第八章物質結構與性質.

1、第八章物質結構與性質1. 重點知識歸納一、原子的結構1 能層（1 ）原子核外的電子是分層排布的。根據電子的能級差異，可將核外電子分成不同的能層。2（2） 每一能層最多能容納的電子數不同：最多容納的電子數為2n個。（3）離核越近的能層具有的能量越低。（4）能層的表示方法：能層一二三 四 五 六七符號K L MNOP Q 最多電子數 28 18 32 50離核遠近由近遠能量高低由低高2 能級在多電子的原子中，同一能層的電子，能量也可以不同。不同能量的電子分成不同的能級。【提示】每個能層所包含的能級數等于該能層的序數n,且能級總是從s能級開始，如：第一能層只有1個能級1s,第二能層有2個能級2s和2

2、p,第三能層有3個能級3s、3p、3d, 第四能層有4個能級4s、4p、4d和4f,依此類推。 不同能層上的符號相同的能級中最多所能容納的電子數相同，即每個能級中最多所能容納的電子數只與能級有關，而與能層無關。如s能級上最多容納2個電子，無論是1s還是2s; p能級上最多容納 6個電子，無論是 2p還是3p、4p能級。 在每一個能層（n）中，能級符號的排列順序依次是ns、np、nd、nf 按s、p、d、f順序排列的各能級最多可容納的電子數分別是1、3、5、7的兩倍，即分別是 2、6、10、143 基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子（1）基態(tài)原子為能量最低的原子。基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級

3、，變成激發(fā)態(tài)原子。（2 ）基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子相互轉化與能量轉化關系：基態(tài)原子警鬆激發(fā)態(tài)原子釋放能量4.構造原理與基態(tài)原子的核外排布隨著原子核電荷數的遞增， 絕大多數元素的原子核外電子的排布將遵循如圖的排布順序,我們將這個順序成為構造原理。(1)它表示隨著原子敘述的遞增,基態(tài)原子的核外電子按照箭頭的方向在各能級上依此排布：1s, 2s, 2p, 3s , 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s這是從實驗得到的一般規(guī)律,適用于大多數基態(tài)原子的核外電子排布。(2) 構造原理的意義：根據構造原理中電子在能級上的填充順序，只要我們知道原子序Na原子的電子排數，就可以寫出幾乎所有原

4、子的電子排布，并用電子排布式表示，如基態(tài) 布式：1s22s22p63s1,基態(tài)Ar原子的電子排布式：1s22s22p63s23p6,基態(tài)Fe原子的電子排布式:“2 2 6 2 6 6,21s 2s 2p 3s 3p 3d 4s。(3) 各能級的能量高低順序可表示為：(n表示能層) Ens En -1)s En -2)s Enp En -1)p En -2)p End En -1)d En -2)d Enf En -1)f En -2)f Ens V En -2)f V En -1)d V Enp(4) 由構造原理寫出的電子排布式書寫過繁，可以把內層電子已達到稀有氣體結構的部分寫成“原子實”，以

5、稀有氣體的元素符號外加方括號表示，如Si、Fe的簡化電子排布式2 2 6 2分別為：Si:Ne3s 3p , Fe:Ar3d 4s。(5) 在化學反應中，原子的外圍電子發(fā)生變化而“原子實”不受影響，所以描述原子核外電子排布時，也可以省去“原子實”，僅寫出原子的外圍電子排布式(對主族元素的原子， 外圍電子又稱價電子)。如Si、Fe的外圍電子排布分別為：Si: 3s 23p2, Fe: 3d 64s2。5. 能級交錯從第三電子層起就出現能級交錯現象，如3d的能量似乎應低于 4s，而實際上E3dE4s,按能量最低原理，電子在進入核外電子層時，不是排完3p就排3d,而是先排4s才排3d，由于能級交錯，

6、在次外層未達最大容量之前，已出現了最外層，而且最外層未達最大容量時，又進行次外層的填充。如鈣的電子排布式易寫成：1s22s22p63s23p63d2，若掌握了能級交錯的知識，則應寫成：1s22s22p63s23p64s2。6. 核外電子排布的特殊穩(wěn)定狀態(tài)量子力學理論指出，在等價軌道上(同一能級)的電子排布在全充滿(p6和d10)、半充滿(p3、d5)和全空(p0、d0)狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定，如Cu的外圍電子排布，若僅根據構造原理，易錯寫為：3d94s2,實際上Cu的外圍電子排布應為 3d104s1，同理Ag的外圍電子排布應為 AdSs1。7. 光譜與光譜分析(1) 光譜：不同元素

