选修三物质结构与性质

化学选修三原子结构与性质分子结构与性质晶体结构与性质原子结构原子结构与元素的性质共价键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，奥地利物理学家薛定谔等以量子力学为基础提出电子云模型原子原子核核外电子质子中子（正电）不显电性（负电）（正电）（不带电）分层排布与物质化学性质密切相关学与问核外电子是怎样排布的？二、能层与能级1、能层电子层能层名称能层符号一二三四五六七KLMNOPQ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：2n22、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代表能层能层:一二三四……KLMN……1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f能级：最多容纳电子的数量s:2p:6d:10f:143、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……能层中能级的序数不超过能层的序数②能量关系

EK﹤EL

﹤EM

﹤ENEns﹤Enp

﹤End

﹤EnfEns﹤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

①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④不同能层中，能级的能量高低是1s<2s<3s<4s….2p<3p<4p…③不同能层中，符号相同的能级中容纳的最多电子数相同②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。⑤在同一能层中，能级的能量高低是ns<np<nd<nf……能级分裂KLMNO+能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f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2262610261014能层KLMN能级

能级电子数能层电子数1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f222266610101422n2818322n22n22n2三、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2、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1s22s22p63s23p64s23d10电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s2写出KCaTiCoGaKrBr的电子排布式①电子排布式Zn：1s22s22p63s23p63d104s2Ar简化Zn：[Ar]3d104s2②简化电子排布式

写出KCaTiCoGaKrBr的简化电子排布式①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

KLMN1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要求熟练书写1～36号元素原子的电子排布式原子序数元素名称元素符号电子排布

KLMN11钠Na12镁Mg13铝Al14硅Si15磷P16硫S17氯Cl18氩Ar1s22s22p6

3s11s22s22p6

3s21s22s22p6

3s23p11s22s22p6

3s23p21s22s22p6

3s23p31s22s22p6

3s23p41s22s22p6

3s23p51s22s22p6

3s23p6原子序数元素名称元素符号电子排布

KLMN19钾K20钙Ca21钪Sc22钛Ti23钒V24铬Cr25锰Mn26铁Fe27钴Co28镍Ni1s22s22p63s23p6

4s11s22s22p63s23p6

4s21s22s22p63s23p63d1

4s21s22s22p63s23p63d2

4s21s22s22p63s23p63d3

4s21s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d5

4s21s22s22p63s23p63d6

4s21s22s22p63s23p63d7

4s21s22s22p63s23p63d8

4s2原子序数元素名称元素符号电子排布

KLMN29铜Cu30锌Zn31镓Ga32锗Ge33砷As34硒Se35溴Br36氪Kr1s22s22p63s23p63d10

4s24p11s22s22p63s23p63d10

4s24p21s22s22p63s23p63d10

4s24p31s22s22p63s23p63d10

4s24p41s22s22p63s23p63d10

4s24p51s22s22p63s23p63d10

4s24p61s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p63d10

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【练习】请写出K+、S2-、Cu2+

离子的电子排布式？K+

：1s22s22p63s23p6S2-

：1s22s22p63s23p6Cu2+

：1s22s22p63s23p63d9四、电子云与原子轨道1、电子云以量子力学为基础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①电子云小黑点不是电子！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nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形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、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态①定义②原子轨道与能级

