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4．配合物

Na₃AlF₆：存在離子鍵（Na⁺與AlF₆^3?間）、配位鍵（Al³⁺與F^?間）。

Ag(NH₃)₂OH：存在離子鍵（Ag(NH₃)₂⁺與OH^?間）、配位鍵（Ag⁺與NH₃間）。

（2）晶體熔、沸點(diǎn)高低的比較w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。

① 離子晶體：離子晶體的晶格能越大，則離子鍵越強(qiáng)，晶體熔、沸點(diǎn)越高。

晶格能比較：陰、陽離子所帶電荷越多，半徑越小，則晶格能越大。

例如：MgO＞NaCl（Mg²⁺半徑小，所帶電荷多）。

FeO＞NaCl（Fe²⁺與Cl^?電子層數(shù)相同，O^2?與Na⁺電子層數(shù)相同，但FeO中離子所帶電荷數(shù)多）

② 分子晶體：組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越強(qiáng)，晶體的熔、沸點(diǎn)越高。

例如：F₂＜Cl₂＜Br₂＜I₂。

此外，當(dāng)分子形成分子間氫鍵時(shí)，分子晶體的熔、沸點(diǎn)升高。

例如：NH₃、H₂O、HF的熔、沸點(diǎn)均比同主族下一周期的氫化物來的高。

③ 原子晶體：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固，晶體的熔、沸點(diǎn)越高。

例如：金剛石＞二氧化硅＞金剛砂＞晶體硅。

④ 金屬晶體：金屬離子所帶電荷越多，半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，晶體的熔、沸點(diǎn)越高。

例如：Na＜Mg＜Al。

（3）晶體化學(xué)式的確定

① 分子結(jié)構(gòu)：分子結(jié)構(gòu)中每一個(gè)微粒均屬于該分子，按結(jié)構(gòu)中的微粒數(shù)書寫的式子即為其化學(xué)式。

② 晶體結(jié)構(gòu)

分?jǐn)偡ǎ喊淳�體結(jié)構(gòu)中各微粒對結(jié)構(gòu)單元的貢獻(xiàn)計(jì)算出的微粒數(shù)目的最簡整數(shù)比書寫的式子即為其化學(xué)式。

緊鄰法：按晶體結(jié)構(gòu)中各微粒周圍與之距離最近且相等的另一微粒數(shù)目的最簡整數(shù)比書寫的式子即為其化學(xué)式。

（4）金屬晶體

① 金屬的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性均與自由電子有關(guān)。

② 金屬晶體的堆積方式

六方堆積（Mg、Zn等）：配位數(shù)為12；面心立方堆積（Al、Cu等）：配位數(shù)為12；

體心立方堆積（Na、K等）：配位數(shù)為8。

3．晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)――物理性質(zhì)

（1）晶體類型及其性質(zhì)

離子晶體

分子晶體

原子晶體

金屬晶體

組成微粒

陰、陽離子

分子

原子

金屬離子和自由電子

微粒間的相互作用

離子鍵

分子間作用力

共價(jià)鍵

金屬鍵

是否存在單個(gè)分子

不存在

存在

不存在

不存在

熔、沸點(diǎn)

較高

低

很高

高低懸殊

硬度

較大

小

很大

大小懸殊

導(dǎo)電情況

晶體不導(dǎo)電，

溶于水或熔融狀態(tài)下導(dǎo)電

晶體或熔融狀態(tài)下不導(dǎo)電，

溶于水時(shí)部分晶體能導(dǎo)電

晶體為半導(dǎo)體或絕緣體

晶體導(dǎo)電

109.5°

極性鍵

正四面體形

非極性分子

（4）相似相溶原理：極性相似，相互溶解，極性相差越大，則溶解度越小。

如：水為強(qiáng)極性分子，強(qiáng)極性的HX、NH₃等易溶于水；

有機(jī)物均為弱極性或非極性分子，有機(jī)物間可相互溶解。

（5）共價(jià)鍵的類型

① 電子對是否偏移：極性鍵和非極性鍵。

② 成鍵方式：頭碰頭――δ鍵；肩并肩――π鍵。頭碰頭時(shí)電子云重疊最大，故δ鍵較π鍵穩(wěn)定。當(dāng)兩原子間形成多個(gè)共價(jià)鍵時(shí)，首先形成一個(gè)δ鍵，其余則只能形成π鍵。

（6）分子間作用力及氫鍵――物理性質(zhì)

① 分子間作用力――范德華力

對于分子組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，其相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大，熔、沸點(diǎn)越高。

例如：沸點(diǎn) F₂＜Cl₂＜Br₂＜I₂。

② 氫鍵

a．形成氫鍵的因素：含N、O、F，且含有與N、O、F直接相連的H。

b．氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響：分子間氫鍵的形成，使物質(zhì)在熔化或汽化的過程中，還需克服分子間的氫鍵，使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高；分子間氫鍵的形成，可促進(jìn)能形成氫鍵的物質(zhì)之間的相互溶解。

＜109.5°

極性鍵

三角錐形

極性分子

AB₄

CH₄、CCl₄等分子

① 與鍵的極性有關(guān)；② 與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

類型

實(shí)例

鍵角

鍵的極性

空間構(gòu)型

分子的極性

A₂

H₂、N₂、Cl₂等

?

非極性鍵

直線形

非極性分子

AB

HCl、NO、CO等

­?

