1、1 第一章第一章 原子结构与性质原子结构与性质 第一节第一节 原子结构原子结构 一、能层与能级一、能层与能级 （一）能层：核外电子按能量不同分成能层。 能层 一 二 三 四 五 六 七 符号 K L M N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 离核远近 近 远 能量高低 低 高 即能层越高，电子的能量越高，离原子核越远 （二）能级：同一能层的电子，还被分成不同能级。 能层 一 二 三 四 五 能层符号 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 2
2、8 18 32 2n2 能层与能级的有关规律 （1）能级的个数 = 所在能层的能层序数。 （2）能级的字母代号总是以 s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多 电子数依次为自然数中的奇数序列 1，3，5，7的 2 倍。即 s 能级最多容纳 2 个电子，p 能级最多容 纳 6 个电子，d 能级最多容纳 10 个电子，f 能级最多容纳 14 个电子。 （3）每一能层最多容纳电子数为 2n2（n 为能层序数） 。 二、基态与激发态二、基态与激发态 原子光谱原子光谱 （一）基态原子与激发态原子 基态原子：处于最低能量状态的原子叫做基态原子。 激发态原子：基态原子吸收能量，
3、它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子 【注】 （1）电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移),而原子得失电子发生的是化学变化。 （2）电子可以从基态跃迁到激发态，相反也可以从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基 态，释放能量。光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。举例：焰火、霓虹灯光、激光、荧 光、LED 灯光等 2 （二）原子光谱 1、定义：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收 光谱或发射光谱，总称原子光谱。 2、形成原因： 3、分类： 吸收光谱：明亮背景的暗色谱线； 发射光谱：暗色背景的明亮谱线 三、构造原理与电子排布式三、构造原
4、理与电子排布式 (一)构造原理 1、内容：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。 2、构造原理示意图：图中用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。 3、能级交错：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。这种现象被称为能级交错。 电子电子填入能级顺序的填入能级顺序的一般规律：一般规律： 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s （二）电子排布式 1、电子排布式中能级符号右上角的数字表示该能级的电子数。如：Al 原子电子排布式中各符号、数字的意 义为 2、
5、书写方法“三步法” （构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 3 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s。 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 【注】电子排布式书写时，电子填入按能级顺序，但最终按能层顺序排列。 24Cr 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s1 3、简化电子排布式 （1）定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示 的式
6、子称为简化电子排布式。 （2）表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为He2s22p3、Ne3s1 、Ar4s2。 4、价层电子排布式 （1）价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在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)。 （2）价电子的位置： 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或 nsxnpy 对于副族元素来说，价电子不仅是最外层电子，还涉及次外层电子，某些元素的倒数第三层电子也可 成为价电子。 （3）举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如 Cl 的价层电子排布式为 3s23p5，Cr 的价层电子 排布式为 3d54
7、s1。 四、电子云与原子轨道四、电子云与原子轨道 （一）电子云 1、概率密度：用 P 表示电子在某处出现的概率，V 表示该处的体积，则 P/V 称为概率密度，用 表示。 2、电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。 【注】 （1）电子云图表示电子在核外空间出现概率的相对大小。电子云图中小点越密，表示电子出现的概率 密度越大。 （2）电子云图中的小点并不代表电子，小点的数目也不代表电子实际出现的次数。 （3）电子云图很难绘制，使用不方便，故常使用电子云轮廓图。 3、电子云轮廓图 为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。把电子在
