高中化学选修三物质结构与性质 易错易混总结Word格式.docx
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分析:
(1)CO2中C原子为sp杂化,两端的O原子可视为不杂化。
(2)C原子sp杂化轨道为两个能量相等的Px轨道,其中各含有1个成单电子;
Py轴上有1个成单电子;
Pz轴上也有1个成单电子。
(3)O原子2s2、2p轨道中其中一个轨道上面均为两个自旋相反的电子。
另两个P轨道上的成单电子分别与C原子的sp杂化轨道形成δ键和π键。
(4)第一套:
y轴从左至右的电子数为:
1、1、2,共4e-;
第二套:
z轴从左至右的电子数为:
2、1、1,共4e-;
均为三个P轨道,故CO2中存在两套
的大π键。
另计算如下:
(中心原子C不存在孤对电子)
(1)CO2中的价电子总数为:
4+6×
2=16。
(2)C与O形成δ键的电子数为:
2×
2=4。
(C和O各拿出1个电子,共2组)
(3)成对电子O原子中:
2s、2p中各有一个轨道中存在一对孤对电子(共4个),2个O原子共有:
4×
2=8。
(4)形成大π键的电子,即为剩余电子,共有:
16-4-8=4。
(5)O、C、O原子的每个原子的某一p轨道中共有4个电子可共享,即大π键为
。
例2:
NO3-中的大π键:
(中心原子N不存在孤对电子)
(1)NO3-中的价电子总数为:
5+6×
3+1=24。
(2)N与O形成δ键的电子数为:
3×
2=6。
(N和O各拿出1个电子,共3组)
2s、2p中各有一个轨道中存在一对孤对电子(共4个),3个O原子共有:
3=12。
24-6-12=6。
(5)O、O、N、O原子的每个原子的某一p轨道中共有4个电子可共享,即大π键为
。
例3:
O3中的大π键:
(中心原子O存在一对孤对电子)O3可以看成O·
O2。
(1)O3中的价电子总数为:
6×
3=18。
(2)中心O与另两个O原子形成δ键的电子数为:
(3)中心O存在一对孤对电子。
(4)成对电子O原子中:
2s、2p中有一个轨道中存在一对孤对电子(共4个),2个O原子共有:
(5)形成大π键的电子,即为剩余电子,共有:
18-4-2-8=4。
(6)O、O、O原子的每个原子的某一p轨道中共有4个电子可共享,即大π键为
提醒:
中心原子若有孤对电子,一定要把孤对电子从价电子总数中减去。
说明:
如果能画出草图,则可更好地理解各个原子之间的成键情况。
如果画不出,只能通过公式进行计算,而不必管电子是如何填入轨道中的。
归纳:
可以简单的计算如下:
(1)先计算粒子的总价电子数(m);
(2)计算原子之间的δ键,一对δ键存在2个电子(n);
(3)中心原子的孤对电子数(o);
(4)外围原子的价层电子中的孤对电子数,如O原子为2s、2p中各有1对,共4个电子(p)。
(5)大π键的电子,剩余电子,共有:
b=m-n-o-p。
(6)表示:
共有几个原子参加,则即有几个p轨道平行,数目为a,大π键表示为:
6.
常见物质中的大π键
二、配位键是δ键吗?
1、配位键既可以是σ键,也可以是π键,要根据具体情况来定。
一般情况下,大多数简单的配位键都是σ键,复杂一点的,像是金属离子与碳碳双键所形成的配位键,就是π键结合的,这种结合不是很稳定,只有少量的化合物可以稳定纯在。
2、配位键是极性键,电子总是偏向一方,根据极性的强弱,或接近离子键,或接近极性共价键。
在一些配合物中,除配体向受体提供电子形成普通配位键外,受体的电子也向配体转移形成反馈配。
常见疑问
配位键与共价键的本质是否相同?
原子之间形成共价键时,若共用电子对只是由一方原子提供电子,而非来自双方原子,这样的共价键就称为配位键,故配位键一定是共价键,也就具有共价键的特征:
方向性与饱和性,所以说配位键与共价键没有本质上的差异。
共价键不一定是配位键,关键是看共用电子对的来源是一个成键原子还是两个成键原子提供的,若是由成键的一个原子单方面提供的则为配位键,若是由成键双方原子共同提供的则是普通共价键,所以说配位键与共价键只是在形成过程上有所不同而已。
形成配位键有何条件?
