资源简介

(共129张PPT)
单元一 物质的组成与性质
原子结构和元素周期性
分子结构与晶体结构
学习内容
了解原子核外电子运动特点及状态的描述；
掌握原子核外电子结构与元素周期表的关系；
理解分子的极性，氢键对分子性质的影响;
掌握化学键的类型、特点及与晶体类型的关系。
学习目标
人类认识原子结构历史的回顾
公元前460－公元前370年 ，古希腊哲学家德谟克利特 ——“世界万物均是由不连续的、不可分割的微粒（原子）构成”。
我国东周时期伟大的思想家、哲学家庄子
——“一尺之棰（小木棍），日取其半，万世不竭。”其意指“物质是无限可分的”。
1803年，道尔顿提出“原子论”，原子是组成物质的基本粒子，它们是坚实的、不可再分的实心球。
1811年，阿伏加德罗（意大利）提出分子学说：认为原子虽然是构成物质的最小微粒，但并不能独立存在。原子只有相互结合在一起，形成一个新的微粒即分子后，才可能独立存在。
葡萄干圆面包模型
1897年，汤姆逊发现电子，提出汤姆逊原子模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电荷，从而形成了中性原子。
1911年，卢瑟福提出原子有核模型： 原子中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就象行星环绕太阳运转一样。
1913年，波尔原子模型:电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动。
电子云模型
1926，奥地利物理学家薛定谔，提出了描述电子（微观粒子，波粒二象性）的状态随时间变化的规律的薛定谔方程，即现代物质结构学说。
薛定谔方程式的解，用三维坐标以图形表示，就是电子云。
电子云是一种形象化的比喻，电子在原子核外空间的某区域内出现，好象带负电荷的云笼罩在原子核的周围，人们形象地称它为“电子云”。它是最接近原子本质的模型。
电子云
德谟克利特：朴素原子观
道尔顿：原子学说
汤姆生：“枣糕” 模型
卢瑟福：带核原子结构模型
玻尔：原子轨道模型
薛定谔：现代量子力学模型
1803
1904
1911
1913
1926
有待发展充实
一、现代原子结构的模型
任务一 原子结构和元素周期性
原子
核外电子
原子核
中子
质子
带负电荷
带正电荷
不带电荷
带正电荷
“四数”合一
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
化学反应只改变核外电子的数目或运动状态,电子数目及运动方式决定了原子的性质。
原子体积、质量均非常小，其组成微粒更小；
微观粒子：m 、V极其微小，运动速度接近光速的微粒。
实物粒子：光子之外的微观粒子（电子、质子、中子等）。
实验数据
微观粒子不遵守宏观物质的运动规律，有特殊性（？？？）。
1/10000
任务一 原子结构和元素周期性
二、电子的波粒二象性
光的波粒二象性：波动性（光的干涉、衍射）
粒子性（光电效应、光的发射、吸收）。
德布罗意假设：微观粒子都具有波粒二象性，与质量为m、运动速率为υ的微观
粒子相应的波长λ为 ：
描述粒子性的动量p和描述波动性的λ通过普朗克常数的定量联系，表明包括电子在内的一切微观粒子的波粒二象性。
1927年为戴维逊和革末的电子衍射实验证实。
任务一 原子结构和元素周期性
电子衍射实验示意图
感光屏幕
薄晶体片
衍射环纹
电子枪
电子束
实验方法：将一束高速电子流通过镍晶体(作为光栅)而射到荧光屏上时，得到和光衍射现象相似的一系列明暗交替的衍射环纹——电子衍射。
实验证明：除光子、电子外，其他微观粒子如：质子、中子等也具有波粒二象性。
任务一 原子结构和元素周期性
微观粒子的运动具有它的特性，不能用经典力学中确定宏观物体运动状态的物理量“位置”和“速度” 描述其运动状态，运动规律符合测不准原理。
海森堡测不准原理
具有波粒二象性的微观粒子，在运动时，不能在同一时刻既准确测定其位置又准确测定出其速度（或动量）。
或不可能设计出一种实验方法，在准确地测定物体位置的同时又能准确地测量该物体的速度(或动量)。
任务一 原子结构和元素周期性
根据量子力学理论，对于微观粒子的运动规律，只能用统计的方法作出几率性的判断。 具有波动性的微观粒子不再服从经典力学规律，它们的运动没有确定的轨道，只有一定的空间几率分布（描述其波动性的波动方程叫波函数），遵循测不准原理。
微观粒子运动的统计性
任务一 原子结构和元素周期性
1926年奥地利物理学家薛定谔(E.Schr dinger)把电子运动与光的波动性理论联系起来，提出了描述核外电子运动状态的数学方程，称为薛定谔方程。
(一)波函数(原子轨道)
薛定谔方程把作为粒子物质特征的电子质量(m)、位能(V)和系统的总能量(E)与其运动状态的波函数(ψ)列在一个数学方程式中，即体现了波动性和粒子性的结合。
三、核外电子运动状态的近代描述
任务一 原子结构和元素周期性
解薛定谔方程的目的就是求出波函数以及与其相对应的能量E，这样就可了解电子运动的状态和能量的高低。求得Ψ(x,y,z)的具体函数形式，即为方程的解(解方程很复杂，不必掌握），与方程所描述的微观粒子的运动情况，即在空间某处出现的几率密切相关。
注意: 并不是每个薛定谔方程的解都是合理的，都可以表示电子运动的一种稳定状态。为了得到合理的解，就要求n,l,m不是任意的数值，必须对它们采取一定的限制，即要符合一定的取值要求。
薛定谔方程的解是一个包含三个常数项n、l、m和三个变量x、y、z的函数式，通常用ψ(x，y，z)表示。
任务一 原子结构和元素周期性
原子轨道:习惯上把波函数叫做原子轨道函数,简称原子轨道。
n,l ,m分别代表主量子数、角量子数和磁量子数。一组特定的n,l,m就是一个相应的波函数ψ(x，y，z)，每一个ψ(x，y，z) 表示核外电子的一种运动状态。
量子力学中，把这类有取值要求的特定常数称作量子数。
波函数:描述核外电子运动状态的数学函数式(即一定的波函数ψ能表示电子的一种运动状态)。
例： ψ 1，0，0表示1s原子轨道， ψ 2，0，0表示2s原子轨道。
原子轨道和波函数是同义词，前者只是借用玻尔理论中斩道概念，无固定轨迹之意，反映核外电子运动状态表现出的波动性和统计性规律。
任务一 原子结构和元素周期性
(二)原子轨道的角度分布图
解方程时一般先将空间坐标 (x,y,z)转换成球坐标 (r， ， )，而后把 (r， ， )分解为用r表示的径向分布函数R(r)和仅包含角度变量的角度分布函数Y ( ， )。r为电子与原子核间的距离， 和 代表角度。由于 的角度分布与主量子数无关，且l相同时，其角度分布图总是一样的。在讨论化学键的问题时，角度分布图有直接应用，故比较重要。
任务一 原子结构和元素周期性
某些原子轨道角度分布图
“+”、“-”号表示波函数正、负值。
原子轨道角度分布图突出地表示了原子轨道（或原子轨道函数）的极大值方向以及原子轨道的正负号，在化学键的成键方向以及能否成键方面具有重要的意义。
s轨道的角度分布图是球形对称的；
重点记忆:
三条p轨道的形状（呈8字形，或哑玲形）和大小一样，但伸展方向不同；
五条d轨道有两种形状（呈花瓣形），其中四条d轨道（除dz2外）的形状相同但方向不同，第五条d轨道具有不同的形状，能量相同。（同一电子层中）。
f轨道的角度分布图也呈花瓣形,更复杂不需掌握；
任务一 原子结构和元素周期性
概率描述：考察一个电子的多次行为或多个电子的一次行为,从统计的结果可知某种运动状态的电子在哪一个空间出现的概率最大。
1.概率密度:电子在核外空间各处出现的概率大小.
