第三章-物质结构.ppt

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,学习目标,1.,理解原子核外电子运动的特性，掌握,四个量子数,的符号和表示的意义及其取值规律；,2.,掌握核外电子排布原则及方法；掌握常见元素的,电子排布式和价电子构型,；,3.,了解核外电子排布和元素周期系之间的关系；,4.,了解离子键与共价键的特征及它们的区别；,6.,掌握,杂化轨道理论,要点、杂化轨道类型与分子几何构型；理解杂化轨道和分子几何构型的关系；,7.,了解,分子间作用力,的特征与性质；理解,氢键,的形成及对物质性质的影响。,一、电子的波粒二象性,31 原子核外电子的运动状态,测不准原理,在经典力学中，宏观物体在任一瞬间的位置和动量都可以用牛顿定律正确测定。如太空中的卫星，换言之，它的运动轨道是可测知的，即可以描绘出物体的运动轨迹(轨道)。,而对具有,波粒二象性的微粒，它们的运动并不服从牛顿定律，不能同时准确测定它们的速度和位置,。,二、波函数与原子轨道,1.,薛定谔方程,1926,年，奥地利物理学家薛定谔，根据波粒二象性概念提出了描述微观粒子运动状态的方程式，称为薛定谔方程。,波函数，解方程可求得,和E,波函数：,是描述核外电子空间运动状态的数学函数式，它是空间坐标的函数。电子在核外运动，有一系列的空间运动状态，一个波函数表示电子的一种运动状态，每一个特定状态就有一个相应的波函数。,原子轨道,：,即电子运动的区域，这个区域称为原子轨道。原子轨道是电子在核外空间运动的区域，没有确定的轨迹，这与经典力学中的轨道（如火车轨道、卫星轨道）有本质区别。,波函数与原子轨道常作同义词混用。,概率：,电子在核外空间某一区域内出现的机会称为,概率,。出现的机会多，概率大，反之，概率小。,概率密度：,电子在核外空间某处单位微体积内出现的概率叫,概率密度,。,电子云：,为了形象的表示核外电子运动的概率分布情况，化学上惯用小黑点分布的疏密来表示电子出现几率的相对大小。小黑点较密的地方，电子在该点概率密度较大，单位体积内电子出现的机会就多。这种概率密度分布形象化表示的图形称为,电子云,。,三,、,概率密度和电子云,氢原子1s电子云,S、p、d轨道的角度分布图（剖面图）,s、p、d轨道的电子云角度分布图,电子的运动状态可用波函数或原子轨道来描述，对给定的电子来说，它在一定的原子轨道上运动，这个原子轨道离核有多远，,能量,有多大？,形状,怎样？它在空间的,伸展方向,如何？以上三个问题即原子轨道的能量、形状、取向可用三个参数来表示，这些参数都是量子化的，叫做量子数。,当,三个量子数（n,m,l,）取值一定时，就确定了一个波函数 或一条原子轨道，也就确定了核外电子的一种空间运动状态。因此，人们常用这三个量子数来描述核外电子运动。后来人们用更精密的分光镜发现核外电子除空间运动之外还有一种“自旋运动”，用,自旋量子数m,s,表示。,四、四个量子数,四个量子数,如：,n,=3,l,=0(3s,亚层，,s,亚层只有一个球形的,s,轨道,),，,m,=0,，一种取向；为,3s,轨道。,n,=3,l,=1(3p,亚层，,p,亚层有三个,p,轨道,),，,m,=0,1,，三种取向。,n,=3,l,=2,（,3d,亚层，,d,亚层有五个,d,轨道），,m,=0,1,2,，五种取向。,n,=3,l=3,（不存在，是错误的。）,等价轨道,(,简并轨道,),：,指,n,l,相同，,m,不同的原子轨道，或能量相同的各原子轨道。如,3p,亚层的三个,p,轨道就是等价轨道。,3,2,原子核外电子排布与元素周期律,1.,多电子原子的能级,3,2,原子核外电子排布与元素周期律,1.,多电子原子的能级,Pauling近似能级图,鲍林近似能级图中圆圈表示原子轨道，按轨道能量高低顺序依次排列。一个能级组,(,在鲍林近似能级图的同一方框中,),，是一组能量相近的原子轨道。相邻能级组之间能量差较大。能级组的划分与元素周期表中划分的七个周期一致，体现了元素周期系中元素划分为周期的本质原因是原子轨道的能量关系。