选修三物质结构与性质

1、原子结构与性质原子结构与性质 分子结构与性质分子结构与性质 晶体结构与性质晶体结构与性质 原子结构原子结构原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质 共价键共价键 分子的立体结构分子的立体结构 分子的性质分子的性质 晶体的常识晶体的常识 分子晶体与原子晶体分子晶体与原子晶体 金属晶体金属晶体 离子晶体离子晶体 第一章 原子的结构与性质第一节 原子结构1926年，奥地利物理学家年，奥地利物理学家薛定谔薛定谔等等以以量子力学量子力学为基础提出为基础提出电子云模型电子云模型 原子原子原子核原子核核外电子核外电子质子质子中子中子（正电）（正电）不显不显电性电性 （负电）（负电）（正电）（正电）（不带电）

2、（不带电）分层排布分层排布与物质化学性质密切相关与物质化学性质密切相关 学学 与与 问问核外电子是怎样排布的？核外电子是怎样排布的？二、能层与能级二、能层与能级1 1、能层、能层 电子层电子层 能层名称能层名称 能层符号能层符号 一一 二二 三三 四四 五五 六六 七七 K L M N O P Q 从从K至至Q ，能层离核越远，能层能量越大，能层离核越远，能层能量越大每层最多每层最多容纳电子的数量：容纳电子的数量：2n2 2 2、能级、能级 同一个能层中电子的能量相同的电子亚层同一个能层中电子的能量相同的电子亚层 能级名称：能级名称：s、p、d、f、g、h 能级符号：能级符号：ns、np、nd

3、、nf n代表能层代表能层 能层能层: 一一 二二 三三 四四 K L M N 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 能级：能级： 最多最多容纳电子的数量容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:143 3、注意问题、注意问题 能层与能级的关系能层与能级的关系 每一能层的能级从每一能层的能级从s开始，开始，s,p,d,f 能层中能级的序数不超过能层的序数能层中能级的序数不超过能层的序数 能量关系能量关系 EKEL EM EN EnsEnp End Enf EnsE(n+1) s E(n+2) s E(n+3) s EnpE(n+1)p E(n+2)p E(n+3)p

4、任一能层的能级数等于该能层的序数，依次用ns、np、nd、nf等表示不同能层中，能级的能量高低是 1s2s3s4s.2p3p4p不同能层中，符号相同的能级中容纳的最多电子数相同以s、p、d、f排序的各能级可容纳的的最多电子数 依次为2、6、10、141、3、5、7的二倍。在同一能层中，能级的能量高低是 nsnpndnf能级分裂K L M N O+能级能级1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f能级（电子亚层） 在多电子原子中，同一能层的电子，能量可以不同，可以把它们分成能级。最多容纳电子数22 62 6 102 6 1014能层能层KLMN能级能级 能级能级电子电子数数能层能层电子

5、电子数数1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 2 2 2 2 6 6 6 10 10 14 2 2n2 8 18 32 2n2 2n2 2n2 三、构造原理与电子排布式三、构造原理与电子排布式 1 1、构造原理、构造原理 多电子多电子基态原子基态原子的的电子电子按按能级交错能级交错的形式的形式排布排布 电子排布顺序电子排布顺序 2 2、电子排布式、电子排布式 例：写出例：写出Zn的电子排布式的电子排布式 Zn为为30号元素，电子共号元素，电子共30个个 依据构造原理依据构造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 电子排布式：电子排布式：1s2 2s

6、2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式的电子排布式 电子排布式电子排布式 Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar简化简化 Zn：Ar 3d10 4s2 简化简化电子排布式电子排布式 写出写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式的简化电子排布式 电子排布式电子排布式表示该能级填充的电子数目能级 虽先排4s后排3d ，但电子排布式中先写3d，后写4s。26Fe（铁）电子排布式中最后2个能级应写为3d64s2，而不能写成4s23d6。在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边， 不能按填

7、充顺序写。失电子的顺序： 从外层到内层逐渐失去能层Fe：1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+ ：1s22s22p63s23p63d6Fe3+ ：1s22s22p63s23p63d5原子序数元素名称元素符号电子排布 K L M N1氢H2氦He3锂Li4铍Be5硼B6碳C7氮N8氧O9氟F10氖Ne1s11s2 2s11s21s2 2s21s2 2s22p11s2 2s22p21s2 2s22p31s2 2s22p41s2 2s22p51s2 2s22p6原子序数元素名称元素符号电子排布 K L M N11钠Na12镁Mg13铝Al14硅Si15磷P16硫S17氯Cl18氩Ar1s

8、2 2s22p6 3s11s2 2s22p6 3s21s2 2s22p6 3s23p11s2 2s22p6 3s23p21s2 2s22p6 3s23p31s2 2s22p6 3s23p41s2 2s22p6 3s23p51s2 2s22p6 3s23p6原子序数元素名称元素符号电子排布 K L M N19钾K20钙Ca21钪Sc22钛Ti23钒V24铬Cr25锰Mn26铁Fe27钴Co28镍Ni1s2 2s22p6 3s23p6 4s11s2 2s22p6 3s23p6 4s21s2 2s22p6 3s23p63d1 4s21s2 2s22p6 3s23p63d2 4s21s2 2s22p6

