届高考化学一轮复习基础知识手册 第八单元物质结构与性质

排布原则：排布原则：与电离能：第单质构质专一结与知能图谱原子结构模原子结构模型结构量子力学对核外电子运动状的描述能量最低原则、洪特基态原子规则、泡利原理的核外电排布顺序：鲍林近能级图子排布1~36元素原子的电子排布式原子原子结构与电排布组划分决定周的划分结元素周期表置与元素周期表价层电的数目与排布决定族的划分构电子层数和电荷电子排布与原子半径数决定了子半径性的大小及变化规质反映元素原子失原子结构与电子的能力和质性质性反映元素原子得电负性：电子的能力和性质知识能力解读

知能解读(—)能层和能级1．能层及层能量大小关系能层(电子层，用主量子数n表示：按核外电子能量的高低及离核平均距离的远近，把核外电子的运动区域分为不同的能层。目前的取值为、2、3、4、5、6、7，对应的符号是英文字母K、L、M、O。一般来说，n值越大，电子离核的平均距离越远，能量越高，即E2．能级及级能量大小关系能级(电子亚层，用角量子数l示)：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分为能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。对于确定的n，角量子数l取值有n：0、1、2、3„p、d、f„„表示。能量关系3．不同能和能级可容纳的最多电子数能层一二三

四„

n符号KL

MN

„能级(l)1s

2s2p3p3d4s4p4d4f

„最多

22621014„电子数8

1832

„知能解读(二)原子轨道常把电子在原子核外空间出现概率约为90%的空间圈出来图所示人们把这种电子云轮廓图称为原子轨道。s子的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大，电子的能量就越高电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大电子云越来越向更大的空间扩展所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形的只是球的半径大小不同。如图所示。除s电子云外，其他空间运动状态的电子云都不是球形的。例如p电子云是哑铃形(或纺锤形)的如图)而且无论2p3p还是„„能级都有3个相互垂直的电子云，分别称pp(如图)，右下标：x：y、：分别是电子云在y坐标里的取向。总结①s能级只有一个原子轨道，且都是球形的。②p级有3原子轨道，互相垂直，分别p表示。在同一能层中，zpp的能量相同。y③不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同，能层序数越大，原子轨道的半径越大这是因为能层序数n越大电子的能量越高电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。如ls、2s、3s的形状均为球形，但原轨道半径：ls<2s<3s知能解读(三)核外电子排布1．核外电排布的原则原子的核外电子排布是指原子中的所有电子按一定规则分布在各原子轨道上

1414042子在原子轨道上的分布应遵循以下三个原则。(1)能量最低原则：原子核外电子先占据能量最低的原子轨道，再依次进入能量较高的原子轨道这样使整个原子处于最低的能量状态能量最低原则又叫做能量最低原理。(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态相反的电子。(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道而且自旋状态相同这个规则是由洪特首先提出的称为洪特规则。①在能量相同的轨道(也称等价轨道或简称并轨道3个p轨道个d道，7f轨道)上分布的电子，将尽可能分占不同的轨道，而且自旋状态相同。例如，碳原子中的个p电子的排布应该是。

，而不是氮原子中的3p电子也是分布在3个p道上，并且有相同的自旋状态。②等价轨道全充满半充满或全空的状态一般比较稳定也就是说具有下列电子层结构的原子是比较稳定的：．全充满pf。b．半充满pf。c．全空pf。例如，Cr:242．电子层能级中的最大电子容量在基态原子中，每个电子层含有n个原子轨道，每个能级中含有轨道每个原子轨道最多能容纳2个电子每个电子层最多能容2n个电子，每个能级最多能容3．构造原(核外电子排布的顺序)实验得知大多数基态原子随着元素原子序数的递增原子核外电子在各原子轨道上的排布将遵循图所示的规律。这个规律又叫做构造原理。

225121225121222424．表示核电子排布规律的方法(1)结构示意图它仅能表明核外电子在各电子层上的排布状况。如。

Na

原子的结构示意图为(2)电子排布式用数字在原子轨道符号的右上角标出该轨排布的电子数即得到电子排布式为了避免电子排布式书写过繁，可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实稀有气体的元素符号外加方括号表示例如，Na原子的电子排布式为1s2s(3)电子排布图原子轨道用方框eq\o\ac(□,())表，一个方框代表一个原子轨道，每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，在同一原子轨道中的两个电子称为“电子对用方向相反的箭“↓↑表示电子排布图中各符号和数字的意义如下所示以Al原子为例，加以说明)四)核外电子排布与素周期表1．核外电排布与周期的划分每个能级组对应元素周期表的一个周期个能级组最多所能容纳的电子数等于对应的周期所包含的元素种类。2．核外电排布与族的划分族的划分依据是原子的外围电子(价层电子)排布，与外围电子数及其排布有关。(1)主族元素原子的价电子构型族序数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA价电子构

2

ns

nnp

n

n

nnp

122512252210222600351014型说明主族元素原子的价电子数等于该元素在周期表中所在的主族序数。(2)过渡元素的价电子构型(个别元素除外)族序数ⅢBⅣB„ⅦBⅧⅠBⅡB价电子构型

