物质结构与性质化学键晶胞计算.ppt

第一章是关于原子结构的架构。我们知道过去的新情况。首先，基态原子的核外电子构型。首先，泡利不相容原理。2.最低能量原理(能级交错现象)；3.狩猎规则；原子核外的电子组态和元素周期表，1，原子核外的电子组态和周期的划分，2，原子核外的电子组态和族的划分，要求：能写出元素原子核外的电子排列，1，一个元素原子在第三个周期的不成对电子数是2，试着写出原子核外的电子排列(2)价电子排列，练习，2， 请写出在第四个循环中最外层电子数为2的元素原子核外的电子排列，2，元素性质1:电离能及其变化规律，通常用电离能来表示原子或离子的电子损失。气态原子或离子损失电子所需的最小能量称为电离能，通常用符号I表示，用kJmol-1表示。 (1)概念(2)意味着(1)比较原子电子损失能力的相对强度；(2)根据电离能的突变判断元素的价态；元素的第一电离能在同一时期从左向右增加。在同一主族中，元素的第一电离能自上而下递减。特例？2.元素属性2。电负性及其变化规律1。概念2。意思是3。改变法律。一种元素的原子吸引化合物中电子的能力的等级用来表示两个原子在形成化学键时吸引电子的能力的相对强度。(1)它用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及该元素的活性如何。通常，电负性小于2的元素主要是金属元素。电负性大于2的元素大多是非金属元素。(2)判断化合物中元素的正负价：元素的电负性在同一时期从左到右增加；同一主族元素的电负性自上而下递减。金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。电负性大的元素倾向于显示负价格。理解元素周期定律的本质元素的本质是：1。原子半径2。化合价3。电离能。电负性5。氧化性6。还原性。元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子构型的周期性。(1)按第一电离能从大到小的顺序排列下列元素(1)李(2)恩(4)LSP，LINAK，EB，那，课堂练习，判断依据：1)一般来说，原子半径越大，第一电离能越小。2、异常情况下，考虑价格电子配置。在下列元素的原子排列中，电负性的递减顺序是()a，k na lib，f o sc，as p nd，c n o，b，课堂练习，物质粒子之间的相互作用，强，弱，化学键，分子间力，离子键，共价键，配位键，金属键，类型，键参数，键，键，极性键，非极性键，键能，键长，键角，非极性分子，极性分子，分子立体结构， 范德华力，氢键，物质的物理性质，某些物质的物理性质，键能，键长，键角，判断分子的稳定性，确定分子在空间的几何构型，反应热=所有反应物的键能之和-所有产物的键能之和，(释放的能量)，(吸收的能量)，(1)共价键的本质：当原子相互靠近时，原子轨道重叠，自旋方向相反的不成对电子形成公共电子对，两个原子核之间的电子密度增加，系统的能量减少。键：1。类型：S-ss键；S-p键。p-p 键。2.特征：轴对称(以形成化学键的两个原子核的连线为轴旋转操作，共价键电子云的模式不变)。重叠模式：“头对头”型，4。各种化学键，键：1。特征：镜像对称(每个键电子云由两部分组成，分别位于由两个核形成的平面的两侧，如果它们之间包含核的平面是镜像例如，一氧化碳和N2具有相同的空间构型，(2)离子键，1，离子键形成的原因，2，离子键的本质，3，离子键的特性。通常认为，只有当成键原子所属元素的电负性差大于1.7，并且阴离子和阳离子在一定程度上彼此接近时，离子键才能在原子之间形成。当静电作用中同时存在的引力和斥力达到平衡时，系统的能量最低，形成稳定的离子化合物。没有方向性，没有饱和度，离子半径越小，电荷数量越多，形成的离子键越强。阴离子和阳离子之间通过静电相互作用形成的化学键称为离子键。一种介于活性金属元素(IA，IIA)和活性非金属元素(VIA，VIIA)之间的化合物。由活性金属元素和酸离子形成的盐，由铵盐和酸离子(或活性非金属元素)形成的盐。(3)配位键，1。概念：2。地层条件3。有配位键的物质是一种特殊的共价键。两个键合原子之间的公共电子对是由一个原子形成的。