8、原子核外 空间出现概率 P90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。 （二）原子轨道 4 1、定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 2、形状： s 电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 p 电子云轮廓图是呈哑铃状的。每个 p 能级都有 3 个相互垂直的电子云，分别称为 px、py和 pz， 右下标 x、y、z 分别是 p 电子云在直角坐标系里的取向，如图所示。 3、各能级所含有原子轨道数目 【注】原子轨道与能层序数的关系： (1) 不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数 n 越大，原子轨道的半径越大。 (2) 同一能层中，不同能级原子轨道
9、的能量及空间伸展方向不同；但同一能级的几个原子轨道的能量相同 人们把同一能级的几个能量相同的原子轨道称为简并轨道。 五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 （一） 泡利原理 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子且两个电子自旋状态相反 洪特规则 基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。如 np3： - 特例：简并轨道上电子排布为全充满、半充满或全空状态时，原子的能量最低，状态 最稳定。 如 Cr：3d54s1，Cu：3d104s1 能量最低原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最 低 能级符号 ns np
10、nd nf 轨道数目 1 3 5 7 5 （二）轨道表示式(又称电子排布图) 书写方法：以 Si 原子为例，说明轨道表示式中各部分的含义： (1) 在轨道表示式中，用方框(也可用圆圈)表示原子轨道，1 个方框代表 1 个原子轨道，通常在方框的下方或 上方标记能级符号。 (2) 不同能层及能级的原子轨道的方框必须分开表示， 能量相同 （同一能层相同能级） 的原子轨道(简并轨道) 的方框相连。 (3) 箭头表示一种自旋状态的电子，“”称电子对，“”或 “”称单电子(或称未成对电子);箭头同向的单电 子称自旋平行，如基态氧原子有 2 个自旋平行的 2p 电子。 (4) 轨道表示式的排列顺序与电子排布
11、式顺序一致，即按能层顺序排列。有时画出的能级上下错落，以表达 能量高低不同。 (5) 轨道表示式中能级符号右上方不能标记电子数。 【小结】【小结】 1 原子(离子)结 构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排 布式 含义 为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以 相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：Ar4s1 价电子排布 式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子
12、排布式； 副族元素的价电子不仅是最外层电子，还涉及次外层电子，某些元素的倒数第三 层电子也可成为价电子。 实例 Al：3s23p1 Fe：3d64s2 轨道表示式 (电子排布图) 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 6 2. 原子核外电子排布的轨道能量顺序 （1）先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为： E(ns) E(np)E(nd) E(nf) （2）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s) E(2s)E(3s) （3）相同能层，相同能级：电子能量相同。例如 2px、2py、2pz轨道的能量相等。 （4）能级
13、交错规律：ns(n2)f(n1)d原子阳离子；低价离子高价离子。如 FeFe2+Fe3+，Cl Cl （3）电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增加，离子半径减小。如 F Na+ （二）电离能（二）电离能 1、第一电离能 8 （1）定义：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叫做第一电离能。 （2）元素原子第一电离能变化规律 一般规律： 同周期，第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大 （第一电离能最大的元素是氦） ；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变 化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 同族：从上到下第
