化学物质结构.docx

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化学物质结构

物质结构、元素周期律

（一）原子结构

1．原子（AZX）中有质子（带正电）：

Z个，中子（不显电性）：

（A—Z）个，电子（带负电）：

Z个。

2．原子中各微粒间的关系：

①A=N+Z（A：

质量数，N：

中子数，Z：

质量数）

②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数

③MZ≈MN≈1836Meˉ（质量关系）

3．原子中各微粒的作用

（1）原子核

几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。

其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。

另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。

（2）质子

带一个单位正电荷。

质量为1.6726×10-27kg，相对质量1.007。

质子数决定元素的种类。

（3）中子

不带电荷。

质量为1.6748×10-27kg，相对质量1.008。

中子数决定同位素的种类。

（4）电子

带1个单位负电荷。

质量很小，约为11836×1.6726×10-27kg。

与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。

4．原子核外电子排布规律

（1）能量最低原理：

核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：

K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。

（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。

（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个

【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。

如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。

（二）元素周期律、元素周期表

1．原子序数：

人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。

（原子序数=质子数=核电荷数）

2．元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。

具体内容如下：

随着原子序数的递增，

①原子核外电子层排布的周期性变化：

最外层电子数从1→8个的周期性变化。

②原子半径的周期性变化：

同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。

③元素主要化合价的周期性变化：

正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。

④元素的金属性、非金属性的周期性变化：

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。

【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

3．元素周期表

（1）元素周期表的结构：

横七竖十八

第一周期2种元素

短周期第二周期8种元素

第三周期8种元素

周期第四周期18种元素

（横向）长周期第五周期18种元素

第六周期32种元素

不完全周期：

第七周期26种元素

主族（A）：

ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

族副族（B）：

ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

（纵向）第VIII族：

三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间

零族：

稀有气体元素

【注意】表中各族的顺序：

ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0

（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：

①原子序数=核内质子数

②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）

③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数

④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）

⑤同一周期，从左到右：

原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。

⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。

（3）元素周期表中“位、构、性”的三角关系

（4）判断微粒大小的方法

①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体元素除外），如：

Na＞Mg＞Al；Na+＞Mg2+＞Al3+。

②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下逐渐增大，如：

O＜S＜Se，F－＜Cl－＜Br-。

③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如：

K+＞Ca2+。

④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如：

Fe2+＞Fe3+。

⑤电子数和核电荷数都不同的，一般通过一种参照物进行比较，如：

比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2－同一主族元素的O2-比较，Al3+＜O2－、O2－＜S2－、故Al3+＜S2－。

⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小，如：

rS2－＞rCl－＞rK+＞rCa2+

（5）电子数相同的微粒组

①核外有10个电子的微粒组：

原子：

Ne；

分子：

CH4、NH3、H2O、HF；

阳离子：

Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；

阴离子：

N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。

②核外有18个电子的微粒：

原子：

Ar；

分子：

SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2；

阳离子：

K+、Ca2+；

阴离子：

P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－。

（三）化学键和晶体结构

1．化学键：

相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。

包括离子键和共价键（金属键）。

2．离子建

（1）定义：

使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。

（2）成键元素：

活泼金属（或NH4+）与活泼的非金属（或酸根，OH－）

（3）静电作用：

指静电吸引和静电排斥的平衡。

3．共价键

（1）定义：

原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。

（2）成键元素：

一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。

（3）共价键分类：

①非极性键：

由同种元素的原子间的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）。

如在某些非金属单质（H2、Cl2、O2、P4…）共价化合物（H2O2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。

②极性键：

由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）。

如在共价化合物（HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些离子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）中存在。

