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化学 选修三
原子结构与性质

原子结构 原子结构与元素的性质 共价键

分子结构与性质

分子的立体结构
分子的性质 晶体的常识 分子晶体与原子晶体 金属晶体 离子晶体

晶体结构与性质

第一章

原子的结构与性质
第一节 原子结构

一、开天辟地——原子的诞生
1、原子的诞生
宇宙大爆炸2小时:大量氢原子、少量氦原子 极少量锂原子 140亿年后的今天: 氢原子占88.6% 氦原子为氢原子数1/8 其他原子总数不到1%

99.7%

2、地球中的元素
绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅22种

地壳中含量在前五位:O、Si、Al、Fe、Ca

3、原子的认识过程
古希腊哲学家留基伯和德谟克立特

思辨精神

原子:源自古希腊语Atom,不可再分的微粒

1803年 道尔顿(英) 原子是微小的不可分割的实心球体

1897年,英国科学家汤姆生

枣糕模型

1911年,英国物理学家卢瑟福 电子绕核旋转的原子结构模型

1913年,丹麦科学家玻尔 行星轨道的原子结构模型

1926年,奥地利物理学家薛定谔等 以量子力学为基础提出电子云模型

质子 (正电) 中子 (不带电) 原子 不显 电性 核外电子 分层排布 (负电) 与物质化学性质密切相关 原子核 (正电)

二、能层与能级
1、能层
能层名称 电子层

一 二
L


M


N


O


P


Q

能层符号 K

从K至Q ,能层离核越远,能层能量越大 每层最多容纳电子的数量:2n2

2、能级
同一个能层中电子的能量相同的电子亚层 能级名称:s、p、d、f、g、h…… 能级符号:ns、np、nd、nf…… n代表能层 最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14

能层:

一 K

二 L

三 M

四…… N ……

能级: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

3、注意问题
①能层与能级的关系
每一能层的能级从s开始,s,p,d,f…… 能层中能级的数量不超过能层的序数 ②能量关系 EK﹤EL ﹤ EM ﹤ EN Ens﹤Enp ﹤ End ﹤ Enf Ens﹤E(n+1) s ﹤ E(n+2) s ﹤ E(n+3) s Enp﹤E(n+1)p ﹤ E(n+2)p ﹤ E(n+3)p

能层 K

L

M

N

能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

能级 电子 2 数
能层 2 电子 2n2 数

2 8

6

2

6

10

2

6

10 14 32 2n2

18
2n2

2n2

三、构造原理与电子排布式
1、构造原理
多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布

电子排布顺序 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → → 5s → 4d → 5p → → 6s → 4f → 5d → 6p……

2、电子排布式
①电子排布式
例:写出Zn的电子排布式 Zn为30号元素,电子共30个 依据构造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

书写时:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式

Zn:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
简 化 Zn:[Ar] 3d10 4s2 ②简化电子排布式 Ar

价层电子:主族、0族元素最外层 副族、Ⅷ族最外层和次外层
写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式

③特殊规则 例:写出Cr和Cu的电子排布式 全满规则 半满规则

四、电子云与原子轨道
1、电子云 薛定谔等 以量子力学为基础
①电子云 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间 的概率密度分布的形象化描述 小黑点:概率密度 单位体积内出现的概率

小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子!

②电子云轮廓图
电子出现的概率约为90%的空间 即精简版电子云 ③电子云轮廓图特点 a.形状 ns能级的电子云轮廓图:球形 np能级的电子云轮廓图:双纺锤形 nd能级的电子云轮廓图:多纺锤形

b.电子云扩展程度 同类电子云能层序数n越大,电子能量越 大,活动范围越大电子云越向外扩张

2、原子轨道
①定义 电子在原子核外的一个空间运动状态 ②原子轨道与能级 ndz2轨道 ns轨道 ns能级 ndx2 y2轨道 npx轨道 简 npy轨道 并 nd能级 ndxy轨道 np能级 轨 ndxz轨道 npz轨道 道 ndyz轨道


同一能级中的轨道能量相等,称为简并轨道

③原子轨道的电子云轮廓图
s轨道的电子云轮廓图 npx轨道电 子云轮廓图 npy轨道电 子云轮廓图 npz轨道电 子云轮廓图

nd轨道电子云轮廓图

五、泡利原理和洪特规则
核外电子的基本特征 主量子数 角量子数 磁量子数

量 子 化 描 述

能层
能级 轨道 自旋

大范围 小范围
公转 自转

自旋量子数

1、泡利原理

填多少

每个轨道最多只能容纳2个电子 且它们的自旋方向相反

2、洪特规则

怎么填

电子总是优先单独地占据简并轨道 且它们的自旋方向相同

3、电子排布图
例:写出O原子的电子排布图 O原子的电子排布式: 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p4