9、 3s23p63d3 4s21s2 2s22p6 3s23p63d5 4s11s2 2s22p6 3s23p63d5 4s21s2 2s22p6 3s23p63d6 4s21s2 2s22p6 3s23p63d7 4s21s2 2s22p6 3s23p63d8 4s2原子序数元素名称元素符号电子排布 K L M N29铜Cu30锌Zn31镓Ga32锗Ge33砷As34硒Se35溴Br36氪Kr1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p11s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p21s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p31s2 2s22p6 3s23p63

10、d10 4s24p41s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p51s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p61s2 2s22p6 3s23p63d10 4s11s2 2s22p6 3s23p63d10 4s2【思考】是否所有元素的基态原子的电子排布都遵循构造 原理？铬、铜、银、金等特殊规则特殊规则 例：写出例：写出Cr和和Cu的电子排布式的电子排布式 全满规则全满规则半满规则半满规则【练习】请写出K+、S2-、 Cu2+ 离子的电子排布式？K+ ：1s22s22p63s23p6S2- ：1s22s22p63s23p6Cu2+ ：1s22s22p63s23p63d9四、电

11、子云与原子轨道四、电子云与原子轨道 1 1、电子云、电子云 以以量子力学量子力学为基础为基础 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空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间的概率密度分布的形象化描述小黑点：概率密度小黑点：概率密度 单位体积内出现的概率单位体积内出现的概率 小黑点越密概率密度越大小黑点越密概率密度越大 电子云电子云 小黑点不是电子！小黑点不是电子！电子云轮廓图电子云轮廓图 电子出现的概率约为电子出现的概率约为90%的空间的空间 即精简版电子云即精简版电子云 电子云轮廓图特点电子云轮廓图特点 a.形状形状 nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形能级的电子云轮

12、廓图：多纺锤形 ns能级的电子云轮廓图：球形能级的电子云轮廓图：球形 np能级的电子云轮廓图：双纺锤形能级的电子云轮廓图：双纺锤形 b.电子云扩展程度电子云扩展程度 同类电子云能层序数同类电子云能层序数n越大，电子能量越越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张大，活动范围越大电子云越向外扩张 2 2、原子轨道、原子轨道 电子在原子核外的一个空间运动状态电子在原子核外的一个空间运动状态 定义定义 原子轨道与能级原子轨道与能级 ns能级能级 ns轨道轨道np能级能级 npx轨道轨道 npy轨道轨道 npz轨道轨道 nd能级能级 ndz2轨道轨道 ndx2y2轨道轨道 ndxy轨道轨道 n

13、dxz轨道轨道 ndyz轨道轨道 同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道 简简并并轨轨道道原子轨道：50%90%绘制电子云的轮廓图的方法：等密度面电子云轮廓图：表示电子在核外空间经常出现的区域。 常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，把这种电子云轮廓图称为原子轨道原子轨道的电子云轮廓图原子轨道的电子云轮廓图 s轨道的电子云轮廓图轨道的电子云轮廓图npx轨道电轨道电子云轮廓图子云轮廓图 npy轨道电轨道电子云轮廓图子云轮廓图 npz轨道电轨道电子云轮廓图子云轮廓图 s能级的原子轨道图（球形）ns能级只有一个原子轨道，球形n越大，原子轨道半径越大p能级的原

14、子轨道图（纺锤形）np能级有三个能量相等能量相等的原子轨道，px、py、pz，纺锤形，相互垂直。 n越大，原子轨道半径越大2p3pnd轨道电子云轮廓图轨道电子云轮廓图 d能级的原子轨道图 nd能级有5个能量相等的原子轨道五、泡利原理和洪特规则五、泡利原理和洪特规则 核外电子的基本特征核外电子的基本特征能层能层 能级能级 轨道轨道 自旋自旋 公转公转 自转自转 大范围大范围 小范围小范围 1 1、泡利原理、泡利原理 每个轨道最多只能容纳每个轨道最多只能容纳2个电子个电子 且它们的自旋方向相反且它们的自旋方向相反 2 2、洪特规则、洪特规则 电子总是优先单独地占据简并轨道电子总是优先单独地占据简并

15、轨道 且它们的自旋方向相同且它们的自旋方向相同 怎么填怎么填 填多少填多少 洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。总能量最低能量最低原理的特例推论：当轨道被电子半充满或全充满时最稳定。【思考】从洪特规则解释Cr和Cu的核外电子排布？即p3、d5、f7半充满和p6、d10、f14全充满稳定3 3、电子排布图、电子排布图 例：写出例：写出O原子的电子排布图原子的电子排布图 O原子的电子排布式：原子的电子排布式： 1s2 2s2 2p41s2 2s2 2p4LiBeBC1s2s1s2s2p1s2s2p1s2sNO1s2s2p1s2s2pFNe1s2s

