(共4张PPT)
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章末综合检测
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原子烩中子、不带电荷
立〔核京
欧量小,还动途华高慘近光〕运动定
只定它在原子核外各处出明的
顶子判
楠述为法电子活电子在原千核外出的像多够分布图
顶子机:电子云的轮席图
在快大态:处干最低的毁一一产生原子光糖
构座原的层:分K,LMN等电子层
棱外电子
肖量低原理从量最低的執
电子排布布规泡州原理
示窆图
表示方法电子排布式
屯子H布图
原子的半泛大
与元性质关乐
价电子(虽外层电子)效决定元京的化学性
三周
周蝴(个英杆〕②长周明〔四
不充全周〔第
①主〔|A一祖A共T
长三短一不全,七主七别和人
②羽戋〔B一4B共了个
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而戋〔召,9,10扦
同周蛾元兹性的邋坐规钟从左到右金
冋主竣元京性的递变规:从上到下金属性嫩强,丰金同性域呵
①核外电子排布的周蝴性变
同周明:最外层电子效
同主:最外层电子效一序数
元京性匠
同周蜩
②元京主要化合价呈周性变化
同主羧每陶正价一旋序效
负化合价|一一族序数
原子半泛呈周明性变化
元京原子的第一电高呈周明性变化
元京周圳
③元京的电负性呈周蝴性变
國元京的金属性,事金属性
性变化
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第一节 原子结构
学习目标
1.了解原子核外电子的运动状态。
2.了解原子结构的构造原理。
3.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。
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。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第一节 原子结构
课前自主学案
一、开天辟地——原子的诞生
1．原子的诞生
氢
氦
锂
2．宇宙的组成与各元素的含量
1%
3．地球的组成元素
地球上的元素绝大多数是_______，__________
(包括稀有气体)仅22种。
二、能层与能级
1．能层
(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。
金属
非金属
能量差异
(2)能层的表示方法及各能层最多容纳的电子数如下：
能层 一 二 三 四 五 六 七 ……
符号 ___ ___ M ___ ___ P Q ……
最多电子数 各能层最多容纳的电子数为
______
K
L
N
O
2n2
2.能级
(1)分类依据
根据多电子原子中同一能层电子_________的不同，将它们分成不同的能级。
(2)能级的表示方法及各能级最多容纳的电子数如下：
能量
能层 K L M N ……
能级 __ __ __ __ __ __ __ __ __ __ ……
最多
电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
思考感悟
1.(1)能层离核远近与能量高低有何关系？
(2)第n能层中的不同能级的能量有何关系？
【提示】 (1)由K层到Q层，离核由近到远，能量由低到高。
(2)E(ns)
三、构造原理与电子排布式
1．构造原理
(1)含义
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____的能级上，然后依次排在能量________的能级上。
低
较高
(2)构造原理示意图
思考感悟
2．(1)“能层越大，能级的能量越高。”对吗？
(2)为什么K原子的原子结构示意图不是
【提示】 (1)从构造原理图中可以看出能级的能量高低除了符合E(ns)E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
(2)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，所以它的原子结构示意图为：
2．电子排布式
将_______上所容纳的电子数标在该能级符号___________，并按照能层从左到右的顺序排列的式子，称电子排布式，如氢元素的电子排布式为：
右上角
能级
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构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称______________________。
能量最低原理
2．基态原子与激发态原子
最低能量
吸收
释放
较高
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)光谱分类
根据光是被吸收或释放，可将光谱分为_____________和______________，总称______________。
(3)光谱分析
在现代化学中，利用____________上的特征谱线来鉴定元素的分析方法。
跃迁
吸收光谱
发射光谱
原子光谱
原子光谱
五、电子云与原子轨道
1．电子云
(1)含义
电子云是处于一定空间运动状态的_______在原子核外空间的_______________的形象化描述。
(2)形状
电子
概率密度分布
球形
哑铃状
思考感悟
3．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出现过一次，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。
(2)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。
1
3
5
7
六、泡利原理和洪特规则
1．泡利原理
在一个原子轨道里最多只能容纳___个电子，而且自旋方向_______，用“_______”表示。
2．洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先_____________一个轨道，而且自旋状态________。
2
相反
↓↑
单独占据
相同
课堂互动讲练
能层与能级的组成及能量关系
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，能层的能级数等于该能层的序数：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s,3p和3d)，依次类推。
2．不同能层中各能级之间的能量大小关系
(1)不同能层中同一能级，能层序数越大能量越高。
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、能级所容纳电子数及能量关系
能层 一 二 三 四 五
符号 K L M N O
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6……
电子离核远近 近→远
电子能量高低 低→高
特别提醒：决定电子能量高低的因素有：①能层，能级符号相同时，能层数越高，电子能量越高；②能级，在同一能层的不同能级中，s、p、d、f能级能量依次升高；③在多电子原子中会发生能级交错现象。
例1
(2011年天津高二检测)下列关于能层、能级和原子轨道的说法正确的是( )
A．各能层含有的能级数等于能层序数减1
B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各能层所含有的电子数一定是该能层序数平方的2倍
D．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7
【解析】 各能层中所含有的能级数等于其能层序数，A项错误；当为第一能层时，只含s能级，第二能层只含s、p能级，B项错误；每个能层最多能填充该能层序数平方的2倍个电子，但不一定含有这些电子。
【答案】 D
【规律方法】 在理解能层与能级的有关知识时要从以下两方面入手
(1)能量规律
①多电子原子的核外电子按能量不同划分为不同能层。
②在同一能层中根据能量的不同划分为不同能级。
(2)数量规律
①每一个能层(电子层)中最多容纳电子数为2n2。
②每一个轨道最多容纳2个电子，所以每个能层所含的轨道总数为n2。
变式训练1 下列说法中正确的是( )
A．1s22s12p1表示的是激发态原子的电子排布
B．3p2表示3p能级有两个轨道
C．同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
解析：选A。A项中，1个2s电子被激发到2p能级上，表示的是激发态原子；B项中3p2表示3p能级上填充了2个电子；C项中，同一原子中能层数越大，能量也就越高，离核越远，故1s、2s、3s电子的能量逐渐升高；在同一能级中，其轨道数是一定的，而不论它在哪一能层中。
核外电子排布的原则
3．洪特规则：基态原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。如2p3的电子排布图为 ，不能表示为 或 。
特别提醒：(1)根据能量最低原理排布电子时，注意能级交错现象。
(2)根据此原则进行排布或进行判断时，要三者兼顾，综合评价，不可顾此失彼以偏概全。
例2
下列元素原子的电子排布式各违背了哪一规律？
(1)6C 1s22s22p2p2p
(2)21Sc 1s22s22p63s23p63d3
(3)22Ti 1s22s22p63s23p10
【解析】 从电子排布遵循的原则入手，看是否符合能量最低原理、泡利原理、洪特规则及其特例。
【答案】 (1)洪特规则 (2)能量最低原理 (3)泡利原理
互动探究
Ⅰ.写出(3)的正确的电子排布式，并写出其电子排布图。
Ⅱ.若(2)中21Sc的电子排布式为1s22s22p63s23p64s24p1正确吗？若不正确违反哪一条规则？
【提示】
【误区警示】 (1)在书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误：
(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。例如，Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6，错误。
变式训练2 比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1)2s________3s (2)2s________3d
(3)3px________3pz (4)3p________3s
(5)4f________6f (6)3d________4s
(7)4f________6p
解析：本题所考查的是不同原子轨道的能量高低。相同电子层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf；形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……；能层、能级均相同的原子轨道能量相等：3px＝3py＝3pz；对于处在不同能层的不同的能级，电子排布的先后次序为：ns、(n－2)f、(n－1)d、np。
答案：(1)＜ (2)＜ (3)＝ (4)＞
(5)＜ (6)＞ (7)<
原子的核外电子排布的表示方法
原子结构示意图 意义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例 ?? ??
