物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)-2023年高考化學(xué)必背知識手冊

p

專11物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)必背知識手冊

一思維導(dǎo)圖

中

元

的

素

位

在

置

周I鍵的極性與否I

期

表?|o?犍、F瓦'|

排布原理原子周期主族

序數(shù)序數(shù)序數(shù)］單鍵、雙鍵、弱

基態(tài)原子、離原子核外一|價電子對互電詞

子電子排布式電子排布常見分子、離

原子結(jié)構(gòu)一結(jié)構(gòu)與性質(zhì)分子結(jié)構(gòu)一f|雜化軌道理

子的立體構(gòu)型

電子排布圖-1配合物及空而制

匚|等電子體理出

晶體結(jié)構(gòu)

原子半徑一

T分子的極性病

|電離能|-元素周期律

晶體的類型晶胞中粒子晶體的計算分子的性質(zhì)一I分子間作用力、氫犍|

與性質(zhì)的空間關(guān)系

I電負性I-一|對物理性質(zhì)的影響

|金屬性和非金屬性強弱|一

「、知識梳理

考點1原子結(jié)構(gòu)

一、能層、能級與原子軌道

1.能層(〃)：(又稱：電子層)

(1)分層依據(jù)：按照電子的能量差異

(2)表示符號：K,L、M.N,O,P.Q

2.原子軌道(又稱：能級、電子亞層)

符號SPd

球形紡錘親形或啞鈴形花瓣形

電子云形狀

軌道個數(shù)0|n|n|ti

135

3.1~36號元素的能層和能級

(1)K層：有一個電子亞層

(2)L層：有空、迎兩個電子亞層

(3)M層：有至、我、過三個電子亞層

(4)N層：有絲、維、4d,四個電子亞層

4.原子核外電子排布的原理

(1)能量最低原理：電子盡先排布在能量最低的軌道中。

(2)泡利不相容原理：每個原子軌道上最多只能容納2個自旋方向相反的電子.如：叵］(錯誤)回(正確)

(3)洪特規(guī)則：電子在能量相同原子軌道上排布時，應(yīng)盡可能分占丕回的軌道而且自旋方向相同。

錯誤正確

油藥物縱2Pl奶油她

N原子的2p軌道i

11tt1tIM11M

(4)洪特規(guī)則特例：能量相同的原子軌道在下列情況時，體系能量最低

①全滿;即S2、p%d>°

②半滿;即S，、p3、力

③全空；即S。、褶、cf,

二、原子核外電子排布

1.基態(tài)原子核外電子排布

(1)21?30號：[Ar]3d'4s2

①一般最后1位數(shù)是幾，x就等于幾

②24Cr：[Ar]3d44s2—>[Ar]3dMs[

③29C11：fAr]3d94s2T-Ar]3dll)4si

(2)31~36號:[Ar]3d“)4s24Px

①最后1位數(shù)是幾，x就等于幾

②32Ge：[Ar]3d"'4s

③34Se：[Ari3d104s24。，

2.價電子(外圍電子、特征電子)

(1)21?30號：3d和4s上的電子數(shù)之和

(2)其他：最外層電子數(shù)

(3)過渡金屬原子：除Cu和Cr原子最外層有JL個電子外，其余的元素的原子最外層都有二個電子

(6)過渡金屬原子或離子的結(jié)構(gòu)示意圖

3.元素在周期表中的位置

(1)主族：一族序數(shù)=原子的最外層電子數(shù).周期序數(shù)=原子的生壬層數(shù)

(2)21?30號：根據(jù)3d和4s上的電子數(shù)之和確定

ScTiVCrMnFeCoNiCuZn

3dl4s23d24s23d34s23d54sl3d54s23d64s23d74s23ds4s'3dl04s'3d1°4s2

3456789101112

mBIVBVIBVJBWJLB

(3)元素的分區(qū)

4,各種特征的電子(以Mn為例，Is22s22P63s23P63d54s2)

(1)不同運動狀態(tài)的電子數(shù)：25

2

(2)不同空間運動狀態(tài)的電子數(shù)：15

(3)形狀不同的電子云種類：3

(4)不同能級(能量)的電子種類：7

(5)最高能級的電子數(shù)：5

(6)最高能層的電子數(shù)：2

5.1~36號元素原子的空軌道數(shù)目

空軌道數(shù)價電子構(gòu)型元素種類

1湛叩2(3)3

2(3)、3d34s2(1)4

33d24s2⑴2

43dl4s2⑴1

6.1~36號元素原子的未成對電子數(shù)(〃)