16、2p1s2s2p【思考】请写出第二周期元素原子的电子排布图（即轨 道表示式）？【练习】某元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电 子。请写出该元素原子的价层电子的轨道表示式 ？【练习】请写出第四周期元素的电子排布的轨道表示式O2s2pF2s2p【练习】某元素原子的L层上有3对成对电子。请写出该 元素原子的价层电子的轨道表示式 ？C2s2p原子结构的表示方法原子结构的表示方法 原子结构示意图原子结构示意图 电子排布式电子排布式 O原子：原子：1s2 2s2 2p4电子排布图电子排布图 1s2 2s2 2p4O原子原子六、能量最低原理、基态与激发态、光谱六、能量最低原理、基态与激发态、光谱 1 1

17、、能量最低原理、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能使整个原子的能量处于最低 基态原子：基态原子：遵循泡利原理、洪特规则、能量遵循泡利原理、洪特规则、能量 最低原理的原子最低原理的原子 2 2、基态原子、基态原子 基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激发态原子发态原子 基态激发态吸收能量释放能量光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一吸收光谱发射光谱原子光谱 不同元素的原子发生跃迁时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。核外电

18、子的跃迁节日燃放的焰火与金属内层的电子跃迁有关激光的产生与电子受激跃迁有关3 3、光谱、光谱 吸收光谱吸收光谱 发射光谱发射光谱 光亮普带上的孤立暗线光亮普带上的孤立暗线电子吸收能量跃迁时产生电子吸收能量跃迁时产生暗背景下的孤立亮线暗背景下的孤立亮线电子释放能量跃迁时产生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同种原子的两种光谱是可以互补的Li、He、Hg发射光谱Li、He、Hg吸收光谱【思考】下面是部分元素的发射光谱和吸收光谱：（2）为什么不同元素原子具有不同的特征光谱？不同原子的能级结构不同，发出的谱线的特征不同不同原子的能级结构不同，发出的谱线的特征不同（1）同一元素发射光谱

19、和吸收光谱有什么差异？1、能量最低原理、能量最低原理 原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称的能量处于最低状态，简称能量最低原理能量最低原理。2、基态原子与激发态原子、基态原子与激发态原子 处于最低能量的原子叫做处于最低能量的原子叫做基态原子基态原子，当基态，当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成级，变成激发态原子激发态原子。归纳总结归纳总结3、基态、激发态相互转化与能量的关系、基态、激发态相互转化与能量的关系基态原子基态原子 激发态原子激发态原子 光（辐射）是电子释放能量的重

20、要形式之一；光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一；吸收能量吸收能量释放能量释放能量在日常生活中，我们看到的许多可见光，在日常生活中，我们看到的许多可见光，如如灯光、霓虹灯光、激光、焰火灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。核外电子发生跃迁释放能量有关。课堂练习课堂练习1_ ,简称能量最低原理。简称能量最低原理。_叫做基态原子叫做基态原子 1 1、当基态原子的电子吸收能量后，电子会、当基态原子的电子吸收能量后，电子会_，变成激发态原子。电子从较，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，

21、将基态时，将_能量。光（辐射）是电能量。光（辐射）是电子子_能量的重要形式之一能量的重要形式之一。原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态能量处于最低状态 处于最低能量的原子处于最低能量的原子跃迁到较高能级跃迁到较高能级 释放释放 释放释放 3 3、不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放、不同元素的原子发生跃迁时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不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的的_光谱或光谱或_光谱，总称光谱，总称_光谱。许多元素是通过原子光谱发现光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上

22、的特征的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为谱线来鉴定元素，称为_。 吸收吸收 发射发射 原子原子 光谱分析光谱分析第一章 原子的结构与性质第二节 原子结构与元素性质1、元素、核素、同位素的定义、元素、核素、同位素的定义核电荷数核电荷数=核内质子数核内质子数=核外电子数核外电子数=原子序数原子序数 质量数质量数A= 质子数质子数Z+ 中子数中子数N 一、原子结构与元素周期表一、原子结构与元素周期表 1 1、周期、周期 元素周期表的横行元素周期表的横行 特点特点 同周期元素电子层数相同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同周期元素从左至右原子依次序数递

23、增 周期序数周期序数 起始原子序数起始原子序数 终止原子序数终止原子序数 元素种类元素种类短短周周期期一一122二二3108三三11188长长周周期期四四193618五五375418六六558632七七87118/11232/26镧系：镧系：5771 锕系：锕系：89103 第七周期也称为不完全周期第七周期也称为不完全周期 周期的组成周期的组成 2 2、族、族 元素周期表的纵行元素周期表的纵行 族族 主族：主族： A结尾结尾 ，AA 副族：副族： B结尾结尾 ， BB，B，B 族：族： 0族：族： 主族元素族序数原子最外层电子数主族元素族序数原子最外层电子数 特点特点： 副族、副族、族通称过渡

24、元素，过渡金属族通称过渡元素，过渡金属 一些族的别名一些族的别名 7 71 1 16 3 3、分区、分区 s区区p区区d区区ds区区f区区按最后填入电子所属能级符号按最后填入电子所属能级符号ds区除外区除外A、A 1、2 两列两列 BB、 3 7、8 10 八列八列 B、B 11、12两列两列 AA、O 13 17、18 六列六列 3、原子的电子构型和元素的分区TiZrHfRfVNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtUunCuAgAuUuuZnCdHgUubGaInTl113HeBAlGeSnPb114CSiAsSbBi115NPSeTePo11

