第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)一.原子結(jié)構(gòu)模型的演變史。1、公元前5世紀(jì)，希臘哲學(xué)家德謨克利特等人認(rèn)為：萬(wàn)物是由大量的不可分割的微粒構(gòu)成的，即原子。2、1803年，英國(guó)科學(xué)家道爾頓提出近代原子學(xué)說(shuō)，他認(rèn)為原子是微小的不可分割的實(shí)心球體。3、湯姆生原子模型（1904年）:原子是一個(gè)平均分布著正電荷的粒子，其中鑲嵌著許多電子,中和了正電荷，從而形成中性原子。4、盧瑟福原子模型（1911年）：在原子的中心有一個(gè)帶正電的核，它的質(zhì)量幾乎等于原子的全部質(zhì)量，電子在它周圍沿著不同的軌道運(yùn)轉(zhuǎn)，就像行星環(huán)繞太陽(yáng)一樣運(yùn)轉(zhuǎn)。

（空心球）5、波爾原子模型（1913年）:電子在固定的軌道上分層運(yùn)動(dòng)。

6.電子云模型：現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)學(xué)說(shuō)核外電子排布規(guī)律(1)各電子層最多容納2n2個(gè)電子；(2)最外電子數(shù)不超過(guò)8個(gè)電子(K層為不超過(guò)2個(gè))；(3)次外(倒數(shù)第三)層電子數(shù)不超過(guò)18(32)個(gè)電子；（4）核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。Na:S各能級(jí)能量高低即ns<(n-2)f<(n-1)d<np能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)、光譜1.基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)：處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子，當(dāng)基態(tài)原子吸收能量后，電子會(huì)躍遷到較高的能級(jí)，變成激發(fā)態(tài)原子。2.基態(tài)與激發(fā)態(tài)相互轉(zhuǎn)化與能量的關(guān)系基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量宏觀物體的運(yùn)動(dòng)特征：可以準(zhǔn)確地測(cè)出它們?cè)谀骋粫r(shí)刻所處的位置及運(yùn)行的速度；可以描畫(huà)它們的運(yùn)動(dòng)軌跡。微觀物體的運(yùn)動(dòng)特征：核外電子質(zhì)量小，運(yùn)動(dòng)空間小，運(yùn)動(dòng)速率大。無(wú)確定的軌道，無(wú)法描述其運(yùn)動(dòng)軌跡。無(wú)法計(jì)算電子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空間某處出現(xiàn)的機(jī)會(huì)多少。核外電子運(yùn)動(dòng)的特征S能級(jí)的原子軌道電子云輪廓圖----原子軌道S能級(jí)的原子軌道是球形對(duì)稱的.原子軌道P能級(jí)的原子軌道P能級(jí)的原子軌道是紡錘形的,每個(gè)P能級(jí)有3個(gè)原子軌道,它們相互垂直,分別以P

x,Py,PZ表示.

原子軌道與火車運(yùn)行的軌道有何不同?

原子軌道是指一定能級(jí)上的電子,在核外空間運(yùn)動(dòng)的一個(gè)空間區(qū)域.火車的軌道則是火車運(yùn)行的一個(gè)固定路線.問(wèn)題討論宏觀、微觀運(yùn)動(dòng)的不同宏觀物體微觀粒子質(zhì)量很大很小速度較小很大（接近光速）位移可測(cè)位移、能量不可同時(shí)測(cè)定能量可測(cè)軌跡可描述（畫(huà)圖或函數(shù)描述）用電子云描述（用出現(xiàn)機(jī)會(huì)的大小描述）能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說(shuō)電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”1、泡利原理：一個(gè)軌道上最多只能容納2個(gè)電子而且自旋方向相反。2、洪特規(guī)則：電子在同一能級(jí)上排布時(shí)，總是優(yōu)先獨(dú)占據(jù)不同的軌道而且自旋方向相同。特例：3、先考慮排布順序后寫(xiě)電子排布式。4、軌道表示式的寫(xiě)法。元素周期表概念192021222324252627282930313233343536KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGa

GeAsSeBrKrRb

SrCsBa

57-71At85FrRa89-103107**

VIIILiBeBCNOFNe0123456鑭系LaCePrNdPmSm

Eu

GdTdDyHoErTmYbLu周期表與周期律HHeIIIAIVAVAVIAVIIAIAIIIBIVBVBVIBVIIBIIAAlSiPSCl

ArIBIIBNaMg主族副族零族第VIII族非金屬短周期鑭系元素稀有氣體金屬放射元素人造元素過(guò)渡元素催化劑、耐高溫、耐腐蝕元素周期表意義制農(nóng)藥半導(dǎo)體不完全周期長(zhǎng)周期元素性質(zhì)周期律非金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)7電子構(gòu)型與周期表1s1———————————————1s2

