2023版《高中化学那点事》-结构篇

高中高中化学那点事结构篇结构篇目录1.构造原理与核外电子排布规律~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~1~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~103.价层电子对互斥理论~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~154.杂化轨道理论~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~225.离域（共轭）大派键~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~276.分子的性质~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~317.晶体和晶胞~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~368.晶胞微观分析~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~46~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~4810.金属晶体和离子晶体~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~5311.物质熔沸点比较总结~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~5812.配合物和超分子~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~5913.配合物和晶体中配位数的判断~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~6314.离子空间结构判断~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~6815.物质结构问题集~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~~71一．构造原理构造原理以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。构造原理示意图如同所示，图中小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。对构造原理的误解构造原理并不是将电子填入某一指定原子核外的顺序，实际是按核电荷递增新增电子填入能级的顺序。构造原理反应的是随着核电荷数增加电子填充轨道的顺序，按此顺序填充电子时能使整个原子的能量处于最低状态，此顺序不一定是能级能量由低到高的顺序。原子轨道能级图鲍林原子轨道近似能级图鲍林根据光谱实验的结果，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图，如下：鲍林原子轨道近似能级图多电子原子的近似能级图有如下几个特点：(1)近似能级图是按原子轨道的能量高低排列的，而不是按原子轨道离核远近顺序排列的。上图中，能量相近的能级划为一组，称为能级组，通常共分为七个能级组（能级组排列规则：1、22、33、434、545、6456、7567）。依1，2，3，…能级组的顺序能量逐次增加。能级组之间的能量差较大，而能级组内各能级间的能量差小。(2)在近似能级图中，每个小圆圈代表一个原子轨道。s分层中有一个圆圈，表示此分层中只有一个原子轨道，p分层中有三个圆圈，表示此分层中有三个原子轨道。在量子力学中，把能量相同的状态叫做简并状态。由于三个p轨道能量相同，所以三个p轨道是简并轨道，也叫等价轨道。又把相同能量的轨道的数目称为简并度，所以称p轨道是三重简并的。所谓等价轨道是指能量相同只是空间取向不同的轨道而言。同理，d分层的五个d轨道是五重简并的；f分层的七个f轨道是七重简并的。(3)在同一能层中，能级能量按ns→np→nd→nf……的顺序递增，称为能级分裂。(4)构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。电子是按3p→4s→3d的顺序而不是按3p→3d→4s的顺序填充的，这种现象被称为能级交错。“能级分裂”和“能级交错”都可用“屏蔽效应”和“钻穿效应”解释。“屏蔽效应”和“钻穿效应”屏蔽效应：由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷对该电子的吸引力，从而引起有效核电荷的降低，削弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。在多电子原子中，一个电子不仅受到原子核的引力，而且还要受到其他电子的排斥力。内层电子排斥力显然要削弱原子核对该电子的吸引，可以认为排斥作用部分抵消或屏蔽了核电荷对该电子的作用，相当于使该电子受到的有效核电荷数减少了。于是有Z*=Z－σ，式中Z*为有效核电荷，Z为核电荷。σ为屏蔽常数，它代表由于内层电子的斥力而使原核电荷减少的部分。一般来说，内层电子对外层电子的屏蔽作用大。钻穿效应：在原子核附近出现的概率较大的电子，可更多地避免其余电子的排斥，受到核的较强的吸引而更靠近核，这种进入原子内部空间的作用叫做钻穿效应，钻穿效应可以使能级降低。轨道能量次序为4s＜4p＜4d＜4f的原因，就是电子云径向分布不同，钻穿效应依4s＞4p＞4d＞4f顺序减小的结果。这就比较圆满地解释了n相同的各轨道能量次序为ns<np<nd<nf的原因。对于能量相近的能级，有可能发生能级交错现象，例如鲍林的轨道近似能级图中，E4s低于E3d。这种能级交错现象也可以用钻穿效应来解释。由4s和3d的电子云的径向分布图(如下)可知，虽然4s电子的最大几率峰比3d的离核远得多，本应有E4s>E3d，但由于4s电子的内层的小几率峰出现在离核较近处，对降低能量起着很大的作用，因而E4s在近似能级图中比E3d小些。故按鲍林的轨道近似能级图填充电子时，先填充4s电子，而后填充3d电子。4s，3d电子云径向分布图科顿原子轨道能级图鲍林的原子轨道能级图是一种近似的能级图，它简单明了。基本上反映了多电子原子的核外电子填充的次序。但是，鲍林能级图表明，所有元素的原子其轨道能级的次序是一样的，同时也反映不出某一能级的能量与元素的原子序数之间的关系。光谱实验结果和量子力学理论证明，随着原子序数的增加，核电荷对电子的吸引增强，所以轨道能量都降低。但由于各轨道能量随原子序数增加时降低的程度各不相同，因此将造成不同元素的原子轨道能级次序不完全一致。各种元素的原子轨道的能量及轨道能级的相对高低与元素原子序数的关系可用下图表示出，这种图一般称科顿(F.A.Cotton）原子轨道能级图。科顿(F.A.Cotton）原子轨道能级图从上图通过对比3d和4s轨道的能量变化曲线可知：原子序数15~20的元素，E4s<E3d；原子序数≥21的元素，E4s>E3d。图中还可以看出，在第五能级组和第六能级组中能级交错现象更为复杂，一些元素的原子轨道能级排列次序比较特殊，即与鲍林的近似能级图所反应的次序不一样。核外电子排布原则原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定，相邻能级能量相差很大时，电子填入能量低的能级即可使整个原子能量最低(如所有主族元素的基态原子)；而当相邻能级能量相差不太大时，有1～2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。如K原子，当3p轨道填满电子之后，因为此时E4s<E3d，所以第4能级组的电子优先填充在4s轨道上可以使整个原子的能量最低，Ca也如此；但从21号元素Sc开始，虽然E4s>E3d，但二者能量相差很小，2个电子占据能量稍高的s能级可以降低了电子排斥能而使整个原子能量最低，所以电子仍旧优先填充s能级。