1、精選優質文檔-傾情為你奉上第六章 分子的結構和性質6.1 鍵參數6.2 價鍵理論目的要求：1了解鍵能、鍵長、鍵角等鍵參數；2掌握價鍵理論；3掌握共價鍵的特點、類型；4了解離子鍵的特點。重點、難點：掌握價鍵理論；掌握共價鍵的特點和類型。作業：1. P193 2（1）、（2）2. P195 4教學內容：6.1 鍵參數一、鍵能1鍵參數的含義：能表征化學鍵性質的量稱為鍵參數。主要有鍵能、鍵長、鍵角等。2鍵能：（1）含義：近似為氣體分子每斷裂單位物質的量的某鍵（6.022×1023個化學鍵）時的焓變。（2）意義：鍵能是衡量化學鍵牢固程度的鍵參數，鍵能越大，鍵越牢固。思考：N2與H2（15030

2、0atm、鐵催化劑和4005000C）和F2與H2（低溫避光即可）反應的條件為什么差別很大？（提示：從化學反應的實質是舊鍵的斷裂與新鍵的形成方面考慮）（3）計算：雙原子分子：鍵能等于鍵解離能（D）多原子分子：鍵能等于同種鍵逐級解離能的平均值。二、鍵長1含義分子內成鍵兩原子核間的平衡距離，用Lb表示。可用分子光譜或X射線衍射方法測得。2決定因素：（1）內因：成鍵原子的本性（2）外因：相同原子形成不同類型化學鍵時具有不同的鍵長3意義： 相同原子形成不同化學鍵時，鍵長越短，鍵能越大，鍵越穩定。三、鍵角1含義：在分子中兩個相鄰化學鍵之間的夾角。可用分子光譜和X射線衍射實驗測得。2意義： 根據分子內全部

3、化學鍵的鍵長和鍵角數據，可確定分子的幾何構型。列舉幾種化合物的鍵參數與幾何構型 6.2 價鍵理論一、共價鍵1共價鍵的形成原子間由于成鍵電子的原子軌道重疊而形成的化學鍵。2價鍵理論（）講授方法：結合第五章所學原子軌道的角度分布圖講解。由于原子軌道（即波函數）有正負之分，所以在軌道重疊時（與波的干涉條紋明暗相間的特點結合）為了遵循最大重疊原理，需按一定的方向進行結合。（1）理論基礎 以相鄰原子間電子相互配對為基礎。（2）理論要點 A組成分子的兩個原子必須具有未成對的電子，且它們的自旋反平行，即原子中的1個未成對電子只有以自旋狀態反平行的形式與另一個原子中的1個未成對電子相遇時，才有可能配對成鍵。所

4、以共價鍵的數目受未成對電子數的限制，具有飽和性。 B原子軌道相互重疊形成共價鍵時，原子軌道要對稱性匹配，并滿足最大重疊的條件。即自旋方向相反的未成對電子相互接近時，必須考慮其波函數的正、負號，只有同號軌道（對稱性匹配）才能實行有效的重疊 C原子軌道重疊時，總是沿著重疊最大的方向進行，重疊部分越大，共價鍵越牢固，這就是原子軌道的最大重疊條件。除s軌道外，其它軌道都有一定的空間取向，所以共價鍵具有方向性。3共價鍵的類型（1）按照鍵的極性分：A極性共價鍵：得失電子能力不同的原子間形成的共價鍵具有極性稱極性共價鍵。又分為強極性鍵（原子得失電子能力相差相對較大時）和弱極性鍵（原子得失電子能力相差相對較小

5、時）。B非極性共價鍵： 得失電子能力相同的同種原子間形成的共價鍵。（2）根據原子軌道重疊部分具有的對稱性分：A鍵：原子軌道沿兩核連線方向以“頭碰頭”的方式進行重疊，軌道重疊部分沿著鍵軸（兩核連線）呈圓柱形對稱。如s軌道之間的重疊，Px軌道之間的重疊等。形成鍵的電子稱為電子。B鍵：原子軌道沿兩核連線方向以“肩并肩”的方式進行重疊，重疊的部分對于通過鍵軸的一個平面具有鏡面反對稱（形狀相同，符號相反）。形成鍵的電子稱為電子。 特點：共價單鍵一般是鍵，在共價三鍵和雙鍵中，除鍵外，還有鍵。一般地，鍵沒有鍵牢固，比較容易斷裂，因為鍵不像鍵那樣集中在兩核的連線上，原子核對電子的吸引力較小，鍵中電子運動的自由

6、性較大，故含雙鍵或三鍵的化合物比較容易參加化學反應。C鍵： 凡是一個原子的d軌道與另一個原子相匹配的d軌道以“面對面”的方式重疊（通過鍵軸有兩個節面）。4配位共價鍵（1）含義：凡共用電子對由一個原子單方面提供而形成的共價鍵稱為配位共價鍵，簡稱配位鍵或配價鍵。（以CO分子為例講解）（2）形成條件（）： A一個原子其價層有未共用的電子對，即孤電子對； B另一個原子其價層有空軌道。（3）存在： 分子內、分子間、離子間及分子與離子間。二、離子鍵1離子鍵（1）含義： 電負性較小的活潑金屬與電負性較大的活潑非金屬元素的原子相互接近時，前者易失去電子變成正離子，后者易得到電子變成負離子，正、負離子由于靜電引

