人教版化學(xué)選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)化學(xué)講義

1 第一章第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 一 原子結(jié)構(gòu) 1 能級與能層 注意 每個能層的能級種數(shù)為 n 軌道總數(shù)為 n2 每個軌道最多容納電子數(shù)為 2 每個能層最多容納電子數(shù)為 2n2 2 原子軌道 不同能級上的電子出現(xiàn)概率約為 90 的電子云空間輪廓圖電子云空間輪廓圖稱為原子軌道 3 原子核外電子排布規(guī)律 構(gòu)造原理構(gòu)造原理 隨著核電荷數(shù)遞增 大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按能量由低到高 的順序填入核外電子運動軌道 能級 叫做構(gòu)造原理 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 能級交錯能級交錯 原子軌道的能量關(guān)系是 ns n 2 f n 1 d np 能級組 ns n 2 f n 1 d np 一個能級組中的各能級能量相近但不同 2 能量最低原理 能量最低原理 現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實 原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低 狀 態(tài) 簡稱能量最低原理 基態(tài)原子基態(tài)原子 處于最低能量狀態(tài)的原子 激發(fā)態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子 處于能量較高狀態(tài)的原子 基態(tài)原子可以吸收能量使核外電子躍遷到較高能級變成激發(fā)態(tài) 形成吸收光譜吸收光譜 2 激發(fā)態(tài)原子也可釋放能量使核外電子躍遷到較低能級變成低能激發(fā)態(tài)或基態(tài) 形成發(fā)射光發(fā)射光 譜譜 現(xiàn)代化學(xué)中常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素 稱為光譜分析光譜分析 焰火 激光 燈光 霓虹燈光 焰色反應(yīng)等許多可見光都與核外電子躍遷釋放能量釋放能量有關(guān) 3 泡利 不相容 原理 泡利 不相容 原理 基態(tài)多電子原子中 不可能同時存在 4 個量子數(shù)完全相同的 電子 換言之 一個軌道里最多只能容納兩個電子 且電旋方向相反 用 表示 這個 原理稱為泡利原理 4 洪特規(guī)則 當電子排布在同一能級的不同軌道 能量相同 時 總是優(yōu)先單獨占據(jù) 一個軌道 而且自旋方向相同 這個規(guī)則叫洪特規(guī)則 比如 p3的軌道式為 或 而不是 洪特規(guī)則特例洪特規(guī)則特例 當 p d 軌道填充的電子數(shù)為全空 半充滿或全充滿時 原子處于較穩(wěn)定 的狀態(tài) 即 p0 d0 p3 d5 p6 d10時 是較穩(wěn)定狀態(tài) 前前 36 號元素號元素全空狀態(tài)的有4Be 2s22p0 12Mg 3s23p0 20Ca 4s23d0 半充滿狀態(tài)的有 7N 2s22p3 15P 3s23p3 24Cr 3d54s1 25Mn 3d54s2 33As 4s24p3 全充滿狀態(tài)的有10Ne 2s22p6 18Ar 3s23p6 29Cu 3d104s1 30Zn 3d104s2 36Kr 4s24p6 4 基態(tài)原子核外電子排布的表示方法 1 電子排布式 用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù) 這就是電子排布式 例如 19K 