但此时s能级的电子能量较高，故基态原子在失电子时优先失去s能级的电子，与电子填充顺序不一定完全相反。在多电子原子中，能够确定同一能层各能级的能量顺序是：E(ns)＜E(np)<E(nd)＜E(nf)……但对于出现能级交错现象的轨道，如3d轨道和4s轨道，二者的能量高低不是一成不变的，不能因为电子是按3p→4s→3d的顺序填充的，就认为3d轨道的能量一定大于4s轨道的，只是电子按照这样的顺序填充之后，能使整个原子处于能量最低的状态(整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定，比较复杂)。又如Fe和Fe2+，它们的核电荷数都是26，对于核外有26个电子的Fe，原子按[Ar]3d64s2排布所具有的能量小于按[Ar]3d8排布的能量，因而基态Fe的电子排布是[Ar]3d64s2；对于核外有24个电子的Fe2+，它按[Ar]3d6排布所具有的能量小于按[Ar]3d44s2排布的能量，因而基态Fe2+的电子排布是[Ar]3d6。2.泡利原理（泡利不相容原理）一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反，此时体系最稳定，原子的总能量最低。同一个原子轨道中的2个电子自旋方向相反，因此具有不同的运动状态。即每一种运动状态的电子只能有1个，原子（或离子）核外有几个电子，电子就有几种运动状态。不同轨道上电子的空间运动状态不同（如dx、dy、dz轨道虽然轨道能量相同，但方向不同），核外电子填充几个轨道，电子就有几种空间运动状态。对于基态原子，电子在能量相同的等价轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。即在等价轨道中自旋相同的单电子越多，体系就越稳定，洪特规则有时也叫等价轨道原理。作为洪特规则的特例，等价轨道全充满、半充满或全空时的状态是比较稳定的。全充满、半充满和全空的结构分别表示如下：全充满：p6，d10，f14半充满：p3，d5，f7全空：p0，d0，f0核外电子排布的表示方法1.结构示意图：用以表示原子（或离子）的核电荷数和核外电子在各电子层排布的简图。2.★电子排布式：用能级符号表示核外电子在各个能级排布情况的图式。例如S：1s22s22p63s23p4Na：1s22s22p63s1K：1s22s22p63s23p64s1(对于K与Ca原子，E3d>E4s，因此3p轨道填满之后，电子填充入4s轨道）对于副族元素，虽然E3d<E4s，但因为电子的相互排斥，3p轨道填满之后，电子填充入能量较高4s轨道反而能使整个原子能量更低，因此电子填充时先填充4s轨道，后填充3d轨道。但副族元素原子失电子时，要先失去能量更高的4s电子，然后再失去3d电子。26Fe：1s22s22p63s23p对于副族元素，虽然E3d<E4s，但因为电子的相互排斥，3p轨道填满之后，电子填充入能量较高4s轨道反而能使整个原子能量更低，因此电子填充时先填充4s轨道，后填充3d轨道。但副族元素原子失电子时，要先失去能量更高的4s电子，然后再失去3d电子。Fe2+：1s22s22p63s23p63d6Fe3+：1s22s22p63s23p63d5并不是所有基态原子的核外电子都符合构造原理。当一个能级上的电子填充达到全充满、半充满或全空时是一种稳定状态，使得体系的能量较低（洪特规则特例）。24Cr：1s22s22p63s23p63d54s并不是所有基态原子的核外电子都符合构造原理。当一个能级上的电子填充达到全充满、半充满或全空时是一种稳定状态，使得体系的能量较低（洪特规则特例）。29Cu：1s22s22p63s23p63d104s13.★简化电子排布式：把内层已达稀有气体电子层结构的部分用稀有气体符号加方括号表示的图式。例如S：[Ne]3s23p4Na：[Ne]3s1K：[Ar]4s126Fe：[Ar]3d64s2Fe2+：[Ar]3d6Fe3+：[Ar]3d524Cr：[Ar]3d54s129Cu：[Ar]3d104s14.★价层电子排布式：为了突出化合价与电子排布的关系，将化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层（简称价层）。例如S：3s23p4Na：3s1K：4s126Fe：3d64s2Fe2+：3d6Fe3+：3d524Cr：3d54s129Cu：3d104s1主族主族元素价电子：最外层电子副族元素价电子：最外层电子加d轨道电子（部分元素还包括f轨道电子）。5.★轨道表示式：用方框和“↑”“↓”表示核外电子在各个能级的轨道中的排布情况的图式。洪特规则特例【Cr、Cu、Ag、Au】洪特规则特例【Cr、Cu、Ag、Au】：表示价层电子在各个能级的轨道中的排布情况的图式。特别注意：考试中一定要特别注意让我们书写的表示式种类，如基态Au特别注意：考试中一定要特别注意让我们书写的表示式种类，如基态Au原子的价层电子排布式是5d106s1，但最外层电子排布式是6s1。轨道排布式最能体现能量最低原理、泡利原理和洪特规则，可以反映电子的自旋状态。本部分问题集锦：3d能级与4s能级能量哪个高？提示：二者的能量高低与核电荷数有关，因此二者能量高低不一定。电子跃迁是如何完成的？是物理变化还是化学变化？提示：电子跃迁是通过吸收能量或者释放能量而完成的；电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。如1s22s22p6(基态)1s22s22p53s1(激发态)。同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数目相同吗？半径一样吗？提示：2p、3p、4p的轨道相同，均为三个，半径依次增大。d能级轨道呈梅花形，在空间坐标轴中形状如下图：d能级共有几个轨道？最早出现d能级的是哪个能层？提示：d能级有5个轨道，M能层最早出现d能级。4f能级有7个轨道，则其电子云在空中有几种伸展方向？提示：7种电子排布式的书写顺序＝电子排布顺序吗？为什么？提示：电子排布式的书写顺序≠电子排布顺序。电子进入能级的顺序是按构造原理中能级的能量递增的顺序，而电子排布式的书写规则是按能层的顺序，能层中的能级按s、p、d、f的顺序排布。价电子排布式等于最外层电子排布式吗？举例说明。提示：不等于。价电子是原子在参与化学反应时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。副族元素原子的价电子，除最外层电子外，还可包括次外层电子。例如：Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，价电子排布式为3d54s2。氢原子没有p电子云，这种说法是否正确？提示：不正确。基态氢原子吸收能量，其电子可以跃迁到较高能级，变为激发态原子。一个原子有没有可能存在运动状态完全相同的2个电子？为什么？提示：不可能。兼并轨道方向不同，同一轨道中电子的自旋方向相反（电子数即电子运动状态数）。典型例题：1.已知下列电子排布图所表示的是元素的原子，其中能量处于最低状态的是A． B．C． D．2.下列状态的铝中，电离最外层的一个电子所需能量最小的是：（）A.[Ne]3s1

B.[Ne]3s2

C.[Ne]3s23p1