7、力易結合在一起形成化合物。這種由正、負離子之間的靜電引力形成的化學鍵稱為離子鍵。（2）性質： 無方向性和飽和性。2鍵型過渡（1）鍵型的決定因素： 兩原子吸引電子能力差別的大小，即電負性數值差值。（2）鍵型過渡：A從離子鍵到非極性共價鍵（從共價鍵方面），可以看作：強極性共價鍵（離子鍵） 弱極性共價鍵 非極性共價鍵 B從離子鍵到共價鍵（從鍵型過渡方面），可以看作： 離子鍵（100%離子鍵成分） 強極性共價鍵（含有部分離子鍵成分） 弱極性共價鍵（含有很小部分離子鍵成分） 非極性共價鍵（不含離子鍵，只有共價鍵成分） 6.3 分子的幾何構型6.4 分子軌道理論目的要求：1掌握雜化軌道理論；2掌握幾種典型

8、的雜化軌道類型；3會用雜化軌道理論解釋分子的空間構型；4了解分子軌道理論的要點；5掌握分子軌道的類型并會用該理論解釋推測分子的存在。重點、難點： 重點掌握幾種典型的雜化軌道類型和幾種有代表意義的分子的空間構型的理論解釋；掌握物質能否存在的推斷方法。作業：1P188 42P190 83網絡平臺作業：P193 4 教學內容： 6.3分子的幾何構型一、價鍵理論的局限性難以解釋一般多原子分子的價鍵形成和幾何構型問題。二、雜化軌道理論與第五章中講授的原子軌道數目及原子核外電子的排布規律相結合進行1931年美國化學家鮑林在價鍵理論的基礎上首先提出，1953年我國化學家唐敖慶等對雜化軌道理論進行了豐富。1理

9、論要點：（1）某原子成鍵時，在鍵合原子的作用下，價層中若干個能級相近的原子軌道有可能改變原有的狀態，“混雜”起來并重新組合成一組利于成鍵的新軌道（即雜化軌道），這一過程稱為原子軌道的雜化。（2）同一原子中能級相近的n個原子軌道，組合后只能得到n個雜化軌道。（3）雜化軌道比原來未雜化的軌道成鍵能力強，形成的化學鍵鍵能大，使形成的分子更穩定。2雜化類型與分子幾何構型（）（1）sp雜化含義： 同一原子內由一個ns軌道和一個np軌道發生的雜化，稱為sp雜化。雜化后組成的軌道稱為sp雜化軌道。形成軌道： 只能形成兩個能量等同的sp雜化軌道分子幾何構型: 直線型分子，鍵角為1800。實例： ClBeCl，

10、兩個鍵BeCl的鍵長和鍵能都相等（2）sp2雜化含義：同一原子內由一個ns軌道和兩個np軌道發生的雜化，稱為sp2雜化。雜化后組成的軌道稱為sp2雜化軌道。形成軌道： 只能形成三個能量等同的sp2雜化軌道。其中每個雜化軌道都含有1/3s軌道和2/3p軌道的成分分子幾何構型: 平面三角形分子，鍵角為1200。實例： BF3分子（3）sp3等性雜化含義：同一原子內由一個ns軌道和三個np軌道發生的雜化，稱為sp3雜化。雜化后組成的軌道稱為sp3雜化軌道。形成軌道： 形成四個能量等同的sp3雜化軌道。其中每個雜化軌道都含有1/4s軌道和3/4p軌道的成分分子幾何構型: 正四面體型分子，鍵角為。實例：

11、 CH4分子。（4）sp3不等性雜化含義：同一原子內由一個ns軌道和三個np軌道發生的不等性雜化，稱為sp3不等性雜化。雜化后組成的軌道稱為sp3雜化軌道。形成軌道： 形成含一個電子的sp3雜化軌道和有孤對電子的軌道。所以這四個軌道不完全等同。故稱為不等性雜化。分子幾何構型: 氨分子類型的為三角錐型（此類分子中心原子在雜化時只有一對孤對電子），水分子類型的為V型（此類分子中心原子在雜化時有兩對孤對電子）。實例： 氨分子、水分子。此部分內容是本章重點，要求學生掌握雜化類型并能用理論解釋代表分子的幾何構型 6.4 分子軌道理論 （強調分子的整體性） 列舉實例從價鍵理論的局限性，說明分子軌道理論產生

12、的必要性。一、分子軌道的基本概念分子軌道理論把組成分子的各原子核（在分子中各有一定的平衡位置）作為分子的骨架，所有電子按照相同的原理和規則分布在骨架附近的若干個分子軌道內，每個分子軌道內最多只能容納兩個自旋方向相反的電子，每個分子軌道都有各自相應的能量，電子填充等價分子軌道時，將盡先單個地分別占據不同的等價分子軌道，且自旋平行。電子進入分子軌道后，若體系總能量有所降低，即能成鍵。二、分子軌道的形成1組成：由組成分子的各原子軌道組合而成。分子軌道總數等于組成分子的各原子軌道數目的總和。2特點： 當原子形成分子后，電子不再局限于個別原子的原子軌道，而是從屬于整個分子的分子軌道。3類型：（1）s-s

13、原子軌道的組合 1個原子的ns原子軌道與另一個原子的ns原子軌道組合成兩個分子軌道。一個是反鍵分子軌道，一個是成鍵分子軌道。以H2分子為例講解s-s原子軌道組合成的分子軌道的形成及電子的排布。并寫出分子軌道的表示方法。（2）p-p原子軌道的組合 一個原子的p軌道與另一個原子的p軌道組合成分子軌道，可以有“頭碰頭”和“肩并肩”兩種方式。根據p軌道的空間伸展方向不同，當不同的p原子軌道形成分子軌道時可形成對應的成鍵分子軌道和反鍵分子軌道或成鍵分子軌道和反鍵分子軌道，電子填充在能量較低的成鍵分子軌道內。三、分子軌道的能量1能量的確定 通過光譜實驗確定2軌道能級的順序結合原子核外電子排布時原子軌道的能