22510

(1)n=1MS'(4),MS?P'(3)%ns?p(3)、3dl4s?(1)、3d4s'(1),共12種

22

(2)n=2nsnp(3)、心2呼4(3)、3d24s2⑴、3d84s2(1),共區(qū)種

(3)〃=3(3)、3d34s2(1)、3d74s2(1),共1種

(4)?=43d64s2(1),共L種

(5)n=53d54s2⑴，共L種

(6)n=63d54sl⑴，共L種

7.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(以鐵原子為例)

(1)各類要求的電子排布式

①電子排布式：Is22s22P63s23P63d64s2

②簡化電子排布式:「Ari3d64s2

③價電子(外圍電子、特征電子)排布式：3(1出2

④最外層電子排布式：4￡

⑤M層電子排布式：3s?3!)63(|6

⑥最高能級電子排布式：過

(2)各類要求的電子排布圖

Is2s2P.3s.3p3d4s

①電子排布圖：—而mn而］而用而fifWET面

Is2s2P3s3P_____________3d4s

②軌道表示式：印?麗而川山iwimi

3d4s

③價電子排布圖：州11山⑴園

@28M2

④原子結(jié)構(gòu)示意圖：i'U

三、原子光譜

1.電子的躍遷

(1)基態(tài)電子：處于最低能量的電子

(2)激發(fā)態(tài)電子：能量比基態(tài)電子高的電子

(3)電子躍遷

態(tài)原段)

吸收光譜一幽吸收能量釋放能量且也發(fā)射光譜

3.原子光譜：電子躍遷時會吸收或釋放不同的光形成的譜線

(1)測量光譜儀器：光譜儀

(2)光譜圖上數(shù)據(jù)：波長

(3)光譜類型：線狀光譜

①發(fā)射光譜:1S22s22P63s23P34s1—HS22s22P63s23P4

②吸收光譜:1S22s22P3T1S22s22Pl3s2

(4)解釋原子發(fā)光現(xiàn)象

3

①在XX條件，基態(tài)電子吸收能量躍遷到激發(fā)態(tài)

②由激發(fā)態(tài)躍遷回基態(tài)過程中，釋放能量

③釋放的能量以XX可見光的形式呈現(xiàn)

(5)可見光的波長(入)和能量(E)

①公式：E=hv,c(光速)=Xv

②顏色和波長的關(guān)系

I紅I橙I黃I綠I藍靛I紫I?

770622597577492455390)Jnm

考點2原子性質(zhì)

一、電離能大小的比較及應(yīng)用

1.概念：氣態(tài)原子或離子失去L個電子所需要的最小能量

(1)第一電離能(Ii)：M(g)—e-=M"(g)

(2)第二電離能(12)：M+(g)-e-=M2+(g)

(3)第〃電離能(I?)：M'?-?+(g)-e-=M"+(g)

2.同一原子各級電離能

⑴變化規(guī)律：I區(qū)Lwbw…

(2)變化原因

①電子預(yù)排布

②各能層能量丕回

3.第一電離能變化規(guī)律

(1)根據(jù)遞變規(guī)律判斷

①基本規(guī)律：周期表右上角位置的旦上原子的h最大

②特殊規(guī)律：同一周期中L,HANIIIA；VANVIA

元素LiBeBCNOFNe

1)大?、啖蔻撷茛邰堍冖?/p>

(2)根據(jù)金屬性判斷

①基本規(guī)律：h越小，金屬性越強，注意UA和VA族元素的特殊性

②金屬元素和非金屬元素的L：h(金屬).<.11(非金屬)

(3)根據(jù)微粒結(jié)構(gòu)判斷

①穩(wěn)定結(jié)構(gòu)微粒的I大：全滿、半滿和全空狀態(tài)穩(wěn)定

②I(金曲2_1(半滿)

③判斷：I|(Cu)_<_Il(Ni),h(Cu)N12(Zn)

4.各級電離能數(shù)據(jù)的應(yīng)用

(1)判斷元素價態(tài)：最高正價為垃

鈉、tt.鈉的電離做(UmolI)

