1、選修三物質結構與性質知識歸納一、能層與能級1、能層 (電子層： n) ：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。由里向外，分別用字母： K 、 L、 M 、N 、O、P、Q 表示相應的第一、二、三、四、五、六、七能層。各能層最多容納的電子數為 2n2；在同一個原子中，離核越近，電子能量越低2、能級 ：同一能層里的電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、 p、d、f 等表示，同一能層里，各能級的能量按 s、p、 d、f 的順序升高， 即： E(s)<E(p)<E(d)<E(f)K 層指包含一個能級，即s 能級； L 層包含兩個能

2、級，s 和 p 能級； M 層包含三個能級，s、p 和 d 能級； N 層包含四個能級，s、p、d、 f 能級每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nfs、p、d、 f可容納的電子數依次是1、 3、 5、7的兩倍同一能級容納的電子數相同3、電子云 ：原子核外電子繞核高速運動是沒有確定的軌道的，就好像一團“帶負電荷的云霧”籠罩在原子核周圍，這種“帶負電荷的云霧”稱之為電子云。電子云密集(單位體積內小黑點多)的地方，電子出現的機會多；反之，電子云稀疏(單位體積內小黑點少)的地方，電子出現的機會少。即電子云表示電子在核外單位體積內出現幾率的大小，而非表示核外電子多少4、原子軌道： 不同能級上

3、的電子出現概率約為90%的電子云的空間輪廓圖稱為原子軌道(1)原子軌道的形狀s 電子的原子軌道都是球形的，每個s 能級各有1 個原子軌道，能層序數越大，s 原子軌道的半徑越大；能量：E 1sE2s E3s ,隨著能層序數的增大，電子在離核更遠的區域出現的概率減小，電子云越來越向更大的空間擴展 p 電子的原子軌道是紡錘形(啞鈴形 )，每個 p 能級有徑也隨能層序數增大而增大能級與原子軌道數和容納的電子數的關系能級原子軌道容納的電子數3 個軌道，它們互相垂直，分別以s (球形 )p (紡錘形 )1326px、py、 pz 為符號。df571014p 原子軌道的平均半二、基態原子的核外電子排布式1、

4、構造原理 ：多電子的核外電子排布總是按照能量最低原理，由低能級逐步填充到高能級。絕大多數元素的原子核外電子的排布遵循下圖所示的排布順序，這種排布順序被稱為構造原理2、電子排布式(1)概念：電子排布式是用核外電子分布的能級及各能級上的電子數來表示電子排布的式子， 依照構造原理可以寫出大多數原子的電子排布式。 如：Na： 1s22s2 2p6 3s1。電子排布式遵循構造原理的，但書寫時必須按照電子層的順序排列(2)電子排布式中各符號、數字的意義nsx，n 表示能層， s 表示能級， x 表示該能級上有 x 個電子如： Na： 1s22s2 2p63s1，能級符號上面數字是該能級上的電子數(3)簡化

5、電子排布式：將電子排布式中的內層電子排布用相應的稀有氣體元素符號加括號來表示而得到的式子稱為簡化電子排布式如：碳、鈉、鈣的簡化電子排布式分別為He2s 22p2、 Ne3s 1、Ar4s 2方括號里的符號的意義是該元素前一個周期的惰性氣體電子排布式的結構，稱為“原子實 ”(4)外圍電子排布式 (價電子排布 )：在原子的核外電子排布中，省去 “原子實 ”后剩下的部分稱為外圍電子排布式，也叫價電子排布如：碳 He2s 22p2外圍電子排布式為， 鈉Ne3s 1 外圍電子排布式為鈣Ar4s 2外圍電子排布式為鉻 1s22s2 2p63s23p63d 54s1外圍電子排布式為銅 1s22s2 2p63