2s1———————————————2p6

3s1———————————————3p6

4s1—3d1

84s2——3d104s1-2—4p1———4p6

5s1—4d1

85s2——4d105s1-2—5p1———5p6

6s1—5d1——4f1

14——5d10—————

6p6

7s1—6d1——5f1

14——6d2

7(tobecontinued)五個(gè)區(qū)：s、p、d、ds、fⅠA0

s區(qū)d區(qū)

ds區(qū)p區(qū)ns2np1-6(n-1)d10ns1-2(n-1)d1-8ns2

(有例外)ⅠBⅡBⅢA…ⅦAⅡAns1ns2ⅢB…ⅦBⅧf區(qū)鑭系、錒系(n-2)f1-14ns2（有例外）鑭錒主族元素原子半徑什么是電離能？電離能有何用途？不同元素的電離能有何遞變規(guī)律？電離能有何意義？電離能（I）M（g）-e-→M+（g）

I1

M+（g）-e-→M2+（g）I2

一般I3>I2

>I1電離能衡量原子的失電子能力電離能I主要決定于Z*、r、價(jià)電子構(gòu)型。同主族：價(jià)電子構(gòu)型同，r增大，I減??；同周期：Z*增加,r減小,I總體增大(堿金屬最小，稀有氣體最大)。全滿、半滿較穩(wěn)定，I較大。電離能是原子核外電子排布的實(shí)驗(yàn)佐證。

O<

N<F<Ne

<He價(jià)電子構(gòu)型與電離能I1Na<Al<Mg

S<P

<

ClHe電離能最大Li>Na>K>

Rb

>Cs電離能（I）半滿全滿什么是電負(fù)性？電負(fù)性有何用途？不同元素的電負(fù)性有何遞變規(guī)律？電負(fù)性有何意義？電負(fù)性x在化學(xué)鍵中原子對(duì)鍵合電子吸引能力的大小，稱為元素的電負(fù)性（electronegativity）。通常以符號(hào)X表示。其值是相對(duì)的，無(wú)單位。鍵合電子：原子用以形成化學(xué)鍵的電子。電負(fù)性：規(guī)定：F=4.0Li

=1.0

比較元素金屬性和非金屬性相對(duì)強(qiáng)弱。x大，得e-能力強(qiáng)，非金屬性強(qiáng);x小，失e-能力強(qiáng)，金屬性強(qiáng).同周期：x左右遞增;同族：x上下遞減。反映了原子間的成鍵能力、成鍵類型、成鍵后分子極性的大小.一般:金屬x<1.8,非金屬x>1.8;Δx>1.7,成離子鍵;Δx<1.7,成共價(jià)鍵。電負(fù)性：利用圖、表、數(shù)據(jù)說(shuō)明對(duì)角線規(guī)則元素周期表中，相鄰周期相鄰主族元素中，位于左上角的元素的性質(zhì)與位于它右下角元素的性質(zhì)具有相似性。第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一、共價(jià)鍵1、定義：原子之間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的相互作用，叫做共價(jià)鍵。2、形成條件：成鍵的粒子：原子成鍵的性質(zhì)：共用電子對(duì)。

電子配對(duì)能量最低原理（自旋方向相反）軌道最大重疊3、實(shí)質(zhì)：原子間通過(guò)共用電子對(duì)結(jié)合，主要是一種靜電作用。成鍵的原理：4、共價(jià)鍵的特點(diǎn)：①電性的：共價(jià)鍵結(jié)合力的本質(zhì)是電性的，但不是純粹靜電的。②組成共價(jià)鍵時(shí)，各原子的電子云發(fā)生了很大變化。③飽和性：在共價(jià)分子中，每個(gè)原子成鍵的總數(shù)或以單鍵連接的原子數(shù)目是一定的。這是因?yàn)楣矁r(jià)鍵是以共用電子對(duì)結(jié)合的，而每個(gè)原子能提供的成單原子數(shù)是一定的。④方向性：指一個(gè)原子與周圍原子形成共價(jià)鍵是有一定的角度和方向。其原因是，原子軌道具有方向性。5、共價(jià)鍵的類型：①σ鍵：沿著鍵軸的方向，以“頭碰頭”的方式發(fā)生軌道重疊，軌道重疊部分電子云形狀是以鍵軸成軸對(duì)稱。例如：兩個(gè)H在形成H2時(shí)，電子云如何重疊？特點(diǎn)：成鍵軌道發(fā)生最大重疊，鍵能大能量低，比較穩(wěn)定。類型：S-Sσ鍵、S-Pσ鍵、P-Pσ鍵HCl和Cl2形成的σ鍵，電子云如何重疊？②π鍵：由兩個(gè)原子的P電子以“肩并肩”的方式重疊而形成的。特點(diǎn)：電子云采用“肩并肩”的方式重疊，由兩塊組成，分別位于由兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，互為鏡象，成鏡像對(duì)稱。不可以圍繞成鍵的兩原子核的連線旋轉(zhuǎn)。π鍵電子的能量較高，易活動(dòng)，是化學(xué)反應(yīng)的積極參與者。6、價(jià)鍵理論：由原子軌道相互重疊而形成的σ鍵和π鍵總稱為價(jià)鍵軌道一般規(guī)律：共價(jià)單鍵是σ鍵；而共價(jià)雙鍵中有一個(gè)σ鍵，另一個(gè)是π鍵；共價(jià)三鍵由一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵組成。如何判斷哪些共價(jià)鍵是σ鍵而哪些共價(jià)鍵是π鍵？科學(xué)探究：比較σ鍵和π鍵的比較：價(jià)鍵類型σ鍵π鍵成鍵方向?qū)ΨQ方式是否牢固如何判定“頭碰頭”“肩并肩”軸對(duì)稱鏡像對(duì)稱鍵能大，較牢固鍵能小不太牢固P31“一般規(guī)律”二、鍵參數(shù)——鍵能、鍵長(zhǎng)與鍵角1、鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量?！镦I能越大，即形成化學(xué)鍵時(shí)放出的能量越多，意味著這個(gè)化學(xué)鍵越穩(wěn)定，越不容易被打斷,擁有這個(gè)化學(xué)鍵的物質(zhì)能量越低，越穩(wěn)定。2、鍵長(zhǎng)：形成共價(jià)鍵兩個(gè)原子之間的核間距?！镦I長(zhǎng)越短，往往鍵能越大，表明共價(jià)鍵越穩(wěn)定?！镦I能是衡量化學(xué)鍵強(qiáng)弱的物理量,通常為正值?！I長(zhǎng)與鍵能的關(guān)系共價(jià)半徑：相同原子的共價(jià)鍵鍵長(zhǎng)的一半稱為共價(jià)半徑在多原子分子中，怎樣知道多原子分子的形狀？思考3、鍵角：在多原子分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角?！镦I角是描述分子空間立體結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)，它直接影響著分子的許多性質(zhì)。例如：