1s22s22p63s23p64s1 簡化的電子排布式簡化的電子排布式 把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體 的元素符號外加方括號表示 例如19K Ar 4s1 12Mg Ne 3S2 2 電子排布圖 軌道表示式 每個方框或圓圈代表一個原子軌道 每個箭頭代表一個電子 如基態(tài)硫原子軌道表示 式 3 價電子排布式或軌道表示式 主族元素 只需表示出最外層的電子 如 Na 3s1 Cl 3s23p5 第四周期的過渡元素 要寫出 3d 和 4s 兩個能級的電子排布 如 Fe 3d64s2 二 原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 3 1 元素周期表的分區(qū) 除 ds 外 區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級符號 分區(qū)元素分布價電子排布元素性質(zhì)特點 s 區(qū) IA IIA ns1 2H 外都是活潑金屬 最外層電子參與反應(yīng) p 區(qū)IIIA VIIA 0 族 ns2np1 6通常是最外層電子參與反應(yīng) d 區(qū) IIIB VIIB VIII 除鑭系和錒系 n 1 d1 9ns1 2 都是金屬元素 d 能級上的電子可以 不同程度的參與化學(xué)鍵的形成 ds 區(qū) IB IIB n 1 d10ns1 2都是金屬元素 f 區(qū)鑭系和錒系 n 2 f 0 14 n 1 d0 2ns2 鑭系元素性質(zhì)相近 錒系元素性質(zhì)相近 2 根據(jù)外圍電子排布可直接判斷該元素在周期表中的位置 主族元素價電子等于主族序數(shù) 過渡元素價電子等于縱行數(shù) 從而確定族序數(shù) 例 4s24p5 第四周期VIIA 族 3d 54s2 第四周期VIIB 族 三三 元素周期律 電離能 電負性元素周期律 電離能 電負性 1 電離能 電離能 指氣態(tài)原子或離子失去 1 個電子時所需要的最低能量 第一電離能第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去 1 個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最 低能量 第一電離能數(shù)值越小 原子越容易失去 1 個電子 同一周期元素中 堿金屬 或第 A 族 第一電離能最小 稀有氣體 或 0 族 第一電 離能最大 從左到右總體總體呈現(xiàn)增大趨勢 反常反常 A 和 A 的元素的第一電離能大于同周 期后面相鄰元素的第一電離能 元素的金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強 同一主族元素 從上到下第一電離能逐漸減小 元素金屬性漸強 非金屬性漸弱 同一原子的電離能逐級增大 即 I1 I2 I3 且隔層的電離能數(shù)值相差巨大 2 電負性 電負性 用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小 不考慮稀有氣體元素 以氟的電負性為 4 0 鋰的電負性為 1 0 作為相對標準 得出了各元素的電負性 同周期元素自左到右 電負性逐漸增大 非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸減弱 同主族元素自上而下 電負性逐漸減小 非金屬性逐漸減弱 金屬性逐漸增強 電負性的應(yīng)用 判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱的尺度 金屬元素的電負性 一 4 般小于 1 8 非金屬元素的電負性一般大于 1 8 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 兩種元素的電負性相差很大 如 1 7 時易形成離子鍵 兩元素電負性相差不大時 