《結(jié)構(gòu)化學(xué)》PPT課件.ppt

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1、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 原子結(jié)構(gòu) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 共價(jià)鍵 分子的立體結(jié)構(gòu) 分子的性質(zhì) 晶體的常識(shí) 分子晶體與原子晶體 金屬晶體 離子晶體 第一章 原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu) 一、開(kāi)天辟地 原子的誕生 1、原子的誕生 宇宙大爆炸 2小時(shí)：大量氫原子、少量氦原子 極少量鋰原子 140億年后的今天： 氫原子占 88.6% 氦原子為氫原子數(shù) 1/8 其他原子總數(shù)不到 1% 99.7% 2、地球中的元素 絕大多數(shù)為金屬元素 包括稀有氣體在內(nèi)的非金屬僅 2

2、2種 地殼中含量在前五位： O、 Si、 Al、 Fe、 Ca 3、原子的認(rèn)識(shí)過(guò)程 古希臘哲學(xué)家留基伯和德謨克立特 思辨精神 原子：源自古希臘語(yǔ) Atom，不可再分的微粒 1803年 道爾頓（英） 原子是微小的不可分割的實(shí)心球體 1897年，英國(guó)科學(xué)家湯姆生 棗糕模型 1911年，英國(guó)物理學(xué)家盧瑟福 電子繞核旋轉(zhuǎn)的原子結(jié)構(gòu)模型 1913年，丹麥科學(xué)家玻爾 行星軌道的原子結(jié)構(gòu)模型 1926年，奧地利物理學(xué)家 薛定諤 等 以 量子力學(xué) 為基礎(chǔ)提出 電子云模型 原子 原子核 核外電子 質(zhì)子 中子 （正電） 不顯 電性 （負(fù)電） （正電） （不帶電）

3、 分層排布 與物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)密切相關(guān) 二、能層與能級(jí) 1、能層 電子層 能層名稱 能層符號(hào) 一 二 三 四 五 六 七 K L M N O P Q 從 K至 Q ，能層離核越遠(yuǎn)，能層能量越大 每層最多 容納電子的數(shù)量： 2n2 2、能級(jí) 同一個(gè)能層中電子的能量相同的電子亞層 能級(jí)名稱： s、 p、 d、 f、 g、 h 能級(jí)符號(hào)： ns、 np、 nd、 nf n代表能層 能層 : 一 二 三 四 K L M N 1s 2s 2p 3s

4、 3p 3d 4s 4p 4d 4f 能級(jí)： 最多 容納電子的數(shù)量 s:2 p:6 d:10 f:14 3、注意問(wèn)題 能層與能級(jí)的關(guān)系 每一能層的能級(jí)從 s開(kāi)始， s,p,d,f 能層中能級(jí)的數(shù)量不超過(guò)能層的序數(shù) 能量關(guān)系 EK EL EM EN Ens Enp End Enf Ens E(n+1) s E(n+2) s E(n+3) s Enp E(n+1)p E(n+2)p E(n+3)p 能層 K L M N 能級(jí) 能級(jí) 電子 數(shù) 能層 電子 數(shù) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 2 2 2

5、2 6 6 6 10 10 14 2 2n2 8 18 32 2n2 2n2 2n2 三、構(gòu)造原理與電子排布式 1、構(gòu)造原理 多電子 基態(tài)原子 的 電子 按 能級(jí)交錯(cuò) 的形式 排布 電子排布順序 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 2、電子排布式 例：寫出 Zn的電子排布式 Zn為 30號(hào)元素，電子共 30個(gè) 依據(jù)構(gòu)造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 書寫時(shí)： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

6、3d10 4s2 寫出 K Ca Ti Co Ga Kr Br的電子排布式 電子排布式 Zn： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar 簡(jiǎn) 化 Zn： Ar 3d10 4s2 簡(jiǎn)化 電子排布式 寫出 K Ca Ti Co Ga Kr Br的簡(jiǎn)化電子排布式 價(jià)層電子：主族、 0族元素最外層 副族、 族最外層和次外層 特殊規(guī)則 例：寫出 Cr和 Cu的電子排布式 全滿規(guī)則 半滿規(guī)則 四、電子云與原子軌道 1、電子云 薛定諤 等 以 量子力學(xué) 為基礎(chǔ) 處于一定空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的電子在原子核外空間 的概

7、率密度分布的形象化描述 小黑點(diǎn)：概率密度 單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率 小黑點(diǎn)越密概率密度越大 電子云 小黑點(diǎn)不是電子！ 電子云輪廓圖 電子出現(xiàn)的概率約為 90%的空間 即精簡(jiǎn)版電子云 電子云輪廓圖特點(diǎn) a.形狀 nd能級(jí)的電子云輪廓圖：多紡錘形 ns能級(jí)的電子云輪廓圖：球形 np能級(jí)的電子云輪廓圖：雙紡錘形 b.電子云擴(kuò)展程度 同類電子云能層序數(shù) n越大，電子能量越 大，活動(dòng)范圍越大電子云越向外擴(kuò)張 2、原子軌道 電子在原子核外的一個(gè)空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài) 定義 原子軌道與能級(jí) ns能級(jí) ns軌道 np能級(jí) npx軌道 npy軌道

8、 npz軌道 nd能級(jí) ndz2軌道 ndx2 y2軌道 ndxy軌道 ndxz軌道 ndyz軌道 同一能級(jí)中的軌道能量相等，稱為簡(jiǎn)并軌道 簡(jiǎn) 并 軌 道 原子軌道的電子云輪廓圖 s軌道的電子云輪廓圖 npx軌道電 子云輪廓圖 npy軌道電 子云輪廓圖 npz軌道電 子云輪廓圖 nd軌道電子云輪廓圖 五、泡利原理和洪特規(guī)則 核外電子的基本特征 能層 能級(jí) 軌道 自旋 公轉(zhuǎn) 自轉(zhuǎn) 大范圍 小范圍 磁量子數(shù) 自旋量子數(shù) 主量子數(shù) 角量子數(shù) 量 子 化 描 述 1、泡利原理 每個(gè)軌道最多只能容納 2個(gè)電子

