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新人教 選擇性必修2
物質結構與性質
目錄
第一章 原子結構與性質 2
第一節 原子結構 2
第二節 原子結構與元素的性質 7
第二章 分子結構與性質 11
第一節 共價鍵 11
第二節 分子的空間結構 15
第三節 分子結構與物質的性質 19
第三章 晶體結構與性質 24
第一節 物質的聚集狀態與晶體的常識 24
第二節 分子晶體和共價晶體 27
第三節 金屬晶體與離子晶體 29
第四節 配合物和超分子 35
第一章 原子結構與性質
第一節 原子結構
原子模型的衍變模型表
代表（年代） 道爾頓（1803） 湯姆生（1904） 盧瑟福（1911） 波爾（1913） 海森伯（1926）
依據 元素化合時的質量比例關系 發現電子 α粒子散射 氫原子光譜 近代科學實驗
內容 原子是不可再分的實心小球 原子是一個球體，正電核均勻分布在整個球內，而電子像棗核一樣鑲嵌在原子里面 原子核帶正電居中，電子帶負電，原子的質量幾乎全部集中在原子核，電子在原子核外繞核作軌道運動 核外電子分層排布模型 量子力學原子結構模型， 微觀粒子具有波粒二象性
模型 實心球原子模型 “葡萄干布丁”模型或“棗糕”模型 核式模型 行星軌道式原子模型 電子云模型
存在問題 不能解釋電子的存在 不能解釋a粒子散射的現象 不能解釋氫原子光譜
一、能層與能級
1.能層：原子核外電子是分層排布的，核外電子按能量不同分為能層。電子的能層由內向外排序，通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高，E(K) ＜E(L) ＜E(M) ＜E(N) ＜E(O) ＜E(P) ＜E(Q)。
能層 一 二 三 四 五 六 七
符號 K L M N O P Q
最多電子數 2 8 18 32 50 72 98
2.能級：在多電子原子中，同一層的電子，被分成不同能級，能量也可能不同，把它們分成能級s、p、d、f，能量由低到高依次為E(s) ＜E(p) ＜E(d) ＜E(f)。能級的符號和所能容納的最多電子如下：
能層 一 二 三 四 五
符號 K L M N O
能級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p ……
最多電子數 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 ……
3.能量規律
（1）在同一個原子中，離核越近能層能量越低。
（2）同一能層中，各能級能量不同。
二、電子云與原子軌道
1.電子云：描述了電子在原子核外出現的概率密度分布，是核外電子運動狀態的形象化描述。
2.原子軌道：不同能級上的電子出現概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱為原子軌道。
不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖
能層 能級 原子軌道數 原子軌道名稱 電子云輪廓圖的形狀與取向
形狀 取向
K 1s 1 1s 球形 \
L 2s 1 2s 球形 \
2p 3 2px、2py、2pz 啞鈴型 相互垂直
M 3s 1 3s 球形 \
3p 3 3px、3py、3pz 啞鈴型 相互垂直
3d 5 …… …… ……
N 4s 1 3s 球形 \
4p 3 4px、4py、4pz 啞鈴型 相互垂直
4d 5 …… …… ……
4f 7 …… …… ……
…… …… …… …… …… ……
三、構造原理與泡利原理、洪特規則、能量最低原理
1.概念：以光譜學事實為基礎，從氫開始，隨著核電荷數遞增，新增電子填入能級的順序叫做構造原理。原子核外電子排布時先占有能量較低的軌道，然后依次進入能量較高的軌道使整個原子處于能量最低的狀態。
根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2 ；最外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數第三層不超過32個電子。
2.電子排布軌道式與泡利原理、洪特規則、能量最低原理
電子排布軌道式：又稱為電子排布圖，是表示電子排布的一種圖示，如氧原子的軌道表示式如下：
（1）電子自旋與泡利原理
電子除空間運動狀態外，還有一種狀態叫做自旋。電子自旋在空間有順時針和逆時針兩種取向，簡稱自旋相反。
泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納兩個電子，且它們的自旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利原理。
（2）洪特規則
基態原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行，叫稱為洪特規則。
比如，p的軌道式為 或 ，而不是 。
（3）能量最低原理
