人教版化学选修三物质结构化学讲义

1、第一章原子结构与性质.原子结构1.能级与能层能层(川四五A七符号KLNOpQ能级132s3s3p3d4s4p4d4f5s -, , ！最 多 电子数22626102610142-7 X-SIS32 2n2注意：每个能层的能级种数为n;轨道总数为n2 ;每个轨道最多容纳电子数为2每个能层最多容纳电子数为2n 22 .原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道力屯丁的房i广轨造皇王求超对称 P。子的原子狄可苴呈叫彤小晒圾_Lk个行仲级 h的库干钛也数目P线上3 ,个匕一个6尉】同能质I二雁子牲酒能空的启r他!胫状和【司的峥f钛由能厚;的向低二 1s-上 jyr J

2、*” -IsBJ 储层内舲咻问而中辰方向 不同的原子机前的能量和1箸* 如 2|x为6、N、WJ甘的削i空扣 力3 .原子核外电子排布规律构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道(能级)，叫做构造原理。1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4P / 5s 4d 5P / 6s 4f 5d 6P / 7s 5f 6d 7P能级交错：原子轨道的能量关系是：ns(n-2)f (n-1)d 八钻”也键角分子的空间构型?常见的键角：i0(105 )NH 3(1073、共价键的类型：(1)按成键原子间 共用电子对的数目决定 分子的

3、性质CH 4（109 28 P4（6 0 ）CO2（180 ）、苯（120 ）分为单键、双键、三键；(2)按共用电子对是否偏移 分为极性键、非极性键：共价键的极性强弱比较：根据成键两原子的电负性的差别大小，两原子电负性相差越大，共价键的极性就越强。(例如：H-F键的极，f大于 H-Cl键的极性)(3)按原子轨道的重叠 方式分为b键 和兀键:0键冗键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行(“肩并肩”)电子云形状轴对称由两块组成，且镜面对称牢固程度强度不向【一M： b键不易断裂，兀键易断裂(特殊：N2等)】成键判断规律单键是(T键；双键一个(T键、一个冗键；三键一 (T键、两个冗键(4)配位键：特殊的共

4、价键(b键)，一个原子 提供空轨道，另一个原子 提供孤电子对 形成的共价键。存在配位键的化合物常见：H30+ NH 4+ H2SO4 AI2CI6 BNH 3F3 （H3N- BF3）认识配位化合物(简称配合物)：含配位键的不一定是配合物金属离子(或原子)与配体(某些有孤对电子的分子或离子)之间通过配位键形成的化合物。如：Cu(H 2O)4SO4、Cu(NH 3)4SO4、Ag(NH 3)2OH、Fe(SCN)3 等。(许多过渡金属离子对多种配体具有很强的结合力，过渡金属的配合物远比主族金属的配合物多)配合物组成：N为配位原子(提供孤又电子)配体为NH 3CU(NH 3)4，+SO421内界卜

5、界中心原子或离子” 配位数为4Cu2+(提供空轨道)常见含配位键的内界离子 ：Cu(H 2O)42+ Cu(NH 3)42+ Ag(NH 3)2 +Fe(SCN) 63 Fe(SCN) 64 Co(NH 3)3(H2O)3+ Co(NH 3)4Cl2+ Hgl 42 配合物溶于水易电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子通常不电离。配位键的表示(箭头)：NH3VH3NNH3NH32+ClCl . ClAk.，AlClCl Cl四氨合铜离子Cu(NH3)42+气态氯化铝分子(Al2Cl6)可编辑(或离子)具有相似的化学键特征,4、等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子许多性质是相似

6、的，此原理称为等电子原理。(1)等电子体的判断方法：微粒所含原子个数相同；微粒所含 价电子总数相同(2)等电子原理的应用：这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物CO2、SCN-、NO2+、理性质相似。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，例如：N 3一具有相同的原子数 3,并且价电子总数都为16,都为直线型结构.SO2、。3、NO 2具有相同的原子数3,总价电子数都为18,都为V形结构.CO32-、NO 3 SO3具有相同的原子数4,并且价电子数都为24,都为平面三角形结构.SO42-、PO43-具有相同的原子数5,总价电子数为32,都为正四面体结构.PO33-、