9、 且它們的自旋方向相反 2、洪特規(guī)則 電子總是優(yōu)先單獨(dú)地占據(jù)簡(jiǎn)并軌道 且它們的自旋方向相同 怎么填 填多少 3、電子排布圖 例：寫出 O原子的電子排布圖 O原子的電子排布式： 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p4 原子結(jié)構(gòu)的表示方法 原子結(jié)構(gòu)示意圖 電子排布式 O原子： 1s2 2s2 2p4 電子排布圖 1s2 2s2 2p4 O原子 六、能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)、光譜 1、能量最低原理 能量最低原理：原子電子排布遵循構(gòu)造原理 能使整個(gè)原子的能量處于最低 基態(tài)

10、原子： 遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量 最低原理的原子 2、基態(tài)原子 基態(tài)原子吸收能量后，電子發(fā)生躍遷變?yōu)榧?發(fā)態(tài)原子 3、光譜 吸收光譜 發(fā)射光譜 光亮普帶上的孤立暗線 電子吸收能量躍遷時(shí)產(chǎn)生 暗背景下的孤立亮線 電子釋放能量躍遷時(shí)產(chǎn)生 同種原子的兩種光譜是可以互補(bǔ)的 第一章 原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì) 元素：具有相同核電荷數(shù)的一類原子的總稱 核素： 含有一定數(shù)目質(zhì)子和中子的一種原子 同位素： 質(zhì)子數(shù)相同中子數(shù)不同的 同一種元素的不同原子 核電荷數(shù) =核內(nèi)質(zhì)子數(shù) =核外電子數(shù) =原子序數(shù)

11、 質(zhì)量數(shù) A= 質(zhì)子數(shù) Z+ 中子數(shù) N 一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 1、周期 元素周期表的橫行 特點(diǎn) 同周期元素電子層數(shù)相同 同周期元素從左至右原子依次序數(shù)遞增 周期序數(shù) 起始原子序數(shù) 終止原子序數(shù) 元素種類 短 周 期 一 1 2 2 二 3 10 8 三 11 18 8 長(zhǎng) 周 期 四 19 36 18 五 37 54 18 六 55 86 32 七 87 118/112 32/26 鑭系： 57 71 錒系： 89 103 第七周期也稱為不完全周期 周期的組成 2、族 元素周期表的縱行 族 主族： A結(jié)尾 ， A A 副族

12、： B結(jié)尾 ， B B， B， B 族： 0族： 主族元素族序數(shù)原子最外層電子數(shù) 特點(diǎn) ： 副族、 族通稱過(guò)渡元素，過(guò)渡金屬 一些族的別名 7 7 1 1 16 3、分區(qū) s區(qū) p區(qū) d區(qū) ds區(qū) f區(qū) 按最后填入電子所屬能級(jí)符號(hào) ds區(qū)除外 A、 A 1、 2 兩列 B B、 3 7、 8 10 八列 B、 B 11、 12兩列 A A、 O 13 17、 18 六列 二、元素周期律 1、原子半徑 元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù) 的遞增而呈周期性的變化 同周期 主族元素：從

13、左至右原子半徑遞減 同主族 元素：從上至下原子半徑遞增 決定因素 層數(shù) 層數(shù)多半徑大 電子間斥力大 核電 荷數(shù) 核電荷數(shù)大半徑小 正負(fù)電荷 間引力大 電子層結(jié)構(gòu)相同的離子原子序數(shù)小的半徑大！ 2、電離能 第一電離能 氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn) 化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需最低能量 同周期主族元素第一電離能從左至右逐漸升高 A、 A反常！比下一主族的高 逐級(jí)電離能 利用逐級(jí)電離能判斷化合價(jià) 3、電負(fù)性 原子的價(jià)電子 鍵合電子：參與化學(xué)鍵形成 孤對(duì)電子：未參與化學(xué)鍵形成 不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引能力 電負(fù)性越大，對(duì)鍵合電子吸引能力越大 同周期

14、主族元素從左至右電負(fù)性逐漸變大 同主族元素從上至下電負(fù)性逐漸變小 電負(fù)性 電負(fù)性應(yīng)用 一般而言 金屬 1.8 1.8左右的既有金屬性，又有非金屬性 對(duì)角線規(guī)則：元素周期表中的某些主族元素 其某些性質(zhì)與右下角元素相似 4、金屬性與非金屬性 金屬性：金屬單質(zhì)的還原性 非金屬性：非金屬單質(zhì)的氧化性 同周期的主族元素從左至右 同主族元素從上至下 金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng) 金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱 最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物 最高價(jià)氫氧化物 堿性強(qiáng)弱 最高價(jià)氫氧化物堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng) 金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù) 跟水（酸）反應(yīng)置換

15、出氫的難易程度 越容易發(fā)生，金屬性越強(qiáng) 金屬活動(dòng)性順序 普通原電池正負(fù)極 單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng) 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng) 非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù) 最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物 最高價(jià)含氧酸 酸性強(qiáng)弱 酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng) 跟氫氣化合生成氣態(tài)氫化物的難易程度 越易反應(yīng)，非金屬性越強(qiáng) 5、化合價(jià) 同周期的主族元素從左至右 化合價(jià)由 1 7， 4 0遞增 主族元素族序數(shù)最高正價(jià)價(jià)電子數(shù) 非金屬最低負(fù)化合價(jià)主族元素族序數(shù) 8 F、 O

16、 第二章 分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第一節(jié) 共價(jià)鍵 一、共價(jià)鍵 1、化學(xué)鍵及其分類 相鄰原子或離子之間強(qiáng)烈的相互作用 按成鍵方式分為： 金屬鍵 共價(jià)鍵 離子鍵 金屬晶體 分子晶體 離子晶體 共用電子對(duì) （兩單個(gè)電子形成一對(duì)電子） 2、共價(jià)鍵 共價(jià)鍵：分子內(nèi)原子間通過(guò)共用 電子對(duì)形成的相互作用 作用 本質(zhì)： 分子內(nèi)原子之間 發(fā)生： 于絕大多數(shù)物質(zhì)中 酸、堿、鹽、非金屬氧化物 氫化物、有機(jī)物、非金屬單質(zhì) 存在： 3、共價(jià)鍵分類 按共用電子對(duì)的偏移 極性共價(jià)鍵 非極性共 價(jià)鍵 不同原子 成鍵 同種原子 成鍵 按成鍵方式 鍵