D.[Ne]3s13p23.基态原子第五层只有2个电子，则该原子的第四电子层的电子数肯定为：（）A．8个B．18个C．8~18个D．8~32个22s22p3，下列说法正确的式：（）5.下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是：（）22s22p63s23p2的基态原子22p5的基态原子2的基态原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的基态原子D.1~36号元素中最外层电子数是核外电子数的基态原子和最外层电子排布式为4s24p5的基态原子6.(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为，轨道表示式为，原子核外电子的运动状态有种，原子核外电子的空间运动状态有种。(2)B元素的-2价离子和C元素的+1价离子的电子层结构都与氩原子的相同，B的原子结构示意图为:，B、C所形成的化合物的电子式为：。(3)D元素的+3价离子的3d能级为半充满状态，D的元素符号为，其基态原子的电子排布式为：。(4)E元素基态原子的M层为全充满状态，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为，其基态原子的电子排布式为[Ar]，E+的价层电子轨道表示式为。7.(1)R原子的3p轨道上只有一个电子，则R原子是________________；Y原子的核电荷数为33，其电子排布式是________________，价层电子排布式是____________________。(2)写出Si、Ca2＋、Cl－的电子排布式：①Si：；②Ca2＋：；③Cl－：；答案与解析1.【解析】B。A．该原子的1个电子没有排在能量低的2s能级，而是排在能量较高的2p能级上，不是能量最低的状态，故A不符合题意；B．该元素原子的电子排布图遵守核外电子排布的三个原理，能量处于最低状态，故B符合题意；C．2p的3个电子没有分占能量相同的3个2p轨道，违反了洪特规则，不是能量最低的状态，故C不符合题意；D．该原子的1个电子没有排在能量低的2s能级，而是排在能量较高的2p能级上，不是能量最低的状态，故D不符合题意；2.【解析】选D。电离最外层的一个电子所需能量：基态＞激发态，第一电离能＜第二电离能＜第三电离能。3.【解析】选C。根据构造原理，第5层有2个电子，故电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d0~105s2，因此第四电子层种的电子数肯定为8~18个。4.【解析】选B。A.有2个电子层，最外层电子数为5，则该元素位于第二周期VA族，故A错误；B.核外有3种能量不同的电子，分别为ls、2s、2p上电子，故B正确；C.最外层电子数为5，占据2s、2p轨道，共4个轨道，故C错误；D.最外层电子数为5,则最外层上有5种运动状态不同的电子，D错误。5.【解析】选C。A.3p能级有一个空轨道的基态原子，其3p能级有2个电子，是Si，核外电子排布为1s22s22p63s23p2的原子也是Si，故A选项不22p5的基态原子均表示F原子2的原子是Zn，核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2的原子是Fe，不是同种元素的原子，故C选项正确；D.最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子是35Br，而价电子排布为4s24p5的原子也是Br，可见D选项不正确。6.【解析】(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其核外电子排布式为1s22s22p3，轨道表示式为，则A为N，其原子核外电子的运动状态有7种,空间运动状态有5种。(2)与氩原子电子层结构相同的简单-2价离子为S2-，+1价离子为K+，则B为S，C为K，形成化合物的电子式为。(3)D元素的+3价离子的3d能级为半充满状态，则D3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，故D的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2，D为Fe。(4)E元素基态原子的M层为全充满状态，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，即4s1，则E元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1，E为Cu，Cu+的价层电子排布式为3d10，其轨道表示式为↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓3d7.【解析】R原子的3p轨道上只有一个电子，则价层电子排布式为3s23p1，则R为Al元素；Y原子的核电荷数为33，则Y是As元素，依据构造原理，此元素的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s24p3，其4s、4p电子为其价层电子，其价层电子排布式为4s24p3。答案：(1)Al1s22s22p63s23p63d104s24p34s24p3(2)①1s22s22p63s23p2②1s22s22p63s23p6③1s22s22p63s23p61.周期表中的第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞为什么被称为ds区？由于第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应该为(n-1)d9ns2，而事实上却是(n-1)d10ns1，可理解为先填满了(n-1)d能级而后填ns能级，故称为ds区。元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。人们发现，原子序数大于83(铋之后)的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后(超铀元素)的元素，全部是用人工方法合成的元素(Np、Pu在自然界中也有，但含量极微)。人们要问：新的人工合成的元素究竟还可以合成多少种？物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，已完成第七周期(零族元素的原子序数为118)，并进入第八周期，甚至第九周期。在未来的第八、九周期中，原子中的电子依次填充新的能级——5g能级和6g能级。依照已有的规律，可以推知g能级最多能容纳18个电子。能级：spdfg电子数：26101418由此可以预见，第八、九周期都将有50种元素，是超长周期。在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超锕系”的5g~6f和6g~7f内过渡系(各为32种元素)。电离能第一电离能(I1)：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第二电离能(I2)：从气态基态一价正离子失去一个电子转化为气态基态二价正离子所需要的最低能量。电离能的大小反映了原子失去电子的难易,第一电离能越小，越易失电子，金属越活泼。因为H原子半径较小因为H原子半径较小，且1s轨道是半充满的状态，所以H原子的第一电离能也较大，仅比F、N、O小。第一电离能：F>N>O>H>C①同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，元素金属性增强。同主族元素，从上到下原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子吸引能力减弱。②同周期元素，从左往右第一电离能总体呈增大趋势。同周期元素，从左到右核电荷数增加、原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引能力增强。【★记特例，明原理】【考试常考点】1.为什么B的第一电离能反而比Be小？原因是B失去的电子是2p电子，2p电子的轨道能比2s电子的轨道能高；同理，Al的第一电离能比Mg的第一电离能小。2.O的第一电离能为什么反而比N的第一电离能小？原因是氧的第一电离能是失去已经成对的2p电子所需能量，成对电子的相互排斥的能量比核电荷增加吸引2p电子的能量还大，导致氧的第一电离能反比氮的第一电离能低；另外，氮的电子排布是半充满的，比较稳定。同理，硫的第一电离能反而小于磷的第一电离能。【例1】第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有3种。