„dndndn注意①同一主族元素原子的价层电子排布完全相同价电子数等于主族序数价电子全部排布在n轨道或n和np轨道上0族He元素的价电子排布为1其余均为nn。②副族和第Ⅷ族元素中，同一纵行原子的价电子排布基本相同，价电子排布为。知能解读(五)原子半径及其变化规律1．原子半的影响因素原子半径的大小取决于两个相反的因素是电子的能层数一个是核电荷数。电子的能层越多电子之间的负电排斥将使原子半径增大而核电荷数越大原子核对电子的引力就越大将使原子半径缩小这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变。2．主族元原子半径的递变规律(1)同周期元素，从左到右，随着原子序数的递增，元素的原子半径逐渐减小。(2)同主族元素，从上到下，随着电子层数的增多，元素的原子半径逐渐增大。知能解读(六)电离能及其变化规律1．元素的一电离能(1)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叫做第一电离能，用I表示。上述表述中的“气态电中性基态去一1个电子”等都是保证“最低能量”的条件。(2)电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2．第一电能的变化规律(1)同一周期中主族元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(pdf)、半充满(p、f或全充满如、、f)结构时子的能量较低元素的第一电离能较大。(2)同一主族元素，自上而下，随电子层数的增多，元素的第一电离能逐渐减小。(3)元素的第一电离能的周期性变化如图所示：

3．电离能应用(1)根据逐级电离能数据确定元素原子核外电子的排布例如，Li:III，13表Li原子核外的3个电子排布在两个能(K、层)上，且最外层只有一个电子。(2)根据逐级电离能数据，确定元素化合物中的化合价。例如，MgIII子变成2价阳离子。1(3)根据第一电离能数据，确定元素的金属性或非金属性的强弱。元素的第一电离的非金属性越强；元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。知能解读(七)电负性及其变化规律1．电负性含义电负性是在化合物中原子吸引电子的能力大小的一种度量。元素电负性数值越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性数值越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱有气体元素原子除)以氟性为作为相对标准。2．电负性变化规律(1)同一周期，从左到右元素的电负性逐渐增大；同一主族，自上而下元素的电负性逐渐减小对副族而言族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。(2)过渡元素的电负性值无明显规律。电负性的周期性变化如图所示：

2222626262262650063．电负性应用(1)衡量元素的金属性、非金属性的强弱金属的电负性一般小于1.8非金属的电负性一般大于而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。(2)判断形成化学键的种类一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于，它们之间通常形成共价键。(3)判断化合物中的各元素化合价的正负电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱元素的化合价为正值电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。点评高考对物质结构与性质的考查，往往将原子结构、元素周期律、元素周期表、分子(或离子)的立体型、晶胞结构及计算、晶体类型及性质等相联系，设置综合性试题。解题时，要以原子、分子或晶体的结构为中心，以“结构决定性质”为指导思想，迁移应用所学知识分析、解决相关问题。方法技巧归纳方法技巧(一)各种粒子核外电子排布的表示方法方法指导1基态原子核外电子排布式(1)简单原子的核外电子排布式按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的轨道中。如

C:1s2p；K:1s2s4s。(2)复杂原子的核外电子排布式对于复杂原子的电子排布式应先按能量最低原理从低到高排列然后将同一层的电子排到一起。如：Fe，先按能量从低到高排列3d，26然后将同一能层的排到一起，即该原子的电子排布式为。(3)部分原子的核外电子排布式的特殊性少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有个电子的偏差为能量相同的原子轨道在全充满(、f)半充满(、df)和全空(p、df)结构时体系的能量较低，原子较稳定。(4)基态原子外围电子排布式(价电子的书写外围电子排布式的书写在基态原子排布式的基础上去除原子实铁的外围电子

626322626322626322626521212排布式可以先写出含原子实的核外电子排布式再除去原子实，得铁的外围电子排布式。2．基态离核外电子排布式的书写(1)先正确书写基态原子核外电子排布式。(2)再由外到内失电。如的核外电子排布式，先写出Fe电子排布式：3p，再由外到内失3个电子，即的核外电子排布式为3p。3．核外电排布图的书写用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如Ar：

。要综合考虑核外电子排布的三条规律(能量最低原理、泡利原理和洪特规则)，否则容易出现错误。方法技巧(二)化合物中元素化合价的判断方法为、Mg、Al能电离能

元素

Na

AlIIII

1234

496456269129543

7381451773310540

5781817274511575钠：II，说明钠原子很容易失去1个电子成+1价阳离子，形成的21s2p稳定结构后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此，钠元素常见价态为+1。一般情况下，钠原子不能形成+2阳离子。镁：II，说明镁原子通常形成+2阳离子。3铝：II说明铝原子通常形成+3阳离子。4(2)由核外电子排布确定元素的化合价①元素的最高正化合价=族序数=价电子数个别元素除外。如：元素价电子排布最高正化合价

TiVCr2123254s4s3d4s3d4s+3+4+5+6+7②非金属元素的负化合价的绝对值=8-最外层电子数氢除外)。③稀有气体元素原子的电子层结构是全充满的稳定结构既不易得电子也不易失电子，化合价通常为0④过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态。如锰元素的化合价为+2~+7。