6、s23p63d 104s1外圍電子排布式為【注意】主族元素的最外層電子就是外圍電子，又稱價電子【主族序數最外層電子數元素的最高正價數(O 、 F 除外 )】過渡元素 的外圍電子一般包括最外層的s 電子和次外層的d 電子，有的還包括倒數第三層的f 電子3、核外電子的軌道表示式( 電子排布圖 )：用“”表示軌道，用 “”或“”表示容納的電子，每個原子軌道里最多只能容納2 個電子，在同一軌道的兩個電子稱為“電子對 ”，用方向相反的箭頭“”來表示。 “” 表“”示自選方向相反如：氧原子的核外電子排布圖：4、原子核外電子排布所遵循的原理(1)能量最低原理 ：電子在原子軌道上的分布要盡可能地使原子的能量為

7、最低(2)泡利原理 ：每個原子軌道里最多只能容納2 個電子，且這兩個電子自旋方向必須相反，任何一個原子里絕不會出現運動狀態完全相同的電子 。 如： 2s 軌道上的電子排布為，不能表示為(3)洪特規則 ：當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態原子中的電子總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同。如：2p3 的電子排布為，不能表示為或洪特規則特例 ：當能量相同的原子軌道在全滿 (p 6、 d10、 f14)和半滿 (p3、 d5、 f7) 狀態時，體系的能量最低，原子較穩定1 36 號元素 ：24Cr、29Cu 不符合構造原理。如：24Cr 1s2 2s22p63s23p6 3d54s129Cu

8、1s22s2 2p63s23p63d104s15、描述核外電子運動的幾種方法：以 Fe 為例，質量數為 56原子符號Fe2+的電子排布式電子排布式Fe3+的電子排布式簡化電子排布式電子排布圖 (軌道表示式 )價電子排布式價電子排布圖M 層電子排布式最外層電子數原子結構示意圖價電子總數6、基態、激發態及光譜示意圖(1)基態原子 ：處于最低能量的原子稱為基態原子(2)激發態原子 ：當基態原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級成為激發態原(3)基態與激發態相互轉化的能量轉化的關系( 吸收 )能量基態原子激發態原子( 釋放 )能量7、元素周期表的分區： 除 ds 區外，區的名稱是按 構造原理 最后填

9、入電子的能級符號進行命名的。區的種類有：s 區： ns1 2 ，最后的電子填在 s 能級 上, 包括 IA IIA 族、氦元素 , 屬于活潑金屬 , 為堿金屬和堿土金屬p 區： ns2np1 6，最后的電子填在 p 能級 上, 包括 IIIA VIIA族、零族 元素 ,為非金屬和少數金屬d 區： (n1)d1 9ns1 2，最后的電子填在 d 能級上 , 包括 IIIB VIIB 族、 VIII族元素 , 為過渡金屬ds 區： (n1)d10ns1 2， (n-1)d 全充滿，最后的電子填在d 能級上, 包括 IB IIB 族元素 , 為過渡金屬f 區： (n2)f 0 14(n 1)d0 2

10、ns2 ，包括鑭系元素和錒系元素ds 區的命名 ：ds 區只有兩列，第 11 列銅、銀、金和第 12 列鋅、鎘、汞，由于該區開始的第11 列銅、銀、金按構造原理進行電子排布時，電子排布式中最后兩個能級的電子排布應為( 1)d9ns2 ，而事實上卻為 ( 1)d10ns1，可理解為先填滿了 (1)d 能級而后再填充 ns 能級，因而得名ds 區【注意】 d 區、 ds 區、 f 區全是金屬元素，非金屬元素主要集中p 區 。主族主要含 s 區、 p 區，副族主要含 d 區、ds 區、 f 區，過渡元素主要含 d 區、 ds 區、 f 區三、原子半徑、電離能及電負性的變化規律1、正確表述元素周期律項

11、目同周期 (從左 右)同主族 (從上 下 )原子核外電子排布電子層數相同， 最外層電子數逐漸最外層電子數相同，電子層數遞增增多， 17( 第一周期 12)原子半徑逐漸減小 (0 族除外 )逐漸增大離子半徑陽離子逐漸減小， 陰離子逐漸減小逐漸增大同周期： r( 陰離子 ) r( 陽離子 )元素主要化合價最高正價由 1 7最高正價主族序數(O、F 除外 )最低負價由 4 1非金屬最低負價主族序數8原子得、失電子能力得電子能力逐漸增強得電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸增強元素的第一電離能第一電離能呈增大的趨勢第一電離能逐漸減小元素的電負性電負性逐漸增大電負性逐漸減小元素金屬性、非金屬

