人教版化学选修三物质结构化学讲义

精品文档精品文档精品文档精品文档第一章原子结构与性质一.原子结构 1.能级与能层注: 每个能层的能级种数为n；轨道总数为n2 ；每个轨道最多容纳电子数为每个能层最多容纳电子数为2n2原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%电子云空间轮廓图称为原子轨道原子核外电子排布规律⑴构造原理顺序填入核外电子运动轨道（能级，叫做构造原理。1s/2s 2p/3s 3p/4s 3d 4p/5s 4d 5p /6s4f 5d 6p/⑴构造原理顺序填入核外电子运动轨道（能级，叫做构造原理。能级交错：原子轨道的能量关系是：ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np【能级组：ns(n-2)f(n-1)dnp；一个能级组中的各能级能量相近但不同】能量最低原理现代物质结构理论证实，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，简称能量最低原理。基态原子：处于最低能量状态的原子 激发态原子：处于能量较高状态的原基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形吸收光谱态，简称能量最低原理。激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态光谱分析（焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关）泡利（不相容）：基态多电子原子中，不可能同时存在4子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用表示，这个原理称为泡利原理。洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）的轨道式为或 ，而不是洪特规则特例：当p、d轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、p3、d5、p6、d10时，是较稳定状态。前36号元素全空状态的有4Be 2s22p0