14、級類比講解。四分子軌道理論的應用1.推測分子的存在和闡明分子的結構（1）H2+分子離子（形成單電子鍵）與Li2分子（形成單鍵）：（2）Be2分子與Ne2分子：由于體系的能量沒有降低，所以推測它們不存在。（3）He2分子與He2+分子離子（三電子鍵）： 由于He2分子體系的能量沒有降低，推測它不存在；而He2+分子離子的能量降低了，所以它是可以存在的。2.描述分子的結構穩定性3.預言分子的順磁性與反磁性以氧氣分子為例講解分子軌道理論在此方面的應用。強調掌握氧氣分子的價鍵結構式。6.5 分子間力和氫鍵目的要求：1了解分子的極性和變形性；2掌握分子間力的類型及存在；3了解氫鍵的形成、存在及類型。重點

15、、難點：掌握分子間力的類型及存在。作業：1. P191 152. 網絡教學平臺作業(思考題) 6.5 分子間力和氫鍵一、分子的極性和變形性1分子的極性（1）非極性分子： 在分子中，正、負電荷各有一個“電荷中心”。正、負電荷的中心重合的分子，稱為非極性分子。（2）極性分子 在分子中，正、負電荷中心不重合的分子稱為極性分子。（3）電偶極矩：正、負電荷中心所帶電量q與兩中心距離d的乘積，稱為電偶極矩。它表示分子極性的大小。電偶極矩越大，分子的極性越大，電偶極矩為0的分子為非極性分子。（4）分子的極性與鍵的關系：在多原子分子中，分子的極性與鍵的極性往往不一致。如CH4中有四個極性鍵，但分子本身是非極性

16、分子。在雙原子分子中，分子的極性與鍵的極性一致。如HCl中只有一個極性鍵，此分子為極性分子，H2分子中只有一個非極性鍵，此分子為非極性分子。2分子的變形性（1）誘導偶極（誘導）含義：非極性分子在外電場作用下，原來重合的正、負電荷中心彼此分離，分子出現了偶極，稱為誘導偶極。電場越強，分子的變形越顯著，誘導偶極越大。計算公式：誘導=.E分子的誘導極化率，值越大，分子的變形性也越大,是由分子的本性決定的。（2）固有偶極含義：極性分子本身存在的偶極稱為固有偶極或永久偶極。定向極化：在外電場作用下，極性分子的正極一端轉向負電荷，負極一端轉向正電荷，即都順著電場的方向整齊地排列，這一過程叫分子的定向極化。

17、并進一步產生誘導偶極。（3）瞬間偶極當非極性分子相互靠近時，由于電子、原子核的不停運動，正、負電荷中心不能總是保持重合，即發生分離，這時產生的偶極稱為瞬間偶極。二、分子間的相互作用力1分子間力的種類（1）色散力：由瞬間偶極之間的異極相吸而產生的分子間作用力。與分子的變形性有關，分子的極化率越大，色散力也越強。（2）取向力：由固有偶極之間的作用產生的分子間力。與溫度和分子的極性強弱有關，溫度越高，取向力越弱；分子的極性越大，取向力越強。（3）誘導力：誘導偶極與固有偶極之間產生的分子間力。與分子的極性強弱和非極性分子的變形性有關，極性分子的極性越大，非極性分子的極化率越大，誘導力也越強。2分子間力

18、的存在（）：非極性分子與非極性分子之間只存在色散力，極性分子之間存在色散力、誘導力和取向力，極性分子與非極性分子之間存在色散力和誘導力。3分子間力的特點（1）它是存在于分子間的一種電性作用力（2）它是短程力，當分子間距離為分子本身直徑的45倍時，作用力就可忽略不計。（3）它的作用能一般為幾到幾十千焦每摩，但對共價型分子的物理性質影響很大。（4）它一般沒有方向性和飽和性（5）三種力的相對大小一般是：色散力取向力誘導力4分子間力對物質物理性質的影響（1）液態物質分子間力越大，汽化熱越大，沸點越高；（2）固態物質分子間力越大，熔化熱越大，熔點越高；（3）結構相似的同系列物質相對分子質量越大，熔點、沸

19、點就越高；（4）相對分子質量相等或近似而體積大的分子，有較高的熔點、沸點；（5）溶質或溶劑的極化率越大，分子變形性和分子間力越大，溶解度越大；（6）分子極性小的物質一般硬度不大，含有極性基團的物質一般具有一定的硬度。三、氫鍵1氫鍵的形成（）氫原子與電負性大的X原子（如F、O、N等原子）以極性共價鍵相結合的同時，還能吸引另一個電負性較大而半徑又較小的Y原子，其中X原子與Y原子可以相同也可以不同。這種靜電吸引作用力稱為氫鍵。通式為：XHY氫鍵既具有方向性也具有飽和性（？）2氫鍵的強度一般都在42KJ.mol-1以下，與分子間力更為接近。3氫鍵形成對物質性質的影響（1）熔、沸點：有氫鍵存在時，物質的

20、熔點、沸點比同系物中沒有氫鍵的物質要高；（2）溶解度：在極性溶劑中，當溶質與溶劑間形成氫鍵，則溶質的溶解度增大；（3）粘度：分子間有氫鍵的物質，一般粘度較大；（4）密度：液體分子間存在氫鍵，會產生締合現象，從而使物質的密度增大。思考題：1. 在鹵化氫中，各物質的熔點如下：HF(-83.10C)、HCl(-114.80C)、HBr（-88.50C）、HI（-50.80C），解釋原因。為什么NH3在水中的溶解度較大，而PH3只微溶于第七章 固體的結構和性質7.1 晶體和非晶體7.2 離子晶體及其性質7.3 原子晶體和分子晶體7.4 金屬晶體目的要求：1了解晶體和非晶體的特征2掌握離子晶體及其性質3

