物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(選修3)

1、專題 13 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（選修3）一、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1. 電子在原子軌道上的填充順序 軌道原理1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p2 .當(dāng)能量相同的原子軌道在全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）和全空（p°、d°、f°）體系的能量最 低 ， 這 一 點(diǎn) 違 反 了 洪 德 規(guī) 則 ， 如 Cr 的 電 子 排 布 式 為 1s22s22p63s23p63d54s1 ， Cu 的 電 子 排 布 式 為 1s22s22p63s23p63d104s13 .第一電離能的遞

2、變規(guī)律同元素：Ii < I2 < I3同一周期，從左-右，元素的第一電離能整體上雖呈現(xiàn)遞增趨勢，但第n a族和第V a族比同周期相鄰元素的Ii都高。同一主族，從上而下，元素第一電離能逐漸減小。4 .元素電負(fù)性的遞變規(guī)律除稀有氣體外，同一周期元素，從左-右，元素的電負(fù)性遞增同主族元素，元素的電負(fù)性遞減。5 .電離能的運(yùn)用 判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱，Ii越大，元素的非金屬性越強(qiáng)； Ii越小，元素的金屬性越強(qiáng)。 根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中蝗化合價。如 k: Ii « I2 < I3,表明k原子易失去 i 個電子形成+i 價。6 .電負(fù)性的運(yùn)用判斷元素的金屬性

3、與非金屬性的相對強(qiáng)弱，金屬的電負(fù)性一般小于i.8,電負(fù)值越小，金屬越活潑；非金屬的電負(fù)性一般大于i.8,電負(fù)值越大，非金屬越活潑。判斷元素在化合物中的價態(tài)：電負(fù)性大的易呈現(xiàn)負(fù)價，電負(fù)性小的易呈現(xiàn)正價。判斷化學(xué)鍵類型：電負(fù)性差值大于i.7形成的化學(xué)鍵主要是離子鍵；電負(fù)性差值小于i.7形成的化學(xué)鍵主要是共價鍵解釋付角線規(guī)則：某些主族元素與其右下方的主族元素的性質(zhì)相似（原因是電負(fù)性相近）7 .元素周期表的分區(qū)與原子的價電子排布的關(guān)系沖.2s 區(qū)nsp 區(qū)ns2npi 6d 區(qū)（n-i）di 9nsi 2ds（n-i）di0nsi 2f 區(qū)（n-2）f0 i4 （n-i）d02ns2、分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1

4、 .共價鍵的特征飽和性 方向性2 .共價鍵的分類單鍵、雙鍵、三鍵極性鍵、非極性鍵(T鍵、兀鍵3 .鍵長、鍵能決定了分子的穩(wěn)定性；鍵長、鍵角決定分子的空間構(gòu)型。4 .等電子原理：等電子體具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)相近。5 .雜化軌道理論預(yù)測分子的立體構(gòu)型雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間夾角立體構(gòu)型SP221800直線型SP231200平囿二角形SP34109028'四面體形6.價層電子對互斥模型電子對數(shù)成鍵電子對數(shù)孤電子對數(shù)價層電子對立體構(gòu)型分子的立體構(gòu)型220直線形直線形330三角形三角形421V形40止四面體31四面體三角錐22V形7 .范德華力很弱，其主要特征有廣泛存在于分子之間

5、只有分子間充分接近時才有分子間的相互作用力；主要影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解度等物理性質(zhì)。8 .氫鍵不是化學(xué)鍵，其強(qiáng)弱介于范德華力和化學(xué)鍵之間。9 .通常用X HY表示氫鍵，其中X-H表示H與X以共價鍵相結(jié)合，用？ ？表示，用“'表示形成的氫鍵。10 .氫鍵可分為分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵。11 .能形成氫鍵的元素為 N、O、F,分子中氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，在水中的溶解度增大12 .用元素的含氧酸而言， 該元素的化合價越高， 其含氧酸的酸性越強(qiáng)， 如HNO 3 > HNO 2 > HC1O 4 > HClO 3 >HClO 2 > HClO13 .配