在構建基態原子時，電子將盡可能地占據能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低，這就是能量最低原理。能量最低原理表述的是“整個原子處于能量最低狀態”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規則都使“整個原子處于能量最低狀態”。洪特通過分析光譜實驗的結果指出：能量相同的原子軌道處于全空（如d0） 、半充滿（如d5）或全充滿（如d10）狀態時，整個原子的能量較低?？傊鶓B原子的核外電子排布遵循泡利原理、洪特規則和能量最低原理。
四、基態與激發態、原子光譜
1.基態與激發態
（1）基態：處于最低能量狀態的原子叫做基態原子。
（2）激發態：基態原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變為激發態原子。
2.電子從較高能量的激發態躍遷到較低能量的激發態乃至基態時，將釋放能量。光（輻射）是電子躍遷釋放能量的重要形式之一。
3.原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收（基態→激發態）和放出（激發態→較低激發態或基態）不同的能量（主要是光能），產生不同的光譜—原子光譜（吸收光譜和發射光譜）。
光譜分析：利用原子光譜上的特征譜線鑒定元素。
第二節 原子結構與元素的性質
一、原子結構與元素周期表
1.元素周期律、元素周期系和元素周期表
按相對原子質量從小到大的順序將元素排列起來，得到一個元素序列，并從最輕的元素氫開始進行編號，稱為原子序數，這個序列中的元素性質隨著原子核電荷數遞增發生周期性的重復，這一規律是元素周期律。
元素按其原子核電荷數遞增排列的序列稱為元素周期系，元素周期表是呈現元素周期系的表格。
2.構造原理與元素周期表
元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。
（1）原子的電子層構型和周期的劃分
周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性逐漸增強。
（2）原子的電子構型和族的劃分
族是指價電子數相同（外圍電子排布相同），按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第Ⅷ族除外）。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
（3）原子的電子構型和元素的分區
按電子排布可把周期表里的元素劃分成 5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。
①分區
②各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點
分區 元素分布 外圍電子排布 元素性質特點
s區 ⅠA，ⅡA族及氦元素 ns1～2 除氫、氦外都是活潑金屬元素；通常是最外層電子參與反應
p區 ⅡA～ⅦA族、0族（除氦外） ns2np1～6 通常是最外層電子參與反應
d區 ⅢB～ⅦB族、Ⅷ族（除鑭系、錒系外） （n-1）d1～9ns1～2 d軌道可以不同程度的參與化學鍵的形成
ds區 ⅠB、ⅡB族 （n-1）d10ns1～2 金屬元素
f區 鑭系、錒系 （n-2）f0～14 （n-1）d0～2ns1～2 鑭系元素化學性質相近；錒系元素化學性質相近
③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。
二、元素周期律
1.原子半徑
（1）影響因素——能層數與核電荷數
能層數：能層數越多，原子半徑越大。
核電荷數：能層數相同，核電荷數越大，原子半徑越小。
（2）變化規律
元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減??；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。
2.電離能
（1）第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。
（2）規律
①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。
②同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。
③同種原子：逐級電離能遞增。
3.電負性
原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。
（1）含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。
（2）標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。
金屬元素的電負性一般小于1.8；
非金屬元素的電負性一般大于1.8；
位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。
電負性大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的依據。
（3）變化規律
