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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 一、开天辟地 原子的诞生 1、原子的诞生 宇宙大爆炸 2小时：大量氢原子、少量氦原子 极少量锂原子 140亿年后的今天： 氢原子占 88.6% 氦原子为氢原子数 1/8 其他原子总数不到 1% 99.7% 2、地球中的元素 绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅 22种 地壳中含量在前五位： O、 Si、 Al、 Fe、 Ca 3、原子的认识过程 古希腊哲学家留基伯和德谟克立特 思辨精神 原子：源自古希腊语 Atom，不可再分的微粒 1803年 道尔顿（英） 原子是微小的不可分割的实心球体 1897年，英国科学家汤姆生 枣糕模型 1911年，英国物理学家卢瑟福 电子绕核旋转的原子结构模型 1913年，丹麦科学家玻尔 行星轨道的原子结构模型 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 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 K L M N O P Q 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： 2n2 2、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 K L M N 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 能级： 最多 容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14 3、注意问题 能层与能级的关系 每一能层的能级从 s开始， s,p,d,f 能层中能级的数量不超过能层的序数 能量关系 EK EL EM EN Ens Enp End Enf Ens 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 能层 K L M N 能级 能级 电子 数 能层 电子 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 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 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 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 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 书写时： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出 K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式 电子排布式 Zn： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar 简 化 Zn： Ar 3d10 4s2 简化 电子排布式 写出 K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式 价层电子：主族、 0族元素最外层 副族、 族最外层和次外层 特殊规则 例：写出 Cr和 Cu的电子排布式 全满规则 半满规则 四、电子云与原子轨道 1、电子云 薛定谔 等 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 电子云 小黑点不是电子！ 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 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 定义 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 nd轨道电子云轮廓图 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 磁量子数 自旋量子数 主量子数 角量子数 量 子 化 描 述 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、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： 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p4 原子结构的表示方法 原子结构示意图 电子排布式 O原子： 1s2 2s2 2p4 电子排布图 1s2 2s2 2p4 O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 3、光谱 吸收光谱 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 第一章 原子的结构与性质 第二节 原子结构与元素性质 元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称 核素： 含有一定数目质子和中子的一种原子 同位素： 质子数相同中子数不同的 同一种元素的不同原子 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 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 1 2 2 二 3 10 8 三 11 18 8 长 周 期 四 19 36 18 五 37 54 18 六 55 86 32 七 87 118/112 32/26 镧系： 57 71 锕系： 89 103 第七周期也称为不完全周期 周期的组成 2、族 元素周期表的纵行 族 主族： A结尾 ， A A 副族： B结尾 ， B B， B， B 族： 0族： 主族元素族序数原子最外层电子数 特点 ： 副族、 族通称过渡元素，过渡金属 一些族的别名 7 7 1 1 16 3、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 A、 A 1、 2 两列 B B、 3 7、 8 10 八列 B、 B 11、 12两列 A A、 O 13 17、 18 六列 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 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！ 