1214001925761014⑤金属元素在化合物中只显正价。⑥氟无正价，氧无最高正价(氧的最高价态为+2价，OF中)。⑦同主族元素的最高正价或最低负价一般相同。

2⑧多数共价化合物中电子能力强的元素显负价子能力弱的元素显正价。HOHCN。(3)由元素的电负性确定元素在化合物中的化合价电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱元素的化合价为正值电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。NaH中的电负性为0.9H的电负性为2.1，H的电负性大于的电负性，NaHNa显正价负价。易错易混辨析易错易混(一)表示核外电子排布常见的错误1．混淆电的填充顺序和电子排布式的书写顺序根据构造原理，核外电子排布时，要先排轨道，后排3d道，但在书写电子排布式时，要按照电子层顺序书写，即先写3d轨道，后轨道。例如，原子序数为21钪(Sc)的子排布式中最后两个能级表示3d不能写成3d。2．书写核电子排布图时，忽视洪特规则特例(1)有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差。当能量相同的原子轨道(即等价轨道)处于全充满、半充满、全空状态时，整个原子一般具有较低能量，原子比较稳定。(2)具有下列电子层结构的原子一般是比较稳定的：①全充满：p、d、f；②半充满f；③全空f。例如，Cu子的电子排布式为29，而不。点评高考试题中考查基态原子(或离子)核外电子排布式的试题较多，考查的重点集中在第21~36号元素基态原子(或离子)上考查3d4s道的能级交错现象。解答此类问题时，除遵循一般的书写规律之外，还要特别注意CCu等殊原子，防止出现错误。易错易混(二)分析元素的第一电离能时，忽视外围电子的影响1．总体上说，金属元素的第一电离能较小，非金属元素的第一电离能较大。2．同周期素的第一电离能从左到右，呈增大的趋势，故同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素。3．同一周内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折，并非随原子序数的递增而逐渐增大原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(、df)半充(df)全充(pf)状态时，原子的能量较低该元素的第一电离能较大特例是第ⅡA族元素的第一电离能大于同周期的第ⅢA族，第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期的第ⅥA。4．同一副元素的第一电离能变化不规则。点评近几年高考对元素周期律的考查命题主要集中在①原子半径的变化规律及应用②电离能的含义并用电离能说明元素的某些性质电负性的变化规律，

形成根据的极分类形成根据的极分类的空n3杂：直线形并用电负性说明元素的某些性质等重考查考生的综合分析能力和迁移应用能力。高考能力培养高考能力(一)考纲解读考纲内容考查频率常见题型所占分值1解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态2了解元素电离能的含义并能用于说明元素的某些性质3解原核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用4了解电负性的概念知道元素的性质与电负性

★★★★☆★★★☆☆填空题3~5分★☆☆☆☆★★★☆☆专题二分子结构与性质知能图谱1．共价键分子的空间构型自方向反的成对子配形成共用电子对或自旋向相的两电子在的子轨发生叠自方向反的个电所在原子轨道发生重叠后，：导致系能降低形成定的子子轨遒“头碰”成键根据键形分类原子道“肩并”成键键键电负不同元素原子成键共价非极键：负性相同的元素原子成键键和根据共用电子对理论，一原子几个成对子，分子性与几自旋反的电子配对成键特征两个参成键原子道总尽可沿着子出现方向性间构概率最的方重叠型价层子对斥模—AB型的间构杂方式化、sp杂化杂化空间型杂化：面三形sp杂化四面形

分子的极性分子的极性2．分子的质分子：正负电荷的重心重合非极性分子：正负电荷的重心合分子的手性：组成与原子的排方相，分与镜像不重叠子体：原子数和价层子数均相等分子的性质范华力及其对质质影氢键及其对物质性质的影响性：相似相溶原理及其用HO，如果成元素同，值越，无机含氧酸分子的酸性：n正电越高，酸性越强知识能力解读知能解读(一)共价键1．共价键本质原子间通过共用电子对所形成的化学键叫做共价键概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用是共价键的本质子在原子核与原子核之间高概率地出现可以说是原子与原子的电子云最大程度地重叠或原子与原子的原子轨道最大程度地重叠。2．共价键形成条件从原子结构方面来说成键原子都要有未成对的电子或成键原子的一方有空轨道另一方有孤电子对从元素性质方面来说成键元素都是非金属元素或电负性较大的金属元素与非金属元素。3．共价键特征(1)共价键的饱和性由共价键的电子配对原理可知，形成共价键的原子必须要有未成对的电子电子对”中的电子数目是有限的，如HHCl分子中的共用电子对都是由两个电子构成的一般情况下一个原子中的未成对电子与其他原子中的未成对电子配对成键以后就不能再与更多的原子的未成对电子配对成键了一个原子有几个未成对的电子也就最多能与另外几个未成对电子配对成键这就是共价键的饱和性。(2)共价键的方向性由共价键的原子轨道(或电子云)重叠原理可知在形成共价键时原子轨道(或电子云)重叠得越多，电子在核间出现的概率越大，所形的共价键越牢固。由于各种原子轨道(或电子云)都具有一定的形状和伸展方向这样的空间分布特征，所以原子轨道之间只有以最佳方向进行相互重叠，才能使原子轨道或电子云)重程度最大形成稳定的化学键共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，这就是共价键的方向性。4．共价键分类(1)根据原子轨道的重叠方式，共价键可分

