课件19张PPT。本章优化总结专题1 表示核外电子排布的化学用语特别提醒
1.在书写电子排布式时特别注意如Cr、Cu等符合洪特规则特例的元素。?
2.上述六种表示核外电子排布的方法中,电子排布图最能反映电子的排布情况。
3.若直接书写电子排布式有困难，可先写出原子的原子结构示意图，再据此写出电子排布式。如 按要求填空：
(1) 35Br－的电子式____________________；
(2)16S2－的离子结构示意图_____________；
(3)11Na的电子排布式____________________；
(4)20Ca的价电子排布式_________________；
(5)7N的电子排布图_____________________。【解析】 书写核外电子排布式时注意以下三点：①明确原子序数；②按照能量最低原理将电子排布在能量由低到高的原子轨道上;③排布中遵循泡利原理、洪特规则。在表示核外电子排布的方法中，微粒结构示意图是书写电子排布式的基础，电子排布式是书写价电子排布式和电子排布图的基础。11Na：1s22s22p63s1；20Ca：1s22s22p63s23p64s2，其价电子排布式为：4s2；书写35Br－的电子式时注意加[ ]; 7N的电子排布式为：1s22s22p3，电子排布图为：专题2 “位—构—性”的关系
1. “位—构—性”的关系2.同周期同主族元素性质递变规律 (2012·中山高二质检)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：
①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；
②Y原子价电子(外围电子)排布msnmpn(m≠n)
③R原子核外L层电子数为奇数；
④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：
(1)Z2＋的核外电子排布式是_______________________，该元素在元素周期表中的位置是____________________。
(2)Q、Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，其氢化物的稳定性_____>______，其氢化物的还原性________>________。(用化学式填空)(3)Q、R、X三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为_________________，电负性数值由小到大的顺序是_______________。(用元素符号作答)
(4)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是_____(填化学式)。【解析】 由①知Z为Cu元素。由②推测n＝2，为ⅣA族元素，又由于其原子序数小于29,且m≠n，Y只能是Si元素。R的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道的电子数分别为2和4，则为C(或Si)和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增，故可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。(1)Cu的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，失去两个电子则为1s22s22p63s23p63d9。(2)Q、Y的氢化物分别为CH4和SiH4，由于C的非金属性强于Si，则稳定性CH4>SiH4，还原性正好相反。(3)C、N、O位于同一周期，而N由于具有半充满状态，故第一电离能比O元素大，所以第一电离能N>O>C，而电负性C (2)CH4 SiH4 SiH4 CH4
(3)C(4)SiO2课件46张PPT。第一章 原子结构与性质第一章 原子结构与性质第一节 原子结构课程标准导航
1.了解原子结构的构造原理。
2．知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
3．了解能量最低原理,知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
4．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。自主学习
一、开天辟地——原子的诞生
现代大爆炸宇宙学理论认为，宇宙中含量最丰富的元素是___，其次是___元素。氢氦二、能层与能级
1.分类依据
根据多电子原子的核外电子的__________，将核外电子分成不同的能层；又同一能层电子______的不同，将它们分成不同的能级。能量差异能量2.表示方法KLMNOP28183250低高三、构造原理
1.构造原理示意图想一想
1．构造原理表示什么含义？
提示：在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是：电子先排在能量低的能级上，然后依次排在能量较高的能级上。2.电子排布式：能级符号右上角的数字是该能级上排布的电子数。如钠元素基态原子的电子排布式为___________，简化电子排布式为[Ne]3s1，其中方括号里的符号的意义是Na的内层电子排布与稀有气体Ne的核外电子排布相同。1s22s22p63s1 四、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1.能量最低原理
现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循__________能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理最低能量3.光谱与光谱分析
(1)光谱形成原因
不同元素的原子发生______时会吸收或释放不同的光。
(2) 原子光谱
各种元素的电子的_____光谱或_____光谱，总称原子光谱。跃迁吸收发射(3)光谱分析
在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定_____的分析方法。
五、电子云与原子轨道
1.电子云
电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的____密度分布的形象化描述。元素概率想一想
2．电子云图中的小黑点密度的大小是否表示电子的多少？
提示：不是。电子云图中的一个小黑点并不代表一个电子，而是表示电子在此位置曾经出现过；小黑点密度的大小，表示在一定时间内电子出现的概率的大小。2.原子轨道
(1)定义
量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。形象地认为_______轮廓图称为原子轨道。
(2)形状
s电子的原子轨道都是___形，p电子的原子轨道都是_____形。电子云球哑铃(3)数目
ns能级各有 _个轨道，np能级各有 _个轨道，nd能级各有 _个轨道，nf能级各有__个轨道。
(4)原子轨道的半径大小
能层序数n越大,ns电子的原子轨道半径____；p能级有__________三个相互垂直的原子轨道,能层序数n______，np电子原子轨道的平均半径越大。135 7越大px、py、pz越大六、泡利原理和洪特规则
1.泡利原理：1个原子轨道最多只能容纳2个电子，而且这2个电子的自旋方向必须_____ (用“↑↓”表示)。如，ns2的原子轨道上的电子排布为 ,不能表示为 。
2.洪特规则：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，而且自旋方向______。相反相同3.电子排布图
每个方框代表一个_________，每个箭头代表一个电子。如：氧原子电子排布图：
原子轨道自主体验
1.下列电子层中,包含有f能级的是（ ）
A.K电子层 B.L电子层
C.M电子层 D.N电子层
解析：选D。能层数=能层中所包含的能级数。若含有f能级则能层数必须大于等于4,即从N层开始往后才会出现f能级。2.（2012·武汉高二质检）基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是( )
解析：选B。A项违背了能量最低原理；C项违背了洪特规则;D项违背了泡利原理。3.比较下列多电子原子的能级能量高低。
(1)1s ,3d (2)3s,3p,3d (3)2p,3p,4p
解析：不同能层中,英文字母相同的不同能级,能层序数越大,其能量就越高；同一能层中,各能级之间的能量大小关系是s＜p＜d＜f……。
答案：(1)1s<3d (2)3s<3p<3d (3)2p<3p<4p要点1 能层与能级的组成及能量关系
探究导引1 对于多电子原子，为什么将核外电子分为不同的能层和能级？
提示：电子的能量存在差异。探究导引2 对于多电子原子，为什么各能层最多可容纳的电子数不同？
提示：各能层所含能级不同，各能级所含电子数不同。要点归纳
1.不同能层的能级组成
任一能层的能级总是从s能级开始，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……(n代表能层)。 能层的能级数等于该能层的序数。
2.不同能层中各能级之间的能量大小关系
(1)不同能层中，英文字母相同的不同能级，能层序数越大，原子轨道的半径越大，其能量就越高。
例如：1s＜2s＜3s……，2p＜3p＜4p……。(2)同一能层中，各能级之间的能量大小关系是s＜p＜d＜f……。
例如：第四能层中4s＜4p＜4d＜4f。
(3)能层和能级都相同的各原子轨道的能量相等。
例如：2px＝2py＝2pz。3.各能层、能级所容纳电子数
(1)以s、p、d、f……排序的各能级含有的原子轨道数目分别为1、3、5、7……，每一个原子轨道最多只能容纳2个电子，因此，以s、p、d、f……排序的各能级最多可容纳的电子数依次为2、6、10、14……。(2)每一个能层(序数n)有n2个原子轨道，故每一个能层最多可容纳的电子数为2n2。
(3)不同能层中，英文字母相同的不同能级最多可容纳的电子数相同。即时应用
1.某一能层上nf 能级所容纳的最多电子数是
( )
A．6 B．10
C．14 D．15
解析：选C。f 能级有7个原子轨道，每一个原子轨道最多只能容纳2个电子，故nf 能级所容纳的最多电子数是14。要点2 核外电子排布的原则
探究导引3 为什么K原子的原子结构示意图不是 ，而是 ？
提示：由于出现能级交错现象，K原子排满第一层和第二层后，在排第三层时，先排满3s能级、3p能级，最后一个电子进入4s能级而不是3d能级。探究导引4 如何准确描述原子核外电子的运动状态？
提示：准确描述电子的运动状态要从能层、能级、原子轨道、电子的自旋方向四个方面。即在任何一个原子中找不到两个运动状态完全相同的电子。要点归纳
1.能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理。原子核外电子总是优先占据能量低的轨道，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。
2.泡利原理：一个原子轨道上最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反。如2s2上的电子排布图为 ，不能表示为 。(1)电子自旋可以比喻成地球的自转,自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向；
(2)将在同一原子轨道上运动的、自旋方向相反的两个电子称为电子对,用方向相反的箭头 “↑↓”来表示；将在原子轨道上运动的单个电子称为单电子或未成对电子。3.洪特规则：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,而且自旋方向相同。如2p3的电子排布图为 ,不能表示为 。
4.洪特规则的特例:有少数元素的基态原子的电子排布相对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时,体系的能量较低,原子较稳定。即时应用
2.在d轨道中电子排布成 ,而不排布成 ,其最直接的根据是( )
A.能量最低原理 B.泡利原理
C.原子轨道构造原理 D.洪特规则
解析：选D。洪特规则的内容是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,而且自旋方向相同。题型1 能层、能级与原子轨道
(2012·天津高二检测)某同学查阅资料时获得对一原子中某电子运动状态的描述，判断其中描述一定错误的是( )
A．n＝3 能级种类d 自旋状态↑
B．n＝2 能级种类d 自旋状态↓
C．n＝4 能级种类p 自旋状态↓
D．n＝3 能级种类p 自旋状态↑【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1) 各能层所含能级的种类。
(2) 描述电子的运动状态要从能层、能级、原子轨道、电子的自旋方向四个方面。
【解析】 n＝2有2个电子层，最高能级为2p，不会出现d能级。
【答案】 B【思路点拨】 解答此题注意以下三点：(1)要明确能量最低原理、泡利原理、洪特规则的内容和应用；(2)区分电子排布式、简化的电子排布式和电子排布图；(3)区分原子的电子排布式和离子的电子排布式。【答案】 (1)错误，违背了洪特规则 (2) 错误，违背了能量最低原理 (3) 错误，违背了泡利原理 (4)正确【名师点睛】 (1)进行核外电子排布时，要注意能量最低原理、泡利原理、洪特规则三者兼顾，综合分析。
(2)对于处在不同能层的不同的能级存在能级交错现象，电子排布的先后次序为：ns、(n－2)f、(n－1)d、np；对于1～36号元素，应重点记忆的是“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”这一顺序。(3)当出现d轨道时，虽然电子按ns→(n－1)d顺序填充，但在书写电子排布式时，仍按(n－1)d、ns；反应失去电子时，却先失去ns电子，后失去(n－1)d电子。[经典案例] 原子的最外层电子数为什么不超过8个，次外层电子数为什么不超过18个？
【答案】 根据构造原理，由于能级交错的原因，End>E(n＋1)s。当ns和np充满时(共4个轨道，最多容纳8个电子)，多余的电子不是填入nd，而是填入(n＋1)层，因此最外层电子数不超过8个。同理，可解释次外层电子数为什么不超过18个。若第n层为最外层，由于E(n－1)f>E(n－1)s>Enp，在(n＋1)层出现前，次外层只有(n－1)s、(n－1)p、(n－1)d上有电子，这三个能级共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。课件79张PPT。第二节 原子结构与元素的性质课程标准导航
1.认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
2．掌握同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性、原子半径的变化规律。
3．掌握同主族元素从上到下，金属性和非金属性、原子半径的变化规律。
4．能说出元素电离能、电负性的含义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。自主学习
一、原子结构与元素周期表
1.元素周期系的形成
(1)周期系的形成