12、性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強非金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱單質氧化性、還原性氧化性逐漸增強氧化性逐漸減弱還原性逐漸減弱還性逐漸增強最高價氧化物對應水化物的酸堿堿性逐漸減弱堿性逐漸增強性酸性逐漸增強酸性逐漸減弱非金屬氣態氫化物的穩定性生成由難到易生成由易到難穩定性逐漸增強穩定性逐漸減弱2、原子半徑和離子半徑的變化規律：原子半徑的大小取決于兩個相反的因素。即：電子的能層數和核電荷數。能層數越多，電子之間的負電排斥將使原子的半徑增大；核電核數越大，核對電子的引力也就越大，將使原子的半徑越縮小。具體表現在：同周期原子半徑隨原子序數遞增逐漸減小同主族原子半徑隨原子序數遞增逐漸增大陽離子半徑總比相應原

13、子半徑小如： NaNa+陰離子半徑總比相應原子半徑大如： ClCl同主族陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大同主族陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大同周期陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小同周期陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小如： N3O2 FNa+Mg 2+Al 3+同一元素不同價態的離子半徑，價態越高則離子半徑越小如： FeFe2+Fe3+3、電離能及其變化規律I1，單位： kJ ·mol 1(1)第一電離能 ：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量，符號：(2)意義：第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易

14、程度。第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(3)電離能的遞變規律同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大同一周期內， 從左往右， 第一電離能總體上是逐漸增大的， 但并非單調地增大， 有些反常。 一般而言， IIA 族元素的 I 1 大于 IIIA族元素； VA 族元素的 I 1 大于 VIA 族元素 。如：Be B 、NO，這與原子的外層電子構型有著密切關系：Be 的價電子排布式是 2s2 ，為全充滿結構，比較穩定，難失電子，而B 的價電子排布為 2s22p1，沒有 Be 不穩定，因此失去第一個電子B 比 B

15、e 容易， 第一電離能小同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小過渡元素的第一電離能變化不太規則，同一周期，從左至右，第一電離能略有增加同種原子：逐級電離能越來越大 (即 I 1<I 2<I 3 ，并且會發生一個突變。如果I n 1 >> I n ，對主族元素而言，最外層有n 個電子，最高化合價為 +n4、元素的電負性及其變化規律(1)電負性的定義 ：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大， 表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強(2)標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0 作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計 )。(3)變化規律

16、金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬 ”(如鍺、銻等 )的電負性則在 1.8 左右在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大；同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小(4)電負性的應用判斷化學鍵的極性強弱：若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強。 如極性： H F>HCl>H Br>H I判斷共價化合物中元素的化合價：兩種非金屬元素形成的化合物中，通常電負性大的元素顯負價，電負性小的顯正價解釋對角線規則： 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素

17、的有些性質是相似的，被稱為“對角線規則 ”。對角線相似是由于它們的電負性相近的緣故判斷化學鍵的類型：一般認為 ：如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值(?)大于1.7，它們之間通常形成離子鍵，所形成的化合物是離子化合物；如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值(?)小于1.7，它們之間通常形成共價鍵，所形成的化合物是共價化合物。如： Al 、F、Cl 的電負性分別為1.5、 4.0、2.5，通過計算可知：AlF 3 中化學鍵是離子鍵，AlF 3 是離子化合物，AlCl 3中的化學鍵是共價鍵，AlCl 3 是共價化合物四、共價鍵的分類及類型1、共價鍵的本質和特征：共價鍵的本質是在原子之間形成共用電子對(電

