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原子結構與性質(zhì),(一)原子結構 1.基態(tài)原子核外電子排布,1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f,2n2,2.原子軌道,球形對稱,啞鈴形,1,3,5,7,ns＜np＜nd＜nf,相等,相等,3.基態(tài)原子核外電子排布依據(jù) (1)能量最低原理 ①原子的核外電子排布遵循構造原理，使整個原子的能量處于 。 ②基態(tài)原子核外電子在原子軌道上排布順序：1s→2s→ 。,最低狀態(tài),2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→…,(2)泡利原理 1個原子軌道里最多容納 個電子，且自旋方向相反。 (3)洪特規(guī)則 電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先 ，且自旋方向 。 洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在 (p6、d10、f14)、 (p3、d5、f7)和 (p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為 。,2,單獨占據(jù)一個軌道,相同,全滿,半滿,全空,1s22s22p63s23p63d54s1,4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法,1s22s22p63s23p4,[Ne]3s23p4,3s23p4,5.原子核外電子的躍遷與原子光譜 (1)原子的狀態(tài)和原子光譜的關系： 說明：原子核外的電子發(fā)生躍遷時吸收或釋放的能量一般都以光譜形式呈現(xiàn)。,最低,吸收,吸收,發(fā)射,釋放,較高,(2)原子光譜 原子發(fā)生 時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取不同元素的各種元素的電子 或 總稱原子光譜。 (3)光譜分析 在現(xiàn)代化學中，利用 上的特征譜線來 的分析方法。,躍遷,吸收光譜,發(fā)射光譜,原子光譜,鑒定元素,(二)原子結構與元素在周期表中的位置關系 1.原子結構與周期表的關系,注意：①能層數(shù)＝電子層數(shù)＝周期數(shù) ②價電子數(shù)＝主族序數(shù),2.周期表的分區(qū)與原子的價電子排布的關系,ns1～2,ns2np1～6,(n－1)d1～9ns1～2,越大,越小,減小,增大,2.電離能 (1)含義 第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 ，符號 。 單位 。 (2)規(guī)律 ①同周期：第一種元素的第一電離能 ，最后一種元素的第一電離能 ，總體呈現(xiàn) 的變化趨勢。 ②同族元素：從上至下第一電離能 。 ③同種原子：逐級電離能越來越 ，(即I1 I2 I3…)。,最低能量,I,kJmol－1,最小,最大,從左到右逐漸增大,逐漸減小,大,,,(3)應用 ①判斷元素金屬性的強弱： 電離能越小，金屬原子越 失去電子，金屬性 ，反之越 。 ②判斷元素的化合價(I1、I2……表示各級電離能) 如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n。如鈉元素I2?I1，所以鈉原子的最外層電子數(shù)為1，其化合價為＋1。 ③判斷核外電子的分層排布情況 多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。 ④判斷原子的核外電子排布特點 同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。,容易,越強,弱,3.電負性 (1)含義 不同元素的原子在化合物中 能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中 的能力越 。 (2)標準 以最活潑的非金屬氟的電負性為 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)。 (3)變化規(guī)律 ①金屬元素的電負性一般 ，非金屬元素的電負性一般 ，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。 ②在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸 ，同主族從上至下，元素的電負性逐漸 。,吸引鍵合電子,吸引鍵合電子,強,4.0,小于1.8,大于1.8,增大,減小,(4)應用,4.原子結構與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律,相同,依次增多,相同,依次遞增,依次減小,依次增大,依次增大的趨勢,依次減小,依次增大,依次減小,原子結構與元素性質(zhì)的關系,分子結構與性質(zhì),(一)共價鍵 1.本質(zhì) 在原子之間形成共用電子對。 2.特征 具有飽和性和方向性。,3.分類,頭碰頭,發(fā)生偏移,不發(fā)生偏移,4.鍵參數(shù) (1)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響 (2)鍵參數(shù)與分子穩(wěn)定性的關系 鍵能越 ，鍵長越 ，分子越穩(wěn)定。,大,短,穩(wěn)定性,空間構型,(1)只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共同電子對，這時形成離子鍵。 (2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。,(二)分子的立體結構 1.雜化軌道的類型,180,直線形,120,平面三角形,10928′,正四面體形,2.價層電子對互斥理論與分子構型,直線形,直線形,三角形,三角形,四面體形,四面體形,三角錐形,V形,V形,CO2,BF3,CH4,NH3,H2O,用價層電子對互斥理論推測分子或離子的思維程序 用價層電子對互斥理論推測簡單分子(ABn型)、離子(AB型)空間構型的方法,3.等電子原理 (1)原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學鍵特征，分子具有相似的立體構型 (2)常見等電子體,(三)配位鍵和配合物 1.配位鍵 由一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的 。 2.