Mg

Ca4s23d0；半充满状态的有：N7sp、Pp、rs、Mns、spep、715 24 25 33 1029 30 18Ar3s23p6、Cu3d104s1、Zn3d104s2、Kr4s24p29 30 基态原子核外电子排布的表示方法电子排布式:①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如19K：1s22s22p63s23p64s1①简化的电子排布式：把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示，例如19K：[Ar]4s1 12Mg:[Ne]3S2电子排布图()每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子轨道表示式（3）价电子排布式或轨道表示式①主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na：3s1；Cl：3s23p5）②第四周期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如3d642二.原子结构与元素周期表ds外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。分区分区元素分布价电子排布元素性质特点s区IA、IIAns1~2H外都是活泼金属，最外层电子参与反应p区 IIIA~VIIA、0族ns2np1~6通常是最外层电子参与反应d区IIIB~VIIB、VIII(除镧系和锕系)都是金属元素；d能级上的电子可以(n-1)d1~9ns1~2不同程度的参与化学键的形成ds区IB、IIB(n-1)d10ns1~2都是金属元素f区镧系和锕系(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2镧系元素性质相近；锕系元素性质相近根据外围电子排布可直接判断该元素在周期表中的位置。主族元素价电子等于主族序数，过渡元素价电子等于纵行数（从而确定族序数例：4s24p5 第四周期VIIA族 3d54s2 第四周期VIIB族三.元素周期律：电离能、电负性1、电离能（指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量）第一电离能是指气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。①同一周期元素中，碱金属①A族)(0族)总体呈现增大趋势反常和ⅤA面相邻元素的第一电离能，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。②同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小；元素金属性渐强，非金属性渐弱。I I ②同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小；元素金属性渐强，非金属性渐弱。I I 1 2 32、电负性（用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，不考虑稀有气体元素）以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8“”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。两种元素的电负性相差很大（时易形成离子键，两元素电负性相差不大时LiBeLiBeBMgAlSi3、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某些性质相似，如右图。第二章分子结构与性质一、化学键：相邻的两个或多个原子（或离子）之间强烈的相互作用。化学键化学键离子键共价键金属键形成过阴阳离子间的静电作用程原子间通过共用电子对或电子云重金属阳离子与自由电叠所形成的相互作用 子之间的相互作用实例离子化合物中，大多金属氧化物、强碱、大多数盐多原子组成的非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、弱碱、酸等金属二、共价键：1、共价键的本质是：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低；（配对成键）和方向性。2、键参数：键能（kJ/mo：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量；键能越大，化学键越稳定。核间距，一般键长越短，共价键越稳定。（相同原子间形成的共价键键长的一半称为该原子的共价半径）键角：在原子数超过两个的分子中，两个共价键之间的夹角。（多原子分子的键角是一定的，表明共价键具有方向性）☺键参数对分子性质的影响：☺常见的键角：H2O(105°)、NH3(107°)、CH4(109°28′)、P4(60°)、CO2(180°)、苯(120°)】3、共价键的类型：分为单键、双键、三键；分为极性键、非极性键：共价键的极性强弱比较：根据成键两原子的电负性的差别大小，两原子电负性相差越大，共价键的极性就越强（键的极性大于H—Cl键的极性原子轨道的重叠方式分为σπ键：σ键σ键π键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行）电子云形状轴对称由两块组成，且镜面对称牢固程度强度不同【一般：σ键不易断裂，π键易断裂（特殊：等】成键判断规律单键是σ键；双键一个σ键、一个π键；三键一σ键、两个π键配位键：特殊的共价键（σ键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供孤电子对成的共价键。4 2 4 2 6 33 3 存在配位键的化合物常见NH+ HSO AlCl BNHF（HN→BF认识配位化合物(简称配合)4 2 4 2 6 33 3 4 金属离子(或原子)与配体(某些有孤对电子的分子或离子)之间通过配位键形成的化合物。如：[Cu(H2O)4]SO、[Cu(NH3)4]SO、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。(4 对多种配体具有很强的结合力，过渡金属的配合物远比主族金属的配合物多)①配合物组成：4] 34] 3常见含配位键的内界离: [Cu(H2O)2+ [Cu(NH)2+ [Ag(NH)]+[Fe(SCN)6]3— [Fe(SCN)6]4— [Co(NH3)3(H2O)]3+ [Co(NH3)4Cl2]+ 4] 34] 3②配合物溶于水易电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子通常不电离。③配位键的表示(箭头)：4、等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。价电子总数相同2 2 理性质相似。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，例如：CO、SCN-NO+N—16,2 2 2 3 SO、O、NO— 具有相同的原子数3,总价电子数都为18,都为V形结2 3 4 3 3 CO2-、NO—、SO 具有相同的原子数4,并且价电子数都为24,都为平面三角形结SO2-、PO3- 具有相同的原子数5,总价电子数为32,都为正四面体结4 3 3 3 3 PO3-、SO2-、ClO—4,26,都为三角锥结构3 3 1、分子构型与价层电子对互斥模型（VSEPR模型）（1）中心原子价层电子对数＝σ键电子对的数目+中心原子上的孤电子对的数目①σ键电子对的数目＝与中心原子直接相连的原子数目（即：由分子式确定）【判断σ键电子对数时，双键、叁键等多重键作为1对电子看待】②孤电子对数＝中心原子的价电子数±离子所带电荷数−与中心原子结合的原子能接受的电子总数2【若剩余电子不足一对，也当作1,NO20.5】价层电子对互斥模型（VSEPR模型）说明的是价层电子对的空间构型；而分子的价层电子对尽可能彼此远离，以使它们之间的斥力最小：孤电子对之间的排斥力＞孤电子对与成键电子对间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力；成键电子对间的斥力大小:三键＞双键＞单键2、杂化轨道理论的原子轨道重spspsp2、sp3（杂化轨道只用于形σ键或用来容纳孤电子对；未参与杂化的轨道可用于形成π键）3、价层电子对互斥理论判断简单分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式：价层 成VSEP电子 电R模对数 数型