17、 鍵 按電子云 重疊方式 4、 鍵 兩個(gè)原子軌道 沿鍵軸 方向 以“ 頭碰頭 ”的方式 重疊 定義： H H HH HH H Cl ClH 類型 特點(diǎn) s-s 鍵 s-p 鍵 p-p 鍵 HH HH ClH 例： H2 例： HCl 例： Cl2 可繞鍵軸旋轉(zhuǎn) 重疊程度大，穩(wěn)定性高 頭碰頭 軸對(duì)稱 5、 鍵 兩個(gè)原子軌道以平行 即“ 肩并肩 ”方式重疊 定義： 類型 特點(diǎn) d-p 鍵 p-p 鍵 例：金屬配合物 不能旋轉(zhuǎn) 重疊程度較小，穩(wěn)定性較差 肩并肩 鏡面對(duì)稱 例： CH2=CH2 鍵型

18、項(xiàng)目 鍵 鍵 成鍵方向 電子云形狀 牢固程度 成鍵判斷規(guī) 律 沿軸方向 “ 頭碰頭 ” 平行方向 “ 肩并肩 ” 軸對(duì)稱 鏡像對(duì)稱 強(qiáng)度大，不易斷 強(qiáng)度較小，易斷 單鍵是 鍵，雙鍵中一個(gè) 鍵，另 一個(gè)是 鍵，共價(jià)三鍵中一個(gè)是 鍵， 另兩個(gè)為 鍵。 共價(jià)鍵特征 飽和性 共價(jià)鍵類型 （按電子云 重疊方式分） 鍵 鍵 s-s s-p p-p 方向性 p-p d-p 頭碰頭 軸對(duì)稱 肩并肩 鏡面對(duì)稱 二、鍵參數(shù) 鍵能、鍵長(zhǎng)與鍵角 1、鍵能 失去電子 吸引電子 斷鍵 成鍵 吸收能量 釋放能量 氣態(tài)基態(tài) 原子

19、形成 1mol 化學(xué)鍵 釋放的 最低 能量 定義： 單位： kJmol-1 釋放能量，取正值 鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定 意義： 觀察表 2-1 某些共價(jià)鍵的鍵能 結(jié)論 ： 同種元素形成的共價(jià)鍵的鍵能： 單鍵 <雙鍵 鍵鍵能 2、鍵長(zhǎng) 形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子間的核間距 定義： 共價(jià)半徑： 同種原子的共價(jià)鍵鍵長(zhǎng)的一半 稀有氣體為單原子分子，無(wú)共價(jià)半徑 意義： 鍵長(zhǎng)越短 ， 鍵能越大 ， 分子越穩(wěn)定 觀察表 2-2 某些共價(jià)鍵的鍵能 結(jié)論 ： 同種元素間形成的共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)： 單鍵 雙鍵 叁鍵 3、鍵角

20、 定義： 兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角 CH4 CCl4 109 28 NH3 107 18 H2O 105 CO2 180 常見(jiàn)鍵角： 共價(jià)鍵的方向性 鍵能 鍵長(zhǎng) 鍵角 衡量共價(jià)鍵的穩(wěn)定性 描述分子的立體結(jié)構(gòu) 三、等電子原理 1、定義： 注意：有時(shí)將 原子總數(shù)、價(jià)電子總數(shù)相同的 離子也認(rèn)為是等電子體 原子總數(shù) 相同、 價(jià)電子 總數(shù)相同的 分子 2、特點(diǎn)： 具有相似的化學(xué)鍵特征 許多性質(zhì)是相近的 3、常見(jiàn)等電子微粒： 10e 、 18e 第二章 分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第二節(jié) 分子的立體

21、結(jié)構(gòu) 一、形形色色的分子 1、三原子分子的空間結(jié)構(gòu) 2、四原子分子的空間結(jié)構(gòu) 3、五原子分子的空間結(jié)構(gòu) 直線型 ： V型： CO2、 HCN H2O、 SO2 平面三角 型 ： 三角錐 型 ： SO3、 HCHO NH3 四面體： CCl4、 CH4 其它 等 二、價(jià)層電子對(duì)互斥（ VSEPR）理論 （ Valence Shell Electron Pair Repulsion ） 共價(jià)分子中，中心原子周圍電子對(duì)排布的 幾何 構(gòu)型 主要 取決于中心原子 的 價(jià)層電子 對(duì)的數(shù) 目。 價(jià)層電子對(duì) 各自占據(jù)的位置傾 向于彼此分 離得盡可能 的遠(yuǎn)，此時(shí)電子對(duì)

22、 之間的 斥力最小 ，整個(gè) 分子最穩(wěn)定 。 1、理論要點(diǎn) 價(jià)層電子對(duì)包括 成鍵的 電子對(duì) 和 孤電子對(duì) 不包括 成鍵的 電子對(duì) ！ 2、價(jià)層電子對(duì)數(shù)計(jì)算 確定中心原子價(jià)層電子對(duì)數(shù)目 價(jià)電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)時(shí)，單電子當(dāng)作電子對(duì)看待 價(jià)層電 子對(duì)數(shù) (中心原子價(jià)電子數(shù)結(jié)合原子數(shù) )/2 配位原子數(shù)孤電子對(duì)數(shù) 鍵電子對(duì)數(shù)孤電子對(duì)數(shù) O、 S為結(jié)合原子時(shí)，按“ 0 ”計(jì)算 N為結(jié)合原子時(shí)，按“ - 1 ”計(jì)算 離子計(jì)算價(jià)電子對(duì)數(shù)目時(shí)，陰離子加上所帶 電荷數(shù)，陽(yáng)離子減去所帶電荷數(shù) 孤電子對(duì)數(shù)價(jià)層電子對(duì)數(shù) 結(jié)合原子數(shù) 化學(xué)式 價(jià)層電子對(duì)數(shù) 結(jié)合的

23、原 子數(shù) 孤對(duì)電子 對(duì)數(shù) 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 化學(xué)式 價(jià)層電子對(duì)數(shù) 結(jié)合的原 子數(shù) 孤對(duì)電子 對(duì)數(shù) 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 確定價(jià)層電子對(duì)構(gòu)型 價(jià)層電