配位键是一种特殊的共价键,并不是任意的两个原子相遇就能形成。
它要求成键的两个原子中一个原子A有孤对电子,另一个原子B有接受孤对电子的“空轨道”,所以配位键的表示方法为A→B,A称为配体,B称为中心原子或离子。
有时为了增强成键能力,中心原子或离子B利用能量相近的空轨道进行杂化后,再来接收以配体原子A的孤电子对。
配位键既可以存在于分子中(如H2SO4等),又可以存在于离子之中(如铵根离子、水合氢离子等)。
三、配位键的数目不一定等于配位数(认真分析)
1.配位数可以等同于中心离子(或原子)与配位原子形成的配位键键数,也可以等同于配位体的数目。
如[Ag(NH3)2]nO3、[Ag(CN)2]-、[Cu(NH3)4]SO4、[Cu(H2O)4]2+、[Zn(NH3)4]2+、[Zn(CN)4]2-、K3[Fe(SCN)6]、[Fe(CN)6]3-、[FeF6]3-等配合物或配离子中的中心离子与配位体的数目以及配位原子形成的配位键键数均相等,其中Ag+离子的配位数为2,Cu2+离子与Zn2+离子的配位数均为4,Fe3+离子的配位数为6。
一般规律:
一般配合物的配位数可以按中心离子电荷数的二倍来计算。
又如Ni(CO)4、Fe(CO)5、Cr(CO)6等羰基化合物中Ni、Fe、Cr原子的配位数分别为4、5、6。
[Co(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2中Co2+离子与Cr3+离子的配位数均为6。
羰基化合物中的中心原子呈电中性,此类配合物的配位数由化学式直接判断。
Co2+离子与Cr3+离子的电荷数分别为2、3,但配位数都是6。
所以,配合物的配位数不一定按中心离子(或原子)的电荷数判断。
2.当中心离子(或原子)与多基配体配合时,配位数可以等同于配位原子的数目,但不是配位体的数目。
如[Cu(EN)2]中的EN是乙二胺(NH2CH2CH2NH2)的简写,属于双基配体,每个乙二胺分子有2个N原子与Cu2+离子配位,故Cu2+离子的配位数是4而不是2。
3.当中心离子(或原子)同时以共价键与配位键结合时,配位数不等于配位键的键数。
如[BF4]-、[B(OH)4]-、[AlCl4]-、[Al(OH)4]-等配离子中,B、Al原子均缺电子,它们形成的化学键,既有共价键,又有配位键,配位数与配位键的键数不相等,配位数均为4。
又如Al2Cl6(如下左图所示)中Al原子的配位数为4。
再如酞菁钴的结构(如下右图所示),钴离子的配位数为4。
4.当中心离子(或原子)与不同量的配位体配合时,其配位数为不确定。
如硫氰合铁络离子随着配离子SCN-浓度的增大,中心离子Fe3+与SCN-可以形成配位数为1~6的配合物:
[Fe(SCN-)n]3-n(n=1~6)。
注意:
中心离子的配位数多少与中心离子和配体的性质(如电荷数、体积大小、电子层结构等)以及它们之间相互影响、配合物的形成条件(如浓度、温度等)有关。
配合物的配位数由1到14,其中最常见的配位数为4和6。
三、熟记各种典型晶体中的配位数
1.最密堆积晶体的配位数均为12。
2.体心立方堆积晶体的配位数为8。
3.面心立方堆积晶体的配位数为6。
4.配位数为4的几种晶体。
如ZnS型离子晶体、金刚石、碳化硅、二氧化硅等原子晶体,CaF2型离子晶体、砷化镓等。
5.配位数为3的层状晶体。
如石墨或六方氮化硼等。
6.链状结构的配位数为2。
如硫酸氧钛晶体中阳离子为链状聚合形式的离子。
由于晶体结构对称性关系,晶体中不可能有11、10、9、7、5的配位数。
晶体中最高配位数为12。
四、熟记常见的原子晶体
金刚石(C)、晶体硅(Si)、晶体硼(B)、晶体锗(Ge)、碳化硅(SiC)晶体、氮化硼(BN)晶体、二氧化硅(SiO2)晶体、Al2O3(天然)、氮化钛(TiN)、氮化镓(GaN)、磷化硼(BP)、氮化铝(AlN)、磷化铝(AlP)、氮化硅(Si3N4)、砷化镓(GaAs)等。
五、比较物质的熔沸点高低的九种方法
总结,同类型晶体熔沸点高低比较的思路如下:
六、如何判断晶体类型的方法
(1)依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断
离子晶体的晶格质点是阴、阳离子。
质点间的作用是离子键;
原子晶体的晶格质点是原子。
质点间的作用是共价键;
分子晶体的晶格质点是分子。
