第八章物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì).

1、第八章物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1. 重點(diǎn)知識(shí)歸納一、原子的結(jié)構(gòu)1 能層（1 ）原子核外的電子是分層排布的。根據(jù)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(shù)不同：最多容納的電子數(shù)為2n個(gè)。（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(hào)K L MNOP Q 最多電子數(shù) 28 18 32 50離核遠(yuǎn)近由近遠(yuǎn)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(gè)能層所包含的能級數(shù)等于該能層的序數(shù)n,且能級總是從s能級開始，如：第一能層只有1個(gè)能級1s,第二能層有2個(gè)能級2s和2

2、p,第三能層有3個(gè)能級3s、3p、3d, 第四能層有4個(gè)能級4s、4p、4d和4f,依此類推。 不同能層上的符號(hào)相同的能級中最多所能容納的電子數(shù)相同，即每個(gè)能級中最多所能容納的電子數(shù)只與能級有關(guān)，而與能層無關(guān)。如s能級上最多容納2個(gè)電子，無論是1s還是2s; p能級上最多容納 6個(gè)電子，無論是 2p還是3p、4p能級。 在每一個(gè)能層（n）中，能級符號(hào)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(shù)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?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子會(huì)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(zhuǎn)化與能量轉(zhuǎn)化關(guān)系：基態(tài)原子警鬆激發(fā)態(tài)原子釋放能量4.構(gòu)造原理與基態(tài)原子的核外排布隨著原子核電荷數(shù)的遞增， 絕大多數(shù)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(gè)順序成為構(gòu)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(shí)驗(yàn)得到的一般規(guī)律,適用于大多數(shù)基態(tài)原子的核外電子排布。(2) 構(gòu)造原理的意義：根據(jù)構(gòu)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(shù)，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(gòu)造原理寫出的電子排布式書寫過繁，可以把內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分寫成“原子實(shí)”，以

5、稀有氣體的元素符號(hào)外加方括號(hào)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(xué)反應(yīng)中，原子的外圍電子發(fā)生變化而“原子實(shí)”不受影響，所以描述原子核外電子排布時(shí)，也可以省去“原子實(shí)”，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(jià)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(cuò)從第三電子層起就出現(xiàn)能級交錯(cuò)現(xiàn)象，如3d的能量似乎應(yīng)低于 4s，而實(shí)際上E3dE4s,按能量最低原理，電子在進(jìn)入核外電子層時(shí)，不是排完3p就排3d,而是先排4s才排3d，由于能級交錯(cuò)，

6、在次外層未達(dá)最大容量之前，已出現(xiàn)了最外層，而且最外層未達(dá)最大容量時(shí)，又進(jìn)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(cuò)的知識(shí)，則應(yīng)寫成：1s22s22p63s23p64s2。6. 核外電子排布的特殊穩(wěn)定狀態(tài)量子力學(xué)理論指出，在等價(jià)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(shí)，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(jù)構(gòu)造原理，易錯(cuò)寫為：3d94s2,實(shí)際上Cu的外圍電子排布應(yīng)為 3d104s1，同理Ag的外圍電子排布應(yīng)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(shí)會(huì)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(xiàn)代化學(xué)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(fù)雜。(4)玻爾原子結(jié)構(gòu)模型與氫原子光譜：玻爾原子結(jié)構(gòu)模型證明氫原子光譜為線狀光譜。&原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)描述(1 )電子云： 電子云圖中的黑點(diǎn)不代表一個(gè)電子，每一個(gè)黑點(diǎn)表示電子出現(xiàn)過一次。 黑點(diǎn)疏密的過程表示了電子在原子核外出現(xiàn)的概率的大小。點(diǎn)疏的地方表示電子在那里出現(xiàn)的概率小，點(diǎn)密集的地方表示電子在那里出現(xiàn)的概率大。 離核越近，電子出現(xiàn)的概率越

