高中化学人教版（2019）选择性必修2 结构知识点

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第一章知识点能层：一、二、三、四…分别用符号K、L、M、N…表示能级：用符号s、p、d、f…表示【注意】能层序数=能级数目 每个能级最多容纳的电子数依次为1、3、5、7…的二倍（1、3、5、7…为每个能级的原子轨道数目）能量大小关系：（1）同一能层的不同能级：nsⅢA>ⅠA 例：第二周期元素I1：Ne>F>N>O>C>Be>B>Li；所以介于B和N之间的元素有3种。I1应用：（1）同一原子：I1丙酸的原因：烷基是推电子基团，烷基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱。二、范德华力1.特征：范德华力很弱，约比化学键的键能小1～2数量级。2.对物质性质的影响：主要影响物质的熔沸点，不影响物质的稳定性（稳定性与化学键有关）。3.大小比较：①对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点越高。如熔沸点HClH2Te>H2Se>H2S②接近沸点的水蒸气的相对分子质量测定值大于18，原因是接近沸点的水蒸气中因为分子间氢键而存在大量的缔合分子（H2O)n导致相对分子质量增大。③冰的密度小于水：水结冰后，所有的H2O按一定方向全部形成了氢键，成为晶体，因此在冰的结构中形成许多空隙，体积膨胀，密度减小。④影响分子的溶解性，能够与水形成分子间氢键的物质，溶解性增大。 = 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤C、N、O、F简单氢化物的沸点顺序为H2O >HF > NH3 > CH4。原因：1molH20分子间有2mol氢键，1molHF及1molNH3分子之间都是有1mol氢键。且HF分子间的氢键比NH3分子间的氢键要强。CH4分子间只有范德华力，作用力弱些。⑥水的密度在4℃时最大：冰刚熔化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度反而增大；超过4℃时，热运动加剧，分子距离加大，密度减小。⑦甲醛、甲醚等物质自身分子之间没有氢键，但溶于水后与水分子之间可以形成氢键，进而增大其溶解度。四、溶解性1.相似相溶规律：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。如：蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳。碘易溶于四氯化碳，难溶于水。2.影响物质溶解性的因素①外界因素：主要有温度、压强等。②氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好③分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大。如：低碳醇与水互溶，而高碳醇在水中的溶解度却很小的原因：高碳醇的烃基较大，使其中的-OH与水中-OH相似因素减少了。④溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大。如:SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大。如：碘单质在水中和在KI溶液中溶解性更大的是KI溶液，理由 I2+I-I3- ,使碘单质溶解。 = 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤NH3极易溶于水原因：氨气与水都是极性分子，相似相溶；NH3与H2O可形成分子间氢键；氨气与水反应。1.手性碳原子：连接四个不同的原子或原子团的碳原子。判断方法：碳原子上要连接四个不同的原子或基团。如： 无手性碳原子； 有3个手性碳原子（分析为什么，并标出。）注意：双键碳原子（sp2杂化）、三键碳原子（sp杂化）、多个H的碳原子一定不是手性碳原子。五、共价键1.共价键按照共用电子对数目分为：单键\双键和三键;按照成键元素是否相同分为：极性键和非极性键;按照电子云重叠方式分为：σ键和π键。2.σ键的特征是轴对称，如：H2 形成的s-sσ键，HCl是s-pσ键；O2 形成的是P-P σ键（头碰头重叠），电子云重叠程度较大，相对比较稳定。注意：杂化轨道形成的σ键表示方法：NH3是s-sp3σ键；CO2 中是p-spσ键；COCl2 sp2-pσ键。