键

键，具体比较如下：

键

键重叠方式

采取“头碰头”的方式成键

采取“肩并肩”的方式成键特征①以形成化学键的两原子核的连线为①每个

键的电子云由两块

轴作旋转操作价键电子云的图形不组成，分别位于由两原子核构变，这种特征称为轴对称

成平面的两侧，如果以它们之②形键的原子轨道重叠度较大，间包含原子核的平面为镜面，键有较强的稳定性

它们互为镜像，这种特征称为镜像对称②形成键时电子云重叠程度键小没键牢固存在规

共价单键键价双键和三键中均

键通常存在于共价双键或律分类

存在一键两个成键原子均提供1个s轨道形成共价键，如H分子中2键键成键原子分别提供道和s-p道形成共价键HCl分子中的键键成键原子均提供p道形成共价键，分子中键2

三键中

——①两个s子的原子轨道不能形，只能形键注意键总称价键轨道分子结构的价键理论中最基本的组成部分(2)根据原子所带的电荷情况共价键可分为极性共价键简称极性键)和非极性共价键(简称非极性键)，具体比较如下表所示：非极性键

极性键同种元的原的共价由不同种元素的原子形成的概念键，共用电子对不偏向于任何一共价键，共用电子对偏向于吸个原子基本形式X—X型吸引电子能吸引电子能力相同，成键原子不力与电性显电性

引电子能力强的—方X—Y型吸引电子能力不同，吸引电子能力较强的原子相对地显负电性，另一个原子显正电性存在范围

单质分子(、Cl、P等)，某22些化合物(如NaO等)

气态氢化物、非金属氧化物、酸根和氢氧根等5．共价键参数

2

2

2

2(1)键能键能是气态基态原子形成1mol学键释放的最低能量如1molH键释放的最低能量为，形成1molN释放的最低能量为946kJ这些能量就是相应化学键的键能，通常取正值。(2)键长键长是衡量共价键稳定性的另一个参数，是形成共价键的两个原子之间的核间距。①键长越短，往往键能越大，键就越强，共价键越稳定。②键长的长短根据成键原子半径大小来判断HClHBrHI

44等氢卤键由于卤素原子半径由小到大故氢卤键的键长越来越长键能越来越小，键越来越不稳定，分子越来越容易分解。(3)键角在多原子分子中，两个共价键之间的夹角叫做键角。6．配位键(1)配位键及其形成条件①原子之间形成共价键时共用电子对的电子由一方提供双方共同使用这样的共价键称为配位键。②形成配位键的一方(如A)能提供孤电子对，而另一(如B)是具有能够接受孤电子对的空轨道的原子位键常用符号A→示位键属于共价键的一种。(2)配位化合物及其组成①配位化合物金属离子(或原子)与某些分子或离(称为配体)配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。②配合物的组成｛以

3

SO为例说明｝4具体组成

中心离子配位体配位数内界外界

一般是带正电荷的阳离子过渡金属离子最常见可以是阴离子或含有孤电子对的原子直接同中心离子配位的配体数目中心离子与配体构成了配合物的内界此配合物中为配合物的外界界与外界之间存在离子键注意判断共价分子键的数目要特别注意①单键都键双键和三键中都有1键；②在配合物中，中心离子与配位体之间形成的配位键也键。知能解读(二)分子的立体构型1．价层电对互斥理论⑴理论要点价层电子对互斥理论认为，分子的立体构型是“价层电子对”相互排斥的结果，这里价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对键电子对和未成键的孤电子对。①在AB型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的立体构型，主要n取决于中心原子价电子层中电子对包键电子对和未成键的孤电子对)的相互排斥作用，分子的立体构型主要采取电子对相互排斥作用力最小的那种结构。②AB型分子中A与B原子之间通过两对或三对电子即双键或三键)相互结合n时，价层电子对互斥理论把双键或三键当作一个电子对看待。③价层电子对之间相互拆作用力大小的一般规律：孤电子对—孤电子对>孤电子对—成键电子对>成键电子对—成键电子对。(2)中心原子价层电子对数的确定价层电子对是指分子中的中心原子上的价层电子对数

键电子对数加上孤电子对数。键电子对数的确定由分子式确键的电子对数。例如HO分子的中心原子为O原子，有2

11键电子对分子的中心原子为N原子，N有3键电子对。3②中心原子上的孤电子对数的确定中心原子上的孤电子对2式中a中心原子的价电子数对于主族元素来说价电子数等于原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于该原子的价电子数如，的中心原2子为原子，S原子的价电子数为，；与中心原子S结合的O子数为，则与中心原子结合的O原子最多能接受的电子数为2，b所SO中的中心原子S上的孤电子对数2

12

。对于阳离子：a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数，x和的计算方法不变。对于阴离子：a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值，x和的计1算方法不变。例如，NH中N原子的孤电子对5；CO中C21原子的孤电子对。2(3)分子立体结构的确定①确定含孤电子对的价层电子对互斥模型的立体结构中心原子的价层电子对数目(n和价层电子对互斥模型的关系如下表所示：价层电子对数价层电子对构型

