物质结构与性质全册课件(竞赛辅导)

第一节原子结构一.原子结构模型的演变史。1、公元前5世纪，希腊哲学家德谟克利特等人认为：万物是由大量的不可分割的微粒构成的，即原子。2、1803年，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。3、汤姆生原子模型（1904年）:原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子,中和了正电荷，从而形成中性原子。4、卢瑟福原子模型（1911年）：在原子的中心有一个带正电的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳一样运转。

（空心球）5、波尔原子模型（1913年）:电子在固定的轨道上分层运动。

6.电子云模型：现代物质结构学说核外电子排布规律(1)各电子层最多容纳2n2个电子；(2)最外电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；(3)次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子；（4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。Na:S各能级能量高低即ns<(n-2)f<(n-1)d<np能量最低原理、基态与激发态、光谱1.基态原子与激发态：处于最低能量的原子叫做基态原子，当基态原子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态原子。2.基态与激发态相互转化与能量的关系基态原子激发态原子吸收能量释放能量宏观物体的运动特征：可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；可以描画它们的运动轨迹。微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会多少。核外电子运动的特征S能级的原子轨道电子云轮廓图----原子轨道S能级的原子轨道是球形对称的.原子轨道P能级的原子轨道P能级的原子轨道是纺锤形的,每个P能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以P

x,Py,PZ表示.

原子轨道与火车运行的轨道有何不同?

原子轨道是指一定能级上的电子,在核外空间运动的一个空间区域.火车的轨道则是火车运行的一个固定路线.问题讨论宏观、微观运动的不同宏观物体微观粒子质量很大很小速度较小很大（接近光速）位移可测位移、能量不可同时测定能量可测轨迹可描述（画图或函数描述）用电子云描述（用出现机会的大小描述）能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”1、泡利原理：一个轨道上最多只能容纳2个电子而且自旋方向相反。2、洪特规则：电子在同一能级上排布时，总是优先独占据不同的轨道而且自旋方向相同。特例：3、先考虑排布顺序后写电子排布式。4、轨道表示式的写法。元素周期表概念192021222324252627282930313233343536KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGa

GeAsSeBrKrRb

SrCsBa

57-71At85FrRa89-103107**

VIIILiBeBCNOFNe0123456镧系LaCePrNdPmSm

Eu

GdTdDyHoErTmYbLu周期表与周期律HHeIIIAIVAVAVIAVIIAIAIIIBIVBVBVIBVIIBIIAAlSiPSCl

ArIBIIBNaMg主族副族零族第VIII族非金属短周期镧系元素稀有气体金属放射元素人造元素过渡元素催化剂、耐高温、耐腐蚀元素周期表意义制农药半导体不完全周期长周期元素性质周期律非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强7电子构型与周期表1s1———————————————1s2

2s1———————————————2p6

3s1———————————————3p6

4s1—3d1

84s2——3d104s1-2—4p1———4p6

5s1—4d1

85s2——4d105s1-2—5p1———5p6

6s1—5d1——4f1

14——5d10—————

6p6

7s1—6d1——5f1

14——6d2

7(tobecontinued)五个区：s、p、d、ds、fⅠA0

s区d区

ds区p区ns2np1-6(n-1)d10ns1-2(n-1)d1-8ns2

(有例外)ⅠBⅡBⅢA…ⅦAⅡAns1ns2ⅢB…ⅦBⅧf区镧系、锕系(n-2)f1-14ns2（有例外）镧锕主族元素原子半径什么是电离能？电离能有何用途？不同元素的电离能有何递变规律？电离能有何意义？电离能（I）M（g）-e-→M+（g）

I1

M+（g）-e-→M2+（g）I2

一般I3>I2

>I1电离能衡量原子的失电子能力电离能I主要决定于Z*、r、价电子构型。同主族：价电子构型同，r增大，I减小；同周期：Z*增加,r减小,I总体增大(碱金属最小，稀有气体最大)。全满、半满较稳定，I较大。电离能是原子核外电子排布的实验佐证。