18、子云重疊 )，其特征是具有飽和性和方向性2、共價鍵的分類分類依據類型形成共價鍵的原子軌道重疊方式鍵電子云 “頭碰頭 ”重疊鍵電子云 “肩并肩 ”重疊形成共價鍵的電子對是否偏移極性鍵共用電子對發生偏移非極性鍵共用電子對不發生偏移單鍵原子間有一對共用電子對原子間共用電子對的數目雙鍵原子間有兩對共用電子對三鍵原子間有三對共用電子對3、共價鍵類型的判斷方法(1) 鍵與 鍵依據強度判斷：鍵的強度較大，較穩定；鍵活潑，比較容易斷裂共價單鍵都是鍵，共價雙鍵中含有一個鍵、一個 鍵，共價三鍵中含有一個鍵、兩個 鍵(2)極性鍵與非極性鍵：不同種元素的原子之間形成的是極性共價鍵，同種元素的原子之間形成的是非極性共價

19、鍵4、鍵參數(1) 鍵能 ：拆開 1mol 共價鍵所吸收的能量 (或形成 1mol 共價鍵所釋放的能量 )叫做鍵能， 單位 ： kJ ·mol 1，取正值。 共價鍵的鍵能越大，共價鍵就越不容易斷裂，成鍵原子間的結合就越牢固。結構相似的分子，鍵能越大，分子越穩定(2) 鍵長 ：兩個成鍵原子的核間距離叫做該化學鍵的鍵長( 近似等于成鍵兩原子半徑之和)，單位 ： pm(1pm 10 12 m) 。 鍵長越短，往往鍵能越大，共價鍵越牢固，形成的物質越穩定(3) 鍵角 ：多原子分子中的兩個共價鍵之間的夾角。多原子分子的鍵角一定，表明共價鍵具有方向性。鍵角是描述分子立體結構的重要參數，分子的許多

20、性質都與鍵角有關例如 ： CO 2鍵角為180°直線形H2O鍵角 105°形CH 4鍵角 109° 28正四面體(4)鍵參數對分子性質的影響：(5)常見的分子空間構型分子空間構型鍵角實例正四面體109° 28CH4、CCl 4、(NH 4+)60°白磷： P4平面型120°苯、乙烯、 SO3 、BF 3三角錐型107°18NH 3型104°30H2O直線型180°CO2、CS2、 CHCH5、等電子原理如： CO 和 N2， CH4和 NH4+(1) 等電子體 ：原子總數相同，價電子總數(主族元素即最外層

21、電子數) 也相同的微粒。(2) 等電子體原理 ：等電子體具有相似的化學鍵特征，它們結構相似，物理性質相近，但化學性質不相同，此原理稱為等電子原理3、常見實例 ：微粒通式價電子總數立體構型AX 2直線形CO2、 CNS、 NO2 、N316e2AX 3平面三角形CO3、NO3 、 SO324eAX 2V 形SO2、 O3、NO 218e23AX 4正四面體形SO4 、 PO432e32AX 3三角錐形PO3、SO3 、ClO 326eCO、N2AX直線形10eAX 4正四面體形CH4、NH 48e五、價層電子對互斥理論(VSEPR)1、價層電子對互斥理論的內容：價層電子對互斥理論認為，分子的立體

22、構形是“價層電子對 ”相互排斥的結果。價層電子對是指分子中中心原子上的電子對，包括鍵電子對和中心原子上的孤電子對(未用于形成共價鍵的電子對)；分子中的價層電子對由于斥力作用，而趨向盡可能彼此遠離以減小排斥力，分子盡可能采取對稱的空間構型。電子對之間夾角越大，排斥力越小中心原子：分子或離子中原子數目最少的原子(或與之成鍵的原子 )價層電子對數鍵電子對數孤電子對數( 價層電子對數即是成鍵電子對和未成鍵電子對數之和)價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小2、價層電子對互斥理論判斷分子空間構型的具體方法： 中心原子價層電子對