电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式
实例 K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式 意义 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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示
实例 K：[Ar]4s1
价电子排布式 意义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即外围电子排布式
实例 Al：3s23p1
电子排布图 意义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
特别提醒：(1)电子排布式在书写时特别注意如Cr、Cu等符合洪特规则特例的元素。
(2)上述五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。
例3
按要求填空。
(1)11Na的电子排布式______________________________________。
(2)20Ca的价电子排布式___________________________________。
(3)35Br－的离子结构示意图________________________________________________________________________。
(4)7N的电子排布图________________________________________________________________________。
【思路点拨】 本题在书写核外电子排布式时注意以下三点：
(1)确定原子序数。
(2)按照能量最低原理将电子排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。
【解析】 本题主要考查电子排布式、电子排布图和微粒结构示意图，其中，电子排布式是书写其余两种排布图的基础，11Na：1s22s22p63s1；20Ca：1s22s22p63s23p64s2，其价电子排布式为：4s2；35Br－的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p6，故离子结构示意图为：?? ?? ?? ??；7N的电子排布式为 ：1s22s22p3，电子排布图为：
【答案】 (1)1s22s22p63s1 (2)4s2
【规律方法】 (1)刚接触此类题目时，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
(2)1～36号元素核外电子排布的特殊性
①最外层只有1个未成对电子的元素：
ⅠA族(ns1：H、Li、Na、K)，
ⅢA族(ns2np1：B、Al、Ga)，
ⅦA族(ns2np5：F、Cl、Br)及Cr(3d54s1)、Cu(3d104s1)；
最外层有2个未成对电子的元素：
ⅣA族(ns2np2：C、Si、Ge)，
ⅥA族(ns2np4：O、S、Se)；
最外层有3个未成对电子的元素：
ⅤA族(ns2np3：N、P、As)。
②核外电子排布中，未成对电子数最多的元素：
Cr(3d54s1，共有6个未成对电子)。
变式训练3 下列3d能级的电子排布图正确的是( )
解析：选B。A、D中同一个原子轨道内电子的自旋方向相同，违反了泡利不相容原理；C违反了洪特规则。(共33张PPT)
第二节 分子晶体与原子晶体
学习目标
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。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第二节 分子晶体与原子晶体
课前自主学案
一、分子晶体
1．结构特点
(1)构成微粒及微粒间的作用力
分子
分子间作用力
(2)微粒堆积方式
①若分子间只有范德华力，则分子晶体有_______________特征，即每个分子周围有______个紧邻分子。
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，则每个分子周围紧邻的分子要少于12个。如冰中每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。
分子密堆积
12
方向性
2．属于分子晶体的物质
(1)所有____________________，如H2O、NH3、CH4等。
(2)部分非金属单质，如卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)、稀有气体等。
(3)部分_________________，如CO2、P4O6、P4O10、SO2等。
(4)几乎所有的_______，如HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等。
(5)绝大多数有机物的晶体，如苯、乙醇。
非金属氢化物
非金属氧化物
酸
二、原子晶体
1．结构特点
(1)构成微粒及微粒间的作用力
原子
共价键
(2)微粒堆积方式：
整块晶体是一个三维的_____________结构，不存在单个小分子，是一个“巨分子”，又称_______________。
2．属于原子晶体的物质
(1)某些______________，如晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等。
(2)某些___________________，如碳化硅(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等。
共价键网状
共价晶体
非金属单质
非金属化合物
思考感悟
(1)含有共价键的晶体都是原子晶体吗？
(2)SiO2是二氧化硅的分子式吗？
【提示】 (1)原子晶体中都有共价键，但含有共价键的不一定是原子晶体。如CO2、H2O等分子晶体中也含有共价键。
(2)二氧化硅为原子晶体，晶体中不存在单个分子，其化学式为Si与O的最简个数比，而不是分子式。
课堂互动讲练
分子晶体与原子晶体的比较
晶体类型 分子晶体 原子晶体
定义 分子间通过分子间作用力结合形成的晶体 相邻原子间以共价键结合而形成的具有空间立体网状结构的晶体
组成微粒 分子 原子
晶体类型 分子晶体 原子晶体
物质类别 多数的非金属单质和共价化合物 金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等少数非金属单质及共价化合物
微粒间
的作用力 分子间作用力(氢键、范德华力) 共价键(极性键、非极性键)
熔化时需克
服的作用力 较弱的分子间作用力 很强的共价键
晶体类型 分子晶体 原子晶体
物理性质 熔、沸点 较低 很高
硬度 较小 很大
导电性 固态和熔化时都不导电，但某些分子晶体溶于水能导电，如HCl 固态和熔化时都不导电
(Si、Ge为半导体)
溶解性 相似相溶 难溶于一般溶剂
决定熔、
沸点高
低的因素 分子间作用力的强弱 共价键的强弱
晶体类型 分子晶体 原子晶体
典型例子 (1)干冰
①每个晶胞中有4个CO2分子，12个原子。
②每个CO2分子周围等距离紧邻的CO2分子有12个。 (1)金刚石
①在晶体中每个碳原子以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。②晶体中C—C—C夹角为109°28′，碳原子采取了sp3杂化。
③最小环上有6个碳原子。
④晶体中C原子个数与C—C键数之比为
1∶(4× )＝1∶2。
晶体类型 分子晶体 原子晶体
典型例子 (2)冰
①水分子之间的作用力有范德华力，但主要作用力是氢键。
②由于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。
(2)二氧化硅
①在晶体中每个硅原子和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晶体中硅原子与氧原子按1∶2的比例组成。
②最小环上有12个原子。
特别提醒：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。
例1
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
【解析】 本题考查了化学键的类型与晶体类型的判断。解题时应注意化学键类型的判断。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。但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，质点间的作用是共价键；分子晶体的构成粒子是分子，质点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。
变式训练1 (2011年黄冈高二检测)下列说法正确的是( )
A．原子晶体中只存在非极性共价键
B．因为HCl的相对分子质量大于HF，所以HCl的熔点高于HF
C．干冰升华时，分子内共价键不会发生断裂
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C。原子晶体中可能存在非极性共价键，也可能存在极性共价键，如SiO2、SiC等，A不正确；HF晶体中存在氢键，熔点高于HCl晶体，B不正确；干冰升华是物理变化，分子间作用力被破坏，但分子内共价键不断裂，C正确；金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，也可能是共价化合物，如AlCl3等，D不正确。
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。
(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。
例2
(2011年黄石高二检测)据报道科研人员应用计算机模拟出结构类似C60的物质N60。已知：①N60分子中每个氮原子均以N—N键结合三个N原子而形成8电子稳定结构；②N—N键的键能为167 kJ·mol－1。请回答下列问题。
(1)N60分子组成的晶体为________晶体，其熔、沸点比N2________(填“高”或“低”)，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)1 mol N60分解成N2时吸收或放出的热量是________________________________________________________________________
kJ(已知N≡N键的键能为942 kJ·mol－1)，表明稳定性N60________(填“>”、“<”或“＝”)N2。
(3)由(2)列举N60的用途(举一种)
________________________________________________________________________。
【思路点拨】
(3)由于反应放出大量的热同时生成大量气体，因此N60可用作高能炸药。
【答案】 (1)分子 高 N60、N2均形成分子晶体，且N60的相对分子质量大，分子间作用力大，故熔、沸点高
(2)13230 <
(3)N60可作高能炸药
【误区警示】 比较分子晶体熔、沸点高低时，要充分考虑影响分子晶体熔、沸点的各种因素，如相对分子质量对组成和结构都相似的分子晶体熔、沸点的影响，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点越高；在同分异构体中，支链越多，熔、沸点越低。不要漏了氢键的影响，氢键的存在使得相应的氢化物的熔、沸点比同族元素氢化物的熔、沸点高得多。
变式训练2 下列分子晶体，关于熔、沸点高低叙述中，正确的是( )
A．Cl2＞I2
B．SiCl4＞CCl4
C．NH3＜PH3
D．C(CH3)4＞CH3(CH2)3CH3
解析：选B。比较物质熔、沸点，先搞清该物质属于哪一类晶体，再分析决定晶体熔、沸点的因素。A、B选项属于无氢键存在的分子结构相似的情况，相对分子质量大的熔、沸点高；C选项属于有氢键存在但分子结构相似的情况，存在氢键的熔、沸点高；D选项属于相对分子质量相同，但分子结构不同的情况，支链越多的熔、沸点越低。(共4张PPT)
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体的特征各
内部
序
物质
途径
物
基本
惯采用
面
面
构成,相邻分子
特点:低熔
升华、硬
于
特
子密堆
紧邻
的结构特
子周围有
子紧邻
都以
相
原子晶体结构特征和物理特性:空间
较
被所有原子共用
方堆积:配位数
体的基本堆积模型{体心立方堆积:配
方最密堆积和面心立方最密堆积:配位数都
率都是
子和阴离子通
离子晶仁
子晶体特
离子形1子图的组
格能越
越稳
越高,硬度越大
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第三节 金属晶体
学习目标
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物理性质。
3.了解金属晶体的原子堆积模型。
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课前自主学案
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第三节 金属晶体
课前自主学案
一、金属键与金属晶体
1．金属键
(1)概念：金属原子脱落下来的__________形成遍布整块晶体的“_________”，被所有原子共用，从而把所有______________维系在一起。
(2)成键微粒是_____________和_____________。
价电子
电子气
金属原子
金属阳离子
自由电子
思考感悟
1．试分析比较金属键和共价键、离子键的异同点。
【提示】 相同点：三种化学键都是微粒间的电性作用。
不同点：共价键是相邻两原子间的共用电子对；离子键是原子得失电子形成阴、阳离子，阴、阳离子间产生静电作用；金属键是金属离子与自由电子的静电引力、金属离子之间的电性斥力的综合作用。
2．金属晶体
(1)在金属晶体中，原子间以__________相结合。
(2)金属晶体的性质：优良的________、________和_________。
金属键
导电性
导热性
延展性
(3)用电子气理论解释金属的性质。
相对滑动
排列方式
定向移动
思考感悟
2．(1)金属晶体都是纯净物吗？
(2)金属导电与电解质溶液导电有什么区别？
【提示】 (1)金属晶体包括金属单质及其合金。
(2)金属导电的微粒是电子，电解质溶液导电的微粒是阳离子和阴离子；金属导电过程不生成新物质，属物理变化，而电解质导电的同时要在阴、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
