人教版高中化学必修二-第一章 物质结构元素周期律复习 课件（143张ppt）

(共143张PPT)
第一章
物质结构
元素周期律
第一节
元素周期表
N
He
Li
Be
B
C
H
O
F
Ne
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
1-18号元素的排布
元素周期表的结构
周期序数
＝
电子层数
(1)横行——
周期（7个）
周期
长周期
第一周期：
第二周期：
第三周期：
第四周期：
第五周期：
第六周期：
第七周期(预测32种元素，含锕系15种元素)
短周期
2种元素
8种元素
8种元素
18种元素
18种元素
32种元素（含镧系15种元素）
每周期可容纳的元素种类
周期
1
2
3
4
5
6
7
元素种数
2
8
8
18
18
32
32
稀有气体原子序数
2
10
18
36
54
86
（118）
③锕89Ac
–
铹103Lr
共15
种元素称锕系元素,
位于第7周期.
②镧57La
–
镥71Lu
共15
种元素称镧系元素,
位于第6周期.
注意:
①除第1、7周期外,每个周期都是从碱金属元
素开始,逐渐过渡到卤素,最后以稀有气体元素结束.
④超铀元素:
92号元素铀以后的元素
族
主族
(A)
副族
(B)
ⅠA
,
ⅡA
,
ⅢA
,
ⅣA
,ⅤA
,
ⅥA
,
ⅦA
第VIII
族：
稀有气体元素
零族：
共七个主族
ⅢB
,
ⅣB
,ⅤB
,
ⅥB
,
ⅦB
,
ⅠB
,
ⅡB
共七个副族
第八、九、十纵行，位于Ⅶ
B
与ⅠB中间
(2)纵行（
个）—
族（16个）
18
主族族序数＝最外层电子数
第VIII
族
注意
小结
7横，18纵；
1.元素周期表的结构：
三短三长一不全；
七主七副一八零。
2.原子结构与表中位置的关系：
①周期序数＝电子层数
②主族序数＝最外层电子数
练习
已知某主族元素的原子结构示意图,判断其在周期表中的位置
第3周期ⅦA族
第4周期ⅠA族
原子的构成
1、元素：
2、原子的构成:
具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。
原子
原子核
核外电子
质子
每个质子带1个单位正电荷
中子
不带电
每个电子带1个单位负电荷
X
A
Z
——元素符号
质量数———
质子数———
原子组成符号及含义
2、原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数，
因此，原子
呈电中性
阴离子：核外电子数=质子数+电荷数
阳离子：核外电子数=质子数-电荷数
3、粒子间的关系
1、质量数：忽略电子的质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来所得的数值叫做质量数。
质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
常见的10e-的粒子
分子
离子
单核10e-
Ne
Al3+、Mg2+、Na+、F-、O2-、N3-
双核10e-
HF
OH-
三核10e-
H2O
NH2-
四核10e-
NH3
H3O+
五核10e-
CH4
NH4+
2、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。H:
H氕
D氘
T氚这三种中子数不同的原子分别是氢元素的3种核素
3、同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称
为同位素。
即同一元素的不同核素之间互称为同位素，同位素指一种关系
U:
92U
92U
92U
H:
1H
1H
1H
C:
6C
6C
6C
O:
8O
8O
8O
Cl:
17Cl
17Cl
1
2
3
12
13
14
16
17
18
35
37
234
235
238
1、元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称
元素、核素、同位素
4.同素异形体：指同种元素，性质却不相同的单质。同素异形体之间的性质差异主要表现在物理性质上，化学性质上也有着活性的差异。
例如：金刚石、石墨、富勒烯、碳纳米管、石墨烯；
白磷和红磷；
氧气、臭氧；
35Cl2和37Cl2是不是同素异形体？
课堂练习
1.重水(D2O)是重要的核工业原料，下列说法错误的是
A．氘(D)原子核外有1个电子
B．1H与D互称同位素
C．H2O与D2O互称同素异形体
D．1H218O与D216O的相对分子质量相同
C
2.下列叙述错误的是（　　）
A．13C和14C属于同一种元素，它们互为同位素
B．1H和2H是不同的核素，它们的质子数相等
C．14C和14N的质量数相等，它们的中子数不等
D．6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等
