(共24张PPT)
第一节 晶体的常识
纯净物具有固定的熔、沸点，混合物没有固定的熔、沸点，这句话对吗？请举例说明。
提示 正确，比如水是纯净物，标准大气压下其沸点为100℃；沥青和玻璃都是混合物，它们没有固定的熔、沸点。
食盐、铜和干冰分别是由哪些微粒直接构成的？
提示 食盐是由Na＋和Cl－直接构成的，金属铜是由铜原子直接构成的，干冰是由CO2分子直接构成的。
1．
2．
1．了解晶体的特征和性质，理解晶胞的含义。(重点)
2．了解均摊法确定晶体组成的方法，通过练习掌握晶胞
中微粒个数的求法。(重点、难点)
固体分为_____和_______，晶体的自范性即___________
_________________的性质。晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里______________________的宏观表象。晶体呈自范性的条件之一是___________________。
晶体与非晶体的本质差异
主要看是否有_____性，原子空间排列是否_________。
笃学一 晶体与非晶体
1.
晶体
非晶体
晶体能自发
地呈现多面体外形
呈现周期性的有序排列
晶体生长的速率适当
2．
自范
相对有序
得到晶体的三条途径
(1)_______物质凝固；
(2)_____物质冷却不经液态，直接凝固(凝华)；
(3)溶质从溶液中析出。
熔融态的SiO2快速冷却形成_____，缓慢冷却形成_____。
晶体的特点：①_______________排列的高度有序性；②_________；③晶体的_____固定。
3．
熔融态
气态
玛瑙
水晶
4．
外形和内部质点
各向异性
熔点
晶胞是_____________的基本单元，习惯采用的，晶胞都是___________。整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成，所谓“无隙”是指_______________
___任何间隙，所谓“并置”是指所有晶胞都是_________
_____________。
对于一个平行六面体的晶胞来说，晶胞顶角上的原子是__
个晶胞共用的，晶胞棱上的原子是___个晶胞共用的，晶胞面上的原子是___个晶胞共用的，晶胞内部的原子则
_______________。
笃学二 晶胞
1.
描述晶体结构
平行六面体
相邻晶胞之间没
有
平行排列
的，取向相同
2．
8
4
2
完全属于该晶胞
填表对比晶体与非晶体
提示
【慎思1】
固体
性质 晶体 非晶体
自范性(本质区别) 有 无
是否均一 均一 不均一
固定熔沸点 有 无
某些物理性质的各向异性 有 无
能否发生X 射线衍射(最科学的区分方法) 能 不能(能发生散射)
举 例 NaCl晶体、I2晶体、SiO2晶体、Na晶体等 玻璃、橡胶等
晶体与晶胞有什么关系？
提示 (1)晶胞是描述晶体结构的基本单元。
一般来说，晶胞都是平行六面体，晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元，在它的上下、左右、前后，无隙并置地排列着无数晶胞，而且所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。
(2)晶体和晶胞的关系
整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞无隙并置而成，所谓无隙是指相邻晶胞之间没有任何间隙，所谓并置，是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。
【慎思2】
晶体与非晶体的本质差异(如下表所示)
要点一 | 晶体与非晶体
1．
自范性 微观结构
晶体 有(能自发呈现多面体外形) 原子在三维空间里呈周期性有序排列
非晶体 没有(不能自发呈现多面体外形) 原子排列相对无序
晶体呈现自范性的条件
晶体生长的速率适当。熔融态物质冷却凝固，有时得到晶体，但凝固速率过快，常常只得到看不到多面体外形的粉末或没有规则外形的块状物。如玛瑙是熔融态SiO2快速冷却形成的，而水晶则是熔融态SiO2缓慢冷却形成的。
晶体具有自范性的原因
晶体中粒子在微观空间里呈周期性的有序排列。非晶体中粒子的排列则相对无序，因而无自范性。
晶体的特点
(1)晶体的外形和内部质点的排列高度有序。
(2)晶体表现出各向异性。
(3)晶体的熔、沸点固定。
2.
3．
4．
(4)当单一波长的X 射线通过晶体时，不同的晶体会得到不同的X 射线衍射图谱。如图所示。
普通玻璃和水晶的根本区别在于 ( )。
A．外形不一样
B．普通玻璃的基本构成微粒无规则排列，水晶的基本构
成微粒按一定规律呈周期性重复排列
C．水晶有固定的熔点，普通玻璃无固定的熔点
D．水晶可用于能量转换，普通玻璃不能用于能量转换
解析 普通玻璃为非晶体，水晶为晶体，它们的根本区别在于内部微粒是否按一定规律呈周期性重复排列，即是否具有自范性。两种物质在性质上的差异正是其内部结构不同的体现。故选B。
答案 B
【例1】
结构决定性质，性质决定用途。性质和用途的差异不是晶体和非晶体的本质区别。
下列说法错误的是 ( )。
A．同一物质有时可以是晶体，有时可以是非晶体
B．区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是确定有没有固
定熔点
C．雪花是水蒸气凝华得到的晶体
D．溶质从溶液中析出可以得到晶体
解析 本题考查晶体获得的途径及区别晶体和非晶体的方法。A项正确，如晶态SiO2和非晶态SiO2；B项错误，最可靠的科学方法是对固体进行X 射线衍射实验。
答案 B
【体验1】
长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算(如下图)
要点二 | 晶体中粒子数的求算方法
1．
2．
根据晶体的晶胞结构，判断化学式正确的是( )。
【例2】
答案 C
已知X、Y、Z三种元素组成的化合物是离子晶体，其晶胞如图所示，则下面表示该化合物的化学式正确的是 ( )。
A．ZXY3 B．ZX2Y6
C．ZX4Y8 D．ZX8Y12
【体验2】
答案 A
实验探究六 利用均摊法求算晶体的相对分子质
量或组成晶胞的微粒之间的距离
【探究原理】
食盐晶体是由钠离子和氯离子组成的，如图所示，且均为等距离的交错排列。已知食盐的密度是2.2 g·cm－3，阿伏加德罗常数为6.02×1023·mol－1。在食盐晶体中两个距离最近的钠离子间的距离最接近于
【问题探究】
A．3.0×10－8cm B．3.5×10－8cm
C．4.0×10－8cm D．5.0×10－8cm
( )。
根据晶胞结构图知，距离最近的钠离子之间的距离为晶胞的一个面的面心和顶点之间的距离，设为x，则有：
x2＝2a2，解得x≈4.0×10－8 cm。故选C。
答案 C(共30张PPT)
第一节 原子结构
原子的构成是怎样的？
写出Na的原子结构示意图。
提示 。
什么是焰色反应？
提示 焰色反应是某些金属元素的单质或它们的化合物在灼烧时，使火焰呈现特殊的颜色的性质。
1．
2．
3．
了解原子核外电子的能级分布，能根据构造原理用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
了解核外电子的运动状态。
了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
了解泡利原理和洪特规则。
1．
2．
3．
4．
能层
多电子原子中，按电子的_____差异，可以将核外电子分成不同的能层，并用符号___________________________表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层。
多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能_____，还可以把它们分成_____，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf(n为能层序数)，任一能层的能级总是从___能级开始，而且能级数等于该__________
笃学一 能层与能级
1.
2．能级
能量
K、L、M、N、O、P、Q……
不同
能级
s
能层序数
能层、能级与最多容纳的电子数
(1)以s、p、d、f……排序的各能级最多可容纳的电子数依次为1、3、5、7……的___倍。
(2)原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是_____。
3．
2
2n2
(1)含义：
随着原子_____的递增，绝大多数元素的原子核外电子将遵循以下顺序填充到各能级中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、____、4p、5s、____、5p、6s、____、____、____、
7s……这个排列顺序被称为构造原理。
笃学二 构造原理
1. 构造原理
序数
3d
4d
4f
5d
6p
(2)构造原理示意图
(1)元素原子的电子排布式中能级符号右上角的数字是该能级上_____________。钾原子的电子排布式为_________________。
(2)为了书写方便，通常还会将电子排布式进行简化，用稀有气体结构代替已经充满的电子层。示例：Fe 1s22s22p63s23p63d64s2，简化电子排布式是__________。
2．电子排布式
排布的电子数
1s22s22p63s23p64s1
Ar]3d64s2
能量最低原理、基态与激发态
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于
_________，简称能量最低原理；处于_________的原子叫做基态原子；当基态原子的电子_____能量后，电子会跃迁到_________，变成激发态原子。
光谱
不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的_____光谱或_____光谱，总称原子光谱。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为_________。
笃学三 能量最低原理、基态与激发态、光谱
1.
2．
最低状态
最低能量
吸收
较高能级
吸收
发射
光谱分析
电子云
(1)电子在核外空间做高速运动，_____(填“有”或“没有”)确定的轨道，只能确定它在原子核外各处出现的_____，得到的概率分布图看起来像一片云雾。因而被形象地称作_______。
(2)绘制电子云轮廓图是为了表达_________________，给出电子在核外空间里经常出现的_____，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。
(3)s电子云是___形的(原子核位于球心)，能层序数n越大，电子云半径_____；p电子云是_____形的，每个p能级有
___个原子轨道，它们相互_____，分别以___________为符号。
笃学四 电子云与原子轨道
1.
没有
概率
电子云
电子云轮廓的形状
区域
球
越大
哑铃
垂直
px、py、pz
3
泡利原理和洪特规则
(1)_______________________________________________
_____，这个原理是由_____首先提出的，称为_____原理。在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是_____的，自旋只有两种状态：___________和___________。
(2)________________________________________________
______________________________，这个规则是由_____首先提出的，称为_____规则。
2．
1个原子轨道里最多只容纳2个电子，而且自旋状态
相反
泡利
泡利
不同
顺时针状态
逆时针状态
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独
占据一个轨道，而且自旋状态相同
洪特
洪特
(1)现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次________。
(3)____元素是宇宙中最丰富的元素，地球上的元素绝大多数是____，非金属(包括稀有气体)仅____种。
提示 (1)大爆炸 (2)氢 氦 锂 融合 (3)氢 金属 22
【慎思1】
不同能级的能量有什么关系？
提示 (1)在每一个能层中，能级符号顺序为ns、np、nd、nf……(n代表能层)，能量依次升高，即在第n层中，不同能级的能量大小顺序是E(ns)(2)不同能层，能级符号相同，n越大，能量越高，如E(1s)【慎思2】
从第几能层开始出现“能级交错”现象的？
提示 各能级s、p、d、f的能量高低顺序可表示为(n为能层序数)：Ens＞E(n－1)s＞E(n－2)s……Enp＞E(n－1)p＞E(n－2)p……End＞E(n－1)d＞E(n－2)d……Enf＞E(n－1)f＞E(n－2)f……但由构造原理可知，从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序，即产生能级交错现象，可表示为：Ens＜E(n－2)f＜E(n－1)d＜Enp……如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等．
【慎思3】
什么是电子排布图？
提示 电子排布图(或轨道表示式)是用来表示原子核外电子排布的一种图式。电子排布图可以体现泡利原理、能量最低原理和洪特规则等原子核外电子的排布规律。例如，
氮原子的轨道表示式是 ，在电子排布图中，用每个方框(或圆圈)表示一个轨道，用↑和↓表示电子的不同自旋状态。
【慎思5】
基态与激发态原子之间有什么关系？
【慎思4】
分别画出氮原子的原子结构示意图，电子排布式及电子排布图。
提示 氮原子结构示意图表示为 ；氮电子
排布式表示为 1s22s22p3；用电子排布图表示为
。
【慎思6】
能级表示方法及各能级所能容纳的最多电子数
要点一 | 能层与能级之间的关系
1．
各能层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数
电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳电子数
1 1s 1 2
2 2s，2p 4 8
3 3s，3p，3d 9 18
4 4s，4p，4d，4f 16 32
n － n2 2n2
2．
下列有关认识正确的是 ( )。
A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序依次为1、
3、5、7
B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各能层含有的能级数为n－1
D．各能层含有的电子数为2n2
解析 各能层中的能级数等于其所处的能层数，即当n＝1时，它只有一个s能级，当n＝2时，含有两个能级分别为s、p能级，所以B、C都不正确；D选项中每个能层最多能填充2n2个电子，但不是一定含有2n2个电子。
答案 A
【例1】
本题中的D选项是一个易错点，在电子排布时，从低能级开始填充，填满了低能级再填充较高能级，所以在填充时只能是最多能填充2n2个电子，而不是一定，如当某个能层是最外层时最多只能填充8个电子。
某元素原子的核外有三个能层，最外能层有4个电子，该原子核内的质子数为 ( )。
A．14 B．15 C．16 D．17
解析 原子核外共有三个电子层，最内层只有1s能级，可容纳2个电子，第二层有2s、2p两个能级，可容纳1×2＋3×2＝8个电子，最外层有4个电子，所以该原子核外有14个电子，又因在原子中核外电子数等于核内质子数，故选A。
答案 A
【体验1】
能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的
状态。
泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳两个电子，且自
旋方向不同。如2s轨道上的电子排布为 ，不能表
示为 。
要点二 | 原子核外电子排布所遵循的原理
1．
2.
洪特规则：原子核外电子在同一能级的不同轨道上排布时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。如
2p3的电子排布为 ，不能表示为
或 。
注：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，这一点违反了洪特规则，可看成是洪特规则的特例。如：24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满稳定)；29Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满稳定，4s1为半充满稳定)。
3．
下列原子的外围电子排布式(或外围电子排布图)中，哪一种状态的能量较低？
(1)氮原子：
(2)钠原子：A.3s1 B．3p1
(3)铬原子：A.3d54s1 B．3d44s2
(4)碳原子：
【例2】
解析 本题考查的是核外电子排布所遵循原理的知识。据洪特规则，电子在能量相同的各个轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同，故(1)选B。(4)选A；根据能量最低原理，核外电子先占据能量低的轨道，再占据能量高的轨道，(2)中由于3s轨道的能量低于3p轨道的，故选A；(3)中A的3d5为半充满状态，为相对稳定的状态，所以选A。
答案 (1)B (2)A (3)A (4)A
下列各原子或离子的电子排布式错误的是 ( )。
A．Na＋ 1s22s22p6 B．F 1s22s22p5
C．Cl－ 1s22s22p63s23p5 D．Ar 1s22s22p63s23p6
解析 本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数。s能级最多容纳2个电子，p能级最多可容纳6个电子；电子总是从能量低的能层、能级排列，Cl－应是Cl原子得一个电子形成的稳定结构，所以Cl－的电子排布式应为1s22s22p63s23p6。
答案 C
【体验2】
实验探究一 过渡元素的核外电子排布规律
(1)过渡元素的核外电子排布与主族元素不同，其次外层电子数一般不饱和，在发生化学反应时，次外层甚至倒数第三层的电子可以失去。
(2)第ⅠA、ⅡA族除一、二周期外其次外电子层都有8个电子；第ⅢA到零族除短周期外，其次外层电子数皆为18个。
(3)过渡元素最外层电子数不超过2个，次外层一般不饱和，因此过渡元素的阳离子一般不具有稀有气体结构。
(4)过渡元素最外层、次外层甚至倒数第三层上的电子都可成为价电子，因此过渡元素通常有变价。
【探究原理】
下表列出了核电荷数为21～25的元素的最高正化合价，回答下列问题：
(1)写出下列元素基态原子的核外电子排布式；
Sc____________________，Ti____________________，
V____________________，Mn____________________。
【问题探究】
元素名称 钪 钛 钒 铬 锰
元素符号 Sc Ti V Cr Mn
核电荷数 21 22 23 24 25
最高正价 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7
(2)已知基态铬原子的电子排布是1s22s22p63s23p63d54s1，并不符合构造原理。人们常常会碰到客观事实与理论不相吻合的问题，当你遇到这样的问题时，你的态度是______
________________________________________________。
(3)对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价，你发现的规律是________________________；
出现这一现象的原因是____________________________。
思路点拨 判断某些元素核外电子的排布情况，一要熟练掌握原子的核外电子排布式，二要掌握核外电子排布的规律性，同时还应注意在核外电子排布中的特例。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d14s2或[Ar]3d14s2
1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2
1s22s22p63s23p63d34s2或[Ar]3d34s2
1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2
(2)尊重客观事实，注意理论适用范围，掌握特例等
(3)五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s电子和次高能层d电子数目之和 能级交错使得d电子也参与了化学反应(共62张PPT)
请分别用一句话表达下列关键词：
晶体 晶胞 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 晶格能
提示 晶体：内部微粒(原子、离子和分子)在三维空间按一定规律做周期性有序排列构成的固体物质，叫晶体。
晶胞：描述晶体结构的基本单元；一般都是平行六面体。
分子晶体：由分子构成，相邻分子靠分子间作用力相互吸引。
原子晶体：原子间都以共价键相结合，是三维的空间网状结构。
章 末 归 纳 整 合
金属晶体：通过金属阳离子与自由电子之间的较强作用形成的单质晶体，叫做金属晶体。
离子晶体：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
晶格能：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值。
一、氯化钠、氯化铯晶体——离子晶体
由于离子键无饱和性与方向性，所以离子晶体中无单
个分子存在。阴阳离子在晶体中按一定的规则排列，
使整个晶体不显电性且能量最低。离子的配位数分析
如下：
1．氯化钠晶体中每个Na＋周围有6个Cl－，每个Cl－周围
有6个Na＋，与一个Na＋距离最近且相等的Cl－围成的
空间构型为正八面体。每个Na＋周围与其最近且距离
相等的Na＋有12个。如图。
因此CsCl的一个晶胞中含有1个CsCl(1个Cs＋和1个Cl－)。
二、金刚石、二氧化硅——原子晶体
金刚石晶体
C原子数∶C—C键键数＝1∶2；C原子数∶ 六元环数＝1∶2。
2．二氧化硅晶体结构与金刚石相似，C被Si代替，C与C
之间插氧，即为SiO2晶体，则SiO2晶体中最小环为12
环(6个Si，6个O)，
即Si ∶ O＝1∶2，用SiO2表示。
在SiO2晶体中每个Si原子周围有4个氧原子，同时每个氧原子结合2个硅原子。一个Si原子可形成4个Si—O键，1 mol Si原子可形成4 mol Si—O键。