随着元素原子的核电荷数的递增，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增多，最后达到 __个电子，出现________，这样形成一个周期，然后又开始由_______到_________，循环往复形成周期系。碱金属8稀有气体碱金属稀有气体(2)原因：元素周期系的形成是_____________
_____________发生周期性的重复。
2.元素周期表的结构
(1)周期与族
①周期：元素周期表共有7个周期，每个周期包含的元素种类如下： 元素的原子核外电子的排布288181832023141530②族：元素周期表中，有___个纵列，除
_________三个纵列叫第Ⅷ族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族。
(2)按结构分区
按电子排布特点把元素周期表里的元素分成5个区：___、___、___、___和____。188、9、10s区p区d区f区ds区想一想
1．原子结构与元素周期表中元素所在的周期序数、主族元素的族序数有什么关系？
提示：元素原子的能层数＝元素所在的周期序数，主族元素原子的价电子数＝族序数。二、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质随_________的递增发生周期性递变。
2.原子半径：随着原子序数的递增，原子半径发生周期性的变化。
(1)周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径__________；
(2)周期表中的同主族元素从上到下，原子半径__________。核电荷数逐渐减小逐渐增大想一想
2．是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数小的元素的原子半径？
提示：不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。3.电离能
(1)概念
_______________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的_________叫做第一电离能。
(2)变化规律
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能____，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能____;同族元素从上到下第一电离能____。气态电中性基态最低能量最小最大变小4.电负性
(1)键合电子和电负性的含义
①键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成__________的电子。
②电负性：用来描述不同元素的原子对___________吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______。化学键键合电子越大(2)衡量标准：以氟的电负性为____作为相对标准，得出各元素的电负性。
(3)递变规律
①同周期，自左到右，元素原子的电负性__________。
②同主族，自上到下，元素原子的电负性__________。4.0逐渐变大逐渐变小想一想
3．元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？
提示：最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。自主体验
1.(2012·北京东城区高二质检)下列关于主族元素性质递变规律的叙述中不正确的是( )
A．同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱
B．同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小
C．同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大
D．同主族元素从上到下，非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强解析：选D。同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，因此气态氢化物的稳定性逐渐减弱。2.下列各组元素性质的递变情况错误的是
( )
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．Si、P、Cl元素的最高正价依次升高
C．N、O、F元素的电负性依次增大
D．Na、K、Rb元素的第一电离能依次增大解析：选D。A、B、C三选项中的元素分别处于同一周期，随原子序数递增，最外层电子数依次增多，最高正价依次升高，元素电负性依次增大；同一主族从上到下，元素第一电离能依次减小。3.某元素原子的核电荷数为16，则该元素在元素周期表中位于第______周期，第_____族；按电子排布可把元素周期表中的元素分为5个区，该元素处于______区，其价电子排布式是__________________，元素符号是________。解析：核电荷数为16的元素是硫，其基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p4；周期数＝电子层数＝最高能层序数，主族序数＝价电子数。
答案：三 ⅥA p 3s23p4 S要点1 核外电子排布与元素周期表
探究导引1 每个周期开头第一种元素(ⅠA族)和结尾元素(0族)的最外层电子的排布式的通式如何表示？
提示：ⅠA族：ns1；0族：ns2np6(第一周期的为1s2)。探究导引2 每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？
提示：除零族元素中He与其他稀有气体不同外，其余每个纵列的价电子层的电子总数是相等的。要点归纳
1.核外电子排布与周期的划分
(1) 周期划分：依据能级组。
①根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组。同一能级组内，各能级能量相差较小；各能级组之间能量相差较大。
②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的能层数等于元素的周期序数。(2) 周期元素原子的外围电子排布和元素种数2.核外电子排布与族的划分
族的划分依据原子的价层电子排布。
(1)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nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。(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。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族元素的价电子数与族序数相同。即时应用
1.(2012·南昌高二质检)价电子排布为5s25p1的元素，在周期表中的位置是( )
A．第四周期第ⅤA族 B．第五周期第ⅢA族
C．第五周期第ⅠA族 D．第四周期第ⅢA族
解析：选B。电子层数＝周期数，价电子数＝主族元素的族序数，所以该元素位于第五周期第ⅢA族。要点2 元素周期表的分区
探究导引3 将元素周期表分成s区、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？
提示：按电子排布特点把元素周期表里的元素分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。探究导引4 元素周期表中的所有副族元素和Ⅷ族元素(即d区和ds区)为什么又称为过渡元素？
提示： 副族元素和Ⅷ族元素介于s区(主要是金属元素)和p区(主要是非金属元素)之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域。要点归纳
1.根据核外电子排布分区
(1) 元素周期表分区图(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点2.根据元素金属性与非金属性分区
(1) 元素周期表分区图(2) 金属与非金属分界线(又称梯形线)
①元素的金属性和非金属性没有严格的界限,处于金属与非金属分界线附近(即非金属三角区边缘)的非金属元素具有一定的金属性，被称为半金属或准金属,但不能叫两性非金属。如硅既具有金属光泽，又是半导体。
②处于金属与非金属分界线左边的元素是每个周期的最后一种金属元素，其主族序数＝周期序数。即时应用
2.某元素简化电子排布式为[Xe]4f46s2，其应在( )
A．s区 B．p区
C．d区 D．f区
解析：选D。按电子排布，元素在周期表中的分区，取决于元素原子的最后一个电子所进入的能级，因最后一个电子进入f能级，所以该元素为f区元素。要点3 元素周期律
探究导引5 同一周期的元素，为什么稀有气体的第一电离能最大？
提示：在同一周期的元素中，稀有气体的原子结构最稳定，最难失去电子。探究导引6 主族元素原子半径的递变规律与其第一电离能、电负性的递变规律有什么关系？
提示： 一般地，主族元素的原子半径越小,其第一电离能和电负性就越大。要点归纳
1.原子半径
(1)影响因素
原子半径的大小取决于两个相反的因素：电子的能层数和核电荷数。电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大,核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性变化。(2)变化规律
①同周期元素：从左到右，电子的能层数不变,但随核电荷数增多使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。所以原子半径逐渐减小。
②同主族元素：从上到下，电子的能层数逐渐增多，虽然核电荷数增多，但电子的能层数成为主要因素，所以原子半径逐渐增大。2.电离能
(1)电离能的有关规律
①第一电离能
a．同周期元素：从左到右，原子的第一电离能呈增大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
b．同主族元素：从上到下,原子的第一电离能逐渐减小,表示元素原子越来越易失去电子。②逐级电离能
a．原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强,从而电离能越来越大。b．逐级电离能的递增有突跃现象。
当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表所示钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)③金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。
金属活动性顺序是金属原子在水溶液中失去电子的难易，电离能是金属原子在气态时活泼性的量度，所以二者不可能完全一致。(2)电离能的应用
①判断主族元素在元素周期表中的族序数、价电子数，进而确定其最高化合价。
②判断金属原子在气态时失去电子的难易(即金属性强弱)。一般地，原子的第一电离能越小，金属性越强。3.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①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。
②金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。(2)判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。(3)判断化学键的类型
一般认为：如果两个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；
如果两个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。(4)元素“对角线规则”
①含义：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。②解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。Li、Mg在过量氧气中燃烧都只生成正常的氧化物；Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物；硼酸和硅酸的酸性强度很接近,且都是弱酸。即时应用
3.某元素原子的电子排布式为1s22s22p5，下列有关它的描述不正确的是( )
A．属于非金属元素
B．除稀有气体元素外，原子半径最小
C．除稀有气体元素外，元素的电负性最大
D．除稀有气体元素外，在同周期中元素的第一电离能最大解析：选B。除稀有气体元素外，氢元素的原子半径最小，其次是氟。题型1 核外电子排布与元素周期表
某元素原子共有3个价电子，其中1个价电子位于3d能级。试回答：
(1)该元素基态原子的电子排布式为________________________________________________________________________；(2)按电子排布，该元素在元素周期表中所处的区是______,属于________元素(填“金属”或“非金属”)；
(3)该元素在元素周期表里的位置是第______周期，第________族；最高化合价是______。
【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)解题的关键是正确写出原子的电子排布式.
(2)根据原子序数确定元素所在的周期和族。【解析】 该元素原子共有3个价电子，其中1个价电子位于3d能级，则其他两个价电子必在4s上，故基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p6 3d14s2 ，原子序数是21，在第四周期，第ⅢB族，属于金属元素，最高化合价等于价电子数。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d14s2 (2)d 金属 (3)四 ⅢB ＋3【名师点睛】 (1)价电子(即外围电子)是指在化学反应中电子数发生变化的能级上的电子。主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子，副族元素的外围电子与其最外层电子和内层电子有关。(2)由元素的价电子层排布式可知元素在周期表中的位置。周期数＝电子层数＝最高能层序数。主族元素的族序数＝该元素原子的价电子数。副族元素中，ⅢB～ⅦB族(即d区)元素的族序数＝该元素原子的价电子数；ⅠB～ⅡB族(即ds区)元素的(n－1)d全充满时，ns的电子数＝族序数。(3)最外层电子数为1、2的元素不一定是ⅠA、ⅡA的元素，还可能是过渡元素或He元素；族序数等于最外层电子数的元素不一定是主族元素，也可能是ⅠB族、ⅡB族等元素。题型2 电离能的有关规律及其应用
(2012·黄石高二调研)不同元素的气态电中性基态原子失去最外层一个电子所需要的能量(即第一电离能，设其为E)如图所示。试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：