2、电离能 第一电离能 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最低能量 同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高 A、 A反常！比下一主族的高 逐级电离能 利用逐级电离能判断化合价 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 电负性 电负性应用 一般而言 金属 1.8 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 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 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 8 F、 O 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 键 键 按电子云 重叠方式 4、 键 两个原子轨道 沿键轴 方向 以“ 头碰头 ”的方式 重叠 定义： H H HH HH H Cl ClH 类型 特点 s-s 键 s-p 键 p-p 键 HH HH ClH 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 5、 键 两个原子轨道以平行 即“ 肩并肩 ”方式重叠 定义： 类型 特点 d-p 键 p-p 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 键 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 键，双键中一个 键，另 一个是 键，共价三键中一个是 键， 另两个为 键。 共价键特征 饱和性 共价键类型 （按电子云 重叠方式分） 键 键 s-s s-p p-p 方向性 p-p d-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 定义： 单位： kJmol-1 释放能量，取正值 键能越大，键越牢固，分子越稳定 意义： 观察表 2-1 某些共价键的键能 结论 ： 同种元素形成的共价键的键能： 单键 双键 键键能 2、键长 形成共价键的两个原子间的核间距 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 意义： 键长越短 ， 键能越大 ， 分子越稳定 观察表 2-2 某些共价键的键能 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 定义： 两个共价键之间的夹角 CH4 CCl4 109 28 NH3 107 18 H2O 105 CO2 180 常见键角： 共价键的方向性 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 直线型 ： V型： CO2、 HCN H2O、 SO2 平面三角 型 ： 三角锥 型 ： SO3、 HCHO NH3 四面体： CCl4、 CH4 其它 等 二、价层电子对互斥（ VSEPR）理论 （ Valence Shell Electron Pair Repulsion ） 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 电子对 和 孤电子对 不包括 成键的 电子对 ！ 2、价层电子对数计算 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 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 HCN SO2 NH2 BF3 H3O+ SiCl4 CHCl3 NH4+ SO42 0 1 2 0 1 0 0 0 2 2 2 3 3 4 4 4 0 4 2 3 4 3 4 4 4 4 4 化学式 价层电子对数 结合的原 子数 孤对电子 对数 H2O SO3 NH3 CO2 SF4 SF6 PCl5 PCl3 CH4 2 0 1 0 1 0 0 1 2 3 3 2 4 6 5 3 0 4 4 3 4 2 5 6 5 4 4 确定价层电子对构型 价层电子 对数目 2 3 4 5 6 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 2 0 直 线 BeCl2 CO 2 3 三角 型 3 0 三角 型 BF3 SO 3 2 1 V 型 SnBr2 PbCl 2 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 4 0 四面体 CH4 CCl4 NH4 SO42 3 1 三角锥 NH3 PCl3 SO32 H3O+ 2 2 V 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 5 0 三角双锥 PCl5 4 1 变形 四面体 SF4 3 2 T 型 BrF3 2 3 直线 型 XeF2 微粒 结构式 VESPR模型 分子或离子构型 HCN NH4 H3O SO2 BF3 B F F F SO O O H H H NH H H H C NH 1.