ns能级ns轨道np能级npx轨道npy轨道npz轨道nd能级ndz2轨道ndx2—y2轨道ndxy轨道ndxz轨道ndyz轨道同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道简并轨道原子轨道：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s能级的原子轨道图（球形）①ns能级只有一个原子轨道，球形②n越大，原子轨道半径越大p能级的原子轨道图（纺锤形）①np能级有三个能量相等的原子轨道，px、py、pz，纺锤形，相互垂直。②n越大，原子轨道半径越大2p3pnd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核外电子的基本特征能层能级轨道自旋公转自转大范围小范围1、泡利原理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怎么填填多少③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、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：1s22s22p41s22s22p4↑↓LiBeBC↑↓1s2s↑↓↑↑↓↑↓1s2s↑2p↑↓↑↓1s2s↑↑2p1s2sNO↑↓↑↓1s2s↑↑↑2p↑↓↑↓1s2s↑↑↑↓2pFNe↑↑↑↓↓↑↓1s2s2p↑↓↑↓1s2s2p↑↑↑↓↓↓↑↓【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O↑↓2s↑↑↑↓2pF↑↑↑↓↓2s2p↑↓【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？C↑↓2s↑↑2p原子结构的表示方法原子结构示意图电子排布式O原子：1s22s22p4电子排布图1s22s22p4O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基态原子：遵循泡利原理、洪特规则、能量最低原理的原子2、基态原子基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激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②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、光谱①吸收光谱②发射光谱

光亮普带上的孤立暗线电子吸收能量跃迁时产生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（1）同一元素发射光谱和吸收光谱有什么差异？1、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的能量处于最低状态，简称能量最低原理。2、基态原子与激发态原子处于最低能量的原子叫做基态原子，当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。归纳总结3、基态、激发态相互转化与能量的关系基态原子激发态原子

①光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一；吸收能量释放能量②在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。课堂练习1________________________________________________________,简称能量最低原理。_________________________叫做基态原子

1、当基态原子的电子吸收能量后，电子会______________，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将_________能量。光（辐射）是电子___________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能量处于最低状态

处于最低能量的原子跃迁到较高能级

释放

释放

3、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________光谱或__________光谱，总称_______光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为________。

吸收

发射

原子

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周期序数起始原子序数终止原子序数元素种类短周期一122二3108三11188长周期四193618五375418六558632七87118/11232/26镧系：57～71锕系：89～103第七周期也称为不完全周期

②周期的组成2、族元素周期表的纵行族主族：A结尾，ⅠA～ⅦA副族：B结尾，ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡBⅧ族：0族：主族元素族序数＝原子最外层电子数特点：副族、Ⅷ族通称过渡元素，过渡金属一些族的别名7711163、分区s区p区d区ds区f区按最后填入电子所属能级符号ds区除外ⅠA、ⅡA1、2两列ⅢB～ⅦB、Ⅷ3～7、8～10八列ⅠB、ⅡB11、12两列ⅢA～ⅦA、O13～17、18六列3、原子的电子构型和元素的分区TiZrHfRfVNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtUunCuAgAuUuuZnCdHgUubGaInTl113HeBAlGeSnPb114CSiAsSbBi115NPSeTePo116OSBrIAt117FClKrXeRn118NeArLiNaKRbCsFrCaSrBaRaBeMgScYLaAcHCeThPrPaNdUPmNpSmPuEuAmGdCmTbBkDyCfHoEsErFmTmMdYbNoLuLrLaAcsddspf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？①电子层数②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？③同一纵行元素的原子与相应离子的半径变化。原子半径<相应阴离子半径原子半径>相应阳离子离子半径④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1、原子半径元素周期律：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决定因素电子层数

层数多半径大电子间斥力大核电荷数

核电荷数大半径小正负电荷间引力大

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？Na>Mg>Al>O>F【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.(特例）同主族元素从上至下第一电离能逐渐变小3、电负性原子的价电子键合电子：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①电负性（2）电负性的变化规律H2.1Li1.0Na0.9K0.8Rb0.8Cs0.7Be1.5Mg1.2Ca1.0Sr1.0Ba0.9B2.0Al1.5Ga1.6In1.7Tl1.8C2.5Si1.8Ge1.8Sn1.8Pb1.9N3.0P2.1As2.0Sb1.9Bi1.9O3.5S2.5Se2.4Te2.1Po2.0F4.0Cl3.0Br2.8I2.5At2.2【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？③电负性应用一般而言：金属<1.8电负性越小，金属性越强非金属>1.8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周期的主族元素从左至右同主族元素从上至下金属性减弱，非金属性增强金属性增强，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，金属性越强金属活动性顺序普通原电池正负极单质与盐溶液的置换反应气态氢化物的稳定性

