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1、 物质结构与性质（选修）第一讲原子结构与性质考点1原子核外电子排布原理1能层、能级与原子轨道之间的关系2.原子轨道的能量关系(1)轨道形状s电子的原子轨道呈球形。p电子的原子轨道呈哑铃形。(2)能量关系相同能层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf。形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。3基态原子核外电子排布的三个原理(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造
2、原理示意图：(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且它们的自旋状态相反。(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。4原子(离子)核外电子排布式(图)的书写(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p
3、63d104s1，其简化电子排布式为Ar3d104s1。(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“”或“”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。例如：核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。5基态原子、激发态原子和原子光谱(1)基态原子：处于最低能量的原子。(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级
4、，变成激发态原子。(3)原子光谱：当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子发射光谱的原因。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。考点2原子结构与元素性质1原子结构与元素周期表的关系周期电子层数每周期第一种元素每周期最后一种元素原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二23He2s1101s22s22p6三311Ne3s1181s22s22p63s23p6四419Ar4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五537Kr5s1541s22s
5、22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六655Xe6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p62.每族元素的价电子排布特点(1)主族主族AAAA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2主族AAA排布特点ns2np3ns2np4ns2np5(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。(3) 过渡元素(副族和第族，Pd、镧系、锕系除外)：(n1)d110ns12。3元素周期表的分区与价电子排布的关系(1)周期表的分区(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区A、A
6、族ns12除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区A族A族、0族ns2np16(He除外)通常是最外层电子参与反应d区B族B族、族(除镧系、锕系外)(n1)d19ns12(Pd除外)d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区B族、B族(n1)d10ns12金属元素f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近4.元素周期律(1)原子半径（层多径大，序大径小，价高径小）影响因素变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。(2)电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气
7、态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJmol1。规律a同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。b同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。c同种原子：逐级电离能越来越大，即I1I2I3(3)电负性含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。变化规律金属元素的电负性一般小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角
8、区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。(4)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：第二讲分子结构与性质考点1共价键1共价键的本质和特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。2共价键的分类分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式键原子轨道“头碰头”重叠键原子轨道“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对
9、共用电子对三键原子间有三对共用电子对3.共价键类型的判断(1)键与键依据强度判断：键的强度较大，较稳定；键活泼，比较容易断裂。共价单键都是键，共价双键中含有一个键、一个键，共价三键中含有一个键、两个键。(2)极性键与非极性键看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。4键参数(1)键参数对分子性质的影响(2)键参数与分子稳定性的关系：键长越短，键能越大，分子越稳定。5配位键及配合物(1)配位键由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的共价键。(2)配位键的表示方法如AB：A表示提供孤电子对的原子，B表示接受共用电子对的原子。
10、(3)配位化合物组成形成条件考点2分子的立体构型1用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型先确定中心原子上的价层电子对数，得到含有孤电子对的VSEPR模型，再根据存在孤电子对的情况最后确定分子的立体构型。(1)理论要点价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。(2)判断分子中的中心原子上的价层电子对数的方法其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。(3)价层电子对互斥理论与分子构型价层电子对数键电子对数中心原子上的孤电
11、子对数VSEPR模型名称分子立体构型实例220直线形直线形CO2330平面三角形平面三角形BF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O2.杂化轨道理论(1)杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。(2)杂化轨道的类型与分子立体构型的关系杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角分子立体构型实例sp2180直线形BeCl2sp23120平面三角形BF3sp3410928四面体形CH4(3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型杂化轨道用来形成键和容纳孤电子对，
12、所以有公式：杂化轨道数中心原子的孤电子对数中心原子的键个数。代表物杂化轨道数中心原子杂化轨道类型CO2022spCH2O033sp2CH4044sp3SO2123sp2NH3134sp3H2O224sp3(4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断分子组成(A为中心原子)中心原子的孤电子对数中心原子的杂化方式分子立体构型示例AB20sp直线形BeCl21sp2V形SO22sp3V形H2OAB30sp2平面三角形BF31sp3三角锥形NH3AB40sp3正四面体形CH43.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，它们的许多性质相似，如CO和N2。考点3分子间作用力与分子的
13、性质1分子间作用力(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。(2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。(3)强弱：范德华力氢键化学键。(4)范德华力：范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大；相对分子质量相近的分子，分子的极性越大，范德华力越大。(5)氢键形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。表示方法：AHB说明：a.A、B为电负性很强的原子，一般为
14、N、O、F三种元素的原子。b.A、B可以相同，也可以不同。特征：具有一定的方向性和饱和性。分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。（分子间沸点大于分子内沸点）分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。2分子的性质(1)分子的极性类型非极性分子极性分子形成原因正电中心和负电中心重合的分子正电中心和负电中心不重合的分子存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键分子内原子排列对称不对称(2)分子的溶解性“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。随着溶质分子中憎水基
15、个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。(3)分子的手性手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。手性分子：具有手性异构体的分子。手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如。(4)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使ROH中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如酸性：HClOHClO2HClO3离子晶体分子晶体。(2)金属晶体的熔
16、、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。2同种晶体类型熔、沸点的比较(1)原子晶体。如熔点：金刚石碳化硅硅。(2)离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl2NaClCsCl。衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。(3)分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如H2OH2TeH2SeH2S。组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4GeH4SiH4CH4。组成和结构不
17、相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CON2、CH3OHCH3CH3。同分异构体支链越多，熔、沸点越低。如CH3CH2CH2CH2CH3 (4)金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaMgAl。考点2典型晶体模型与晶胞计算1典型晶体模型晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为10928(3)最小碳环由6个C原子组成且六原子不在同一平面内(4)每个C参与4条CC键的形成，C原子数与CC键数之比为12SiO2(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体
18、结构(2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)n(O)12(3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si分子晶体干冰(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个离子晶体NaCl型(1)每个Na(Cl)周围等距且紧邻的Cl(Na)有6个，每个Na周围等距且紧邻的Na有12个(2)每个晶胞中含4个Na和4个ClCsCl型(1)每个Cs周围等距且紧邻的Cl有8个，每个Cs(Cl)周围等距且紧邻的Cs(Cl)有6个(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs、1个Cl金属晶体简单立方堆积典型代表Po，配位数为6，空间利用率52%体心立方堆积典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68%面心立方最密堆积典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率74%六方最密堆积典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74%2.晶胞中微粒的计算方法均摊法(1)原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。(2)方法长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算图示：非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶角(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占。
