高考化学 化学物质结构概念讲解 新人教

化学物质结构基础

精选ppt结构概述结构分为3个层次1原子结构2分子结构3晶体结构（*）精选ppt电子层（能层）电子层在一方面表示电子的排布，另一方面表示电子能量的高低。（注意三个原则：泡林不相容、能量最低、洪特规则）能量随之升高s亚层p亚层p亚层p亚层d亚层d亚层d亚层d亚层d亚层……精选ppt三个原则泡林原理：在同一原子中不可能有4个量子数nlmms完全相同的电子存在。根据泡林原理和量子数的取值，计算出重要的公式：精选ppt三个原则能量最低原理：原子核外电子排布，在不违反泡林原理的前提下亲可能是原子体系的能量最低。因此核外电子排布时，总是亲可能排布在能量低的轨道，这就决定了原子中的电子按原子轨道能级图中能级高低顺序由低到高填充精选ppt原子轨道能级图精选ppt三个原则电子间存在两种重要的相互作用库仑作用：无论自旋方向如何，；相互接近时只会增加库仑排斥，从而使体系的能量升高，而泡林原理绝对禁止这种情况发生，所以原子只能分占不同轨道。稳定状态或者是电子层全充满或者半充满或者全部空（相当于每个轨道只有一个电子的全充满状态）精选ppt三个原则此时两个电子分占任何两个p轨道都是等同的。C1s2s2p精选ppt电子亚层（能级）相对的，电子亚层是电子层的子级。所以分布如下电子层（能层）K1L2M3N4O5P6Q7电子亚层（能级）sspspdspdfspdfg……（实际上最多只能到spdf，并没有g）KLMNOPQsspspdspdfspdsp……11+31+3+51+3+5+71+3+51+3……最多容纳电子数281832188……

精选ppt能层能级原子轨道间的关系能层n1234符号KLMN能级sspspdspdf轨道数1131351357最多容纳的电子数2262610261014281832

2n2

精选ppt建立电子云模型无法预测电子云的真实运动轨迹，所以利用统计学的原理预测电子出现在原子核周围的某个区域概率大小。这里的轨道，是借用经典力学的名词，实际上轨道并不存在电子亚层spdf?

电子的平均距离离原子核比较近所以在该亚层的电子所具有的能量比较低该结构刚好夹在xyz三个轴之间，并且在5个方向上有，即有5个这样的“花瓣”？比较复杂不讨论精选ppt距离原子核距离越远的电子能量越高类比高处的小人能量比较高，因为它克服的地心引力较多，所以克服引力做的功转化成了自身的重力势能。相同的，电子离核越远，所克服的引力所做的功越大，所具有的能量越大。+e-e-精选ppt1S2S2pX2pY2pZ元素电子排布表示右边的三个是第二层p轨道的三个方向，所以也可以化为下面的形式：e-+9e-e-e-e-e-e-e-e-F元素精选ppt1S2S2pX2pY2pZ元素电子排布表示右边的三个是第二层p轨道的三个方向，所以也可以化为下面的形式：e-+9e-e-e-e-e-e-e-e-精选ppt1S2S2pX2pY2pZ元素电子排布表示右边的三个是第二层p轨道的三个方向，所以也可以化为下面的形式：e-+9e-e-e-e-e-e-e-e-精选ppt1S2S2p元素电子排布表示三个方向都在同一个轨道，所以：e-+9e-e-e-e-e-e-e-e-精选ppt电子的自旋观察下面的电子自旋方向的表示，可以发现电子数最多不能超过每个方向上数目与方向数的乘积。并且在同一方向上的电子，自选方向相反的时候最稳定。再看另外一个例子。F1s2s2p精选ppt电子的自旋注意观察第三层电子层的p轨道，我们发现有两种电子自旋方式都满足要求S1s2s2p3s3p精选ppt电子的自旋那么这一种才是正确的排布，因为电子之间相互排斥，电子应该尽可能分开，分开的时候更加稳定。为什么有两种自旋方向S1s2s2p3s3p精选ppt能级的交错从这幅图我们发现一个问题，根据容纳电子最多数目，3d应该排在3p后面，但是不然。Ca1s2s2p3s3p4s精选ppt能级的交错关于这个问题，我们有右图的能级排布方式，这是因为，越内层的电子的（内-1）层电子越少，故这个“内层”的所受的斥力越小，原子核的引力和电子层的斥力互相作用，最终导致能量错乱。并且能量的分布有如下规律(n+1)s(层)<(n+1)p层（n+2）s<nf<(n+1)d<(n+2)p从第四能层开始，该能层的ns与np能级之间插入了(n-1)层的d能级，第六能层开始还插入（n-2）f，其能量关系是：ns＜（n-2）f＜（n-1）d＜np精选ppt核外电子排布的练习这样的排布实际上仍然是4s在最外层，失去电子的时候会失最外层和次外层，所以说，次外层和最外层共同决定了元素的化学性质。没有+9价的元素出现因为太大的正电会导致元素不稳定，碰到任何元素都会夺取电子。次外层最外层精选ppt核外电子排布练习