孤中心电 杂化价层电子对排列 原子子 轨道 键方式 杂化对 数目类型数

分子的空间构 实型直线2 2 0 sp 2 180° 形平面正

CO2BeCl2BF3SO3平面3 三角形

3 0 sp2 3小于2 1120°

三角形角形或V形

CO23—3CH2OSO2SnCl2PbCl2小于2 2109°18′

角形或V形

H2OH2S3 1四面4 sp3 4

NH3小于 PCl3三角锥109°18′ H3O+3体形 SO2—3CH44 0 109°18′ 体

CCl4NH4+SOSO42—四、分子的性质1、极性分子和非极性分子的判断方法：①双原子分子：含极性键，就是极性分子，如HCl；含非极性键，就是非极性分子，如I2②以极性键结合的多原子分子：3若分子中正、负电中心重合，则为非极性分子，如BF、CH4等；32 2 3 2 若分子中正、负电中心不重合，则为极性分子，如NH3、SO、NO、O、HO2 2 3 2 332③对于ABn型分子：中心原子A达最高价，则为非极性分子。SO、BF、CO3322、相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。①相似相溶原理的适用范围②若溶质分子和溶剂分子之间存在氢键，则氢键作用力越大，溶解性越好。3、分子间作用力（包括范德华力和氢键）（1）分子间作用力和共价键的比较：分子间作用力分子间作用力共价键范德华力氢键相邻原子间强烈概念的相互作用分子间微弱的相互作用已经与电负性很大的原子形成共价键的H原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力存在存在范围分子内或某些晶体内分子内或分子间（分子中含有与H原子相结分子间（或稀有气体原合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的子之间）原子F、O、N等）能量大小键能一般为比化学键弱得多，比化学键弱得多，比范德华力稍强120 800kJ/mol约几到几十kJ/mol特征饱和性和方向性无饱和性、无方向性有饱和性和方向性影响因素随分子的相对分子质量的增大而增大对于X—H…Y—，X、Y的电负性越大，Y的原子半径越小，氢键键能越大；氢键的键长是指X—H…Y的长度主要影响物质的性质化学性质(稳定影响性)主要影响物质的物理分子间氢键使物质熔沸点升高，硬度増大、在水中溶解度增大；分子间氢键还会使某些物质形成，使测定的相对分子质量偏大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小4、无机含氧酸的酸性比较⑴酸的元数＝酸中羟基的氢原子数，不一定等于酸中的氢总数（有些氢不是连在氧原子上）⑵含氧酸可表示为：(HO)mROn2 3 ①R相同时，酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，nR—O—HO的电子向R偏移的越多，在水分子的作用下越易电离出H+，（HClO＜HClO＜HClO＜HClO）2 3 ②R不同时，也有类似的规律。一般，n＝0弱酸；n＝1中强酸；n＝2强酸；n＝3超强酸。第三章 晶体结构和性质一.晶体与非晶体1、固体分为：晶体与非晶体 可靠的区分方法射线衍射2、晶体与非晶体比较：①晶体自范性的本质是晶体中粒子在微观空间里呈周期性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、获得晶体的三条途径：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溶质从溶液中析结晶二、晶胞1.晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元。他代表了晶体的化学组成（化学式）及对称性。（边长不一定相等也不一定垂直后的平移能与下一个晶胞完全重合，他在晶体中的排列呈“无隙并置”2、立方晶胞中微粒数的计算以及晶体化学式的确定如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。常见的晶胞为立方晶胞顶点：1/8 棱上面上内部3、晶胞密度计算：ρ=𝑚=𝑉

𝑁𝑁𝐴𝑉

（mV是晶胞体积）（1nmmmcm）分子晶体（较易熔化和挥发、易升华）1、典型的分子晶体有：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大多数有机物；⑥部分盐类（或“不是其它三类晶体）2、范德华力不具有方向性和饱和性，而氢键具有方向性和饱和性。①不存在氢键的分子晶体能以紧密堆砌的方式排列，例如I、CO分子2 2（一般是面心立方结构，配位数为1分子密堆积，②存在氢键的分子晶体则必须在一定的方向上堆砌排列这种特征叫分子非密堆积，例如冰的晶体中：由于氢键具有方向性，迫使四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻的水分子形成氢键，导致冰晶体空间利用率较低，留有相当大的空隙，密度较小。四．原子晶体：原子晶体中不存在分子，其化学式表示晶体中各组成微粒的原子个数比。1、原子晶体的熔沸点很高、硬度很大。原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点就越高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅2、判断方法：原子晶体硬度大、熔沸点高、难溶于任何溶剂。常见的原子晶体：金刚石、B、Si、Ge、灰锡、SiO2、SiC、BN、Al2O33、金刚石晶体中Csp3109°28′，每个C4C4个共价键，6个CC原子12个最小环所共用；每个最小环含有1/2个C原子五、离子晶体（判断方法：活泼金属的氧化物、强碱、很多盐类；熔沸点较髙，溶于水或熔化能电离；晶体中不存在分子，化学式表示晶体中各组成离子的个数比）1、离子键：实质是阴阳离子间的静电作用，离子键不具有方向性和饱和性。2、晶格能：气态离子形成1mol离子晶体时释放的能量。一般，构型相似的离子晶体，阴、阳离子所带电荷的乘积越大，阴、阳离子的半径越小，晶格能越大。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。3、对碳酸盐分解的理解：①碳酸盐的分解实质：是碳酸根离子断掉了一个碳氧键，形成一个CO2分子和一个氧离子，金属阳离子结合这个氧离子形成金属氧化物②碳酸盐的分解难易比较：

