• 7.63 MB
  • 2021-07-08 发布

人教版高中化学选修三全册课件(182页)

  • 182页
  • 当前文档由用户上传发布,收益归属用户
  1. 1、本文档由用户上传,淘文库整理发布,可阅读全部内容。
  2. 2、本文档内容版权归属内容提供方,所产生的收益全部归内容提供方所有。如果您对本文有版权争议,请立即联系网站客服。
  3. 3、本文档由用户上传,本站不保证质量和数量令人满意,可能有诸多瑕疵,付费之前,请仔细阅读内容确认后进行付费下载。
  4. 网站客服QQ:403074932
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 ①能层与能级的关系 每一能层的能级从s开始,s,p,d,f…… 能层中能级的数量不超过能层的序数 ②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 ①电子排布式 Zn:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar 简 化 Zn:[Ar] 3d10 4s2 ②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、Ⅷ族最外层和次外层 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 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 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 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 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 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 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 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 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 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,ⅡB Ⅷ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 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 ⅠA、ⅡA 1、2 两列 ⅢB~ⅦB、 Ⅷ 3 ~ 7、8 ~ 10 八列 ⅠB、ⅡB 11、12两列 ⅢA~ⅦA、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 ①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 ⅡA、ⅤA反常!比下一主族的高 ②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 ①电负性 ②电负性应用 一般而言 金属<1.8,非金属>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 σ键 π键按电子云 重叠方式 4、σ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 Cl H ①类型 ②特点 s-s σ键 s-p σ键 p-p σ键 HH HH Cl H 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、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-p π键 p-p π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。 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-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 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: 观察表2-1 某些共价键的键能 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 观察表2-2 某些共价键的键能 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′ NH3 107°18′ H2O 105° CO2 180° ②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 ①直线型: ②V型: CO2、HCN H2O、SO2 ①平面三角型: ②三角锥型: SO3、HCHO NH3 ①四面体: CCl4、 CH4 ②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 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 ②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 CO2 3 三角型 3 0 三角型 BF3 SO3 2 1 V—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 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 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 ① sp3杂化 基态 激发 2s 2p C 杂化 激发态 sp3 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σ键 价层电子对数为4的中心原子 采用sp3杂化方式 ② 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 sp2 2p C 杂化 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 ③ 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 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 CO2 BF3 CH4 CCl4 Cu(NH3)42+ PCl5 SF6 SiF62- 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→B 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 ①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 ] SO4•H2O 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)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 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 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、S ③ 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—+2H2O Ag++ 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) H Cl H Cl δ+ 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 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 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 H2O HCN SO3 SO2 NH3 HCHO CO2 BF3 SF4 CH3OH SF6 CH3C(CH3) 3 PCl5 CH2=CH2 PCl3 PH3 CH4 CH≡CH 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—H…B 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—H…N N—H…O O—H…N O—H…O 3、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 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 HClOH Br OH Cl H BrBr 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 HClOH Br OH Cl H BrBr 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 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 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溶质从溶液中析出 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 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 1:1 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 =128 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? 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 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 ①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 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 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:①H2O ②HCl ③ HBr ④HI ⑤CO ⑥N2 ⑦H2熔沸点由高到低的顺序是( ) A.①②③④⑤⑥⑦ B.④③②①⑤⑥⑦ C.①④③②⑤⑥⑦ D.⑦⑥⑤④③②① 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:①具有较低的熔、沸 点 ②不是电解质 ③固态时是分子晶体 ④都是由 分子构成 ⑤液态时不导电,其中一定正确的是( ) A.①③④ B.②⑤ C.①②③④⑤ D.⑤ 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11.92g·L-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: ①1mol 冰中有 mol氢键? ②H2O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 ①某些非金属单质: ②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 ①定义 ②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 ①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 ②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 ③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 ④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 ①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 ②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 ③六方最密堆积(镁型) Mg、Zn、Ti A B A B A 1 2 3 45 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 r23 62  ④面心立方最密堆积(铜型) Cu、Ag、Au A B C A A B C 1 2 3 45 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 ①NaCl 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 ②CsCl 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 ③CaF2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 ①几何因素:晶体中正负离子的半径比 ②电荷因素:正负离子的电荷比 ③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