O<

N<F<Ne

<He价电子构型与电离能I1Na<Al<Mg

S<P

<

ClHe电离能最大Li>Na>K>

Rb

>Cs电离能（I）半满全满什么是电负性？电负性有何用途？不同元素的电负性有何递变规律？电负性有何意义？电负性x在化学键中原子对键合电子吸引能力的大小，称为元素的电负性（electronegativity）。通常以符号X表示。其值是相对的，无单位。键合电子：原子用以形成化学键的电子。电负性：规定：F=4.0Li

=1.0

比较元素金属性和非金属性相对强弱。x大，得e-能力强，非金属性强;x小，失e-能力强，金属性强.同周期：x左右递增;同族：x上下递减。反映了原子间的成键能力、成键类型、成键后分子极性的大小.一般:金属x<1.8,非金属x>1.8;Δx>1.7,成离子键;Δx<1.7,成共价键。电负性：利用图、表、数据说明对角线规则元素周期表中，相邻周期相邻主族元素中，位于左上角的元素的性质与位于它右下角元素的性质具有相似性。第二章分子结构与性质一、共价键1、定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。2、形成条件：成键的粒子：原子成键的性质：共用电子对。

电子配对能量最低原理（自旋方向相反）轨道最大重叠3、实质：原子间通过共用电子对结合，主要是一种静电作用。成键的原理：4、共价键的特点：①电性的：共价键结合力的本质是电性的，但不是纯粹静电的。②组成共价键时，各原子的电子云发生了很大变化。③饱和性：在共价分子中，每个原子成键的总数或以单键连接的原子数目是一定的。这是因为共价键是以共用电子对结合的，而每个原子能提供的成单原子数是一定的。④方向性：指一个原子与周围原子形成共价键是有一定的角度和方向。其原因是，原子轨道具有方向性。5、共价键的类型：①σ键：沿着键轴的方向，以“头碰头”的方式发生轨道重叠，轨道重叠部分电子云形状是以键轴成轴对称。例如：两个H在形成H2时，电子云如何重叠？特点：成键轨道发生最大重叠，键能大能量低，比较稳定。类型：S-Sσ键、S-Pσ键、P-Pσ键HCl和Cl2形成的σ键，电子云如何重叠？②π键：由两个原子的P电子以“肩并肩”的方式重叠而形成的。特点：电子云采用“肩并肩”的方式重叠，由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，互为镜象，成镜像对称。不可以围绕成键的两原子核的连线旋转。π键电子的能量较高，易活动，是化学反应的积极参与者。6、价键理论：由原子轨道相互重叠而形成的σ键和π键总称为价键轨道一般规律：共价单键是σ键；而共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键组成。如何判断哪些共价键是σ键而哪些共价键是π键？科学探究：比较σ键和π键的比较：价键类型σ键π键成键方向对称方式是否牢固如何判定“头碰头”“肩并肩”轴对称镜像对称键能大，较牢固键能小不太牢固P31“一般规律”二、键参数——键能、键长与键角1、键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。★键能越大，即形成化学键时放出的能量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易被打断,拥有这个化学键的物质能量越低，越稳定。2、键长：形成共价键两个原子之间的核间距。★键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。★键能是衡量化学键强弱的物理量,通常为正值。——键长与键能的关系共价半径：相同原子的共价键键长的一半称为共价半径在多原子分子中，怎样知道多原子分子的形状？思考3、键角：在多原子分子中，两个共价键之间的夹角。★键角是描述分子空间立体结构的重要参数，它直接影响着分子的许多性质。例如：