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 SiCl4 2.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是 A H2O B CO2 C C2H2 D P4 3.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的 A H3O + B CO32 C PCl5 D 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 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 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 数目之和 杂化轨道成键能力强，有利于成键 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 杂化轨道又 分为等性 和 不等性杂化 两种 2、杂化类型 sp3杂化 基态 激发 2s 2p C 杂化 激发态 sp 3 C 杂化2s 2p 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 键 价层电子对数为 4的中心原子 采用 sp3杂化方式 sp2杂化 基态 激发 2s 2p C 杂化 激发态 2s 2p 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 sp 2 2p C 杂化 剩下 的一个未参与杂化 的 p轨道用于 形成 键 + - + - + - 3个 sp2杂化轨道可形成 3个 键 价层电子对数为 3的中心原子 采用 sp2杂化方式 sp杂化 基态 激发 2s 2p C 杂化 激发态 2s 2p 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 sp 2p C 杂化 剩下 的两个未参与杂化的 p轨道 用于 形成 键 + +- - 2个 sp杂化轨道可形成 2个 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 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 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 sp sp2 sp3 dsp2 sp3d sp3d2 d2sp3 杂化 轨道 2 3 4 4 5 6 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 BeCl2 CO 2 BF3 CH4 CCl4 Cu(NH3)42 PCl5 SF6 SiF 62 四、配合物理论简介 1、配位键 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。 表示方法 形成条件 AB H N H H 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 配合物的形成 天蓝色 溶液 蓝色 沉淀 深蓝色 溶液 Cu(OH)2 H2O Cu H2O H2O OH2 2+ 深蓝色 晶体 Cu(NH3) 4 SO4H2O 加乙醇 并静置 NH3 Cu H3N H3N NH3 2+ CuSO4溶液 滴加氨水 继续滴 加氨水 Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)42+ + 2OH 蓝色沉淀 深蓝色溶液 Cu2+ 2NH3H 2O = Cu(OH)2+ 2NH4+ 蓝色溶液 蓝色沉淀 H2O Cu H2O H2O OH2 2+ NH3 Cu H3N H3N NH3 2+ 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 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、 S 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+2NH3H 2O = Ag(NH3)2+ OH +2H2O Ag+ NH3H 2O = 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 )： 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 1、键的极性 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 极性 共价键（极性键） H Cl H Cl + - 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 2、分子的极性 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 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 H2O HCN SO3 SO2 NH3 HCHO CO2 BF3 SF4 CH3OH SF6 CH3C(CH3) 3 PCl5 CH2=CH2 PCl3 PH3 CH4 CHCH 是 是 是 是 是 是 是 是 是 否 否 否 否 否 否 否 否 否 键的极性与分子极性的关系： A、 由非极性键构成的分子一般是非极性分子 B、 极性键结合形成的分子不一定为极性分子 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 -25 0 25 50 75 100 2 3 4 5 CH4 SiH4 