21、掌握原子晶體、分子晶體、金屬晶體及其性質4會用所學理論解釋某些物質的性質。重點、難點：重點掌握幾種晶體類型的性質作業：1. P221 42. P222 63.網絡平臺作業第七章 固體的結構和性質7.1 晶體和非晶體通過列舉實例來比較晶體和非晶體的性質一、晶體的特征1有一定的幾何外形 晶體都有一定的幾何外形而非晶體則沒有，故非晶體又被稱為無定形體。2有固定的熔點 晶體在熔解時有固定的溫度，即晶體從開始熔解到完全熔解整個過程溫度不變，熔解完全后溫度才繼續升高；而非晶體不同，在整個過程中溫度一直在升高。3各項異性 一塊晶體的某些性質，如光學性質、力學性質、導電導熱性、機械強度等，從晶體的不同方向測定

22、時，往往是不同的，稱為各向異性。而非晶體是各向同性的。造成這種現象的原因是：晶體內部的排列是有次序、有規律的，而這種規律性在不同的方向上往往是不同的，從而造成晶體的各向異性；而非晶體內部的排列是無次序的、不規律的。二、晶體的內部結構1晶格（1）結點與空間點陣：晶體中規則排列的微粒抽象為幾何學中的點，稱為結點。結點的總和稱為空間點陣。（2）晶格：沿著一定的方向按某種規則把結點聯結起來，可以得到描述各種晶體內部結構的幾何圖形晶體的空間格子，稱為晶格。（3）立方晶格：具有最簡單的結構，有三種類型：簡單立方晶格、面心立方晶格、體心立方晶格。2晶胞：在晶格中，能表現出其結構的一切特征的最小部分稱為晶胞。

23、三、單晶體和多晶體1單晶體：由一個晶核各向均勻生長而成的晶體，晶體內部的粒子基本上按照某種規律整齊排列。單晶體各向異性。2多晶體：由很多單晶顆粒雜亂地聚結而成的晶體。多晶體表現為各向同性。3晶體的分類：按晶格結點上粒子種類和粒子間作用力不同，晶體分為離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體。 7.27.4 晶體類型的比較（）通過列表比較各種晶體類型的性質，通過講解，學生應掌握各種晶體的性質，能用所學理論解釋一些具體晶體的性質。一、晶體類型 性質晶體類型結點微粒粒子間作用力及其性質晶體性質代表物質離子晶體陰、陽離子離子鍵（陰陽離子間的靜電引力）（無方向性和飽和性）一般有較高的熔點和較大的硬度，延展

24、性差，通常較脆。NaCl、CsCl、ZnS等原子晶體原子共價鍵（有方向性和飽和性）熔點高、硬度大。金剛石、金剛砂等 性質晶體類型結點微粒粒子間作用力性質代表物質分子晶體分子分子間力（包括氫鍵）（氫鍵有方向性和飽和性）熔點低，硬度小，易揮發，不導電。干冰、稀有氣體等金屬晶體金屬原子、金屬陽離子金屬鍵（金屬原子間的作用力）（無方向性和飽和性）有金屬光澤，有良好的導電性、導熱性和延展性，熔點、硬度相差較大。Na、Hg等二、金屬鍵的能帶理論1金屬晶體塊的大分子概念任何一塊金屬晶體看作一個大分子，用分子軌道理論描述金屬晶體內電子的運動狀態。在金屬晶體的晶格結點上，金屬原子的原子核構成一個聯合核勢能，電子

25、填充在核勢能的分子軌道內，價電子以離域電子的形式存在。2能帶的概念由n條能級相同的原子軌道組成能量幾乎連續的n條分子軌道總稱能帶。3能帶的種類（1）滿帶：若參加組合的原子軌道完全被電子充滿，則組合的分子軌道群也必然完全被電子充滿，充滿電子的低能量能帶稱為滿帶。（2）導帶：參加組合的原子軌道如未充滿電子，則形成的能帶也是未充滿的，還有空的分子軌道存在。在這種能帶上的電子只要吸收微小的能量躍遷到帶內能量稍高的空軌道上運動，從而使金屬有導電、導熱性。未充滿電子的高能量能帶叫導帶。（3）禁帶：相鄰能帶之間的間隙稱帶隙，電子不能停留在帶隙中，帶隙是電子的禁區，稱為禁帶。4能帶的重疊5能帶理論對金屬性質的

26、解釋（）（1）導電性：在外加電場作用下，金屬導體內導帶中的電子在能帶中做定向運動，形成電流。（2）金屬光澤：光照時導帶中的電子可以吸收光能躍遷到能量較高的能帶上，當電子躍回時把吸收的能量又發射出來，使金屬具有光澤。（3）導熱性：局部加熱時，電子運動和核的震動可以傳熱，因而具有導熱性。（4）延展性：受機械力作用時，原子在導帶中自由電子的潤滑下可以相互滑動，而能帶并不因此被破壞。（5）溫度對導體、半導體、絕緣體導電性的影響（）：導體在溫度升高時，由于禁帶較寬，不但不能使滿帶中的電子躍入導帶，以增加電子的數目，反而由于金屬原子與金屬陽離子振動的加劇，使導帶中自由電子的流動受阻，導電性減弱。絕緣體由于