分子構(gòu)型鍵角CO2H2ONH3CH4180°104.5°107°18′109°28′規(guī)律：

1、一般說(shuō)來(lái)，如果知道某個(gè)分子中的鍵長(zhǎng)和鍵角數(shù)據(jù)，那么這個(gè)分子的幾何構(gòu)型就確定了。

2、鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短，化學(xué)鍵就越牢固，含有該鍵的分子就越穩(wěn)定，越不易發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，反之也成立。1、下列說(shuō)法中正確的是（）A、分子中鍵能越大，鍵越長(zhǎng)，則分子越穩(wěn)定B、失電子難的原子獲得電子的能力一定強(qiáng)C、在化學(xué)反應(yīng)中，某元素由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)，該元素被還原D、電子層結(jié)構(gòu)相同的不同離子，其半徑隨核電荷數(shù)增多而減小D原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，它們的許多化學(xué)性質(zhì)是相近的，這條規(guī)律稱之為等電子原理，這樣的分子叫等電子體。三、等電子原理及等電子體比較：

CO分子和N2分子的某些性質(zhì)2、1919年，Langmuir提出等電子原理：原子數(shù)相同、電子總數(shù)相同的分子，互稱為等電子體。等電子體的結(jié)構(gòu)相似、性質(zhì)相近。

(1)根據(jù)上述原理，僅由第2周期元素組成的共價(jià)分子中，互為等電子體的是：

和

；

和

。

(2)此后，等電子原理又有所發(fā)展。例如，由短周期元素組成的微粒，只要其原子數(shù)相同，各原子最外層電子數(shù)之和相同，也可互稱為等電子體，它們也具有相似的結(jié)構(gòu)特征。在短周期元素組成的物質(zhì)中，與NO2-互為等電子體的分子有（）和（）

N2COC02N20S02O32、1919年，Langmuir提出等電子原理：原子數(shù)相同、電子總數(shù)相同的分子，互稱為等電子體。等電子體的結(jié)構(gòu)相似、性質(zhì)相近。

(1)根據(jù)上述原理，僅由第2周期元素組成的共價(jià)分子中，互為等電子體的是：

和

；

和

。

(2)此后，等電子原理又有所發(fā)展。例如，由短周期元素組成的微粒，只要其原子數(shù)相同，各原子最外層電子數(shù)之和相同，也可互稱為等電子體，它們也具有相似的結(jié)構(gòu)特征。在短周期元素組成的物質(zhì)中，與NO2-互為等電子體的分子有（）和（）

等電子原理又有所發(fā)展，由短周期元素組成的微粒，只要其原子數(shù)相同，各原子最外層電子數(shù)之和相同，也可互稱為等電子體，它們也具有相似的結(jié)構(gòu)特征。形形色色的分子O2HClH2OCO2C2H2CH2ONH3P4CH4C60CH3COOH寫(xiě)出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子的電子式、結(jié)構(gòu)式及分子的空間結(jié)構(gòu)：分子CO2H2ONH3CH2OCH4電子式結(jié)構(gòu)式中心原子有無(wú)孤對(duì)電子空間結(jié)構(gòu)OCO:::::::::::HOH::::HNH:H:::HCH:HHO=C=OH-N-H-HH-C-H=OH-C-H--HH無(wú)有有無(wú)無(wú)直線形V形三角錐形平面三角形正四面體::

HCH:O:::