8、大，電子云越密集。如2s電子云比1s電子云更擴(kuò)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(xiàn)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(shù)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(gè)軌道，np能級有3個(gè)軌道，nd能級有5個(gè)軌道，nf能級有7個(gè)軌道。np能級有7個(gè)軌道。np能級中的3個(gè)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(shí)，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(jìn)入能量高的軌道，這 樣使整個(gè)原子處于能量最低的狀態(tài)。2s軌 泡利不相容原理：每個(gè)原子軌道上最多只能容納兩個(gè)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(gè)軌道上排布時(shí)，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(gè)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(gè)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(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)1 原子的外層電子結(jié)構(gòu)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(fù)。周期表中的元素可根據(jù)原子的外層電子結(jié)構(gòu)特征劃分為5個(gè)區(qū)。如圖所示：pddsP1(1) s區(qū)元素：最外層除有兩個(gè)12個(gè)s電子，次外層無d電子，價(jià)電子構(gòu)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(gè) s電子外，還有16個(gè)p電子(He無p電子)。價(jià)電子構(gòu) 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(gè)s電子，次外層有18個(gè)d電子，價(jià)電子構(gòu)型為(n - 1)d18ns2 (個(gè)別例外)，這個(gè)區(qū)包括川忸族，其中忸族包括三個(gè)豎例。(4) ds區(qū)元素：最外層有12個(gè)s電子，次外層d電子全滿，價(jià)電子構(gòu)型為(n- 1) d10ns1 ，包括IB , IIB族元素。(5) f區(qū)元素：最外層有兩個(gè) s電子，次外層s電子和p電子已全滿，d電子02個(gè)，倒 數(shù)第三層114個(gè)f電子(個(gè)別例外)。價(jià)電子構(gòu)型為(n - 2)f 014(n - 1)d2

12、ns2。這個(gè)區(qū)指包 括鑭在內(nèi)的鑭系元素和包括錒在內(nèi)的錒系元素。2.核外電子排布和周期表的關(guān)系周期表有7個(gè)橫行，表示七個(gè)周期；18個(gè)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(shù)=周期數(shù)。(2)主族元素原子的價(jià)層電子數(shù) =該元素在周期表中的族數(shù)。族 數(shù)：IA IIA I11A IVA VA VIA VDA 0價(jià)電子構(gòu)型：ns1 ns1ns2班/rnp3當(dāng)主族元素失去全部價(jià)電子后，表現(xiàn)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(shù)： IIIB1VB . VHB價(jià)電子 1遜：(n-l)dW (n-Dd2(n-l)dns族 數(shù)： VIDIBIIB價(jià)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(jià)數(shù)=族數(shù)。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(jià)低于族數(shù)(8)，只有Ru和Os可表現(xiàn)八價(jià)。I B可失去ns1電子和部分(n - 1)d電子，所以I B的族數(shù) E4s, K、Ca的最后一個(gè)電子依次填充在4s軌道，其電子組12態(tài)為Ar4s 。從21 號(hào)兀素 Sc 到 30 號(hào)兀素 Zn,最后一個(gè)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(hào)元素2 10 16Ga到36號(hào)Kr，最后一個(gè)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(hào)元素Rb到54號(hào)元素Xe共18種元素。其中 Rb Sr 最后一個(gè)電子填充在 5s軌道，其電子組態(tài)為Kr5s 12。從39號(hào)元素Y到48號(hào)元素Cd共10 種元素，最后一個(gè)電子依次填充在 4d軌道，電子組態(tài)為Kr5s 24d110。4 元素性質(zhì)的周期性變化元素的性質(zhì)指元素的金屬性、非金屬性、元素的主要化合價(jià)、原子半徑、元素

15、的第一電離能、電負(fù)性。（1）同周期的遞變規(guī)律（以第三周期為例）項(xiàng) a同周期（從左到右）盤蚱層電子歎由【譴漸運(yùn)增到了主妥化合價(jià)班高正價(jià)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(gòu)性1金屬性減弱非金屬性增強(qiáng)就高轎氧化物對應(yīng)水化務(wù)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(qiáng)得表魁子能力失電于能力減弱、得 電子能力增強(qiáng)（2）同主族的遞變規(guī)律（以 IA族、IIA族為例）項(xiàng)冃同主族（從上到下）聶外屋電子數(shù)主美化金價(jià)蓋高正的相同，員價(jià)相同廉子半桎逐漸增犬金厲性和非金屬性金屬性增強(qiáng)非全屬肚減崩最高價(jià)氧代物時(shí)應(yīng)以代物的破械性嶽性增強(qiáng)，醱H減弱非金屬的