27、禁帶較寬，溫度升高時，滿帶的電子很難越過禁帶而躍入導帶上，因而溫度升高不能使絕緣體導電。半導體由于禁帶較窄，在溫度升高時，滿帶中的電子很容易被激發，越過禁帶躍遷到導帶上，從而增強了半導體的導電性。7.5 混合型晶體和晶體的缺陷7.6 離子極化對物質性質的影響目的要求：1了解混合型晶體及特點；2了解實際晶體的缺陷類型及影響；3了解離子極化的概念，掌握離子極化對物質性質的影響。重點、難點： 重點掌握離子極化對物質性質的影響。作業：1. P223 9、112.網絡平臺作業內容：7.5 混合型晶體和晶體的缺陷一、混合型晶體1含義：有一些晶體，晶體內可能同時存在若干種不同的作用力，具有若干種晶體的結構和

28、性質，這類晶體稱為混合型晶體。2石墨的晶體結構（）石墨晶體具有平面結構。平面層內的碳原子以sp2雜化軌道與相鄰的碳原子以鍵結合，鍵角為1200，形成由無數個正六角形連接起來的、相互平行的平面網狀結構層。石墨層間結構是由碳原子剩下的一個p電子完成的。這一電子所在的軌道與雜化軌道所處的平面垂直，這些p電子都參與形成同層碳原子之間的鍵，即形成大鍵，大鍵中的電子沿層面方向的活動力很強，類似金屬鍵中的自由電子，故石墨沿層面方向電導率大。層與層間的作用力類似于分子間力，所以層間易滑動，可作潤滑劑。即石墨中既含有共價鍵、又有類似金屬鍵與分子間力的作用力，故石墨是混合型晶體。二、實際晶體的缺陷及其影響（一）晶

29、體缺陷的分類： 1點缺陷：（1）含義： 構成晶體的微粒“逃脫”原來的位置，使晶格中出現空缺，或者從晶格中脫落的粒子可進入晶格的空隙，形成間隙粒子，或者晶格中某些位置被雜質原子所取代，使具有規整的晶體出現了無序的排列，這些缺陷都屬于點缺陷。（2）分類： 空穴缺陷： 晶體中某些晶格結點位置上缺少粒子，使晶體內出現空穴。 置換缺陷： 晶體內組成晶體的某些粒子被少量別的粒子取代所造成的晶體缺陷。 間充（或填隙）缺陷： 晶體內組成晶體粒子的空隙位置被外來粒子所填充。2線缺陷：在晶體中出現線狀位置的缺陷或錯亂的現象。又稱位錯。3面缺陷：晶體中缺少一層粒子而形成的“層錯”現象。4體缺陷：指完整的晶體結構中存

30、在著空洞或包裹物。（二）晶體缺陷對晶體性質的影響1.對機械強度、韌性、脆性等的影響 使晶體的機械強度降低，對晶體的韌性、脆性等也會產生顯著的影響。2.導電性 離子晶體的缺陷可提高其電導率；金屬晶體的缺陷使其電阻率增大，導電性能降低；半導體材料的缺陷會增加其電導率。三、實際晶體的鍵型變異1含義：實際晶體中，晶體各結點粒子間的結合力多數都是離子鍵、共價鍵、金屬鍵或分子間力中的兩種或兩種以上的組合，即為混合鍵型或過渡鍵。鍵型過渡現象又稱鍵型變異。2物質結構的復雜性： P210 圖7.157.6 離子極化對物質性質的影響一、離子的電子構型1簡單陰離子：ns2np6的8電子構型2簡單陽離子：情況較復雜。

31、有2電子構型、8電子構型和其它類型。二、離子極化1含義：在外電場作用下，離子的原子核受到正電場的排斥和負電場的吸引，而電子則受到正電場的吸引和負電場的排斥，因此離子就會發生變形而產生誘導偶極，這一過程稱為離子極化。2存在：離子晶體3影響因素：（1）離子的極化力 離子的極化力與離子的電荷、離子的半徑及離子的電子構型等因素有關。離子的電荷越多、半徑越小，極化力越強。當電荷數與半徑形似時，離子的電子構型對離子極化力起決定作用。（2）離子的變形性主要決定于離子半徑的大小，一般半徑越大，變形性越大。電子構型相同的離子，陰離子比陽離子的變形性大。離子電荷相同、離子半徑相近時，離子的電子構型對離子的變形性起

32、決定作用。非稀有氣體構型的離子比稀有氣體構型的離子變形大得多。（如Cu+與Na+）（3）離子變形性的表示：離子極化率 ：=/E誘導偶極距； E電場電動勢。（4）離子變形性的規律:最容易變形的是體積大的陰離子和18及（18+2）電子構型、少電荷的陽離子；最不容易變形的是半徑小、電荷數多的稀有氣體構型的陽離子。4離子極化的規律（1）陰離子半徑相同時，陽離子的電荷越多，陰離子越容易被極化，產生的誘導偶極越大；（2）陽離子的電荷相同時，陽離子越大，陰離子被極化程度越小，產生的誘導偶極越小；（3）陽離子的電荷相同、大小相近時，陰離子越大，越容易被極化，產生的誘導偶極越大。5離子的附加極化作用當陽離子與陰

33、離子一樣，也容易發生變形時，除要考慮陽離子對陰離子的極化作用外，還要考慮陰離子對陽離子的極化，陰離子被極化產生的誘導偶極反過來誘導變形性大的非稀有氣體型陽離子，使陽離子也發生變形，陽離子產生的誘導偶極會加強陽離子對陰離子的極化能力，使陰離子誘導偶極增大，此為附加極化作用。三、離子極化對物質結構和性質的影響1.離子極化對鍵型的影響2.離子極化對晶體構型的影響解釋為什么Cu+與Na+的半徑相近、電荷數相同，但CuCl與NaCl性質卻差別很大?第八章 配位化合物8.1 配合物的基本概念8.2 配合物的化學鍵理論目標1了解配合物的組成；2掌握價鍵理論重點、難點：重點是掌握配合物的價鍵理論作業：1. P

