物质结构与性质复习.ppt

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1、物质结构与性质总复习,专题一 揭示物质结构的奥秘,一.人类探索物质结构的历史,1.19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为：物质由原子组成，原子不能被创造也不能被毁灭，在化学变化中原子不可再分割，它们的化学性质在化学反应中保持不变。,2.1811年,阿伏加德罗提出了分子的概念,他认为气体分子是由几个原子构成的。,1860年，国际化学界确立了原子分子论。,2.原子结构模型的演变,(1)、19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。,(2)、1897年，英国科学家汤姆生发现了电子。1904年提出“葡萄干面包式”的原子结构模型。,(3)、1911年

2、英国物理学家卢瑟福（汤姆生的学生）提出了带核的原子结构模型。,(4)、1913年丹麦物理学家波尔（卢瑟福的学生）引入量子论观点，提出电子在一定轨道上运动的原子结构模型。,(5)电子云模型（几率说）,人类认识原子的历史进程,小结,1869年，已有63种元素为科学家所认识，门捷列夫将各元素按原子量的变化联系起来，揭示了自然界的一条基本规律-元素周期律。,3元素周期表的发现,19世纪中叶以后，近现代对物质结构的认识有了飞速发展。碳原子的四价，有机物碳原子成键的立体结构，有机物分子中键的饱和性等相继被发现,4对有机物认识的进展,19世纪末20世纪初，量子力学（微观粒子具有波粒二象性）确立。量子力学是研

3、究原子和分子结构的理论基础。,5物理学上的重大发现,6实验方法上的改进,光谱、衍射等新方法应用于研究原子、分子和晶体结构,红外光谱仪,电子显微镜,原子吸收光谱仪,X射线衍射仪,红外光谱可以研究分子的结构和化学键，如力常数的测定和分子对称性等，利用红外光谱方法可测定分子的键长和键角，并由此推测分子的立体构型。,原子吸收是指呈气态的原子对由同类原子辐射出的特征谱线所具有的吸收现象。当辐射投射到原子蒸气上时，如果辐射波长相应的能量等于原子由基态跃迁到激发态所需要的能量时，则会引起原子对辐射的吸收，产生吸收光谱。,电子显微镜，简称电镜，是根据电子光学原理，用电子束和电子透镜代替光束和光学透镜，使物质的

4、细微结构在非常高的放大倍数下成像的仪器。,X射线衍射仪是利用X射线衍射原理研究物质内部微观结构的一种大型分析仪器,启示：,人类对原子结构认识的逐渐深入，都是建立在实验研究基础上的，实验是揭示原子结构的重要手段。汤姆生、卢瑟福、玻尔等几代师生都是诺贝尔科学奖获得者，他们勇于怀疑科学上的“定论”，不迷信权威，为科学的发展作出了重要贡献。自然科学就是在不断探索中修正错误而前进的。,二.研究物质结构的意义,1揭示物质的结构和性能之间的关系（结构决定性质，性质反映结构）。帮助我们预测物质的性能2合成或分离预测物质的新材料3从分子水平上认识生命现象4实现绿色合成，实现社会的可持续 发展,碳的三种同素异形体

5、和碳纳米管的结构模型,思考:,以上物质都是由碳元素组成的,但为什么它们的性质和用途却存在很大的差异,为什么?,结构决定性质,研究物质世界，就是研究物质的组成、结构、性质及其变化规律。,万事皆有缘宏观物质的性质、变化规律缘由于微观物质。化学研究什么？,化学研究物质的总体思路,化合物的性质,化合物存在 的状态,化学反应的 历程,能量最低原理,电子效应,空间效应,1元素“氦、铷、铯”等是用下列哪种科学方法发现的（）,A红外光谱 B质谱 C原子光谱 D核磁共振谱,练习,C,2.2003年，IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）推荐原子序数为110的元素的符号为Ds，以纪念该元素的发现地（Darmsta