易形成共價鍵 3 對角線規(guī)則 對角線規(guī)則 在元素周期表中 某些主族元素 與右下方的主族元素的某些性質(zhì)相似 如右圖 第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 一 化學(xué)鍵 相鄰的兩個或多個原子 或離子 之間強烈的相互作用 化學(xué)鍵離子鍵共價鍵金屬鍵 形成過 程 陰陽離子間的靜電作用 原子間通過共用電子對或電子云重 疊所形成的相互作用 金屬陽離子與自由電 子之間的相互作用 實例 離子化合物中 大多金 屬氧化物 強堿 大多 數(shù)鹽 多原子組成的非金屬單質(zhì) 氣態(tài)氫 化物 非金屬氧化物 弱堿 酸等 金屬 二 共價鍵 1 共價鍵的本質(zhì)是共價鍵的本質(zhì)是 成鍵原子相互接近時 原子軌道發(fā)生重疊 自旋方向相反的未成 對電子形成共用電子對 兩原子核間電子云密度增加 體系能量 降低 共價鍵具有兩大特征 共價鍵具有兩大特征 飽和性 一個原子有幾個未成對電子 便只能和幾個自旋相反的 電子配對成鍵 和方向性 2 鍵參數(shù) 1 鍵能 單位 kJ mol 氣態(tài)基態(tài)原子形成 1mol 化學(xué)鍵釋放的最低能量 鍵能越大 化學(xué)鍵越穩(wěn)定 2 鍵長 形成共價鍵的兩個原子的核核間距 一般鍵長越短 共價鍵越穩(wěn)定 相同原子間形成的共價鍵鍵長的一半稱為該原子的共價半徑 3 鍵角 在原子數(shù)超過兩個的分子中 兩個共價鍵之間的夾角 多原子分子的鍵角是一定的 表明共價鍵具有方向性 LiBeB MgAlSi 5 鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響 常見的鍵角 H2O 105 NH3 107 CH4 109 28 P4 60 CO2 180 苯 120 3 共價鍵的類型 1 按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目共用電子對的數(shù)目分為單鍵 雙鍵 三鍵 2 按共用電子對是否偏移共用電子對是否偏移分為極性鍵 非極性鍵 共價鍵的極性強弱比較 根據(jù)成鍵兩原子的電負性的差別大小 兩原子電負性 相差越大 共價鍵的極性就越強 例如 H F 鍵的極性大于 H Cl 鍵的極性 3 按原子軌道的重疊原子軌道的重疊方式分為 鍵 和 鍵 鍵 鍵 成鍵方向沿鍵軸方向 頭碰頭 平行 肩并肩 電子云形狀軸對稱由兩塊組成 且鏡面對稱 牢固程度強度不同 一般 鍵不易斷裂 鍵易斷裂 特殊 N2等 成鍵判斷規(guī)律單鍵是 鍵 雙鍵一個 鍵 一個 鍵 三鍵一 鍵 兩個 鍵 4 配位鍵 配位鍵 特殊的共價鍵 鍵 一個原子提供空軌道提供空軌道 另一個原子提供孤電子對提供孤電子對形 成的共價鍵 存在配位鍵的化合物常見 H30 NH4 H2SO4 Al2Cl6 BNH3F3 H3N BF3 認識配位化合物認識配位化合物 簡稱配合物 含配位鍵的不一定是配合物 金屬離子 或原子 與配體 某些有孤對電子的分子或離子 之間通過配位鍵形成的化合物 如 Cu H2O 4 SO4 Cu NH3 4 SO4 Ag NH3 2OH Fe SCN 3等 許多過渡金屬離子 對多種配體具有很強的結(jié)合力 過渡金屬的配合物遠比主族金屬的配合物多 配合物組成 常見含配位鍵的內(nèi)界離子 Cu H2O 4 2 Cu NH3 4 2 Ag NH3 2 6 Fe SCN 6 3 Fe SCN 6 4 Co NH3 3 H2O 3 Co NH3 4Cl2 HgI4 2 配合物溶于水易電離為內(nèi)界配體離子和外界離子 而內(nèi)界的配體離子通常不電離 配位鍵的表示 箭頭 4 等電子原理 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(xué)鍵特征 許多性質(zhì)是相似的 此原理稱為等電子原理 1 等電子體的判斷方法 微粒所含原子個數(shù)相同原子個數(shù)相同 