课件42张PPT。专题1 揭示物质结构的奥秘专题1 揭示物质结构的奥秘课程标准导航
1.了解物质结构探索发展的历史与人类物质文明进步的密切联系。
2.认识物质结构探索与研究对人类文明发展与进步的重要意义。
3.了解人类对物质结构认识的脉络。
4.初步掌握研究物质结构的一般方法。5.感受科学家探索物质结构征程中的坚毅和执着，树立坚忍不拔的毅力和勇气。
6.领悟物质结构的探索是人类可持续发展的有力保证。
自主学习
一、人类探索物质结构的历史
1. 19世纪初，最早提出原子概念的是英国科学家__________，他认为物质由_________组成，在化学变化中________不可再分割，其性质在化学反应中保持__________。道尔顿原子原子不变2. 1811年，意大利科学家_______________，提出了分子学说。他认为分子的结构直接决定_______________。
3. 1869年，俄国化学家_____________揭示了自然界的一条基本规律——元素周期律。
4. 19世纪中叶以后，人们对有机化合物的认识有了重大进展。有机物中碳原子应满足______价。阿伏加德罗分子的性质门捷列夫四5. 19世纪末至20世纪初，物理学揭开了原子内部结构的奥秘，发现了微观粒子波粒二象性。___________为化学提供了分析原子和分子结构的理论基础。
量子力学想一想 你能说出原子结构模型的演变过程吗？
提示：原子结构模型大致经历了五个发展阶段的变化：道尔顿原子模型→汤姆生原子模型→卢瑟福原子模型→玻尔原子模型→量子力学原子模型。
二、研究物质结构的意义
1. 从物质的结构，可以认识物质的性能。如金刚石、石墨、C60、碳纳米管等均由碳元素组成，但是它们的性能却有很大差别，这是由于_________________________________。
2. 研究物质的结构，能够为设计与合成新物质提供理论基础。碳原子之间的排列方式不同3. 揭示物质的结构与性能的关系，可帮助我们预测物质的性能。
4. 研究物质结构，能帮助我们了解材料的结构与性能之间的关系。____________、纳米材料、超导材料等新型材料的开发、研制和应用，都依赖于物质结构的研究。信息材料5. 物质结构的研究，是生命科学在________水平上探索生命现象的本质。
6. 物质结构研究对于保护_______________、实现社会的可持续发展具有重大意义。
生态环境分子自主体验
1. 下列有关化学史知识错误的是( )
A．原子分子学说的建立是近代化学发展
的里程碑
B．俄国科学家门捷列夫发现了元素周期
律，编制了元素周期表C．意大利科学家阿伏加德罗在总结气体反应体积比的基础上提出了分子的概念
D．英国科学家道尔顿首先发现了电子
解析：选D。英国科学家汤姆生首先发现了电子。
2. 最近医学界通过放射性14C标记C60，发现一种C60的羧酸衍生物在特定条件下通过断裂DNA而杀死细胞从而抑制艾滋病，则有关14C的叙述正确的是( )
A．与12C的化学性质不相同
B．与12C的中子数相同
C．是C60的同素异形体
D．与12C互为同位素解析：选D。本题首先要清楚同位素和同素异形体的区别，前者的对象是原子，而后者的对象是单质；其次要了解同位素的物理性质有差别，而化学性质基本相同。14C与12C质子数相同，中子数不同，故D正确。
3. 18世纪初提出的原子论的基本内容有如下几点：
①物质是由最小的微粒——原子组成的。原子就是不能再分的最小微粒。
②同种元素的原子在重量、大小和其他性质上相同。
③一切原子都处在不停地运动的状态。根据目前掌握的知识，你认为不正确的有几点？
解析：古代对物质结构奥秘的探索，只能靠想象和思考。原子是不是真的存在呢？原子是不是构成物质大厦的“基本砖石”呢？一种原子是否能转变成另一种原子呢？直到18世纪中叶，俄国人罗黎诺索夫(1711～1765)
才把原子观点复活起来；1808年,英国人道尔顿又对原子论加以总结.
这样就结束了化学史上愚昧的炼金时代，保证了化学向前健康地迅速发展。因此，化学中的新时代应该说是从原子论开始的。
答案：①要考虑构成物质的微粒,有分子、
原子、质子、中子、甚至更小的夸克等。②要考虑同种元素的原子有质子数相同而中子数不同的情况，即同位素。只有③正确。
探究导引1
原子学说的基本要点是什么？它能否解释“1体积的氯气和1体积的氢气生成2体积的氯化氢”？提示：原子学说的基本要点包括：(1)化学元素由不可分的微粒——原子构成，它在一切化学变化中是不可再分的最小单位。(2)同种元素的原子性质和质量都相同，不同元素原子的性质和质量各不相同，原子质量是元素的基本特征之一。氯原子构成氯气，氢原子构成氢气，则1体
积的氯气和1体积的氢气生成2体积的氯化氢时，不能解释氯化氢的结构与形成。
探究导引2
提出“分子学说”的背景以及“分子学说的内
容”是什么？
提示：1808年，法国化学家盖·吕萨克(J.L.Gay－Lussac 1778～1850)根据化合反应实验的发现，提出假说：“在同温同压下，相同体 积的不 同气体 含有相 同数目的原
子”。但道尔顿认为：不同元素的原子大小不一，相同体积、不同元素气体的原子数不可能相等。1811年，阿伏加德罗详细研究道尔顿原子论和盖·吕萨克的气体反应定律后提出分子学说。他首先肯定原子论和气体反应定律都是正确的，关键是原子论忽略了一个重要事实，那就是分子的存在。于是他提出分子假说如下：(1)元素的最小单元是原子，但气体的最小单元并非原子，而是由几个原子组成的分子。也就是说，气体由分子组成，而分子由原子构成。例如，氧气、氢气都是由双原子分子组成的。气态化合物则是由分子组成，而化合物的分子是由不同原子构成的。例如，氨气由氨分子组成，而氨分子由3个氢原子和1个氮原子构成。(2)在同温同压下，同体积的任何气体含有相同数目的分子。有了这两条分子假说，道尔顿原子论和盖·吕萨克的气体反应体积定律就得到圆满解释。
要点归纳
人类认识原子结构的历史进程图表
即时应用 1. 原子结构模型的演变图中，
(1)为道尔顿实心球式原子模型、(2)为卢瑟福行星运转式原子模型、(3)为汤姆生葡萄干面包式原子模型、(4)为近代量子力学原子模
型、(5)为玻尔轨道式原子模型。其中符合历史演变顺序的一组排列是( )
A．(1)(3)(2)(5)(4) B．(1)(2)(3)(4)(5)
C．(1)(5)(3)(2)(4) D．(1)(3)(5)(4)(2)解析：选A。本题要熟练人们对物质结构特别是原子结构的认识变迁。正确的顺序是道尔顿实心球式原子模型、汤姆生葡萄干面包式原子模型、卢瑟福行星运转式原子模型、玻尔轨道式原子模型、近代量子力学原子模
型。
探究导引1
为什么白磷比红磷活泼，氧气比氮气活泼？
提示：白磷分子是正四面体构型，键角小，结构不太稳定，红磷结构要比白磷复杂得
多，也稳定得多，所以性质上也比白磷稳
定。氧气比氮气活泼可从原子结构和分子结构两方面找原因，以分子结构因素为主。N2分子以共价叁键结合，比O2的键能大得多。N2分子不易打开，性质稳定，O2分子既较易打开化学键，一经打开，O原子又比N原子易得电子，所以氧显得更活泼。
探究导引2 碳的四种同素异形体(金刚石、石墨、C60和碳纳米管等)在性质和用途上有极大差异的原因是什么？
提示： 碳原子与碳原子之间的连结方式不
同，导致了它们形成的物质性质不同。
要点归纳
即时应用 2. 石墨炸弹爆炸时能在方圆几百米范围内撒下大量石墨纤维，造成输电
线、电厂设备损坏。这是由于石墨( )
A．有放射性 B．易燃、易爆
C．能导电 D．有剧毒
解析：选C。石墨炸弹破坏输电线、电厂设备的原因主要是导致供电线路短路，即石墨纤维有导电性。故正确答案为C。
某科技报道，美国夏威夷联合天文中心的科学家发现了一种新型氢微粒，这种微粒是由3个质子和2个电子构成。对这种微
粒，下列说法正确的是( )
A．是H的一种新的同位素B．是H2的一种新的同分异构体
C．它的组成可表示为H3
D．它比普通H2分子多一个氢原子核
【思路点拨】 本题考查原子的组成以及同位素、同分异构体的概念。
【答案】 D
【规律方法】 原子是由原子核和核外电子组成的，原子核是由质子和中子组成的。原子不带电，原子核带正电，电子带负电。质子带正电，中子不带电。且有关系：核电荷数＝质子数＝核外电子数。
门捷列夫在19世纪中叶曾根据他所发现的元素周期律，预言过第4周期ⅣA族锗元素(当时称为类硅)的性质。当时已知：密度(g/cm3)：Si 4.8，Sn 5.8；比热[J/(kg·K)]：
Sn 218，Pb 130。
(1)估计锗的密度和比热。______；_____。(2)判断锗的金属性和非金属性强弱，它能否与酸或碱反应？______________________。
【思路点拨】 本题考查元素周期律的应
用，学会发现探索物质性质的递变规律。
【解析】 单质的密度有一定的变化规律，锗在硅和锡之间，密度大约是它们的平均值5.3；锗、锡、铅比热的变化由已知后两者的数据可知是变小的，那么锗的比热最大，锗与锡间比热的差值应与锡铅之间差值相当，故得锗的比热约为
218＋88＝306。锗处于金属与非金属的交界线，估计有两性。
【答案】 (1)密度(g/cm3): 5.3
比热[J/(kg·K)]：306
(2)锗的金属性比锡弱，非金属性比硅弱；
既能与强酸反应又能与强碱反应【规律方法】
元素的性质在周期表中呈现出一定的规律，特别是同周期或同主族元素之间，要依据已知的规律来推断未知的信息。
课件11张PPT。专题优化总结专题1 揭示物质结构的奥秘一、物质结构探索的奥秘
1911年，物理学家卢瑟福发表了他的“α散射实验”的成果：使一束α粒子(质量数为4，带2个单位正电荷)射向一片极薄的金
箔。过去一直以为是实心球紧密排列而成的金箔，竟为大多数α粒子畅通无阻地通过，就像金箔不在那儿似的。但也有极少数的粒子的前进路线发生偏转，或被笔直地弹回。根据以上实验现象得出的下列结论错误的是( )
A．金原子不是实心球，内部很“空旷”，其中存在“硬核”，其体积比原子本身小得多
B．金原子的“硬核”质量比α粒子大得多，金原子的质量主要集中在“核”上C．金原子的“硬核”带正电，原子内含的正电荷集中在“核上”
D．电子带负电绕原子核作高速圆周运动
【解析】 ①实验现象“大多数α粒子畅通无阻地通过”，说明原子不是“实心球”，而是内部很“空旷”；②α粒子能偏转甚至被弹回，根据电性作用和动量守恒原理，说明原子的内部存在带正电的刚性体微粒，且质量比α粒子大得多；③偏转或被弹回的粒
子很少，说明这个带正电的“硬核”体积比
原子本身小得多。但本实验不能直接得出有关
电子的存在、电子的运动情况的结论，特别是
“圆周运动”的概念本身就是错误的。
【答案】 D
二、元素周期律
门捷列夫在描述元素周期表时，许多元素尚未发现，但他为第4周期的三种元素留下了空位，并对它们的一些性质做了预
测，X是其中的一种“类硅”元素，后来被德国化学家文克勒发现，并证实门捷列夫当时的预测相当准确。根据元素周期律，下列有关X性质的描述中错误的是( )A．X单质不易与水反应
B．XO2可被碳或氢还原为X
C．XCl4的沸点比SiCl4的高
D．XH4的稳定性比SiH4的高
【解析】 根据元素周期律，同族元素随着原子序数的递增，非金属性减弱，气态氢化物的稳定性减弱。故D选项有明显错误。其他选项可由硅的性质进行类推。
【答案】 D
课件12张PPT。专题优化总结专题2 原子结构与元素的性质一、核外电子排布规律
若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是( )
A．该元素基态原子中共有3个电子
B．该元素原子核外有5个电子层
C．该元素原子最外层共有3个电子
D．该元素原子M能层共有8个电子
【解析】 根据核外电子排布规律，该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2。由此可见：该元素原子中共有39个电子，分5个电子层，其中M能层上有18个电子，最外层上有2个电子。
【答案】 B
二、电离能的变化规律
日本理化研究所利用“朱雀”号X射线发现了宇宙中产生铬、锰等稀有金属的
“工厂”。已知铬、锰的电离能数据为：
下列说法不正确的是( )
A．铬、锰位于d区元素
B．铬的第一电离能较小，与其特殊的价电子结构有关
C．锰的第二电离能比铬的第二电离能小，与其失去两个价电子后的结构有关
D．铁、铬、锰的电负性依次为1.83、1.66、1.55，则铁的金属性一定最强
【解析】 A项，铬、锰均为过渡元素，属于d区，正确。B项，铬、锰原子的价电子排布式分别为3d54s1、3d54s2, 铬失去一个电子， 锰失去2个电子后，3d轨道均为半充满，4s均为全空，属于稳定的结构，B、C项正确。一般来说，电负性越小，元素的金属性越强，D项错。
【答案】 D
三、元素的推断
有A、B、C、D、E、F、G七种元
素，除E为第4周期元素外其余均为短周期元素。A、E、G位于元素周期表的s区，其余元素位于p区。A、E的原子外围电子层排布相同，A的原子中没有成对电子；B元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子总数相同；C元素原子的外围电子层排布为nsnnpn＋1；
D元素的第一电离能列同周期主族元素第三高；F的基态原子核外成对电子数是成单电子数的3倍；G的基态原子占据两种形状的原子轨道，且两种形状轨道中的电子总数均相
同。回答下列问题：
(1)写出下列元素的符号：B________，G________；
(2)D的前一元素第一电离能高于D的原因是________；
(3)这七种元素中金属性最强的是____________________(填元素符号)；
(4)写出C元素的原子轨道排布式____________________；
(5)属于s区的元素有________________。
【解析】 七种元素分别为：H、C、N、S、
K、O、Mg。
【答案】(1)C Mg (2)D的前一元素是P，
P的3p能级为半充满的3p3，是稳定结构；而S元素的3p能级为3p4，是不稳定的结构，故P的第一电离能高于S (3)K
(4)
(5)H、K、Mg
课件50张PPT。专题2 原子结构与元素的性质专题2 原子结构与元素的性质第一单元 原子核外电子的运动课程标准导航
1.了解原子核外电子的运动状态。
2.了解原子核外电子排布所遵循的原理，知道原子核外电子的能级分布。
3.能用电子排布式表示1～36号元素原子的核外电子排布。
4.知道原子核外电子在一定条件下会发生跃
迁，了解其简单应用。
自主学习
一、人类对原子结构的认识
1. 原子是由__________和_____________构成的，其中__________带正电，它又是由带正电的_________和不带电的_________构成的，___________带负电。整个原子是___________。原子核核外电子原子核质子中子核外电子电中性2. 原子中：质子数＝_____________＝_______________＝原子序数
质量数＝__________＋__________
3. 1911年，英国物理学家卢瑟福根据α粒子的散射实验，提出了原子结构的有核模型。卢瑟福认为原子的质量主要集中在___________上，电子在原子核外空间做高速运动。核电荷数核外电子数质子数中子数原子核4. 1913年，丹麦物理学家玻尔提出新的原子结构模型：(1)原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，这些轨道称为原子轨道；电子在运动时，不会有能量变化。(2)轨道的能量各不相同，原子轨道的能量变化是不连续