分子构型键角CO2H2ONH3CH4180°104.5°107°18′109°28′规律：

1、一般说来，如果知道某个分子中的键长和键角数据，那么这个分子的几何构型就确定了。

2、键能越大，键长越短，化学键就越牢固，含有该键的分子就越稳定，越不易发生化学反应，反之也成立。1、下列说法中正确的是（）A、分子中键能越大，键越长，则分子越稳定B、失电子难的原子获得电子的能力一定强C、在化学反应中，某元素由化合态变为游离态，该元素被还原D、电子层结构相同的不同离子，其半径随核电荷数增多而减小D原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多化学性质是相近的，这条规律称之为等电子原理，这样的分子叫等电子体。三、等电子原理及等电子体比较：

CO分子和N2分子的某些性质2、1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、性质相近。

(1)根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：

和

；

和

。

(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO2-互为等电子体的分子有（）和（）

N2COC02N20S02O32、1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、性质相近。

(1)根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：

和

；

和

。

(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO2-互为等电子体的分子有（）和（）

等电子原理又有所发展，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。形形色色的分子O2HClH2OCO2C2H2CH2ONH3P4CH4C60CH3COOH写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子的电子式、结构式及分子的空间结构：分子CO2H2ONH3CH2OCH4电子式结构式中心原子有无孤对电子空间结构OCO:::::::::::HOH::::HNH:H:::HCH:HHO=C=OH-N-H-HH-C-H=OH-C-H--HH无有有无无直线形V形三角锥形平面三角形正四面体::

HCH:O:::

OHH

1、同为三原子分子，CO2和H2O分子的空间结构却不同，什么原因？

2、同为四原子分子，CH2O与NH3分子的的空间结构也不同，什么原因？价层电子对互斥模型（VSEPR）★价层电子对互斥模型(VSEPR模型)是一种可以用来预测分子立体结构的理论模型，总的原则是分子的中心原子上孤对电子对与成键电子对之间的排斥力最小（注意：分子中的双键、叁键等多重键要作为一对电子看待）。这种理论把分子分为两类：1、中心原子上的价电子都用于形成共价键，这种分子中，中心原子周围的原子数决定着分子的立体结构。ABn立体结构范例n=2n=3n=4直线形平面三角形正四面体CO2CS2CH2OBF3CH4CCl42、中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子)的分子，由于中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。例如：H2OH—O—HNH3NHHH价层电子对相互排斥作用的大小，决定着电子对（共价键）之间的夹角，其一般规律如下：1、电子对之间的夹角越小排斥力越大。2、孤电子对--孤电子对>孤电子对--成键电子>成键电子--成键电子3、叁键

>双键>单键代表物中心原子结合的原子数分子类型空间构型中心原子无孤对电子CO22AB2CH2O3AB3CH44AB4中心原子有孤对电子H2O2AB2NH33AB3直线形平面三角形正四面体V形三角锥形比较：价层电子对互斥模型的两种情况化学式中心原子孤对电子数中心原子结合的原子数空间构型HCNSO2NH2-BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+0120100022233444直线形

V形V型平面三角形三角锥形四面体正四面体正四面体SO42-04正四面体分子或离子结构式VSEPR模型分子或离子的立体结构HCNNH4+H3O+SO2BF3NHHHH+HCNBFFFS=O=OOHHH+值得注意的是价层电子对互斥模型只能解释化合物分子的空间构形，却无法解释许多深层次的问题，如无法解释甲烷中四个CH的键长、键能相同及H—C—H的键角为109

28′。因为按照我们已经学过的价键理论，甲烷的4个C—H单键都应该是σ键，然而，碳原子的4个价层原子轨道是3个相互垂直的2p轨道和1个球形的2s轨道，用它们跟4个氢原子的1s原子轨道重叠，不可能得到四面体构型的甲烷分子。为了解决这一矛盾，鲍林提出了杂化轨道理论，它的要点是：当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时，碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，得到4个相同的sp3杂化轨道，夹角109