OHH

1、同為三原子分子，CO2和H2O分子的空間結(jié)構(gòu)卻不同，什么原因？

2、同為四原子分子，CH2O與NH3分子的的空間結(jié)構(gòu)也不同，什么原因？?jī)r(jià)層電子對(duì)互斥模型（VSEPR）★價(jià)層電子對(duì)互斥模型(VSEPR模型)是一種可以用來(lái)預(yù)測(cè)分子立體結(jié)構(gòu)的理論模型，總的原則是分子的中心原子上孤對(duì)電子對(duì)與成鍵電子對(duì)之間的排斥力最?。ㄗ⒁猓悍肿又械碾p鍵、叁鍵等多重鍵要作為一對(duì)電子看待）。這種理論把分子分為兩類：1、中心原子上的價(jià)電子都用于形成共價(jià)鍵，這種分子中，中心原子周圍的原子數(shù)決定著分子的立體結(jié)構(gòu)。ABn立體結(jié)構(gòu)范例n=2n=3n=4直線形平面三角形正四面體CO2CS2CH2OBF3CH4CCl42、中心原子上有孤對(duì)電子(未用于形成共價(jià)鍵的電子)的分子，由于中心原子上的孤對(duì)電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。例如：H2OH—O—HNH3NHHH價(jià)層電子對(duì)相互排斥作用的大小，決定著電子對(duì)（共價(jià)鍵）之間的夾角，其一般規(guī)律如下：1、電子對(duì)之間的夾角越小排斥力越大。2、孤電子對(duì)--孤電子對(duì)>孤電子對(duì)--成鍵電子>成鍵電子--成鍵電子3、叁鍵

>雙鍵>單鍵代表物中心原子結(jié)合的原子數(shù)分子類型空間構(gòu)型中心原子無(wú)孤對(duì)電子CO22AB2CH2O3AB3CH44AB4中心原子有孤對(duì)電子H2O2AB2NH33AB3直線形平面三角形正四面體V形三角錐形比較：價(jià)層電子對(duì)互斥模型的兩種情況化學(xué)式中心原子孤對(duì)電子數(shù)中心原子結(jié)合的原子數(shù)空間構(gòu)型HCNSO2NH2-BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+0120100022233444直線形

V形V型平面三角形三角錐形四面體正四面體正四面體SO42-04正四面體分子或離子結(jié)構(gòu)式VSEPR模型分子或離子的立體結(jié)構(gòu)HCNNH4+H3O+SO2BF3NHHHH+HCNBFFFS=O=OOHHH+值得注意的是價(jià)層電子對(duì)互斥模型只能解釋化合物分子的空間構(gòu)形，卻無(wú)法解釋許多深層次的問(wèn)題，如無(wú)法解釋甲烷中四個(gè)CH的鍵長(zhǎng)、鍵能相同及H—C—H的鍵角為109

28′。因?yàn)榘凑瘴覀円呀?jīng)學(xué)過(guò)的價(jià)鍵理論，甲烷的4個(gè)C—H單鍵都應(yīng)該是σ鍵，然而，碳原子的4個(gè)價(jià)層原子軌道是3個(gè)相互垂直的2p軌道和1個(gè)球形的2s軌道，用它們跟4個(gè)氫原子的1s原子軌道重疊，不可能得到四面體構(gòu)型的甲烷分子。為了解決這一矛盾，鮑林提出了雜化軌道理論，它的要點(diǎn)是：當(dāng)碳原子與4個(gè)氫原子形成甲烷分子時(shí)，碳原子的2s軌道和3個(gè)2p軌道會(huì)發(fā)生混雜，混雜時(shí)保持軌道總數(shù)不變，得到4個(gè)相同的sp3雜化軌道，夾角109

28′

，表示這4個(gè)軌道是由1個(gè)s軌道和3個(gè)p軌道雜化形成的如下圖所示：提示：C：1S22S2P激發(fā)C：1S22S2P雜化軌道理論雜化軌道理論（一）價(jià)鍵理論的局限性。用價(jià)鍵理論能較好地說(shuō)明不少雙原子分子價(jià)鍵的形成，但不能很好說(shuō)明多原子分子價(jià)鍵的形成和分子構(gòu)型，如CH4就遇到困難。（二）雜化軌道理論

鮑林在價(jià)鍵理論中引入雜化軌道概念，并發(fā)展成為雜化軌道理論。

SP3雜化：同一原子由一個(gè)S和3個(gè)P軌道混雜，稱SP3雜化。實(shí)測(cè)：CH4分子，正四面體構(gòu)型，鍵角109°28′，四個(gè)C-H鍵等同。除CH4分子外，CCl4、CF4、SiH4、SiCl4、GeCl4等分子也是SP3雜化。2p2s2s2psp3●sp3雜化excitedhybridizationSP2雜化：同一原子內(nèi)一個(gè)S和2個(gè)P軌道混雜，稱SP2雜化。實(shí)測(cè)：氣態(tài)BF3，具有三角形結(jié)構(gòu)，3個(gè)B-F鍵等同，鍵角120°。除BF3外，其余氣態(tài)鹵化硼分子中B也是SP2雜化。

