物质结构与性质优秀课件
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H2O、 H2S
120 ° 105°
极性键
非极性 分子
直线 形
极性键
极性分 子
V形
极性分
极性键 子
V形
BF3
120°
极性键
非极性 分子
平面三 角形
XY3
NH3
107°
极性键
极性分 子
三角锥 形
XY4
CH4、 CCl4
109° 28′
非极性 极性键 分子
正四面 体形
3. （1 ①配体:含有孤对电子的分子或离子，如NH3、H2O、
上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （2 ①确定元素类型（电负性>1.8,非金属元素；电负性 < 1.8, ②确定化学键类型（两元素电负性差值> 1.7,离子键； 两元素电负性差值<1.7, ③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正
④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参
（2）常见杂化轨道类型与分子构型规律
杂化轨 参加杂化的 道类型 原子轨道
分子构型
示例
1个s轨道， sp 1个p轨道
直线形
CO2、BeCl2、 HgCl2
sp2
1个s轨道， 2个p轨道
平面三角形
BF3、BCl3、 HCHO
等性 杂化
正四 CH4、CCl4、 面体 NH4+
sp3
1个s轨道， 3个p轨道
（4）属性：氢键不属于化学键，它属于一种较弱的
（5）对物质性质的影响：①溶质分子和溶剂分子间
三、晶体结构与性质 1.晶体的基本类型与性质
晶体类型 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体
阳离子和
构成晶体 的粒子
阴离子
分子
金属离子、 原子 自由电子
组成晶体
（2
用一个小方框代表一个轨道，每个轨道中最多可容 纳两个电子。如K
↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑
1s 2s
2p
3s
3p
4s
3. 元素第一电离能的周期性变化
（1）同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一 电离能呈现增大的趋势，稀有气体的第一电离能最
（2）同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一 电离能逐渐减小。
（1 分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对），
由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥
（2
②由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云 比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子 云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电 子对之间斥力大小顺序如下： 孤对电子-孤对电子>孤对电子—成键电子>成键电子—
6. 氢键及其对物质性质的影响 （1）定义：由已经与电负性很强的原子形成共价 键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之
（2）表示方式：A—H……B—（A、B为N、O、F， “—”表示共价键，“……”表示形成的氢键）
（3 分子内氢键：如邻羟基苯甲醛、邻羟基苯甲酸等 分子间氢键：如对羟基苯甲醛、对羟基苯甲酸等
Cu:1s22s22p63s23p63d94s2(×) Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(√) 2.核外电子排布的表示形式 （1 ①用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的 电子数，即电子排布式，如Mg:1s22s22p63s2; ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子 达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体 的元素符号来表示，如K：［Ar］4s1
CCl4
四面体 四面体 四面体 四面体
V形
三角锥形
正四面 体
正四面体
5.分子间作用力与物质的性质 （1）大小判断：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；分子的极性越强，
（2）对物质的熔、沸点及溶解度影响：①分子间 作用力越大，物质的熔、沸点越高；②溶质分子 与溶剂分子间的分子间作用力越大，则溶质分子
Cl-、Br-、I-、SCN-等。
②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子， 如Cu2+、Fe3+等。 ③配位数：直接同中心原子（或离子）配位的含有孤
（2）常见配合物：如［Cu(NH3)4］(OH) 2、 ［Cu(NH3)4］SO4、［Ag(NH3)2］OH、Fe(SCN)3、 ［Fe(SCN) 6］3-等。 4. 价层电子对互斥模型判断共价分子结构的一般规则
（3）第一电离能的变化与元素原子的核外电子排 布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能 量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满
（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原 子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
4.元素电负性的周期性变化 （1）随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期 性变化：同一周期，主族元素的电负性从左到右 逐渐增大 ，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金 属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族， 元素的电负性从
二、分子结构与性质 1.
