立方密堆积): :(六方密堆积 (3)镁型:(六方密堆积): )镁型:(六方密堆积): :(面心立方密堆积 (4)铜型:(面心立方密堆积): )铜型:(面心立方密堆积):

1)简单立方堆积: )简单立方堆积:

:(体心立方密堆积 (2)钾型:(体心立方密堆积): )钾型:(体心立方密堆积):

3)镁型:(六方密堆积): :(六方密堆积 (3)镁型:(六方密堆积):

:(面心立方密堆积 (4)铜型:(面心立方密堆积): )铜型:(面心立方密堆积):

六,晶体熔,沸点高低的比较: 晶体熔,沸点高低的比较:
1,不同类型晶体的熔,沸点一般规律:原 子晶体>离子晶体>分子晶体 金属晶体的熔,沸点差别很大,如钨, 铂等沸点很高,如汞,镓铯等沸点很低. 2,原子晶体:由共价键形成的原子晶体中, 原子半径小的键长短,键能大,晶体的熔, 沸点高. 如:熔点:金刚石>碳化硅>晶体硅 3,离子晶体:一般,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 越强,其离子晶体的熔,沸点就越高,如 熔点:MgO>MgCl2>NaCl>CsCl

4,分子晶体: (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,沸点反应常的高. 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:正戊 烷>异戊烷>新戊烷 5,金属晶体: 金属离子半径越小,离子电荷越多,其金属键越强,金属 熔,沸点就越高,如Al>Mg>Na

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