24、子 對(duì)數(shù)目 2 3 4 5 6 價(jià)層電子 對(duì)構(gòu)型 直 線 平面 三角型 正四 面體 三角 雙錐 正八 面體 注意：孤對(duì)電子的存在會(huì)改變鍵合電子對(duì) 的分布方向，從而改變化合物的鍵角 電子間斥力大小： 孤對(duì)間孤對(duì)與鍵合間鍵合間 3、確定分子構(gòu)型 在價(jià)層電子對(duì)構(gòu)型的基礎(chǔ)上，去掉孤電子對(duì) 由真實(shí)原子形成的構(gòu)型 電子對(duì) 數(shù)目 電子對(duì)的 空間構(gòu)型 成鍵電 子對(duì)數(shù) 孤電子 對(duì) 數(shù) 電子對(duì)的 排列方式 分子的 空間構(gòu)型 實(shí) 例 2 直 線 2 0 直 線 BeCl2 CO 2 3 三角 型 3 0 三角 型 BF3 SO 3 2 1 V 型

25、SnBr2 PbCl 2 電子對(duì) 數(shù)目 電子對(duì)的 空間構(gòu)型 成鍵電 子對(duì)數(shù) 孤電子 對(duì) 數(shù) 電子對(duì)的 排列方式 分子的 空間構(gòu)型 實(shí) 例 4 四面體 4 0 四面體 CH4 CCl4 NH4 SO42 3 1 三角錐 NH3 PCl3 SO32 H3O+ 2 2 V 型 H2O 電子對(duì) 數(shù)目 電子對(duì)的 空間構(gòu)型 成鍵電 子對(duì)數(shù) 孤電子 對(duì) 數(shù) 電子對(duì)的 排列方式 分子的 空間構(gòu)型 實(shí) 例 5 三角 雙錐 5 0 三角雙錐 PCl5 4 1 變形 四面體 SF4 3 2 T 型 BrF3 2 3 直線 型 XeF2 微粒 結(jié)構(gòu)式 VESPR模

26、型 分子或離子構(gòu)型 HCN NH4 H3O SO2 BF3 B F F F SO O O H H H NH H H H C NH 1.下列物質(zhì)中分子立體結(jié)構(gòu)與水分子相似的是 A CO2 B H2S C PCl3 D SiCl4 2.下列分子立體結(jié)構(gòu)其中屬于直線型分子的是 A H2O B CO2 C C2H2 D P4 3.下列分子立體結(jié)構(gòu)其中屬正八面體型分子的 A H3O + B CO32 C PCl5 D SF6 B BC D 本節(jié)重點(diǎn)： 會(huì)利用 VSEP

27、R理論得出 孤電子對(duì)數(shù) 價(jià)層電子對(duì)構(gòu)型 分子構(gòu)型 三、雜化軌道理論 1、理論要點(diǎn) 同一原子中能量相近的 不同 種 原子軌道 在成鍵過(guò)程中 重新組合 ，形成一系列能量相等 的新軌道的過(guò)程 叫雜化 。形成的 新軌道 叫 雜化 軌道 ,用于形成 鍵或容納孤對(duì)電子 雜化軌道數(shù)目等于各參與雜化的原子軌道 數(shù)目之和 雜化軌道成鍵能力強(qiáng)，有利于成鍵 雜化 軌道成鍵 時(shí)， 滿足 化學(xué)鍵 間 最小排斥 原理 ， 不同 的 雜化 方式， 鍵角 大小 不同 雜化軌道又 分為等性 和 不等性雜化 兩種 2、雜化類型 sp3雜化 基態(tài) 激發(fā) 2s 2p C 雜化

28、激發(fā)態(tài) sp 3 C 雜化2s 2p 以 C原子為例 1個(gè) s軌道和 3個(gè) p軌道雜化形成 4個(gè) sp3雜化軌道 構(gòu)型 109 28 正四面體型 4個(gè) sp3雜化軌可形成 4個(gè) 鍵 價(jià)層電子對(duì)數(shù)為 4的中心原子 采用 sp3雜化方式 sp2雜化 基態(tài) 激發(fā) 2s 2p C 雜化 激發(fā)態(tài) 2s 2p 以 C原子為例 1個(gè) s軌道和 2個(gè) p軌道雜化形成 3個(gè) sp2雜化軌道 構(gòu)型 120 正三角型 sp 2 2p C 雜化 剩下 的一個(gè)未參與雜化 的 p軌道用于 形成 鍵 + - + - + - 3個(gè) sp2雜化軌道可形成 3個(gè) 鍵 價(jià)層電子對(duì)數(shù)為

29、 3的中心原子 采用 sp2雜化方式 sp雜化 基態(tài) 激發(fā) 2s 2p C 雜化 激發(fā)態(tài) 2s 2p 以 C原子為例 1個(gè) s軌道和 1個(gè) p軌道雜化形成 2個(gè) sp雜化軌道 構(gòu)型 180 直線型 sp 2p C 雜化 剩下 的兩個(gè)未參與雜化的 p軌道 用于 形成 鍵 + +- - 2個(gè) sp雜化軌道可形成 2個(gè) 鍵 價(jià)層電子對(duì)數(shù)為 2的中心原子采 用 sp雜化方式 除 C原子外， N、 O原子均有以上雜化 當(dāng)發(fā)生 sp2雜化時(shí)，孤對(duì)電子優(yōu)先參與雜化 單電子所在軌道優(yōu)先不雜化，以利于形成 鍵 N、 O原子雜化時(shí)，因?yàn)橛泄聦?duì)電子的存在 稱為不等性雜化

30、 其它雜化方式 dsp2雜化、 sp3d雜化、 sp3d2雜化、 d2sp3雜化、 sp3d2雜化 例如： sp3d2雜化： SF6 構(gòu)型：四棱雙錐 正八面體 此類雜化一般是金屬作為中心原子 用于形成配位化合物 雜化 類型 sp sp2 sp3 dsp2 sp3d sp3d2 d2sp3 雜化 軌道 2 3 4 4 5 6 軌道 夾角 180 120 109 28 180 /90 90 /120 / 180 90 /180 空間 構(gòu)型 直線型 平面三角 型 正四面體 平面正方形 三角雙錐 正八面體 示例 BeCl2 CO 2 BF3 CH4 CCl4