14、一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。 特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。 例如：第 IIA 族第 IIIA 族； 第 VA 族第 VIA 族 过渡元素的第一电离能的变化不太规则。 2、逐级电离能 （1） 含义： 气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能， 第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1 (第一电离能) M+(g)=M2+(g)+e- I2 (第二电离能) M2+(g)=M3+(g)+e- I3 (第三电离能) （2）变化规律 同一元素的逐级电离能
15、是逐渐增大的，即 I1 I2 I3 当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化。 如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能： Na Mg Al 电离能/kJ mol 1 I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 9 3、电离能的应用 （1）推断元素原子的核外电子排布 例如：Li 的逐级电离能 I1 I2 第 IIIA 族；第 VA 族第 VIA 族 （三）电负性（三）电负性 1、键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 2、电负性 （1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 （2）意义：电负性越
16、大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）大小的标准：以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准，得出各元素的电负性。 （4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大； 同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯 （5）应用 判断元素的金属性或非金属性强弱 注：.金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 .不能把电负性 1.8 作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准 判断化学键的类型 一般认为：a.如果两个成键元素原子间的电负性差值大于 1.7
17、，它们之间通常形成离子键。 b.如果两个成键元素原子间的电负性差值小于 1.7，它们之间通常形成共价键。 I4 9543 10540 11575 10 判断元素的化合价 a.电负性小的元素易呈现正价；b.电负性大的元素易呈现负价 解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如 Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的 吸引力相当，故表现出相似的性质。 第二章第二章 分子结构与性质分子结构与性质 第一节第一节 共价键共价键 1、共价键的特征和类型、共价键的特征和类型 特征 概念 作用 存在情况 饱和性 每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连 接的原子数目是一定
18、的 饱和性决定了分 子的组成 所有的共价键都具有 饱和性 方向性 形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核 间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固， 因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的 方向形成，所以共价键具有方向性 方向性决定了分 子的空间结构。 并不是所有共价键都 具有方向性,如两个 s 电子形成的共价键就 没有方向性 键 键 成键示意图 (常见类型) 原子轨道 重叠方式 “头碰头”重叠 “肩并肩”重叠 对称类型 轴对称 镜面对称 原子轨道 重叠程度 大 小 键的强度 轨道重叠程度大，键的强度较大，键越牢固 轨道重叠程度较小，键比较容易断裂， 不如 键牢固 活泼性 不活泼 活泼
19、11 成键规律 共价单键是 键；共价双键中一个键是 键，另一个键是 键；共价三键中一个键是 键，另外两个键是 键 旋转情况 以形成 键的两个原子核的连线为轴，任意 一个原子可以绕轴旋转，并不破坏 键的结 构 以形成 键的两个原子核的连线为轴， 任意一个原子并不能单独旋转，若单独 旋转则会破坏 键的结构 2、键参数、键参数-键能、键长与键角键能、键长与键角 相同类型的共价化合物分子，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。 第二节第二节 分子的空间结构分子的空间结构 一、价层电子对互斥模型（一、价层电子对互斥模型（VSEPR 模型）模型） 价层电子对互斥模型认为，分子的空间结构是中心原
