第22讲《物质结构及性质》高考复习

1、选修5物质结构与性质知识总结第1专题揭示物质结构的奥秘最早提出科学的原子概念的科学家是：19世纪初英国的道尔顿。1811年意大利的阿伏加德罗提出分子的概念。1869年俄国的门捷列夫揭示了元素周期律。第2专题原子结构与元素的性质一、人类对原子结构的认识历史1.原子的组成 原子的表示式： 其中z表示质子数，A表示质量数。 1H 原子无中子。核电荷数质子数核外电子数（仅针对原子）质量数质子数中子数原子的质量几乎都集中在原子核上，电子的质量可忽略。2.人类对原子的认识历史原子的内部世界充满了无穷的奥秘。20世纪初，科学家们通常是这样来认识原子结构的道尔顿的原子模型：近代原子学说（物质由原子组成，原子不

2、能被创造和毁灭，在化学变化中不可再分，原子性质在化学变化中保持不变）汤姆生的原子模型：“葡萄干布丁式”（汤姆生认为，正电荷均匀地分布在原子之中，而电子就像是葡萄干面包中的葡萄干一样散布在原子的正电荷之中，这就是原子结构的第一个模型葡萄干面包式模型。）卢瑟福的原子模型：有核原子结构模型（1911年，英国物理学家卢瑟福的粒子散射实验，认为原子的质量主要集中在原子核上，电子在原子核外空间高速运动。）玻尔的原子模型：轨道原子结构模型（1913年，丹麦物理学家玻尔提出了新的原子结构模型：原子核外电子在一系列稳定轨道上运动，核外电子在这些稳定轨道上运动时，既不释放能量，也不吸收能量。）现代原子结构学说：电

3、子云模型（原子核外电子的运动不遵循宏观物体所具有的运动规律。科学家采用统计方法来描述电子在原子核外某一区域出现的机会，即采用电子云来描述核外电子的运动规律。电子主要在原子核周围的球型区域内运动，运动区域离核近，电子出现的机会大，相反，电子出现的机会小。电子云图中的小黑点表示电子的出现机会，小黑点的疏密表示电子出现的机会大小。）2、 原子核外电子的运动特征关键字：电子层、原子轨道、轨道方向、自旋方向 1、多电子的原子中，电子的能量是不同的。根据电子的能量差异和运动区域的不同，分为不同的电子层（n）。由里向外的电子层数可取1、2、3、4、5.等正整数，对应符号为K、L、M、N、O、P、Q等。每层最

4、多容纳2n2个电子2、量子力学研究表明：处于同一电子层的电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，状态也不同。人们用s、p、d、f、等分别表示不同形状的轨道。s轨道呈球形；p轨道呈纺锤形；d轨道和f轨道较复杂。注： 1、2、3、4也称主量子数，表示原子轨道离核的远近，决定原子轨道的能量。s、p、d、f也称角（子）量子数，决定原子轨道的形状。3、形状相同的原子轨道在核外空间还有不同的伸展方向。s轨道是球形对称的，所以s轨道只有1个轨道；p有3个等价轨道，包括px、py、pz三个方向。d有5个等价轨道，有5个方向；f有7个等价轨道等f轨道有7个方向。4、同一方向的轨道只能装两个电子，

5、且自旋方向不同。表示为：“”和“”。一些规律1多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：相同电子层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如：2px、2py、2pz轨道的能量相等。*轨道能量顺序：1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d10.2描述多电子原子核外电子的运动状态，需要知道不同电子层上轨道的数目和电子在原子轨道上填充的顺序。电子层原子轨道类型原子轨道数目可容纳电子数11s1222s 2p4833s 3p 3d91844s 4p 4

6、d 4f1632几个名词：基态与激发态：处于能量最低状态的原子叫基态原子；当基态原子的电子吸收某一能量后，电子就会从能量较低的轨道跃迁到更高一级的能级轨道上，变成激发态原子。当然激发态原子中的电子也会从高能级轨道跃迁到低能级轨道上，从而释放能量。霓虹灯光、激光、焰火都与原子核外电子跃迁释放能量有关。光谱与原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同波长的光。把各种光的波长和强度记录下来，即为光谱。原子光谱又分为吸收光谱和发射光谱。可用光谱仪摄取。吸收光谱：将特定波长范围的光通过某物质蒸气，原子中电子吸收光子，发射跃迁，然后将透过光通过棱镜，就得到原子吸收光谱。发射光谱：原子中的电子从高能