D
5、注意事项：
①
元素的种类由质子数决定，与中子数、核外电子数无关；
②
核素种类由质子数和中子数共同决定，与核外电子数无关；
④
同一元素的各种核素虽然中子数（质量数）不同，但它们的化学性质基本相同。
③
元素和核素只能论种类，不能论个数；而原子既论种类，又能论个数；
练习：
a
b
+
d
X
c+
-
-
a
b
c
d各代表什么？
a——代表质量数；
b——代表核电荷数；
c——代表离子的电荷数；
d——代表化合价
几种相对原子质量
1.原子质量
某元素某种核素的一个原子的真实质量，也叫绝对质量。如一个16O质量2.657
10-26kg，一个12C的质量是1.993
10^-27kg。
2.核素的相对原子质量
Ar=一个核素原子质量/（一个12C原子质量的1/12）
3.核素的近似相对原子质量
核素的近似相对原子质量就是该原子的质量数（将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来所得的数值叫做质量数）。如16O的近似相对原子质量为16
4.元素的相对原子质量
核素的相对原子质量
它们在自然界中所占的原子个数比之和计算。公式
=A
a%+B
b%+C
c%+……
其中A、B、C代表各核素的相对原子质量，a%、b%、c%代表各核素的丰度或原子个数百分比；
是元素的（精确）相对原子质量
5.元素的近似相对原子质量
上式中A、B、C……用各核素的质量数代替即得到元素的近似相对原子质量
Attention
①区别元素、核素的相对原子质量和质量数。
可以理解为元素的相对原子质量是几种核素的平均值
②a%、b%、c%代表各核素的丰度或原子个数百分比，不是质量分数，
③几种相对原子质量比较
核素
35Cl
37Cl
质量数
35
37
核素的相对原子质量
34.699
36.966
原子百分数
75.77%
24.23%
氯元素的相对原子质量
34.699x75.77%+36.966x24.23%=35.45
氯元素的近似相对原子质量
35x75.77%+37x24.23%=35.5
课堂练习
1.铜有两种天然的同位素63Cu和65Cu，已知铜元素的近似相对原子质量是63.5，则63Cu的原子个数百分比（
）
A.75%
B.25%
C.50%
D.45%
提醒：求原子个数百分比
A
2.元素X有质量数为79和81的两种同位素，现测得X元素的相对原子质量为79.9，则同位素
81
X在X元素中的质量分数是（　　）
A.54.4%
B．45.6%
C．55%
D．45%
再提醒：求质量分数
B
归纳总结
①元素周期表结构：周期（七个周期）、族（16各族）、18纵行
②原子的构成：质量数、原子组成、粒子间关系
③元素、核素、同位素比较（同种元素的各核素化学性质相似，物理性质有区别）
④几种相对原子质量：核素相对原子质量、核素近似相对原子质量、元素相对原子质量、元素近似相对原子质量
1.核外电子的分层排布
通常，能量较低的电子在离核较近的区域运动，而能量高离核远。
核外电子运动的不同的电子层，用符号n表示，从内到外依次n=1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q表示
电子层
1
2
3
4
5
6
7
……
符号
K
L
M
N
O
P
Q
……
电子能量
低
→
高
离核距离
近
→
远
容纳电子
少
→
多
2.核外电子分层排布的一般规律
（1）核外电子一般排布从能量低到能量高。当K层排满后，再排L层，L层满排M层，以此类推。
（2）每个电子层最多容纳的电子数最多为2n2（（3）最外层容纳的电子最多为8个，K层对多容纳2个；次外层最多容纳18个e-；倒数第三层最多容纳32个e-
以上三条规律是相互联系，相互制约的，不能孤立理解。
3.原子结构示意图
原子结构示意图是核外电子排布规律的具体表现形式
1.元素的核外电子排布
原子序数
电子层数
最外层电子数
原子半径
最高正价和最低负价变化
1-2
1
由1个→2个
----
3-9
2
由1个→8个
大→小
11-18
3
由1个→8个
大→小
2.元素周期律
结论：同一周期（电子层相同），随着原子序数增大，元素原子最外层电子周期性变化（1→8），原子半径（由大→小），元素化合价周期性变化（正价：+1→+7，负价-4→-1）。
元素周期律是由元素原子核外电子排布周期性变化的结果。
粒子半径的比较
（1）原子半径大小的比较
主要取决核外电子层and原子核对核外电子的作用（吸引）
①电子层数相同（同周期）：一般，从左到右，逐渐减小（稀有气体除外）。
②最外层电子数相同（同主族），从上到下，逐渐增大。
（2）离子半径大小的比较
①具有相同电子层结构的离子半径大小的比较
电子层数相同，随着核电荷数的增加，半径逐渐减小。
②同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大