各元素逐级失去电子的电离能特点：①同一原子的逐级电离能逐渐增大：I1＜I2＜I3……随着电子的逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗能量也越来越大。②随着电子的逐个失去，阳离子核外电子逐渐达到稀有气体的稳定结构，再要失去电子需克服的电性引力消耗能量更大（突跃变化）。利用电离能的突跃，可以判断元素化合价或族序数。【例2】某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能如下表所示：M是______（填元素符号）。（由数据可知：I2与I3之间产生突变，故M原子最外层有2个电子，有M原子有I5，即核外电子数大于5，元素为Mg,不是Be。）4.【拓展★】电子亲合能一般来说，电子亲和能的代数值随原子半径的增大而减小，即在同一族中由上向下减小，而在同一周期中由左到右增大。一般来说，电子亲和能的代数值随原子半径的增大而减小，即在同一族中由上向下减小，而在同一周期中由左到右增大。但应该注意的是，VIA和VIIA电子亲和能绝对值最大的并不是每族的第一种元素，而是第二种元素。因此，亲和能最大的元素不是氟而是氯。这一反常现象可以解释为：第二周期的氧和氟的原子不是半径较小，电子密度大，电子间的排斥力强，以致当原子结合1个电子形成负离子时，放出的能量较小，而第二种元素硫和氯的半径较大，且同一层中有空的d轨道可容纳电子，电子的排斥力小，因此形成负离子时放出的能量最大。部分元素的第一电子亲和能(kJ·mol-1)由于无论是在同一周期还是同一主族中，元素的电子亲和能均没有表现出简单的变化规律，且数据不易测定，准确性较差，其应用不如电离能广泛。【例3】元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为-1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。-1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。下表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据：下列说法正确的是（）A．电子亲和能越大，说明越难得到电子C．氧元素的第二电子亲和能是-780kJ·mol-1D．基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要吸收能量【解析】答案CD。A．根据表中数据知，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，所以电子亲和能越大说明越容易得到电子，故A错误；B．1mol基态的气态氟原子得到1mol电子成为氟离子时放出327.9kJ的能量，故B错误；C．O-的第一电子亲合能就是氧元素的第二电子亲和能，故C正确；D．O元素的第一亲和能小于第二亲和能的绝对值，第一亲和能放出能量、第二亲和能吸收能量，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要吸收能量，故D正确；定义：相对标准，得出各元素的电负性。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。①一般来说，除稀有气体元素外，同一周期，从左到右电负性递增。同一主族，从上到下，电负性递减。②电负性的大小可用于衡量元素的金属性和非金属性的强弱。金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大。③电负性数值大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。【例4】C、Si均为第ⅣA元素，为什么在CH4和SiH4中C元素和Si元素化合价不一样？C元素电负性大于H元素，故CH4中C显-4价，H显+1价；Si元素电负性小于H元素，故SiH4中Si显+4价，H显-1价。注意：①不能将电负性大于或小于1.8作为划分非金属元素和金属元素的绝对标准。②共价化合物中，两种元素的电负性差值越大，它们的原子形成的共价键的极性越强。④通过成键元素间电负性的差值判断化学键类型。如果两个成键元素间的电负性差值大于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。【例5】NaCl、MgCl2为离子化合物，而BeCl2、AlCl3为共价化合物？注意：①电负性差值大于1.7时，元素之间不一定形成离子键，如HF;电负性差值小于1.7时，元素之间也不一定形成共价键，如NaH。【例6】CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是；Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是。一般来说，元素非金属性越强，电负性越大，同周期元素从左到右电负性增大，故O>Ti>Ca，O>Ge>Zn。对角线规则某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，称为对角线规则。Li和Mg的相似性①在空气中燃烧均生成正常的氧化物。4Li+O2=2Li2O2Mg+O2=2MgO②与N2的化合能力较强，易生成Li3N和Mg3N2。Be和Al的相似性★①Be和Al都是两性金属，不仅能溶于酸，也都能溶于碱放出氢气。Be+2NaOH==Na2BeO2+H2↑2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑②Be和Al的氢氧化物都是两性化合物，易溶于强碱。③BeCl2和AlCl3都是共价化合物。易升华、聚合、易溶于有机溶剂。④Be、Al常温下不与水作用，与冷的浓硝酸接触时都发生钝化现象。对角线规则产生的原因：某些主族元素与右下方的主族元素的电负性相近。【高考问题与分析】★★黄铜是人类最早使用的合金之一主要由Zn和Cu组成第一电离能I1（Zn）I1（u（填“大于”或“小于）。原因是元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1958kJ/mol、INi＝1753kJ/mol，ICu>INi的原因是 。已知第四电离能大小：I4（Fe）＞I4（o，从原子结构的角度分析可能的原因是 。F3具有较高的熔点（1040℃），属于晶体（填晶体类型；AlCl3在178℃时升华，写出导致AlF3、AlCl3具有不同晶体类型的原因（从原子结构与元素性质的角度作答）5.元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1），E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 氮元素的E1呈现异常的原因是。【答案】1.大于，Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子。铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子。Fe失去的是3d5上的一个电子，而Co失去的是3d6上的一个电子，3d轨道半充满时稳定性强，故I4(Fe)比I4(Co)大。离子；FCl，更易得电子形成离子键而形成离子晶体。同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大N原子的2p轨道为半充满状态，故不易结合一个电1.由表中的数据判断，下列分子的稳定性：键键能键键能键键能O－HF－H567N－HNH3<H2O<HF注意：通过键能比较分子稳定性时，比较的是单个键能大小，而不是分子内键能和大小。2.为什么F-F键键长比Cl-Cl键键长短，但键能却比Cl-Cl键键能小？氟原子的半径很小，因而F-F键键长比Cl-Cl键键长短，但也是由于F一F键键长短，两个氟原子在形成共价键时，原子核之间的距离就小，排斥力大，因此键能比CI-Cl键键能小。因为F-F键的键能小，所以F2的稳定性差，很容易和其他物质反应。