1、化学化学 选修三选修三 原子结构与性质原子结构与性质 分子结构与性质分子结构与性质 晶体结构与性质晶体结构与性质 原子结构原子结构 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质 共价键共价键 分子的立体结构分子的立体结构 分子的性质分子的性质 晶体的常识晶体的常识 分子晶体与原子晶体分子晶体与原子晶体 金属晶体金属晶体 离子晶体离子晶体 第一章第一章 原子的结构与性质原子的结构与性质 第一节第一节 原子结构原子结构 一、开天辟地一、开天辟地原子的诞生原子的诞生 1 1、原子的诞生、原子的诞生 宇宙大爆炸宇宙大爆炸2小时：大量氢原子、少量氦原子小时：大量氢原子、少量氦原子 极少量锂原子极少量锂原子
2、140亿年后的今天：亿年后的今天： 氢原子占氢原子占88.6% 氦原子为氢原子数氦原子为氢原子数1/8 其他原子总数不到其他原子总数不到1% 99.7% 2 2、地球中的元素、地球中的元素 绝大多数为金属元素绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅包括稀有气体在内的非金属仅22种种 地壳中含量在前五位：地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca 3 3、原子的认识过程、原子的认识过程 古希腊哲学家留基伯和德谟克立特古希腊哲学家留基伯和德谟克立特 思辨精神思辨精神 原子：源自古希腊语原子：源自古希腊语Atom，不可再分的微粒，不可再分的微粒 1803年年 道尔顿（英）道尔顿（英） 原子
3、是微小的不可分割的实心球体原子是微小的不可分割的实心球体 1897年，英国科学家汤姆生年，英国科学家汤姆生 枣糕模型枣糕模型 1911年，英国物理学家卢瑟福年，英国物理学家卢瑟福 电子绕核旋转的原子结构模型电子绕核旋转的原子结构模型 1913年，丹麦科学家玻尔年，丹麦科学家玻尔 行星轨道的原子结构模型行星轨道的原子结构模型 1926年，奥地利物理学家年，奥地利物理学家薛定谔薛定谔等等 以以量子力学量子力学为基础提出为基础提出电子云模型电子云模型 原子原子 原子核原子核 核外电子核外电子 质子质子 中子中子 （正电）（正电） 不显不显 电性电性 （负电）（负电） （正电）（正电） （不带电）（不
4、带电） 分层排布分层排布 与物质化学性质密切相关与物质化学性质密切相关 二、能层与能级二、能层与能级 1 1、能层、能层 电子层电子层 能层名称能层名称 能层符号能层符号 一一 二二 三三 四四 五五 六六 七七 K L M N O P Q 从从K至至Q ，能层离核越远，能层能量越大，能层离核越远，能层能量越大 每层最多每层最多容纳电子的数量：容纳电子的数量：2n2 2 2、能级、能级 同一个能层中电子的能量相同的电子亚层同一个能层中电子的能量相同的电子亚层 能级名称：能级名称：s、p、d、f、g、h 能级符号：能级符号：ns、np、nd、nf n代表能层代表能层 能层能层: 一一 二二 三三
5、 四四 K L M N 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 能级：能级： 最多最多容纳电子的数量容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14 3 3、注意问题、注意问题 能层与能级的关系能层与能级的关系 每一能层的能级从每一能层的能级从s开始，开始，s,p,d,f 能层中能级的数量不超过能层的序数能层中能级的数量不超过能层的序数 能量关系能量关系 EKEL EM EN EnsEnp End Enf EnsE(n+1) s E(n+2) s E(n+3) s EnpE(n+1)p E(n+2)p E(n+3)p 能层能层 K L M N 能级能级 能级能级 电子电子