在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大；
同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。
對角線規則
對角線規則指的是在元素周期表中處于對角線位置的元素的性質具有相似性。一般指鋰與鎂，鈹與鋁，硼與碳。
總結：原子結構與元素性質的遞變規律
內容 同周期（左右） 同主族（上下）
原子結構 核電荷數 逐漸增大 增大
能層（電子層）數 相同 增多
最外層電子數 遞增 相同
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
元素性質 第一電離能 呈增大趨勢（注意反常點：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族） 逐漸減小
電負性 逐漸增大 逐漸減小
元素的金屬性 逐漸減弱 逐漸增強
元素的非金屬性 非金屬性逐漸增強 非金屬性逐漸減弱
第二章 分子結構與性質
第一節 共價鍵
一、共價鍵
（一）定義：原子間通過共用電子對形成的相互作用。
（二）共價鍵的種類
1.根據軌道的重疊方式
（1）σ鍵：（以“頭碰頭”重疊形式）
①特征：以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉操作，共價鍵電子云的圖形不變，這種特征稱為軸對稱。
a.H2分子里的σ鍵是由兩個s電子重疊形成的，可稱為s-sσ鍵。
1s1 相互靠攏 1s1 電子云相互重疊 形成H2分子的共價鍵（H-H）
b.HCl分子里的σ鍵是由H的一個s電子和Cl的一個p電子重疊形成的，可稱為s-pσ鍵。
未成對電子的電子云相互靠攏 電子云相互重疊 形成的共價單鍵的電子云圖像
c.Cl2分子里的σ鍵是由Cl的兩個p電子重疊形成的，可稱為p-pσ鍵。
未成對電子的電子云相互靠攏 電子云相互重疊 形成的共價單鍵的電子云圖像
②種類：s-sσ鍵， s-p σ鍵， p-p σ鍵。
（2）π鍵（以“肩并肩”重疊形式）
①特征：每個π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。
p-p π鍵的形成：
兩個原子相互接近 電子云重疊 π鍵的電子云
由此可見，共價鍵還具有方向性。
2.根據電子對的偏移情況
（1）非極性鍵 （2）極性鍵
常見含非極性鍵的物質：H2 Cl2 O2 N2等
共價鍵兩端的原子電負性相等，則共價鍵是非極性共價鍵；否則電子偏向電負性大的原子則為極性共價鍵。
（三）特征：飽和性和方向性
一個原子的一個未成對電子與其他原子的未成對電子配對后，就不能再與其它電子配對，即每個原子能形成的共價鍵總數是一定的，這就是共價鍵的飽和性。
除s軌道是球形的以外，其它原子軌道都有其固定的延展方向，所以共價鍵在形成時，軌道重疊也有固定的方向，共價鍵也有它的方向性，共價鍵的方向決定著分子的構型。
（四）σ鍵和π鍵
σ鍵 π鍵
成鍵方向 沿鍵軸方向“頭碰頭” 平行或“肩并肩”
電子云形狀 軸對稱 鏡像對稱
牢固程度 強度大，不易斷裂 強度小，易斷裂
成鍵判斷規律 單鍵是σ鍵； 雙鍵有一個是σ鍵，另一個是π鍵； 三鍵中一個是σ鍵，另兩個為π鍵。
二、鍵參數-鍵能、鍵長與鍵角
1.鍵能
（1）概念：氣態基態分子中1 mol化學鍵解離成氣態原子所吸收的能量。
（2）單位：kJ／mol，取正值。
（3）意義：共價鍵的強弱可用鍵能來衡量。鍵能越大，形成化學鍵放出的能量越大，化學鍵越穩定，越不容易被打斷。鍵能可用于估算化學反應的熱效應。
2.鍵長
（1）概念：構成化學鍵的兩個原子間的核間距。（相同原子的共價鍵鍵長的一半稱為共價半徑），分子中的原子始終處于不斷振動之中，鍵長只是震動著的原子處于平衡位置時的核間距。
（2）單位：1pm（1pm＝10-12m）
（3）意義：鍵長越短，往往鍵能越大，共價鍵越牢固，形成的物質越穩定。
鍵能、鍵長都可以用來衡量共價鍵的穩定性。
3.鍵角：多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角，是描述分子立體結構的重要參數。
例如：CO2；結構為Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，鍵角為180°，為直線形分子；
4. 鍵參數
第二節 分子的空間結構
一、分子結構的測定
1.紅外光譜工作原理
（1）原理：紅外線透過分子時，分子會吸收跟它的某些化學鍵的振動頻率相同的紅外線，再記錄到譜圖上呈現吸收峰。通過和已有譜圖庫比對，或通過量子化學計算，可以得知分子中含有何種化學鍵或官能團的信息。
（2）紅外光譜儀原理示意圖：
2.光譜的應用
（1）紅外光譜可以分析出化學鍵和官能團的信息。
（2）質譜法用于測定分子的相對分子質量。
二、多樣的分子空間結構
分子類型 化學式 空間結構 結構式 鍵角 空間填充模型 球棍模型
三原子 分子 CO2 直線形 O==C==O 180°
H2O V形 105°
四原子 分子 CH2O 平面三角形 120°
NH3 三角錐形 107°
五原子 分子 CH4 四面體形 109°28′