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是______________________________，各主族中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值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填写编号)。
①E(砷)>E(硒) ②E(砷)E(硒) ④E(溴)(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：_______________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)同主族、同周期元素第一电离能的变化规律。
(2)同周期的个别元素E值的反常现象。【解析】 此题考查了元素第一电离能的变化规律和归纳总结能力。
(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；从H到He，Li到Ne，Na到Ar,均呈现明显的周期性变化。
(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)【答案】 (1)随着原子序数增大，E值变小 周期性
(2)①③ (3)419 738
(4)10号元素为氖，该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构【名师点睛】 由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，为全充满较稳定状态，而ⅤA族元素的最外层电子排布为np3，为半充满状态，比ⅥA族的np4状态稳定。题型3 电负性的应用
(2012·大连高二检测)已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出12种元素的电负性：已知：一般认为，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是________________________________________________________________________。(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大是_______，电负性最小是_______，由这两种元素组成的化合物中含有的化学键类型是__________(填“离子键”或“共价键”)。
(3)AlCl3属于______化合物(填“离子”或“共价”)，其中Cl元素的化合价是____。【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)电负性的递变规律；
(2)根据元素的电负性判断元素的金属性和非金属性及其强弱、化合物中元素化合价的正负、化合物或化学键的类型等方法。【解析】 根据表中给出的数据，可推知元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化即同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大,故短周期主族元素中，电负性最大的是F,电负性最小的是Na,则NaF属于离子化合物，只含有离子键。AlCl3电负性差值1.5，小于1.7，形成共价键,属于共价化合物;电负性：Cl>Al，故Cl元素化合价为负值。【答案】 (1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化或同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大
(2)F Na 离子键 (3)共价 负值(或－1)【误区警示】 (1)氟是所有元素中电负性数值最大的元素，故在氟的化合物中，氟元素一定显负价，没有正价；(2)元素的金属性和非金属性之间没有严格的界限，因此电负性1.8作为金属元素与非金属元素的分界也不是绝对的；(3)并不是所有电负性差大于1.7的元素都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0,电负性差为1.9，但HF为共价化合物。元素金属性和非金属性强弱的判断
1.元素金属性、非金属性强弱的本质：原子越易失电子，金属性越强。原子越易得电子，非金属性越强。2.金属性强弱的判断依据
(1)根据在周期表中的位置判断
①同周期元素,从左至右随原子序数的增加,金属性减弱。
②同主族元素,从上至下随原子序数的增加，金属性增强。(2)根据元素的性质判断
①单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，则金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的碱性：碱性越强，则对应元素的金属性也就越强。
③金属间的置换反应：金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，则甲的金属性比乙强。④金属阳离子氧化性：阳离子的氧化性越强,对应元素的金属性就越弱。
⑤根据原电池原理：一般地，不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼。
⑥电负性：元素的电负性越小，则元素的金属性越强。
⑦第一电离能：元素原子的第一电离能越小,则元素的金属性越强。3.非金属性强弱的判断依据
(1)根据在周期表中的位置判断
①同周期元素，从左至右随原子序数的增加,非金属性增强。
②同主族元素，从上至下随原子序数的增加,非金属性减弱。(2)根据元素的性质判断
①单质跟氢气化合的难易程度：越易与氢气反应，则非金属性越强。
②气态氢化物的稳定性：氢化物越稳定，则对应元素的非金属性就越强。
③最高价氧化物对应水化物的酸性：酸性越强，则对应元素的非金属性也就越强。④非金属元素的原子对应阴离子或氢化物的还原性：还原性越强，则非金属性就越弱。
⑤非金属单质间的置换反应：非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液或氢化物中置换出来，则甲的非金属性比乙强。
⑥电负性：元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。
⑦第一电离能：元素原子的第一电离能越大,则元素的非金属性越强。课件15张PPT。本章优化总结专题 晶体类型的比较与判断
晶体的结构(构成粒子及粒子间的作用)决定了晶体类型和晶体的物理性质，晶体的物理性质反映了晶体类型。通常可由晶体的物理特性来判断晶体所属类型。1.四种晶体类型的比较2.判断晶体类型的方法
(1)根据构成晶体的粒子及粒子间的作用判断。
(2)根据物质类别判断。
(3) 根据物质的物理特性判断
①根据晶体的熔点判断：离子晶体的熔点较高,常在数百度至一千摄氏度；原子晶体熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。②根据导电性判断：离子晶体的水溶液及熔融态能导电；原子晶体一般不导电；分子晶体熔融态不导电，属于电解质的分子晶体溶于水导电；金属晶体是电的良导体。
③根据硬度和机械性能判断：离子晶体硬度较大或脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有延展性。④根据常温下的状态判断：呈气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg除外)；易升华的物质大多为分子晶体。 下面是四种晶体的结构示意图。(1)金刚石晶体中，碳原子的杂化方式是________，每一个碳原子与周围最近且等距离的碳原子构成的立体结构是________；冰晶体中，氧原子的杂化方式是________，每一个水分子与周围最近且等距离的水分子构成的立体结构是________，原因是________________________________________________________________________。(2)图3表示Ca2＋ 、O2－ 、Ti4＋构成的离子晶体的晶胞，该晶体的化学式为________________。
(3)金属晶体有四种堆积模型，其中两种最密堆积方式是______和______。钛晶体中，钛原子的堆积方式是 ________________________________________________________________________。【解析】 (1)金刚石晶体中，碳原子成4个C—C单键，则碳原子采取sp3杂化。水分子中，氧原子成2个H—O键，氧原子还有2 对孤电子对，则氧原子采取sp3杂化；由于冰晶体中，水分子之间存在氢键，且氢键具有方向性，每个水分子形成4个氢键，所以每一个水分子与周围最近且等距离的水分子构成四面体结构。(2)根据均摊法，一个晶胞平均含有Ca2＋：1，O2－ ：6×1/2＝3，Ti4＋：8×1/8＝1，故化学式为CaTiO3。(3)钛晶体中，钛原子按ABABABAB……方式(即六方最密堆积)堆积。【答案】 (1)sp3杂化 正四面体 sp3杂化 四面体
水分子之间存在氢键，且氢键具有方向性，每个水分子形成4个氢键 (2)CaTiO3 (3)六方最密堆积 面心立方最密堆积 六方最密堆积课件39张PPT。第三章 晶体结构与性质第三章 晶体结构与性质第一节 晶体的常识课程标准导航
1.了解晶体的特点。
2.了解晶体与非晶体的本质区别和性质上的区别差异。
3.了解晶胞的概念，能够计算晶胞中的粒子个数。自主学习
一、晶体与非晶体
1.晶体与非晶体的本质差异有周期性有序无2.晶体的自范性
(1)晶体自范性的含义：就是晶体能自发地呈现____________的性质。
(2)晶体呈现自范性的条件之一：晶体生长的速率适当。如熔融态的SiO2快速冷却只得到看不到晶体外形的_____，缓慢冷却形成晶体外形的______。多面体外形玛瑙水晶(3)晶体呈现自范性的原因：晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现___________________的宏观表象。
想一想
1．固体粉末一定不是晶体吗？
提示：不一定。许多固体粉末用肉眼看不到晶体外形，但在光学显微镜或电子显微镜下可观察到规则的晶体外形，因此许多固体粉末是晶体。周期性的有序排列3.获得晶体的途径
(1)_________ 物质凝固；
(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(______)；
(3)溶质从溶液中析出。
二、晶胞
1.概念：描述晶体结构的________叫做晶胞。熔融态凝华基本单元2.结构：一般来说，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。
(1)无隙：是指相邻晶胞之间没有任何间隙。
(2)并置：是指所有晶胞都是_____排列的，取向______。
(3)整块晶体中所有晶胞的_______及内部的原子_____、个数及_________是完全相同的。平行六面体平行相同形状种类几何排列想一想
2．由晶胞构成的晶体，其化学式是否表示一个分子中原子的数目？
提示：不表示，只表示每个晶胞中各类原子的最简整数比。自主体验
1.下列固体不是晶体的是( )
A．铜 B．雪花
C．玻璃 D．蓝矾
解析：选C。玻璃中的粒子在微观空间里无序排列，是非晶体。2.下列不属于晶体特性的是( )
A．自范性 B．溶解性
C．固定的熔、沸点 D．各向异性
解析：选B。晶体内粒子在三维空间里呈周期性有序排列，这一结构特征决定了晶体具有自范性、固定的熔、沸点和各向异性。3.(2012·沈阳高二检测)下图是金属钠的晶胞示意图，该晶胞平均含有的钠原子数是( )
A．9 B．5
C．3 D．2要点1 晶体与非晶体的比较
探究导引1 水晶和玻璃外观上差别不大，但二者受热时，水晶到一定温度熔化，而玻璃却是在一定温度范围内熔化，为什么？
提示：因为水晶是晶体，有固定熔点；而玻璃是非晶体，无固定熔点。要点归纳
晶体与非晶体的区别即时应用
1.下列说法不正确的是( )
A．晶体有自范性
B．晶体有固定的熔点
C．硝酸钾粉末不是晶体
D．晶体内粒子在三维空间里呈周期性有序排列解析：选C。晶体内粒子在三维空间里呈周期性有序排列，这一结构特征决定了晶体具有自范性、固定的熔点。硝酸钾粉末用肉眼看不到晶体外形，但在光学显微镜或电子显微镜下可观察到规则的晶体外形，因此硝酸钾粉末是晶体。要点2 晶体化学式的确定方法
探究导引2 怎样描述晶体中粒子在微观空间的排列？
提示：描述晶体中粒子在微观空间的排列时,只需描述晶胞的结构。
探究导引3 晶体和晶胞有什么关系？
提示：晶胞是晶体微观空间里的一个基本单元，整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成。2.长方体(正方体)晶胞中所含粒子数的计算
(1)处于顶角的粒子，同时为8个晶胞共有，每个粒子的1/8属于该晶胞；
(2)处于棱上的粒子，同时为4个晶胞共有，每个粒子的1/4属于该晶胞；
(3)处于面上的粒子，同时为2个晶胞共有，每个粒子的1/2属于该晶胞；
(4)处于体内的粒子，则完全属于该晶胞。
3.非长方体(正方体)晶胞中粒子视具体情况而定。特别提醒
1.确定晶胞中的粒子数目，首先看题目所给的某个结构单元是否是一个完整的晶胞。判断某个结构单元是否是一个完整的晶胞，关键看该结构单元能否反映晶体的结构特征，即能否从晶胞推出该晶体的结构。晶胞不一定只是一个小立方体，例如食盐晶体的晶胞是由8个小立方体构成的大立方体。2.对于独立原子构成的分子则不能用均摊法。由金属原子M和非金属原子N构成的气态团簇分子，如图所示,顶角和面上的原子是M原子,棱中心和体心的原子是N原子，由于M、N原子并不存在共用关系，所以其分子式可由示意图查原子个数来确定，
M原子共14个,N原子13个,
即分子式为M14N13?。
即时应用
2.某晶体中粒子排列方式如图所示，则该晶体的化学式为( )
A.AB B．AB2
C.AB3 D．A2B3解析：选C。在该晶体的晶胞中，有8个A原子处于顶点上，有12个B原子处于棱上，故A∶B(个数比)＝1/8×8∶1/4×12＝1∶3，则化学式为AB3。题型1 晶体的特征
(2012·黄冈高二检测)下列叙述中，正确的是( )
A．具有规则几何外形的固体一定是晶体
B．晶体与非晶体的根本区别在于是否有固定的熔点C．具有各向异性的固体一定是晶体
D．粉末状的固体肯定不是晶体
【思路点拨】 解答此题需明确：
晶体所具有的规则几何外形、各向异性和特定的对称性是其内部粒子呈现周期性有序排列的外部反映。【解析】 晶体与非晶体的根本区别在于构成固体的粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列，故B错。有些人工加工而成的固体也具有规则几何外形和高度对称性，但不是晶体，如玻璃制品，故A错。具有各向异性的固体一定是晶体，C正确。不论固体的颗粒大小如何，只要其组成粒子在三维空间里呈现周期性的有序排列就属于晶体，D错。
【答案】 C【名师点睛】 (1)化学式相同的物质有时是晶体，也有时是非晶体。如晶体SiO2和非晶体SiO2。
(2)晶体一定是固体，但固体不一定是晶体。
(3)具有固定组成的物质也不一定是晶体。题型2 晶体的有关计算
如图为甲、乙、丙三种晶体部分结构：试写出：(1)甲晶体化学式(X为阳离子)为________________________________________________________________________。