23、數鍵電子對數 孤電子對數中心原子的 價電子數配位原子的化合價的總和中心原子的價層電子對 數2【難點提示】配位原子是指中心原子以外的其它原子(即與中心原子結合的原子) 若是離子，則應加上或減去與離子所帶的電荷數(陰加陽減 ) 氧、硫原子若為配位原子，則其化合價規定為"零 ”，若為中心原子，則價電子數為3、價層電子對互斥理論判斷分子空間構型的具體方法價層電子電子對的空間構型孤電子分子的立體結電子對排布方式(VSEPR 模型 )對數構對數目6常見實例2直線形0103平面正三角形1204空間正四面體123015三角雙錐23406正八面體12直線形直線形正三角形V 形直線形正四面體三角錐V 形

24、直線形三角雙錐變形四面體T 形直線形直線形正八面體四角錐正方形CO2BF 3SO2CH4NH3H 2OClO PCl 5SF4BrF 3XeF2SF6IF 5XeF44、常見的分子或離子的中心原子上的孤對電子對數的計算分子或中心價層電子鍵電子離子原子對數對數CO2CS2BeCl 2BF3BCl 3SO3分子或中心價層電子鍵電子離子原子對數對數SO2CH4CCl 4NH 3PCl3H2 OH2 SNO 3SO32SO42NH4+PO43H3O+CO 32PCl5SF6XeF4IF 5孤電子電子對對數構型孤電子電子對對數構型分子構型分子構型中心原子雜化類型中心原子雜化類型六、雜化軌道理論：雜化軌道

25、理論是一種價鍵理論，是Pauling 為了解釋分子的立體結構提出的1、雜化的概念 ：在形成多原子分子的過程中，由于原子的相互影響，中心原子若干不同類型、能量相近的“原子軌道 ”會混合起來，重新組合成一組新的軌道，這種軌道重新組合的過程叫做“雜化 ”；所形成的新軌道就稱為 “雜化軌道 ”2、常見雜化軌道的類型(1)sp 3 雜化 ：sp3 雜化軌道表示由1 個 s 軌道與 3 個 p 軌道雜化而得， sp3 雜化得到夾角為109°28的正四面體形雜化軌道。如 CH4sp3雜化(2)sp 2 雜化 ：sp2 雜化軌道表示由1 個 s 軌道與 2 個 p 軌道雜化而得， sp2 雜化得到三

26、個夾角為120°的平面三角形雜化軌道。如 BF3(3)sp 雜化： sp 雜化軌道是由1 個 s 軌道與 1 個 p 軌道雜化而得的，sp 雜化得到軌道間的夾角為180°的直線形雜化軌道。如 CO 23、雜化類型的判斷：雜化軌道只能用于形成鍵或者容納孤對電子，而兩個原子之間只能形成一個鍵，故有下列關系：雜化軌道數 =中心原子結合的原子數+中心原子孤電子對數=鍵電子對數+孤電子對數=價層電子對數價層電子對數432雜化方式sp3 雜化sp2 雜化sp 雜化4、 sp 雜化、 sp2 雜化這兩種雜化形式還有未參與雜化的p 軌道，可用于形成 鍵七、配合物理論簡介1、孤電子對 ：分子

27、或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對2、配位鍵 ：一種特殊的共價鍵(1)配位鍵的形成 ：成鍵的兩個原子或離子一方提供孤對電子，另一方提供空軌道而形成的共價鍵。即：共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵(2)成鍵條件 ：其中一個原子提供孤對電子，另一原子提供空軌道(3)成鍵的性質 ：共用電子對對兩個原子的電性作用AB(4)配位鍵的表示方法(電子對給予體電子對接受體 )：常用 “”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子如： NH 4 可表示為 ，在 NH 4 中，雖然有一個N H 鍵形成過程與其他3 個 N H 鍵形成過程不同，但是一旦形成之后， 4 個共價鍵就完全相

28、同3、配位化合物(1)定義：金屬離子 (或原子 )與某些分子或離子 (稱為配體 )以配位鍵結合形成的化合物稱為配位化合物 ，簡稱 配合物 ，又叫 絡合物(2)形成條件配位體有 中性分子，如 H 2O、 NH3 和CO 等孤電子對 離子，如 F 、Cl 、CN 等中心原子有空軌道，如Fe3 、Cu 2 、 Zn2 、 Ag 等(3)組成： 如Cu(NH 3)4SO 4 中心原子 ：提供空軌道接受孤對電子的原子叫中心原子。中心原子一般是帶正電荷的金屬離子(此時又叫中心離子 )，過渡元素最常見， 如 Cu2+、Zn2+ 配體：含有并提供孤電子對的分子或離子，即電子對的給予體。常見的配體 ：H2O、