25、6OSBrIAt117FClKrXeRn118NeArLiNaKRbCsFrCaSrBaRaBeMgScYLaAcHCeThPrPaNdUPmNpSmPuEuAmGdCmTbBkDyCfHoEsErFmTmMdYbNoLuLrLaAcsddspf分区依据：最后一个电子排入的能级不同（除ds区）【思考】原子半径由哪些因素决定？ 电子层数 核电荷数 电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大 核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小【思考】元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势又如何？应如何理解这种趋势？同一纵

26、行元素的原子与相应离子的半径变化。原子半径 相应阳离子离子半径电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数的递增而减小。二、元素周期律二、元素周期律 1 1、原子半径、原子半径 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化而呈周期性的变化同周期同周期主族元素：从左至右原子半径递减主族元素：从左至右原子半径递减 同主族同主族元素：从上至下原子半径递增元素：从上至下原子半径递增 决定因素决定因素 电子电子层数层数 层数多半径大层数多半径大 电子间斥力大电子间斥力大核电核电荷数荷数 核电荷数大半径小核电荷数大半径小 正负电荷间引力大正负电荷间引力大 电

27、子层结构相同的离子原子序数小的半径大！电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！ HLiBeBCNOFHeNeArKrXeRnNaMgAlSiPSClKRbCsFrCaGaGeAsSeBrSrInSnSbTeIBaTlPbBiPoAtRa【思考】试比较 O、F 、 Na 、 Mg 、 Al 的半径大小？NaMgAlOF【思考】试比较O2- 、F- 、Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 的半径大小？O2-F- Na+ Mg2+ Al3+【思考】试比较Na+ 、 Mg2+ 、S2-、Cl-的半径大小？S2-Cl- Na+Mg2+ 2 电离能第一电离能（I1）：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态

28、正离子所需要的最低能量。第二电离能（I2）：从气态基态一价正离子失去一个电子转化为气态基态二价正离子所需要的最低能量。电离能的大小反映了原子失去电子的难易。决定电离能大小的因素：核电荷数原子半径（1）概念：kJ/mol 第一电离能越小，越易失电子，金属越活泼。同周期主族元素从左至右第一电离能逐渐变大同周期主族元素从左至右第一电离能逐渐变大.(特例）特例）同主族元素从上至下第一电离能逐渐变小同主族元素从上至下第一电离能逐渐变小3 3、电负性、电负性 原子的价电子原子的价电子键合电子：参与化学键形成键合电子：参与化学键形成孤对电子：未参与化学键形成孤对电子：未参与化学键形成不同元素的原子对键合电子

29、吸引能力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同主族元素从上至下电负性逐渐变小电负性电负性（2）电负性的变化规律）电负性的变化规律H2.1Li1.0Na0.9K0.8Rb0.8Cs0.7Be1.5Mg1.2Ca1.0Sr1.0Ba0.9B2.0Al1.5Ga1.6In1.7Tl1.8C2.5Si1.8Ge1.8Sn1.8Pb1.9N3.0P2.1As2.0Sb1.9Bi1.9O3.5S2.5Se2.4Te2.1Po2.0F4.0C

30、l3.0Br2.8I2.5At2.2【思考】观察主族元素的电负性数据（以F=4.0和Li=1.0作为相对标准，稀有气体未计），元素的电负性有何变化趋势？电负性应用电负性应用一般而言：一般而言： 金属金属1.8 电负性越大，非金属性越强电负性越大，非金属性越强1.8左右的既有金属性，又有非金属性左右的既有金属性，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其某些性质与右下角元素相似 4 4、金属性与非金属性、金属性与非金属性 金属性：金属单质的还原性金属性：金属单质的还原性 非金属性：非金属单质的氧化性非金属性：非金属单质

31、的氧化性同周期的主族元素从左至右同周期的主族元素从左至右 同主族元素从上至下同主族元素从上至下 金属性减弱，非金属性增强金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物最高价氢氧化物最高价氢氧化物 碱性强弱碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强 金属性强弱的判断依据金属性强弱的判断依据 跟水（酸）反应置换出氢的难易程度跟水（酸）反应置换出氢的难易程度 越容易发生，金属性越强越容易发生，金属性越强 金属活动性顺序金属活动性顺序 普通原电池正负极普通原电池正负极 单质与盐溶液的置换反应单

32、质与盐溶液的置换反应 气态氢化物的稳定性气态氢化物的稳定性 越稳定，非金属性越强越稳定，非金属性越强 非金属性强弱的判断依据非金属性强弱的判断依据 最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物最高价含氧酸最高价含氧酸酸性强弱酸性强弱 酸性越强，非金属性越强酸性越强，非金属性越强 跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度 越易反应，非金属性越强越易反应，非金属性越强 原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次增大原子半径依次增大原子半径依次增大原子半径依次增大非金属性依次增强非金属性依次增强金属性依次增强金属性依次增强5 5、化合价、