但是由此有许多学生认为二氧化硅晶体结构中一个最小的环是由8个原子构成的。实际上，在二氧化硅晶体中每个硅原子与周围的4个氧原子的成键情况与金刚石晶体中的碳原子与周围的其他碳原子连接的情况是相同的。即每个硅原子与周围的4个氧原子构成一个正四面体。只是每个氧原子又处在由另一个硅原子为中心的一个正四面体上。即每个氧原子为两个硅氧四面体共用。如上图所示。从此图中可以明确看出，构成二氧化硅晶体结构的最小环是由12个原子构成的椅式环，注意图中O－Si－O夹角为109°28′。
三、干冰——分子晶体
干冰晶体是一种立方面心结构，立方体的8个顶角及6
个面的中心各排布一个CO2分子，晶胞是一个面心立
方。一个晶胞实际拥有的CO2分子数为4个(均摊法)，
每个CO2分子周围距离相等且最近的CO2分子共有12
个。分子间由分子间作用力形成晶体。每个CO2分子
内存在共价键，因此晶体中既有分子间作用力，又有
化学键，但熔、沸点的高低由分子间的作用力决定，
重要因素是相对分子质量，因此当晶体熔化时，分子
内的化学键不发生变化。
四、石墨——混合型晶体
石墨晶体是层状结构，在每一层内有无数个正六边
形，同层碳原子间以共价键结合，晶体中C—C的夹
角为120°，层与层之间的作用力为范德华力，每个C
原子被6个棱柱共用，每6个棱柱实际占有的C原子数
为2个。
石墨的独特结构决定了它的独特性质，该晶体实际介于原子晶体、分子晶体、金属晶体之间，因此具有各种晶体的部分性质特点，是一种混合型晶体。如熔点高、硬度小、能导电等。
五、固态金属单质——金属晶体
金属(除金属汞外)在常温下都是晶体，在金属中，金
属原子好像许多硬球一样一层一层紧密地堆积着。每
个金属原子周围都有许多相同的金属原子围绕着。其
实由于金属原子的最外层电子都较少，故金属原子容
易失去电子变成金属离子。金属原子释放电子后形成
的离子按一定规律堆积，释放的电子则在这个晶体里
由运动，这就是自由电子。在金属晶体的内部，金属
离子和自由电子之间存在较强的相互作用力，这个作
用力便是金属键。因此有人形象地将金属键比喻为金
属阳离子沉浸在自由电子的海洋里。
现有四种晶体，其离子排列方式如下图所示，其中化学式正确的是 ( )。
【例1】
答案 CD
NaCl的晶胞如图，每个NaCl晶胞中含有的Na＋离子和Cl－离子的数目分别是 ( )。
A. 14，13 B. 1，1 C. 4，4 D. 6，6
【例2】
答案 C
下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是 ( )。
A．最小的环上，有3个Si原子和3个O原子
B．最小的环上，Si和O原子数之比为1∶2
C．最小的环上，有6个Si原子和6个O原子
D．存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶角
解析 二氧化硅是原子晶体，结构为空间网状，存在硅氧四面体结构，硅处于中心，氧处于4个顶角，在SiO2晶体中，每6个Si和6个O形成一个12元环(最小环)，所以C选项正确，A、B、D选项均错误。
答案 C
【例3】
石墨烯是由碳原子构成的单层片状结构的新材料
(结构示意图如下)，可由石墨剥离而成，具有极好的应用前景。下列说法正确的是 ( )。
A．石墨烯与石墨互为同位素
B．0.12 g石墨烯中含有6.02×1022个碳原子
C．石墨烯是一种有机物
D．石墨烯中的碳原子间以共价键结合
【例4】
解析 同位素的研究对象是原子，A选项错误；0.12 g石墨烯的物质的量为0.01 mol，所含碳原子个数为0.01 NA，B选项错误；有机物一般含有碳、氢元素，C选项错误；由图示可知，石墨烯中碳原子间均为共价键结合，D选项正确。
答案 D
乙炔是有机合成工业的一种原料。工业上曾用CaC2与水反应生成乙炔。
(1) CaC2中C22－与O22＋互为等电子体，O22＋的电子式可表示为________；1 mol O22＋中含有的π键数目为________。
(2)将乙炔通入[Cu(NH3)2]Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu＋基态核外电子排布式为____________________________。
(3)乙炔与氢氰酸反应可得丙烯腈(H2C===CH—C≡N)。丙烯腈分子中碳原子轨道杂化类型是________；分子中处于同一直线上的原子数目最多为________。
【例5】
(4) CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如右图所示)，但CaC2晶体中含有的中哑铃形C22－的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2晶体中1个Ca2＋周围距离最近的C22－数目为________。
解析 (1)根据等电子体原理可知，O22＋的电子式[··O O··]2＋，在1 mol三键含有2 mol的π键和1 mol的σ键，故1 mol O22＋中，含有2NA个π键
(2)Cu为29号元素，要注意3d轨道写在4s轨道的前面同时还有就是它的3d结构，Cu＋的基本电子排布式为1s22s22p63s23p63d10
(3)通过丙烯氰的结构可以知道碳原子的杂化轨道类型为sp和sp2杂化，同一直线上有3个原子。
(4)依据晶胞示意图可以看出，从晶胞结构图中可以看出，1个Ca2＋周围距离最近的C22－有4个，而不是6个，要特别注意题给的信息。
答案 (1)[··O O··]2＋ 2NA (2)1s22s22p63s23p63d10
(3)sp杂化 sp2杂化 3 (4)4
铜单质及其化合物在很多领域有重要的用途，如金属铜用来制造电线电缆，五水硫酸铜可用作杀菌剂。
(1)Cu位于元素周期表第ⅠB族。Cu2＋的核外电子排布式为________。
(2)下图是铜的某种氧化物的晶胞结构示意图，可确定该晶胞中阴离子的个数为________。
【例6】
(3)胆矾CuSO4·5H2O可写成[Cu(H2O)4]SO4·H2O，其结构示意图如下：
下列说法正确的是________(填字母)。
A. 在上述结构示意图中，所有氧原子都采用sp3杂化
B. 在上述结构示意图中，存在配位键、共价键和离子键
C. 胆矾是分子晶体，分子间存在氢键
D. 胆矾中的水在不同温度下会分步失去
(4)往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2＋配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2＋形成配离子，其原因是___________________。
(5)Cu2O的熔点比Cu2S的________(填“高”或“低”)，请解释原因______________________________________。
解析 (1)Cu(电子排布式为：[Ar]3d104s1)→Cu2＋的过程中，参与反应的电子是最外层的4s及3d上各一个电子，故Cu2＋离子的电子是为：[Ar]3d9 或1s22s22p63s23p63d9；(2)从图中可以看出阴离子在晶胞有四类：顶角(8个)、棱上(4个)、面上(2个)、体心(1个)，根据立方体的分摊法，可知该晶胞中有4个阴离子；(3)胆矾是由水合铜离子及硫酸根离子构成的，属于离子化合物，C不正确；(4)N、F、H三种元素的电负性：F＞N＞H，所以NH3中共用电子对偏向N，而在NF3中，共用电子对偏向F，偏离N原子；(5)由于氧离子的离子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜离子与氧离子形成的离子键强于亚铜离子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔点比Cu2S的高。
答案 (1)[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9 (2)4个 (3)B、D (4)N、F、H三种元素的电负性：F>N>H，在NF3中，共用电子对偏向F，偏离N原子使得氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键 (5)高 Cu2O与Cu2S相比阳离子相同，阴离子所带的电荷数也相同，但O2－半径比S2－半径小，所以Cu2O的晶格能更大，熔点更高
在NaCl晶体中，Na＋和Cl－的最短平均距离为a cm，NaCl晶体的密度为b g·cm－3，则阿伏加德罗常数可表示为 ( )。
【例7】
答案 B
点拨 灵活运用解题策略处理复杂、抽象、一般性的问题，往往可以使问题变得简单、具体、特殊，而易于形成解题思路。
最近科学家发现一种由钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，如图所示，顶角和面心的原子是钛原子，棱的中心和体心的原子是碳原子，则它的化学式是：
A．TiC B．Ti6C7 C．Ti14C13 D．Ti13C14
【例8】
解析 由于是构成的气态团簇分子结构，而非晶胞结构，故只需数出 Ti和C的数目，即可得它的化学式。
答案 C
生物质能是一种洁净、可再生的能源。生物质气(主要成分为CO、CO2、H2等)与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。
(1)上述反应的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。写出基态Zn原子的核外电子排布式__________________________。
(2)根据等电子原理，写出CO分子结构式_____________。
(3)甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制Cu(OH)2的碱性溶液反应生成Cu2O沉淀。
①甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是________；甲醛分子中碳原子轨道的杂化类型为____________________。
【例9】
②甲醛分子的空间构型是________；1 mol甲醛分子中σ键的数目为________。
③在1个Cu2O晶胞中(结构如图所示)，所包含的Cu原子数目为________。
解析 (1)Zn的原子序数为30，注意3d轨道写在4s轨道的前面；(2)依据等电子原理，可知CO与N2为等电子体，N2分子的结构式为：N≡N；互为等电子体分子的结构相似，可写出CO的结构式；(3)甲醇分子之间形成了分子间氢键，甲醛分子间只是分子间作用力，而没有形成氢键，故甲醇的沸点高；甲醛分子中含有碳氧双键，故碳原子轨道的杂化类型为sp2杂化；分子的空间构型为平面型；1 mol甲醛分子中含有2 mol碳氢σ键，1 mol碳氧σ键，故含有σ键的数目为 3NA；依据晶胞示意图可以看出Cu原子处于晶胞内部，所包含的Cu原子数目为4。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s2 或[Ar]3d10 4s2 (2)C≡O
(3)①甲醇分子之间形成氢键 sp2杂化 ②平面三角形 3NA ③4
点拨 本题主要考查核外电子排布式、等电子体原理、分子间作用力、杂化轨道、共价键类型、分子的平面构型。
下图是超导化合物——钙钛矿晶体中最小重复单元(晶胞)的结构。请回答：
【例10】
(1)该化合物的化学式为________。
(2)在该化合物晶体中，与某个钛离子距离最近且相等的其他钛离子共有________个。
(3)设该化合物的式量为M，密度为a g·cm－3，阿伏加德罗常数为NA，则晶体中钙离子与钛离子之间的最短距离为________。
点拨 要看清图形，把数学知识迁移到化学题当中。
单质硼有无定形和晶体两种，参考下列数据：
【例11】
金刚石 晶体硅 晶体硼
熔点(K) ＞3 823 1 638 2 573
沸点(K) 5 100 2 628 2 823
硬度(Moh) 10 7.0 9.5
(1)晶体硼的晶体类型属于________晶体，理由是_____________________。
(2)已知晶体硼的基本结构单元是由硼原子组成的正二十面体(如图所示)，其中含有二十个等边三角形和一定数目
的顶角，每个顶角上各有一个硼原子。通过观察图形及计算确定：
①该基本结构单元是由________个硼原子构成的；其中B—B键的键角为________；所含B—B键的的数目是________。
②若将晶体硼结构单元中的每一个顶角均削去，余下的部分就和C60晶体的结构相同，据此确定：C60是由________个正六边形和________个正五边形构成。
③硼酸分子的结构式为 和Al(OH)3的结构相
似，已知0.01 mol硼酸与20 mL 0.5 mol·L－1的NaOH溶液反应的化学方程式为________。
答案 (1)原子 晶体硼的熔点、沸点都很高，硬度也很大
(2)①12 60° 30 ②20 12 ③B(OH)3＋NaOH===NaBO2＋2H2O
点拨 物质的分子有各种几何构型，应用数学中的几何思想，分析分子结构，能使抽象的变为具体的，枯燥的变为美好的，因此在化学学习过程中，要把数学知识渗透其中，达到相互融合，互相促进，形成立体化知识结构，有利于发散思维、创新思维的形成，解题是为了培养我们的能力，在解题过程中学会学习、学会思考、学会创新。
镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。工业上从海水中提取镁时，先制备无水氯化镁，然后将其熔融电解，得到金属镁。
(1)以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时，常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有____________________________________。
(2)已知MgO的晶体结构属于NaCl型。某同学画出的MgO晶胞结构示意图如右图所示，请改正图中错误：______。
【例12】
(3)用镁粉、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成焰火。燃放时，焰火发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：__________________________________。
(4)Mg是第三周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见表：解释表中氟化物熔点差异的原因：_____________。
氧化物 NaF MgF2 SiF4
熔点/K 1 266 1 534 183
(5)人工模拟是当前研究的热点。有研究表明，化合物X可用于研究模拟酶，当其结合NNOOR′H或Cu(I)(I表示化合价为＋1)时，分别形成a和b：
①a中连接相邻含N杂环的碳碳键可以旋转，说明该碳碳键具有________键的特性。
②微粒间的相互作用包括化学键和分子间相互作用，比较a和b中微粒间相互作用力的差异：________。
答案 (1)增大离子浓度，从而增大熔融盐的导电性(2)⑧应为黑色
(3)原子核外电子按一定轨道顺序排列，轨道离核越远，能量越高。燃烧时，电子获得能量，从内侧轨道跃迁到外侧的另一条轨道。跃迁到新轨道的电子处在一种不稳定的状态，它随即就会跳回原来轨道，并向外界释放能量(光能)
(4)NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF与MgF2远比SiF4熔点要高。又因为Mg2＋的半径小于Na＋的半径，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度，故MgF2的熔点大于NaF
(5)①σ ②a中微粒间的相互作用为氢键，b中微粒间的相互作用为配位共价键
1．根据物质在相同条件下的状态不同
提示 一般熔、沸点：固＞液＞气，如：碘单质＞汞＞
CO2
2．由周期表看主族单质的熔、沸点
提示 同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐
低；而非金属单质熔点、沸点渐高。但碳族元素特殊，
即C，Si，Ge，Sn越向下，熔点越低，与金属族相似；
还有ⅢA族的镓熔点比铟、铊低；ⅣA族的锡熔点比铅
低。
3．同周期中的几个区域的熔点规律
提示 ①高熔点单质 C，Si，B三角形小区域，因其为原子
晶体，故熔点高，金刚石和石墨的熔点最高大于3 550 ℃。
金属元素的高熔点区在过渡元素的中部和中下部，其最高熔
点为钨(3 410 ℃)。
②低熔点单质 非金属低熔点单质集中于周期表的右和右上
方，另有ⅠA的氢气。其中稀有气体熔、沸点均为同周期的
最低者，如氦的熔点(－272.2 ℃，26×105Pa)、沸点
(268.9 ℃)最低。
金属的低熔点区有两处：ⅠA、ⅡB族Zn，Cd，Hg及ⅢA族
中Al，Ge，Th；ⅣA族的Sn，Pb；ⅤA族的Sb，Bi，呈三角
形分布。最低熔点是Hg(－38.87 ℃)，近常温呈液态的镓
(29.78 ℃)铯(28.4 ℃)，体温即能使其熔化。
4．从晶体类型看熔、沸点规律
提示 晶体纯物质有固定熔点：不纯物质凝固点与成
分有关(凝固点不固定)。非晶体物质，如玻璃、水
泥、石蜡、塑料等，受热变软，渐变流动性(软化过
程)直至液体，没有熔点。
①原子晶体的熔、沸点高于离子晶体，又高于分子晶
体。
在原子晶体中成键元素之间共价键越短的键能越大，则
熔点越高。判断时可由原子半径推导出键长、键能再比
较。如
键长：金刚石(C—C)＞碳化硅(Si—C)＞晶体硅(Si—Si)。
熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅
②在离子晶体中，化学式与结构相似时，阴阳离子半径之和越小，离子键越强，熔沸点越高。反之越低。
如KF＞KCl＞KBr＞KI，CaO＞KCl。
③分子晶体的熔沸点由分子间作用力而定，分子晶体分子间作用力越大物质的熔沸点越高，反之越低。(具有氢键的分子晶体，熔沸占反常地高，如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S，C2H5OH＞CH3—O—CH3)。对于分子晶体而言又与极性大小有关，其判断思路大体是：
ⅰ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，物质的熔沸点越高。如：CH4＜SiH4＜GeH4＜SnH4。
ⅱ组成和结构不相似的物质(相对分子质量相近)，分子极性越大，其熔沸点就越高。如：CO＞N2，CH3OH＞CH3—CH3。
ⅲ在高级脂肪酸形成的油脂中，不饱和程度越大，熔沸点越低。如C17H35COOH(硬脂酸)＞C17H33COOH(油酸)；
ⅳ烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随着分子里碳原子数增加，熔沸点升高，如C2H6＞CH4，C2H5Cl＞CH3Cl，CH3COOH＞HCOOH。
ⅴ同分异构体：链烃及其衍生物的同分异构体随着支链增多，熔沸点降低。如：CH3(CH2)3CH3(正)＞CH3CH2CH(CH3)2(异)＞((CH3)4C)(新)。芳香烃的异构体有两个取代基时，熔点按对、邻、间位降低。(沸点按邻、间、对位降低)
④金属晶体：金属单质和合金属于金属晶体，其中熔、沸点高的比例数很大，如钨、铂等(但也有低的如汞、铯等)。在金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子静电作用越强，金属键越强，熔沸点越高，反之越低。如Na＜Mg＜Al。
合金的熔沸点一般说比它各组份纯金属的熔沸点低。如铝硅合金＜纯铝(或纯硅)。
5．某些物质熔沸点高、低的规律性
提示 ①同周期主族(短周期)金属熔点。如Li＜Be，
Na＜Mg＜Al
②碱土金属氧化物的熔点均在2 000 ℃以上，比其他族
氧化物显著高，所以氧化镁、氧化铝是常用的耐火材
料。
③卤化钠(离子型卤化物)熔点随卤素的非金属性渐弱而
降低。如NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI。
通过查阅资料我们发现影响物质熔沸点的有关因素有：
①化学键，分子间力(范德华力)、氢键；②晶体结构，
有晶体类型、三维结构等，好像石墨跟金刚石就有点不
一样；
③晶体成分，例如分子筛的硅铝比；④杂质影响：一般纯物质的熔点等都比较高。但是，分子间力又与取向力、诱导力、色散力有关，所以物质的熔沸点的高低不是一句话可以讲清的。我们在中学阶段只需掌握以上的比较规律。
晶体中原子空间利用率的计算，实质是考查同学们的空间想象能力和几何计算能力。此类题目要运用数形结合的分析方法，一般要先画出金属晶体的侧面图，再用勾股定理计算。
(1)计算每个晶胞含有几个原子。
(2)找出原子半径r与晶胞边长a的关系。
学科思想培养六 数形结合思想计算晶体空间利用率
某些晶体(Cu、Ag、Au)的原子按面心立方的形式紧密堆积，即在晶体结构中可以画出一个立方体的结构单元，金属原子处于立方体的八个顶点和六个侧面上，试计算这类金属晶体原子的空间利用率。
【例1】
答案 该类金属晶体原子的空间利用率为74%
下图为某晶体的一个晶胞，该晶体由A、B、C三种基本粒子组成。试根据图示判断，该晶体的化学式是 ( )。
A．A6B8C B．A2B4C
C．A3BC D．A3B4C
【例2】
答案 C(共39张PPT)
第三节 分子的性质
什么是极性键？什么是非极性键？如何判断共价键是极性键还是非极性键呢？
提示 极性共价键：由不同种原子形成，电子对发生偏移，两个成键原子一个呈正电性（δ＋），电子对偏离它；另一个原子呈负电性（δ－），电子对偏向它。
非极性共价键：由同种元素原子间形成的共价键，电子对不发生任何偏移。由不同元素原子间形成的共价键，一定是极性共价键，由相同元素原子间形成的共价键一般是非极性共价键。
1. 了解化学键和分子间作用力的区别。
2. 了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物
质。
3. 能用分子结构的知识解释无机含氧酸分子的酸性。
4. 了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。
（1）极性分子
正电重心和负电重心_______，即键的极性的向量和
_______。
（2）非极性分子
正电重心和负电重心_____，即键的极性的向量和_____。
笃学一 分子的极性
1. 分子的极性
不重合
不为零
重合
为零
在HF、H2O、NH3、CS2、CH4、N2中：
（1）以非极性键结合的非极性分子是____；
（2）以极性键相结合，具有直线形结构的非极性分子是____；
（3）以极性键相结合，具有三角锥形结构的极性分子是____；
（4）以极性键相结合，具有正四面体结构的非极性分子是____；
（5）以极性键相结合，具有V形结构的极性分子_____；
（6）以极性键相结合，而且分子极性最大的是____。
2.
