课件18张PPT。原子结构与性质知识归纳2019-2-27本章知识网络原子结构元素周期律电子层结构能层与能级电子云与原子轨道核外电子排布规律原子半径 电离能 电负性对角线规则各周期元素数目周期表中元素的分区电子排布式 原子实 外围电子排布能量最低原理泡利原理洪特规则构造原理基态与激发态本章知识网络元素的金属性与非金属性2019-2-27能层、能级、原子轨道之间的关系：2019-2-27构造原理关键点：一定要记住电子排入轨道的顺序，这是本章最重要的内容。从第四能层开始，该能层的ns与np能级之间插入了(n-1)层的d能级，第六能层开始还插入（n-2）f，其能量关系是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
核外电子排布的表示方法：2019-2-27①能量最低理
②泡利理：
③洪特规则：（1） 。
（2） 。
以上使得原子核外电子排布最外层不超过8个电子，次外层最多不超过18个电子等。
基态与激发态：核外电子排布规律2019-2-27四、核外电子排布规律 用轨道表示式表示出铁原子的核外电子排布↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑↑洪特规则泡利原理能量最低原理构造原理2019-2-27原子半径：
电离能：
第一电离能： 。
电离能反映了不同元素的原子失电子的难易， 同时也与元素的金属性密切相关。
每个周期的第一个元素第一电离能最 最后一个元素的第一电离能最 。
同族元素从上至下，元素的第一电离能逐渐 。原子半径 电离能 2019-2-27电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，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”电负性的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。
对角线规则：
元素周期表中各周期最多容纳的元素数目分别为：2、8、8、18、18、32、32、50电负性 对角线规则2019-2-27
除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级的符号。2019-2-27练 习1、以下能级符号不正确的是：
A 5s B 4d C 3f D 6p
2、下列各原子或离子的电子排布式正确的是
A F 1s22s22p7 B Na+ 1s22s22p6
C Fe D Al3+ 1s22s22p63s2
3、下列核外电子排布属于基态的是
A C 1s22s12p3 B C 1s22s22p2
C Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 D Mg 1s22s22p63s13p1
4、下列原子结构与洪特规则有关的是
A Cu原子的外围电子排布是 3d104s1而不是3d94s2。
B S 原子的价电子排布是 3s23p4而不是3s13p5。
C Fe 原子的外围电子排布是3d64s2 而不是3d8。
D N原子的最外层有3个未成对电子，且自旋方向相同。2019-2-275、氢原子的电子云图中小黑点表示的是
A １个小黑点表示１一个电子
Ｂ 黑点的多少表示电子个数的多少
Ｃ 表示电子运动的轨迹
Ｄ 表示电子在核外空间出现机会的多少
６、仔细研究构造原理，得出ns、np、(n-1)d、 (n-2)f 能级的高低顺序是： ，这与元素周期表中每个周期所容纳的元素个数有何关系？练 习2019-2-27电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。
核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多，半径越大。1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+微粒半径的比较判断的依据具体规律2019-2-27金属性强弱非金属性强弱①与水反应置换氢的难易
②最高价氧化物的水化物碱性强弱
③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应
⑤原电池反应中正负极①与H2化合的难易及氢化物的稳定性
②最高价氧化物的水化物酸性强弱
③单质的氧化性或离子的还原性
④互相置换反应判断依据元素的金属性与非金属性2019-2-27①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：LiCl>Br>I。
③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au规律：元素的金属性与非金属性2019-2-271、某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍,其质子数是最外层电子数的3倍,该元素基态原子的电子排布式 。
2、写出下列元素的电子排布式：
Al Cu
Fe K
写出下列元素的外围电子排布式：
Cl Ca
Zn Cr
3、试用有关理论解释Cu元素原子的外围电子排布是3d104s1而不是3d94s2，简述其理由。 练 习2019-2-272019-2-27比较:
(1)微粒半径:Mg2+,Na+,F-
(2)第一电离能:Na,Mg,K
(3)电负性:F,S,O
(4)热稳定性:HF,HCl,HBr,HI
(5)酸性:H2SO4,HClO4,H3PO4,H2CO32019-2-274、一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kj.mol-1)(1)为什么锂原子失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需能量?
(2)X元素的硫酸盐的化学式为 。
(3)Y是周期表中 族元素。2019-2-27课件14张PPT。原子结构电子云与原子轨道宏观、微观运动的不同宏观物体的运动特征：可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；
可以描画它们的运动轨迹。微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。
无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。
无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会的多少。核外电子运动的特征核外电子运动状态的描述电子云：描述核外电子运动特征的图象。
电子云中的小黑点：
并不是表示原子核外的一个电子,而是表示电子在此空间出现的机率。
电子云密度大的地方说明电子出现的机会多，而电子云密度小的地方说明电子出现的机会少。电子云(演示)S能级的原子轨道电子云轮廓图----原子轨道S能级的原子轨道是球形对称的. P能级的原子轨道是纺锤形的,每个P能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以P x,Py,PZ表示. P能级的原子轨道P能级的原子轨道 P能级的3个原子轨道P x,Py,PZ合在一起的情形. d能级的原子轨道有5个.d能级的原子轨道原子轨道与火车运行的轨道有何不同? 原子轨道是指一定能级上的电子,在核外空间运动的一个空间区域.火车的轨道则是火车运行的一个固定路线.问题讨论1、S、P、d能级分别有多少个轨道，每个轨道上最多能容纳几个电子？其自旋方向怎样？
2、举例说明洪特规则：科学研究阅读课文P12,讨论下列问题 S p d f能级分别有2、3、5、7个轨道，每个轨道最多能容纳的电子数为2个，且自旋方向相反。这就是泡利原理
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是首先单独占一个轨道（即分占不同的轨道），而且自旋方向相同。课堂练习 用轨道表示式表示出铁原子的核外电子排布↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑↑洪特规则泡利原理能量最低原理1、从元素周期表中查出铜的外围电子排布，它是否符合构造原理。
当一个能级上的电子填充达到全充满，半充满或全空时是一种稳定状态，使得体系的能量较低。这就是洪特规则的第二条。
2、钠的电子排布式可写成[Ne]3S1，试问：上式方括号中的符号是什么意思？思考与交流 通读本节《原子结构》课文，归纳本节知识内容，并自出自解一道题。
（以上两项均写在作业本上）作 业
老曾学做课件之
肇中版
2005-30
再 见 课件21张PPT。
原子结构原子结构第一课时 ——物质结构理论的发展史1、德膜克利特
2、道尔顿
3、门捷列夫
4、居里
5、汤姆逊6、卢瑟福
7、玻尔
8、查德威克
9、德布罗依
现代大爆炸宇宙学理论
下列科学家在物质结构方面，提出了怎样的观点？或有怎样的重要发现？能层、能级概念学与问挑战题1、 德膜克利特 （希腊）公元前500年，提出物质由原子组成返回主题2、 道尔顿（英国）1808年，提出：①一种元素是由完全相同的原子构成的；
②不同元素的原子互不相同；
③化合物的分子是这些原子化合而成的。原子是化学上的最小微粒。返回主题3、 门捷列夫（俄国）1869年，建立了根据原子量大小排列的周期表，揭示了原子结构与元素性质有关系返回主题4、 居里夫妇（法国）1898年，发现镭，发现原子可以分裂返回主题5、 汤姆逊
（英国）1897年，发现所有原子都含有带负电的粒子——电子。汤姆逊的原子模型象带正电的“蛋糕”里夹着许多带负电的“葡萄干”【阴极射线实验】演示返回主题6、 卢瑟福（英国）1907年，做了著名的α 粒子散射实验，表明正电荷在原子的中心，负电荷（电子）在正电荷周围运动，就象飞蛾在灯泡四周乱飞那样。原子的大部分是空空洞洞的空间。【卢瑟福的实验示意图】展示返回主题7、 玻尔（丹麦）1913年，提出原子中心的这个正电荷叫原子核，它几乎占去了原子的全部质量，但体积却很小，电子（其质量可忽略不计）象行星绕太阳公转那样围绕着原子核高速运转，是个“小太阳系”返回主题8、 查德威克
（英国）1932年，发现了原子核中有电中性的中子。返回主题9、 德布罗依