微粒所含價電子總數(shù)相同價電子總數(shù)相同 2 等電子原理的應(yīng)用 這一類分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征 分子結(jié)構(gòu)以及部分物 理性質(zhì)相似 利用等電子原理可判斷一些簡單分子或離子的主體構(gòu)型 例如 CO2 SCN NO2 N3 具有相同的原子數(shù) 3 并且價電子總數(shù)都為 16 都為直線型結(jié)構(gòu) SO2 O3 NO2 具有相同的原子數(shù) 3 總價電子數(shù)都為 18 都為 V 形結(jié)構(gòu) CO32 NO3 SO3 具有相同的原子數(shù) 4 并且價電子數(shù)都為 24 都為平面三角形結(jié)構(gòu) SO42 PO43 具有相同的原子數(shù) 5 總價電子數(shù)為 32 都為正四面體結(jié)構(gòu) PO33 SO32 ClO3 具有相同的原子數(shù) 4 總價電子數(shù)為 26 都為三角錐結(jié)構(gòu) 三 分子的立體構(gòu)型 紅外光譜儀可以測定分子的立體構(gòu)型 1 分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型 分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型 VSEPR 模型模型 1 中心原子價層電子對數(shù) 鍵電子對的數(shù)目鍵電子對的數(shù)目 中心原子上的孤電子對的數(shù)目中心原子上的孤電子對的數(shù)目 鍵電子對的數(shù)目鍵電子對的數(shù)目 與中心原子直接相連的原子數(shù)目 即 由分子式確定 判斷 鍵電子對數(shù)時 雙鍵 叁鍵等多重鍵作為 1 對電子看待 孤電子對數(shù)孤電子對數(shù) 中心原子的價電子數(shù) 離子所帶電荷數(shù) 與中心原子結(jié)合的原子能接受的電子總數(shù) 2 若剩余電子不足一對 也當作 1 對電子處理 例如 NO2的氮原子孤電子對為 0 5 2 價層電子對互斥模型 VSEPR 模型模型 說明的是價層電子對的空間構(gòu)型 而分子的 空間構(gòu)型判斷要略去中心原子上的孤對電子 當中心原子無孤對電子時 兩者的構(gòu)型一致 3 價層電子對盡可能彼此遠離 以使它們之間的斥力最小 孤電子對之間的排斥力孤電子對之間的排斥力 孤電子對與成鍵電子對間的排斥力孤電子對與成鍵電子對間的排斥力 成鍵電子對之間的排斥力成鍵電子對之間的排斥力 成鍵電子對間的斥力大小 三鍵三鍵 雙鍵 雙鍵 單鍵 單鍵 7 2 雜化軌道理論 雜化軌道理論 在形成多原子分子的過程中 中心原子的若干能量相近能量相近的原子軌道重 新組 合 形成一組新的軌道 這個過程叫做軌道的雜化 產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道 據(jù)參與雜化的 s 軌道與 p 軌道的數(shù)目 存在 sp sp2 sp3三種雜化 雜化軌道只用于 形成 鍵或用來容納孤電子對 未參與雜化的軌道可用于形成 鍵 3 價層電子對互斥理論判斷簡單分子或離子的空間構(gòu)型及中心原子的雜化方式 價層電子對互斥理論判斷簡單分子或離子的空間構(gòu)型及中心原子的雜化方式 價層 電子 對數(shù) VSEP R模 型 成鍵 電子 數(shù) 孤 電 子 對 數(shù) 價層電子對排列 方式 中心 原子 雜化 類型 雜化 軌道 數(shù)目 鍵角 分子的 空間構(gòu) 型 實例 2 直線 形 20sp2180 直線形 CO2 BeCl2 30120 平面正正 三角形 BF3 SO3 CO32 CH2O 3 平面 三角 形 21 sp23 小于 120 平面三 角形 或 V 形 SO2 SnCl2 PbCl2 22 小于 109 18 平面三 角形 或 V 形 H2O H2S 4 四面 體形 31 sp34 