28′

，表示这4个轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的如下图所示：提示：C：1S22S2P激发C：1S22S2P杂化轨道理论杂化轨道理论（一）价键理论的局限性。用价键理论能较好地说明不少双原子分子价键的形成，但不能很好说明多原子分子价键的形成和分子构型，如CH4就遇到困难。（二）杂化轨道理论

鲍林在价键理论中引入杂化轨道概念，并发展成为杂化轨道理论。

SP3杂化：同一原子由一个S和3个P轨道混杂，称SP3杂化。实测：CH4分子，正四面体构型，键角109°28′，四个C-H键等同。除CH4分子外，CCl4、CF4、SiH4、SiCl4、GeCl4等分子也是SP3杂化。2p2s2s2psp3●sp3杂化excitedhybridizationSP2杂化：同一原子内一个S和2个P轨道混杂，称SP2杂化。实测：气态BF3，具有三角形结构，3个B-F键等同，键角120°。除BF3外，其余气态卤化硼分子中B也是SP2杂化。

●sp2杂化2s2p轨道2s2p2s2psp2

SP杂化：以BeCl2为例说明。

实验结果，气态BeCl2是一个直线型共价分子，键角180°，键长、键能均相等。杂化轨道理论的说明：①中心Be原子价层构型2S2，成键时，Be原子在键合Cl原子作用下，运动状态改变。<i>电子激发2S22p0→2S12p1，与此同时，Be原子的2S轨道与一个刚跃进电子的2P轨道发生SP杂化，形成两个等价SP轨道。<ii>成键时，Cl原子以具有未成对电子的3P轨道与Be原子的2个SP轨道进行轨道重叠，电子配对，形成两个（P－SP）σ键，由于SP轨道S、P成份相同，所以与P轨道重叠后，重叠部分应相同，故BeCl2中两个键键能相同，键长相等。<iii>根据理论计算，这两个杂化轨道正好成180°夹角，即在同一直线上为最大限度重叠，Cl原子只能从直线两端进行重叠，故Cl原子只能位于Be原子为中心的直线两端，故BeCl2为直线型分子。此外，周期表中ⅡB的某些共价化合物,如HgCl2也采取SP杂化。

●sp杂化2s2p2s2psp2pexcitedhybridizationH－Be－H代表物杂化轨道数杂化轨道类型分子结构CO20+2sp直线形CH2O0+3sp2平面三角形CH4

0+4sp3正四面体形SO21+2sp2V形NH31+3sp3三角锥形H2O2+2sp3V形杂化轨道理论要点总结：1.杂化的前提是电子的跃迁，且参与杂化的原子轨道必须能量相近。2.杂化轨道的数目与组成杂化轨道的各原子轨道的数目相等3.杂化轨道成键能力比各原子轨道的成键能力强（因为电子云的分布更集中）形成的分子稳定性也强。不同类型杂化轨道成键能力大小如下：

sp＜sp2

＜sp34.杂化轨道成键时，要满足化学键间的最小排斥原理。NH3分子,实测:键角107°18′，比120°差得远，接近109°28′。H2O分子,实测:键角104°45′也与109°28′接近。这里N、O均取SP3杂化，如N原子5.杂化轨道可分为等性杂化何不等性杂化等性杂化：原子轨道杂化以后，新的轨道完全等同（能量相等、成分相等）如CH4不等性杂化：孤电子对占据其中的杂化轨道，造成轨道不完全等同如：H2O有一对电子未成键，因更靠近N原子，其电子云在N原子外占据较大空间，对三个N-H键的电子云有较大排斥作用，使键角被压缩到107°18′，故NH3为三角锥型。H2O为两对孤电子对，对成键电子对的排斥，键角被压得更小，故为104°45′。由于孤电子对的电子云比较集中于N原子附近，即它们有更多的S轨道成分，所以四个SP3杂化轨道不完全等同。这种产生不完全等同轨道的杂化，称不等性杂化。部分杂化以CO2为例，C原子的价层轨道不完全参与杂化，它采取SP杂化。又如C2H4、C2H2中C分别取SP2和SP杂化。第三周期及其后的元素原子，还可能有d轨道参与的杂化，后再介绍。