的。(3)原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。5. 原子核外电子运动不遵循宏观物体的运动规律，科学家用统计方法来描述核外电子的运动状态。用小黑点的疏密代表电子在核外空间区域出现的机会，所得图形称为电子云图。离核近的区域电子出现的机会大，离核远的区域，电子出现的机会少。
6. 原子处于能量最低状态时，称为基态。
想一想
1.电子云图上的小黑点代表一个电子吗？
提示：不是，小黑点仅代表电子出现的机
率，并不是存在一个真实的电子。二、原子核外电子的运动特征
1.原子轨道（能级）的类型有：s、p、d、f
等。s轨道呈球形，有1个轨道，可容纳2个电子；p轨道呈纺锤形，在空间有3个伸展方
面，包括px、py、pz轨道，它们之间是互相垂直的,可容纳6个电子。d轨道有5个轨道，可容纳10个电子；f轨道有7个轨道，可容纳14个电子。2.原子轨道用表示______________________
和__________________________s、p、d、f结合起来共同表示，如1s、2s、2p、3d等。
3.第n电子层中含有的原子轨道类型有n种，原子轨道数目为n2个，可容纳的电子数为
2n2。如第3层中，含有3s、3p、3d三种类型的轨道，原子轨道数目为9个，一共可容纳的电子数为18个。电子层(能层）的n表示原子轨道形状的符号4.原子轨道能量高低：（1）相同电子层的原子轨道中：ns_____np____nd_____nf。（2）形状相同的原子轨道：2p______3p_____4p。（3）电子层数和原子轨道形状均相同：2px_______2py_________2pz。
<<<<<==想一想 2.多电子原子中，电子的运动区域与其能量之间的关系？
提示：多电子原子中，通常能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动。三、原子核外电子的排布
1.核外电子排布需要遵循________________、__________________和_____________。
2.能量最低原理：原子核外电子先占据_________的轨道(优先进入能量低的能级)。能量最低原理泡利不相容原理洪特规则能量低3.泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳_______________________的电子。
4.洪特规则：在能量相同的轨道上的电子将尽先分占________的原子轨道，且自旋状态相同。
两个自旋状态不同不同自主体验
1.下列电子层不包含p轨道的是 ( )
A.N B.M
C.L D.K
解析：选D。K层只有s轨道。
2.在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是( )A.最易失去的电子能量最高
B.1s轨道的电子能量最低
C.p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D.在离核最近区域内运动的电子能量最低
解析：选C。选项C没有指明p轨道电子和s轨道电子是否处于同一电子层。
3.比较下列多电子的原子轨道的能量高低(填“＞”、“＜”或“＝”)。(1)2s3s; (2)2s3d; (3)2px2py; (4)4f6f。
解析：相同电子层上原子轨道能量高低顺序是ns＜np＜nd＜nf；相同形状的原子轨道能量的高低顺序：1s＜2s＜3s＜4s…；同一电子层上形状相同的原子轨道具有相同的能量：npx＝npy＝npz。
答案：(1)＜(2)＜(3)＝(4)＜
探究导引1 原子核外的电子具有的能量是否相同？如何描述它们的运动状态？
提示：电子的能量不相同，核外电子按能量分层排布。描述电子的运动状态包含电子
层、原子轨道、电子的自旋方向等。探究导引2 每个电子层中最大容纳的电子数为何是2n2个电子？
提示：每个电子层可能有的最多轨道数为
n2，每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层最大容纳的电子总数是2n2。
探究导引3 p轨道的能量一定比s轨道能量大吗？
提示：不一定，只有电子层数相同时才成
立。若电子层数不相同时，p轨道能量可能会小，如3s>2p。要点归纳
2. 各电子层包含的原子轨道数目的表示方法及最多容纳的电子数
3.
原
子
轨
道
4. 原子核外电子排布的轨道能量顺序(如下)：按箭头指向，能级的能量越来越大。
即时应用
解析：选D。电子离核越近，能量越低，A项正确；原子轨道种类数与电子层序数相等，当电子层序数为3时，只有3s、3p、3d三种原子轨道，所以3f不存在，B项正确；C项正
确；p轨道在空间有x、y、z 3个伸展方向，
故与电子层序数无关，D项错误。探究导引1 从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子排布，它们是否符合构造原
理？若不符合，请做出合理解释。
提示：从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子排布分别为
Cu：3d104s1，Ag：4d105s1，Au：5d106s1。根据构造原理Cu、Ag、Au的外围电子排布
为：(n－1)d9ns2。所以它们电子层排布不符合构造原理。
合理解释：以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的两倍！而量子力学的理论指出，在等价轨道上(同一能级)的电子排布在全充满、半充满和全空状态的具有较低的能量和较大的稳定性。
相对稳定的状态
探究导引2 电子排布式可以简化，如钠的电子排布式写成[Ne]3s1，方括号中符号的意义是什么？ 你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗？
提示：电子排布式书写过繁，可以把内层
电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号表示。
O、Si、Fe的简化电子排布式为
O：[He]2s22p4 Si：[Ne]3s23p2
Fe：[Ar]3d64s2。在化学反应中，原子的外围电子发生变化而“原子实”不受影响，所以描述原子核外电子排布时，也可以省去“原子实”仅写出原子的外围电子排布式(对主族元素的原子，外围电子又称价电子)。
如O：2s22p4 Si：3s23p2 Fe：3d64s2。
要点归纳
1. 原子核外电子排布遵循的原则
(1)能量最低原理：原子核外电子总是尽先占据能量最低的原子轨道，填满后再依次填充能量较高的其他原子轨道。也就是先填1s，填满后填2s，然后填2p，按照“要点一”的“要点归纳”中“4.原子核外电子排布的轨道能量顺序”依次排布。(2)泡利不相容原理：一个原子中不可能有两个运动状态四
方面完全相同的电子。运动状态四方面是指轨道所处电子层、轨道类型、轨道伸展方向和电子自旋状态。
(3)洪特规则：当电子排布在能量相同的各个轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特(Hund)规则。比如，p3的轨道式为 或 而不是
(4)洪特规则的特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、
p6、d10、f14时，是较稳定状态。前36号元素中，全空状态的有
4Be：2s22p0、12Mg：3s23p0、20Ca：4s23d0；半充满状态的有：7N：2s22p3、15P：3s23p3、24Cr：3d54s1、25Mn：3d54s2、33As：4s24p3；全充满状态的有 10Ne：2s22p6、18
Ar：3s23p6、29Cu：3d104s1、30Zn：3d104s2、36Kr：4s24p6。
2. 基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
①用数字在能级符号的右上角表明该能级上
排布的电子数，这就是电子排布式，例如、
K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内
层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以
相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，
例如K：[Ar]4s1。(2)电子排布图(轨道表示式)
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
即时应用
2. 下列电子排布式或轨道表示式正确的是
( )
A．C原子的轨道表示式：
B．Ca原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d2
C．氮原子的轨道表示式：
D．Br－的电子排布式[Ar]3d104s24p6
解析：选D。A项违反了洪特规则,2p轨道
上两个电子应分占不同的轨道且自旋方向相同,正确的轨道表示式应为 ；
B项违反了能量最低原理，应先填充4s轨道，再填充3d轨道，正确的电子排布式应为1s22s22p63s23p64s2或[Ar]4s2；C项违反了泡利不相容原理，1s和2s轨道上电子自旋方向应相反，正确的轨道表示式应为
。
若原子的电子层数(能层)为n，则下列推论不正确的是( )
A．每个电子层中具有的能级数为n
B．每个电子层中具有的原子轨道数为n2
C．每个电子层中最多具有的电子数为2n2D．同一原子轨道上的电子能量一定相同，不同原子轨道上的电子能量一定不同
【思路点拨】 原子核外电子排布遵循一定的规律，其中能层，原子轨道等概念需要深入理解。
【解析】 同一原子里有不同轨道，如s和p中的电子能量肯定不同。不同原子的轨道，只要对应的电子层数和轨道相同，则能量相同，D项错。
【答案】 D 【规律方法】 能层数＝能级数，如第2层中含有两个能级，即2s，2p。原子轨道数＝能层数的平方，如第2层中含有4个原子轨道，即2s，2px，2py，2pz。每个轨道可以填充2个电子，则每层中所能容纳的最大电子数目为2n2，如第2层，最多能排8个电子。
已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式(即电子排布图)，其中最能准确表示基态
锰原子核外电子运动状态的是( )【思路点拨】 解答本题时要综合考虑原子核外电子排布的三条规律，并要仔细观察，发现选项中的错误之处。
【解析】 Mn原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，原子轨道的能量由低到高的顺序为1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d，其中3d轨道上排布了5个电子，为半充满状
态，各电子分占不同的轨道，且自旋状态相同。A中有两个错误，轨道能量顺序不对，3d轨道上电子排布不对，违反了洪特规则；
B中有两处错误，s轨道上两个电子的自旋状态应相反，轨道
能量顺序也不对；C中3d轨道上电子排布不
对，违反了洪特规则。
【答案】 D
【规律方法】 原子核外电子在轨道中排布
时，需要遵循三个原则：一是能量最低原
理，即电子先排在能量最低的轨道中；二是泡利不相容原理，即一个轨道中只能排两个自旋相反的电子；三是洪特规则，即在排能量相同的轨道时，电子优先独占一个轨道，且自旋方向相同。
课件46张PPT。第二单元 元素性质的递变规律课程标准导航
1.在必修化学的基础上，进一步理解元素周期律。
2.理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。
3.了解元素电离能、电负性的概念和随原子序数递增的周期性变化的规律。
4.了解电离能和电负性的简单应用。
自主学习
一、原子核外电子排布的周期性
1. 随着____________的递增，元素原子的外围电子排布呈__________的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从_______到___________的周期性变化(第1周期除外)。原子序数周期性ns1ns2np62. 元素的分区
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区。
(1)s区：主要包括____________两族元素，外围电子排布为__________，容易失去最外层电子，形成阳离子，除氢元素外，这些元素都是活泼的金属元素。ⅠA和ⅡAns1～2(2)p区：包括从______________________共六族元素，它们原子的外围电子排布为________________ (氦元素除外)。
(3)d区：包括___________________________的元素(镧系和锕系元素除外)，外围电子排布为 _______________________。ⅢA到ⅦA族、0族ns2np1～6ⅢB族～ⅦB族和第Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2(4)ds区：包括________________元素，它们原子的(n－1)d轨道为充满电子的轨道，外围电子排布为___________________。
(5)f区：包括________________元素。
ⅠB族和ⅡB族(n－1)d10ns1～2镧系和锕系想一想 1.最外层电子排布为ns1或ns2的元素是否一定为金属元素？
提示：不一定。H的最外层电子排布为1s1,He的最外层电子排布为1s2，二者都是非金属元素。二、元素第一电离能的周期性变化
1.某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的______________，符号用_______。
2.第一电离能数值越小，表示在气态时该原子越_____________一个电子。
3.对于同一周期元素而言，___________的第一电离能最小,第一电离能I1容易失去碱金属__________________的第一电离能最大，从左到右第一电离能呈现_________的趋势；对于同一主族元素，随着电子层数的增加，第一电离能逐渐____________。
稀有气体元素增大减小想一想
2. 所需的能量是否是其第一电离能的2倍？
提示：应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电
子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。三、元素电负性的周期性变化
1.电负性：用来衡量元素在化合物中_________电子的能力。
2.同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐________，表明其吸引电子的能力逐渐__________，金属性逐渐_________，非金属性逐渐________；吸引增大增强减弱增强同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势,表明其吸引电子的能力逐渐
_________，金属性逐渐_________，非金属性逐渐_________。
减弱增强减弱自主体验
1.下列关于元素周期表五个区的说法，不正确的是( )
A.s区的元素都是活泼的金属元素
B.d区、ds区的元素都是金属元素
C.p区的元素既有非金属元素，又有金属元素