6、位化合物的形成條件配體有孤電子對中心離子有空軌道14 .在配合物中，中心離子與配體的配位原子間以配位鍵相結(jié)合，配合物的內(nèi)界與外界之間以離子鍵相結(jié)合。15 .在水溶液中，配合物易電離出外界離子，而配離子難電離；配合物中配位鍵越強(qiáng)，配合物越穩(wěn)定。三、晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1.原子晶體概念：原子間以共價鍵相結(jié)合的晶體構(gòu)成晶體微粒：原子微粒間作用力：共價鍵物性：高熔點(diǎn)、高硬度、高沸點(diǎn)2典例：金剛石、晶體硅、二氧化硅金剛石1'每個C與相鄰C以共價鍵連接，形成正四面體T21鍵角為109'28'3最小碳環(huán)由6個C組成，且6個C原子不再同一平面內(nèi)4,每個C參與4條C-C鍵形成，C原子數(shù)量與C

7、-C鍵之比為1 : 2二氧化硅11每個Si與4個。相結(jié)合，Si原子在正四面體中心12'鍵角 109'28'L3'每個正四面體有1個Si,4個？ O原子，故Si、O原子個數(shù)比為1 : 24'最小環(huán)有12個原子，即6個Si, 6個O3.分子晶體概念：分子間以分子間作用力相結(jié)合而形成的晶體構(gòu)成晶體微粒：分子微粒間作用力：分子間作用力物性：熔沸點(diǎn)低、硬度小4典例： 大多數(shù)非金屬單質(zhì)、非金屬氧化物、所有非金屬氫化物、絕大多數(shù)有機(jī)物干冰 T 1'每個CO2分子周圍等距離且緊鄰的CO2有12個2'每8個CO2構(gòu)成立方體，且在 6個面心又各占據(jù)1個CO2

8、5 .金屬晶體概念：原子之間以金屬鍵相結(jié)合而形成的單質(zhì)晶體構(gòu)成晶體微粒：金屬陽離子、自由電子微粒間作用力：金屬鍵物性：熔沸點(diǎn)有的高，有的低，硬度有的高，有的低6典例簡單立方堆積(Po)空間利用率為52%,配位數(shù)為6。體心立方堆積(鉀型、A2型)空間禾J用率為 68%,配位數(shù)為8。面心立方堆積(銅型、A1型)空間用J用率為 74%,配位數(shù)為12。立方最密堆積(鎂型、A3型)空間用J用率為 74%,配位數(shù)為12。7 .離子晶體概念：通過離子鍵相結(jié)合而形成的晶體構(gòu)成晶體微粒：陰陽離子微粒間作用力：離子鍵物性：熔沸點(diǎn)高，硬而脆8 .典例：CsCl型 1 '每個晶胞中含1個Cs+、1個Cl-L2

9、'每個Cs+周圍等距離且緊鄰的 C有8個；每個Cs+ (Cl-)周圍等距 離且緊鄰的Cs+ (Cl-)有6個NaCl型1'每個晶胞中含 4個Na+、4個Cl-2'每個Na+周圍等距離緊鄰的 Na+有12個；每4個Na+ (Cl-)周圍等距 離且緊鄰的Cl- (Na+)有6個CaF2型11'與每個Ca2+等距離緊鄰的F-有8個，每個F-等距離緊鄰的Ca2+有4個12'與每個Ca2+等距離緊鄰的Ca2+有12個，與每個F-等距離緊鄰的F-有6 個四物質(zhì)熔沸點(diǎn)高低的比較1. 不同類型的物質(zhì)熔沸點(diǎn)高低順序一般是原子晶體> 離子晶體> 金屬晶體>

10、 分子晶體2 .原子晶體原子半徑越小 -鍵長越短-鍵能越大-熔沸點(diǎn)越高如：金剛石> 碳化硅 > 硅3 .離子晶體衡量離子晶體的穩(wěn)定性是晶格能；晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定，熔點(diǎn)越高，硬度越大。一般地說，離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間作用力越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高。如：熔點(diǎn)： MgO > MgCl 2 >Nacl>CsCl4 .金屬晶體金屬晶體中離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，金屬鍵越強(qiáng)，金屬的熔沸點(diǎn)越高。如沸點(diǎn)：Al>Mg>Na5 .分子晶體分子間作用力越大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高；能形成氫鍵的分子晶體使熔沸點(diǎn)反常。如：H2O>H2Te>