三、價層電子對互斥模型
1．價層電子對互斥理論（VSEPR）
分子的空間結構是中心原子周圍的“價層電子對”相互排斥的結果。
2．中心原子上價層電子對的計算
（1）價層電子對：中心原子與結合原子間的σ鍵電子對和中心原子上的孤電子對。
（2）計算
①σ鍵電子對的計算：由分子式確定，即中心原子形成幾個σ鍵，就有幾對σ鍵電子對。如H2O分子中，O有2對σ鍵電子對，NH3分子中，N有3對σ鍵電子對。
②中心原子上的孤電子對的計算：中心原子上的孤電子對數＝(a－xb)
a．a表示中心原子的價電子數。
對于主族元素：a＝原子的最外層電子數。
對于陽離子：a＝中心原子的價電子數－離子的電荷數。
對于陰離子：a＝中心原子的價電子數＋離子的電荷數(絕對值)。
b．x表示與中心原子結合的原子數。
c．b表示與中心原子結合的原子最多能接受的電子數（氫為1，其他原子＝8－該原子的價電子數，氧和氧族元素中的S、Se等均為2，鹵族元素均為1；等等）。
例：幾種分子或離子的中心原子上的孤對電子數
分子或離子 中心原子 a x b 中心原子上的孤電子對數
SO2 S 6 2 2 1
NH4+ N 5-1=4 4 1 0
CO32- C 4+2=6 3 2 0
（3）VSEPR模型與分子或離子的空間結構
σ鍵電子對數＋孤電子對數＝價層電子對數VSEPR模型分子或離子的空間結構。
分子或離子 孤電子對數 價層電子對數 VSEPR 模型名稱 分子或離子 的空間結構名稱
CO2 0 2 直線形 直線形
SO2 1 3 平面三角形 V形
CO32- 0 3 平面三角形 平面三角形
H2O 2 4 四面體形 V形
NH3 1 4 四面體形 三角錐形
CH4 0 4 正四面體形 正四面體形
四、雜化軌道理論簡介
1.軌道的雜化
在外界條件影響下，原子內部能量相近的原子軌道發生混雜，重新組合成一組新的軌道的過程。
原子軌道雜化后形成的一組新的原子軌道，叫做原子雜化軌道，簡稱雜化軌道。
2.雜化軌道理論的基本要點：
①發生軌道雜化的原子一定是中心原子；
②原子軌道的雜化只有在形成分子的過程中才會發生，孤立的原子是不可能發生軌道雜化的；
③只有能量相近的原子軌道才能參與雜化；
④雜化前后原子軌道數目不變；雜化軌道只應用于形成σ鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。
⑤雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道；
⑥雜化軌道總數=中心原子上的孤對電子數+中心原子結合的原子數。
3.雜化軌道的類型
①sp雜化
②sp2雜化
③sp3雜化
4.s、p雜化軌道和簡單分子幾何構型的關系
雜化類型 sp sp2 sp3 sp3不等性雜化
軌道夾角 180 o 120 o 109o28′
中心原子位置 ⅡA，ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
中心原子孤對電子數 0 0 0 1 2
分子幾何構型 直線形 三角形 正四面體 三角錐形 V字形
實例 BeCl2、HgCl2 BF3 CH4、SiCl4 NH3、PH3 H2O、H2S
5.中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個叁鍵，則其中有2個π鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個π鍵，形成的是sp2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp3雜化。
6.分子空間構型、中心原子雜化類型和分子極性的關系
分子（離子） 中心原子價電子對 雜化類型 VSEPR模型 分子空間構型 鍵角 分子極性
CO2 2 sp 直線 直線形 180 o 非
SO2 3 sp2 平面三角 V字形 119o 極
H2O、OF2 4 sp3 平面三角 V字形 H2O（105°） 極
HCN 2 sp 直線 直線形 180 o 極
NH3 4 sp3 正四面體 三角錐形 107 o18′ 極
BF3、SO3 3 sp2 平面三角 平面三角形 120 o 非
H3O+ 4 sp3 正四面體 三角錐形 107 o18′ ——
CH4、CCl4 4 sp3 正四面體 正四面體形 109o28′ 非
NH4+ 4 sp3 正四面體 正四面體形 109o28′ 非
HCHO、COCl2 3 sp2 平面三角 平面三角形 —— 極
第三節 分子結構與物質的性質
一、共價鍵的極性
1.鍵的極性和分子的極性
（1）共價鍵有極性共價鍵和非極性共價鍵。
極性鍵：電子對會偏移的共價鍵是極性鍵。極性鍵中的兩個鍵合原子，一個呈正電性（δ+），另一個呈負電性（δ-）。
非極性鍵：電子對不發生偏移的共價鍵是非極性鍵。
（2）分子的極性
極性分子：正電中心和負電中心不重合，使分子某一個部分呈正電性(δ＋)，另一部分呈負電性(δ－)。整個分子電荷分布不對稱。
非極性分子：正負電荷中心重合。
從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。
（3）共價鍵的極性和分子極性的關系：
兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。
非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2Ｏ2等。
（4）分子極性的判斷方法
①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。
②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等；
若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。
③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。
④若分子結構呈幾何空間對稱，則為非極性分子。
2.鍵的極性對化學性質的影響：鍵的極性對物質的化學性質有重要影響。
3.無機含氧酸分子的酸性
（1）含氧酸的結構：在含氧酸中，氫離子是和酸根上的氧原子相連的。
（2）無機含氧酸分子酸性的比較
①不同種元素的含氧酸：最高價含氧酸，非金屬性越強，酸性越強。
②結構相似的含氧酸：中心原子吸引電子的能力(氧化性)越強，其相應酸的酸性越強。
③同種元素的不同價態的含氧酸：元素化合價越高，酸的酸性越強。
二、分子間的作用力
1.范德華力及其對物質性質的影響
（1）概念：降溫加壓時氣體會液化，降溫時液體會凝固，這些事實表明，分子間存在著相互作用力，范德華把這類分子間作用力稱為范德華力。
（2）特征：①存在于分子間；②范德華力很弱，約比化學鍵的鍵能小1～2個數量級；
2.影響因素
（1）組成和結構相似的物質，相對分子質量(M)越大范德華力就越大。
（2）相對分子質量相同(近)時，一般來說分子的極性越大范德華力就越大。
3.范德華力對物質性質的影響
范德華力主要影響物質的物理性質(熔點、沸點、溶解度等)，范德華力越大熔點沸點越高。一般來說，溶質與溶劑分子之間的范德華力越大，則溶質分子的溶解度越大。
三、氫鍵及其對物質性質的影響
1.氫鍵：除范德華力之外的另一種分子間作用力。由已經與電負性很大的原子形成共價鍵的氫原子（如水分子中的氫）與另一個電負性很大的原子（如水分子中的氧）之間的作用力。
2.氫鍵的形成條件和表示方法
（1）形成條件：①要有與電負性很大的原子A以共價鍵結合的H原子；
②要有電負性很大且含有孤電子對的原子B；
③A與B的原子半徑要小，這樣A原子的電子云才不會把B原子排斥開。
（2）表示方法：用“A—H…B”中的“…”。
3.氫鍵的特點
（1）氫鍵不屬于化學鍵。
（2）作用力大?。夯瘜W鍵＞氫鍵＞范德華力。
（3）易形成氫鍵的物質：有氫原子直接與N、O、F相連的分子。
4.類型
分子間氫鍵：氫鍵可存在于不同的分子間。如水中，O—H…O—。
分子內氫鍵：同一分子內的N、O或F原子與H原子之間形成的氫鍵，多見于有機化合物。例：
5．氫鍵對物質性質的影響
（1）熔、沸點：若分子間形成氫鍵，則物質的熔、沸點會升高。
（2）溶解度：若溶質和溶劑分子間能形成氫鍵，則可以增大物質在溶劑中的溶解度。
6.化學鍵、范德華力與氫鍵的比較
化學鍵 范德華力 氫鍵
概念 相鄰原子間強烈的相互作用 物質分子間存在的微弱相互作用 分子間（內）電負性較大的成鍵原子通過H原子而形成的靜電作用
存在范圍 分子內或某些晶體內 分子間 分子中含有與H原子相結合的原子半徑小、電負性大、有孤對電子的F、O、N原子
強度比較 鍵能一般為120～800kJ·mol－1 約幾到幾十 kJ·mol－1 比化學鍵弱得多，比范德華力稍強
影響因素 構成元素 隨分子極性和相對分子質量的增大而增大
性質影響 主要影響物質的化學性質（穩定性） 隨范德華力的增大，物質的熔沸點升高、溶解度增大 分子間氫鍵使物質熔沸點升高硬度增大、水中溶解度增大；分子內氫鍵使物質熔沸點降低、硬度減小
四、溶解性
1．內因
（1）“相似相溶”原理：極性分子容易溶解在極性分子中，非極性分子容易溶解在非極性分子中。
（2）氫鍵：溶質與溶劑之間形成氫鍵可以增大溶質在溶劑中的溶解性。
2．外因
（1）溫度：①大多數固體溶解度隨溫度升高而增大。②氣體溶解度隨溫度升高而降低。
（2）壓強：氣體的溶解度隨壓強的升高而增大。
五、分子的手性
1.手性分子
（1）手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構體（又稱對映異構體、光學異構體）。
含有手性異構體的分子叫做手性分子。
（2）手性分子的判斷方法：判斷一種有機物是否具有手性異構體，可以看其含有的碳原子是否連有四個不同的原子或原子團，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團必須不同。
2.手性碳原子：通常用“*C”來標記。
表示：注：R1、R2、R3、R4互不相同。例：
第三章 晶體結構與性質
第一節 物質的聚集狀態與晶體的常識
一、物質的聚集狀態
關于物質的聚集狀態，除了上圖描述的外，還有等離子體，液晶等物質。
1.等離子體
由電子、陽離子和電中性粒子（分子或原子）組成的整體上呈電中性的物質聚集體稱為等離子體。它是一種特殊的氣體，存在日光燈的燈管里等位置，同時具有良好的導電性和流動性。在等離子體顯示器上有一定應用。