2456直线形平面三角形四面体形三角双锥八面体价层电子对互斥模型②确定分子的立体结构略去价层电子对互斥模型的中心原子上的孤电子对，便得到了实际的立体结构。电子对的空间构型、电子对的排列方式与分子立体结构的关系如下表所示：电子对数目

电子对的空间构型

成键电孤电子电子对的排子对数对数列方式

分子的立体结实例构2

直线形

20

直线形

CO、2BeCl23

0

平面三角形

BF、333

三角形21

V形

SnBr、2PbCl2

nn4

四面体形

4031

正四面体形三角锥形

、4CCl4、322V

3O、222．杂化轨理论(1)杂化轨道与轨道杂化在外界条件影响下子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫做原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。(2)杂化轨道的新特征同种杂化轨道里的各原子轨道能量相同化轨道在角度分布上比杂化前的原子轨道在某一方向上更集中从而使它与其他原子的原子轨道重叠的程度更大形成的共价键更牢固杂化轨道的空间伸展方向有了新的变化导致了共价键的键角发生变化。(3)原子轨道的杂化过程杂化轨道理论认为在形成共价分子时通常存在激发化和轨道重叠等过程。sp杂化过程可表示为基态(4)典型杂化轨道①sp杂化轨道的形成sp杂化轨道的形成

32333233sp杂化轨道的形成(5)杂化类型与分子的空间结构①对于AB型分子当杂化轨道全部用于形键时杂化轨道和分子的空间结构相同。

n杂化类型轨道组成

sp化1n和1np轨道

杂化杂化1个n和2个np轨个n和个np轨道道轨道夹角

180

120

109杂化轨道的成分杂化轨道示意图分子空间构型

11121s轨成分和s轨道成分和ps轨道成分和2234道成分轨道成分轨道成分直线形平面三角形正四面体形②对于AB型分子当杂化轨道中有孤电子对时杂化轨道和分子的空间结构不同。

n由于孤电子对参与相互排斥，会使分子的空间构型与杂化轨道的形状有所区别。例如分子中O原子杂化轨道有2个是由孤电子对占据的杂化2

轨道呈四面体形构型，子呈V形结构。知能解读(三)分子的性质

21．分子的称性许多分子具有对称性分子的许多性质如极性旋光性及化学性质等都与分子的对称性有关。如图中的有机化合物分子，以通过两个碳原子的连线为轴旋转240分子完全恢复原状，我们称这根连线为对称轴。同样，对于甲烷分子而言，相对于通过碳原子和其中两个氢原子所构成的平面分子被切割成相同的两部分我们称这个平面为对称面这种依据对称轴的旋转或借助对称面的反映能够复原的分子称为对称分子，分子所具有的这种性质称为对称性。2．分子的性当四个不同的原子或基团连接在碳原子(CHBrClF)上时这个碳原子是不对称碳原子这种分子和它在镜中的像就如同人的左手和右手似而不完全相同，即它们不能重叠我们称它们的表现为手性具有手性的分子叫做手性分子一个手性分子和它的镜像分子构成一对异构体，可以分别用和L来标记。3．分子的性根据分子结构的对称性及正负电荷重心的重合程度分子分为极性分子和非极性分子，二者比较如下表所示：概念规律

极性分子整个分子结构不对称电荷分布不均匀正负电荷的重心不重合①以极性键构成的双原子分子，结构不对称，HCl等②不同元素的多原子分子结构不对称，、、23Cl等3

非极性分子整个分子结构对称排列，电荷分布均匀，正负电荷的重心重合①全部以非极性键构成的双原子分子，结构对称，N22等②全部以极性键构成的分子，结构对称CH、24等分子极性对物质物理性

3①对熔、沸点的影响：极性大，熔、沸点一般要高—些②对溶解度的影响：极性分子易溶于极性溶剂中，非极性分子易

质的影响

溶于非极性溶剂中(相似相溶原理)分子的极性与键的极性分子的极性与键的极性有关，还取决于分子结构的对称性的关系4．范德华及其对物质性质的影响(1)范德华力及其实质范德华力是把分子聚集在一起的作用力。范德华力广泛存在于分子与分子之间，可以是同种分子也可以是不同种分子只有在分子与分子充分接近时才有明显的作用气态时一般就不再考虑范德华力的存在范德华力实质上是一种分子与分子之间的静电作用。(2)范德华力的强弱①范德华力通常比化学键弱得多，化学键的键能一般00600kJ，而范德华力一般只。②组成与结构相似的分子，范德华力随着相对分子质量的增大而增大。如比He比HCl的范德华力大。(3)范德华力对物质性质的影响范德华力的大小对于由分子构成的物质的熔点沸点溶解度等物理性质都有影响。5．氢键及对物质性质的影响氢键是介于化学键和范德华力之间的一种相互作用分子间除了范德华力外的另一种分子间作用力。(1)形成条件氢键的形成条件是一个分子中有与电负性很强的原子(如NO形成共价键的氢原子O子中的氢原)另一分子中有电负性很强的原(H的2原子、中的N原子的F子等)。

