4．配合物

Na₃AlF₆：存在离子键（Na⁺与AlF₆^3?间）、配位键（Al³⁺与F^?间）。

Ag(NH₃)₂OH：存在离子键（Ag(NH₃)₂⁺与OH^?间）、配位键（Ag⁺与NH₃间）。

（2）晶体熔、沸点高低的比较w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

① 离子晶体：离子晶体的晶格能越大，则离子键越强，晶体熔、沸点越高。

晶格能比较：阴、阳离子所带电荷越多，半径越小，则晶格能越大。

例如：MgO＞NaCl（Mg²⁺半径小，所带电荷多）。

FeO＞NaCl（Fe²⁺与Cl^?电子层数相同，O^2?与Na⁺电子层数相同，但FeO中离子所带电荷数多）

② 分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体的熔、沸点越高。

例如：F₂＜Cl₂＜Br₂＜I₂。

此外，当分子形成分子间氢键时，分子晶体的熔、沸点升高。

例如：NH₃、H₂O、HF的熔、沸点均比同主族下一周期的氢化物来的高。

③ 原子晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固，晶体的熔、沸点越高。

例如：金刚石＞二氧化硅＞金刚砂＞晶体硅。

④ 金属晶体：金属离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强，晶体的熔、沸点越高。

例如：Na＜Mg＜Al。

（3）晶体化学式的确定

① 分子结构：分子结构中每一个微粒均属于该分子，按结构中的微粒数书写的式子即为其化学式。

② 晶体结构

分摊法：按晶体结构中各微粒对结构单元的贡献计算出的微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。

紧邻法：按晶体结构中各微粒周围与之距离最近且相等的另一微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。

（4）金属晶体

① 金属的导电性、导热性和延展性均与自由电子有关。

② 金属晶体的堆积方式

六方堆积（Mg、Zn等）：配位数为12；面心立方堆积（Al、Cu等）：配位数为12；

体心立方堆积（Na、K等）：配位数为8。

3．晶体结构与性质――物理性质

（1）晶体类型及其性质

离子晶体

分子晶体

原子晶体

金属晶体

组成微粒

阴、阳离子

分子

原子

金属离子和自由电子

微粒间的相互作用

离子键

分子间作用力

共价键

金属键

是否存在单个分子

不存在

存在

不存在

不存在

熔、沸点

较高

低

很高

高低悬殊

硬度

较大

小

很大

大小悬殊

导电情况

晶体不导电，

溶于水或熔融状态下导电

晶体或熔融状态下不导电，

溶于水时部分晶体能导电

晶体为半导体或绝缘体

晶体导电

109.5°

极性键

正四面体形

非极性分子

（4）相似相溶原理：极性相似，相互溶解，极性相差越大，则溶解度越小。

如：水为强极性分子，强极性的HX、NH₃等易溶于水；

有机物均为弱极性或非极性分子，有机物间可相互溶解。

（5）共价键的类型

① 电子对是否偏移：极性键和非极性键。

② 成键方式：头碰头――δ键；肩并肩――π键。头碰头时电子云重叠最大，故δ键较π键稳定。当两原子间形成多个共价键时，首先形成一个δ键，其余则只能形成π键。

（6）分子间作用力及氢键――物理性质

① 分子间作用力――范德华力

对于分子组成和结构相似的物质，其相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。

例如：沸点 F₂＜Cl₂＜Br₂＜I₂。

② 氢键

a．形成氢键的因素：含N、O、F，且含有与N、O、F直接相连的H。

b．氢键对物质性质的影响：分子间氢键的形成，使物质在熔化或汽化的过程中，还需克服分子间的氢键，使物质的熔、沸点升高；分子间氢键的形成，可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解。

＜109.5°

极性键

三角锥形

极性分子

AB₄

CH₄、CCl₄等分子

① 与键的极性有关；② 与分子的空间构型有关。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

类型

实例

键角

键的极性

空间构型

分子的极性

A₂

H₂、N₂、Cl₂等

?

非极性键

直线形

非极性分子

AB

HCl、NO、CO等

­?