质点间的作用为分子间作用力。
即范德华力;
金属晶体的晶格质点是金属阳离子和自由电子。
质点间的作用是金属键。
(2)依据物质的分类判断
金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。
常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等;
常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等.金属单质(除汞外)与合金是金属晶体。
(3)依据晶体的熔点判断
离子晶体的熔点较高。
常在数百至1000余度。
原子晶体熔点高。
常在1000度至几千度.分子晶体熔点低,常在数XX以下至很低温度。
金属晶体多数熔点高。
但也有相当低的。
(4)依据导电性判断
离子晶体水溶液及熔化时能导电。
原子晶体一般为非导体,但石墨能导电。
分子晶体为非导体,而分子晶体中的电解质(主要是酸和强非金属氢化物)溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。
金属晶体是电的良导体。
(5)依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大或略硬而脆。
原子晶体硬度大,分子晶体硬度小且较脆。
金属晶体多数硬度大,但也有较低的,且具有延展性。
七、物质的稳定性与氢键无关,与自身的结构、键能、非金属强弱有关。
1、键长越短,键能越大,键越不容易被打断,物质越稳定。
2、对于非金属的氢化物来说,非金属的非金属性越强,形成的氢化物越稳定。
八、如何比较不同物质中的键角的大小?
第一:
比较物质的杂化方式。
杂化方式与键角大小的关系:
sp(180o)>
sp2(120o)>
sp3(109o28’)。
如键角:
CO2>BF3>CH4的原因就直接答CO2为sp杂化,BF3为sp2杂化,CH4为sp3杂化。
第二:
当物质的杂化方式相同时,比较孤电子对数。
(1)杂化方式相同,孤电子对数不同时,孤电子对数多的物质键角比较小。
得出该结论的原因:
孤电子对间的排斥力>
孤电子对与σ键电子对间的排斥力>
σ键电子对间的排斥力即孤电子对与孤电子对的排斥力大于孤电子对与成键电子对的排斥力大于成键电子对与成键电子对的排斥力。
如键角CH4>
NH3>
H2O的杂化方式都是sp3,CH4中无孤电子对,H2O中有两对孤电子对,NH3中有一对孤对,所以键角CH4<
NH3<
H2O。
(2)杂化方式相同,孤电子对数相同时,中心原子不同时,看中心原子的电负性,中心原子的电负性越大物质的键角越大。
原因在于物质杂化方式相同,孤电子对数相同时,中心原子电负性越大,成键电子对越靠近中心原子,成键电子对排斥力增大,键角增大。
NH3>PH3>AsH3,原因在于N、P、As电负性逐渐减小。
(3)杂化方式相同,孤电子对数、中心原子相同时,看成键原子的电负性,成键原子的电负性越大物质的键角越小。
原因在于物质杂化方式相同,孤电子对数、中心原子相同时,成键原子电负性越大,成键电子对偏向电负性大的原子,成键电子对排斥力比较小,从而物质的键角小。
如:
NF3<NH3,原因在于F的电负性比H大,NF3成键电子对偏向F,成键电子对排斥力比NH3小,且NF3的孤电子对偏向N,孤电子对对成键电子对的排斥力较大。
九、金刚石的结构
金刚石晶体中每个C原子和4个C原子形成4个共价键,成为正四面体结构,C原子与碳碳键个数比为1:
2,最小环由6个C原子组成,每个C原子被12个最小环所共用;
平均每个最小环含有1/2个C原子.每个C原子被4个碳碳键所共用;
每个碳碳键含有2个C原子,平均每个碳碳键含有1/2个C原子.故平均每个最小环含有1个碳碳键,所以1mol碳原子的金刚石,C-C共价键数有2mol。
十、石墨的结构
在石墨晶体中,一个碳原子连接三个共价键,而每个共价键被两个碳原子共用,所以,每个碳原子对应1.5个共价键,所以,1mol石墨中含有1.5mol共价键。
十一、石墨烯的结构
1mol石墨烯中含0.5NA个六元环,1.5molC-C键。
十二、二氧化硅的结构
1mol二氧化硅中含有4molSi-O键。
硅原子与硅氧键数目之比为1:
4。
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