6、dt，德国）。下列关于Ds的说法不正确的是（）ADs原子在周期表中位于第7周期第B族 BDs是过渡元素 CDs原子的核外电子数为110 DDs为金属元素,A,3.下列基态原子或离子的电子排布式错误的是（）AK：1s22s22p63s23p64s1 BF：1s22s22p6 CFe：1s22s22p63s23p63d54s3 DKr：1s22s22p63s23p6,3d104s24p6,C,专题二 原子结构与元素的性质,考试说明1.了解原子核外电子运动状态的描述。了解电子云的概念。了解电子层、原子轨道的概念。了解原子核外电子的能级分布。能用电子排布式和轨道表示式表示常见元素（136号）原子的核外

7、电子排布。2.了解元素电离能的含义、电负性的概念及其周期性变化规律，并能用以说明元素的某些性质。3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4.了解根据原子外围电子排布特征对元素周期表进行分区的方法。,原子核外电子的运动特征,可用统计（图示）的方法研究电子在核外出现的概率。电子云电子在核外空间一定范围内出现的机会的大小，好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，人们形象的称为电子云。,电子云图中小黑点的疏密表示_成_关系。,与电子在该区域内出现的机会大小,正比,一、电子层二、原子轨道三、原子轨道伸展方向四、电子的自旋状态,在多电子原子中，原子核外电子的运动状态不同，人们从以下四个方面

8、描述原子核外电子的运动状态。,量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。,原子核外电子的运动特征,原子轨道的表示方法：,第四电子层：有四种形状，决定有四种类型轨道。记作4s，4p，4d，4f第五电子层：有五种形状，决定有五种类型轨道。,表示为ns，np，nd，nf等。,第一电子层：只一种形状球形对称，只有s轨道，记作1s。,第二电子层：有二种形状，有二种类型轨道，分别记作2s、2p。,第三电子层：有三种形状，分别是：球形，纺锤形，花瓣形，有三种类型轨道。分别记作3s，3p，3d。,原子轨道种类数与电子层序数相等，即n层有n种轨道。,轨道的伸展方向：,p轨

9、道在空间有x、y、z3个伸展方向，所以p轨道含3个轨道，分别记作：px、py、pz。,s轨道是球形对称的，只有1个轨道,d轨道有5个伸展方向，有5个轨道，f轨道有7个伸展方向，有7个轨道。,物理意义：表示电子云在空间的伸展方向。与能量无关。,电子自旋：,原子核外电子还有一种称为“自旋”的运动。原子核外电子的自旋可以有两种不同的状态，通常人们用向上箭头“”和向下箭头“”来表示这两种不同的自旋状态。每个轨道最多只能容纳两个自旋状态不同的电子,电子平行自旋：电子反向自旋：,电子的自旋状态,总结：各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数,各原子轨道的能量高低：,电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，

10、如2px、2py、2pz轨道的能量相等。,相同电子层上原子轨道能量的高低：,ns np nd nf,形状相同的原子轨道能量的高低：,1s 2s 3s 4s,多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：,2px2py2pz,一、原子核外电子排布遵循的原理和规则,能量最低原理：,内容：原子核外电子在排布时要先占有能量低的轨道，然后再依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。,复习提问：1.电子层的能量高低顺序：,KLM N O,2.原子轨道的能量高低顺序：,1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p,应用：原子核外

11、电子的排布,基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序,总结:电子排布式的书写格式：,电子层数(1,2,3,4)；轨道类型(s,p,d,f)；电子个数(右上角)。,练习:写出下列元素的电子排布式:Na：S:Mg:,1s22s22p63s1,1s22s22p63s2,1s22s22p63s23p4,轨道表示式,电子排布式：,1s2,用一个小方框表示一个原子轨道，在方框中用“”或“”表示该轨道上排入的电子的式子。,2s22p3,轨道表示式：,泡利不相容原理：,内容：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。,即每个原子轨道最多只容纳两个电子。,洪特规则：,内容：原子核外电子在能量相同的各个轨道上

12、排布时，电子尽量分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。,元素符号；轨道框(一个轨道一个框，能量相同的轨道连在一起)s1 p3 d5 f-7；电子及自旋状态(、)。,练习:画出下列元素的轨道表示式:C：Na：,总结:轨道表达式的书写格式：,二:原子外围电子排布式：p14原子实：将原子内层已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号表示。(注意:离子一般不写成原子实比如:Na+不写成Ne)在化学反应中，原子外围电子发生变化，而“原子实”不受影响。也可以省去“原子实”，直接写出原子外围电子排布式。,练习：试写出8O、14Si、26Fe的原子实排布式。,