原子结构的表示方法 原子结构示意图

电子排布式

O原子:1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p4

电子排布图 O原子

六、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1、能量最低原理
能量最低原理:原子电子排布遵循构造原理 能使整个原子的能量处于最低

2、基态原子
基态原子:遵循泡利原理、洪特规则、能量 最低原理的原子 基态原子吸收能量后,电子发生跃迁变为激 发态原子

3、光谱
①吸收光谱 光亮普带上的孤立暗线 电子吸收能量跃迁时产生 ②发射光谱 暗背景下的孤立亮线 电子释放能量跃迁时产生 同种原子的两种光谱是可以互补的

第一章

原子的结构与性质
第二节 原子结构与元素性质

元素:具有相同核电荷数的一类原子的总称
核素:含有一定数目质子和中子的一种原子 同位素:质子数相同中子数不同的 同一种元素的不同原子 核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数

质量数A= 质子数Z+ 中子数N

一、原子结构与元素周期表
1、周期 元素周期表的横行
①特点 同周期元素电子层数相同 同周期元素从左至右原子依次序数递增

②周期的组成
短 周 期 长 周 期 周期序数 起始原子序数 终止原子序数 元素种类 1 2 2 一 3 10 8 二 11 18 8 三 19 36 18 四 37 54 18 五 55 86 32 六 87 118/112 32/26 七

第七周期也称为不完全周期
镧系:57~71 锕系:89~103

2、族 元素周期表的纵行
A结尾 ,ⅠA~ⅦA 7 主族:
族 16

B结尾 , ⅢB~ⅦB,ⅠB,ⅡB 7 副族: 1 Ⅷ族:
1 0族:

副族、Ⅷ族通称过渡元素,过渡金属 特点: 主族元素族序数=原子最外层电子数 一些族的别名

3、分区 按最后填入电子所属能级符号
ds区除外
s区 ⅠA、ⅡA 1、2 两列 d区 ⅢB~ⅦB、 Ⅷ 3 ~ 7、8 ~ 10 八列 ds区 ⅠB、ⅡB 11、12两列 p区 ⅢA~ⅦA、O 13 ~ 17、18 六列 f区

二、元素周期律
元素周期律:元素的性质随着原子序数 的递增而呈周期性的变化

1、原子半径
决定因素 层数 层数多半径大 电子间斥力大 核电 核电荷数大半径小 正负电荷 荷数 间引力大

同周期主族元素:从左至右原子半径递减 同主族元素:从上至下原子半径递增 电子层结构相同的离子原子序数小的半径大!

2、电离能
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最低能量 同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高

ⅡA、ⅤA反常!比下一主族的高
②逐级电离能 利用逐级电离能判断化合价

3、电负性
键合电子:参与化学键形成
原子的价电子 孤对电子:未参与化学键形成 ①电负性 不同元素的原子对键合电子吸引能力 电负性越大,对键合电子吸引能力越大 同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大 同主族元素从上至下电负性逐渐变小

②电负性应用 一般而言 金属<1.8,非金属>1.8 1.8左右的既有金属性,又有非金属性 对角线规则:元素周期表中的某些主族元素 其某些性质与右下角元素相似

4、金属性与非金属性
金属性:金属单质的还原性 非金属性:非金属单质的氧化性 同主族元素从上至下 金属性增强,非金属性减弱 同周期的主族元素从左至右 金属性减弱,非金属性增强

金属性强弱的判断依据

跟水(酸)反应置换出氢的难易程度
越容易发生,金属性越强 最高价氧化物对应水化物——最高价氢氧化物 碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强,金属性越强

金属活动性顺序 单质与盐溶液的置换反应
普通原电池正负极

非金属性强弱的判断依据 跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度
越易反应,非金属性越强

气态氢化物的稳定性
越稳定,非金属性越强 最高价氧化物对应水化物——最高价含氧酸

酸性强弱
酸性越强,非金属性越强

5、化合价
主族元素族序数=最高正价=价电子数 F、O
非金属最低负化合价=主族元素族序数—8

同周期的主族元素从左至右

化合价由+1→+7, -4 →0递增

第二章

分子的结构与性质
第一节 共价键

一、共价键
1、化学键及其分类
相邻原子或离子之间强烈的相互作用 金属键 金属晶体 分子晶体

按成键方式分为: 共价键
离子键

离子晶体

2、共价键
共价键:分子内原子间通过共用 电子对形成的相互作用 作用 共用电子对 本质: (两单个电子形成一对电子)
发生:分子内原子之间 于绝大多数物质中 存在: 酸、碱、盐、非金属氧化物 氢化物、有机物、非金属单质