●sp2雜化2s2p軌道2s2p2s2psp2

SP雜化：以BeCl2為例說(shuō)明。

實(shí)驗(yàn)結(jié)果，氣態(tài)BeCl2是一個(gè)直線型共價(jià)分子，鍵角180°，鍵長(zhǎng)、鍵能均相等。雜化軌道理論的說(shuō)明：①中心Be原子價(jià)層構(gòu)型2S2，成鍵時(shí)，Be原子在鍵合Cl原子作用下，運(yùn)動(dòng)狀態(tài)改變。<i>電子激發(fā)2S22p0→2S12p1，與此同時(shí)，Be原子的2S軌道與一個(gè)剛躍進(jìn)電子的2P軌道發(fā)生SP雜化，形成兩個(gè)等價(jià)SP軌道。<ii>成鍵時(shí)，Cl原子以具有未成對(duì)電子的3P軌道與Be原子的2個(gè)SP軌道進(jìn)行軌道重疊，電子配對(duì)，形成兩個(gè)（P－SP）σ鍵，由于SP軌道S、P成份相同，所以與P軌道重疊后，重疊部分應(yīng)相同，故BeCl2中兩個(gè)鍵鍵能相同，鍵長(zhǎng)相等。<iii>根據(jù)理論計(jì)算，這兩個(gè)雜化軌道正好成180°夾角，即在同一直線上為最大限度重疊，Cl原子只能從直線兩端進(jìn)行重疊，故Cl原子只能位于Be原子為中心的直線兩端，故BeCl2為直線型分子。此外，周期表中ⅡB的某些共價(jià)化合物,如HgCl2也采取SP雜化。

●sp雜化2s2p2s2psp2pexcitedhybridizationH－Be－H代表物雜化軌道數(shù)雜化軌道類型分子結(jié)構(gòu)CO20+2sp直線形CH2O0+3sp2平面三角形CH4

0+4sp3正四面體形SO21+2sp2V形NH31+3sp3三角錐形H2O2+2sp3V形雜化軌道理論要點(diǎn)總結(jié)：1.雜化的前提是電子的躍遷，且參與雜化的原子軌道必須能量相近。2.雜化軌道的數(shù)目與組成雜化軌道的各原子軌道的數(shù)目相等3.雜化軌道成鍵能力比各原子軌道的成鍵能力強(qiáng)（因?yàn)殡娮釉频姆植几校┬纬傻姆肿臃€(wěn)定性也強(qiáng)。不同類型雜化軌道成鍵能力大小如下：

sp＜sp2

＜sp34.雜化軌道成鍵時(shí)，要滿足化學(xué)鍵間的最小排斥原理。NH3分子,實(shí)測(cè):鍵角107°18′，比120°差得遠(yuǎn)，接近109°28′。H2O分子,實(shí)測(cè):鍵角104°45′也與109°28′接近。這里N、O均取SP3雜化，如N原子5.雜化軌道可分為等性雜化何不等性雜化等性雜化：原子軌道雜化以后，新的軌道完全等同（能量相等、成分相等）如CH4不等性雜化：孤電子對(duì)占據(jù)其中的雜化軌道，造成軌道不完全等同如：H2O有一對(duì)電子未成鍵，因更靠近N原子，其電子云在N原子外占據(jù)較大空間，對(duì)三個(gè)N-H鍵的電子云有較大排斥作用，使鍵角被壓縮到107°18′，故NH3為三角錐型。H2O為兩對(duì)孤電子對(duì)，對(duì)成鍵電子對(duì)的排斥，鍵角被壓得更小，故為104°45′。由于孤電子對(duì)的電子云比較集中于N原子附近，即它們有更多的S軌道成分，所以四個(gè)SP3雜化軌道不完全等同。這種產(chǎn)生不完全等同軌道的雜化，稱不等性雜化。部分雜化以CO2為例，C原子的價(jià)層軌道不完全參與雜化，它采取SP雜化。又如C2H4、C2H2中C分別取SP2和SP雜化。第三周期及其后的元素原子，還可能有d軌道參與的雜化，后再介紹。

試用雜化軌道理論解釋下面問(wèn)題：●NH3、H2O的鍵角為什么比CH4?。緾O2的鍵角為何是180°？乙烯為何取120°的鍵角？●在BCl3

和NCl3分子中，中心原子的氧化數(shù)和配體數(shù)都相同，為什么兩者的空間分子結(jié)構(gòu)卻不同？Question7還是雜化形式不同●在sp2

和sp雜化軌道中，是否也存在不等性雜化？各舉一例！例如SO2

和CO雜化形式不同練習(xí)：在學(xué)習(xí)價(jià)層電子對(duì)互斥模型和雜化軌道理論的基礎(chǔ)上描述化合物中每個(gè)化學(xué)鍵是怎樣形成的？C原子發(fā)生SP雜化生成了兩個(gè)SP軌道分別與兩個(gè)O原子的一個(gè)P軌道形成兩個(gè)σ鍵；C原子剩余的兩個(gè)P軌道分別與兩個(gè)O原子剩余的1個(gè)P軌道形成兩個(gè)π鍵。2．H2OO原子發(fā)生SP3雜化生成了四個(gè)SP3雜化軌道，其中的兩個(gè)分別與兩個(gè)H原子的S軌道形成兩個(gè)σ鍵；O原子剩余的兩個(gè)SP3雜化軌道分別被兩對(duì)孤對(duì)電子占據(jù)。1．CO2O：1S22S2PO