NaMgAl

1|496738577

h456214511817

b691277332745

?495401054011578

(2)判斷某一級電離能最大:第n級電離能最大，說明其最高正價為+("-D價

(3)判斷電離能的突增點:形成相應(yīng)電子層最穩(wěn)定狀態(tài)后再失去1個電子

元素突增點的電離自臺級數(shù)

原子第一次第二次第三次

p品114

Cab11111S

二、電負性

1.意義：衡量元素的原子在化合物中得電子能力

2.遞變規(guī)律

4

Z1IIAII!AIVAVAVIAVBA

(I)周期表右上角氟元素的最大

(2)電負性大小

①電負性最大的前三種元素：F>O>N

②氫元素的電負：CNH二B；P^_H>_Si

3.其他判斷方法

(1)根據(jù)共用電子對的偏向判斷：偏向一方元素的電負性大

(2)化合物中化合價的正負判斷：顯負價元素的電負性大

(3)根據(jù)元素的非金屬性判斷

①最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強，電負性越大

②單質(zhì)與氫氣越容易化合，電負性越太

③氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，電負性越大

4.判斷化合物的類型

(1)差值：［△XA1.7,離壬化合物

(2)差值：［△Xlvl7共優(yōu)化合物

5.根據(jù)電負性寫水解方程式

(1)水解原理

①電負性大的原子顯負價，結(jié)合水中的出

②電負性小的原子顯正價，結(jié)合水中的Qi匚

(2)實例

①BrI：IBr+HhO=HIO+HBr

②NCb：NCb+3H2O=NH3+3HCK)

考點3共價鍵

一、共價鍵的特征及成鍵原則

1.共價鍵的特征

(1)一定有飽和性

(2)有方向性(H-H鍵除外)

2.常見原子的成鍵數(shù)目

IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA

HBeB、AlC、SiN、P0、SF、Cl

1234321

3.形成化學(xué)鍵的目的：使體系的能量最低，達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

二、極性鍵和非極性鍵

1,分類依據(jù)：共用電子對的偏移程度

2.判斷方法

(1)同種元素形成非極性鍵

(2)不同種元素形成極性鍵

3.極性強弱：成鍵元素的電負性差別越大，共用電子對偏移程度越大，極性越強.

三、c鍵和/T鍵

1,分類依據(jù)：電子云的重疊程度

2.成鍵特點

兩個P?軟道和ft疊成一個。傲.

兩個“及西外以機遛分別帕?(疊成兩個X耀

共價鍵C鍵比鍵

5

電子云重疊方式頭碰頭平行或肩并肩

軌道重疊程度太小

電子云對稱特征軸對稱鏡像對稱

能否自由旋轉(zhuǎn)能不能

3.判斷方法：一般來說，共價單鍵是與鍵，共價雙鍵是0L2鍵，共價叁鍵是。+2〃鍵.

(1)N2：J_個。鍵和1個"鍵

(2)HCN：2個。鍵和2_個"鍵

(3)COS：2個。鍵和L個不鍵

(4)C2H爾1個。鍵和J_個"鍵

(5)C2H2：1個c鍵和2_個/7■鍵

4.穩(wěn)定性：一逅鍵穩(wěn)定，必須根據(jù)鍵能進行計算

化學(xué)鍵N=NN-N

鍵能kJ?mol-1942247

計算判斷氮氣中區(qū)鍵的穩(wěn)定.

三、配位鍵

1.配位鍵

(1)概念：共用電子由一方原子單方面提供形成共價鍵

(2)本質(zhì)：一類特殊的共價鍵

①配位鍵一旦形成，與普通的共價鍵沒有任何區(qū)別

②配位鍵都是旦鍵(從電子云重疊角度考慮)

(3)成鍵條件

①中心體:提供空軌道的原子、分子或離子

②配位體:提供孤對電子的原子、分子或離子

(4)特征

①有方向性:孤對電子必須沿著“空軌道”的方向來成鍵

②疸飽和性：“空軌道”和孤對電子都是有限的

2.配位鍵的判斷及表示

(1)配位鍵的判斷

①不正常的共價鍵即為配位鍵(比正常的成鍵數(shù)多或少)

②分子和其他微粒形成的化學(xué)鍵一定是配位鍵

(2)表示方法：A(配位體)-B(中心體)