3、共价键分类
按共用电子对的偏移 极性共价键 不同原子 成键 非极性共 同种原子 价键 成键

σ键
按成键方式 按电子云 重叠方式 π键

4、σ键
定义: 两个原子轨道沿键轴方向 以“头碰头”的方式重叠
H
H

H

H

H

H

H

Cl

H

Cl

①类型 s-s σ键 s-p σ键 p-p σ键 例:H2 例:HCl 例:Cl2
H H
Cl

H

H

H

②特点 头碰头 重叠程度大,稳定性高 轴对称 可绕键轴旋转

5、π键
定义: 两个原子轨道以平行 即“肩并肩”方式重叠

①类型

p-p π键 例:CH2=CH2

d-p π键 例:金属配合物 ②特点 肩并肩 重叠程度较小,稳定性较差 镜面对称 不能旋转

键型 项目
成键方向 牢固程度 成键判断规 律

σ键

π键

沿轴方向“头碰头” 电子云形状 轴对称 强度大,不易断

平行方向“肩并肩”
镜像对称 强度较小,易断

单键是σ键,双键中一个 σ键,另 一个是π键,共价三键中一个是σ键, 另两个为π键。

饱和性 共价键特征 方向性

σ键 共价键类型 (按电子云 重叠方式分)

s-s s-p p-p
p-p d-p

头碰头 轴对称 肩并肩 镜面对称

π键

二、键参数——键能、键长与键角
1、键能
失去电子 断键 吸收能量

吸引电子

成键

释放能量

气态基态原子形成1mol ①定义: 化学键释放的最低能量
②单位: kJ· -1 释放能量,取正值 mol ③意义: 键能越大,键越牢固,分子越稳定

观察表2-1 某些共价键的键能

同种元素形成的共价键的键能: ④结论: 单键<双键<叁键 σ键键能> π键键能

2、键长
①定义: 形成共价键的两个原子间的核间距
共价半径:同种原子的共价键键长的一半 稀有气体为单原子分子,无共价半径

②意义: 键长越短,键能越大,分子越稳定

观察表2-2 某些共价键的键能

同种元素间形成的共价键的键长: ③结论: 单键>双键>叁键

3、键角
①定义: 两个共价键之间的夹角
②常见键角: 共价键的方向性

CH4 CCl4 109°28′

NH3 107°18′

H2O 105°

CO2 180°

键能
衡量共价键的稳定性

键长
描述分子的立体结构

键角

三、等电子原理
1、定义:
原子总数相同、价电子总数相同的分子

2、特点:
具有相似的化学键特征 许多性质是相近的 注意:有时将原子总数、价电子总数相同的
离子也认为是等电子体

3、常见等电子微粒: 10e—、18e—

第二章

分子的结构与性质
第二节 分子的立体结构

一、形形色色的分子
1、三原子分子的空间结构
①直线型: CO2、HCN ②V型: H2O、SO2

2、四原子分子的空间结构
①平面三角型: 3、HCHO SO ②三角锥型: 3 NH

3、五原子分子的空间结构
①四面体:CCl4、 CH4 ②其它等

二、价层电子对互斥(VSEPR)理论
( Valence Shell Electron Pair Repulsion )

1、理论要点
共价分子中,中心原子周围电子对排布的 几何构型主要取决于中心原子的价层电子 对的数目。价层电子对各自占据的位置倾 向于彼此分离得尽可能的远,此时电子对 之间的斥力最小,整个分子最稳定。 价层电子对包括成键的σ电子对和孤电子对 不包括成键的π电子对 !

2、价层电子对数计算
①确定中心原子价层电子对数目 价层电 =(中心原子价电子数+结合原子数)/2 子对数 =配位原子数+孤电子对数 =σ键电子对数+孤电子对数 孤电子对数=价层电子对数 — 结合原子数
O、S为结合原子时,按“0 ”计算 N为结合原子时,按“- 1 ”计算 离子计算价电子对数目时,阴离子加上所带 电荷数,阳离子减去所带电荷数 价电子数出现奇数时,单电子当作电子对看待