2.电子云:形象地表示电子在原子中的概率密度分布情况的图形.
用密度不同的小黑点来表示，黑点较密的地方，表示电子出现的概率密度较大；小黑点越密，电子出现几率越大，反之则越小。就象一团带负电的云雾把原子核包围起来。
(三)概率密度和电子云
任务一 原子结构和元素周期性
1s
2s
2 p
研究表明:电子在核外空间出现的概率密度和波函数 的平方成正比，也即表示为电子在原子核外空间某点附近微体积出现的概率。
3.几率密度(电子云)与原子轨道之间的关系
=几率密度=电子云图。
任务一 原子结构和元素周期性
s，p，d电子云角度分布剖面图
电子云图与原子轨道图的区别：
①原子轨道的角度分布图带有正、负号，而电子云的角度分布图均为正值，通常不标出；
②电子云角度分布图形比较“瘦”些。
任务一 原子结构和元素周期性
电子云的空间图象
任务一 原子结构和元素周期性
（三）四个量子数
1.主量子数n(电子层)
n 1 2 3 4 5 6
电子层符号 K L M N O P
n核外电子出现最大几率区域离核的远近，用1，2，3，4…正整数表示。因轨道能量是量子化的，核外电子是按能级的高低分层排布的（不同能级层次——电子层，n相同电子——同层电子）。
光谱学上用一套拉丁字母来表示n不同的电子层。
n描述电子层能量的高低次序和电子层离核远近的参数，n值越大，电子能量越高。（示例)
任务一 原子结构和元素周期性
2.角量子数l(电子亚层)
意义：代表电子亚层，决定原子轨道的形状。取值数目表示了同一电子层所拥有的电子亚层数；l相同的电子具有相同能量，处在同一能级，归为同一亚层。
l 0 1 2 3
亚层符号 s p d f
原子轨道形状 球形 哑铃形 花瓣形 花瓣形
取值要求：取0、1、2……n-1共n个数值,
任务一 原子结构和元素周期性
s 轨道
球形
p 轨道
哑铃形
d轨道
花瓣形
任务一 原子结构和元素周期性
n相同，l不同电子，能量、电子云形状均不同（氢原子除外）。
为了清楚地表示出某个电子处于核外哪个电子层和亚层，可将电子层的序数 n 标在亚层符号的前面。
1s 、2p、 3d、4f等符号既表示电子的能级，也表示电子云的形状和电子的运动状态(随机练习）。
Ens< Enp< End< Enf
电子层间能量差别远大于电子亚层间能量的差别。
在同一电子层中，能量依s、p、d、f亚层依次升高。
任务一 原子结构和元素周期性
3.磁量子数m（轨道空间伸展方向）
取值要求：从+l到 –l 并包括0在内的2l+1个整数。
意义：m有几个数值，亚层中就有几个伸展方向不同的 轨道，一般不影响能量。
特点：同一亚层不同伸展方向轨道的能量相同，称为简并轨道或等价轨道。
l m 轨道及伸展方向数
0 0 s轨道,一种
1 -1,0,+1 p轨道,三种
2 -2,-1,0,+1,+2 d轨道,五种
3 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 f轨道,七种
任务一 原子结构和元素周期性
4. 自旋量子数 ms
◆ 描述电子绕自轴旋转的状态
◆ 自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为；
◆ ms 取值+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示, ms 是量子化的。
想象中的电子自旋 ：
★ 两种可能的自旋方向: 正向(+1/2)和反向(-1/2)；
★ 产生方向相反的磁场
★ 相反自旋的一对电子, 磁场相互抵消。
Electron spin visualized
Magnetic field
screen
Small clearance space
Silver atomic ray
kiln
任务一 原子结构和元素周期性
结论:完整地描述一个电子的运动状态，必须用四个量子数，且互相联系、互相制约。
n——电子能量和离核远近（电子主层）；
L——原子轨道的形状（电子亚层），影响能量；
m——原子轨道在空间伸展的方向；
ms ——电子自旋方向。
保里不相容原理：在同一原子中，没有彼此处于完全相同运动状态的电子同时存在（不能有四个量子数完全相同的两个电子存在）。
推论:
1. 每一个原子轨道（n，l，m相同）只能容纳2个自旋方向相反的电子（ms不同）；
2. 各电子层所能容纳电子数的最大容量为2n2。
任务一 原子结构和元素周期性
四个量子数的关系
电子层 主量子数（n） 符号 1 K 2 L 3 M 4
N
电子亚层 角量子数（l） 符号 0 1s 0 1 2s 2 p 0 1 2 3s 3p 3d 0 1 2 3
4s 4p 4d 4f
轨道数 磁量子数(m) 取值 0 0 0 ± 1 0 0 0 ±1 ±1 ±2 0 0 0 0
±1 ±1 ±1
±2 ±2
±3
亚层轨道数 (2l+1) 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7
电子层 轨道总数n2 1 4 9 16
电子总数 2n2 2 8 18 32
现代原子结构模型，较好地反映了原子核外电子层的结构、电子运动的状态和规律；还能解释化学键的形成是迄今为止人们公认的成功理论。当然它绝非完善，有待继续发展。
任务一 原子结构和元素周期性
化学变化的特征是质变，即有新物质生成，在化学反应中，原子(核)并没有变化，变化的只是核外电子的运动状态，特别是最外层电子的运动状态。
在核外电子运动状态的基础上讨论原子核外电子排布的规律，从而提高对元素性质和元素周期系的认识。
思考：1.常见原子中的核外电子是如何分布到各轨道上的？
　　　 2.其排布有何规律？
3.它和元素的性质有何联系？
【过渡】
能量
1s
2s
2p
3s
3p
4s
4p
3d
5s
5p
4d
6s
6p
5d
4f
7s
7p
6d
5f
每个 代表一个原子轨道
p 三重简并;
d 五重简并;
f 七重简并。
组内能级间能量差小;
能级组间能量差大。
三、原子核外电子结构
（一）多电子原子轨道的能级
钻穿效应、屏蔽效应
徐光宪：n+0.7l
任务一 原子结构和元素周期性
1.原子轨道近似能级图的特点
图中圆圈表示原子轨道，其位置的高低表示各轨道能级的相对高低。从下到上依次升高。
图中每一个方框中的几个轨道的能量是相近的，称为一个能级组（共七个能级组）。同一能级组内轨道能量相差较小，相邻能级组之间轨道能量相差比较大。
每个能级组(除第一能级组外)都是从ns能级开始，于np能级终止。能级组数等于核外电子层数。能级组的划分与周期表中周期的划分是一致的。