2说明

3尽管氢键的概念中带“键字与化学键比较氢键属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间比化学键的键能小1~2个数量级故氢键不属于化学键而属于分子间作用力。(2)氢键的特征氢键有方向性和饱和性。子间的氢键如下所示。(3)对物质性质的影响①对溶、沸点的影响：分子间氢键使物质的熔、沸点升高，而分子内氢键则使物质的熔、沸点降低。OHF沸点在同族元素的气态氢化物中最高。3②对溶解度的影响当溶质分子和溶剂分子间形成氢键时会使溶质的溶解度增大。例如，极易溶于水的溶解度为其原因就在于氨气分子和水分3子之间形成了氢键，彼此相互缔合，增大了的溶解度。6．溶解性

3影响物质溶解性的因素(1)影响固体物质溶解度的因素主要是溶剂的种类和温

2323度；响气体物质溶解度的因素主要是压强和温度(3)相似相溶原理：由非极性分子构成的溶质一般易溶于由非极性分子构成的溶剂由极性分子构成的溶质一般易溶于由极性分子构成的溶剂；若溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键的作用力越大，物质的溶解度越大；溶质与溶剂发生反应时，可增大其溶解度，如SO等。27．无机含酸的酸性(1)无机含氧酸可写(HO)的形式，如果成酸元相同n值越大，R的正电性越高R—O—H中的电子向移程度越大在水分子的作用下越易电离出H越强HClOHClOHNO；2342SOHSO等。2324(2)比较酸性强弱，如利用(HO)RO，相比较的酸必须具有相同的酸性的强弱—OH的数目值的大小无关。方法技巧归纳方法技巧(一)判断分子或离子的空间构型的方法方法指导1根据价层电子对互斥理论判断(1)中心原子上的价电子都用于形成共价键，例如，COCH等分子中的碳原24子，它们的空间构型可用中心原子周围的原子n来预测，概括如下表所示：AB型分子分子的空间构型实例n2直线形、BeCl等22平面三角形BFCH34正四面体形CCl等4(2)中心原子上有孤电子对的分子，例如O等，中心原子上的孤电子对23也要占据中心原子周围的空间，并参与相互排斥。先分析分子的中心原子的σ键电子对数和孤电子对数确定价层电子对互斥模型再去除孤电子对然后得出分子的实际空间构型。2．根据共键的键角判断分子的空间构型与共价键的键角的关系如下表所示：分子类型键角分子的空间构型实例180AB120ABAB10943．根据等子体原理判断

直线形V形平面三角形三角锥形正四面体形

COBeCl等22OS等2BF等33等33CCl等4通常情况下等电子体的空间构型相同如SOO均为V形结构CH与23NH均为正四面体形结构。44．根据杂轨道类型判断由于杂化轨道类型不同杂化轨道的夹角也不同其成键时键角也不相同故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关，具体如下表所示：杂化类型

用于杂化的杂化轨道间的夹原子轨道数角

空间构型

sp化

2

180

直线形

2

杂化

3

120

平面三角形

3

杂化4

109

四面体形二)AB型分子极性的判断方法指导1根据中心原子对应元素的化合价的绝对值与中心原子的价电子数判断对AB型分子，中心原子A对应元素的化合价的绝对值等于A子的价电子数时，该分子为非极性分子，此时分子的空间结构对称；否则，为极性分子，分子的空间结构不对称，具体实例如下表所示：实例中心原子对应元素的化合价的绝对值中心原子的价电子数

BFPClONHSO3252345234345656

2分子的极性非极非极非极非极性性性性2．根据所共价键的类型及分子的空间构型判断

极性极性极性分子分子空类型间构型

键角键的极性

分子的极性

实例A

2

直线形对称)

——非极性键

非极性分子

O等2ABAB2AB3

直线形不对称)直线形对称)折线形不对称)正三角形对称)三角锥形不对称)

——极性键极性分子等非极性分180极性键CO、等子22——极性键极性分子H2非极性分120极性键BF、等子33——极性键极性分子等3AB4

正四面体形对称)

109

极性键

非极性分子

CCl4等

43．根据中原子最外层电子是否全部参与成键判断若分子的中心原子最外层电子全部参与成键该分子一般为非极性分子若分子的中心原子最外层电子未全部参与成键，该分子一般为极性分子。例如、4COBF等分子的中心原子的最外层电子全部参与成键，则它们都是非极性分2子；O、PCl等分子的中心原子的最外层电子部分参与成键，则它们23都是极性分子。易错易混辨析易错易混(一)判断分子离子立体构型的两大误区误区1混淆价层电子对互斥模型与分子(或离子)的立体构型

(1)价层电子对互斥模型是价层电子对的空间构型，包括成键电子和未成键孤电子对而分子(或离子)的立体构型是成键原子的实际空间构型考虑孤电子对。(2)价层电子对互斥模型与分子(或离子)的立体构型是否一致取决中心原子是否有孤电子对(未用于形成共价键的电子对)，若中心原子不含孤电子对，则二者的构型一致，若中心原子上有孤电子对，则二者的构型不一致。误区2忽sp

n

杂化轨道的作用(1)并非所有的原子轨道都能参与杂化能量相近的原子轨道(ns轨道轨道)才能参与杂化，而不是电子的杂化。杂化轨道增了成键能力，使形成的共价键更牢固。(2)一般根据杂化轨道的用途来确定分子的中心原子发生杂化的方式，杂化轨道一般均与其他原子形成较强的键或容纳孤电子对而不会以空的杂化轨道的形式存在。(3)sp杂化sp