D.f区的元素是镧系和锕系元素解析：选A。s区的元素（除H外）都是活泼的金属元素，A不正确；d区、ds区的元素都是过渡元素，都是金属元素，B正确；p区的元素既有金属元素又有非金属元素，C正
确；f区的元素是镧系和锕系元素，D正确。
2.下列说法正确的是 ( )
A.元素的第一电离能越大，该元素原子越容易失去第一个电子B.同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能一定增大
C.同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能增大
D.元素的第一电离能一定小于元素的第二电离能
解析：选D。元素的第一电离能越大，元素越不容易失去电子，A项错；同一周期中，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈增大的趋势，但ⅡA和ⅤA这两个主族分别为全满和半充满状态，第一电离能较大，B项错。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，C项
错。3.按F、Cl、Br、I顺序递增的是 ( )
A.外围电子 B.第一电离能
C.电负性 D.原子半径
解析：选D。同一主族元素，随着核电荷数
的增加，原子半径逐渐增大，最外层电子数
不变，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减
小，故D项正确。
4.在下列空格中，填上适当的元素符号：
(1)在第3周期中，第一电离能最小的元素是,第一电离能最大的元素是。
(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是________，负性最小的元素是_________。
(3)最活泼的金属元素是_______________。
(4)最活泼的气态非金属元素是_________。(5)第2、3、4周期原子中p轨道半充满的元素是___________。
(6)电负性相差最大的元素是__________。
解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅡA、ⅤA 族反常外)逐渐增大，同周期中金属元素最小，稀有气体最大，故第3周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表
中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。
答案：(1)NaAr (2)FCs (3)Cs (4)F (5)N、P、As(6)F、Cs
探究导引1
碱金属元素第一电离能有什么变化规律？
提示：碱金属元素从上到下，第一电离能逐渐减小。第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。
探究导引2
如何理解I2、I3 、I4、I5……？
提示：＋1价气态离子失去一个电子，形成
＋2价气态离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到
I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1要点归纳
1. 元素的第一电离能
气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1。它可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1数值越小，原子越易失去一个电子；I1数值越
大，原子越难失去一个电子。2. 元素的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去电子，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，如下图所示。
(2)同一主族，随着元素原子序数的递增(电子层数的增加)，元素的第一电离能呈现减小趋势。
(3)第ⅡA元素和第ⅤA元素的第一电离能比相邻元素均要大，是因为ⅡA为全充满结构(即ns2)，ⅤA为半充满结构(即ns2np3)，从稳定结构失去电子需要能量。3. 应用
(1)用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。电离能数值越小，该元素的原子或离子越容易失去电子。
(2)确定元素通常以何种价态存在。
(3)同一元素不同电子的电离能各不相同是核外电子分层排布的有力证据。
即时应用 1. 下列原子的价电子排布中，对应的第一电离能最大的是( )
A．3s23p1 B．3s23p2
C．3s23p3 D．3s23p4
解析：选C。四种元素均为第3周期元素，由电离能的变化规律及核外电子的排布情况知C中3p能级处于半充满状态，第一电离能最大。
探究导引1 什么是电负性？电负性与金属性、非金属性的关系？
提示：电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性的大小体现了元素的金属性与非金属性的强弱，电负性越大元素的非金属性越强，电负性越小元素的金属性越强。探究导引2 电负性的变化规律是什么？
提示：同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。要点归纳
1. 电负性的概念
元素的原子在化合物中吸引电子能力的标
度。通俗地说是衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力。鲍林的电负性是指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。电负性是相对值，所以没有单
位。2. 元素的电负性的周期性变化
同一周期从左到右，电负性递增；同一主
族，从上到下，电负性递减；副族元素的电负性没有明显的规律。
3. 应用
(1)元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系：元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。一般电负性大于1.8的元素大部分为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯。
(2)元素的电负性数值的大小与化合物类型的关系：一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物，如
H：2.1，Cl：3.0，3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物。
(3)元素的电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系：电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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。
即时应用
2. 在其原子具有下列外层电子构型的各元素中，电负性最大的是( )
A．ns2np6 B．ns2np3
C．ns2np4 D．ns2np5
解析：选D。题目所给的四个选项中的电子层n相同，说明它们处于同一周期，并且
A、B、C、D四种元素分别位于：0族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族。根据电负性的递变规律：在同一周期中从左到右，元素的电负性递增；同一主族，自上而下，元素的电负性递减；金属的电负性一般小于非金属的电负性，并且惰性气体的电负性特殊。所以同一周期中电负性，最大是ⅦA族元素，即D项。
已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判
断，错误的是( )
A.元素X的常见化合价是＋1
B．元素Y是ⅢA族元素C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
【思路点拨】 核外的电子是分层排布的，其电离能有I1、I2、I3等，这些数据之间若有突变，则说明失去的电子已经不在同一个电子层中，由此可以判断出元素的化合价。
【解析】 X的第一电离能(I1)显著小于I2、I3等，可知X最外层只有一个电子，故常见化合价为＋1价，且与Cl元素形成XCl，A、C两项正确；Y元素的I1、I2、I3相差不悬殊，与I4悬殊明显，故Y最外层有3个电子，为ⅢA族元素，当n＝3时，Y为Al，与冷水不反应，故B正确，而D错误。
【答案】 D
【规律方法】 用后一电离能除以前一电离能数据，所得结果之间差别很大时，则可判断出电子分层排布的情况。
已知X、Y元素同周期，且电负性
X＞Y，下列说法错误的是( )
A．X与Y形成化合物时，X可以显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y大于X
C．最高价含氧酸的酸性：XD．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX【思路点拨】 由同周期的电负性变化规律可以推出X、Y在周期表中的相对位置关系，然后再根据位置推断出它的其他性质。
【解析】电负性大吸引成键电子的能力强，显负价，A正确。N与O第一电离能N大，电负性O大，B正确。电负性大的元素最高价含氧酸的酸性强，氢化物的稳定性强。【答案】 C
【规律方法】 电负性越大，非金属性越
强，形成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
课件10张PPT。专题优化总结专题3 微粒间作用力与物质性质一、化学键的类别
下列关于σ键和π键的说法正确的是
( )
A．σ键是原子轨道以“头碰头”方式相互重叠形成的共价键，π键是原子轨道以“肩并肩”方式相互重叠形成的共价键
B. 描述的是π键的形成过程
C．原子轨道以“头碰头”方式相互重叠比以“肩并肩”方式相互重叠的程度小，所以σ键比π键活泼
D. 可以表示N2分子中存在的σ键和π键情况
【解析】 共价键的分类依据有多种，根据不同的分类依据可以得到不同的分类结果。从电子云的相互重叠方式来看，如果两个原子的成键轨道沿键轴方向以“头碰头”方式相互重叠，这样形成的共价键称为σ键；如果两个原子的成键轨道以“肩并肩”方式相互重叠，这样形成的共价键称为π键，A项正确。B项中描述的是原子轨道以“头碰头”方式相互重叠，所以形成的是σ键，B项错误。σ键的相互重叠程度比π键的大，所以σ键更稳定，C项错误。考虑到σ键和π键的相互重叠方式，中间位置形成的是σ键，其他位置形成的是π键，D项错误。
【答案】 A
二、晶体中晶胞的分析
《X射线金相学》中记载关于铜与金可形成两种有序的金属互化物，其结构如下图。下列有关说法正确的是( )
【答案】 B
课件49张PPT。专题3 微粒间作用力与物质性质专题3
微粒间作用力与物质性质第一单元 金属键 金属晶体课程标准导航
1.了解金属晶体模型和金属键的本质。
2.认识金属键与金属物理性质的辩证关系。
3.能正确分析金属键的强弱。
4.结合问题讨论并深化金属晶体的物理性质的共性。
5. 认识合金及其广泛应用。
自主学习
一、金属键与金属特性
1. 金属键
(1)金属离子和自由电子的形成
金属原子的部分或全部____________受原子核的束缚比较_______，在金属晶体内部，它们可以从原子上“_________”下来，外围电子弱脱落形成自由流动的_________。金属原子失去部分或全部____________形成_____________。
(2)概念
____________与______________之间强烈的相互作用称为金属键。
2. 金属特性
(1)导电性电子外围电子金属离子金属离子自由电子通常情况下，金属内部自由电子的运动不具有固定的方向性，但在外电场作用下，自由电子在金属内部会发生_________运动，从而形成电流。
(2)导热性
金属受热时，___________与____________的碰撞频率增加，___________把能量传给____________。定向金属离子自由电子自由电子金属离子从而把能量从温度_______的区域传到温度_______的区域。
(3)延展性
金属键没有___________。在外力作用下，金属原子之间发生相对滑动时，各层金属原子间保持___________的作用。
高低方向性金属键想一想 晶体中有阳离子，一定有阴离子
吗？有阴离子，一定有阳离子吗？
提示：不一定，如金属晶体，只有阳离子，无阴离子。但有阴离子则一定有阳离子。二、金属晶体
1. 自然界中许多固态物质都是________，它们有规则的几何外形。通常条件下，大多数_____________________也是晶体。
2. 晶胞：反映晶体结构特征的__________________。
3. 金属晶体中原子的常见堆积方式：____________堆积，如钋；晶体金属单质及其合金基本重复单位简单立方________堆积，如镁、锌、钛等；___________堆积，如金、银、铜、铅等；___________堆积，如钠、钾、铬等。
4. 合金
(1)定义：一种_________与另一种或几种________ (或___________)的融合体。六方面心立方体心立方金属金属非金属(2)合金的性质比单纯的金属更__________：合金的熔点一般比各成分金属都要______；硬度比各成分金属_______。
优越低高自主体验
1. 金属的下列性质中，不能用金属晶体结构理论加以解释的是( )
A．易传热
B．易加工变形但不易碎
C．易导电
D．易锈蚀解析：选D。金属易导电、易导热和具有延展性(易加工变形但不易碎)都是金属共有的物理性质，这此性质都是由金属晶体的结构即金属键的特点所决定的；D选项中金属易锈蚀是因为金属原子易失去电子，易被氧化，属于金属的化学性质，是由金属元素的原子结构所决定的。
2. 金属晶体的形成是因为晶体中存在( )
①金属原子 ②金属离子 ③自由电子
④阴离子
A．只有① B．只有③
C．②③ D．②④
解析：选C。金属晶体是金属离子和自由电子通过金属键形成的。3. 金属晶体堆积密度大，原子配位数高，
能充分利用空间的原因是( )
A．金属原子的价电子数少
B．金属晶体中有自由电子
C．金属原子的原子半径大
D．金属键没有饱和性和方向性解析：选D。这是因为分别借助于没有方向性的金属键形成的金属晶体的结构中，都趋向于使原子吸引尽可能多的原子分布于周
围，并以密堆积的方式降低体系的能量，使晶体变得比较稳定。
4. 下列物质中含有金属键的是(双选)( )
A．金属铝 B．合金
C．NaOH D．NH4Cl
解析：选AB。金属键存在于金属单质和合金中，C、D选项中的物质为离子晶体，存在离子键。
探究导引1
金属键中金属离子与自由电子之间的强烈相互作用是仅指金属离子与自由电子之间的相互吸引吗？提示：不是，既有金属离子与自由电子之间的相互吸引，也有金属离子与金属离子、自由电子与自由电子之间的排斥作用。探究导引2 影响金属键强弱的因素有哪些？
提示：金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越大，价电子数越少，金属键越弱；原子半径越小，价电子数越多，金属键越强。
要点归纳
即时应用
1. 下图是金属晶体内部的“电子气”理论示意图：
仔细观察并用“电子气”理论解释金属导电的原因是( )A．金属晶体中的金属离子在外加电场作用下可发生定向移动
B．金属晶体中的自由电子在外加电场作用下可发生定向移动