13、原子的外围电子排布式（主族元素外围电子又称价电子）O:2S22P4 Si:3S23P2 Fe:3d64S2,O：He 2S22P4 Si:Ne3S23P2 Fe:Ar3d64S2,三:补充 洪特规则的特例 p15,相对稳定的状态 体系能量较低,全充满（p6，d10，f14）,全空时（p0，d0，f0）,半充满（p3，d5，f7）,24Cr原子的电子排布图:,1s22s22p63s23p63d54s1,不是3d44s2,例：,29Cu原子的电子排布图:,1s22s22p63s23p63d104s1,不是3d94s2,释放能量,基态原子,激发态原子,吸收能量,处于最低能量的原子叫基态原子;当基态原

14、子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级成为激发态原子。,基态原子与激发态原子,判断下列表达是正确还是错误1）1s22p1属于基态；2）1s22s2 2p63s2 3p63d54s1属于激发态；3）1s22s2 2p63d1属于激发态；4）1s22s2 2p63p1属于基态；,x,x,x,练习：,(1)Al:1s2 2s22p6 3s13p2(2)Cl:1s2 2s22p6 3s23p5(3)S:1s2 2s22p6 3s33p3(4)K:1s2 2s22p6 3s23p63d1(5)Ne:1s2 2s22p6,3.判断下列原子的电子排布式是否正确；如不正确，说明它违反了什么原理？,能量最低原

15、理,正确,泡利不相容原理,能量最低原理,正确,练一练,2：下列各原子或离子的电子排布式错误的是（）,A.Ca2+1s22s22p63s23p6,B.O2-1s22s23p4,C.Cl-1s22s22p63s23p6,D.Ar 1s22s22p63s23p6,B,按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,原子核外电子排布的周期性变化,划分区的依据是什么？s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？,【想一想】,依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns2,

16、(n1)d10ns12,（n2）f014ns2,各区元素特点：,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,小结,过渡元素,C,D,反馈 练 习,1、按电子的排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于p区的【】A.Fe B.Mg C.P D.La,2、某元素原子价电子构型3d54s2，其应在【】A.第四周期A族 B.第四周期B族C.第四周期A族 D.第四周期B族,1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，B族。,2.试确定32号元素在周期表中的位置。,第四周期，A族,3.判断处于第三周期，A族元素的电子排布式、原子序数。,Ne3s23p2，第14

17、号元素,【巩固练习】,元素的第一电离能的周期性变化,第一电离能：基态的气态原子失去1个电子形成+1价气态阳离子时所需的能量 M(g)M+(g)+e-I1（0）第二电离能：气态+1价阳离子再失去1个电子形成+1价气态阳离子时所需的能量 M+(g)M2+(g)+e-I2（0）其余类推可定义 I3，I4 各级电离能大小 I1 I2 I3,单位：kJmol-1,电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。,元素的第一电离能的周期性,影响电离能大小的因素,原子核电荷数（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电

18、子，电离能越大。原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构（全空、半满、全满）电离能较大。,如A、A族和0族,电 离 能 增 大 电 He 电 离 离 能 能 减 增 小 Cs 大 电 离 能 减 小,元素电离能在周期表中的变化规律：,电负性：用来描述不同元素的原子对电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对电子的吸引力越大。,电负性是原子吸引电子的能力大小的一种度量。指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性,电负性大小与金属、非金属的关系：,电负性1.8,电负性1.8,电负性1.8,为金属,为“类金属”,为非金属,二。电负

19、性的意义,反映了原子间的成键能力和成键类型。,一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成 键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成 键。,离 子,共 价,电负性的周期性变化,金属性逐渐减弱,金属性逐渐减弱,1、下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的是()A.F N O B.O Cl F C.As P H D.Cl S As,D,2、下列哪个系列的排列顺序正好是电负性减小的顺序()A.K Na Li B.O Cl H C.As P H D.三者都是,B,巩固练习,4、下列不是元素电负性的应用的是()A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中