34、246 2、3內容：第八章 配位化合物8.1 配合物的基本概念一、配合物的組成1簡單配合物以Cu(NH3)4SO4和H2PtCl6為例，金屬離子Cu2+與Pt4+為中心離子（又稱配離子的形成體），在它周圍直接配位著一些中性分子或負離子，叫做配位體（簡稱配體），如NH3，Cl-；能提供配位體的物質稱配位劑；在配位體中與中心離子直接結合的原子叫配位原子，如N原子和Cl原子；與中心離子直接相結合的配位原子的總數稱為配位數；一個配位體只提供一個配位原子的配位體稱為單齒配體，由形成體結合一定數目的配體所形成的結構單元稱為配位個體，如Cu(NH3)42+；凡含有配位個體的物質統稱為配合物。2特殊配合物每個

35、配體中含有兩個或兩個以上配位原子的配位體稱為多齒配體；能提供多齒配體的物質稱為螯合劑，如乙二胺四乙酸（EDTA）；由多齒配體形成的環狀結構配離子稱為螯合離子，含有螯合離子的配合物稱為螯合物。3配位數的影響因素（1）形成體和配體的性質：中心離子正電荷越多，配位數越大，中心離子對配體的吸引力越強，容易形成高配位；中心離子半徑較大時，周圍可容納較多的配體，容易形成高配位；配體的負電荷越多，配體間的斥力增大，配位數越小；配體的半徑越大時，中心離子周圍可容納的配體減少，配位數減小。（2）配體濃度和反應溫度：配體濃度越大，越易形成高配位配合物；由于配合物的形成過程是放熱過程，所以溫度越高，越不易形成高配位

36、配合物。4配離子的電荷形成體和配體電荷的代數和即為配離子的電荷。二、配合物的化學式及命名1書寫配合物的化學式應遵循的原則（1）含配離子的配合物，陽離子寫在前，陰離子寫在后。（2）配位個體的化學式，先列出形成體的元素符號，再依次列出陰離子和中性配體；無機配體列在前面，有機配體列在后面，將整個配位個體的化學式括在方括號內。在括號內同類配體的次序，以配位原子元素符號的英文字母次序為準。2配合物的命名原則：（1）配體名稱列在形成體名稱之前。不同配體間以“.”隔開，在最后一個配體之后綴以“合”字。（2）同類配體的名稱按配位原子元素符號的英文字母順序排列。（3）配體個數用倍數詞頭二、三、四等數字表示，形成

37、體的氧化數用帶括弧的羅馬數字表示。 如：KPtCl5(NH3) 五氯.一氨合鉑（）酸鉀 Cu(NH3)4SO4 硫酸四氨合銅（）8.2 配合物的價鍵理論一、價鍵理論1價鍵理論的基本要點（）（1）中心離子（或原子）有空的價電子軌道可接受由配位體的配位原子提供的孤對電子而形成配位鍵。一般配合物的中心離子都位于周期表d區及ds區的副族元素，最常見的是第族及第、第副族元素的離子。（2）中心離子所提供的空軌道在與配位原子成鍵時必須經雜化，形成數目相等的雜化軌道。這些雜化軌道的能量相同，而且有一定的方向性。它們分別和配位原子的孤對電子軌道在一定方向上彼此接近，發生最大的重疊而形成配位鍵，這樣就形成了各種不

38、同的配位數和不同構型的配合物。見P229表8.4（雜化軌道類型與配位個體的幾何構型）（3）中心離子的空軌道雜化時，若有次外層d軌道參加，則形成的配合物屬內軌型；若均為最外層軌道參加雜化，則形成的配合物屬外軌型。2配合物的幾何構型和配位鍵（1）幾何構型由于形成體的雜化軌道有一定的方向性，所以使形成的配合物具有一定的幾何構型，構型由雜化類型決定。如：FeF63- Fe3+采用sp3d2雜化與六個F-結合，形成正八面體形結構 Fe（CN）63-采用d2sp3雜化與六個（CN）-結合，形成正八面體形結構。（2）配合物中配位鍵的類型外軌型：形成體以最外層軌道雜化成鍵的，形成的配鍵稱為外軌配鍵，對應的配合

39、物稱為外軌型配合物。內軌型：形成體在成鍵時使用了次外層軌道雜化成鍵的，所成的配鍵稱為內軌配鍵，對應的配合物稱為內軌型配合物。（3）形成鍵型的影響因素：配合物是內軌型還是外軌型，主要取決于中心離子的電子構型、離子所帶的電荷和配位原子的電負性大小。中心離子的電子構型d10構型的離子，只能形成外軌型；d8構型的離子，大多形成內軌型；d4d7構型的離子既可形成內軌型，又可形成外軌型。中心離子的電荷數：中心離子的電荷增多有利于形成內軌型配合物配位原子的電負性：電負性大的原子不易提供孤電子對，作為配位原子時，形成外軌型。3配合物的穩定性、磁性與鍵型的關系（1）穩定性：對于相同的中心離子，一般內軌型由于其能