7、级轨道跃迁到低能级轨道，放出光子，将发出的光通过棱镜就得到原子发射光谱。由于每种原子都有自己的特征谱线，因此可以根据光谱来鉴别物质和确定它的化学组成这种方法叫做光谱分析。人们可以通过光谱分析来鉴测元素，如1868年分析太阳光谱时，发现了He元素。3、 原子核外电子的排布 原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理 、洪特规则和全充满半充满特例。1.能量最低原理：电子尽可能占用能量较低的轨道，然后进入能量较高的轨道。2.泡利不相容原理：同一轨道上2个电子自旋方向必须不同。3.洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。4.全充满半充满特例：在等价

8、轨道上（同一能级）的电子排布全充满或全空状态具有较低的能量和较大的稳定性。原子的结构有3种表示方式：原子结构示意图；原子核外电子排布式；电子轨道表示式。分别写出以下各原子的3种表示方式：Li ；C ； Mg Kr _；Cu _； Cr _ 另外：电子排布式可写成原子实的形式。如：钠原子的电子排布式可表示为1s22s22p63s1 或Ne3s1在化学反应中，原子的外围电子发生变化而“原子实”不受影响。所以，描述原子核外电子排布式时，也可以省去“原子实”，仅写出原子的外围的电子排布（对于主族元素的原子，外围电子又称价电子 ）。注：外围电子不等同于最外层电子，应指最高能级组的电子，如Fe外围电子是3

9、d64s2，即包含最外层和次外层上的部分电子。根据洪特规则，对铬原子而言，外围电子排布呈3d54s1排布时，3d、4s轨道上的电子均为半充满状态，整个体系的能量最低，铜类似。24Cr:1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu:1s22s22p63s23p63d104s14、 元素周期表（5个区） s区：A族、A族 p区：A族A族、零族 d区：B族B族、族 ds区：B族、B族 f区:镧系、锕系5、 元素第一电离能的周期性变化电离能：气态原子或离子失去1个电子所需要的最低能量叫电离能。电离能越小，表示原子或离子越易失去电子。符号：I ，单位：kJ·mol11第一电离能：气态原

10、子失去一个电子形成1价气态阳离子所需的最低能量。第一电离能可衡量元素的原子失去电子的难易程度。第一电离能越小，原子越易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2元素第一电离能的变化趋势： 同一周期，左右，原子序数递增，金属性递减，非金属性递增，元素的第一电离能逐渐增大。碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大； 同一主族，从上下，电子层数逐渐增加，金属性递增，非金属性递减，元素的第一电离能逐渐减小。*特例：如：镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫的大，为什么？类似：BBe，ON。第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子在能量相等的轨道

11、上形成全空(p0 d0 f0)、半满(p3 d5 f7)和全满(p6 d10 f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。如Mg：1s22s22p63s2 Al：1s22s22p63s23p1，Mg的外围3s2，全充满结构，原子的能量较低，具有相对较大的第一电离能，而Al外围3s23p1，既非全充满也不是半充满或全空，原子的能量较高，具有相对较小的第一电离能。Na、Mg的第一、二、三电离能元素I1/KJ.mol-1I2/KJ.mol-1I3/KJ.mol-1Na49645626912Mg73814517733应用：从数据分析，Na易失去第一个电子，难失去第二、第三个电子，即Na

12、化合价应为1价，处IA族。Mg易失去第一、二个电子，2价，处IIA族。六、元素电负性的周期性变化1电负性：为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其它元素的电负性。2.元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性与非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素是金属元素。电负性最大的元素 F ；电负性最小的元素Cs 。3.元素电负性的周期性变化规律为：同一周期，从左到右，电负性从小到大，表明其吸引电子的能力渐强，金属性渐弱，非金属性渐强。同一主族

13、，从上到下，电负性从大到小，表明其吸引电子的能力渐弱，金属性渐强，非金属性渐弱。4一般认为：如果两个成键元素之间的电负性差值大小1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。5电负性数值的大小能衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。如Si3N4中Si为4价，N为3价。应用：根据原子结构和性质的关系，人们在IA可以找到光电材料，在IIIA、IVA、VA可以找到优良的半导体材料。第3专题微粒之间的作用化学键：相邻的原

14、子之间强烈的相互作用叫化学键。一、 金属键 金属晶体金属键的定义：金属阳离子与自由电子（一般指外围电子）之间强烈的作用称为金属键。金属键没有方向性和饱和性。 金属键示意图和Zn的金属键自由电子：由于金属原子的价电子数较少，容易失去电子成为金属阳离子，所释放的电子并不专属某个特定的金属阳离子，而是为许多金属阳离子所共有，且它们在金属晶体内自由运动着，称为自由电子。金属导电性的原因：在外加电压的情况下，自由电子不再自由，在金属内部形成定向流动即导电。金属导热性的原因：受热后，自由电子的能量增加，运动加快，与阳离子的碰撞频率增加，通过碰撞，发生了能量的传递，结果能量从高温区传到了低温区，即导热。金属

