4同电子层结构(阳离子的电子层结构与上一周期O族元素原子具有相同的电子层结构,阴离子与同周期O族元素原子具有相同的电子层结构):
随核电荷数增大,微粒半径依次减小。
女口:
F>Na+>Mg2+>AP÷
(3)元素金属性强弱的判断方法
本质
原子越易失电子,金属性越强。
判断
依据
1.在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强
2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强
3.单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强(电解中在阴极上得电子的先后)
4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强
5.若Xn++yTχ+ym÷则y比X金属性强
6.原电池反应中负极的金属性强
7.与同种氧化剂反应,先反应的金属性强
&失去相同数目的电子,吸收能量少的金属性强
(4)非金属性强弱的判断方法
本质
原子越易得电子,非金属性越强
判断
方法
1.与出化合越易,气态氢化物越稳定,非金属性越强
2.单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强(电解中在阳极上得电子的先后)
3.最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强
4.An-+B^Bm+A则B比A非金属性强
5.与同种还原剂反应,先反应的非金属性强
6.得到相同数目的电子,放出能量多的非金属性强
(三)共价键
1、共价键的成键本质:
成键原子相互接近时,原子轨道发生重叠,口旋方向相反
的未成对电子形成共用电子对,两原子核间电子云密度增加,体系能量降低。
2、共价键类型:
(1)O键和JI键
o键
Tr键
成键方向
沿键轴方向“头碰头”
平行或“肩并肩”
电子云形状
轴对称
镜像对称
牢固程度
强度大,不易断裂
强度小,易断裂
成键判断规律
单键是G键:
双键有一个是o键,另一个是π键;三键中一个是O键,另两个为兀键。
(2)极性键和非极性键
非极性键
极性键
定义
由同种元素的原子形成的共价键,共用电子对不发生偏移
由不同种元素的原子形成的共价键,共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对位置
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的一方
成键原子的电性判断依据
不显电性
显电性
举例
单质分子(如H2、Cl2)和某
些化合物(如Na2O2.H2O2)
气态氢化物,非金属氧化物、酸根和氢氧根等
(3)配位键:
一类特殊的共价键,一个原子提供空轨道,另一个原子提供一对电
子所形成的共价键。
1配位化合物:
Cu(NH3)4(OH)2.A
2配位化合物E
3、共价键的三个键参数
概念
对分子的影响
键长
分子中两个成键原子核间距离(米)
键长越短,化学键越强,形成的分子越稳定
键能
对丁-气态双原子分子AB,拆
开ImOIA-B键所需的能量
键能越大,化学键越强,越牢固,
形成的分子越稳定
键角
键与键之间的夹角
键角决定分子空间构型
(1)键长.键能决定共价键的强弱和分子的稳定性,键角决定分子空间构型和分
子的极性。
(2)键能与反应热:
反应热=生成物键能总和一反应物键能总和
(四)分子的空间构型
1、等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,许多性质是相似的,此原理称为等电子原理。
(I)等电子体的判断方法:
在微粒的组成上,微粒所含原子数目相同;在微粒的构成上,微粒所含价电子数目相同:
在微粒的结构上,微粒中原子的空间排列方式相同。
(等电子的推断常用转换法,如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N=N3或
SO2=O+O2=O3=N+02=NO2)
(2)等电子原理的应用:
利用等电子体的性质相似,空间构型相同,可运用來预
测分子空间的构型和性质。
1对于主族元素,中心原子价电子数=最外层电子数,配位原子按提供的价电子数汁算,
5÷1×5
如:
PCb中
20、S作为配位原子时按不提供价电子计算,作中心原子时价电子数为6:
3离子的价电子对数计算
5÷lx4-l6+O÷2,
如:
NHf:
"r-:
S0√-:
"==4
3、杂化轨道理论
(1)杂化轨道理论的基本要点:
1能量相近的原子轨道才能参与杂化。
2杂化后的轨道一头大,一头小,电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠,形成。
键:
由于杂化后原子轨道重叠更大,形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳左。
3杂化轨道能量相同,成分相同,如:
每个sb杂化轨道占有1个S轨道、3个P轨道。
4杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