π键特征是镜像对称，是两个原子的p电子肩并肩重叠形成的，电子云重叠程度小，不如σ键稳定，π键强度比σ键弱，容易断裂。由于σ键比π键稳定，原子在形成共价键时优先形成σ键，所以共价单键都是σ键，共价双键中含有一个σ键、一个π键，共价三键中含有一个σ键、两个π键。共价键具有饱和性、方向性。注意：s-s σ键没有方向性。稀有气体和汞蒸气无共价键。 共价键饱和性决定分子式，方向性决定分子的立体构型。6.键参数指：键能、键长与键角。键能、键长决定分子稳定性，键长、键角决定分子的立体结构。（1）键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。键能越大，即形成化学键时放出的能量越多。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定。（2）键长：形成共价键的两个原子之间的核间距(小于成键两原子半径之和)。键长越短，往往键能越大，共价键越 稳定。一般半径越小，键长越短，形成的物质越稳定。（3）键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。例如：CO2：键角为 180°直线形 H2O：键角 105°Ｖ形 CH4：键角 109°28′正四面体六、大π键1.什么是大π键？在多原子分子中，如有相互平行的p轨道， 它们连贯重叠在一起构成一个整体，p电子在多个原子间运动形成π型化学键，这种不局限在两个原子之间的π键称为离域π键或共轭大π键。对比：简单π键：在两个原子之间形成。如：O2中有1个π键、N2中有2个π键。单键无π键，双键中有一个π键，三键中有两个π键。乙烷无π键，乙烯中有1个π键，乙炔中有2个π键。2.大π键形成的条件：（1）这些原子都在同一平面上，也即形成大π键的原子必须是SP2杂化或SP杂化（原子有未参与形成σ键的p轨道，可以肩并肩的重叠，形成大π键）； sp3杂化(没有P轨道)不能形成大π键。（2）SP2杂化只有一套大π键，SP杂化有两套大π键。（3）p轨道上的电子总数小于p轨道数 的2倍。3.大π键的表示方法：如π34指平行于p轨道的数目有3个(一般粒子有几个原子,就是几个p轨道)，平行p轨道里的电子数为4。实例：（1）苯分子中的大π键：π66苯中的碳原子取sp2杂化，每个碳原子还有一个未参与杂化的p轨道，垂直于分子平面而相互平行。所以当碳原子在形成六元环时，每个碳原子的P轨道就肩并肩进行重叠，所有6个平行p轨道总共6个电子在一起形成了弥散在整个苯环的6个碳原子上下形成了一个离域大π键，符号π66。用大π键(有机化学中的共轭体系)的概念苯的结构式写成如下右图更好）。（2）石墨里的大π键：πnn石墨结构是层形结构，每层是由无限个碳六元环所形成的平面，碳原子为sp2杂化，与苯的结构类似，每个碳原子尚余一个未参与杂化的p轨道，垂直于分子平面而相互平行。平行的n个p轨道形成了一个p-p大P键。n个电子弥散在整个层的n个碳原子形成的大π键里，电子在这个大πnn键中可以自由移动，所以石墨能导电。 （3）CO2中的大π键：π34。 理解：C最外层有4个电子，与两边的O原子各形成一根σ键，C上多余的两个电子置于C原子的上、下位置，O原子最外层为6个电子，一个电子与C形成σ键后，还存在两对孤对电子，还有一个成单子。从图中方框可以判断出，左边一个氧上的一对孤对电子，中间一个碳原子上的一个单电子，最右边氧上的一个单电子，共4个电子形成一套π34的大π键。同样，右边一个氧上的一个成单电子，中间一个碳原子上的一个单电子，最右边氧上的一对孤对电子，共4个电子形成一套π34的大π键。故CO2中存在两套π34。①先分析出原子与原子之间以σ键相连，并且只存在1对共用电子对； ②除了形成σ键外的多余电子写在该原子的周围； ③若端位原子的最外层其余电子为奇数，则该电子参加形成大π键；基端位原子的最外层其余电子为偶数，则其最多有一对孤对电子参加形成大π键。④最后阳离子减去所带电荷数（电负性小的失电子），阴离子加上所带电荷数（电负性大的得电子）。（4）O3中的大π键：π34分子的中心O原子采取sp2杂化，和两个端位O原子形成两个s键，另外中心O原子和配位O原子都有p轨道，共有4个电子,小于轨道数的两倍6，满足上述条件即可形成离域Π34键。从图中判断出，O3存在一套π34的大π键。同类例子：SO2等。 （5）SO3中的大π键:π46红色圈中共有6个电子，从图中判断出，SO3中的大π键为π46。再次理解：有成单电子的，则成单电子参加形成大π键；若没有成单电子的，则用一对孤对电子形成大π键。同类例子：CO32-，NO3-等。