N2
CS2
NH3
CH4
H2O
HF
范德华力
（1）概念
范德华力是_________普通存在的相互作用力，它使得许多物质能以一定的凝聚态（固态和液态）存在。
（2）对物质性质的影响
范德华力主要影响物质的_________，如_____、_____，化学键主要影响物质的化学性质。
笃学二 范德华力和氢键
1.
分子之间
物理性质
熔点
沸点
氢键
（1）概念：氢键是一种既可存在于分子之间又可以存在于分子内部的作用力。它比化学键___，比范德华力___。当氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H原子能够跟另一个电负性大的原子Y之间形成氢键。
（2）特征：氢键基本上还是属于_____作用，它既有____性，又有_____性。
（3）形成条件
氢原子只有跟_______大的，并且其原子具有_________的原子化合后，才能产生较强的氢键，这样的元素有
_________等。
2.
弱
强
静电
方向
饱和
电负性
孤对电子
O、N、F
（1）影响物质溶解性的外界因素
影响固体溶解度的主要因素是_____，影响气体溶解度的主要因素是_____和_____。
（2）在HCl、NH3、I2、CCl4、P4、H2O几种分子中________________是极性分子，_____________是非极性分子，易溶于水的是___________，易溶于CCl4的是
_______。
（3）影响物质溶解性的其他因素
①如果溶质与溶剂之间能形成_____，则溶解度增大，且________________，溶解性越好。
笃学三 分子的溶解性 手性
1. 溶解性
温度
温度
压强
HCl、NH3、H2O
I2、CCl4、P4
HCl、NH3
I2、P4
氢键
氢键作用力越大
②溶质与水发生反应时可增大其溶解度，如SO2与H2O生成H2SO3，NH3与H2O生成NH3·H2O等。
具有完全相同的_____和_________的一对分子，如同左手与右手一样互为_____，即在三维空间里_________，互称_____异构体。有___________的分子叫做手性分子。
手性分子中中心原子必须连___个不同的原子或基团。若有相同的则_____手性分子。
2. 手性
组成
原子排列
镜像
不能重叠
手性
手性异构体
四
不是
H2SO4、HNO3等无机含氧酸看成是由_______和_________组成的。例如，H2SO4是由____和______组成的，HNO3是由____和______组成的等。
H2SO4和HNO3是强酸，而H2SO3和HNO2是弱酸，即从酸性强弱来看：H2SO3____H2SO4，HNO2____HNO3。
在氯的含氧酸中也存在类似的情况：
酸性强弱：HClO____HClO2＜HClO3＜HClO4
不难看出，对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的_____ _______，其含氧酸的酸性越___。
笃学四 无机含氧酸 分子的酸性
1.
氢离子
酸根离子
H＋
SO42－
H＋
NO3－
2.
＜
＜
＜
化合
价越高
强
3.
化学上有一种见解，认为含氧酸的通式可写成_______
_________，如果成酸元素R相同，则________，R的_______ _____，导致R—O—H中___的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越_____电离出____，即酸性越___。
例如，H2SO3可写成___________，n＝___；H2SO4可写成（HO）2SO2，n＝2。所以H2SO4的酸性强于H2SO3。
4.
（HO）
mROn
n值越大
正电性
越高
O
容易
H＋
强
（HO）2SO
1
键的极性和电负性之间有什么关系？
提示 （1）非极性键和极性键
由同种元素的原子形成的共价键是非极性共价键，简称非极性键。
由不同种元素的原子形成的共价键是极性共价键，简称极性键。
（2）成键原子的电负性差值愈大，键的极性就愈强。当成键原子的电负性相差很大时，可以认为成键电子对偏移到电负性很大的原子一方。
【慎思1】
影响范德华力强弱的因素有哪些？
提示 （1）范德华力约比化学键能小1～2个数量级。
（2）分子的极性越大，范德华力越大。
（3）结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。
【慎思2】
氢键的形成条件有哪些？
提示 （1）有与电负性很强的原子结合的氢原子；
（2）有与H形成共价键的电负性大的原子A；
（3）有与H原子形成氢键的电负性大、半径小且有孤对电子的原子B（B与A可以相同也可以不同）。
F、O、N等的电负性大，半径小，有孤对电子，可以形成氢键。Cl电负性较大，但原子半径也较大，形成的氢键极弱。
氢键的强弱与A和B原子的电负性及半径的大小有关，电负性大，半径小，则氢键强。
【慎思3】
氢键有几种类型？
提示 （1）分子间氢键
（2）分子内氢键：如邻羟基苯甲酸
【慎思4】
什么是相似相溶原理？
提示 由于极性分子间的电性作用，使得极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂，难溶于非极性分子组成的溶剂；非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂，难溶于极性分子组成的溶剂。这个经验规律又叫相似相溶原理。
【慎思5】
相似相溶”规律有什么应用？
提示 “相似相溶”还适用于分子结构的相似性。如乙醇分子中的—OH与水分子中的—OH相近，因而乙醇能与水互溶，当然，乙醇分子由于—OH的极性较大，易与H2O分子形成氢键也是其互溶的原因；而戊醇CH3CH2CH2CH2CH2OH中的烃基较大，烃基是非极性基团，是疏水亲油基团，戊醇在水中的溶解度明显减小；烃基越大的醇在水中的溶解度就越小，羧酸也是如此。
【慎思6】
手性分子有什么用途？
提示 （1）常见的手性分子：构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子，两个手性分子的性质不同，且手性有机物中必含手性碳原子。
（2）手性分子的应用：生产手性药物、生产手性催化剂（手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成）。
【慎思7】
分子极性的判断方法
（1）从分子组成上看
（2）从形成的化学键看
非极性键→电子对不偏移→正负电荷重心重合→非极性分子
要点一 | 分子的极性
1.
常见的极性分子和非极性分子
2.
空间构型、键的极性和分子极性的关系
类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型
X2 H2、N2 —— 非极性键 非极性分子 直线形
XY HCl、NO —— 极性键 极性分子 直线形
XY2
（X2Y） CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线形
SO2 119.5° 极性键 极性分子 V形
H2O、H2S 105° 极性键 极性分子 V形
XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形
NH3 107° 极性键 极性分子 三角锥形
XY4 CH4、CCl4 109°28′ 极性键 非极性分子 正四面体形
3.
下列物质的分子中，都属于含极性键的非极性分子的是 （ ）。
A.CO2、H2S B.C2H4、CH4
C.Cl2、C2H2 D.NH3、HCl
解析 本题考查的是分子有无极性及分子中键的极性的判断。由两种不同元素形成的共价键才会有极性，因此C项中Cl2中无极性键。之后根据结构可以判断A项中H2S，D项中NH3、HCl分子中正负电荷中心不重合，属于极性分子。故正确答案为B。
答案 B
【例1】
判断含极性键的分子是否有极性的关键是看该分子的正负电荷中心是否重合，若重合，则为非极性分子；反之，则为极性分子。
下列分子中，属于含有极性键的非极性分子的是 （ ）。
A.H2O B.Cl2 C.NH3 D.CCl4
解析 H2O分子中O—H键为极性键，两个O—H键之间的夹角约为104.5°，整个分子电荷分布不对称，是极性分子。Cl2分子中Cl—Cl键为非极性键，属于含非极性键的非极性分子。NH3分子中N—H键是极性键，分子构型是三角锥形，电荷分布不均匀，是极性分子。CCl4分子中C—Cl键是极性键，分子构型是以碳原子位于中心的正四面体，电荷分布对称，是非极性分子，选D。
答案 D
【体验1】
范德华力 氢键 共价键
概念 物质分子之间普遍存在的一种相互作用力，又称分子间作用力 由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力 原子间通过共用电子对所形成的相互作用
要点二 | 范德华力、氢键及共价键的比较
分类 —— 分子内氢键、分子间氢键 极性共价键、非极性共价键
特征 无方向性、无饱和性 有方向性、有饱和性 有方向性、有饱和性
强度比较 共价键＞氢键＞范德华力
影响强度的因素 ①随分子极性的增大而增大。②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越强 对于A—H…B，A、B的电负性越强，半径越小，形成的氢键就越强 成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响 ①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。②组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，物质的熔、沸点升高。如熔 、沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 ①影响分子的稳定性。②共价键的键能越大，分子的稳定性越强
下列分子或离子中，不能形成分子间氢键的有 。
①NH3 ②H2O ③HF2－ ④NH4＋ ⑤
解析 NH3中的三个氢原子都连在同一个氮原子上，氮原子上有孤电子对，可以与其他NH3中的氢原子形成分子间氢键，但不能与分子内的氢原子再形成氢键；与NH3类似的还有H2O；在HF2－（[F—H…F]－）中，已经存在分子内氢键，所以没有可以形成分子间氢键的氢原子存在；NH4＋中氮原子上没有孤电子对，不能形成氢键；
【例2】
形成分子内氢键 ，在分子间不
存在氢键。
答案 ③④⑤
关于氢键的下列说法正确的是 （ ）。
A.由于氢键的作用，使NH3、H2O、HF的沸点反常，且沸
点高低顺序为HF＞H2O＞NH3
B.氢键只能存在于分子间，不能存在于分子内
C.没有氢键，就没有生命
D.相同量的水在气态、液态和固态时均有氢键，且氢键的
数目依次增多
【体验2】
解析 A项“反常”是指它们在本族氢化物沸点排序中的现象，它们的沸点顺序可由实际看出，只有水是液体，应该水的沸点最高；B项氢键存在于不直接相连但相邻的H、O原子间，所以，分子内可以存在氢键；C项正确，因为氢键造就了常温常压下水是液态，而水的液态是生物体营养传递的基础；D项在气态时，分子间距离大，分子之间没有氢键。
答案 C
无机含氧酸分子之所以显酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的H在水分子的作用下能够电离出H＋，而显示一定的酸性。
对同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。
含氧酸可表示为：（HO）mROn，若R相同，n值越大，酸性越强。
同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性比较，根据非金属性强弱去比较，如HClO4＞H2SO4，H2SO4＞H2SeO4
要点三 | 比较无机含氧酸酸性强弱的方法
1.
2.
3.
根据羟基氧原子数判断
根据电离度来判断
如：α（H3PO4）＞α（HClO），酸性H3PO4＞HClO
根据化学反应判断
如H2SO4＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑，
酸性：H2SO4＞H2SO3
H2O＋CO2＋Ca（ClO）2===CaCO3↓＋2HClO，
酸性：H2CO3＞HClO
4.
5.
6.
下列无机含氧酸分子中酸性最强的是 （ ）。
A.HNO2 B.H2SO3 C.HClO3 D.HClO4
解析 对于同一种元素的含氧酸，该元素的化合价越高，含氧酸的酸性越强，如HNO2＜HNO3，H2SO3＜H2SO4，HClO3＜HClO4。不同元素的含氧酸元素的非金属性越强最高价含氧酸的酸性越强。观察A、B、C、D四个选项，结合元素的非金属性：Cl＞S，Cl＞N，所以HClO4＞H2SO4，HClO4＞HNO3，故HClO4酸性最强。
答案 D
【例3】
已知含氧酸可用通式XOm（OH）n表示，如X是S，m＝2，n＝2，则这个式子表示为H2SO4。一般而言，该式中m大的是强酸，m小的是弱酸。下列各含氧酸中酸性最强的是 （ ）。
A.HClO3 B.H2SeO3
C.H2BO2 D.HMnO4
解析 HClO3可写成ClO2（OH），m＝2，H2SeO3可写成SeO（OH）2，m＝1；H2BO2可写成B（OH）2，m＝0；HMnO4可写成MnO3（OH），m＝3，故选D。
答案 D
【体验3】
（1）分子的极性
①共价键极性与分子极性之间的关系。
分子的极性由共价键的极性和分子的空间构型两方面共同决定。
a.只含非极性键的分子：一般是非极性分子。
单质分子即属此类，如H2、O2、P4、C60等。
b.以极性键结合而形成的异核双原子分子：都是极性分子。
即A—B型分子，如HCl、CO等均为极性分子。
c.以极性键结合而形成的多原子分子：
【探究原理】
实验探究五 共价分子的性质
空间构型为中心对称的分子，是非极性分子。
空间构型为非中心对称的分子，是极性分子。
②判断ABn型分子极性的经验规律。
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素的价电子数，则为非极性分子，若不等则为极性分子。
（2）分子的手性
手性碳原子：连接四个不同的原子或原子团的碳原子称为手性碳原子。
手性异构体：如果一对分子，它们的组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间不能重叠，这对分子互称为手性异构体。
手性分子：有手性异构体的分子称为手性分子。
（3）“相似相溶”的规律：一般情况下，极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂。
（4）无机含氧酸分子的酸性
①对于同种元素的含氧酸，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4.
②无机含氧酸（HO）nROm中，m值越大，酸性越强。
短周期的5种非金属元素，其中A、B、C的特征电子排布可表示为：A：asa，B：bsbbpb，C：csccp2c，D与B同主族，E在C的下一周期，且是同周期元素中电负性最大的元素。
回答下列问题：
（1）由A、B、C、E四种元素中的两种元素可形成多种分子，下列分子①BC2 ②BA4 ③A2C2 ④BE4，其中属于极性分子的是 （填序号）。
（2）C的氢化物比下周期同族元素的氢化物沸点还要高，其原因是____________________________________。
【问题探究】
（3）B、C两元素都能和A元素组成两种常见的溶剂，其分子式为 、 。DE4在前者中的溶解性______ （填“大于”或“小于”）在后者中的溶解性。
（4）BA4、BE4和DE4的沸点从高到低的顺序为_________ （填化学式）。
思路点拨 由s轨道最多可容纳2个电子可得：a＝1，b＝c＝2，即A为H，B为C，C为O。由D与B同主族，且为非金属元素得D为Si；由E在C的下一周期且E为同周期电负性最大的元素可知E为Cl。
（1）①、②、③、④分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4，其中H2O2为极性分子，其他为非极性分子。
（2）C的氢化物为H2O，水分子间可形成氢键是其沸点较高的重要原因。
（3）B、A两元素组成苯，C、A两元素组成水，两者都为常见的溶剂，SiCl4为非极性分子，易溶于非极性溶剂苯中。
（4）BA4、BE4、DE4分别为CH4、CCl4、SiCl4，三者结构相似，相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，故它们的沸点顺序为SiCl4＞CCl4＞CH4。
答案 （1）③ （2）H2O分子间形成氢键 （3）C6H6 H2O 大于 （4）SiCl4＞CCl4＞CH4(共32张PPT)
请分别用一句话表达下列关键词：
共价键 键能 键长 键角 等电子原理 范德华力 氢键 手性
提示 共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。
章 末 归 纳 整 合
键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角，是描述分子立体结构的重要参数。
等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
范德华力：把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力。
氢键：某些氢化物分子间存在的比范德华力稍强的作用力叫做氢键，其本质是静电作用。
手性：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
σ键和π键的比较
1．
键的类型 σ键 π键
原子轨道重叠方式 沿键轴方向相对重叠 沿键轴方向平行重叠
原子轨道重叠部位 两原子核之间，在键轴上 键轴上方和下方，键轴处为零
原子轨道重叠程度 大 小
键的强度 较大 较小
化学活泼性 不活泼 活泼
成键规律 共价单键是σ键，双键中有一个σ键一个π键，三键中有一个σ键，两个π键
共价键的极性、分子的极性二者之间的关系
(1)共价键与共价分子极性的判断
2.
(2)分子极性的判断
(3)键的极性与分子极性的关系
分子构型的判断
根据分子中σ键电子对数和孤电子对数，可以依据下面的方法确定相应的较稳定的分子空间构型。
价层电子对互斥理论对几种分子或粒子的立体构型的预测如表：
1．
σ键电子对数 孤电子对数 价层电子
对数
目 电子对的排列方式 VSEPR模型 分子的立体结构 实例
2 0 2 直线形 直线形 HgCl2、BeCl2、CO2
3 0 3 三角形 平面三角形 BF3、BCl3
2 1 V形 SnBr2、PbCl2
4 0 4 四面体形 正四面体形 CH4、CCl4
3 1
三角锥形 NH3、NF3
V形 H2O
2 2
无机含氧酸分子酸性的比较
(1)对于同一种元素的含氧酸，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。例如，酸性：HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO。
(2)相同化合价的不同种元素，中心原子R的半径越小，酸性越强。例如，原子半径Cl＜Br＜I，故酸性：HClO3＞HBrO3＞HIO3。
(3)结构相似的含氧酸，中心原子吸引电子的能力(氧化性)越强，其相应酸的酸性越强，例如，酸性：H2SO3＞H2SeO3＞H2TeO3。
(4)酸分子中不与氢原子相连的氧原子数目越多，酸性越强。
2.