7、的原子發(fā)生躍遷時會發(fā)生吸收或釋放不同的光，可以用光譜攝取各種 元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。(2) 光譜分析：在現代化學中，常利用原子光譜上的特征光譜來鑒定元素，稱為光譜分析。(3 )氫原子光譜：氫原子光譜為線狀光譜。多電子原子光譜較復雜。(4)玻爾原子結構模型與氫原子光譜：玻爾原子結構模型證明氫原子光譜為線狀光譜。&原子核外電子運動狀態(tài)描述(1 )電子云： 電子云圖中的黑點不代表一個電子，每一個黑點表示電子出現過一次。 黑點疏密的過程表示了電子在原子核外出現的概率的大小。點疏的地方表示電子在那里出現的概率小，點密集的地方表示電子在那里出現的概率大。 離核越近，電子出現的概率越

8、大，電子云越密集。如2s電子云比1s電子云更擴散。 s能級的電子云為球形，只有一種空間伸展方向。p電子云有三種空間伸展方向。(2 )原子軌道 原子軌道：電子云的輪廓圖稱為原子軌道。常把電子出現的概率約為90%勺空間圈出來。 原子軌道的形狀：s原子軌道是球形的，p原子軌道是紡錘形的，如圖甲、乙。 能層序數n越大，原子軌道的半徑越大。 不同能層的同種能級的原子軌道形狀相似，只是半徑不同。 ns能級各有1個軌道，np能級有3個軌道，nd能級有5個軌道，nf能級有7個軌道。np能級有7個軌道。np能級中的3個原子軌道相互垂直，分別以px、py、pz表示，它們具有相同的能量。 各原子軌道的能量高低多電子

9、原子中，電子填充原子軌道時，原子軌道能量的高低存在以下規(guī)律：a. 相同電子層上原子軌道能量的高低：nsv npv ndv nfb. 形狀相同的原子軌道能量的高低：1s v2s v 3s v4s 電子層和形狀相同的原子軌道的能量相等，如2px, 2py, 2pz軌道的能量相等。囲甲&能級的原于軌道圖口百Pz囲乙 P能級的原子軌道囲9.核外電子軌道排布式(1 )核外電子排布的原則： 能量最低原理：原子核外電子先占有能量低的軌道，然后依次進入能量高的軌道，這 樣使整個原子處于能量最低的狀態(tài)。2s軌 泡利不相容原理：每個原子軌道上最多只能容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子。如nitt道上的電子排布為，不能表示

10、為：。 洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同，這樣整個原子的能量最低。如示為或r2p3的軌道表示為，不能表(2)軌道表示式用小圓圈(或方框、短線)表示一個給定的原子軌道，并用箭頭表示電子，且用“f或來區(qū)別自旋方向不同的電子。二、原子結構與元素的性質1 原子的外層電子結構和元素的分區(qū)元素周期系的形成是由于元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復。周期表中的元素可根據原子的外層電子結構特征劃分為5個區(qū)。如圖所示：pddsP1(1) s區(qū)元素：最外層除有兩個12個s電子，次外層無d電子，價電子構型 ns1 :包括 IA、IIA族的所有元素。

11、(2) p區(qū)元素：最外層除有兩個 s電子外，還有16個p電子(He無p電子)。價電子構 型為ns2np16，包括川AWA和零族(He除外)。(3) d區(qū)元素：最外層有兩個s電子，次外層有18個d電子，價電子構型為(n - 1)d18ns2 (個別例外)，這個區(qū)包括川忸族，其中忸族包括三個豎例。(4) ds區(qū)元素：最外層有12個s電子，次外層d電子全滿，價電子構型為(n- 1) d10ns1 ，包括IB , IIB族元素。(5) f區(qū)元素：最外層有兩個 s電子，次外層s電子和p電子已全滿，d電子02個，倒 數第三層114個f電子(個別例外)。價電子構型為(n - 2)f 014(n - 1)d2