（法国）1924-1935年，提出：每一种运动着的粒子，象光一样，都有与它相联系的波动性。三年以后，戴维逊（美国）和汤姆生（英国）各自独立地解释了他们的电子衍射实验结果。【展示实验示意图】 返回主题返回主题现代大爆炸宇宙学理论认为：我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约2小时，诞生了大量的氢、少量的氦及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。名称序数n符号能 层能级最多电子数能层最多可容纳电子数一二三四五六七符号能层、能级的概念返回主题问题1问题2问题3问题4返回主题学与问原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数（n）之间存在什么关系？问题1每一个能层最多可容纳的电子数为2n2个返回主题不同的能层分别有多少个能级，与能层的序数（n）之间存在什么关系？问题2能级数等于该能层序数返回主题英文字母相同的不同能级中，所容纳的最多电子数是否相同？问题3相同返回主题原子核外电子的排布遵循哪些规律？问题4（1）每一个能层最多可容纳的电子数为2n2个（2）最外层电子数最多不超过8个，若K层为最外层，电子数最多不超过2个；（3）次外层电子数最多不超过18个。返回主题挑战题第五能层中所能容纳的最多电子数是多少？说出你推导的两种方法。第一，依据每一个能层最多可容纳的电子数为2n2个，当n=5， 2n2=50第二、第五能层中有5个能级—5s、5p、5d、5f、5g，最多电子数分别是2、6、10、14、18，所能容纳的最多电子数为50祝同学们2006年4月学习进步！
本节课到此结束，谢谢大家！课件26张PPT。第二课时第一节 原子结构四、能量最低原理、基态与激发态、光谱▲能量最低原理: 原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态 基态原子: 处于最低能量的原子 (稳定)电子放出能量↓↓电子吸收能量激发态原子:基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级,变为激发态原子(不稳定)
1、 当镁原子由1s22s22p63s2 →1s22s22p63p2时，以下说法正确
的是（ ）
A．镁原子由基态转化成激发态，这一过程中吸收能量
B．镁原子由激发态转化成基态，这一过程中释放能量
C．镁原子由基态转化成激发态，这一过程中释放能量
D．镁原子由激发态转化成基态，这一过程中吸收能量A课堂练习 前面提到的焰色反应是某些金属原子的电子在高温火焰中，接受了能量，使原子外层的电子从基态激跃迁到激发态；处于激发态的电子是十分不稳定的，在极短的时间内（约10－８s）便跃迁到基态或较低的能级上，并在跃迁过程中将能量以一定波长（颜色）的光释放出来。由于各种元素的能级是被限定的，因此在向基态跃迁时释放的能量也就不同。碱金属及碱土金属的能级差正好对应于可见光范围，于是我们就看到了各种色彩。 焰火呈现五颜六色的原因：光谱：按一定次序排列的彩色光带。用光谱仪测定氢气放电管发射的氢的发射光谱* 原子光谱光谱分析:
利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱锂、氦、汞的发射光谱 锂、氦、汞的吸收光谱 特征:暗背景,
亮线,
线状不连续特征:亮背景,
暗线,
线状不连续课堂练习2、关于光谱分析，下列说法错误的（ ）
A、光谱分析的依据是每种元素都有其独特的
特征谱线
B、光谱分析不能用连续光谱
C、光谱分析既可以用发射谱也可以用吸收光谱
D、分析月亮的光谱可得知月球的化学组成 D3、在太阳的光谱中有许多暗线，这表明（ ）
A、太阳内部含有这些暗线所对应的元素
B、太阳大气层中缺少这些暗线所对应的元素
C、太阳大气层中含有这些暗线所对应的元素
D、地球的大气层中含有这些暗线所对应的元素 课堂练习D 核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。
核外电子运动的特征 无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。
无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出
其在核外空间某处出现的机会的多少（概率）。1 . 电子云:电子在原子核外出现的概率分布图。1s电子在原子核外出现的概率分布图 核外电子运动状态的描述小黑点的疏密表示电子在核外空间单位体积内出现的机会的多少。 * 电子云只是形象地表示 电子出现在各点的概率高低,而实际上并不存在。小黑点不表示电子只表示电子在这里出现过一次* 电子轮廓图的制作过程:→概率为90%的电子轮廓图原子轨道S能级的原子轨道图* S能级的原子轨道是球形对称的.* 能层序数n越大,原子轨道半径越大P能级的原子轨道* P能级的原子轨道是纺锤形的,每个P能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以Px,Py,PZ表示. 1、每个原子轨道上最多能容纳____个电子，且自旋方向_______。科学研究CNO2、当电子排在同一能级时有什么规律？当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是___________________，而且自旋方向______。——洪特规则2不同——泡利原理首先单独占一个轨道相同原子的电子排布图铁原子的轨道表示式↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑↑洪特规则泡利原理能量最低原理4．下列有关说法正确的是 （ ）
A、通常用小黑点来表示电子的多少
B、小黑点密表示在该核外空间的电子数多
C、小黑点密表示在该核外空间的单位体积内电子出 现的概率大
D、通常用小黑点来表示绕核作高速圆周运动
C课堂练习5．下列有关原子轨道的叙述中不正确的（ ）
A、氢原子的3s轨道能量较3p能级低
B、锂原子的2s与5s 轨道皆为球形分布
C、p能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层序数的增加，p能级原子轨道也在增多
D、能层n＝4的原子轨道最多可容纳16个电子课堂练习CD6．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（ ）
A B C D
C课堂练习7、以下是表示铁原子的3种不同化学用语。 请你通过比较、归纳，分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。 结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数
及各能层上的电子数。
电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级
上的电子数。
轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子
分布情况，自旋方向。 知能达标：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。
了解核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
了解泡利原理和洪特规则，知道核外电子排布图遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。
完成【评估检测】的练习【课后作业】 谢谢指导课件22张PPT。第二节
原子结构与元素的性质一 、原子结构与元素周期表知识回顾元素周期表的结构 推测核电荷数为56的元素在周期表中第_____周期第_______族,下列关于它的性质的说法中正确的是
A、它可以从硫酸铜溶液中置换出铜单质
B、它可以从冷水中置换出氢气
C、钡可以从饱和食盐水中置换出金属钠
D、钾可以从氯化钡溶液中置换出金属钡六二主(B)原子结构表中位置元素性质原子序数= 核电荷数周期数= 电子层数主族序数=最外层电子数同位素－化学性质相同 相似性
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同主族递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）电子层数最外层电子数元素金属性、
非金属性强弱（主族）最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 最低负价原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质写出碱金属元素基态原子的电子排布3二1s22s1或[He]2s111三1s22s22p63s1或[Ne]3s119四1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s137五1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s155六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s1科学探究1.原子的电子排布与周期的划分(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布为______,每一周期的最后一种元素都是 ___________ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是__________. 碱金属ns1稀有气体ns2np6(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的______. 能层数(3)我们把“构造原理”中能量接近的原子轨道划分为一个“能级组”,下表是各周期所含元素种数与相应能级组的原子轨道关系2
8
8
18
18
32
未完2
8818
18
32
未满
可见各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和 由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。2.原子的电子排布与族的划分周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化,这些电子称为价电子,仔细观察周期表,看看每个族序数与价电子数是否相等？ 在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子数是相等的.