①金屬和非金屬間成鍵：韭金屬元素T金屬元素

②非金屬和非金屬成鍵：需判斷孤對電子提供者

0H

?1

(3)離子中1個電荷相當(dāng)于1個離子鍵

H

[H—N-H—[H—0-H]+

HIHIL1I」

四、配合物(絡(luò)合物)

I.概念：金屬離壬或原壬與某些微粒以配位鍵結(jié)合形成的化合物

(1)配合物中的兩個“一定”

①配位化合物中一定含有配位鍵

②一定含有金屬原子或離子，即中心體

(2)含配位鍵的化合物不一定是配合物，如NH4+、H3CT等

(3)配離子：中心體與配位體通過配位鍵結(jié)合形成的復(fù)雜離子

2.配合物的構(gòu)成

6

內(nèi)界外界

中心配體配位數(shù)

原子或離子

⑴幾個概念

①中心面子或離子：即中心體，提供空軌道，只有1個

②配體：即配位體，提供孤對電子.可能有多個

③配位數(shù)：配位體的個數(shù)，不一定是配位鍵的個數(shù)

④判斷：配離子[Cu(En)2]2+的配位數(shù)為2,配位鍵數(shù)為4

CH?-HjN、/NH?-CHi

CH?—H。/'NHz—CH?

(2)配合物中的化學(xué)鍵

①內(nèi)界和外界通過離壬鍵結(jié)合，一般較易電離

②中心體和配位體通過配位鍵結(jié)合，一般很難電離

(3)配合物結(jié)構(gòu)的確定

足量的

①Imol[C0CI2(NH3)4]Cl藁液>lmolAgCl

足量的

@lmol[CoCi(NH3)5]CL輸避液2moiAgCl

3.配合物的穩(wěn)定性：提供孤對電子和空軌道的能力越強，越穩(wěn)定

(1)配位原子的半徑越太，越易提供孤對電子

(2)過渡金屬提供空軌道的能力強

(3)判斷

①血紅蛋白：Mb?O2.Mb-CO.Mb?NO,Mb?CO最穩(wěn)定

②穩(wěn)定性：[Mg(NH3)4]2+工[CU(NH3)4]2+

4,配合物的空間結(jié)構(gòu)

(1)二配位：一般是直線形

(2)AB4型四配位

①AB2c2有一種結(jié)構(gòu)：正四面體形

②四配位：AB2c2有兩種結(jié)構(gòu)：正方形

(3)六配位：一般是正八面體形

考點5微粒構(gòu)型和雜化

一、價層電子對互斥理論

1.雜化方式判斷

(1)公式計算法

①適用范圍：AB“型分子或AB//型離子

②公式：價層電子對數(shù)5)=中心原子價電子數(shù)+配位原子單電子數(shù)土電荷數(shù)

③VIA族元素作中心體提供2_個價電子，作配位體提供9個單電子

④當(dāng)出現(xiàn)單電子時，單電子算一對。如

⑤單取代基：如-CH3、-NH2,-0H,提供L個單電子

7

微粒-OHHCHOAl(CH)3

-CH3SOC123

雜化sp3sp2sp3

⑥非常規(guī)型微粒

微粒S2O32-

o3

+2

變形002II2SSO3-

雜化sp2sp3sp3

⑦局限：CN-無法根據(jù)該公式計算雜化方式

(2)根據(jù)c鍵數(shù)和孤電子對數(shù)之和判斷

①適用范圍：多中心微粒、有結(jié)構(gòu)圖的微粒

②軌道數(shù)(價層電子對數(shù))：〃=c鍵數(shù)+孤電子對數(shù)

CNA1ClS

?=<7鍵數(shù)+孤電子對數(shù)

22444

雜化方式SB軸sp3sp3

ClClCl

\/\/w

實例H-C三NAlAl

Z\/\

ClClCls8

(3)根據(jù)有機物的成鍵特點判斷

①單鍵C、N、0(4-、-"、-0-)：立雜化

②雙鍵C、N、O(%=c(、-C-、)C=N-)：M雜化

雙雙鍵"=c="：即集化

③叁鍵C、N、O(-C三C—、—C=N)：延雜化

(4)根據(jù)微粒構(gòu)型判斷

微粒構(gòu)型四面體三角錐平面V形直線

雜化方式sp3sp3sp2SP?或sp2St?或SP2或SD

2.軌道構(gòu)型和微粒構(gòu)型的區(qū)別

(1)軌道構(gòu)型(VSEPR模型)

n234

雜化方式spsp2sp3

180°

軌道構(gòu)型

(理想化模型)

sp*需

正四而體形

直線形平面正二角形

軌道夾角180°120°109°28'