29、NH 3、SCN、 CO、N2、 X 、OH 、CN 配位原子 ：配體中提供孤對電子的原子叫配位原子，如：H2O 中的 O 原子， NH3 中的 N 原子 配離子 ：由中心原子 (或離子 ) 和配位體組成的離子叫做配離子，如：Cu(NH 3)4 2+、 Ag(NH 3)2 + 配位數 ：作為配位體直接與中心原子結合的離子或分子的數目，即形成的配位鍵的數目稱為配位數如： Cu(NH 3 )4 2+的配位數為4， Ag(NH 3)2 +的配位數為2 配離子的電荷數：配離子的電荷數等于中心離子和配位體電荷數的代數和內界和外界 ：配合物分為內界和外界，期中配離子稱為內界，與內界發生電性匹配的的陽離子

30、(或陰離子 )稱為外界如： Cu(NH 3 )4SO4 的內界是 Cu(NH 3)4 2+，外界是 SO4 2 ，配合物在水溶液中電離成內界和外界兩部分即： Cu(NH 3 )4SO4Cu(NH 3 )4 2+SO42 ，而內界很難電離，其電離程度很小，Cu(NH 3)4 2+Cu 2+4NH 3八、分子的性質1、分子的極性(1)分子的極性的判斷方法 ：分子的極性由共價鍵的極性和分子的空間構型兩方面共同決定只含非極性鍵的分子，都是非極性分子。單質分子即屬于此類，如：Cl2 、O2、 P4、 C60以極性鍵結合而成的雙原子分子，都是極性分子。如： HCl 、CO 等都屬于 “ A B”型分子，均

31、為極性分子以極性鍵結合而成的多原子分子：空間構型為中心對稱(直線型、平面正三角型、正四面體型、三角雙錐型、正八面體型)的分子，是非極性分子，如： CO2 、 BF3、CH4、 PCl5 、SF6；空間構型為中心不對稱的分子，是極性分子，如： H2 O、 NH 3、CHCl 3(2)根據中心原子最外層電子是否全部成鍵來判斷：AB n 型中的中心原子A 的最外層電子若全部成鍵(孤電子對數為零 )，此分子一般為非極性分子，如：CO2 、BF 3、 SO3 ；分子中的中心原子的最外層電子若未全部成鍵(有未成鍵的孤電子對 )，此分子一般為極性分子，如： H 2O、 NH3、PCl 3分子式中心原子分子的

32、有無孤電子對極性具體方法：元素符號CS2An 型：非極性分子SO2AB 型：極性分子O3ABn 型：CH 4A 上無孤對電子：非極性分子NH 3A 上有孤對電子：極性分子H2OXeF42、范德華力及其對物質性質的影響(1)定義：把分子聚集在一起的作用力，叫做分子間作用力，又稱范德華力(2)特征：無方向性、無飽和性主要影響物質的熔點、沸點、溶解度等物理性質分子間作用力比化學鍵弱得多(范德華力約比化學鍵鍵能小于12 個數量級 )(3)影響因素結構和組成相似的物質， 相對分子質量越大 ，范德華力越大，物質的熔沸點也就越高相對分子質量相同或相近的物質，分子的極性越大 ，范德華力越大，物質的熔沸點也就越

33、高3、氫鍵及其對物質性質的影響(1)氫鍵的形成 ：當氫原子與電負性很大的F、O、N 原子形成 H F、H O、H N 共價鍵時，由于 F、O、N 的電負性比氫大得多，致使這些共價鍵的電子對會強烈的偏向F、 O、N 原子的一邊，結果使H 原子幾乎成為 ”裸露 ”的質子，從而帶有較強的正電荷，具有很強的吸引電子的能力。這樣帶正電的核就能與另一個(HF 、H 2O、NH 3)分子中的 F、O、N 原子的孤對電子相互吸引和發生一定程度的軌道重疊作用， 這種分子間的作用力就是氫鍵。 如： FH F(2)氫鍵的定義 ：由已經與電負性很強的原子(N、O、F)形成共價鍵的氫原子（如水分子中的氫）與另一個分子中