化学式 HCN SO2 NH2- BF3 H3O+ SiCl4 CHCl3 NH4+ SO42-

价层电 子对数

结合的原 孤对电子 子数 对数

2
3 4 3 4 4 4 4 4

2 2
2 3 3 4 4 4 4

0 1
2 0 1 0 0 0 0

化学式 H2O SO3 NH3 CO2 SF4 SF6 PCl5 PCl3 CH4

价层电 子对数 4

3 4 2 5 6 5 4 4

结合的原 孤对电子 子数 对数 2 2 3 0 3 2 4 6 5 3 4 1 0 1 0

0 1 0

②确定价层电子对构型 价层电子 2 对数目 3 4 5 三角 双锥 6 正八 面体

价层电子 直 平面 正四 对构型 线 三角型 面体

注意:孤对电子的存在会改变键合电子对 的分布方向,从而改变化合物的键角 电子间斥力大小: 孤对间>孤对与键合间>键合间

3、确定分子构型
在价层电子对构型的基础上,去掉孤电子对 由真实原子形成的构型

电子对 数目 2

电子对的 空间构型 直线

成键电 子对数 2

孤电子 对数 0

电子对的 排列方式

分子的 空间构型 直线

实 例 BeCl2 CO2 BF3 SO3

3 3 三角型 2

0

三角型

1

V—型

SnBr2 PbCl2

电子对 数目

电子对的 空间构型

成键电 子对数

孤电子 对数

电子对的 排列方式

分子的 空间构型

实 例

4

0

四面体

CH4 CCl4 NH4+ SO42— NH3 PCl3 SO32- H3 O+

4

四面体

3

1

三角锥

2

2

V—型

H2O

电子对 数目

电子对的 空间构型

成键电 子对数

孤电子 对数

电子对的 排列方式

分子的 空间构型

实 例

5

0

三角双锥

PCl5

4
5 三角 双锥

1

变形 四面体

SF4

3

2

T—型

BrF3

2

3

直线型

XeF2

微粒

结构式

VESPR模型

分子或离子构型

HCN H NH4+ H 3O

H
H

C
H N H H

N


H O H



SO2 BF3

O

S
F B

O

F

F

1.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是 A.CO2 B.H2S B C.PCl3 D.SiCl4 2.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是 A.H2O B.CO2 BC C.C2H2 D.P4 3.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的 A.H3O + B.CO32— D C.PCl5 D.SF6

本节重点: 会利用VSEPR理论得出 孤电子对数 价层电子对构型 分子构型

三、杂化轨道理论
1、理论要点
① 同一原子中能量相近的不同种原子轨道 在成键过程中重新组合,形成一系列能量相等 的新轨道的过程叫杂化。形成的新轨道叫杂化 轨道,用于形成σ键或容纳孤对电子 ② 杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道 数目之和 ③ 杂化轨道成键能力强,有利于成键 ④ 杂化轨道成键时,满足化学键间最小排斥 原理,不同的杂化方式,键角大小不同 ⑤ 杂化轨道又分为等性和不等性杂化两种

2、杂化类型
① sp3杂化
2p
2s

以C原子为例
2s 2p

激发 基态

C

杂化
C

sp 杂 化

3

激发态

1个s轨道和3个p轨道杂化形成4个sp3杂化轨道
构型 109°28′ 正四面体型 4个sp3杂化轨可形成4个σ键 价层电子对数为4的中心原子 采用sp3杂化方式

② sp2杂化 以C原子为例
2p 2s
2s 2p

激发
基态

C

杂化
C

sp 杂 化

2

2p

1个s轨道和2个p轨道杂化形成3个sp2杂化轨道
+ +

激发态

-

3个sp2杂化轨道可形成3个σ键 剩下的一个未参与杂化 的p轨道用于形成π键 价层电子对数为3的中心原子 采用sp2杂化方式

+

构型 120° 正三角型

③ sp杂化 以C原子为例
2p 2s
2s 2p

激发
基态

C

杂化
C

sp 杂 化

2p

激发态

1个s轨道和1个p轨道杂化形成2个sp杂化轨道
+ -

- +

2个sp杂化轨道可形成2个σ键

剩下的两个未参与杂化的p轨道 构型 180° 用于形成π键 直线型 价层电子对数为2的中心原子采 用sp杂化方式

除C原子外,N、O原子均有以上杂化 N、O原子杂化时,因为有孤对电子的存在 称为不等性杂化 当发生sp2杂化时,孤对电子优先参与杂化 单电子所在轨道优先不杂化,以利于形成π键