含氧酸通式[(HO)mROn]中，n为非羟基氧原子(即不与氢相连的氧原子)的数目，n越大，酸性越强。
例如：
含氧酸 通 式 非羟基氧数目 酸 性
HClO4 (HO)ClO3 n＝3 最强酸
H2SO4 (HO)2SO2 n＝2 强酸
HClO3 (HO)ClO2 n＝2 强酸
H2SO3 (HO)2SO n＝1 中强酸
H3PO4 (HO)3PO n＝1 中强酸
HNO2 (HO)NO n＝1 中强酸
H3BO3 (HO)3B n＝0 弱酸
HClO (HO)Cl n＝0 弱酸
范德华力及其对物质性质的影响
分子与分子之间存在着一种把分子聚集在一起的作用力，称为范德华力，范德华力很小，它不属于化学键。
影响范德华力的因素包括：相对分子质量、分子的空间构型以及分子的极性等。对组成和结构相似的分子，其范德华力一般随相对分子质量的增加而增大。
范德华力只影响物质的物理性质。它对物质的熔、沸点、溶解度的影响为：范德华力越大，分子的熔、沸点越高；与溶剂间的范德华力越大，则在该溶剂中的溶解度越大。
学科思想培养四 结构决定性质的思想
1.
氢键及其对物质性质的影响
氢键是一种既可以存在于分子间、又可以存在于分子内的作用力。它的能量比化学键小，比范德华力大。当氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H能够跟另一个电负性大的原子Y形成氢键。氢键有两种基本类型：分子间氢键和分子内氢键。
氢键基本上还属于分子间作用力，它既有方向性，又有饱和性。常用X—H…Y表示氢键。
注意：①范德华力的作用范围很小，作用力也很小，约比化学键的键能小1～2个数量级，无方向性和饱和性。
2．
②氢键的形成条件：化合物中必须有氢原子，即氢原子处在X—H…Y中间；氢只有与电负性大的并且具有孤电子对的元素化合后，才具有较强的氢键，像这样的元素有：N、O、F三种。
③氢键不属于化学键，键能比化学键小得多，化学键主要影响物质的化学性质，而氢键主要影响物质的物理性质。
④氢键和范德华力都属于分子之间的相互作用，能量都很小，都只影响物质的物理性质，如熔点、沸点、硬度和溶解度等。
⑤有氢键的分子间必然存在范德华力，但有范德华力的物质中不一定存在氢键。
⑥互为同分异构体的物质能形成分子内氢键的，其熔、沸点较能形成分子间氢键的物质的熔、沸点要低。
右图是过氧化氢(H2O2)分子的空间结构示意图。
(1)写出过氧化氢分子的电子式：________。
【例】
(2)下列关于过氧化氢的说法中，正确的是(用序号填空)________。
①分子中有极性键
②分子中有非极性键
③氧原子的轨道发生了sp2杂化
④O—O共价键是p p σ键
⑤分子是非极性分子
(3)过氧化氢分子之间易形成氢键，该氢键的表示式是____ ______________________________________________。
(4)过氧化氢难溶于二硫化碳，主要原因是____________；过氧化氢易溶于水，主要原因是____________________。
(5)写出过氧化氢的两项主要用途：________；________。
(6)过氧乙酸也是一种过氧化物，它可以看做是过氧化氢
分子中的一个氢原子被乙酰基 取代的产物，
是一种常用的杀菌消毒剂，在酸性条件下过氧乙酸易发生水解反应生成过氧化氢。
①写出过氧乙酸发生水解反应的化学方程式(有机物用结构简式表示)：___________________________________。
②过氧乙酸用作杀菌消毒剂的原因是_________________
________________________________________________。
解析 该题通过过氧化氢和过氧乙酸的重要用途展示了化学的实用性。在H—O—O—H分子中，H—O键是极性键，O—O键是非极性键。由于H2O2分子具有图中所示的空间结构，所以H2O2分子是极性分子。借助H2O分子中氧原子的轨道杂化方式判断可知，H2O2分子中氧原子的轨道杂化方式是sp3杂化，所以O—O键不是p p σ键。H—O—O—H分子中的O—H键决定了H2O2分子之间的氢键。
H2O2分子是极性分子，CS2分子是非极性分子，H2O2分子和CS2分子之间不能形成氢键，H2O2和CS2不发生化学反应，所以过氧化氢难溶于二硫化碳。H2O2分子和H2O分子都含有O—H键，所以H2O2分子与H2O分子之间可形成氢键，氢键的形成能增大物质的溶解度。
一、价层电子对互斥模型
基本观点：分子中的价电子对——成键电子对和孤对电子由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离，排斥力最小。
把分子分成两大类：
1．中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、
CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用
中心原子周围的原子数来预测，概括如下：
学科思想培养五 分子结构
ABn 立体结构 范例
n＝2 直线形 CO2
n＝3 平面三角形 CH2O
n＝4 正四面体形 CH4
中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子对)的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V形，NH3分子呈三角锥形。
2.
代表物 中心原子结合的原子数 分子类型 空间构型
中心原子
无孤对电子 CO2 2 AB2 直线形
CH2O 3 AB3 平面三角形
CH4 4 AB4 正四面体形
中心原子
有孤对电子 H2O 2 AB2 V形
NH3 3 AB3 三角锥形
多原子分子的立体结构
化学式 中心原子含有孤对电子对数 中心原子结
合的原子数 空间构型
H2S 2 2 V形
NH2－ 2 2 V形
BF3 0 3 正三角形
CHCl3 0 4 四面体
SiF4 0 4 正四面体
二、杂化轨道理论简介
CH4的立体结构模型
图像分析：(一)sp3杂化轨道
例：CH4 1s22s22p2
每个杂化轨道占有原s原子轨道的成分。θ＝109°28′
sp3轨道杂化形成示意图
分析：
每一个杂化轨道的能量高于2s轨道能量而低于2p轨道能量；杂化轨道的形状也可以说介于s轨道和p轨道之间。
1．
四个杂化轨道在空间均匀对称地分布，以碳原子核为中心，伸向正四面体的四个顶点。这四个杂化轨道的未成对电子分别与氢原子的1s电子配对成键，这就形成了甲烷分子。
2．
①形成分子时，由于原子间的相互作用，使同一原子内部能量相近的不同类型原子轨道重新组合形成的一组新的能量相同的杂化轨道。有多少个原子轨道发生杂化就形成多少个杂化轨道。
②杂化轨道的电子云一头大，一头小，成键时利用大的一头，可以使电子云重叠程度更大，从而形成稳定的化学键。即杂化轨道增强了成键能力。
③杂化轨道之间在空间取最大夹角分布，使相互间的排斥能最小，故形成的键较稳定。不同类型的杂化轨道之间夹角不同，成键后所形成的分子就具有不同的空间构型。
(二)sp2杂化轨道
sp2杂化轨道
例：BF3 1s22s22p1
sp2杂化轨道空间呈平面三角形
sp杂化
(三)
例：Hg [Xe]5d106s2
2．杂化轨道的应用范围：
杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤对电子
杂化轨道数＝中心原子孤对电子对数＋中心原子结合的原子数
代表物 杂化轨道数 杂化轨道类型 分子结构
CO2 0＋2＝2 sp 直线形
CH2O 0＋3＝3 sp2 平面三角形
CH4 0＋4＝4 sp3 正四面体形
SO2 1＋2＝3 sp2 V形
NH3 1＋3＝4 sp3 三角锥形
H2O 2＋2＝4 sp3 V形
三、配合物理论简介：
配位键
(1)概念
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。
(2)表示
A ―→ B
电子对给予体 电子对接受体
(3)条件：其中一个原子必须提供孤对电子。
另一原子必须能接受孤对电子轨道。
例：H3O＋
1．
配合物的概念
金属离子或原子与某些分子或离子以配位键结合而形成的化合物称为配合物。
2．(共41张PPT)
第二节 分子的立体构型
填表
电子式 σ键的类型及个数 π键个数
CO2
H2O
NH3
CH4
1. 认识共价分子结构的多样性和复杂性。
2. 能根据价层电子对互斥理论和杂化轨道理论判断简单
分子或离子的构型。（重点、难点）
3. 能说明简单配合物的成键情况。
三原子分子
三原子分子的立体构型有_____形（如_____）和V形（如_____）两种。
四原子分子
四原子分子主要有___________、_________两种立体构型。例如甲醛分子呈__________形，键角约为______；氨分子呈_______形，键角________。另外白磷分子呈
_________形，键角____。
笃学一 形形色色的分子
1.
2.
直线
CO2
H2O
平面三角形
三角锥形
平面三角
120°
三角锥
107.3°
正四面体
60°
五原子分子
五原子分子常见的空间构型为________形，如常见的____和_____，键角都是_________。
3.
正四面体
CH4
CCl4
109°28′
价层电子对理论认为，分子的立体构型是“___________”相互排斥的结果。价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对，包括____________和_____________________。σ键电子对数可由_______确定。
由价层电子对的相互排斥，得到_____________的VSEPR模型，然后，略去VSEPR模型中的中心原子上的_____
_____，便可得到_______________。
笃学二 价层电子对互斥理论
1.
价层电子对
σ键电子对
中心原子上的孤电子对
分子式
2.
中心原
子的价电子数
与中心原子结合的原子数
与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
3.
含有孤电子对
孤电
子对
分子的立体构型
概念：在外界条件影响下，原子内部能量_____的原子轨道重新组合的过程叫___________，组合后形成的一组新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。
杂化轨道的类型
（1）sp杂化
笃学三 杂化轨道理论简介
1.
接近
轨道的杂化
2.
s轨道
p轨道
180°
s轨道
两个p轨道
120°
平面三角形
一个s轨道
三个p轨道
109°28′
四面体形
配位键
（1）概念：___________由一个原子_______提供而跟另一个原子形成的共价键，即“电子对给予—接受键”，是一类特殊的_______。
（2）表示
配位键可以用______来表示，其中A是_____孤电子对的原子，叫做给予体；B是_____电子对的原子，叫做接受体。
配位化合物
（1）概念：___________________与某些_____________
（称为_____）以_______结合形成的化合物，简称配合物。
笃学四 配合物理论简介
1.
2.
共用电子对
单方面
共价键
A→B
接受
金属离子（或原子）
分子（或离子）
配体
配位键
提供
（2）配合物的形成举例
实验操作 实验现象 有关离子方程式
滴加氨水后，试管中首先出现__________，氨水过量后沉淀逐渐_____，滴加乙醇后析出__________
溶液颜色_____ Fe3＋＋3SCN－===Fe（SCN）3
蓝色沉淀
溶解
深蓝色晶体
变红
常见分子的空间构型是怎样的？
提示（1）双原子分子都是直线形，如：HCl、NO、O2、N2等。
（2）三原子分子有直线形，如：CO2、CS2等；还有V形，如：H2O、H2S、SO2等。
（3）四原子分子有平面三角形，如：BF3、BCl3、CH2O等；有三角锥形，如：NH3、PH3等；也有正四面体，如：P4。
（4）五原子分子有正四面体，如：CH4、CCl4等，也有不规则四面体，如：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3。
另外乙烯分子和苯分子都是平面形分子。
【慎思1】
几种分子或离子的中心原子上的孤电子对数
提示 S 6 2 2 1 N 5－1＝4 4 1 0
C 4＋2＝6 3 2 0
【慎思2】
分子或离子 中心原子 a x b 中心原子上的孤电子对数
SO2
NH4＋
CO32－
杂化轨道与共价键的类型的关系是怎样的？
提示 杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤对电子，不能形成π键；未参与杂化的p轨道可用于形成π键。
【慎思3】
用杂化轨道理论分析CH4的中心原子的杂化类型。
提示 在形成CH4分子时，碳原子的一个2s轨道和三个2p轨道发生混杂，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。四个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠成键形成甲烷分子，所以四个C—H是等同的。可表示为：
【慎思4】
用杂化轨道理论分析NH3呈三角锥形的原因。
提示 NH3分子中的N原子价电子排布图为
，1个2s轨道与3个2p轨道杂化后，形成4个sp3杂化轨道，其中3个杂化轨道中是单电子，分别与3个H原子形成σ键，一个杂化轨道中是成对电子，不形成共价键。sp3杂化轨道应为正四面体构型，但由于孤电子对不形成化学键，故NH3分子为三角锥形。
【慎思5】
在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的化学键是如何形成的？该化学键如何表示？
提示 在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的化学键是由水分子提供孤电子对给予铜离子，铜离子接受水分子的孤电子对形成的，该离子可表示为：
【慎思6】
配制银氨溶液时，向AgNO3溶液中滴加氨水，先生成白色沉淀，后沉淀逐渐溶解，为什么？
提示 因为氨水呈弱碱性，滴入AgNO3溶液中，会形成AgOH白色沉淀，继续滴加氨水时，NH3分子与Ag＋形成[Ag（NH3）2]＋配合离子，配合离子很稳定，会使AgOH逐渐溶解，反应过程如下
Ag＋＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH4＋
AgOH＋2NH3===[Ag（NH3）2]＋＋OH－
【慎思7】
价层电子对互斥理论可以用来预测分子的构型，在应用该理论时应把握住以下几个要点：
在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对（包括成键电子对和未成键的孤对电子对）的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥作用最小的那种结构。
要点一 | 分子结构与价层电子对互斥理论之间的关系
1.
在AXm型分子中，A与X之间通过两对或三对电子（即通过双键或三键）结合而成，则价层电子对互斥理论把双键或三键作为一个电子对。
价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律：孤对—孤对>孤对—键对>键对—键对。
中心原子的价层电子对数目和空间构型的关系为：
价层电子对数 2 3 4 5 6
电子对空间构型 直线形 平面三角形 四面体 三角双锥 八面体
2.
3.
4.
价层电子对互斥理论对几种分子或离子的立体构型的推测
5.
分子
或离子 中心原子上的孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 VSEPR模型 VSEPR模型名称 分子或离子的立体模型 分子或离子的
立体构
型名称
CO2 0 2 直线形 直线形
SO2 1 3 平面三角形 V形
CO32－ 0 3 平面 平面三角形
CH4 0 4 正四面体形 正四面体形
用价层电子对互斥理论推测下列分子的空间构型：
①BeCl2 ②NH3 ③H2O ④PCl3
解析 ①中心原子Be的价电子都参与成键，所以可以根据中心原子的周围原子数来判断为直线形，②③④中心原子有孤对电子，孤对电子也要占据中心原子周围的空间，所以②为三角锥形，③为V形，④为三角锥形。
答案 ①直线形 ②三角锥形 ③V形 ④三角锥形
【例1】
下列分子或离子的空间构型为平面三角形的是 （ ）
A.NO3－ B.NH3 C.H3O＋ D.CO2
答案 A
【体验1】
价层电子对互斥模型及原子的杂化轨道理论的建立都是为了解释分子的立体构型，所以必须要会利用这两种理论去解释某些分子、离子的空间立体结构。用价层电子对互斥理论来判断分子的立体构型的一般规律是：
（1）判断中心原子的孤对电子数。
（2）找出与中心原子相连的原子个数（即共价σ键数）。
（3）若二者相加等于2，那么中心原子采用sp杂化，VSEPR模型为直线形，分子空间构型为直线形。二者相加等于3，那么中心原子采用sp2杂化，VSEPR模型为平面三角形，分子空间构型可能为V形或平面三角形。二者相加等于4，那么中心原子采用sp3杂化，VSEPR模型为四面体形，分子空间构型可能为V形、三角锥形或正四面体形。
要点二 | 分子的立体构型与价层电子对互斥理
论及原子的杂化轨道的理论的关系
1.
VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型
2.
VSEPR模型
VSEPR
模型名称 直线形 平面三角形 四面体 平面三角形 四面体 正四面体
中心原子
的杂化轨
道类型 sp sp2 sp3 sp2 sp3 sp3
典型例子 CO2 SO2 H2O SO3 NH3 CH4
根据价层电子对互斥理论及原子的杂化理论判断NF3分子的空间构型和中心原子的杂化方式为（ ）。
A.直线形 sp杂化 B.三角形 sp2杂化
C.三角锥形 sp2杂化 D.三角锥形 sp3杂化
解析 判断分子的杂化方式要根据中心原子的孤对电子数以及与中心原子相连的原子个数。在NF3分子中N原子的孤对电子数为1，与其相连的原子数为3，所以根据价层电子互斥理论分子构型为三角锥形，进而可推知中心原子的杂化方式为sp3杂化，类似NH3。
答案 D
【例2】
下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 （ ）。
A.CO2与SO2 B.CH4与NH3
C.BeCl2与BF3 D.C2H4与C2H2
解析 题中A选项CO2为sp杂化，SO2为sp2杂化，故二者不相同，A项不正确；B选项中CH4为sp3杂化，NH3为sp3杂化，二者相同，故B项正确；C选项中BeCl2为sp杂化，BF3为sp2杂化，不合题意；D选项中C2H4为sp2杂化，C2H2为sp杂化，二者不相同，故D项不正确。
答案 B
【体验2】
配位键的特点
（1）配位键是一种特殊的共价键，但形成配位键的共用电子是由一方提供，给予体有孤对电子，接受体有空轨道。
（2）过渡金属原子或离子都有接受孤对电子的空轨道，对多种配体具有较强的结合力，因而过渡金属配合物远比主族金属配合物多。
配位键的形成对分子构型的影响
若分子中含有孤对电子，则容易与含有空轨道的原子或离子形成配位键，随着配位键的形成，相应的分子空间构型也发生变化。
要点三 | 配位键及配合物的组成
1.
2.
（ 1）由于中心原子（ABn型分子）上的孤对电子也占据原子周围的空间，并参与相互排斥，这就使得价层电子对（包括σ键和孤对电子）的空间构型与分子（原子的空间排布）的空间构型不同，但是判断分子的空间构型必须根据价层电子对的空间构型，如在H2O分子中有两个σ键和2对孤对电子，由于排斥作用使这四对价层电子对呈四面体形排布，因此水分子中两个H与O的空间结构为“V”形，即水分子的空间结构为“V”形。
（2）当孤对电子形成配位键时，价层电子对的空间构型没变化，但由于使原子数增多，故分子（或离子）的结构也相应的变化。如H3O＋中由于多一个H＋，使H3O＋的空间构型呈三角锥形而与H2O 的构型不同。
配合物的组成
配合物是由内界和外界组成的，内界是由中心离子和配位体组成的，如右图所示
配合物的内界是以配位键形成的，一般不电离，而内界和外界之间是通过离子键相结合的，可以完全电离。
3.