(1)非密置层
配位数为___，如图所示：
4
(2)密置层
配位数为____，如图所示：
6
2．三维空间模型
(1)非密置层在三维空间堆积
①简单立方堆积
相邻非密置层原子的原子核在______________的堆积，空间利用率太低，只有金属_____采用这种堆积方式。
同一直线上
Po
②体心立方堆积
将上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，并使非密置层的原子稍稍分离。这种堆积方式所得的晶胞是一个含有两个原子的立方体，一个原子在立方体的________，另一个原子在立方体的__________，其空间的利用率比简单立方堆积_______，碱金属属于这种堆积方式。
顶角
中心
高
(2)密置层在三维空间堆积
①六方最密堆积
如图所示，按ABABABAB……的方式堆积。
②面心立方最密堆积
如图所示，按ABCABCABC……的方式堆积。
思考感悟
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。
课堂互动讲练
金属键
1．概念
金属原子失去部分或全部外围电子形成的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．金属键强弱的比较
金属键的强度主要决定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。
3．金属键对物质性质的影响
金属原子的价电子越多，原子半径越小，金属离子与自由电子的作用力越强，金属键越强，晶体的熔、沸点越高。
特别提醒：金属晶体的熔点差别很大，有的在常温下是液体，而铁、钨等金属熔点很高。这是金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别。
例1
(2011年武汉高二检测)下列有关金属键的叙述错误的是( )
A．金属键没有饱和性和方向性
B．金属键是金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的静电吸引作用
C．金属键中的电子属于整块金属
D．金属的性质和金属固体的形成都与金属键有关
【解析】 金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起，故金属键无饱和性和方向性；金属键中的电子属于整块金属共用；金属键是金属阳离子和自由电子之间的强烈作用，既包括金属阳离子与自由电子之间的静电吸引作用，也存在金属阳离子之间及自由电子之间的静电排斥作用；金属的性质及固体的形成都与金属键强弱有关。
【答案】 B
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。
金属晶体
1．金属晶体的性质
(1)导电性
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)导热性
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)延展性
大多数金属具有较好的延展性，与金属离子和自由电子之间的较强作用有关。当金属受到外力时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，由于金属离子与自由电子之间的相互作用没有方向性，受到外力后，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)颜色
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．金属熔、沸点高低的比较
(1)同周期金属单质，从左到右(如Na、Mg、Al)熔、沸点升高。
(2)同主族金属单质，从上到下(如碱金属)熔、沸点降低。
(3)合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。
(4)金属晶体熔点差别很大，如汞常温为液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而铁等金属熔点很高(1535 ℃)。
3．金属晶体的原子堆积模型
堆积模型 采纳这种
堆积的典
型代表 空间
利用率 配位数 晶胞
非密置层 简单
立方
堆积 Po(钋) 52% 6
体心
立方
堆积
(bcp) Na、K、Fe 68% 8
堆积模型 采纳这种
堆积的典
型代表 空间
利用率 配位数 晶胞
密置层 六方
最密
堆积
(hcp) Mg、Zn、Ti 74% 12
面心
立方
最密
堆积
(ccp) Cu、Ag、Au 74% 12
特别提醒：(1)金属晶体在受外力作用下，各层之间发生相对滑动，但金属键并没有被破坏；
(2)金属晶体中只有金属阳离子，无阴离子；
(3)原子晶体的熔点不一定都比金属晶体的高，如金属钨的熔点就高于一般的原子晶体；
(4)分子晶体的熔点不一定就比金属晶体的低，如汞常温下是液体，熔点很低。
例2
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。根据研究表明，一般来说，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( )
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：MgK，KAl，MgCa，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
【规律方法】 金属晶体的熔点变化规律
金属晶体熔点变化差别较大。如：汞在常温下是液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而铁等金属熔点很高(1535 ℃)。这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别。
(1)一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、所带的电荷数、自由电子的多少决定。 阳离子半径越小，所带的电荷数越多，自由电子越多，相互作用力就越大，熔点就会相应升高。例如：熔点KNa>K>Rb>Cs。
(2)一般合金的熔、沸点比各成分金属的熔、沸点低。
变式训练2 按下列四种有关性质的叙述，可能属于金属晶体的是( )
A．由分子间作用力结合而成，熔点低
B．固体或熔融后易导电，熔点在1000 ℃左右
C．由共价键结合成网状结构，熔点高
D．固体和熔融状态不导电，但溶于水后可能导电
解析：选B。A为分子晶体，B中固体能导电，熔点在1000 ℃左右，不是很高应为金属晶体，C为原子晶体，D为分子晶体。(共34张PPT)
第一节 共价键
学习目标
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。
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第一节 共价键
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一、共价键
1．概念
原子间通过______________形成的化学键。
共用电子对
3．类型
(1)σ键
形成 成键原子的s轨道或p轨道“__________”重叠而形成
类型 s s型
s p型
p p型
头碰头
特征 以形成化学键的两原子核的_______为轴作旋转操作，共价键电子云的图形__________，这种特征称为__________；σ键的强度_______
连线
不变
轴对称
较大
(2)π键
形成 由两个原子的p轨道“___________”重叠形成
p p π键
特征 π键的电子云具有____________性，即每个π键的电子云由两块组成，分别位于由_____________构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为___________；π键_________旋转；不如σ键牢固，较易_________
肩并肩
镜像对称
两原子核
镜像
不能
断裂
思考感悟
1.所有的共价键都有方向性吗？
【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
概念 作用
键能 ___________原子形成1 mol化学键________的最低能量 键能越大，键越_______，越不易__________
键长 形成共价键的两个原子之间的___________ 键长越短，键能_______，键越________
键角 两个_________之间的夹角 表明共价键有__________，决定分子的___________
气态基态
释放
稳定
被打断
核间距
共价键
越大
稳定
方向性
立体构型
思考感悟
2．试从键长和键能的角度分析卤素氢化物稳定性逐渐减弱的原因。
【提示】 卤素原子从F到I原子半径逐渐增大，分别与H原子形成共价键时，按H－F、H－Cl、H－Br、H－I，键长逐渐增长，键能逐渐减小，故分子的稳定性逐渐减弱。
三、等电子原理
1．等电子原理及等电子体
等电子原理：___________相同、____________相同的分子具有相似的________________，它们的许多性质是相近的。
满足等电子原理的分子称为等电子体。
原子总数
价电子总数
化学键特征
2．等电子体实例
CO和N2具有相同的原子总数和相同的价电子总数，属于等电子体，其性质对比如下：
分子 熔点/℃ 沸点/℃ 在水中的溶解度(室温) 分子解离能/kJ·mol－1 分子的价电子总数
CO －205.05 －191.49 2.3 mL 1075 10
N2 －210.00 －195.81 1.6 mL 946 10
思考感悟
3.根据所学知识和等电子原理，试举出几种等电子体。
【提示】 H2O和H2S，SO2和O3，CO2和CS2，卤素的氢化物。
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共价键的特征和类型
1．共价键的特征
(1)饱和性
因为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，一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，所以共价键具有饱和性。
(2)方向性
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分布特点。在形成共价键时，原子轨道重叠的愈多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性。
2．类型
分类标准 类型
共用电子对数 单键、双键、三键
共用电子对的偏移程度 极性键、非极性键
原子轨道重叠方式 σ键、π键
3.σ键与π键
键类型 σ键 π键
原子轨道重叠方式 沿键轴方向“头碰头”重叠 沿键轴方向“肩并肩”重叠
原子轨道重叠部位 两原子核之间，在键轴处 键轴上方和下方，键轴处为零
原子轨道重叠程度 大 小
键的强度 较大 较小
特别提醒：(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)因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。
(3)两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。
例1
【解析】 A项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。B项N2分子中有三个化学键，其中有一个σ键、两个π键。C项，两个原子形成的共价键，首先有一个σ键，其余为π键。D项，σ键的重叠程度比π键大，故键能σ键大于π键。
【答案】 D
【规律方法】 σ、π键存在的规律
(1)共价单键全部是σ键。
(2)共价双键中，一个是σ键，一个是π键。
(3)共价三键中，一个是σ键，两个是π键。
变式训练1 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
解析：选C。乙醇的结构式为 共含有8个共价键，其中C—H、C—O、O—H键为极性键，共7个，C—C键为非极性键。由于全为单键，故无π键。
键参数与分子性质
1．一般来讲，形成共价键的两原子半径之和越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。
如HF、HCl、HBr、HI中，分子的共用电子对数相同(1对)，因F、Cl、Br、I的原子半径依次增大，故共价键牢固程度H—F>H—Cl>H—Br>H—I，因此，稳定性HF>HCl>HBr>HI。
2．键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。
3．键能与键长是衡量共价键稳定性的参数，键角是描述分子立体构型的参数。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101 pm，就可以断定氨分子是三角锥形分子，如图：
4．F—F键键长短，键能小的解释
氟原子的半径很小，因此其键长短，而由于键长短，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。
特别提醒：(1)通过键长、键角可以判断分子的立体构型。
(2)键长不是成键两原子半径的和，而是小于其半径的和。
5．键能与化学反应的能量变化关系
(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“＋”。
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“－”。
(2)利用键能计算反应的热量变化(ΔH)
ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
例2
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
【误区警示】 (1)键能与键长反映键的强弱程度，键长与键角用来描述分子的立体构型。
(2)对键能的概念把握不准，容易忽略键能概念中的前提条件——气态基态原子。
变式训练2 (2011年黄冈高二检测)能够用键能的大小作为主要依据来解释的是( )
A．常温常压下氯气呈气态而溴单质呈液态
B．硝酸是挥发性酸，而硫酸、磷酸是不挥发性酸
C．稀有气体一般难发生化学反应
D．空气中氮气的化学性质比氧气稳定
解析：选D。共价分子构成物质的状态与分子内共价键的键能无关；物质的挥发性与分子内键能的大小无关；稀有气体是单原子分子，无化学键，难发生化学反应的原因是它们的价电子已形成稳定结构；氮气比氧气稳定是由于N2分子中形成共价键的键能(946 kJ/mol)比O2分子中共价键键能(497.3 kJ/mol)大，在化学反应中更难于断裂。(共84张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