(2)乙晶体中A、B、C三种微粒的个数比是________________________________________________________________________。
(3)丙晶体中每个D周围结合E的个数是________个。【思路点拨】 根据均摊法可确定一个晶胞中所含各种粒子的数目，从而可确定晶体的化学式。【答案】 (1)X2Y (2)1∶3∶1 (3)8区分晶体和非晶体的方法
1.根据结构特点
构成晶体的粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列，晶体的这一结构特征可以通过X-射线衍射图谱反映出来。因此，区分晶体和非晶体的最可靠的科学方法是对固体进行X-射线衍射实验。2.根据性质特点
(1)晶体一般存在各向异性，即晶体在不同方向上的强度、传热、导电、光的折射等物理性质不同，原因是构成晶体的粒子在微观空间里各个方向上呈现不同的周期性的有序排列；而非晶体则不具有物理性质各向异性的特点。因此，区分晶体和非晶体可根据固体的某些物理性质是否具有各向异性。(2)晶体的熔点较固定，而非晶体则没有固定的熔点。因此，通过测定固体的熔点可以间接地确定某一固体是否是晶体。课件49张PPT。第三节 金属晶体课程标准导航
1.了解金属键的含义——“电子气”理论。
2. 能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
3.了解金属晶体的原子堆积模型的分类及结构特点。自主学习
一、金属键
1.用“电子气理论”解释金属键的本质
金属原子脱落下来的________形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的__________维系在一起。价电子金属原子2.用“电子气理论”解释金属的性质
(1)延展性：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生__________，但不会改变原来的_________，而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以金属都有良好的延展性。相对滑动排列方式(2)导电性：电子气理论用电子气在电场中_________解释金属良好的导电性。
(3)导热性：电子气中的__________在热的作用下与__________频繁碰撞解释金属的热导率随温度升高而______的现象。定向移动自由电子金属原子降低想一想
1．金属导电与电解质在熔融状态下导电、电解质溶液导电有什么区别？
提示：金属导电的粒子是电子，电解质在熔融状态或溶液中导电的粒子是阳离子和阴离子；金属导电过程不生成新物质，属物理变化，而电解质的导电过程就是电解，在阴、阳两极生成新物质，属于化学变化，故二者导电的本质是不同的。二、金属晶体的原子堆积模型
1.二维空间模型
金属原子在二维平面里放置得到两种方式：_________和_______，配位数分别为4和6。
2.三维空间模型
(1)简单立方堆积
相邻_________原子的原子核在_________上的堆积，空间利用率太低，只有金属Po采用这种堆积方式,每个晶胞平均含有1个原子。非密置层密置层非密置层同一直线(2)体心立方堆积
按__________的堆积方式，将上层金属原子填入下层的金属原子形成的______中，并使非密置层的原子稍稍分离。许多金属是这种堆积方式，如碱金属。非密置层凹穴(3)六方最密堆积和面心立方最密堆积
________的原子按体心立方堆积方式堆积，会得到两种基本堆积方式——六方最密堆积和面心立方最密堆积，这两种堆积方式都是金属晶体的最密堆积，配位数均为___。密置层12①六方最密堆积
如图所示，按________________的方式堆积。ABABABAB……②面心立方最密堆积
如图所示,按_________________的方式堆积。ABCABCABC……想一想
2．简单立方堆积、体心立方堆积、六方最密堆积和面心立方最密堆积四种堆积方式的空间利用率大小有什么关系？
提示：空间利用率：简单立方堆积＜体心立方堆积＜六方最密堆积＝面心立方最密堆积。自主体验
1.下列不属于金属晶体共性的是( )
A．易导电 B．易导热
C．有延展性 D．高熔点
解析：选D。金属晶体的共性是易导电、易导热、有延展性。但金属晶体的熔点差别较大,有的比原子晶体还高，如钨的熔点很高(3410 ℃)；有的比分子晶体还低，如汞的熔点很低(－38.9 ℃)。2.金属晶体的形成是因为晶体中存在( )
A．金属原子间的相互作用
B．金属离子间的相互作用
C．自由电子间的相互作用
D．金属离子与自由电子间的相互作用
解析：选D。金属晶体是金属阳离子和自由电子通过金属键形成的。3. (2012·长春高二质检)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．4 12 B．6 12
C．8 8 D．8 12要点1 金属键及其对金属晶体性质的影响
探究导引1 为什么金属晶体的物理性质与原子晶体、分子晶体的物理性质有非常明显的区别？
提示：因为金属晶体、原子晶体和分子晶体的物理性质分别由金属键、共价键和分子间作用力的强弱决定，而金属键、共价键和分子间作用力的强弱不同。要点归纳
1.金属键
(1)概念：在金属晶体中，金属阳离子与自由电子之间存在着强烈的相互作用叫金属键。
(2)从原子结构的角度认识金属键的本质：金属原子的价电子比较少，有易失去价电子的性质。金属晶体中，每个金属原子都有机会失去价电子成为金属阳离子，每个金属阳离子都有机会结合价电子成为金属原子，这些价电子被许多金属原子或金属离子所共有，从而把所有的金属原子维系在一起。
(3)存在：金属晶体中,包括金属单质及合金。
(4)金属键强弱的比较：金属键的强度主要取决于金属阳离子半径和离子所带的电荷数。金属阳离子半径越大，离子所带的电荷数越少，则金属键越弱；金属阳离子半径越小，离子所带的电荷数越多，则金属键越强。2.金属晶体
(1)金属晶体的结构与金属晶体性质的内在联系
①金属晶体的结构与金属导电性的关系
在金属晶体中存在许多自由电子，这些自由电子的运动是没有方向性的，但在外加电场的作用下，自由电子就会发生定向移动形成电流，所以金属容易导电。②金属晶体的结构与金属导热性的关系
金属容易导热，是由于自由电子在运动时与金属离子碰撞而引起能量的交换，从而使能量从温度高的部分传到温度低的部分，使整块金属达到相同的温度。③金属晶体的结构与金属延展性的关系
大多数金属具有较好的延展性,是由于金属离子与自由电子之间的相互作用没有方向性。当金属受到外力时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动后，相互作用没有被破坏，金属虽然发生了形变但不会导致断裂。④金属晶体的结构与金属颜色的关系
由于金属原子以最紧密堆积状态排列，内部存在自由电子，所以当光辐射到它的表面上时，自由电子可以吸收所有频率的光，然后很快释放出各种频率的光，这就使得绝大多数金属呈现银灰色以至银白色光泽。而金属在粉末状态时，金属的晶面取向杂乱，晶格排列不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以金属粉末常呈暗灰色或黑色。(2)金属键强弱对金属晶体性质的影响
金属键越强，金属晶体的熔、沸点就越高，硬度就越大。
①同周期金属单质，从左到右，金属键逐渐增强,则熔、沸点逐渐升高,如Na、Mg、Al。
②同主族金属单质，从上到下，金属键逐渐减弱，则熔、沸点逐渐降低，如碱金属。③合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。
④金属晶体熔点、硬度差别很大，如汞常温为液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而钨等金属熔点很高(3410 ℃)。即时应用
1.(2012·长沙高二检测)下列关于金属性质和原因的描述不正确的是( )
A．金属一般具有银白色光泽,是物理性质，与金属键没有关系
B．金属具有良好的导电性，是因为在金属晶体中共享了金属原子的价电子，形成了“电子气”，在外电场的作用下自由电子定向移动便形成了电流，所以金属易导电C．金属具有良好的导热性，是因为自由电子在受热后，加快了运动速率，自由电子通过与金属离子发生碰撞，传递了能量
D．金属晶体具有良好的延展性，是因为金属晶体中的原子层可以滑动而不破坏金属键解析：选A。金属具有金属光泽是金属中的自由电子吸收了可见光，又把各种波长的光再发射出来，因此金属一般显银白色。金属导电性正是由于金属原子之间共享了价电子,才使得金属晶体中有了自由移动的电子，也才能在外电场的作用下使电子作定向移动形成电流。C和D均正确。要点2 金属晶体的原子堆积模型
探究导引2 直径相等的金属原子在二维平面里放置，除了非密置层和密置层两种方式外，还有第三种方式吗？
提示：没有。探究导引3 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。要点归纳
1.几个概念
(1)紧密堆积：粒子之间的作用力使粒子尽可能地相互接近，使它们占有最小的空间。
(2)空间利用率：空间被晶格质点占据的百分数。用来表示紧密堆积的程度。
(3)配位数：在晶体中，一个原子或离子周围最邻近的原子或离子的数目。2.金属晶体的原子堆积模型即时应用
2.金属晶体的堆积方式、空间利用率和配位数关系正确的是( )
A．钋Po——简单立方堆积——52%——6
B．钠Na——体心立方堆积——74%——12
C．锌Zn——六方最密堆积——68%——8
D．银Ag——面心立方最密堆积——68%——12解析：选A。B中体体心立方堆积的空间利用率为68%，配位数为8；C中Zn为六方最密堆积,空间利用率为74%，配位数为12；D中Ag为面心立方最密堆积，空间利用率为74%，配位数为12；A中堆积方式、空间利用率和配位数均正确。题型1 金属键及其对金属晶体性质的影响
(2012·宁德高二期末考试)物质结构理论指出：金属晶体中金属离子与自由电子之间的强烈相互作用，叫金属键。金属键越强，其金属的硬度越大，熔、沸点越高。由此判断下列说法错误的是( )A．镁的硬度大于铝
B．镁的熔、沸点高于钙
C．镁的硬度大于钾
D．钙的熔、沸点高于钾
【思路点拨】 解答本题时要注意以下两点:
(1)金属晶体熔、沸点高低决定于金属键的强弱。
(2)金属阳离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强。【解析】 此题考查的是金属晶体的性质，如硬度和熔、沸点的比较。比较依据：看价电子数和原子半径,价电子数：Mg＜Al，Mg＝Ca，Mg＞K，K＜Ca；原子半径：Mg＞Al，Mg＜Ca，Mg＜K，K＞Ca，综合分析，镁的硬度小于铝；镁的熔、沸点高于钙;镁的硬度大于钾；钙的熔、沸点高于钾。故A错误。
【答案】 A【名师点睛】 (1)金属晶体中只有阳离子，没有阴离子，带负电荷的是自由电子。
(2)原子晶体的熔点不一定都比金属晶体的高;分子晶体的熔点不一定就比金属晶体的低。题型2 金属晶体的原子堆积模型
铝单质的晶胞结构如图甲所示，原子之间相对位置关系的平面图如图乙所示。若已知铝原子半径为d，NA表示阿伏加德罗常数，摩尔质量为M，则该晶体的密度可表示为________。
【思路点拨】 解答本题时要注意以下两点:
(1)准确理解并记忆金属晶体的四种常见堆积方式；
(2)明确金属晶体密度的计算方法。【规律方法】 利用均摊法计算金属晶体的密度
(1)首先利用均摊法确定一个晶胞中平均含有的原子数目。
(2)其次确定金属原子的半径和晶胞边长之间的关系。具体方法是：根据晶胞中金属原子的位置，灵活运用数学上立体几何的对角线(体对角线或面对角线)和边长的关系，将金属原子的半径和晶胞的边长放在同一个直角三角形中，通过解直角三角形即可。(3)计算金属晶体的密度
首先求一个晶胞的质量：m＝NM/NA，N表示一个晶胞中平均含有的金属原子数，M表示金属的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数。然后求金属晶体的密度：密度p＝ m/V，V表示一个晶胞的体积。混合晶体——石墨
1.石墨的特殊晶体结构决定着石墨的特殊性质
石墨是一种层状结构的晶体,在每一层内,碳原子呈sp2杂化，每个碳原子与相邻的三个碳原子以共价键结合,形成平面六元并环结构；石墨中的C—C共价键键能很大,所以熔点很高。石墨晶体中，层与层之间没有化学键，是靠范德华力维系的，所以石墨质软、层间易滑动，有滑腻感。石墨晶体的二维结构内，每个碳原子有一个未参与杂化的2p电子，该电子的所有p轨道相互平行、相互重叠，而且都垂直于碳原子平面，使p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动，所以石墨具有导电性而且只能沿着石墨平面的方向。2.石墨晶体中，既有共价键，又有金属键，还有范德华力，不能简单地归属于其中任何一种晶体，因此石墨是一种混合晶体。课件47张PPT。第二节 分子晶体与原子晶体课程标准导航
1.掌握分子晶体、原子晶体的概念及结构特点。
2.掌握晶体类型与性质之间的关系。
3.了解氢键对物质物理性质的影响。自主学习
一、分子晶体
1.概念：__________的晶体称为分子晶体。
2.结构特点
(1)构成粒子：分子晶体由分子构成。
(2)粒子间的作用力：分子晶体中相邻分子靠_______________相互吸引。只含分子分子间作用力(3)粒子堆积方式
①若分子间作用力只是__________，若以一个分子为中心，其周围通常可以有____个紧邻的分子，分子晶体的这一特征称为分子密堆积，如O2、CO2。
②若分子间含有其他作用力，如氢键。由于氢键具有________，使分子不能采取密堆积的方式。如冰中每个水分子周围只有____个紧邻的水分子。范德华力12方向性43.物理性质
分子晶体具有熔点___、硬度_____、易______的物理特性。
想一想
1．所有分子晶体的分子内原子间都有共价键吗？
提示：不一定。稀有气体属于分子晶体，晶体中没有化学键。低很小升华二、原子晶体
1.概念：原子间以_________相结合而形成的具有三维的共价键______结构的晶体。
2.结构特点
(1)构成粒子：原子晶体由______构成。
(2)粒子间的作用力：原子晶体中相邻原子间以_________相结合。共价键网状原子共价键3.物理性质：___硬度、____熔点是原子晶体的物理特性。
想一想
2．金刚石在所有已知晶体中硬度最大、熔点很高(＞3550 ℃)，如何从结构角度解释？
提示：金刚石晶体属于原子晶体，具有三维的共价键网状结构，C—C键键长很短，键能很大。高高解析：选C。冰和水中都存在氢键和范德华力，但在冰中，氢键的作用是主要的。由于氢键具有方向性，即氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻的水分子相互吸引，不具有分子密堆积的特征，所以冰的密度小于水的密度。解析：选D。金刚石是原子晶体，晶体内只含C—C非极性键，不存在范德华力，故金刚石的硬度很大、熔点很高。3.(2012·哈尔滨高二质检)下列晶体中不属于原子晶体的是( )
A．金刚砂 B．干冰
C．水晶 D．晶体硅
解析：选B。干冰是CO2晶体,属于分子晶体。要点1 分子晶体的结构和性质
探究导引1 干冰和冰相比，哪一种晶体的熔点高？为什么？
提示：冰的熔点比干冰的熔点高。因为干冰中分子间只存在范德华力，而冰中分子间存在范德华力和氢键。要点归纳
1.分子晶体的归纳2.分子晶体的典型实例