主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价 电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电 子数=价电子数 元素周期表里的元素可按不同的分类方法分为不同的区,你能把周期表裁剪成不同的区吗?3.按电子排布，可把周期表里的元素划分为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符号)仔细观察周期表,你能划分开吗?这些区分别有几个纵列？为什么s区、d 区和ds区都是金属？
3.原子的电子构型和元素的分区S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素。除H外，其余为活泼金属。p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即IIIA~VIIA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。 ds区元素:包括IB族和IIB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区元素:包含第IIIB族到VIII族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。小结:1、原子的电子排布与周期的划分(1)每一周期的第一种元素(除第一周期外)都是 ________,最外层电子排布为_______,每一周期的最后一种元素都是____________，这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是_______________
(2) 周期序数等于该周期中元素的______。 (3) 各周期所含元素的种数等于相应能级组中各轨道中最多容纳的电子数之和。
2、原子的电子排布与族的划分 主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的电子数=价电子数
3、原子的电子构型和元素的分区
1. 为什么副族元素又称为过渡元素？2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？3.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？思考题：课件22张PPT。《物质结构与性质》晶体结构与性质晶体的常识
水晶石观察·思考请同学们判断下列物质是晶体还是非晶体：思考什么是晶体？什么是非晶体？
晶体有什么特点和性质？
晶体和非晶体的本质区别是什么？一、晶体与非晶体概念
晶体：具有规则几何外形的固体
非晶体：没有规则几何外形的固体
分类3、晶体与非晶体的本质差异说明：
晶体自范性的本质：是晶体中粒子微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。
晶体自范性的条件之一：生长速率适当。天然水晶球里的玛瑙和水晶经不同途径得到的晶体学与问4、晶体形成的途径熔融态物质凝固。
气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。
溶质从溶液中析出。5、晶体的特性有规则的几何外形
有固定的熔沸点
各向异性（强度、导热性、光学性质等）
二、晶胞定义：晶体中重复出现的最基本的结构单元体心立方简单立方面心立方三种典型立方晶体结构晶胞中原子个数的计算体心：1面心：1/2顶点：1/8棱边：1/4立方晶胞体心：1面心：1/2棱边：1/4顶点：1/8小结：晶胞对质点的占有率 石墨晶体的层状结构，层内为平面正六边形结构（如图），试回答下列问题：
（1）图中平均每个正六边形占有C原子数为____个、占有的碳碳键数为____个。
碳原子数目与碳碳化学键数目之比为_______。
练习一：2：323学与问（P66）二氧化碳及其晶胞平行六面体无隙并置课件24张PPT。2 分子晶体和原子晶体http://www.viviasoft.com/polyhedra/convex/platonic/gb_11_3.3.3.3.3.xml 交流·讨论雪花、冰糖、食盐、水晶和电木（酚醛树脂）这些固体是否属于晶体？若不是晶体，请说明理由。
为什么不同的晶体，它们的物理性质各不相同？观察与思考： 下列两种晶体有什么共同点？碘晶体结构干冰晶体结构一、分子晶体概念
分子间以分子间作用力（范德华力，氢键）相结合的晶体叫分子晶体。
构成分子晶体的粒子是分子，粒子间的相互作用是分子间作用力。分子晶体有哪些物理特性，为什么？思考与交流一、分子晶体分子晶体的物理特性：
较低的熔点和沸点
较小的硬度
一般都是绝缘体，熔融状态也不导电。
原因：分子间作用力很弱一、分子晶体典型的分子晶体：
非金属氢化物：H2O，H2S，NH3，CH4，HX
酸：H2SO4，HNO3，H3PO4
部分非金属单质:X2，O2，H2， S8，P4， C60
部分非金属氧化物: CO2， SO2， NO2， P4O6， P4O10
大多数有机物：乙醇，冰醋酸，蔗糖一、分子晶体分子晶体结构特征
只有范德华力，无分子间氢键——分子密堆积
每个分子周围有12个紧邻的分子，如：C60、干冰 、I2、O2
有分子间氢键——不具有分子密堆积特征
如：HF 、冰、NH3 笼装化合物思考与交流CO2和SiO2的一些物理性质如下表所示，通过比较试判断SiO2晶体是否属于分子晶体。
碳元素和硅元素处于元素周期表中同一主族，为什么CO2晶体的熔、沸点很低，而SiO2晶体的熔沸点很高？180o109o28′SiO共价键二氧化硅晶体结构示意图109o28′共价键金刚石的晶体结构示意图二．原子晶体（共价晶体）概念：
相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体。
构成原子晶体的粒子是原子，原子间以较强的共价键相结合。金刚石观察·思考对比分子晶体和原子晶体的数据，原子晶体有何物理特性？原子晶体的物理特性在原子晶体中，由于原子间以较强的共价键相结合，而且形成空间立体网状结构，所以原子晶体的
熔点和沸点高
硬度大
一般不导电
且难溶于一些常见的溶剂常见的原子晶体某些非金属单质：
金刚石（C）、晶体硅(Si)、晶体硼（B）、晶体锗(Ge)等
某些非金属化合物：
碳化硅（SiC）晶体、氮化硼（BN）晶体
某些氧化物：
二氧化硅（ SiO２）晶体、Al2O3解释：结构相似的原子晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体熔点越高
金刚石＞硅＞锗交流与研讨1、怎样从原子结构角度理解金刚石、硅和锗的熔点和硬度依次下降？2、“具有共价键的晶体叫做原子晶体”。这种说法对吗？为什么？石墨晶体结构知识拓展－石墨石墨石墨为什么很软？
石墨为层状结构，各层之间是范德华力结合，容易滑动，所以石墨很软。
石墨的熔沸点为什么很高（高于金刚石）？
石墨各层均为平面网状结构，碳原子之间存在很强的共价键（大π键），故熔沸点很高。
石墨属于哪类晶体？为什么？
石墨为混合键型晶体讨论·总结分子晶体有什么特点？
哪些晶体是分子晶体？
原子晶体有什么特点？哪些晶体是原子晶体？
氢键对分子晶体的结构与性质有何影响？
总结对比原子晶体和分子晶体的差异。原子晶体和分子晶体的差异分子的密堆积（与每个分子距离最近的相同分子共有12个 ）氧（O2）的晶体结构碳60的晶胞分子的密堆积（与CO2分子距离最近的CO2分子共有12个 ）干冰的晶体结构图冰中１个水分子周围有４个水分子冰的结构氢键具有方向性分子的非密堆积课件31张PPT。离子晶体、分子晶体、原子晶体结构与性质关系的比较 构成晶体粒子分子原子分子间作用力共价键结构、性质较小较大较低很高固态和熔融状态都不导电不导电相似相溶难溶于常见溶剂复习提问金属晶体《物质结构与性质》第三章第三节金属样品 一、金属共同的物理性质容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。金属为什么具有这些共同性质呢?二、金属的结构组成粒子：