20、子周围的“价层电子对”互相排斥的结果。这种理 论可用来预测分子的空间结构。 1. 价层电子对数计算方法价层电子对数计算方法 VSEPR 的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的 键电子对和中心原子上的孤电子对。 2.判断分子空间结构方法：判断分子空间结构方法： 步骤：计算价层电子对数 判断 VSEPR 模型 判断空间结构 二、杂化轨道理论二、杂化轨道理论 1. 杂化轨道理论的要点 （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目与组成的杂化轨道数目相等。 （3）杂化改变了原子轨道的形状、方向。杂化使原子的成键能力增强。 2. 杂化轨
21、道类型与分子或离子的空间结构 略去孤电子对 结合原子个数 直线形 平面三角形 四面体形 直线形 孤电子对数=0 平面三角形 孤电子对数=1 V 形 孤电子对数=0 四面体形 孤电子对数=1 三角锥形 孤电子对数=2 V 形 价层电子对数 = 键电子对数 + 孤电子对数 1 2 a: 中心原子价电子数（主族元素等于最外层电子数） 阳离子中：a 为中心原子的价电子数-离子的电荷数 阴离子中：a 为中心原子的价电子数+离子的电荷数（绝对值） x: 中心原子结合的原子数 b: 结合的原子最多接受的电子数 （H 为 1；其他原子为 8 减去该原子的价电子数） 12 3. 判断杂化轨道类型 第三节第三节
22、分子结构与物质的性质分子结构与物质的性质 一、键的极性和分子的极性一、键的极性和分子的极性 1. 共价键的极性共价键的极性 共价键极性的判断方法共价键极性的判断方法：成键两原子不同(A-B 型)为极性键，成键两原子相同(A-A 型)为非极性键(特例： O3分子中的共价键是极性键)。 例如： HCl、H2O 为极性键；O2、Cl2为非极性键。 2. 分子的极性分子的极性 分子极性的判断方法：分子极性的判断方法： 双原子单质分子都是非极性分子。如 H2、O2、Cl2 双原子化合物分子都是极性分子。如 HCl、HI 等 对于 ABn 型分子极性判断方法： a. 几何形状法： b. 孤对电子法：若中心
23、原子 A 无孤对电子，是非极性分子；若 A 有孤对电子，则是极性分子 杂化类型 sp sp2 sp3 用于杂化的原子轨道及数目 1 个 n s 轨道 1 个 n p 轨道 1 个 n s 轨道 2 个 n p 轨道 1 个 n s 轨道 3 个 n p 轨道 杂化轨道的数目 2 3 4 杂化轨道间的夹角 180 120 10928 杂化轨道空间构型 直线形 平面三角形 正四面体形 中心原子 无孤电子对 分子或离子空间结构 直线形 平面三角形 正四面体形 典型例子 CO2、C2H2 BF3 CH4、CCl4 中心原子 有孤电子对 孤电子对数 1 1 2 分子或离子空间结构 V 形 三角锥形 V
24、形 典型例子 SO2 NH3 H2O 2 对 sp 杂化 3 对 sp2杂化 4 对 sp3杂化 非极性分子：正电中心和负电中心重合 极性分子：正电中心和负电中心不重合，分子一个部分呈正电性，另一部分呈负电性 直线形（关于中心原子对称） ：如 CO2、CS2 平面正三角形：如 BF3、SO3 正四面体形：如 CH4、CCl4 V 形：如 H2O、H2S 三角锥形：如 NH3、PH3 非正四面体形：如 CH3Cl 非极性分子 极性分子 参与杂化的 轨道数目 = 价层电子对数 = 键电子对数 + 孤电子对数 非极性键：电子对不发生偏移 极性键：电子对发生偏移 13 二、氢键及其对物质性质的影响二、
25、氢键及其对物质性质的影响 1. 氢键的表示方法：氢键的通式可用 XHY 表示。式中 X 和 Y 表示 F、O、N 一般来说，能形成氢键的元素有 N、O、F。所以氢键一般存在于含 NH、HO、HF 的物质中， 或有机化合物中的醇类和羧酸类等物质中。 2. 氢键的特征 氢键不是化学键，而是特殊的分子间作用力，其键能比化学键弱，比范德华力强。 氢键具有一定的方向性和饱和性 3. 氢键的类型 分子间氢键，如水中 OHO 分子内氢键，如 4. 氢键对物质性质的影响 当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高。当形成分子内氢键时，物质的熔、沸点将下降。 氢键也影响物质的溶解等过程。 三、溶解性三、溶解性 1
26、. “相似相溶相似相溶”规律规律：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。 如：极性溶剂（如水）易溶解极性物质，如离子晶体、分子晶体中的极性物质(如氨、蔗糖、强酸等)； 非极性溶剂（如苯、汽油、四氯化碳）易溶解非极性物质，如大多数有机物、I2、Br2等。 “相似相溶”还适用于分子结构的相似性。如水中含羟基（-OH）能溶解含有羟基的醇、酚、羧酸。 2. 氢键影响氢键影响：如果溶质分子与溶剂分子之间可以形成氢键,则溶质的溶解度增大。HF 和 NH3在水中 的溶解度比较大，就是这个缘故。 第三章第三章 晶体结构与性质晶体结构与性质 第一节第一节 物质的聚集状态与晶体的常识物质的聚
27、集状态与晶体的常识 一、晶体与非晶体一、晶体与非晶体 1. 晶体与非晶体的本质差异 固体 自范性 微观结构 晶体 有（能自发呈现多面体外形） 原子在三维空间里呈周期性有序排列 非晶体 没有（不能自发呈现多面体外形） 原子排列相对无序 2. 晶体特点：有规则的几何外形；有固定的熔点；各向异性。 3. 区分晶体与非晶体方法： 间接方法：看是否有固定的熔点； 科学方法： X 射线衍射实验 4. 常见晶体：各种金属、冰、石英、云母、水晶、氯化钠等。 14 常见非晶体：玻璃、橡胶等。 二、晶胞的相关计算二、晶胞的相关计算 用均摊法确定立方晶胞中粒子的个数 第二节第二节 分子晶体与共价晶体分子晶体与共价晶