GeH4 SnH4 NH3 PH3 AsH3 SbH3 HF HCl HBr HI H2O H2S H2Se H2Te 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 HB A、 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 HN N HO O HN O HO 3、氢键的分类 分子内氢键 分子间 氢键 4、氢键的特征 饱和性 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 熔、沸点 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 其他方面 冰的密度小于水 形成缔合分子 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。 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。 1下列化合物中含有手性碳原子的是 ( ) A.CCl2F2 B.CH3 CH COOH C.CH3CH2OH D.CH OH 练习： CH2 OH CH2 OH OH 1下列化合物中含有手性碳原子的是 ( ) A.CCl2F2 B.CH3 CH COOH C.CH3CH2OH D.CH OH CH2 OH CH2 OH OH A.OHC CH CH2OH B. OHC CH C Cl C.HOOC CH C C Cl D.CH3 CH C CH3 H Cl OH Br OH Cl H Br Br CH3 CH3 2下列化合物中含有 2个“手性”碳原子的是 ( ) A.OHC CH CH2OH B. OHC CH C Cl C.HOOC CH C C Cl D.CH3 CH C CH3 H Cl OH Br OH Cl H Br Br CH3 CH3 2下列化合物中含有 2个“手性”碳原子的是 ( ) 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 第三章 晶体的结构与性质 第一节 晶体的常识 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 3、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、晶体的鉴别 物理性质差异 如：外形、硬度、熔点、折光率 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 C D 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 2、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 3、三种典型立方晶体结构 4.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、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： 1 C2D EF XY3Z 2、 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 ? Na Zn I2 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 =12 8 1 2 1 4、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 。 Ti14C13 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、常见的分子晶体 所有非金属氢化物 部分非金属单质 部分非金属氧化物 几乎所有的酸 绝大多数有机物的晶体 3、结构特征 分子间作用力 范德华力 氢键 若分子间只有范德华力时 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 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 ( ) A.熔点 1070 ，易溶于水，水溶液导电 B.熔点 10.31 ，液态不导电、水溶液能导电 C.易溶于 CS2、熔点 112.8 ，沸点 444.6 D.熔点 97.81 ，质软、导电、密度 0.97g cm3 BC 2.共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不 同作用方式，下列物质中，只含有上述一种作用的是 ( ) A.干冰 B.氯化钠 C.氢氧化钠 D.碘 B 练习 : 3.下列分子晶体： H2O HCl HBr HI CO N2 H2熔沸点由高到低的顺序是 ( ) A. B. C. D. C 5下列过程中，共价键被破坏的是 ( ) A碘升华 B溴蒸气被木炭吸附 C酒精溶于水 D HCl气体溶于水 4.当 S03晶体熔化或气化时，下述各项中发生变化 的是 ( ) A.分子内化学键 B.分子间距离 C.分子构型 D.分子间作用力 BD D 6.下列有关共价化合物的说法：具有较低的熔、沸 点 不是电解质 固态时是分子晶体 都是由 分子构成 液态时不导电，其中一定正确的是 ( ) A. B. C. D. D 7已知氯化铝的熔点为 190(2 202 lO5Pa)，但它在 180 即开始升华。 (1)氯化铝是 _。 (填 “ 离子化合物 ”“ 共 价化合物 ” ) (2)无水氯化铝在空气中强烈的 “ 发烟 ” ，其原因是 _ _。 (3)设计一个可靠的实验，判断氧化铝是离子化合物 还是共价化合物。你设计的实验是 _。 (4)在 500K和 1.01 105Pa时，它的蒸气密度 (换算为标 准状况时 )为 11.92gL 1，试确定氯化铝在蒸气状态时的 化学式为 _。 共价化合物 Al2Cl6 氯化铝与空气中的水蒸气发生水解反应产生 HCl气体， HCl在空气中形成酸雾而 “ 发烟 ” 。 