20、元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度,D,3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为()A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键,B,差值若为零时呢?,巩固练习,6、在下列空格中，填上适当的元素符号。(1)在第3周期中,第一电离能最小的元素是，第一电离能最大的元素是；电负性最小的元素是，电负性最大的元素是。(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是，第一电离能最大的元素是；电负性最小的元素是，电负性最大的元素是。(不考虑放射形元素!),Na,Ar,Cl,Na,Cs,He,Cs,F,巩固练习,7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元

21、素为金属元素，已知它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素，D元素在第3周期中电负性最大。(1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。(2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的 化学式。,O,Ca,Na,Cl,CaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl,巩固练习,专题三 微粒间作用力与物质性质,考试说明：1.理解离子键的形成，了解典型离子晶体的结构类型。了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。2.理解共价键的形成，了解共价键的类型和特征，了解共价键的极性。了解配

22、位键的概念。能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。理解键能与化学反应热之间的关系。3.了解原子晶体的特征,能描述金刚石二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系.4.了解金属键的含义,能解释金属的一些物理性质。了解影响金属键强弱的主要因素。了解金属原子化热的概念。5.了解化学键和分子间作用力的区别。了解分子间作用力的常见类型（范德华力、氢键）及其对物质性质的影响。了解分子晶体的特征。,二、微粒间作用力与物质的性质,离子键,共价键,非极性键,空间网状结构,极性分子,离子晶体,化学键,金属键,离子键,共价键,概念,成键微粒,特征,形成条件,影响因素,存在范围,化学键：直接相邻的原子之间的强烈的相

23、互作用力。,阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键,原子间通过共用电子对所形成的化学键,金属离子与自由电子间的强烈的相互作用,阴、阳离子,原子,金属离子、自由电子,无方向性无饱和性,无方向性无饱和性,有方向性有饱和性,一般为活泼金属与活泼非金属,一般为非金属元素的原子,离子所带电荷越多、离子半径越小，键越强,原子半径越小、键长越短、键能越大，键越强,金属原子半径越小、单位体积内自由电子数目（即价电子数）越多，键越强,大多数盐碱及金属氧化物等离子化合物,大多数非金属单质及共价、离子化合物,金属单质、合金,一.含有离子键的物质：,1、活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA

24、）形成的化合物。,2、活泼的金属元素和酸根离子（或氢氧根离子）形成的化合物,3、铵根和酸根离子（或活泼非金属元素离子）形成的盐。,思考：哪些物质中含有离子键呢？,注意：,含有离子键的化合物都是离子化合物。有的离子化合物中只含有离子键，如 MgO、NaF、NaCl等；有的离子化合物中既含有离子键又含有共价键，如NaOH、NH4Cl等。,二：离子化合物电子式的书写,1.简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数（包括得到的电子），而且用方括号“”括起来，并在右上角注明负电荷数,3.离子化合物的电子式由阴离子和阳离子电子式组成，相同的离子不能合并,2.简单阳离子的电子式就是离子符号,1.晶格能,

25、拆开1mol 离子晶体，使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.用U 表示:,四、离子键的强度,2.意义一般而言，晶格能越大，离子晶体的离子键越强，晶体的熔沸点越高，硬度越大。,三、离子键的特征,无方向性和饱和性,3.影响离子键强度的因素,1)离子电荷数的影响,2)离子半径的影响,离子所带电荷越多、离子半径越小，晶格能越大，离子键就越强,应用：离子键越强，其形成化合物的熔沸点就越高,一、离 子 晶 体,1、定义：,离子间通过离子键结合而成的晶体,（2）、硬度较高，密度较大，难 压缩，难挥发，熔沸点较高。,（1）、晶体不导电，在熔融状态或水溶液中导电,不存在单个分子,2、特点：,3、哪些物质属于

26、离子晶体？,强碱、部分金属氧化物、绝大部分盐类。,二、离 子 晶 体的空间结构,1、NaCl 型（课本40页）,2、CsCl 型（课本41页）,观察给出的氯化钠晶体的结构，分析氯化钠的化学式用NaCl表示的原因。能否把NaCl称为分子式？,配为数：,一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目,NaCl 型离子配为数为 CsCl型离子配为数为,6,8,练习 1 某离子晶体的结构（局部如图），X位于立方体的顶点，Y位于立方体的中心，则该晶体的化学式是,X:Y=1/84:1,=1:2,(XY2),2、某离子晶体的晶胞结构如下图所示：则该离子晶体的化学式为（）Aabc Babc3 Cab2c3 Dab3c