34、電負性很強的原子(如水中的氧 )之間的作用力。氫鍵是比分子間作用力強的分子間作用，但它不是化學鍵，仍屬于分子間作用力的范疇(3)氫鍵的形成條件分子中有 H 原子，且 H 原子必須與電負性大、原子半徑小的元素的原子(F、O、N) 形成強極性共價鍵H 原子與另一分子中的電負性、原子半徑小且有孤對電子的元素原子間產生靜電吸引(4)氫鍵表示方法 ： X H Y (X 、 Y 可相同或不同，一般為F、O、N) “”表示共價鍵， “ ”表示氫鍵如： HF 分子間的氫鍵可表示為： F H F H(5)特征： 氫鍵不屬于化學鍵，是一種分子間作用力，氫鍵鍵能較小，約為化學鍵的十分之幾，但比范德華力強氫鍵具有一定

35、的方向性和飽和性(6)氫鍵的存在和類型：氫鍵既存在于分子之間，也可以存在于分子內部的原子團之間分子間氫鍵：如 HF 分子間 (FH FH) 、NH 3 與 H2O 分子間 (FHO H)等分子內氫鍵： 如鄰羥基苯甲醛存在分子內氫鍵。分子間氫鍵由兩分子形成，而分子內氫鍵是一個分子中就具有形成的氫鍵的原子和原子團(7)氫鍵對物質性質的影響分子間有氫鍵的物質熔化或汽化時，除了要克服純粹的分子間作用力外，還必須提高溫度、額外地提供一份能量來破壞分子間的氫鍵，所以這些物質的熔、沸點比同系列氫化物的熔、沸點高。如： HF、 H2O、NH 3 沸點反常分子內有氫鍵時，往往會降低分子間作用力，從而使使物質的熔

36、、沸點降低如： 鄰羥基苯甲醛 (熔點： 2，沸點： 196.5 )和對羥基苯甲醛 (熔點： 115，沸點： 250 )(8)常見的存在氫鍵的物質 ：HF、 H2O、NH 3、醇、酸 (含 OH 的有機物 )4、溶解性(1)“相似相溶 ”規律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑如：氨都是極性分子， 易溶于極性溶劑水中， 難溶于非極性溶劑四氯化碳中；碘都為非極性分子， 易溶于非極性溶劑四氯化碳中，而難溶于極性溶劑水中(2)氫鍵對溶解性的影響 ：如果溶質與溶劑之間能形成氫鍵，則溶解度增大(3)溶質與水發生反應對溶解性的影響：如果溶質與水發生化學反應時， 可增大其溶解度， 如：

37、SO2 與 H2O 反應生成 H2 SO3，而 H 2SO3可溶于水，因此，增大了SO2 的溶解度； NH 3 與 H2O 反應生成 NH 3·H2O，也增大了 NH 3 溶解度(4)相似相溶原理還適用于分子結構的相似性：如： CH3CH2OH 中的 OH 與 H 2O 中的 OH 相似，乙醇能與 H2O 互溶5、手性 ：兩個分子的立體結構像一雙手的左手和右手那樣不能相互疊合但卻互為鏡像，這種現象稱為手性(1)手性碳原子 ：連接四個不同原子或基團的碳原子，稱為手性碳原子，常用*C 表示(2)判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有四個不同的原子或原子團，符合上述

38、條件的碳原子叫做手性碳原子6、無機含氧酸分子的酸性(1)含氧酸的結構： 在含氧酸中，氫離子是和酸根上的一個氧相連接的(2)無機含氧酸分子的酸性：無機含氧酸分子之所以能顯示酸性，是因為其分子中含有OH ，而 OH 上的 OH 鍵在水分子的作用下發生斷裂而能夠解離出H +而顯示一定的酸性(3)比較無機含氧酸的酸性強弱規律對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強如： HClO<HClO 2<HClO 3<HClO 4； HNO 2<HNO 3；H 2SO3<H 2SO4解釋： 無機含氧酸的通式可寫成(HO) mROn，如果成酸元素R 相同， R