越稳定，非金属性越强非金属性强弱的判断依据最高价氧化物对应水化物——最高价含氧酸酸性强弱

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

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增大原子半径依次增大非金属性依次增强金属性依次增强5、化合价

同周期的主族元素从左至右化合价由＋1→＋7，－4→0递增总结：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—8F、OLiBe

BMgAl

Si【科学探究】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1、化学键及其分类

相邻原子或离子之间强烈的相互作用按成键方式分为：金属键共价键离子键金属晶体分子晶体离子晶体共用电子对（两单个电子形成一对电子）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本质：分子内原子之间发生：于绝大多数物质中酸、碱、盐、非金属氧化物氢化物、有机物、非金属单质存在：3、共价键分类

按共用电子对的偏移极性共价键非极性共价键不同原子成键同种原子成键按成键方式σ键π键按电子云重叠方式（1）σ键两个原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠

定义：①类型②特点

s-sσ键s-pσ键p-pσ键例：H2例：HCl例：Cl2可绕键轴旋转重叠程度大，稳定性高头碰头轴对称（2）π键两个原子轨道以平行即“肩并肩”方式重叠定义：①类型②特点

d-pπ键p-pπ键例：金属配合物不能旋转重叠程度较小，稳定性较差肩并肩镜面对称例：CH2=CH2键型项目

σ键

π键成键方向电子云形状牢固程度成键判断规律沿轴方向“头碰头”平行方向“肩并肩”轴对称镜像对称强度大，不易断强度较小，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。

4、共价键特征饱和性方向性复习回忆共价键特征饱和性共价键类型（按电子云重叠方式分）σ键π键s-ss-pp-p方向性p-pd-p头碰头轴对称肩并肩镜面对称二、键参数——键能、键长与键角1、键能失去电子吸引电子断键成键吸收能量释放能量气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量①定义：②单位：kJ·mol-1释放能量，取正值键能越大，键越牢固，分子越稳定③意义：④结论：同种元素形成的共价键的键能：单键<双键<叁键σ键键能>π键键能2、键长形成共价键的两个原子间的核间距①定义：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③结论：同种元素间形成的共价键的键长：单键>双键>叁键3、键角①定义：两个共价键之间的夹角CH4

CCl4

109°28′

NH3107°18′

H2O105°

CO2180°②常见键角：共价键的方向性总结：键能键长键角衡量共价键的稳定性描述分子的立体结构三、等电子原理1、定义：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

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2、四原子分子的空间结构3、五原子分子的空间结构①直线型：②V型：CO2、HCNH2O、SO2①平面三角型：②三角锥型：SO3、HCHONH3①四面体：CCl4、CH4②其它等二、价层电子对互斥（VSEPR）理论共价分子中，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。

1、理论要点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电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待价层电子对数

＝(中心原子价电子数＋结合原子数)/2

＝配位原子数＋孤电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数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孤电子对数＝价层电子对数—结合原子数化学式价层电子对数结合的原子数孤对电子对数HCNSO2NH2－BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO42－012010002223344404234344444化学式价层电子对数结合的原子数孤对电子对数H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH4201010012332465304434256544②确定价层电子对构型价层电子对数目23456价层电子对构型直线平面三角型正四面体三角双锥正八面体注意：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2直线20直线BeCl2CO23三角型30三角型BF3SO321V—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4四面体40四面体CH4CCl4NH4＋SO42—31三角锥NH3PCl3SO32－H3O+22V—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5三角

双锥50三角双锥PCl541变形

四面体SF432T—型BrF323直线型XeF2微粒结构式VESPR模型分子或离子构型HCNNH4＋H3O＋SO2BF31.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是