6、 数数 能层能层 电子电子 数数 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 2 2 2 2 6 6 6 10 10 14 2 2n2 8 18 32 2n2 2n2 2n2 三、构造原理与电子排布式三、构造原理与电子排布式 1 1、构造原理、构造原理 多电子多电子基态原子基态原子的的电子电子按按能级交错能级交错的形式的形式排布排布 电子排布顺序电子排布顺序 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 2 2、电子排布式、电子排布式 例：写出例：写出Zn的电子排布式的电子排布式 Zn为为30号元素，电子共号元素，电子共30个个 依据
7、构造原理依据构造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 书写时：书写时：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式的电子排布式 电子排布式电子排布式 Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar 简 化 简 化 Zn：Ar 3d10 4s2 简化简化电子排布式电子排布式 写出写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式的简化电子排布式 价层电子：主族、价层电子：主族、0族元素最外层族元素最外层 副族、副族、族最外层和次外层族最外层和次外层 特殊规则特殊规则 例
8、：写出例：写出Cr和和Cu的电子排布式的电子排布式 全满规则全满规则 半满规则半满规则 四、电子云与原子轨道四、电子云与原子轨道 1 1、电子云、电子云 薛定谔薛定谔等等 以以量子力学量子力学为基础为基础 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间 的概率密度分布的形象化描述的概率密度分布的形象化描述 小黑点：概率密度小黑点：概率密度 单位体积内出现的概率单位体积内出现的概率 小黑点越密概率密度越大小黑点越密概率密度越大 电子云电子云 小黑点不是电子！小黑点不是电子！ 电子云轮廓图电子云轮廓图 电子出现的概率约为电子出现的概率约为90%的空间的空间 即精简
9、版电子云即精简版电子云 电子云轮廓图特点电子云轮廓图特点 a.形状形状 nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形能级的电子云轮廓图：多纺锤形 ns能级的电子云轮廓图：球形能级的电子云轮廓图：球形 np能级的电子云轮廓图：双纺锤形能级的电子云轮廓图：双纺锤形 b.电子云扩展程度电子云扩展程度 同类电子云能层序数同类电子云能层序数n越大，电子能量越越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张大，活动范围越大电子云越向外扩张 2 2、原子轨道、原子轨道 电子在原子核外的一个空间运动状态电子在原子核外的一个空间运动状态 定义定义 原子轨道与能级原子轨道与能级 ns能级能级 ns轨道轨道 np能级能级 n
10、px轨道轨道 npy轨道轨道 npz轨道轨道 nd能级能级 ndz2轨道轨道 ndx2y2轨道轨道 ndxy轨道轨道 ndxz轨道轨道 ndyz轨道轨道 同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道 简简 并并 轨轨 道道 原子轨道的电子云轮廓图原子轨道的电子云轮廓图 s轨道的电子云轮廓图轨道的电子云轮廓图 npx轨道电轨道电 子云轮廓图子云轮廓图 npy轨道电轨道电 子云轮廓图子云轮廓图 npz轨道电轨道电 子云轮廓图子云轮廓图 nd轨道电子云轮廓图轨道电子云轮廓图 五、泡利原理和洪特规则五、泡利原理和洪特规则 核外电子的基本特征核外电子的基本特征 能层能层
11、能级能级 轨道轨道 自旋自旋 公转公转 自转自转 大范围大范围 小范围小范围 磁量子数磁量子数 自旋量子数自旋量子数 主量子数主量子数 角量子数角量子数 量 子 化 描 述 量 子 化 描 述 1 1、泡利原理、泡利原理 每个轨道最多只能容纳每个轨道最多只能容纳2个电子个电子 且它们的自旋方向相反且它们的自旋方向相反 2 2、洪特规则、洪特规则 电子总是优先单独地占据简并轨道电子总是优先单独地占据简并轨道 且它们的自旋方向相同且它们的自旋方向相同 怎么填怎么填 填多少填多少 3 3、电子排布图、电子排布图 例：写出例：写出O原子的电子排布图原子的电子排布图 O原子的电子排布式：原子的电子排布式