MO+CO2↑）金属阳离子的半径越小和所带电荷数越多就越易结合氧离子（也就是形成的离子键更强），结合能力越强，碳酸盐越易分解，分解温度则越低。4、典型的离子晶体的结构特征NaClNaCl型晶体CsCl型晶体CaF2型晶体ZnS型晶体Ca2+的配位数是8，F—的配位数是4。CaF248。Na+的配位数(C.N.)是6Na+12Na+等距离相邻，一个NaCl晶胞中含有4个Na+和4。

阴阳离子的配位数均为8。每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有6CsCl1Cs+1个Cl—。

阴阳离子的配位数均为4，一个ZnS晶胞中含4个Zn2+4个S2—。六金属晶体 （判断方法：金属单质、合金属于金属晶体1、电子气理论：由于金属原子的最外层电子数较少，易失电子成为金属离子，金属原子释放出的价电子不金属通性解释金属中的自由电子能在一定范围内自由活动，无特征能量限制，可在较宽范围内吸收金属光泽金属通性解释金属中的自由电子能在一定范围内自由活动，无特征能量限制，可在较宽范围内吸收金属光泽可见光并随即放出，因而使金属不透明、具有金属光泽（多为银白色）导电在外加电场的作用下，自由电子发生定向运动，形成电流导热自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的温度有延展性当金属受到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，表现为良好的延展性2、金属键：金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用叫做金属键。3、金属晶体的熔沸点比较：金属晶体的熔沸点差异很大，主要与金属键的相对强弱有关，一般，金属原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，金属晶体的熔沸点越高。4、金属晶体的堆积模型堆积代表每个晶胞所含堆积代表每个晶胞所含模型物 原子数配位数r空间利用率晶胞简单Po8×8=116边长：2r3(2𝑟)3=52.36%4𝜋𝑟3体心W8× +1188体对角线：4r2×4𝜋𝑟33=2边长：4√3r33=68.02%(4√3𝑟)3面心Cu、AgAuAl8× +6×112面对角线：4r4×4𝜋𝑟38312=4 边长：2√2r(2√2𝑟)3=74.05%菱形边长：2r六方Zn、Mg、Ti4×1+4×12×4𝜋𝑟3312+1=26122√3r22√3𝑟2+4√2𝑟3高：42r3=74.05%注：①室温条件下的气体、液体、溶液等，经一定条件可以转变为晶体。②晶体都是固体 ③化学键包括：共价键、离子键、金属键④不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体⑤氢键只存在于固态、液态分子间，而范德华力不限⑥晶体发生物理变化时：物质状态改变或溶解3（范德华力和氢键共价键发生电离HNO3、H2SO4，Al(OH)、AlCl3、BeCl2等3原子晶体克服原子间的共价键；离子晶体克服阴阳离子间的离子键；金属晶体克服金属阳离子与自由电子间金属键⑦晶体发生化学变化时:附录（熟记）晶体类型晶体类型分子晶体原子晶体离子晶体金属晶体概念阴、阳离子间通过离金属原子通过分子间通过分子间作用力原子间通过共价键子键结合而形成的晶金属键结合而结合而形成的晶体 结合而形成的晶体体 形成的晶体构成粒子分子（同种物质）原子（同种或不同种元素的原子）阴、阳离子金属阳离子与自由电子粒子间分子间作用力共价键离子键金属键作用力无