(2)s、P杂化轨道和简单分子几何构型的关系
杂化类型
SP
Sp2
Sp3
SP3不等性杂化
轨道夹角
180°
120°
109σ28,
中心原子位置
IlA,IIB
IllA
IVA
VA
VlA
VllA
中心原子孤对电子数
0
0
0
I
2
3
分子几何构型
直线形
三角形
正四面体
三角锥形
V字形
直线形
实例
BeCl2、HgCl2
CH4SSiCl4
NH3、PH3
HOH2S
HCl
(3)杂化轨道的应用范围:
朵化轨道只应用丁•形成。
键或者用來容纳未参加成键的孤对电子。
(4)中心原子杂化方式的判断方法:
看中心原子有没有形成双键或垒键,如果有1个垒键,则其中有2个Jl键,用去了2个P轨道,形成的是SP杂化;如果有1个双键则其中有1个兀键,形成的是sp2杂化:
如果全部是单键,则形成的是sp3杂化。
4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系
分子(离子)
中心原子
价电子对
杂化
类型
VSEPR
模型
分子空间构
型
键角
分子
极性
CO2
2
SP
直线
直线形
180°
非
SO2
3
sp2
平面三角
V字形
极
H20、OF2
3
Sp3
平面三角
V字形
—
极
HCN
2
SP
直线
直线形
180°
极
NH3
4
sp3
正四面体
三角锥形
107o18r
极
BF3、SO3
3
Sp2
平面三角
平面三角形
120°
非
H3O+
4
Sp3
正四面体
三角锥形
107o18r
—
CH4、CCl4
4
Sp3
正四面体
正四面体形
109o28,
非
NHf
4
Sp3
正四面体
正四面体形
109o28,
非
HCHO.COCl2
3
Sp2
平面三角
平面三角形
极
(五)分子的性质
1>分子间作用力(范徳华力和氢键)
(!
)分子间作用力和化学键的比较
化学键
分子间作用力
概念
相邻原子间强烈的相互作用
分子间微弱的相互作用
范碉
分子内或某些晶体内
分子间
能虽
键能一般为120~800kJmoΓ1
约几到几十kJmoΓl
性质彫响
主要影响物质的化学性质(稳定性)
主要影响物质的物理性质(熔沸点)
(2)范徳华力与氢键的比较
范德华力
氢键
概念
物质分子间存在的微弱相
互作用
分子间(内)电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用
存在范围
分子间
分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、0、N原子
强度比较
比化学键弱得多
比化学键弱得多,比范德华力稍强
影响因素
随分子极性和相对分子质量的增大而增大
性质影响
随范徳华力的增大,物质的熔沸点升高、溶解度增大
分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水中溶解度增大:
分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小
2、极性分子和非极性分子
(1)极性分子和非极性分子
vl>非极性分子:
从整个分子看,分子里电荷的分布是对称的。
女口:
①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子:
H2、Cl2、N?
等;②只由极性键构成,空间构型对称的多原子分子:
Co2、CS2、BF3、CH4、CCL1等;③极性键非极性键都有的:
CH2=CH2.CH三CH、CΞ∖
<2>极性分子:
整个分子电荷分布不对称。
如:
①不同元素的双原子分子如:
HCl,HF等。
②折线型分子,如HQ、FhS等。
③三角锥形分子如NHs等。
(2)共价键的极性和分子极性的关系:
两者研究对象不同,键的极性研究的是原子,而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向不同,键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向,而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。
非极性分子中,可能含有极性键,也可能含有非极性键,如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键,非金属单质F2、N2、P4、SS等只含有非极性键,C2H6.C2H4.C2H2等既含有极性键乂含有非极性键:
极性分子中,一定含有极性键,可能含有非极性键,如HC1、H2S,出。
2等。
(3)分子极性的判断方法
1单原子分子:
分子中不存在化学键,故没有极性分子或非极性分子之说,如He、NC等。
2双原子分子:
若含极性键,就是极性分子,如HC1、HBr等:
若含非极性键,就是非极性分子,如。
2、12等。
3以极性键结合的多原子分子,主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀,即排列位置对称,则为非极性分子,如BF,CH∙∣等。
若分子中的电荷分布不均匀,即排列位置不对称,则为极性分子,如NH3、SO?