一个原子有孤对，另一个原子有一个接受孤对的“空轨道”。配合物，(1)中心原子(2)配体(3)配体离子的配位数(4)电荷数，(4)金属键，1，金属键及其本质，金属阳离子和“自由电子”之间有很强的相互作用，称为金属键。本质上，它也是一种电气功能。2、金属键的性质，没有饱和度和方向性；金属键中的电子在整个三维空间中移动，属于整个金属。一般来说，金属元素的原子半径越小，每单位体积的自由电子越多，金属键就越强。金属键越强，金属晶体的硬度越大，熔点和沸点越高。如何判断极性分子和非极性分子，分子极性对物质熔点、沸点和溶解度的影响：1。分子的极性越高，熔点和沸点越高。2.相似相溶解原理。6.轨道杂交理论，1。杂交2。杂交过程3。混合轨道的类型。角度sp180直线BeCl2C2H2sp2120平面三角形BF3C2H4C6H6sp310928 正四面体CH4C2H6NH4。中心原子上的价电子都用来形成共价键。2.另一种是中心原子上有孤对的分子。中心原子上的孤对也占据了中心原子周围的空间，并参与相互排斥。价电子对排阻模型，对于ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)，分子的价电子对数n可以由下式确定：中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数，配位原子中的卤原子和氢原子提供1价电子，氧原子和硫原子根据无电子供给计算， 和价电子对排斥模型，2，另一种类型是中心原子上具有孤对的分子，并且中心原子上的孤对也占据中心原子周围的空间并参与互斥。 对数键合的孤立对分子的空间构型的例子；对数电子数321伏321V各种分子；1和3原子分子的三维结构是线性和V形的。四原子分子的三维结构主要是平面三角形和三角锥。五元分子最常见的三维结构是正四面体、直线、CO2、CO2、氰化氢、V型、H2O 2、2SO 2O 3、平面三角形、BF3 BCl3C 32-CH2O、三角锥、NH3P 3NCl3P 3O SO32-CLO3、CH4、sih4、ccl 4 SIF 4 sil 4、NH4S 042-CLO4、BF4-VIII。分子间作用力和材料特性之间的关系，1。(1)气体分子凝结成液体和固体是分子间作用力的结果。分子间吸引力越大，蒸发的可能性就越小，所以沸点越高，蒸发的热量就越大。当固体熔化成液体时，它必须部分克服分子间的吸引力，因此分子间的吸引力越大，熔点越高，熔化热越大。(2)稀有气体、一些简单对称分子和同系物的熔点都随着相对分子质量的增加而增加，这当然是分子间作用力增加的结果。(3)在异构体中，支链越小，分子间作用力越大，沸点越高。(2)氢键(1)概念(2)表达形式(3)形成条件(4)类型(5)对物质性质(熔点、沸点、电离和溶解度)、范围、特性和分子间力的影响因素(1)分子间力的范围非常小，只有当分子足够接近(固体或液体)时，它们才能相互作用。2.特点：无方向性和饱和度；比化学键弱得多；它主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点和溶解度。(1)分子大小(2)分子空间构型(3)分子中电荷分布的均匀性，规律：一般来说，对于成分和结构相似的物质，相对分子质量越高，分子间作用力越大，物质的熔点越高。稀有气体：单原子分子、晶体类型判断方法：1、化学键类型2、元素、粒子类型3、晶体熔化、沸点、共价键(空间网络)、电子得失、离子键、共价键、普通电子对、晶体、分子间力(金属阳离子、自由电子)、金属键、二氧化硅(分子间力)、张小平226001、南通一中、九、晶体、粒子、化学键、四种晶体的比较、阴离子、阳离子、原子、分子、金属阳离子、自由电子、离子金属键，四种晶体的比较，必须有离子键，可能有共价键，含有极性键或非极性键，含有共价键或不含有任何化学键，金属键，离子键，共价键，分子间力，金属键，含有化学键，熔化需要克服这种效应。 