(1)分子晶体结构的普遍性——干冰①范德华力广泛存在于分子晶体内部。干冰晶体中，CO2分子之间的作用力只有范德华力，具有分子密堆积的特征，所以干冰晶体的结构代表了分子晶体结构的普遍性。
②干冰晶体中，每个晶胞中平均含有4个CO2分子。
③干冰晶体中，每个CO2分子周围等距离紧邻的CO2分子有12个。(2)分子晶体结构的特殊性——冰①氢键只存在于特殊的分子晶体中。在冰晶体中，水分子之间的作用力有范德华力和氢键，但主要作用力是氢键。所以冰晶体的结构是分子晶体中一种特殊的结构，不具有分子密堆积的特征。
②由于氢键具有方向性，即氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶点的4个相邻的水分子相互吸引。③在冰晶体中,每个水分子参与形成4个氢键,但按均摊法平均一个水分子形成2个氢键。
特别提醒
分子晶体的化学式，就是分子式。分子晶体熔化时一定会破坏范德华力；有一些晶体还破坏氢键，如冰的熔化；还有少数晶体会破坏共价键，如S8晶体熔化时，除破坏范德华力外，S8分子也会分解，破坏共价键。即时应用
1.(2012·孝感高二质检)干冰汽化时，下列所述内容发生变化的是( )
A．分子内共价键 B．范德华力
C．分子的化学性质 D．分子间的氢键
解析：选B。干冰是CO2的分子晶体，CO2分子间只存在范德华力，不存在氢键；汽化时只需克服范德华力，分子的化学性质和分子内的共价键不发生变化。要点2 原子晶体的结构和性质
探究导引2 由原子组成的晶体都是原子晶体吗？具有共价键的晶体都是原子晶体吗？
提示：由原子组成的晶体不一定是原子晶体,如稀有气体组成的晶体属于分子晶体。具有共价键的晶体不一定是原子晶体，如大多数分子晶体中含有共价键。要点归纳
1.原子晶体的归纳2.原子晶体的典型实例
(1)金刚石①每个碳原子都采取了sp3杂化，以4个共价键对称地与相邻的4个碳原子相结合，形成正四面体结构。这些正四面体向空间发展，构成一个坚实的、彼此联结的空间网状结构的晶体。
②晶体中所有的C—C键键长相等，键角相等(109°28′)。(2)二氧化硅①每个硅原子和4个氧原子形成4个共价键；每个氧原子与2个硅原子相结合。故SiO2晶体是由硅原子和氧原子按1∶2的比例所组成的空间网状结构的晶体。
②最小环是由6个硅原子和6个氧原子组成的12元环。
③1 mol SiO2中含有4 mol Si—O键。特别提醒
原子晶体是由原子组成的，所以不存在分子式，只有化学式，化学式组成只表示原子个数的最简整数比即时应用
2.干冰和二氧化硅晶体同属于第ⅣA族元素的最高价氧化物，它们的熔、沸点差别很大的原因是( )
A．二氧化硅的相对分子质量大于二氧化碳的相对分子质量
B．干冰是分子晶体，二氧化硅是原子晶体
C．C—O键键能比Si—O键键能大
D．CO2是非极性分子，二氧化硅是极性分子解析：选B。干冰是分子晶体,熔化、汽化时只需克服范德华力；二氧化硅是原子晶体，不存在二氧化硅分子，二氧化硅晶体熔化、汽化时需克服共价键。而范德华力比共价键小1～2个数量级，因此二氧化硅晶体的熔点远高于干冰的熔点。题型1 分子晶体
(2012·济南高二质检)下列有关冰和干冰的叙述不正确的是( )
A．干冰和冰都是由分子密堆积形成的晶体
B．冰晶体中每个水分子周围只有4个紧邻的水分子C．干冰比冰的熔点低得多，常压下易升华
D．干冰中只存在范德华力不存在氢键，一个分子周围有12个紧邻的分子
【思路点拨】 解答此题关键要明确干冰和冰晶体结构的差异性及其原因，以及对物理性质的影响。【解析】 干冰晶体中CO2分子间作用力只是范德华力，分子采取紧密堆积，一个分子周围有12个紧邻的分子；冰晶体中水分子间除了范德华力之外还存在氢键，由于氢键具有方向性，故每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，采取非紧密堆积的方式，空间利用率小，因而密度小。干冰熔化只需克服范德华力，冰熔化需要克服范德华力和氢键，由于氢键作用力比范德华力大，所以干冰比冰的熔点低得多，而且常压下易升华。
【答案】 A【名师点睛】 (1)干冰晶体的结构代表了分子晶体结构的普遍性，而冰晶体的结构是分子晶体中一种特殊的结构。
(2)影响分子晶体物理性质的主要因素是分子间作用力(包括范德华力和氢键)。由于分子间作用力很弱，所以分子晶体的熔、沸点一般较低，硬度较小。
(3)一般地，含有氢键的分子晶体熔、沸点比不含氢键的分子晶体熔、沸点要高。题型2 原子晶体
(2012·吴忠高二质检)下列各组晶体物质中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是( )
①SiO2和SO3 ②晶体硼和HCl ③CO2和SO2 ④晶体硅和金刚石 ⑤晶体氖和晶体氮 ⑥硫磺和碘
A．①②③ B．④⑤⑥
C．③④⑥ D．①③⑤【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)化学键类型(极性键和非极性键)的判断。
(2)分子晶体和原子晶体类型的判断方法。【解析】 本题考查了化学键的类型与晶体类型的判断。属于分子晶体的有SO3、HCl、CO2、SO2、晶体氖、晶体氮、硫磺和碘。属于原子晶体的有SiO2、晶体硼、晶体硅和金刚石。CO2、SO2、SiO2、SO3和HCl都只含有极性键；晶体硼、晶体硅、金刚石、晶体氮、硫磺和碘都只含有非极性键；晶体氖是由稀有气体分子组成，稀有气体为单原子分子，分子间不存在化学键。
【答案】 C【规律方法】 判断非金属元素组成的晶体是分子晶体还是原子晶体的方法有：
(1)依据构成晶体的粒子和粒子间的作用判断:原子晶体的构成粒子是原子，原子间的作用是共价键；分子晶体的构成粒子是分子，分子间的作用是范德华力。(2)记忆常见的、典型的原子晶体。常见的原子晶体有：某些非金属单质如硼、硅、锗等;某些非金属化合物如碳化硅、氮化硼、二氧化硅等。
(3)依据晶体的熔、沸点判断：原子晶体熔、沸点高，常在1000 ℃以上；分子晶体熔、沸点低，常在几百度以下至很低的温度。(4)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电离出自由移动的离子，故能导电；原子晶体多数为非导体，但晶体硅、晶体锗是半导体。
(5)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。分子晶体和原子晶体熔、沸点比较
1.不同类型的晶体：原子晶体＞分子晶体。
2.同一类型的晶体
(1)分子晶体
①分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。②不含氢键且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。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。如CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。如CH3CH2CH2CH3＞CH3CH(CH3)CH3。(2)原子晶体
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。如熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅。课件47张PPT。第四节 离子晶体课程标准导航
1.了解典型离子晶体的结构特征，了解离子晶体配位数及其影响因素。
2.能说明离子键的形成，能根据离子晶体的结构特征解释其物理性质。
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。自主学习
一、离子晶体
1.概念
离子晶体是由_______和_______通过______结合而成的晶体。
2.决定晶体结构的因素
(1)几何因素：晶体中正负离子的_______。阳离子阴离子离子键半径比(2)电荷因素：晶体中正负离子的_______。
(3)键性因素：离子键的纯粹程度。
3.物理性质
在离子晶体中，由于离子间存在着较强的离子键，使离子晶体的硬度_____、难于压缩;具有_____的熔点和沸点,难溶于有机溶剂。电荷比较大较高想一想
1．离子晶体中存在共价键吗？
提示：有些离子晶体中存在共价键，如NH4Cl等；有些离子晶体中不存在共价键，如NaCl等。二、晶格能
1.概念：离子晶体的晶格能是指__________形成1摩离子晶体_____的能量,通常取_____,单位为 __________。
2.晶格能对离子晶体性质的影响：晶格能是最能反映离子晶体________的数据。晶格能越大，形成的离子晶体越______，而且熔点_____，硬度______。气态离子释放正值kJ·mol－1稳定性稳定越高越大想一想
2．NaCl与KCl，NaCl与MgCl2哪一个晶格能更大？
提示：晶格能：NaCl＞KCl；MgCl2＞NaCl。自主体验
1.(2012·哈尔滨高二质检)离子晶体不可能具有的性质是( )
A．较高的熔、沸点 B．良好的导电性
C．硬度大 D．溶于四氯化碳
解析：选D。离子晶体都不溶于四氯化碳，有的离子晶体能溶于水。2.下列物质中，含有共价键的离子晶体是
( )
A．NaCl B．SiO2
C．KOH D．I2
解析：选C。I2为分子晶体；NaCl和KOH都是离子晶体,但KOH含有O—H共价键；SiO2是原子晶体。3.下列有关晶格能的叙述中,不正确的是( )
A．最能反映离子晶体稳定性的数据是晶格能
B．晶格能越大，则离子晶体越稳定
C．晶格能越大，则离子晶体的硬度越小
D．晶格能越大，则离子晶体的熔点越高
解析：选C。晶格能越大，离子键越强，则离子晶体的硬度越大。要点1 离子晶体及其常见类型
探究导引1 离子晶体的构成粒子是什么？粒子之间是靠什么作用力形成离子晶体的？
提示：离子晶体的构成粒子是阳离子和阴离子；阳离子和阴离子之间靠离子键形成离子晶体。探究导引2 NaCl和CsCl都是AB型离子晶体，它们的结构特征相同吗？
提示： NaCl和CsCl结构特征不同。NaCl晶体中Na＋和Cl－的配位数都是6，CsCl晶体中Cs＋和Cl－的配位数都是8。要点归纳
1.离子键
(1)定义：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。
(2)成键元素：活泼金属元素(如K、Na、Ca、Ba等，主要是第ⅠA族和第ⅡA族元素)和活泼非金属元素(如F、Cl、Br、O等,主要是第ⅥA族和第ⅦA族元素)相互结合时多形成离子键。(3)成键原因：当活泼金属遇到活泼非金属时,活泼金属原子容易失去电子而形成结构稳定阳离子，活泼非金属原子容易得到电子形成结构稳定的阴离子，阳、阴离子再通过静电作用形成离子键。
(4)存在：离子键只存在于离子化合物中。强碱、活泼金属氧化物、大多数盐类是离子化合物。2.几种离子晶体模型
(1)NaCl型晶体结构模型
①Na＋的配位数是6：每个Na＋周围同时吸引着最近且等距离的Cl－是6个(上、下、左、右、前、后)，构成正八面体；同样，Cl－的配位数也是6：每个Cl－周围同时吸引着最近且等距离的Na＋是6个，构成正八面体。由此可推知该晶体的化学式为NaCl。②每个Na＋周围与它最近且等距离的Na＋有12个(上层4个，同层4个，下层4个),同样,每个Cl－周围与它最近且等距离的Cl－也有12个。
③每个晶胞中平均含有Na＋的数目是1＋12×1/4＝4,Cl－的数目是8×1/8＋6×1/2＝4,由此亦可推知该晶体的化学式为NaCl。(2)CsCl型晶体结构模型
①Cs＋的配位数是8：每个Cs＋周围同时吸引着最近且等距离的Cl－是8个，构成正六面体；同样,Cl－的配位数也是8：每个Cl－周围同时吸引着最近且等距离的Cs＋是8个，构成正六面体。由此可推知该晶体的化学式为CsCl。②每个Cs＋ 周围与它最近且等距离的Cs＋有6个(上、下、左、右、前、后)，构成正八面体；同样，每个Cl－周围与它最近且等距离的Cl－也有6个，构成正八面体。③每个晶胞中平均含有Cs＋的数目是8×1/8＝1，Cl－的数目也是1，由此亦可推知该晶体的化学式为CsCl。(3)CaF2型晶体结构模型
①Ca2＋的配位数是8：每个Ca2＋周围同时吸引着最近且等距离的F－是8个，构成正六面体；F－的配位数也是4：每个F－周围同时吸引着最近且等距离的Ca2＋是4个，构成正四面体。由此可推知该晶体的化学式为CaF2。②每个 Ca2＋周围与它最近且等距离的Ca2＋有12个,每个F－周围与它最近且等距离的F－有6个。
③ Ca2＋处于晶胞的顶点和面上，F－处于晶胞体内。每个晶胞中平均含有Ca2＋的数目是8×1/8＋6×1/2＝4，F－的
数目是1×8＝8，此亦可推
知该晶体的化学式为CaF2。特别提醒
1. 离子晶体中不存在分子，化学式仅表示晶体中阴、阳离子个数比的最简式。如：在NaCl和CsCl晶体中，都不存在单个的NaCl和CsCl分子。而Na2O2的阴离子为 ，阳离子为Na+，故晶体中阴、阳离子的个数比为1∶2，而不是1∶1。?2. 属于NaCl型的离子晶体还有KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、CaS等；属于CsCl型的离子晶体还有CsBr 、CsI、 NH4Cl等。即时应用
1.下列关于氯化铯晶体的叙述中，不正确的是( )
A.1 mol氯化铯中有NA个CsCl分子?
B.氯化铯晶体中，每个Cs＋ 周围与它最近且等距离的Cs＋有6个?
C.氯化铯晶体中，Cs+和Cl-的配位数都是8?
D.每个晶胞中平均含有1个Cs+和1个Cl-解析：选A。在氯化铯晶体中不存在CsCl分子，只存在Cs+和Cl-，化学式CsCl表示氯化铯晶体中Cs+和Cl-的个数比为1∶1。要点2 离子晶体的物理性质
探究导引3 影响离子键强弱的因素有哪些??
提示：离子半径和离子所带电荷数。一般地，阴、阳离子半径越小，所带电荷数越多，则离子键就越强。要点归纳
1.熔、沸点
具有较高的熔、沸点，难挥发。因为在离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，要克服离子间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。2. 硬度
硬而脆。因为在离子晶体中，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。3.导电性?
不导电，但熔化或溶于水后能导电。因为离子晶体中，离子键较强，阴、阳离子不能自由移动，即晶体中无自由移动的离子，因此离子晶体不导电。当升高温度时，阴、阳离子获得足够的能量克服了离子间的相互作用力，成为自由移动的离子，在外加电场的作用下，离子定向移动而导电。离子晶体溶于水时，阴、阳离子受到水分子的作用成了自由移动的离子(或水合离子)，在外加电场的作用下，阴、阳离子定向移动而导电。4.溶解性
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。因为当把离子晶体放入水中时，水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使离子晶体中的离子克服离子间的相互作用力而离开晶体，变成在水中自由移动的离子。特别提醒
化学变化过程一定发生旧化学键的断裂和新化学键的形成，但破坏化学键或形成化学键的过程却不一定发生化学变化，如食盐熔化会破坏离子键,食盐结晶过程会形成离子键，但均不是化学变化过程。即时应用
2.(2012·阜阳一中高二质检)碱金属与卤素所形成的化合物大都具有的性质是 ( )
①高沸点 ②能溶于水 ③水溶液能导电 ④低熔点⑤熔融状态不导电?
A.①②③ B.③④⑤?
C.①④⑤ D.②③⑤?