7、SO32-、ClO 3一具有相同的原子数4,总价电子数为26,都为三角锥结构三、分子的立体构型：红外光谱仪可以测定分子的立体构型。1、分子构型与价层电子对互斥模型( VSEPR模型)(1)中心原子价层电子对数=(T键电子对的数目+中心原子上的孤电子对的数目(T键电子对的数目 =与中心原子直接相连的原子数目( 即：由分子式确定 )【判断(T键电子对数时，双键、叁键等多重键作为1对电子看待】孤电子对数=中心原子的价电子数土离子所带电荷数-与中心原子结合的原子能接受的电子总数【若剩余电子不足一对，也当作 1对电子处理，例如NO 2的氮原子孤电子对为 0.5 (2)价层电子对互斥模型 (VSEPR模型

8、)说明的是价层电子对的空间构型；而分子的空间构型判断要略去中心原子上的孤对电子。(当中心原子无孤对电子时， 两者的构型一致)(3)价层电子对尽可能彼此远离，以使它们之间的斥力最小:孤电子对之间的排斥力 孤电子对与成键电子对间的排斥力成键电子对之间的排斥力成键电子对间的斥力大小：三键 双键 单键2、杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近 的原子轨道重新组 合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，存在 sp、sp2、sp3三种杂化。（杂化轨道只用于形成（T键或用来容纳孤电子对；未参与杂化的轨道可用于形成兀键）3

9、、价层电子对互斥理论判断简单分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式：。中心原子 配位原子Q孤对电子b键价层电子对数VSEPR模型成键电子数孤电子对数价层电子对排列方式中心原子杂化旧杂化轨道数目键角分子的空间构型实例2直线208Usp2180 直线形CO2形BeCl2BF3平面SO33三角30sp23120平面正三角形CO32形一CH2O21小于120 平面三角形或V形SO2SnCl2PbCl24四面体形22乂sp34小于109 18平面三角形，或V形H2OH 2s31小于109 18三角锥NH 3PC13H3O +SO3240|109 28109 18正四面体CH4CC14NH 4+SO42

10、四、分子的性质1、极性分子和非极性分子的判断方法:双原子分子：含极性键，就是极性分子，如HCl ;含非极性键，就是非极性分子，如I2以极性键结合的多原子分子:若分子中正、负电中心重合，则为非极性分子，如BF3、CH4等；若分子中正、负电中心不重合，则为极性分子，如NH 3、SO2、NO 2、。3、H2O2等。对于ABn型分子：中心原子A达最高价，则为非极性分子 。SO3、BF3、CO22、相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。若溶质分子和溶剂分子之间存在氢键，则氢键作用力越大，溶解性越好。3、分子间

11、作用力（包括范德华力和氢键）（1）分子间作用力和共价键的比较:共价键分子间作用力范德华力氢键概念相邻原子间强烈的相互作用分子间微弱的相互作用已经与电负性很大的原子形成共价键的H原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力存在范围分子内或某些晶体内分子间（或稀有气体原子之间）分子内或分十间（分了,中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的原子F、0、N等）能量 大小键能一般为比化学键弱得多，比化学键弱得多，比范德华力稍强120 ?800kJ/mol约几到几十kJ/mol特征饱和性和方向性无饱和性、无方向性有饱和性和方向性影响 因素随分子的相对分子质量的增大而增大对于XHY,X、丫的电负

12、性越大，丫的原子半径越小，氢键键能越大；氢键的键长是指X-H - Y的长度性质 影响主要影响物质的化学性质（稳定性）主要影响物质的物理性质，随范德华力的增大，物质的熔沸点升高分子间氢键使物质熔沸点升高，硬度增大、在水中溶解度增大；分子间氢键还会使某些物质形成，使测定的相对分子质量偏大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小4、无机含氧酸的酸性比较酸的元数=酸中 羟基的氢原子数，不一定等于酸中的氢总数（有些氢不是连在氧原子上）含氧酸可表示为：（HO） mROnR相同时，酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，R的正电性越高，使RO H中O的电子向R偏移的越多，在水分子的作用下越易电离出H+,