2.液晶
液晶是介于液態和晶態之間的物質狀態，既具有液體的流動性、黏度、形變性等，又具有晶體的某些物理性質，如導熱性等。在液晶顯示器上有廣泛應用。
二、晶體相關概念
1．晶體與非晶體
（1）晶體：內部微粒(原子、離子或分子)在三維空間按一定規律呈周期性有序排列，構成的具有規則幾何外形的固體。如食鹽、水晶等。
（2）非晶體：粒子的排列呈相對無序狀態的固體。如玻璃、石蠟等。
2．晶體的分類
一般地，常將晶體分為：分子晶體、共價晶體/原子晶體、離子晶體、金屬晶體、混合晶體。
3．晶體的特征
晶體的基本性質是由晶體的周期性結構決定的。
①自范性：晶體在適當的條件下可以自發地呈現多面體外形的性質。
②均一性：晶體的化學組成、密度等性質在晶體中各部分是相同的。
③各向異性：同一晶體構造中，在不同方向上質點的排列一般是不一樣的，因此晶體的許多物理性質，如硬度、導熱性、導電性、光學性質等，隨方向的不同而有所差異。
④有固定的熔、沸點：加熱晶體，溫度達到晶體熔點時即開始融化，在沒有完全融化之前繼續加熱溫度不再升高，這時所供給的熱量都用來使晶體熔化。完全融化后，溫度才開始升高。
⑤鑒別：X—射線衍射法是判斷晶體與非晶體最可靠的科學方法。當單一波長的X-射線通過晶體時可以看到明顯的分立的斑點或者明銳的衍射峰，非晶體則無此現象。
通過X—射線衍射法，經計算還可獲得晶體結構的有關信息，如晶胞形狀和大小，鍵長，鍵角等。
4．晶體的制備
熔融態物質凝固；氣態物質冷卻不經液態直接凝固；溶質從溶液中析出。
三、晶胞
1. 晶胞：晶胞是晶體中最小的結構重復單元。整塊晶體可以看作是數量巨大的晶胞“無隙并置”而成；所謂“無隙”，是指相鄰晶胞之間沒有任何間隙；所謂“并置”，是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。
2．晶胞中微粒數的計算方法——均攤法
位于晶胞頂點的微粒，同時被8個晶胞共用，實際提供給晶胞的只有 位于晶胞棱上的微粒，同時被4個晶胞所共用，實際提供給晶胞的只有 位于晶胞面心的微粒，同時被2個晶胞共用，實際提供給晶胞的只有 位于晶胞體心的微粒，完全屬于該晶胞，實際提供給晶胞的是1
故頂點×，棱上×，面上×，內部×1
例：已知銅晶胞的示意圖如下，該晶胞頂點占據8個球，面心占據6個球，故該晶胞的原子數=8×+6×=4
3．晶體密度的計算
（N為晶胞內粒子數，M為其摩爾質量）
注意單位換算：晶胞邊長單位常需要換算為cm
1nm= 10-7 cm，1nm3= 10-21 cm3，1pm= 10-10 cm，1pm3= 10-30 cm3
第二節 分子晶體和共價晶體
一、分子晶體
1.分子晶體
只含分子的晶體稱為分子晶體。在分子晶體中，相鄰分子靠分子間作用力相互吸引。
2.分子晶體的結構特征
（1）如果分子間作用力只有范德華力，若以一個分子為中心，其周圍最多可以有12個緊鄰的分子，如C60等。分子晶體的這一特征稱為分子密堆積（配位數為12）。分子密堆積的原因是范德華力沒有飽和性和方向性。
（2）如果分子間還有其他作用力，如存在氫鍵的分子晶體。由于氫鍵具有飽和性和方向性，其會對晶體構型產生影響。即在氫鍵型分子晶體中，有的因分子間氫鍵而呈鏈狀，層狀，或骨架型結構。由于氫鍵的飽和性，使得冰晶體中1個H2O分子周圍有4個H2O分子，這一排列使冰晶體中的水分子的空間利用率不高，留有相當大的空隙，使冰密度比液態水的小。
有分子間氫鍵的分子晶體：如HF、H2O、NH3
3.典型的分子晶體
（1）所有非金屬氫化物，如水、硫化氫、氨、氯化氫、甲烷等；
（2）部分非金屬單質，如鹵素、氧氣、硫（S8）、氮氣、白磷（P4）、C60、稀有氣體；
（3）部分非金屬氧化物，如CO2、SO2；
（4）幾乎所有的酸，如H2SO4；
（5）絕大多數有機物，如苯、乙醇等。
4.分子晶體的物理性質
（1）較低熔、沸點。
（2）部分分子晶體易升華，如碘、萘。
（3）硬度較小
（4）固態和熔融狀態下均不導電。
（5）相似相溶原理。
二、共價晶體
1.共價晶體：相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間網狀結構的晶體，如金剛石等。
幾種常見的共價晶體結構模型：
2.金剛石、晶體硅、碳化硅的結構具有如下特征
①C呈sp3雜化
②最小環為六元環
③共價鍵數目：1 mol金剛石含有2 mol C-C鍵
1 mol晶體硅含有2 mol Si-Si鍵
1 mol SiC含有4 mol C-Si鍵
3.常見的共價晶體
（1）某些單質：金剛石(C)、硅(Si)、鍺(Ge)、硼(B)和灰錫（Sn）。
（2）某些非金屬化合物：碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、四氮化三硅(Si3N4)等。
4.共價晶體的物理性質
（1）一般具有很高的熔、沸點。
（2）硬度大(共價鍵作用強)。
（3）一般不導電。
（4）難溶于一些常見溶劑。
第三節 金屬晶體與離子晶體
一、金屬鍵與金屬晶體
1．電子氣理論：金屬原子脫落下來的價電子形成遍布整塊晶體的“電子氣”，被所有原子共用，從而把所有的金屬原子維系在一起。