解析：选A。碱金属与卤素形成的化合物为离子化合物。题型1 离子晶体的常见类型
(2012·合肥高二质检)如图是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图,其中属于从NaCl晶体中分割出来的结构图是( )A．(1)和(3) B．(2)和(3)
C．(1)和(4) D．只有(4)
【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)对比理解NaCl和CsCl两种典型离子晶体的结构特点。
(2)准确判断题给结构图是否表示晶胞。【解析】 根据NaCl和CsCl两种典型离子晶体的结构特点分析图示。图(1)中黑球的配位数为6，图(4)应为简单立方结构，故(1)和(4)应表示NaCl的晶体结构。图(2)中黑球的配位数为8，图(3)为体心立方结构，故(2)和(3)应表示CsCl的晶体结构。
【答案】 C【规律方法】 如何判断题中的结构图是否表示晶胞：
整块晶体是由完全相同的晶胞无隙并置地堆积而成的。“完全相同”包括“化学上等同”——晶胞里原子的数目和种类完全等同；还包括“几何上等同”——晶胞的形状、取向、大小等同，而且原子的排列完全等同。“无隙并置”即一个晶胞与它的相邻晶胞完全共顶角、共面、共棱。晶胞的这种本质属性可归纳为晶胞具有平移性。因此可根据结构图在晶体中是否具有平移性来判断是否表示晶胞。题型2 离子晶体的物理性质
下列性质适合于离子晶体的是( )
①熔点1070 ℃，易溶于水，水溶液能导电
②熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液导电
③熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃，能溶于CS2
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3900 ℃，硬度很大，不导电
⑦难溶于水，固态时导电，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
【思路点拨】 解答此题的关键是熟练掌握四种晶体的物理特性。【解析】 离子晶体熔融态时能导电，易溶于水的离子晶体的水溶液能导电，但固态的离子晶体不导电；离子晶体难溶于非极性溶剂，熔点高，质硬而脆。故②③④⑤⑦不符合离子晶体的物理特点；⑥物质的熔点高达3900 ℃，硬度很大，不导电，故应是原子晶体；只有①⑧符合离子晶体的物理特点。
【答案】 A【名师点睛】 (1)离子晶体不一定都含有金属元素，如NH4Cl ；
(2)金属元素与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体；
(3)溶于水能导电的不一定是离子晶体,如HCl;熔化后能导电的也不一定是离子晶体,如金属;
(4)鉴定离子晶体的实验方法是固体不导电，熔融态能导电。离子晶体中离子的配位数
?1.配位离子和离子的配位数
与中心离子(或原子)直接成键的离子(或原子)称为配位离子(或原子)。配位离子(或原子)的数目称为配位数。在离子晶体中离子的配位数是指中心离子周围最邻近的异电性离子的数目，如在氯化钠晶体中，Na＋和Cl－的配位数都是6。2.影响离子晶体中离子配位数的因素
离子键的特点之一是没有方向性，离子是一个带电的质点(近似地认为是球体)，根据静电学理论，它在各个方向上的静电效应是等同的，所以离子的电荷不影响配位数。离子键的特点之二是没有饱和性，只要离子附近空间条件许可，每一个离子就有可能吸引尽量多的带相反电荷的离子；虽然离子键没有饱和性，但是离子的配位数并不是任意的，事实上，离子晶体中每种离子都有一定的配位数。阴、阳离子的半径比值(r＋/r－)影响配位数的多少,半径比值越大，配位数就越大。组成比为1:1的离子晶体称为AB型离子晶体,它是离子晶体中最简单的一类，最常见的基本结构有NaCl型、CsCl型、ZnS型三种。此外，化合物的组成比，也是影响配位数的一个重要因素。课件12张PPT。本章优化总结专题1 分子或离子立体构型的判断方法
1.运用VSEPR模型判断
(1)中心原子上的价层电子对与VSEPR模型的对应关系。
(2)判断分子和离子的中心原子上是否存在孤电子对。3.根据等电子体判断
一般地，等电子体的立体构型相同。如SO2与O3的立体构型均为V形，CH4与SiH4的立体构型均为正四面体形。
4.根据杂化轨道类型判断
(1)首先根据分子和离子的中心原子的价层电子对数判断中心原子的杂化类型；
(2)然后根据中心原子是否存在孤电子对判断分子或离子立体构型。【答案】 CD专题2 共价键与分子极性的关系
1.分子极性的一般规律
(1)稀有气体分子不含化学键，是非极性分子。如He等。
(2)以极性键结合成的双原子分子是极性分子。如HF等。
(3)以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子是非极性分子。如H2、P4、C60等。(4)以极性键结合成的多原子分子，若分子中各键的向量和为零，则是非极性分子，如CH4等；若分子中各键的向量和不为零，则是极性分子，如NH3等。
2.共价键与分子极性的关系
(1)极性分子中一定含有极性键,非极性分子中不一定只有非极性键。如H2、CH4和CH2==CH2都是非极性分子,H2只有非极性键, CH4只有极性键，CH2==CH2含有极性键和非极性键。(2)含有非极性键的分子不一定是非极性分子，如H2O2是极性分子，含有极性键和非极性键。 (2012·亳州高二检测)下列各组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】 A中CO2结构为C==O==O，H2S为
，所以都含极性键，但H2S是极性分子；B中C2H4为 ，CH4为 ，都含极性键，都属于非极性分子；C中Cl2不含极性键；D中NH3、HCl为极性分子，都不符合题意。
【答案】 B课件47张PPT。第二章 分子结构与性质第二章 分子结构与性质第一节 共价键课程标准导航
1.知道共价键的主要类型σ键和π键。
2.能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
3.结合实例说明“等电子原理”的应用。自主学习
一、共价键
1.共价键的本质:在____之间形成__________.
2.共价键的特征
(1)按共价键的共用电子对理论，一个原子只能与一定数目的原子结合成分子，如有H2、HCl，不可能有H3、H2Cl，这表明共价键具有_________。原子共用电子对饱和性(2)多原子分子的键角一定，表明共价键具有_________。
3.共价键的类型
(1)σ键
方向性头碰头s-s σ键s-p σ 键p-p σ 键连线不变轴对称较大(2)π键两侧镜像对称断裂肩并肩想一想
1．是否所有的共价键都有方向性？
提示：并不是所有的共价键都有方向性，如s-s σ键就没有方向性。二、键参数——键能、键长与键角气态基态释放的最低稳定核间距越大稳定共价键方向性立体结构三、等电子原理
_________相同、____________相同的分子具有相似的_________特征，它们的许多性质是相近的。原子总数价电子总数化学键想一想
2．满足等电子原理的分子称为等电子体。CO分子与N2分子具有哪些相似的性质？为什么？
提示：CO分子与N2分子的熔沸点、在水中的溶解度等性质相似。因为CO分子与N2分子是等电子体。自主体验
1.(2012·佛山高二检测)下列对共价键的说法中,不正确的是( )
A．共价键是通过形成共用电子对形成的
B．共价键不属于电性作用
C．形成共价键的原子之间电负性相同或相差不大
D.有H2O而没有H3O,表明共价键具有饱和性解析：选B。共价键是通过形成共用电子对而形成的强烈的静电作用，既存在静电吸引,又存在静电排斥。2.下列关于乙烯分子的说法中,正确的是( )
A．分子中含有4个σ键
B．分子中共含有5个极性键
C．分子中含有1个π键
D．分子中不含非极性键解析：选C。乙烯的结构简式为CH2==CH2,共含有6个共价键,其中5个σ键(包括4个C—H σ键、1个C—C σ键)和1个C—C π键。C—H键为极性键，C—C键为非极性键。3.下列关于键参数的说法中,不正确的是( )
A．分子中键能越大，则分子越稳定
B．分子中键长越短，则分子越稳定
C．键角是描述分子立体结构的重要参数
D．H2分子中HH键的存在，表明共价键具有方向性
解析：选D。H2分子中H—H键是s-s σ 键，无方向性。要点1 共价键的特征和类型
探究导引1 共价键具有哪些特征？
提示：饱和性和方向性。
探究导引2 按原子轨道的重叠方式，共价键可分为哪几类？
提示：共价键可分为σ键、π键。1.共价键的特征
(1)饱和性
每个原子所能提供的未成对电子的数目是一定的，因此在共价键的形成过程中，一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后，就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，也就是说一个原子有几个未成对的价电子，一般就只能和几个自旋方向相反的电子配对成键。饱和性决定了一个原子所能形成共价键的数目或以单键连接的原子数目是一定的。(2)方向性
为满足最大重叠原理，两个原子间形成共价键时，两个原子轨道要沿着一定方向重叠。除s轨道是球形对称的外，其他的原子轨道在空间都具有一定的空间取向，在形成共价键时,原子轨道只有沿一定方向达到最大重叠，电子在核间出现的概率才最大，所形成的共价键就越牢固，所以共价键具有方向性。方向性决定了分子的空间构型。2.类型3.σ键与π键
由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键总称为价键轨道，是分子结构的价键理论中最重要的组成部分。即时应用
1.(2012·南昌高二质检)下列关于共价键的说法正确的是( )
A．MgCl2分子中存在3个共价键
B．σ键的强度大，所以比较活泼
C．N2分子中有2个σ键和1个π键
D．两个原子形成的共价键中有1个是σ键解析：选D。MgCl2是离子化合物，Mg2＋与Cl－之间形成的是离子键；σ键的强度大，故比较稳定；N2分子中有3个共价键，其中1个为σ键，2个为π键。要点2 键参数对分子结构及分子性质的影响
探究导引3 决定分子立体结构的键参数是什么？
提示：键长和键角。
探究导引4 决定分子稳定性的键参数是什么?
提示：键能和键长。要点归纳
1.键能
(1)键能的意义：键能是衡量共价键稳定性的一个重要参数。
①HH键的键能为436.0 kJ·mol－1，表示由气态基态原子形成1 molHH键释放的最低能量为436.0 kJ，也表示拆开1 molHH键所需要吸收的能量为436.0 kJ。②键能越大，拆开1 mol该共价键所需要吸收的能量越多，共价键就不易断裂，则该共价键越稳定。如键能H—F＞H—Cl＞H—Br＞H—I，共价键牢固程度H—F＞H—Cl＞H—Br＞H—I，因此，分子的稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI。(2)键能与化学反应中能量变化关系
①化学反应过程中，旧键断裂吸收的总能量大于新键形成所放出的总能量，则反应为吸热反应，吸热反应使反应体系的能量增加，故规定反应的热量变化ΔH为“＋”。②化学反应过程中，旧键断裂所吸收的总能量小于新键形成放出的总能量，则反应为放热反应，放热反应使反应体系的能量降低，故规定反应的热量变化ΔH为“－”。
(3)利用键能计算反应的热效应(ΔH)
ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和.2.键长
(1)键长的意义：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。
一般地，共价键的键长越短，键能越大，该共价键就越稳定。如具有相似性的元素F、Cl、Br、I的原子半径依次增大，故键长H—F＜H—Cl＜H—Br＜H—I，共价键牢固程度H—F＞H—Cl＞H—Br＞H—I，因此，分子的稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI。(2)键能和键长决定共价键的稳定性和分子的活泼性。
3.键角
(1)键角的意义：键角是描述分子立体构型的参数，分子的许多性质都与键角有关。一般来说，如果知道分子中的键长和键角，这个分子的立体构型就确定了。如氨分子的H—N—H键角是107°,N—H键的键长是101pm,就可以断定氨分子是三角锥形分子，如图：(2)要记住一些常见分子的键角，如CO2为180°，直线形分子；H2O为105°，角形(V形)分子；NH3为107°，三角锥形分子；CH4为109°28′，正四面体形分子。即时应用
2.下列关于键参数的说法中，正确的是( )
A．分子的立体构型是由键角决定的
B．分子中键能越大,键长越长,则分子越稳定
C．水分子中H—O—H的键角为180°
D．H—O键键能为463 kJ/mol，即拆开1 mol H—O键形成气态氢原子和氧原子所需吸收的能量为463 kJ解析：选D。分子的立体构型是由键角和键长决定的,A错；分子中键能越大,键长越短，则分子越稳定，B错；水分子中H—O—H的键角为105°，C错；H—O键键能为463 kJ/mol，表示由气态基态原子形成1 mol H—O键释放的最低能量为463 kJ或拆开1 mol H—O键形成气态氢原子和氧原子所需吸收的能量为463 kJ，D正确。题型1 共价键的特征和类型
下列关于共价键的说法不正确的是( )
A．H2S分子中两个共价键的键角接近90°的原因是共价键有方向性
B．在分子中，化学键可能只有π键而没有σ键C．在双键中含有一个σ键和一个π键，其中π键是化学反应的积极参与者
D．有些原子在与其他原子形成分子时，只能形成σ键，而不能形成π键
【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)共价键饱和性和方向性的含义。
(2)理解σ键和π键的不同点。
【解析】 S原子的价电子构型是3s23p4，有2个未成对电子，并且分布在相互垂直的3px和3py轨道中，当与两个H原子配对成键时，形成的两个共价键间夹角接近90°，这体现了共价键的方向性，是由轨道的伸展方向决定的，A正确。在分子中，两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键，B错。在双键中含有一个σ键和一个π键，其中π键不稳定，反应时易断裂，C正确。像H、Cl原子跟其他原子只能形成σ键，而不能形成π键，D正确。
【答案】 B
【名师点睛】 (1)s轨道与s轨道重叠形成σ键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。(2)两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。自旋方向相反的s电子与s电子或s电子与p电子能形成σ键，但不能形成π键。两个自旋方向相反的p电子既可形成σ键，又可形成π键，但首先形成σ键。题型2 键参数对分子结构及分子性质的影响
(2012·武汉高二调研)从实验测得不同物质中氧—氧键之间的键长和键能数据如下表,其中X、Y的键能数据尚未测定，但可根据规律推导键能的大小顺序为W＞Z＞Y＞X。该规律是( )A．成键时电子数越多，键能越大
B．键长越长，键能越小
C．成键所用的电子数越少，键能越大
D．成键时电子对越偏移，键能越大
【思路点拨】 解答本题要注意以下两点：
(1)键长越长，键能越小。
(2)共价键的本质：自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对时，原子轨道发生重叠。【答案】 B【易误警示】 (1)分析问题时容易忽略键能概念中的前提条件——气态基态原子。
(2)键长不是成键两原子半径的和，而是小于其半径的和。
(3)F—F键键长短，而键能却小。这是因为氟原子的半径很小，键长很短，两氟原子形成共价键时，原子核之间的距离很近，排斥力很大，因此键能不大，F2的稳定性差，很容易与其他物质反应。分子中各原子最外层是否满足8电
子稳定结构的判断方法
1.分子中若含有氢、硼、稀有气体等元素，则氢、硼、稀有气体原子最外层不满足8电子稳定结构。2.某元素化合价绝对值与其原子最外层电子数之和等于8，则该元素的原子最外层满足8电子稳定结构。如CO2、PCl3等分子中所有原子最外层满足8电子稳定结构，CO、PCl5分子中的C、P原子最外层不满足8电子稳定结构。
总之,共价化合物中，原子的最外层电子数等于该原子原来的最外层电子数加上成键数。课件55张PPT。第三节 分子的性质课程标准导航
1.了解共价键的极性和分子的极性及产生极性的原因。
2.知道范德华力、氢键对物质性质的影响。3.了解影响物质溶解性的因素及相似相溶规律。
4.了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。
5.了解无机含氧酸分子酸性强弱的原因。自主学习
一、键的极性和分子的极性
1.键的极性不同同种2.分子的极性不重合不为零重合等于零想一想
1．H2、HCl、CH4分子中共价键的极性和分子的极性如何？
提示：H2中H—H键是非极性键，HCl中的H—Cl键、CH4中的C—H键都是极性键；H2、CH4是非极性分子，HCl是极性分子。二、范德华力及其对物质性质的影响
1.概念：______之间普遍存在的作用力称为范德华力。
2.影响因素：结构和组成相似的物质，相对分子质量______，范德华力越大；分子的极性______，范德华力也越大。分子越大越大三、氢键及其对物质性质的影响
1.概念：氢键是由已经与________很强的原子形成共价键的______与另一个分子中或同一分子中电负性很强的原子之间的作用力。
2.表示方法：氢键通常用A—H…B—表示，其中A、B为N、O、F中的一种，“—”表示共价键，“…”表示形成的______。电负性氢原子氢键3.氢键对物质性质的影响：当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将______；当形成分子内氢键时，物质的熔、沸点将_____。升高下降想一想
2．化学键、范德华力和氢键的相对强弱如何?