试用杂化轨道理论解释下面问题：●NH3、H2O的键角为什么比CH4小？CO2的键角为何是180°？乙烯为何取120°的键角？●在BCl3

和NCl3分子中，中心原子的氧化数和配体数都相同，为什么两者的空间分子结构却不同？Question7还是杂化形式不同●在sp2

和sp杂化轨道中，是否也存在不等性杂化？各举一例！例如SO2

和CO杂化形式不同练习：在学习价层电子对互斥模型和杂化轨道理论的基础上描述化合物中每个化学键是怎样形成的？C原子发生SP杂化生成了两个SP轨道分别与两个O原子的一个P轨道形成两个σ键；C原子剩余的两个P轨道分别与两个O原子剩余的1个P轨道形成两个π键。2．H2OO原子发生SP3杂化生成了四个SP3杂化轨道，其中的两个分别与两个H原子的S轨道形成两个σ键；O原子剩余的两个SP3杂化轨道分别被两对孤对电子占据。1．CO2O：1S22S2PO

C

Oσσππ提示：C：1S22S2P激发C：1S22S2PSP杂化配合物理论一、配位键定义：共用电子对有一个原子单方面提供而跟另一个原子共用的共价键叫配位键注意：1.配位键是一种特殊的共价键2.可以看成电子对给予—接受键3.条件：其中一原子有多余电子，另一原子有空轨道配位化合物定义：通常把金属离子（或原子）与某些分子或离子以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。讨论：哪些微粒可以做中心原子？哪些可以做配位原子？常见的配位体有哪些？1.常见中心原子：（含有空轨道）一般为过渡金属，特别是铁系、铂系、第IB、IIB族元素。2.常见配位原子：（多电子原子）有C、N、O、F、P、S、Cl、Br等，3.常见配体有水、氨等中性分子或卤离子、拟卤离子(CN-等)、羟离子(OH-)、酸根离子等离子。Fe3++SCN—

[Fe(SCN)]2+

硫氰酸根血红色例题一：下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是()A．CO2与SO2B．CH4与NH3

C．BeCl2与BF3D．C2H2与C2H4B例题二：下列分子或离子中都存在着配位键的是()A．NH3、H2OB．NH4+

、H3O+

C．N2、HClOD．[Cu(NH3)4]2+、PCI3B由于该离子的颜色极似血液，常被用于电影特技和魔术表演。例题：对SO2与CO2说法正确的是()

A．都是直线形结构

B．中心原子都采取sp杂化轨道

C．S原子和C原子上都没有孤对电子

D．SO2为V形结构，CO2为直线形结构D例题：下列各种说法中错误的是（）A、形成配位键的条件是一方有空轨道一方有孤对电子。B、配位键是一种特殊的共价键。C、配位化合物中的配体可以是分子也可以是阴离子。D、共价键的形成条件是成键原子必须有未成对电子。D例题：写出下列分子的路易斯结构式(是用短线表示键合电子,小黑点表示未键合的价电子的结构式)并指出中心原子可能采用的杂化轨道类型，并预测分子的几何构型。(1)PCI3(2)BCl3(3)CS2(4)C12O(1)PCI3：SP3

三角锥形..PCICI解析：............CI......CI....(2)BCl3

：SP2平面三角形BCI........Cl......(3)CS2：SP直线形C=S=S........(4)C12O：SP3V形O....Cl......CI......指出下列分子中化学键类型,并标出各元素原子的化合价H2、HCl、P4、CO2、H2O、CH40+-0+4-2+-2-4+H2、HCl、P4、CO2、H2O、CH4非极性分子包括：一、稀有气体和全部是非极性键的单质分子二、含有极性键但分子结构对称的多原子分子极性分子包括：含有极性键且分子结构不对称经验规律：对称结构多为中心原子价层电子对全为成键电子对无孤对电子对且中心原子周围为相同原子的分子典型对称构型和分子直线形CO2、CS2、BeCl2、C2H2