12、： 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p4 原子结构的表示方法原子结构的表示方法 原子结构示意图原子结构示意图 电子排布式电子排布式 O原子：原子：1s2 2s2 2p4 电子排布图电子排布图 1s2 2s2 2p4 O原子原子 六、能量最低原理、基态与激发态、光谱六、能量最低原理、基态与激发态、光谱 1 1、能量最低原理、能量最低原理 能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理 能使整个原子的能量处于最低能使整个原子的能量处于最低 基态原子：基态原子：遵循泡利原理、洪特规则、能量遵循泡利原理、洪特规则、能量 最低原理的原子最低原理的原子 2 2、基态
13、原子、基态原子 基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激 发态原子发态原子 3 3、光谱、光谱 吸收光谱吸收光谱 发射光谱发射光谱 光亮普带上的孤立暗线光亮普带上的孤立暗线 电子吸收能量跃迁时产生电子吸收能量跃迁时产生 暗背景下的孤立亮线暗背景下的孤立亮线 电子释放能量跃迁时产生电子释放能量跃迁时产生 同种原子的两种光谱是可以互补的同种原子的两种光谱是可以互补的 第一章第一章 原子的结构与性质原子的结构与性质 第二节第二节 原子结构与元素性质原子结构与元素性质 元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称 核素：核素：含有一定
14、数目质子和中子的一种原子含有一定数目质子和中子的一种原子 同位素：同位素：质子数相同中子数不同的质子数相同中子数不同的 同一种元素的不同原子同一种元素的不同原子 核电荷数核电荷数=核内质子数核内质子数=核外电子数核外电子数=原子序数原子序数 质量数质量数A= 质子数质子数Z+ 中子数中子数N 一、原子结构与元素周期表一、原子结构与元素周期表 1 1、周期、周期 元素周期表的横行元素周期表的横行 特点特点 同周期元素电子层数相同同周期元素电子层数相同 同周期元素从左至右原子依次序数递增同周期元素从左至右原子依次序数递增 周期序数周期序数 起始原子序数起始原子序数 终止原子序数终止原子序数 元素种
15、类元素种类 短短 周周 期期 一一 1 2 2 二二 3 10 8 三三 11 18 8 长长 周周 期期 四四 19 36 18 五五 37 54 18 六六 55 86 32 七七 87 118/112 32/26 镧系：镧系：5771 锕系：锕系：89103 第七周期也称为不完全周期第七周期也称为不完全周期 周期的组成周期的组成 2 2、族、族 元素周期表的纵行元素周期表的纵行 族族 主族：主族： A结尾结尾 ，AA 副族：副族： B结尾结尾 ， BB，B，B 族：族： 0族：族： 主族元素族序数原子最外层电子数主族元素族序数原子最外层电子数 特点特点： 副族、副族、族通称过渡元素，过渡
16、金属族通称过渡元素，过渡金属 一些族的别名一些族的别名 7 7 1 1 16 3 3、分区、分区 s区区 p区区 d区区 ds区区 f区区 按最后填入电子所属能级符号按最后填入电子所属能级符号 ds区除外区除外 A、A 1、2 两列两列 BB、 3 7、8 10 八列八列 B、B 11、12两列两列 AA、O 13 17、18 六列六列 二、元素周期律二、元素周期律 1 1、原子半径、原子半径 元素周期律：元素的性质随着原子序数元素周期律：元素的性质随着原子序数 的递增而呈周期性的变化的递增而呈周期性的变化 同周期同周期主族元素：从左至右原子半径递减主族元素：从左至右原子半径递减 同主族同主族