用轨道表示式表示出铁原子（26）的核外电子排布↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑↑洪特规则泡利原理能量最低原理构造原理精选ppt电子排布式和元素周期表观察下面的电子排布式所以，我们把最外层和次外称作价层，即是它们决定元素的化合价。并且价层电子数等于元素在元素周期表之中族数。我们根据有无d轨道未满来确定这种元素是否属于B族即副族。VIII族没有化合价规律但是这一组的全部元素的化学性质相似，所以把它们共同划成一组。为什么从IIIB排起而不是IB呢？因为IB这个族的价态比较低，所以分为后面。IBIIBIIA……又重新开始升价态排列。IA——VIIBVIIIIB——VIIA0所以元素周期表隐藏了两个价态排列。同时，同一族的元素，主族的内层全部排满，外层结构类似，而对于副族，则是化合价类似。精选ppt元素周期表中的电子排布从+1到+7升价从+1到+7升价原子半径还原性金属性非金属性电离能电负性大增强减弱增强减小减小元素周期律精选ppt元素周期表中的电子排布除ds区外，区的名称来自按构造原理（电子排布能级图）最后填入的电子的能级的符号。周期短周期长周期不完全周期1，2，34，5，67族主族副族0族第Ⅷ族区S区d区ds区p区f区精选ppt电负性电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”电负性的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。精选ppt电负性1）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大2）电负性大小的标准：3）电负性的变化规律：①同周期：左→右，增大②同主族：上→下，减小F：4.0Li:1.0精选ppt电负性4）电负性的应用：①判断元素的金属性和非金属性的强弱一般：非金属＞1.8金属＜1.8②判断化学键的类型一般：成键元素原子的电负性差＞1.7——成离子键成键元素原子的电负性差＜1.7——成共价键精选ppt电负性练习例：H：2.1，Cl：3.03.0-2.1=0.9HCl为共价化合物精选ppt电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。核电荷数:相同条件下，核电荷数越多，半径越小。核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+微粒半径的比较判断的依据具体规律归纳和整理精选ppt①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<Na<K<Rb<Cs;非金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：F>Cl>Br>I。③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au元素的金属性与非金属性精选ppt电子排布式练习根据电子排布式判断下列元素在元素周期表中的位置。4副族5周期4主族5周期精选ppt分子结构和键共价键精选ppt键的形成参看下面的图片H1s轨道HH1s轨道HHH头碰头形成sigma键肩并肩形成pi键比较弱所以N分子有两个键容易被破坏NN精选ppt键的形成这是氯气分子的形成，两个相碰形成sigma键Cl1s2s2p3s3p电子对单电子精选ppt八电子规则这个规则对于大多数物质适用，即是每个原子核核外的电子数保持在8个。HHCHHHOCHOCOCH4CH2OCO2精选ppt八电子规则这个规则对于大多数物质适用，即是每个原子核核外的电子数保持在8个。HHCHCHHHOCH3CH2OH精选ppt八电子规则配位键如图，共价键原本是两个原子各提供一个电子，此时两个电磁全部由A元素乙方提供而B元素仅仅提供轨道，这就是配位键的形成SO3的形成恰好说明这个问题OOSO精选ppt分子结构分子结构分为以下几个方面电子式结构式分子构型Sp轨道杂化键理论……精选ppt电子式电子式是用于表示核外电子排布的式子，比如说氢气形成的共价键可以写成H:H（当然同样可以写成右下图方式）而H—H则是分子的结构式精选ppt电子式练习写出下面的化学物质的电子式HHCHHOCOHCN精选ppt电子式练习写出下面的化学物质的电子式HHCHHOCOHCN精选ppt电子式练习答案……精选ppt八电子规则和配位键理论的提出规则对于大多数物质适用，即是每个原子核核外的电子数保持在8个。