正三角形BF3、SO3、C2H4

正四面体形CH4、CCl4分子的极性与键的极性的关系：

分子共价键的极性分子中正负电荷中心分子的极性举例

H2、N2、O2、P4、C60非极性分子重合非极性键同核原子分子异核双原子分子异核多原子分子极性键分子中各键向量和为零分子中各键向量和不为零重合不重合不重合非极性分子极性分子极性分子CO、HClCO2、CH4HCN、H2O、NH3、CH3Cl(1)范德华力大小

结论：1、范德华力很弱，约比化学键能小1-2数量级；2、分子结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大；分子HCl

HBr

HI范德华力(kJ/mol)21.1423.1126.00共价键键能(kJ/mol)431.8366298.7问题1、范德华力与化学键的相对大小？问题2、HCl、HBr、HI分子在结构上有何相似处？不同？范德华力与此有何关系？单质相对分子质量熔点/℃沸点/℃F238-219.6-188.1Cl271-101.0-34.6Br2160-7.258.8I2254113.5184.4结论：范德华力越大，分子的熔点、沸点越高(3)范德华力与分子的极性的关系分子相对分子质量分子的极性熔点/℃沸点/℃CO28极性-205.05-191.49N228非极性-210.00-195.81结论：相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力越大范德华力关系大高小低例2：下列叙述正确的是：A．氧气的沸点低于氮气的沸点B、稀有气体原子序数越大沸点越高C、分子间作用力越弱分子晶体的熔点越低D、同周期元素的原子半径越小越易失去电子(BC）1、氢键：除范德华力外的另一种分子间作用力，它是由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.(不属于化学键)一般表示为

X—H------Y。

X、Y:F、O、NCOHHHHCOHHHH2、氢键键能大小：

F—H---FO—H---ON—H---N氢键键能(kJ/mol)28.118.820.9共价键键能(kJ/mol)568462.8390.8结论：氢键介于范德华力和化学键之间,是一种较弱的作用力3、氢键的类型：分子内氢键分子间氢键（属于分子间作用力）（不属于分子间作用力）思考题：为什么冰的密度比液态水小?练习：（04广东）下列关于氢键的说法中正确的是()A、每个水分子内含有两个氢键B、在所有的水蒸气、水、冰中都含有氢键C、分子间能形成氢键，使物质的熔沸点升高D、HF稳定性很强，是因为其分子间能形成氢键

C

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．影响物质溶解性的因素⑴影响固体溶解度的主要因素是___________。⑵影响气体溶解度的主要因素是_________和_________。2．相似相溶规律：_____________________________________________________________。⑴如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越_______。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较_______。⑵“相似相溶”还适用于分子结构的_________。⑶如果溶质与水发生化学反应可_________其溶解度。温度温度压强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。好小相似性增大思考与交流1．比较NH3和CH4在水中的溶解度。怎样用相似相溶规律理解它们的溶解度不同？2．为什么在日常生活中用有机溶剂(如乙酸乙酯)溶解油漆而不用水？3．怎样理解汽油在水中的溶解度很小？4．怎样理解低碳醇与水互溶，而高碳醇在水中的溶解度却很小？练习根据物质的溶解性“相似相溶”的一般规律，说明溴、碘单质在四氯化碳中比在水中溶解度大，下列说法正确的是()A．溴、碘单质和四氯化碳中都含有卤素B．溴、碘是单质，四氯化碳是化合物C．Br2、I2是非极性分子，CCl4也是非极性分子，而水是极性分子D．以上说法都不对

C左手和右手不能重叠左右手互为镜像五、手性1．具有完全相同的

和

的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体(又称对映异构体、光学异构体)。含有手性异构体的分子叫做手性分子。2．判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子是否连有