31、Cu(NH3)42 PCl5 SF6 SiF 62 四、配合物理論簡(jiǎn)介 1、配位鍵 定義： 共用電子對(duì)由 一個(gè)原子單方向 提供 給另一個(gè)原子共用所形成 | 的 共價(jià)鍵 稱配位鍵。 表示方法 形成條件 AB H N H H H 一個(gè)原子有 孤對(duì)電子 ，另一個(gè)原子有 空軌道 。 2、配位化合物 配合物的形成 天藍(lán)色 溶液 藍(lán)色 沉淀 深藍(lán)色 溶液 Cu(OH)2 H2O Cu H2O H2O OH2 2+ 深藍(lán)色 晶體 Cu(NH3) 4 SO4H2O 加乙醇 并靜置 NH3 Cu H3N H3N NH3

32、 2+ CuSO4溶液 滴加氨水 繼續(xù)滴 加氨水 Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)42+ + 2OH 藍(lán)色沉淀 深藍(lán)色溶液 Cu2++ 2NH3H 2O = Cu(OH)2+ 2NH4+ 藍(lán)色溶液 藍(lán)色沉淀 H2O Cu H2O H2O OH2 2+ NH3 Cu H3N H3N NH3 2+ 1Cu與 4O形成的結(jié)構(gòu) 為平面正方形 1Cu與 4N形成的結(jié)構(gòu) 為平面正方形 配合物的組成 Ag(NH3)2 OH 內(nèi)界 外界 配離子 Ag(NH3)2+ Ag +中心離子 （有時(shí)可能 是中心原子） NH3配體 配位數(shù)：配位

33、原子的個(gè)數(shù) 其中 N為配位原子 常見(jiàn)配位原子： N、 O、 F、 Cl、 C、 S 常見(jiàn)配合物 Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3 黃色 血紅色 Fe3+ + nSCN = Fe(SCN)n 3-n (n=1-6) Fe3+的檢驗(yàn) 血紅色 銀氨溶液的配制 AgOH+2NH3H 2O = Ag(NH3)2++ OH +2H2O Ag++ NH3H 2O = AgOH+ NH4+ 白色沉淀 二氨合銀離子 無(wú)色 冰晶石 冰晶石 (六氟合鋁酸鈉 )： Na3AlF6 第二章 分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第三節(jié) 分子的性質(zhì) 一、鍵的極性和分子的極

34、性 1、鍵的極性 非極性 共價(jià)鍵（非極性鍵） 按共用電子對(duì)的偏移 極性共價(jià)鍵 非極性共價(jià)鍵 由同種原子形成化學(xué)鍵 原子帶相同電性，化合價(jià)相同 極性 共價(jià)鍵（極性鍵） H Cl H Cl + - 由不同種原子形成化學(xué)鍵 電負(fù)性大（非金屬性強(qiáng)）的原子 帶負(fù)電，顯負(fù)價(jià) 2、分子的極性 非極性 分子 正負(fù)電荷中心重合的分子 a.大部分單質(zhì)分子 O3除外！ b.對(duì)稱性很好的分子 直線 形 AB2 正三角 形 AB3 正四面體 形 AB4 其他正多面體 形、對(duì)稱性好的平面形 例： CO2 例： BF3、 SO3 例： CH4 、 CCl

35、4 例： C60 、 C6H6、 C2H4 、 C2H2 極性 分子 正負(fù)電荷中心不重合的分子 大部分化合物分子 化學(xué)式 是否極性分子 化學(xué)式 是否極性分子 H2O HCN SO3 SO2 NH3 HCHO CO2 BF3 SF4 CH3OH SF6 CH3C(CH3) 3 PCl5 CH2=CH2 PCl3 PH3 CH4 CHCH 是 是 是 是 是 是 是 是 是 否 否 否 否 否 否 否 否 否 鍵的極性與分子極性的關(guān)系： A、 由非極性鍵構(gòu)成的分子一般是非極性分子 B、 極性鍵結(jié)合形成的分子不一定為極性分子 二、范德

36、華力及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 1、范德華力 把分子聚集在一起的作用力叫做分 子間作用力又叫范德華力 相對(duì)分子質(zhì)量 分子的極性 相對(duì)分子質(zhì)量越大 范德華力越大 2、影響范德華力的因素 分子極性越大 范德華力越大 3、范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 化學(xué)鍵影響的是分子的穩(wěn)定性（化學(xué)性質(zhì)） 范德華力影響的是分子熔沸點(diǎn)等（物理性質(zhì)） 三、氫鍵 1、氫鍵的定義 -150 -125 -100 -75 -50 -25 0 25 50 75 100 2 3 4 5 CH4 SiH4 GeH4 SnH4 NH3 PH3 AsH3 SbH3 HF HCl HBr HI H2

37、O H2S H2Se H2Te 沸點(diǎn) / 周期 一些氫化物沸點(diǎn) 由已經(jīng)與電負(fù)性很大的 原子形成共價(jià)鍵的氫原 子與另一個(gè)電負(fù)性很大 的原子之間的作用力 除范德華力以外的 另一種分子間作用 力，不是化學(xué)鍵 2、表示方法 A HB A、 B為 N、 O、 F “ ”表示共價(jià)鍵 “ ” 表示形成的氫鍵 例如：氨水中的氫鍵 N HN N HO O HN O HO 3、氫鍵的分類 分子內(nèi)氫鍵 分子間 氫鍵 4、氫鍵的特征 飽和性 方向性 一個(gè)氫原子只能形成一個(gè)氫鍵 分子間氫鍵為直線型 分子內(nèi)氫鍵成一定角度 中心原子有幾對(duì)孤對(duì)電子就

38、 可以形成幾條氫鍵 5、對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 氫鍵一種分子間作用力，影響的是物理性質(zhì) 熔、沸點(diǎn) 溶解性 分子 間 氫鍵使物質(zhì)熔點(diǎn) 升高 分子 內(nèi) 氫鍵使物質(zhì)熔點(diǎn) 降低 若可以形成氫鍵，則能增大物質(zhì)溶解度 其他方面 冰的密度小于水 形成締合分子 四、溶解性 1、溫度 溶解性的影響因素 2、壓強(qiáng) 3、相似相溶 4、氫鍵 5、化學(xué)反應(yīng) 非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑， 極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。 五、手性 連有四個(gè)不同的原子或原子團(tuán)的碳原子。 手性碳原子： 手性異構(gòu)體： 具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子。 又稱為對(duì)映異構(gòu)體。 手性