2．金屬鍵
（1）定義：金屬陽離子和自由電子之間的強烈的相互作用叫做金屬鍵。
（2）成鍵粒子：金屬陽離子和自由電子。
（3）特征：由于自由電子被整個金屬所共有，所以金屬鍵沒有方向性和飽和性。
3．金屬晶體
（1）定義：通過金屬陽離子與自由電子之間的較強的作用(金屬鍵)形成的單質晶體。
（2）構成微粒：金屬陽離子和自由電子。
（3）微粒間作用力：金屬鍵。
4．金屬晶體的物理通性：
容易導電、導熱、有延展性、有金屬光澤等。(金屬的物理性質由于金屬晶體中存在大量的自由電子和金屬離子(或原子)排列很緊密，使金屬具有很多共同性質)。
5．“電子氣理論”與金屬的物理通性
（1）導電性：金屬中有自由移動的電子，金屬晶體中的自由電子在沒有外加電場存在時是自由運動的，當有外加電場存在的情況下，電子發生了定向移動形成電流，呈現良好的導電性。
（2）導熱性：自由電子在運動時經常與金屬離子碰撞，從而引起二者發生能量交換。當金屬某一部分受熱時，在該區域里的自由電子能量增加，運動速度加快，于是通過碰撞，自由電子把能量傳給金屬離子。金屬容易導熱就是由于自由電子運動時，把能量從溫度高的部分傳到溫度低的部分，從而使整塊金屬達到相同的溫度。
（3）延展性：當金屬受到外力時，晶體中的各原子層發生相對滑動，由于金屬鍵沒有方向性，滑動以后，各層之間仍保持著相互作用，在外力作用下，金屬雖然發生了形變，但金屬鍵不會斷裂。
（4）顏色：由于金屬原子以最緊密堆積狀態排列，內部存在自由電子，所以當光輻射到它的表面上時，自由電子可以吸收所有頻率的光，然后很快釋放出各種頻率的光，這就使得絕大多數金屬呈現銀灰色以至銀白色光澤。而金屬在粉末狀態時，金屬的晶面取向雜亂，晶格排列不規則，吸收可見光后輻射不出去，所以金屬粉末常呈暗灰色或黑色。
（5）熔點、硬度：金屬的熔、沸點、硬度取決于金屬晶體內部作用力的強弱。
二、金屬晶體的原子堆積模型
金屬晶體的組成微粒采用密堆積的方式形成晶體
1.二維空間模型(2種)：
（1）非密置層：配位數為4 （2）密置層：配位數為6
2.三維空間模型(4種)：
（1）簡單立方堆積：相鄰非密置層原子的原子核在同一條直線上。
（2）鉀型(體心立方堆積)：非密置層的另一種堆積方式。
（3）鎂型(六方最密堆積)：密置層按鉀型方式ABAB堆積。
（4）銅型(面心立方最密堆積)：密置層按鉀型堆積方式ABCABC堆積。
3.晶體的原子堆積模型對比
堆積模型 采用這種堆積的典型代表 空間利用率 配位數 晶胞(結構示意圖)
非密置層堆積 簡單立方 堆 積 Po 52% 6
體心立方 堆 積 K、Na、Fe 68% 8
密置層堆積 六方最密 堆 積 Zn、Ti、Mg 74% 12
面心立方最密堆積 Au、Ag、Cu 74% 12
三、離子晶體
1.概念：陰、陽離子間通過離子鍵結合而成的晶體叫做離子晶體。
2.構成微粒：陰、陽離子。
3.微粒間的作用：離子鍵（無飽和性和方向性）——陰、陽離子之間的靜電作用(既有引力又有斥力)。
4.離子晶體的空間結構
決定空間結構的因素
①幾何因素：陰、陽離子的半徑比值越大配位數越大。
②電荷因素：陰、陽離子的電荷比。
③鍵性因素：離子鍵的純粹程度。
5.常見離子晶體及配位數：注意：離子晶體的配位數：一個離子周圍最鄰近的異性離子的數目。
晶體 配位數 晶胞(結構示意圖) 晶體 配位數 晶胞(結構示意圖)
(異性離子) (異性離子)
(同種離子) (同種離子)
NaCl Na＋∶Cl－＝6∶6 CsCl Cs＋∶Cl－＝8∶8
Na＋∶Na＋＝12∶12 Cl－∶Cl－＝12∶12 Cs＋∶Cs＋＝6∶6 Cl－∶Cl－＝6∶6
CaF2 Ca2＋∶F－＝8∶4 -Ca2＋ ZnS Zn2＋∶S2－＝4∶4
Ca2＋∶Ca2＋＝12∶12 F－∶F－＝6∶6 Zn2＋∶Zn2＋＝12∶12 S2－∶S2－＝12∶12
6.離子晶體的物理性質
（1）離子晶體硬而脆。
（2）離子晶體具有較高的熔、沸點，難揮發。
（3）離子晶體不導電，熔化或溶于水后能導電。
（4）大多數離子晶體易溶于極性溶劑中，難溶于非極性溶劑中。
四、晶格能
1.定義：氣態離子形成1 mol離子晶體釋放的能量或拆開1 mol離子晶體吸收的能量，通常取正值。
2.影響因素：晶格能的大小與陰、陽離子所帶電荷的乘積成正比，與陰、陽離子間的距離成反比。
即：
3.晶格能對晶體性質的影響
（1）晶格能越大，形成的離子晶體越穩定，熔點越高，硬度越大。
（2）晶格能越大，巖漿中的礦物越容易結晶析出。
五、過渡晶體與混合型晶體
1.過渡晶體
我們學過了分子晶體、共價晶體、金屬晶體和粒子晶體等四類典型晶體。事實上，純粹的典型晶體是不多的，大多數晶體是它們之間的過渡晶體。
以離子晶體和共價晶體之間的過渡為例來說明。
例如：
氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2
離子鍵的百分數/% 62 50 41 33
上述四種晶體既不是純粹的離子晶體也不是純粹的共價晶體，只是離子晶體與共價晶體之間的過渡晶體。
偏向離子晶體的過渡晶體在許多性質上與純粹的離子晶體接近，因而通常作離子晶體來處理，如Na2O等。同樣，偏向共價晶體的過渡晶體通常作共價晶體處理。