金属性：元素的原子失去电子的倾向；
非金属性：元素的原子得电子的能力；
1.金属性强弱比较
（1）根据在元素周期表中的位置
同周期元素，从左至右，金属性减弱
同主族元素，从上至下，金属性增强
（2）由实验结果
①与水or酸反应置换H2的难易，越易金属性越强
②最高价氧化物对应水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强
③金属活动顺序表，排前面的金属活动性越较强
④与同一非金属单质反应的难易程度
2.非金属性强弱比较
（1）根据在元素周期表中的位置
同周期元素，从左至右，非金属性增强
同主族元素，从上至下，非金属性减弱
（2）由实验结果
①与氢气化合的难易及气态氢化物稳定性，越易化合非金属性越强，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②最高价氧化物对应水化物酸性强弱，酸性越强，非金属性越强
③与同一金属单质反应的难易，盐溶液中单质之间的置换反应
④气态氢化物的还原性越强，非金属性越弱
半径逐渐增大、金属性逐渐增强
0
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
Po
At
半径逐渐减小、非金属性逐渐增强
提醒
金属性和非金属性指的对象是元素，还原性和氧化性指的对象是物质。
课堂练习
（典型例题）1.以下递变性质规律正确的是（
）
A.O、S、Na的原子半径依次增大
B.LiOH、KOH、CsOH碱性依次减弱
C.H2CO3的酸性比H3BO3的酸性强
D.Cl-、Br-、I-的还原性依次减弱
E.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强
F.HCl、HBr、HI的还原性依次增强
ACF
（还是典例）2.X、Y是元素周期表VIIA族中的两种元素，下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（
）
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
C
3.同周期、同主族元素性质递变规律（非常重要）
性质
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层结构
电子层数不变
最外层电子数1→8
电子层数增多
最外层电子数不变
金属性（失电子能力）
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性（得电子能力）
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
最高正价+1→+7
负价-4→-1
最高正价=族序数=最外层电子数（O、F除外）
最高价氧化物对应的水化物
酸性逐渐增加
碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱
碱性逐渐增强
气态氢化物稳定性
增强
减弱
碱金属元素
元素金属性强弱判断依据：
1、与水或酸反应置换H2的难易。
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。
元素金属性强弱判断依据：
3、根据金属活动顺序表。
4、与同一非金属单质反应难易
例：氧化性　Al3+﹥Mg2+﹥Na+
，则元素金属性顺序为：
　　　　　
Na﹥Mg﹥Al
碱金属元素单质：
Rb
（2）递变性
①碱金属元素从上到下（Li
、Na、K、Rb、Cs），随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐　　　，原子核对　　　
　　　　的引力逐渐减弱，原子失电子的能力逐渐　　　　　。　
增多
最外层电子
增强
　元素的金属性逐渐　　　，与水和氧气的反应越来越　　　，生成的氧化物越来越　　　。最高价氧化物对应水化物的碱性越来越　　。
增强
剧烈
复杂
强
①与O2的反应越来越剧烈
更为复杂
K2O、K2O2、KO2
Li2O
更为复杂
Na2O、Na2O2
Cs
K
Li
Rb
Na
反应程度
与O2反应
单质
越来越剧烈
②与H2O反应越来越剧烈，如Rb、Cs与H2O反应甚至爆炸。
③对应的离子氧化性依次减弱，即Li+＞Na+＞K+＞Rb+＞Cs+
碱金属的物理性质
有何相似性和递变性？
碱金属的物理性质的比较
相
似
点
递变性
颜色
硬度
密度
熔沸点
导电导热性
密度变化
熔沸点变化
Li
Na
K
Rb
Cs
均为银白色（Cs略带金色）
柔软
较小
较低
强
逐渐增大（K特殊）
单质的熔沸点逐渐降低
1.锂电池是一种高能电池。
锂有机化学中重要的催化剂。
锂制造氢弹不可缺少的材料。
锂是优质的高能燃料（已经
用于宇宙飞船、人造卫星和
超声速飞机）。