33、化合价 同周期的主族元素从左至右同周期的主族元素从左至右 化合价由化合价由17， 4 0递增递增 总结：总结： 主族元素族序数最高正价价电子数主族元素族序数最高正价价电子数非金属最低负化合价主族元素族序数非金属最低负化合价主族元素族序数8 F、O Li Be BMg Al Si【科学探究科学探究】对角线规则对角线规则 某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，称为对角线规则。第二章 分子的结构与性质第一节 共价键一、共价键一、共价键 1 1、化学键及其分类、化学键及其分类 相邻原子或离子之间强烈的相互作用相邻原子或离子之间强烈的相互作用按成键方式分为：按成键方式分为： 金属键金属键 共

34、价键共价键 离子键离子键 金属晶体金属晶体 分子晶体分子晶体 离子晶体离子晶体 共用电子对共用电子对（两单个电子形成一对电子）（两单个电子形成一对电子） 2 2、共价键、共价键 共价键：分子内原子间通过共用共价键：分子内原子间通过共用电子对形成的相互作用电子对形成的相互作用 作用本质：作用本质： 分子内原子之间分子内原子之间 发生：发生： 于绝大多数物质中于绝大多数物质中酸、碱、盐、非金属氧化物酸、碱、盐、非金属氧化物氢化物、有机物、非金属单质氢化物、有机物、非金属单质 存在：存在： 3 3、共价键分类、共价键分类 按共用电子对的偏移按共用电子对的偏移 极性共价键极性共价键 非极性共非极性共价

35、键价键 不同原子不同原子 成键成键同种原子同种原子 成键成键按成键方式按成键方式 键键键键按电子云按电子云重叠方式重叠方式（1 1）键键两个原子轨道两个原子轨道沿键轴沿键轴方向方向以以“头碰头头碰头”的方式的方式重叠重叠 定义：定义：HHHHHHHClClH类型类型 特点特点 s-s 键键s-p 键键p-p 键键HHHHClH例：例：H2例：例：HCl例：例：Cl2可绕键轴旋转可绕键轴旋转重叠程度大，稳定性高重叠程度大，稳定性高头碰头头碰头 轴对称轴对称 （2 2）键键两个原子轨道以平行两个原子轨道以平行即即“肩并肩肩并肩”方式重叠方式重叠 定义：定义：类型类型 特点特点 d-p 键键p-p

36、键键例：金属配合物例：金属配合物 不能旋转不能旋转 重叠程度较小，稳定性较差重叠程度较小，稳定性较差 肩并肩肩并肩 镜面对称镜面对称 例：例：CH2=CH2 键型键型项目项目 键键 键键成键方向成键方向电子云形状电子云形状牢固程度牢固程度成键判断规成键判断规律律沿轴方向沿轴方向“头碰头头碰头”平行方向平行方向“肩并肩肩并肩” ” 轴对称轴对称镜像对称镜像对称强度大，不易断强度大，不易断强度较小，易断强度较小，易断单键是单键是键，双键中一个键，双键中一个 键，另键，另一个是一个是键，共价三键中一个是键，共价三键中一个是键，键，另两个为另两个为键。键。 4、共价键特征、共价键特征饱和性饱和性方向性

37、方向性共价键特征共价键特征饱和性饱和性共价键类型共价键类型（按电子云（按电子云重叠方式分）重叠方式分）键键键键s-ss-pp-p方向性方向性p-pd-p头碰头头碰头 轴对称轴对称 肩并肩肩并肩 镜面对称镜面对称 二、键参数二、键参数键能、键长与键角键能、键长与键角 1 1、键能、键能 失去电子失去电子吸引电子吸引电子 断键断键 成键成键 吸收能量吸收能量 释放能量释放能量 气态基态气态基态原子原子形成形成1mol 化学键化学键释放的释放的最低最低能量能量 定义：定义： 单位：单位： kJmol-1 释放能量，取正值释放能量，取正值 键能越大，键越牢固，分子越稳定键能越大，键越牢固，分子越稳定

38、意义：意义： 结论：结论：同种元素形成的共价键的键能：同种元素形成的共价键的键能： 单键单键双键双键 键键能键键能2 2、键长、键长 形成共价键的两个原子间的核间距形成共价键的两个原子间的核间距 定义：定义： 共价半径：共价半径： 同种原子的共价键键长的一半同种原子的共价键键长的一半 稀有气体为单原子分子，无共价半径稀有气体为单原子分子，无共价半径 意义：意义： 键长越短键长越短，键能越大键能越大，分子越稳定分子越稳定 结论：结论：同种元素间形成的共价键的键长：同种元素间形成的共价键的键长： 单键单键双键双键叁键叁键3 3、键角、键角 定义：定义： 两个共价键之间的夹角两个共价键之间的夹角 C

39、H4 CCl4 10928 NH310718 H2O 105 CO2 180 常见键角：常见键角： 共价键的方向性共价键的方向性 键能键能 键长键长 键角键角 衡量共价键的稳定性衡量共价键的稳定性 描述分子的立体结构描述分子的立体结构三、等电子原理三、等电子原理 1 1、定义：、定义： 注意：有时将原子总数、价电子总数相同的注意：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离子也认为是等电子体 原子总数原子总数相同、相同、价电子价电子总数相同的总数相同的分子分子 2 2、特点：、特点： 具有相似的化学键特征具有相似的化学键特征许多性质是相近的许多性质是相近的 3 3、常见等电子微粒：