个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。组成原子排列四1．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

练习：CH2—OHCH2—OHOH六、无机含氧酸分子的酸性1．对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越

。原因：无机含氧酸可以写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性

，导致R—O—H中的O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越

电离出H+，即酸性越

。2．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

。强越高容易强强六、无机含氧酸分子的酸性3．同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性比较，根据非金属性强弱去比较。⑴同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐

；⑵同一周期，从左向右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐

。

减弱增强练习：1．已知含氧酸可用通式XOm(OH)n来表示，如X是S，则m=2，n=2，则这个式子就表示H2SO4。一般而言，该式中m大的是强酸，m小的是弱酸。下列各含氧酸中酸性最强的是()A．HClO4

B．H2SeO3

C．H3BO3D．H3PO4

晶体结构与性质复习知识网络固体非晶体晶体1、晶体的定义2、晶体的性质3、晶体的分类4、得到晶体的途径分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体本质差异有无自范性(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有(能自发呈现多面体外形)粒子在三维空间里呈周期性有序排列非晶体没有(不能自发呈现多面体外形)粒子排列相对无序一、晶体与非晶体1.晶体与非晶体的区别2.晶体形成的途径熔融态物质凝固.气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华).溶质从溶液中析出.3.晶体的特性有规则的几何外形有固定的熔沸点（合金除外）物理性质(强度、导热性、光学性质等）各向异性二.晶胞1.定义:晶体中重复出现的最基本的结构单元体心立方简单立方面心立方三种典型立方晶体结构立方晶胞体心：1面心：1/2棱边：1/4顶点：1/82、立方晶体中晶胞对质点的占有率1、如图所示，晶体硼的基本结构单元都是由硼原子组成的正二十面体的原子晶体，其中含有20个等边三角形和一定数目的顶角，每个顶角上各有一个原子，观察图形回答：这个基本单元由

个硼原子组成，键角是

，共含有

个B—B键。1260o30练习2、最近发现一种有钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，结构如图所示，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，它的化学式为______

Ti14C13练习三.四种晶体的比较晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体晶体粒子阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子粒子间作用力离子键共价键分子间作用力金属键熔沸点硬度较高较硬很高很硬较低一般较软一般较高，少部分低,一般较硬，少部分软溶解性易溶于水，难溶于有机溶剂难溶解相似相溶难溶导电情况固体不导电，熔化或溶于水后导电不导电（除硅）一般不导电良导体离子晶体原子晶体分子晶体1.金属氧化物（K2O、Na2O2）

2.强碱（NaOH、KOH、Ba(OH

)23.绝大多数的盐类1.金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼2.SiC

、SiO2晶体、BN晶体1.大多数非金属单质:X2,O2,H2,S8,P4,C60

（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）2.气态氢化物:H2O,NH3,CH4,HX3.非金属氧化物:CO2,SO2,NO2（除SiO2外）3.酸:H2SO4,HNO34.大多数有机物:乙醇，蔗糖（除有机盐）晶体熔沸点高低的判断⑴不同晶体类型的熔沸点比较

一般：原子晶体>离子晶体>分子晶体（有例外）⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较

①离子晶体：阴、阳离子电荷数越大，半径越小熔沸点越高②原子晶体：原子半径越小→键长越短→键能越大熔沸点越高③分子晶体：相对分子质量越大，分子的极性越大熔沸点越高组成和结构相似的分子晶体④金属晶体：金属阳离子电荷数越高，半径越小熔沸点越高3、将下列各组物质按熔沸点由高到低的顺序排列：1、CaCl2、H2O、KCl

、晶体硅2、SiC

、晶体硅、金刚石3、CH4

、CCl4

、CBr4、CF44、CaCl2

、NH4Cl、KCl

、NaCl5、Na、Al、Ar

、Hg6