④ 其它杂化方式

dsp2杂化、sp3d杂化、sp3d2杂化、d2sp3杂化、 sp3d2杂化 例如:sp3d2杂化:SF6
构型:四棱双锥 正八面体

此类杂化一般是金属作为中心原子 用于形成配位化合物

杂化 类型
杂化 轨道 轨道 夹角

sp
2 180°

sp2
3 120° 平面三角 型 BF3

sp3
4 109°28′

dsp2
4 180°/90°

sp3d
5 90°/120°/ 180 °

sp3d2 d2sp3
6 90°/180°

空间 直线型 构型 示例 BeCl2 CO2

正四面体
CH4 CCl4

平面正方形
Cu(NH3)42+

三角双锥
PCl5

正八面体
SF6 SiF62-

四、配合物理论简介
1、配位键
①定义:共用电子对由一个原子单方向 提供给另一个原子共用所形成| 的共价键称配位键。

② 表示方法 A→B

H H



H-N →H
③ 形成条件

一个原子有孤对电子,另一个原子有空轨道。

2、配位化合物
继续滴 CuSO4溶液 滴加氨水 加氨水 蓝色 深蓝色 天蓝色 沉淀 溶液 溶液 Cu(OH)2 NH H2O H2O Cu OH2

①配合物的形成

加乙醇 并静置 深蓝色 晶体
3

2+

2+ H3N Cu NH3 H3N [Cu(NH3) 4 ] SO4?H2O

H2O

Cu2++

2NH3· 2O = Cu(OH)2↓+ 2NH4 H

+

蓝色溶液

蓝色沉淀
]2+ + 2OH


Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4 蓝色沉淀

深蓝色溶液

H2O H2O Cu OH2

2+

NH3 H3N Cu NH3

2+

H2O 1Cu与4O形成的结构 为平面正方形

H3N 1Cu与4N形成的结构 为平面正方形

② 配合物的组成 配离子

内界

外界

[Ag(NH3)2] OH [Ag(NH3)2]+

(有时可能 Ag+中心离子 是中心原子) NH3配体 其中N为配位原子

配位数:配位原子的个数

常见配位原子:N、O、F、Cl、C、S

③ 常见配合物 Fe3+的检验 + 3SCN = Fe(SCN)3 黄色 血红色 Fe3+


Fe3+

+ nSCN = [Fe(SCN)n ]3-n (n=1-6) 血红色



银氨溶液的配制

Ag++ NH3· 2O = AgOH↓+ NH4+ H 白色沉淀 AgOH+2NH3· 2O = [Ag(NH3)2 H ]++ OH +2H2O


二氨合银离子 无色
冰晶石 冰晶石(六氟合铝酸钠):Na3[AlF6]

第二章

分子的结构与性质
第三节 分子的性质

一、键的极性和分子的极性
1、键的极性
极性共价键 按共用电子对的偏移

非极性共价键

①非极性共价键(非极性键) 由同种原子形成化学键

原子带相同电性,化合价相同

② 极性共价键(极性键) 由不同种原子形成化学键 电负性大(非金属性强)的原子 带负电,显负价

δ+

δCl

H

Cl

H

2、分子的极性
①非极性分子 正负电荷中心重合的分子 a.大部分单质分子 O3除外! b.对称性很好的分子 直线形AB2 例:CO2 正三角形AB3 例:BF3、SO3

正四面体形AB4 例:CH4 、 CCl4 其他正多面体形、对称性好的平面形 例:C60 、C6H6、C2H4 、C2H2

② 极性分子

正负电荷中心不重合的分子 大部分化合物分子

化学式 H2O SO3 NH3 CO2 SF4 SF6 PCl5 PCl3 CH4

是否极 性分子 是 否 是 否 是 否 否 是 否

化学式 HCN SO2 HCHO BF3 CH3OH CH3C(CH3) 3 CH2=CH2 PH3 CH≡CH

是否极 性分子 是 是 是 否 是 否 否 是 否

键的极性与分子极性的关系: A、由非极性键构成的分子一般是非极性分子

B、极性键结合形成的分子不一定为极性分子

二、范德华力及其对物质性质的影响
1、范德华力
把分子聚集在一起的作用力叫做分 子间作用力又叫范德华力

2、影响范德华力的因素
相对分子质量 相对分子质量越大 范德华力越大 分子的极性 分子极性越大 范德华力越大

3、范德华力对物质性质的影响
化学键影响的是分子的稳定性(化学性质)
范德华力影响的是分子熔沸点等(物理性质)

三、氢键
沸点/℃100
H2O

1、氢键的定义

75

50
25 HF H2Te SbH3 NH3 H2S HCl PH3 SiH4×

由已经与电负性很大的 0 -25 原子形成共价键的氢原 -50 子与另一个电负性很大 -75 的原子之间的作用力 -100
除范德华力以外的 另一种分子间作用 力,不是化学键
-125