16、屯惑氫化勵(lì)的 形咸難易和穗定性生成由易到難 穗定性由強(qiáng)到弱得失電子能力帚電孑罷力減弱失電子能力堆強(qiáng)5 原子半徑的周期性變化原子半徑的大小取決于兩個(gè)相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個(gè)因素是核電荷數(shù)。（1 ）同一兀素r（負(fù)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?yàn)樵谕恢芷谥?，隨原子序數(shù)增加, 電子依次填充在同一層價(jià)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(shù)的增加，有效核電荷數(shù)增加，核對電子的吸引增強(qiáng)，導(dǎo)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(jià)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?yàn)橥?族元素原子由上至下電子層數(shù)逐漸增多，盡管核電荷數(shù)依次增加使半徑縮小的趨勢不如因電 子層數(shù)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(shù)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(gè)電子轉(zhuǎn)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(biāo)準(zhǔn)。電離能越小，表示該元素的原子越易失去電子，金屬性越強(qiáng)。另外，從一個(gè)元素多級電離能的變化，可以預(yù)測

18、該元素111化合時(shí)表現(xiàn)的價(jià)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(yù)見化合時(shí)表現(xiàn) +2價(jià)。(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(shù)的增大，電子層數(shù)也相應(yīng)增多，核電荷數(shù)和原子半徑都在增加，原子半徑增大起主導(dǎo)作用。所以同以族內(nèi)，I隨核電荷數(shù)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(jié)構(gòu)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(jià)電子構(gòu)型為2s2，處于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，第一電離能增

19、大。B的價(jià)電子構(gòu)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(jià)電子構(gòu)型為2s22p2，由于核電荷數(shù)增加，第一電離能相 應(yīng)增大。N的價(jià)電子構(gòu)型為2s22p3, p軌道處于半滿，是穩(wěn)定構(gòu)型，N有較大的第一電離能。243O的價(jià)電子構(gòu)型為 2s 2p，失去一個(gè)電子后變?yōu)?P半滿穩(wěn)定構(gòu)型，所以 O的第一電離能又減 小。F的價(jià)電子構(gòu)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(jià)電子構(gòu) 型2s22p6，因此Ne有很高的電離能。(3 )電離能的應(yīng)用： 根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，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(gè)電子排布在兩個(gè)能層上(K、L能層)，且最外層上有一個(gè)電子。 根據(jù)電力能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)。如K元素|1|2 HCl HBr HI。(8) 共價(jià)鍵的存在范圍： 非金屬單質(zhì)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(jià)鍵，NaOH中的0H中存在共價(jià)鍵，NHCI 中NH+中存在共價(jià)鍵，等等。(9) 用電子式表示共價(jià)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(zhì)均用電子式表示。(10) 用結(jié)構(gòu)式表示共價(jià)化合物。在化學(xué)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(jié)構(gòu)式。如下表：化學(xué)式結(jié)構(gòu)式化學(xué)式結(jié)構(gòu)式N2nnCHH1 HC-HlKNH1HCQO= C= OHCIH ClHCIOH- C Cl3. d鍵和n鍵(1) d 鍵 d鍵：形成共價(jià)鍵的未成對電子的原子軌道采取“頭碰頭”的重疊，這種共價(jià)鍵較 d鍵。 d鍵的類型：根據(jù)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(gè)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(jià)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(jià)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(jià)鍵。共價(jià)的電子云圖形 d鍵的特征：a.以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)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(qiáng)穩(wěn)定性。 d鍵的存在：共價(jià)鍵為 d鍵，共價(jià)雙鍵和叁鍵中存在d鍵(通常含一個(gè) d鍵)。(2) n 鍵: n鍵：形成共價(jià)鍵的未成對電子的原子軌道，采取“肩并肩”式重疊，這種共價(jià)鍵叫n鍵。 如下圖p