提示：范德华力很弱，约比化学键能小1～2数量级；氢键属于较弱的作用力，约为化学键的十分之几。由强到弱：化学键＞氢键＞范德华力。四、溶解性
1.“相似相溶”规律
非极性溶质一般能溶于_______溶剂，极性溶质一般能溶于_____溶剂。
2.影响物质溶解性的因素
(1)外界条件：温度、压强等。
(2)分子结构：存在“相似相溶”规律。非极性极性(3)氢键：如果溶质和溶剂之间存在氢键，则溶解度______；且氢键作用力______，溶解性越好。
(4)反应：SO2与水反应生成亚硫酸，后者可溶于水，因此将_____SO2在水中的溶解度。增大越大增加五、手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里__________，互称手性异构体。有手性异构体的分子叫做手性分子。不能重叠六、无机含氧酸分子的酸性
1.对于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______。
2.含氧酸的通式可写成(HO)mROn，若成酸元素R相同，则n值越大，酸性______。越强越强自主体验
1.下列分子中属于极性分子的是( )
A．Cl2 B．HF
C．CO2 D．CH4
解析：选B。Cl2只含有非极性键，故属于极性分子；CO2是直线形分子，CH4是正四面体形分子，空间结构都是对称的，正负电荷中心重合，故都属于非极性分子。HF是由极性键形成的双原子分子，属于极性分子。2.(2012·岳阳高二质检)下列关于范德华力和氢键的叙述中，不正确的是( )
A．范德华力和氢键都属于分子间作用力
B．范德华力和氢键都影响物质的熔、沸点等物理性质
C．范德华力不是化学键，氢键是一种特殊的化学键
D．有些分子之间既存在氢键,又存在范德华力解析：选C。范德华力和氢键都属于分子间作用力，而不属于化学键。3.下列有关叙述不正确的是( )
A．氯化氢易溶于水，而甲烷难溶于水
B．甲醇在水中的溶解度大，而戊醇在水中的溶解度小
C．HNO3的酸性强，而HNO2的酸性弱
D．CH4不是手性分子，而CH2F2是手性分子解析：选D。氯化氢和水是极性分子,而甲烷是非极性分子，由相似相溶规律知A正确。甲醇分子中的羟基与水分子中的羟基相近,因而甲醇与水互溶；戊醇分子中的烃基大，因而戊醇在水中的溶解度明显减小，B正确。HNO3可写成HONO2，HNO2可写成HONO,HNO3的非羟基氧原子比HNO2的非羟基氧原子多，因此HNO3的酸性强，而HNO2的酸性弱，C正确。手性碳原子上应连接4个不同的原子或原子团，CH4和CH2F2都不含手性碳原子，因而都不是手性分子，D错误。要点1 共价键的极性与分子极性的关系
探究导引1 如何判断共价键有无极性？
提示：根据成键元素是否相同。如H—H键是非极性键，C—H键是极性键。探究导引2 含极性键的分子一定是极性分子吗？含非极性键的分子一定是非极性分子吗？
提示：不一定。如C—H键是极性键,而CH4是非极性分子；O—O键是非极性键，而H2O2是极性分子。要点归纳即时应用
1.(2012·蚌埠一中高二竞赛选拔)下列叙述中正确的是( )
A．以非极性键结合的双原子分子一定是非极性分子
B．以极性键结合的分子一定是极性分子
C．非极性分子只能是双原子单质分子
D．非极性分子中，一定含有非极性共价键解析：选A。A是正确的，如O2、H2、N2等；B错误，以极性键结合的分子不一定是极性分子,若分子空间构型对称，正负电荷中心重合,就是非极性分子，如CH4、CO2、CCl4、CS2等；C错误，非极性分子也可能是某些结构对称的含极性键的化合物,如CH4、CO2等；D错误，非极性分子中不一定含有非极性键，如CH4、CO2等。要点2 范德华力、氢键和共价键
探究导引3 为什么卤素单质从F2～I2的熔、沸点越来越高？
提示：从F2～I2结构相似，相对分子质量越来越大，因而范德华力越来越大。
探究导引4 H2O与H2S的结构相似，且相对分子质量H2O＜H2S，为什么沸点H2O＞H2S?
提示：液态水分子之间存在氢键。要点归纳
范德华力、氢键和共价键的比较即时应用
2.(2012·济南高二质检)下列现象与化学键有关的是( )
A．F2、Cl2、Br2、I2单质的熔点依次升高
B．H2O的沸点远高于H2S的沸点
C．H2O在高温下也难分解
D．干冰汽化解析：选C。A项，卤素单质分子间存在着范德华力，且相对分子质量越大,范德华力越强,单质的熔点也就越高。D项，干冰中，CO2分子间通过范德华力结合在一起,在汽化时需要克服范德华力，而CO2分子内的化学键并没有断裂。B项，由于H2O分子间存在氢键，所以H2O的沸点要比H2S的高。C项，由于H—O键键能很大，在较高温度时也难打开，所以H2O分子很稳定，与共价键有关。要点3 无机含氧酸的酸性
探究导引5 如何判断酸性HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4?
提示：可根据氯元素的化合价。氯元素的化合价越高，则酸性越强。要点归纳
无机含氧酸分子酸性强弱的一般规律：
1.对于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。如酸性HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
2.含氧酸的通式可写成(HO)mROn，若成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强。如酸性H2SO3＜H2SO4。3.同主族或同周期元素最高价含氧酸的酸性可根据元素非金属性的强弱比较。
(1)同主族自上而下，非金属元素最高价含氧酸的酸性逐渐减弱；
(2)同周期自左而右，非金属元素最高价含氧酸的酸性逐渐增强。
4.根据化学反应判断：相对强的酸可以制备相对弱的酸。如：H2SO4＋Na2SO3==== Na2SO4＋H2O＋SO2↑，说明酸性：H2SO4＞H2SO3。即时应用
3.下列无机含氧酸分子中酸性最强的是( )
A．HNO2 B．H2SO3
C．HClO3 D．HClO4题型1 共价键的极性与分子极性的关系
(2012·北京朝阳区高二检测)下列物质中既有极性键，又有非极性键的非极性分子是( )
A．CH2==CH2 B．CCl4
C．H2O2 D．HCN【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)判断极性键和非极性键的方法。
(2)判断极性分子和非极性分子的方法。
【解析】 H2O2和HCN是极性分子，CH2== CH2和CCl4是非极性分子；CCl4只含C—Cl极性键，CH2==CH2含C—H极性键和C—C非极性键。故CH2==CH2符合题意。
【答案】 A【规律方法】
(1)判断共价键有无极性，关键看成键元素是否相同。若成键元素相同，则是非极性键；若成键元素不相同，则是极性键。(2)判断分子有无极性，关键看分子的空间构型。若分子的空间构型对称即能使正负电荷中心重合,则为非极性分子；否则为极性分子。(3)形成极性键的两个键合原子的电负性相差越大，键的极性就越强。题型2 范德华力和氢键对物质性质的影响
下图中A、B、C、D四条曲线表示ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素的气态氢化物的沸点，其中表示ⅥA族元素气态氢化物沸点的是曲线________，表示ⅣA族元素气态氢化物沸点的是曲线________；同一族中第三、四、五周期元素的气态氢化物沸点依次升高，其原因是________________________________________________________________________。曲线A、B、C中第二周期元素的气态氢化物的沸点显著高于第三周期元素气态氢化物的沸点，其原因是________________________________________________________________________。【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)H2O、NH3、HF分子间存在氢键，氢键的强度大于范德华力。
(2)对于分子间不存在氢键的同一主族气态氢化物，随着相对分子质量的增大，范德华力增大。【解析】 H2O分子之间存在氢键，常温下呈液态，沸点最高，故A表示ⅥA族氢化物沸点曲线；ⅣA族元素的氢化物都为非极性分子，且第二周期ⅣA族元素的氢化物间也不存在氢键，沸点较低，故D表示ⅣA族元素气态氢化物沸点曲线。由于同一主族中第三、四、五周期元素的气态氢化物间不存在氢键，且结构相似，所以它们的沸点与范德华力有关，故随着相对分子质量的增大,范德华力增大,沸点随之升高。曲线A、B、C中第二周期元素的气态氢化物沸点显著高于第三周期元素气态氢化物，原因是第二周期元素氢化物(H2O、NH3、HF)分子间存在氢键。
【答案】 A D 结构相似，相对分子质量增大，范德华力增大，沸点升高 分子间存在氢键【规律方法】 (1)范德华力和氢键是两种常见的分子间作用力，是较弱的相互作用，只影响物质的物理性质；分子间作用力的作用范围较小，只有当分子与分子充分接近时才有明显作用。(2)利用范德华力判断物质熔、沸点高低的前提是物质的组成和结构要相似。判断结构相似的方法有二：一是同主族同类别物质的结构相似；二是运用价层电子对互斥模型判断分子的立体构型。题型3 无机含氧酸酸性强弱的判断
已知含氧酸可用通式ROm(OH)n表示，如R是S，m＝2，n＝2，则化学式为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．H3BO3 D．HMnO4【思路点拨】 解答此题的关键是理解信息，并将各选项中的化学式改写成ROm(OH)n。
【解析】 HClO3可写成ClO2(OH)，m＝2；H2SeO3可写成SeO(OH)2，m＝1；H3BO3可写成B(OH)3，m＝0;HMnO4可写成MnO3(OH)，m＝3。故HMnO4的酸性最强。
【答案】 D【名师点睛】
(1)利用ROm(OH)n比较酸性强弱，当n相同时,可参考R元素的电负性判断，例如H2CO3和H2SO3的n都是1，但电负性S＞C，非金属性S＞C，所以酸性H2SO3＞H2CO3。(2)无机含氧酸的酸性强弱取决于其非羟基氧原子数(n)的大小，而与羟基数(m)的大小无关。ABn或BnA型分子极性的判断方法
首先分析ABn或BnA型分子在n＝2、3、4、5…时极性分子和非极性分子的空间构型、中心原子的化合价、价电子数及有无孤电子对,并找出其间的关系。其次判断ABn或BnA型分子的极性。判断分子极性的经验规律有：(1)孤电子对法：在ABn或BnA型分子中，若中心原子A无孤电子对，则是非极性分子；若中心原子A有孤电子对，则是极性分子。
(2)空间结构法：在ABn或BnA型分子中，若具有平面正三角形、直线形、正四面体形等空间对称结构，则是非极性分子；若具有V形、三角锥形等空间不对称结构,则是极性分子。(3)化合价法：在ABn或BnA型分子中，若中心原子A的化合价的绝对值等于A的价电子数，则是非极性分子；若中心原子A的化合价的绝对值不等于A的价电子数，则是极性分子。课件71张PPT。第二节 分子的立体构型课程标准导航
1.认识共价分子结构的多样性和复杂性，了解常见分子的空间结构。
2.了解价层电子对互斥理论和杂化轨道理论,能根据有关理论判断简单分子或离子的构型。
3.了解配位键的特点和配合物的概念，能说明简单配合物的成键情况。自主学习
一、形形色色的分子
分子的立体构型即两个以上原子构成的分子中原子的空间关系。1.三原子分子的立体构型：有直线形和V形两种。如：180°直线形105°V形2.四原子分子的立体构型：大多数采取平面三角形和三角锥形两种。如：120°107°三角锥形3.五原子分子的立体构型：可能更多，最常见的是正四面体形。如：109°
28′正四面
体形想一想
1．CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等都是正四面体结构吗？
提示：不是。CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等都是四面体结构，但不是正四面体结构。因为碳原子所连的四个原子不相同，使四个键的键角不再相等。二、价层电子对互斥理论
价层电子对互斥理论模型可用来预测分子的__________。这种模型把分子分成两类。