任务一 原子结构和元素周期性
同一原子中的同一电子层内，各亚层之间的能量次序为：
ns＜np＜nd＜nf
同一原子中不同电子层内，相同类型亚层之间能量次序为：
1s＜2s＜3s＜4s， 2p＜3p＜4p， 3d＜4d＜5d
同一原子内不同电子层的不同亚层之间有能级交错现象。
4s＜3d＜4p， 5s＜4d＜5p， 6s＜4f＜5d＜6p
2.原子轨道近似能级图的作用
确定原子核外电子所处的原子轨道能量顺序，根据核外电子排布的规则就可以确定核外电子的排布顺序。
任务一 原子结构和元素周期性
价电子构型式
轨道表示式：
1.核外电子排布的表示方法
原子结构示意简图：
（二）原子核外电子的排布
电子排布式：亚层符号右上角用数字注明排列电子数；如11Na： 1s22s22p63s1。
原子芯：内层已达到稀有气体的电子层写成“原子芯”（原子实），并以稀有气体符号加方括号表示。Fe：[Ar]3d64s2。
用量子数表示：即按所处的状态用整套量子数表示。（不常用）
任务一 原子结构和元素周期性
同一原子中不可能有四个量子数完全或运动状态完全相同的电子存在。
A. 泡里不相容原理
推论:一种运动状态只能容纳1个电子；每一个原子轨道最多只能容纳2个自旋方
向相反的电子;每个电子层最多可容纳2n2个电子。
2.基态原子中电子的排布规则
[注意]泡里不相容原理是一个假定，它适用于量子力学并为实验所证实。
任务一 原子结构和元素周期性
基态原子外层电子填充顺序
例：K的原子序数为19
不符合能量最低原理
B.能量最低原理
电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。
任务一 原子结构和元素周期性
练 习
1.写出Be和Mg的电子排布式。
2.写出C的电子排布式，并说明p亚层上两个电子的分布情况。
在亚层(能级)符号的右上角用数字注明排列的电子数，例如3s2、2p4、3d5等
任务一 原子结构和元素周期性
C. 洪特规则
电子分布到能量相同的等价轨道时，总是尽先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道。
“在等价轨道中，自旋相同的单电子越多，体系能量就越稳定“。
特例：等价轨道在全充满、半充满、
全空状态下比较稳定。
s2或p6或d10或f14 全充满
s1或p3或d5或f7 半充满
s0或p0或d0或f0 全 空
（最多轨道原理）
任务一 原子结构和元素周期性
按照原子轨道近似能级图，从低到高依次填入；
每个轨道最多只能填入两个自旋方向相反的电子；
轨道能量相同时，电子尽可能占据多的轨道，且自旋方向相同；
电子排布表示方法：电子排布式、原子芯、价电子构型式。
3.基态原子中电子的排布实例
13Al 1s22s22p63s23p1 [Ne] 3s23p1 3s23p1
示例：写出13、19、26、30号元素的电子排布式,原子实表示式、价电子构型式。
19K 1s22s22p63s23p64s1 [Ar] 4s1 4s1
26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 [Ar] 3d64s2 3d64s2
30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 [Ar] 3d10 4s2 3d10 4s2
任务一 原子结构和元素周期性
24、29的电子排布式与光谱学实验测得结果不同，要尊重事实，属特例，可用洪特规则解释。
[练习]
写出11、20、24、29、35号元素的电子排布式并将练习结果与光谱学实验结果进行对照，检验是否正确。
11Na 1s22s22p63s1 [Ne] 3s1 3s1
20Ca 1s22s22p63s23p64s2 [Ar] 4s2 4s2
24Cr 1s22s22p63s23p63d44s2
29Cu 1s22s22p63s23p63d94s2
35Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
[总结分析]
24Cr 3d54s1 不是 3d44s2
29Cu 3d104s1 不是3d94s2
任务一 原子结构和元素周期性
（四）周期表中各元素原子的电子层结构分析
1 ～ 2,从H到He，1s1～1s2。第一能级组填满，完成第一周期。
3～10,从Li到Ne，第二能级组(第二周期)，2s1～2s22p6。
11～18，从Na到Ar，第三能级组(第三周期)，3s1～3s23p6，第三电子层尚未达到该层的最大容量。
19～36号从钾开始，最后1个电子填在4s,1s22s12p63s23p64s1，出现新电子层，开始第四周期。21号钪到29号铜，电子填在3d轨道上，即原子的次外电子层上，称为过渡元素。24号铬和29号铜特例。从31号镓到36号氪，依次填充4p轨道，第四能级组填满，完成了第四周期。第四周期共有18个(3d104s24p6)元素。
[结论]:原子核外电子排布呈周期性变化(能级组)；必然导致元素性质的周期性变化。
任务一 原子结构和元素周期性
根据一般元素(1～36号)的原子序数写出该元素的电子层结构。
电子排布式中能级书写次序与电子填充先后次序并不完全一致，书写时一般应按主量子数n和角量子数l数值由低到高排列整理,如Mn的电子层结构应书写为1s22s22p63s23p63d54s2。
原子失去电子的顺序也不一定就是原子中填充电子顺序的逆方向，一般先失去最外层电子。如Mn2+的电子层结构应书写1s22s22p63s23p63d5，而不是1s22s22p63s23p63d34s2。
为简明起见，当要表明某元素原子的电子层结构时，往往只写出它的价电子构型（或称价电子层结构）。
[强调]
任务一 原子结构和元素周期性
现代元素周期表
在门捷列夫1869年发现元素周期表基础上不断发展和完善。
任务一 原子结构和元素周期性
四、元素周期表
七个周期,十八(六)个族
1．周期——横行
“三短、三长、一不全 ，镧系、锕系列下边”
2．族——纵行
“七主七副八与零，
镧系锕系挤当中”
元素周期表族序标法：
1970年IUPAC:ⅠA、ⅡA～ⅧA;ⅠB、ⅡB～ⅧB
美国化学会：ⅠA～ⅦA、０;ⅠB～ⅦB、Ⅷ、 (常用)
1986年IUPAC: 1、2、3～18
主族：由短、长周期元素共同构成的族（ⅠA--ⅦA族）
副族：仅由长周期元素组成的族（ⅠB--ⅦB族）。
第八族：三个纵行（Fe、Co、Ni等9种元素）（第Ⅷ族）
零族：稀有气体元素。