小于 109 18 三角錐 NH3 PCl3 H3O SO32 8 40109 18 正四面 體 CH4 CCl4 NH4 SO42 四 分子的性質(zhì)四 分子的性質(zhì) 1 極性分子和非極性分子 極性分子和非極性分子的判斷方法 雙原子分子 含極性鍵 就是極性分子 如 HCl 含非極性鍵 就是非極性分子 如 I2 以極性鍵結(jié)合的多原子分子 若分子中正 負電中心重合 則為非極性分子 如 BF3 CH4等 若分子中正 負電中心不重合 則為極性分子 如 NH3 SO2 NO2 O3 H2O2等 對于 ABn型分子 中心原子中心原子 A 達最高價 則為非極性分子達最高價 則為非極性分子 SO3 BF3 CO2 2 相似相溶原理相似相溶原理 極性分子易溶于極性溶劑 非極性分子易溶于非極性溶劑 相似相溶原理的適用范圍 相似相溶 中 相似 指的是分子的極性相似 若溶質(zhì)分子和溶劑分子之間存在氫鍵 則氫鍵作用力越大 溶解性越好 3 分子間作用力 分子間作用力 包括范德華力和氫鍵 1 分子間作用力和共價鍵的比較 分子間作用力 共價鍵 范德華力氫鍵 概念 相鄰原子間強烈 的相互作用 分子間微弱的相互作 用 已經(jīng)與電負性很大的原子形成共價鍵的 H 原 子與另一個電負性很大的原子之間的作用力 存在 范圍 分子內(nèi)或某些晶 體內(nèi) 分子間 或稀有氣體 原子之間 分子內(nèi)或分子間 分子中含有與 H 原子相結(jié) 合的原子半徑小 電負性大 有孤對電子的 原子 F O N 等 能量 大小 鍵能一般為 120 800kJ mol 比化學(xué)鍵弱得多 約幾到幾十 kJ mol 比化學(xué)鍵弱得多 比范德華力稍強 9 特征飽和性和方向性無飽和性 無方向性有飽和性和方向性 影響 因素 隨分子的相對分子質(zhì) 量的增大而增大 對于 X H Y X Y 的電負性越大 Y 的原子半徑越小 氫鍵鍵能越大 氫鍵的鍵 長是指 X H Y 的長度 性質(zhì) 影響 主要影響物質(zhì)的 化學(xué)性質(zhì) 穩(wěn)定性 主要影響物質(zhì)的物理 性質(zhì) 隨范德華力的 增大 物質(zhì)的熔沸點 升高 分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高 硬度増大 在水中溶解度增大 分子間氫鍵還會使某些 物質(zhì)形成 使測定的相對分子質(zhì)量偏大 分子內(nèi)分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點降低 硬度減小 4 無機含氧酸的酸性 無機含氧酸的酸性比較比較 酸的元數(shù) 酸中羥基羥基的氫原子數(shù) 不一定等于酸中的氫總數(shù) 有些氫不是連在氧原子上 含氧酸可表示為 HO mROn R 相同時 酸的強度與酸中的非羥基氧原子數(shù) n 有關(guān) n 越大 R 的正電性越高 使 R O H 中 O 的電子向 R 偏移的越多 在水分子的作用下越易電離出 H 酸性越強 如 HClO HClO2 HClO3 HClO4 R 不同時 也有類似的規(guī)律 一般 n 0 弱酸 n 1 中強酸 n 2 強酸 n 3 超強酸 第三章第三章 晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì)晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì) 一一 晶體與非晶體晶體與非晶體 1 固體分為 晶體與非晶體 可靠的區(qū)分方法 X 射線衍射 2 晶體與非晶體比較 晶體自范性的本質(zhì)是晶體中粒子在微觀空間里呈周期性有序排列的宏觀表象 晶體自范性的條件之一 生長速率適當 2 獲得晶體的三條途徑 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)從溶液中析結(jié)晶 10 2 晶胞晶胞 1 晶胞 