40、、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、形形色色的分子一、形形色色的分子 1 1、三原子分子的空间结构、三原子分子的空间结构 2 2、四原子分子的空间结构、四原子分子的空间结构 3 3、五原子分子的空间结构、五原子分子的空间结构 直线型直线型： V V型：型： CO2、HCNH2O、SO2平面三角平面三角型型： 三角锥三角锥型型： SO3、HCHONH3四面体：四面体： CCl4、 CH4其它其它等等 二、价层电子对互斥（二、价层电子对互斥（VSEPRVSEPR）理论）理论 共价分子中，中心原子周围电子对排布的共价分子中，中心原子周围电子对排布的几

41、何几何构型构型主要主要取决于中心原子取决于中心原子的的价层电子价层电子对的数对的数目。目。价层电子对价层电子对各自占据的位置倾各自占据的位置倾向于彼此分向于彼此分离得尽可能离得尽可能的远，此时电子对的远，此时电子对之间的之间的斥力最小斥力最小，整个，整个分子最稳定分子最稳定。 1 1、理论要点、理论要点 价层电子对包括价层电子对包括成键的成键的电子对电子对和和孤电子对孤电子对不包括不包括成键的成键的电子对电子对 ！ 2 2、价层电子对数计算、价层电子对数计算 确定中心原子价层电子对数目确定中心原子价层电子对数目 价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待

42、价层电价层电子对数子对数 (中心原子价电子数结合原子数中心原子价电子数结合原子数)/2 配位原子数孤电子对数配位原子数孤电子对数 键电子对数孤电子对数键电子对数孤电子对数 O、S为结合原子时，按为结合原子时，按“0 ”计算计算 N为结合原子时，按为结合原子时，按“- 1 ”计算计算 离子计算价电子对数目时，阴离子加上所带电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荷数，阳离子减去所带电荷数 孤电子对数价层电子对数孤电子对数价层电子对数 结合原子数结合原子数化学式化学式 价层电价层电子对数子对数 结合的原结合的原子数子数孤对电子孤对电子对数对数HCNSO2NH2BF3H3

43、O+SiCl4CHCl3NH4+SO420 1 2 0 1 0 0 0 2 2 2 3 3 4 4 4 0 4 2 34 3 4 4 4 4 4 化学式化学式 价层电价层电子对数子对数 结合的原结合的原子数子数孤对电子孤对电子对数对数H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH42 0 1 0 1 0 0 1 2 3 3 2 4 6 5 3 0 4 4 34 2 5 6 5 4 4 确定价层电子对构型确定价层电子对构型 价层电子价层电子对数目对数目23456价层电子价层电子对构型对构型直直线线平面平面三角型三角型正四正四面体面体三角三角双锥双锥正八正八面体面体注意：孤对电子的存在会

44、改变键合电子对注意：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的分布方向，从而改变化合物的键角电子间斥力大小：电子间斥力大小： 孤对间孤对与键合间键合间孤对间孤对与键合间键合间3 3、确定分子构型、确定分子构型 在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对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由真实原子形成的构型 电子对电子对数目数目电子对的电子对的空间构型空间构型成键电成键电子对数子对数孤电子孤电子对对 数数电子对的电子对的排列方式排列方式分子的分子的空间构型空间构型实实 例例2直直 线线20直直 线线BeCl2CO23三角三角型型30三角三角型型BF3S

45、O321V型型SnBr2PbCl2电子对电子对数目数目电子对的电子对的空间构型空间构型成键电成键电子对数子对数孤电子孤电子对对 数数电子对的电子对的排列方式排列方式分子的分子的空间构型空间构型实实 例例4四面体四面体40四面体四面体CH4CCl4NH4SO4231三角锥三角锥NH3PCl3SO32H3O+22V型型H2O电子对电子对数目数目电子对的电子对的空间构型空间构型成键电成键电子对数子对数孤电子孤电子对对 数数电子对的电子对的排列方式排列方式分子的分子的空间构型空间构型实实 例例5三角三角双锥双锥50三角双锥三角双锥PCl541变形变形四面体四面体SF432T型型BrF323直线直线型型

46、XeF2微粒微粒结构式结构式VESPR模型模型分子或离子构型分子或离子构型HCNNH4H3O SO2BF3BFFFSOOOHHHNHHHHCNH1.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是下列物质中分子立体结构与水分子相似的是 ACO2 BH2S CPCl3 DSiCl42.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是下列分子立体结构其中属于直线型分子的是 AH2O BCO2 CC2H2 DP43.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的下列分子立体结构其中属正八面体型分子的 AH3O + BCO32 CPCl5 DSF6 B BC D 本节重点：本节重点： 会利用会利用VSEPR理论得出理论得出孤电子

47、对数孤电子对数价层电子对构型价层电子对构型分子构型分子构型 三、杂化轨道理论三、杂化轨道理论 1 1、理论要点、理论要点 同一原子中能量相近的同一原子中能量相近的不同不同种种原子轨道原子轨道 在成键过程中在成键过程中重新组合重新组合，形成一系列能量相等，形成一系列能量相等的新轨道的过程的新轨道的过程叫杂化叫杂化。形成的。形成的新轨道新轨道叫叫杂化杂化轨道轨道, ,用于形成用于形成键或容纳孤对电子键或容纳孤对电子 杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道 数目之和数目之和 杂化轨道成键能力强，有利于成键杂化轨道成键能力强，有利于成键 杂化杂化轨道成键轨道成键时，时