3．铷铯主要用于制备光电管、真空管。铯原子钟是目前最准确的计时仪器。
2．钾的化合物最大用途是做钾肥。硝酸钾还用于做火药。
碱金属元素的用途：
金
属
性
逐
渐
增
强
【课堂小结】
卤族元素
卤素包含F、Cl、Br、I、At
5种元素，卤素及其化合物有明显的相似性和递变性，又各有一些特性（At是放射性元素，不予讨论）
1.与金属反应
F2
、
Cl2、
Br2
的氧化性强，能把可变化合价的金属氧化成高价的金属卤化物，I2
的氧化能力最弱，跟铁反应只夺取铁的2个电子，生成FeI2。
卤素单质化学反应
名称
反应条件
方程式
氢化物稳定性
共性
均是无色气体，易溶于水，在空气中呈白雾
F2
冷暗处爆炸
H2+F2====2HF
HF很稳定
Cl2
光照或点燃
H2+Cl2====2HCl
HCl稳定
Br2
高温
H2+Br2====2HBr
HBr较不稳定
I2
高温、持续加热
H2+I2====2HI
HI
很不稳定
缓慢进行
2.卤素与氢气反应及卤化物稳定性重点
（1）卤素单质与H2化合的难易：F2
>Cl2>
Br2>
I
2
(2)卤化氢的稳定性：HF
>
HCl
>
HBr
>
HI
(3)卤化氢的还原性：HF
<
HCl
<
HBr
<
HI
(4)卤化氢水溶液酸性：HF
<
HCl
<
HBr
<
HI
（5）在Br2、I2与H2化合的同时，HBr、HI也能发生分解；
Br2＋
H2O=====HBr＋HBrO
反应越来越难以发生
2F2＋2H2O=====4HF＋O2
（特例）
Cl2
＋H2O=====HCl＋HClO
3.卤素单质与水反应
通式：X2
＋
H2O=====HX＋HXO（X=Cl、Br、I）
I2
＋H2O=====HI＋HIO
4.卤素间的相互置换
(1)
Cl2＋
2Br－
=====
2Cl－＋Br2
(2)
Cl2＋
2I－
=====
2Cl－＋I2
(3)
Br2+
２I－
=====
２Br－＋I2
思考：根据上述实验，排出Cl2、Br2、I2的氧化性强弱顺序及Ｃｌ－、Ｂｒ－、Ｉ－的还原性强弱顺序
结论：
氧化性：Cl2＞Br2＞I2
还原性：Ｉ－＞Ｂｒ－＞Ｃｌ－
5.最高价氧化物对应水化物
能形成HXO，HXO2，HXO3，HXO4等含氧酸（除F外）最高价氧化物对应的水化物为HXO4（除F外）；
最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐减弱（F除外F，没有含氧酸），即酸性：
HClO4>HBr4>HIO4
卤化银的性质及用途
溴化银用于制照相的感光片
碘化银可用于人工降雨
2AgBr
2Ag
+
Br2
光照
2AgI
2Ag
+
I2
光照
感光性
用途：
6.氟、氯、溴、碘、卤化银特性
3
综合性大小比较
下列排列顺序正确的是（
）
①热稳定性：H2O＞HF＞H2S
②原子半径：Na＞Mg＞O
③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4
④结合质子能力：OH－＞CH3COO-＞Cl-
A.①③
B.②④
C.①④
D.②③
B
钠在氯气中燃烧
现象：
剧烈燃烧，
黄色火焰，
大量白烟。
思考：Na与Cl是如何结合成NaCl的呢？
原子
原子结构
示意图
通常什么途径达到稳定结构
用原子结构示意图表示氯化钠的形成过程
Na
Cl
+11
2
8
1
+17
2
8
7
失去一个电子
得到一个电子
+11
2
8
Na+
Na+
Cl-
+17
2
8
8
Cl-
氯化钠的形成
思考
在氯化钠晶体中，Na+和Cl-
间存在哪些力？
①
Na+离子和Cl-离子原子核和核外电子之间的静电相互吸引作用
当阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，阴阳离子间形成稳定的化学键。
②
阴阳离子间电子与电子、原子核与原子核间的相互排斥作用
定义：
带相反电荷离子之间的相互作用，叫做离子键。
1、成键微粒：阴阳离子
2、相互作用：静电作用（静电引力和斥力）
3、成键原因：①原子相互得失电子形成稳定结构②离子间吸引力和排斥力达到平衡③体系能量降低。
一、离子键
思考
哪些粒子能形成离子键？
(1)活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物。如Na和Cl2
(２)
活泼的金属元素or铵根离子（NH4+）和酸根离子形成的盐
(３)很活泼的金属与H2反应生成的固态氢化物（如NaH、KH、CaH2）
酸根离子：Na+、NH4+和SO42-、NO3-、Cl-等
4、形成离子键的条件：
离子键是阴阳离子间强烈的相互作用，成键的一方容易失电子，另一方易得电子
5、离子化合物：由离子键构成的化合物，包括强碱，金属氧化物，绝大多数盐，如KOH、Na2O、NaCl、MgCl2、ZnSO4、BaSO4等。离子化合物都是电解质
离子键的三个一定和两个不一定