C．金属晶体在外加电场作用下可失去电子
D．金属晶体中金属离子与自由电子间的相互作用较弱解析：选B。在金属晶体中，充满着带负电的“电子气”，这些“电子气”的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下，“电子气”就会发生定向移动，因而形成电流，所以金属容易导电。
探究导引1 在二维空间中金属原子之间有几种堆积方式？利用率如何？提示：金属原子在二维
空间中的排列可以有两
种方式：(a)非密置层，其结构特点是行列对齐、四球一空、非最紧密排列，
如图(a)所示，原子配位数为4；(b)密置层，其结构特点是行列相错、三球一空、最紧密排列，如图(b)所示，原子配位数为6。非密置层原子排列不紧密，原子间的空隙大，空间利用率比密置层低。
探究导引2 在平面堆积的基础之上，在三维空间有几种堆积方式？利用率如何？
提示：①简单立方堆积：将非密置层在空间一层一层的堆积，有两种堆积方式，其中一种的堆积方式如下图所示，相邻非密置层的原子核在同一直线上，不难理解，这种堆积方式形成的晶胞为一个立方体，被称为简单立方，配位数为6，分别位于上、下，前、后，左、右。这种堆积的空间利用率太
低，只有极少数金属(如Po)采取这种堆积方
式。(注：晶胞是从晶体中“截取”出来具有
代表性的最小部分，是能够反映晶体结构特
征的基本重复单位)
②体心立方堆积：非密置层在空间一层一层的堆积的另一种方式是将上层的金属原子填入下层四个金属原子形成的凹穴中，下一层的原子核与上一层中四个球围成的空在同一直线上，晶胞类型为体心立方，配位数为8，即体心周围的八个顶点。这种堆积方式的空间利用率比简单立方要
高，许多金属都采取这种堆积方式，如碱
金属、铁、铬、钼、钨等。
③面心立方堆积：密置层的原子的空间堆积方式也有两种，其中一种如下图甲所示，若将密置层的第一层标记为A层，第二层标记为B层，则B层中三球围成的空隙正对A层的球心，第三层标记为C层，C层的球心正对B层中三球围成的空隙，但C层的球心不与A、B层中任一层的球心正对，这样以ABCABC……三层周期性重复方式堆积，这种堆积的晶胞如下图中乙所示，称为面心立方晶胞，配位数为12，同层6个，上层3
个，下层3个，该晶胞的对角线垂直于密置
层。这种堆积方式的空间利用率更高，金、银、铜、铝等都采取这种堆积方式。
④六方堆积：密置层空间堆积的另一种方式如下图中甲所示，在A、B双层上堆积第三层时，第三层的球心正对第一层的球心，而第四层的球心正对第二层的球心，如此以ABAB……二层周期性重复方式堆积，这种堆积的晶胞如下图丙所示，称为立方晶胞，配位数为12，同层6个，上层3个，下层3个这种堆积方式的空间利用率也很高，镁、
锌、钛等属于这种堆积方式。
要点归纳
即时应用 2. 今有四种金属的晶胞结构如
下，有关说法不正确的是( )
A．四种结构中，①、④金属堆积时，小球在平面内紧密排列构成非密置层
B．②、③密置层小球空间排列时，分别是“ABCABCABC…”和“ABABAB…”堆积C．四种晶胞中，原子数分别为2，4，6，1
D．第3周期金属元素的单质，钠按①、镁按②、铝按③的方式堆积
解析：选D。A项，①④为非密置层，正确；B项，②③为密置层，正确；
物质结构理论推出：金属键越强，其金属的硬度越大，熔、沸点越高，且据研究表明，一般说来，金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强。由此判断下列说法错误的是(双选)( )A．镁的硬度大于铝的硬度
B．镁的熔、沸点低于钙的熔、沸点
C．镁的硬度大于钾的硬度
D．钙的熔、沸点高于钾的熔、沸点
【思路点拨】 分析镁、铝、钾、钙的金属键的强弱，再分析其与物理性质的关系，即分析四种金属离子半径的大小及价电子数的多少，判断金属键的相对强弱。
【解析】 根据题目所给信息：镁和铝的电
子层数相同，价电子数Al＞Mg，离子半径
Al3＋＜Mg2＋，铝的硬度大于镁，所以A不正
确。镁、钙价电子数相同，但离子半径Ca2＋
＞Mg2＋，金属键强度Mg＞Ca，所以B不正
确。用以上比较方法可推出：离子电荷数
Mg2＋＞K＋，离子半径Mg2＋＜Na＋＜K＋，所以金属键强度Mg＞K，硬度Mg＞K，所以C正确。钙和钾元素位于同一周期，价电子数Ca＞K，离子电荷数Ca2＋＞K＋，离子半径K＋＞Ca2＋，金属键强度Ca＞K，熔点
Ca＞K，所以D正确。
【答案】 AB【规律方法】 金属晶体的成键粒子是金属离子和自由电子，它们之间靠金属键联系。金属键影响金属晶体的物理性质，如熔点、沸点、硬度等，因此，分析金属晶体性质的变化，应从分析金属晶体内部存在的金属键的强弱入手，即分析金属元素原子的半径大小和单位体积内自由移动电子数目的多少。
金属晶体中金属原子主要有三种常见的堆积方式，体心立方堆积、面心立方堆积和六方堆积，其结构单元分别如下图甲、
乙、丙所示，则甲、乙、丙三种结构单元
中，金属原子个数比为________。【思路点拨】 晶胞只是晶体中重复的最小单元，因此晶胞中粒子的求算，必须将其置于整个晶体中分析。
【答案】 1∶2∶3
课件68张PPT。第三单元 共价键 原子晶体课程标准导航
1.认识共价键的本质和特性，了解共价键的饱和性与方向性。
2.了解共价键的基本类型。
3.用电子式法表示共价化合物的形成过程。4.认识影响共价键键能的主要因素，分析化学键的极性强弱，把握键能与化学反应热之间的内在联系。
5.深化对原子晶体的认识。
6.树立正确的能量观。自主学习
一、共价键的形成
1.概念
吸引电子能力相近的原子之间通过________
_________形成共价键。共用电子对2.成键本质
当成键原子相互接近时,原子轨道发生_____,自旋方向______________的未成对电子形成______________，两原子核之间的电子云密度________，体系的能量__________。
3.共价键的特点
(1)共价键有______________
成键过程中，每种元素的原子有几个未成对电子，重叠相反共用电子对增加降低饱和性通常就能和几个自旋方向相反的电子成键。故在共价分子中，每个原子成键的数目是
____________的。
(2)共价键有____________
成键时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现机会最大的方向重叠，且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现的机会________，体系的能量________就越多，形成的共价键就越______。(但s轨道与s轨道形成的共价键_______________)一定方向性越多下降牢固无方向性想一想
1.F2和HF分子是怎样形成的？
提示：每个氟原子的最外层的2p轨道上有一个未成对电子，当两个氟原子相互接近时，两个2p轨道发生重叠，两个自旋方向相反的电子就会形成共用电子对,从而形成共价键,形成氟气分子(F2)；同理，当一个氟原子与一个氢原子相互接近时，氟原子的2p轨道与氢原子的1s轨道发生重叠，两个自旋方向相反的电子配对成键，形成HF分子。
二、共价键的类型
1.σ键和π键
(1)σ键：原子轨道沿核间连线方向以
“___________”方式互相重叠而形成的共价键叫σ键。按形成σ键的原子轨道类型的不同,σ键可分为________________________
__________________.图示如下：头碰头s-s σ键、s-p σ键、p-p σ键(2)π键：原子轨道在核间连线两侧以
“______________”的方式发生重叠形成的共价键叫π键，其形成过程表示如下：
肩并肩想一想
2.根据下表中乙烷、乙烯、乙炔的分子模型,分析这些分子中的共价键分别是由几个σ键和几个π键组成的，并解释乙烯、乙炔分别与溴发生加成反应时，共价键的断裂和形成情况。
提示：在乙烷分子中，每个碳原子与三个氢原子形成3个s-p σ键，两个碳原子之间形成1个p-p σ键，所以乙烷分子中共有7个σ
键；在乙烯分子中，每个碳原子与两个氢原子形成2个s-p σ键，两个碳原子之间形成1个p-p σ键和1个p-p π键，所以乙烯分子中共有5个σ键和1个π键；在乙炔分子中，每个碳原子与一个氢原子形成1个s-p σ键，两个碳原子之间形成1个p-p σ键和2个p-p π键，所以乙炔分子中共有3个σ键和2个π键。由于σ键比π键牢固,所以,在化学反应中π键易发生断裂，易发生加成反应。乙烯与溴反应时，乙烯分子中碳原子之间的π键断裂,两个碳原子各与一个溴原子结合，重新形成2个s-p σ键;乙炔与溴反应时,乙炔分子中碳原子之间的2个π键断裂，两个碳原子各与两个溴原子结合,重新形成4个s-p σ键.2.非极性键、极性键和配位键
(1)非极性键
两个成键原子吸引电子的能力__________，___________________不发生偏移。
(2)极性键
两个成键原子吸引电子的能力__________，_________________发生偏移。
相同共用电子对不同共用电子对在极性键中，成键原子吸引电子的能力差别越大,共用电子对发生偏移的程度越大，共价键的极性越强。
(3)配位键
由一个原子提供__________，与另一个提供________________的原子形成的共价键。空轨道孤电子对三、共价键的键能与化学反应的反应热
1.键能：原子之间形成的________的强度。
2.键长：两原子核间的________________。
3.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，共价键的键能越大，键长越短。
共价键平均间距4.化学反应过程中的能量变化是由________
______________________________决定的。反应物中旧化学键断裂时所________的总能量(即反应物中的键能总和)与生成物中新化学键形成时所_________的总能量(即生成物中的键能总和)的差就是此反应的反应热。
反应物和生成物中化学键的强弱吸收释放想一想
4.N2、O2、F2跟H2反应的能力依次增强，从键能的角度应如何理解这一化学事实？
提示:由于N2中N≡N键的键能为946 kJ/mol,
O2中O===O键的键能为497.3 kJ/mol，F2中F—F键的键能为157 kJ/mol，从键能数据中我们可以看出，N≡N键的键能最大，所以N2最稳定，与氢气反应所需的能量最多，反应最难；而F—F键的键能最小，破坏F—F所消耗的能量最少，F2与H2反应也最容易进行；从另一个角度看，生成物中H—F键的键能最大，HF最稳定，而N—H键的键能最小，NH3的稳定性在三个产物中最差。综上所述，可知N2、O2、F2跟H2的反应能力依次增强。
四、原子晶体
1.相邻原子间以______________相结合而形成____________________结构的晶体，称为原子晶体。
2.原子晶体中共价键的键能大，所以原子晶体一般具有很高的熔、沸点和很大的硬度。
共价键空间立体网状想一想
5.如何比较原子晶体的熔、沸点和硬度？
提示：对于结构相似的原子晶体来说，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的
熔、沸点越高。如金刚石(C)、晶体硅(Si)、碳化硅(SiC)三种原子晶体中，由于碳原子的半径比硅原子小，使键长：C—CC—Si>Si—Si，所以三种晶体的熔点由高到低的顺序是：金刚石>碳化硅>晶体硅。自主体验
1.下列说法正确的是( )
A.有共价键的化合物一定是共价化合物
B.分子中只有共价键的化合物一定是共价化合物
C.由共价键形成的分子一定是共价化合物
D.只有非金属原子间才能形成共价键
解析：选B。NaOH含有离子键和共价键，是离子化合物，A错误；由共价键形成的分子可以是单质分子，不一定是共价化合物，C错误；某些金属元素与非金属元素原子间也能形成共价键，如AlCl3等，D错误。
2.下列说法中不正确的是(双选)( )
A.σ键比π键电子云重叠的程度更大，形成的共价键更稳定
B.气体单质中，一定有σ键，可能有π键
C.乙烯分子中的碳碳双键有一个是σ键、有一个是π键
D.N2分子形成的氮氮叁键都是σ键解析：选BD。B选项中气体单质分子中可能没有共价键，如He等单原子单质分子；D选项中N2分子中的氮氮叁键有一个σ键和两个π键。
3.熔化时，必须破坏非极性共价键的是( )
A.冰 B.金刚石
C.铁 D. 二氧化硅
解析：选B。冰是分子晶体，熔化时破坏范德华力，铁是金属晶体,熔化时破坏金属键,二氧化硅是由极性键形成的原子晶体，熔化时破坏极性共价键，只有金刚石是由非极性键形成的原子晶体，熔化时破坏非极性共价键。
4.已知EN≡N＝945 kJ·mol－1、EH—H＝436 kJ·mol－1、EN—H＝391 kJ·mol－1，那么1 mol N2与3 mol H2合成氨时的能量变化为
( )
A.吸收208 kJ的热量
B.放出208 kJ的热量
C.吸收93 kJ的热量
D.放出93 kJ的热量
5.如图所示，晶体硼的基本结构
单元是由硼原子组成的正二十面
体的原子晶体，其中含有20个等
边三角形和一定数目的顶角，每个顶角上各有一个原子。观察其图形，判断下列说法正确的是( )
A.这个基本结构单元由9个硼原子组成
B.各个键的键角均为120°
C.此结构单元中共含有18个B—B键
D.此结构单元中硼原子和B—B键数目之比为2∶5
探究导引1 为什么氖分子是单原子分子，而氯分子是双原子分子？
提示:对比氖原子和氯原子的核外电子排布,可知氖原子的最外层有8个电子，已达到稳定结构，无未成对电子，因此氖原子很难自身或与其他元素的原子形
成共用电子对而结合,是单原子分子.而氯原子的最外层有7个电子，未达到稳定结构,其3p轨道上有一个成单电子(即未成对电子),需要获
得或与其他原子共用一个电子,形成8个电子的稳定结构,当两个氯原子相互接近时,每个氯原子各提供一个单电子,形成共用电子对,这样使两个氯原子的最外层都达到了8个电子的稳定结构,因此氯分子是双原子分子。探究导引2 在氮气分子中，氮原子间形成三个共用电子对，即氮原子间以氮氮叁键相结合，所以氮原子间的共价键很牢固，氮气的化学性质不活泼。那么，氮分子中氮原子的原子轨道是如何重叠形成共价键的呢？
提示： 氮原子的电子排布式为1s22s22p3，其最外层2p轨道上的三个电子分别占据2px、2py、2pz三个原子轨道，而这三个原子轨道在空间上是互相垂直的，当其中某一个原子轨道沿x轴方向以“头碰头”的方式发生重叠时，另外两个与之相垂直的原子轨道则只能相互平行以“肩并肩”的方式发生重叠，在氮分子中有一对原子轨道以“头碰头”的方式发生重叠，有两对原子轨道以“肩并肩”的方式发生重叠，如下图所示。
要点归纳
1.σ键和π键的比较
2.共价键分类小结
(1)按原子轨道的重叠方式可划分为两种键型,即σ键和π键；
(2)按共用电子对是否发生偏移可划分为非极
性键和极性键；
(3)按两原子之间共用电子对的数目，可划分
为共价单键、共价双键和共价叁键；
(4)按提供共用电子对的方式可划分为普通共
价键和配位键。即时应用
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键解析:选D.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，C项正确。
探究导引1 共价键的牢固性与共价键的键长、键能有何关系？
提示： 共价键的键长越短，键能越大，键越牢固。
探究导引2 如何计算化学反应中的反应热？
提示：用ΔH表示反应过程中的热效应，ΔH的单位是kJ/mol,有“＋”和“－”,ΔH为“＋”表示吸热,ΔH为“－”表示放热.