学习目标
1.了解元素周期表与原子结构的关系。
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。
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第二节 原子结构与元素的性质
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一、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的电子排布
碱金属 原子序数 周期 基态原子的电子排布式
锂 3 二 1s22s1或[He]2s1
钠 11 三 1s22s22p63s1或
________
[Ne]3s1
碱金属 原子序数 周期 基态原子的电子排布式
钾 19 四 _________________或[Ar]4s1
铷 37 五 ________________________或[Kr]5s1
铯 55 六 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或_________
1s22s22p63s23p64s1
1s22s22p63s23p63d104s24p65s1
[Xe]6s1
思考感悟
1.由碱金属元素在周期表中的位置和价电子排布式，可以看出碱金属元素所在的周期与电子层数有何关系？
【提示】 碱金属元素的周期数＝电子层数。
2．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8个电子，出现_____________；这样形成一个_______，循环往复形成周期系。
碱金属
稀有气体
周期
(2)原因：___________________的周期性重复。
原子核外电子排布
二、元素周期表
1．周期表的结构
2．周期与族
(1)周期：具有相同的____________的元素按照原子序数_______的顺序排列成的一个横行。
(2)族：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。
电子层数
递增
18
8、9、10
思考感悟
2．结合元素周期表，分析各族元素的族序数与价电子排布的关系。
【提示】 主族元素的价电子排布为ns1～2或ns2np1～5，族序数等于价电子数；零族元素的价电子排布为ns2np6(He除外)；过渡元素ⅠB～ⅡB族元素的价电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数与最外层电子数相等，ⅢB～ⅦB族元素的价电子排布为(n－1)d1～5ns1～2，族序数等于价电子数，Ⅷ族的价电子排布通常为(n－1)d6～8ns2。
三、元素周期律和原子半径
1．元素周期律
元素的性质随____________的递增发生周期性递变的规律。
2．原子半径
(1)决定因素
核电荷数
增大
越大
越小
(2)变化规律
电子
能层数
增大
不变
增大
减小
思考感悟
3．是否电子的能层数多的元素的原子半径一定大于电子的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。
四、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．元素第一电离能的意义
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值______，原子越容易失去一个电子。
气态电中性基态
最低能量
越小
3．元素第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现________的趋势。
(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐_______。
增大
减小
思考感悟
【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。
五、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____和锂的电负性为_____作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。
3．递变规律
(1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐__________。
(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐__________。
4.0
1.0
变大
变小
4．应用：判断金属性、非金属性强弱
强
强
金属
非金属
六、对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与_________的主族元素的电负性接近，有些性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
右下方
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核外电子排布与元素周期表
1．核外电子排布与周期的划分
(1)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数
周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类
ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
一 1s1 1s2 2 1s 2
二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8
周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类
ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数
三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8
四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18
五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18
六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、
5d、6p 32
七 7s1 8 7s、5f、6d
(未完) 26
(未完)
(2)核外电子排布与周期划分的关系
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．核外电子排布与族的划分
族的划分依据是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。
特别提醒：(1)价电子数：主族元素的外围电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属原子的外围电子排布为ns1。
副族元素的外围电子与其最外层电子和内层电子有关。如铁元素原子的外围电子排布为3d64s2。
(2)由元素的价电子层排布式可知元素在周期表中的位置，如：3s23p5为第三周期第ⅦA族元素，
即，周期数＝电子层数＝最高能层数，
主族序数＝价电子数。
同样，由主族元素在元素周期表中的位置可以推断其价电子排布式。
例1
写出13Al、24Cr、26Fe、33As等元素原子的电子排布式，并判断它们在元素周期表中的位置。
13Al：____________________________
24Cr：__________________________________________
26Fe：________________________________________________________________________
33As：________________________________________________________________________
【解析】 Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1
，其最大能层数为3，所以其周期为第三周期；其价电子总数(外围电子总数)为3，所以其位于第ⅢA族。Cr的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1
，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为6且具有d轨道，所以其位于第ⅥB族。Fe的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为8，所以其位于第Ⅷ族。As的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，其最大能层数为4，所以其周期为第四周期；其价电子总数(外围电子总数)为5，所以其位于第ⅤA族。
【答案】 Al：1s22s22p63s23p1 第三周期第ⅢA族
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期第ⅥB族
Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期第Ⅷ族
As：1s22s22p63s23p63d104s24p3 第四周期第ⅤA族
【规律方法】 原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
(1)原子核外电子层数决定所在周期数；周期数＝最大能层数(钯除外，46Pd：[Kr]4d10，最大能层数是4，但是在第五周期)。
(2)外围电子总数决定排在哪一族。如29Cu：3d104s1,10＋1＝11尾数是1且有d轨道，所以是ⅠB族。
变式训练1 X、Y、Z是ⅠA→ⅦA族的三种非金属元素，它们在周期表中的位置如图所示，试回答：
(1)X元素单质的化学式是__________________________________。
(2)Y元素的原子结构示意图是_________________________________。
Y与Na所形成化合物的电子式为_________________________________。
X
Y
Z
(3)Z元素的名称是________，从元素原子得失电子的角度看，Z元素具有________性，若从Z元素在周期表中所处位置看，它具有这种性质的原因是________________________________________，其价电子排布式为________________。
解析：在元素周期表中，非金属元素位于元素周期表中的右上方，三元素均为非金属元素，必位于ⅤA、ⅥA、ⅦA三个主族，则可认定X必为氟，Y为硫，Z为砷。
答案：(1)F2
元素周期表的分区
1．根据核外电子排布
(1)分区
(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14
(n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
2.根据元素金属性与非金属性
特别提醒：(1)过渡元素均为金属元素，但金属元素却不都是过渡元素，如碱金属、碱土金属等。
(2)处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近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。
例2
在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号
，如图所示。
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为____________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为____________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为____________。
(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子的电子排布图为____________。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们处在元素周期表的________区中。
【解析】 (1)s区包括ⅠA族和ⅡA族，族序数最大、原子序数最小的元素应是第二周期ⅡA族的Be，其电子排布式为1s22s2，价电子排布式为2s2，其电子云形状为球形。
(2)d区包括ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族，其中族序数最大、原子序数最小的元素应该是第四周期Ⅷ族的Fe。Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。Fe的常见离子为Fe2＋和Fe3＋。
(3)ds区包括ⅠB族和ⅡB族，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，ⅡB族价电子的电子排布结构特征是(n－1)d10ns2，故Zn的价电子排布式为3d104s2。
(4)在p区中，位于第二周期ⅤA族的元素是N，其最外层电子排布式为2s22p3，则电子排布图为：
(5)铀和钚在f区。
【答案】 (1)球形 (2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5 (3)3d104s2
互动探究
(1)某元素的价电子排布式为：4d55s1该元素位于元素周期表中的哪一区？
(2)所有非金属元素都在p区吗？
【提示】 (1)因其价电子排布为4d55s1，故其位于元素周期表中的d区；
(2)绝大多数非金属元素在p区，但H却位于s区。
【规律方法】 (1)主族元素的价电子总数等于族序数，s区元素价电子特征排布为ns1～2，价电子数等于主族序数。p区元素价电子特征排布为ns2np1～6，价电子总数等于主族序数。
(2)s区、d区、ds区都是金属元素(氢元素除外)
s区有2个纵列，d区有8个纵列，ds区有2个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区(H除外)、d区、ds区都是金属元素。
变式训练2 下列说法中正确的是( )
A．所有金属元素都分布在d区和ds区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
D．s区均为金属元素
解析：选C。s区除H外均为金属元素，故D项错误；B项如He、Zn等虽最外层电子数为2但却不是s区元素。周期表中ⅢB族～ⅡB族为过渡元素，全部为金属元素。