1.三个一定
①离子化合物一定含离子键
②含离子键的化合物一定是离子化合物
③离子化合物一定含阴离子和阳离子
2.两个不一定
①离子化合物不一定含金属元素，如铵盐NH4Cl、NH4NO3
②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3
H
元素周期表
Li
Be
……
N
O
F
Na
Mg
P
S
Cl
K
Ca
As
Se
Br
Rb
Sr
Sb
Te
I
Cs
Ba
Bi
Po
At
Fr
Rb
1、下列说法正确的是（
）
A.含有金属元素的化合物一定是离子化合物
B.第IA族和第VIIA族原子化合时，一定生成离子键
C.由非金属元素形成的化合物一定不是离子化合物
D.活泼金属与非金属化合时，能形成离子键
D
课堂练习
2、与Ne的核外电子排布相同的离子跟与Ar的核外电子排布相同的离子所形成的化合物是（
）
A.
Na2S
B.
CCl4
C.
KCl
D.
KF
AD
课堂练习
二、电子式
方便起见，在元素符号周围用小黑点·或小叉×表示最外层电子的式子叫电子式
H
x
Na
·
·Mg
·
x
Ca
x
·O·
··
··
Cl
·
··
··
··
1、原子的电子式：
2、离子的电子式：
H+
Na+
Mg2+
Ca2+
··
[
O
]2-
··
：
：
[
Cl
]-
··
··
：
：
简单阳离子电子式就是其本身，如
复杂阳离子和阴离子要加一个“[
]”
[
N
]+
··
··
：
：
H
H
H
H
(1)原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“.”或小叉“×”来表示，当然也可以不区分，全部用·或者×。
(2)阳离子的电子式：不要求画出离子最外层电子数，只要在元素、符号右上角标出“n+”电荷字样。
(3)阴离子的电子式:不但要画出最外层电子数，而且还应用于括号“[
]”括起来，并在右上角标出“n·-”电荷字样。
电子式
[
练习]
写出下列微粒的电子式：
硫原子、
溴原子、
硫离子、溴离子、铝离子
·S·
··
··
Br
·
··
··
··
[
S
]2-
··
··
：
：
[
Br
]-
··
··
：
：
用电子式可以直观地
看到原子结构特点与键之间的关系。
表示出原子之间是怎样结合的
Al3+
3、离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但对相同离子不能合并
AB型
AB2型
A2B型
2-
[课堂练习]
KBr
NaCl
CaCl2
K2O、Na2O2、NH4Cl
4、用
电子式
表示
离子化合物
的
形成过程
用电子式表示氯化钠的形成过程
用电子式表示溴化钙的形成过程
Cl
·
··
··
··
[
Cl
]-
··
··
：
：
Na
·
＋
→
Na+
Br
·
··
··
：
·Ca·
Ca2+
Br
·
··
··
：
＋
→
[
Br
]-
··
··
：
：
[
Br
]-
··
··
：
：
注意点！！
1.离子须注明电荷数；
2.相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；
3.阴离子要用方括号括起；
4.不能把
“→”写成
“
==”
5.用箭头表明电子转移方向（也可不标）
6.不能漏写未成键电子对
例如：NH3、CCl4
7.符合客观事实
例如：MgCl2
8.分子的结合方式
HClO，O是中心原子
9.化学键是原子之间的相互作用，不能写出分子
例如：Mg+Cl2反应，H2+Cl2反应
10.成键电子和未成键电子
[
练习]
⑴
用电子式表示氧化镁的形成过程
⑵
用电子式表示硫化钾的形成过程
箭头左方相同的微粒可以合并，
箭头右方相同的微粒不可以合并。
注
意
·
O
·
··
··
[
O
]2-
··
··
：
：
·
Mg
·
＋
→
Mg2+
·
S
·
··
··
2K·
＋
→
K+
[
S
]2-
··
··
：
：
K+
一、离子键:
1、定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。
2、形成离子键的条件：
3、离子化合物:含有离子键的化合物
二、电子式
课堂练习
练习3、下列说法正确的是：
A.离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力
B.所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键
C.在化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键
D.钠原子与氯原子结合成氯化钠后体系能量降低
(
D
)
练习4、下列各数值表示有关元素的原子序数,能形成
AB2型离子化合物的是：
A.6与8
B.11与13
C.