48、，满足满足化学键化学键间间最小排斥最小排斥原理原理，不同不同的的杂化杂化方式，方式，键角键角大小大小不同不同 杂化轨道又杂化轨道又分为等性分为等性和和不等性杂化不等性杂化两种两种 2 2、杂化类型、杂化类型 sp3杂化杂化 基态基态 激发激发 2s2pC杂化杂化 激发态激发态 sp3C杂化2s2p以以C原子为例原子为例1个个s轨道和轨道和3个个p轨道杂化形成轨道杂化形成4个个sp3杂化轨道杂化轨道 构型构型 10928 正四面体型正四面体型 4个个sp3杂化轨可形成杂化轨可形成4个个键键价层电子对数为价层电子对数为4的中心原子的中心原子采用采用sp3杂化方式杂化方式 sp2杂化杂化 基态基态

49、激发激发 2s2pC杂化杂化 激发态激发态 2s2p以以C原子为例原子为例1个个s轨道和轨道和2个个p轨道杂化形成轨道杂化形成3个个sp2杂化轨道杂化轨道 构型构型 120 正三角型正三角型 sp22pC杂化剩下剩下的一个未参与杂化的一个未参与杂化的的p轨道用于轨道用于形成形成键键 +-+-+-3个个sp2杂化轨道可形成杂化轨道可形成3个个键键 价层电子对数为价层电子对数为3的中心原子的中心原子采用采用sp2杂化方式杂化方式 sp杂化杂化 基态基态 激发激发 2s2pC杂化杂化 激发态激发态 2s2p以以C原子为例原子为例1个个s轨道和轨道和1个个p轨道杂化形成轨道杂化形成2个个sp杂化轨道杂

50、化轨道 构型构型 180 直线型直线型 sp2pC杂化剩下剩下的两个未参与杂化的的两个未参与杂化的p轨道轨道用于用于形成形成键键 +-2个个sp杂化轨道可形成杂化轨道可形成2个个键键 价层电子对数为价层电子对数为2的中心原子采的中心原子采用用sp杂化方式杂化方式 除除C原子外，原子外，N、O原子均有以上杂化原子均有以上杂化当发生当发生sp2杂化时，孤对电子优先参与杂化杂化时，孤对电子优先参与杂化单电子所在轨道优先不杂化，以利于形成单电子所在轨道优先不杂化，以利于形成键键 N、O原子杂化时，因为有孤对电子的存在原子杂化时，因为有孤对电子的存在称为不等性杂化称为不等性杂化 其它杂化方式其它杂化方式

51、 dsp2杂化、杂化、sp3d杂化、杂化、sp3d2杂化、杂化、d2sp3杂化、杂化、 sp3d2杂化杂化例如：例如：sp3d2杂化：杂化：SF6构型：四棱双锥构型：四棱双锥 正八面体正八面体 此类杂化一般是金属作为中心原子此类杂化一般是金属作为中心原子用于形成配位化合物用于形成配位化合物 杂化杂化类型类型spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2d2sp3杂化杂化轨道轨道234456轨道轨道夹角夹角18012010928180/9090/120/180 90/180空间空间构型构型直线型直线型平面三角平面三角型型正四面体正四面体平面正方形平面正方形三角双锥三角双锥正八面体正八面体示例示例Be

52、Cl2CO2BF3CH4 CCl4Cu(NH3)42PCl5SF6SiF62四、配合物理论简介四、配合物理论简介 1 1、配位键、配位键 定义：定义：共用电子对由共用电子对由一个原子单方向一个原子单方向 提供提供给另一个原子共用所形成给另一个原子共用所形成| 的的共价键共价键称配位键。称配位键。 表示方法表示方法 形成条件形成条件 AB HN HH H 一个原子有一个原子有孤对电子孤对电子，另一个原子有，另一个原子有空轨道空轨道。 2 2、配位化合物、配位化合物 配合物的形成配合物的形成 天蓝色天蓝色溶液溶液蓝色蓝色沉淀沉淀深蓝色深蓝色溶液溶液Cu(OH)2H2OCu H2OH2OOH22+深

53、蓝色深蓝色晶体晶体Cu(NH3) 4 SO4H2O加乙醇加乙醇并静置并静置 NH3Cu H3NH3NNH32+CuSO4溶液溶液 滴加氨水滴加氨水 继续滴继续滴加氨水加氨水 Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)42+ + 2OH蓝色沉淀蓝色沉淀深蓝色溶液深蓝色溶液Cu2+ 2NH3H2O = Cu(OH)2+ 2NH4+蓝色溶液蓝色溶液蓝色沉淀蓝色沉淀H2OCu H2OH2OOH22+ NH3Cu H3NH3NNH32+1Cu与与4O形成的结构形成的结构为平面正方形为平面正方形 1Cu与与4N形成的结构形成的结构为平面正方形为平面正方形 配合物的组成配合物的组成 Ag(NH3)2