A．CO2

B．H2S

C．PCl3

D．SiCl42.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是

A．H2OB．CO2

C．C2H2D．P43.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的

A．H3O+B．CO32—

C．PCl5D．SF6

B

BC

D

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①sp3杂化

基态激发杂化激发态2s2p以C原子为例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②sp2杂化

基态激发杂化激发态2s2p以C原子为例1个s轨道和2个p轨道杂化形成3个sp2杂化轨道构型120°

正三角型剩下的一个未参与杂化的p轨道用于形成π键

3个sp2杂化轨道可形成3个σ键价层电子对数为3的中心原子采用sp2杂化方式③sp杂化

基态激发杂化激发态2s2p以C原子为例1个s轨道和1个p轨道杂化形成2个sp杂化轨道构型180°

直线型剩下的两个未参与杂化的p轨道用于形成π键

2个sp杂化轨道可形成2个σ键价层电子对数为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N、O原子杂化时，因为有孤对电子的存在称为不等性杂化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spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2d2sp3杂化轨道234456轨道夹角180°120°109°28′180°/90°90°/120°/180°90°/180°空间构型直线型平面三角型正四面体平面正方形三角双锥正八面体示例BeCl2CO2BF3CH4CCl4Cu(NH3)42＋PCl5SF6SiF62－四、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

③形成条件

A→BH－N→HH

H

＋一个原子有孤对电子，另一个原子有空轨道。2、配位化合物①配合物的形成

天蓝色溶液蓝色沉淀深蓝色溶液Cu(OH)2H2OCuH2OH2OOH22+深蓝色晶体[Cu(NH3)4]SO4•H2O加乙醇

并静置NH3CuH3NH3NNH32+CuSO4溶液滴加氨水继续滴

加氨水Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4]2++2OH—蓝色沉淀深蓝色溶液Cu2++2NH3·H2O

=Cu(OH)2↓+2NH4+蓝色溶液蓝色沉淀H2OCuH2OH2OOH22+NH3CuH3NH3NNH32+1Cu与4O形成的结构为平面正方形1Cu与4N形成的结构为平面正方形②配合物的组成

[Ag(NH3)2]OH内界外界配离子[Ag(NH3)2]+Ag+中心离子（有时可能

是中心原子）NH3配体配位数：配位原子的个数其中N为配位原子常见配位原子：N、O、F、Cl、C、S③常见配合物

Fe3++3SCN—=Fe(SCN)3黄色血红色Fe3++nSCN—=[Fe(SCN)n

]3-n

(n=1-6)Fe3+的检验血红色银氨溶液的配制AgOH+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++OH—+2H2OAg++NH3·H2O=AgOH↓+NH4+

白色沉淀二氨合银离子

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①非极性共价键（非极性键）按共用电子对的偏移极性共价键非极性共价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）HClHClδ+δ-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，显负价一、键的极性和分子的极性（1）离子键、共价键？（2）极性键与非极性键1、极性键与非极性键复习回忆：非极性键:共用电子对无偏向（电荷分布均匀）极性键共用电子对有偏向（电荷分布不均匀）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

正三角形AB3

正四面体形AB4

其他正多面体形、对称性好的平面形例：CO2

例：BF3、SO3

例：CH4、

CCl4例：C60、C6H6、C2H4

、C2H2一、键的极性和分子的极性2、极性分子与非极性分子极性分子:正电中心和负电中心不重合非极性分子:正电中心和负电中心重合HCl共用电子对HClHCl分子中，共用电子对偏向Cl原子，∴Cl原子一端相对地显负电性，H原子一端相对地显正电性，整个分子的电荷分布不均匀，∴为极性分子δ+δ-∴以极性键结合的双原子分子为极性分子CHHHH109º28'

正四面体型，对称结构，C-H键的极性互相抵消（F合=0），是非极性分子常见分子键的极性键角分子构型分子类型1、常见分子的构型及分子的极性双原子分子H2、Cl2无无直线型非极性HCl有无直线型极性H2O有104º30'

折线型极性CO2有180º直线型非极性三原子分子四原子分子NH3有107º18'三角锥型极性BF3有120º平面三角形非极性CH4

有109º28'