任务一 原子结构和元素周期性
3.区——周期表的块 (电子构型)
s 区—ns1～2 :ⅠA、ⅡA ;
p 区—ns2np1～6:ⅢA～ⅦA、0
d 区—(n-1)d1～10ns1～2: ⅢB～Ⅷ族，过渡元素;
ds区元素：（n-1）d10ns1～2:ⅠB～ⅡB族;
f 区—(n-2)f1～14(n-1)d0～1ns2:镧系和锕系
任务一 原子结构和元素周期性
（一）周期与能级组
1.周期与能级组的关系
周期数
核外电子层数
=
=
能级组数
每周期元素数目
该能级组容纳电子总数
=
任务一 原子结构和元素周期性
2.周期的特点
3.周期的判断
从活泼碱金属开始，逐渐过渡到到活泼非金属到稀有气体结束，如此周期性、重复出现。
电子填充情况：每个能级组都是从ns1开始，开始填入一个新的电子层，出现一个新的周期至np6结束。
每个能级组对应于一个周期。由于能级交错，一个能级组内包含的能级数目不同，故周期有长短之分。
周期数=最高能级组数（或包含能级组数）
=最外层电子的主量子数（电子层数）。
[示例] 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1最高是第三能级组（或包含三个能级组），Na是第三周期元素。
任务一 原子结构和元素周期性
(二）族与价电子构型
1.族与价电子构型的关系
2.族的特点
“族”的实质是根据价电子的构型对元素进行的分类。在同一族中的各元素虽然电子层数不同，但有相同的价电子构型和相同的价电子数。
价电子构型相同；电子层数（主量子数）逐渐增大。
3.族的判断
主族元素：族数=最外层电子数
副族元素：族数=价电子能级电子总数
注意：当价电子总数≥8时都为Ⅷ族
任务一 原子结构和元素周期性
主族元素 副族元素
价层电子构型 ns 1～2或ns2np 1～6 （n-1）d 1～10 ns 1～2
主要特点 价电子总数=族数 ⅢB到ⅦB和Ⅷ族：最高能级组中的电子总数=族数
ⅠB和ⅡB：
最外层电子数=族数
举 例 Na、Al、Cl、O Sc、Fe、Cu、Mn
任务一 原子结构和元素周期性
[总结应用]
原子的电子层结构与元素周期表之间有密切的关系。多数元素，知道其原子序数，便可写出其电子层结构，进而判断它所在的周期和族。反之，如果已知元素所在的周期和族，便可以写出该元素的电子层结构，也能推知它的原子序数。（练习）
根据各元素原子核外最后一个电子填充的能级不同，也即是各元素原子的电子层结构特征，将周期表中元素化分为s、p、d、ds、f五个区。
（三)区与轨道
任务一 原子结构和元素周期性
变化规律：(有效核电荷和电子层数 )
主族元素：从左到右 r 减小；
从上到下 r 增大。
过渡元素：从左到右r 缓慢减小；
从上到下r略有增大。
任务一 原子结构和元素周期性
2.电离能
由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。依此类推。通常I 1< I 2< I 3…
E (g) E+ (g) + e- I 1
基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。
任务一 原子结构和元素周期性
同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。
同一周期：主族元素从ⅠA 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中ⅠA 的 I1 最小，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加。
【变化规律】
N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 --半满，全满。
同一副族：从上向下变化幅度较小，而且不大规则
同一元素: I 1< I 2< I 3…
注意:电离能的大小只是衡量气态原子失去电子变为气态正离子的难易程度，至于金属在溶液中失去电子形成正离子的倾向，还是应该根据金属的电极电位来判断。
任务一 原子结构和元素周期性
电负性( x )周期性变化规律示意图
3.电负性(x)
是指原子在分子中吸引电子的能力，用χ（希腊字母读Kai） 表示。
可综合衡量各种元素的金属性和非金属性。
任务一 原子结构和元素周期性
【变化规律】
同周期元素从左到右电负性逐渐变大。 (由于原子的有效核电荷逐渐增大，原子半径依次减小，使原子在分子中吸引成键电子的能力逐渐增加)；
同一主族元素从上至下元素的电负性逐渐降低(说明原子在分子中吸引成键电子的能力趋于减弱)；
副族元素的电负性变化规律不明显；
金属的电负性<2.0,非金属元素的电负性>2.0；
电负性是衡量各类化合物所属化学键的标志。
任务一 原子结构和元素周期性
【定义】：金属性是指原子失去电子而变成正离子的性质，非金属性是指其原子得到电子而变成负离子的性质。
4.金属性和非金属性
【度量因素】
金属性：电离能和电负性；金属性：电子亲和能和电负性。
【规律性】
同一周期主族元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性增强。同一主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。主族明显，副族不明显。
总结：元素基本性质的周期性对于研究、认识化合物性质变化的指导作用，在后面的元素化合物部分将会得到充分的体现。(练习)
任务一 原子结构和元素周期性
重点回顾
1-36号元素的电子排布式及价电子构型式
多电子原子原子轨道的能级顺序(前四个能级组)
原子核外电子排布遵循的三个原理
现代原子结构模型及核外电子的运动状态（四个量子数）
元素周期表及元素基本性质的周期性
任务一 原子结构和元素周期性
物质是由分子或原子组成，分子是由原子构成的。
[过渡]
在原子结构中，电子分布符合能量最低原则。基态是原子最稳定状态。自然界中，绝大多数元素不以原子形式存在，而以化合物形式存在，并且原子数总是符合一定比例的结合 Na - Cl ， H2 -O ，说明化合物中的元素之间，存在着内在的关系；说明原子并非是最稳定的状态。
常见物质中,唯有稀有气体总是以单原子存在于自然界。1916 年，德国，科塞尔认识到惰性气体ns2np6 的电子构型，提出原子形成化合物的原因和动力。原子间通过得失电子，或通过共用电子对各原子达到饱和状态的惰气原子结构。
事实：已经发现的元素只有一百余种,可以组成数百万种形形色色的物质!