17、元素：从上至下原子半径递增元素：从上至下原子半径递增 决定因素决定因素 层数层数 层数多半径大层数多半径大 电子间斥力大电子间斥力大 核电核电 荷数荷数 核电荷数大半径小核电荷数大半径小 正负电荷正负电荷 间引力大间引力大 电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！ 2 2、电离能、电离能 第一电离能第一电离能 气态电中性基态原子失去一个电子转气态电中性基态原子失去一个电子转 化为气态基态正离子所需最低能量化为气态基态正离子所需最低能量 同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高 A、A反常！比下一主族的高反常！比下一
18、主族的高 逐级电离能逐级电离能 利用逐级电离能判断化合价利用逐级电离能判断化合价 3 3、电负性、电负性 原子的价电子原子的价电子 键合电子：参与化学键形成键合电子：参与化学键形成 孤对电子：未参与化学键形成孤对电子：未参与化学键形成 不同元素的原子对键合电子吸引能力不同元素的原子对键合电子吸引能力 电负性越大，对键合电子吸引能力越大电负性越大，对键合电子吸引能力越大 同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大 同主族元素从上至下电负性逐渐变小同主族元素从上至下电负性逐渐变小 电负性电负性 电负性应用电负性应用 一般而言一般而言 金属金属1.8 1.8左右的既有金
19、属性，又有非金属性左右的既有金属性，又有非金属性 对角线规则：元素周期表中的某些主族元素对角线规则：元素周期表中的某些主族元素 其某些性质与右下角元素相似其某些性质与右下角元素相似 4 4、金属性与非金属性、金属性与非金属性 金属性：金属单质的还原性金属性：金属单质的还原性 非金属性：非金属单质的氧化性非金属性：非金属单质的氧化性 同周期的主族元素从左至右同周期的主族元素从左至右 同主族元素从上至下同主族元素从上至下 金属性减弱，非金属性增强金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物最高价氢氧化物最高价氢氧化物 碱性
20、强弱碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强 金属性强弱的判断依据金属性强弱的判断依据 跟水（酸）反应置换出氢的难易程度跟水（酸）反应置换出氢的难易程度 越容易发生，金属性越强越容易发生，金属性越强 金属活动性顺序金属活动性顺序 普通原电池正负极普通原电池正负极 单质与盐溶液的置换反应单质与盐溶液的置换反应 气态氢化物的稳定性气态氢化物的稳定性 越稳定，非金属性越强越稳定，非金属性越强 非金属性强弱的判断依据非金属性强弱的判断依据 最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物最高价含氧酸最高价含氧酸 酸性强弱酸性强弱 酸性越强，非金属性越强酸性越强，非金属
21、性越强 跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度 越易反应，非金属性越强越易反应，非金属性越强 5 5、化合价、化合价 同周期的主族元素从左至右同周期的主族元素从左至右 化合价由化合价由17， 4 0递增递增 主族元素族序数最高正价价电子数主族元素族序数最高正价价电子数 非金属最低负化合价主族元素族序数非金属最低负化合价主族元素族序数8 F、O 第二章第二章 分子的结构与性质分子的结构与性质 第一节第一节 共价键共价键 一、共价键一、共价键 1 1、化学键及其分类、化学键及其分类 相邻原子或离子之间强烈的相互作用相邻原子或离子之间强烈的相互作用 按成键方式分为：按成
22、键方式分为： 金属键金属键 共价键共价键 离子键离子键 金属晶体金属晶体 分子晶体分子晶体 离子晶体离子晶体 共用电子对共用电子对 （两单个电子形成一对电子）（两单个电子形成一对电子） 2 2、共价键、共价键 共价键：分子内原子间通过共用共价键：分子内原子间通过共用 电子对形成的相互作用电子对形成的相互作用 作用作用 本质：本质： 分子内原子之间分子内原子之间 发生：发生： 于绝大多数物质中于绝大多数物质中 酸、碱、盐、非金属氧化物酸、碱、盐、非金属氧化物 氢化物、有机物、非金属单质氢化物、有机物、非金属单质 存在：存在： 3 3、共价键分类、共价键分类 按共用电子对的偏移按共用电子对的偏移