四种晶体的比较：非导电、导电、固体导电、熔化时导电、非导电除半导体、非导电、导电除半导体、非导电、熔化、沸点比较，不同类型：原子晶体离子晶体分子晶体，同类型：颗粒间的相互作用越强，熔点越高，原子晶体：原子半径越小，共价键越强，熔点越高，离子晶体：离子电荷数量越多， 离子半径越小，离子键越强，熔点越高，金属晶体越多，金属阳离子电荷越多，离子半径越小，金属键越强，熔点越高，一般来说，与熔点和沸点相比，分子晶体：(一般来说)a和式的量越大，熔点b越高，式1的量相同。 分子极性越大，熔点越高，例如co n22，支链越多，熔点越低，例如正戊烷异戊烷新戊烷3，芳族化合物：o m 对位化合物，四种晶体熔点的对比练习，普通晶体的微观结构，(1)氯化钠晶体，(1)钠离子和氯离子的位置，(1)钠离子和氯离子位于立方体的顶角并交错排列。(2)钠离子：身体中心和脊的中点；氯离子：表面中心和顶点，反之亦然。(2)每个晶胞中钠离子和氯离子的数量，计算方法：顶点占1/8；棱镜占1/4；面部中心占1/2；(3)分别有多少个与钠等距离且最接近的钠和氯？最接近和等距的Na是12，最接近的Cl-是6，普通晶体的微观结构，(2)CsCl晶体，(1)铯离子和氯离子的位置：铯离子：体心氯离子：顶点；反之亦然。(2)每单位电池中铯离子和氯离子的数量，铯离子：1；氯离子：1，(3)有多少铯离子和氯离子是等距的，最接近铯离子？铯离子：6；氯离子：8，普通晶体的微观结构，(3)干冰晶体，(1)二氧化碳分子位置：二氧化碳分子位置：体中心和边缘中点(面中心和顶点)，(2)每个单元中包含的二氧化碳分子的数量，二氧化碳分子的数量：4，(3)与每个二氧化碳分子等距且最接近的二氧化碳分子的数量？12、(4)金刚石(硅)和石墨、构型、键角、键长、正四面体、空间网状原子晶体、平面正六边形、层状混合晶体、109 o28、120o、(4)金刚石(硅)和石墨、最小碳环、碳-碳键与碳原子的数量比、六元环(不同面)、六元环(相同面)、21、32、(4)金刚石(硅)和石墨、熔点、硬度、金刚石石墨、(5)二氧化硅晶体硅原子和与其相连的4个氧原子之间的关系。硅原子与其周围4个硅原子的关系。硅氧键与硅原子的数量比是多少？练习1:下列陈述是正确的()a。离子晶体必须包含离子键，分子晶体必须包含共价键，氯化钠，盐酸，二氧化硅。当溶解在水中时，晶体中不存在克服颗粒间作用力的单分子碳、盐酸和乙醇晶体。当盐酸和乙醇晶体熔化时，粒子间作用力的类型是相同的。课堂练习，练习2:据报道，研究人员用电子计算机模拟了一种类似C60的物质N60。他们试图推测这种物质不可能的性质是()a，N60不溶于水B，稳定性：N60N2C，熔点：N60N2D，它属于原子晶体，D，课堂练习，练习3:下列说法是错误的()a，12克石墨含有1.5毫摩尔碳-碳键B，60克二氧化硅含有4毫摩尔碳-氧键C，而在氯化钠晶体中，有12克氯离子在石墨晶体中，每个最小的环平均包含6个碳原子。d、课堂练习，练习4:晶体的晶胞结构如图所示，试着确定它的化学式。A: 1/44=1b: 1/88=1c: 11=1a，B与c之比为1: 1: 1，化学式为ABC，晶体硼的基本结构单元是由硼原子组成的正二十面体，包括20个等边三角形面和一定数量的顶点，每个顶点有一个硼原子，则基本结构单元由()个硼原子组成，其中B-B键的键角为()，共包含()个B-B键。12，60o，30，比较原子和离子半径大小的规律，1，相同元素的粒子看核外电子的数量，核外电子越多，粒子半径越大。例如，阴离子半径原子半径，r (cl) r (cl)阳离子半径原子半径，r (na) r (na)低价阳离子半径高价阳离子半径，r (Fe2) r (Fe3) 2，不同元素的粒子半径比较，(1)具有相同周期的元素(稀有气体除外)的原子半径随着原子序数的增加而减小。(2)同一主族元素原子(或离子)的半径随着电子层数的增加而增加。(3)对于具有相同电子结构的粒子，核荷数越大，粒子半径越小。S2-C1-KCa2 N3-O2-F-Na Mg2 Al3，综合应用，例1，C60晶体结构如左图所示：它是由规则五边形和规则六边形组成的橄榄球形中空结构，共有32个面。(1)有多少条边？(2)有多少个正五边形和正六边形？90棱柱规则五边形：12个规则六边形：20。综合应用，实施例2(1)NiO晶体结构与氯化钠相同，假设NiO摩尔质量为毫克/摩尔，密度为g/毫升，Avon G