ΔH＝反应物分子中的键能总和－生成物分子中的键能总和。如果反应物的键能总和<生成物的键能总和，则此反应为放热反应，ΔH<0；反之，反应物的键能总和>生成物的键能总和，则为吸热反应，ΔH>0。已知：H—H键能为436 kJ/mol，Cl—Cl键能为243
kJ/mol,H—Cl键能为431 kJ/mol。则反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热ΔH＝436 kJ/mol＋243 kJ/mol－2×431 kJ/mol＝－183 kJ/mol。
要点归纳
1.化学反应的实质：化学反应的实质就是反应物分子中旧化学键的断裂和生成物分子中新化学键的形成。
2.化学反应过程有能量变化：反应物和生成物中化学键的强弱决定着化学反应过程中的能量变化。
3.放热反应和吸热反应
(1)放热反应：旧键断裂消耗的总能量小于新键形成放出的总能量。
(2)吸热反应：旧键断裂消耗的总能量大于新键形成放出的总能量。
4.反应热(ΔH)与键能的关系：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
即时应用
2.下列物质性质的变化规律，与共价键的键能大小有关的是(双选)( )
A.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
B.金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅
C．F2、Cl2、Br2、I2的熔点、沸点逐渐升高
D.NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
解析：选AB。一般说来，结构相似的分子,其共价键的键长(成键原子核间的平均间距)越短，共价键的键能越大，分子越稳定。如卤元素的氢化物中，按氟、氯、溴、碘的顺
序，由于卤原子的半径逐渐增大，氢卤键的键长也逐渐增大，键能逐渐减小，卤化氢的稳定性逐渐减弱。结构相似的原子晶体，晶体中共价键的键能越大，硬度越大，熔、沸点越高。碳原子的半径小于硅原子，所以C—C键的键长比Si—Si键短,键能大,因此金刚石的硬度和熔、沸点都高于晶体硅.F2、Cl2、Br2、I2是分子晶体，其熔点、沸点逐渐升高,是因为它们之间的分子间作用力逐渐增
强。NaF、NaCl、NaBr、NaI是离子晶体，其熔点依次降低，是因为F－、Cl－、Br－、I－的离子半径逐渐增大，晶格能逐渐减小。
探究导引1 原子晶体中有没有分子？原子晶体中除共价键外还有其他化学键吗？
提示：原子晶体中没有分子。原子晶体中只有共价键，没有其他化学键。
探究导引2 下图甲为金刚石的立体结构图,从其空间网状结构中截取出一个立方体就是金刚石的晶胞(图乙)，该晶胞为面心立方结
构，碳原子位于立方体的八个顶点、六个面心以及晶胞内部还有四个碳原子。图丙为一个碳原子与周围碳原子的成键情况，请分析晶胞中碳原子数以及最小环中碳原子数与碳碳键数的比例关系？
要点归纳
1.原子晶体中，原子间用较强的共价键相结合，要使物质熔化和汽化需要克服共价键作用，即需要很多的能量。因此，原子晶体一般都具有很高的熔、沸点。其硬度较大，难溶于水，固态时一般不导电。
2.原子晶体的晶胞中，原子间为空间的立体网状结构，晶体中不存在单个分子，原子晶体的化学式仅表示物质中的原子个数关系，不是分子式。
3.原子晶体中的共价键具有饱和性和方向性,原子间不是紧密堆积原则，而是较松散排列的结构。
即时应用解析：选D。在二氧化硅晶体中，最小环上的原子总数为12个，其中有6个硅原子，6个氧原子。 关于乙醇分子的说法正确的是( )
A．分子中共含有8个极性键
B．分子中不含非极性键
C．分子中只含σ键
D．分子中含有1个π键
【思路点拨】 本题考查共价键的分类，每种分类要搞清标准，从标准分析化学键所属类别。
【答案】 C
【规律方法】 共价键按不同的分类标准可分成极性键和非极性键、σ键和π键等。同种元素的原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素的原子间形成的共价键为极性键.
σ键和π键是按原子轨道的重叠方式来分类的,σ键是原子轨道间“头碰头”重叠，π键是原子轨道间“肩并肩”重叠，原子间若只形成单键,则为σ键,若形成双键则有一个σ是键、有一个是π键,若形成叁键，则有一个是σ键、另两个是π键。 氮化碳结构如图，其中β-氮化碳硬度超过金刚石晶体，成为首屈一指的超硬新材料。下列关于氮化碳晶体的说法正确的是
(双选)( )
A．C3N4晶体中微粒间通过离子键结合
B．C3N4晶体中，C—N键的键长比金刚石中C—C键的键长要短
C．C3N4晶体中每个C原子连接4个N原子，而每个N原子连接3个C原子
D．由化学式可知，C3N4晶体中碳元素显－4价，氮元素显＋3 价
【思路点拨】 原子晶体中原子间以共价键形成，键长短，键牢固，表现出的熔、沸点高，硬度大。
【解析】 根据C3N4晶体具有比金刚石更大的硬度可推知C3N4与金刚石一样都是原子晶体，原子间以共价键相结合。由于N原子的半径比C原子的半径小，所以C—N键的键长比C—C键短，从而导致C—N键的键能比C—C键大，所以C3N4晶体具有比金刚石更大的硬度。题中说明C3N4晶体中原子间均以单键结合，则可推知晶体中碳原子形成4个共价键，氮原子形成3个共价键，即每个碳原子与4个氮原子成
键，每个氮原子与3个碳原子成键。由于氮元素的电负性比碳元素的电负性大，所以碳显＋4价，氮显－3 价。
【答案】 BC
【规律方法】 原子晶体中由于原子间以较强的共价键相结合，且形成空间网状结构，所以原子晶体的熔、沸点很高，硬度很大，这是判断原子晶体的重要依据。
课件44张PPT。第二单元 离子键 离子晶体课程标准导航
1.加深对离子键的认识，理解离子键没有饱和性、没有方向性的特点。
2.认识几种典型的离子晶体。
3.能大致判断离子键的强弱，知道晶格能的概念，了解影响晶格能大小的因素。
4.晶格能对离子晶体硬度和熔沸点的影响，能预测离子晶体熔点高低顺序。5.进一步认识物质的结构与性质之间的关
系，强化学生结构决定性质的意识。
6.能运用电子式表达离子化合物的形成过
程。
自主学习
一、离子键的形成
1. 概念：_______________间通过____________形成的化学键叫做离子键。
2. 形成：在离子化合物中，阴、阳离子之间的_____________使阴、阳离子相互吸引，阴、阳离子静电作用静电引力阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之
间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的____________使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到__________时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的____________，整个体系达到______________状态。静电斥力平衡离子键能量最低3. 根据元素的金属性和非金属性差异，金属性较强的金属原子与非金属性较强的非金属原子间易形成离子键。例如，ⅠA、ⅡA族元素与ⅥA、ⅦA族元素易形成离子键。
4. 离子键的特点：离子键没有_________性和__________性。
方向饱和想一想 1.离子晶体一定含离子键，一定不含共价键吗？
提示：不一定。离子晶体中可能含有共价
键，如NaOH、Na2O2 等。
二、离子晶体
1.概念：由__________和_________通过_________结合而成的晶体。
2.物理性质：一般来说，离子晶体具有较高
_______和较大的_______。这些性质都是因为离子晶体中存在着离子键，若要破坏这种作用需要获得能量。
3.晶格能(U)阴离子阳离子离子键熔点硬度(1)概念：拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量，单位为 ______________。
(2)意义：晶格能用来衡量离子晶体中阴、阳离子间静电作用的大小。
(3)影响因素：在离子晶体中，离子半径越
小，离子所带的电荷数__________，则晶格能越大。kJ·mol－1越多晶格能越大，阴、阳离子间的离子键就越牢固，形成的离子晶体就越稳定，而且熔点越高，硬度___________。
想一想
2.离子晶体是否全由金属元素与非金属元素组成?
提示：不是，全部由非金属元素形成的晶
体，也可能是离子晶体，如铵盐。
越大自主体验
1.能以离子键相结合生成A2B型(B为阴离子)离子化合物的是 ( )
A.原子序数为11和17
B.原子序数为20和9
C.原子序数为13和17
D.原子序数为19和16解析：选D。A项中生成NaCl离子化合物，B项中生成CaF2离子化合物，C项中生成AlCl3共价化合物，D项中生成K2S 离子化合物，故选D。
2.下列各式是用电子式表示的对应物质形成的过程，其中正确的是( )
解析：选B。A项，KBr为离子晶体，电子式写错。C项，H2O为共价化合物，电子式写
错。D项，CaCl2中两个Cl-应写在Ca2＋的两边。3.下列关于晶格能的说法中正确的是( )
A.晶格能指形成1 mol离子键所放出的能量
B.晶格能指破坏1 mol离子键所吸收的能量
C.晶格能指1 mol离子化合物中的阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成离子晶体时所放出的能量
D.晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关解析：选C。晶格能指1 mol离子化合物中
阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成离子晶体时放出的能量。
4.下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是( )
A.可溶于水 B.具有较高的熔点
C.水溶液能导电 D.熔融状态能导电解析：选D。某些共价化合物也是可以溶于水的，如HCl、H2SO4等，而有些离子化合物是难溶于水的，如BaCO3、Cu(OH)2等，所以A项错误；通常共价化合物具有较低的熔点，而离子化合物具有较高的熔点，但共价化合物AlCl3的熔点较高，离子化合物
（NH4）2CO3的熔点较低，所以B项错误；共价化合物HCl溶于水形成能导电的溶液，所以C项错误；共价化合物不含离子，以分子形式存在，在熔融状态下也不会电离出离子，所以不能导电，而离子化合物可以电离出离子，所以D项正确。
探究导引1 从原子结构的角度说明氯化钠中离子键的形成过程。
提示：钠原子的电子排布式为：
1s22s22p63s1，易失去最外层的一个电子，达到氖原子的电子排布，形成稳定的钠离子(Na＋：1s22s22p6)；氯原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p5，易得到一个电子，达到氩原子的电子排布，形成稳定的氯离子(Cl－：1s22s22p63s23p6)；然后钠离子(阳离子)和氯离子(阴离子)间以离子键相结合形成氯化钠晶体。
探究导引2 离子键的形成过程中，只表现为阴、阳离子间的静电吸引作用吗？
提示： 不是。离子键的实质是静电作用，
阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥，当阴、阳离子间的静电引力和静电斥力达到平衡时，
阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。
要点归纳
常见的离子化合物
1. 活泼的金属元素(ⅠA、ⅡA)和活泼的非金属元素(ⅥA、ⅦA)形成的化合物。
2. 活泼的金属元素和酸根离子(或氢氧根离子)形成的化合物。
3. 铵根离子和酸根离子(或活泼非金属元素离子)形成的盐。即时应用
1. 下列叙述正确的是( )
A．离子键有饱和性和方向性
B．离子化合物只含有离子键
C．有些离子化合物既含有离子键又含有共价键
D．离子化合物中一定含有金属元素解析：选C。一种离子对带异种电荷离子的
吸引作用与其所处的方向无关，所以离子键
无方向性，一种离子可以尽可能多地吸引带
异种电荷的离子，所以离子键无饱和性；离
子化合物中一定含有离子键，可能含有共价
键，如NaOH；离子化合物中不一定含有金
属元素，如NH4Cl。
探究导引1 为什么不同的阴、阳离子结合成晶体时会形成配位数不同的空间构型呢？
提示：因为在某种结构下该离子化合物的晶体最稳定，体系的能量最低。一般决定离子晶体构型的主要因素有阴、阳离子的半径比的大小和离子的电子层构型等。探究导引2 “NaCl”表示氯化钠的分子
吗？一个NaCl晶胞中，含有Na＋、Cl－各
多少？每个Na＋周围有几个Cl－？每个Na＋周
围有几个Na＋？
提示：NaCl晶体中不存在单个的NaCl分
子，每个Na＋周围同时吸引着6个Cl－，每
个Cl－周围也同时吸引着6个Na＋。故Na＋与Cl－个数比为4∶4＝1∶1。所以，
化学式NaCl是表示该离子晶体中离子的个数比。只有在蒸气状态时，才有单个的氯化钠分子。要点归纳 常见的AB型离子晶体有NaCl
型、CsCl型、ZnS型等多种类型。
即时应用 2. 一种离子晶体的晶胞结构如图所示。其中阳离子A用 表示，阴离子B用 表示。
(1)每个晶胞中含A的数目为________个，含B的数目为________个。(2)若A的核外电子排布与Ar的相同，B的核外电子排布与Ne的相同，则该离子化合物的化学式为________。
(3)该离子晶体中阳离子的配位数为______，阴离子的配位数为________。
答案：(1)4 8 (2)CaF2 (3)8 4
某离子晶体的晶胞结构如图所示。
试求：
(1)晶体中每一个Y同时吸引着________个
X，每个X同时吸引着______个Y，该晶体的化学式是____________。
(2)晶体中在每个X周围与它最接近且距离相等的X共有________个。
(3)晶体中距离最近的2个X与一个Y形成的夹角(XYX)为________。
【思路点拨】 离子晶体的化学式可由晶胞中粒子中的连接情况分析可得。
【解析】 (1)观察图形，Y位于晶胞立方体内，与Y成键的X全部在图中显示，每个Y吸引4个X。X位于晶胞立方体的8个顶点和6个面心，假如以顶点X计算它吸引的Y数，很清楚看到，每个顶点X在本晶胞内只与1个Y吸引，因为顶点X是8个晶胞的共同顶点，每个晶胞应与本晶胞相同，有1个Y与这个顶点X相吸引，所以每个X同时吸引的Y是8个。X、Y的配位数之比为8∶4，所以化学式应为XY2或Y2X。
(2)跟1个X紧邻的其它X数目有12个。观察时可以一个顶点X为准，它同时处于互为垂直关系的三个平面上，每个平面上有4个X与它紧邻，故共有12个。
(3)图中可看出来，每个Y向四周伸出4个化学键，其形与CH4的四个键是相同的，键的夹角为109.5°。如果要证明得更详细
些，我们可以通过晶胞中心，把晶胞再“
切”上互相垂直的“三刀”，使晶胞成为8个小立方体。这时8个Y正位于8个小立方体的中心，而X位于小立方体互为对角关系的4个顶点上。这4个X构成一个正四面体，Y恰好在正四面体的体心，角XYX为109.5°。【答案】 (1)4 8 XY2(或Y2X) (2)12 (3)109.5°
【规律方法】
原子X的周围有a个Y，Y原子周围有b个X，则化学式为XbYa。
NaF、NaI、MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是( )
A.①>②>③ B．③>①>②
C. ③>②>① D．②>①>③
【思路点拨】 离子晶体的熔点高低，取决于晶格能的大小。而晶格能的大小与离子电荷数以及粒子半径有关。【答案】 B
【规律方法】
课件39张PPT。第四单元 分子间作用力 分子晶体课程标准导航
1.了解范德华力的类型，把握范德华力大小与物质物理性质之间的辩证关系。
2.初步认识影响范德华力的主要因素，学会辩证的质量分析法。
3.理解氢键的本质，能分析氢键的强弱，认识氢键的重要性。
4.加深对分子晶体有关知识的认识和应用。自主学习
一、范德华力
1.共价分子之间存在着某种作用力，能够把它们的分子聚集在一起，这种作用力叫做
______________________，范德华力和氢键是两种常见的分子间作用力，其实质是一种______________，比化学键_________。
分子间作用力静电作用弱2.范德华力_________饱和性和方向性。
3.对于组成与结构相似的分子，其范德华力一般随相对分子质量的增大而______，对应物质的熔、沸点也逐渐__________。
没有增大升高想一想
1.CO2 和CS2 结构和组成相似，为什么常温下CO2 是气体、CS2 是液体？
提示：因为CS2比CO2 相对分子质量大，所以分子间范德华力也大，使CS2 沸点升高，常温下呈液态。
二、氢键的形成
1. 一个水分子中相对显正电性的氢原子，能与另一个水分子中相对显负电性的氧原子的孤电子对接近并产生相互作用，这种相互作用叫做氢键。氢键比化学键______，但比范德华力_____。氢键通常用X—H…Y表示，其中X和Y表示电负性_____而原子半径____的非金属原子。
弱强大小2.氢键__________方向性和饱和性。
3.分子间氢键使物质的熔、沸点______，溶解度________，而分子内氢键使物质的熔、沸点__________。
具有升高增大降低想一想
2.相对分子质量越大的物质，其熔、沸点越高吗？
提示：不正确，对于分子晶体，若分子中不含有氢键，且结构相似的物质，才具有这一性质。三、分子晶体
1.分子通过____________________构成的固态物质叫做分子晶体。
2.分子晶体一般硬度__________，熔点和沸点________。
3.多数非金属单质、非金属元素组成的化合物以及绝大多数有机化合物形成的晶体都属于分子晶体。
分子间作用力较小较低想一想
3.所有分子晶体中都存在化学键吗？
提示：不一定。如稀有气体是单原子分子，其晶体中不含化学键。
自主体验
1.固体乙醇晶体中不存在的作用力是( )
A.极性键 B.非极性键
C.离子键 D.氢键
解析：选C。固体乙醇晶体是乙醇分子通过分子间作用力结合的，在乙醇分子里有C—C之间的非极性键，C—H、C—O、O—H之间的极性键，在分子之间还有O和H原子产生的氢键，没有离子键。2.下列氢键中最强的是( )
A.S—H…O B.N—H…N
C.F—H…F D.C—H…N
解析：选C。X—H…Y中，X、Y原子的电负性越大，原子半径越小,形成的氢键越强.