比较微粒半径大小的方法
原子半径 (1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)。
例：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)
离子半径 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)
(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)
特别提醒：可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：
“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大， 半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
例3
具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－和C，下列分析正确的是( )
A．原子序数关系：C>B>A
B．微粒半径关系：r(Bn－)C．微粒C是稀有气体元素的原子
D．原子半径关系是：r(A)【思路点拨】 解答本题要注意以下两点：
(1)据电子层结构相同推测三种元素在周期表中的位置关系，进而进行原子序数和原子特点的推断。
(2)分析微粒特点，选择合理的方法比较半径大小。
【解析】 设C的原子序数为Z，则A的原子序数为Z＋n，B的原子序数则为Z－n，则原子序数大小顺序为A>C>B，A项错误；因An＋和Bn－具有相同的电子层结构，阴离子半径大于阳离子半径，即r(Bn－)>r(An＋)，B项错误；An＋ 、Bn－都应具有稀有气体原子的电子层结构，C的电子层结构与An＋、Bn－相同，所以C必为稀有气体元素的原子；B、C为同一周期的元素，而A应处于B、C的下一周期，故A的原子半径应大于B。故C项正确，D项错误。
【答案】 C
解析：选C。从Li＋到Cs＋，最外层电子均达到稳定结构，电子层数依次增多，半径依次增大，①正确；从F－到I－，最外层电子排布相同，电子层数依次增多，半径依次增大，②正确；Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，对核外电子的引力越强，离子半径越小，③错，正确排序是r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)；Fe3＋、Fe2＋、Fe的核电荷数相同，失电子越多，其半径越小，④错，正确排序是r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。
电离能的有关规律及其应用
1．电离能的有关规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
(2)逐级电离能
①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。
②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)
元素
电离能 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9543 10540 11575
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。
金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一
致。例如，碱金属元素Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520 kJ·mol－1、496 kJ·mol－1、419 kJ·mol－1、403 kJ·mol－1、376 kJ·mol－1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子的金属活动性却最强，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出的能量最多。
2．电离能的应用
(1)判断元素原子核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差很大，电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小，如Na的第一到第七级电离能分别为(单位 kJ·mol－1)：496、4562、6912、9543、13353、16610、20114。从中明显看出在第一、第二电离能之间有突跃，故可判断Na最外层只有1个电子。
(2)判断金属原子在气态时失去电子的难易。
(3)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。
特别提醒：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。
例4
不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(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)③E(溴)>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：________(4)10号元素E值较大的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
【解析】 此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。
(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；从H到He；Li到Ne
；从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ⅣA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)(4)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
【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
互动探究
(1)图中所给的主族元素中E值最大的元素是什么？
(2)若Na的第二、第三电离能为：4562 kJ/mol、6912 kJ/mol，则Na的常见化合价是多少？
【提示】 (1)主族元素中第一电离能最大的为F；
(2)Na的前三级电离能分别为496 kJ/mol、4562 kJ/mol、6912 kJ/mol，第一电离能与第二电离能差别较大，故Na常见的化合价为＋1价。
【误区警示】 同一周期的主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，原因是核电荷数增多，而能层数不变，原子核对核外电子的吸引力增大；由于第一电离能与原子核外电子排布有关，所以在解答此类题目时注意第一电离能的总体变化趋势与个别元素的反常现象。
变式训练4 有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核外四个电子的电离能数据如下：
元素 I1/eV I2/eV I3/eV I4/eV
A 5.1 47.3 71.7 98.9
B 5.7 18.8 28.4 119.9
C 9.3 18.2 153.9 217.7
D 7.6 15.0 80.1 190.3
E 5.9 75.6 122.4 无
由表中数据可知，元素符号依次为A__________，B______________，C______________，D______________，E______________。
解析：首先可以确定E为Li，因为其核外只有3个电子；由电离能的数据出现的突跃情况可以判断A、E元素最外层只有1个电子，B元素最外层有3个电子，C、D元素最外层各有2个电子；由于是短周期元素，根据第一电离能的数据结合周期表中同一周期、同一主族的递变趋势可以确定A是Na，B是Al，C是Be，D是Mg。
答案：Na Al Be Mg Li
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．判断元素的化合价
(1)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；
(2)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：
(1)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；
(2)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
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”。
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。
特别提醒：(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。
(2)元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值，后人做了更精确的计算，数值有所修改。
例5
有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素
；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C
、D、E五种元素的电负性为2.5,3.5,0.8,2.1,1.5，请回答下列问题：
(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同)
(2)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。
(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。
(4)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是________，有共价键的是____________________。
【思路点拨】 解答本题时注意以下三点
(1)电负性的递变规律。
(2)由电负性判断元素种类的方法。
(3)由电负性差值判断化学键类型。
【解析】 A、E均为ⅠA族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布为ns2np4为ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C为3s23p1为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：K>Al，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O>S>H，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，电负性差值大于1.7为共价键，电负性差值小于1.7的为离子键。
【答案】 (1)H O Al S K
(2)K O (3)负 正
(4)Al2O3、K2O H2O、SO2、SO3
互动探究
(1)Be的电负性也为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？
(2)比较B与Cl元素的非金属性强弱。
【提示】 (1)Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。
(2)O的电负性为3.5，Cl的电负性为3.0，所以非金属性：O>Cl。
【误区警示】 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，应注意这些特殊情况。
变式训练5 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14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
已知：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)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2_______________；
BeCl2__________________________；
AlCl3________________；SiC____________________________；
解析：元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
答案：(1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化
(2)离子化合物 共价化合物 共价化合物 共价化合物(共4张PPT)
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第一节 晶体的常识
学习目标
1.了解晶体的特点。
2.了解晶体与非晶体的本质差异。
3.了解晶胞的概念，能够计算晶胞中的粒子个数。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第一节 晶体的常识
课前自主学案
一、晶体与非晶体
1．晶体与非晶体的本质差异
自范性 微观结构
晶体 _____ 原子在三维空间里呈______________排列
非晶体 ______ 原子排列相对__________
周期性有序
有
无
无序
2.获得晶体的途径
熔融态
气态
凝华
溶质
3．晶体的特点
各向异性
熔、沸点
高度有序性
思考感悟
1．(1)晶体为什么有自范性？
(2)晶体一定是固体，固体一定是晶体吗？
【提示】 (1)晶体有自范性的本质原因是：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列。
(2)固体不一定是晶体，如玻璃、橡胶等都是非晶体。
二、晶胞
1．概念：描述晶体结构的____________。
2．结构
习惯采用的晶胞都是_______________，晶体是由无数晶胞_______________而成。
(1)无隙：相邻晶胞之间无任何________。
(2)并置：所有晶胞都是___________排列的，取向___________。
(3)所有晶胞的形状及内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。