23、极性共价键极性共价键 非极性共非极性共 价键价键 不同原子不同原子 成键成键 同种原子同种原子 成键成键 按成键方式按成键方式 键键 键键 按电子云按电子云 重叠方式重叠方式 4 4、键键 两个原子轨道两个原子轨道沿键轴沿键轴方向方向 以“以“头碰头头碰头”的方式”的方式重叠重叠 定义：定义： HHHHHH H ClCl H 类型类型 特点特点 s-s 键键 s-p 键键 p-p 键键 HHHH Cl H 例：例：H2 例：例：HCl 例：例：Cl2 可绕键轴旋转可绕键轴旋转 重叠程度大，稳定性高重叠程度大，稳定性高 头碰头头碰头 轴对称轴对称 5 5、键键 两个原子轨道以平行两个原子轨道以平
24、行 即“即“肩并肩肩并肩”方式重叠”方式重叠 定义：定义： 类型类型 特点特点 d-p 键键 p-p 键键 例：金属配合物例：金属配合物 不能旋转不能旋转 重叠程度较小，稳定性较差重叠程度较小，稳定性较差 肩并肩肩并肩 镜面对称镜面对称 例：例：CH2=CH2 键型键型 项目项目 键键 键键 成键方向成键方向 电子云形状电子云形状 牢固程度牢固程度 成键判断规成键判断规 律律 沿轴方向沿轴方向“头碰头头碰头” 平行方向平行方向“肩并肩肩并肩” 轴对称轴对称 镜像对称镜像对称 强度大，不易断强度大，不易断 强度较小，易断强度较小，易断 单键是单键是键，双键中一个键，双键中一个 键，另键，另 一个
25、是一个是键，共价三键中一个是键，共价三键中一个是键，键， 另两个为另两个为键。键。 共价键特征共价键特征 饱和性饱和性 共价键类型共价键类型 （按电子云（按电子云 重叠方式分）重叠方式分） 键键 键键 s-s s-p p-p 方向性方向性 p-p d-p 头碰头头碰头 轴对称轴对称 肩并肩肩并肩 镜面对称镜面对称 二、键参数二、键参数键能、键长与键角键能、键长与键角 1 1、键能、键能 失去电子失去电子 吸引电子吸引电子 断键断键 成键成键 吸收能量吸收能量 释放能量释放能量 气态基态气态基态原子原子形成形成1mol 化学键化学键释放的释放的最低最低能量能量 定义：定义： 单位：单位： kJ
26、mol-1 释放能量，取正值释放能量，取正值 键能越大，键越牢固，分子越稳定键能越大，键越牢固，分子越稳定 意义：意义： 观察表观察表2-1 某些共价键的键能某些共价键的键能 结论结论： 同种元素形成的共价键的键能：同种元素形成的共价键的键能： 单键单键双键双键 键键能键键能 2 2、键长、键长 形成共价键的两个原子间的核间距形成共价键的两个原子间的核间距 定义：定义： 共价半径：共价半径： 同种原子的共价键键长的一半同种原子的共价键键长的一半 稀有气体为单原子分子，无共价半径稀有气体为单原子分子，无共价半径 意义：意义： 键长越短键长越短，键能越大键能越大，分子越稳定分子越稳定 观察表观察表
27、2-2 某些共价键的键能某些共价键的键能 结论结论： 同种元素间形成的共价键的键长：同种元素间形成的共价键的键长： 单键单键双键双键叁键叁键 3 3、键角、键角 定义：定义： 两个共价键之间的夹角两个共价键之间的夹角 CH4 CCl4 10928 NH3 10718 H2O 105 CO2 180 常见键角：常见键角： 共价键的方向性共价键的方向性 键能键能 键长键长 键角键角 衡量共价键的稳定性衡量共价键的稳定性 描述分子的立体结构描述分子的立体结构 三、等电子原理三、等电子原理 1 1、定义：、定义： 注意：有时将注意：有时将原子总数、价电子总数相同的原子总数、价电子总数相同的 离子也认为
28、是等电子体离子也认为是等电子体 原子总数原子总数相同、相同、价电子价电子总数相同的总数相同的分子分子 2 2、特点：、特点： 具有相似的化学键特征具有相似的化学键特征 许多性质是相近的许多性质是相近的 3 3、常见等电子微粒：、常见等电子微粒： 10e、18e 第二章第二章 分子的结构与性质分子的结构与性质 第二节第二节 分子的立体结构分子的立体结构 一、形形色色的分子一、形形色色的分子 1 1、三原子分子的空间结构、三原子分子的空间结构 2 2、四原子分子的空间结构、四原子分子的空间结构 3 3、五原子分子的空间结构、五原子分子的空间结构 直线型直线型： V V型：型： CO2、HCN H2