1.价层电子对互斥模型：分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。价层电子对互斥模型要点：①中心原子：对ABn型分子，B围绕A成键，则A为中心原子，B为配位或端位原子。n值为中心原子结合的原子数。②VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π电子对。2.价层电子对互斥理论（VSEPR模型）①中心原子上的孤电子对数的计算其中：a表示中心原子的价电子数（对主族元素：a＝最外层电子数；对于阳离子：a＝价电子数－电荷数；对于阴离子：a＝价电子数＋电荷数。）x为与中心原子结合的原子数。b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数（或化合价的绝对值）。注意：有时计算出来的孤电子对数不是整数，如NO2为0.5，这时要按1来对待，因为单电子也要占据一个轨道。②价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数分子或离子中心原子axb中心原子上的孤电子对数σ键电子对数价层电子对数H2OONH3NSO3SNH4+NCO32-C③VSEPR模型与分子的空间结构对ABn型的分子或离子，中心原子A价层电子对之间存在排斥力，将使分子中的原子处于尽可能远的相对位置上（以使彼此之间斥力最小，分子体系能量最低），从而得到含有孤电子对的分子的VSEPR模型（价层电子对互斥模型）。略去VSEPR模型中中心原子上的孤电子对，便可得到分子的空间结构。孤电子对数价层电子对数VSEPR模型名称分子或离子的空间结构名称CO2SO2CO32-H2ONH3CH4NH4+无孤电子对的分子，分子的VSEPR模型就是分子的空间结构ABn立体结构范例n=2直线形CO2、CS2、BeCl2n=3平面三角形CH2O、SO3n=4（正）四面体形CH4、CCl4---------------b.中心原子上有孤电子对的分子分子的VSEPR模型和分子的空间结构不一致。价层电子对数目VSEPR模型σ键电子对数孤电子对数分子的立体构型实例CO2、BeCl2BF3、BCl3PbCl2CH4、NH4＋NH3、NF3H2O、SO2④确定分子的空间结构的步骤：（1）确定σ键电子对数（2）确定中心原子上的孤电子对数（3）得到中心原子上的价层电子对数（4）画出分子的VSEPR模型（5）得到分子的立体构型常见分子或离子的空间构型实例σ键电子对数孤电子对数价层电子对数电子对的排列方式VSEPR模型分子的立体构型BeCl2、CO2BF3、BCl3SO2CH4、CCl4NH3H2OPCl5三角双锥三角双锥SF6正八面体正八面体练习：完成下列表格：分子或离子σ键电子对数孤电子对数价层电子对数VSEPR模型空间结构HCNNO2NO2+NO2-NH2－NO3-H3O+SiCl4CHCl3N2H4PO43-—CH3CH3+—CH3-SO3SO32-SO42-CS2CO32-SO2Cl2OF2I3-XeF4AlCl3Al2Cl6BF3BF4-BeCl2Be2Cl4PH3P4H2O2O33.价层电子对互斥理论（VSEPR模型）的应用——判断分子中键角的大小①H2O、NH3、NO2-的键角分别是105°、107°、115°，请解释原因。H2O、NH3的价层电子对均为4，VSEPR模型均为四面体形，键角接近109°，但H2O、NH3的的孤电子对分别为2、1，分子中电子对之间的斥力大小顺序：孤电子对-孤电子对＞孤电子对-成键电子对＞成键电子-成键电子，故H2O、NH3的键角均减小，但H2O中减小的更多，分别是105°、107°。NO2-的价层电子对均为3，VSEPR模型均为平面三角形，键角接近120°，孤电子对的排斥使得NO2-的键角减小，变为115°。【结论1】电子对之间的斥力大小顺序：孤电子对-孤电子对＞孤电子对-成键电子对＞成键电子-成键电子中心原子的孤电子对数多，斥力大，键角小，如H3O+中键角大于H2O键角。【2021年全国乙卷】H2O的键角小于NH3的，分析原因：。H2O、NH3的价层电子对均为4，VSEPR模型均为四面体形，由于斥力孤电子对-成键电子对＞成键电子-成键电子，因此孤电子对数越多，键角减小的越多，键角越小。②试解释：NH3的键角大于NF3的键角。F的电负性大于H，则N-F键中成键电子对更偏向于F原子，致使成键电子对之间的排斥力降低，键角变小，故键角由大到小的顺序是NH3>NF3。【结论2】电负性：中心原子电负性大，中心原子与端位原子之间的共用电子对偏向与中心原子，成键电子对之间斥力大，键角大；配位原子电负性大，中心原子与端位原子之间的共用电子对偏向与端位原子，成键电子对之间斥力小，键角小。【注意：键角是成键电子对之间的夹角】例如H2O的键角大于H2S的键角；【2020年山东卷】NH3、PH3、AsH3的键角由大到小的顺序为：。同主族元素，随着原子序数递增，电负性逐渐减弱，则其氢化物中成键电子对逐渐远离中心原子，致使成键电子对之间的排斥力降低，键角逐渐减小，故键角由大到小的顺序是NH3、PH3、AsH3。③试解释：HCHO中，∠O-C-H键角（大于120°）大于∠H-C-H（小于120°）。【结论3】由于三键、双键比单键包含的电子多，所以斥力大小顺序：三键＞双键＞单键。常用：双键间斥力>双键—单键间斥力>单键间斥力。如SO2Cl2的VSEPR模型为四面体型，S=O键是双键，S—Cl键是单键，其中∠O-S-O>109°28′，∠Cl-S-Cl<∠O-S-Cl<109°28′。④试解释：NO2与SO2空间构型均为V形，但NO2键角大。NO2与SO2的价层电子对均为3，VSEPR模型均为平面三角形，但NO2中孤电子是一个单电子，由于斥力：电子对-电子对>电子对-单电子，NO2键角大于120°，NO2键角小于120°。⑤试解释：NO2、NO2-、NO2+键角大小。NO2价层电子对为3，VSEPR模型均为平面三角形，但NO2中孤电子是一个单电子，由于斥力：电子对-电子对>电子对-单电子，NO2键角大于120°。NO2-价层电子对为3，VSEPR模型均为平面三角形，孤电子对数为1，由于斥力：孤电子对-成键电子对>成键电子对-成键电子对，NO2-键角小于120°。NO2+价层电子对为2，VSEPR模型均为平面三角形直线型，键角180°。答题模板：在回答此类问题时，①计算价层电子对数②判断出VSEPR模型③分析孤电子对、电负性等对键角的影响④得出键角的变化。1.为什么碳原子与氢原子结合形成CH4，而不是CH2？当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时，碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，却得到4个新的能量相同、方向不同的轨道，各指向正四面体的4个顶角，夹角109°28'，称为sp3杂化轨道，表示这4个轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的。当碳原子跟4个氢原子结合时，碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个C-Hσ键，因此呈正四面体形的空间结构。轨道的杂化：在外界条件影响下，原子内部能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组新的轨道的过程。杂化轨道：原子轨道杂化后形成的一组新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。杂化轨道理论要点①原子在成键时，同一原子中能量相近的原子轨道可重新组合成杂化轨道。②参与杂化的原子轨道数等于形成的杂化轨道数。③杂化改变了中心原子原子轨道的形状、方向。杂化使原子的成键能力增加。④杂化前后原子轨道数目不变，且杂化轨道的能量相同。（重新分配能量和空间方向，组成数目相等成键能力更强的原子轨道）⑤原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子不可能发生杂化。