(2)軌道構(gòu)型和微粒構(gòu)型的關(guān)系

微粒雜化方式VSEPR模型微粒構(gòu)型分子極性

2正四面體形三角錐形極性分子

so2sp

SO3sp2正四面體形平面正三角形

NO2一sp2平面正三角形三角錐形

NO3-立平面正三角形平面正三角形

NO2+直線形直線形

3.分子極性判斷

(1)結(jié)構(gòu)判斷

①對稱性判斷：高度對稱的是非極性分子

分子(93*52，

00)H3CA7

分子類型非極性分子非極性分子極性分子非極性分子

②孤電子對判斷：中心原子上含孤電子對的一定是極性分子

③構(gòu)型判據(jù)：分子構(gòu)型和軌道構(gòu)型完全一致的是非極性分子

分子

HCHOPChPC15SF6

軌道構(gòu)型平面正三角形正四面體形三角雙錐形正八面體形

8

分子構(gòu)型平面三角形三角錐形三角雙錐形正八面體形

分子類型極性分子極性分子非極性分子非極性分子

(2)AB2c2型分子

①立體結(jié)構(gòu)：只有一種結(jié)構(gòu)，極性分子

②平面結(jié)構(gòu)：兩種結(jié)構(gòu)

OO°、

圖示O

分子類型極性分子非極性分子

(3)實驗判據(jù)：相似相溶原理

①極性分子易溶于極性溶劑

②非極性分子易溶于非極性溶劑

二、鍵參數(shù)的比較

1.共價鍵的鍵能的比較

(1)鍵能和鍵長的關(guān)系：鍵長越短，鍵能越大

(2)同種元素不同類型鍵能：叁鍵N雙鍵二單鍵

(3)共價分子的鍵能和穩(wěn)定性的關(guān)系

①共價單鍵：半徑越小，鍵能越大，分子越穩(wěn)定

②叁鍵或雙鍵：斷裂1_個鍵的能量越大，越穩(wěn)定

③實例：活潑性C0NN2__________________

化學(xué)鍵C-OC=0C=O

鍵能/kJ?molt3518031071

化學(xué)鍵N-NN=NN三N

鍵能/kbmolt159418946

2.共價鍵的鍵長的比較

(1)看有成鍵原子上是否都有孤對電子

①無孤對電子：只看成鍵原子的半徑之和

②有孤對電子：還要看孤對電子之間的排斥作用

③鍵長比較______________________________

微粒組鍵長長短

NH3和PH3N-HvP-H

金剛石和晶體硅C-C<_Si-Si

穩(wěn)定性：H2O2<N2H4<CH3CH30-ONN-N"-C

02、02、02+、O22-氧氧鍵：Oi—>Oz->QL>O2±

(2)看能否形成"鍵：形成"鍵使鍵長變短

①乙烷、苯和乙烯：C-CN特殊鍵NC=C

②金剛石和石墨中的碳碳鍵：金剛石￡石墨

③S03的三聚體環(huán)狀結(jié)構(gòu)，鍵長：a^b

3.鍵角大小的比較

(1)求鍵角的大?。豪脙r層電子對互斥理論計算的軌道夾角

價層電子對〃234

雜化方式spsp2sp3

鍵角180°120°109°28'

(2)中心原子和配位原子均相同：中心原子上孤電子對越多，孤電子對鍵角的壓縮作用越大，犍角越小

①4H-O-H：H2OEH3O+

9

2+

②4H-N-H：NHz'<_NH3<_[Zn(NH3)6]