28、体 一、分子晶体的结构和性质一、分子晶体的结构和性质 1. 概念：只含分子的晶体。 2. 粒子间的作用：分子晶体中相邻的分子间以分子间作用力相互吸引。 3. 常见分子晶体及物质类别 物质种类 实例 所有非金属氢化物 H2O、NH3、CH4等 部分非金属单质 卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)、C60等 部分非金属氧化物 CO2、P4O10、SO2、SO3等 几乎所有的酸 HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等 绝大多数有机物 苯、乙醇、乙酸、乙酸乙酯等 4. 两种典型的分子晶体的组成和结构 (1) 冰 水分子之间的主要作用力是氢键，当然也存在范德华力。 氢键有方向性，
29、它的存在迫使在四面体中心的每个水分子 与四面体顶角方向的 4 个相邻水分子互相吸引。 (2) 干冰 干冰中的 CO2分子间只存在范德华力，不存在氢键。 每个晶胞中有 4 个 CO2分子，12 个原子。 每个 CO2分子周围等距离紧邻的 CO2分子数为 12 个。 15 5. 分子晶体的物理性质 (1) 物理特性 分子晶体的熔、沸点较低，密度较小，硬度较小，较易熔化和挥发。 一般是绝缘体，熔融状态也不导电。 溶解性符合“相似相溶”规律。 (2) 分子晶体熔、沸点高低的比较规律 分子晶体中分子间作用力越大，物质熔、沸点越高，反之越低。 具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常高。 6. 分子晶体的判断方法
30、 (1) 依据物质的类别判断：部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的 酸、绝大多数有机物的晶体都是分子晶体。 (2) 依据组成晶体的粒子及粒子间作用判断： 组成分子晶体的粒子是分子，粒子间作用是分子间作用力。 (3) 依据物质的性质判断： 分子晶体的硬度小，熔、沸点低，在熔融状态或固体时均不导电。 二、共价晶体的结构和性质二、共价晶体的结构和性质 1. 构成粒子及作用力： 共价晶体 构成粒子：原子 粒子间作用力：共价键 2. 共价晶体与物质的类别 物质种类 实例 某些非金属单质 晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等 某些非金属化合物 SiC(碳化硅，又称金刚砂)、Si3N4
31、 (氮化硅)、BN (氮化硼)等 某些氧化物 SiO2 (二氧化硅)等 3. 共价晶体的熔、沸点 共价晶体由于原子间以较强的共价键相结合，熔化时必需破坏共价键，而破坏它们需要很高的温度，所 以共价晶体具有很高的熔点。 结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。 4. 典型的共价晶体 (1) 金刚石 碳原子采取 sp3杂化，CCC 夹角为 10928 16 每个碳原子与周围紧邻 4 个碳原子以共价键结合成正四面体结构，向空间伸展形成空间网状结构 (2) 二氧化硅晶体 二氧化硅的结构 二氧化硅是自然界含量最高的固态二元氧化物，有多种结构，最常见的是低温石英(SiO2)。
32、低温石英的 结构中有顶角相连的硅氧四面体形成螺旋上升的长链，没有封闭的环状结构，这一结构决定了它具有手性。 石英晶体中的硅氧四面体 石英的左、右型晶体 相连构成的螺旋链 二氧化硅的用途 二氧化硅是制造水泥、玻璃、人造红宝石、单晶硅、硅电电池、芯片和光导纤维的原料。 第三节第三节 金属晶体与离子晶体金属晶体与离子晶体 一、金属键与金属晶体一、金属键与金属晶体 1.金属键 （1）定义：金属中金属阳离子与自由电子之间强烈的相互作用。 成键粒子：金属阳离子和自由电子。 本质：金属阳离子和自由电子间的静电作用 （2）特征：没有饱和性和方向性；自由电子被所有金属离子共有，在整个三维空间运动，属于整块金属
33、（3）金属键的强弱比较 一般来说，金属键的强弱主要取决于金属元素原子的半径和价电子数。原子半径越小，价电子数越 多，金属键越强。 （4）金属键对物质性质的影响 金属键越强，晶体的熔、沸点越高；金属键越强，晶体的硬度越大。 2.金属晶体 用电子气理论解释金属的物理性质 17 二、离子晶体二、离子晶体 1.定义：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体 (1)构成粒子：阳离子和阴离子。 (2)相互作用力：离子键。 键的本质：静电作用 特征：没有方向性和饱和性 金属键对晶体性质的影响： 离子半径越小， 离子的电荷数越多， 离子键越强， 离子晶体的熔点越高， 硬度大 2.常见的离子晶体 配位数：一个离
34、子周围最邻近的异电性离子的数目。 晶体类型 NaCl CsCl 晶胞 阳离子的配位数 6 8 阴离子的配位数 6 8 晶胞中所含离子数 Cl 4 Na 4 Cs 1 Cl 1 3.物理性质 (1) 性质差异较大。一般，熔沸点较高，硬度较大。 (2) 固体不导电，但在熔融状态或水溶液时能导电。 18 (3) 多数离子晶体易溶于极性溶剂（如水） ，难溶于非极性溶剂（如苯） 。 4.离子晶体的判断 (1)利用物质的分类： 大多数盐、强碱，活泼金属的氧化物和过氧化物(如 Na2O 和 Na2O2)等都是离子晶体。 (2)利用元素的性质和种类： 如成键元素的电负性差值大于 1.7 的物质，金属元素(特别