推测：物质世界并不是原子的简单堆积，而是有一定的规律性。
思考：原子是怎样结合成分子？
原子在分子中是怎样排布的？
原子间结合力性质与物质性质有何关系？
分子类型和分子间作用力大小对物质的性质有何影响？
分子结构的知识内容：分子的化学组成，化学键的类型和分子的空间构型等。
任务二 分子结构和晶体性质
1.什么是化学键？
2Na (s) + Cl2 (g) 2NaCl (s)
颜色
状态
导电性
银灰色 黄绿色 无色
固体 气体 晶体
极强 极弱 极弱\熔融导电
思考:三种物质的性质的不同是由什么引起的？
反映出什么问题？
任务二 分子结构和晶体性质
Pauling.L 提出了用得最广泛的化学键定义：如果两个原子（或原子团）之间的作用力强得足以形成足够稳定的、可被化学家看作独立分子物种的聚集体，它们之间就存在化学键。
不同的外在性质反映了不同的内部结构
各自内部的结合力不同
化学键是指分子内部直接相邻的原子之间强烈的相互作用力。
任务二 分子结构和晶体性质
化学键理论可以解释:
● 分子的形成与稳定性
● 共价键的本质及饱和性
● 分子的几何构型和共价键的方向性
● 化学键与分子的理化性质间的关系
正是化学键这种强烈的作用力，使分子中各原子能够克服彼此核外电子以及彼此原子核之间随距离接近而急剧增加的排斥力，把原子紧密地维系在一起，获得分子这样一个稳定的存在状态。
任务二 分子结构和晶体性质
化学键
共价键
金属键
2 .化学键类型和晶体类型
离子键
离子晶体
极性键
非极性键
金属晶体
原子晶体
分子晶体
混合型晶体
晶体
配位键
离子
液体？
任务二 分子结构和晶体性质
（一）离子键
形成化学键
一、化学键的类型
阴阳离子通过静电引力形成的化学键——离子键。
德国柯塞尔
1916
任务二 分子结构和晶体性质
Na++CL-
1.离子键的形成
原因：原子有失或得电子达到稳定结构的趋势（动力）；
异性荷离子间的静电引力（原因）。
过程:电负性相差较大的两种元素的原子相遇，一个失电子成为正离子，一得电子成为负离子，正负离子因静电作用而靠近，异号离子接近到一定距离时，吸引力和排斥力达到暂时的平衡，体系的能量降到最低，阴、阳离子在平衡位置上振动，形成稳定的离子键。
条件：成键原子电负性相差足够大: xA-xB>1.7
任务二 分子结构和晶体性质
2.离子键的特点
离子键的本质是静电引力
a.离子键无方向性和饱和性
NaCl
离子可近似地看成一个弥漫着电子云的圆球，离子电荷分布是球形对称的，只要空间允许，离子尽可能多地吸引带相反电荷的离子。总体说来有一定的比例。
b.离子键的键性与元素的电负性差有关
没有百分之百的离子键
x＝1.7，50％离子键。
x ＞1.7，离子化合物；
x ＜ 1.7，共价化合物。
任务二 分子结构和晶体性质
1.共价键的形成
当两个氢原子（各有一个自旋方向相反的电子）相互靠近，达到一定距离时，会发生相互作用。每个H原子核不仅吸引自身的1s电子还吸引另一个H原子的1s电子， 平衡之前，引力＞排斥力，到平衡距离d，E0﹤2E，能量最低形成稳定的共价键。
(二)共价键理论
自旋相反
自旋相同
任务二 分子结构和晶体性质
H原子的玻尔半径：53pm，d=74pm，说明H2分子中两个H原子的1S轨道必然发生重叠，核间形成一个电子出现的几率密度较大的区域， 增强了核间电子云对两核的吸引， 削弱了两核间斥力， 体系能量降低，更稳定。（核间电子在核间同时受两个核的吸引比单独时受核的吸引要大，即位能低，∴能量低） 。
共价键的本质
——原子轨道重叠
任务二 分子结构和晶体性质
A.饱和性
每个原子成键的总数或以单键联接的原子数目是一定的（共价键是由原子间轨道重叠形成的，而每个原子能提供的轨道数目是一定的）。
讨论：氨气、水的形成过程。
↑↓
↑ ↑ ↑
N:
↑↓
1s
2s
2p
H:
↑
1s
2s
2p
↑↓
↑↓↑ ↑
O:
↑↓
1s
2.共价键的特征
任务二 分子结构和晶体性质
B.方向性
HCl、H2S的形成过程。
X
Z
X
Z
指一个原子与周围形成共价键有一定的角度[原子轨道（p,d,f）有一定的方向性，它和相邻原子的轨道重叠要满足最大重叠条件] 。
任务二 分子结构和晶体性质
共价键
轨道
重叠情况
键的极性
σ键
π键
极性
共价键
非极性
共价键
特殊
共价键
配位
共价键
3.共价键的类型
键参数？
任务二 分子结构和晶体性质
A. s-s 、s-p、 p-p σ键
X
+
+
s—s
X
+
+
-
px—s
+
-
-
+
X
px—px
形成σ键的电子——σ电子，相对稳定。
两原子成键轨道沿键轴方向 “头碰头” 相重叠，重叠部分沿键轴（两核间连线）呈圆柱形对称分布——发生最大程度的重叠。
特点：键能大；稳定性高。
（1）σ键和π键
任务二 分子结构和晶体性质
B. p-p π键：“肩并肩”
+
I
+
I
X
Z
Z
pZ—pZ
原子轨道重叠部分对通过键轴的一个平面 (在这个平面上电子几率密度几乎为零)具有镜面反对称（旋转180 轨道符号发生变化）；
π键轨道重叠程度要比σ键轨道重叠程度小。
形成π键的电子——π电子，化学反应的积极参加者。
特点：键能小；稳定性低。
任务二 分子结构和晶体性质
思考:氮气分子中有几种类型的化学键？
原子轨道在重叠时，优先选择的是“头碰头”的σ键，然后是π键；
σ键不易断开，是构成分子的骨架，可单独存在于两原子间。通常在以共价键结合的两原子间只能有一个σ键；