作用力：金属阳离子和自由电子
金属离子和自由电子之间的较强作用—— 金属键（电子气理论）金属晶体：通过金属键作用形成的单质晶体
金属 键强弱判断:阳离子所带电荷多、半径小－金属键强，熔沸点高。【讨论1】 金属为什么易导电？
在金属晶体中，存在着许多自由电子，这些自由电子的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下自由电子就会发生定向运动，因而形成电流，所以金属容易导电。水溶液或 熔融状态下晶体状态自由移动的离子自由电子比较离子晶体、金属晶体导电的区别：三、金属晶体的结构与金属性质的内在联系1、金属晶体结构与金属导电性的关系【讨论2】金属为什么易导热？ 自由电子在运动时经常与金属离子碰撞，引起两者能量的交换。当金属某部分受热时，那个区域里的自由电子能量增加，运动速度加快，通过碰撞，把能量传给金属离子。
金属容易导热，是由于自由电子运动时与金属离子碰撞把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。2、金属晶体结构与金属导热性的关系【讨论3】金属为什么具有较好的延展性？
? 原子晶体受外力作用时，原子间的位移必然导致共价键的断裂，因而难以锻压成型，无延展性。而金属晶体中由于金属离子与自由电子间的相互作用没有方向性，各原子层之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断裂。3、金属晶体结构与金属延展性的关系4、金属晶体结构具有金属光泽和颜色由于自由电子可吸收所有频率的光，然后很快释放出各种频率的光，因此绝大多数金属具有银白色或钢灰色光泽。而某些金属（如铜、金、铯、铅等）由于较易吸收某些频率的光而呈现较为特殊的颜色。
当金属成粉末状时，金属晶体的晶面取向杂乱、晶格排列不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以成黑色。四.金属晶体熔点变化规律1、金属晶体熔点变化较大，
与金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子之间的金属键的强弱有密切关系．熔点最低的金属：汞（常温时成液态）
熔点很高的金属：钨（3410℃）
铁的熔点：1535 ℃2、一般情况下，金属晶体熔点由金属键强弱决定：
金属阳离子半径越小，所带电荷越多，自由电子越多，
金属键越强，熔点就相应越高，硬度也越大。但金属性越弱
如：K Na Mg Al
Li Na K Rb Cs﹥﹥﹥﹥﹤﹤﹤资料金属之最熔点最低的金属是--------汞熔点最高的金属是--------钨密度最小的金属是--------锂密度最大的金属是--------锇硬度最小的金属是--------铯硬度最大的金属是--------铬最活泼的金属是----------铯最稳定的金属是----------金延性最好的金属是--------铂展性最好的金属是--------金小结：三种晶体类型与性质的比较金属晶体的形成是因为晶体中存在（ ） A.金属离子间的相互作用 B．金属原子间的相互作用 C.金属离子与自由电子间的相互作用 D.金属原子与自由电子间的相互作用
金属能导电的原因是（ ） A.金属晶体中金属阳离子与自由电子间的 相互作用较弱 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．金属晶体中的金属阳离子在外加电场作用下可发生定向移动 D．金属晶体在外加电场作用下可失去电子 练习CB下列叙述正确的是（ ） A.任何晶体中，若含有阳离子也一定含有阴离子 B．原子晶体中只含有共价键 C.离子晶体中只含有离子键，不含有共价键 D．分子晶体中只存在分子间作用力，不含有其他化学键
为什么碱金属单质的熔沸点从上到下逐渐降低，而卤素单质的熔沸点从上到下却升高？B练习石墨是层状结构的混合型晶体 金属原子在平面上有几种排列方式？金属晶体的原子堆积模型 （a）非密置层????（b）密置层两种排列方式的配位数分别是多少？哪种排列方式使一定体积内含有的原子数目最多？思考：金属原子在形成晶体时有几种堆积方式？
活动·探究：
将桌上的乒乓球在三维空间堆积起来，有几种不同的堆积方式？比较不同方式堆积时金属晶体的配位数、原子的空间利用率、晶胞的区别。简单立方堆积（Po）金属晶体的原子空间堆积模型1晶胞的形状是什么？含几个原子？简单立方堆积体心立方堆积（ IA，VB，VIB）金属晶体的原子空间堆积模型2金属晶体的堆积方式──钾型体心立方堆积 第二层对第一层来讲最紧密的堆积方式是将球对准
1，3，5 位。 ( 或对准 2，4，6 位，其情形是一样的 ) 关键是第三层，对第一、二层来说，第三层可以有两种最紧密的堆积方式。思考：密置层的堆积方式有哪些？ 下图是此种六方
紧密堆积的前视图A 第一种是将球对准第一层的球。 于是每两层形成一个周期，即 AB AB 堆积方式，形成六方紧密堆积。 配位数 12 。 ( 同层 6，上下层各 3 )六方密堆积（镁型）金属晶体的原子空间堆积模型3六方密堆积此种立方紧密堆积的前视图A 第四层再排 A，于是形成 ABC ABC 三层一个周期。 得到面心立方堆积。 配位数 12 。
( 同层 6， 上下层各 3 ) 面心立方 （铜型）金属晶体的原子空间堆积模型4面心立方 三、金属晶体的四种堆积模型对比阅读课文Ｐ79《资料卡片》，并填写下表简单立方钾型
（体心立方密堆积）镁型
（六方最密堆积）镁型
（六方最密堆积）金属晶体的四中堆积模型对比课件25张PPT。复习：三种晶体类型与性质的比较离 子 晶 体 《物质结构与性质》第三章第四节材料：思考：
为什么氯化钠的性质与干冰、金刚石的不同？2Na + Cl2 == 2NaCl 氯化钠的晶体结构 返回原处氯化钠的晶格扩展讨论仔细观察NaCl晶胞，计算一个晶胞实际拥有的Na+和Cl-各是多少个？NaCl的晶体结构模型离子晶体由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
成键粒子：阴、阳离子
相互作用力：离子键氯化铯的晶体结构 返回原处CsCl 的晶体结构模型CsCl的晶体结构示意图 返回原处科学探究：找出CsCl、NaCl两种离子晶体中阳离子和阴离子的配位数，它们是否相等？6688科学探究：你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？根据表3—5、表3—6分析影响离子晶体中离子配位数的因素。决定离子晶体结构的因素几何因素
晶体中正负离子的半径比
电荷因素
晶体中正负离子的电荷比
键性因素
离子键的纯粹因素二、晶格能定义：气态离子形成1摩离子晶体时释放的能量。
晶格能的大小与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比。
晶格能越大：
形成的离子晶体越稳定；（离子键越强）
熔点越高；
硬度越大。仔细阅读表3—8，分析晶格能的大小与离子晶体的熔点有什么关系？离子晶体的晶格能与哪些因素有关？总结离子晶体有什么特点？
无单个分子存在；NaCl不表示分子式。
熔沸点较高，硬度较大，难挥发难压缩。且随着离子电荷的增加，核间距离的缩短，晶格能增大，熔点升高。
一般易溶于水，而难溶于非极性溶剂。
固态不导电，水溶液或者熔融状态下能导电。
哪些物质属于离子晶体？
强碱、部分金属氧化物、部分盐类。三种晶体的熔点金刚石食 盐干 冰结束 返回原处晶体的硬度金刚石食 盐石 墨结束 返回原处CaF2的晶胞 返回原处NaCl晶体中阴、阳离子配位数 返回原处ZnS型离子晶体 返回原处氯化钠的晶体结构 返回原处某些离子晶体的晶格能 返回原处课件24张PPT。2019-2-27(1)晶体自范性的本质:是晶体中粒子微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象.