12、ns2。這個區(qū)指包 括鑭在內的鑭系元素和包括錒在內的錒系元素。2.核外電子排布和周期表的關系周期表有7個橫行，表示七個周期；18個縱行。從左到右，各主副族元素的排列順序已在元 素的分區(qū)示意圖中反映出來了。通常把周期表的各副族元素和第忸族元素叫過渡元素。除零 族外，周期表共有三大部分：主族元素，在表中左右兩端；過渡元素，在表的中部； 鑭系和錒系，在表的底部。(1 )元素的電子層數=周期數。(2)主族元素原子的價層電子數 =該元素在周期表中的族數。族 數：IA IIA I11A IVA VA VIA VDA 0價電子構型：ns1 ns1ns2班/rnp3當主族元素失去全部價電子后，表現出該元素的最

13、高氧化態(tài)。(3 )副族元素(除鑭系、錒系外)族 數： IIIB1VB . VHB價電子 1遜：(n-l)dW (n-Dd2(n-l)dns族 數： VIDIBIIB價電孑初型：(n-l)dis2(n-lJcfW2川BWB可失去ns和(n - 1)d軌道上的全部電子。所以，最高正價數=族數。忸族可失去最外層的 s電子和次外層的部分 d電子，所以最高正價低于族數(8)，只有Ru和Os可表現八價。I B可失去ns1電子和部分(n - 1)d電子，所以I B的族數 E4s, K、Ca的最后一個電子依次填充在4s軌道，其電子組12態(tài)為Ar4s 。從21 號兀素 Sc 到 30 號兀素 Zn,最后一個電子

14、依次填充在 3d軌道，電子組 態(tài)為Ar4s 23d110。但Cr、Cu例外，電子組態(tài)分別為Ar4s 13d5, Ar4s 13d10。從31號元素2 10 16Ga到36號Kr，最后一個電子依次填充在4p軌道，電子組態(tài)為Ar4s 3d 4p。第五周期與第四周期類似，包括從 37號元素Rb到54號元素Xe共18種元素。其中 Rb Sr 最后一個電子填充在 5s軌道，其電子組態(tài)為Kr5s 12。從39號元素Y到48號元素Cd共10 種元素，最后一個電子依次填充在 4d軌道，電子組態(tài)為Kr5s 24d110。4 元素性質的周期性變化元素的性質指元素的金屬性、非金屬性、元素的主要化合價、原子半徑、元素

15、的第一電離能、電負性。（1）同周期的遞變規(guī)律（以第三周期為例）項 a同周期（從左到右）盤蚱層電子歎由【譴漸運增到了主妥化合價班高正價由+1+7嫌子半往遼漸減小1（菲有乳體死素除外）食厲帙和菲金構性1金屬性減弱非金屬性增強就高轎氧化物對應水化務的酸緘性堿性減弱馥性增彊非金屬的態(tài)氫化物的形成 難易和穗定性生威由難到易 穩(wěn)定性由弱到強得表魁子能力失電于能力減弱、得 電子能力增強（2）同主族的遞變規(guī)律（以 IA族、IIA族為例）項冃同主族（從上到下）聶外屋電子數主美化金價蓋高正的相同，員價相同廉子半桎逐漸增犬金厲性和非金屬性金屬性增強非全屬肚減崩最高價氧代物時應以代物的破械性嶽性增強，醱H減弱非金屬的

16、屯惑氫化勵的 形咸難易和穗定性生成由易到難 穗定性由強到弱得失電子能力帚電孑罷力減弱失電子能力堆強5 原子半徑的周期性變化原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數，另一個因素是核電荷數。（1 ）同一兀素r（負離子）r（原子）r（正離子）族半徑（2）在短周期中，從左到右原子半徑逐漸減小。這是因為在同一周期中，隨原子序數增加, 電子依次填充在同一層價軌道，而同一層中電子間的相互屏蔽作用較小，所以，隨著原子序 數的增加，有效核電荷數增加，核對電子的吸引增強，導致原子半徑逐漸減小。稀有氣體的 原子半徑是范德華半徑，比共價半徑大得多，所以稀有氣體的原子半徑比同周期四A 大。（3 ）原子半徑在

17、族中的變化同一族中原子半徑總的變化趨勢是：同一主族中，原子半徑由上至下依次增大，這是因為同 族元素原子由上至下電子層數逐漸增多，盡管核電荷數依次增加使半徑縮小的趨勢不如因電 子層數增加而使半徑增大的趨勢大。(4 )核外電子排布相同的離子，隨核電荷數增大，半徑減小。如：r(O2-)r(F -)r(Na +)r(Mg 2+)r(AI 3+)。6.電離能的周期性變化氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。(1 )電離能是衡量某原子是否容易失去電子成為陽離子的標準。電離能越小，表示該元素的原子越易失去電子，金屬性越強。另外，從一個元素多級電離能的變化，可以預測