15、延展性的原因：在外加压力下，金属原子层之间相对滑动，外形发生改变，但内部的金属阳离子和自由电子不变，金属键不被破坏，不碎裂不断裂，即为良好的延展性。影响金属键强弱的主要因素及一般规律：金属阳离子半径；自由电子数目。金属阳离子半径越小，自由电子数目越多，金属键越强。表现出熔沸点越高，硬度越大。如：熔点Li>Na> K> Rb> Cs Na< Mg< Al原子化热的定义：1mol金属固体完全气化成相互远离的气态原子时所吸收的能量。金属键越强，原子化热就越大。为便于表述晶体内原子的排列规律，我们把原子看成刚性小球，金属晶体就是由这些刚性小球堆垛而成的。金属晶体的常

16、见三种堆积方式：六方堆积；面心立方堆积；体心立方堆积。体心立方堆积示意图说明：立方体的8个顶点上的球互不相切，但均与体心的球相切，空间利用率68.02，配位数为8（8个顶点），IA、VB、VIB属于体心立方堆积。（钾型）面心立方示意图说明：第一层一个球与周围6个球相切，且形成6个凹位。第二层最紧密的堆积是对准1、3、5位的凹位（或2、4、6位相同情形）。第三层球对准第一层的2、4、6位的凹位，然后第四层再重复第一层的堆积，形成ABCABC堆积，三层一个周期，称面心立方堆积，空间利用率74.05，配位数为12（即633），IB、Ni、Pd、Pt等属于面心立方堆积。（铜型）六方堆积示意图说明：与面

17、心立方堆积不同的是：第三层球对准第一层的球，每两层形成一个周期，即ABAB堆积，称六方紧密堆积，空间利用率74.05，配位数为12（同层6，上下各3），IIIB、IVB属于六方堆积。（镁型）晶胞：能够反映晶体结构特征的最小的不断重复的单元。晶格：把原子看成一个结点，然后用假想的线条将这些结点连结起来，便构成了一个有规律性的空间格架称晶格。合金：两种或两种以上金属与金属或金属与非金属熔合在一起形成具有金属特征的物质（或称融合体）。合金属于混合物。特点：一般合金的熔点比各自成分的熔点都低。如Na、K合金常温下呈液态，作为原子反应堆的导热剂。具有更优异的性能。【注意】含金属阳离子的晶体中不一定含阴离

18、子。含阴离子的晶体中一定含有阳离子。含阳离子的晶体中不一定含离子键。二、 离子键 离子晶体离子键定义：阴、阳离子之间的强烈的静电（既吸引又排斥）作用叫做离子键。离子键的特征：静电吸引和静电排斥，无方向性和饱和性。影响离子键强弱的主要因素及一般规律：离子半径越小，离子电荷数越多，离子键越强烈，表现出的离子晶体的熔沸点越高。晶格能的定义：拆开1mol离子晶体使之成为气态阴、阳离子所需要吸收的能量。阴、阳离子核间距离越小，离子电荷数越多，离子键越强，晶格能就越大。配位离子（原子）：指与中心离子（原子）直接成键的离子（原子），配位离子的数目称为配位数。离子晶体中，阴、阳离子总是尽可能紧密排列，且一种离

19、子的周围紧邻的异性电荷离子越多，体系能量越低，所形成的离子晶体越稳定，故离子晶体中每种离子都有一定的配位数，主要影响因素：与阴、阳离子半径比值有关；与化合物组成比例有关。而与离子所带电荷数的多少无关。配位数468半径比0.20.40.40.70.71.0例子ZnSNaClCsCl常见ZnS、NaCl、CsCl配位数分别为4、6、8，阴阳离子相同；而CaF2的阳离子配位数为8、阴离子配位数为4。常见的几种离子晶体的结构模型1、NaCl晶体配位数为6。在NaCl晶体中每个Na同时吸引着6个Cl，每个Cl同时吸引着6个Na；每个Na周围与它最近等距的Na有12个，每个Na周围与它最近等距的Cl有6个

20、。2、CsCl晶体配位数为8，在CsCl晶体中，每个Cs同时吸引着8个Cl，每个Cl同时吸引着8个Cs；每个Cs与6个Cs等距离相邻，每个Cs与8个Cl等距离相邻。3、CaF2晶体在CaF2晶体中，每个晶胞中拥有8个F，4个Ca2，每个F周围最近等距的Ca2有4个，每个Ca2周围最近等距的F有8个，每个Ca2周围最近等距的Ca2有12个，每个F周围最近等距的F有6个。三、 共价键共价键的定义：相邻原子之间（一般是非金属原子之间，但也有金属与非金属之间）靠共用电子对所形成的作用叫做共价键。共价键的形成本质：当成键原子接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间的电