35、是活泼的金属元素，A、A 族元素)与非 金属元素(特别是活泼的非金属元素，A、A 族元素)组成的化合物。 (3)利用物质的性质 离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发，硬而脆；固体不导电，但熔融或溶于水时能导电，大多 数离子晶体易溶于极性溶剂而难溶于非极性溶剂。 几种典型晶体比较：几种典型晶体比较： 晶体 类型 分子晶体 共价晶体 离子晶体 金属晶体 晶体 粒子 粒子间 作用力 影响 因素 氢键 范德华力：结构相似的 分子， 越大，分子间作用力越 大，熔点越高。 原 子 半 径 越 小 ， 键 长 ，键能 ， 熔点越 阴阳离子的 和 金属原子的 和 物理 性质 熔点低、硬度小 固体、熔融态不导
36、电（部 分溶于水电离后导电） 熔点高、硬度大， 不导电（部分晶体属于半 导体） 熔点、硬度差异较大； 固体不导电，水溶液或 熔融状态导电 熔点、硬度差异 较大；导电。 典型 实例 干冰、碘、冰等 金刚石、 晶体硅、 碳化硅、 二氧化硅、晶体硼等 NaCl 晶体、CsCl 晶体 等 金 属 单 质 和 合 金，如铜 干冰的晶胞，它属于 晶体，每个 CO2分子与 CO2分子紧邻，每个 晶胞中有 CO2分子 19 冰的结构，它属于 晶体，水分子之间的主要作用力是 ，还 有 。冰晶体中水分子的空间利用率 （填“较大”或“较小”）， 故冰的密度比水的密度要 （填“大”或“小”）冰中 1 个水分子通过氢键
37、 与 个水分子相连，冰中水分子与氢键的数目之比为 金刚石的晶体结构，金刚石属于 晶体，其中每个碳原子采取 杂化轨 道与相邻的 个碳原子结合，形成共价键三维骨架结构。 NaCl晶体晶胞， NaCl晶体属于 晶体， 每个晶胞中有 个Na+， 有 个 Cl-。每个 Cl紧邻着 个 Na+。 CsCl 晶体晶胞，CsCl 晶体属于 晶体。每个 Cs+紧邻着 个 Cl。 三、过渡晶体与混合型晶体三、过渡晶体与混合型晶体 1过渡晶体：介于典型晶体之间的晶体 (1)几种氧化物的化学键中离子键成分的百分数 氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 离子键的百分数/% 62 50 41 33 从上表可知，
38、这些晶体既不是纯粹的离子晶体也不是纯粹的共价晶体，只是离子晶体与共价晶体之间的 过渡晶体。 (2)偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，因而通常当作离子晶体来处理，偏向共 价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理。第三周期元素的氧化物 Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、 SO3、 Cl2O7七种氧化物中从左到右， 离子键成分的百分数越来越小， 其中作为离子晶体处理的是 Na2O、 MgO；作为共价晶体处理的是 Al2O3、SiO2；作为分子晶体处理的是 P2O5、SO3、Cl2O7。 2混合型晶体-石墨 （1）结构特点：层状结构 20 石墨结构中未参与杂化的 p
39、轨道 同层内，碳原子采取 sp2杂化，以共价键( 键)结合，形成平面六元并环结构。 层与层之间靠范德华力维系。 石墨的二维结构内，每个碳原子配位数为 3，有一个未参与杂化的 2p 电子，它的原子轨道垂直于碳 原子平面。所有碳原子的 p 轨道平行且相互重叠，p 轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。 （2）晶体类型 石墨晶体中，既有共价键，范德华力，同时还存在类似金属键的作用力，兼具共价晶体、分子晶体、 金属晶体特征，属于混合型晶体。 （3）性质：熔点很高、质软、易导电等。 第四节第四节 配合物与超分子配合物与超分子 一、配合物一、配合物 1配位键 （1）概念：成键原子一方提供孤电子对，另一方提
40、供空轨道形成的共价键。 （2）配位键的形成条件 成键原子一方能提供孤电子对。如分子有 NH3、H2O、HF、CO 等；离子有 Cl 、OH、CN、 SCN 等。 成键原子另一方能提供空轨道。如 H 、Al3、B 及过渡金属的原子或离子。 （3）配位键同样具有饱和性和方向性。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不 变的，如 Ag 形成 2 个配位键；Cu2形成 4 个配位键等。 2配位化合物 （1）定义：把金属离子或原子（称为中心离子或原子）与某些分子或离子（称为配体或配位体）以配位键 结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如Cu(NH3)4SO4、Ag(NH3)2OH
41、 等为配合物。 （2）配合物的形成 21 以配离子Cu(NH3)42为例，NH3分子中氮原子的孤电子对进入 Cu2的空轨道，Cu2与 NH3分子中的 氮原子通过共用氮原子提供的孤电子对形成配位键。配离子Cu(NH3)42可表示为： （3）配合物的组成 中心原子：提供空轨道接受孤电子对的原子。通常是过渡元素的原子或离子，如 Fe、Ni、Fe3+、Cu2+、 Zn2+、Ag+、Co3+、Cr3+等。 配体：提供孤电子对的阴离子或分子，如 Cl 、NH 3、H2O 等。配体中直接同中心原子配位的原子叫 做配位原子。配位原子必须是含有孤电子对的原子，如 NH3中的 N 原子，H2O 中的 O 原子等。 配位数是直接与中心原子形成的配位键的数目。如Fe(CN)64 中配位数为 6。