27、,D,二。共价键 原子晶体,1、定义：,2、成键本质：,原子间通过共用电子对所形成的的化学键。,共用电子对,3、成键元素：,非金属元素之间以及少数金属与非金属元素（如AlCl3）之间,4、存在共价键的物质：,非金属单质共价化合物离子化合物,a、电子式：,b、结构式：,5、共价键的表示方法,6、共价键表示分子的形成过程,2H,（一）共价键的形成条件,1、有自旋方向相反的未成对电子；,2、原子轨道要实现最大程度的重叠。,（二）共价键的形成本质,成键原子相互接近时，原子轨道发生，自旋方向 的 电子形成，两原子核间的电子密度，体系的能量。,重叠,相反,未成对,共用电子对,增 加,降低,（三）共价键的特

28、点,1、有饱和性,一般：形成的共价键数=未成对电子数,2、有方向性,原子轨道沿核间连线方向进行的重叠(头碰头)键,原子轨道在核间连线两侧垂直方向进行的重叠(肩并肩)键,键的常见类型有(1)s-s,(2)s-p,(2)p-p,请指出下列分子键所属类型:A、HBr B、NH3 C、F2 D、H2,课堂练习,s-p,s-p,p-p,s-s,已知键可吸收紫外线，含键物质可做护肤品。请问下列物质中哪些是含有键的分子（）A.CO B.CH4 C.CO2 D.C2H2,A CD,3、键和键的比较,强度大，不易断裂,强度较小易断裂,共价单键是 键，共价双键中一个是 键，另一个是 键，共价三键中一个是 键，另两

29、个为 键,(四)极性键和非极性键,1、非极性键,两成键原子吸引电子能力相同，共用电子对不发生偏移的共价键,2、极性键,两成键原子吸引电子能力不同，共用电子对发生偏移的共价键,3、配位键,由一个原子提供一对电子（）与另一个接受（）电子对的原子形成共价键，这样的共价键称为配位键,孤对电子,有空轨道,b、表示方法,用箭头“”指向接受孤对电子对的原子,a、定义,1、关于苯分子的说法正确的是（）A、分子中共含有6个极性键B、分子中不含非极性键C、分子中只含键D、分子中含有1个键,AD,课堂练习,（五）共价键的键能与化学反应热,共价键的键能用来衡量共价键牢固程度，共价键键能越大表示该共价键越牢固，即越不容

30、易被破坏。,共价键的键能：在101kPa、298K条件下，1mol气态AB分子生成气态A原子和气态B原子的过程所吸收的能量，称为AB间共价键的键能。,键长：成键两原子间的平均间距。,键长越短，键能越大，共价键越稳定。,反应热和键能的关系,化学反应的过程就是折开反应物的化学键，形成生成物的化学键的过程 拆开化学键要消耗能量，形成化学键会放出能量。如果旧键断裂所吸收的总能量大于新键形成所放出的总能量，即反应物的键能总和生成物的键能总和则为吸热反应。,由键能求反应热的公式为：H=反应物的键能总和生成物的键能总和。,二、原子晶体,1、什么叫原子晶体？晶体中所有原子都是通过共价键结合的空间网状结构。2、

31、原子晶体的特点？由于共价键键能大，所以原子晶体一般具有很高的熔、沸点和很大的硬度，一般不溶于溶剂。3、常见哪些物质属于原子晶体？金刚石、单晶硅、碳化硅（金刚砂）、二氧化硅、氮化硼（BN）等。,（1）定义：金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用。,（2）形成 成键微粒:金属阳离子和自由电子 存 在:金属单质和合金中（3）方向性:无方向性,1.金属键,三。金属键与金属晶体,2.金属的物理性质 具有金属光泽,能导电,导热,具有良好的延展性,金属的这些共性是有金属晶体中的化学键和金属原子的堆砌方式所导致的,小结：,在金属晶体中，存在许多自由电子，自由电子在外加电场的作用下，自由电子定向运动，因而形成电