21、子云密度增加，体系的能量降低。共价键的特征：具有饱和性和方向性。共价键的两种不同分类：重叠方式分为头碰头的键和肩并肩的键。根据偏离程度分为极性键和非极性键。键:HH(s-s键)，HCl（s-p键），ClCl（p-p键）键:NN（pp键）l 共价单键是键,共价双键中一个是键,另一个是键,共价三键中一个是键,另两个为键。配位键的定义及形成条件、表示方法：配位键是一类特殊的共价键，成键原子一方有孤电子对（配位体），另一方有空轨道（中心离子），配位键的两原子间共享的两个电子不是由两原子各提供一个，而是来自一个原子，它们之间的作用叫做配位键。如：NH4、H3O。“”表示配位键。又如NH3和BF3之间的配

22、位键：*:AlCl3属于分子晶体，其实是Al2Cl6，存在配位键。共价键的三个主要参数：键长（指成键原子的核间距离）、键角、键能。键能：在101Kpa、298K条件下，使1mol共价键离解成气态原子所需要吸收的能量叫做共价键键能。键角：分子中键和键之间的夹角。例如H2O分子中两个HO键的夹角为104.5°，CO2分子中两个C=O键间的夹角为180°。键长和键角决定分子的空间构型。H2O和CO2同是三原子分子，但H2O分子是V形而CO2分子是直线形。NH3分子中三个NH键的键长相等，两个 NH键之间的夹角为 107°18，NH3分子呈三角锥形。又如CH4分子，四个C

23、H键的键长相等，CH键之间的夹角均为109°28，CH4分子是正四面体形。影响键能大小的主要因素及一般规律：成键原子半径越大，键长越长，键能越小。体现出键越不稳定，容易断裂。四、 分子间作用力分子间力的定义：分子与分子之间的作用。也称为范德华力。影响范德华力的主要因素及一般规律：范德华力没有饱和性和方向性。组成和结构相似的分子，范德华力随相对分子质量的增大而增大。体现出分子晶体的熔沸点增加。氢键：1. 氢键不是化学键，是一类特殊的分子间力。以 HF 为例, F的电负性相当大，原子半径小, 共用电子对偏向 F, 而 H 几乎成了质子, 这种 H 与其它分子中电负性相当大、r 小的原子相

24、互接近时, 就会产生一种特殊的分子间力 氢键. 表示为···FH···FH. 类似：XH.Y两个形成条件: .要有与电负性大且 r 小的原子(F, O, N)相连的 H ; 在附近有电负性大, r 小的原子(F, O, N).2. 氢键的特点：具有饱和性和方向性 由于 H 的体积小, 1 个 H 只能形成一个氢键；由于 H 的两侧电负性极大的原子的负电排斥, 使两个原子在 H 两侧呈直线排列，除非其它外力有较大影响时, 才可能改变方向。3.氢键的强度：介于化学键和分子间作用力之间, 和电负性有关.FH ··

25、3;· F O H ···· O NH····NE/kJ·mol-128.0 18.85.4H2O分子的氢键：分子内氢键：若H原子的两侧的电负性大的原子属于同一分子，则产生分子内氢键，如HNO3，邻硝基苯酚等。4. 氢键对于化合物性质的影响分子间存在氢键时, 大大地增强了分子间的结合力, 故物质的熔点、沸点将升高. CH3CH2-OH 存在分子间氢键，而分子量相同的 H3C-O-CH3 无氢键，故前者的 b.p. 高。HF、HCl、HBr、HI , 从范德华力考虑, 半径依次增大，, b.p.

26、高, 故 b. P. 为 HI > HBr > HCl, 但由于 HF 分子间有氢键，故 HF 的b.p. 在这里最高, 即HF>HI > HBr > HCl。同理 H2O, NH3 由于氢键的存在, 在同族氢化物中 b.p. 亦是最高.H2O 和 HF 的分子间氢键很强, 以致于分子发生分子的自缔合, 以(H2O)2、 (H2O)3、(HF)2、(HF)3 形式存在, 而 (H2O)2 排列最紧密, 4时, (H2O)2 比例最大, 故 4 时水的密度最大. 若分子形成分子内氢键时, 势必削弱分子间氢键的形成. 故有分子内氢键的化合物的沸点、熔点不是很高.典型的