等。
4根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。
(或A是否达最高价)
(4)相似相溶原理
1相似相溶原理:
极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂。
2相似相溶原理的适用范围:
“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
3如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。
相反,无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。
3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性
(1)手性分子
1手性分子:
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样互为镜像,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体(乂称对映异构体、光学异构体)。
含有手性异构体的分子叫做手性分子。
2手性分子的判断方法:
判断一种有机物是否具有手性异构体,可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团,符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。
手性碳原子必须是饱和碳原子,饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不同。
(2)无机含氧酸分子的酸性
1酸的元数二酸中腔基上的氢原子数,不一定等于酸中的氢原子数(有的酸中有些氢原子不是连在氧原子上)
2含氧酸可表示为:
(HO)mR0n,酸的强度与酸中的非轻基氧原子数n有关,n越大,酸性越强。
n=0弱酸n=l中强酸n=2强酸n=3超强酸
(六)晶体的结构和性质
1、四大晶体的比较
晶体类型
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
构成晶体微粒
阴、阳离子
分了
金属阳离子、自由电子
粒子间作用力
离子键
共价键
范德华力
微粒间的静电作用
物理性质
熔沸点
较高
很高
低
有咼、有低
硬度
硬而脆
人
小
有咼、有低
导电性
不良(熔融或水
溶液中导电)
绝缘、半导
体
不良
良导体
传热性
不良
不良
不良
良
延展性
不R
不良
不良
良
溶解性
易溶于极性溶剂,难溶于有机溶剂
不溶于任
何溶剂
极性分了•易溶于极性溶剂:
非极性分Γ易溶于非极性溶剂
•般不溶于溶剂,钠等
可与水、醇类、酸类反
应
典型实例
NaOH.NaCl
金刚石
P4、干冰、硫
钠、铝、铁
2、典型晶体的结构特征
(1)NaCl
属于离子晶体。
晶胞中每个Na+周围吸引着6个Cl,这些CI构成的儿何图形是正八面体,每个CI周围吸引着6个Na+,Na+sCl个数比为1:
1,每个Na+与12个Na+等距离相邻,每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个
(2)CSCl
属于离子晶体。
晶胞中每个Cl(或Cs+)周围与之最接近Jl距离相等的Cs+(或Cl)共有8个,这几个Cs+(或Cl)在空间构成的几何构型为立方体,在每个Cs+周围距离相等Ii最近的Cs+共有6个,这几个Cs+在空间构成的几何构型为正八面体,一个氯化艳晶胞含有1个Cs+和1个CIO
(3)金刚石(空间网状结构)
属丁•原子晶体。
晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键,成为正四面体结构,C原子与碳碳键个数比为1:
2,最小环由6个C原子组成,每个C原子被12个最小环所共用:
每个最小环含有1/2个C原子。
(4)SiO2
属丁•原子晶体。
晶体中每个Si原子周围吸引着4个0原子,每个0原子周围吸引着2个Si原子,Si、0原子个数比为1:
2,Si原子与Si-O键个数比为1:
4,0原子与Si-O键个数比为1:
2,最小环由12个原子组成。
(5)干冰
属于分子晶体。
晶胞中每个CO?
分子周围最近IL等距离的Co2有12个。
1个晶胞中含有4个Co2。
(6)石墨
属于过渡性晶体。
是分层的平面网状结构,层内C原子以共价键与周围的3个C原子结合,层间为范徳华力。
晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子。
晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2:
3。
(7)金属晶体
金属Po(#)中金属原子堆积方式是简单立方堆积,原子的配位数为6,—个晶胞中含有1个原子。
金属Na、K、Cr、Mo(钳)、W等中金属原子堆积方式是体心立方堆积,原子的配位数为8,—个晶胞中含有2个原子。
金属Mg、Zn.Ti等中金属原子堆积方式是六方堆积,原子的配位数为12,—个晶胞中含有2个原子。
金属AI1、Ag.Cu、Al等中金属原子堆积方式是面心立方堆积,原子的配位数为12,—个晶胞中含有4个原子。
3、物质熔沸点高低的判断
(1)不同类晶体:
一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体
(2)同种类型晶体:
构成晶体质点间的作用力大,则熔沸点高,反之则小。
1离子晶体:
结构相似Il化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小(或阴、阳离子半径之和越小的),键能越强的,熔、沸点就越高。
如NaCkNaBr、Nal;NaC1、KC1、RbCl等的熔、沸点依次降低。
离子所带电荷大的熔点较高。
如:
MgO熔点高于NaC1。
2分子晶体:
在组成结构均相似的分子晶体中,式量大的,分子间作用力就大,熔点也高。
如:
F2、Cl2、Br2.B和HC1、HBr.Hl等均随式量增大。
熔、沸点升高。
但结构相似的分子晶体,有氢键存在熔、沸点较高。
3原子晶体:
在原子晶体中,只要成键原子半径小,键能大的,熔点就高。
如金刚石、金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
4金属晶体:
在元素周期表中,主族数越大,金属原子半径越小,其熔、沸点也就越高。
如IllA的A1,IIA的Mg,IA的Na,熔、沸点就依次降低。
而在同一主族中,金属原子半径越小的,其熔沸点越高。