（6）判断：环状有机物中的大π键的πab。 价层电子对互斥理论1.价层电子对互斥理论(VSEPR)：分子的立体构形是“价层电子对”相互排斥的结果。（1）价层电子对：中心原子上的电子对 =σ键电子对数 ＋ 孤电子对数①中心原子的σ键电子对数： ABx型化合物：σ键电子对数= x（原子之间形成共价键时，优先形成σ键；所以无论单键、双键、三键有且只有一个σ键）②中心原子的孤电子对数：i.写电子式，即可判断孤电子对数：ii.对于陌生的分子或离子ABx，不会写电子式时，可用公式进行计算： 孤电子对数= （a:中心原子A的价电子数；x:外围原子个数；b:外围原子B形成稳定结构所需要的电子数）③价层电子对互斥模型：价层电子对：2对 3对： 4对：④分子或离子空间构型的判断方法:略去价层电子对互斥（VSEPR）模型中的孤电子对，就可得到立体构型.2.杂化轨道理论：鲍林Pauling 为了解释多原子分子立体结构提出的价键理论。内容：原子在形成多原子分子时，中心原子价电子层上某些能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组能量相同的新轨道的过程叫杂化。所形成的新轨道就称为杂化轨道。实例：CH4杂化方式:sp3杂化，sp3杂化是碳原子的一个2s轨道和3个2p轨道发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，得到4个能量相同的sp3轨道，夹角109o28‘，sp3表示这4个轨道是1个S轨道和3个P轨道杂化形成的。 注意：多原子分子中的端点原子是不存在杂化的, 所以双原子分子也不存在杂化。杂化轨道只能用于形成σ键或者容纳孤电子对；未参与杂化的p 轨道，用于形成π键。杂化轨道数目=σ键数＋孤电子对数=价层电子对数价层电子对数为4：sp3 杂化 ； 价层电子对数为3：sp2 杂化 价层电子对数为2：sp 杂化（4）杂化方式：H2O2为 ； N2H4为 ； N2H2为 ；（5）C原子的杂化方式： 饱和碳原子：sp3 ；双键碳原子：sp2 ；三键碳原子：sp。3. 键角大小的比较方法：（1）首先分析杂化方式：sp (键角1800) > sp2 (键角1200) > sp3 (键角109028/)；如：比较：甲醛、甲醇中O-C-H；（2）杂化方式相同时，比较孤电子对数，孤电子对越多，键角越小。如CH4(键角109028/) > NH3(键角1070) > H2O(键角1050); H3O+(键角1070) > H2O(键角1050)；（3）杂化方式和孤电子对数都相同时，中心原子的电负性越大，共用电子对越偏向中心原子，斥力越大， 键角越大。如：H3O+ > NH3；H2O>H2S；（4）杂化方式和孤电子对数都相同时，配原子的电负性越大，共用电子对越偏离中心原子，斥力越小， 键角越小。如：NCl3> NF3（5）同一分子中，斥力：三键-单键>双键-单键>单键-单键；如：甲醛中H-C-O>H-C-H;乙酸键角1大于键角2（原因：C=O对C-C的斥力大于 C-O对C-C的斥力）4.补充内容，帮助理解：①CH4中C：sp3杂化：②C2H4中C：sp2杂化： ③C2H2中C：sp杂化（自己分析）八、等电子原理1.等电子体：原子总数相同，价电子总数也相同的分子或离子。如：CO 和 N2，CO2 和 N2O . 2.等电子体原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们结构相似，物理性质相近，但化学性质不相同。如：（苯）C6H6与 B3N3H6 互为等电子体，都是平面六边形结构。等电子体的判断方法：同族上下直接替换，左右加减电荷替换。如：ClO4-的等电子体：上下替换成BrO4-、IO4-，左右替换成SO42-、PO43- 还可以是CCl4、SiF4等。再如：氢化物的等电子体还是氢化物，如CH4的等电子体有：SiH4、NH4+。4.常见等电子体：（关键会方法）与N2互为等电子体有：CO、CN-、NO+、C22- 与SO2互为等电子体有：O3 、NO2与CO2互为等电子体有：N2O、CNO-、SCN-、NO2+、N3-、BeCl2-与SO3互为等电子体有：NO3-、CO32-、SiO32-、BF3 与CCl4互为等电子体有：CF4、SiCl4、ClO4-、SO42-、PO43-、SiO44- SO32-与ClO3-互为等电子体★判断两个物质是否为等电子体：首先判断原子个数相等，再判断价电子数相等。九、分子的手性1．手性异构体具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体。