18、該元素111化合時表現的價態(tài)。如，Mg的 l1=738kJ?mol- , 12=1451 kJ?mol- , l3=7733 kJ?mol -,丨21,而I3 - 10I 1，因此，可以預見化合時表現 +2價。(2) 電離能的變化規(guī)律 同一元素I 1l 2I 3 ( I表示電離能) 同一族元素，隨原子序數的增大，電子層數也相應增多，核電荷數和原子半徑都在增加，原子半徑增大起主導作用。所以同以族內，I隨核電荷數增大而減小。 同一周期從左到右電離能變化的總趨勢是增大的，但受外電子層結構的影響有曲折起伏。例如，第二周期元素中，Li的第一電離能最小，Be的價電子構型為2s2，處于穩(wěn)定結構，第一電離能增

19、大。B的價電子構型為 2s22p1，電離的電子是處于比 s軌道能量高的p軌道，易 于失去，第一電離能比 Be小。C的價電子構型為2s22p2，由于核電荷數增加，第一電離能相 應增大。N的價電子構型為2s22p3, p軌道處于半滿，是穩(wěn)定構型，N有較大的第一電離能。243O的價電子構型為 2s 2p，失去一個電子后變?yōu)?P半滿穩(wěn)定構型，所以 O的第一電離能又減 小。F的價電子構型為2s22p5，核電荷增加使F的第一電離能增大。Ne具有穩(wěn)定的價電子構 型2s22p6，因此Ne有很高的電離能。(3 )電離能的應用： 根據電離能數據，確定元素核外電子的排布。如Li ： |1|2|3,表明Li原子核外的

20、三個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上有一個電子。 根據電力能數據，確定元素在化合物中的化合價。如K元素|1|2 HCl HBr HI。(8) 共價鍵的存在范圍： 非金屬單質分子中(除稀有氣體外)，如Q、F2、H、C6o等。 非金屬形成的化合物中，如SQ、CO、CH、H2Q、CS等。 部分離子化合物中，如 NqSQ中的SQ2-中存在共價鍵，NaOH中的0H中存在共價鍵，NHCI 中NH+中存在共價鍵，等等。(9) 用電子式表示共價化合物等的形成過程。:N + N：:NHN： Hx + - 0 + H? O ?HO ： + 乂： + ： O O ： O 用 一-表示，不用 =。 ”兩

21、端的物質均用電子式表示。(10) 用結構式表示共價化合物。在化學上常用一根短線表示一對共用電子，其余電子一律省去，這樣的式子叫做結構式。如下表：化學式結構式化學式結構式N2nnCHH1 HC-HlKNH1HCQO= C= OHCIH ClHCIOH- C Cl3. d鍵和n鍵(1) d 鍵 d鍵：形成共價鍵的未成對電子的原子軌道采取“頭碰頭”的重疊，這種共價鍵較 d鍵。 d鍵的類型：根據成鍵電子原子軌道的不同，d鍵可分為s - s d鍵、s - p d鍵、p - d 鍵。a. s-s d鍵：兩個成鍵原子均提供s原子軌道成鍵，如 H2分子中d鍵形成過程:/互靠電子云彌鴛臨b. s-p d鍵：成鍵

22、原子分別提供 s軌道和p軌道形成共價鍵。如：HCI分子中d鍵的形成過程:電子云相互乘鼻未成對電子的電 子云相互靠攏如CI2分子中d鍵的形成過程。輕噩熬電電子云相互“ci C1形成的北價鍵 的電戶云圖煖p-p d鍵：成鍵原子分別提供 p原子軌道形成共價鍵。共價的電子云圖形 d鍵的特征：a.以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉操作, 不變，這種特征稱為軸對稱。b.形成d鍵的原子軌道重疊程度較大，故d鍵有較強穩(wěn)定性。 d鍵的存在：共價鍵為 d鍵，共價雙鍵和叁鍵中存在d鍵(通常含一個 d鍵)。(2) n 鍵: n鍵：形成共價鍵的未成對電子的原子軌道，采取“肩并肩”式重疊，這種共價鍵叫n鍵。 如下圖p