39、分子： 有手性異構(gòu)體的分子。 1下列化合物中含有手性碳原子的是 ( ) A.CCl2F2 B.CH3 CH COOH C.CH3CH2OH D.CH OH 練習(xí)： CH2 OH CH2 OH OH 1下列化合物中含有手性碳原子的是 ( ) A.CCl2F2 B.CH3 CH COOH C.CH3CH2OH D.CH OH CH2 OH CH2 OH OH A.OHC CH CH2OH B. OHC CH C Cl C.HOOC CH C C Cl D.CH3 CH C CH3 H Cl OH Br OH Cl H

40、Br Br CH3 CH3 2下列化合物中含有 2個(gè)“手性”碳原子的是 ( ) A.OHC CH CH2OH B. OHC CH C Cl C.HOOC CH C C Cl D.CH3 CH C CH3 H Cl OH Br OH Cl H Br Br CH3 CH3 2下列化合物中含有 2個(gè)“手性”碳原子的是 ( ) 六、無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性 1、利用規(guī)律 無(wú)機(jī)含氧酸可以寫成 (HO)mROn， 含氧 酸的強(qiáng)度隨著分子中連接在中心原子上 的 非 羥 基 氧 的個(gè) 數(shù) 增 大 而增 大 ， 即 (HO)mROn中 ， n值越大 ， 酸性越強(qiáng) 。 2、最高

41、價(jià)含氧酸酸性 非金屬性強(qiáng)的元素，其最高價(jià)含氧酸酸性強(qiáng) 第三章 晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第一節(jié) 晶體的常識(shí) 一、晶體與非晶體 1、晶體與非晶體 晶體 具有規(guī)則幾何外形的固體 非晶體 沒(méi)有規(guī)則幾何外形的固體 又稱玻璃體 晶體 離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 2、晶體與非晶體性質(zhì)對(duì)比 自范性 微觀結(jié)構(gòu) 各向異性 熔沸點(diǎn) 晶體 非晶體 有 無(wú) 原子在三維空 間里呈周期性 有序排列 原子排列相 對(duì)無(wú)序 強(qiáng)度、導(dǎo) 熱性、光 學(xué)性質(zhì)等 無(wú) 有固定 熔沸點(diǎn) 無(wú)固定 熔沸點(diǎn) 自范性 晶體能 自發(fā) 地呈現(xiàn)多面體外形的性質(zhì)

42、 自范性前提：晶體生長(zhǎng)的速率適當(dāng) 本質(zhì)差異 各向異性 不同方向上，性質(zhì)有差異 3、晶體形成的途徑 熔融態(tài)物質(zhì)凝固 氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固 (凝華 ) 溶質(zhì)從溶液中析出 3、晶體的鑒別 物理性質(zhì)差異 如：外形、硬度、熔點(diǎn)、折光率 最科學(xué)的方法是對(duì)固體進(jìn)行 X-射線衍射實(shí)驗(yàn) 1、下列關(guān)于晶體與非晶體的說(shuō)法正確的是 A、晶體一定比非晶體的熔點(diǎn)高 B、晶體有自范性但排列無(wú)序 C、非晶體無(wú)自范性而且排列無(wú)序 D、固體 SiO2一定是晶體 2、區(qū)別晶體與非晶體最可靠的科學(xué)方法是 A、熔沸點(diǎn) B、硬度 C、顏色 D

43、、 x-射線衍射實(shí)驗(yàn) C D 課堂練習(xí) 二、晶胞 1、晶胞 :描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元 晶胞是無(wú)形的，是人為劃定的 2、晶胞特征 一般是 平行六面體 晶體由晶胞“ 無(wú)隙并置 ”而成 平行六 面體 無(wú) 隙 并 置 3、三種典型立方晶體結(jié)構(gòu) 4.晶胞中原子個(gè)數(shù)的計(jì)算 晶胞 頂角 原子為 8個(gè)晶胞共用，每個(gè)晶胞占 1/8 晶胞 棱上 原子為 4個(gè)晶胞共用，每個(gè)晶胞占 1/4 晶胞 面上 原子為 2個(gè)晶胞共用，每個(gè)晶胞占 1/2 晶胞 內(nèi)部 的原子為 1個(gè)晶胞獨(dú)自占有，即為 1 1、現(xiàn)有甲、乙、丙、丁四種晶胞 ,可推 知：甲晶體中 A與 B的離子個(gè)數(shù)比 為 ；乙晶體的

44、化學(xué)式為 ； 丙晶體的化學(xué)式為 ______；丁晶體可能 的化學(xué)式為 ______。 1： 1 C2D EF XY3Z 2、 下圖依次是金屬鈉 (Na)、 金屬鋅 (Zn)、 碘 (12)、 金剛石 (C)晶胞的示意圖 ， 數(shù)一數(shù) ， 它們分別平均 含有幾個(gè)原子 ? Na Zn I2 金剛石 3、鈣 -鈦礦晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示。觀察 鈣 -鈦礦晶胞結(jié)構(gòu)，求該晶體中，鈣、 鈦、氧的微粒個(gè)數(shù)比為多少？ (8 + 6 ) 3 =12 8 1 2 1 4、下圖是 CO2分子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)示意圖， 其中有多少個(gè)原子？ 5、最近發(fā)現(xiàn)一種由鈦原子和碳原子構(gòu)成的 氣態(tài)團(tuán)簇分子，如下圖所示，

45、頂角和面心 的原子是鈦原子，棱的中心和體心的原子 是碳原子，它的化學(xué)式是 。 Ti14C13 第三章 晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第二節(jié) 分子晶體與原子晶體 一、分子晶體 1、分子晶體 概念： 只含分子的晶體 組成微粒： 分子 粒子間作用力： 分子內(nèi)原子間以共價(jià)鍵結(jié)合 相鄰分子間靠分子間作用力（范德 華力、氫鍵）相互吸引 化學(xué)式就是分子式 2、常見(jiàn)的分子晶體 所有非金屬氫化物 部分非金屬單質(zhì) 部分非金屬氧化物 幾乎所有的酸 絕大多數(shù)有機(jī)物的晶體 3、結(jié)構(gòu)特征 分子間作用力 范德華力 氫鍵 若分子間只有范德華力時(shí) 以 1個(gè) 分子為中心，