,由图可知：,l,相同时，,n,越大能级越高，如,E1s,E2s,E3s,，,E2p,E3p,E4p,；,n,相同时，,l,越大能级越高，如,Ens,Enp,End,Enf,；,n,和,l,均不同时，用（,n,0.7l,）判断，如,E4s,E3d,，,E5s,E4d,，,E6s,E4f,E5d,，这就是,“,能级交错,”。,（1）泡利不相容原理：,在一个原子中不可能有4个量子数完全相同的电子存在。所以同一原子轨道（n,l,m一定）中最多可容纳两个电子，而且自旋必须相反。,从泡利原理可确定每个电子层（n相同）可允许的轨道数为2n,2,。列表如下：,2.核外电子排布规则,（2）能量最低原理,：,在不违背泡利原理的条件下，电子的排布总是优先占据能量最低的轨道。,（,3,）洪特规则：,电子在等价轨道（,n,与,l,相同,m,不同）上排布时尽可能以自旋平行的方向分占不同的轨道。,例如：,N,原子的,2p,轨道上有,3,个电子，则必分占,px,，,py,和,pz,轨道，且自旋平行。,等价轨道在全空（,p,0,d,0,f,0,）、全满,(p,6,d,6,f,14,),、半满,(p,3,d,5,f,7,),时是稳定的。,例如：,3,个,p,轨道上有,6,个、,3,个或没有电子时是稳定结构。,基态原子,：,原子中的电子按电子排布三原则并结合鲍林近似能级图排布，此时该原子处于最低能量状态。任何原子基态结构只有一种。,激发态原子,：,比基态能量更高的结构状态。激发态结构可以有很多种。,元素原子的电子结构有三种表示方式：,电子排布式、轨道表示式、量子数表示,3.元素原子的电子排布式（电子结构）,按电子在各亚层中分布情况表示。如Mn（24号元素）原子的电子排布式为,1s,2,2s,2,2p,3,3s,2,3p,6,3d,5,4s,2,，其中划线部分为稀有气体原子Ar电子结构，化学中一般只是价电子发生变化，故为简洁可写成Ar3d,5,4s,2,，,价层电子构型为3d,5,4s,2,107种元素基态原子电子排布情况后表已给出。见P44表3-2。,（1）电子排布式,虽然电子排布的先后顺序,4s,先于,3d,，但写电子排布时，要把,3d,写在,4s,前同,3s,，,3p,一起写；,由于原子在化学反应时，通常只价层电子发生变化，故不必写出完整的电子排布式，只需写出原子的价层电子排布即可。即最高能级组中,价电子,（能用于成键的电子）,能级上的电子排布式。,把价电子层以内已达稀有气体电子结构的部分称为“,原子实,”，用该稀有气体符号加方括号表示。如：,24Cr,是在,18,号,Ar,基础上加,6,个,e,，故,24,Cr,电子排布式简写为,Ar3d,5,4s,1,。,注意,按电子在核外原子轨道中的分布情况，用用一个圆圈或方格表示一个原子轨道（等价轨道的圆圈或方格连在一起），用向上或向下的箭头表示电子的自旋状态。,例如：,N,原子,（2）轨道表示式,按电子所处的状态用整套量子数表示。,如,15,P(Ne3s,2,3p,3,)，则,3s,2,的这2个电子用整套量子数表示为,：3,0,0,+1/2；3,0,0,-1/2；,3p,3,的这3个电子用整套量子数表示为,：3,1,-1,+1/2；3,1,0,+1/2；3,1,1,+1/2；,（3）量子数表示,元素周期表：,元素周期表是原子核外排布周期性规律的表现形式。周期表按原子序数（亦即核电荷数）排列。,4.原子的电子层结构与元素周期表,(1),周期,共,7,个周期：与周期表的行对应。第,1,周期只有,2,个元素为特短周期；第,2,3,周期各有,8,个为短周期；第,4,5,周期各有,18,个为长周期；第,6,周期有,32,个为特长周期；第,7,周期预测有,32,个，现有,26,个为不完全周期；,周期数,=,能级组数,=,电子层数,=,原子最外层电子的主量子数,周期表中各周期总是从,ns,轨道开始，到,np,轨道结束，最外层,(,n,层,),电子数最多不超过,8,个,(,ns,2,np,6,),，次外层,(,n,-1),层,最多不超过,18,个,(,n,-1),s,2,(,n-,1),p,6,(,n-,1),d,10,。