32、流,由于金属晶体中自由电子运动时与金属离子碰撞并把能量从温度高的部分传导温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度,由于金属晶体中金属键是没有方向性的，各原子层之间发生相对滑动以后，仍保持金属键的作用，因而在一定外力作用下，只发生形变而不断裂,根据下表的数据，请你总结影响金属键的因素,部分金属的原子半径、原子化热和熔点,金属的熔点、硬度与金属键的强弱有关，金属键的强弱又可以用原子化热来衡量。原子化热是指1mol金属固体完全气化成相互远离的气态原子时吸收的能量。,有的金属软如蜡,有的金属硬如钢;有的金属熔点低,有的金属熔点高,为什么?,影响金属键强弱的因素,（1）金属元素的原子半径（2）单位体积

33、内自由电子的数目一般而言：金属元素的原子半径越小，单位体积内自由电子数目越大，金属键越强，金属晶体的硬度越大，熔、沸点越高。如：同一周期金属原子半径越来越小，单位体积内自由电子数增加，故熔点越来越高，硬度越来越大；同一主族金属原子半径越来越大，单位体积内自由电子数减少，故熔点越来越低，硬度越来越小。,1.下列生活中的问题，不能用金属键知识解释的是（）A.用铁制品做炊具 B.用金属铝制成导线 C.用铂金做首饰 D.铁易生锈,D,2.金属键的强弱与金属价电子数的多少有关，价电子数越多金属键越强；与金属阳离子的半径大小也有关，金属阳离子的半径越大，金属键越弱。据此判断下列金属熔点逐渐升高的是()A.

34、Li Na K B.Na Mg Al C.Li Be Mg D.Li Na Mg,B,练 习,1.晶体(1)定义:通过结晶过程形成的具有规则几何外形的固体叫晶体。通常情况下，大多数金属单质及其合金也是晶体。,金属晶体,2.晶胞,晶体中能够反映晶体结构特征的基本重复单位,说明：,晶体的结构是晶胞在空间连续重复延伸而形成的。晶胞与晶体的关系如同砖块与墙的关系。在金属晶体中，金属原子如同半径相等的小球一样，彼此相切、紧密堆积成晶体。金属晶体中金属原子的紧密堆积是有一定规律的。,简单立方堆积,体心立方堆积 体心立方晶胞,六方堆积 六方晶胞,面心立方堆积面心立方晶胞,堆积方式及性质小结,顶点占1/8,棱

35、上占1/4,面心占1/2,体心占1,2.晶胞中微粒数的计算,在六方体顶点的微粒为6个晶胞共有，在面心的为2个晶胞共有，在体内的微粒全属于该晶胞。微粒数为：121/6+21/2+3=6,在立方体顶点的微粒为8个晶胞共有，在面心的为2个晶胞共有。微粒数为：81/8+61/2=4,在立方体顶点的微粒为8个晶胞共享，处于体心的金属原子全部属于该晶胞。微粒数为：81/8+1=2,长方体晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：顶点-1/8 棱-1/4 面心-1/2 体心-1,(1)体心立方：,(2)面心立方：,(3)六方晶胞：,合金,(1)定义：把两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物

36、质叫做合金。,(2)合金的特性 合金的熔点比其成分中金属(低，高，介于两种成分金属的熔点之间；)具有比各成分金属更好的硬度、强度和机械加工性能。,低,1.右图是钠晶体的晶胞结构，则晶胞中的原子数是.如某晶体是右图六棱柱状晶胞，则晶胞中的原子数是.,练 习,81/8+1=2,121/6+21/2+3=6,2.最近发现一种由某金属原子M和非金属原子N构成的气态团簇分子，如图所示顶角和面心的原子是M原子，棱的中心和体心的原子是N原子，它的化学式为(),A BMNC D条件不够，无法写出化学式,C,练 习,(1)范德华力很弱，(2)范德华力一般没有饱和性和方向性,1.范德华力,是一种普遍存在于固体、液