23、 - p n鍵的形成：I- M兩個庫子相互接近 電子云重疊 鍵的電子云 n鍵的特征：a. 每個n鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩原子核構成平面的兩側，如果以它們之間包含原子核的平面為鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。b. 形成n鍵時電子云重疊程度比 d鍵小，n鍵沒有d鍵牢固。 n鍵的存在：n鍵通常存在于雙鍵或叁鍵中。(3) 價鍵軌道：d鍵、n鍵總稱價鍵軌道。(4) d鍵、n鍵存在規(guī)律：共價單鍵為 d鍵；共價雙鍵中有一個 d鍵、一個n鍵； 共價叁鍵由一個 d鍵和兩個n鍵組成。C 2、C2H中的化學鍵：GHs中只有d鍵；C2H4中 有C - H d鍵，C= C中有一個 d鍵和一個 n鍵。

24、4. 鍵參數一鍵能、鍵長、鍵角(1) 鍵能 鍵能是原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量。鍵能通常取正值。單位:KJmol-1，用Ea-B表示。 鍵能越大，形成該化學鍵所放出的能量越大，所形成的化學鍵越穩(wěn)定。（2）鍵長 鍵長是形成共價鍵的兩個原子之間的核間距。 鍵長越短，往往鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定。（3）鍵角在原子超過 2個的分子中，兩個共價鍵之間的夾角稱為鍵角。如在CH4中的鍵角為109 28，P4分子中的鍵角為 60。多原子分子中的鍵角一定，表明共價鍵是有方向性的。鍵角是描述分子立體結構的重要參數，分子的許多性質都與鍵角有關。一般來說，若已知某分子中的鍵長和鍵角的數據，就可確定該分子的空間構

25、型。5 等電子原理（1）原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似化學鍵特征，它們的許多性質是相近的。此原理稱為等電子原理。滿足等電子原理的分子稱為等電子體?！咎崾尽康入娮芋w的價電子總數相同，而組成原子核外電子總數不一定相同。（2）CO分子和Na分子具有相同原子總數、相同的價電子數，是等電子分子，其性質對比如下：CO分子和Nb分子的某些性質分子熔點/ oc沸點/oC在水中的溶解 度（室溫）分子解離能kJ mol-1分子的價電子總 數CO-205.05-191.492.3mL107510N2-210.00-195.811.6mL94610（3）常見等電子體類型實例空間構型二原子10電子的等電子體

26、+2-N2、CO NO、G、CN直線型三原子16電子的等電子體- + -CO, CS2, NaO, NCO, NO, Ns,NCS, BeCl2(g)直線型三原子18電子的等電子體NO-, Q, SOV形四原子24電子的等電子體-2-3-NO, CO , BO ,CS-, BF3, SO(g)平面三角形五原子32電子的等電子體-2-3-SiF 4,CCl 4, BF4 , SO , PO四個（T鍵，正四面體 形七原子48電子的等電子體-2-3-SF6, PF6 , SiF6 , AlF6六個6鍵，正八面體(4) 等電子原理的應用判斷一些簡單分子或離子的立體構型。 利用等點字體在性質上的相似性制

27、造新材料。 利用等電子原理針對某物質找等電子體。四、分子的立體結構1形形色色的分子路易斯結構式：是在通常的結構式的基礎上將未成鍵的孤對電子表示出來。(1)三原子分子的立體結構有直線形和V形兩種立體結構化學式電子式結構式路易斯結構式鍵角COo:c:o)=C = 0C5=c=d180H1OH：b：Ei人H HH H105(2)四原子分子多采取平面三角形和三角錐形兩種立體結構化學式電子式結構式路易斯結構式鍵角CHOQ：C：H120NHH：N：EHHZpH107(3) 五原子分子的可能結構很多，最常見的是正四面體化學式電子式結構式路易斯結構式鍵角CHHH ： C_ ： HH_H-C-K109 28/2

28、 .價層電子對互斥模型(VSEPR模型從形形色色分子的路易斯結構式可以看到，有的分子中心原子上的價電子都用于形成共價鍵；有的分子中心原子上的價電子除用于成鍵外，還有孤對電子(未用來形成共價鍵的電子對)。(1)分子中心原子上的價電子都用于形成共價鍵,其價電子對的互拆模型就是中心原子周圍d鍵電子對(不包括 n鍵)的互拆模型。如:CQCH2OCH不難看出，這類分子的價層電子對互拆（VSEPR模型與它們的分子結構模型相同。（2）分子中心原子上的價電子除用于成鍵外，還有孤對電子，其價電子對的互拆模型就是中心原子周圍 d鍵電子對（不包括 n鍵）和孤對電子間的互拆模型。如:同樣，不難看出，將 VSEPR莫型