,(2),族,共16个族：与周期表的列对应。7个主族(A族)，7个副族(B 族)，1个0族(稀有气体)，1个 族(三个纵行)。,主族元素：,IA,VIIA，族数=价电子数，价电子构型为,ns,1,2,或,ns,2,np,1,5,。,副族元素：,IB,IIB族数=,ns,电子数；IIIBVIIB族数=(,n,-1),d+ns,电子数(镧系,锕系除外)，VIII族(,n-,1),d+ns,电子数等于8、9、10；价电子构型为(,n-,1),d,1,10,ns,0,2,。,0族元素：,稀有气体族。最外层电子已填满，价电子构型为,ns,2,或,ns,2,np,6,。,元素除了按周期和族分类外还可根据原子的价电子构型把周期表分为五个区。,s区,p区元素为主族元素，s区全是金属元素，p区有金属和非金属元素，d、ds、f区元素，为副族元素，并均为金属元素,。,区,s,p,d,ds,f,价电子构型,ns,12,ns,2,np,16,(n-1)d,19,ns,12,或(n-1)d,10,ns,0,(n-1)d,10,ns,12,(n-2)f,114,(n-1)d,02,ns,2,族,IA,IIA,IIAVIIIA,IIIBVIII,IB,IIB,镧系、锕系元素,(3)区,1.原子半径,(r),把晶体（或分子）中相邻两个原子核间距离的一半称为原子半径。,（1）金属半径：是指金属晶体中相邻的两个原子核间距的一半。,（2）共价半径：是指某一元素的两个原子以共价键结合时，两核间距的一半。,（3）范德华半径：是指两个原子只靠范德华力（分子间作用力）互相吸引时，它们原子间距的一半。,33 元素性质的周期性,共价半径,(a),和金属半径,(b),示意图,a,b,同周期：,在短周期中，原子半径逐渐减小。到稀有气体半径突然增大，因它们是范德华半径之故；在长周期中，主族元素原子半径的递变规律和短周期相似。副族元素原子半径递变缓慢。,同 族：,从上至下增大（电子层数增大）,原子半径的变化规律,原子在化合物中吸引成键电子能力的相对强弱以电负性来表示，电负性越大，其原子吸引成键电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。常用=2近似的标志金属和非金属性。,2.电负性(),同周期：,从左至右增大，稀有气体是同周期中最高的。,同 族：,A,族从上至下减小，,B,族从上至下增加。,常用 来判断化学键性质,。大的元素之间的化学键以离子键为主，相近的金属元素之间的化学键以金属键为主，相近的非金属元素之间的化学键以共价键为主。,电负性变化规律,3.,元素的氧化值,定义：当分子中原子之间的共用电子对被指定属于电负性较大的原子后，各原子所带的形式电荷数就是氧化值。,元素的氧化值与其价电子构型有关。由于元素价电子构型是周期性地重复，所以元素的最高氧化值也是周期性地重复。,元素参加化学反应时，可达到的最高氧化值等于价电子总数，也等于所属族数。,3.4,化学键,一、离子键,1.,离子键的形成,1,）电负性小的活泼金属和电负性大的活泼非金属相遇，发生电子转移，形成正、负离子，均达到稀有气体结构。,2,）正、负离子借静电引力相互靠近，当正、负离子靠近到吸引力和排斥力相等时，整个体系的能量降到最低，于是就形成了离子键。,以,NaCl,的形成为例：,正负离子靠近时的势能曲线,离子键：这种原子间发生电子转移，形成正、负离子，然后正、负离子间由静电引力形成的化学键称为离子键。,离子化合物：由离子键形成的化合物。,离子键的特征,离子键的,本质,是阴、阳离子间的,静电引力,；,离子键,无饱和性,、,无方向性,；,离子键具有,部分共价性,。,离子键不能说明H,2,O,2,HCl 等分子的形成，为了说明这些分子的形成，1916年Lewis 提出了共价键理论。,Lewis 认为：分子中原子通过共用电子对结合在一起，从而使分子中每个原子达到稀有气体的稳定结构。,如,Cl,Cl,H,H,二、共价键,共价键：原子间靠共用电子对而形成的化学键。,1.