2．手性分子有手性异构体的分子叫做手性分子。如：乳酸()分子。3．手性分子的确定(1)两个分子具有完全相同的组成和原子排列；(2)两个分子互为镜像；(3)两个分子在三维空间里不能重合。(4)有机物分子中如果有一个手性碳原子，则该有机物分子就是手性分子，具有手性异构体。4．手性碳原子的确定(1)碳原子连接了四个不同的原子或基团，形成的化合物存在手性异构，则该碳原子称为手性原子。如，其中*C即为手性碳原子。(2)不饱和碳原子(如碳碳双键、—C≡C—等中的碳原子)一定不是手性碳原子第三章 知识点一、晶体1. 晶体与非晶体的本质差异：内部微粒在三维空间是否呈周期性有序排列2. 特点自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。②形成条件：晶体生长的速率适当。如玛瑙是熔融态SiO2快速冷却形成的，而水晶是SiO2热液缓慢冷却形成的。③本质原因：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性有序排列。【注意】有多面体外形的固体不一定是晶体（2）各向异性：指晶体在不同的方向有不同的物理性质（3）有固定的熔沸点【注意】非晶体没有固定的熔沸点3. 鉴别晶体和非晶体最科学的方法—X射线衍射 在X射线通过晶体时，X射线和晶体中的电子相互作用，会在记录仪上产生分立的斑点或明锐的衍射峰。4. 得到晶体一般有三条途径：⑴熔融态物质凝固；例硫晶体，水晶⑵气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）；例I2的升华⑶溶质从溶液中析出。例CuSO4溶液中析出胆矾计算化学式均摊法：若某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子1/n属于该晶胞。（1）长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算（2）正六棱柱晶胞中不同位置的粒子数的计算位于顶角：同为6个晶胞共有，eq \f(1,6)粒子属于该晶胞；位于水平棱上：同为4个晶胞共有，eq \f(1,4)粒子属于该晶胞；位于垂直棱上：同为3个晶胞共有，eq \f(1,3)粒子属于该晶胞；位于面上：同为2个晶胞共有，eq \f(1,2)粒子属于该晶胞；位于内部：整个粒子属于该晶胞。（3）正三棱柱晶胞中不同位置的粒子数的计算位于顶角：同为12个晶胞共有，eq \f(1,12)粒子属于该晶胞；位于水平棱上：同为4个晶胞共有，eq \f(1,4)粒子属于该晶胞；位于垂直棱上：同为6个晶胞共有，eq \f(1,6)粒子属于该晶胞；位于面上：同为2个晶胞共有，eq \f(1,2)粒子属于该晶胞；位于内部：整个粒子属于该晶胞。方法二：比值法。例每个X周围有a个Y 每个Y周围有b个X 可求出X:Y=b:a，化学式为XbYa6．不含分子的物质(1)常见晶体：例如氯化钠、石墨、二氧化硅、金刚石以及各种金属等不含分子。(2)等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子组成的整体上呈电中性的气态物质。(3)离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。7．物质的聚集状态物质的聚集状态除了固态、液态、气态，还有晶态、非晶态以及介于晶态和非晶态的塑晶态、液晶态等。分子晶体概念：分子间通过分子间作用力相结合形成的晶体叫分子晶体。 构成微粒：分子【注意】只有分子晶体中才有分子，才叫分子式。其余晶体叫化学式结构特征：存在分子，分子内原子之间存在共价键【注意】稀有气体中无共价键，只有范德华力常见的典型的分子晶体有①所有非金属氢化物，如H2O、NH3、CH4等； ②部分非金属单质，如卤素、O2、S8、P4、C60等；③部分非金属氧化物，如CO2、SO3、P4O10等； ④几乎所有的酸； ⑤绝大多数有机物的晶体。5. 典型结构（1）干冰（如右图）①微粒间相互作用：范德华力 ②一个晶胞中含有4个CO2分子（8个定点，6个面心）③设晶胞边长为a，一个CO2分子周围距离 eq \f(\r(2),2)a的有12个CO2分子【说明】若分子间只有范德华力，以一个分子为中心，其周围通常有12个紧邻分子。例O3、C60等（2）冰①微粒间相互作用：范德华力和氢键 ②一个H2O周围有4个H2O （构成正四面体） ③一个H2O平均占有2个氢键6. 熔沸点比较(1)分子晶体熔化或汽化都是克服分子间作用力。