正四面体型非极性五原子分子的极性分子的空间结构键角决定键的极性决定小结：2、判断ABn型分子极性的经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数，则为非极性分子，若不等则为极性分子。[练习]判断下列分子是极性分子还是非极性分子：PCl3、CCl4、CS2、SO2非极性分子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是否极性分子化学式是否极性分子H2OHCNSO3SO2NH3HCHOCO2BF3SF4CH3OHSF6CH3C(CH3)3PCl5CH2=CH2PCl3PH3CH4CH≡CH是是是是是是是是是否否否否否否否否否二、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相对分子质量分子的极性相对分子质量越大

范德华力越大2、影响范德华力的因素分子极性越大

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1、氢键的定义-150-125-100-75-50-2502550751002345××××CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸点/℃周期一些氢化物沸点由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力除范德华力以外的另一种分子间作用力，不是化学键2、表示方法A—H…BA、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…NN—H…OO—H…NO—H…O3、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②方向性一个氢原子只能形成一个氢键分子间氢键为直线型分子内氢键成一定角度中心原子有几对孤对电子就可以形成几条氢键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②溶解性分子间氢键使物质熔点升高分子内氢键使物质熔点降低若可以形成氢键，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三、氢键及其对物质性质的影响氢键对物质熔沸点影响：分子间氢键使物质熔沸点升高分子内氢键使物质熔沸点降低极性溶剂里，溶质分子与溶剂分子间的氢键使溶质溶解度增大，而当溶质分子形成分子内氢键时使溶质溶解度减小。氢键对物质溶解度的影响：小结：

定义范德华力氢键共价键作用微粒分子间普遍存在的作用力已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一分子中电负性很强的原子之间的作用力原子之间通过共用电子对形成的化学键相邻原子之间分子间或分子内氢原子与电负性很强的F、O、N之间分子之间强弱弱较强很强对物质性质的影响范德华力越大，物质熔沸点越高对某些物质(如水、氨气)的溶解性、熔沸点都产生影响物质的稳定性四、溶解性1、温度溶解性的影响因素2、压强3、相似相溶4、氢键5、化学反应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。四、溶解性（1）内因：相似相溶原理（2）外因：影响固体溶解度的主要因素是温度；影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。（3）其他因素：A）如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键越强，溶解性越好。如：NH3。B）溶质与水发生反应时可增大其溶解度，如：SO2。

溶质分子与溶剂分子的结构越相似，相互溶解越容易。溶质分子的分子间力与溶剂分子的分子间力越相似，越易互溶。小结：五、手性连有四个不同的原子或原子团的碳原子。手性碳原子：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。乳酸分子CH3CH(OH)COOH有以下两种异构体：

图片

五、手性具有手性的有机物，是因为含有手性碳原子造成的。如果一个碳原子所联结的四个原子或原子团各不相同，那么该碳原子称为手性碳原子，记作﹡C

。五、手性注意：也有一些手性物质没有手性碳原子左手和右手不能重叠左右手互为镜像一对分子，组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间无论如何旋转不能重叠，这对分子互称手性异构体。有手性异构体的分子称为手性分子。中心原子称为手性原子。1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

练习：CH2—OHCH2—OHOH1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

CH2—OHCH2—OHOHA.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3

HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是()A.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3

HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是()右旋与左旋自然界中的手性珍贵的法螺左旋贝。百万分之一，十分罕见。自然界中的手性手性的应用手性合成手性催化六、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六、无机含氧酸分子的酸性指出下列无机含氧酸的酸性HClO4HClO3