(2)晶体自范性的条件之一:生长速率适当.一、晶体与非晶体1.晶体与非晶体的区别2019-2-272.晶体形成的途径熔融态物质凝固.
气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华).
溶质从溶液中析出.3.晶体的特性有规则的几何外形
有固定的熔沸点
物理性质(强度、导热性、光学性质等）各向异性2019-2-27二.晶胞1.定义:晶体中重复出现的最基本的结构单元
三种典型立方晶体结构2019-2-27立方晶胞体心：1面心：1/2棱边：1/4顶点：1/8立方晶体中晶胞对质点的占有率晶胞体内的原子不与其他晶胞分享，完全属于该晶胞 2019-2-27 石墨晶体的层状结构，层内为平面正六边形结构（如图），试回答下列问题：
（1）图中平均每个正六边形占有C原子数为____个、占有的碳碳键数为____个。
碳原子数目与碳碳化学键数目之比为_______.
练习一：2:3232019-2-27三.四种晶体的比较2019-2-272019-2-27晶体熔沸点高低的判断 ⑴不同晶体类型的熔沸点比较 一般：原子晶体>离子晶体>分子晶体（有例外） ⑵同种晶体类型物质的熔沸点比较 ①离子晶体： 阴、阳离子电荷数越大，半径越小熔沸点越高 ②原子晶体： 原子半径越小→键长越短→键能越大熔沸点越高 ③分子晶体： 相对分子质量越大，分子的极性越大熔沸点越高 组成和结构相似的分子晶体 ④金属晶体： 金属阳离子电荷数越高，半径越小熔沸点越高 2019-2-27四、金属晶体的原子堆积模型原子在二维平面上的两种放置方式－非密置层和密置层非密置层
配位数为４密置层
配位数为６2019-2-27三维堆积－四种方式二、金属晶体的原子堆积模型简单立方堆积钾型体心立方由非密置层一层一层堆积而成2019-2-27Ａ
Ｂ
ＡＣ
Ｂ
Ａ镁型铜型金属晶体的两种最密堆积方式二、金属晶体的原子堆积模型2019-2-27三、金属晶体的四种堆积模型对比2019-2-27五.离子晶体NaCl和CsCl的晶胞2019-2-27 NaCl晶体每个Na+同时吸引6个Cl-每个Cl-同时吸引6个Na+2019-2-27 在氯化铯晶体中，每个Cl-(或Cs+)周围与之最接近且距离相等的Cs+(或Cl-)共有 ；这几个Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为 ；在每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有 ；这几个Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为 ；CsCl晶体8个立方体6 个正八面体2019-2-27(1)几何因素----正负离子的半径比(r+/r- )(2)电荷因素----正负离子的电荷比
CaF2 晶体中正离子配位数8,负离子配位数为 。
TiO2晶体中正离子的配位数为6，负离子的配位数为多少？(3)键性因素----离子键的纯粹程度1.离子晶体中离子的配位数的决定因素2019-2-272.晶格能1.晶格能:在标准状况下,气态正离子和气态负离子形成1mol离子晶体所释放的能量.2.影响晶格能的因素:
(1)与正负离子电荷成正比
(2)与核间距成反比(与半径成反比)
3.晶格能与离子晶体的物理性质:
晶格能越大,离子晶体越稳定,熔沸点越高、硬度越大.