C

Oσσππ提示：C：1S22S2P激發(fā)C：1S22S2PSP雜化配合物理論一、配位鍵定義：共用電子對(duì)有一個(gè)原子單方面提供而跟另一個(gè)原子共用的共價(jià)鍵叫配位鍵注意：1.配位鍵是一種特殊的共價(jià)鍵2.可以看成電子對(duì)給予—接受鍵3.條件：其中一原子有多余電子，另一原子有空軌道配位化合物定義：通常把金屬離子（或原子）與某些分子或離子以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物，簡(jiǎn)稱配合物。討論：哪些微?？梢宰鲋行脑?？哪些可以做配位原子？常見(jiàn)的配位體有哪些？1.常見(jiàn)中心原子：（含有空軌道）一般為過(guò)渡金屬，特別是鐵系、鉑系、第IB、IIB族元素。2.常見(jiàn)配位原子：（多電子原子）有C、N、O、F、P、S、Cl、Br等，3.常見(jiàn)配體有水、氨等中性分子或鹵離子、擬鹵離子(CN-等)、羥離子(OH-)、酸根離子等離子。Fe3++SCN—

[Fe(SCN)]2+

硫氰酸根血紅色例題一：下列分子中的中心原子雜化軌道的類型相同的是()A．CO2與SO2B．CH4與NH3

C．BeCl2與BF3D．C2H2與C2H4B例題二：下列分子或離子中都存在著配位鍵的是()A．NH3、H2OB．NH4+

、H3O+

C．N2、HClOD．[Cu(NH3)4]2+、PCI3B由于該離子的顏色極似血液，常被用于電影特技和魔術(shù)表演。例題：對(duì)SO2與CO2說(shuō)法正確的是()

A．都是直線形結(jié)構(gòu)

B．中心原子都采取sp雜化軌道

C．S原子和C原子上都沒(méi)有孤對(duì)電子

D．SO2為V形結(jié)構(gòu)，CO2為直線形結(jié)構(gòu)D例題：下列各種說(shuō)法中錯(cuò)誤的是（）A、形成配位鍵的條件是一方有空軌道一方有孤對(duì)電子。B、配位鍵是一種特殊的共價(jià)鍵。C、配位化合物中的配體可以是分子也可以是陰離子。D、共價(jià)鍵的形成條件是成鍵原子必須有未成對(duì)電子。D例題：寫(xiě)出下列分子的路易斯結(jié)構(gòu)式(是用短線表示鍵合電子,小黑點(diǎn)表示未鍵合的價(jià)電子的結(jié)構(gòu)式)并指出中心原子可能采用的雜化軌道類型，并預(yù)測(cè)分子的幾何構(gòu)型。(1)PCI3(2)BCl3(3)CS2(4)C12O(1)PCI3：SP3

三角錐形..PCICI解析：............CI......CI....(2)BCl3

：SP2平面三角形BCI........Cl......(3)CS2：SP直線形C=S=S........(4)C12O：SP3V形O....Cl......CI......指出下列分子中化學(xué)鍵類型,并標(biāo)出各元素原子的化合價(jià)H2、HCl、P4、CO2、H2O、CH40+-0+4-2+-2-4+H2、HCl、P4、CO2、H2O、CH4非極性分子包括：一、稀有氣體和全部是非極性鍵的單質(zhì)分子二、含有極性鍵但分子結(jié)構(gòu)對(duì)稱的多原子分子極性分子包括：含有極性鍵且分子結(jié)構(gòu)不對(duì)稱經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：對(duì)稱結(jié)構(gòu)多為中心原子價(jià)層電子對(duì)全為成鍵電子對(duì)無(wú)孤對(duì)電子對(duì)且中心原子周圍為相同原子的分子典型對(duì)稱構(gòu)型和分子直線形CO2、CS2、BeCl2、C2H2

正三角形BF3、SO3、C2H4

正四面體形CH4、CCl4分子的極性與鍵的極性的關(guān)系：

分子共價(jià)鍵的極性分子中正負(fù)電荷中心分子的極性舉例

H2、N2、O2、P4、C60非極性分子重合非極性鍵同核原子分子異核雙原子分子異核多原子分子極性鍵分子中各鍵向量和為零分子中各鍵向量和不為零重合不重合不重合非極性分子極性分子極性分子CO、HClCO2、CH4HCN、H2O、NH3、CH3Cl(1)范德華力大小

結(jié)論：1、范德華力很弱，約比化學(xué)鍵能小1-2數(shù)量級(jí)；2、分子結(jié)構(gòu)相似，相對(duì)分子質(zhì)量越大，范德華力越大；分子HCl