有两种络合物：A.CoCl3·5NH3·H2O
B.CoCl3·5NH3·H2O试根据下面的实验结果，确定它们的络离子、中心离子和配位体。
（1）A和B的水溶液呈微酸性，向其中加入强碱并加热至沸腾，有NH3放出，同时有Co2O3的沉淀。（2）向A和B的溶液中，加入AgNO3后均有AgCl沉淀：（3）沉淀过滤后，再加AgNO3均无变化，但加热至沸腾，B溶液又有AgCl沉淀生成，其沉淀量为原来B溶液的一半。
【例3】
解析 根据实验（1）可知两种物质络离子被破坏，而放出NH3。根据（2）可知：Cl－为外界，加AgNO3后有沉淀析出。由（3）可知：A再滴加AgNO3，加热前后无变化，证明Cl－全是外界，而B再滴加AgNO3加热后，沉淀量为原来的一半，证明由2个Cl－在外界，1个Cl－在内界，所以A：[Co（NH3）5·H2O]Cl3
B：[Co（NH3）5Cl]Cl2·H2O
答案 A：[Co（NH3）5·H2O]Cl3，络离子为[Co（NH3）5·H2O]3＋，中心离子为Co3＋，配位体NH3、H2O
B：[Co（NH3）5Cl]Cl2·H2O，络离子为[Co（NH3）5Cl]2＋，中心离子为Co3＋，配位体NH3、Cl－
配合物中外界离子能电离出来，而内界离子不能电离出来，通过实验及其数据可以确定内界和外界离子的个数，从而可以确定其络离子、中心离子和配位体。
向盛有硫酸铜溶液的试管中滴加氨水，先生成难溶物，继续滴加氨水，难溶物溶解，得到深蓝色透明溶液。下列对此现象的说法正确的是 （ ）。
A.反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2＋的
浓度不变
B.沉淀溶解后，生成深蓝色的配离子[Cu（NH3）2]2＋
C.[Cu（NH3）4]2＋的空间构型为正四面体形
D.在[Cu（NH3）4]2＋配离子中，Cu2＋给出孤电子对，
NH3提供空轨道
【体验3】
解析
答案 C
如何判断分子（离子）的空间构型
判断分子或离子空间构型的方法有很多，归纳如下：
（1）用VSEPR理论判断。
（2）用键角判断，分子的空间构型和键角的关系如下表所示：
【探究原理】
实验探究四 分子（离子）空间构型的判断
分子类型 键角 空间构型 实 例
AB2 180° 直线形 CO2、BeCl2
＜180° V形 H2O、H2S
AB3 120° 平面三角形 BF3、BCl3
＜120° 三角锥形 NH3、PH3、H3O＋
AB4 109°28′ 正四面体形 CH4、CCl4、NH4＋
（3）根据等电子原理判断
通常情况下，等电子体的空间构型相同，如SO2与O3均为V形，CH4与NH4＋均为正四面体形。常见的等电子体及其空间构型如下表所示：
类 型 实 例 空间构型
2个原子10个价电子的等电子体 N2、CO、NO＋、
C22－、CN－ 直线形
3个原子16个价电子的等电子体 CO2、CS2、N2O、NCO－、NO2＋、
N3－、NCS－、BeCl2 直线形
3个原子18个价电子的等电子体 NO2－、O3、SO2 V形
4个原子24个价电子的等电子体 NO3－、CO32－、BO33－、CS32－、BF3、SO3 平面三角形
5个原子32个价电子的等电子体 SiF4、CCl4、
BF4－、SO42－、PO43－ 4个σ键，正四面体形
7个原子48个价电子的等电子体 SF6、PF6－、
SiF62－、AlF63－ 6个σ键，正八面体形
（4）根据杂化轨道类型判断
由于杂化轨道类型不同，杂化轨道间的夹角也不相同，其成键时键角也就不相同，故杂化轨道类型与分子空间构型有关。如下表所示：
杂化类型 sp sp2 sp3
用于杂化的原子轨道数 2 3 4
杂化轨道间的夹角 180° 120° 109°28′
空间构型 直线形 平面三角形 四面体形
指出下列分子或离子中的杂化轨道类型及分子或离子的路易斯结构式。
（1）CO2中的C： ， 。
（2）BF3中的B： ， 。
（3）CH4中的C： ， 。
（4）NH3中的N： ， 。
思路点拨 杂化轨道所用原子轨道的能量要相近，且杂化轨道只能用于形成σ键，剩余的p轨道还可形成π键。CO2分子中C原子用价电子层的1个s轨道和1个p轨道发生sp杂化，形成2个sp杂化轨道，分别与两个O原子形成σ键，C
【问题探究】
原子剩余的两个相互垂直的p轨道分别与两个O原子的p轨道形成π键。BF3中的B原子发生sp2杂化，其路易斯结构式
为 ；CH4中的C原子发生sp3杂化，其路易斯结
构式为 ；NH3中的N原子发生sp3杂化，其路
易斯结构式为 。
答案 （1）(共51张PPT)
请分别用一句话表达下列关键词：
电子云 能量最低原理 泡利原理 洪特规则 电离能 电负性
提示 电子云：电子云是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。
能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为：
章 末 归 纳 整 合
1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d…
泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。
洪特规则：原子核外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，且自旋状态相同。
电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。
电负性：衡量原子在分子中吸引成键电子的能力，并指定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标度，再应用键能数据，对比求出其他元素的电负性，因此电负性是相对比值。
元素“位—构—性”的关系。
提示 元素“位、构、性”的关系图解如下所示
1．
元素周期表中元素及其物质性质的递变规律如何？
提示
2．
项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大
元素主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外)，最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能 增大的趋势 逐渐减小
元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小
元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性 氧化性逐渐增强还原性逐渐减弱 氧化性逐渐减弱还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱酸性逐渐增强 碱性逐渐增强酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性 生成由难到易，稳定性逐渐增强 生成由易到难，稳定性逐渐减弱
判断元素金属性或非金属性强弱的方法
提示 元素金属性强弱的实验标志
(1)与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸(非氧化性酸)置换出氢气的速率越快(反应越剧烈)，表明元素金属性越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。
(3)置换反应：一种金属元素能把另一种金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被置换出来的金属元素的金属性较弱。
(4)电离能越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强。
(5)电负性越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强。
元素非金属性强弱的实验标志
(1)单质与氢气化合及生成的气态氢化物的稳定性：非金属单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，表明元素非金属性越强。
(2)气态氢化物的还原性：元素气态氢化物的还原性越强，元素非金属性越弱；气态氢化物的还原性越弱，元素非金属性越强。
(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。
(4)置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液里置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非金属性较弱。
(5)电离能越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)。
(6)电负性越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。
位置与结构
(1)周期序数等于族序数两倍的元素是Li。
(2)最高正化合价等于最低负化合价绝对值三倍的是S。
(3)次外层电子数等于最外层电子数四倍的元素是Mg。
(4)次外层电子数等于最外层电子数八倍的元素是Na。
(5)族序数与周期数相同的元素是H、Be、Al。族序数是周期数二倍的元素是C、S；族序数是周期数三倍的元素为O。
(6)只由质子和电子构成的原子是H(11H)。
学科思想培养一 元素推断题的常见题眼
1.
含量与物理性质
(1)地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si。
(2)地壳中质量分数最大的金属元素是Al。
(3)其单质是人工制得纯度最高的元素是Si。
(4)其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。
(5)其气态氢化物最易溶于水的元素是N，常温、常压下，1体积水能溶解700体积NH3。
(6)其氢化物沸点最高的非金属元素是O。
(7)常温下，其单质是有色气体的元素是F、Cl。
2．
(8)形成化合物种类最多的元素是C。
(9)在空气中，其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。
(10)其单质是最易液化的气体的元素是Cl。在压强为101 kPa、温度为－34.6 ℃时，氯气液化成液氯。
(11)其单质是最轻的金属元素的是Li。
(12)其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。
(13)电负性最大的元素是F。
(14)同周期中，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。
化学性质与用途
(1)单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。
(2)其气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N(NH3＋HNO3===NH4NO3)。
(3)其气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S(2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O)。
(4)其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。
(5)其气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是F。
(6)其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O，臭氧(O3)层被称为地球生物的保护伞。
3．
(7)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
(8)能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si、S。
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑；
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O；
Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑；
3S＋6NaOH(浓)===2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。
根据原子序数推断元素在周期表中的位置
记住稀有气体元素的原子序数：2，10，18，36，54，86。用原子序数减去比它小且相近的稀有气体元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数(短周期元素除外)。第1、2纵行为ⅠA、ⅡA族；第3～7纵行为ⅢB～ⅦB族；第8～10纵行为第Ⅷ族；第11、12纵行为ⅠB、ⅡB族；第13～17纵行为ⅢA～ⅦA族，第18纵行为0族，这种元素的周期数比与其相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。
4．
元素的成酸、成碱趋势
元素氧化物对应的水化物，有碱性氢氧化物、两性氢氧化物和含氧酸三类。成碱元素形成碱性氢氧化物，其成碱元素的价态一般较低，如＋1，＋2，＋3价；成酸元素形成含氧酸，其成酸元素的价态一般较高，常见＋4价到＋7价，只有少数价态较低，如HClO、HBrO中成酸元素仅为＋1价。两性元素多是元素周期表里金属元素与非金属元素交界线附近的元素，常见价态有＋2，＋3，＋4价等。两性氢氧化物皆难溶于水，它们既是弱酸又是弱碱，但酸性和碱性不一定均等。以短周期(第三周期)元素为例：自左至右先出现的是成碱元素(Na、Mg)，继而出现的是两性元素(Al)，随后出现的是成酸元素(Si、P、S、Cl)，最后出现的是稀有气体(Ar)。
5．
A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期元素。已知A、C、F三种原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的次外层p电子数比最外层p电子数多3；E元素原子最外层有两个未成对电子。
(1)写出下列元素的名称：A：________，D：________，E：________。
(2)写出实验室制备C的氢氧化物的离子方程式：____________________，该氢氧化物能否用氢氧化钠与相应的物质反应来制备？________(填“能”或“不能”)，理由是_________________________(用相应的化学反应和简洁的语言来表述)。
【例1】
(3)比较D、E的第一电离能的大小：D________E(填“＞”“＝”或“＜”)。
(4)六种元素的电负性从大至小的顺序为______________。
解析 (1)根据各种元素均为短周期的主族元素和A、C、F三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间皆能反应生成盐和水，可推知其中有一种元素为铝。又因A、C、F的原子序数依次增大，故只能C为铝元素，A为钠元素，B为镁元素。再根据A、C、F三种元素的最外层共有11个电子，可求得F的最外层电子数为7，F为氯元素。D和E的原子序数应介于13和17之间，根据D元素原子的次外层p电子数比最外层p电子数多3，E元素原子的最外层有两个未
成对电子，故可推知D为磷元素，E为硫元素。(2)氢氧化铝是用可溶性铝盐和氨水反应制得的，不能用氢氧化钠和可溶性铝盐来制备，因为过量的氢氧化钠会和生成的氢氧化铝继续反应，继而使生成的氢氧化铝溶解，即氢氧化钠的用量不好控制。(3)由于磷原子的最外层的p电子处于半充满状态，根据洪特规则可知其能量较低，比较稳定，所以其第一电离能比硫原子的大。(4)这六种元素处于同一周期，其电负性自左至右逐渐增大。
答案 (1)钠 磷 硫
(2)Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4＋ 不能
因为过量的氢氧化钠会与生成的氢氧化铝发生反应
NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O，氢氧化钠的用量不好控制
(3)＞
(4)Cl＞S＞P＞Al＞Mg＞Na
电离能是元素性质的一个重要参数。电离能的大小表示元素的原子失去电子的难易，说明元素通常呈现的化合价状态。学好元素电离能的有关知识，可以帮助我们更好地了解元素的性质，理解元素原子核外电子的运动状态。为了帮助同学们更好地学习元素的第一电离能知识，特设计如下问答：
学科思想培养二 元素第一电离能学习指导
什么叫电离能？同一元素的各级电离能大小关系是怎样的？
提示 使一个基态的气态原子失去一个电子生成＋1价气态阳离子所需的能量叫元素的第一电离能。常用I1表示，单位为kJ·mol－1。
从气态＋1价离子再失去一个电子生成＋2价气态阳离子所需的能量叫该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。
M(g)→M＋(g)＋e I1
M＋(g)→M2＋(g)＋e I2
M2＋(g)→M3＋(g)＋e I3
I1＜I2＜I3……
1．
影响电离能大小的因素有哪些？
提示 电离能的大小主要取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子构型。一般说来，有效核电荷越大，原子半径越小，电离能越大；电子构型越稳定，电离能越大。
元素的第一电离能大小的变化规律有哪些？
提示 同周期元素从左到右，元素的第一电离能总的趋势是逐渐增大的；同一主族自上而下元素的第一电离能依次减小。但在同一副族中，自上而下元素的第一电离能变化幅度不大，且不规则。
2．
3．
元素的第一电离能大小与元素性质的关系？
提示 元素的第一电离能越大，元素的原子越难失去电子，元素的金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。
4．
为什么第一电离能是Be比B大，Mg比Al大，N比O大？
提示 Be和B的电子排布式分别为1s22s2、1s22s22p1，Be的2s亚层有2个电子，为全充满的稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而B的2p亚层只有一个电子，结构不稳定，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是Be比B大。同理可以解释“Mg比Al大”。 N和O的电子排布式分别为1s22s22p3、1s22s22p4，N的2p亚层有3个电子，为半充满的较稳定结构，失去其中一个电子需要较高的能量，而O的2p亚层有4个电子，结构不稳定，失去这个电子需要的能量较低，所以第一电离能是N比O大。
5．
稀有气体的第一电离能如下表所示：
试说明其变化的规律性。
提示 稀有气体的第一电离能是随原子序数的增加而递减的。因为稀有元素的原子的电子构型相似，随着原子序数的增加，原子核的核电荷增加，内层电子的屏蔽作用也增大，削弱了原子核对外层电子的引力，同时原子半径的递增也使原子核对外层电子的引力减弱。所以稀有气体元素的第一电离能是随原子序数(或原子半径)的增加而减小。
点拨 第一电离能的大小取决于原子核对外层电子的引力，引力小则电离能小。
6．
元素 He Ne Ar Kr Xe Rn
第一电离能(kJ/mol) 2 372 2 038 1 523 1 351 1 172 1 038
下表是第二周期元素的第一电离能数据：
(1)将上表数据，分别以原子序数和电离能为横、纵坐标画一草图。
(2)讨论Li ～ Ne电离能变化的总趋势。
元素 Li Be B C N O F Ne
第一电离能(kJ/mol) 502.3 899.5 800.6 1 086.4 1 402.3 1 314.0 1 681.0 2 038
7．
提示 (1)从Li 到 Ne电离能变化的总趋势草图如下：
(2)从电离能数据和图像都可以看出，Li ～ Ne电离能变化的总趋势为逐渐增大。因为同一周期从左到右(Li ～ F)，核电荷依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力逐渐增大，失去电子的能力逐渐减弱，所以元素的第一电离能逐渐增大。Ne的外层电子构型为全满的稳定结构，所以氖元素的第一电离能最大。
点拨 电子构型中，全满(ns2、np6、nd10)、全空(ns0、np0、nd0)或半满(ns1、np3、nd5)是较稳定的结构。
不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需的能量叫第一电离能(设其为E)，如下图所示。是根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
【例1】
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是：____________
各主族中的E值的这种变化特点体现了元素性质的_______变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现试预测下列关系式中正确的是________(填写编号，多选倒扣)
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________＜E＜________。
(4)10号元素E值较大的原因是______________________。
解析 此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。
①从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
②从第二、三周期可以看出，第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素的E值都低。由此可以推测：E(砷)＞E(硒)，E(溴)＜E(硒)
③根据同主族、同周期元素的性质递变规律可知：同周期从左到右E依次增大，同主族自上而下E依次减小。则有：E(钾)＜E(钙)＜E(镁)
④10号元素是稀有气体元素氖，达到稳定结构。此时失去一个电子就需要很高的能量。
答案 (1)随着原子序数增大，E值变小 周期性
(2)①③
(3)485 738 (4)10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构
下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题。
【例2】
族
周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
2 ① ②
3 ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨
4 ⑩
(1)写出下列元素符号：
①________⑥________⑦_________⑩_______
(2)在这些元素中，最活泼的金属元素是____，最活泼的非金属元素是____，最不活泼的元素是____，电负性最大的是____。
(3)在这些元素的最高价氧化物对应水化合物中，酸性最强的是________，碱性最强的是________，呈两性的氢氧化物是________(只写一种)，写出三者之间相互反应的化学方程式________________________________________。
答案 (1)N Si P K
(2)K O He O
(3)HClO4 KOH Al(OH)3 Al(OH)3＋3HClO4===Al(ClO4)3＋3H2O
Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O
KOH＋HClO4===KClO4＋H2O
短周期元素A、B、C的原子序数逐渐增大，它们形成的离子具有相同的电子层结构，B和C的单质都能跟水剧烈反应，B为电负性数值最大的元素。B单质与H2O反应产生A单质，0.5 mol C单质跟水反应时，在标准状况下放出5.6 L H2，此时C转化成具有氖原子核外电子层结构的离子。问：
(1)A、B、C各是什么元素？
(2)写出CB与C2A2的电子式。
答案 (1)O、F、Na
【例3】
电负性的概念
原子在分子中吸引成键电子能力相对大小的量度。
知识规律：
元素电负性的值是个相对的量，它没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族元素的电负性从上到下逐渐减小。
根据元素电负性大小可以判别化合物分子中键的性质。两种元素的电负性差值(XA－XB)越大，形成键的极性越强。鲍林曾对A—B键的离子性大小提出如下经验方程式。
学科思想培养三 元素的电负性学习指导
一、
二、
1．
2．
当键的离子性为50%时，相当于两元素电负性差值XA－XB＝1.665。因此，习惯上就以电负性差值ΔX大于或小于1.7作为判断该A—B键的离子性或共价性的依据。当ΔX＞1.7时，多数属于离子键；当ΔX＜1.7时，多数属于共价键。离子键和共价键没有严格的界限。
典例解析
三、
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值X来表示。若X值越大。其原子吸引电子的能力越强，在分子中形成负电荷的一方，下面是某些短周期元素的X值：
【例1】
元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
X值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)通过分析X值变化规律，确定N、Mg的X值范围：________＜X(Mg)＜________，________ ＜X(N)＜________。
(2)推测X值与原子半径关系是________。根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
(3)某有机化合物结构式为：SC6H5ONH2其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？________ (写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的X差值(ΔX)即ΔX＞1.7时，一般为离子键，ΔX＜1.7，一般为共价键，试推断：AlBr3中化学键类型是________。
(5)预测元素周期表中，X值最小的元素的位置：________(放射性元素除外)。
解析 题中给出第二、第三周期元素的X值(其中缺少了氮、镁两种元素的X值)，X值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。
可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的X值。从表中数值可看出，同周期中元素的X值随原子半径的减少而增大，X值的变化体现了元素性质的周期变化。
用X值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于S—N，由于N的X值大于S的X值，所以其中共用电子对偏向N原子。
表中查不到溴的X值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，氯的X值必定比溴的X值大，而：X(Cl)－X(Al)＝3.16－1.61＝1.45<1.7，而溴与铝的X值之差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化合物。
X值越小，元素的金属性越强，X值最小的元素应位于第六周期的IA主族。
答案 (1)0.93＜X(Mg)＜1.61，2.55＜X(N)＜3.44 (2)同周期(同主族)中，X值大，其原子半径越小 周期性
(3)氮原子 (4)共价键 (5)第六周期ⅠA主族
1932年美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
【例2】
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8
请仔细分析，回答下列有关问题：
(1)预测周期表中电负性最大的元素应为________；估计钙元素的电负性的取值范围：________＜X＜________。
(2)根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________________________________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________________________________________________。
(3)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为________，其理由是________________________。
答案 (1)F 0.8＜X＜1.2 (2)从上向下X值减小 元素电负性越大，非金属性越强，金属越弱；反之亦然 (3)共价键 因为AlCl3中Cl和Al的电负性差值为1.5，而Br的电负性小于Cl，所以AlBr3中两元素的电负性差值小于1.5
元素的原子在分子中吸引电子的能力可以用电负性X表示。下表是某些短周期元素的X值：
【例3】
元素符号 Li Be B C N O F Na Mg Al P S
X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.04 3.44 3.98 0.93 1.31 1.61 2.19 2.58
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系_______________________________________。
(2)试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为
________________________________________________。
(3)若NCl3最初水解产物是NH3和HClO，则X(Cl)的最小范围：________＜X(Cl)＜________(填表中数值)；若已知X(P)＜X(Cl)，则PCl3水解的化学反应方程式是_________ __________________________________________________。
答案 (1)元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
1932年，美国化学大师Linus Pauling提出电负性(用希腊字母χ表示)的概念，用来确定化合物中原子某种能力的相对大小。Linus Pauling假定F的电负性为4，并通过热化学方法建立了其他元素的电负性。Linus Pauling建立的主族元素的电负性如下：
【例4】
H：2.1
Li：1.0 Be：1.5 B：2.0 C：2.5 N：3.0 O：3.5 F：4.0
Na：0.9 Mg：1.2 Al：1.5 Si：1.8 P：2.1 S：2.5 Cl：3.0
K：0.8 Ca：1.0 Ga：1.6 Ge：1.8 As：2.0 Se：2.4 Br：2.8
Cs：0.7 Ba：0.9 Tl：1.8 Pb：1.9 Bi：1.9 Po：2.0 At：2.2
Rb：0.8 Sr：1.0 In：1.7 Sn：1.8 Sb：1.9 Te：χ I：2.5
Fr：0.7 Ra：0.9
回答下列问题：
(1)纵观各周期主族元素电负性变化，谈谈你对元素性质呈现周期性变化的理解：__________________________；
(2)预测Te元素χ的值________；
(3)你认为Linus Pauling提出电负性的概念是确定化合物中原子哪种能力的相对大小？________________________。
答案 (1)每隔一定数目的元素，后面元素的变化重复前面元素变化的规律
(2)2.0＜χ＜2.4
(3)吸引电子的能力(共27张PPT)
第三节 金属晶体
分子晶体中一定有共价键吗？分子晶体熔化时破坏共价键吗？
提示 不一定，如稀有气体晶体中只有分子间作用力而无化学键。分子晶体熔化时只破坏分子间用力，不破坏共价键。
含有共价键的晶体叫做原子晶体，这种说法对吗？为什么？
提示 不对，如HCl、H2O、CO2、CH3CH2OH分子中都有共价键，而它们都是分子晶体；如金刚石、晶体Si、SiC、SiO2中都有共价键，它们都是原子晶体；只有相邻原子间以共价键相结合形成空间网状结构的晶体才是原子晶体。
1．
2．
1．知道金属键的含义。
2．能用金属键理论解释金属的物理性质。
3．能列举金属晶体的基本堆积模型。
4．了解金属晶体性质的一般特点。
5．理解金属晶体的类型与性质的关系。
金属键的定义
在金属晶体内部，金属原子脱落下来的_______形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子共用，从而把所有的金属原子维系在一起。这种作用称为金属键。
金属键的本质——“电子气”理论
笃学一 金属键
1.