40、量比外軌型低，所以比外軌型穩定。（2）磁性：物質的磁性與組成物質的原子、分子或離子中電子的自旋運動有關。物質磁性的強弱（用磁矩表示）與物質內部未成對的電子數（用n表示）的多少有關。其定量計算式是： =n(n+2)1/2其中，的單位為波爾磁子，符號為B.M.以Fe3+形成的兩種配合物FeF63-和Fe（CN）63-為例解釋4價鍵理論的局限性（1）不能定量地說明配合物的某性性質。如配離子的吸收光譜和特征光譜等。（2）對中心離子的電子構型除d10、d8、d4d7構型以外的離子無法確定其配合物類型。8.3 配合物在水中的穩定性8.4 配合物的類型8.5 配位化學的應用目的要求：1了解配位平衡及平衡常數

41、2了解配合物的類型3了解配位化學的應用重點、難點： 重點掌握配位平衡的平衡常數。作業：1. P246 112. P248 12內容： 8.3 配合物在水溶液中的穩定性一、配位平衡及其平衡常數1解離常數（或不穩定常數）Kdo：配離子的解離常數，是配離子不穩定性的量度，對相同配位數的配離子，Kdo越大，表示配離子越不穩定，即越易解離。又稱為K不穩o2穩定常數Kfo：配離子穩定性的量度，值越大，表示配離子在水中越穩定，又稱配離子的穩定常數，即K穩o3Kdo與Kfo的關系：Kdo=1/Kfo Cu2+ + NH3 Cu(NH3)2+ K10 Kd40 Cu(NH3)2+ + NH3 Cu(NH3)22

42、+ K20 Kd30 Cu(NH3) 22+ + NH3 Cu(NH3)32+ K30 Kd20 Cu(NH3) 32+ + NH3 Cu(NH3)42+ K40 Kd104逐級穩定常數（或分步穩定常數）：配離子的生成是分多步進行的，每一步的穩定常數稱為逐級穩定常數。5多配體配離子的穩定常數（或累積穩定常數）：多配體配離子的穩定常數等于逐級穩定常數的乘積。多重平衡規則二、配離子穩定常數的應用1計算配合物溶液中有關離子的濃度 根據配合物的配位平衡反應及配離子的穩定常數進行計算。2計算配離子與沉淀之間轉化的可能性 利用溶度積規則進行計算，然后判斷3計算配離子之間轉化的可能性 配離子易從不穩定狀態向

43、更穩定的狀態轉化。4計算配離子的電極電勢 氧化還原電對的電極電勢會隨著配合物的形成有所改變，從而改變相關物質的氧化還原性。此處可結合上冊中所學化學平衡及電化學章節的內容進行講解，著重結合實例給學生講清思路，而不必局限于具體解題過程。8.4 幾種典型的配合物此處講解時可用列舉實例的方法，這樣可使配合物的結構更具體形象，單純講理論不易理解。1簡單配合物又稱維爾納型配合物，指由單齒配體與中心離子直接配位形成的配合物。補充：維爾納是瑞士蘇黎世大學名教授，首先提出"配位數"概念，建立了絡合物的配位理論。1866年12月12日，維爾納出生在法國阿爾薩斯的一個鐵匠家庭，后改為瑞士國籍。1

44、893年，他發表了"論無機化合物的結構"一文，大膽提出了劃時代的配位理論，這是無機化學和配位化學結構理論的開端。由于對配位理論的貢獻，1913年獲諾貝爾化學獎。2螯合物由中心離子與多齒配體結合而成的具有環狀結構的配合物。如EDTA與金屬離子形成的配合物。（見P240，圖8.4）螯合物的環稱為螯環，螯環的形成使螯合物具有特殊的穩定性。一般五原子環或六原子環最穩定。3羰合物以一氧化碳為配體的配合物稱為羰合物。它在結構、性質上都是比較特殊的配合物。在羰合物中，C原子提供的孤電子對給予形成體的空軌道以形成配鍵；另一方面，CO分子以空的（2p）反鍵軌道接受金屬原子d軌道上的孤電子對，

45、形成反饋（dp）鍵，使M-C鍵比共價單鍵略強。羰合物一般是中性分子，少數是配離子。它們的組成都符合有效原子序數規則，又稱18電子規則。過渡金屬形成體傾向于與一定數目的配體結合，以使自身周圍的電子數等于同周期稀有氣體元素的電子數。羰合物熔、沸點一般不高，易揮發，有毒，不溶于水，一般易溶于有機溶劑，可用于金屬的提純。4.配合物的形成體和配位原子在周期系中的分布（1）形成體：917、18電子構型的離子，是最好的形成體；8電子構型的離子，是配位能力較弱的形成體。在周期表中，左端的元素，是配位能力較弱的形成體，中部的元素，是配位能力很強的形成體。（2）配位原子：一般是電負性大，位于周期表右端的非金屬元素

46、。見P241 表8.148.5 配位化學的應用1在分析化學方面（1）離子的定性鑒定通過形成有色配離子，借此鑒定相關離子。如氨與銅離子形成深藍色的四氨合銅離子，以此鑒定銅離子；丁二wu在堿性介質中與鎳離子可形成鮮紅色的難溶二丁二wu合鎳沉淀。通過這些特征反應的特定顏色來鑒定相關離子。（2）離子的定量測定在離子的定量測定中，配位滴定法中通常用配位劑對相關離子進行定量測定，用的最多的配位劑是EDTA。（3）離子的分離通過在混合溶液中加入適當的試劑將相關離子分開。如在鋅離子和鋁離子的混合溶液中加入過量氨水，鋅離子會形成四氨合鋅配離子，而鋁離子會形成Al(OH)3沉淀，通過過濾即可將兩種離子有效分開。（