③4H-C-H：CH3+N-CH3NCH3-

?Z.O-N-O：NCh十二NO2NNO2

(3)中心原子不同或配位原子不完全相同

①中心原子電負性大：中心原子的電負性越大，中心原子對鍵角的拉伸作用越大，鍵角越太

②配位原子電負性大：配位原子的電負性越大，配位原子對鍵角的壓縮作用越大，鍵角越小

③NH3和PH3中：Z.H-N-H二4H-P-H

④H2s和H2O中：ZH-S-H<_AH-O-H

⑤NCb和NF3中：ZCI-N-CIJLZF-N-F

⑥HCHO和COCL中：Z.H-C-H二Z.C1-C-C1

三、等電子體

1.'含義：原子數(shù)相同，價電子總數(shù)相等

微粒組HO和NH和印和

23CO2SiO2C6H6和B3N3H60'NF3

是否為

查查是查

等電子體

2.結(jié)構(gòu)：立體結(jié)構(gòu)、化學(xué)鍵類型相同，鍵角不一定相等

3.尋找方法

(1)同族元素上下?lián)Q

(2)相鄰元素左右移

(3)電子電荷可互換

4.常見的等電子體

(1)三原子8電子

①結(jié)構(gòu)：sp3雜化，角型或V型

②典例：氏、

0H2F\NH2-

(2)兩原子10電子

①結(jié)構(gòu)：叩雜化，直線形

22+

②典例：N2、CO、CN-、C2-,O2\NO

(3)兩原子11電子

①結(jié)構(gòu)：sp雜化，直線形

②典例：NO,O2，

(4)三原子16電子

①結(jié)構(gòu)：sp雜化，直線形

2-

②典例：CO2,CS2、N2O、SCNJNO2+、N3-、BeCb、CNO,AKV、BeOz

(5)三原子18電子

①結(jié)構(gòu)：sp?雜化，角型或V型

②典例：SO2,03、NO2-

(6)四原子24電子

①結(jié)構(gòu)：sp?雜化，平面正三角形

2

②典例：BO?',W,NO3-、SiO3-,SO3,BF3,BCb、AlCb

(7)四原子26電子

①結(jié)構(gòu)：sp3雜化，三角錐型

32

②典例：PO3-,SO3-,C1O3

(8)五原子32電子

①結(jié)構(gòu)：sp，雜化，正四面體形

3

②典例：CIO-、SO?'.PO4-,SiCU"、BF4-、SiF*CCL、CF4、SiCl4

(9)五原子8電子

①結(jié)構(gòu)：sp3雜化，正四面體形

+

②典例：CH4,NH4

考點6分子間作用力

一、分子間作用力

1.概念：分子間存在的相互作用力

(1)實質(zhì)：電性作用

10

(2)存在：分子和分子之間或稀有氣體原子之間

2.分類

(1)范德華力:普通的分子間作用力

(2)氫鍵：特殊的分子間作用力

3.特點

(1)”作用范圍很小，一般認為氣體分子中無分子間作用力

(2)比化學(xué)鍵弱得多

4.外界條件對分子間作用力的影響

(1)壓強：增大壓強，分子間作用力增大

(2)溫度：升高溫度，分子間作用力減小

二、范德華力與物質(zhì)性質(zhì)

1.特點：無方向性，無飽和性

2.影響因素

(1)分子的極性越大，范德華力越大

(2)組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大

3.作用效果

(1)組成和結(jié)構(gòu)相似的分子，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越高

(2)由分子構(gòu)成的晶體熔點低、揮發(fā)性強、硬度小

4,范德華力與化學(xué)鍵作用效果的區(qū)別

(1)范德華力主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，如物質(zhì)的熔、沸點等

(2)化學(xué)鍵主要影響物質(zhì)的化堂性質(zhì)，如熱穩(wěn)定性等

三、氫鍵與物質(zhì)性質(zhì)

1.氫鍵的實質(zhì)：電性作用(介于范德華力和共價鍵之間)

2.氫鍵的表示方法：X-HY

(1)表示共價鍵，“…”表示氫鍵

(2)氫鍵形成的一般條件

①分子中必須有氫原壬

②氫原子兩邊有電負性大、半徑小、具有孤對電子的元素(F、0.N)

③-NH3+中的N原子能否形成氫鍵：丕能

④-CHO中的H原子能否形成氫鍵：丕能

3氫鍵的特點

(1)有方謫性:沿著孤對電子的伸展方向成鍵

(2)有飽和件:氫原子與孤電子對相對應(yīng)