（1 （2）分类：①根据形成共价键的原子所带电荷的
②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，
分为σ键和π
③配位键:形成配位键的条件是成键原子一方（A）
能够提供孤对电子，另一方（B）具有能够接受孤
对电子的空轨道，可表示为A
B。
（3
2. （1 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，形成新的能量相同的原子轨道。
物质结构与性质
（2 在每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反
（3 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占 据一个轨道，而且自旋方向相同，这样有利于降低
洪特规则特例：能量相同的轨道全充满，半充满或
如 Cr:1s22s22p63s23p63d44s2(×) Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(√)
不等性 杂化
具体情
NH3（三角锥 形）、H2S、
况不同 H2O（V形）
（3）键的极性和分子极性的关系
类型
实例
两个键之 键的极 间的夹角 性
分子的 极性
空间 构型
X2
H2、 N2
非极性 非极性 直线
-键
分子 形
XY
XCl、 NO
-
极性键
极性分 子
直线 形
XY2 (X2Y)
CO2、 CS2
180°
SO2
③由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其 斥力大小顺序为三键>双键> （3 价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型， 而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型， 不包括孤对电子。
②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
如下表：
物质 价层电子 对互斥构 型
空间构型
Hቤተ መጻሕፍቲ ባይዱO
NH3
CH4
120 ° 105°
极性键
非极性 分子
直线 形
极性键
极性分 子
V形
极性分
极性键 子
V形
BF3
120°
极性键
非极性 分子
平面三 角形
XY3
NH3
107°
极性键
极性分 子
三角锥 形
XY4
CH4、 CCl4
109° 28′
非极性 极性键 分子
正四面 体形
3. （1 ①配体:含有孤对电子的分子或离子，如NH3、H2O、
上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐 减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （2 ①确定元素类型（电负性>1.8,非金属元素；电负性 < 1.8, ②确定化学键类型（两元素电负性差值> 1.7,离子键； 两元素电负性差值<1.7, ③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正
④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参
（2）常见杂化轨道类型与分子构型规律
杂化轨 参加杂化的 道类型 原子轨道
分子构型
示例
1个s轨道， sp 1个p轨道
直线形
CO2、BeCl2、 HgCl2
sp2
1个s轨道， 2个p轨道
平面三角形
BF3、BCl3、 HCHO
等性 杂化
正四 CH4、CCl4、 面体 NH4+
sp3
1个s轨道， 3个p轨道
（4）属性：氢键不属于化学键，它属于一种较弱的
（5）对物质性质的影响：①溶质分子和溶剂分子间
三、晶体结构与性质 1.晶体的基本类型与性质
晶体类型 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体
阳离子和
构成晶体 的粒子
阴离子
分子
金属离子、 原子 自由电子
组成晶体
（2
用一个小方框代表一个轨道，每个轨道中最多可容 纳两个电子。如K
↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑
1s 2s
2p
3s
3p
4s
3. 元素第一电离能的周期性变化
（1）同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一 电离能呈现增大的趋势，稀有气体的第一电离能最
（2）同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一 电离能逐渐减小。
（1 分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对），
由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥
（2
②由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云 比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子 云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电 子对之间斥力大小顺序如下： 孤对电子-孤对电子>孤对电子—成键电子>成键电子—
6. 氢键及其对物质性质的影响 （1）定义：由已经与电负性很强的原子形成共价 键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之
（2）表示方式：A—H……B—（A、B为N、O、F， “—”表示共价键，“……”表示形成的氢键）
（3 分子内氢键：如邻羟基苯甲醛、邻羟基苯甲酸等 分子间氢键：如对羟基苯甲醛、对羟基苯甲酸等
Cu:1s22s22p63s23p63d94s2(×) Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(√) 2.核外电子排布的表示形式 （1 ①用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的 电子数，即电子排布式，如Mg:1s22s22p63s2; ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子 达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体 的元素符号来表示，如K：［Ar］4s1
CCl4
四面体 四面体 四面体 四面体
V形
三角锥形
正四面 体
正四面体
5.分子间作用力与物质的性质 （1）大小判断：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；分子的极性越强，
（2）对物质的熔、沸点及溶解度影响：①分子间 作用力越大，物质的熔、沸点越高；②溶质分子 与溶剂分子间的分子间作用力越大，则溶质分子
Cl-、Br-、I-、SCN-等。
②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子， 如Cu2+、Fe3+等。 ③配位数：直接同中心原子（或离子）配位的含有孤
（2）常见配合物：如［Cu(NH3)4］(OH) 2、 ［Cu(NH3)4］SO4、［Ag(NH3)2］OH、Fe(SCN)3、 ［Fe(SCN) 6］3-等。 4. 价层电子对互斥模型判断共价分子结构的一般规则
（3）第一电离能的变化与元素原子的核外电子排 布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能 量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满
（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原 子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
4.元素电负性的周期性变化 （1）随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期 性变化：同一周期，主族元素的电负性从左到右 逐渐增大 ，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金 属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族， 元素的电负性从
二、分子结构与性质 1.
（1 （2）分类：①根据形成共价键的原子所带电荷的
②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，
分为σ键和π
③配位键:形成配位键的条件是成键原子一方（A）
能够提供孤对电子，另一方（B）具有能够接受孤
对电子的空轨道，可表示为A
B。
（3
2. （1 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，形成新的能量相同的原子轨道。
物质结构与性质
（2 在每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反
（3 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占 据一个轨道，而且自旋方向相同，这样有利于降低
洪特规则特例：能量相同的轨道全充满，半充满或
如 Cr:1s22s22p63s23p63d44s2(×) Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(√)
不等性 杂化
具体情
NH3（三角锥 形）、H2S、
况不同 H2O（V形）
（3）键的极性和分子极性的关系
类型
实例
两个键之 键的极 间的夹角 性
分子的 极性
空间 构型
X2
H2、 N2
非极性 非极性 直线
-键
分子 形
XY
XCl、 NO
-
极性键
极性分 子
直线 形
XY2 (X2Y)
CO2、 CS2
180°
SO2
③由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其 斥力大小顺序为三键>双键> （3 价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型， 而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型， 不包括孤对电子。
②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
如下表：
物质 价层电子 对互斥构 型
空间构型
Hቤተ መጻሕፍቲ ባይዱO
NH3
CH4