29、O、SO2 平面三角平面三角型型： 三角锥三角锥型型： SO3、HCHO NH3 四面体：四面体： CCl4、 CH4 其它其它等等 二、价层电子对互斥（二、价层电子对互斥（VSEPRVSEPR）理论）理论 （ Valence Shell Electron Pair Repulsion ） 共价分子中，中心原子周围电子对排布的共价分子中，中心原子周围电子对排布的 几何几何构型构型主要主要取决于中心原子取决于中心原子的的价层电子价层电子 对的数对的数目。目。价层电子对价层电子对各自占据的位置倾各自占据的位置倾 向于彼此分向于彼此分离得尽可能离得尽可能的远，此时电子对的远，此时电子对 之间的之间的
30、斥力最小斥力最小，整个，整个分子最稳定分子最稳定。 1 1、理论要点、理论要点 价层电子对包括价层电子对包括成键的成键的电子对电子对和和孤电子对孤电子对 不包括不包括成键的成键的电子对电子对 ！ 2 2、价层电子对数计算、价层电子对数计算 确定中心原子价层电子对数目确定中心原子价层电子对数目 价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待 价层电价层电 子对数子对数 (中心原子价电子数结合原子数中心原子价电子数结合原子数)/2 配位原子数孤电子对数配位原子数孤电子对数 键电子对数孤电子对数键电子对数孤电子对数 O、S为结合原子时，按“为结合原子时，按“0 ”计
31、算”计算 N为结合原子时，按“为结合原子时，按“- 1 ”计算”计算 离子计算价电子对数目时，阴离子加上所带离子计算价电子对数目时，阴离子加上所带 电荷数，阳离子减去所带电荷数电荷数，阳离子减去所带电荷数 孤电子对数价层电子对数孤电子对数价层电子对数 结合原子数结合原子数 化学式化学式 价层电价层电 子对数子对数 结合的原结合的原 子数子数 孤对电子孤对电子 对数对数 HCN SO2 NH2 BF3 H3O+ SiCl4 CHCl3 NH4+ SO42 0 1 2 0 1 0 0 0 2 2 2 3 3 4 4 4 0 4 2 3 4 3 4 4 4 4 4 化学式化学式 价层电价层电 子对数
32、子对数 结合的原结合的原 子数子数 孤对电子孤对电子 对数对数 H2O SO3 NH3 CO2 SF4 SF6 PCl5 PCl3 CH4 2 0 1 0 1 0 0 1 2 3 3 2 4 6 5 3 0 4 4 3 4 2 5 6 5 4 4 确定价层电子对构型确定价层电子对构型 价层电子价层电子 对数目对数目 2 3 4 5 6 价层电子价层电子 对构型对构型 直直 线线 平面平面 三角型三角型 正四正四 面体面体 三角三角 双锥双锥 正八正八 面体面体 注意：孤对电子的存在会改变键合电子对注意：孤对电子的存在会改变键合电子对 的分布方向，从而改变化合物的键角的分布方向，从而改变化合物的
33、键角 电子间斥力大小：电子间斥力大小： 孤对间孤对与键合间键合间孤对间孤对与键合间键合间 3 3、确定分子构型、确定分子构型 在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对 由真实原子形成的构型由真实原子形成的构型 电子对电子对 数目数目 电子对的电子对的 空间构型空间构型 成键电成键电 子对数子对数 孤电子孤电子 对对 数数 电子对的电子对的 排列方式排列方式 分子的分子的 空间构型空间构型 实实 例例 2 直直 线线 2 0 直直 线线 BeCl2 CO2 3 三角三角型型 3 0 三角三角型型 BF3 SO3 2 1 V型型 SnBr2 PbCl2 电子对电