2

杂化的两种形式中，原子还有未参与杂化轨道，可用于形成

3

杂化形式中，所有的p轨道均参与杂化，不能形。易错易混(二)分析分子的性质时易出现的两个易错点易错点1片面理解键的极性和分子的极性的关系判断分子的极性除要考虑键的极性外还要考虑分子结构的对称性键的极性与分子的极性的关系如下所示：易错点2混淆范德华力、氢键和化学键对物质性质的影响(1)范德华力和氢键属于分子间作用力，主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点、溶解性等，而化学键主要影响物质的化学性质，如稳定性等。(2)同主族元素形成的分子在进行性质比较时，既要抓住相似性，又要抓住差异性。由分子构成的物质，组成和结构相似时，随着相对分子质量的增大，其熔、沸点升高，但有氢键存在时则出现反常，尤其注意N、、F元素所形成的化合物。(3)同分异构体中，能形成分子间氢键的物质，其熔、沸点较高，而形成分子内氢键的物质，其熔、沸点较低。例如，邻羟基苯甲酸和对羟基苯甲酸、邻硝基苯酚和对硝基苯酚等。高考能力培养高考能力(一)考纲解读考纲内容考查频率常见题型所占分值1．了解共键的形成，能用键能、键长、键角等说明些

★★☆☆☆填空题10

性质2．了解杂轨道)杂道类、2sp33．能用价电子者推分间结构4．了解化键和的区别。了解氢键的质的影响，能列举含有氢键的物质高考能力(二)能力培养知能图谱阴、阳离子间静电作用离子键

★★★★☆★★★☆☆★★★☆☆专题三晶体结构与性质原子间强烈的相互作用化学键共用电子对共价键

金属离子与自由电了间的较强作用金属键极性键

非极性键

空间网状结构离子化合物

金属单质（或合金极性分子

非极性分子离子晶体

范德华力

原子晶体

金属晶体分子晶体知识能力解读知能解读(一)分子晶体1．定义分子之间通过分子间作用力结合形成的晶体叫做分子晶体在分子晶体中分子内的原子间以共价键结合而相邻分子之间靠分子间作用力相互吸引有些分子晶体中不存在化学键，如稀有气体形成的晶体等。2．分子晶里分子的堆积状况在分子晶体中子先以共价键结合成分子子间再以分子间作用力形成晶体。由于范德华力没有方向性和饱和性因此分子间尽可能采取紧密排列方式但分子的排列与分子的形状有关。例如在于冰晶体中，二氧化碳分子是以A型密堆1

积方式排列的。其他分子晶体中的分子可能会采用其他的密堆积方式。3．典型分晶体名称

干冰

冰晶胞结构水分子之间的主要作用分子之间相互作用只存在范德华力力是氢键，也存在范德华力氢键有方向性，它的存在空间结构特点

每个周围等2紧邻CO分子有个2

迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引4．分子晶的性质离子晶体和原子晶体都是通过微粒之间的化学键构成的子晶体则是通过分子间作用力构成的分子晶体在熔化时破坏的只是分子间作用力只需要外界提供较少的能量，因此分子晶体的熔点通常较低，硬度也较小，有较强的挥发性。对组成与结构相似、晶体中又不含氢键的物质来说，随着相对分子质量的增大，分子间作用力增强，熔点、沸点升高。知能解读(二)原子晶体1．定义相邻的原子之间以共价键相结合而形成的具有空间立体网状结构的晶体称为原子晶体。整块晶体是一个三维的共价键网状结构，是一个“巨分子又称共价晶体。2．原子晶里原子的堆积状况在原子晶体中某个原子周围的其他原子的数目是有限的且原子堆积得比较松散这是由共价键的饱和性与方向性所决定的正是因为在中心原子周围排列的原子的数目是很有限的以这种比较松散排列的结构与金属晶体和离子晶体中的紧密堆积排列有很大的不同。3．典型原晶体名称晶胞结构微粒之间相互作用

金刚石非极性共价键

二氧化硅极性共价键空间结构特点

①在晶体中每个碳原子①在晶体中，1个硅原子

以共价单键与4碳原子和4个氧原子形成4个共相结合，构成正四面体。价键；每个氧原子与2个②晶体中C—C键夹角为硅原子相结合晶2109子采取sp3体中硅原子与氧原子按杂化。③最小环上有6个1的比例组成②最小碳原子

环上有12原子4．原子晶的性质原子晶体的性质与其内部结构有关虽然原子晶体中原子堆积得比较松散但由于晶体中各原子都以属于强作用力的共价键相结合，并且构成了空间网状结构，所以原子晶体与金属晶体和离子晶体相比具有突出的稳定性原子晶体具有不同的结构类型。对结构相似的原子晶体来说，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的稳定性就越高。从物理性质方面来说原子晶体表现在熔点和沸点很高硬度很大难溶于一般的溶剂等。知能解读(三)混合晶体1．混合晶的含义在晶体结构中具有两种或两种以上晶体结构特征的晶体叫做混合晶体。2．典型的合晶体——石墨石墨晶体具有层状结构，每个碳原子sp