晶胞是描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元 他代表了晶體的化學(xué)組成 化學(xué)式 及對稱性 一般來說晶胞都是平行六面體 邊長不一定相等也不一定垂直 通過向上 下 左 右 前 后的平移能與下一個晶胞完全重合 他在晶體中的排列呈 無隙并置 2 立方晶胞中微粒數(shù)的計算以及晶體化學(xué)式的確定 如某個粒子為 n 個晶胞所共有 則該粒子有 1 n 屬于這個晶胞 常見的晶胞為立方晶胞立方晶胞 頂點 1 8 棱上 1 4 面上 1 2 內(nèi)部 1 3 晶胞密度計算密度計算 m 是晶胞質(zhì)量 V 是晶胞體積 3 1pm 10 12 m 1nm 10 9 m 1 m 10 6 m 1m 100 cm 3 分子晶體分子晶體 分子間通過分子間作用力分子間作用力結(jié)合形成的晶體 特點 熔沸點低 硬度密度小 較易熔化和揮發(fā) 易升華 1 典型的分子晶體有 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 大多數(shù)有機物 部分鹽類 或 不是其它三類晶體 2 范德華力不具有方向性和飽和性 而氫鍵具有方向性和飽和性 不存在氫鍵的分子晶體能以緊密堆砌的方式緊密堆砌的方式排列 例如 I2 CO2分子 一般是面心立方結(jié)構(gòu) 配位數(shù)為 12 這種特征叫分子密堆積分子密堆積 存在氫鍵的分子晶體則必須在一定的方向上堆砌排列這種特征叫分子非密堆積分子非密堆積 例如 冰 的晶體中 由于氫鍵具有方向性 迫使四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的 4 個相鄰的水分子形成氫鍵 導(dǎo)致冰晶體空間利用率較低 留有相當大的空隙 密度較小 4 原子晶體 原子晶體 原子晶體中不存在分子 其化學(xué)式表示晶體中各組成微粒的原子個數(shù)比 11 1 原子晶體的熔沸點很高 硬度很大 原子半徑越小 鍵長越短 鍵能越大 熔 沸點就越高原子半徑越小 鍵長越短 鍵能越大 熔 沸點就越高 如熔點 金剛石 碳化硅 硅 2 判斷方法 原子晶體硬度大 熔沸點高 難溶于任何溶劑 常見的原子晶體 金剛石 B Si Ge 灰錫 SiO2 SiC BN Al2O3 3 金剛石晶體中 C 是 sp3雜化 鍵角 109 28 每個 C 原子和 4 個 C 原子形成 4 個共價鍵 成為正四面體結(jié)構(gòu) C 原子與碳碳鍵個數(shù)比為 1 2 最小環(huán)由 6 個 C 原子組成 每個 C 原 子被 12 個最小環(huán)所共用 每個最小環(huán)含有 1 2 個 C 原子 5 離子晶體離子晶體 判斷方法 活潑金屬的氧化物 強堿 很多鹽類 熔沸點較髙 溶于水或熔化能電離 晶體中不存在分子 化學(xué)式表示晶體中各組成離子的個數(shù)比 1 離子鍵離子鍵 實質(zhì)是陰陽離子間的靜電作用 離子鍵不具有方向性和飽和性 2 晶格能晶格能 氣態(tài)離子形成 1mol 離子晶體時釋放的能量 一般 構(gòu)型相似的離子晶體 陰 陽離子所帶電荷電荷的乘積越大 乘積越大 陰 陽離子的半徑半徑越小 晶格能越大 晶格能越大 形成的離子晶體越穩(wěn)定 熔點越高 硬度越大 3 對碳酸鹽分解的理解 碳酸鹽的分解實質(zhì) 是碳酸根離子斷掉了一個碳氧鍵 形成一個 CO2分子和一個氧離子 金屬陽離子結(jié)合這個氧離子形成金屬氧化物 MCO3MO CO2 碳酸鹽的分解難易比較 金屬陽離子的半徑越小半徑越小和所帶電荷數(shù)越多電荷數(shù)越多就越易結(jié)合氧離子 也就是形成的離子鍵更強 結(jié)合能力越強 碳酸鹽越易分解 分解溫度則越低 4 典型的離子晶體的結(jié)構(gòu)特征 NaCl 型晶體CsCl 型晶體CaF2型晶體ZnS 型晶體 12 六 金屬晶體金屬晶體 判斷方法 金屬單質(zhì) 合金屬于金屬晶體 1 1 電子氣理論 電子氣理論 