34、子对 数目数目 电子对的电子对的 空间构型空间构型 成键电成键电 子对数子对数 孤电子孤电子 对对 数数 电子对的电子对的 排列方式排列方式 分子的分子的 空间构型空间构型 实实 例例 4 四面体四面体 4 0 四面体四面体 CH4 CCl4 NH4 SO42 3 1 三角锥三角锥 NH3 PCl3 SO32 H3O+ 2 2 V型型 H2O 电子对电子对 数目数目 电子对的电子对的 空间构型空间构型 成键电成键电 子对数子对数 孤电子孤电子 对对 数数 电子对的电子对的 排列方式排列方式 分子的分子的 空间构型空间构型 实实 例例 5 三角三角 双锥双锥 5 0 三角双锥三角双锥 PCl5
35、4 1 变形变形 四面体四面体 SF4 3 2 T型型 BrF3 2 3 直线直线型型 XeF2 微粒微粒 结构式结构式 VESPR模型模型 分子或离子构型分子或离子构型 HCN NH4 H3O SO2 BF3 B FF F SOO O HH H NH H H H CNH 1.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是下列物质中分子立体结构与水分子相似的是 ACO2 BH2S CPCl3 DSiCl4 2.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是下列分子立体结构其中属于直线型分子的是 AH2O BCO2 CC2H2 DP4 3.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的下列分子立体结构其中属正八面体型分
36、子的 AH3O + BCO32 CPCl5 DSF6 B BC D 本节重点：本节重点： 会利用会利用VSEPR理论得出理论得出 孤电子对数孤电子对数 价层电子对构型价层电子对构型 分子构型分子构型 三、杂化轨道理论三、杂化轨道理论 1 1、理论要点、理论要点 同一原子中能量相近的同一原子中能量相近的不同不同种种原子轨道原子轨道 在成键过程中在成键过程中重新组合重新组合，形成一系列能量相等，形成一系列能量相等 的新轨道的过程的新轨道的过程叫杂化叫杂化。形成的。形成的新轨道新轨道叫叫杂化杂化 轨道轨道, ,用于形成用于形成键或容纳孤对电子键或容纳孤对电子 杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道杂化
37、轨道数目等于各参与杂化的原子轨道 数目之和数目之和 杂化轨道成键能力强，有利于成键杂化轨道成键能力强，有利于成键 杂化杂化轨道成键轨道成键时，时，满足满足化学键化学键间间最小排斥最小排斥 原理原理，不同不同的的杂化杂化方式，方式，键角键角大小大小不同不同 杂化轨道又杂化轨道又分为等性分为等性和和不等性杂化不等性杂化两种两种 2 2、杂化类型、杂化类型 sp3杂化杂化 基态基态 激发激发 2s 2p C杂化杂化 激发态激发态 sp3 C 杂化杂化 2s 2p 以以C原子为例原子为例 1个个s轨道和轨道和3个个p轨道杂化形成轨道杂化形成4个个sp3杂化轨道杂化轨道 构型构型 10928 正四面体型
38、正四面体型 4个个sp3杂化轨可形成杂化轨可形成4个个键键 价层电子对数为价层电子对数为4的中心原子的中心原子 采用采用sp3杂化方式杂化方式 sp2杂化杂化 基态基态 激发激发 2s 2p C杂化杂化 激发态激发态 2s 2p 以以C原子为例原子为例 1个个s轨道和轨道和2个个p轨道杂化形成轨道杂化形成3个个sp2杂化轨道杂化轨道 构型构型 120 正三角型正三角型 sp22p C 杂化杂化 剩下剩下的一个未参与杂化的一个未参与杂化 的的p轨道用于轨道用于形成形成键键 + - +- + - 3个个sp2杂化轨道可形成杂化轨道可形成3个个键键 价层电子对数为价层电子对数为3的中心原子的中心原子
39、 采用采用sp2杂化方式杂化方式 sp杂化杂化 基态基态 激发激发 2s 2p C杂化杂化 激发态激发态 2s 2p 以以C原子为例原子为例 1个个s轨道和轨道和1个个p轨道杂化形成轨道杂化形成2个个sp杂化轨道杂化轨道 构型构型 180 直线型直线型 sp2p C 杂化杂化 剩下剩下的两个未参与杂化的的两个未参与杂化的p轨道轨道 用于用于形成形成键键 +- 2个个sp杂化轨道可形成杂化轨道可形成2个个键键 价层电子对数为价层电子对数为2的中心原子采的中心原子采 用用sp杂化方式杂化方式 除除C原子外，原子外，N、O原子均有以上杂化原子均有以上杂化 当发生当发生sp2杂化时，孤对电子优先参与杂