29、中的孤對電子去掉，即得到這些分子的立體結構模型。綜合上述情況，可用 ABEm來表示分子的構成。 A為中心原子，B表示中心原子 A周圍的 原子（B可以是一種元素的原子，也可以是幾種元素的原子），n表示原子個數，E表示中心原子A周圍的孤對電子， m表示孤對電子數。n + mVSEPR模型范例2直線性CO、BeCh3平面二角形CHO BF34正四面體形CH、CCl45三角雙錐形PCI56正八面體形SF6價層電子對互拆（VSEPR模型可用來預測分子的立體結構。若m = 0 ,即分子中心原子上的價電子都用于形成共價鍵，在中心原子周圍無孤對電子，貝U VSEPR模型就是其分子的立體結構模型。若m工0,即分

30、子中心原子周圍有孤對電子，則將VSEPR莫型中的孤對電子去掉，即得到這些分子的立體結構模型。,去掉兩隊孤對電子得其分子的立體結構模型為如H2O的VSEPR模型為孤對電于NH的VSEPR莫型為”，去掉孤對電子得其分子的立體結構模型為3 雜化軌道理論（1）雜化與雜化軌道： 軌道的雜化：原子內部能量相近的原子軌道重新組合生成一組新軌道的過程。 雜化軌道：雜化后形成的新的能量相同的一組原子軌道，叫雜化原子軌道。 形成甲烷分子時碳原子中sp3雜化四化軌道的形成過程：在形成CH4分子時，由于碳原子的一個 2s電子可被激發(fā)到 2p空軌道，一個2s軌道和三 個2p軌道雜化形成四個能量相等的sp3雜化軌道。四個

31、sp3雜化軌道分別與四個 H原子的1s2ssp3軌道重疊成鍵形成 CH分子，所以四個 C - H是等同的。可表示為:ttO p2sC原子的雜化軌道（2）雜化軌道的類型: sp雜化：sp雜化軌道是由一個 ns軌道和一個np軌道組合而成。每個 sp雜化軌道含 有1/2s和1/2p軌道的成分。sp雜化軌道間的家教為 180,呈直線行（如 BeCb）。 sp2雜化：sp2雜化軌道由一個ns軌道和2個np軌道組合而成，每個sp2雜化軌道含有 1/3s和2/3p的成分，sp2雜化軌道間的夾角為 120，呈平面三角形（如 BR）。 sp3雜化：sp3雜化軌道是由一個 ns軌道和3個np軌道組合而成。每個sp

32、3雜化軌道含 有1/4s和3/4p的成分，sp3雜化軌道的夾角為 109.5，呈空間正四面體形 （如CH、CF、CC14 等）。（3）常見的雜化軌道類型類型參與雜化的軌道雜化軌道的構 型雜化軌道的夾角中心原子雜化實例sp3雜化軌道1個s軌道和3個p軌道卓A正四Ei怖唯109 28CH、NH+、NH、H2O CCI4、SQ2、CIO4、PQ3sp2雜化軌道1個s軌道和2個p軌道120CH=CH、HCHOSO、BF3、-2-BCb、NQ、CQsp雜化軌道1個s軌道和1個p軌道180* 加1奧180CH= CH BeCl2、CQ【提示】原子軌道雜化后原子軌道總數不變。雜化軌道只用于形成 b鍵或者容納

33、未參加成鍵的弧對電子。 未參加成鍵的p軌道，可用于形成 n鍵。 能級相近的原子軌道才形成雜化軌道。4 配合物理論簡介(1)四水合銅離子CuSQ CuCl2.2H2Q CuB2a. 教材中實驗 2 1中，NaCI、K2SQ、KBr的水溶液呈無色,的水溶液呈天藍色。呈天藍色的物質是四合合銅離子Cu(H 20)42b. 四水合銅離子的結構式：(2)配位鍵電子對給予一接受鍵叫配位鍵。其本質是共價鍵，兩個原子成鍵的共用電子對是由單方提供，雙方共用的。形成配位鍵的兩原子中必須是其中一個原子有空軌道如Cu(H2O)42+中，ClT有空軌道，作為電子接受體(簡稱受體)；另一個原子有孤對電子 如Cu(H2Q)4