分子间作用力越大，物质熔化或汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越高。(2)比较分子晶体的熔、沸点高低，实际上就是比较分子间作用力(包括范德华力和氢键)的大小。①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如O2>N2，HI>HBr>HCl。②相对分子质量相等或相近时，极性分子的范德华力大，熔、沸点高，如CO>N2。③能形成氢键的物质，熔、沸点较高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。7. 物理性质特点（1）分子晶体的熔、沸点较低，（2）密度较小，硬度较小，较易熔化和挥发。（3）熔融态不导电8．堆积方式三、共价晶体1. 共价晶体的结构特点(1)共价晶体的构成微粒是原子，微粒间作用力是共价键。(2)空间结构：整块晶体是一个三维的共价键网状结构，不存在单个的小分子，是一个“巨分子”。2．共价晶体与物质的类别3．共价晶体的熔、沸点(1)共价晶体由于原子间以较强的共价键相结合，熔化时必须破坏共价键，而破坏它们需要很高的温度，所以共价晶体具有很高的熔点。(2)结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。4. 典型物质（1）金刚石①每个C周围有4个C，构成正四面体 ②碳原子采取了sp3杂化，键角109。28′金刚石晶胞③最小环上有6个碳原子。 ④每个C被12个环共用 ⑤每个C平均占有2个C—C键⑥每个晶胞中含有8个C（8个顶点，6个面心，内部4个）SiO2 （把金刚石结构模型中C看做Si，在2个Si原子中插入1个O原子）①每个Si周围有4个O，构成正四面体，每个O连2个Si ②Si原子采取了sp3杂化，键角109。28′③最小环上有12个原子（6个O，6个Si） ④每个Si占有4个Si—O键SiC（把金刚石结构模型中一半C看做Si，C原子和Si原子交替连接）①每个Si周围有4个C，每个C连4个Si，均构成正四面体②Si、C原子均采取了sp3杂化，键角109。28′③最小环上有6个原子（3个C，3个Si） ④每个Si占有4个Si—C键SiC晶胞6. 共价晶体的性质晶体中原子间以较强的共价键相结合，故共价晶体：（1）熔、沸点高，硬度大 （2）熔化时破坏共价键（3）原子半径越小，熔沸点越高 （4）一般不导电，难溶于溶剂7．分子晶体与共价晶体的判断(1)依据构成晶体的微粒种类和微粒间的作用力判断。构成共价晶体的微粒是原子，微粒间的作用力是共价键；构成分子晶体的微粒是分子，微粒间的作用力是分子间作用力。(2)依据晶体的熔点判断。共价晶体的熔点高，常在1 000 ℃以上；而分子晶体熔点低，常在数百度以下甚至更低温度。(3)依据晶体的导电性判断。分子晶体为非导体，但部分分子晶体溶于水后能导电，如HCl。共价晶体多数为非导体，但晶体Si、晶体Ge为半导体。(4)依据晶体的硬度和机械性能判断。共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆。(5)依据物质的分类判断。①大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。②常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的化合物类共价晶体有碳化硅、二氧化硅等。四、金属晶体1. 金属键（1）概念：金属阳离子和自由电子之间强烈的相互作用(静电引力和斥力)（2）特征：无方向性和饱和性2. 金属晶体（1）组成微粒：金属阳离子和自由电子 （2）作用力：金属键（3）存在：金属单质或合金 （4）本质：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。这一理论称为“电子气理论”。（5）熔化克服：金属键（6）金属键的强弱及其对金属性质的影响①金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越小，价电子数越多，金属键越强；反之，金属键越弱。②金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。③合金的熔、沸点一般比其各成分金属的熔、沸点低。④金属晶体熔点差别很大，如汞常温下为液体，熔点很低；而铁常温下为固体，熔点很高。 = 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。 = 6 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑥同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低。（7）物理性质：①良好的延展性金属键没有方向性，当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层发生相对滑动而不会破坏金属键，金属发生形变但不会断裂，故金属晶体具有良好的延展性。②金属材料有良好的导电性是由于金属晶体中的自由电子可以在外加电场作用下发生定向移动。③金属的导热性是自由电子在运动时与金属离子碰撞而引起能量的交换，从而使能量从温度高的部分传到温度低的部分，使整块金属达到相同的温度。金属晶体的计算4.空间利用率的计算五、过渡晶体与混合型晶体1．过渡晶体(1)四种典型的晶体是指分子晶体、共价晶体、金属晶体和离子晶体。(2)过渡晶体：介于典型晶体之间的晶体。偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，因而通常当作离子晶体来处理，如Na2O等。同样，偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体来处理，如Al2O3、SiO2等。2．混合型晶体(石墨晶体)(1)晶体模型(2)结构特点①同层内，碳原子采用sp2杂化，键角120o，每个C原子有一个未参与杂化的2p轨道垂直于碳原子平面，p电子可在整个平面中运动，层内部可以导电，层间不能导电。以共价键相结合形成正六边形平面网状结构。②层内部：共价键（正六边形）和金属键；层间：范德华力 = 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③每个C原子：周围有3个C，完全占有3/2个C—C键 = 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④. 每个六边形中：平均占有2个C，平均占有3条C—C键 = 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤ 层内部：碳原子数目与碳碳化学键数目之比为2:3 = 6 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑥其C—C键键长短于金刚石，故熔沸点>金刚石；硬度 离子晶体 > 金属晶体 > 分子晶体（有例外） （2）同种晶体类型物质的熔沸点比较①共价晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高②离子晶体：阴、阳离子电荷数越大，半径越小，熔沸点越高③金属晶体：金属原子价电子数越多，半径越小，熔沸点越高④分子晶体：先看状态，再看氢键，最后比较M。组成和结构相似的分子晶体， 相对分子质量越大，分子的极性越大，熔沸点越高【小结3】判断晶体类型的方法（1）依据组成晶体的微粒和微粒间的作用力判断：构成离子晶体的微粒是离子，作用力是离子键； 构成共价晶体的微粒是原子，作用力是共价键； 构成分子晶体的微粒是分子，作用力是分子间作用力。（2）依据物质的分类判断：离子晶体：所有离子化合物 金属晶体：金属单质（液态Hg除外）共价晶体：金刚石(C)、硼(B)、晶体Si等；碳化硅SiC、氮化硼(BN)、二氧化硅(SiO2)等。分子晶体：其他（3）依据晶体的熔点判断：原子晶体的熔点高，一般在1000℃以上；离子晶体的熔点较高；分子晶体的熔点低，常在几百度以下甚至更低。依据导电性判断：七、配位键和配位化合物1．配位键(1)配位键的概念：配位键是由一个原子单方面提供孤电子对，而另一个原子提供空轨道而形成的共价键，即“电子对给予——接受”键，是一类特殊的共价键。(2)配位键的形成条件①成键原子一方能提供孤电子对。②成键原子另一方能提供空轨道。(3)配位键具有饱和性和方向性。一般来说，多数过渡金属的原子或离子形成配位键的数目是基本不变的，如Ag＋形成2个配位键；Cu2＋形成4个配位键等。2．配位化合物(1)定义：金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物，简称配合物。(2)配合物的形成举例上述实验现象产生的原因主要是配离子的形成。以配离子[Cu(NH3)4]2＋为例，NH3分子中氮原子的孤电子对进入Cu2＋的空轨道，Cu2＋与NH3分子中的氮原子通过共用氮原子提供的孤电子对形成配位键。配离子[Cu(NH3)4]2＋可表示为。