47、4）離子的掩蔽以石灰的測定為例講解。2在配位催化方面在有機合成中，凡利用配位反應而產生的催化作用，稱為配位催化。指單體分子先與催化劑活性中心配合，接著在配位界內進行反應。由于催化活性高，選擇性專一以及反應條件溫和，廣泛應用于石油化工中。3在冶金工業方面（1）高純金屬的制備主要利用金屬與一氧化碳形成易揮發的羰合物，羰合物受熱易分解為金屬與一氧化碳的性質，來制備高純度金屬。（2）貴金屬的提取如金屬金的提取，先用氰化物利用配位反應的原理使金與氰酸根離子形成配合物，再用金屬鋅將金置換出來。4在電鍍工業方面利用配合物的解離平衡，使電鍍溶液中的鍍層金屬離子的濃度基本保持不變，以保證鍍層的牢固、均勻、致密和

48、光亮。5在生物、醫藥學方面 生物體內各種各樣起特殊作用的酶，幾乎都與有機金屬配合物密切相關。醫學上，常利用配位反應治療人體中某些元素的中毒。如鉛中毒的治療等第九章 氫、稀有氣體9.1 元素概述目的要求：1了解元素的發現、分類和存在形態2了解氫的性質、用途及制備方法3了解稀有氣體的結構、性質、用途等，了解稀有氣體化合物重點、難點：掌握氫的性質、稀有氣體化合物的制備等。作業網絡平臺作業內容： 9.1氫、稀有氣體本節內容在講解時應緊密結合第五章的內容，將所講解內容放到元素周期表中歸位，會收到很好的效果。一、元素的發現 元素的定義：具有相同質子數（核電荷數）的同一類原子的總稱。“元素”一詞在公元被希臘

49、哲學家柏拉圖首先使用。有“水、火、土、氣”四元素說。人類迄今為止發現和合成的元素共115種，其中天然存在的有92種，其余為人工合成。元素的發現與人類的進步和科技的發展密切關聯。二、元素的分類1按性質分：（1）金屬元素：位于對角線硼硅砷碲砹和鋁鍺銻釙（po）左下方的單質都是金屬。（2）非金屬元素：位于對角線右上方的單質都是非金屬。（3）準金屬：對角線附近的單質由于性質位于金屬和非金屬之間，稱為準金屬，大多可做半導體。2根據含量與分布分：（1）普通元素：含量相對較多，分布相對較廣，或人們較熟悉的元素。（2）稀有元素：指在自然界中含量少或分布分散，或人們了解較少的元素。又分為7種類型： 輕稀有元素：

50、鋰（Li）、銣（Ru）、銫（Cs）、鈹（Be）; 分散性稀有元素：鎵（Ga）、銦（In）、鉈（Tl）、硒（Se）、碲（Te）; 高熔點稀有元素： 鉑系元素： 稀土元素： 放射性稀有元素： 稀有氣體：見P250 三、元素在自然界中的存在形態（一）從物種的存在形態分為：1游離態（1）氣態非金屬單質：如氫氣、氧氣等（2）固態非金屬單質：如碳、硫（3）金屬單質：如汞、銀、金等。2化合態（1）活潑金屬元素（A族和A族中鎂）與鹵素形成的離子型鹵化物。如：鈉鹽等。（2）A族元素常以難溶碳酸鹽的形式存在于礦物中。如石灰石等；以硫酸鹽形式存在的。如石膏等。（3）準金屬元素（B除外）以及B族、B族元素常以難溶硫化

51、物形式存在。如閃鋅礦（ZnS）等。（4）BB、族等過渡元素主要以穩定的氧化物形式存在。如磁鐵礦（Fe3O4）等（二）從單質存在的物理形態分為：1常溫下元素的單質以氣態存在的有：氮氣、氧氣、氫氣、氯氣、氣體氟以及惰性氣體元素。2以液態存在的單質是：汞、溴。低熔點元素銫（熔點28.5oC）、鎵（熔點30oC）易形成過冷狀態。3其余元素的單質為固態。四、元素的分布和我國的自然資源1地殼中分布最廣的10種元素的質量分數為：元素符號OSi AlFeCa MgNaKTi H原子分數45.50%27.20%8.300%6.200%4.660%2.764%2.270%1.840%0.633%0.152% 地殼

52、原子總質量中，這十種約占99%以上。2元素的存在 地殼中的元素主要存在于礦物和天然水系（海水、湖水、河水及地下水等）中。我國的礦物資源比較豐富，已探明儲量的有148種，世界上的所有礦物在我們國家都能找到。海洋中的元素主要是組成水的氫和氧，另外還有一些構鹽元素等共約50種。這些元素大多以離子的形式存在于海水中，也有沉積在海底的礦物。另外，大氣層中也存在著元素。五、單質的制取方法單質的制備大致分為五種方法：物理分離法、熱分解法、電解法、還原法及氧化法等1 物理分離法此法適用于分離、提取那些以單質狀態存在，與其雜質在某些物理性質上有顯著差異的元素。如通過液態空氣的分餾制備液氧和液氮即是此方法。首先把空氣預冷、凈化(去除空氣中的少量水分、二氧化碳、乙炔、碳氫化合物等氣體和灰塵等雜質)、然后進行壓縮、冷卻，使之成為液態空氣。然后，利用氧和氮的沸點的不同，氮的沸點為-196oC，氧的沸點是-183 oC，在精餾塔中把液態空氣多次蒸發和冷凝，將氧氣和氮氣分離開來，得到純氧(可以達到996的純度)和純氮(可以達到999的純度)。如果增加一些附加裝置，還可以提取出氬、氖、氦、氪、氙等在空氣中含量極少的稀有惰性氣體。2 熱分解法熱穩定性差的某些金屬化合物