极性键

直线形

极性分子

AB₂

CO₂、CS₂等

180°

极性键

直线形

非极性分子

H₂O、H₂S等

＜180°

极性键

“V”形

极性分子

SO₂分子

120°

极性键

三角形

极性分子

ABC

COS

180°

极性键

直线形

极性分子

AB₃

BF₃分子

120°

极性键

三角形

非极性分子

NH₃、PCl₃等分子

c．微粒中价电子对数为：n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数±微粒所带的电荷数)／2（微粒带负电荷时取“＋”，带正电荷时取“－”）。主族元素的价电子数等于最外层电子数，氢和卤素作为配位原子时，提供一个电子，当ⅥA族元素作为配位原子时，认为不提供电子（由价电子对数可确定中心原子的杂化形式：电子对数分别为2、3、4时，中心原子分别采取sp、sp²、sp³杂化）。

d．当配位原子不是氢、ⅥA、ⅦA族元素时，可运用等电子原理，寻找其熟悉的等电子体来判断其构型。

④ 等电子原理

a．具有相同原子数目和相同电子总数（或价电子总数）的分子或离子具有相同的结构特征。

b．常见等电子体：N₂、CO、CN^?、C₂^2?（电子总数为14e^?，存在叁键）；

CO₂、CS₂、COS、BeCl₂、N₃^?、OCN^?、SCN^?（价电子数为16e^?，均为直线型）；

BCl₃、CO₃^2?、SiO₃^2?、NO₃^?（价电子数为24e^?，均为平面正三角形）；

NCl₃、PCl₃、NF₃、PF₃、SO₃^2?（价电子数为24e^?，均为三角锥形）；

SiCl₄、CCl₄、SiO₄^4?、SO₄^2?、PO₄^3?（价电子数为24e^?，均为正四面体形）。

（3）分子极性：分子中正、负电荷重心是否重合

（2）化学键理论w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

① 共价键理论（VB）：共价键的形成实则是电子的配对。该理论不能解释碳形成甲烷分子。

② 杂化轨道理论：能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道。用以解释碳能形成甲烷分子（实则是碳原子采取sp³杂化，形成四个兼并轨道，再与氢成键）。杂化后，原子的成键能力增强。

③ 价层电子对互斥模型

a．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，尽可能远离，电子对之间夹角越小，排斥力越大。

b．由于孤电子对只受一个原子核的吸引，电子云比较“肥大”，故电子对之间排斥力大小顺序为：孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对（因此，均采取sp³杂化，电子对构型都为正四面体形的CH₄、NH₃、H₂O分子中键角依次减小）。

2．分子结构与性质

（1）化学键――化学性质（决定分子的稳定性）

离子键

共价键

金属键

成键微粒

阴、阳离子

原子

金属离子和自由电子

微粒间相互作用

静电作用

共用电子对

静电作用

成键原因

活泼金属(如ⅠA、ⅡA)和活泼非金属(如ⅥA、ⅦA)

成键原子具有未成对电子

金属

原子核：同位素、原子量――物理性质

（1）原子（^A_ZX）

核外电子――化学性质

（2）元素的化学性质主要由原子最外层电子数和原子半径决定。

例如：最外层电子数相等，半径不等（同主族元素），性质出现递变性；

Li和Mg、Be和Al的最外层电子数不等，半径相近，性质相似。

（3）原子核外电子排布（掌握1～36号元素）

① 能量最低原理：电子先排能量低的能层和能级，然后由里往外排能量高的（能层和能级均影响电子的能量）。

② 泡里不相容原理：每个原子轨道上最多排2个自旋相反的电子，即原子核外没有2个电子的运动状态完全相同。

③ 洪特规则：电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道；

当轨道上电子呈半满、全满或全空时，体系能量最低。

（4）电离能比较：首先应写出微粒的外围电子排布式，再根据使体系能量最低去比较；根据用原子的电离能数据也可推测原子的最外层电子数。

（5）电负性：元素的原子吸引电子的能力。元素的电负性越大，则元素的非金属性越强；元素的电负性越小，则元素的金属性越强。电负性相差越大的元素形成化合物时，化合物的离子性越强（形成离子键）。