山东临清三中英语(外研版)全套课件：必修三

(共19张PPT)
原子核外电子的排布
美丽的烟火和激光 跟原子的结构有何关系呢
氦被称为太阳元素，因为最初是从太阳上发现的, 又是如何发现的呢？
内容回顾：
1、原子核外空间由里向外划分为不同的电子层
2、同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动
3、不同的轨道的能量不同
电 子 层 一 二 三 四 五 六 七 ……
符 号 K L M N O P Q ……
最多电子数 2 8 18 32 50 ……
电 子 层 一 二 三 四 五
轨 道 类 型 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p……
轨 道 数 1 4 9 16 25
最多电子数 2 8 18 32 50
比较下列轨道能量的高低
1. ns np nd nf
2. 1s 2s 3s 4s
2px 2py 2pz
3Px 2S
3d 4s
< < <
< < <
= =
>

交流与讨论
原子核外电子的排布所遵循的原理：
1、能量最低原理
电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道
2、泡利不相容原理
每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子
3、洪特规则
在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨
道，且自旋状态相同
下列关于氮原子的轨道表示式是否正确，为什么
思考与探索：
交流与讨论
1、写出 11Na、13Al的电子排布式和轨道表示式，思考17Cl原子核外电子的排布，总结第三周期元素原子核外电子排布的特点
2、写出19K、22Ti、24Cr的电子排布式的简式和轨道表示式，思考35Br原子的电子排布，总结第四周期元素原子电子排布的特点，并仔细对照周期表，观察是否所有原子电子排布都符合前面的排布规律
对于能量相同的轨道(同一电子亚层)，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。
洪特规则的特例：
原子核外电子在具有确定能量的轨道上运动，当原子不受外界影响时，电子既不吸收也不放出能量。
不同的原子轨道具有不同的能量，轨道能量的变化是不连续的，即量子化的。
(3)当电子吸收了能量（如光能、热能等），就会从从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道的电子不稳定，会回到能量较低的轨道上，当电子从能量较高的(E2)轨道跃迁到能量较低的(E0)轨道时发射出光子，发出光的波长取决于两个轨道的能量差。
原子光谱原理
原子发射光谱
原子吸收光谱
锂、氦、汞的发射与吸收光谱
练习与实践1
1. 分析下列两种核外电子的排布是否正确
A.1s22s22p33s2 B.1s22s22p5
2.判断K原子电子排布式是否正确
A. 1s22s22p63s23p63d1 B. 1s22s22p63s23p54s2
C. 1s22s22p63s23p64s1 D.[Ar] 4s1
3.某原子的第四电子层只有两个电子，则该原子第三电子层的电子数肯定为（ ）
A.8个 B.18个 C.8～18个 D.8～32个
练习与实践2
1.下列元素中，电子排布不正确的是（ ）
A.20Ca 4s2 B.24Cr 3d44s2
C.18Ar 3s23d6 D.28Ni 3d84s2
3.第四周期元素原子中未成对电子数最多可达（ ）
A.4个 B.5个 C.6个 D.7个
4.已知下列元素原子的外围电子构型为：
3s2； 3s23p3； 4s1； 4s24p1； 3d54s2，
它们分别属于第几周期？第几族？最高化合价是多少？(共4张PPT)
章末优化总结
章末优化总结
知识网络构建
章末综合检测
知识网络构建
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(共54张PPT)
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28张PPT)
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18张PPT)
第二章 分子结构与性质
第一节 共价键
(第二课时)
某些共价键的键能
二、键参数
1、键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。通常取正值。
键能越大，即形成化学键时放出的能量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易被打断。