23、 - p n鍵的形成：I- M兩個(gè)庫子相互接近 電子云重疊 鍵的電子云 n鍵的特征：a. 每個(gè)n鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，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(shí)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(jià)鍵軌道：d鍵、n鍵總稱價(jià)鍵軌道。(4) d鍵、n鍵存在規(guī)律：共價(jià)單鍵為 d鍵；共價(jià)雙鍵中有一個(gè) d鍵、一個(gè)n鍵； 共價(jià)叁鍵由一個(gè) d鍵和兩個(gè)n鍵組成。C 2、C2H中的化學(xué)鍵：GHs中只有d鍵；C2H4中 有C - H d鍵，C= C中有一個(gè) d鍵和一個(gè) n鍵。

24、4. 鍵參數(shù)一鍵能、鍵長、鍵角(1) 鍵能 鍵能是原子形成1mol化學(xué)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(xué)鍵所放出的能量越大，所形成的化學(xué)鍵越穩(wěn)定。（2）鍵長 鍵長是形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距。 鍵長越短，往往鍵能越大，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。（3）鍵角在原子超過 2個(gè)的分子中，兩個(gè)共價(jià)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(jià)鍵是有方向性的。鍵角是描述分子立體結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)，分子的許多性質(zhì)都與鍵角有關(guān)。一般來說，若已知某分子中的鍵長和鍵角的數(shù)據(jù)，就可確定該分子的空間構(gòu)

25、型。5 等電子原理（1）原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似化學(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)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。【提示】等電子體的價(jià)電子總數(shù)相同，而組成原子核外電子總數(shù)不一定相同。（2）CO分子和Na分子具有相同原子總數(shù)、相同的價(jià)電子數(shù)，是等電子分子，其性質(zhì)對比如下：CO分子和Nb分子的某些性質(zhì)分子熔點(diǎn)/ oc沸點(diǎn)/oC在水中的溶解 度（室溫）分子解離能kJ mol-1分子的價(jià)電子總 數(shù)CO-205.05-191.492.3mL107510N2-210.00-195.811.6mL94610（3）常見等電子體類型實(shí)例空間構(gòu)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(gè)（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(gè)6鍵，正八面體(4) 等電子原理的應(yīng)用判斷一些簡單分子或離子的立體構(gòu)型。 利用等點(diǎn)字體在性質(zhì)上的相似性制

27、造新材料。 利用等電子原理針對某物質(zhì)找等電子體。四、分子的立體結(jié)構(gòu)1形形色色的分子路易斯結(jié)構(gòu)式：是在通常的結(jié)構(gòu)式的基礎(chǔ)上將未成鍵的孤對電子表示出來。(1)三原子分子的立體結(jié)構(gòu)有直線形和V形兩種立體結(jié)構(gòu)化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式路易斯結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式路易斯結(jié)構(gòu)式鍵角CHOQ：C：H120NHH：N：EHHZpH107(3) 五原子分子的可能結(jié)構(gòu)很多，最常見的是正四面體化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式路易斯結(jié)構(gòu)式鍵角CHHH ： C_ ： HH_H-C-K109 28/2