⑥杂化轨道用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。未参与杂化的p轨道可用于形成π键。分子的空间结构主要取决于原子轨道的杂化类型（sp、sp2、sp3等）。⑦杂化轨道数=中心原子上的孤电子对数+与中心原子结合的原子数。杂化类型①sp3杂化：由一个ns轨道和三个np轨道杂化而得。sp3杂化轨道的夹角为109°28′，呈空间正四面体形(如CH4、CF4、CCl4)。②sp2杂化：由一个ns轨道和两个np轨道杂化而得。sp2杂化轨道间的夹角为120°，呈平面三角形(如BF3).sp2杂化后，未参与杂化的一个np轨道可以用于形成π键，如乙烯分子碳碳双键的形成。π键的存在使得C=C电子云密度增大，对成键电子对排斥力增大，∠H-C-H键角变小（<120°）。π键的存在使得C=C电子云密度增大，对成键电子对排斥力增大，∠H-C-H键角变小（<120°）。CH2=CH2中的σ键与π键③sp杂化：是由一个ns轨道和一个np轨道杂化而得。sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形(如BeCl2)。杂化后的2个sp杂化轨道分别与氯原子的3p轨道发生重叠，形成2个σ键，构成直线形的BeCl2分子。sp杂化后，未参与杂化的两个np轨道可以用于形成π键，如乙炔分子中的C≡C键的形成。HC≡CH分子中的杂化轨道和成键杂化轨道与分子空间构型的关系①杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对（不用于形成π键）②当没有孤电子对时，能量相同的杂化轨道彼此远离，形成的分子为对称结构；③当有孤电子对时，孤电子对占据一定空间且对成键电子对产生排斥，形成的分子的空间结构也发生变化。杂化轨道与分子的空间结构的关系杂化类型spsp2sp3轨道组成轨道夹角杂化轨道示意图实例分子的空间结构判断分子或离子中心原子的杂化类型的一般方法对于主族元素来说，中心原子的杂化轨道数=价层电子数=σ键电子对数+孤电子对数规律：当中心原子的价层电子对数为4时，其杂化类型为sp3杂化，当中心原子的价层电子对数为3时，其杂化类型为sp2杂化，当中心原子的价层电子对数为2时，其杂化类型为sp杂化。含碳化合物中碳原子的杂化类型判断如果碳原子形成1个三键或两个双键，则其中有2个π键，用去2个p轨道，形成的是sp杂化，如CO2、HC≡CH等；如果碳原子形成1个双键则其中必有1个π键，用去1个p轨道，形成的是sp2杂化，如HCHO、CH2=CH2等；如果全部是单键（即碳原子饱和），则形成sp3杂化，如CH4、CH3OH等。【知识拓展1】PCl3中心原子的杂化类型为sp3，那么PCl5中心原子的杂化类型如何？【知识拓展2】SF6中心原子的杂化。分子或离子σ键电子对数孤电子对数价层电子对数VSEPR模型中心原子杂化类型CO2SO2H2SH2ONH3CH4NH4+HCNNO2NO2+NO2-NH2－NO3-H3O+SiCl4CHCl3N2H4PO43-—CH3CH3+—CH3-SO3SO32-SO42-CS2CO32-SO2Cl2OF2I3-XeF4AlCl3Al2Cl6BF3BF4-BeCl2Be2Cl4PH3P4H2O2O3PCl5SF6XeF4解释：XeF4分子为什么是平面正方形？【2021年山东省等级考】Xe是第五周期的稀有气体元素，与F形成的XeF2室温下易升华。XeF2中心原子的价层电子对数为，下列对XeF2中心原子杂化方式推断合理的是_______（填标号）。233d【2021年全国甲卷】SiCl4是生产高纯硅的前驱体，其中Si采取的杂化类型为。【2021年全国乙卷】PH3中P采取的杂化类型为。5.离域（共轭）大派键1.σ键与π键σ键：原子轨道沿着轨道对称轴的方向“头碰头”重叠形成的共价键。π键：由两个成键原子的p轨道通过“肩并肩”的方式重叠形成。π键与离域π键定域π键：普通π键（定域π键）就是p轨道肩并肩重叠形成的，限于2个原子。离域π键：由三个或三个以上的原子形成的π键。这种多个原子上相互平行的p轨道，它们连贯地“肩平肩”地重叠在一起而形成离域的化学键键，称其为大π键。这种在化合物分子或离子中的π键电子不仅仅局限于两个原子的之间，而是在参加成键的多个原子形成的分子或离子骨架中运动。3.离域π键形成条件(1)所有参与形成离域π键的原子必须在同一直线或同一平面上。所以中心原子只能采取sp2或sp1杂化。(2)参与离域π键的原子都必须提供一个或两个互相平行的p轨道。(3)形成离域π键的p电子的总数小于p轨道数的两倍。4.离域π键表示方法n指参与形成大π键的原子数，m为共用电子个数，m≦2n如指参与形成大π键的原子数有3个(一般粒子有几个原子,就是几个p轨道)，平行p轨道里的电子数为4。值的计算：ABn型分子或离子m=价电子总数—σ键数×2—未参与的孤对电子个数提醒：中心原子若有孤对电子，一定要把孤对电子从价电子总数中减去。π键(1)ABn型分子①CO2：分析：（1）CO2中C原子为sp杂化，两端的O原子可视为不杂化。C原子sp杂化轨道为两个能量相等的px轨道，其中各含有1个成单电子；py轴上有1个成单电子；pz轴上也有1个成单电子。O原子2s2、2p轨道中其中一个轨道上面均为两个自旋相反的电子。另两个p轨道上的成单电子分别与C原子的sp杂化轨道形成σ键和π键。第一套：y轴从左至右的电子数为：1、1、2，共4e—；第二套：z轴从左至右的电子数为：2、1、1，共4e—；均为三个p轨道，故CO2中存在两套的大π键。另计算如下：（中心原子C不存在孤对电子）（1）CO2中的价电子总数为4+6×2=16。（2）C与O形成σ键的电子数为2×2=4。（C和O各拿出1个电子，共2组）（3）孤对电子：O原子中：2s、2p中有一个轨道中存在一对孤对电子（共4个），2个O原子共有：4×2=8。（4）形成大π键的电子，即为剩余电子，共有：16－4－8=4。（5）O、C、O原子的每个原子的某一p轨道中共有4个电子可以共享，即大π键为。等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子(微粒）。互为等电子体的微粒特点：空间构型相同CO2的等电子体：②O3：O3可以看成O·O2。中心原子sp2杂化，所以中心原子中有1对孤对电子没有参与形成大π键m值计算：m=6×3－2×2－2－4×2=4O3的等电子体：③CO2－：中心原子sp2杂化，中心原子的所有电子都参与成键m值计算：m=4＋6×3＋2－2×3－4×3=6(2)环状分子环上的原子都是sp2杂化参与形成大π参与形成大π键的原子如果有单电子，一般优先提供单电子，没有单电子的，提供孤电子对。NO2分子中离域π键的讨论关于NO2分子的离域π键，可能有两种(图3)。中心原子N采用sp2杂化，分子共平面，但其周围只有2个O原子，故其中2个杂化轨道与O原子的p轨道重叠形成σ键。但是，还剩下的1个杂化轨道里是填充1个电子还是1对电子呢(图4)？如果填充1对电子，则未参与杂化的pz轨道上剩下1个电子，与2个配位O原子中的pz轨道重叠，形成离域π键(图3(a))。反之，形成离域π键(图3(b))。与CO2分子中离域π键的讨论一样，在这种情况下，我们应该结合物质本身的性质来判断。我们知道，NO2分子容易二聚形成无色的、反磁性的N2O4分子，而这一过程，可以看作是2个NO2分子中的成单电子配对形成σ键所致(图5)，这也说明在其分子中，杂化轨道上尚有1个成单电子，而未参与杂化的pz轨道上填充的是1对电子，故在NO2分子中形成的是离域π键(图3(b))[5]。极性分子：分子的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一部分呈正电性，另一部分呈负电性，这样的分子是极性分子。如HCl。非极性分子：分子的正电中心和负电中性重合，使分子没有带正电和带负电的两部分，这样的分子是非极性分子。如P4、CO2等。①若分子中共价键的极性的向量和等于0，则为非极性分子，如BF3、CH4等。②若分子中共价键的极性的向量和不等于0，则为极性分子，如H2O、NH3等。