HBr

HI范德華力(kJ/mol)21.1423.1126.00共價(jià)鍵鍵能(kJ/mol)431.8366298.7問(wèn)題1、范德華力與化學(xué)鍵的相對(duì)大??？問(wèn)題2、HCl、HBr、HI分子在結(jié)構(gòu)上有何相似處？不同？范德華力與此有何關(guān)系？單質(zhì)相對(duì)分子質(zhì)量熔點(diǎn)/℃沸點(diǎn)/℃F238-219.6-188.1Cl271-101.0-34.6Br2160-7.258.8I2254113.5184.4結(jié)論：范德華力越大，分子的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越高(3)范德華力與分子的極性的關(guān)系分子相對(duì)分子質(zhì)量分子的極性熔點(diǎn)/℃沸點(diǎn)/℃CO28極性-205.05-191.49N228非極性-210.00-195.81結(jié)論：相對(duì)分子質(zhì)量相同或相近時(shí)，分子的極性越大，范德華力越大范德華力關(guān)系大高小低例2：下列敘述正確的是：A．氧氣的沸點(diǎn)低于氮?dú)獾姆悬c(diǎn)B、稀有氣體原子序數(shù)越大沸點(diǎn)越高C、分子間作用力越弱分子晶體的熔點(diǎn)越低D、同周期元素的原子半徑越小越易失去電子(BC）1、氫鍵：除范德華力外的另一種分子間作用力，它是由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力.(不屬于化學(xué)鍵)一般表示為

X—H------Y。

X、Y:F、O、NCOHHHHCOHHHH2、氫鍵鍵能大?。?/p>

F—H---FO—H---ON—H---N氫鍵鍵能(kJ/mol)28.118.820.9共價(jià)鍵鍵能(kJ/mol)568462.8390.8結(jié)論：氫鍵介于范德華力和化學(xué)鍵之間,是一種較弱的作用力3、氫鍵的類型：分子內(nèi)氫鍵分子間氫鍵（屬于分子間作用力）（不屬于分子間作用力）思考題：為什么冰的密度比液態(tài)水小?練習(xí)：（04廣東）下列關(guān)于氫鍵的說(shuō)法中正確的是()A、每個(gè)水分子內(nèi)含有兩個(gè)氫鍵B、在所有的水蒸氣、水、冰中都含有氫鍵C、分子間能形成氫鍵，使物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高D、HF穩(wěn)定性很強(qiáng)，是因?yàn)槠浞肿娱g能形成氫鍵

C

定義范德華力氫鍵共價(jià)鍵作用微粒分子間普遍存在的作用力已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力原子之間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵相鄰原子之間分子間或分子內(nèi)氫原子與電負(fù)性很強(qiáng)的F、O、N之間分子之間強(qiáng)弱弱較強(qiáng)很強(qiáng)對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響范德華力越大，物質(zhì)熔沸點(diǎn)越高對(duì)某些物質(zhì)(如水、氨氣)的溶解性、熔沸點(diǎn)都產(chǎn)生影響物質(zhì)的穩(wěn)定性四、溶解性1．影響物質(zhì)溶解性的因素⑴影響固體溶解度的主要因素是___________。⑵影響氣體溶解度的主要因素是_________和_________。2．相似相溶規(guī)律：_____________________________________________________________。⑴如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越_______。相反，無(wú)氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較_______。⑵“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的_________。⑶如果溶質(zhì)與水發(fā)生化學(xué)反應(yīng)可_________其溶解度。溫度溫度壓強(qiáng)非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。好小相似性增大思考與交流1．比較NH3和CH4在水中的溶解度。怎樣用相似相溶規(guī)律理解它們的溶解度不同？2．為什么在日常生活中用有機(jī)溶劑(如乙酸乙酯)溶解油漆而不用水？3．怎樣理解汽油在水中的溶解度很??？4．怎樣理解低碳醇與水互溶，而高碳醇在水中的溶解度卻很??？練習(xí)根據(jù)物質(zhì)的溶解性“相似相溶”的一般規(guī)律，說(shuō)明溴、碘單質(zhì)在四氯化碳中比在水中溶解度大，下列說(shuō)法正確的是()A．溴、碘單質(zhì)和四氯化碳中都含有鹵素B．溴、碘是單質(zhì)，四氯化碳是化合物C．Br2、I2是非極性分子，CCl4也是非極性分子，而水是極性分子D．以上說(shuō)法都不對(duì)

C左手和右手不能重疊左右手互為鏡像五、手性1．具有完全相同的

和

的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體(又稱對(duì)映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體)。含有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。2．判斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳原子是否連有

個(gè)不同的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。組成原子排列四1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

練習(xí)：CH2—OHCH2—OHOH1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

練習(xí)：CH2—OHCH2—OHOH六、無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性1．對(duì)于同一種元素的含氧酸來(lái)說(shuō)，該元素的化合價(jià)越高，其含氧酸的酸性越

。原因：無(wú)機(jī)含氧酸可以寫(xiě)成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性

，導(dǎo)致R—O—H中的O的電子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越

電離出H+，即酸性越

。2．含氧酸的強(qiáng)度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基氧的個(gè)數(shù)增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越

。強(qiáng)越高容易強(qiáng)強(qiáng)六、無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性3．同主族元素或同周期元素最高價(jià)含氧酸的酸性比較，根據(jù)非金屬性強(qiáng)弱去比較。⑴同一主族，自上而下，非金屬元素最高價(jià)含氧酸酸性逐漸