2019-2-27 晶体中微粒的排列、个数及密度的计算 在氯化钠晶体中，每个Na+周围与之最接近且距离相等的Cl-共有 个；这几个Cl-在空间构成的几何构型为 。6正八面体2019-2-27每个CO2分子周围有多少个与之最近且等距离的CO2分子？距离为多少？（设晶胞边长为a）12个 2019-2-27 1987年2月，朱经武（Paul Chu）教授等发现钇钡铜氧化合物在90K温度下即具有超导性，若该化合物的结构如右图所示，则该化合物的化学式可能是（ ）
A. YBa2CuO7-X
B. YBa2Cu2O7-X
C. YBa2Cu3O7-X
D. YBa2Cu4O7-XCu 8×(1/8) + 8×(1/4) = 3 Ba 2Y 1C2019-2-27 金刚石和石墨最小的环为几元环？碳碳键的键角为多少？ Wg石墨中碳原子数为 ＿碳环数为 ＿ ；；碳碳单键数为＿ ＿ ；三者之比为＿ ＿。(W/12) ×1/2 × NA (W/12) × NA (W/12) ×3/2 × NA 2:1:3每个环上的碳为三个环共有，故每个环占有2个碳每个碳连有三个键，每个键为两个碳共有，故每个碳占有3/2个键2019-2-27白磷的键角为多少？Wg白磷中磷磷单键的数目为多少？60° (W/124) ×6 ×NA 2019-2-27晶体中Na+和Cl-间最小距离为a cm， 计算NaCl晶体的密度2019-2-27课件11张PPT。第 1节 共价键共价键模型知识回顾：
什么是共价键？
通常哪些元素之间可以形成共价键？
共价键是如何形成的？
试举例：用电子式来表示共价分子的形成过程？设疑：为什么稀有气体元素的分子都是单原子分子，而氢分子、氯分子是双原子分子，氢原子为什么会与氧原子按照2：1的原子个数比结合成稳定的水分子而不是其他比例 呢？
为什么原子之间能够通过共用电子对形成稳定的分子？
一、共价键
1.共价键的形成及本质
请同学们阅读课本P39~40，回答下面的问题。
⑴共价键的形成过程：
⑵共价键的概念
⑶共价键的本质
⑷共用电子对的表示方法
⑸电子式，结构式氮气的化学性质很不活拨，通常难与其他物质发生发生化学反应。请写出氮分子的电子式和结构式。
讨论分析氮分子中氮原子的原子轨道是如何重叠形成共价键的？2.σ键π 键共价键的分类：
根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，可将共价键分为两类： σ键 和π键。
σ键 π键的定义：
两种键的比较：
3.共价键的特征
⑴饱和性
⑵方向性
4.极性键和非极性键
根据形成共价键的原子所带电荷的状况，共价键可分为极性键和非极性键。二、键参数
1.键能
⑴键能的定义
⑵表示方法
⑶根据键能的大小比较键的稳定性
2.键长
⑴键长的定义
⑵根据键长的长短比较键的稳定性3.键角
⑴定义
⑵“代表化合物”分子化学键的夹角及其分子的空间构形。
巩固练习：1.请书写H2、Cl2、N2 、HCl、H2O、H2O2 、OH—、NH3 、HClO分子的电子式。2.用电子式表示HCl分子的形成过程。3.乙烯与乙炔分子与溴发生加成反应时，断裂哪种类型的键？为什么？4.只有在化合物中才能存在的化学键是（ ）
A.离子键B.共价键C.极性键D.非极性键A、C5.下列物质分子中无π键的是（ ）
A.N2 B.O2 C.Cl2 D.C2H4C6.H2S分子中两个共价键的夹角接近90。，
其原因是（ ）
A.共价键的饱和性 B. S原子电子排布
C.共价键的方向性 D. S原子中p轨道的形状CD课件17张PPT。【选修3《物质结构与性质》】第 二 章《分子结构与性质》第二节 分子的立体结构★价层电子对互斥模型(VSEPR模型)是一种可以用来预测分子立体结构的理论模型，总的原则是分子的中心原子上孤对电子对与成键电子对之间的排斥力最小（注意：分子中的双键、叁键等多重键要作为一对电子看待）。 这种理论把分子分为两类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，这种分子中，中心原子周围的原子数决定着分子的立体结构。 如HCN的空间结构为直线形；另一类是中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子)的分子，由于中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。所以H2O的空间结构为V形。结合上述信息完成课本P40的思考与交流除sp3杂化轨道外，还有sp杂化轨道和sp2杂化轨道。sp杂化轨道由1个s轨道和1个p轨道杂化而得；sp2杂化轨道由1个s轨道和2个p轨道杂化而得，如图所示。已知：杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤对电子中心原子孤对电子对数＋中心原子结合的原子数练习：在学习价层电子对互斥模型和杂化轨道理论的基础上描述化合物中每个化学键是怎样形成的？C原子发生SP杂化生成了两个SP轨道分别与两个O原子的一个P轨道形成两个σ键； C原子剩余的两个P轨道分别与两个O原子剩余的1个P轨道形成两个π键。2 ．H2OO原子发生SP3杂化生成了四个SP3杂化轨道，其中的两个分别与两个H原子的S轨道形成两个σ键； O原子剩余的两个SP3杂化轨道分别被两对孤对电子占据。天蓝色天蓝色天蓝色无色无色无色思考：前三种溶液呈天蓝色大概与什么物质有关？依据是什么？结论：上述实验中呈天蓝色的物质叫做四水合铜离子，可表示为[Cu(H2O) 4]2+。在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的化学键是由水分子中的O原子提供孤对电子对给予铜离子（铜离子提供空轨道），铜离子接受水分子的孤对电子形成的，这类“电子对给予—接受键”被称为配位键。★配位化合物，简称配合物，通常是由中心离子（或原子） 与配位体(某些分子或阴离子) 以配位键的形式结合而成的复杂离子或分子。例题一：下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 ( )
A．CO2与SO2 B．CH4与NH3
C．BeCl2与BF3 D．C2H2与C2H4B例题二：下列分子或离子中都存在着配位键的是 ( )
A．NH3、H2O B．NH4 + 、H3O+
C．N2、HClO D． [Cu(NH3) 4]2+ 、PCI3B 由于该离子的颜色极似血液，常被用于电影特技和魔术表演。例题三：对SO2与CO2说法正确的是( )
A．都是直线形结构
B．中心原子都采取sp杂化轨道
C． S原子和C原子上都没有孤对电子
D． SO2为V形结构， CO2为直线形结构
D例题四：下列各种说法中错误的是（ ）
A、形成配位键的条件是一方有空轨道一方有孤对电子。
B、配位键是一种特殊的共价键。
C、配位化合物中的配体可以是分子也可以是阴离子。
D、共价键的形成条件是成键原子必须有未成对电子。D例题五：写出下列分子的路易斯结构式(是用短线表示键合电子,小黑点表示未键合的价电子的结构式)并指出中心原子可能采用的杂化轨道类型，并预测分子的几何构型。 (1)PCI3 (2)BCl3 (3)CS2 (4) C12O 作业：1、整理学案。
2 、完成课后习题课件18张PPT。分子的立体结构
回顾:VSEPR模型
杂化轨道理论
配合物理论
习题1、写出下列分子中心原子的杂化轨道的类型、分子的立体结构、路易斯结构式。CO2、BF3、CH4、CIO2习题2、指出[Ag（NH3）2]OH的中心原子（离子）、配体、配位原子、配位数、及其电离离子方程式。
键的极性
原子间通过共用电子对所形成的相互作用。写出CI2、N2、HCI、的电子式。共价键：电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
极性分子与非极性分子
【理论探究1】分子极性成因探究 Cl2 HCl