S、O、N、F、C中，F的电负性最大，原子半径最小，故C中氢键最强。
3.共价键、离子键和范德华力是构成物质时粒子间的不同作用。下列物质中，只含有上述一种作用的是( )
A.干冰 B.氯化钠
C.氢氧化钠 D.碘
解析：选B。干冰中有共价键和范德华力两种作用；氯化钠中只有离子键一种作用；氢氧化钠晶体中有离子键和共价键两种作用；碘晶体中有共价键和范德华力两种作用。4.下列说法正确的是( )
A.原子晶体中只存在非极性共价键
B.稀有气体形成的晶体属于分子晶体
C.干冰升华时，分子内共价键会发生断裂
D.金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
解析：选B。原子晶体中有的只含有非极性共价键，如金刚石、晶体硅，多为单质；也有含极性键的，如SiO2、BN等，A不正确。干冰升华是物理性质中状态的改变，变化的是分子间的距离,分子内的共价键没有断裂,
C不正确。D项中常见的反例为AlCl3，由金属和非金属构成的共价化合物，注意由非金属构成的化合物不一定是共价化合物，如铵
盐，D不正确。探究导引1 F、Cl、Br均位于第ⅦA族元素,
HF和HBr的沸点均比HCl高，原因是什么？
提示： HBr的相对分子质量比HCl大，所以HBr的范德华力比HCl大，所以HBr的沸点比HCl高；HF分子间存在氢键，所以其沸点比同族的其他元素形成的氢化物沸点高。
探究导引2 磷酸与硫酸的相对分子质量都是98，为什么磷酸在常温下是固体(熔点为43.3 ℃)，硫酸在常温下是液体？
提示：分析两者的结构，磷酸分子中有三个羟基，硫酸分子中有两个羟基，由此可知磷酸分子间氢键的数目比硫酸分子间氢键的数目多，氢键的数目越多，分子间的作用力就越大，从而导致磷酸的熔点比硫酸的高。
要点归纳
化学键、范德华力和氢键的对比
即时应用
1.有五组由同族元素形成的物质，在101.3 kPa时测得它们的沸点(℃)数据如下表所示:
对于表中内容，下列各项中的判断正确的是( )
A．表中各行中物质均为分子，且从左到右沸点均逐渐升高
B．第②行物质均有氧化性；第③行物质对应的水溶液均是强酸
C．第④行中各化合物的稳定性顺序为H2O>H2S>H2Se>H2Te
D．上表中物质HF和H2O，由于氢键的影响使它们的分子特别稳定
解析：选C。上表中③、④行的第一种物质的沸点在同一行中均最高，因为在HF分子
间、H2O分子间均存在氢键，增大了分子间作用力。第②行物质为卤素单质，均具有氧化性，第③行物质为卤化氢，对应的水溶液中除HF是弱酸外，其余均为强酸。第④行物质为氧族元素的氢化物，其共价键逐渐减弱，所以稳定性逐渐减弱。D选项中,氢键只能影响物质的物理性质，如熔沸点、溶解性等，不影响物质的化学性质，如分子的稳定性与氢键无关。
探究导引1 CO2和SiO2是两种组成相似的共价化合物,但两者的物理性质却相差很大,其原因是什么呢？
提示：CO2和SiO2在固态时的晶体类型不同,
CO2是分子晶体，构成晶体的微粒间以微弱的范德华力相结合，而SiO2是原子晶体，构成晶体的微粒间以共价键相结合成空间网状结构，由于共价键比范德华力要强得多，所以SiO2的熔、沸点和硬度比CO2要高得多.
探究导引2 下图为CO2的晶胞图，请分析一个CO2晶胞中含有多少个CO2分子？最近的CO2有多少个？
要点归纳
1.分子晶体的性质与分子间作用力强弱相关.由于分子间作用力一般很弱，因而分子晶体具有硬度小，熔、沸点低，易挥发，不导电等特点。晶体的熔、沸点越高表明分子间作用力越大。
2.分子汽化时，只破坏分子间作用力，不破坏分子内的共价键。
即时应用
2.根据下表给出的几种物质的熔、沸点数据,判断下列有关说法中错误的是( )
A．SiCl4是分子晶体
B．单质B可能是原子晶体
C．AlCl3不能升华
D．NaCl的键的强度比MgCl2大
解析：选C。由表中所给熔、沸点数据可知SiCl4最低，应为分子晶体；单质B的熔、沸点最高，因此为原子晶体；AlCl3的沸点低于熔点，故可升华；NaCl的熔点高于MgCl2的熔点，表明Na—Cl键断裂较Mg—Cl难，所以NaCl的键强度比MgCl2大。
在下列各物质中，属于分子晶体且分子间存在范德华力和氢键，分子内只含极性共价键的是( )
A．CO2 B．H2O
C．HCl D．NH4Cl
【思路点拨】这是一类归属性选择题，重要的是审题中对各物质、各条件仔细辩别，不能漏掉有关条件。如本题第一个条件是“属于分子晶体”,选项物质中NH4Cl不符；第二个条件是“分子间存在范德华力和氢键”,范德华力都存在，关键是氢键，只有B项H2O符合。最后条件是“分子内只含极性共
价键”，H2O符合。
【答案】 B
【规律方法】 只有分子晶体才存在分子，分子晶体中肯定存在范德华力，氢键存在于N、O、F等电负性较大的原子与H原子之间.
如图为某晶体中分子间形成氢键的结构模型，大球代表O，小球代表H。下列有关说法中正确的是( )
A．该晶体具有空间网状结构，所以不是分子晶体
B．1 mol该晶体中含有4×6.02×1023个氢键
C．该晶体受热融化时，分子之间的空隙将增大
D．该晶体中每个分子与另外四个分子形成四面体结构
【思路点拨】 一般分子晶体和原子晶体均是由非金属元素组成的，但是两者的性质却截然不同，如熔、沸点，硬度等。不含有氢键的分子晶体,其范德华力是没有方向性的,故结构较为紧密，由于氢键有方向性，此题中的冰结构为空间四面体，貌似原子晶体，所以判断两者不能仅从结构上看。
【解析】 由图可知该晶体是冰(H2O)，属于分子晶体。晶体中每个水分子与另外4个水分子形成4个氢键，即1 mol晶体冰中含有2 mol氢键，也就是2×6.02×1023个氢键。尽管氢键比共价键弱得多，不属于化学键，却和共价键一样具有方向性，从而1个水分子与另外4个水分子形成了四面体结构。这种结构存在较大的空隙，空间利用率不高，当晶体受热熔化时,热运动使冰的结构解体,水分子间的空隙变小，密度增大。【答案】 D
【规律方法】 分子晶体中分子间以范德华力相结合，其作用力很弱，如加热可以破坏范德华力，故分子晶体一般具有较低的熔、沸点。再如给分子晶体一定的作用力，分子晶体会被击碎，从而也说明了范德华力作用力很小，易被破坏，分子晶体的硬度一般也较小。
课件6张PPT。专题优化总结专题4 分子空间结构与物质性质一、杂化轨道理论
下列描述中正确的是(双选)( )
【答案】 CD二、配位键
下列分子或离子中，能提供孤电子对与某些金属离子形成配位键的是( )
①H2O ②NH3 ③F－ ④CN－ ⑤CO
A．①②
B．①②③
C．①②④
D．①②③④⑤
【解析】 配位体是含有孤电子对的阴离子或分子,这几种微粒的结构中都有孤电子对.
【答案】 D
课件58张PPT。专题4 分子空间结构与物质性质专题4 分子空间结构与物质性质第一单元 分子构型与物质的性质课程标准导航
1.初步认识分子空间构型、键角、极性分
子、非极性分子、手性分子等概念。
2.了解杂化轨道的类型（sp3、sp2、sp）,并能运用杂化轨道理论判断分子的空间构型.
3.学习运用模型化思想判断分子的空间构型.4.理解物质结构与性质之间的辩证关系、性质与应用之间的纽带关系。
5.认识分子的空间构型与极性的关系，能运用有关理论预测分子的极性。
自主学习
一、分子的空间构型
1.杂化轨道理论
(1)轨道的杂化
原子内部__________的原子轨道重新组合生成与原轨道数______的一组新轨道的过程。
能量相近相等(2)杂化轨道
杂化后形成的新的____________________的一组原子轨道。
(3)杂化类型
①sp杂化
sp杂化轨道是由______ns轨道和________np轨道组合而成的，每个sp杂化轨道都含有
s和 p轨道的成分，
能量相同一个一个杂化轨道间的夹角为_______，呈_______。
②sp2杂化
sp2杂化轨道是由_______ns轨道和______np轨道组合而成的，每个sp2杂化轨道都含有
s和 p轨道的成分，杂化轨道间的夹角为________，呈______________。
180°直线形一个两个120°平面三角形③sp3杂化
sp3杂化轨道是由_______ns轨道和______np轨道组合而成的，每个sp3杂化轨道都含有
s和 p轨道的成分，杂化轨道间的夹角为
___________，空间构型为_____________。
一个三个109.5°正四面体形2.价层电子对互斥理论
分子中的价电子对(包括_______________和____________)由于_____________作用，而趋向于尽可能彼此远离以减小________，分子尽可能采取________的空间构型。电子对之间的夹角越大，排斥力_________。
3.“等电子原理”是指具有相同__________和相同________________________具有相同的结构特征。成键电子对孤电子对相互排斥斥力对称越小价电子数原子数的分子或离子想一想
1.用杂化轨道理论分析NH3呈三角锥形的原因。
提示：氨分子中的氮原子价电子的轨道表示式为 ，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个杂化轨道中是成单电子，分别与3个氢原子形成σ键,1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。
二、分子的极性
1.键的极性与非极性：两种非金属元素之间形成化学键，如果两种元素相同，则两者之间为________________，若两者不同，则形成_____________。
2.(1)极性分子：正电荷重心和负电荷重心
_______________的分子称为极性分子。非极性键极性键不重合(2)非极性分子：正电荷重心和负电荷重心
__________的分子称为非极性分子。
3.“相似相溶规则”： 一般情况下,由极性
分子构成的物质易溶于______溶剂，由非极
性分子构成的物质易溶于________溶剂。
重合极性非极性想一想
2. NH3极易溶于水的原因是什么？
提示：NH3和H2O均是极性分子，根据“相似相溶规则”知，两者可以相互溶解。
三、手性分子
1.手性异构现象:具有完全相同的组成和原子排列的分子,如左手和右手一样互为_______,在三维空间里_______________的现象。
2.手性分子：具有______________的分子。
3.手性碳原子：在有机物分子中，连接
____________________________的碳原子。
镜像不能重叠手性异构体四个不同的原子或基团想一想
3.手性碳原子有什么特点？
提示：连接四个不同的原子或基
团的碳原子称为手性碳原子。具
有手性的有机物，是因为其含有
手性碳原子造成的。如右图中碳原子称为手性碳原子，用*C表示，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以,判断一种有机物是否具有手性异构体,就看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或基团。
自主体验
1.下列有关乙炔分子中的化学键描述正确的是( )
A.乙炔为直线形
B.两个碳原子采用sp2杂化方式
C.每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键
D.两个碳原子之间仅形成两个π键
解析：选C。乙炔分子中的两个碳原子采用sp杂化方式，形成2个sp杂化轨道，与2个H原子形成C—H σ键，2个碳原子各以1个sp轨道形成C—C σ键，又用两个未杂化的2p轨道形成2个π键，碳碳之间为叁键。2.下列各组物质中，都是由极性键构成的极性分子的是( )
A.CH4和Br2
B.NH3和H2O
C.H2S和CCl4
D.CO2和HCl
解析：选B。A选项中的Br2和CH4、C选项中的CCl4、D选项中的CO2都是非极性分子.