配位鍵的表示方法 A→B：A表示 孤電子對的原子，B表示 共用電子對的原子。,共價鍵,提供,接受,孤電子對,有空軌道,(四)分子間作用力 1.概念 物質(zhì)分子之間 存在的相互作用力，稱為分子間作用力。 2.分類 分子間作用力最常見的是 和 。 3.強弱 范德華力 氫鍵 化學鍵。 4.范德華力 范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬度越大。一般來說，___________相似的物質(zhì)，隨著 的增加，范德華力逐漸 。,范德華力,氫鍵,普遍,,,組成和結構,相對分子質(zhì)量,增大,5.氫鍵 (1)形成 已經(jīng)與 的原子形成共價鍵的 (該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中 的原子之間的作用力，稱為氫鍵。 (2)表示方法 A—H…B (3)特征 具有一定的 性和 性。 (4)分類 氫鍵包括 氫鍵和 氫鍵兩種。 (5)分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響 主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點 ，對電離和溶解度等產(chǎn)生影響。,電負性很強,氫原子,電負性很強,方向,飽和,分子內(nèi),分子間,升高,(五)分子性質(zhì) 1.分子的極性,重合,不重合,非極性鍵或極性鍵,非極性鍵或極性鍵,對稱,不對稱,2.溶解性 (1)“相似相溶”的規(guī)律 非極性溶質(zhì)一般能溶于_____________，極性溶質(zhì)一般能溶于___________。若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度______。 (2)“相似相溶”還適用于分子結構的相似性 如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。 3.無機含氧酸分子的酸性 無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。,非極性溶劑,極性溶劑,增大,判斷分子極性的思維程序,晶體結構與性質(zhì),1.四種晶體類型的比較,分子,原子,陰、陽離子,范德華力,共價鍵,金屬鍵,離子鍵,較小,很大,很大,很小,較大,較低,很高,很高,很低,較高,2.典型晶體模型,4,10928′,6,1∶2,4,1∶2,12,12,12,4,4,8,6,6,12,8,12,分類比較晶體的熔、沸點 1.不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律 原子晶體離子晶體分子晶體。 金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、鎵、銫等熔、沸點很低，金屬晶體一般不參與比較。 2.原子晶體 由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高。如熔點：金剛石石英碳化硅硅。,3.離子晶體 一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgOMgCl2NaClCsCl。 4.分子晶體 (1)分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體，熔、沸點反常地高。如H2OH2TeH2SeH2S。,(2)組成和結構相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4GeH4SiH4CH4，F(xiàn)2N2，CH3OHCH3CH3。 (4)同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低。 例如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3,要點一 基態(tài)原子核外電子排布式和軌道表示式的書寫,1.第四周期基態(tài)原子核外電子排布的特殊性 在過渡金屬中，有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有1個電子的偏差。這是因為能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。如第四周期中：,2.基態(tài)原子核外電子排布表示方法中的注意事項 (1)在寫基態(tài)原子的電子排布圖時，常出現(xiàn)以下錯誤： (2)當出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns、(n－1)d、np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正確，F(xiàn)e：1s22s22p63s23p64s23d6錯誤。,(3)注意對比原子電子排布式、簡化電子排布式、元素外圍電子排布式的區(qū)別與聯(lián)系。 如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2； 簡化電子排布式：[Ar]3d64s2; 外圍電子排布式：3d64s2 3.根據(jù)元素周期表進行書寫 如第4周期中各元素基態(tài)原子的電子排布式有如下規(guī)律：(1)位于s區(qū)的ⅠA、ⅡA族分別為[Ar]4s1、[Ar]4s2；(2)位于p區(qū)的主族元素[Ar]3d104s24p族序數(shù)－2(0族除外)；(3)位于d區(qū)的副族元素[Ar]3dm4sn(m＋n＝族序數(shù)，Ⅷ族除外)；(4)位于ds區(qū)的副族元素[Ar]3d104sm(m＝族序數(shù))。,【典例示范1】 (2015山東日照聯(lián)考)A、B、C、D、E、F代表6種元素。請?zhí)羁眨?(1)A元素基態(tài)原子的最外層有2個未成對電子，次外層有2個電子，其元素符號為____________； (2)B元素的負一價離子和C元素的正一價離子的電子層結構都與氬相同，B的元素符號為________，C的元素符號為________；,(3)D元素的正三價離子的3d能級為半充滿，D的元素符號為________，其基態(tài)原子的電子排布式為______________； (4)E元素基態(tài)原子的M層全充滿，N層沒有成對電子，只有一個未成對電子，E的元素符號為________，其基態(tài)原子的電子排布式為________________________________________________。 (5)F元素的原子的最外層電子排布式為nsnnpn＋1，則n＝________；原子中能量最高的是________電子。,解析 (1)A元素基態(tài)原子的次外層有2個電子，故次外層為K層，A元素有2個電子層，由題意可寫出其電子排布圖為 ，則該元素核外有6個電子，為碳元素，其元素符號為C，另外氧原子同樣也符合要求，其電子排布圖為： 。 (2)B－、C＋的電子層結構都與Ar相同，即核外都有18個電子，則B為17號元素Cl，C為19號元素K。,(3)D元素原子失去2個4s電子和1個3d電子后變成＋3價離子，其原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2即26號元素鐵。 (4)根據(jù)題意要求，首先寫出電子排布式： 1s22s22p63s23p63d104s1，該元素為29號Cu。 (5)s能級只有1個原子軌道，故最多只能容納2個電子，即n＝2，所以元素F的原子的最外層電子排布式為2s22p3，由此可知F是N元素；根據(jù)核外電子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外電子中的2p能級能量最高。 答案 (1)C或O (2)Cl K (3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 (4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (5)2 2p,【借題發(fā)揮】 核外電子的能量并不是完全按能層序數(shù)的增加而升高，不同能層的能級之間的能量高低有交錯現(xiàn)象，如E (3d) E（4s）、E (4d) E（5s）、E (5d) E（6s）、E (6d) E（7s）、E (4f) E（5p）、E (4f) E（6s）等。,要點二 雜化軌道類型及分子空間構型的判斷,1.由雜化軌道數(shù)判斷 雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，所以有公式： 雜化軌道數(shù)＝中心原子的孤電子對數(shù)＋中心原子的σ鍵個數(shù)。,2.由分子組成和分子空間構型判斷,【典例示范2】 (2014河南信陽期末)下列描述中正確的是( ) A.CS2為V形的極性分子 B.ClO的空間構型為平面三角形 C.CO的空間構型為三角錐形 D.SiF4和SO的中心原子均為sp3雜化,解析 CS2屬于sp雜化為直線形非極性分子，A項錯；ClO離子中心原子Cl存在三對共用電子對，有一對孤電子，應為三角錐形，B項錯；CO中存在三對共用電子對，沒有孤電子對，為平面三角形，C項錯誤；SiF4是正四面體結構，SO是三角錐結構，都同為sp3雜化，D項正確。 答案 D,【借題發(fā)揮】 價層電子對互斥理論能預測分子的幾何構型，但不能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵情況，但不能預測分子的幾何構型。兩者相結合，具有一定的互補性，可達到處理問題簡便、迅速、全面的效果。,要點三 分子極性的判斷,1.根據(jù)所含鍵的類型及分子的空間構型判斷 非極性分子、極性分子的判斷，首先看鍵是否有極性，然后再看各鍵的空間排列狀況。鍵無極性，分子必無極性；鍵有極性，各鍵空間排列均勻，使鍵的極性相互抵消，分子無極性；鍵有極性，各鍵空間排列不均勻，不能使鍵的極性相互抵消，分子有極性。 共價鍵的極性與分子極性的關系可總結如下：,2.根據(jù)中心原子最外層電子是否全部成鍵判斷 中心原子即其他原子圍繞它成鍵的原子。分子中的中心原子最外層電子若全部成鍵，此分子一般為非極性分子；分子中的中心原子最外層電子若未全部成鍵，此分子一般為極性分子。 CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外層電子均全部成鍵，它們都是非極性分子。 H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外層電子均未全部成鍵，含孤對電子，它們都是極性分子。,【典例示范3】 (2015湖南岳陽質(zhì)檢)已知H和O可以形成H2O和H2O2兩種化合物，試根據(jù)有關信息完成下列問題： (1)水是維持生命活動所必需的一種物質(zhì)。 ①1 mol冰中有________mol氫鍵。 ②用球棍模型表示的水分子結構是____________。,(2)已知H2O2分子的結構如圖所示：H2O2分子不是直線形的，兩個氫原子猶如在半展開的書的兩面上，兩個氧原子在書脊位置上，書頁夾角為9352′，而兩個O—H鍵與O—O鍵的夾角均為9652′。,試回答： ①H2O2分子的電子式是___________，結構式是____________。 ②H2O2分子是含有________鍵和________鍵的________(填“極性”或“非極性”)分子。 ③H2O2難溶于CS2，簡要說明理由：_______________________ ______________________________________________________________________。 ④H2O2中氧元素的化合價是__________，簡要說明原因 ______________________________________________________________________。,解析 (1)在冰中，每個水分子與周圍的4個水分子形成4個氫鍵，按“均攤法”計算，相當于每個水分子有2個氫鍵；水分子為V形結構。 (2)由H2O2的空間構型圖可知，H2O2是極性分子，分子內(nèi)既有極性鍵，又有非極性鍵，而CS2為非極性分子，根據(jù)“相似相溶”規(guī)律，H2O2難溶于CS2。 答案 (1)①2 ②B (2)① H—O—O—H ②極性 非極性 極性 ③因H2O2為極性分子，而CS2為非極性溶劑，根據(jù)“相似相溶”規(guī)律，H2O2難溶于CS2 ④－1價 因O—O鍵為非極性鍵，而O—H鍵為極性鍵，共用電子對偏向氧，故氧為－1價,要點四 晶胞中微粒的計算方法——均攤法,【典例示范4】 (2015吉林高三期末)某離子晶體的晶胞結構如圖所示，X( )位于立方體的頂點，Y( )位于立方體的中心。試分析： (1)晶體中每個Y同時吸引________個X。 (2)該晶體的化___________________________。 (3)設該晶體的摩爾質(zhì)量為M gmol－1，晶體的密度為ρ gcm－3，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，則晶體中兩個距離最近的X之間的距離為________cm。,【借題發(fā)揮】 1.克服計算晶胞中粒子個數(shù)的思維定勢 2.晶胞質(zhì)量、體積及其密度的關系,