基本单元
平行六面体
无隙并置
间隙
平行
相同
思考感悟
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。
课堂互动讲练
晶体与非晶体的区别
晶体 非晶体
自范性(本质区别) 有 无
是否均一 均一 不均一
固定熔、沸点 有 无
各向异性 有 无
能否发生X 射线衍射(最科学的区分方法) 能 不能(能发生散射)
举例 NaCl晶体、I2晶体、SiO2晶体、Na晶体等 玻璃、橡胶等
特别提醒：(1)晶体有规则的几何外形，但有规则几何外形的不一定是晶体。如玻璃、塑料等相关制品。
(2)同一物质有时是晶体，也有时是非晶体。如晶体SiO2和非晶体SiO2。
例1
(2011年黄冈高二检测)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具有规则的几何外形
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
【解析】 晶体与非晶体的根本区别在于其内部粒子在微观空间是否按一定规律做周期性重复排列。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规律性排列的外部反映，因此B项错。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，所以A项错。具有各向异性的固体一定是晶体，C项正确。不管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。
【答案】 C
解析：选A。原子在三维空间里呈有序排列(选项B)、有自范性、有固定的熔点(选项C)、物理性质上体现各向异性、X 射线衍射图谱上有分明的斑点或明锐的谱线(选项D)等特征，都是晶体在各个方面有别于非晶体的体现。而是否互为同素异形体与是否为晶体这两者之间并无联系，如无定形碳也是金刚石、石墨的同素异形体，却属于非晶体。
晶胞中粒子数目的计算——均摊法
2．非长方体(正方体)晶胞中粒子视具体情况而定。
特别提醒：(1)晶胞中粒子个数的计算，其重要问题是正确分析晶胞中任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共用。
(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，所以由气态团簇分子结构图可知，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。
(3)晶体的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。
例2
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】 根据均摊法确定一个晶胞中所含的原子数。
【答案】 (1)X2Y (2)1∶3∶1 (3)8
互动探究
(1)若乙晶胞的边长为a，则A与B的最短距离是多少？B与C的最短距离是多少？
(2)甲晶体中∠YXY为多少？
(2)X与Y的位置关系类似于CH4分子中C与H之间的关系，C—H键之间的夹角为109°28′，故∠YXY为109°28′。(共53张PPT)
第三节 分子的性质
学习目标
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。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第三节 分子的性质
课前自主学案
一、键的极性和分子的极性
1．键的极性
共价键
分类 极性共价键 非极性共价键
成键原子 ________元素的原子 ______元素的原子
电子对 ______________ ____________
成键原子的电性 一个原子呈正电性(δ＋)，一个原子呈负电性(δ－) 电中性
不同
发生偏移
同种
不发生偏移
2.分子的极性
不重合
不为零
重合
等于零
3．键的极性与分子极性的关系
(1)只含有非极性键的分子一定是_____________分子。
(2)含极性键的分子，如果分子结构是空间对称的
，则为__________分子，否则是________分子。
非极性
非极性
极性
思考感悟
1．CH4分子中共价键的类型和分子类型分别是什么？
【提示】 CH4分子的结构式为： 分子中有4个C—H键，C—H键为极性键。但由于其立体构型为正四面体形，高度对称，故为非极性分子。
二、范德华力及其对物质性质的影响
分子
相
互作用力
弱
越大
相似
越大
物理
化学
越高
2.Cl2、Br2、I2三者的组成和化学性质均相似，但状态却为气、液、固的原因是什么？
【提示】 Cl2、Br2、I2的组成和结构相似，由于相对分子质量逐渐增大，所以范德华力逐渐增大，故熔、沸点升高，状态由气体变为液体、固体。
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(如N、F、O)形成共价键的_________与另一个分子中或同一分子中__________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____、_____、____中的一种，“—”表示_________，“…”表示形成的________。
电负性
氢原子
电负性
N
O
F
共价键
氢键
强
方向
饱和
分子间
分子内
3．特征
(1)氢键不属于化学键，是一种分子间作用力，比化学键的键能小1～2个数量级，但比范德华力_______。
(2)具有一定的_________性和________性。
4．类型
(1)___________氢键，如水中：O—H…O—；
(2)___________氢键，如 。
5．氢键对物质性质的影响
(1)当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将_________。
(2)当形成分子内氢键时，物质的熔、沸点将_________。
(3)氢键也影响物质的电离、_______等过程。
升高
下降
溶解
6．氢键与水分子的性质
(1)水结冰时，体积膨胀，密度________。
(2)接近沸点时形成“缔合分子”，水蒸气的相对分子质量比用化学式H2O计算出来的相对分子质量_________。
减小
大
思考感悟
3．(1)H2S与H2O组成和结构相似，且H2S的相对分子质量大于H2O，但是H2S为气体，水却为液体，为什么？
(2)冰浮在水面上的原因是什么？
【提示】 (1)水分子间形成氢键，增大了水分子间的作用力，使水的熔、沸点比H2S的熔、沸点高。
(2)由于水结成冰时，水分子大范围地以氢键互相联结，形成疏松的晶体，造成体积膨胀，密度减小。
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。
非极性
极性
2．影响物质溶解性的因素
温度
压强
相似相溶
氢键
增大
氢键
思考感悟
4．CH3OH能与水以任意比互溶而戊醇在水中的溶解度却较小，原因是什么？
【提示】 CH3OH中的—OH与H2O中的—OH相近，甲醇能与H2O互溶，而CH3CH2CH2CH2CH2OH中烃基较大，其中的—OH跟水分子中的—OH相似的因素小得多，因而戊醇在水中的溶解度明显减小。
五、手性
1．手性异构体
具有完全相同的_______和____________的一对分子，如同左手与右手一样互为_______，却在三维空间里不能________，互称手性异构体。
组成
原子排列
镜像
重叠
手性异构体
2．手性分子
有_____________的分子叫做手性分子。如乳酸
( )分子。
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_______，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_______。
越高
越强
越强
课堂互动讲练
分子极性的判断
1．化合价法
ABm型分子中，中心原子的化合价的绝对值等于该元素的价电子数时，该分子为非极性分子，此时分子的空间结构对称；若中心原子的化合价的绝对值不等于其价电子数，则分子的空间结构不对称，其分子为极性分子，具体实例如下：
分子 BF3 CO2 PCl5 SO3(g) H2O NH3 SO2
中心原子化合价绝对值 3 4 5 6 2 3 4
中心原子价电子数 3 4 5 6 6 5 6
分子极性 非极性 非极性 非极性 非极性 极性 极性 极性
2.根据所含键的类型及分子的立体构型判断
分子类型 分子立体构型 键角 键的极性 分子极性 常见物质
A2 直线形(对称) － 非极性键 非极性分子 H2、O2、N2等
AB 直线形(非对称) － 极性键 极性分子 HX、CO、NO等
分子类型 分子立体构型 键角 键的极性 分子极性 常见物质
AB2 直线形(对称) 180° 极性键 非极性分子 CO2、CS2等
A2B V形(不对称) － 极性键 极性分子 H2O、H2S等
AB3 正三角形(对称) 120° 极性键 非极性分子 BF3、SO3等
AB3 三角锥形(不对称) － 极性键 极性分子 NH3、PCl3等
AB4 正四面体形(对称) 109°28′ 极性键 非极性分子 CH4、CCl4等
3.根据中心原子最外层电子是否全部成键判断
中心原子即其他原子围绕它成键的原子。分子中的中心原子最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。
CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。
H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。
特别提醒：(1)极性分子中一定有极性键，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。
例1
请指出表中分子的立体构型，判断其中哪些属于极性分子，哪些属于非极性分子。
分子 立体构型 极性(非极性)分子 分子 立体构型 极性(非极性)分子
O2 HF
CO2 H2O
BF3 NH3
CCl4 PCl3
【思路点拨】 解答本题要注意以下两点：
(1)根据中心原子的杂化类型，判断分子的立体构型。
(2)结合分子立体构型判断分子的极性。
【解析】 由于O2、CO2、BF3、CCl4均为对称结构，所以它们均为非极性分子。HF、H2O、NH3、PCl3空间结构不对称，均为极性分子。
【答案】
分子 立体构型 极性(非极性)分子 分子 立体构型 极性(非极性)分子
O2 直线形 非极性分子 HF 直线形 极性分子
CO2 直线形 非极性分子 H2O V形 极性分子
BF3 平面三角形 非极性分子 NH3 三角锥形 极性分子
CCl4 正四面体形 非极性分子 PCl 三角锥形 极性分子
变式训练1 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。
范德华力、氢键及共价键的比较
范德华力 氢键 共价键
概念 物质分子之间普遍存在的一种相互作用力 由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力 原子间通过共用电子对所形成的相互作用
分类 分子内氢键、分子间氢键 极性共价键、非极性共价键
特征 无方向性、无饱和性 有方向性、有饱和性 有方向性、有饱和性
范德华力 氢键 共价键
强度比较 共价键>氢键>范德华力
影响强度的因素 ①随着分子极性的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大 成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
范德华力 氢键 共价键
对物质性质的影响 ①影响物质的熔、沸点，溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。如F2H2S，HF>HCl，NH3>PH3 ①影响分子的稳定性②共价键键能越大，分子稳定性越强
特别提醒：(1)有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。
(2)氢键与范德华力主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点等。化学键主要影响物质的化学性质。
例2
【解析】 分子间作用力是分子间相互作用力的总称，A正确；范德华力是分子与分子间的相互作用力，而氢键是分子间比范德华力稍强的作用力，它们可以同时存在于分子之间，C正确；分子间氢键的形成除使物质的熔、沸点升高外，对物质的溶解度等也有影响，B正确；氢键不是化学键，化学键是原子与原子间强烈的相互作用，D错误。
【答案】 D
【误区警示】 (1)分子间作用力不等价于范德华力，对某些分子来说分子间作用力包括范德华力和氢键。
(2)氢键不是化学键。
变式训练2 二甘醇可用于溶剂、纺织助剂等，一旦进入人体会导致急性肾衰竭，危及生命。二甘醇的结构简式是
HO—CH2CH2—O—CH2CH2—OH。下列有关二甘醇的叙述正确的是( )
A．符合通式CnH2nO3
B．分子间能形成氢键
C．分子间不存在范德华力
D．能溶于水，不溶于乙醇
解析：选B。二甘醇的分子式为C4H10O3，它符合通式CnH2n＋2O3。二甘醇分子之间能形成O—H…O—氢键，也存在范德华力。由“相似相溶”规律可知，二甘醇能溶于水和乙醇。故正确答案为B。
分子间作用力对物质性质的影响
1．范德华力对物质性质的影响
(1)对物质熔、沸点的影响
一般说来，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、沸点通常越高。如熔、沸点：I2＞Br2＞Cl2＞F2，Rn＞Xe＞Kr＞Ar＞Ne＞He。
(2)对物质溶解性的影响
如：在273 K、101 kPa时，氧气在水中的溶解度(0.049 cm3·L－1)比氮气在水中的溶解度(0.024 cm3·L－1)大，就是因为O2与水分子之间的作用力比N2与水分子之间的作用力大所导致的。
(3)相似相溶规律
极性分子一般能溶于极性溶剂中(如HCl易溶于水中)，非极性分子一般能溶于非极性溶剂中(如I2易溶于CCl4中，白磷溶于CS2中)。
2．氢键对物质性质的影响
(1)对物质熔、沸点的影响
①某些氢化物分子存在氢键，如H2O、NH3、HF等
，会使同族氢化物沸点反常，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
②当氢键存在于分子内时，它对物质性质的影响与分子间氢键对物质性质产生的影响是不同的。邻羟基苯甲醛的氢键存在于分子内部，对羟基苯甲醛存在分子间氢键，因此对羟基苯甲醛的熔点、沸点分别比邻羟基苯甲醛的熔点、沸点高。
(2)对物质密度的影响
氢键的存在，会使物质的密度出现反常，如液态水变为冰，密度会变小。
(3)对物质溶解度的影响