37、体和气体中分子间的作用力。,（1）什么是范德华力,范德华力与共价键的区别,四。分子间作用力 分子晶体,（1）组成和结构相似的分子，一般相对分子质量越大，范德华力越大。克服分子间作用力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高。（2）分子的大小、分子的空间构型和分子的电荷分布是否均匀等，都会对范德华力产生影响。,2.影响范德华力大小的因素,结论：（1）影响物质的类型：由分子构成的物质（2）影响由分子组成物质的一些物理性质：如熔点、沸点、溶解度等。,氢键：除范德华力外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性大的原子（F、O、N等）形成共价键的H原子遇另一分子中电负性大原子半径小且有孤对电子的原

38、子（如F、O、N）能形成氢键。注意：氢键是另一种分子间作用力，不属于化学键。,2.氢键：,（1）氢键的形成条件,X、Y为电负性大，而原子半径较小的且有孤对电子非金属原子，可相同也可不同，如F、O、N等。,（2）氢键的表示方法：,XH Y,氢键,（3）氢键键能大小：,氢键比范德华力要强而比化学键弱的分子间作用力,(4)氢键的强弱与X和Y的电负性大小有关,一般X、Y元素的电负性越大，半径越小，形成的氢键越强。例如：F-HF O-HO N-HN,（5）氢键对物质性质的影响,对熔点和沸点的影响 分子间形成氢键会导致物质的熔沸点 升高 分子内形成氢键则会导致物质的熔沸点 降低 对溶解度的影响 溶质分子与

39、溶剂分子之间形成氢键使溶 解度增大。,1下列物质中不存在氢键的是（）A冰醋酸中醋酸分子之间 B一水合氨分子中的氨分子与水分子之间C液态氟化氢中氟化氢分子之间 D可燃冰（CH48H2O）中甲烷分子与水 分子之间,D,练 习,2固体乙醇晶体中不存在的作用力是()A极性键 B非极性键 C离子键 D氢键影响,C,分子晶体,（1）分子间以分子间作用力相结合的晶体叫分子晶体。（2）构成分子晶体的粒子是：（3）微粒间的相互作用是：,由于分子晶体的构成微粒是分子，所以分子晶体的化学式几乎都是分子式。,1.分子晶体的概念及其结构特点：,分子,范德华力,由于分子间作用力很弱，所以分子晶体一般具有：较低的熔点和沸点

40、；较小的硬度；固体及熔融状态不导电。有的溶于水能 导电。,2.分子晶体的物理特性,(1)所有非金属氢化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX(2)大多数非金属单质:X2、N2、O2、H2、S8、P4、C60(3)大多数非金属氧化物:CO2、SO2、N2O4、P4O6、P4O10(4)几乎所有的酸：H2SO4、HNO3、H3PO4(5)大多数有机物：乙醇，冰醋酸，蔗糖,3.典型的分子晶体,4、分子晶体熔、沸点高低的比较规律分子晶体要熔化或汽化都需要克服分子间的作用力。分子间作用力越大，物质熔化和汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越高。因此，比较分子晶体的熔、沸点高低，实际上就是比较分子间

41、作用力（包括范德华力和氢键）的大小。,5.干冰的晶体结构,（1）二氧化碳分子的位置：在晶体中截取一个最小的正方体，正方体的八个顶点都落到CO2分子的中心，在这个正方体的每个面心上还有一个CO2分子。,81/8+61/2=4,12个,晶体熔沸点高低的判断,1.不同晶体类型的物质：,原子晶体离子晶体分子晶体,2.同种晶体类型的物质：,离子晶体,晶体内微粒间作用力越大，熔沸点越高,原子晶体,离子所带电荷越多、离子半径越小，晶格能越大，离子键越强，晶体熔沸点越高、硬度越大。,原子半径越小、键长越短、键能越大，共价键越强，晶体熔沸点越高、硬度越大。,分子晶体,组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，

42、分 子间作用力越大，熔沸点越高；,具有分子间氢键的分子晶体，分子间作用力显著增大，熔沸点升高。,相对分子质量相近的分子晶体，分子极性越大，分子间作用力越大，熔沸点越高；,金属晶体,金属原子半径越小、单位体积内自由电子数目越多，金属键越强，晶体熔沸点越高、硬度越大。,石墨晶体的结构特点和性质,分层的平面网状结构，层内C原子以 与周围的 个C原子结合，层间为；,层内最小环有 个C原子组成；每个C原子被 个最小环所共用；每个最小环含有 个C原子，个碳碳键；C原子与碳碳键个数比为。,共价键,3,分子间作用力,6,3,2,3,23,（2）石墨晶体的导电性和润滑性,（1）石墨晶体的结构特点,1.下列物质中