H2Se
AsH3 HBr

HI

×

SnH4

×

GeH4

-150 CH 4

×

2

3

4

5 周期

一些氢化物沸点

2、表示方法
A—H…B A、B为N、O、F

“—”表示共价键 “…”表示形成的氢键
例如:氨水中的氢键 N—H…N N—H…O O—H…O O—H…N

3、氢键的分类
①分子内氢键

②分子间氢键

4、氢键的特征
①饱和性
一个氢原子只能形成一个氢键

中心原子有几对孤对电子就 可以形成几条氢键 ②方向性
分子间氢键为直线型 分子内氢键成一定角度

5、对物质性质的影响
氢键一种分子间作用力,影响的是物理性质 ①熔、沸点 分子间氢键使物质熔点升高 分子内氢键使物质熔点降低 ②溶解性

若可以形成氢键,则能增大物质溶解度
③其他方面

冰的密度小于水 形成缔合分子

四、溶解性
溶解性的影响因素

1、温度

2、压强

3、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。

4、氢键 5、化学反应

五、手性
手性碳原子: 连有四个不同的原子或原子团的碳原子。 手性异构体: 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子。 又称为对映异构体。 手性分子: 有手性异构体的分子。

练习:

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

C.CH3CH2OH

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

C.CH3CH2OH

2.下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是 ( ) Cl OH H A.OHC—CH—CH2OH B. OHC—CH—C—Cl OH Cl H Br C.HOOC—CH—C—C—Cl Br Br CH3 D.CH3—CH—C—CH3 CH3

2.下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是 ( ) Cl OH H A.OHC—CH—CH2OH B. OHC—CH—C—Cl OH Cl H Br C.HOOC—CH—C—C—Cl Br Br CH3 D.CH3—CH—C—CH3 CH3

六、无机含氧酸分子的酸性
1、利用规律
无机含氧酸可以写成(HO)mROn ,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。

2、最高价含氧酸酸性
非金属性强的元素,其最高价含氧酸酸性强

第三章

晶体的结构与性质
第一节 晶体的常识

一、晶体与非晶体
1、晶体与非晶体
晶体——具有规则几何外形的固体

非晶体——没有规则几何外形的固体 又称玻璃体
离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体

晶体

2、晶体与非晶体性质对比
本质差异
微观结构 各向异性 熔沸点 原子在三维空 强度、导 间里呈周期性 热性、光 有固定 晶体 有 熔沸点 有序排列 学性质等 无固定 原子排列相 非晶体 无 无 熔沸点 对无序 自范性 晶体能自发地呈现多面体外形的性质 自范性前提:晶体生长的速率适当 各向异性 不同方向上,性质有差异 自范性

3、晶体形成的途径

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、晶体的鉴别
①物理性质差异

如:外形、硬度、熔点、折光率
②最科学的方法是对固体进行X-射线衍射实验

[课堂练习]

1、下列关于晶体与非晶体的说法正确的是 A、晶体一定比非晶体的熔点高 B、晶体有自范性但排列无序 C C、非晶体无自范性而且排列无序 D、固体SiO2一定是晶体 2、区别晶体与非晶体最可靠的科学方法是 A、熔沸点 B、硬度 D C、颜色 D、x-射线衍射实验

二、晶胞
1、晶胞:描述晶体结构的基本单元
晶胞是无形的,是人为划定的

2、晶胞特征
一般是平行六面体 晶体由晶胞“无隙并置”而成 平行六 面体

无 隙 并 置

3、三种典型立方晶体结构

4.晶胞中原子个数的计算

晶胞顶角原子为8个晶胞共用,每个晶胞占1/8 晶胞棱上原子为4个晶胞共用,每个晶胞占1/4

晶胞面上原子为2个晶胞共用,每个晶胞占1/2 晶胞内部的原子为1个晶胞独自占有,即为1

1、现有甲、乙、丙、丁四种晶胞,可推 知:甲晶体中A与B的离子个数比 为 1:1 ;乙晶体的化学式为 C2D ; EF 丙晶体的化学式为______;丁晶体可能 XY3Z 的化学式为______。

2、下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(12)、 金刚石(C)晶胞的示意图,数一数,它们分别平均 含有几个原子?

Zn

Na

I2

金刚石

3、钙-钛矿晶胞结构如图所示。观察 钙-钛矿晶胞结构,求该晶体中,钙、 钛、氧的微粒个数比为多少?

4、下图是CO2分子晶体的晶胞结构示意图, 其中有多少个原子?

1 (8× 8

1 + 6 × 2 )×3 =12

5、最近发现一种由钛原子和碳原子构成的
气态团簇分子,如下图所示,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,它的化学式是 Ti14C13 。

第三章

晶体的结构与性质
第二节 分子晶体与原子晶体

一、分子晶体
1、分子晶体
概念: 只含分子的晶体 组成微粒:分子 化学式就是分子式 粒子间作用力: 分子内原子间以共价键结合 相邻分子间靠分子间作用力(范德 华力、氢键)相互吸引