27、例子是对硝基苯酚和邻硝基苯酚:【阅读】：H2的形成：H原子的1s轨道有1个未成对电子(或称“单电子”)。当2个H原子以电子自旋相反的方式接近时，就会彼此吸引, s-s轨道重叠形成1个键。此时,体系能量降低,核间距达到平衡距离。这种状态称为H2分子的基态。当2个H原子以电子自旋平行的方式靠近时，将会产生相互排斥作用，使体系的能量升高，故不能形成稳定的分子。这种不稳定的状态称为H2分子的排斥态。 CCl4的sp3杂化过程：sp3杂化轨道由1个ns价轨道和3个np价轨道混合杂化而成。例如，C原子的价电子构型为2s22p2。与4个Cl原子结合时，C原子的1个2s电子激发到空的2p轨道形成2s12px1

28、2py12pz1激发态，经杂化形成4个能量等同的半充满sp3杂化轨道, 轨道间夹角为109°28。C原子的4个sp3杂化轨道分别与4个Cl原子的一个半充满的3p轨道重叠，形成4个等同的C-Cl键。CCl4分子结构呈正四面体, 键角ClCCl为109°28。冰为什么密度比水小？由于水分子有很强的极性，能通过氢键结合成缔合分子，如以下的结构式（虚线表示氢键）。  液态水，除含有简单的水分子（H2O）外，同时还含有缔合分子(H2O)2和(H2O)3等，当温度在0水未结冰时，大多数水分子是以(H2O)3的缔合分子存在，当温度升高到3.98 （101 kPa）时，水分子多以

29、(H2O)2缔合分子形式存在，分子占据空间相对减小，此时水的密度最大。如果温度再继续升高在3.98 以上，一般物质热胀冷缩的规律即占主导地位了。水温降到0 时，水结成冰，水结冰时几乎全部分子缔合在一起成为一个巨大的缔合分子，在冰中水分子的排布是每一个氧原子有四个氢原子为近邻（两个共价键，两个氢键），如下图所示。这样一种排布导致成一种敞开结构，也就是说冰的结构中有较大的空隙，所以冰的密度反比同温度的水小。 五、 四类晶体的比较离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体定义阴、阳离子靠离子键形成的晶体原子之间靠共价键形成的具有立体网状结构的晶体分子和分子之间靠分子间力形成的晶体金属阳离子与自由电子之间靠金属

30、键形成的晶体。构成粒子阴、阳离子非金属原子和非金属原子分子和分子金属阳离子和自由电子粒子间作用力离子键共价键分子间力金属键有无小分子无无有独立的小分子无熔化时破坏的作用力离子键共价键一定破坏分子间力，有时还破坏氢键），但分子内的共价键一般不破坏金属键熔、沸点及比较规律较高。离子键越强，熔沸点越高很高。共价键越强，熔沸点越高较低。分子间力越小，熔沸点越低高低差别大。金属键越强，熔沸点越高硬度较大很大较小差别大导电性固体不导电，熔融或溶液中导电不导电固态和熔融不导电，溶于水后，要具体分析导电性好堆积方式紧密堆积。NaCl、CsCl的配位数：6和8六方堆积、面心立方堆积、体心立方堆积。溶解性差别很大

31、。一般不易溶于有机溶剂不溶差别大。差别大。存在范围离子化合物共价化合物或非金属单质共价化合物或非金属单质金属单质典型实例NaCl、CaCO3、MgO、Ba（OH）2金刚石、晶体硅、SiC、SiO2、氮化硼、氮化铝、氮化硅H2、N2、P4、CO2、H2SO4、CH4CH3CH2OHFe、Cu、Na、Al如何比较物质的熔、沸点 1.由晶体结构来确定.首先分析物质所属的晶体类型,其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高 低的决定因素. 一般规律:原子晶体离子晶体分子晶体 如:SiO2NaClCO2(干冰) 同属原子晶体，一般键长越短，键能越大，共价键越牢固，晶体的熔、沸点越高. 如:金刚石金刚砂晶体硅 同类

32、型的离子晶体,离子电荷数越大,阴、阳离子核间距越小,则离子键越牢固,晶体的 熔、沸点一般越高. 如:MgONaCl 分子组成和结构相似的分子晶体,一般分子量越大,分子间作用力越强,晶体熔、沸点越高. 如:F2Cl2Br2I2 金属晶体:金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属键越强,熔、沸点越高. 如:NaMgAl 2.根据物质在同条件下的状态不同. 一般熔、沸点:固液气. 如果常温下即为气态或液态的物质,其晶体应属分子晶体(Hg除外).如惰性气体,虽然构成物质的微粒为原子,但应看作为单原子分子.因为相互间的作用为范德华力,而并非共价键. 第4专题 分子空间结构与物质性质总结一、 分子的空间