極性鍵

直線形

極性分子

AB₂

CO₂、CS₂等

180°

極性鍵

直線形

非極性分子

H₂O、H₂S等

＜180°

極性鍵

“V”形

極性分子

SO₂分子

120°

極性鍵

三角形

極性分子

ABC

COS

180°

極性鍵

直線形

極性分子

AB₃

BF₃分子

120°

極性鍵

三角形

非極性分子

NH₃、PCl₃等分子

c．微粒中價(jià)電子對數(shù)為：n＝(中心原子的價(jià)電子數(shù)＋每個(gè)配位原子提供的價(jià)電子數(shù)±微粒所帶的電荷數(shù))／2（微粒帶負(fù)電荷時(shí)取“＋”，帶正電荷時(shí)取“－”）。主族元素的價(jià)電子數(shù)等于最外層電子數(shù)，氫和鹵素作為配位原子時(shí)，提供一個(gè)電子，當(dāng)ⅥA族元素作為配位原子時(shí)，認(rèn)為不提供電子（由價(jià)電子對數(shù)可確定中心原子的雜化形式：電子對數(shù)分別為2、3、4時(shí)，中心原子分別采取sp、sp²、sp³雜化）。

d．當(dāng)配位原子不是氫、ⅥA、ⅦA族元素時(shí)，可運(yùn)用等電子原理，尋找其熟悉的等電子體來判斷其構(gòu)型。

④ 等電子原理

a．具有相同原子數(shù)目和相同電子總數(shù)（或價(jià)電子總數(shù)）的分子或離子具有相同的結(jié)構(gòu)特征。

b．常見等電子體：N₂、CO、CN^?、C₂^2?（電子總數(shù)為14e^?，存在叁鍵）；

CO₂、CS₂、COS、BeCl₂、N₃^?、OCN^?、SCN^?（價(jià)電子數(shù)為16e^?，均為直線型）；

BCl₃、CO₃^2?、SiO₃^2?、NO₃^?（價(jià)電子數(shù)為24e^?，均為平面正三角形）；

NCl₃、PCl₃、NF₃、PF₃、SO₃^2?（價(jià)電子數(shù)為24e^?，均為三角錐形）；

SiCl₄、CCl₄、SiO₄^4?、SO₄^2?、PO₄^3?（價(jià)電子數(shù)為24e^?，均為正四面體形）。

（3）分子極性：分子中正、負(fù)電荷重心是否重合

（2）化學(xué)鍵理論w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

① 共價(jià)鍵理論（VB）：共價(jià)鍵的形成實(shí)則是電子的配對。該理論不能解釋碳形成甲烷分子。

② 雜化軌道理論：能量相近的軌道可以兼并成能量相同的幾個(gè)等價(jià)軌道。用以解釋碳能形成甲烷分子（實(shí)則是碳原子采取sp³雜化，形成四個(gè)兼并軌道，再與氫成鍵）。雜化后，原子的成鍵能力增強(qiáng)。

③ 價(jià)層電子對互斥模型

a．分子中的價(jià)電子對（包括成鍵電子對和孤電子對）由于相互排斥，盡可能遠(yuǎn)離，電子對之間夾角越小，排斥力越大。

b．由于孤電子對只受一個(gè)原子核的吸引，電子云比較“肥大”，故電子對之間排斥力大小順序?yàn)椋汗码娮訉εc孤電子對大于孤電子對與成鍵電子對大于成鍵電子對與成鍵電子對（因此，均采取sp³雜化，電子對構(gòu)型都為正四面體形的CH₄、NH₃、H₂O分子中鍵角依次減�。�。

2．分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

（1）化學(xué)鍵――化學(xué)性質(zhì)（決定分子的穩(wěn)定性）

離子鍵

共價(jià)鍵

金屬鍵

成鍵微粒

陰、陽離子

原子

金屬離子和自由電子

微粒間相互作用

靜電作用

共用電子對

靜電作用

成鍵原因

活潑金屬(如ⅠA、ⅡA)和活潑非金屬(如ⅥA、ⅦA)

成鍵原子具有未成對電子

金屬

原子核：同位素、原子量――物理性質(zhì)

（1）原子（^A_ZX）

核外電子――化學(xué)性質(zhì)

（2）元素的化學(xué)性質(zhì)主要由原子最外層電子數(shù)和原子半徑?jīng)Q定。

例如：最外層電子數(shù)相等，半徑不等（同主族元素），性質(zhì)出現(xiàn)遞變性；

Li和Mg、Be和Al的最外層電子數(shù)不等，半徑相近，性質(zhì)相似。

（3）原子核外電子排布（掌握1～36號元素）

① 能量最低原理：電子先排能量低的能層和能級，然后由里往外排能量高的（能層和能級均影響電子的能量）。

② 泡里不相容原理：每個(gè)原子軌道上最多排2個(gè)自旋相反的電子，即原子核外沒有2個(gè)電子的運(yùn)動狀態(tài)完全相同。

③ 洪特規(guī)則：電子在能量相同的各個(gè)軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的原子軌道；

當(dāng)軌道上電子呈半滿、全滿或全空時(shí)，體系能量最低。

（4）電離能比較：首先應(yīng)寫出微粒的外圍電子排布式，再根據(jù)使體系能量最低去比較；根據(jù)用原子的電離能數(shù)據(jù)也可推測原子的最外層電子數(shù)。

（5）電負(fù)性：元素的原子吸引電子的能力。元素的電負(fù)性越大，則元素的非金屬性越強(qiáng)；元素的電負(fù)性越小，則元素的金屬性越強(qiáng)。電負(fù)性相差越大的元素形成化合物時(shí)，化合物的離子性越強(qiáng)（形成離子鍵）。