11与16
D.12与17
(
D
)
　
[讨论]
氢气与氯气是如何形成氯化氢的？原子与原子是如何结合形成共价化合物的呢？
氢分子的形成：
H
·
氯化氢分子的形成：
··
·
Cl
··
：
·
H
＋
→
H
·
＋
→
Cl
··
··
H
··
··
H
H
··
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
共用电子对不偏移，成键原子不显电性
共用电子对偏向氯原子，
共价键特点：
共价键特点：
H﹣H（结构式）
H﹣Cl（结构式）
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1、定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
2、成键微粒：原子
3、相互作用：共用电子对
三.共价键
4、形成共价键条件：
同种或不同种非金属元素原子结合；部分金属元素原子与非金属元素原子，如AlCl3
，BeCl2，Pb（CH3COO）2
5、存在：非金属单质
共价化合物
有些离子化合物中
6、共价化合物：像HCl这样以共用电子对
形成分子的化合物。
思考
哪些粒子能形成共价键？
所有的由非金属元素原子组成的化合物都是共价化合物吗？举例说明。
含有共价键的化合物一定是共价化合物吗？
练习书写电子式、结构式
H2、Ｃl2、O2、
F2、
P
N2、Br2、Ar、S、
HF、H2O、NH3、CH4
HCl、H2S、PH3、SiH4
CCl4、CO2、CS2、
MgO、MgF2、Na2S
K2O、
CaCl2、MgS
碘
＋
→
7.
用电子式表示下列共价分子的形成过程
水
二氧化碳
氨
·
I
··
··
：
I
·
··
··
：
I
··
··
：
I
··
··
：
：
2
H
·
＋
··
·
O
·
··
→
﹕
H
O
H
﹕
﹕
﹕
硫化氢
H
·
＋
→
﹕
H
S
H
﹕
﹕
﹕
··
·
S
·
··
3
H
·
＋
→
·
N
··
·
·
﹕
H
N
﹕
﹕
﹕
H
H
·
C
·
·
·
＋
··
·
O
·
··
2
→
﹕
O
C
O
﹕
﹕
﹕
﹕
﹕
﹕
﹕
H
·
＋
Attention
化学键是原子之间的相互作用，不能写成分子
离子键和共价键的比较
离子键
共价键
成键微粒
阴、阳离子
原子
成键本质
静电作用
共用电子对
表示法
以NaCl为例
以为HCl例
成键元素
典型的金属元素、典型的非金属元素之间
同种元素或同类非金属元素之间
[
]
+
－
·
Na
Cl
·
·
：
：
·
Cl
··
··
H
··
··
含有共价键的化合物一定是共价化合物
全部由非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
在气态单质分子里一定有共价键
错，如
NH4Cl
等铵盐
错，如：NaOH
Na2SO4
错，He、Ne等稀有气体
判断：
2、关于共价键的说法正确的是：
A）金属原子在化学反应中只能丢失电子，因而不能形成共价键；
B）离子化合物中不可能含有共价键；
C）共价键也存在电子得失；
D）由共价键形成的分子可以是单质分子，也可以是化合物分子
3、下列化合物分子中只有共价键的是：
A)BaCl2
B)NaOH
C)(NH4)2SO4
D)H2SO4
D
D
重点
氢氧化钠晶体中，钠离子与氢氧根离子以离子键结合；在氢氧根离子中，氢与氧以共价键结合。请用电子式表示氢氧化钠。
[
]
+
－
·
H
·
Na
﹕
﹕
·
·
O
过氧化钠晶体中，过氧根离子
(O2
)
2-与钠
离子以离子键结合；在过氧根离子中，两个氧
原子以共价键结合。请用电子式表示过氧化钠。
思考
HCl中，为什么H显+1价
,
为什么Cl显-1价?
··
.
Cl
··
：
H
共用电子对偏向对其吸引力更强的一方
共用电子对偏向一方原子
的共价键称为极性键
+1
-1
+1
-1
思考:
H2中共用电子对又如何？
H
H
.