HOSOOHOH2SO4看硫酸的结构式，发现原有的八电子理论不能够解释硫酸的结构式。用于配位用于配位精选ppt配位键理论观察硫酸根的电子式OO-SO-O精选ppt配位键理论答案HONOOOSOHOCOHO精选ppt配位键理论根据八电子规则归纳一下键条数H1条核外1电子C4条核外4电子O2条核外6电子S2条核外6电子N3条核外5电子A元素a条价键核外(8-a)条电子精选ppt分子构型CH4甲烷的分子构型如右图，并且键角是109度28分，我们会发现这个键角恰好接近正四面体的中心角度。键角的形成是因为电子对相互之间的互斥所决定的，当斥力越小的时候，这个分子越稳定，那么这个键角越大相互之间的斥力越小，所以形成了如此的键角。CHHHH键角键长精选ppt孤对电子OHH：：根据上面的互斥理论，H2O的分子应该在同一平面上面成180度键角，然而不然，这是因为孤对电子的存在，孤对电子不成键，独立在院子的周围。孤对电子成键电子对精选ppt电子跃迁我们对CH4的成键怀疑，因为根据电子排布，p轨道只能再容纳3个电子，根本不可能继续成键4个，所以电子会跃迁。C1s2s2p精选ppt电子跃迁所以电子会跃迁变成下面的形式。这时电子能够容纳4个电子（参见半满状态）这时的C原子能够结合4个HC1s2s2p精选ppt杂化轨道理论的提出根据价键理论解释共价键，可以很容易解释共价键的本质，但是对于分子的空间结构便会遇到困难，如照下图那样结合成键，那么甲烷的分子结构应该是：CHHH这三个间互相垂直，形成直角坐标系的空间结构。(这是p轨道上面结合的三个H，s轨道上面的H则是按照球型轨道排布)精选ppt杂化轨道理论这时人们提出了轨道杂化理论，这是为了解释某个实施而提出的假设，这是一种经验理论，不能解释NO或者是NO2这些单原子分子。即是几个轨道互相叠加成新的轨道，之能够由分子构型反推能级的变化。CH4：s+3p4xx：这个轨道既有s轨道成分又有p轨道的成分，s成分占1/4，p成分占3/4，此时我们可以这样说：是正四面体型，即是CH4的分子构型精选ppt杂化轨道相对应的分子构型由于含有孤对电子的杂化和电子全部成键的轨道杂化杂化出的轨道略有不同，所以，含有孤对电子的杂化成为不等性杂化，而电子全部成键，各个轨道完全相同的杂化称为等性杂化，CH4的轨道杂化就是等性杂化。精选ppt杂化轨道相对应的分子构型杂化轨道杂化轨道的空间分子构型例子直线型(180)平面三角形型(120/120/120)ClBeClBClClCl精选ppt杂化轨道相对应的分子构型杂化轨道杂化轨道的空间分子构型例子四面体型（109°28′）两个正三棱锥组合型ClClClClPCl精选ppt杂化轨道相对应的分子构型e-e-e-e-e-e-e-e-e-HHHHCHH..HNH:..HO精选ppt杂化轨道相对应的分子构型杂化轨道杂化轨道的空间分子构型例子两个正四棱锥组合型（八面体型）FFFFFFS精选ppt杂化轨道理论请注意，CH4和H2O分子中只有C、O原子的轨道产生杂化，我们称之为中心原子，而H原子的轨道不产生杂化，我们称之为配位原子。H2O的键角约为104度，这是因为孤对电子离原子核比较近的缘故，所以相互的斥力比较大，使键角不能接近120度OHH：：一种杂化对应一种构型。精选pptHH杂化轨道理论H2O分子的斥力状况Oe-e-e-e-e-e-e-e-电子之间相互比较近，产生比较大的斥力每个原子各提供一个电子成键，电子相互距离较远斥力较小孤对电子孤对电子精选ppt杂化轨道理论两个原子的p轨道最多只能形成一个sig