3.下列化合物中含有手性碳原子的是( )
解析：选B。连接四个不同的原子或基团的碳原子叫手性碳原子，A选项中碳原子上连有两个氯原子和两个氟原子，B选项中有一个碳原子连有氢原子、甲基、羟基、羧基四个不同的原子或基团，C、D中的每个碳原子都连有两个或两个以上相同的原子或基团.4.下列物质属于等电子体的一组是( )
A.CH4和NH3 B.B3H6N3和C6H6
C.F-和Mg D.H2O和CH4
解析:选B。本题主要考查对等电子体概念的理解.等电子体需具备两个条件:一是微粒的原子总数相同,二是微粒的价电子总数相同.分析可知B项正确；A项中CH4与NH3原子总数不相同；C项中F－和Mg的价电子总数不相同；D项中H2O和CH4的原子总数不相同.探究导引1 碳原子的价电子构型为2s22p2，是由一个2s轨道和三个2p轨道组成的，用它们和4个氢原子的1s原子轨道重叠，可得到正四面体构型的甲烷分子。请用杂化轨道理论解释。
提示：CH4分子的形成过程：碳原子2s轨道中1个电子吸收能量跃迁到2p空轨道上，这个过程称为激发，但此时各个轨道的能量并不完全相同，于是1个2s轨道和3个2p轨道“混合”起来，形成能量相等，成分相同的4个sp3杂化轨道，然后4个sp3杂化轨道上的电子间相互排斥，使四个杂化轨道指向空间距离最远的正四面体的四个顶点，碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道形成4个相同的σ键，从而形成CH4分子。由于4个C—H键完全相同，所以形成的CH4分子为正四面体形，键角是109.5°。
探究导引2 孤电子对和成键电子对对分子空间结构有哪些影响？
提示：价层电子对包含孤电子对和成键电子对。价层电子对之间存在相互排斥作用，它们总是趋向于尽可能相互远离。其相互关系可简单表示如下：(价层电子对＝成键电子对＋孤电子对)
探究导引3 CH4中的C原子和NH3中的N原子同样是发生sp3杂化，为什么两者的分子空间构型不同？
提示：CH4分子中C原子无孤电子对，C原
子发生sp3杂化，根据价层电子对互斥理论
知，CH4为正四面体结构。NH3分子中N原
子有一孤电子对，N原子发生sp3杂化，孤电
子对占据一个轨道，所以NH3为三角锥形。
要点归纳
1.sp型三种杂化类型的比较
特别提醒
1.杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相等，中心原子杂化类型相同时，孤电子对越多，键角越小;无孤电子对时，键角相同.
2.杂化轨道数与参与杂化的原子轨道数相同,但能量不同。
3.杂化轨道应尽量占据整个空间使它们之间的排斥力最小。
4.杂化轨道的类型与分子的空间构型有关.2.价层电子对数与分子空间构型的关系
特别提醒
1.价电子对包括孤电子对和成键电子对，一般孤电子对离核较近。
2.价电子对之间存在相互排斥作用，为减小斥力，相互之间尽可能远离，因此分子的空间构型受到影响，一般，分子尽可能采取对称的空间结构以减小斥力。
相邻电子对间斥力大小顺序：
孤电子对、孤电子对>孤电子对、成键电子对>成键电子对、成键电子对即时应用
1.下列物质中，分子的空间结构与水分子相似的是( )
A．CO2 B．H2S
C．PCl3 D．SiCl4
解析：选B。水分子为V形，A项CO2为直线
形，B项H2S为V形，C项PCl3为三角锥形，D项SiCl4为正四面体形。
探究导引 以极性键结合的分子一定是极性分子吗？
提示：不一定，分子的极性要以分子的空间结构来看，而键的键性与两原子有关。如CH4分子，C与H之间为极性键，四个碳氢键在空间呈正四面体，正负中心重合，即CH4为非极性分子。
要点归纳
1.键的极性和分子的极性
特别提醒
1．极性分子中一定有极性键，而非极性分子中不一定只有非极性键。例如，CH4是非极性分子，只有极性键。
2．含有非极性键的分子不一定为非极性分
子，如H2O2是含有非极性键的极性分子。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所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子，如下表：
即时应用
2.①PH3的分子构型为三角锥形；②BeCl2的分子构型为直线形；③CH4的分子构型为正四面体形；④CO2的分子构型为直线形；⑤BF3的分子构型为平面正三角形；⑥NF3的分子构型为三角锥形。下面对分子极性的判断正确的是( )
A.①⑥为极性分子，②③④⑤为非极性分子
B.只有④为非极性分子，其余为极性分子
C.只有②⑤是极性分子，其余为非极性分子
D.只有①③是非极性分子，其余是极性分子
解析：选A。CO2 分子为直线形，键的极性抵消，为非极性分子，CH4 为正四面体形分
子，故键的极性也可抵消，为非极性分子。NF3 中由于N原子的孤电子对对成键电子对的排斥作用，使电子不能均匀分布，故为极性分子，同理，PH3也为极性分子；BeCl2 分子构型为直线形，故键的极性可抵消，为非极性分子，BF3分子构型为平面正三角形,键的极性抵消，故为非极性分子。探究导引
NH3、H2O均为10电子，故两者为等电子体关系，正确吗？
提示：不正确，等电子体含有的原子数必须相等。
要点归纳
等电子原理可以判断一些简单分子
或离子的空间构型
(1)N2、CO、CN－，都是双原子的分子或离子，价电子总数为10，两个原子间都以叁键相结合，叁键中有一个σ键，两个π键。
(6)等电子体不仅有相似的空间构型，而且有相似的性质。如晶体硅、锗是良好的半导体材料，它们的等电子体AlP、GaAs也都是良好的半导体材料。
即时应用 下列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空间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】 理解sp、sp2、sp3杂化的含义。
【解析】 H2O、NH3中的O、N均为sp3杂
化，但空间构型却分别为V形和三角锥形，故A项错误；sp3杂化是由同一个原子的1个s轨道和3个p轨道形成的一组能量相近的杂化轨道，故B项错误，C项正确。BF3中的B为sp2杂化，故D项错误。
【答案】 C
【规律方法】 sp杂化轨道是由1个s轨道和1个p轨道杂化而成的，sp2杂化轨道是由1个s轨道和2个p轨道杂化而成的，sp3杂化轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化而成的.杂化轨道不但形成共价键,还可以容纳孤电子对.分子的空间构型不考虑孤电子对占据的空间.
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
【思路点拨】 判断分子的杂化方式要计算中心原子的孤电子对数以及与中心原子相连的原子个数。
【解析】 在NF3分子中N原子的孤电子对
数为1，与其相连的原子数为3，所以根据价
层电子对互斥理论可推知中心原子的杂化方
式为sp3杂化，空间构型为三角锥形，类似
于NH3。
【答案】 D
【规律方法】 轨道杂化时，轨道的数目不变，轨道在空间的分布方向和分布情况发生改变.对于判断分子的杂化方式及空间构型,一般要求我们熟记教材上常见的分子就可以了。课件43张PPT。第二单元 配合物的形成和应用课程标准导航
1.了解人类对配合物结构认识的历史。
2.知道简单配合物的基本组成和形成条件。
3.掌握配合物的结构与性质之间的关系。
4.认识配合物在生产生活和科学研究方面的广泛应用。自主学习
(2)配位键：共用电子对由一个原子单方向提供而跟另一个原子共用的共价键叫配位键。配位键可用A→B形式表示，A是________
_________的原子，叫做电子对给予体，B是____________________的原子叫接受体。
(3)形成配位键的条件
提供孤电子对接受孤电子对①有能够提供_______________的原子，如 ______________等。
②另一原子具有能够接受__________的空轨道，如___________________________等。
孤电子对N、O、F孤电子对Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋想一想
1.在水溶液中，Cu2＋与氨分子是如何结合成［Cu(NH3)4］2＋的呢？
2.配位化合物
(1)写出向CuSO4溶液中滴加氨水，得到深蓝色溶液整个过程的反应离子方程式。
____________________________________;
___________________________________________________________________________.Cu(OH)2+4NH3·H2O === ［Cu(NH3)4］2+
+2OH-+4H2O(2)［Cu(NH3)4］SO4的名称为____________
___________,它的外界为__________，内界为________________，中心原子为______，配位体为_______分子，配位数为_______。
(3)配合物的同分异构体：含有两种或两种以上配位体的配合物，若配位体在__________
__________不同，就能形成不同几何构型的配合物，如Pt(NH3)2Cl2存在______和______两种异构体。硫酸四氨合铜［Cu(NH3)4］2＋Cu2+NH34空间的排列方式顺式反式想一想
2.顺式Pt(NH3)2Cl2和反式Pt(NH3)2Cl2的化学式相同，它们的性质也相似吗？
提示：不同，由于结构不同，所以其化学性质不相同。
二、配合物的应用
1.在实验研究中，人们常用形成配合物的方法来检验__________、分离物质、定量测定物质的组成。
(1)向AgNO3溶液中逐滴加入氨水的现象为:
_________________________________。产生的配合物是____________________。金属离子先生成沉淀，然后沉淀再溶解［Ag(NH3)2］OH(2)向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液的现象：____________________________。产生的配合物是______________。
2.在生产中，配合物被广泛用于________、______、___________、___________领域。
3.生命体中的许多金属元素都以配合物形式存在。
4.配合物在医疗方面应用也很广泛。
5.模拟生物固氮也与配合物有关。有血红色溶液出现Fe(SCN)3染色电镀硬水软化金属冶炼自主体验
1.配合物［Zn(NH3)4］Cl2的中心原子的配位数是( )
A.2 B.3
C.4 D.5
解析：选C。配合物［Zn(NH3)4］Cl2的中心原子是Zn2＋，配位体是NH3 ，配位数是4。
2.下列不能形成配位键的组合是( )
A.Ag＋、NH3 B.H2O、H＋
C.Co3＋、CO D.Ag＋、H+
解析：选D。配位键的形成条件必须是一方能提供孤电子对，另一方能提供空轨道，
A、B、C三项中，Ag＋、H＋、Co3＋能提供空轨道，NH3、H2O、CO能提供孤电子对,所以能形成配位键，而D项Ag＋与H＋都只能提供空轨道，而无法提供孤电子对,所以不能形成配位键。3.下列不属于配离子的是( )
A.［Ag(NH3)2］＋
B.［Cu(CN)4］2－
C.［Fe(SCN)6］3－
D. MnO－4
解析：选D。MnO－4 无配位原子。
4.向下列配合物的水溶液中加入AgNO3溶液,不能生成AgCl沉淀的是( )
A.［Co(NH3)4Cl2］Cl
B.［Co(NH3)3Cl3］
C.［Co(NH3)6］Cl3
D.［Co(NH3)5Cl］Cl2解析：选B。在配合物中，内界以配位键结合很牢固，难以在溶液中电离；内界和外界之间以离子键相结合，在溶液中能够完全电
离。不难看出A、C、D三项中配合物在水中均电离产生Cl-，而B项无外界离子，不能电
离。
探究导引1 指出配合物[Pt(NH3)4Cl2]Cl2的配离子、中心离子、配位体、配位数及配位原子。
提示：配离子指配合物的内界，中心原子指提供空轨道的原子或离子，
配位体指提供孤电子对的分子或离子，配位数是配位体的总个数，配位原子指配位体中提供孤电子对的原子。配合物
[Pt(NH3)4Cl2]Cl2的配离子为[Pt(NH3)4Cl2]2＋,中心原子是Pt4＋，配位体是NH3、Cl－，配位数为6，配位原子为N和Cl。探究导引2 配离子[Ag(NH3)2]＋是如何形成的？
提示：配离子[Ag(NH3)2]＋是由Ag＋和NH3分子反应生成的，由于Ag＋空的5s轨道和5p轨道形成sp杂化轨道，接受2个NH3分子提供的孤电子对，形成直线形的[Ag(NH3)2]＋，该过程图示如下。
?
要点归纳
1.配合物的组成
内界：中心体(原子或离子)与配位体，以配位键成键。
外界：与内界电荷平衡的相反离子。
有些配合物不存在外界，如[PtCl2(NH3)2]、[CoCl3(NH3)3]等。另外，有些配合物是由中心原子与配位体构成，如[Ni(CO)4]、[Fe(CO)5]等。
2.配合物的结构
即时应用
1.化学家维多克·格利雅因发明了格氏试剂(RMgX)而荣获诺贝尔化学奖。RMgX是金属镁和卤代烃反应的产物，它在醚的稀溶液中以单体形式存在，并与二分子醚络合，在浓溶液中以二聚体存在，结构如下图：上述2种结构中均存在配位键，把你认为是配位键的用“→”在结构图中标出。
解析:配位键是由孤电子对与空轨道形成的,
Mg最外层有两个电子，可以与R、X形成离子键，而O原子中存在孤电子对，所以两个O(C2H5)2可以与Mg形成配位键。在二聚体中，同理，一个Mg与R、X相连，则另外一个X和O(C2H5)2，则与Mg形成配位键。
答案：探究导引 现有两种配合物晶体
[Co(NH3)6]Cl3和[Co(NH3)5Cl]Cl2，一种为橙黄色，另一种为紫红色。请设计实验方案将这两种配合物区别开来。
提示： 在[Co(NH3)6]Cl3中Co3＋与6个NH3 分子配合成[Co(NH3)6]3＋，3个Cl－都是外界离子。而[Co(NH3)5Cl]Cl2中Co3＋与5个NH3 分子和1个Cl－配合成[Co(NH3 )5Cl]2＋,只有两个Cl－是外界离子。由于配合物中内界以配位键结合很牢固，难以在溶液中电离，而内界和外界之间以离子键结合，在溶液中能够完全电离。不难看出，相同质量的两种晶体在溶液中能够电离出的Cl－数是不同的，我们可以利用这一点进行鉴别。
要点归纳
1.配合物的颜色：当简单离子形成配合物时,其性质往往有很大的差异，颜色发生改变就是一种常见的现象，多数配离子都有颜色，如 [Fe(SCN)6]3－为血红色、[Cu(NH3)4]2＋为深蓝色、[Cu(H2O)4]2＋为蓝色、[CuCl4]2－为黄色、[Fe(C6H6O)6]3－为紫色等等。我们根据颜色的变化就可以判断配离子是否生成，如Fe3＋离子与SCN－离子在溶液中可生成配位数为1～6的硫氰合铁(Ⅲ)配离子，这种配离子的颜色是血红色的，反应如下： Fe3＋＋nSCN－==== [Fe(SCN)n]3－n，实验室通常用这一方法检验铁离子的存在。
2.配合物的溶解性:有的配合物易溶于水，如[Ag(NH3)2]OH、[Cu(NH3)4]SO4、Fe(SCN)3等。利用配合物的这一性质，可将一些难溶于水的物质如AgOH、AgCl、Cu(OH)2等溶解在氨水中形成配合物。如在照相底片的定影过程中，未曝光的AgBr常用硫代硫酸钠(Na2S2O3)溶解，反应的化学方程式为：AgBr＋2Na2S2O3====Na3[Ag(S2O3)2]＋NaBr。金和铂之所以能溶于王水中，也是与生成配合物的溶解性有关，反应式为：Au＋HNO3＋4HCl====
H[AuCl4]＋NO↑＋2H2O，3Pt＋4HNO3＋18HCl====3H2[PtCl6]＋4NO↑＋8H2O。
配合物的颜色和溶解性还与配合物的空间结构有关，如顺式[Pt(NH3)2Cl2]和反式[Pt(NH3)2Cl2]的溶解性和颜色等性质有一定的差异，其中顺式[Pt(NH3)2Cl2]为极性分子,根据相似相溶原理,它在水中的溶解度较大,具体情况见前面的表格。3.配合物的稳定性：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位体的性质有关。例如，血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，血红素就失去了输送氧气的功能，从而导致人体CO中毒。即时应用
2.配合物CrCl3·6H2O的中心原子Cr3＋的配位数为6，H2O和Cl－均可作配位体，H2O、Cl－和Cr3＋有三种不同的连接方式，形成三种物质：一种呈紫罗兰色、一种呈暗绿色、一种呈亮绿色。将它们配成相同物质的量浓度溶液，各取相同体积的溶液，向其中分别加入过量的AgNO3溶液，完全反应后，所得沉淀的物质的量之比为3∶2∶1。(1)请推断出三种配合物的内界，并简单说明理由；
(2)写出三种配合物的电离方程式。
解析：CrCl3·6H2O的中心原子Cr3＋的配位数为6，H2O和Cl－均可作配位体，则其化学式可表示为：[Cr(H2O)6－nCln]Cl3－n·nH2O，当其与AgNO3反应时，只有外界的氯离子可形成AgCl沉淀，再根据它们与AgNO3反应时生成AgCl沉淀的物质的量之比为3∶2∶1，可知分别有3个氯离子、2个氯离子、1个氯离子在外界，进而可分别写出各自的化学式，
紫罗兰色：[Cr(H2O)6]Cl3，
暗绿色：[Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O，
亮绿色：[Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O，再分别写出其内界.