43、，固态时一定是分子晶体的是 A.酸性氧化物 B.非金属单质 C.碱性氧化物 D.含氧酸,D,2.下列哪种情况下，一对物质中有且只有同一种作用力被克服 A.使H2 和HF气化 B.熔融C和Ca C.溶解LiCl和ICl D.熔融CCl4和I2,D,练 习,3.已知某些晶体的熔点：NaCl 801 AlCl3 190 BCl3 107 Al2O3 2045 SiO2 1723 CO2 56.6。其中属于分子晶体的是 A.B.C.D.,B,练 习,一、杂化轨道理论1原子轨道的杂化指在外界条件的影响下，原子内部 _的原子轨道_组合的过程。杂化轨道在_分布上比单纯的s或p轨道在某一方向上更_，从而使它与

44、其他原子轨道的重叠程度更大，形成的共价键更_。,能量相近,重新,电子云,均匀,牢固,2当发生sp杂化时，杂化轨道间的夹角为_，形成的分子的空间构型为_形，例如CO2；当发生sp2杂化时，杂化轨道间的夹角为_，分子的空间构型为_形，如BF3；当发生sp3杂化时，杂化轨道间的夹角为_，分子的空间构型为_形，如CH4(或CCl4)。,180,直线,120,平面三角,109.5,正四面体,二、甲烷分子的形成及立体构型甲烷分子中碳原子的杂化轨道是由1个_轨道和3个_轨道重新组合而成，这种杂化称为_杂化，每两个sp3杂化轨道之间的夹角为_，这4个sp3杂化轨道能量_，据洪特规则，碳原子的价电子以_的方式分

45、占每个轨道。因此，当碳原子与氢原子成键时，碳原子的每个杂化轨道与氢原子的1个_电子配对形成一个共价键，这样形成的4个共价键是_的，从而CH4分子具有_结构。,s,p,sp3,109.5,相同,自旋方向相同,s轨道,相同,正四面体,思考感悟用杂化轨道理论分析NH3呈三角锥形的原因。,【提示】氨分子中的氮原子价电子的轨道表示式为 1个2s轨道与3个2p轨道杂化后，形成4个sp3杂化轨道，其中3个杂化轨道中是成单电子，分别与3个氢原子形成键，1个杂化轨道中是成对电子，不形成共价键。sp3杂化轨道应为正四面体构型，但由于孤电子对不形成化学键，故NH3分子为三角锥形。,具有相同价电子数(指全部电子总数或

46、价电子总数)和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征，这个原理称为“等电子原理”。符合此条件的分子或离子互为等电子体。利用等电子原理可以判断一些简单分子或离子的空间构型。1N2、CO、CN，都是双原子分子或离子，价电子总数为10，两个原子间都以叁键相结合，叁键中有1个键，2个键。,6等电子体不仅有相似的空间构型，而且有相似的性质。如晶体硅、锗是良好的半导体材料，它们的等电子体AlP、GaAs也是良好的半导体材料。,AB3N3H6是由极性键组成的非极性分子BB3N3H6能发生加成反应和取代反应CB3N3H6具有碱性DB3N3H6各原子不在一个平面内,(2011年浙江绍兴高二检测)已知化合物B3N3H6(硼氮苯)和C6H6(苯)为等电子体，人们把B3N3H6称作无机苯，其分子结构与苯相似，如图所示，下列说法中正确的是(双选)(),【思路点拨】B3N3H6和C6H6为等电子体，其结构与性质都相似。解题时应用苯的结构与性质来推测B3N3H6的结构与性质，类比与迁移是解题的关键。,【答案】AB,A是一种高温润滑材料，也可用作电器材料B是一种化学纤维，可用作织物C是一种坚硬耐磨材料，也可用作钻具D以上判断均不正确,变式训练现有一种新型层状结构的无机材料BN，平面结构示意图如图所示，请你根据所学的与其结构类似的物质的性质及等电子原理，判断该新材料可能具有的性质和用途(),