在其熔融状态下，试验其是否导电；若不导电是共价化合物。 1、下列物质属于分子晶体的化合物是（ ） A、石英 B、硫磺 C、干冰 D、食盐 C 练习 2、干冰气化时，下列所述内容发生变化的是 A、分子内共价键 B、分子间作用力 C、分子键距离 D、分子间的氢键 BC 3、冰醋酸固体中不存在的作用力是（ ） A、离子键 B、极性键 C、非极性键 D、范德华力 A 4、水分子间存在着氢键的作用，使 水分子彼此结合而成（ H2O） n。在 冰中每个水分子被 4个水分子包围形 成变形的正四面体，通过“氢键”相 互连接成庞大的分子晶体，其结构如 图：试分析： 1mol 冰中有 mol氢键？ H2O的熔沸点比 H2S高还是低？为 什么？ 2 氢键 二、原子晶体 1、原子晶体 概念： 原子间以共价键相结合而形成 空间网状结构的晶体 ，又称共价晶体 组成微粒： 原子 粒子间作用力： 共价键 无分子式 化学式表示原子最简整数比 2、常见原子晶体 某些非金属单质： 某些非金属化合物： 硼（ B）、硅（ Si） 锗（ Ge）、金刚石（ C）等 SiC、 BN、 SiO2、 Al2O3等 3、结构特征 晶体中只存在共价键，无单个分子存在； 晶体为空间网状结构。 金刚石 二氧 化硅 4、原子晶体的物理性质 熔沸点高 硬度大 一般不导电 难溶于溶剂 在 SiO2晶体中，每个 Si原子和（ ）个 O原 子形成（ ）个共价键即每个 Si原子周围 结合（ ）个 O原子；同时，每个 O 原子和 （ ）个 Si原子相结合。在 SiO2晶体中，最 小的环是（ ）元环。 ( )单个的 SiO2分子存在。 4 4 4 2 12 没有 第三章 晶体的结构与性质 第三节 金属晶体 一、金属键 1、金属键 金属离子 与 自由电子 之间强烈的相互作用 定义 本质 电子气理论 金属原子的价电子发生脱落， 形成金属阳离子和自由电子 自由电子被所有原子所共用 从而把所有的金属原子维系在一起 无饱和性 无方向性 2、金属晶体 金属离子与自由电子通过金属键结合 而成的晶体叫做金属晶体 粒子间的作用力： 金属键 构成金属晶体的粒子： 金属离子、自由电子 常见金属晶体 ：金属、合金 3、金属性质与电子气理论 金属导电性 电子气的运动是没有一定方向的，但在外 加电场的条件下，自由电子定向运动形成 电流，所以金属容易导电 金属的导热性 自由电子在运动时与金属离子碰撞，把 能量从温度高的部分传到温度低的部分， 从而使整块金属达到相同的温度。 高温下热运动剧烈，因此电子的定向移 动程度减弱，所以，随着温度的升高， 金属的导电性减弱 金属的延展性 金属离子和自由电子间相互作用没有方向性， 在外力作用下各原子层就会发生相对滑动， 但不会改变原来的排列方式，而且弥漫在金 属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠 之间润滑剂的作用 金属键的强弱与 离子半径、离子电荷 有关 金属的熔点、硬度 金属的熔点、硬度与金属键的强弱有关 离子半径 越小 或离子所带电荷 越多 ，则金属 键 越强 ，金属的熔沸点 越高 、硬度 越大 。 二、金属晶体的原子堆积模型 1、几个概念 配位数 ：在晶体中与每个微粒紧密相邻 且距离相等的微粒个数 空间利用率 ： 晶体的空间被微粒占满的体积百分数 用来表示紧密堆积程度 金属的二维堆积方式 非密置层 配位数为 4 密置层 配位数为 6 2、金属的三维堆积方式 简单立方堆积 唯一金属 钋 简单立方堆积的配位数 =6 简单立方堆积的空间占有率 =52% 球半径为 r 正方体边长为 a =2r 体心立方堆积（钾型） K、 Na、 Fe 体心立方堆积的配位数 =8 体心立方堆积的空间占有率 =68% 体对角线长为 c 面对角线长为 b 棱线长为 a 球半径为 r c2=b2+a2 b2=a2+a2 c=4r (4r)2=3a2 六方最密堆积（镁型） Mg、 Zn、 Ti A B A B A 1 2 3 4 5 6 六方最密堆积的配位数 =12 六方最密堆积的晶胞 六方最密 堆积的晶胞 六方最密堆积的空间占有率 =74% 上下面为菱形 边长为半径的 2倍 2r 高为 2倍 正四面体的高 r2 3 6 2 面心立方最密堆积（铜型） Cu、 Ag、 Au A B C A A B C 1 2 3 4 5 6 立方面心最密堆积的配位数 =12 立方面心最密堆积的空间占有率 =74% 第三章 晶体的结构与性质 第四节 离子晶体 一、离子晶体 1、离子晶体 概念： 由阳离子和阴离子通过离子键 结合而成的晶体叫做离子晶体 组成微粒： 阴阳 离子 粒子间作用力： 离子键 无分子式 化学式表示离子最简整数比 配位数（缩写为 C.N.） 一个离子周围最邻近的异电性离子的数目 2、常见离子晶体 强碱、金属氧化物、部分盐类 NaCl 晶体 阴离子配位数 阳离子配位数 6 6 NaCl 晶体 每个 Cl 周围最近且等距离的 Cl 有 个 每个 Na+周围最近且等距离的 Na+有 个 12 12 每个晶胞中 Cl 有 个 Na +有 个 4 4 CsCl 晶体 阴离子配位数 阳离子配位数 8 8 每个 Cl 周围最近且等距离的 Cl 有 个 每个 Cs+周围最近且等距离的 Cs +有 个 6 6 每个晶胞中 Cl 有 个 Cs +有 个 1 1 CsCl晶胞 NaCl晶胞 阴离子配位数 阳离子配位数 4 8 CaF2晶体 CaF2晶胞 每个 F 周围最 近且等距离的 F 有 个 每个 Ca2+周围 最近且等距离的 Ca2+有 个 6 12 每个晶胞中 F 有 个 Ca2+有 个 8 4 CaF2晶胞 3、影响离子晶体配位数的因素 几何因素：晶体中正负离子的半径比 电荷因素：正负离子的电荷比 键性因素：离子键的纯粹程度 4、离子晶体的物理性质 熔沸点较高，硬度较大，难挥发难压缩。 一般易溶于水，而难溶于非极性溶剂 固态不导电，水溶液或者熔融状态下能导电 二、晶格能 1、定义： 气态离子形成 1摩离子晶体时释放的能量 2、晶格能的大小的影响因素 电荷、离子半径 随着离子电荷的增加或者核间距离的缩短 晶格能增大 晶格能越大，离子晶体越稳定 熔点越高，硬度越大