34、2+中，Q 有孤對電子，作為電子給予體(簡稱給體)。(3) 配位化合物通常把金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合形成的化合物 稱為配位化合物，簡稱配合物。在四水合銅離子(Cu(H2O)42+)中，Cu2+是中心原子，H2O是配體。即有空軌道的離子是 中心離子，有孤對電子的原子、分子或離子是配體。內界中心1S子 配也底子配也樺(4) 四氨合銅離子a. 教材中實驗2 2CuS04 (購)雪天藍色沉淀更杏深藍色透明溶液竺深藍色晶林 (CufNHjSOJ有關離子方程式：Cu1* +2NH3 比0=1 +2NH；Cu(0H)2 +4NH3 Cu(NHJ)4a* + 2OH_b. 四

35、氨合銅離子的結構2+2+在Cu(NH3)4中，NH的N原子給出孤對電子對，Cu接受電子對，以配位鍵形成了Cu(NH3)42+尸412+的結構式可表示為，其中Cu2+中心離子，NH是配體。(5) 硫氰合鐵離子時3)竺d紅色溶液FJ+Fe(SGN)或 Fe5* +6SCN_= Fe(SCN)63_硫氰合鐵離子中 Fe3+是中心離子，SCN是配體，其配位數可為 16。此反應可用來鑒定Fe3。(6) 過渡金屬離子易形成配合物2+2+2+3_上述討論的Cu(H2O)4、Cu(NH3)4、Fe(SCN) 、Fe(SCN) 6 _ 中的中心離子均為過渡金屬離子。這是由于過渡金屬離子與多種配體具有很強的結合力

36、，能形成較強的配位鍵，所以過渡金屬離子易形成配合物。但這不是說主族元素的金屬離子不能形成配合物，如冰晶石(NasAIFR中的AIF63-就是由主族元素的 AI 3+做中心離子形成的配合離子。五、分子的性質1 鍵的極性和分子的極性(1) 鍵的極性： 極性鍵：a. 在不同原子間所形成的共價鍵，由于不同原子的電負性不同，共用電子對發(fā)生偏移，這樣的共價鍵是極性共價鍵，簡稱極性鍵。b. 成鍵原子中電負性大的原子帶負電性(S ),電負性小的原子帶正電性( S +)。女口:N2中的N三N鍵、P4 非極性鍵：在相同原子間所形成的共價鍵，由于相同原子的電負性相同，則共用電子對不發(fā)生偏移，這樣的共價鍵就是非極性共

37、價鍵，簡稱非極性鍵。如:分子中的P P鍵。(2) 分子的極性：S ),另一部分可以認為，分子中正電荷的作用集中于一點，是正電中心；負電荷的作用集中于一點,是負電中心。如果正電中心與負電中心不重合，使分子的一部分呈正電性(呈負電性()。這樣的分子就是極性分子。如果正電中心與負電中心重合，這樣的分子就 是非極性分子。分子的極性與鍵的極性的關系a. 只含非極性鍵的分子一定是非極性分子，如2、P4、Cl 2等大部分非金屬單質b. 分子中的極性鍵對稱， 即分子中極性鍵的向量和為0,是非極性分子，女口： CH、PCI5、SiCl 4。c. 分子中的極性鍵不對稱，即分子中極性鍵的向量和不為0，是極性分子，如

38、：CHCI、NH、PCI3等。分子共價鍵的極性分子中正負電荷中心結論舉例同核雙原子分子非極性鍵重合非極性分子H2、N2、02異核雙原子分子極性鍵不重合極性分子CO HF、HCI異核多原子分子分子中各鍵的向 量和為零重合非極性分子CO、BF3、CH分子中各鍵的向 量和不為零不重合極性分子H2O NH、CH3CI2范德華力及其對物質的影響（1）分子間作用力 概念：把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力，又稱范德華力，其實是分子間 的電性引力。 證明：從氣體在降低溫度、增大壓強時能夠凝結成液態(tài)或固態(tài)（在這個過程中，氣體 分子間的距離不斷縮小，并由不規(guī)則運動的混亂狀態(tài)轉變成有規(guī)則排列）的事實可以證明分 子間存在著相互作用。大小判斷：a. 影響分子間作用力的主要因素：分子的質量（