共价键的形成：,以H,2,的形成为例,E,0,D,R,r,o,当两个电子自旋相同H原子中彼此接近时，两个原子轨道异号叠加，核间电子概率密度减小，增加了两核间的斥力，系统能量升高，处于不稳定态，为排斥态；,当两个电子自旋相反H原子中彼此接近时，两个原子轨道发生重叠，核间电子概率密度增大，两个氢原子核都被核间概率密度较大的电子云所吸引，系统能量降低。当核间距 r,0,74 pm时，能量达到最低点，形成稳定分子。,E,0,D,R,r,o,2.价键理论的要点,能量最低原理,电子配对原理：,自旋方向相反的成单电子的原子相互靠近，通过原子轨道重叠使体系能量降低，电子相互配对形成共价键；,原子轨道最大重叠原理：,成键电子的原子轨道发生重叠时，总是尽可能的最大程度重叠，以尽量降低体系能量。,3.共价键的特征,具有饱和性,具有方向性,共价键的方向性和饱和性,共价键的数目由原子中单电子数决定，包括原有的和激发而生成的。,例如氧有两个单电子，H 有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成 2 个共价键。C 最多能与 4 个 H 形成共价键。原子中单电子数决定了共价键的数目。即为共价键的饱和性。,各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子间成的共价键，当然要具有方向性。,HCl,、,F,2,分子形成过程中的轨道重叠与取向,以 HCl 为例:,+,+,+,1s,z,+,3p,z,z,Cl,的,3p,z,和 H 的 1s 轨道重叠，只有沿着 z 轴重叠，才能保证最大程度的重叠，而且不改变原有的对称性。,Cl,2,分子中成键的原子轨道，也要保持对称性和最大程度的重叠。,p,z,z,p,z,+,+,z,+,+,4.共价键的类型,（1）按成键轨道与键轴（成键的两个原子核间的连线）之间的关系，分为,键和,键,：,键：,成键轨道的“,头碰头”,重叠，将成键轨道沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。,+,+,如 HCl 分子中的 3p 和 1s 的成键，,和 Cl,2,中的 3p 和 3p 的成键。,+,+,键的,3,种构成方式,键：,成键轨道的,“肩并肩”,重叠，,成键轨道绕键轴旋转,180,时，图形复原，但符号变为相反。,例如两个,p,x,沿,z,轴方向重叠的情况。,x,x,+,+,p,x,z,绕键轴旋转,180,+,+,两个,p,轨道“肩并肩”形成,键,N,2,分子中两个原子各有三个单电子 ，,p,x,p,y,p,z,沿 z,轴成键时，,p,z,与 p,z,“头碰头”形成一个,键。此时，p,x,和 p,x,，p,y,和 p,y,以“肩并肩”形式重叠，形成两个 键。,所以,N,2,分子的 3 键中，有,1 个 键，2 个 键。,（,2,）按键的极性分为非极性共价键和极性共价键,非极性共价键：,化学键中正、负电荷中心重合，则键无极性。如单质分子,H,2,、,O,2,、,N,2,等分子中的共价键,极性共价键,：化学键中正、负电荷中心不重合，则键有极性。如,HCl,、,CO,、,H,2,O,、,NH,3,等分子中的共价键,键的极性大小取决于成键两元素原子的电负性差。电负性差越大，键的极性就越强。,（,3,）按共用电子对来源分一般共价键与配位键,配位键其共用电子对是由成键原子中的某个原子单方提供，另一个原子只提供空轨道，但为成键原子双方所共用。,用“”表示，箭头从提供共用电子对的原子指向接受共用电子对的原子。,配位键的形成方式和共价键有所不同，但成键后两者是无本质区别。,配位键的形成,5,键参数,（,1,）键能（,E,）,衡量化学键强弱的物理量，它表示拆开一个键或形成一个键的难易程度。由于形成共价键必须放出能量，那么拆开共价键时，就需要供给能量。,键能越大，相应的共价键越牢固，组成的分子越稳定。,（,2,）键长（,l,）,分子中两成键原子核之间的平衡距离（即核间距,),。,在不同的分子中，两原子间形成相同类型的化学键时，其键长基本相同。相同原子形成的共价键的键长，单键,双键,三键。