四類晶體都有過渡型。
2.混合型晶體
石墨晶體：石墨不同于金剛石，它的碳原子不像金剛石的碳原子那樣呈sp3雜化，而是呈sp2雜化，形成平面六元并環結構，因此，石墨晶體是層狀結構的，層內的碳原子的核間距為142 pm，層間距離為335 pm，說明層間沒有化學鍵相連，是靠范德華力維系的；石墨的二維結構內，每個碳原子的配位數為3，有一個未參與雜化的2p電子，它的原子軌道垂直于碳原子平面，如下圖。
石墨的二維平面結構 石墨的層狀結構 石墨結構中未參與雜化的p軌道 石墨的晶胞
由于所有的p軌道相互平行且相互重疊，使p軌道中的電子可在整個碳原子平面中運動。因此，石墨有類似金屬晶體的導電性，而且由于相鄰碳原子平面之間相隔較遠，電子不能從一個平面跳躍到另一個平面，所以石墨的導電性只能沿石墨平面的方向。像石墨這樣的晶體，是一種混合型晶體。
第四節 配合物和超分子
一、配合物
1.配位鍵
由一個原子單方面提供孤電子對而另一個原子接受孤電子對形成的共價鍵，即“電子對給予—接受”鍵被稱為配位鍵。
①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。
②配位鍵的表示：常用“→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。
[Cu(H2O)4]2+可表示為:
2.配合物
金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體或配位體)以配位鍵結合形成的化合物,稱為配位化合物,簡稱配合物。如[Cu(NH3)4]SO4，其中心離子為Cu2+，配體為NH3，配位原子為N，配位數為4。
3.配合物的形成實驗
實驗操作
實驗現象 滴加氨水后，試管中首先出現藍色沉淀，氨水過量后沉淀逐漸溶解，滴加乙醇后析出深藍色晶體 溶液顏色變成紅色 先產生白色沉淀,滴加氨水后白色沉淀溶解
有關離子方程式或化學方程式 Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+, Cu(OH)2+4NH3= [Cu(NH3)4](OH)2, [Cu(NH3)4]2++SO42-+H2O=[Cu(NH3)4]SO4·H2O↓ Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3 Ag++Cl-=AgCl↓; AgCl+2NH3= [Ag(NH3)2]Cl
4.配合物的形成對性質的影響
(1)溶解性的影響
如:AgCl→[Ag(NH3)2]Cl,由不溶于水的沉淀,轉變為易溶于水的物質。
(2)顏色的改變
當簡單離子形成配離子時其性質往往有很大變化。顏色變化就是一種常見的現象,我們根據顏色的變化就可以判斷是否有配離子生成。如Fe3+與SCN-在溶液中形成配合物的顏色是紅色的。
(3)穩定性增強
配合物具有一定的穩定性,配合物中的配位鍵越強,配合物越穩定。當中心離子相同時,配合物的穩定性與配體的性質有關。例如,血紅素中的Fe2+與CO分子形成的配位鍵比Fe2+與O2分子形成的配位鍵強,因此血紅素中的Fe2+與CO分子結合后,就很難再與O2分子結合,導致血紅素失去輸送氧氣的功能,這是CO使人體中毒的原理。
5.配合物的用途
配合物廣泛存在于自然界中,跟人類生活有密切關系。例如,在人和動物體內起輸送氧氣作用的血紅素,是Fe2+的配合物。配合物在生產和科學技術方面的應用也很廣泛。
6.配位鍵與非極性鍵、極性鍵的區別與聯系
比較 共價鍵類型
非極性鍵 極性鍵 配位鍵
本質 相鄰原子間的共用電子對(電子云重疊)與原子核間的靜電作用
成鍵條件 (元素種類) 成鍵原子得、失電子能力相同(同種元素) 成鍵原子得、失電子能力差別較小 (不同元素) 成鍵原子一方有孤電子對(配體),另一方有空軌道(中心離子或原子)
特征 有方向性、飽和性
二、超分子
1.超分子是由兩種或兩種以上的分子通過分子間相互作用形成的分子聚集體。超分子是廣義的，包括離子。超分子這種分子聚集體，有的是有限的，有的是無限伸展的。
超分子的特征：分子識別和自組裝。
2.超分子實例極多，如以下兩個例子。
(1)用超分子分離C60和C70。（體現其分子識別特征）
將C60和C70的混合物加入一種空腔大小適配C60的“杯酚”中，“杯酚”像個碗似的把C60裝起來而不能裝下C70；加入甲苯溶劑，甲苯將未裝入碗里的C70溶解了，過濾后分離C70；再向不溶物中加入氯仿，氯仿溶解“杯酚”而將不溶解的C60釋放出來并沉淀。
這是借助分子間力形成超分子，反應出來的超分子的特性被稱為“分子識別”。
(2)冠醚識別堿金屬離子(如K+)。（體現其分子識別特征）
冠醚是皇冠狀的分子，如下圖，可有不同大小的空穴適配不同大小的堿金屬離子，如表所示。
冠醚 冠醚空腔直徑/pm 適合的粒子直徑/pm
12-冠-4 15-冠-5 18-冠-6 21-冠-7 120～150 170～220 260～320 340～430 Li+（152） Na+（204） K+（276） Rb+（304） Cs+（334）
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