13、酸性越强。（如 HClO vHClO 2VHC1O 3HClO 4）R不同时，也有类似白规律。一般，n =0弱酸；n = 1中强酸；n =2强酸；n = 3超强酸。AfV*弟二早晶体结构和性质一.晶体与非晶体1、固体分为：晶体与非晶体可靠的区分方法：X-射线衍射2、晶体与非晶体比较：晶体非晶眸第构特性镐愉粒周期巴有序排列朝带粒无序排列由贯密性有自范性、固定塔点&S性 各向异性骸自范性、翻型白充租 性,各向异性晶体自范性的本质是晶体中粒子在微观空间里呈周期性有序排列的宏观表象。晶体自范性的条件之一：生长速率适当。2、获得晶体的三条途径：熔融态物质凝固气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）溶质从溶液

14、中析结晶二、晶胞1.晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元。他代表了晶体的化学组成（化学式）及对称性。一般来说晶胞都是平行六面体（边长不一定相等也不一定垂直）通过向上、下、左、右、前、后的平移能与下一个晶胞完全重合，他在晶体中的排列呈“无隙并置”2、立方晶胞中微粒数的计算以及晶体化学式的确定如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有 1/n属于这个晶胞。常见的晶胞为 立方晶胞顶点：1/8棱上：1/4面上：1/2内部：13、晶胞密度计算?CC X?1Ip =y ?-?/? （ m是晶胞质量，V是晶胞体积）1 1pm =10 12 m; 1nm =10 9 m ; 1 科 m40 6m ; 1m =100

15、 cm )三、分子晶体：（分子间通过 分子间作用力 结合形成的晶体；特点：熔沸点低、硬度密度小，较易熔化和挥发、易升华）1、典型的分子晶体有：所有非金属氢化物；部分非金属单质；部分非金属氧化物；几乎所有的酸；大多数有机物；部分盐类。（或“不是其它三类晶体”）2、范德华力不具有方向性和饱和性，而氢键具有方向性和饱和性。不存在氢键的分子晶体能以 紧密堆砌的方式 排列，例如12、 CO2分子（一般是面心立方结构，配位数为12,这种特征叫 分子密堆积）,存在氢键的分子晶体则必须在一定的方向上堆砌排列这种特征叫分子非密堆积，例如冰的晶体中：由于氢键具有方向性，迫使四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的

16、4个相邻的水分子形成氢键，导致冰晶体空间利用率较低，留有相当大的空隙，密度较小。四.原子晶体：原子晶体中不存在分子，其化学式表示晶体中各组成微粒的原子个数比。1、原子晶体的熔沸点很高、硬度很大。原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点就越高。如熔点：金刚石碳化硅硅2、判断方法：原子晶体硬度大、熔沸点高、难溶于任何溶剂。常见的原子晶体：金刚石、B、Si、Ge、灰锡、SiO2、SiC、BN、AI2O33、金刚石晶体中C是sp3杂化，键角109 0 2网个C原子和4个C原子形成4个共价键，成为正四面体结构，C原子与碳碳键个数比为 1:2 ,最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共用；每

17、个最小环含有1/2个C原子五、离子晶体(判断方法：活泼金属的氧化物、强碱、很多盐类；熔沸点较高，溶于水或熔化能电离；晶体中不存在分子，化学式表示晶体中各组成离子的个数比)1、离子键：实质是阴阳离子间的静电作用，离子键不具有方向性和饱和性。2、晶格能：气态离子形成1mol离子晶体时释放的能量。一般，构型相似的离子晶体，阴、阳离子所带电荷的乘积越大，阴、阳离子的 半径越小,晶格能越大。 晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。3、对碳酸盐分解的理解：碳酸盐的分解实质：是碳酸根离子断掉了一个碳氧键，形成一个CO2分子和一个氧离子，金属阳离子结合这个氧离子形成金属氧化物。(MCO =MO