40、化杂化时，孤对电子优先参与杂化 单电子所在轨道优先不杂化，以利于形成单电子所在轨道优先不杂化，以利于形成键键 N、O原子杂化时，因为有孤对电子的存在原子杂化时，因为有孤对电子的存在 称为不等性杂化称为不等性杂化 其它杂化方式其它杂化方式 dsp2杂化、杂化、sp3d杂化、杂化、sp3d2杂化、杂化、d2sp3杂化、杂化、 sp3d2杂化杂化 例如：例如：sp3d2杂化：杂化：SF6 构型：四棱双锥构型：四棱双锥 正八面体正八面体 此类杂化一般是金属作为中心原子此类杂化一般是金属作为中心原子 用于形成配位化合物用于形成配位化合物 杂化杂化 类型类型 sp sp2 sp3 dsp2 sp3d sp
41、3d2 d2sp3 杂化杂化 轨道轨道 2 3 4 4 5 6 轨道轨道 夹角夹角 180 120 10928 180/90 90/120/ 180 90/180 空间空间 构型构型 直线型直线型 平面三角平面三角 型型 正四面体正四面体 平面正方形平面正方形 三角双锥三角双锥 正八面体正八面体 示例示例 BeCl2 CO2 BF3 CH4 CCl4 Cu(NH3)42 PCl5 SF6 SiF62 四、配合物理论简介四、配合物理论简介 1 1、配位键、配位键 定义：定义：共用电子对由共用电子对由一个原子单方向一个原子单方向 提供提供给另一个原子共用所形成给另一个原子共用所形成| 的的共价键共
42、价键称配位键。称配位键。 表示方法表示方法 形成条件形成条件 AB HN H H H 一个原子有一个原子有孤对电子孤对电子，另一个原子有，另一个原子有空轨道空轨道。 2 2、配位化合物、配位化合物 配合物的形成配合物的形成 天蓝色天蓝色 溶液溶液 蓝色蓝色 沉淀沉淀 深蓝色深蓝色 溶液溶液 Cu(OH)2 H2O Cu H2O H2O OH2 2+ 深蓝色深蓝色 晶体晶体 Cu(NH3) 4 SO4H2O 加乙醇加乙醇 并静置并静置 NH3 Cu H3N H3N NH3 2+ CuSO4溶液溶液 滴加氨水滴加氨水 继续滴继续滴 加氨水加氨水 Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)42
43、+ + 2OH 蓝色沉淀蓝色沉淀 深蓝色溶液深蓝色溶液 Cu2+ 2NH3 H2O = Cu(OH)2+ 2NH4+ 蓝色溶液蓝色溶液 蓝色沉淀蓝色沉淀 H2O Cu H2O H2O OH2 2+ NH3 Cu H3N H3N NH3 2+ 1Cu与与4O形成的结构形成的结构 为平面正方形为平面正方形 1Cu与与4N形成的结构形成的结构 为平面正方形为平面正方形 配合物的组成配合物的组成 Ag(NH3)2 OH 内界内界 外界外界 配离子配离子 Ag(NH3)2+ Ag+中心离子中心离子 （有时可能（有时可能 是中心原子）是中心原子） NH3配体配体 配位数：配位原子的个数配位数：配位原子的个
44、数 其中其中N为配位原子为配位原子 常见配位原子：常见配位原子：N、O、F、Cl、C、S 常见配合物常见配合物 Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3 黄色黄色 血红色血红色 Fe3+ + nSCN = Fe(SCN)n 3-n (n=1-6) Fe3+的检验的检验 血红色血红色 银氨溶液的配制银氨溶液的配制 AgOH+2NH3 H2O = Ag(NH3)2+ OH+2H2O Ag+ NH3 H2O = AgOH+ NH4+ 白色沉淀白色沉淀 二氨合银离子二氨合银离子 无色无色 冰晶石冰晶石 冰晶石冰晶石(六氟合铝酸钠六氟合铝酸钠)：Na3AlF6 第二章第二章 分子的结构与性质分子的结构与性质 第三节第三节 分子的性质分子的性质 一、键的极性和分子的极性一、键的极性和分子的极性 1 1、键的极性、键的极性 非极性非极性共价键（非极性键）共价键（非极性键） 按共用电子对的偏移按共用电子对的偏移 极性共价键极性共价键