,键长越短，键能越大，键越牢固。,（,3,）键角（,）,分子中键与键的夹角。它是反映分子空间结构的重要指标之一。一般知道一个分子的键长和键角，就可以推知分子的空间构型。,电子激发,2p,2s,2p,2s,以CH,4,形成的过程,为例：在 CH,4,形成的过程中，,C,原子的电子曾有过如下的激发步骤，以得到 4 个单电子。,显然，这,4 个单电子所在原子轨道不一致。利用这些原子轨道与 4 个,H,原子形成的化学键，应该不完全相同，也不应该指向正四面体的四个顶点。,CH,4,为什么是正四面体结构？,而AlCl,3,键角 120，NH,4,+,键角10928。在成键过程中，轨道之间的夹角是怎样形成的？,3.5 杂化轨道理论与分子的几何构型,这些问题用一般价键理论难以解释。,Pauling在1931,年提出杂化轨道理论，非常成功地解释了构型方面的这类问题。,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。,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 CH,4,分子时，中心碳原子的 2,s,和 2,p,x,、2p,y,、2p,z,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,sp,3,杂化轨道，这些,sp,3,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。,2.杂化轨道的类型,+,+,=,在 sp,杂化轨道中，,s,和,p,的成份各 ,，,两条杂化轨道呈直线形分布互成 180角。,BeCl,2,分子直线形，用杂化轨道理论分析其成键情况，说明直线形构型的原因。,Be sp,杂化,2s,2,2p,0,2,条,sp,杂化轨道呈直线形分布，分别与 2 个,Cl,的 3,p,轨道成键，故分子为直线形。,（a）sp,杂化,Be,原子轨道杂化过程,sp,杂化过程及,sp,杂化轨道的形状,BF,3,平面三角形构型,B sp,2,杂化,（b）sp,2,杂化,3 个,sp,2,杂化轨道呈三角形分布，分别与 3 个,F,的 3,p,成,键，故,BF,3,分子构型为,三角形,。,B,原子轨道杂化过程,sp,2,杂化及其杂化轨道的空间取向示意图,（c）sp,3,杂化,sp,3,杂化轨道由一条ns轨道和三条np轨道杂化而成，形成四条性质相同、能量相等的sp,3,杂化轨道。每条sp,3,杂化轨道含1/4s和3/4p成分，轨道间夹角为109,0,28,，sp,3,杂化的分子或离子其空间构型为,正四面体,。如：CH,4,CCl,4,SiH,4,NH,4,+,SO,4,2-,的中心原子都是 sp,3,杂化,C,原子轨道杂化过程,CCl,4,分子的空间构型,sp,3,杂化轨道示意图,3.等性杂化与不等性杂化,等性杂化,如C,的,sp,3,杂化,，4 条 sp,3,杂化轨道能量一致,不等性杂化,H,2,O V,形结构，,O sp,3,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。,氨分子构型为三角锥形,NO,2,SO,2,的构型为 V 型，N,S 原子为 不等性sp,2,杂化。,一、分子的极性,双原子分子：,分子的极性与键的极性一致。如：,Cl,Cl,，非极性分子；,H,Cl,，极性分子。,多原子分子：,键无极性,(,如,S,8,),，则分子无极性。,键有极性，分子空间构型对称（如,CH,4,BF,3,),，分子无极性；分子空间构型不对称（如,H,2,O),，则分子有极性。,分子极性的大小常用偶极矩来衡量。,3.6,分子间力和氢键,偶极矩（,）,q d,单位：,C m,0,，极性分子；如：,（,NH,3,),4.3310,30,C m,0,，非极性分子；如：,(BCl,3,)=0 C m,越大，分子极性越强。,由实验测定，是矢量，方向从正到负，如,HCl,。,根据,值判断分子的空间构型。