18、+CO 2 T )碳酸盐的分解难易比较:金属阳离子的 半径越小和所带电荷数越多 就越易结合氧离子（也就是形成的离子键更强）结合能力越强，碳酸盐越易分解，分解温度则越低。4、典型的离子晶体的结构特征NaCl型晶体CsCl型晶体CaF2型晶体ZnS型晶体Na +的配位数（C.N.）是6, CL的配位数也是 6。每个Na +与12个Na + 等距离相邻，一个NaCl晶胞中含有4个Na +和4 个 Cl。阴阳离子的配位数均为8。每个Cs+周围距离相等且最近的 Cs+共有6个，一个CsCl晶胞中含有1个Cs+和1个Cl。Ca2+的配位数是8,F一的配位数是4。一个CaF2晶胞中含4个Ca2+和8个F o

19、阴阳离子的配位数均为4,一个ZnS晶胞中含4个Zn 2+和 4 个 S2 o六、金属晶体（判断方法：金属单质、合金属于金属晶体）1、电子气理论由于金属原子的最外层电子数较少，易失电子成为金属离子，金属原子释放出的价电子不专属于某个特定的金属离子，而为许多金属离子所共有， 并在整个金属中自由运动， 这些电像遍布整块金属的子又称为自由电子。 金属脱落下来的价电子几乎均匀分布在整个晶体中,电子气”，从而把所有金属原子维系在一起。金属通性解释金属光泽金属中的自由电子能在一定范围内自由活动，无特征能量限制，可在较宽范围内吸收可见光并随即放出，因而使金属不透明、具有金属光泽（多为银白色）导电在外加电场的作

20、用下，自由电子发生定向运动，形成电流导热自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的温度有延展性当金属受到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，表现为良好的延展性2、金属键：金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用叫做金属键。3、金属晶体的熔沸点比较：金属晶体的熔沸点差异很大，主要与金属键的相对强弱有关,般，金属原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，金属晶体的熔沸点越高。4、金属晶体的堆积模型堆积模型代表物每个晶胞所含原子数配位数原子半径为r空间利用率晶胞简单立方堆积Po8 X1= 186边长：2r4?3(2?3=52.36%体心立方堆积碱金属、Fe、Cr、W8 X1

21、+ 18=28体对角线：4r边长：?r 32 x4?3 (竽?=68.02%面心立方堆积Cu、Ag、Au、Al8 x + 6 x 82=412面对角线：4r边长：2 v2 r4 X-4?-3? (2 V2?3=74.05%朗六方最密堆积Zn、Mg、Ti4 X + 4 X 126+ 1 = 212菱形边长：2r菱形面积：2V3r 2高：4v|r2 X4?一c22v3? + 4吟?3=74.05%注：室温条件下的气体、液体、溶液等，经一定条件可以转变为晶体。晶体都是固体化学键包括：共价键、离子键、金属键不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体氢键只存在于固态、液态分子问，而范德

22、华力不限晶体发生物理变化时：物质状态改变或溶解分子晶体克服分子间作用力(范德华力和氢键)，部分分子晶体溶于水也会断裂共价键发生 电离，如 HNO3、H2SO4, Al(OH) 3、A1C13、BeCl2 等原子晶体克服原子间的共价键 ；离子晶体克服阴阳离子间的离子键；金属晶体克服金属阳离子与自由电子问金属键晶体发生化学变化时：分子晶体、原子晶体均断裂共价键；离子晶体断裂离子键；金属晶体断裂金属键附录：四种晶体对比（熟记）晶体类型分子晶体原子晶体离子晶体金属晶体概念分子间通过分子间作用力原子间通过共价键阴、阳离子间通过离子键结合而形成的晶体金属原子通过金属键结合而形成的晶体结合而形成的晶体结合而形成的晶体构成粒子分子（同种物质）原子（何种或小同种元素的原子）阴、阳离子金属阳离了与自由电子粒子间作用力分子间作用力共价键离子键金属键特点有单个分子，化学式就是分子式无单个分子，无分子式，化学式是原子最简整数比无单个分子，无分子式，化学式是阴、阳离十最简整数比无单个分子，无分子式，只有化学式常见晶体多数