π键不能单独存在，只能与σ键共存于具有双键或叁键分子中。
一个σ键，两个π键。
讨论
任务二 分子结构和晶体性质
A.非极性共价键
共用电子对在两原子中间，不发生偏移的共价键。
B.极性共价键
成键原子
电负性不同
电子云偏向
电负性大者
电子对
发生偏移
形成极性
共价键
（2）非极性共价键和极性共价键
同核双原子分子中的共价键。
不同原子之间形成的共价键。
任务二 分子结构和晶体性质
判断各分子中共价键的极性类型：N2、NH3、H2、H2O、CO2、CH4、HCl、HF
键的极性可用成键的两元素电负性差值(△x)来衡量：△x值越大，键的极性越强;
离子键是极性共价键的一个极端，非极性共价键则是另一个极端;
极性共价键是非极性共价键与离子键之间的过渡键型。
练习
小结
任务二 分子结构和晶体性质
化学键是决定分子化学性质主要因素。
单从化学键的性质还不能说明物质全部性质及其所处的状态 !
分子间作用力有哪几种类型
分子的类型和分子间作用力的类型与什么关系
对宏观物体的性质有何影响？
事实说明分子与分子之间还存在着一种相互吸引作用
——分子间作用力。
思考？
任务二 分子结构和晶体性质
荷兰物理学家范德华在1873年就注意到分子之间作用力的存在并进行了卓有成效的研究.
人们把分子之间的力叫做分子间作用力或范德华力，大小约几个kj／mol，比化学键力小一、二个数量级。
分子间力对物质的熔点、沸点、稳定性有相当大的影响。
特殊分子之间还存在着一种特殊的作用力叫氢键，对物质的熔点、沸点、稳定性也有相当大的影响。
二、分子间力的类型
VanderWans
任务二 分子结构和晶体性质
非极性分子：
正\负电荷中心重合,分子不显极性.
（一）分子的极性和变形性
1. 分子的极性
对于任何一种分子，均有正电荷部分(原子核)和负电荷部分(电子)。设想正负电荷各集中于一点，这样在分子中可取一个正电荷的中心和一个负电荷的中心。
极性分子：
正\负电荷中心不重合,分子显出极性.
任务二 分子结构和晶体性质
同核双原子分子：两者一致，均无极性；
异核双原子分子：两者一致，均有极性；
异核多原子分子：化学键一定有极性，而分子极性决定于分子的空间构型。
练习：判断极性H2、O2、HCl、H2O、NH3、CH4、CO2 。
[分子极性与化学键极性的关系]
[总结]：分子有无极性——正、负电荷重心是否重合。
任务二 分子结构和晶体性质
[分子极性的量度]—电偶极距(推测分子构型)
μ=0，非极性分子；
μ>0，极性分子，μ越大，极性越强。
电偶极矩μ——极性分子中电荷中心(正电荷中心或负电荷中心)上的电荷量q与正、负电荷中心距离d的乘积。
μ=q·d
μ——矢量单位，代表极性的大小和方向；
　　　矢量μ从正电荷中心指向负电荷中心。
单位：库·米(C·m)
任务二 分子结构和晶体性质
外电场使分子中电子和原子核产生相对位移，使分子发生变形，分子中原有的
正负电荷重心的位置发生改变，极性亦随之改变。
2.分子的变形性
非极性分子在电场中的极化变形
+ -
-
+
非极性分子在外电场的作用下产生的偶极——诱导偶极。
产生诱导偶极的过程——分子的变形极化。
任务二 分子结构和晶体性质
分子中因电子云与核发生相对位移而使分子外形发生变化的性质——分子的变形性。
电场越强，分子的变形越显著。当外电场消失时。诱导产生的偶极也随之消失；
分子的变形性与分子的大小有关，分子越大，包含的电子越多某些电子被吸引得较松，分子变形性也越大。
任务二 分子结构和晶体性质
极性分子在电场中的极化变形
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
外电场作用下取向
+ -
+ -
+ -
外电场持续作用下极化
-
+
-
+
极性分子本身就存在着偶极——固有偶极或永久偶极。
任务二 分子结构和晶体性质
任何分子都有变形的可能。
分子的极性和变形性是当分子互相靠近时分子间产生吸引作用的根本原因。
（二）分子间作用力的类型
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
某一瞬间
产生瞬时偶极相吸
一段时间内的大体情况
非极性分子之间的作用
色散力
任务二 分子结构和晶体性质
+ -
+ -
+ -
分子距离较远
分子距离靠近产生诱导偶极
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
+ -
分子距离较远
取向
诱导
极性分子与极性分子之间的作用
取向力
极性分子与非极性分子之间的作用
诱导力
任务二 分子结构和晶体性质
分子间作用力小结
种类 产生原因 存在 影响因素
色散力 瞬时偶极的产生 非-非 非-极 极-极 分子的变形性
(分子的大小)
诱导力 诱导偶极的产生 非-极 极-极 极性分子的偶极距、被诱导分子的变形性、分子间距离
取向力 固有偶极的存在 极-极 极性分子的偶极距
一般分子间，色散力往往是主要的，只有偶极矩很大的分子取向力才显得重要。
不同情况下，分子间力的组成不同。
作用的范围很小（300-500pm）；
作用力较弱，无方向性和饱和性。
分子间力的特点：
　
分子间力的意义：
决定物质的熔、沸点、汽化热、蒸气压及表面张力等物理性质；
解释稀有气体和卤化氢的熔点和沸点递变规律；
说明物质的相互溶解情况（相似相溶 ）。
非：色；
非—极：色、诱；
极-极：色、诱、取；