在共价键中，若成键的两个原子间共用电子对不偏移，称为非极性键。
若两原子间共用电子对发生偏移，称为极性键。 每个分子中正、负电荷总量相等，整个分子是电中性的。但对每一种电荷量来说，都可设想一个集中点，称“电荷中心”。
极性分子与非极性分子
分子极性成因探究非极性分子：
极性分子：分子中正电荷中心和负电荷中心重合的分子
分子中正电荷中心和负电荷中心不重合的分子
+ -+ -±
分子极性的判断
【理论探究2】正负电中心确定δ+δ+δ- δ-H2O+ -若CH4 分子中一个H原子被Cl原子取代呢？CH4δ+δ+δ-δ-CO2
分子极性的判断
【理论探究3】根据空间结构判断 C2H2P4C60HCHONH3CH3OH判断下列分子的极性，并交流你的判断依据：见书
分子极性的判断
【理论探究4】根据分子式判断 完成P47[思考与交流],判断下列分子的极性，并交流你的判断依据：双原子分子的极性：单质分子的极性：非极性非极性非极性极性极性非极性非极性
分子极性的判断
【理论探究4】根据分子式判断直 线形 正三角形正四面体V形 直线形 四面体三角锥形多原子分子的极性：非极性非极性非极性极性极性极性极性
分子极性的判断
①以极性键形成的异核双原子分子，都是 分子。③以极性键结合成的多原子分子，可能是 ，也可能是 。若电荷分布均匀对称，则为 分子，如 ； 若电荷分布不对称，则为 分子，如 。②只含非极性键的分子，一定是 分子.自我总结：极性非极性极性分子非极性分子非极性极性④分子的极性是由分子中化学键的极性的 和。 向量 学会总结 创新提高 中心原子A的最外层电子全部成键
分子极性的判断
若A是主族元素，这条规律还可以怎样表述？C有个同学在研究CO2、BF3、CCl4、NH3、H2S等ABn型分子的极性时发现,CO2、BF3、CCl4是非极性分子，NH3、H2S是极性分子，由此他猜测ABn型分子是非极性分子的经验规律，你认为合理的是：
A.所有原子都在同一平面内
B.分子中不含氢原子
C.在ABn中A原子没有孤对电子
D.分子内A原子最外层为8电子结构阅读与思考范德华力及其对物质性质的影响1.气体在加压或降温时为什么会变成液体或固体？分子间存在作用力范德华力与相对分子质量有关，结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大Ar的相对分子质量大，但Ar为非极性分子，说明范德华力还与分子极性有关。2.观察表中数据，分析HI、HBr、HCl范德华力递变的可能原因3. Ar比CO范德华力还小的说明什么问题？4.你怎样解释卤素单质的熔沸点递变顺序？组成和结构相似的物质，其分子间作用力随分子量的增大而增大。小结范德华力及其对物质性质的影响 使分子聚集在一起的作用力。
（１）广泛存在于分子之间；
（２）只有分子充分接近时才能体现；
（３）范德华力作用很弱，约比化学键能小1-2数量级；
（４）由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质与范德华力大小相关。范德华力相对分子质量、分子的极性等 影响范德华力的因素：
自我提高
2.下列各组分子中，都属于含极性键的非极性分子是（ ）
A、CO2 H2S B、C2H4 CH4
C、Cl2 C2H4 D 、NH3 HClCB基础练习1.下列叙述正确的是
A.含有极性键的分子是极性分子
B.分子中一定含有共价键
C.只含有非极性键的分子一定是非极性分子
D.非极性分子中一定含有非极性键
自我提高
4.常温条件下三氯化氮（NCl3）是一种淡黄色液体，以下关于NCl3的说法中正确的是
A.分子中N-Cl键是非极性键
B.分子中不存在孤对电子
C.三氯化氮分子结构呈三角锥形
D. 三氯化氮分子是非极性分子DC巩固练习3. 下列物质中，既含有极性共价键，又含有非极性共价键的是
A、CCl4 B、CO2 C、NH4Cl D、C2H4
自我提高
巩固练习 5.练习：完成下表：S=C=SH-S-H直线形V 形平面三角形非极性极性极性极性H-O-ClV 形
分子极性的判断
直线形平面三角形正四面体V 形三角锥形直线形BF3CO2H2ONH3CH4HCl 创新提高ABn型分子n值与分子构型和极性的关系极性非极性极性非极性极性非极性课件25张PPT。3 分子的性质一、键的极性和分子的极性极性键与非极性键
（1）何谓共价键？
（2）何谓电负性？
（3）分别以H2、HCl为例，探究电负性对共价键有何影响？
练习与巩固1．含有非极性键的离子化合物是?? (???? )
A.?NaOH B?.Na2O2?
C.NaCl D?.NH4Cl
2．下列元素间形成的共价键中，极性最强的是? (???? )
A.F―F B.H―F
C.H―Cl D.H―O极性分子与非极性分子
（1）由非极性键构成的分子，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？
（2）以HCl和CH4为例，分析：由极性键形成的分子，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？
（3）常见的极性分子和非极性分子有哪些？如何简单判断？思考与交流用价层电子对互斥模型画出分子的立体结构模型总结完成下表总结：键的极性与分子极性的关系 A、都是由非极性键构成的分子一定是非极 性分子。
B、极性键结合形成的双原子分子一定为极 性分子。
C、极性键结合形成的多原子分子，可能为 非极性分子，也可能为极性分子。
D、多原子分子的极性，应有键的极性和分子的空间构型共同来决定。
二、范德华力及其对物质性质的影响（1）气体在加压或降温是为什么会变为液体、固体？
（2）仔细观察书中表2-4，结合分子结构的特点和数据，能得出什么结论？
（3）怎样解释卤素单质从F2-I2熔、沸点越来越高？对范德华力的理解①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。
②分子间作用力只存在于由分子构成的物质之间，离子化合物、圆子化合物、金属之间不存在范德华力。
③分子间作用力范围很小，即分子充分接近时才有相互间的作用力。
④分子的大小、分子的极性对范德华力有显著影响。结构相似的分子，相对分子质量越大范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。拓展与应用为什么常温下Cl2为气态，而Br2为液态，I2为固态？
已知在常温常压下，氧气在水中的溶解度比氮气大，试推测其原因？三、氢键及其对物质性质的影响氢键的本质
氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H原子还能够跟另外一个电负性大的原子Y之间产生静电引力的作用，成为氢键，表示为：X-H…Y（X、Y为N、O、F）。
氢键的特征
氢键既有方向性（X-H…Y尽可能在同一条直线上），又有饱和性（X-H只能和一个Y原子结合）。
氢键的大小，介于化学键与范德华力之间，不属于化学键。但也有键长、键能。氢键的存在
氢键可分为分子间氢键和分子内氢键两大类。
一个分子中的X-H与另一个分子的Y结合而成的氢键成为分子间氢键。如：水分子之间、甲酸分子之间，以及氨分子与水分子之间等。一般成直线型。
在某些分子里，如：邻羟基苯甲醛分子中，O-H与相邻的醛基中的O形成的氢键在分子内部，故称分子内氢键。不能在一条直线上。氢键的形成对化合物性质的影响（1）对沸点和熔点的影响
分子间氢键使物质熔、沸点升高。而分子内氢键使物质的沸点和熔点降低。
（2）对溶解度的影响
极性溶剂里，溶质分子与溶剂分子间的氢键使溶质溶解度增大，而当溶质分子形成分子间氢键使恰好相反。 应用与拓展为什么NH3极易溶于水？
冰的硬度比一般固体共价化合物大，为什么？
课后习题5？
1．准备两个烧杯，分别在两个烧杯中注入水和四氯化碳。 2．分别在两个烧杯中加入少量的蔗糖，轻轻地用玻棒搅拌，观察这两个培养皿中的蔗糖，有何变化。