4．非极性分子和极性分子

（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。

极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。

（2）判断依据：

键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。

双原子分子极性键→极性分子，如：

HCl、NO、CO。

非极性键→非极性分子，如：

H2、Cl2、N2、O2。

多原子分子，都是非极性键→非极性分子，如P4、S8。

有极性键几何结构对称→非极性分子，如：

CO2、CS2、CH4、Cl4。

几何结构不对称→极性分子，如H2O2、NH3、H2O。

5．分之间作用力和氢键

（1）分子间作用力

把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。

又称范德华力。

①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。

②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。

（2）氢键

某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。

氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。

氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。

如HF分子间氢键如下：

故HF、H2O、NH3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。

6．晶体

①分子晶体

分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。

②原子晶体

相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。

③离子晶体

离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。

④金属晶体

通过金属离子与自由电子间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。

7．四种晶体类型与性质比较

晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体

组成晶体的粒子阳离子和阴离子原子分子金属阳离子和自由电子

组成晶体粒子间的相互作用离子键共价键范德华力（有的还有氢键）金属键

典型实例NaCl金刚石、

晶体硅、SiO2、SiC冰、干冰金属单质

晶体的物理特性熔点沸点熔点较高、沸点高熔、沸点高熔、沸点低熔沸点高

导热性不良不良不良良

导电性固态不导电，熔化或溶于水能导电差差导电

延展性不良不良不良良

硬度略硬而脆高硬度较小较大

8．物质熔点、沸点高低的比较

（1）不同晶体类型的物质：

原子晶体>离子晶体>分子晶体

（2）同种晶体类型的物质：

晶体内微粒间的作用力越大，溶、沸点越高。

①原子晶体要比较共价键的强弱（比较键能和鍵长），一般地说原子半径越小，键能越大，鍵长越短，共价键越牢固，晶体的溶沸点越高。

如：

熔点：

金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅

②离子晶体要比较离子键的强弱，一般地说阴阳离子电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越大，离子键越强，溶沸点越高。

如：

熔点：

MgO>MgCl2>NaCl>CsCl

③分子晶体：

a．组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。

b．组成和结构不相似的物质，极性大则熔沸点高（如CO>N2）。

c．有些还与分子的形状有关。

如有机同分异构体中，一般线性分子的熔沸点比带支链的高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。

d．有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。

组成结构相似的有机物，一般含碳碳双键多的熔沸点低，如油酸甘油酯（油）的熔点比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。

五．溶液

（一）分散系

1．分散系

化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。

分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。

分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。

2．四种分散系比较

溶液胶体浊液

微粒直径<10-9m10-9~10-7m>10-7m

微粒组成分子或离子分子的集合体或高分子小液滴或固体小颗粒

特点均一、稳定、透明均一、稳定、透明不均一、不稳定、不透明

能否通过滤纸能能不能

能否通过半透膜能不能不能

是否具有丁达尔现象无有无

实例蔗糖水

食盐水蛋白溶液

淀粉溶液石灰乳、油水

（二）溶液

1．溶液：

一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。

特征是均一、稳定、透明。

2．饱和溶液、溶解度

（1）饱和溶液和不饱和溶液：

在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液；还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。

（2）溶解度：

在一定温度下，某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。

常用s表示。

质量分数ω=S（100+s）×100%

（3）温度对溶解度的影响

固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大；Ca（OH）2溶解度随温度升高而减小）。

气体物质溶解度，随温度升高而减小，随压强增大而增大。

（4）溶解度曲线：

用纵坐标表示溶解度。

横坐标表示温度。

根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为溶解度曲线。

3．了解几个概念：

结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解

（1）结晶：

从溶液中析出晶体的过程。

（2）结晶水：

以分子形式结合在晶体中的水，叫结晶水，它较容易分解出来，如：

Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，

CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O

（3）结晶水合物：

含有结晶水的化合物叫结晶水合物。

结晶水合物容易失去结晶水。

常见的结晶水合物有：

Na2CO3·10H2O（纯碱），CuSO4·5H2O（胆矾、蓝矾），FeSO4·7H2O（绿矾），ZnSO4·7H2O（皓矾），MgCl2·KCl·6H2O（光卤石），KAl（SO4）2·12H2O或K2SO4·Al2（SO4）3·24H2O（明矾），CaSO4·2H2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。

（4）风化：

结晶水在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风干。

（5）风化本质：

结晶水合物分解Na2CO3·10H2O（无色晶体）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O

（6）风化现象：

由晶体状逐渐变成粉末。

因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化，如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。

（7）潮解：

某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。

（8）易潮解的物质有：

CaCl2、MgCl2、NaOH等。

（9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。

这是因为粗盐中含有少量MgCl2杂质的缘故。

4．胶体

（1）定义：

分散质的微粒在1nm～100nm之间分散系，叫作胶体。

（2）分类：

按分散剂的状态分为液溶胶：

Fe（OH）3胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气溶胶：

烟、云、雾。

（3）性质：

①丁达尔现象（可用来鉴别胶体和溶液）②布朗运动③电泳现象④胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，均可使胶体聚沉）。

5．胶体的应用（解释问题）

①沙洲的形成

②卤水点豆腐

③明矾（或FeCl3）净水

④工业制皂的盐析

⑤冶金工业电泳除尘