46、 周圍有 12個(gè)緊鄰 分子，即 分子 密堆積 結(jié)構(gòu) CO2 干冰 晶胞 若分子間主要為氫鍵時(shí) 以 1個(gè) 分子為中心， 周圍有 4個(gè)相鄰 分子，即 分子 非密堆積 結(jié)構(gòu)。如 ： HF 、 NH3、冰等 氫鍵具有方向性 4、物理性質(zhì) 熔沸點(diǎn)較低 ;易升華 硬度很小 固態(tài)和熔融狀態(tài)時(shí)都不導(dǎo)電 只有酸的水溶液中有的導(dǎo)電 相似相溶原理 1.下列性質(zhì)適合于分子晶體的是 ( ) A.熔點(diǎn) 1070 ，易溶于水，水溶液導(dǎo)電 B.熔點(diǎn) 10.31 ，液態(tài)不導(dǎo)電、水溶液能導(dǎo)電 C.易溶于 CS2、熔點(diǎn) 112.8 ，沸點(diǎn) 444.6 D.熔點(diǎn) 97.81 ，質(zhì)軟、

47、導(dǎo)電、密度 0.97g cm3 BC 2.共價(jià)鍵、離子鍵和范德華力是構(gòu)成物質(zhì)粒子間的不 同作用方式，下列物質(zhì)中，只含有上述一種作用的是 ( ) A.干冰 B.氯化鈉 C.氫氧化鈉 D.碘 B 練習(xí) : 3.下列分子晶體： H2O HCl HBr HI CO N2 H2熔沸點(diǎn)由高到低的順序是 ( ) A. B. C. D. C 5下列過(guò)程中，共價(jià)鍵被破壞的是 ( ) A碘升華 B溴蒸氣被木炭吸附 C酒精溶于水 D HCl氣體溶于水 4.當(dāng) S03晶體熔化或氣化時(shí)，下述各項(xiàng)中發(fā)生變化 的是 ( )

48、A.分子內(nèi)化學(xué)鍵 B.分子間距離 C.分子構(gòu)型 D.分子間作用力 BD D 6.下列有關(guān)共價(jià)化合物的說(shuō)法：具有較低的熔、沸 點(diǎn) 不是電解質(zhì) 固態(tài)時(shí)是分子晶體 都是由 分子構(gòu)成 液態(tài)時(shí)不導(dǎo)電，其中一定正確的是 ( ) A. B. C. D. D 7已知氯化鋁的熔點(diǎn)為 190(2 202 lO5Pa)，但它在 180 即開(kāi)始升華。 (1)氯化鋁是 ____________。 (填 “ 離子化合物 ”“ 共 價(jià)化合物 ” ) (2)無(wú)水氯化鋁在空氣中強(qiáng)烈的 “ 發(fā)煙 ” ，其原因是 ___________________________

49、__________________ _____________________________________________。 (3)設(shè)計(jì)一個(gè)可靠的實(shí)驗(yàn)，判斷氧化鋁是離子化合物 還是共價(jià)化合物。你設(shè)計(jì)的實(shí)驗(yàn)是 ______________________________________________。 (4)在 500K和 1.01 105Pa時(shí)，它的蒸氣密度 (換算為標(biāo) 準(zhǔn)狀況時(shí) )為 11.92gL 1，試確定氯化鋁在蒸氣狀態(tài)時(shí)的 化學(xué)式為 ____________。 共價(jià)化合物 Al2Cl6 氯化鋁與空氣中的水蒸氣發(fā)生水解反應(yīng)產(chǎn)生 HCl氣體， HCl在空氣中形成酸

50、霧而 “ 發(fā)煙 ” 。 在其熔融狀態(tài)下，試驗(yàn)其是否導(dǎo)電；若不導(dǎo)電是共價(jià)化合物。 1、下列物質(zhì)屬于分子晶體的化合物是（ ） A、石英 B、硫磺 C、干冰 D、食鹽 C 練習(xí) 2、干冰氣化時(shí)，下列所述內(nèi)容發(fā)生變化的是 A、分子內(nèi)共價(jià)鍵 B、分子間作用力 C、分子鍵距離 D、分子間的氫鍵 BC 3、冰醋酸固體中不存在的作用力是（ ） A、離子鍵 B、極性鍵 C、非極性鍵 D、范德華力 A 4、水分子間存在著氫鍵的作用，使 水分子彼此結(jié)合而成（ H2O） n。在 冰中每個(gè)水分子被 4個(gè)水分子包圍形 成變形的正四面體，通過(guò)“氫鍵”相 互連接成龐

51、大的分子晶體，其結(jié)構(gòu)如 圖：試分析： 1mol 冰中有 mol氫鍵？ H2O的熔沸點(diǎn)比 H2S高還是低？為 什么？ 2 氫鍵 二、原子晶體 1、原子晶體 概念： 原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成 空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體 ，又稱共價(jià)晶體 組成微粒： 原子 粒子間作用力： 共價(jià)鍵 無(wú)分子式 化學(xué)式表示原子最簡(jiǎn)整數(shù)比 2、常見(jiàn)原子晶體 某些非金屬單質(zhì)： 某些非金屬化合物： 硼（ B）、硅（ Si） 鍺（ Ge）、金剛石（ C）等 SiC、 BN、 SiO2、 Al2O3等 3、結(jié)構(gòu)特征 晶體中只存在共價(jià)鍵，無(wú)單個(gè)分子存在； 晶體為空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。 金剛石

52、 二氧 化硅 4、原子晶體的物理性質(zhì) 熔沸點(diǎn)高 硬度大 一般不導(dǎo)電 難溶于溶劑 在 SiO2晶體中，每個(gè) Si原子和（ ）個(gè) O原 子形成（ ）個(gè)共價(jià)鍵即每個(gè) Si原子周圍 結(jié)合（ ）個(gè) O原子；同時(shí)，每個(gè) O 原子和 （ ）個(gè) Si原子相結(jié)合。在 SiO2晶體中，最 小的環(huán)是（ ）元環(huán)。 ( )單個(gè)的 SiO2分子存在。 4 4 4 2 12 沒(méi)有 第三章 晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第三節(jié) 金屬晶體 一、金屬鍵 1、金屬鍵 金屬離子 與 自由電子 之間強(qiáng)烈的相互作用 定義 本質(zhì) 電子氣理論 金屬原子的價(jià)電子發(fā)生脫落