4.氫鍵的存在

(1)三種氣態(tài)氫化物：HzQ.HF,NHj

(2)含羥基物質(zhì)：含氧酸、含氧酸的酸式鹽、醇、酸、酚及它們的水溶液

RRR

為I?./。II

H人J%ZHx

乘分子中的氫鍵HOOHox

含氨基物質(zhì):、雙螺旋體

(3)NH3.N2H4DNA

5,氫鍵的類型

(1)分子間氫鍵；普遍存在

①鏈狀

11

NH3-H2O膽磯

?尸弋③

H

1H、/ZH—0O-

H—NH—0尸.0、⑤/S、

11'0一HJ”…-0°

HH

②'/④

②環(huán)狀：分子中含多個N、0、F原子

二聚乙酸二聚甲酸四聚甲醇環(huán)狀碳酸氫鹽

(2)分子內(nèi)氫鍵：含多個N、0,F原子，且為鄰位關(guān)系

硝酸水楊醛鄰硝基苯酚

耳

6.氫鍵的作用效果

(1)對物質(zhì)熔沸點的影響

①分子間氫鍵相當(dāng)于增大了相對分子質(zhì)量，故熔沸點丑高

②分子內(nèi)氫鍵未增大分子量，卻降低了分子極性，故熔沸點隆低

③形成的分子間氫鍵越多，熔沸點越高

(2)對物質(zhì)的電離的影響：酸性氫原子形成氫鍵，電離程度變小，酸性減弱

(3)對液體的黏度的影響：分子間有氫鍵的液體，一般黏度較大________

甘油甘醇H3PO4濃硫酸

CH20H0

產(chǎn)0H1

CH0HPi

CH0H

2HOOH^H。汽H°H

CH20H

(4)冰的密度：結(jié)冰時水中的氫鍵增多.水分子間的空隙變大，體積增大.密度減小

4.冰晶體中氫鍵鍵能的計算

(1)冰晶體中氫鍵的結(jié)構(gòu)式

，\|破壞2個氫鍵—

,/、(冰g體)升華熱?(水蒸氣)

△,|一破壞范德華力

(2)1個水分子可以形成生個氫鍵，完全屬于該水分子的氫鍵有2個

(3)冰的升華熱=范德華力+2mol氫鍵

四、物質(zhì)溶解性的比較

1.相似相溶原理：極性相似的分子間范德華力較大，其溶解度也大

(1)極性分子易溶于極性溶劑

(2)非極性分子易溶于非極性溶劑

2.氫鍵對物質(zhì)溶解性的影響

(1)若溶質(zhì)和溶劑分子間形成氫鍵，溶質(zhì)在水中的溶解度隆低

(2)若溶質(zhì)分子中存在氫鍵，則它在水中的溶解度反常的大

3.某些基團對物質(zhì)溶解性的影響

(1)常見的親水基和憎水基

①親水基：羥基、歿基、氨基、醛基等

②憎水基：煌基酯基等

(2)隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增多，溶質(zhì)在水中的溶解度減小

①甲醇、乙醇、甘油和水以任意比互溶

②戊醇在水中的溶解度明顯減小

4.如果溶質(zhì)和溶劑發(fā)生反應(yīng)，將增大物質(zhì)的溶解性

5.常見的極性分子和非極性分子

(1)H20.NE、SO2、酒精等為極性分子

12

(2)CCL、CS2、苯等為韭極性分子

十、無機含氧酸的酸性

1.酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子也丕

磷的含氧酸磷酸偏磷酸亞磷酸次磷酸

0?0

II

結(jié)構(gòu)式HO-P-OHHO-P-HH-P-H

HO-P-*O

AH0H0H

羥基氫原子數(shù)3121

酸的元數(shù)三3酸一品酸二元酸一品酸

2.無機含氧酸［(HO)mRO?］的酸性

(1)非羥基氧原子數(shù)不同

名稱次氨酸磷酸硫酸高氯酸

H00H00H00

X尸X尸X/

結(jié)構(gòu)式C1-OHPSC1

HO，H0X*

00

非羥基氟

0123

原子數(shù)

酸性弱酸中強酸強酸最強酸

①基本規(guī)律：非羥基氧原子數(shù)〃越多，酸性越強

②典型實例：

HC104>H2s。4>H3P。4>H4SiO4,HC104>HC103>HC102>HC10

③宏觀解釋：非羥基氧原子數(shù)〃越多.酸性越強

④微觀解釋：羥基氧原子