由于金屬原子的最外層電子數(shù)較少 易失電子成為金屬離子 金屬原子釋放出的價電子 不 專屬于某個特定的金屬離子 而為許多金屬離子所共有 并在整個金屬中自由運動 這 些電 子又稱為自由電子 金屬脫落下來的價電子幾乎均勻分布在整個晶體中 像遍布整塊金 屬的 電子氣 從而把所有金屬原子維系在一起 2 金屬鍵 金屬鍵 金屬離子和自由電子之間的強烈的相互作用叫做金屬鍵 Na 的配位數(shù) C N 是 6 Cl 的配位數(shù)也是 6 每個 Na 與 12 個 Na 等距離相鄰 一個 NaCl 晶胞中含有 4 個 Na 和 4 個 Cl 陰陽離子的配位數(shù)均 為 8 每個 Cs 周圍距離相 等且最近的 Cs 共有 6 個 一個 CsCl 晶 胞中含有 1 個 Cs 和 1 個 Cl Ca2 的配位數(shù)是 8 F 的配位數(shù)是 4 一個 CaF2晶胞中含 4 個 Ca2 和 8 個 F 陰陽離子的配位數(shù)均 為 4 一個 ZnS 晶胞中含 4 個 Zn2 和 4 個 S2 金屬通性解釋 金屬光澤 金屬中的自由電子能在一定范圍內(nèi)自由活動 無特征能量限制 可在較寬范圍內(nèi)吸收 可見光并隨即放出 因而使金屬不透明 具有金屬光澤 多為銀白色 導(dǎo)電在外加電場的作用下 自由電子發(fā)生定向運動 形成電流 導(dǎo)熱自由電子把能量從溫度高的區(qū)域傳到溫度低的區(qū)域 從而使整塊金屬達到同樣的溫度 有延展性當金屬受到外力作用時 金屬原子之間發(fā)生相對滑動 表現(xiàn)為良好的延展性 13 3 金屬晶體的熔沸點比較金屬晶體的熔沸點比較 金屬晶體的熔沸點差異很大 主要與金屬鍵的相對強弱有關(guān) 一般 金屬原子半徑越小 價電子數(shù)越多 金屬鍵越強 金屬晶體的熔沸點越高 4 金屬晶體的堆積模型 堆積 模型 代表 物 每個晶胞所含 原子數(shù) 配位 數(shù) 原子半徑為 r空間利用率晶胞 簡單 立方 堆積 Po 8 1 8 1 6邊長 2r 4 3 r 3 2 3 52 36 體心 立方 堆積 堿金 屬 Fe Cr W 8 1 8 1 28 體對角線 4r 邊長 r 4 3 3 2 4 3 3 4 3 3 3 68 02 面心 立方 堆積 Cu Ag Au Al 8 1 8 6 1 2 412 面對角線 4r 邊長 r 2 2 4 4 3 3 2 2 3 74 05 六方 最密 堆積 Zn Mg Ti 4 1 12 4 1 6 1 212 菱形邊長 2r 菱形面積 r 2 2 3 高 r 4 2 3 2 4 3 3 2 3 2 4 2 3 74 05 注注 室溫條件下的氣體 液體 溶液等 經(jīng)一定條件可以轉(zhuǎn)變?yōu)榫w晶體 晶體都是固體 化學(xué)鍵化學(xué)鍵包括 共價鍵 離子鍵 金屬鍵共價鍵 離子鍵 金屬鍵 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 氫鍵只存在于固態(tài) 液態(tài)分子間 而范德華力不限 14 晶體發(fā)生物理變化時晶體發(fā)生物理變化時 物質(zhì)狀態(tài)改變或溶解 分子晶體克服分子間作用力 范德華力和氫鍵 部分分子晶體溶于水也會斷 裂共價鍵發(fā)生電離電離 如 HNO3 H2SO4 Al OH 3 AlCl3 BeCl2 等 原子晶體克服原子間的共價鍵 離子晶體克服陰陽離子間的離子鍵 金屬晶體克服金屬陽離子與自由電子間金屬鍵 晶體發(fā)生化學(xué)變化時晶體發(fā)生化學(xué)變化時 分子晶體 原子晶體均斷裂共價鍵 離子晶體斷裂離子鍵 金屬晶體斷裂金屬 鍵 附錄附錄 四種晶體對比 熟記熟記 晶體類型晶體類型分子晶體分子晶體原子晶體原子晶體離子晶體離子晶體金屬晶體金屬晶體 概念概念 分子間通過分子間作用力 結(jié)合而形成的晶體 原子間通過共價鍵結(jié) 合而形成的晶體 陰 陽離子間通過 離子鍵結(jié)合而形成的 晶體 金屬原子通過 金屬鍵結(jié)合而形 成的晶體