53、， 形成金屬陽(yáng)離子和自由電子 自由電子被所有原子所共用 從而把所有的金屬原子維系在一起 無(wú)飽和性 無(wú)方向性 2、金屬晶體 金屬離子與自由電子通過(guò)金屬鍵結(jié)合 而成的晶體叫做金屬晶體 粒子間的作用力： 金屬鍵 構(gòu)成金屬晶體的粒子： 金屬離子、自由電子 常見(jiàn)金屬晶體 ：金屬、合金 3、金屬性質(zhì)與電子氣理論 金屬導(dǎo)電性 電子氣的運(yùn)動(dòng)是沒(méi)有一定方向的，但在外 加電場(chǎng)的條件下，自由電子定向運(yùn)動(dòng)形成 電流，所以金屬容易導(dǎo)電 金屬的導(dǎo)熱性 自由電子在運(yùn)動(dòng)時(shí)與金屬離子碰撞，把 能量從溫度高的部分傳到溫度低的部分， 從而使整塊金屬達(dá)到相同的溫度。 高溫下熱運(yùn)動(dòng)劇烈，因此電

54、子的定向移 動(dòng)程度減弱，所以，隨著溫度的升高， 金屬的導(dǎo)電性減弱 金屬的延展性 金屬離子和自由電子間相互作用沒(méi)有方向性， 在外力作用下各原子層就會(huì)發(fā)生相對(duì)滑動(dòng)， 但不會(huì)改變?cè)瓉?lái)的排列方式，而且彌漫在金 屬原子間的電子氣可以起到類似軸承中滾珠 之間潤(rùn)滑劑的作用 金屬鍵的強(qiáng)弱與 離子半徑、離子電荷 有關(guān) 金屬的熔點(diǎn)、硬度 金屬的熔點(diǎn)、硬度與金屬鍵的強(qiáng)弱有關(guān) 離子半徑 越小 或離子所帶電荷 越多 ，則金屬 鍵 越強(qiáng) ，金屬的熔沸點(diǎn) 越高 、硬度 越大 。 二、金屬晶體的原子堆積模型 1、幾個(gè)概念 配位數(shù) ：在晶體中與每個(gè)微粒緊密相鄰 且距離相等的微粒個(gè)數(shù)

55、空間利用率 ： 晶體的空間被微粒占滿的體積百分?jǐn)?shù) 用來(lái)表示緊密堆積程度 金屬的二維堆積方式 非密置層 配位數(shù)為 4 密置層 配位數(shù)為 6 2、金屬的三維堆積方式 簡(jiǎn)單立方堆積 唯一金屬 釙 簡(jiǎn)單立方堆積的配位數(shù) =6 簡(jiǎn)單立方堆積的空間占有率 =52% 球半徑為 r 正方體邊長(zhǎng)為 a =2r 體心立方堆積（鉀型） K、 Na、 Fe 體心立方堆積的配位數(shù) =8 體心立方堆積的空間占有率 =68% 體對(duì)角線長(zhǎng)為 c 面對(duì)角線長(zhǎng)為 b 棱線長(zhǎng)為 a 球半徑為 r c2=b2+a2 b2=a2+a2 c=4r (4r)2=3

56、a2 六方最密堆積（鎂型） Mg、 Zn、 Ti A B A B A 1 2 3 4 5 6 六方最密堆積的配位數(shù) =12 六方最密堆積的晶胞 六方最密 堆積的晶胞 六方最密堆積的空間占有率 =74% 上下面為菱形 邊長(zhǎng)為半徑的 2倍 2r 高為 2倍 正四面體的高 r2 3 6 2 面心立方最密堆積（銅型） Cu、 Ag、 Au A B C A A B C 1 2 3 4 5 6 立方面心最密堆積的配位數(shù) =12 立方面心最密堆積的空間占有率 =74% 第三章 晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第四節(jié) 離子晶體 一、離子晶體 1、離子晶體 概念：

57、由陽(yáng)離子和陰離子通過(guò)離子鍵 結(jié)合而成的晶體叫做離子晶體 組成微粒： 陰陽(yáng) 離子 粒子間作用力： 離子鍵 無(wú)分子式 化學(xué)式表示離子最簡(jiǎn)整數(shù)比 配位數(shù)（縮寫為 C.N.） 一個(gè)離子周圍最鄰近的異電性離子的數(shù)目 2、常見(jiàn)離子晶體 強(qiáng)堿、金屬氧化物、部分鹽類 NaCl 晶體 陰離子配位數(shù) 陽(yáng)離子配位數(shù) 6 6 NaCl 晶體 每個(gè) Cl 周圍最近且等距離的 Cl 有 個(gè) 每個(gè) Na+周圍最近且等距離的 Na+有 個(gè) 12 12 每個(gè)晶胞中 Cl 有 個(gè) Na +有 個(gè) 4 4 CsCl 晶體 陰離子配位數(shù)

58、陽(yáng)離子配位數(shù) 8 8 每個(gè) Cl 周圍最近且等距離的 Cl 有 個(gè) 每個(gè) Cs+周圍最近且等距離的 Cs +有 個(gè) 6 6 每個(gè)晶胞中 Cl 有 個(gè) Cs +有 個(gè) 1 1 CsCl晶胞 NaCl晶胞 陰離子配位數(shù) 陽(yáng)離子配位數(shù) 4 8 CaF2晶體 CaF2晶胞 每個(gè) F 周圍最 近且等距離的 F 有 個(gè) 每個(gè) Ca2+周圍 最近且等距離的 Ca2+有 個(gè) 6 12 每個(gè)晶胞中 F 有 個(gè) Ca2+有 個(gè) 8 4 CaF2晶胞 3、影響離子晶體配位數(shù)的因素 幾何因素：晶體中正負(fù)離子的半徑比 電荷因素：正負(fù)離子的電荷比 鍵性因素：離子鍵的純粹程度 4、離子晶體的物理性質(zhì) 熔沸點(diǎn)較高，硬度較大，難揮發(fā)難壓縮。 一般易溶于水，而難溶于非極性溶劑 固態(tài)不導(dǎo)電，水溶液或者熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電 二、晶格能 1、定義： 氣態(tài)離子形成 1摩離子晶體時(shí)釋放的能量 2、晶格能的大小的影響因素 電荷、離子半徑 隨著離子電荷的增加或者核間距離的縮短 晶格能增大 晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定 熔點(diǎn)越高，硬度越大