33、构型与轨道杂化有关对于ABm型分子，价电子对数：n其中：中心原子的价电子数最外层电子数；配位原子卤原子X、H原子提供1个价电子，而O、S按提供0个价电子计算。杂化轨道类型、空间构型关系杂化类型spsp2sp3用于杂化的轨道数234杂化轨道间夹角180°120°109.5°空间构型直线形平面三角形四面体形分子构型：价层电子对互拆理论电子对数 目中心原子杂化类型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2sp直 线20直 线BeCl2CO23sp2三角形30三角形BF3SO321V形SnBr2PbCl24sp3四面体40四面体CH4C

34、Cl431三角锥NH3PCl322V形H2O5sp3d三角双锥50三角双锥PCl541变形四面体SF432T形BrF323直线形XeF26sp3d2八面体60八面体SF651四角锥IF542正方形XeF4等电子原理：具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。或：原子数相同，电子总数相同的分子或离子互称等电子体，它们结构相似，物理性质相近。如：SiCl4的价电子总数47×432SiO44的价电子总数46×4432SO42的价电子总数66×4232，故它们互为等电子体，中心原子都是SP3杂化，都形成正四面体立体构型。常见的等电子体类型实例空间构型二原

35、子14电子N2、CO、NO、C22、CN直线形三原子16电子CO2、CS2、N2O、NCO、NO2、N3、NCS、BeCl2（g）直线形三原子18电子NO2、O3、SO2V形四原子24电子NO3、CO32、BO33、CS32、BF3、SO3（g）平面三角形五原子32电子SiF4、CCl4、BF4、SO42、PO43四个键，正四面体形七原子48电子SF6、PF6、SiF62、AlF63六个键，正八面体形非极性分子和极性分子：根据分子中的正、负电荷重心是否重合来区分。也可以看分子的空间构型是否成中心对称。对于ABn型分子极性的经验判断：看中心原子A的化合价绝对值是否其主族的序数，若相等就是非极性分

36、子，若不等，就是极性分子。分子的空间构型与键的极性和分子的极性实例空间构型键角中心对称键的极性非极性分子H2、O2、P4、C60对称非极性键CO2、CS2直线180°对称极性键BF3正三角形120°对称极性键CH4、CCl4正四面体109.5°对称极性键PCl5三角双锥对称极性键极性分子HX直线极性键H2O、H2SV型104.5°、92°不对称极性键NH3、PCl3三角锥型107.3°、100°不对称极性键CH3Cl、CH2Cl2变形四面体不对称极性键相似相溶原理：极性分子构成的物质易溶于极性溶剂中，非极性分子构成的物质易溶

37、于非极性溶剂。二、 配合物基础知识配合物定义：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物称为配合物。配合物的结构：配位体、中心原子、配位数、外界、内界。配位体是指含有孤对电子的分子或离子.常见如：NH3,H2O,F-,Cl-,Br-,I-,CN-,SCN-等.配位原子是指在配位体中具有孤电子对,在形成配合物时实际提供电子对的原子。如X，O，S，N，P，C等。配合物内界外界中心原子(或离子)配位体配位数Ag(NH3)2OHAg(NH3)2+OH-Ag+NH32K4Fe(CN)6Fe(CN)64-K+Fe2+CN-6Na3AlF6AlF63-Na+Al3+F-6Ni(C

38、O)4Ni(CO)4无NiCO4Co(NH3)5ClCl2Co(NH3)5Cl2+Cl-Co3+Cl-6一些金属离子的常见配位数离子配位数离子配位数Cu+Ag+Au+Fe2+Co2+Ni2+2，422，464，64，6Cu2+Zn2+Al3+Cr3+Fe3+Co3+4，64，64，6666常见的配位体配位原子配位体举例卤素F-，Cl-，Br-,I-OH2O，RCOO-，C2O42-（草酸根离子）NNH3，NO（亚硝基），NH2-CH2-CH2-NH2（乙二胺）CCN-（氰离子）SSCN-（硫氰根离子）一些配位化合物配位数杂化轨道类型空间构型例子2sp直线行   A

39、g(CN)2-  、Ag(NH3)2+3sp2平面三角形   HgI3-,CO32+、NO3 -4sp3四面体形Zn(NH3)42+4(dsp2)平面四方形 PtCl42-、Ni(CN)42+6(d2sp3)八面体    Fe(CN)64- AlF63-价电子对、键角与分子的构型：附录：杂化类型1、sp杂化sp杂化轨道是由一个ns和一个np轨道组合而成。每条sp杂化轨道含有1/2s和1/2p的成分。sp杂化轨道间的夹角180°，呈直线型。如BeCl2的分子结构。2、sp2杂化sp2杂化轨道是由一