28、 .價(jià)層電子對互斥模型(VSEPR模型從形形色色分子的路易斯結(jié)構(gòu)式可以看到，有的分子中心原子上的價(jià)電子都用于形成共價(jià)鍵；有的分子中心原子上的價(jià)電子除用于成鍵外，還有孤對電子(未用來形成共價(jià)鍵的電子對)。(1)分子中心原子上的價(jià)電子都用于形成共價(jià)鍵,其價(jià)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(jià)層電子對互拆（VSEPR模型與它們的分子結(jié)構(gòu)模型相同。（2）分子中心原子上的價(jià)電子除用于成鍵外，還有孤對電子，其價(jià)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(jié)構(gòu)模型。綜合上述情況，可用 ABEm來表示分子的構(gòu)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(gè)數(shù)，E表示中心原子A周圍的孤對電子， m表示孤對電子數(shù)。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(jià)層電子對互拆（VSEPR模型可用來預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu)。若m = 0 ,即分子中心原子上的價(jià)電子都用于形成共價(jià)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(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)模型。,去掉兩隊(duì)孤對電子得其分子的立體結(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)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(nèi)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(shí)碳原子中sp3雜化四化軌道的形成過程：在形成CH4分子時(shí)，由于碳原子的一個(gè) 2s電子可被激發(fā)到 2p空軌道，一個(gè)2s軌道和三 個(gè)2p軌道雜化形成四個(gè)能量相等的sp3雜化軌道。四個(gè)

31、sp3雜化軌道分別與四個(gè) H原子的1s2ssp3軌道重疊成鍵形成 CH分子，所以四個(gè) C - H是等同的?？杀硎緸?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(gè) ns軌道和一個(gè)np軌道組合而成。每個(gè) 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(gè)ns軌道和2個(gè)np軌道組合而成，每個(gè)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(gè) ns軌道和3個(gè)np軌道組合而成。每個(gè)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(gòu) 型雜化軌道的夾角中心原子雜化實(shí)例sp3雜化軌道1個(gè)s軌道和3個(gè)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(gè)s軌道和2個(gè)p軌道120CH=CH、HCHOSO、BF3、-2-BCb、NQ、CQsp雜化軌道1個(gè)s軌道和1個(gè)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(shù)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(shí)驗(yàn) 2 1中，NaCI、K2SQ、KBr的水溶液呈無色,的水溶液呈天藍(lán)色。呈天藍(lán)色的物質(zhì)是四合合銅離子Cu(H 20)42b. 四水合銅離子的結(jié)構(gòu)式：(2)配位鍵電子對給予一接受鍵叫配位鍵。其本質(zhì)是共價(jià)鍵，兩個(gè)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(gè)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(gè)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(jié)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(nèi)界中心1S子 配也底子配也樺(4) 四氨合銅離子a. 教材中實(shí)驗(yàn)2 2CuS04 (購)雪天藍(lán)色沉淀更杏深藍(lán)色透明溶液竺深藍(lán)色晶林 (CufNHjSOJ有關(guān)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(jié)構(gòu)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(jié)構(gòu)式可表示為，其中Cu2+中心離子，NH是配體。(5) 硫氰合鐵離子時(shí)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(shù)可為 16。此反應(yīng)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(qiáng)的結(jié)合力

36、，能形成較強(qiáng)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(zhì)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(jià)鍵，由于不同原子的電負(fù)性不同，共用電子對發(fā)生偏移，這樣的共價(jià)鍵是極性共價(jià)鍵，簡稱極性鍵。b. 成鍵原子中電負(fù)性大的原子帶負(fù)電性(S ),電負(fù)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(jià)鍵，由于相同原子的電負(fù)性相同，則共用電子對不發(fā)生偏移，這樣的共價(jià)鍵就是非極性共

37、價(jià)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(rèn)為，分子中正電荷的作用集中于一點(diǎn)，是正電中心；負(fù)電荷的作用集中于一點(diǎn),是負(fù)電中心。如果正電中心與負(fù)電中心不重合，使分子的一部分呈正電性(呈負(fù)電性()。這樣的分子就是極性分子。如果正電中心與負(fù)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(guān)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(zhì)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(jià)鍵的極性分子中正負(fù)電荷中心結(jié)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(zhì)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(shí)是分子間 的電性引力。 證明：從氣體在降低溫度、增大壓強(qiáng)時(shí)能夠凝結(jié)成液態(tài)或固態(tài)（在這個(gè)過程中，氣體 分子間的距離不斷縮小，并由不規(guī)則運(yùn)動(dòng)的混亂狀態(tài)轉(zhuǎn)變成有規(guī)則排列）的事實(shí)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(zhì)量（