溶剂和溶质之间存在氢键，溶解性好，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就比较小。如NH3极易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能与水混溶，就是因为它们与水形成了分子间氢键的原因。
(4)氢键对物质结构的影响
氢键的存在使一些物质具有一些特殊结构，如冰晶体的孔穴结构等。
特别提醒：判断物质的性质受何种作用力影响，首先要弄清该性质是物理性质还是化学性质，然后找出其影响因素。同时也要能根据作用力的强弱分析物质性质的变化规律。如键能越大，键长越短，键能越强，化学性质越稳定；相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔、沸点越高。
例3
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________________________________________________________________________。
【解析】 H2O与H2O分子之间有四个氢键，故沸点最高，故A为ⅥA族氢化物沸点曲线，ⅣA族的氢化物都为非极性分子，沸点较低，第二周期元素的氢化物间也不存在氢键，故选D。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，所以它们沸点与范德华力有关，而范德华力与相对分子质量有关，故随着相对分子质量的增大，沸点随之升高。曲线中第
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
变式训练3 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。在A项中，卤素单质分子间存在着分子间作用力，且相对分子质量越大，分子间作用力越强，单质的熔点也就越高。D项，在干冰中，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项中由于H2O分子间存在氢键，使分子间作用力增强，所以H2O的沸点要比H2S的高。只有C项中由于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。故正确答案为C。(共39张PPT)
第四节 离子晶体
学习目标
1.了解离子晶体的结构特点。
2.能根据离子晶体的结构特点解释其物理性质。
3.了解晶格能的含义及其应用。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第四节 离子晶体
课前自主学案
一、离子晶体
1．结构特点
阳离子
阴离子
离子键
2．决定晶体结构的因素
半径比
电荷比
离子键
3．性质
熔、沸点_______，硬度_______，难溶于有机溶剂。
较高
较大
思考感悟
1．离子晶体中存在共价键吗？
【提示】 有些离子晶体如NaOH、NH4Cl、Na2SO4中存在共价键，有些离子晶体中不存在共价键如NaCl、MgO等。
二、晶格能
1．概念
_____________形成1摩离子晶体__________的能量，通常取_________，单位为___________。
2．影响因素
3．晶格能对离子晶体性质的影响
晶格能越大，形成的离子晶体越________，而且熔点越_______，硬度越________。
气态离子
释放
正值
kJ·mol－1
越多
越小
稳定
高
大
思考感悟
2．NaCl与KCl，NaCl与MgCl2哪一个晶格能更大？
【提示】 r(Na＋)r(Mg2＋)，所以MgCl2的晶格能大于NaCl。
课堂互动讲练
离子晶体及常见的类型
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：活泼金属原子容易失去电子而形成阳离子，活泼非金属原子容易得到电子形成阴离子。当活泼金属遇到活泼非金属时，电子发生转移，分别形成阳、阴离子，再通过静电作用形成离子键。
(4)离子键只存在于离子化合物中。
(5)强碱、活泼金属氧化物、大多数盐类是离子化合物。
2.离子晶体
(1)离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。
(2)离子晶体微粒之间的作用力是离子键。由于静电作用没有方向性，故离子键没有方向性。只要条件允许，阳离子周围可以尽可能多地吸引阴离子，同样，阴离子周围可以尽可能多地吸引阳离子，故离子键也没有饱和性。根据静电作用大小的影响因素可知，在离子晶体中阴、阳离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强。
(3)离子晶体的化学式只表示晶体中阴、阳离子的个数比，而不是表示分子的组成。
3．几种离子晶体模型
(1)NaCl型晶体结构模型(左下图)：配位数为6。
①在NaCl晶体中，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＋。
②每个Na＋周围与它最近且等距的Na＋有12个，每个Na＋周围与它最近且等距的Cl－有6个。
(2)CsCl型晶体结构模型(右下图)：配位数为8。
①在CsCl晶体中，每个Cs＋周围同时吸引着8个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着8个Cs＋。
②每个Cs＋与6个Cs＋等距离相邻，每个Cs＋与8个Cl－等距离相邻。
例1
(2011年黄冈高二检测)有下列八种晶体：A.SiO2(水晶)；B.冰醋酸；C.氧化镁；D.白磷；E.晶体氩；F.氯化铵；G.铝；H.金刚石。
用序号回答下列问题：
(1)属于原子晶体的化合物是________，直接由原子构成的晶体是________，直接由原子构成的分子晶体是________。
(2)由极性分子构成的晶体是________，含有共价键的离子晶体是________，属于分子晶体的单质是________。
(3)在一定条件下能导电并发生化学变化的是________。受热熔化后化学键不发生变化的是________，需克服共价键的是________。
【思路点拨】 判断晶体类型需要注意以下两点：
(1)晶体的构成微粒。
(2)微粒间的相互作用力。
【答案】 (1)A A、E、H E (2)B F D、E
(3)B、C、F B、D、E A、H
互动探究
(1)上述物质中均含有化学键吗？
(2)B与F所含化学键类型是否相同？
【提示】 (1)不是，稀有气体为单原子分子，分子内无化学键。(2)B项冰醋酸分子中的化学键为共价键，而F项所含化学键为离子键、共价键、配位键。所以两者所含化学键类型不同。
【规律方法】 判断晶体类型的方法
判断晶体的类型一般是根据物质的物理性质：
(1)在常温下呈气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg除外)。如H2O、H2等。对于稀有气体，虽然构成物质的微粒为原子，但应看作单原子分子，因为微粒间的相互作用力是范德华力，而非共价键。
(2)在熔融状态下能导电的晶体(化合物)是离子晶体。如：NaCl熔融后电离出Na＋和Cl－，能自由移动，所以能导电。
(3)有较高的熔、沸点，硬度大，并且难溶于水的物质大多为原子晶体，如晶体硅、二氧化硅、金刚石等。
(4)易升华的物质大多为分子晶体。还要强调的是，对于教材上每种晶体类型的例子，同学们一定要认真掌握其结构，把握其实质和内涵，在解题中灵活运用。
变式训练1 如图，直线交点处的圆圈为NaCl晶体中Na＋或Cl－所处的位置。这两种离子在空间三个互相垂直的方向上都是等距离排列的。
(1)请将其中代表Cl－的圆圈涂黑(不必考虑体积大小)，以完成NaCl晶体结构示意图。
(2)晶体中，在每个Na＋的周围与它最接近的且距离相等的Na＋共有________个。
(3)在NaCl晶胞中正六面体的顶角上、面上、棱上的Na＋或Cl－为该晶胞与其相邻的晶胞所共有，一个晶胞中Cl－的个数等于________，即________(填计算式)；Na＋的个数等于________，即________(填计算式)。
解析：(1)如图所示
答案：(1)
离子晶体的性质
1．熔、沸点
具有较高的熔、沸点，难挥发。离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用(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。因此，离子晶体具有较高的熔、沸点和难挥发的性质。
2．硬度
硬而脆。离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现出较高的硬度。当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
3．导电性
不导电，但熔化或溶于水后能导电。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。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。
例2
(2011年北京东城区高二检测)现有几组物质的熔点(℃)的数据：
A组 B组 C组 D组
金刚石：3550 Li：181 HF：－83 NaCl：801
晶体硅：1410 Na：98 HCl：－115 KCl：776
晶体硼：2300 K：64 HBr：－89 RbCl：718
二氧化硅：1723 Rb：39 HI：－51 CsCl：645
据此回答下列问题：
(1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是________。
(2)B组晶体共同的物理性质是______(填序号)。
①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于________________________________________________________________________。
(4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。
①硬度小 ②水溶液能导电
③固体能导电 ④熔融状态能导电
(5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为：NaCl>KCl>RbCl>CsCl，其原因解释为：________________________________________________________________________。
【解析】 通过读取表格中数据先判断出晶体的类型及晶体的性质，应用氢键解释HF的熔点反常，利用晶格能的大小解释离子晶体熔点高低的原因。
【答案】 (1)原子 共价键 (2)①②③④
(3)HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即可)
(4)②④ (5)D组晶体都为离子晶体，r(Na＋)互动探究
(1)A组与C组熔点差别较大的原因是什么？
(2)B组与D组的组成微粒分别是什么？微粒间的作用力是什么？
【提示】 (1)A组的微粒间的作用力是共价键，C组的微粒间的作用力为分子间作用力，因共价键>分子间作用力，所以A组的熔点高于C组。
(2)B组的组成微粒为金属阳离子和自由电子，两者之间的作用力为金属键。D组的组成微粒为阳离子和阴离子，两者之间的作用力为离子键。
【规律方法】 晶体熔、沸点高低的判断
(1)不同类型晶体的熔、沸点：原子晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体(除少数外)>分子晶体；金属晶体熔、沸点有的很高，如钨，有的很低，如汞(常温下是液体)。
(2)同类型晶体的熔、沸点：
①原子晶体：结构相似，半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。如金刚石>碳化硅>晶体硅。
②分子晶体：组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，熔、沸点越高。如CI4>CBr4>CCl4>CF4。
③金属晶体：所带电荷数越大，原子半径越小，则金属键越强，熔、沸点越高。如Al>Mg>Na>K。
④离子晶体：离子所带电荷越多，半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。如KF>KCl>KBr>KI。
变式训练2 比较下列几组晶体熔、沸点的高低顺序。
(1)金刚石、氯化钠、晶体硅、干冰
(2)石英晶体、铝硅合金、冰
(3)CaO、KI、KCl
(4)F2、Cl2、Br2、I2
解析：金刚石、晶体硅都属于原子晶体，C原子半径比Si原子半径小，键能大，金刚石熔点比晶体硅的高，原子晶体>离子晶体>分子晶体，故金刚石>晶体硅>氯化钠>干冰；石英为原子晶体，熔点较高，并且合金的熔点比任一组分熔点都低，故冰<铝硅合金<金属铝<石英晶体；CaO、KCl、KI为离子晶体，熔点：CaO>KCl>KI；F2、Cl2、Br2、I2单质为分子晶体，熔点高低与相对分子质量大小有关，相对分子质量越大，熔点越高，故熔点高低顺序为：I2>Br2>Cl2>F2。
答案：(1)金刚石>晶体硅>氯化钠>干冰
(2)石英晶体>铝硅合金>冰
(3)CaO>KCl>KI
(4)I2>Br2>Cl2>F2(共70张PPT)
第二节 分子的立体构型
学习目标
1.了解共价键分子结构的多样性和复杂性。
2.认识价层电子对互斥理论、杂化轨道理论和配合物理论。
3.能根据有关理论判断简单分子或离子的立体构型。
4.会判断简单配合物的成键情况，了解简单配合物的命名方法。
5.简单了解分子立体结构的测定办法。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第二节 分子的立体构型
课前自主学案
一、形形色色的分子
分子的立体构型：两个以上原子构成的分子中的原子的空间关系问题。
1．三原子分子的立体构型有直线形和V形两种。如：
化学式 电子式 结构式 键角 分子的立体模型 立体构型
CO2
______ _______
H2O
_______ _______
180°
105°
直线形
V形
2.四原子分子大多数采取平面三角形和三角锥形两种立体构型。如：
化学式 电子式 结构式 键角 分子的立体模型 立体构型
CH2O _____ ___________
NH3 _____ ___________
120°
107°
平面三
角形
三角锥
形
3.五原子分子的可能立体构型更多，最常见的是正四面体形。如：
化学式 电子式 结构式 键角 分子的立体模型 立体构型
CH4 _________ ___________
CCl4 _________ ___________
109°28′
109°28′
正四面
体形
正四面
体形
思考感悟
1.五原子分子都是正四面体结构吗？
【提示】 不是，如CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3等，虽为四面体结构，但由于碳原子所连的四个原子不相同，四个原子电子间的排斥力不同，使四个键的键角不再相等，所以并不是正四面体结构。