共用电子对因受到的吸引力大小相等
而居于两原子的正中央，（不偏移）
共用电子对不偏向一方原子
的共价键称为非极性键
正中央
非极性键
极性键
同种原子
不同种原子
同种元素的原子之间形成的共价键一定是非极性键；
不同种元素的原子之间形成的共价键一定是极性键。
判断非极性键和极性键的依据：
请分析:
Na2O2
NaOH
中所含共价键的极性
（极性共价键）
CS2
Na2O2
NaClO
四核10电子的分子
三核18电子的分子
（离子键
非极性共价键）
（离子键
极性共价键）
NH3
（极性共价键）
H2S
（极性共价键）
[课堂练习]
2、膦（PH3）又称为磷化氢，在常温下是一种无色有大蒜臭味的有毒气体，电石气的杂质中常含之。它的分子是三角锥形。以下关于PH3的叙述正确的是（
）
A．PH3分子中有离子键
B．PH3分子中有未成键的电子对
C．PH3是一个强氧化剂
D．PH3分子中的P-H键是非极性键
Ｂ
3、下列叙述正确的是（
）
A．O2分子间存在着非极性共价键
B．CO2分子内存在着极性共价键
C．SO2与H2O反应的产物是离子化合物
D．盐酸中含有H+和Cl-，故HCl为离子化合物
Ｂ
共价键中的不一定（有坑）
1.只有共价键的分子不一定是共价化合物，如Cl2、H2等
2.含共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH，Na2O2，NH4Cl等
3.非极性键不一定在存在单质分子中，H2O2，Na2O2也含非极性共价键
4.共价化合物不一定含金属元素，AlCl3、BeCl2等少数共价化合物中含金属元素
判断共价分子中原子是否满足最外层8电子结构
（1）写出物质的电子式
（2）元素化合价的绝对值+其最外层电子数=8则，该原子满足最外层8电子结构
比如CCl4、CO2、CS2、PCl3、COCl2、ICl、SiF4等满足
再比如NO2、BF3、SF6、PCl5不满足8电子
四、化学键:
即使离子相结合或原子相结合的作用力称为化学键
定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，
用化学键的观点分析化学反应过程：
H和Cl结合生成HCl，形成了H和Cl之间的化学键H－Cl（新化学键）
如，用化学键的观点来分析H2与Cl2反应的过程，可以把它想象为2个步骤：
H2和Cl2中的化学键断裂（旧化学键），生成H和Cl，
化学反应的过程
分子原子观点
分解
重新组合
物质
原子
新物质
旧键断裂
新键生成
化学键的观点
【小结】一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
2.分类
离子键
共价键
金属键
四.化学键
1、定义:
配位键
极性键
非极性键
[归纳与整理]
3.化学键的存在：
（1）稀有气体单质中不存在；
（2）多原子单质分子中存在共价键；
（3）非金属化合物分子中存在共价键(包括酸)；
（4）离子化合物中一定存在离子键，可能有共价键的存在(Na2O2、NaOH、NH4Cl)，共价化合物中不存在离子键；
（5）离子化合物可由非金属构成，
如：NH4NO3、NH4Cl
。
4.化学键被破坏的几种情况
（1）化学反应
2H2+O2=2H2O，H-H、O-O被破坏
（2）离子化合物
①离子化合物溶解过程：
②离子化合物熔化过程：
（3）共价化合物
①有些共价化合物溶于水与H2O反应，共价键被破坏。如CO2、SO3、SO2
②有些共价化合物属于电解质，溶于水在水分子作用下，形成阴阳离子，共价键被破坏。如HCl、H2SO4、HNO3等
③有些共价化合物溶于水，既不与水反应，也不发生电离，共价键不被破坏。如乙醇C2H5OH、蔗糖C12H22O11
（4）单质溶解过程
对于很活泼的非金属单质，溶于水，与水反应，共价键被破坏。如F2、Cl2
分子间作用力和氢键
五、分子间作用力和氢键
1.分子间作用力
定义：
把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力（也叫范德华力）。
（1）分子间作用力比化学键弱得多，是一种微弱的相互作用，它主要影响物质的熔、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。
（2）分子间作用力主要存在于由分子构成的物质中，如：多数非金属单质、稀有气体、非金属氧化物、酸、氢化物、有机物等。