　　　 色散力为主。
任务二 分子结构和晶体性质
氢键
为何水、氟化氢、氨的沸点异常的高？
任务二 分子结构和晶体性质
与电负性大的原子（用X代表）以共价键结合的氢原子，还可与另一个电负性大的原子Y相结合，形成的一种弱键称为氢键。可用X—H…Y表示。
（三）氢键
1.概念
2.形成条件
有一个与电负性很大元素X以共价键结合的氢原子；
有一个电负性很大且含有孤对电子的原子Y；
X与Y的原子半径要小（X的电子云不会把Y排斥开）。
任务二 分子结构和晶体性质
本质是一种较强的具有方向性的静电引力。
比化学键弱，比分子间作用力强；
强弱与X、Y原子的电负性和半径有关。电负性大、半径小、氢键越强。F—H…F＞O—H…O＞O—H…N＞N—H…N＞O—H…Cl＞O—H…S
有方向性和饱和性（对大多数而言）
3.特点
方向性：X—H…Y在同一直线上。
饱和性：每一个X—H只能与一个Y形成氢键。
任务二 分子结构和晶体性质
分子间氢键：
4.氢键种类
分子内氢键：
任务二 分子结构和晶体性质
5.氢键对物质性质的影响
对熔沸点的影响——分子间（内），升高（下降）；
对溶解度的影响——溶质－水有氢键, 溶性增大；溶质分子内氢键，水溶性下降；
对其它性质的影响——分子间氢键的液体，粘、密度大，粘稠状液体。硫、磷酸等；
生命化学和纳米材料。DAN的双螺旋结构、高分子中的氢键等。
间硝基苯酚 邻硝基苯酚 对硝基苯酚
熔点 96℃ 45℃ 114℃
沸点 194℃ 100℃ 216℃
任务二 分子结构和晶体性质
任务二 分子结构和晶体性质
高分子中氢键
任务二 分子结构和晶体性质
三、常见晶体的结构与特性
相邻原子间以离子键相结合而形成的空间网状结构的晶体——离子晶体。
（一）离子晶体
1.离子晶体的结构特征
离子晶体的晶格上占据的质点是离子，离子之间通过离子键相结合。在离子晶体中不存在独立的简单分子，整个晶体构成一个巨大分子。
NaCl晶体模型
任务二 分子结构和晶体性质
2.离子晶体的特性
无确定的分子量（式量，化学式）；
较高的熔点\沸点（NaCl: 801/ 1413℃ ;MgO 2800 / 3600 ℃）
硬度高、延展性差（受到外力冲击易发生位错，导致破碎 ）；
固体不导电,溶于水或熔化导电（离子的定向迁移）
易溶于极性溶剂，不溶于非极性溶剂
任务二 分子结构和晶体性质
相邻原子间以共价键相结合而形成的空间网状结构的晶体，叫做原子晶体。
（二）原子晶体
1.原子晶体的结构特征
原子晶体的晶格上占据的质点是原子，原子之间通过共价键相结合。在原子晶体中不存在独立的简单分子，整个晶体构成一个巨大分子。
金刚石
任务二 分子结构和晶体性质
熔、沸点和硬度较高，而且膨胀系数小，延展性差。
在大多数常见的溶剂中不溶解，在熔融状态时也不导电；
耐磨、耐熔和耐火材料。如金刚石和金刚砂都是重要的磨料；二氧化硅是应用极广的耐火材料；碳化硅、立方氮化硼、 氮化硅等也是性能良好的高温耐火材料；石英和它的变体，如水晶、玛瑙等是工业上的贵重材料。
2.原子晶体的性质
任务二 分子结构和晶体性质
以共价分子或单原子分子为结构质点，通过分子间力(可能有氢键)结合而构成的晶体。
(三)分子晶体
1.分子晶体的特征
不同非金属间或非金属与某些金属间的化合物和单质、稀有气体及大部分有机物在固态时都是分子晶体。
干冰及其晶胞
任务二 分子结构和晶体性质
熔、沸点较低，一般低于40℃；具有较大的挥发性，甚至不经过液态而直接气化即升华，且硬度小。
2.分子晶体的性质
电的不良导体，在固态和熔融状态时都不导电。一些极性很强的分子晶体（氯化氢）溶解在极性溶剂如水中则能导电。
碘和萘
任务二 分子结构和晶体性质
(四)金属晶体
1.金属晶体的结构特征
由金属键形成的晶体。晶格结点是金属原子
（离子），不存在单个的金属原子。无方向
性和饱和性。
金属晶体的内部是紧密堆积结构。
任务二 分子结构和晶体性质
金属具有金属光泽 ；
熔沸点高、硬度大；
导电性、导热性和延展性好。
2.金属晶体的物理性质
黄金首饰
被捶打展成薄片
能被拉伸成细丝
优异的机械加工性能
任务二 分子结构和晶体性质
晶体内部可能同时存在若干种不同的作用力，并具有若干种晶体的结构和性质——混合型晶体（过渡型晶体）
(五)混合型晶体
石墨晶体——六角晶系，具有层状结构。
性质与金刚石有明显不同：有光泽、作润滑剂
任务二 分子结构和晶体性质
晶体特征及性质小结
晶体类型 结点微粒 微粒间作用力 晶体性质 实 例
离子晶体 阴、阳离子 离子键 熔点高、硬度大而脆，固态不导电，熔融或水溶液导电 NaCl、MgO
原子晶体 原子 共价键 熔点高、硬度大、不导电 金刚石、SiC
分子晶体 分子 分子间力 熔点低、硬度小、不导电 CO2、NH3
金属晶体 原子、离子 金属键 熔点较高，硬度一般较大，能导电、导热，具有延展性 W、Ag、Cu
任务二 分子结构和晶体性质
有机化合物——含碳的化合物或碳氢化合物及其衍生物，可含C、H、O、N、P、S等元素。
一、有机化合物的定义
任务三 有机化合物的组成及结构
﹡注意：CO、CO2、CaCO3、CaC2和HCN等（结构、性质与无机物更相似）——无机物。
二、有机化合物的特征
组成元素种类少，数目繁多；
容易燃烧；
熔点较低；
难溶于水，易溶于有机溶剂有机化合物；
有机反应速度慢、机理复杂，常伴有副反应。
任务三 有机化合物的组成及结构
最简单的碳氢化合物是甲烷CH4，而不是CH2。