2．
价电子
金属键的作用
金属晶体硬度的大小，熔沸点的高低与金属键的强弱有关。金属键越强，金属晶体的熔沸点越____，硬度越___。
影响金属键的因素
金属元素原子半径越___，单位体积内自由移动电子数目越___，金属键越强。
3．
4．
高
大
小
多
二维空间模型
金属原子的二维平面放置有_________和_______两种，其配位数分别为___、___。
三维空间模型
(1)简单立方堆积
相邻非密置层原子的原子核在一条直线上堆积，形成的晶胞是一个_______，每个晶胞含___个原子。这种堆积方式空间利用率低。只有金属___是这种堆积方式。
(2)体心立方堆积
它是另一种非密置层堆积方式，将上层金属填入下层金属
笃学二 金属晶体的原子堆积模型
1.
2．
非密置层
密置层
4
6
立方体
1
钋
原子形成的凹穴中。这种堆积方式比_____________空间利用率高。如_______就是这种堆积方式。
(3)六方最密堆积
它属于_______原子按体心立方堆积方式堆积。
方式为__________。配位数为____，空间利用率约为
_____。
(4)面心立方最密堆积
它属于密置层原子按体心立方堆积的另一种堆积方式。
方式为______________
简单立方堆积
碱金属
密置层
ABABAB
12
74%
ABCABCABC
试分析比较金属键和共价键、离子键的异同点。
提示 相同点：三种化学键都是微粒间的电性作用。
不同点：共价键是相邻两原子间的共用电子对，离子键是原子得失电子，形成阴、阳离子，阴、阳离子间产生静电作用。金属键是金属离子与自由电子的静电作用，金属离子之间的电性斥力的综合作用。
【慎思1】
(1)金属晶体都是纯净物吗？
(2)金属导电与电解质溶液导电有什么区别？
提示 (1)金属晶体包括金属单质及其合金。
(2)金属导电一般为物理变化，仅仅是自由电子的定向移动，而电解质溶液导电的过程就是其被电解的过程，是化学变化。
【慎思2】
金属晶体采用密堆积的原因是什么？
提示 由于金属键没有饱和性和方向性，金属原子能从各个方向互相靠近，从而导致金属晶体最常见的结构形式是堆积密度大，原子配位数高，能充分利用空间。
【慎思3】
金属原子在二维平面中放置有两种方式(如图)，这两种方式分别叫什么？
金属原子排列在平面上有两种放置方式
提示 非密置层(左)和密置层(右)。
【慎思4】
金属元素原子半径越小，单位体积内自由移动电子数目越大，金属键越强。金属单质硬度的大小，熔、沸点的高低与金属键的强弱有关。金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
一般来说，金属的原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强。如对Na、Mg、Al而言，由于价电子数：Al＞Mg＞Na，原子半径：Na＞Mg＞Al，故金属键由强到弱为：Al＞Mg＞Na，故熔点：Na＜Mg＜Al(97.81 ℃＜645 ℃＜660.4 ℃)，硬度：Na＜Mg＜Al。
要点一 | 影响金属键的因素
1．
2．
又如ⅠA族中，Li、Na、K、Rb、Cs的价电子数均为1，但原子半径从Li至Cs依次递增，故其熔点依次递减(180.5 ℃＞97.81 ℃＞63.65 ℃＞38.89 ℃＞28.40 ℃)。
金属键越强，金属的硬度越大，熔、沸点越高，且据研究表明，一般来说，金属原子半径越小，价电子数目越多，则金属键越强，由此判断下列说法错误的是( )。
A．镁的硬度小于铝
B．镁的熔、沸点低于钙
C．镁的硬度大于钾
D．钙的熔、沸点高于钾
【例1】
解析
答案 B
本题考查金属键强弱的判断，解题的关键是明确金属键的强弱与金属物理性质的关系。一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子的半径、所带的电荷数共同决定。
下列物质的熔、沸点依次升高的是 ( )。
A．Na、Mg、Al B．Na、Rb、Cs
C．Mg、Na、K D．铝、硅铝合金、单晶硅
解析 金属键的强弱与原子半径及价电子数有关，原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，A、B、C中只有A组熔点依次升高；合金的熔点应比单组分都低，D错。故选A。
答案 A
【体验1】
堆积模型 采纳这种堆积的典型代表 空间利用率 配位数 晶 胞
简单立
方堆积
(bcp) Po(钋) 52% 6
体心立方堆积 Na、K、Fe 68% 8
六方最
密堆积(hcp) Mg、Zn、Ti 74% 12
面心立
方最密堆积(ccp) Cu、Ag、Au
74% 12
要点二 金属晶体的四种堆积模型对比(如下表)
有四种不同堆积方式的金属晶体的晶胞如图所示，有关说法正确的是 ( )。
A．①为简单立方堆积，②为镁型，③为钾型，④为铜型
B．每个晶胞含有的原子数分别为：①1个，②2个，③2
个，④4个
C．晶胞中原子的配位数分别为：①6，②8，③8，④12
D．空间利用率的大小关系为：①＜②＜③＜④
【例2】
答案 B
已知铜的晶胞结构如图所示，则在铜的晶胞中所含铜原子数及配位数分别为 ( )。
A．14、6 B．14、8
C．4、8 D．4、12
答案 D
【体验2】
实验探究八 石墨晶体的结构
结构
石墨晶体中每个碳原子采取sp2杂化，形成三个sp2杂化轨道，分别与相邻的三个碳原子的sp2杂化轨道重叠形成σ键。六个碳原子在同一平面上形成了正六边形的环，伸展形成无限的平面网状结构。这里C—C键的键长为0.142 nm，键角为120°；每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未杂化的2p轨道，并含有一个未成对电子，这些2p轨道互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面，形
【探究原理】
1．
成遍及整个平面的大π键。这些网络状的平面结构以范德华力结合形成层状的结构，层与层之间的距离为0.335 nm，如图所示。
因此，石墨晶体不是原子晶体，也不是分子晶体，而是混合键型晶体。
晶体微粒间的作用
碳原子间有共价键，层与层间有范德华力。
性质
(1)导电性、导热性：石墨晶体中，形成大π键的电子可以在整个原子平面上活动，比较自由，相当于金属中的自由电子，类似金属键的性质，所以石墨能导电、导热，并且沿层的平行方向导电性强，这也是晶体各向异性的表现。
(2)润滑性：石墨层间为范德华力，结合力弱，层与层间可以相对滑动，使之具有润滑性。因而可用作润滑剂、铅笔芯等。
2．
3．
下表列出了前20号元素的某些元素性质的有关数据：
【问题探究】
元素编号
元素
性质 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩
原子半径(10－10m) 1.52 2.27 0.74 1.43 0.77 1.10 0.99 1.86 0.75 0.71
最高价态 ＋1 ＋1 — ＋3 ＋4 ＋5 ＋7 ＋1 ＋5 —
最低价态 — — －2 － －4 －3 －1 － －3 －1
试回答下列问题：
(1)以上10种元素的原子中，失去核外第一个电子所需能量最少的是________(填写编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每个原子都满足最外层为8电子稳定结构的物质可能是________(写分子式)。某元素R的原子半径为1.02×10－10 m，该元素在元素周期表中位于________；若物质Na2R3是一种含有非极性共价键的离子化合物，请写出该化合物的电子式__________________________________。
(3)元素⑤的某种单质具有平面层状结构，同一层中的原子构成许许多多的正六边形，此单质与熔融的②的单质相互作用，形成某种青铜色的物质(其中元素②用“●”
表示)，原子分布如图所示，该物质的化学式为_______。
思路点拨 解本题的关键是对表格中数据的解读：①、②、⑧无负价，最高价态为＋1价，则为碱金属元素，由原子半径大小可知①为Li，②为K，⑧为Na。结合化合价与原子半径的大小可以推出各编号所代表的元素；③为O，④为Al，⑤为C，⑥为P，⑦为Cl，⑨为N，⑩为F。对
于所给的K和C的化合物的结构而言，主要是找出它的重复单元。(共32张PPT)
第一节 共价键
氢原子的1s电子云的物理意义是什么？如何描述氮原子的核外电子排布情况？
提示 处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近单位体积内出现的概率大，离核越远，单位体积内电子出现的概率越小。
氮原子的核外电子排布情况可用核外电子排布式1s22s22p3来表示。
1．
化学反应的实质是什么？化学反应为什么会伴随能量的变化？
提示 化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成。
旧键的断裂需要吸收能量，新键的形成需要释放能量，所以化学反应会吸收或释放能量，物质变化的同时伴有能量的变化。
2．
1．知道共价键的类型，理解σ键和π键的特征。
2．掌握键能、键长、键角等键参数与共价键及分子性质
的关系。
3．知道等电子原理，并能解释有关的现象。
σ键
(1)特征是：以形成化学键的两原子核的连线为轴作_____操作，共价键的电子云的图形不变，称为_______。
(2)σ键的类型：“s—s σ键”如____，“s—p σ键”如_____，“p—p σ键”如____。
π键
(1)特征是：电子云由两块组成，分别位于两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，
笃学一 共价键
1.
2．
旋转
轴对称
H2
HCl
Cl2
它们互为_____，称为_________。
(2)π键的类型：常见的：p—p π键。
(3)强度：不如σ键大，易______。
σ键、π键的存在规律
共价单键为___键；共价双键中有一个___键、一个___
键；共价三键由一个___键和两个___键组成。
3．
镜像
镜像对称
断裂
σ
σ
π
σ
π
键能：______________________化学键释放的________。
键能越___，化学键越______。
键长：形成共价键的两个原子之间的________。键长越___，键能越___，共价键越_____。
键角：在原子数_______的分子中，___________的夹角。键角是描述分子__________的重要参数。
笃学二 键参数
1.
2．
3．
气态基态原子形成1mol
大
稳定
核间距
短
大
稳定
最低能量
超过2
两个共价键
立体结构
等电子原理是指_________相同、___________相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质(主要是物理性质)是相近的。
笃学三 等电子原理
原子总数
价电子总数
画出H2中σ键的形成过程示意图。
提示
【慎思2】
你能用电子式表示H2、HCl、Cl2分子的形成过程吗？
【慎思1】
N2、O2、F2跟H2的反应能力依次增强，从键能的角度应如何理解这一化学事实？
提示 由教材表2 1中键能的数值可知：H—F＞H—O＞H—N，而键长：H—F＜H—O＜H—N，说明分子的稳定性：HF＞H2O＞NH3，所以N2、O2、F2跟H2的反应能力依次增强。
【慎思4】
画出p电子和p电子形成π键的过程示意图。
提示
【慎思3】
键型
项目 σ键 π键
电子云重
叠方式（成
键 方向） 两个原子的成键轨道沿着键轴的方向以“头碰头”的方式重叠 两个原子的成键轨道以“肩并肩”的方式重叠
要点一 | σ键与π键特点的比较
特征（电子
云形状） 原子轨道重叠部分沿键轴呈轴对称 原子轨道重叠部分分别位于两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，则它们互为镜像，称为镜像对称
示意图
牢固程度 σ键强度大，不易断裂 π键强度较小，容易断裂
下列说法中，不正确的是 （ ）。
A.σ键比π键的重叠程度大，形成的共价键强度大
B.两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键
C.气体单质中，一定有σ键，可能有π键
D.N2分子中有一个σ键、2个π键
解析 本题考查的是σ键、π键的区别与联系。从原子轨道重叠程度看，π键轨道的重叠程度比σ键轨道的重叠程度小，故π键的稳定性弱于σ键；在单质分子中存在σ键（如Cl2、H2）、π键（如N2中存在σ键和π键）；稀有气体为单原子分子，不存在化学键。故正确答案为C。
答案 C
【例1】
下列有关σ键和π键的说法错误的是 （ ）。
A.含有π键的分子在反应时，π键是化学反应的积极参与
者
B.当原子形成分子时，首先形成σ键，可能形成π键
C.有些原子在与其他原子形成分子时，只能形成σ键，不
能形成π键
D.在分子中，化学键可能只有π键而没有σ键
【体验1】
解析 本题主要考查σ键和π键的形成。由于π键的键能小于σ键的键能，所以反应时易断裂，A项正确；在分子形成时为了使其能量最低，必然首先形成σ键，根据形成的原子的核外电子排布来判断是否形成π键，所以B项正确，D项错误；像H、Cl原子跟其他原子只能形成σ键，故C项正确。
答案 D
共价键的键能和键长反映了共价键的强弱程度，键长和键角常被用来描述分子的空间构型。
一般来讲，形成共价键的两原子半径之和越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。如HF、HCl、HBr、HI中，分子的共用电子对数相同（1对），因F、Cl、Br、I的原子半径依次增大，故共价键牢固程度H—F＞H—Cl＞H—Br＞H—I，因此，稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI，氧族元素气态氢化物的稳定性递变规律可用类似的方法加以解释。同理，可用共价键牢固程度解释酸性HF＜HCl＜HBr＜HI及H2S＜H2Se＜H2Te。
要点二 | 键参数的应用
1.
2.
当两个原子形成共价键时，原子轨道发生重叠，重叠程度越大，键长越短，键能越大。
有机物中碳原子与碳原子形成的共价键的键长规律如下：C—C＞C===C＞CC。
键能与化学反应过程中的能量关系
化学反应的实质是反应物分子内旧化学键的断裂和生成物分子内新化学键的形成。
化学反应过程中，旧键断裂所吸收的总能量大于新键形成所放出的总能量，反应为吸热反应，否则，反应为放热反应。
3.
4.
5.