二、价层电子对互斥理论
1．价层电子对互斥理论(VSEPR)
分子中的价层电子对(包括____________和_________________________)由于___________作用，而趋向尽可能彼此远离以减小_______，分子尽可能采取________的立体构型。电子对之间的夹角越大，排斥力_______。
σ键电子对
中心原子上的孤电子对
相互排斥
斥力
对称
越小
2．价层电子对的确定方法
思考感悟
3．VSEPR模型的用途
预测分子或离子的____________。
(1)中心原子上的价电子都用于形成共价键的分子的立体构型
立体构型
ABn 价层电子对数 电子对排布方式 立体构型 键角 范例
n＝2 _____ _________ 180° CO2
2
直线
形
ABn 价层电子对数 电子对排布方式 立体构型 键角 范例
n＝3 ____
______________ 120° BF3
n＝4 ____
_______________ 109°28′ CH4
平面三角
形
正四面体
形
3
4
(2)中心原子上有孤电子对的分子的立体构型
对于中心原子上有孤电子对(未用于形成共价键的电子对)的分子，中心原子上的孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并互相排斥使分子呈现不同的立体构型。见下表。
化学式 结构式 含孤电子对的VSEPR模型 分子或离子的立体构型 分子或离子的立体构型名称
H2O
_______
NH3 ________
V形
三角锥形
化学式 结构式 含孤电子对的VSEPR模型 分子或离子的立体构型 分子或离子的立体构型名称
HCN _______
H3O＋ ________
SO2 _______
直线形
三角锥形
V形
三、杂化轨道理论简介
1．杂化与杂化轨道
(1)概念
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。
②杂化轨道
杂化后形成的新的_____________的一组原子轨道。
能量相近
相等
能量相同
(2)类型
杂化类型 sp sp2 sp3
参于杂化的原子轨道及数目 1个s轨道和
1个p轨道 1个s轨道和
2个p轨道 1个s轨道和
3个p轨道
杂化轨道的数目 ______ ______ ______
2
3
4
2.杂化轨道类型与分子空间构型的关系
杂化类型 sp sp2 sp3
杂化轨道间的夹角 ______ ______ _________
空间构型 _________ ___________ __________
实例 CO2、C2H2 BF3 CH4、CCl4
180°
120°
109°28′
直线形
平面三角形
正四面体形
思考感悟
3.用杂化轨道理论分析NH3呈三角锥形的原因。
【提示】 NH3分子中的N原子价电子排布图为 ,1个2s轨道与3个2p轨道杂化后，形成4个sp3杂化轨道，其中3个杂化轨道中是单电子，分别与3个H原子形成σ键，一个杂化轨道中是成对电子，不形成共价键。sp3杂化轨道应为正四面体构型，但由于孤电子对不形成化学键，故NH3分子为三角锥形。
四、配合物理论简介
1．配位键
(1)概念：_____________由一个原子_________提供而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”，是一类特殊的____________。
(2)表示
配位键可以用A→B来表示，其中A是________孤电子对的原子，叫做给予体；B是_________电子对的原子，叫做接受体。
孤电子对
单方面
共价键
提供
接受
2．配位化合物
(1)概念：___________________与某些分子或离子(称为________)以___________结合形成的化合物，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
实验操作 实验现象 有关离子方程式
滴加氨水后，试管中首先出现____________，氨水过量后沉淀逐渐_________，滴加乙醇后析出____________ Cu2＋＋2NH3·H2O=== Cu(OH)2↓＋ Cu(OH)2＋4NH3===
[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－
蓝色沉淀
溶解
深蓝色晶体
实验操作 实验现象 有关离子方程式
溶液颜色_____ Fe3＋＋3SCN－??Fe(SCN)3
变红
思考感悟
4.配制银氨溶液时，向AgNO3溶液中滴加氨水，先生成白色沉淀，后沉淀逐渐溶解，为什么？
课堂互动讲练
用价层电子对互斥理论确定分子或离子立体构型的方法
2．确定价层电子对的立体构型
由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离。于是价层电子对的立体构型与价层电子对数目的关系如下表：
价层电子对数 2 3 4
价层电子对构型 直线形 三角形 四面体形
这样已知价层电子对的数目，就可以确定它们的立体构型。
3．分子立体构型的确定
价层电子对有成键电子对和孤电子对之分，价层电子对的总数减去成键电子对数，得孤电子对数。根据成键电子对数和孤电子对数，可以确定相应的较稳定的分子立体构型，如下表所示：
价层电子对数 VSEPR模型名称 成键电子对数 孤电子对数 电子对的排列方式 分子的立体构型名称 实例
2 直线形 2 0 直线形 BeCl2 CO2
价层电子对数 VSEPR模型名称 成键电子对数 孤电子对数 电子对的排列方式 分子的立体构型名称 实例
3 平面三角形 3 0
平面三角形 BF3 BCl3
2 1
V形 SO2
价层电子对数 VSEPR模型名称 成键电子对数 孤电子对数 电子对的排列方式 分子的立体构型名称 实例
4 四面体 4 0
正四面体形 CH4 CCl4
3 1
三角锥形 NH3 NF3
2 2
V形 H2O
特别提醒：利用上表判断分子立体构型时注意：
(1)如果在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。所以H2O分子的键角应小于109°28′。
(2)对于分子中有双键、三键等多重键时，使用价层电子对理论判断其分子构型时，双键的两对电子和三键的三对电子只能作为一对电子来处理，或者说在确定中心原子的价层电子对总数时不包括π电子。
例1
【思路点拨】 解答本题需注意以下两点：
(1)确定每个结构中成键电子及孤电子对。
(2)根据VSEPR模型判断分子或离子的立体构型。
【解析】 根据各分子的电子式和结构式，分析中心原子的孤电子对数，依据中心原子连接的原子数和孤电子对数，确定VSEPR模型和分子的立体构型。
分子或离子 结构式 中心原子孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 VSEP R模型名称 立体构型
BeCl2 Cl—Be—Cl 0 2 直线形 直线形
分子或离子 结构式 中心原子孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 VSEP R模型名称 立体构型
SCl2
2 4 四面体 V形
BF3 0 3 平面三角形 平面三角形
PF3 1 4 四面体 三角锥形
分子或离子 结构式 中心原子孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 VSEP R模型名称 立体构型
NH
0 4 四面体 正四面体形
SO
1 4 四面体 三角锥形
【答案】 直线形 V形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 三角锥形
【误区警示】 使用价层电子对互斥理论判断分子立体构型时需注意：
价层电子对互斥构型是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。两者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对(未用于形成共价键的电子对)，当中心原子上无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，两者的构型不一致。
变式训练1 若ABn分子的中心原子A上没有未用于形成共价键的孤电子对，根据价层电子对互斥理论，下列说法正确的是( )
A．若n＝2，则分子的立体构型为V形
B．若n＝3，则分子的立体构型为三角锥形
C．若n＝4，则分子的立体构型为正四面体形
D．以上说法都不正确
解析：选C。若中心原子A上没有未成键的孤电子对，则根据斥力最小的原则，当n＝2时，分子的立体构型为直线形；n＝3时，分子的立体构型为平面三角形；当n＝4时，分子的立体构型为正四面体形。
分子立体构型和杂化轨道类型的关系
1．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：
代表物 杂化轨道数 杂化轨道类型
CO2 0＋2＝2 sp
CH2O 0＋3＝3 sp2
CH4 0＋4＝4 sp3
SO2 1＋2＝3 sp2
NH3 1＋3＝4 sp3
H2O 2＋2＝4 sp3
2.共价键全部为σ键的分子构型与杂化类型
3.含σ键和π键的分子构型和杂化类型
特别提醒：(1)杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对越多，键角越小。例如，NH3中的氮原子与CH4中的碳原子均为sp3杂化，但键角分别为107°和109°28′。
(2)杂化轨道与参与杂化的原子轨道数目相同，但能量不同。
(3)杂化轨道也符合价层电子对互斥模型，应尽量占据整个空间，使它们之间的排斥力最小。
例2
元素X和Y属于同一主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，在这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60%。
(1)确定X、Y两种元素在周期表中的位置。
(2)在元素X和元素Y两种元素形成的化合物中，写出X质量分数为50%的化合物的化学式________；该分子的中心原子以________杂化，分子构型为______________。
(3)写出X的质量分数为60%的化合物的化学式__________________________________；
该分子的中心原子以________杂化，分子构型为______________。
(4)由元素氢、X、Y三种元素形成的化合物常见的有两种，其水溶液均呈酸性，试分别写出其分子式________、____________，并比较酸性强弱：__________________。
两种酸的阴离子分别为________和________，立体构型分别为________和________。
(5)由氢元素与X元素形成的化合物中，含有非极性键的是________(写分子式)，分子构型为V形的是______(写分子式)。
SO2 SO3 SO SO H2O
价层电子对数 3 3 4 4 4
价层电子对构型 三角形 三角形 四面体 四面体 四面体
②依据成键电子对和孤电子对数目判断分子构型
SO2 SO3 SO SO H2O
价层电子对数 3 3 4 4 4
成键电子对数 2 3 3 4 2
孤电子对数 1 0 1 0 2
【答案】 (1)X：第二周期，ⅥA族；Y：第三周期，ⅥA族。
(2)SO2 sp2 V形
(3)SO3 sp2 平面三角形
(4)H2SO3 H2SO4 H2SO4>H2SO3 SO SO 三角锥形 正四面体形
(5)H2O2 H2O
【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。
变式训练2 (2011年秦皇岛高二检测)氨气分子的立体构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为( )
A．两种分子的中心原子的杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化
B．NH3分子中N原子形成3个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道
C．NH3分子中有一对未成键的孤电子对，它对成键电子的排斥作用较强
D．氨气分子是4原子化合物，甲烷为5原子化合物
解析：选C。NH3和CH4都是sp3杂化，故A、B错误
，跟分子中原子个数无关，故D错误。
配位键与配位化合物
1．配位键与非极性键、极性键的区别与联系
类型
比较 共价键
非极性键 极性键 配位键
本质 相邻原子间的共用电子对(电子云重叠)与原子核间的静电作用
成键条件(元素种类) 成键原子得、失电子能力相同(同种非金属) 成键原子得、失电子能力差别较小(不同非金属) 成键原子一方有孤电子对(配体)，另一方有空轨道(中心离子或原子)
特征 有方向性、饱和性
特别提醒：(1)不是所有的配合物都具有颜色。如[Ag(NH3)2]OH 溶液无色，而Fe(SCN)3溶液呈红色。(2)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。
2．配合物的组成
一般中心原子(或离子)的配位数为2、4、6。
3．形成配合物的条件
(1)配体有孤电子对；(2)中心原子有空轨道。
4．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体的性质有关。
5．配合物形成时的性质改变
(1)颜色的改变，如Fe(SCN)3的形成；
(2)溶解度的改变，如AgCl→[Ag(NH3)2]＋。
例3
气态氯化铝(Al2Cl6)是具有配位键的化合物，分子中原子间成键关系如图所示。请将图中你认为是配位键的斜线加上箭头。
【解析】 解答本题要善于挖掘、提炼题目所给的有用信息，弄清配位键的概念及形成条件。
Cl原子最外层有7个电子，Al原子最外层有3个电子，上图中每个键代表1对共用电子对，据此可判断氯化铝(Al2Cl6)中与两个铝形成共价键的氯原子中，有一个键是配位键，氯原子提供电子对，铝原子提供空轨道。配位键的箭头指向提供空轨道的一方。
【答案】
【规律方法】 要想准确解答此类题目，需要掌握好配位键的形成条件： 一种原子有空轨道，另一种原子有孤电子对。因此正确分析原子的最外层电子排布和成键情况是解答该类题目的关键。
变式训练3 下列现象与形成配合物无关的是
( )
A．向FeCl3中滴入KSCN溶液，溶液呈红色
B．向Cu与Cl2反应后的集气瓶中加少量H2O，溶液呈绿色，再加水，溶液呈蓝色
C．Cu与浓HNO3反应后，溶液呈绿色；Cu与稀HNO3反应后，溶液呈蓝色
D．向FeCl3中滴加氨水产生红褐色沉淀
解析：选D。Fe3＋与SCN－形成配合物Fe(SCN)3，显红色；Cu2＋在水溶液中形成配离子[Cu(H2O)2]2＋显绿色，[Cu(H2O)4]2＋显蓝色，故A、B、C项均与形成配合物有关。D项中，FeCl3与氨水反应生成Fe(OH)3红褐色沉淀，与形成配合物无关。