54、OH内界内界外界外界配离子配离子Ag(NH3)2+ Ag+中心离子中心离子 （有时可能（有时可能是中心原子）是中心原子） NH3配体配体 配位数：配位原子的个数配位数：配位原子的个数 其中其中N为配位原子为配位原子 常见配位原子：常见配位原子：N、O、F、Cl、C、S 常见配合物常见配合物 Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3黄色黄色血红色血红色Fe3+ + nSCN = Fe(SCN)n 3-n (n=1-6)Fe3+的检验的检验 血红色血红色银氨溶液的配制银氨溶液的配制 AgOH+2NH3H2O = Ag(NH3)2+ OH+2H2O Ag+ NH3H2O = AgOH+ NH4+

55、 白色沉淀白色沉淀 二氨合银离子二氨合银离子无色无色 冰晶石冰晶石 冰晶石冰晶石(六氟合铝酸钠六氟合铝酸钠)：Na3AlF6 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一、键的极性和分子的极性 1 1、键的极性、键的极性 非极性非极性共价键（非极性键）共价键（非极性键） 按共用电子对的偏移按共用电子对的偏移 极性共价键极性共价键 非极性共价键非极性共价键 由同种原子形成化学键由同种原子形成化学键 原子带相同电性，化合价相同原子带相同电性，化合价相同 极性极性共价键（极性键）共价键（极性键） HClHCl+-由不同种原子形成化学键由不同种原子形成化学键 电负性大（非金属性

56、强）的原子电负性大（非金属性强）的原子带负电，显负价带负电，显负价 一、键的极性和分子的极性一、键的极性和分子的极性（1 1）离子键、共价键？）离子键、共价键？（2 2）极性键与非极性键）极性键与非极性键1 1、极性键与非极性键、极性键与非极性键复习回忆：复习回忆：非极性键非极性键:共用电子对无偏向（电荷分共用电子对无偏向（电荷分布均匀）布均匀）极性键极性键共用电子对有偏向（电荷分共用电子对有偏向（电荷分布不均匀）布不均匀）2 2、分子的极性、分子的极性 非极性非极性分子分子 正负电荷中心重合的分子正负电荷中心重合的分子 a.大部分单质分子大部分单质分子 O3除外！除外！ b.对称性很好的分子

57、对称性很好的分子直线直线形形AB2 正三角正三角形形AB3 正四面体正四面体形形AB4 其他正多面体其他正多面体形、对称性好的平面形形、对称性好的平面形例：例：CO2 例：例：BF3、SO3 例：例：CH4 、 CCl4 例：例：C60 、C6H6、C2H4 、C2H2 一、键的极性和分子的极性一、键的极性和分子的极性2 2、极性分子与非极性分子、极性分子与非极性分子极性分子极性分子: :正电中心和负电中心不重合正电中心和负电中心不重合非极性分子非极性分子: :正电中心和负电中心重合正电中心和负电中心重合HCl共用电子对共用电子对HClHCl分子中，共用电子对偏向分子中，共用电子对偏向Cl原子

58、，原子，Cl原子一端相对地显负电性，原子一端相对地显负电性，H原子一原子一端相对地显正电性，整个分子的电荷分布端相对地显正电性，整个分子的电荷分布不均匀，不均匀，为极性分子为极性分子+-以极性键结合的双原子分子为极性分子以极性键结合的双原子分子为极性分子CHHHH10928 正四面体型正四面体型 ，对称结构，对称结构，C-H键的极性键的极性互相抵消（互相抵消（ F合合=0） ，是非极性分子是非极性分子常见分子常见分子 键的极键的极性性 键角键角 分子构型分子构型 分子类型分子类型 1、常见分子的构型及分子的极性、常见分子的构型及分子的极性双原双原子分子分子子H2、Cl2 无无 无无 直线型直线

59、型 非极性非极性HCl 有有 无无 直线型直线型 极性极性H2O 有有 10430 折线型折线型 极性极性CO2 有有 180 直线型直线型 非极性非极性三原三原子分子分子子四原四原子分子分子子NH3 有有 10718 三角锥型三角锥型 极性极性BF3 有有 120 平面三角形平面三角形 非极性非极性CH4 有有 10928 正四面体型正四面体型 非极性非极性五原五原子子分子的分子的极性极性分子的空分子的空间结构间结构键角键角决定决定键的极性键的极性决定决定小结：小结：2、判断、判断ABn型分子极性的经验规律：型分子极性的经验规律：若中心原子若中心原子A的化合价的绝对值等于的化合价的绝对值等于

60、该元素原子的该元素原子的最外层电子数最外层电子数，则为非，则为非极性分子，若不等则为极性分子。极性分子，若不等则为极性分子。练习练习 判断下列分子是极性分子还是判断下列分子是极性分子还是非极性分子：非极性分子：PCl3、CCl4、CS2、SO2非极性分子非极性分子 极性极性分子分子 正负电荷中心不重合的分子正负电荷中心不重合的分子 大部分化合物分子大部分化合物分子 化学式化学式是否极是否极性分子性分子化学式化学式是否极是否极性分子性分子H2OHCNSO3SO2NH3HCHOCO2BF3SF4CH3OHSF6CH3C(CH3) 3PCl5CH2=CH2PCl3PH3CH4CHCH是是 是是 是是