如：,NH,3,0,，三角锥型；,BCl,3,，,=0,，平面三角形；,CO,2,=0,，直线形；,SO,2,，,0,，,V,型。,二,、,分子间力,1.,取向力,固有偶极,之间的作用力叫取向力。取向力发生在极性分子之间。,2.,诱导力,非极性分子受到极性分子的影响，可以使正、负电荷重心发生相对位移，从而产生诱导偶极。,诱导力：,诱导偶极与固有偶极之间,的作用力叫诱导力。,诱导力存在于极性分子与非极性分子之间，也存在于极性分子之间。,3.,色散力,分子内部电子不断运动和核的振动，使某一瞬间分子的正负电荷中心不重合，形成瞬时偶极。分子间通过,瞬时偶极,产生的吸引力叫色散力。,非极性分子没有固有偶极，非极性物质分子之间正是由于色散力的作用才能凝聚为液体或固体的。,归纳,非极性分子之间只发生色散力；极性分子与非极性分子之间可发生色散力和诱导力；而极性分子间既有取向力也有诱导力和色散力。对大多数分子，色散力是主要的分子间力。分子的变形性大，色散力重要；分子的极性大，取向力重要。,4.,分子间力对物质性质的影响,1,）,分子间力越大，物质的熔、沸点越高。,同系列物质的熔、沸点一般随着分子量的增大而升高；当相对分子质量相同或相近时，极性分子化合物的熔、沸点比非极性分子高。,例：,CO,沸点,192,；,N,2,沸点,196,2,）,溶解性（相似相溶）,如：,NH,3,和,H,2,O,互溶（强取向力和氢键）,I,2,易溶于,CCl,4,CCl,4,不溶于水,3,）,分子间力越小，分子晶体硬度越小。,三、氢键,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,XHY,表示。,1.,产生的条件,要有一个与电负性很大的元素,X,以共价键结合的氢原子；,还要有一个电负性很大且含有孤电子对的原子,Y,；,X,与,Y,的原子半径要小，这样,X,原子的电子云才不会把,Y,原子排斥开。,氢键比化学键弱但是,比分子间作用力强,；,氢键的强弱与,X,、,Y,原子的电负性和半径有关。,X,、,Y,原子的电负性大，半径小则形成的氢键越强。,氢键具有,方向性和饱和性,（对大多数而言）,氢键的方向性：指,Y,原子与,XH,形成氢键时，将尽可能使氢键与,XH,键轴在同一方向，即,XHY,三个原子在同一直线上。这样，,X,与,Y,之间距离最远，两原子电子云之间排斥力最小，所形成的氢键最强，体系更稳定。,氢键的饱和性：指每一个,XH,只能与一个,Y,原子形成氢键。,氢键的本质：是一种较强的具有方向性的,静电引力,。,2.氢键的特点,分子间氢键：,由两个或两个以上分子形成的氢键。,如：HF H,2,O HCOOH,3.氢键的种类,分子内氢键：,同一分子内形成的氢键，形成螯和环，多见于有机化合物。,如：邻硝基苯酚、邻苯二酚,对物质熔、沸点的影响,：当分子间存在氢键时，分子间的结合力增大，熔、沸点升高；但当分子内形成氢键时常使其熔沸点低于同类化合物。,对水及冰密度的影响,：冰中的水分子都以氢键相连，形成空旷的结构，密度减小。临界点是4，此时分子热运动减弱，易形成氢键。,对物质溶解度的影响：,在极性溶剂中，若溶质能与溶剂形成氢键，则溶解度增大，如NH,3,极易溶于水，乙醇与水能以任意比例混溶。,4.氢键对物质性质的影响,1,、字体安装与设置,如果您对PPT模板中的字体风格不满意，可进行批量替换，一次性更改各页面字体。,在,“,开始”,选,项卡,中,，点击“,替,换”按,钮右,侧箭,头,，,选,择“,替,换,字,体,”。（如下,图）,在图“替换”下拉列表中选择要更改字体。（如下图）,在“替换为”下拉列表中选择替换字体。,点击“替换”按钮，完成。,87,2,、替换模板中的图片,模板中的图片展示页面，您可以根据需要替换这些图片，下面介绍两种替换方法。,方法一：更改图片,选中模版中的图,片,（,有些图片与其他,对象,进行了组合，,选,择,时,一定要选中图,片 本身，而不是组合）。,单击鼠标右键，选择“更改图片”，选择要替换的图片。（如下图）,注意：,为防止替换图片发生变形，请使用与原图长宽比例相同的图片。,87,赠送精美图标,