类型实例键的极性立体异构分子的极性X2H2、N2XYHCl、NOXY2(X2Y)CO2、CS2SO2H2O、H2SXY3BF3NH3XY4CH4、CCl4【知识拓展】1.O3是V形分子，其空间结构不对称，故O3为极性分子。O3中的共价键是极性键。判断：同种元素之间的共价键一定是非极性键。（×）2.H2O2分子不是直线形，两个H原子犹如在半展开的书的两面上，即结构不对称，为极性分子。①为什么甲酸、乙酸、丙酸的酸性逐渐减弱？烃基是推电子基团，烃基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱。所以，甲酸的酸性大于乙酸的，乙酸的酸性大于丙酸的……随着烃基加长，酸性的差异越来越小。②CF3COOH的酸性大于CCl3COOH，解释原因。F的电负性大于Cl的电负性，F—C的极性大于Cl—C的极性，使F3C一的极性大于Cl3C一的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子。同理，三氯乙酸的酸性大于二氯乙酸的，二氯乙酸的酸性大于氯乙酸的。③为什么醇羟基没有酸性，而羧基有酸性？羟基中H、O原子电负性差值较小（O:3.5,H:2.1)，O—H键极性较小，难断开；羧基中C=O中O原子吸引电子能力更强，电子对偏向于O原子，使得C—O电子对偏向于C原子，O—H电子对偏向于O原子，从而增加了O—H键的极性，O—H键更易断开。（诱导效应）①概念：分子之间存在的相互作用力。②范德华力的特征①范德华力广泛存在于分子之间，但只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力。②范德华力很弱，比化学键的键能小1~2个数量级。③范德华力没有饱和性和方向性。③影响范德华力的因素组成和结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔、沸点越高。如熔、沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2。相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力越大。如CO为极性分子，N2为非极性分子，范德华力：CO>N2。在同分异构体中，一般来说，支链数越多（或越大），熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。注意：范德华力存在于分子之间，只影响物质的熔沸点等物理性质，不影响物质的化学性质。5.氢键：除范德华力之外的另一种分子间作用力①概念：已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。②氢键的形成：当氢原子与电负性大的X原子以共价键结合时，它们之间的共用电子对强烈地偏向X，使H几乎成为“裸露”的质子，这样相对显正电性的H与另一分子中相对显负电性的X(或Y)中的孤对电子接近并产生相互作用，这种相互作用称氢键。③氢键的本质：是静电吸引作用，它比化学键的键能小1~2个数量级。氢键是一种比范德华力强的分子间作用力。④氢键的特征：方向性(X－H…Y尽可能在同一条直线上)饱和性(一个X－H只能和一个Y原子结合)⑤形成条件：要有与电负性很大的原子X以共价键结合的氢原子；能形成氢键的元素一般是F、O和N。要有电负性很大且含有孤电子对的原子Y；X与Y的原子半径要小。⑥表示方法通常用“X—H···Y”表示氢键，其中“—”表示共价键，“···”表示形成的氢键。氢键键长一般定义为X—H···Y的长度，而不是H···Y的长度⑦氢键的影响a.对比对羟基苯甲醛、邻羟基苯甲醛的结构，分析对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲酸的熔、沸点的原因。由于邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。b.观察下图，分析NH3、H2O、HF的沸点反常的原因。NH3、H2O、HF的沸点反常的原因：由于它们各自的分子间形成了氢键。H2O>HF>NH3?★★★在固态NH3、H2O、HF中均存在氢键，且1molHF中平均有1mol氢键(每个HF分子可以与另外2个HF分子之间形成氢键)，1molH2O中平均有2mol氢键(每个H2O分子可以与另外4个H2O分子之间形成氢键)，1molNH3中平均有3mol氢键(每个NH3分子最多可以与另外6个NH3分子之间形成氢键，但不稳定)，且氢键的强度H···F>H···O>H···N，因为H2O中氢键多，而NH3间氢键比较弱，使得沸点H2O>HF>NH3。d.解释冰的密度比液态水的密度小的原因。常温下液态水中除了含有简单H2O外，还含有通过氢键联系在一起的缔合分子(H2O)2、(H2O)3……(H2O)n等。一个水分子的氧原子与另一个水分子的氢原子沿该氧原子的一个sp3杂化轨道的方向形成氢键，因此当所有H2O全部缔合——结冰后，所有的H2O按一定的方向全部形成了氢键，成为晶体，因此在冰的结构中形成许多空隙，体积膨胀，密度减小。f.解释氨气分子为什么极易溶于水原因。NH3与H2O间能形成氢键，且都是极性分子，所以NH3极易溶于水。氨气，低级醇、醛、酮等分子都与水分子形成氢键，均可溶于水。相似相溶:非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。手性异构:手性异构体具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体(或对映异构体)。手性分子：具有手性异构体的分子叫做手性分子。手性原子:具有手性的有机物，是因为其含有手性碳原子造成的。如果一个碳原子所连接的四个原子或原子团各不相同，那么该碳原子称为手性碳原子。互为手性分子的物质不是同一种物质，二者互为同分异构体。【知识拓展】无机含氧酸分子的酸性含氧酸的通式一般可写成(HO)mROn，其中R显正价。含氧酸显酸性，其实是在水分子的作用下O—H断裂，产生H+。1.对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高其含氧酸的酸性越强。n值越大，R的正电性越高，吸引氧原子的电子云的力越强，导致R—O—H，因而在水分子的作用下也就越易电离出H+，即酸性越强。2.含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的数目增大而增大。即(HO)mROn中,n值越大,酸性越强。3.同一周期，从左往右，非金属元素最高价含氧酸的酸性逐渐增强；同一主族,从上往下，非金属元素最高价含氧酸的酸性逐渐减弱。无机含氧酸分子的酸性强弱与它所形成的溶液的酸性强弱没有直接关系。溶液酸性强弱还与酸溶液的浓度有关，强酸稀溶液的酸性有可能小于弱酸较浓溶液的酸性，溶液酸性强弱的实质是c(H+)的大小。碳酸和磷酸均有1个非羟基氧，但磷酸是中强酸，碳酸是弱酸的原因：溶于水的二氧化碳分子只有百分之一与水结合成碳酸，与按二氧化碳全部转化为碳酸分子来估算的强度相比，自然就小了近百倍。概念：内部微粒(原子、离子或分子)在三维空间里呈周期性排列而构成的具有规则几何外形的固体。分类：根据组成晶体的微粒和微粒间的相互作用，分为离子晶体、分子晶体、共价晶体和金属晶体。晶体中粒子排列的周期性是指一定方向上每隔一定距离就重复出现的排列，粒子排列的周期性导致晶体呈现规则的几何外形。概念：内部微粒(原子、离子或分子)在三维空间里呈相对无序排列而构成的不具有规则几何外形的固体。①自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。晶体呈现自范性的条件之一：晶体生长的速率适当。如熔融物质冷却凝固速率过快时，常常只得到看不到多面体外形的粉末或没有规则的外形的块状物。要点解读(1)是否具有规则的几形不能用作区分晶体和非晶体的依据，因为非晶体也能加工成规则几何外形。要点解读(1)是否具有规则的几形不能用作区分晶体和非晶体的依据，因为非晶体也能加工成规则几何外形。