；⑵同一周期，從左向右，非金屬元素最高價(jià)含氧酸酸性逐漸

。

減弱增強(qiáng)練習(xí)：1．已知含氧酸可用通式XOm(OH)n來(lái)表示，如X是S，則m=2，n=2，則這個(gè)式子就表示H2SO4。一般而言，該式中m大的是強(qiáng)酸，m小的是弱酸。下列各含氧酸中酸性最強(qiáng)的是()A．HClO4

B．H2SeO3

C．H3BO3D．H3PO4

晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)復(fù)習(xí)知識(shí)網(wǎng)絡(luò)固體非晶體晶體1、晶體的定義2、晶體的性質(zhì)3、晶體的分類4、得到晶體的途徑分子晶體原子晶體金屬晶體離子晶體本質(zhì)差異有無(wú)自范性(1)晶體自范性的本質(zhì):是晶體中粒子在微觀空間里呈現(xiàn)周期性的有序排列的宏觀表象.(2)晶體自范性的條件之一:生長(zhǎng)速率適當(dāng).自范性微觀結(jié)構(gòu)晶體有(能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形)粒子在三維空間里呈周期性有序排列非晶體沒(méi)有(不能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形)粒子排列相對(duì)無(wú)序一、晶體與非晶體1.晶體與非晶體的區(qū)別2.晶體形成的途徑熔融態(tài)物質(zhì)凝固.氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華).溶質(zhì)從溶液中析出.3.晶體的特性有規(guī)則的幾何外形有固定的熔沸點(diǎn)（合金除外）物理性質(zhì)(強(qiáng)度、導(dǎo)熱性、光學(xué)性質(zhì)等）各向異性二.晶胞1.定義:晶體中重復(fù)出現(xiàn)的最基本的結(jié)構(gòu)單元體心立方簡(jiǎn)單立方面心立方三種典型立方晶體結(jié)構(gòu)立方晶胞體心：1面心：1/2棱邊：1/4頂點(diǎn)：1/82、立方晶體中晶胞對(duì)質(zhì)點(diǎn)的占有率1、如圖所示，晶體硼的基本結(jié)構(gòu)單元都是由硼原子組成的正二十面體的原子晶體，其中含有20個(gè)等邊三角形和一定數(shù)目的頂角，每個(gè)頂角上各有一個(gè)原子，觀察圖形回答：這個(gè)基本單元由

個(gè)硼原子組成，鍵角是

，共含有

個(gè)B—B鍵。1260o30練習(xí)2、最近發(fā)現(xiàn)一種有鈦原子和碳原子構(gòu)成的氣態(tài)團(tuán)簇分子，結(jié)構(gòu)如圖所示，頂角和面心的原子是鈦原子，棱的中心和體心的原子是碳原子，它的化學(xué)式為_(kāi)_____

Ti14C13練習(xí)三.四種晶體的比較晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體晶體粒子陰、陽(yáng)離子原子分子金屬陽(yáng)離子、自由電子粒子間作用力離子鍵共價(jià)鍵分子間作用力金屬鍵熔沸點(diǎn)硬度較高較硬很高很硬較低一般較軟一般較高，少部分低,一般較硬，少部分軟溶解性易溶于水，難溶于有機(jī)溶劑難溶解相似相溶難溶導(dǎo)電情況固體不導(dǎo)電，熔化或溶于水后導(dǎo)電不導(dǎo)電（除硅）一般不導(dǎo)電良導(dǎo)體離子晶體原子晶體分子晶體1.金屬氧化物（K2O、Na2O2）

2.強(qiáng)堿（NaOH、KOH、Ba(OH

)23.絕大多數(shù)的鹽類1.金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼2.SiC

、SiO2晶體、BN晶體1.大多數(shù)非金屬單質(zhì):X2,O2,H2,S8,P4,C60

（除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外）2.氣態(tài)氫化物:H2O,NH3,CH4,HX3.非金屬氧化物:CO2,SO2,NO2（除SiO2外）3.酸:H2SO4,HNO34.大多數(shù)有機(jī)物:乙醇，蔗糖（除有機(jī)鹽）晶體熔沸點(diǎn)高低的判斷⑴不同晶體類型的熔沸點(diǎn)比較

一般：原子晶體>離子晶體>分子晶體（有例外）⑵同種晶體類型物質(zhì)的熔沸點(diǎn)比較

①離子晶體：陰、陽(yáng)離子電荷數(shù)越大，半徑越小熔沸點(diǎn)越高②原子晶體：原子半徑越小→鍵長(zhǎng)越短→鍵能越大熔沸點(diǎn)越高③分子晶體：相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子的極性越大熔沸點(diǎn)越高組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體④金屬晶體：金屬陽(yáng)離子電荷數(shù)越高，半徑越小熔沸點(diǎn)越高3、將下列各組物質(zhì)按熔沸點(diǎn)由高到低的順序排列：1、CaCl2、H2O、KCl

、晶體硅2、SiC

、晶體硅、金剛石3、CH4

、CCl4

、CBr4、CF44、CaCl2

、NH4Cl、KCl

、NaCl5、Na、Al、Ar

、Hg6