关于键长，键能和键角，下列说法中不正确的是 （ ）。
A.键角是描述分子立体结构的重要参数
B.键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关
C.C===C键等于C—C键键能的2倍
D.因为O—H键的键能小于H—F键的键能，所以O2、F2与
H2反应的能力逐渐增强
【例2】
解析 键角是描述分子立体结构的重要参数，如H2O中两个H—O键的键角为105°，故H2O为V形分子，A项正确；键长的大小与成键原子的半径有关，如Cl的原子半径小于I的原子半径，Cl—Cl键的键长小于I—I键的键长，此外，键长还和成键数目有关，如乙烯分子中C===C键的键长比乙炔分子中CC键的键长要大，B项正确；C===C键的键能为615 kJ·mol－1，C—C键的键能为347.7 kJ·mol－1，二者不是2倍的关系，C项错误；O —H键的键能为462.8 kJ·mol－1，H —F键的键能为568 kJ·mol－1，O—H键与H—F键的键能依次增大，意味着形成这些键时放出的能量依次增大，化学键越来越稳定，O2、F2跟H2反应的能力依次增强，D项正确。
答案 C
下列说法中正确的是 （ ）。
A.分子中键能越大，键长越长，则分子越稳定
B.元素周期表中的第I A族（除H外）和第ⅦA族元素的原
子间可能形成共价键
C.水分子可表示为H—O—H，分子中键角为180°
D.H—O键的键能为467 kJ·mol－1，即18 g H2O分解成H2和
O2时，消耗能量为934 kJ
【体验2】
解析 D项中，H—O键键能为467 kJ·mol－1，指的是气态基态氢原子和氧原子形成1 mol H—O 键时释放的最低能量，则拆开 1 mol H—O键形成气态氢原子和氧原子所需吸收的能量也为467 kJ，18 g H2O即 1 mol H2O中含2 mol H—O键，断开时需吸收934 kJ的能量形成气态氢原子和氧原子，再进一步形成H2和O2时，还需释放出一部分能量，故需知H—H键和O===O键的键能，D项错误；查表知Li 的电负性为1.0，I的电负性为2.5，其差值为1.5＜1.7，所以LiI中存在共价键，B项正确。
答案 B
判断方法：原子总数相同，价电子总数相同的分子。
应用：等电子体的许多性质是相近的，空间构型是相同的。利用等电子体可以：
（1）判断一些简单分子或离子的立体构型；
（2）利用等电子体在性质上的相似性制造新材料；
（3）利用等电子原理针对某物质找等电子体。
要点三 | 等电子体的判断和应用
1.
2.
一些常见的等电子体
二原子10电子的等电子体：N2、CO、CN－、C22－
二原子11电子的等电子体：NO、O2＋
三原子16电子的等电子体：CO2、CS2、N2O、CNO－、
N3－
三原子18电子的等电子体：NO2－、O3、SO2
四原子24电子的等电子体：NO3－、CO32－、BF3、SO3（g）
3.
（1）根据等电子原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是： 和 ； 和 。
（2）根据等电子原理，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO2－互为等电子体的分子有： 。
【例3】
解析 （1）仅由第二周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，如N2与CO价电子总数均为10，CO2与N2O价电子总数均为16个电子。
（2）依题意，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和也相同，可互称等电子体，NO2－为三原子，各原子最外层电子数之和为（5＋6×2＋1），SO2、O3也为三原子，各原子最外层电子数之和为6×3＝18。
答案 （1）N2 CO CO2 N2O （2）SO2、O3
1991年，Langmuir提出：“凡原子数与价电子总数均相等的物质，其结构相同，物理性质相近”，称为等电子原理。相应的物质，互称为等电子体。化学科学家常用“等电子体”来预测不同物质的结构与性质。例如，CH4与NH4＋有相同的价电子数及空间构型。
请你根据等电子原理在下表空格处填上相应的化学式：
【体验3】
CH4 CO32－ C2O42－
NH4＋ N2H62＋ NO2＋
解析 本题考查等电子原理的应用。等电子体的要求是必须具有相同的原子总数和价电子总数，分子与离子也可以是等电子体。N2H62＋是含有8个原子和14个价电子的微粒，比NH4＋多3个原子和6个价电子，NH4＋与CH4互为等电子体，而比CH4多3个原子和6个价电子的微粒为C2H6，同理可得其他几组答案。
答案 见下表：
CH4 C2H6 CO32－ CO2 C2O42－
NH4＋ N2H62＋ NO3－ NO2＋ N2O4
概念
在元素符号周围用小黑点（·）或叉（×）表示原子或离子的最外层电子的式子叫做电子式。
原子的电子式
书写原子的电子式时，一般将原子的最外层电子写在元素符号上、下、左、右四个位置上。如：
氢原子 钙原子 氮原子 氧原子 氯原子
【探究原理】
1.
2.
实验探究三 电子式的书写方法
离子的电子式
书写离子的电子式时，由于简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，故只写其元素符号，并在元素符号的右上角注明所带电荷数，如Na＋、Mg2＋等；由于简单阴离子得到电子后最外层一般为8电子稳定结构，书写时要在元素符号周围标出电子，用“[ ]”括起来，并在右上角注明所带电荷数，如 等；较复杂的阴、阳离子一般也要用“[ ]”括起来，例如
等。
3.
用电子式表示共价化合物、离子化合物的形成过程。例如：
4.
氰（CN）2、（硫氰（SCN）2、氧氰（OCN）2的性质相似，在化学上称为拟卤素。CN－、SCN－、OCN－的性质与卤素离子的性质相似。已知，不同卤素原子能形成卤素互化物，如IBr。HSCN为强酸，HClO、HCN为弱酸。试回答下列问题：
（1）下列物质的电子式，错误的是 （ ）。
C.CN－：[··C N··]－
D.（CN）2：··N C··C N··
【问题探究】
（2）已知（OCN）2的电子式
则SCN－的电子式为
（ ）。
答案 （1）B （2）C(共47张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
在元素周期表中，周期和主族是怎样划分的？主族元素的核外电子排布与该元素的周期序数和主族序数之间有什么样的对应关系？
提示 元素周期表有7个横行，也就是7个周期。周期的序数就是该周期元素原子具有的电子层数。由短周期元素和长周期元素共同组成的族称为主族。
主族元素的最外层电子数等于该元素所在的主族序数，主族元素的电子层数等于该元素所在的周期序数。
1．
以第三周期为例，说明同一周期中元素原子得失电子能力的变化规律，并从原子结构的角度分析原因。
提示 同一周期中元素原子得失电子能力的变化规律：同一周期各元素原子的核外电子层数相同，从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐变小，原子核对最外层电子的吸引力越来越强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。例如：钠、镁、铝三种元素，与水反应越来越难，失电子能力减弱；磷、硫、氯三种元素，与氢气反应越来越容易，得电子能力增强。
2．
1．了解元素周期表的结构。
2．了解元素周期表与原子结构的关系。
3．会分析元素性质的周期性变化规律。
4．了解元素电离能电负性的含义，并能用以解释元素的
某些性质。
随着元素原子的核电荷数递增，每到出现____________，
就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐
_____，最后达到___个电子，出现稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期表中的一个个周期。
元素周期表的形成是由于元素的__________________发生周期性的重复。
元素周期表的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不是一样多，而是随周期序数的递增逐渐_____，同时，金属元素的数目也逐渐_____。
笃学一 原子结构与元素周期表
1.
2．
碱金属元素
多
8
原子核外电子排布
3．
增多
增多
增
写出下表中元素数目及金属元素数目
因而，我们可以把元素周期表的周期发展形象地比喻成
_____________。
4．
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素数目 _ __ __ __ __ __ －
金属元素数目 _ __ __ __ __ __ －
2
8
8
18
18
32
0
2
3
14
15
30
螺壳上的螺旋
原子半径
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。一般来说同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐_____；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐_____。
电离能
________________________________________________叫做电离能，单位__________。________________________
_________________叫做第一电离能；________________
笃学二 元素周期律
1.
2．
减小
增大
气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量
kJ·mol－1
气态中性原子失去第一个
电子所需要的能量
气态一价阳离子
_________________________叫做第二电离能。如果对同一基态原子有第一、第二、第三、第四电离能，则其电离能将逐级_________。
电负性
电负性用来描述___________________________________
___。电负性是相对值，没有单位。
失去一个电子所需要的能量
逐渐增大
3．
不同元素的原子对键合电子吸引力的大
小
填充下表
提示 3 二 1s22s1 11 三 1s22s22p63s1 19 四 1s22s22p63s23p64s1 37 五 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1 55 六 [Xe]6s1
【慎思1】
碱金属 原子序数 周期 基态原子电子排布式
锂 ____ ____ ________
钠 ____ ____ ________
钾 ____ ____ ________
铷 ____ ____ ________
铯 ____ ____ ________
填充下表
人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，请填充下表。
【慎思2】
提示
元素的第一电离能有什么变化规律？
提示 一般来说同一周期元素，从左向右，第一电离能逐渐增大，同一主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。
【慎思3】
元素电负性有什么变化规律？
提示 ①以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
②随原子序数的递增，元素原子的电负性呈周期性变化。
③同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐增大(稀有气体除外)。
④同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐减小。
⑤对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
【慎思4】
原子结构与周期的关系
(1)周期数＝电子层数
(2)各周期元素种数与相应能级组的原子轨道关系
要点一 | 核外电子排布和周期表的关系
1．
周期 元素数目 相应能级组中原子轨道 电子最大容量
一 2 1s 2
二 8 2s 2p 8
三 8 3s 3p 8
四 18 4s 3d 4p 18
五 18 5s 4d 5p 18
六 32 6s 4f 5d 6p 32
七 7s 5f 6d 7p
各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。
原子结构与族的关系
(1)对主族元素：主族元素的族序数＝原子的最外层电子数，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上。(见下表)。
当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高正价(O，F除外)。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
2．
族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同(见下表)。
ⅢB族→ⅦB族可失去ns2和(n－1)d轨道上的全部电子。所以，最高正价数＝族序数。
族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB
价电子构型 (n－1)d1ns2 (n－1)d2ns2 … (n－1)d5ns2
族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB
价电子构型 (n－1)d6～8ns2 (n－1)d10ns1 (n－1)d10ns2
Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分d电子，所以最高族正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。
ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB族的族序数<最高正价，ⅡB族只失去ns2电子，ⅡB族的族序数＝最高正价。
某元素的原子序数为29，试问：
(1)此元素原子的电子总数是多少？
(2)它有多少个电子层？有多少个能级？
(3)它的外围电子构型是什么？
(4)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？
(5)它有多少个未成对电子？
【例1】
解析 解答该题需掌握原子核外电子排布与元素周期表的关系和原子核外电子排布的规律。根据核外电子排布原理，该元素的核外电子排布应为1s22s22p63s23p63d104s1，共有29个电子，为Cu元素。从核外电子排布式中可以得出n＝4，有4个电子层，所以为第四周期元素，外围电子排布为3d104s1，所以在ⅠB族。外围电子的电子排布图为 ，所以有1个未成对电子。
答案 (1)29 (2)4个电子层 7个能级 (3)3d104s1 (4)第四周期ⅠB族 副族 (5)有1个未成对电子
解该类题首先由元素的原子序数，写出该元素原子结构的电子排布式和电子排布图，然后依据以下内容解题：
(1)元素的电子层数＝能级组中最高主量子数＝周期数。
(2)主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的族序数。
某元素原子共有三个价电子，其中一个价电子位于第三能层d轨道，试回答：
(1)写出该原子核外电子排布式。
(2)指出该元素的原子序数、周期数和族数，是金属元素还是非金属元素以及最高化合价。
解析 此题的关键是根据外围电子排布写出核外电子排布式。有三个价电子其中一个价电子在3d，则其他两个价电子必在4s上，外围电子排布为3d14s2，原子序数是21，在第四周期，ⅢB族，是金属元素，最高化合价是＋3。
答案 (1)电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2
(2)该元素的原子序数为21，第四周期ⅢB族，是金属元素，最高化合价为＋3。
【体验1】
微粒半径的比较规律
在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
要点二 | 比较微粒半径大小的规律
1．
判断微粒半径大小的规律
(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。
(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。
(3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)(4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。
2．
下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是 ( )。
A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF
解析 碱金属离子半径：Li＋【例2】
答案 A
具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是
( )。
A．1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p3
C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4
解析 A、B、C、D对应的元素分别为Al、N、C、S，根据原子半径比较规律其中原子半径最大的为Al。
答案 A
【体验2】
元素第一电离能的周期性变化
(1)同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。
(2)同一主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。
要点三 | 电离能变化规律及应用
1．
第一电离能与原子核外电子排布
(1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的大。
(2)第三周期元素的第一电离能的大小关系为：I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。
(3)在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。
2．
用电离能判断元素的主要化合价
钠、镁、铝的电离能数据如下表所示。
3．
元素
电离能/(kJ·mol－1) Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
由上表可知，钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突跃式变高，也就是说I2 I1。这说明钠原子很容易失去1个电子成为＋1价阳离子，形成具有稀有气体元素原子电子层结构的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强。因此，钠元素的常见价态为＋1价。一般情况下，钠原子不能生成＋2价阳离子。类似地，镁元素的I3 I2，铝元素的I4 I3说明镁原子通常形成＋2价阳离子，铝原子通常形成＋3价阳离子。
气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)，第三电离能(I3)……下表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。
【例3】
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
甲 5.7 47.4 71.8
乙 7.7 15.1 80.3
丙 13.0 23.9 40.0
丁 15.7 27.6 40.7
下列说法正确的是 ( )。
A．甲的金属性比乙强 B．乙的化合价为＋1价
C．丙不可能为非金属元素 D．丁一定为金属元素
解析 由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A项正确；表格中显示，乙失去第二个电子也较易，则乙的化合价可能为＋2价，选项B项不正确；对丙而言失去电子较难，所以可能是非金属元素，C项不正确；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，所以D项不正确。
答案 A
下列有关电离能的说法中，正确的是 ( )。
A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的
能量
C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来
越大
D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的
化合价
【体验3】
解析 (1)电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最小能量；(2)元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；(3)从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如N>O。
答案 D
元素电负性的周期性变化
(1)同一周期，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，元素的电负性逐渐增大，并呈现周期性变化。
(2)同一主族，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素的电负性逐渐减小。
电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性的强弱
金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
要点四 | 电负性的变化规律及应用
1．
2．
(2)判断化学键的类型
一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
(3)元素周期表中“对角线规则”：元素周期表中处于对角线位置(左上角和右下角)的元素电负性数值相近，性质相似。
元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为 ( )。
A．HI B．LiI C．CsF D．KI
解析 本题考查的是电负性的概念及其大小的判断。根据电负性的变化规律，对主族元素来讲，同周期元素随核电荷数的增大，其电负性增大；同主族元素随核电荷数的增大，其电负性减小，所以电负性最大的元素在元素周期表的右上方，即F，电负性最小的元素在元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为Cs，所以二者形成化合物的化学式为CsF。故正确答案为C。
答案 C
【例4】
电负性是指元素的原子在化合物中吸引电子的能力。元素的电负性愈大，表示该元素原子吸引电子的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾向愈大。同周期元素的电负性自左向右逐渐增大(稀有气体除外)，同主族元素的电负性自上而下逐渐减小。
电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
【体验4】
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请仔细分析，试回答下列问题：
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是：__________；
同周期中，电负性与原子半径的关系为：____________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：________(3)预测周期表中，电负性最小的元素位于第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为______________________________________。
解析 (1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小，所以同主族元素，从上至下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8～1.2。
(3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中金属性最强的元素为Cs(放射性元素除外)，它位于周期表中第六周期ⅠA族。其基态原子核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。
答案 (1)核电荷数越大，电负性越小 原子半径越小，电负性越大 (2)F 0.8 1.2
(3)六 ⅠA 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