(2)不能说固体粉末都不是晶体。午多固体粉末，用肉眼看不到晶体外形，但在光学显微镜或电子显微镜下可观察到规则的晶体外形。这充分证明有的固体粉末也是晶体，只因晶粒太小，肉眼看不到而已。(3)晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。非晶体则无自范性。②各向异性：同一晶体中，在不同方向上质点排列一般是不一样的，因此，晶体的许多物理性质，如硬度、导热性、导电性、光学性质等，常常随方向的不同而有所差异。晶体各向异性云母解离性：沿两层的平面方向剥离容易，沿垂直于这个平面的方向剥离就困难得多蓝晶石（Al2O3·SiO2)硬度：不同方向上的硬度不同石墨导电性：在与层垂直的方向上的导电率是与层平行的方向上的导电率的水晶导热性：在水晶柱面上滴一滴熔化的石蜡，用一根红热的铁针刺中凝固水晶的石蜡，会发现不同方向石蜡熔化的快慢不同，这是水晶的导热性呈现各向异性的缘故③熔点晶体有固定的熔点，而非晶体没有固定熔点。④晶体能使X-射线产生衍射晶体物质能使X-射线产生衍射，非晶体只有散射效应。这是测定晶体结构的重要实验方法。自范性微观结构晶体有（能自发呈现多面体外形）原子在三维空间周期性有序排列非晶体没有（不能自发呈现多面体外形）原子排列相对无序描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。晶胞是晶体中最小的结构重复单元。注意：一个晶胞到另一个晶胞，一定只需平移，不需转动。如果需要转动等，则一定不是晶胞，只能叫一个结构单元注意：一个晶胞到另一个晶胞，一定只需平移，不需转动。如果需要转动等，则一定不是晶胞，只能叫一个结构单元。整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成；所谓“无隙”，是指相邻晶胞之间没有任何间隙；所谓“并置”，是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。想一想：分析左图，图中是1个NaCl晶胞还是8个NaCl晶胞？1个NaCl晶胞中有几个Na想一想：分析左图，图中是1个NaCl晶胞还是8个NaCl晶胞？1个NaCl晶胞中有几个Na+？几个Cl-？3.晶胞中粒子数目的计算(均摊法)及晶体化学式的确定①晶体化学式的含义一般地，晶体的化学式表示的是晶体(也可以说是晶胞)中各类原子或离子数目的最简整数比。②均摊法确定晶胞中粒子的个数均摊法：如某个粒子为x个晶胞所共有，则该粒子有1/x属于一个晶胞。立方晶胞中粒子的计算方法六棱柱晶胞中粒子的计算方法简单立方简单立方体心立方面心立方①NaCl的晶体结构——简单立方体(1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个，构成正八面体，Na+(Cl-)的配位数为6。(2)每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个。配位数：晶体学中的配位数是指晶体中一个原子周围与其等距离的最近邻的原子数目。(3)每个晶胞中平均有4个Na+，4个Cl-，故每个晶胞中含有4个“NaCl”结构单元；N(Na+)︰N(Cl-)=1：1,化学为配位数：晶体学中的配位数是指晶体中一个原子周围与其等距离的最近邻的原子数目。②CsCl的晶体结构——晶胞为体心立方体（1）每个Cs+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Cs+)有8个，Cs+(Cl-)的配位数为8。（2）每个Cs+(Cl-)周围等距且紧邻的Cs+(Cl-)有6个。（3）每个晶胞中含1个Cs＋、含1个Cl－，故每个晶胞中含有1个“CsCl”结构单元；N(Cs+)︰N(Cl-)=1:1,化学为CsCl。③干冰晶体结构——晶胞为面心立方体①8个CO2分子位于立方体顶点，6个CO2分子位于立方体面心。②在每个CO2周围等距离且相距最近的CO2共有12个。③在每个小立方体中平均分摊到的CO2分子数为：(8×1/8+6×1/2)=4个。面心立方配位数④CaF2的晶体结构：氟化钙结构又称萤石型结构,属等轴晶系,面心立方结构。氟化钙是AB2型离子晶体。其中阳离子A(Ca2+)呈立方密堆积，阴离子B(F-)填充在四面体空隙中。（1）每个Ca2+周围等距且紧邻的F-有8个，Ca2+配位数为8。（2）每个F-周围等距且紧邻的Ca2+有4个，F-配位数为4。（3）每个晶胞中含4个Ca2＋、含8个F－,Ca2＋和F－的个数比是1:2。CaF2晶胞金刚石晶胞硅晶胞（1）晶体密度计算公式：【m:晶胞质量（g)，V：晶胞体积（cm3)】（2）计算步骤①选取一个晶胞。②用“均摊法”确定晶胞（或所截取的结构单元）中所含的原子、分子或离子数目，进而确定组成单质或化合物“粒子”的数目，设为N。③计算晶胞中所含“粒子”的物质的量：其中NA为阿伏加德罗常数。④计算晶胞的质量：，其中M为“粒子”的摩尔质量。⑤计算晶胞的体积V。⑥由计算晶胞的密度，即晶体的密度。晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的棱长a、b、c和棱相互间的夹角α、β、γ，即晶胞参数。abc120°cbaabc120°cba立方晶胞四方晶胞六棱柱晶胞①立方晶胞中，晶胞参数a=b=c，α=β=γ=90°，则晶胞体积V=a3。②四方晶胞中，晶胞参数a=b≠c，α=β=γ=90°，则晶胞体积V=a2c。③六棱柱晶胞中，晶胞参数a=b≠c，底面夹角为120°，晶胞的体积【例1】已知FeS2晶体(黄铁矿的主要成分)具有图中的空间结构，则①FeS2晶体中存在的化学键类型是__离子键、非极性共价键__。②若晶体结构A中相邻的阴、阳离子的距离为acm，且用NA代表阿伏加德罗常数，则FeS2晶体的密度为____g/cm3。【例2】金属钛有两种同素异形体，常温下是六方堆积，高温下是体心立方堆积。如图所示是钛晶体的一种晶胞，晶胞参数a=0.295nm，c=0.469nm，则该钛晶体的密度为g·cm-3（用NA表示阿伏伽德罗常数的值，列出计算式即可）。【例3】氢化铝钠（NaAlH4）是一种新型轻质储氢材料，掺入少量Ti的NaAlH4在150℃时释氢，在170℃、15.2MPa条件下又重复吸氢。NaAlH4可由AlCl3和NaH在适当条件下合成。NaAlH4的晶胞结构如图所示。（1）基态Ti原子的价电子轨道表示式为________。（2）AlH4-的空间构型为________，中心原子Al的轨道杂化方式为________；（3）AlCl3在178℃时升华，其蒸气的相对分子质量约为267，蒸气分子的结构式为________（标明配位键）。（4）NaH的熔点为800℃，不溶于有机溶剂NaH属于________晶体，其电子式为________。（5）NaAlH4晶体中，与Na+紧邻且等距的AlH4-有____个；NaAlH4晶体的密度为_____g·cm-3（用含a的代数式表示）。若NaAlH4晶胞底心处的Na+被Li+取代，得到的晶体为_______（填化学式）。（6）NaAlH4的释氢机理为：每3个AlH4-中，有2个分别释放出3个H原子和1个Al原子，同时与该Al原子最近邻的Na原子转移到被释放的Al原子留下的空位，形成新的结构。这种结构变化由表面层扩展到整个晶体，从而释放出氢气。该释氢过程可用化学方程式表示为________。【答案】（1）（2）正四面体形；sp3（3）（4）离子；（5）8；；Na3Li(AlH4)4（6）3NaAlH4=Na3AlH6+2Al+3H2↑【例5】【例6】Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则Li2O的密度为________g·cm－3(列出计算式)。【解析】由题给图示可知，Li位于晶胞内部，O位于顶点和面心，因此一个晶胞有8个Li，O原子个数＝6×eq\f(1,2)＋8×eq\f(1,8)＝4。因此一个Li2O晶胞的质量＝eq\f(8×7＋4×16,NA)g，一个晶胞的体积为(0.4665×10－7)3cm3，