40、个ns和两个np轨道组合而成。每条sp2杂化轨道含有1/3s和2/3p的成分。sp2杂化轨道间的夹角为120°，呈平面三角形。如BF3分子结构。乙烯（C2H4）分子中的C原子也是采用sp2杂化轨道成键的。C原子用sp2杂化轨道彼此重叠形成CC 键，同时每个C原子还有一条未杂化的p轨道，含有一个电子，它们以“肩并肩”的方式重叠形成一个CC间的键，垂直于乙烯分子的平面3、sp3杂化sp2杂化轨道是由一个ns轨道和三个np轨道组合而成。每条sp3杂化轨道含有1/4s和3/4p的成分。sp3杂化轨道间的夹角为109°28，呈四面体构型，例如CH4结构。4、sp3d杂化sp3d杂化轨

41、道是由一个ns和三个np及一个nd轨道组合而成，共有5条杂化轨道，其中3条杂化轨道互成120 °位于同一个平面上，另外2条杂化轨道垂直于这个平面，夹角90°，空间构型为三角双锥，如PCl5的分子结构。5、sp3d2杂化sp3d2杂化轨道是由一个ns和三个np及二个nd轨道组合而成，共有6条杂化轨道。六个sp3d2轨道指向正八面体的六个顶点，杂化轨道间的夹角为90°或180°，空间构型为正八面体，如SF6的分子结构。附图汤姆生原子模型 粒子的散射实验 卢瑟福有核原子模型H原子电子云图 S轨道球形状 p轨道纺锤状O3的结构 H2O2的结构 SO2的结构SO3

42、的结构 H2SO4的结构 SO42的结构CH4的立体金属键示意图H2O的结构 NH3的结构 CH4的结构 BF3的结构 N2的结构CO的结构 en的结构NaCl晶体 CsCl晶体 金刚石晶体 简单立方 体心立方 面心立方SiO2晶体 石墨晶体 CO2的晶体 C60分子晶体 CaF2顺式 反式 2012 福高化学-物质结构与性质13分（1）元素的第一电离能：Al Si（填“>”或：“<”）（2）基态Mn2+的核外电子排布式为 。（3）硅烷（SinH2n+2）的沸点与其相对分子质量的变化关系如右图所示，呈现这种变化关系的原因是 。（4）硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm（含B、O、

43、H三种元素）的球棍模型如右下图所示：在Xm中，硼原子轨道的杂化类型有 ；配位键存在于 原子之间（填原子的数字标号）；m= （填数字）。硼砂晶体由Na+、Xm和H2O构成，它们之间存在的作用力有 （填序号）。A离子键 B.共价键 C.金属键 D.范德华力 E.氢键解析：（1）同周期从左到右第一电离能逐渐增大趋势，A和A族则反常。所以铝的第一电离能小硅，一般题目是比较镁铝的电离能，这样设问可见出题求异。（2）基态Mn2+的核外电子排布式为Ar3d5（3）硅烷是分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间的范德华力越大，沸点越高。（4）1,3,5，6代表氧原子，2,4代表B原子，2号B形成3个键，则

44、B原子为SP2杂化, 4号B形成4个键，则B原子为SP3杂化； B一般是形成3个键，4号B形成4个键，其中1个键很可能就是配位键，配位键存在4号与5号之间。观察模型，可知Xm是（H4B4O9）m，依据化合价H为+1，B为+3，O为2，可得m=2,这问有一定难度，思维能力，空间能力要求比较高。钠离子与Xm-形成离子键,结晶水分子间存在氢键和范德华力。学生没仔细读题，题目是问钠离子、Xm-、水分子之间的作用力，而不是硼砂晶体中的作用力，可能会多选B。 2012福省物质结构与性质（13分） 碳、硅元素的单质及其化合物是构成自然界的重要物质。（1）甲烷是最简单的有机物，实验室可通讨下列反应制取：CaO

45、(或MgO)CH3COONa+NaOH CH4+X(已配平)X属于 晶体(填晶体类型)。MgO晶体的熔点比CaO高，主要原因是 。(2)金刚石和石墨是两种重要的碳单质。以NiCrFe为催化剂，一定条件下可将石墨转化为金刚石。基态Cr3+离子中未成对电子数有 个。石墨晶体具有层状结构，在层与层之间嵌入金属K原子，能形成石墨夹层离子化合物(KC8)，KC8固态时也能导电，导电的粒子是 。(3)甲硅烷(SiH4)的结构与甲烷相似。SiH4分子中H原子的1s轨道与Si原子的 轨道重叠形成SiH 键；甲硅烷能与硝酸银发生如下反应：SiH4+8 AgNO3+2 H2O = 8 Ag+SiO2H4+8 HN