答案:(1)紫罗兰色：[Cr(H2O)6]3＋,暗绿色：
[Cr(H2O)5Cl]2＋，亮绿色：[Cr(H2O)4Cl2]＋.根据它们与AgNO3反应时生成沉淀的物质的量之比为3∶2∶1，可知分别有3个氯离子、2个氯离子、1个氯离子在外界。
(2)[Cr(H2O)6]Cl3==== [Cr(H2O)6]3＋＋3Cl－;
[Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O==== [Cr(H2O)5Cl]2＋＋2Cl－＋H2O；[Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O==== [Cr(H2O)4Cl2]＋＋Cl－＋2H2O。 下图所示为血红
蛋白和肌红蛋白的活性
部分——血红素的结构
简式。血红素的结构简式 血红素中N原子的杂化方式为______，在右上图的方框内用“→”标出Fe2＋的配位键。
【思路点拨】 理解配位键的形成条件，一种原子提供孤电子对,一种原子存在空轨道.
【解析】 从血红素的结构简式看，N原子有两种成键方式，一种是形成四根键，其中一根是配位键，该N原子为sp3杂化。一种是形成三根键，N为sp2杂化。
【答案】 sp2、sp3
【规律方法】 根据原子的最外层电子数知,该原子可以形成共价键的数目，如N最外层为5个电子，所以它应该最多能形成三根共价键。若其与其他原子还存在化学键，则只能是配位键。 水能与多种过渡金属离子形成络合物,已知某红紫色络合物的组成为CoCl3·5NH3·H2O.其水溶液显弱酸性，加入强碱并加热至沸腾有氨放出，同时产生Co2O3沉淀；加AgNO3于该化合物溶液中，有AgCl沉淀生成，过滤后再加AgNO3溶液于滤液中无变化，但加热至沸腾有AgCl沉淀生成， 且其质量为第一次沉淀量的二分之一。则该配合物的化学式最可能为( )
A．[CoCl2(NH3)4]Cl·NH3·H2O
B．[Co(NH3)5(H2O)]Cl3
C．[CoCl2(NH3)3(H2O)]Cl·2NH3
D．[CoCl(NH3)5]Cl2·H2O
【思路点拨】 配合物的内外界的原子或离子性质不同。
【解析】 由“AgCl沉淀生成的质量为第一次沉淀量的二分之一”可知，有一个Cl在内界，有两个Cl在外界，很快得出答案为D
项。
【答案】 D
【规律方法】 外界的离子可以电离，参与化学反应。而内界的离子，不参与复分解反
应。由此可以判断出内外界的离子数目比。
课件8张PPT。专题优化总结专题5 物质结构的探索无止境一、量子力学理论的科学前沿知识
为量子力学的建立作出过重大贡献的英国科学家狄拉克首先提出了反粒子存在的预言，反粒子与普通粒子的区别仅在于质子和电子的电性颠倒。狄拉克诞辰100周年的2002年，人类合成了5万个反氢原子，成为
对狄拉克祭典的一份厚礼。反氢原子的组成为( )
A．由1个带负电荷的质子与一个带正电荷的电子构成
B．由1个带正电荷的质子与一个带负电荷的电子构成
C．由1个不带电荷的中子与一个带负电荷的电子构成
D．由1个带负电荷的质子与一个带负电荷的电子构成【解析】 反粒子与普通粒子的区别仅是粒子的电荷相反.氢原子的原子核内是反质子,原子核外是正电子。
【答案】 A二、物质结构与性质的关系
下列描述正确的是( )
A．2004年我国首创用CO2合成可降解塑料聚二氧化碳，使用该塑料仍然产生白色污染
B．超临界流体是介于气态和液态之间的一种状态，故超临界流体CO2 是合成的新物质C．澳大利亚开发出被称为第五形态的固体碳——“纳米泡沫”，其形似海绵，密度极小并有磁性。可以预见，这种新材料的化学性质与金刚石完全不同
D．由于氢键的影响，甲酸蒸气的密度在373 K时为1.335 g·L－1，在293 K时为2.5 g·L－1
【解析】 A项该塑料可降解，将不再产生白色污染；B项，只是物质存在的一种新状
态，而并不是新物质；C项，同素异形体的化学性质是相似的；D项，温度升高时，分子间氢键遭到破坏，缔结程度减小，所以密度减小。
【答案】 D
课件34张PPT。专题5 物质结构的探索无止境专题5 物质结构的探索无止境课程标准导航
1.认识研究物质结构与性能的关系对分子设计、合成新型材料的重要意义。
2.了解量子力学在物质转化、物质制备等研究领域中的指导作用。
3.了解研究生命现象的化学机理对促进人类健康的重要作用。
4.体会学习物质研究的方法有助于探索物质世界的奥秘。自主学习
一、研究物质的结构与性能的关系
分子微粒生理物理化学生物小光、电、磁生命运动大二、研究化学反应的量子力学理论
1.化学反应的意义：实现物质的________，_________人类生活和生产所需要的物质。
2.科学理论：精确有效而又普遍适用的化学反应的______________________。
转化制备量子力学理论环境污染高温、高压光合副产物能源三、研究生命现象的化学机理
1.探寻人类和生物的生命运动的__________,无疑是21世纪化学科学亟待解决的重大课题之一。
2.化学创立了研究物质结构的_____、_____和____________，初步揭示了物质的结构与性能之间的关系和规律，为设计具有各种特殊功能的新物质提供了有效的方法和手段。
化学机理理论方法实验手段自主体验
1.在环境污染已经成为当前中国发展中的一个重大问题。生产和生活中产生的某气体在近地面浓度稍大时是一种污染物，而在高空却对人类有保护作用，该气体是( )
A．NO B．O3
C．CO2 D．氟氯烃
解析: 选B。O3在低空浓度过大时会导致呼吸道疾病，但在高空有过滤紫外线的功能，降低人类患皮肤癌等疾病的风险，是有益的气体，B正确。
2.邮票收藏爱好者把信封上的邮票剪下来浸在水中，能除去邮票背面的粘合剂，这是利用了该粘合剂具有很强亲水性的性能。该粘合剂的成分可能是( )
解析：选B。根据题中该粘合剂具有很强亲水性的信息，可知该粘合剂中含有亲水的基团，B选项中的羟基(—OH)具有亲水性，因为羟基可以与水分子间形成氢键，C选项中的氯原子和D选项中的甲基都不具有亲水
性，所以正确答案为B。
3.“绿色化学”是当今社会提出的一个新概
念。在“绿色化学工艺”中，理想状态是反应原子全部转化为欲制得的产物，即原子利用率为100%。用甲烷合成乙酸乙酯，欲使原子利用率达到最高，还需要消耗的其他反应物有( )
A．CO B．CO2和H2O
C．H2O和O2 D．CH3OH和O2
解析：选A。乙酸乙酯的化学式为C4H8O2，用C4H8O2减去2分子CH4得C2O2，即2分子CO。
探究导引1 高分子纤维的强度比共价键的强度弱得多，我们能制得具有共价键强度的材料吗？
提示：能。我国科学家前不久成功合成了3 nm长的管状定向碳纳米管，长度居世界之
首。这种碳纤维具有强度高、刚度(抵抗变
形的能力)好、密度小(只有钢的1/4)、熔点
高、化学稳定性好等特点，因而被称为“超级纤维”。
探究导引2 太阳投射到地球上的能量是当前全世界所耗能量总数的一万倍。如果人类能利用0.1%的太阳能，就能满足当前全世界的能源需求。我们该如何利用太阳能？
提示：利用太阳能发电；利用太阳能电解水以制氢气；利用太阳能加热水来满足人们日常生活之用；利用太阳能生产更多的绿色食品等等。太阳能的有效利用主要依靠化学所研制的新型材料。要点归纳
1.物质的结构
物质的结构是决定物质性质的重要因素，包括构成物质的微粒及微粒之间的相互作用，分子的构型、手性等。物质结构的最基本规律是元素周期律、化学键理论、晶体结构、分子构型等知识。
2.物质的性质
物质的性质包括物质的物理性质和化学性
质、生物活性和生理活性等。
3.物质结构与性质的关系
化学研究的对象是物质及其变化，找出事物之间的客观规律，抓住事物变化的本质，就可以理解事物变化的原因。也就是说要抓住“物质结构决定物质性质，性质又能反映结构,物质的性质决定物质的用途”这一规律.掌握这些规律，我们就可以分析事物变化的原因。
4.研究物质结构与性能关系的意义
研究物质结构与性能的关系对解决分子设
计、合成新材料等都具有十分重要的意义。研究镧系元素的结构和性质的关系，可以寻找到功能奇特的光、电、磁等材料；研究影响生物大分子的生物活性和生理活性的结构因素，可以帮助人类认识生命运动的机理；研究材料的结构和性能的关系，可以得到强度大、密度小、稳定性好、耐腐蚀的合成材料……
即时应用
1.(2012·南京高二检测)导电聚合物是由某些聚合物(如聚乙炔)经化学或电化学掺杂后形成的，导电率从绝缘体延伸到导体范围的一类高分子材料。导电聚合物应属于( )
A．氧化物 B．气态氢化物
C．配合物 D．有机物
解析：选D。将乙炔加聚得到聚乙炔的反应方程式：
聚乙炔中存在单双键交替的长链，这样的长链型高聚物经掺杂其他物质后可成为导电塑料，从物质的分类来看，应属于有机物。
探究导引 你认为化学如何更好地服务于人类社会？化学还应该为人类社会的发展解决哪些问题？
提示：通过化学反应实现物质的转化，制备人类生活所需要的物质，是化学服务于人类的重要方式之一。为了更好地利用化学变化，化学家们需要回答下列问题：两个或多个分子之间能否发生化学反应？能否生成预期的分子？需要什么催化剂才能在温和的条件下进行反应？如何在理论指导下控制化学反应？如何预测化学反应的速率？如何确定化学反应的途径……这就要求化学家们建立有效而又普遍适用的化学反应的量子力学理论。
要点归纳
1.化学是研究化学变化的科学，化学理论和定律是化学的基础和根本。化学变化的本质是若干原子核和电子之间的电磁相互作用，这种相互作用的根本规律就是量子力学。2.随着化学反应的量子力学理论的建立和相关技术的进一步发展，人类将进入一个崭新的世界：合成氨不再需要高温、高压，光合作用不再是植物的专利，化工生产不再生成无实际用途的副产物，没有能源危机，也没有环境污染……
即时应用解析：选B。原子核外电子的排布尽先排布能量最低的轨道，当原子吸收能量后，电子从能量低的轨道跃迁到能量高的轨道；电子从能量高的轨道返回能量低的轨道时，将释放能量，释放能量时主要以光的形式表现。
A．它是制造飞机的理想材料
B．它的主要组成元素是碳
C．它的抗腐蚀能力强
D．碳纤维复合材料不易导电
【思路点拨】 纳米材料有其独特的性能，在各行业中表现出优异的性能。【解析】 一般飞机是用钢铁制造的，由于碳纤维的“强度高、刚度高、密度小”，它也可以作为制造飞机的理想材料；碳纤维复合材料的主要组成元素是碳，但由于合成的是纳米级材料，碳原子最外层有4个电子，也可以类似于石墨结构，存在着自由电子。
【答案】 D
【规律方法】 物质的性质是由结构所决定的，研究物质性质要紧抓结构进行突破。 有效成分为手性分子的药物为手性药物.下列有关手性药物的叙述正确的是
( )
A．通过化学反应生成手性药物时一定是等量地生成它们的手性异构体
B．存在少量手性催化剂时不可能只生成手性异构体中的一种
C．手性药物中两种手性异构体的医药作用几乎没有区别
D．手性异构体的医药作用可能完全不同
【思路点拨】 对手性药物的研究。
【解析】 互为手性异构体的两种物质的化学性质几乎相同，但生物性质可能会截然不同，一种异构体有治病疗效，另一种可能没有，甚至对人体有害。如果在没有手性催化剂的作用下，生成的手性药物大多数是两种手性异构体，但在手性催化剂作用下，可以主要生成一种异构体。
【答案】 D
【规律方法】 看似相似的物质，其性质可能不同，研究物质要深入物质的内部结构，揭开表象，探究真实。