39、 的正電性越高，導致R O H 中 O 的電子向 R 偏移的程度越大，在水分子的作用下越容易電離出H ，酸性越強。如酸性：H 2SO3<H2SO4含氧酸的強度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基氧的個數增大而增大，即(HO) mROn 中， n 值越大，酸性越強次氯 (HClO)磷酸 (H3PO4 )硫酸 (H2SO4 )高氯酸 (HClO 4)HO OHO OHO O含氧酸PSClCl OH HOOHHOOHOO非羥基氧原子數0123酸性弱酸中強酸強酸最強酸九、晶體結構與性質1、晶體常識(1)晶體與非晶體的比較晶體非晶體結構特征結構微粒周期性有序排列結構微粒無序排列自范性有無性質特熔點固

40、定不固定征異同表各向異性各向同性現二者區別方法間接方法看是否有固定的熔點科學方法對固體進行 X- 射線衍射實驗(2)得到晶體的途徑： 熔融態物質凝固；氣態物質冷卻不經液態直接凝固(凝華 )；溶質從溶液中析出(3)晶胞概念： 描述晶體結構的基本單元(4)晶體中晶胞的排列 無隙并置無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙并置：所有晶胞平行排列、取向相同(5)用均攤法確定晶胞中的粒子數和晶體的化學式：均攤是指每個結構單元(晶胞 )平均擁有的粒子數目。在晶體中，一個粒子同時為n 個結構單元 (晶胞 )所共有，那么對一個結構單元(晶胞 ) 來講，該粒子只能算作1 。 以立方體晶胞為例 ：凡處于立方體頂點的微粒，同

41、時為8 個晶胞共有，屬于該晶胞的為1/8n凡處于立方體棱上的微粒，同時為4 個晶胞共有，屬于該晶胞的為1/4凡處于立方體面上的微粒，同時為 2 個晶胞共有，屬于該晶胞的為 1/2 凡處于立方體體心的微粒，完全屬于該晶胞2、四種晶體類型的比較類型比較分子晶體原子晶體金屬晶體離子晶體相鄰原子間以共只含分子的晶體 ( 即分子構成價鍵相互結合形概念的晶體 ) 或者說分子間以分子成空間網狀結構間作用力相結合形成的晶體的晶體由金屬陽離子和自由電子由陰、陽離子通過通過金屬鍵鍵形成的具有離子鍵結合而成的一定幾何外形的晶體晶體構成粒子分子原子金屬陽離子、自由電子粒子間的相互作用范德華力 (某些含氫鍵 )共價鍵金

42、屬鍵硬度較小很大有的很大，有的很小熔、沸點較低很高有的很高，有的很低溶解性相似相溶難溶于任何溶劑難溶于常見溶劑導電、傳熱性一般不導電， 溶于水后有的能一般不具有導電電和熱的良導體導電性大多數非金屬單質、 氣態氫化部分非金屬單質(如金剛石、硅、物、酸、非金屬氧化物 (SiO2金屬單質與合金 (如 Na、物質類別及舉例晶體硼 )、部分非除外 )、絕大多數有機物 ( 有機Al 、 Fe、青銅 )金屬化合物 (如鹽除外 )SiC、 SiO2 )陰、陽離子離子鍵較大較高大多易溶于水等極性溶劑晶體不導電，水溶液或熔融態導電金屬氧化物 (如K 2O、Na2O)、強堿(如 KOH 、 NaOH)、絕大部分鹽 (如NaCl)3、常見分子晶體的晶胞(1)CO 2 晶體晶胞： CO2 分子間存在分子間作用力，CO2 的晶胞呈面心立方體，立方體的每個頂點有一個CO 2 分子，每個面上也有一個 CO2 分子，因此，每個晶胞中有 4 個