2、常见的分子晶体
①所有非金属氢化物 ②部分非金属单质 ③部分非金属氧化物

④几乎所有的酸
⑤绝大多数有机物的晶体

3、结构特征
范德华力 分子间作用力 氢键

①若分子间只有范德华力时
以1个分子为中心,周围有12个紧邻分子,即 分子密堆积结构

CO2 干冰 晶胞

②若分子间主要为氢键时

以1个分子为中心,周围有4个相邻分子,即 分子非密堆积结构。如:HF 、NH3、冰等

氢键具有方向性

4、物理性质
熔沸点较低;易升华
硬度很小 固态和熔融状态时都不导电 只有酸的水溶液中有的导电 相似相溶原理

练习: 1.下列性质适合于分子晶体的是( BC ) A.熔点1070℃,易溶于水,水溶液导电 B.熔点10.31 ℃,液态不导电、水溶液能导电 C.易溶于CS2、熔点112.8 ℃,沸点444.6℃ D.熔点97.81℃,质软、导电、密度0.97g/cm3 2.共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不 同作用方式,下列物质中,只含有上述一种作用的是 ( B ) A.干冰 B.氯化钠 C.氢氧化钠 D.碘
3.下列分子晶体:①H2O ②HCl ③ HBr ④HI ⑤CO ⑥N2 ⑦H2熔沸点由高到低的顺序是( C ) A.①②③④⑤⑥⑦ B.④③②①⑤⑥⑦ C.①④③②⑤⑥⑦ D.⑦⑥⑤④③②①

4.当S03晶体熔化或气化时,下述各项中发生变化 的是( BD ) A.分子内化学键 B.分子间距离 C.分子构型 D.分子间作用力 5.下列过程中,共价键被破坏的是( D ) A.碘升华 B.溴蒸气被木炭吸附 C.酒精溶于水 D.HCl气体溶于水 6.下列有关共价化合物的说法: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都是由 分子构成 ⑤液态时不导电,其中一定正确的是( D ) A.①③④ B.②⑤ C.①②③④⑤ D.⑤

7.已知氯化铝的熔点为190℃(2.202×lO5Pa),但它在 180℃即开始升华。 共价化合物 (1)氯化铝是____________。(填“离子化合物”“共 价化合物”) (2)无水氯化铝在空气中强烈的“发烟”,其原因是 _____________________________________________ 氯化铝与空气中的水蒸气发生水解反应产生HCl气体, HCl在空气中形成酸雾而“发烟”。 _____________________________________________。 (3)设计一个可靠的实验,判断氧化铝是离子化合物 还是共价化合物。你设计的实验是 在其熔融状态下,试验其是否导电;若不导电是共价化合物。 ______________________________________________。 (4)在500K和1.01×105Pa时,它的蒸气密度(换算为标 准状况时)为11.92g·-1,试确定氯化铝在蒸气状态时的 L Al2Cl6 化学式为____________。

练习
1、下列物质属于分子晶体的化合物是( C )

A、石英

B、硫磺

C、干冰

D、食盐

2、干冰气化时,下列所述内容发生变化的是 A、分子内共价键 B、分子间作用力

BC

C、分子键距离

D、分子间的氢键

3、冰醋酸固体中不存在的作用力是( A ) A、离子键 C、非极性键 B、极性键 D、范德华力

4、水分子间存在着氢键的作用,使 水分子彼此结合而成(H2O)n。在 冰中每个水分子被4个水分子包围形 成变形的正四面体,通过“氢键”相 互连接成庞大的分子晶体,其结构如 图:试分析: ①1mol 冰中有

2

mol氢键?

②H2O的熔沸点比H2S高还是低?为 什么? 氢键

二、原子晶体
1、原子晶体
概念:原子间以共价键相结合而形成 空间网状结构的晶体 ,又称共价晶体
组成微粒:原子 无分子式 化学式表示原子最简整数比 粒子间作用力: 共价键

2、常见原子晶体
①某些非金属单质: 硼(B)、硅(Si) 锗(Ge)、金刚石(C)等

②某些非金属化合物:
SiC、BN、SiO2、Al2O3等

3、结构特征
晶体中只存在共价键,无单个分子存在; 晶体为空间网状结构。 二氧 化硅 金刚石

4、原子晶体的物理性质
熔沸点高
硬度大 一般不导电 难溶于溶剂

在SiO2晶体中,每个Si原子和( 4 )个O原 子形成( 4 )个共价键即每个Si原子周围 结合( 4 )个O原子;同时,每个O 原子和 ( 2 )个Si原子相结合。在SiO2晶体中,最 小的环是( 12 )元环。( 没有 )单个的 SiO2分子存在。

第三章

晶体的结构与性质
第三节 金属晶体

一、金属键
1、金属键
①定义
金属离子与自由电子之间强烈的相互作用 ②本质 金属原子的价电子发生脱落, 形成金属阳离子和自由电子 自由电子被所有原子所共用 从而把所有的金属原子维系在一起