H2SO4HNO3H3PO4H2SO3H3BO3HNO2六、无机含氧酸分子的酸性把含氧酸的化学式写成（HO）mROn，就能根据n值判断常见含氧酸的强弱。n＝0，极弱酸，如硼酸（H3BO3）。n＝1，弱酸，如亚硫酸（H2SO3）。n＝2，强酸，如硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）。n＝3，极强酸，如高氯酸（HClO4）。含氧酸的强度取决于中心原子的电负性、原子半径、氧化数。当中心原子的电负性大、原子半径小、氧化数高时，使O-H键减弱，酸性增强。六、无机含氧酸分子的酸性H2SiO4H3PO4H2SO4HClO3HClO4HClOHBrOHIO练习：比较下列含氧酸酸性的强弱六、无机含氧酸分子的酸性同周期的含氧酸，自左至右，随中心原子原子序数增大，酸性增强。同一族的含氧酸，自上而下，随中心原子原子序数增大，酸性减弱。同一元素不同价态的含氧酸酸性高价强于低价。无机含氧酸强度的变化规律某些含氧酸可表示为：（HO）mROn，它的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关；n越大，酸性越强：n=0→弱酸；n=1→中强酸；n=2→强酸；n=3→超强酸。已知：硼酸（H3BO3）是弱酸，而亚磷酸（H3PO3）是中强酸（1）写出这两种酸的结构式：

、

。（2）写出亚磷酸和过量的NaOH溶液反应的化学方程式：第三章晶体结构与性质第一节晶体的常识晶体什么样？晶体什么样（2）晶体什么样（3）雪花晶体食糖晶体美丽的晶体明矾晶体单质硫食盐晶体胆矾明矾晶体冰糖晶体水晶祖母绿绿宝石自然界中美丽的雪花观察图片,下列固体在外形上有什么区别?明矾玛瑙一、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

又称玻璃体晶体离子晶体

原子晶体

分子晶体金属晶体

2、晶体与非晶体性质对比自范性微观结构各向异性熔沸点晶体非晶体有无原子在三维空间里呈周期性有序排列原子排列相对无序强度、导热性、光学性质等无有固定熔沸点无固定

熔沸点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本质差异各向异性不同方向上，性质有差异NaCl晶体结构示意图：Na+

Cl-金刚石晶体结构示意图干冰晶体结构晶体SiO2和非晶体SiO2的投影示意图

3.晶体与非晶体的本质差异说明:(1)晶体自范性的本质:是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的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.自范性微观结构晶体非晶体有(能自发呈现多面体外形)没有(不能自发呈现多面体外形)原子在三维空间里呈周期性有序排列原子排列相对无序4.晶体形成的途径⑴熔融态物质凝固.⑵气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华).⑶溶质从溶液中析出.⑵各向异性(强度、导热性、光学性质等）非晶体没有！5晶体的特性⑴自范性（规则的几何外形）⑶有固定的熔点⑷能使X-射线产生衍射（最科学的区别晶体和非晶体的方法）1.晶体与非晶体的根本区别在于构成固体中的粒子在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。观察教科书中的图3-5玻璃的结构示意图，构成玻璃的粒子无周期性的排列，是无序的，所以玻璃是非晶体。学与问:2.利用晶体与非晶体的性质差异来鉴别玻璃和宝石。宝石是晶体，具有固定的熔点和各向异性，可用硬度、熔点、折光率等性质来鉴别宝石。（1）可观察宝石的形状，具有多面体的外形；实验它的硬度，可在玻璃上划出痕迹，初步确定它是晶体

。（2）可利用宝石的折光率鉴别；（3）可利用X-射线衍射仪鉴别。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.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C.颜色D.x-射线衍射实验CD3.下列不属于晶体的特点是（）A.有固定的几何外形B.有各向异性C.有固定的熔点D.一定是无色透明的固体D4.晶体具有各向异性。如蓝晶石（Al2O3·SiO2）在不同方向上的硬度不同；又如石墨在与层垂直的方向上的导电率与层平行的方向上的导电率1∕104。晶体的各向异性主要表现在是：（）①硬度②导热性③导电性④光学性质

A.①③B.②④C.①②③D.①②③④

D

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、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

C、颜色D、x-射线衍射实验CD[课堂练习]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1、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2.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、体心——全部2、面心——1/23、棱上的点——1/44、顶点（具体问题具体分析）立方体——1/8三棱柱——1/12注：上述贡献的计算仅适用于离子晶体和原子晶体而不适用于分子晶体2、三种典型立方晶体结构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