分子间作用力，起码要对得起分子这个词啊
（3）分子间作用力的范围很小,只有分子间的距离很小时才有。
（4）一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高。如卤素单质：
F2
Cl2
Br2
I2
F2
Cl2
Br2
I2
沸点
熔点
相对分子质量
0
-50
-100
-150
-200
-250
50
100
150
200
250
50
100
150
200
250
温度/℃
卤素单质的熔、沸点与
相对分子质量的关系
应用：对于四氟化碳、四氯化碳、四溴化碳、四碘化碳，其熔沸点如何变化？
0
-50
-100
-150
-200
-250
50
100
150
200
250
100
300
200
400
温度/℃
相对分子质量
×
×
×
500
×
×
×
×
CF4
CCl4
CBr4
CF4
CCl4
CBr4
CI4
沸点
熔点
四卤化碳的熔沸点与
相对原子质量的关系
归纳:分子间作用力与化学键的比较
作用微粒
作用力大小
意义
化学键
范德华力
原子间
分子之间
作用力大
作用力小
影响化学性质和
物理性质
影响物理性质
（熔沸点等）
分子之间无化学键
为什么HF、H2O和NH3的沸点会反常呢？
讨论：
一些氢化物的沸点
2.氢键
1)形成条件：原子半径较小，非金属性很强的原子X，（N、O、F）与H原子形成强极性共价键，与另一个分子中的半径较小，非金属性很强的原子Y
（N、O、F），在分子间H与Y产生较强的静电吸引，形成氢键
2)表示方法：X—H…Y—H（X.Y可相同或不同，一般为N、O、F）。
3)氢键能级：比化学键弱很多，但比分子间作用力稍强
4）特征：具有方向性。
结果1：氢键的形成会使含有氢键的物质的熔、沸点大大升高。如：水的沸点高、氨易液化等。这是因为固体熔化或液体汽化时，必须破坏分子间作用力和氢键
结果2：氢键的形成对物质的溶解性也有影响，如：NH3极易溶于水。
5)氢键作用：使物质有较高的熔沸点(H2O、
HF
、NH3)
使物质易溶于水(C2H5OH，CH3COOH)
解释一些反常现象
1.下列物质中含有共价键的离子化合物是
A.Ba(OH)2
B.CaCl2
C.H2O
D.H2
A
2.在下列分子结构中，原子的最外层电子不能满足8电子稳定结构的是
A.CO2
B.PCl3
C.CCl4
D.NO2
D
【课堂练习】
3.下列各分子中，化学键类型有差异的是
A.H2O、CO2
B.MgF2、H2O2
C.NaOH、Ba(OH)2
D.NaCl、KCl
4.下列每种粒子中，所含化学键完全相同的是
A.Na2O2
B.H2O2
C.H2O
D.NH4Cl
B
C
5.下列过程中，共价键被破坏的是(
)
A.碘升华
B.溴蒸气被木炭吸附
C.蔗糖溶于水
D.氯化氢气体溶于水
6.最近，科学研制得一种新的分子，它具有空心的类似足球状结构，化学式为C60，下列说法正确的是
A.C60的熔沸点高
B.C60和金刚石都是碳单质
C.C60中含离子键
D.C60中只有共价键
D
BD
7.
关于化学键的下列叙述中，正确的是
（
）
A．离子化合物可能含共价键
B．共价化合物可能含离子键
C．离子化合物中只含离子键
D．共价化合物中不含离子键
AD
9、
下列物质受热熔化时，不需要破坏化学键的是（
）
A.
食盐
B.
纯碱
C.
干冰
D.
冰
CD
【课堂练习】
8、下列物质中含有共价键的离子化合物是(
)
A.Ba(OH)2
B.CａCｌ2
C.H2O
D.H2
A
【化学键复习】
一、定义：
化学键、离子键、共价键、极性键、非极性键
离子化合物、共价化合物
分子间作用力和氢键
电子式
二、常考知识点归纳：
1、电子式书写：
H2、Ｃl2、O2、
F2、
P、N2、Br2、Ar、S、
HF、H2O、NH3、CH4、HCl、H2S、PH3、SiH4
CCl4、CO2、CS2、K2O、
CaCl2、MgS
【化学键复习】
Mg（OH）2、NH4Cl、Na2O2、HClO
2、化学键类别的判断：
3、熔沸点大小比较
4、判断8电子结构的方法
5、书写8电子、18电子物质的化学式、
结构式、电子式。
6、半径大小的比较规律：
（1）根据化合物组成元素
（2）根据化合物类型
（3）根据化合物的导电性
（4）根据化合物的熔沸点
熔沸点比较高or很高的化合物可能是离子化合物，熔沸点较低or很低的化合物可能是共价化合物