1.一类分子是中心原子上的价电子都用于形成共价键，它们的立体结构可用______________________n来预测。立体构型中心原子周围的原子数直线形平面三角形正四面体形2.另一类分子是中心原子上有__________ (未用于形成共价键的电子对)，中心原子上的__________也要占据中心原子周围的空间，并参与_________。如H2O分子呈V形，NH3呈三角锥形。孤电子对孤电子对互相排斥想一想
2．根据价层电子对互斥理论，为什么不同类型的分子具有不同的立体构型？
提示：因为分子中的价层电子对相互排斥。三、杂化轨道理论简介180°120°直线形想一想
3．杂化轨道与共价键类型(σ键、π键)有什么联系？
提示：杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对，未参与杂化的p轨道可用于形成π键。四、配合物理论简介
1.配位键就是“电子对给予-接受键”。
2.配合物
(1)概念：________________与某些分子或离子(称为_____)以________结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。金属离子(或原子)配体配位键(2)配合物的形成举例蓝色沉淀深蓝色晶体变红Fe3＋＋3SCN－
Fe(SCN)3想一想
4．配离子[Cu(H2O)4]2＋中，Cu2＋与H2O之间的配位键是怎样形成的？中心离子和配体各是什么？
提示：水分子中的氧原子提供孤电子对，铜离子提供空轨道接受水分子的孤电子对，从而形成一种特殊的共价键——配位键。其中Cu2＋是中心离子，H2O是配体。自主体验
1.NH3的分子结构是( )
A．平面三角形，键角小于120°
B．平面三角形，键角等于120°
C．三角锥形，键角小于109°28′
D．三角锥形，键角等于109°28′解析：选C。根据价层电子对互斥理论模型, NH3分子中N原子形成三个σ键且含有一对孤电子对，它们相互排斥使NH3分子呈三角锥形，键角小于109°28′。2.(2012·吉林高二检测)s轨道和p轨道杂化的类型不可能有( )
A．sp杂化 B．sp2杂化
C．sp3杂化 D．sp4杂化
解析：选D。s能级只有一个原子轨道，p能级有三个相互垂直的原子轨道px、py、pz，因此s轨道和p轨道杂化的类型只有三种：sp杂化、sp2杂化、sp3杂化。3.含有[Cu(NH3)4]2＋的溶液呈________色，[Cu(NH3)4]2＋的中心离子是________，配体是________，中心离子的配位数是________。
答案：深蓝 Cu2＋ NH3 4要点1 用VSEPR模型确定分子或离子立体构型的方法
探究导引1 什么是价层电子对？
提示：价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对，包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对，但不包括π键电子对。探究导引2 VSEPR模型在什么情况下和分子的空间构型相同？
提示：对应中心原子不含孤电子对的分子，VSEPR模型和分子的空间构型相同。要点归纳
1.价层电子对互斥理论模型(VSEPR模型)
分子中的价层电子对(包括σ键电子对和孤电子对)，由于电子对相互排斥的作用，而使价电子对趋向尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间结构。价层电子对数与VSEPR模型的对应关系如下表：②其次确定中心原子上的孤电子对数
N表示中心原子上的孤电子对数，a表示中心原子的价电子数,x表示中心原子的配位原子,b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，c表示离子所带的电荷数(取正数)。计算电子对数时,若剩余1个电子，应当作1对电子处理,因为单电子也要占据一个原子轨道。(2)确定分子的空间构型
分子的空间构型是成键电子对的空间构型，不包括孤电子对，因此在价层电子对互斥模型的基础上，略去孤电子对占有的空间便得到分子的空间构型。如下表所示：解析：选B。根据价层电子对互斥模型预测知, PCl3是三角锥形分子，BeCl2是直线形分子，NH是正四面体形分子，H2O是V形分子。要点2 杂化轨道理论
探究导引3 任意不同的轨道都能杂化吗？
提示：不能。只有同一原子中能量相近的原子轨道才能杂化。
探究导引4 碳原子的价电子排布式为2s22p2, 为什么甲烷却是正四面体构型的分子？提示：因为在形成分子的过程中，碳原子的3个相互垂直的2p轨道和1个球形的2s轨道发生了sp3杂化，得到的4个相同的杂化轨道与氢原子形成4个相同的C－H σ键。要点归纳
1.杂化
在原子形成分子时，由于原子之间的相互影响，同一个原子内若干个不同类型、能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成一组新轨道，这种轨道重新组合的过程叫做杂化。所形成的新轨道称为杂化轨道。2.杂化的过程
杂化轨道理论认为，在原子形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。如C原子的sp3杂化过程可表示为：3.杂化轨道的特点
(1)只有在形成分子时才发生杂化，而孤立的原子不发生杂化。
(2)只有同一原子中能量相近的不同类型的原子轨道才能杂化。
(3)参与杂化的原子轨道数目与形成的杂化轨道数目相同。
(4)形成的杂化轨道能量相同，杂化轨道形成的化学键全部是σ键。(5)杂化改变了原子轨道的形状和方向，更利于原子轨道间最大程度地重叠，因而杂化轨道比原来的轨道成键能力强；杂化轨道也符合价层电子对互斥模型，力图在空间取最大夹角分布，使相互间的排斥最小，因而形成的键较稳定。
(6)不同类型的杂化轨道之间的夹角不同，成键后形成的分子就具有不同的空间构型。4.杂化类型的判断
因为杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：
杂化轨道数＝中心原子孤电子对数＋中心原子结合的原子数，再由杂化轨道数判断杂化类型。例如：5.杂化轨道类型与分子空间构型的关系
(1)若杂化轨道只用来形成σ键(即配位原子数与杂化轨道数相等)，则杂化轨道的空间构型就是分子或离子的空间构型。如CO2、CH2O、CH4等。(2)若杂化轨道既形成了σ键又容纳了孤电子对(即配位原子数与杂化轨道数不相等)，则先得到杂化轨道的空间构型，再略去孤电子对占有的空间，剩下的就是分子或离子的空间构型。如SO2、NH3、H2O等。即时应用
2.下列关于甲醛分子的说法正确的是( )
A．甲醛分子中碳原子采用sp杂化
B．甲醛分子为三角锥形结构
C．甲醛分子为平面三角形结构
D．甲醛分子中只有σ键解析：选C。甲醛分子的结构式为 ,碳原子没有孤电子对，碳原子形成三个σ键和一个π键，因此碳采用sp2杂化，甲醛分子为平面三角形结构。要点3 配合物理论
探究导引5 为什么不同颜色的固体：CuSO4、CuBr2、CuCl2·2H2O溶于水都得到天蓝色的溶液？
提示：因为在它们的水溶液中都存在呈天蓝色的配离子[Cu(H2O)4]2＋。
探究导引6 配位键属于共价键吗？
提示：配位键是一种特殊的共价键。要点归纳
1.配位键
(1)概念：共用电子对由一个原子单方面提供,另一个原子提供空轨道而形成的共价键，即“电子对给予-接受键”。
(2)表示：配位键可以用A→B来表示，其中A是提供孤电子对的原子，叫做给予体；B是接受电子对的原子，叫做接受体。2.配位化合物
(1)形成配合物的条件
①中心原子或离子必须有空轨道；
②配体是含有孤电子对的阴离子或分子。
(2)配合物的组成可以无外界，但不能没有内界。一般中心原子(或离子)的配位数为2、4、6。
(3)配合物的形成对性质的影响
①稳定性增强
配合物具有一定的稳定性，配合物中的配位键越强，配合物越稳定。当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。②颜色的改变，如Fe(SCN)3的形成。
③对溶解性的影响，如AgCl可溶于氨水得到[Ag(NH3)2]＋。C．N—H配位键与其他三个N—H键的键长不等
D．N—H配位键与其他三个N—H键的键能不等
题型1 用价层电子对互斥理论模型确定分子或离子立体构型
用VSEPR模型预测下列分子或离子的立体构型：【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)分析利用结构式。
(2)找出中心原子，确定其价层电子对数。
【解析】 ①HCN的分子结构中有—C≡N，可将三键看作一对电子，根据VSEPR理论，分子应为直线形结构。【答案】 ①直线形 ②正四面体形 ③三角锥形 ④平面三角形
【名师点睛】 (1)若价层电子对中出现孤电子对时,价层电子对立体构型还与下列斥力顺序有关:孤电子对-孤电子对＞孤电子对-成键电子对＞成键电子对-成键电子对。因此价层电子对立体构型为三角形和四面体形时,孤电子对的存在会改变成键电子对的分布空间。(2)若分子中有双键、三键等多种键，使用价层电子对模型判断其分子构型时，应将双键或三键看作一对电子(即在确定中心原子的价层电子对总数时不包括π电子)。题型2 分子的立体构型和杂化轨道类型的关系
(2012·天津高二质检)关于原子轨道的说法正确的是( )
A．凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其立体构型都是正四面体形
B．CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道
D．凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)杂化轨道的特点及杂化类型的判断。
(2)理解分子的立体构型和杂化轨道类型的关系。【解析】 H2O、NH3中的O、N均为sp3杂化,但立体构型却分别为V形和三角锥形，故A错误；sp3杂化是由同一个原子能量相近的1个s轨道和3个p轨道形成的杂化轨道,故B错误，C正确。AB3型分子中的中心原子A可能采取sp2(如BF3中的B)杂化或sp3杂化(如NH3中的N),故D错误。
【答案】 C【规律方法】 判断分子的中心原子杂化轨道类型的方法(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断
①若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。
②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。
③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。(2)根据杂化轨道之间的夹角判断
若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。题型3 配位键和配位化合物
? (2012·广州高二调研)向盛有硫酸铜水溶液的试管里滴加氨水，首先形成蓝色沉淀，继续滴加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液。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【思路点拨】 解答此题注意以下两点：
(1)准确理解配位键的形成及其对化合物性质的影响。
(2)正确理解配合物的概念和组成。【解析】 难溶物溶解是因为生成了难电离的[Cu(NH3)4]2＋配离子溶液中Cu2＋浓度减小,A错误；沉淀溶解后，生成的深蓝色配离子为[Cu(NH3)4]2＋，B错；在[Cu(NH3)4]2＋配离子中，是由NH3提供孤电子对给Cu2＋，Cu2＋接受NH3的孤电子对，D错。
【答案】 C【规律方法】 (1)正确判定中心离子、电子对给予体及配位数是解决此类问题的关键；(2)不是所有的配合物都具有颜色；(3)过渡金属原子或离子都有接受孤电子对的空轨道，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。(4)中心原子(或离子)和配体之间的配位键较稳定，一般很难电离，但内外界之间是完全电离的。配合物的命名和结构
?1.配合物的命名
(1)关键在于配合物内界(即配离子)的命名，自右向左：配位体数——配位体名称(不同配位体名称之间以“·”分开)——“合”——中心离子名称——中心离子的化合价。(2)配合物可看作盐,可按盐的命名方法命名：某酸某或某化某。如[Zn(NH3)4]Cl2命名为氯化四氨合锌(Ⅱ)，[Cu(NH3)4]SO4命名为硫酸四氨合铜(Ⅱ)，K3[Fe(CN)6]命名为六氰合铁(Ⅲ)酸钾。2.常见配离子的空间结构