实验探究二 元素周期表所包含的规律
【探究原理】
元素周期表是学习化学的工具和指南，其内涵十分丰富，包含许多规律知识。
(1)相等规律
①周期序数＝电子层数。
②主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正化合价(F、O例外)。
③负价绝对值＝8－族序数(限ⅣA族～ⅦA族非金属元素)。
(2)序差规律
同主族相邻元素的原子序数差与主族序数有关：ⅠA族～ⅡA族(s区)的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数；ⅢA族～0族(p区)元素相差下一种元素所在周期包含的元素种数。如Na和K相差8(第三周期含8种元素)，Cl和Br相差18(第四周期含18种元素)。
(3)主族元素的结构、性质递变规律(如下表)
外围电子排布 ns1→ns2np5 外围电子排布相同
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高正价(＋1→＋7)非金属负价＝－(8－族序数) 最高正价＝族序数(O、F除外)非金属负价＝－(8－族序数)
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化
物对应水化
物的酸碱性 碱性减弱
酸性增强 碱性增强酸性减弱
(4)对角线规则
在元素周期表中，对角线上元素的化学性质相似(对角线规则)。最为明显的是Li元素与Mg元素、Be元素和Al元素等。Li元素的化学性质更趋向于Mg而与Na、K等元素有所区别，Be和Al元素的氢氧化物均是两性氢氧化物。
运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是( )。
A．铍(Be)是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有
两性
B．砹是一种有色固体，HAt很不稳定，AgAt是有色、难
溶于水且感光性很强的固体
C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水和盐酸的白色固体
D．硒化氢(H2Se)是无色、无毒、比H2S稳定的气体
【问题探究】
思路点拨 根据“对角线规则”，Be的性质与Al相似，Be(OH)2具有两性，A选项正确；根据卤素单质及其化合物的性质递变规律可推知B选项正确；由CaSO4微溶于水，BaSO4难溶于水和酸可推知SrSO4为难溶于水和盐酸的白色固体，C选项正确；由H2O(无毒)→H2S(剧毒)→H2Se，可判断D选项不正确。故选D。
答案 D(共25张PPT)
第四节 离子晶体
1．什么是离子键？离子键的本质是什么？
提示 阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键称
为离子键。离子键的实质是静电作用。
2．什么样的化合物属于离子化合物？举例说明。
提示 离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合
而成的晶体。如氯化钠、碳酸氢铵等。
3．离子化合物中只存在离子键吗？
提示 离子化合物中除存在离子键外，还可能存在共
价键、配位键等。
1．能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征
解释其物理性质。
2．知道离子化合物的热稳定性与阴、阳离子的半径和电
荷有关。
3．了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子
晶体中离子键的强弱。
4．能说出分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的
结构单元以及物理性质方面的主要区别。
1．离子晶体的概念：由_______和______通过____键结合
而成的晶体。
2．构成离子晶体的微粒是： _______、 _______。
3．构成离子晶体的微粒之间的作用力： _______。
笃学一 离子晶体
阳离子
阴离子
离子
阳离子
阴离子
离子键
配位数越多
电荷
键性
5．离子晶体的性质
(1)离子晶体的熔沸点_____，难于挥发。
(2)离子晶体有较高的_____，难于压缩，质地较__，不
易进行机械加工。
(3)离子晶体不导电，但是____的离子晶体和它的______
有良好的导电性能。
较高
水溶液
脆
硬度
熔融
1．概念：_________形成_____离子晶体_____的能量，通
常取正值。
2．晶格能与离子化合物的物理性质
晶格能越大，离子键越牢固，晶体的熔沸点_____，硬
度_____，稳定性_____。
笃学二 晶格能
气态离子
1 mol
释放
越大
越高
越强
(1)离子晶体中存在共价键吗？
(2)晶体中只要有阳离子，一定有阴离子吗？
提示 (1)有些离子晶体如NaOH、NH4Cl、Na2SO4中存在共价键，有些离子晶体中不存在共价键如NaCl、MgO等。
(2)晶体中有阳离子不一定有阴离子，如金属晶体是由金属阳离子与自由电子构成，但若有阴离子必然有阳离子。
【慎思1】
NaCl与KCl，NaCl与MgCl2哪一个晶格能更大？
提示 r(Na＋)＜r(K＋)，所以NaCl的晶格能大于KCl；Na＋所带的电荷数少于Mg2＋，且r(Mg2＋)＜r(Na＋)，所以MgCl2的晶格能大于NaCl。
【慎思2】
1．离子晶体具有较高的熔沸点和难挥发的性质
一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越
小，则离子键越强，离子晶体的熔沸点越高，如Al2O3
＞MgO；NaCl＞CsCl等。
2．离子晶体硬而且脆。离子晶体中，阴、阳离子间有较
强的离子键，离子晶体表现出较高的硬度。当晶体受
到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破
碎。
要点一 | 离子晶体的物理性质
3．离子晶体不导电，熔化或溶于水后能导电。离子晶体
中，离子键较强，离子不能自由移动，即晶体中无自
由移动的离子，因此，离子晶体不导电。当熔融时，
阴、阳离子获得足够能量，克服了离子间的相互作
用，成了自由移动的离子，在外加电场作用下，离子
定向移动而导电。离子化合物溶于水时，阴、阳离子
受到水分子作用变成了自由移动的离子(或水合离子)，
在外加电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。
难溶于水的强电解质，如BaSO4、CaCO3等溶于水时，
由于浓度极小，故导电性极差。通常情况下，我们说它
们的水溶液不导电。
4．大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中，难溶于非
极性溶剂(如汽油、苯、CCl4)中。当把离子晶体放在
水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引
力，使晶体中的离子克服离子间的作用力而离开晶
体，变成在水中自由移动的离子。
5．离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子
晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
下列性质中，可以说明某晶体是离子晶体的是
( )。
A．具有较高的熔点
B．固态不导电，水溶液能导电
C．可溶于水
D．固态不导电，熔融状态能导电
解析 A选项，原子晶体熔点也较高；B选项，有些分子晶体如HCl的水溶液也能导电；C选项，有些分子晶体也溶于水；D选项，分子晶体在液态时不导电，金属晶体固态时导电，离子晶体在熔融时可导电。
答案 D
【例1】
下列性质适合于离子晶体的是 ( )。
①熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电
②熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液能导电
③能溶于CS2，熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃
④熔点97.81 ℃，质软，导电，密度0.97 g·cm－3
⑤熔点－218 ℃，难溶于水
⑥熔点3 900 ℃，硬度很大，不导电
⑦难溶于水，固体时导电，升温时导电能力减弱
⑧难溶于水，熔点高，固体不导电，熔化时导电
A．①⑧ B．②③⑥ C．①④⑦ D．②⑤
【体验1】
解析 离子晶体液态时能导电，难溶于非极性溶剂，熔点较高、质硬而脆，固体不导电，故②③④⑤⑦均不符合离子晶体的特点；⑥中熔点达3 900 ℃，硬度很大应是原子晶体。故只有①⑧符合题意。
答案 A
1．晶格能是离子晶体中离子间结合力大小的一个量度。
晶格能越大，表示离子晶体越稳定，破坏其晶体耗能
越多。我们知道离子晶体间存在着离子间的静电引
力，因此，晶格能本质上是离子间静电引力大小的量
度。
2．晶格能的影响因素
离子晶体中电荷数越多，核间距越小，晶格能越大。
3．岩浆晶出规则的影响因素
(1)晶格能(主要)：晶格能越大，越早析出晶体。
(2)浓度：越早达到饱和，越易析出。
要点二 | 晶格能
试根据你学过的知识，判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序可能是 ( )。
A．KCl＞NaCl＞BaO＞CaO
B．NaCl＞KCl＞CaO＞BaO
C．CaO＞BaO＞NaCl＞KCl
D．CaO＞BaO＞KCl＞NaCl
解析 (1)离子晶体中阴、阳离子所带电荷越多，晶格能越大，阴、阳离子的离子半径越小，其间距越小，晶格能越大。
(2)晶格能越大，晶体的熔点越高。
答案 C
【例2】
已知硅酸盐和石英的晶格能如下表：
【体验2】
硅酸盐矿物和石英 晶格能/(kJ·mol－1)
橄榄石 4 400
辉 石 4 100
角闪石 3 800
云 母 3 800
长 石 2 400
石 英 2 600
回答下列问题：
(1)橄榄石和云母晶出的顺序是______________________
________________________________________________。
(2)石英总是在各种硅酸盐析出后才晶出的原因是________
__________________________________________________
________________________________________________。
(3)推测云母和橄榄石的熔点顺序为________，硬度大小顺序为________。
解析 根据岩浆晶出规则，分析表中晶格能数据可知，橄榄石的晶格能大于云母的晶格能，所以橄榄石先析出。石英总是在各种硅酸盐析出后才晶出，主要原因是石英晶格能较小，同时它不容易在岩浆中达到饱和浓度，所以只有当各种金属离子以硅酸盐的形式析出后，石英的浓度才达到饱和。云母的晶格能不如橄榄石的大，故橄榄石的熔点高于云母，硬度大于云母。
答案 (1)橄榄石先晶出，云母后晶出 (2)石英晶格能较小，同时它不容易在岩浆中达到饱和浓度
(3)橄榄石高于云母 橄榄石大于云母
晶体的类型直接决定晶体的物理性质，如熔、沸点，硬度，导电性，延展性，水溶性等。而晶体的类型本质上又是由构成晶体的微粒及微粒间的作用力决定的，通常可以由晶体的特征性质来判断晶体所属类型。下表对四种晶体类型进行了对比。
【探究原理】
实验探究九 晶体的基本类型与性质比较
晶体类型 金属晶体 离子晶体 分子晶体 原子晶体
定义 金属原子通过金属键形成的晶体 阴、阳离子通过离子键形成的晶体 分子间通过分子间作用力形成的晶体 相邻原子间通过共价键结合而形成的立体网状结构的晶体
结
构 基本微粒 金属阳离子、自由电子 阴离子、阳离子 分子 原子
微粒间作用力 金属键 离子键 范德华力或范德华力与氢键 共价键
性
质 熔沸点 一般较高，但差异大 较高 较低 高
硬度 一般较大，但差异大 较大 较小 大
延展性 好，有光泽 脆，有光泽 差，无光泽 差，无光泽
导电性 固态能导电 熔融或溶于水能导电 某些溶于水后能导电 一般不导电
溶解性 不溶 多数溶于水 相似相溶 不溶
熔化时需克
服的作用力 金属键 离子键 范德华力或范德华力与氢键 共价键
物质类别 金属单质 离子化合物 多数的非金属单质和共价化合物 少数的非金属单质和共价化合物
典例 K、Cu、Mg NaCl、CsCl、CaF2 干冰、冰、碘 金刚石、SiO2
有下列八种晶体：A.SiO2(水晶)；B.冰醋酸；C.氧化镁；D.白磷；E.晶体氩；F.氯化铵；G.铝；H.金刚石。
用序号回答下列问题：
(1)属于原子晶体的化合物是________，直接由原子构成的晶体是________，直接由原子构成的分子晶体是________。
(2)由极性分子构成的晶体是________，含有共价键的离子晶体是________，属于分子晶体的单质是________。
(3)在一定条件下，能导电并不发生化学变化的是________，受热熔化后化学键不发生变化的是________，需克服共价键的是________。
【问题探究】
思路点拨 在选项中属于原子晶体的是：金刚石和水晶(由Si原子和O原子构成)；属于分子晶体的是：冰醋酸、白磷和晶体氩；属于离子晶体的是：MgO(由Mg2＋和O2－组成)、NH4Cl(由NH4＋和Cl－组成)；而Al属于金属晶体。金属导电是靠自由电子的定向移动，并不发生化学变化，但金属熔化时金属键会被破坏。分子晶体熔化时只需要克服分子间作用力，而原子晶体、离子晶体熔化时分别需要克服共价键、离子键的作用。
答案 (1)A A、E、H E (2)B F D、E (3)G B、D、E A、H(共26张PPT)
第二节 分子晶体与原子晶体
什么叫(1)共价键；(2)范德华力；(3)氢键？
提示 (1)原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键；
(2)分子之间存在的一种把分子聚集在一起的作用力叫范德华力；
(3)由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中(或同分子中)电负性很强的原子之间的作用力。
金刚石、二氧化硅、NH3、CO2等物质的熔、沸点有什么特点？
提示 金刚石、二氧化硅的熔、沸点很高；NH3、CO2的熔、沸点很低。
1．
2．
1．了解分子晶体和原子晶体的晶体结构模型及其性质的
一般特点。
2．理解分子晶体和原子晶体的晶体类型与性质的关系。
3．了解分子间作用力对物质物理性质的影响。
4．了解氢键及其对物质物理性质的影响。
分子晶体：由_____构成，相邻分子的相互作用靠_______
_______相互吸引。
分子晶体特点：___熔点、___升华。
构成分子晶体的作用力包括_________和_____。
分子晶体的结构特点
(1)___个紧邻的分子密堆积，如O2和C60。
(2)冰的晶体：构成晶体的作用力是_____，每个水分子周围只有___个紧邻的水分子，呈_________形。
笃学一 分子晶体
1.
分子
分子间
作用力
2．
低
易
3．
范德华力
氢键
4．
12
氢键
4
正四面体
特点：____密度最大。
(3)干冰：CO2的晶体。分子间存在_________，性质特点是：______________，工业上用作_______。
4℃
范德华力
熔点低、易升华
制冷剂
原子晶体：原子都以_______相结合，是三维的共价键
_____结构。
金刚石结构：_____________网状结构，C—C—C夹角为_________，____杂化。
特点：①________________；②_______(填“溶于”或“不溶于”)一般的溶剂；③不能导电。
3．SiO2原子晶体：制_____、玻璃、宝石、_______、硅光电池、芯片和_________等。
笃学二 原子晶体
1.
共价键
网状
2．
正四面体空间
109°28′
sp3
硬度最大、熔点高
不溶于
水泥
单晶硅
光导纤维
常见分子晶体可分为哪几类？
提示 (1)所有非金属的氢化物，如水、硫化氢、氨、氯化氢、甲烷等。
(2)部分非金属单质，如卤素(X2)、氧气、硫(S8)、氮、白磷(P4)、C60等。
(3)部分非金属氧化物，如CO2、P4O6、P4O10、SO2等。
(4)几乎所有的酸。
(5)绝大多数有机物的晶体。
【慎思1】
常见的原子晶体有哪几类？
提示 (1)某些非金属单质，如硼、硅、锗、金刚石。
(2)某些非金属化合物，如碳化硅、氮化硼。
(3)某些氧化物，如水晶。
【慎思2】
晶体类型 原子晶体 分子晶体
概 念 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体 分子间以分子间作用力相结合的晶体
组成微粒 原子 分子
微粒间作用力 共价键 分子间作用力
熔沸点 很高 较低
要点一 | 原子晶体与分子晶体比较
硬 度 很大 较小
溶解性 不溶于任何溶剂 部分溶于水
导电性 不导电，个别为半导体 不导电，部分溶于水导电
熔化时破坏的作用力 破坏共价键 一定破坏分子间作用力(有时还破坏化学键)
实 例 金刚石 干冰
结构特点 其最小的C原子环中有6个C原子，C—C键夹角为109°28′ CO2晶体中存在CO2分子
有下列物质：①水晶、②冰醋酸、③氧化钙、④白磷、⑤晶体氩、⑥氢氧化铝、⑦铝、⑧金刚石、⑨过氧化钠、⑩碳化钙、 碳化硅、 干冰、 过氧化氢。根据要求填空。
(1)属于原子晶体的化合物是________。
(2)直接由原子构成的分子晶体是________。
(3)由极性分子构成的晶体是________，属于分子晶体的单质是________。
(4)在一定条件下，能导电且不发生化学变化的是________，受热熔化后化学键不发生变化的是________，受热熔化需克服共价键的是________。
【例1】
解析 本题考查的是原子晶体、分子晶体的辨别及晶体内作用力类型的分析。属于原子晶体的有：金刚石、碳化硅和水晶；属于分子晶体的有：氩(无化学键)、白磷(非极性分子)、干冰(由极性键构成的非极性分子)、过氧化氢和冰醋酸(由极性键和非极性键构成的极性分子)；金属导电过程不发生化学变化；晶体熔化时，分子晶体只需克服分子间作用力，不破坏化学键，而原子晶体、离子晶体、金属晶体熔化需破坏化学键。
答案 (1)① (2)⑤ (3)② ④⑤ (4)⑦ ②④⑤ ①⑧
解答该类题目的关键是熟练掌握常见物质的晶体类型，分子晶体的构成微粒必为分子(稀有气体为单原子分子)，原子晶体是由原子通过共价键直接形成的，其构成微粒为原子。
下列属于分子晶体的性质的是 ( )。
A．熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电
B．熔点10.31 ℃，液体不导电，水溶液能导电
C．熔点97.81 ℃，质软，能导电，密度是0.97 g·cm－3
D．熔点63.65 ℃，熔化时能导电，水溶液也能导电
解析 分子晶体的特点是熔、沸点低、硬度小、熔融状态不导电，其水溶液有些可以导电。A项中熔点太高，C项中能导电的说法不正确，D项中熔化时能导电的说法也错误。
答案 B
【体验1】
对于不同类型的晶体来说，熔沸点的高低顺序为：原子晶体＞分子晶体。
对于同属于分子晶体的不同晶体
(1)分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；非金属氢化物分子间含有氢键的分子晶体，熔沸点比同族元素的氢化物反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔沸点越高。例如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
(3)组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高。例如，CO＞H2，CH3OH＞CH3CH3。
要点二 | 不同晶体熔沸点高低的比较
2．
1．
(4)同分异构体的支链越多，熔沸点越低。如：
CH3—CH2—CH2—CH2—CH3＞
(5)烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物一般随分子里碳原子的增加，熔沸点升高。如：C2H6＞CH4，C2H5Cl＞CH3Cl，CH3COOH＞HCOOH。
对于同属于原子晶体的不同晶体
(1)晶体的熔沸点高低取决于共价键的键长和键能。键长越短，键能越大，共价键越稳定，物质的熔沸点越高。
(2)若没有告知键长或键能数据时，可比较原子半径的大小。一般原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。原子半径越小，则化学键的键长越短，化学键就越强，键就越牢固，破坏化学键需要的能量就越大，故晶体的熔点就越高。例如，比较金刚石、碳化硅、晶体硅的熔点高低：
原子半径：C＜Si，则键长：C—C＜C—Si＜Si—Si，故键能：C—C＞C—Si＞Si—Si，熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅。
3．
碳化硅(SiC)是一种晶体，具有类似于金刚石的结构，其中C原子和Si原子的位置是交替的。在下列三种晶体：①金刚石、②晶体硅、③碳化硅中，它们的熔点从高到低的顺序是 ( )。
A．①③② B．②③①
C．③①② D．②①③
【例2】
解析 本题考查的是不同原子晶体熔沸点高低的比较。C与Si同为ⅣA族元素，它们的相似性表现在金刚石是原子晶体，晶体硅、碳化硅也是原子晶体。从碳到硅原子半径逐渐增大，形成共价键的键能逐渐减弱。可推断碳化硅的熔点应在Si与C之间。三种原子晶体空间结构相似，熔点决定于它们的键长与键能，故熔点从高到低分别是金刚石、碳化硅、晶体硅。故正确答案为A。
答案 A
比较晶体的熔沸点高低，首先弄清晶体属于哪种类型，然后根据不同晶体的规律进行判断。分子晶体的熔沸点由分子间作用力大小决定，同时注意含氢键物质的反常；原子晶体则比较共价键的强弱。
(1)图为干冰的晶胞结构，观察图形，确定在干冰中每个CO2分子周围有________个与之紧邻且等距离的CO2分子。在干冰中撒入镁粉，用红热的铁棒引燃后，再盖上另一块干冰，有黑色物质生成，反应的
【体验2】
化学方程式是___________________________________。
(2)下列三种晶体①CO2 ②CS2 ③SiO2的熔点由高到低的顺序是________＞________＞________(用序号填空)，其原因是________________________________________。
(2)一般来说，原子晶体的熔点高于分子晶体的熔点，因为原子晶体熔化时要破坏共价键，而分子晶体熔化时只是克服分子间作用力，分子间作用力比共价键弱得多。如果同为分子晶体，当分子的组成和结构相似时，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点越高。
(2)③ ② ① SiO2是原子晶体，CO2、CS2是分子晶体，所以SiO2熔点最高；CO2和CS2组成和结构相似，且CS2的相对分子质量大于CO2的相对分子质量，所以CS2的熔点高于CO2
实验探究七 非金属单质是原子晶体还是分子晶
体的判断方法
(1)依据构成晶体的粒子和粒子间的作用判断：构成原子晶体的粒子是原子，质点间的作用是共价键；构成分子晶体的粒子是分子，质点间的作用是分子间作用力。
(2)依据晶体的熔、沸点判断：原子晶体的熔、沸点高，常在1 000 ℃以上；分子晶体的熔、沸点低，常在数百摄氏度以下甚至更低的温度。
【探究原理】
(3)依据导电性判断：分子晶体为非导体，但部分分子晶体溶于水后能导电；原子晶体多数为非导体，但晶体硅、晶体锗是半导体。
(4)依据硬度和机械性能判断：原子晶体硬度大，分子晶体硬度小且较脆。
注意 原子晶体的微观结构与分子晶体的区别主要体现在：①构成微粒不同，原子晶体中只存在原子，没有分子；②相互作用不同，原子晶体中原子间的相互作用是共价键，而分子晶体中分子间的相互作用是分子间作用力。
现有几种物质的熔点数据如下表所示：
根据上表回答下列问题：
(1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间作用力是________。
【问题探究】
A组 B组 C组
金刚石：＞3550 ℃ Li：181 ℃ HF：－83 ℃
晶体硅：1 410 ℃ Na：98 ℃ HCl：－115 ℃
晶体硼：2 573 ℃ K：64 ℃ HBr：－89℃
二氧化硅：1 723 ℃ Rb：39 ℃ HI：－51 ℃
(2)B组晶体的共同物理性质是________(填序号)。
①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于_________________________
________________________________________________。
思路点拨 A组由于熔点都很高，所以为原子晶体，原子晶体熔化时破坏的是共价键；B组均为金属晶体，故具有金属的物理通性；C组都是分子晶体，且结构相似，相对分子质量越大，熔点越高，HF相对分子质量最小，熔点却比HCl高，分子晶体中熔点的反常可以联想到氢键，HF熔化时，除了破坏分子间作用力外还要破坏氢键，所需能量更多，导致熔点高。
答案 (1)原子 共价键 (2)①②③④ (3)HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多