46、O3该反应中氢元素被氧化，由此可判断电负性：Si H(填“>”、“<”或“=”)(4)下图中，能正确表示与Si同周期部分元素的第三电离能(I3)与原子序数关系的是 (填标号)。2012 福州3月、化学中有很重要的地位。硼的化合物在农业、医药、玻璃工业等方面用途很广。 请回答下列问题： （1）写出与B元素同主族的Ga元素的基态原子核外电子排布式_。 从原子结构的角度分析，B、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为_。 （2）立方氮化硼可利用人工方法在高温高压条件下合成，属于超硬材料。同属原子晶体的氮化硼（BN）比晶体硅具有更高硬度和耐热性的原因是_。 （3）在BF3分子中中心原子的杂

47、化轨道类型是_，SiF4微粒的空间构型是_。又知若有d轨道参与杂化，能大大提高中心原子成键能力。试解释为什么BF3、SiF4水解的产物中，除了相应的酸外，前者生成BF4一后者却是生成SiF62：_。 （4）科学家发现硼化镁在39K时呈超导性，在硼化镁晶体的理想模型中，镁原子和硼原子是分层排布的，一层镁一层硼相间排列。 上图是该晶体微观空间中取出的部分原子沿Z轴方向的投影，白球是镁原子投影，黑球是硼原子投影，图中的硼原子和镁原子投影在同一平面上。根据图示确定硼化镁的化学式为_。30（13分） （1） 1s22s22p63s23p63d104s24p1（2分），N > O >B（2分）

48、（2） B-N键长比Si-Si小（或B-N键能较大）（2分） （3） sp2杂化（1分）、正四面体（1分）。B原子最外电子层为L层，无d轨道；而Si原子最外层为N层，有d轨道，可参与杂化，使Si配位数增加至6。 （2分）（4）MgB2（3分）2012福州5月（13分）冶炼铝需要使用冰晶石（Na3 AlF6），工业制取冰晶石的化学方程式如下： （1）上述反应涉及的元素中，原子序数最大的原子的电子排布式是 ；上述反应涉及的元素中，电负性最大的元素是_、第一电离能最小的是_。 （2）冰晶石的化学名称是六氟合铝酸钠，冰晶石晶体中存在 （填选项代号）A离子键 B氢键 C非极性键D配位键 E金属键 （3）

49、写出一种碳C原子以sp2杂化轨道成键的分子的结构简式 。 （4）HF易溶于水的原因是 。 （5）右图是CO2晶胞结构，每个分子周围有_个分子与之距离相等且最近。 （6）向CuSO4溶液中逐滴加入氨水，先生成蓝色沉淀，后沉淀逐渐溶解得到深蓝色的透明溶液。请写出沉淀溶解的离子方程式_。30. (13分).（1）1s22s22p63s23p1 (1分) F (1分) Na (1分) （2）AD (2分)（3）如CH2=CH2 (2分)(4) HF和H2O分子间能形成氢键 (2分)（5）12(2分)（6）Cu(OH)2+4NH3·H2O = Cu(NH3)42+ +2OH-+4H2O (2分

50、)或Cu(OH)2+4NH3 = Cu(NH3)42+ +2 OH-2012 龙岩5月. 【化学物质结构与性质】（13分）尿素（ ）和硼砂（Na2B4O7）在高温高压下反应可以获得硼氮化合物：Na2B4O7 + 2CO(NH2)2 4(BN) + Na2O + 2CO2 4H2O（1）上述反应物中含有一种元素，其基态原子具有4种不同能量电子，写出该基态原子的电子排布式 。（2）元素B、C、O、N第一电离能由大到小的顺序 。（3）某硼氮化合物的结构与石墨相似（如图），俗称“白石墨”。晶体中B、N原子的杂化方式分别是 ；白石墨不能导电，原因是B、N原子之间的键电子被 原子强烈吸引，不能自由移动。写出“白石墨”的一种用途 ；（4）尿素可用于制有机铁肥，主要代表有 Fe(H2NCONH2)6(NO3)3 三硝酸六尿素合铁()。结构测定知，1mol该配合物中含有6NA个配位键。形成配位键时，提供孤对电子的原子是 。（5）由硼砂可以制取硼酸，硼酸(H3BO3)是一种片层状结构白色晶体，层内的 “H3BO3”微粒之间通过氢键相连(如下图所示)，则下列有关说法中不正确的是 A. 硼酸晶