(3)配合物的组成配合物[Cu(NH3)4]SO4其组成如下图所示：①中心原子是提供空轨道接受孤电子对的原子。中心原子一般都是带正电荷的阳离子(此时又叫中心离子)，过渡金属离子最常见的有Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。②配体是提供孤电子对的阴离子或分子，如Cl－、NH3、H2O等。配体中直接同中心原子配位的原子叫做配位原子。配位原子必须是含有孤电子对的原子，如NH3中的N原子，H2O中的O原子等。③配位数是直接与中心原子形成的配位键的数目。如[Fe(CN)6]4－中配位数为6。八 超分子1．超分子超分子是由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。2．超分子的应用(1)分离C60和C70将C60和C70的混合物加入一种空腔大小适配C60的“杯酚”中，得到超分子“杯酚”C60和C70；加入甲苯溶剂，甲苯将C70溶解，经过滤后分离出C70；再向不溶物中加入氯仿，氯仿溶解“杯酚”而将不溶解的C60释放出来并沉淀。从而将C60和C70分离开来。(2)冠醚识别碱金属离子冠醚分子中有大小不同的空穴适配不同大小的碱金属离子，而形成冠醚—碱金属离子超分子。3．超分子的重要特征：分子识别和自组装。区域最后填入的能级包含的族s区ns1—2ⅠA、ⅡAp区np1—6ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族d区(n-1)d1—9ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷf区(n-2)f1—14ⅢB中的镧系、锕系元素BCNOSiPSCl最高价含氧酸H3BO3H2CO3HNO3———H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4简单氢化物BH3CH4NH3H2OSiH4PH3H2SHCl价层电子对数目VSEPR 模型孤电子对数分子的立体结构常见实例2直线形0直线形 CO2 BeCl23平面三角形0平面三角形BF3 SO3 NO3-1V 形SO24正四面体0正四面体CH4 NH4+ SO42-1三角锥NH3 PCl3 H3O+ SO32-2V 形H2O5三角双锥0三角双锥PCl56正八面体0正八面体SF6聚集状态组成与结构特征主要性能非晶体内部微粒的排列呈现杂乱无章(长程无序，短程有序)的分布状态的固体。某些非晶体合金强度和硬度高、耐腐蚀性强，非晶态硅对光的吸收系数大。等离子体由电子、阳离子和电中性粒子组成，整体上呈电中性，带电离子能自由移动。具有良好的导电性和流动性。液晶内部分子的排列沿分子长轴方向呈现出有序的状态。既具有液体的流动性、黏度、形变性，又具有晶体的导热性、光学性质等。分子密堆积分子非密堆积作用力只有分子间作用力，无氢键有分子间氢键，它具有方向性空间特点每个分子周围一般有12个紧邻的分子空间利用率不高，留有相当大的空隙举例C60、干冰、I2、O2HF、NH3、冰物质种类实例某些非金属单质晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等某些非金属化合物碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等某些氧化物二氧化硅(SiO2)等离子晶体共价晶体分子晶体金属晶体晶体粒子阴阳离子原子分子阳离子和自由电子粒子间作用力离子键共价键分子间作用力金属键熔沸点 硬度较高较硬很高很硬较低，一般较软一般较高，少部分低 ,一般较硬，少部分软溶解性溶于水，难溶于非极性溶剂难溶解相似相溶难溶导电情况固体不导电，熔化或溶于水导电不导电（除硅）一般不导电 ，部分溶于水导电良导体离子晶体共价晶体金属晶体分子晶体固态不导电导电不导电不导电熔融态导电不导电导电不导电溶于水大部分导电不导电——————部分导电实验操作实验现象有关离子方程式滴加氨水后，试管中首先出现蓝色沉淀，氨水过量后沉淀逐渐溶解，滴加乙醇后析出深蓝色晶体Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NHeq \o\al(＋,4)Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－溶液变血红色Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3白色的AgCl沉淀消失，得到澄清的无色溶液AgCl＋2NH3＝[Ag(NH3)2]Cl