3．同样地，在另外两个烧杯中注入水和四氯化碳。分别加入少量的碘，轻轻地用玻棒搅拌，观察这两个烧杯中的碘有何变化。 四、溶解性探究实验：现象？结论？相似相溶原理 “凡是分子结构相似的物质，都是易于互相溶解的。”这是从大量事实总结出来的一条规律，叫做相似相溶原理。由于分子的极性是否相似对溶解性影响很大，所以，相似相溶原理又可以理解为“极性分子易溶于极性溶剂中，非极性分子易溶于非极性溶剂中。”例如：CCl4是非极性分子，作为溶剂它就是非极性溶剂；而H20是极性分子，所以它是极性溶剂。Br2、I2等都是非极性分子，所以易溶于CCl4、苯等非极性溶剂，而在水这一极性溶剂中溶解度就很小。相反，盐类(NaCl等)这些离子化合物可看做是极性最强的，它们就易溶于水而不溶于CCl4、苯等非极性溶剂。HCl、H2S04是强极性分手，易溶于水而难溶于CCl4。利用相似相溶原理，有助于我们判断物质在不同溶剂中的溶解性。 结论：影响溶解度的因素（1）内因：相似相溶原理
（2）外因：影响固体溶解度的主要因素是温度；影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。
（3）其他因素：
A）如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键越强，溶解性越好。如：NH3。
B）溶质与水发生反应时可增大其溶解度，如：SO2。思考与交流五、手性观察一下两组图片，有何特征？一对分子，组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间无论如何旋转不能重叠，这对分子互称手性异构体。有手性异构体的分子称为手性分子。中心原子成为手性原子。例如:乳酸分子CH3CHOHCOOH有以下两种异构体： ??? 六、无机含氧酸分子的酸性 把含氧酸的化学式写成（HO）m ROn，
就能根据n值判断常见含氧酸的强弱。
n＝0，极弱酸，如硼酸（H3BO3）。
n＝1，弱酸，如亚硫酸（H2SO3）。
n＝2，强酸，如硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）。
n＝3，极强酸，如高氯酸（HClO4）。无机含氧酸强度的变化本质 含氧酸的强度取决于中心原子的电负性、原子半径、氧化数。
当中心原子的电负性大、原子半径小、氧化数高时，使O-H键减弱，酸性增强。H2SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 HClO HClO3 HClO4HClO HBrO HIO练习：比较下列含氧酸酸性的强弱 同周期的含氧酸，自左至右，随中心原子原子序数增大 ，酸性增强。 同一族的含氧酸，自上而下，随中心原子原子序数增大 ，酸性减弱。 同一元素不同价态的含氧酸酸性高价强于低价 。无机含氧酸强度的变化规律无氧酸的酸性强弱变化规律 若用通式R-H表示无氧酸，则其酸性的强弱主要取决于R的电负性。
如果R原子电负性大，对氢原子的束缚力强，则其酸性弱。
如果R原子的电负性小，对氢原子的束缚力弱，则其酸性就强。练习：比较下列物质的酸性强弱，有何结论？
（1）CH4、NH3、H2O、HF
（2）HF、HCl、HBr、HI
课件23张PPT。第二章 分子结构与性质主要知识点复习 1.σ键成键方式 “头碰头”一、共价键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。二、键参数 1.键能
气态基态原子形成1mol共价键释放的最低能量
(或拆开1mol共价键所吸收的能量)，例如H-H键的键能为436.0kJ.mol-1，键能可作为衡量化学键牢固程度的键参数。2.键长
形成共价键的两个原子之间的核间的平衡距离。
键能与键长的关系:一般来说,键长越短,键能越大,分子越稳定.3.键角
分子中两个相邻共价键之间的夹角称键角。键角决定分子的立体结构和分子的极性.三、等电子原理 1.原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似化学键特征，许多性质是相似的。此原理称为等电子原理2.等电子体的判断和利用
判断方法：原子总数相同，价电子总数相同的 分子为 等电子体
运用：利用等电子体的性质相似，空间构型相 同，可运用来预测分子空间的构型和性质四、价层电子对互斥模型（VSEPR）基本要点
ABn型分子（离子）中中心原子A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数（n），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。平面三角形
1200正四面体
109.50直线
1800价电子对空
间
构
型432nCH4:(sp3杂化)五、杂化轨道理论SP2杂化SP杂化 2.杂化轨道的应用范围:
杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。 判断下列分子或离子中,中心原子的杂化轨道类型
NH4+、NH3、H2O 、CH2O 、SO2 BeCl2、CO2 一般方法：
1、看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，用去了2个P轨道，形成的是SP杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是SP2杂化；如果全部是单键，则形成的是SP3杂化。
2、没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤对电子占据1个杂化轨道。由金属原子与中性分子或者阴离子以配位键结合形成的复杂化合物叫做配合物，其中:金属原子是中心原子，中性分子或者阴离子(如H2O、NH3、Cl-)叫做配体。六、配位化合物理论同种原子 相同 不偏向任何
一个原子 不显电性
A：A 非极性键 不同种原子 不同 偏向吸引电子能力强的原子一方 显电性
A：B 极性键 七、非极性键和极性键 电荷分布均匀对称的分子 不偏移或对称分布 对称 对称 H2、Cl2
CO2、CS2 电荷分布不均匀
不对称的分子 偏移或
不对称分布 不对称 不对称 HCl、H2O
NH3 八、极性分子和非极性分子 方法小结1.全部由非极性键构成的分子一定是非极性分子。
2.由极性键构成的双原子分子一定是极性分子。
3.在含有极性键的多原子分子中，如果结构对称则键的极性得到抵消，其分子为非极性分子。
如果分子结构不对称，则键的极性不能完全抵消，其分子为极性分子。
经验规律:在ABn型分子中，当A 的化合价数值等于其族序数时，该分子为非极性分子. 分子极性的判断分子间作用力对物质的熔沸点，溶解性等性质有着直接的影响 九、范德华力及氢键对物质性质的影响 分子间作用力氢键范德华力分子间氢键分子内氢键相对分子质量分子极性分子中与电负性极大的元素（一般指氧、氮、氟）相结合的氢原子和另一个分子中电负性极大的原子间产生的作用力。常用X—H…Y表示，式中的虚线表示氢键。X、Y代表F、O、N等电负性大、原子半径较小的原子。2. 氢键形成的条件（1）分子中必须有一个与电负性极大的元素原子形成强极性键的氢原子；（2）分子中必须有带孤电子对、电负性大、 而且原子半径小的原子。实际上只有F、O、N等原子与H原子结合的物质，才能形成较强的氢键。3. 氢键对化合物性质的影响分子间形成氢键时，可使化合物的熔、沸点显著升高。在极性溶剂中，若溶质分子和溶剂分子间能形成氢键，则可使溶解度增大。分子内氢键的形成，使分子具有环状闭合的结构。一般会使物质的熔沸点下降,在极性溶剂中的溶解度降低十、溶解性（一）相似相溶原理 1.极性溶剂（如水）易溶解极性物质
2.非极性溶剂（如苯、汽油、四氯化碳、酒精等）能溶解非极性物质（Br2、I2等）
3.含有相同官能团的物质互溶，如水中含羟基（-OH）能溶解含有羟基的醇、酚、羧酸。十一、手性十一、无机含氧酸的酸性