；乙晶体的化学式为

；丙晶体的化学式为______；丁晶体可能的化学式为______。1：1C2DEFXY3Z2、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?NaZnI2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？(8×+6×)×3=124、下图是CO2分子晶体的晶胞结构示意图，其中有多少个原子？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

。Ti14C13AB练习1：根据离子晶体的晶胞结构，判断下列离子晶体的化学式：（A表示阳离子）化学式：AB练习2：根据离子晶体的晶胞结构，判断下列离子晶体的化学式：（A表示阳离子）AB化学式：A2BBA2AB化学式：练习3：根据离子晶体的晶胞结构，判断下列离子晶体的化学式：（A表示阳离子）ABB化学式：A练习4：根据离子晶体的晶胞结构，判断下列离子晶体的化学式：（A表示阳离子）CABC3探究（即自学检测即课本P64学与问）:

下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞的示意图，数一数，它们分别平均含几个原子?钠、锌晶胞都是：8×1/8+1=2；碘：（8×1/8+6×1/2）×2=8；金刚石：8×1/8+6×1/2+4=8。◆例:2001年报道的硼和镁形成的化合物刷新了金属化合物超导温度的最高记录。如图所示的是该化合物的晶体结构单元：镁原子间形成正六棱柱，且棱柱的上下底面还各有1个镁原子，6个硼原子位于棱柱内。则该化合物的化学式可表示为A、MgBB、MgB2C、Mg2B

D、Mg3B2典例分析Mg原子的数目：12×1/6+2×1/2=3B原子的数目：6故化学式可表示为

MgB2典例分析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、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

C、颜色D、x-射线衍射实验CD[当堂训练]

3、图是超导化合物一钙钛矿晶体中最小重复单元(晶胞)的结构.请回答：该化合物的化学式为_______.

CaTiO3

课后作业：1、课本P641、2、3、4、（做在书上） 2、（选做）登陆中国科普博览网站，输入关键词“什么是矿物”并阅读，生动有趣、受益匪浅哦。3、如图所示晶体中每个阳离子A或阴离子B，均可被另一种离子以四面体形式包围着，则该晶体对应的化学式为A．ABB．A2BC．AB3D．A2B3◆4、右面图形是石墨晶体的层面结构图，试分析图形推测层面上每个正六边型拥有的共价键数和碳原子数是分别：A、6，6B、2，4C、2，3D、3，2◆5、某离子晶体晶胞结构如右图所示，X位于立方体的顶点，Y位于立方体的中心，晶体中距离最近的两个X与一个Y形成的夹角∠XYX的角度为：A.90°B.60°C.120°D.109°28′◆7、如图是CsCl晶体的晶胞（晶体中最小的重复单元）已知晶体中2个最近的Cs+核间距离为acm，氯化铯的相对分子质量为M，NA为阿佛加德罗常数，则CsCl晶体的密度为（单位：克/cm3）A、8M/a3NAB、a3M/8NAC、M/a3NAD、a3M/NA6、图是超导化合物一钙钛矿晶体中最小重复单元(晶胞)的结构.请回答：(1)该化合物的化学式为_______.(2)在该化合物晶体中，与某个钛离子距离最近且相等的其他钛离子共有__________个.(3)设该化合物的相对分子质量为M，密度为阿伏加德罗常数为NA，则晶体中钙离子与钛离子之间的最短距离为_______.CaTiO36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）相互吸引化学式就是分子式2、典型的分子晶体：（1）所有非金属氢化物：H2O，H2S，NH3，CH4，HX（2）部分非金属单质:X2，O2，H2，S8，P4，C60

（3）部分非金属氧化物:CO2，SO2，NO2，P4O6，P4O10（4）几乎所有的酸：H2SO4，HNO3，H3PO4（5）绝大多数有机物的晶体：乙醇，冰醋酸，蔗糖（6）稀有气体3、结构特征①若分子间只有范德华力，无分子间氢键时，-------分子密堆积以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1.下列性质适合于分子晶体的是