电子气理论 无饱和性 无方向性

2、金属晶体
金属离子与自由电子通过金属键结合 而成的晶体叫做金属晶体 构成金属晶体的粒子: 金属离子、自由电子
粒子间的作用力:金属键

常见金属晶体 :金属、合金

3、金属性质与电子气理论
①金属导电性 电子气的运动是没有一定方向的,但在外 加电场的条件下,自由电子定向运动形成 电流,所以金属容易导电

②金属的导热性

自由电子在运动时与金属离子碰撞,把 能量从温度高的部分传到温度低的部分, 从而使整块金属达到相同的温度。
高温下热运动剧烈,因此电子的定向移 动程度减弱,所以,随着温度的升高, 金属的导电性减弱

③金属的延展性 金属离子和自由电子间相互作用没有方向性, 在外力作用下各原子层就会发生相对滑动, 但不会改变原来的排列方式,而且弥漫在金 属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠 之间润滑剂的作用

④金属的熔点、硬度

金属的熔点、硬度与金属键的强弱有关
金属键的强弱与离子半径、离子电荷有关

离子半径越小或离子所带电荷越多,则金属 键越强,金属的熔沸点越高、硬度越大。

二、金属晶体的原子堆积模型
1、几个概念
配位数:在晶体中与每个微粒紧密相邻 且距离相等的微粒个数

空间利用率:
晶体的空间被微粒占满的体积百分数

用来表示紧密堆积程度

金属的二维堆积方式

非密置层
配位数为4

密置层 配位数为6

2、金属的三维堆积方式
①简单立方堆积
唯一金属——钋

简单立方堆积的配位数 =6

简单立方堆积的空间占有率 =52%

球半径为r 正方体边长为a =2r

②体心立方堆积(钾型)K、Na、Fe

体心立方堆积的配位数 =8

体心立方堆积的空间占有率 =68%

体对角线长为c
面对角线长为b 棱线长为a 球半径为r c2=b2+a2 b2=a2+a2 c=4r (4r)2=3a2

③六方最密堆积(镁型)Mg、Zn、Ti
1 6 5 4

2 3

A

B
A B A

六方最密堆积的配位数 =12

六方最密堆积的晶胞

六方最密 堆积的晶胞

六方最密堆积的空间占有率 =74% 上下面为菱形 边长为半径的2倍 2r 高为2倍 正四面体的高

6 2? ? 2r 3

④面心立方最密堆积(铜型)Cu、Ag、Au A C B

A C
B A

1 6
5

2

3
4

立方面心最密堆积的配位数 =12

立方面心最密堆积的空间占有率 =74%

第三章

晶体的结构与性质
第四节 离子晶体

一、离子晶体
1、离子晶体
概念:由阳离子和阴离子通过离子键 结合而成的晶体叫做离子晶体
组成微粒:阴阳 无分子式 离子 化学式表示离子最简整数比 粒子间作用力: 离子键 配位数(缩写为C.N.) 一个离子周围最邻近的异电性离子的数目

2、常见离子晶体
强碱、金属氧化物、部分盐类 ①NaCl 晶体

阴离子配位数 6 阳离子配位数

6

NaCl 晶体

每个晶胞中 — Cl 有 4 个 Na 有 4
— —
+



每个Cl 周围最近且等距离的Cl 有 12 个 + + 每个Na 周围最近且等距离的Na 有 12 个

②CsCl 晶体

阴离子配位数 8 阳离子配位数

8

每个晶胞中 Cl 有 1




Cs 有 1

+



每个Cl 周围最近且等距离的Cl 有 6 + + 每个Cs 周围最近且等距离的Cs 有 6





个 个

CsCl晶胞

NaCl晶胞

③CaF2晶体

阴离子配位数

4
阳离子配位数 8

CaF2晶胞

每个F 周围最 — 近且等距离的F 有 6 个 2+ 每个Ca 周围 最近且等距离的 2+ Ca 有 12 个
每个晶胞中 8 F 有






CaF2晶胞

Ca 有 4 个

2+

3、影响离子晶体配位数的因素
①几何因素:晶体中正负离子的半径比 ②电荷因素:正负离子的电荷比

③键性因素:离子键的纯粹程度

4、离子晶体的物理性质
熔沸点较高,硬度较大,难挥发难压缩。
一般易溶于水,而难溶于非极性溶剂 固态不导电,水溶液或者熔融状态下能导电

二、晶格能
1、定义:
气态离子形成1摩离子晶体时释放的能量

2、晶格能的大小的影响因素
电荷、离子半径 随着离子电荷的增加或者核间距离的缩短 晶格能增大

晶格能越大,离子晶体越稳定 熔点越高,硬度越大


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