2

杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合形成无限的六边形平面网状结构(如图所示)共价键的键长为0.142nm，键角为120个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2p轨道，并含有一个未成对电子因此能够形成遍及整个平面的正是由于电子可以在整个六边形网状平面上运动因此石墨的具有金属键的性质这就是石墨沿层的平行方向导电性强的原因些网络状的平面结构再以范德华力结合形成层状结构(如图所示)，层与层之间的距离为这样，石墨晶体中既有共价键又有范德华力同时还有金属键的特性们将这种晶体称为混合晶体。这种特殊的结构决定了石墨具有某些独特的性质，可以用于制造电极、润滑剂、铅笔芯、原子反应堆中的中子减速剂等。知能解读(四)金属键和金属晶体1．金属键金属键是金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用属单质或合金中都存在金属键。(1)金属键的本质金属原子对外围电子的束缚力不强金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气是由于自由电子在整个金属固体中不停运动，被所有金属

原子共用从而把所有金属原子维系在一起使得体系的能量大大降低如图所示：(2)金属键的特征及影响因素①金属键的特征金属键没有饱和性和方向性金属键中的电子在整个三维空间里运动属于整块固体金属。②金属键的影响因素金属键的强弱取决于金属阳离子所带电荷及阳离子半径的大小一般来说金属阳离子所带电荷越多，阳离子半径越小，金属键就越强。(3)“电子气理论”对金属性质的解释①金属的导电性在金属晶体中，充满着带负电荷的“电子气气”的运动是没有方向的，但在外加电场的作用下子气”会发生定向移动，从而形成电流，所以金属容易导电，如图所示：②金属的导热性金属容易导热是由“电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞而把能量从温度高的部传到温度低的部分整块金属达到相同的温度。③金属的延展性当金属受到外力作用时晶体中的各原子层就会发生相对滑动但不会改变原来的排列方式弥漫在金属原子间“电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用所以在各原子层之间发生相对滑动以后仍可保持这种相互作用因而即使在外力作用下发生形变也不易断裂因此金属都有良好的延展性如图所示：

2．金属晶在由金属单质形成的晶体中子之间以金属键相互结合形成的晶体称为金属晶体。(1)金属晶体的四种常见原子堆积模型堆积模型

典型空间利代表用率

配位数晶胞结构非密置层

简单立方堆积体心立方堆积

钋(Po)52%Na、K、Fe密

六方最密堆积

Mg、Ti

置层

面心立Cu、方最密Ag、12堆积Au(2)金属晶体的性质金属晶体的熔点硬度等物理性质与金属键的强弱密切相关金属键的强弱与金属原子的半径、金属原子的价电子数、金属原子的密堆积方式等密切相关。其他条件相同时，金属原子的半径越小，金属键越强，金属的熔点越高、硬度越大；金属原子的价电子数越大，金属键越强，金属的熔点越高、硬度越大。知能解读(五)晶格能和离子晶体1．晶格能(U)(1)晶格能是指气态离子形成1mol子晶体时释放的能量，晶格能通常取正值。例如，

(g)

(g)786kJ/mol。(2)晶格能与离子的半径子所带的电荷有关子的半径越小格能越大(晶格能与离子的半径成反比)；离子所带电荷越多，晶格能越大(晶格能与离子电荷成正比)。(3)晶格能对物质性质的影响：晶格能越大，离子键越强，离子晶体越稳定、熔沸点越高、硬度越大。2．离子晶离子晶体是阴离子通过离子键结合空间呈现有规律的排列所形成的晶体。(1)三种类型离子晶体的空间构型晶体类型晶胞结构晶胞特点

①每个

(或Cl

)围等距且紧邻的Cl

(或

有6个

或型

)周围等距且紧邻的Na(Cl)有12个；②每个晶胞中含4Na和4Cl

①每个

(或Cl

)周围等距且紧邻的(或Cs)有8个(或CsCl

Cl

)周等距且紧邻的Cs

Cl

有6个；②每个晶胞中含1CsCl

和1型2

Ca2的配位数为8F配位数为4(2)离子晶体的物理性质①离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用(离子键，要克服离子间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。因此，离子晶体具有较高的熔、沸点和难挥发的性质。②离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现出较大的硬度。当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。③离子晶体不导电，但熔化或溶于水后能导电。离子晶体中，离子键较强，阴、阳离子不能自由移动即晶体中无自由移动的离子因此离子晶体不导电当升高温度时阴阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力成为自由移动的离子在外加电场的作用下子定向移动而导电离子晶体溶于水时阴、阳离子受到水分子的作用成为自由移动的离子(或水合离子)，在外加电场的作用下，阴、阳离子定向移动而导电。④大多数离子晶体易溶于极性溶剂如水)，难溶于非极性溶剂(如汽油、苯、CCl)中。当把离晶体放入水中时，水分子对离子晶体中的离子产生作用，使4离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体成在水中自由移动的离子。方法技巧归纳方法技巧(一)“均摊法”在晶胞计算中的应用方法指导计算晶胞中微粒数目的常用方法“均摊法是指每个晶胞1平均拥有的粒子数目，例如每个粒子被个晶胞所共用，则该粒子有属