CH4
四个C-H共价键（不一样）？
C 达到8电子的稳定结构，H 达到2电子的稳定结构
电子激发
2p
2s




2p
2s



三、有机化合物的结构
（一）碳原子的四价及其共价键的形成——杂化轨道理论
任务三 有机化合物的组成及结构
为什么CH4是正四面体结构 ？ AlCl 3 键角 120°， NH4+ 键角 109°28 ′。在成键过程中，轨道之间的夹角是怎样形成的 ？
Pauling 1931 年提出杂化轨道理论，发展了价键理论，可以对已知的构型进行解释。
任务三 有机化合物的组成及结构
2p
杂化轨道理论解释甲烷分子的形成过程：
2s
激发
与4个H的1s1成键
CH4
2p
2s
2s
2p
sp3
4sp3 杂化轨道
激发
杂化
任务三 有机化合物的组成及结构
1.杂化与杂化轨道的概念
在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的原子轨道。这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。
形成 CH4 分子时，中心碳原子的 2s 和 2px、2py、2pz 等四条原子轨道发生杂化，形成一组（四条）新的杂化轨道，即 4 条sp3 杂化轨道，这些 sp3 杂化轨道不同于 s 轨道，也不同于 p 轨道。杂化轨道有自己的波函数、能量、形状和空间取向。
任务三 有机化合物的组成及结构
价层电子
激发
空轨道
轨道重新组合
杂化轨道
成对电子中的一 个
与激发电子邻近
释放能量多
能量相近、类型不同的原子轨道
杂化轨道理论认为在分子的形成：激发、杂化、轨道重叠。
吸收能量少
轨道总数目不变，角度分布和形状发生变化。系统能量降低；成键轨道数目增加；生成的分子更稳定。
只有在形成分子时才发生；孤立的原子不可能发生杂化；只有能量相近的原子轨道才能发生杂化。
任务三 有机化合物的组成及结构
各杂化轨道形状、能量完全相同。
各杂化轨道所含成分不完全相同。
2.杂化的类型
任务三 有机化合物的组成及结构
直线型或sp杂化，由一个s和一个p轨道形成，沿p轨道的轴指向相反的方向；形成直线型分子。
（1） sp杂化
sp杂化在双原子分子中可能是重要的；
成键区域内重叠增加，对杂化有利的。
任务三 有机化合物的组成及结构
BeCl2
任务三 有机化合物的组成及结构
（2）sp2杂化
三角形或sp2杂化，由一个s和两个p轨道形成，在2p轨道平面上互成120°取向。
三氟化硼BF3分子具有平面构型，硼原子在一个以氟原子为顶点的等边三角形的中心。
任务三 有机化合物的组成及结构
乙烯C2H4分子具有平面构型，每个碳原子上的键相互形成的角非常接近120°。含有一个中心的C—C键；两个2p轨道在侧面重叠，形成一个正常的π键。因此，这种平面构型由于π键合而稳定起来。
任务三 有机化合物的组成及结构
（3）sp3杂化
四面体或sp3杂化，由一个s和三个p轨道形成，约互成109.5°取向。
以甲烷CH4为代表的烷烃的结构。由于这类键可绕键轴自由旋转，从而导致形成长的柔性的碳链。
CCl4, SiH4, NH4+, SO42-的中心原子都是 sp3 杂化。
Hybrid orbital
任务三 有机化合物的组成及结构
补充：等性杂化与不等性杂化
等性杂化
如C 的 sp3 杂化 ，4 条 sp3 杂化轨道能量一致
不等性杂化
H2O V 形结构 ， O sp3 不等性杂化 ；
判断是否等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等，不看未参加杂化的轨道的能量。
任务三 有机化合物的组成及结构
NH3中N 原子采取 sp3 不等性杂化
sp3杂化
NH3 中 共价键图
NH3的化学键空间构型
基态N
杂化轨道
NO2 、 SO2 的构型为 V 型，N, S 原子为 不等性sp2 杂化。
任务三 有机化合物的组成及结构
（二）碳原子之间的结合方式
单 键
双 键
三 键
任务三 有机化合物的组成及结构
（三）有机化合物结构的表示方法
有机物
分子式
构造式
结构简式
分子模型
分子中原子的连接顺序和方式。
分子中各原子的连接顺序和方式的化学式（结构式）。
甲烷
CH4
CH4
介于分子式和构造式之间的一种形式，能基本表示分子内原子排列情况也能看出原子个数。
任务三 有机化合物的组成及结构
化合物
分子式
构造式
结构简式
分子模型
乙 醇
C2H6O
H3C-CH2-OH
甲 醚
C2H6O
H3C- O- CH3
任务三 有机化合物的组成及结构
碳架异构体、位置异构体
官能团异构体、互变异构体
价键异构体
构型——分子中原子的空间排布；
同分异构体——分子式相同, 结构不同的化合物
（四）构型和同分异构体的概念
构造异构体
同分异构体
立体异构体
构型异构体
几何异构体、旋光异构体
交叉式构象、重叠式构象
构象异构体
任务三 有机化合物的组成及结构
四、有机化合物的分类
有机化合物
（碳架）
1.开链化合物
分子链都是开环
2.脂环族化合物
分子链都是闭环
3.芳香族化合物
含有苯环结构
4.杂环化合物
环中含有杂原子
丙 烷
环戊烷
苯
呋喃
任务三 有机化合物的组成及结构
有机化合物（官能团）分类
任务三 有机化合物的组成及结构
重点回顾
有机化合物的组成与性质
原子结构和元素周期性
分子结构和晶体性质

展开更多......

收起↑