1、键能：三键＞双键＞单键
（注：键能不成倍数关系）
2、元素非金属性越强，H—R键键能越大，键越稳定，与其他同种元素形成的键亦如此。
某些共价键键长
2、键长：形成共价键的两个原子
之间的核距离。
键长越短，键能越大，
共价键越稳定
共价半径：
相同原子的共价键键长的一半称为共价半径。
3、键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角
多原子分子的键角一定,
表明共价键的方向性
1、试利用表2—l的数据进行计算，1 mo1 H2分别跟lmolCl2、lmolBr2(蒸气)反应，分别形成2mo1HCl分子和2molHBr分子，哪一个反应释放的能量更多 如何用计算的结果说明氯化氢分子和溴化氢分子哪个更容易发生热分解生成相应的单质？
2．N2、02、F2跟H2的反应能力依次增强，从键能的角度应如何理解这一化学事实
3．通过上述例子，你认为键长、键能对分子的化学性质有什么影响？
思考与交流
CO分子和N2分子的某些性质
三、等电子原理：
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质是相近的
1919年，langmuir提出等电子原理：原子相
同、最外层电子总数相同的分子，互称为等
电子体。等电子体的结构相似、物理性质相
近。根据上述原理，仅由第二周期元素组成
的共价分子中，互为等电子体的是： 和
； 和 ；
（2）此后，等电子原理又有发展。例如：短
周期元素组成的物质中，与NO2－互为等电子
体的分子有 、 。
N2
CO
CO2
N2O
O3
SO2
共价键
本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）
特征：具有饱和性和方向性
成键方式
σ键
特征
电子云呈轴对称（如s-sσ键，s-pσ键，p-pσ键）”头碰头”
π键
特征
电子云呈镜面对称
（如p-p π键）”肩并肩”
规律
共价单键 — σ键
共价双键 — 1个σ键，1个π键
共价三键 — 1个σ键，2个π键
键参数
键能：键能越大，共价键越稳定
键长：键长越短，共价键越稳定
键角：描述分子空间结构的重要参数
衡量共价键的稳定性
反馈练习
1、能够用键能的大小作为主要依据来解释的是（ ）
A、稀有气体一般难以发生化学反应
B、氮气的化学性质比氧气稳定
C、二氧化碳是一种直线型分子
D、硝酸是挥发性酸，而硫酸是不挥发性酸
B
2、能说明BF3分子中的4个原子处于同一平面的理由是（ ）
A、3个B—F键的键能相同
B、3个B—F键的键长相同
C、3个B—F键的键角均为120°
D、3个B—F键均为σ键
C
3、下列各说法中正确的是 （ ）
A．分子中键能越高，键长越大，则分子越稳定
B．元素周期表中的ⅠA族（除H外）和ⅦA族元
素的原子间可能形成共价键
C．水分子可表示为HO—H，分子中键角为180°
D．H—O键键能为463KJ/mol，即18克H2O分解
成H2和O2时，消耗能量为2×463KJ
B
4、下列说法中正确的是 （ ）
A．双原子分子中化学键键能越大，分子越牢固
B．双原子分子中化学键键长越长，分子越牢固
C．双原子分子中化学键键角越大，分子越牢固
D．在同一分子中，σ键要比π键的分子轨道重
叠程度一样多，只是重叠的方向不同
A
5、下列说法中不正确的是（ ）
A、双键、三键都有π键
B、成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固
C、因每个原子未成对电子数是一定的，故配对原子个数也一定
D、所有原子轨道在空间都有自己的方向性
D
6、下列共价键的键能按由小到大排列的是（ ）
A．N—Cl N—Br N—F　　　　　　
B．H—Cl H—S H—P　　　　
C．Se—H S—H O—H　　　　　　
D．C—H N—H O—H
CD
7、某些化学键的键能如下表所示（kJ·mol－1）：
（1）把1mol Cl2分解为气态原子时，需要 （填“吸收”或“放出”） KJ能量
（2）1mol H2 在2mol Cl2中燃烧，放出的热量 多少 KJ。
（3）由表中所列化学键形成的单质分子中，最稳定的是 ，最不稳定的是 ，形成的化合物分子中，最稳定的是 ，最不稳定的是 ，
键 H－H Br－Br I－I Cl－Cl H－Cl H－I H－Br
键能 436 193 151 247 431 299 356
吸收
247
179
H2
I2
HCl
HI
（4）在一定条件下，1mol H2 与足量的Cl2 、Br2 、I2 分别反应，放出热量由多到少的是 。
A．Cl2 > Br2 > I2
B．I2 > Br2 > Cl2
（5）预测1mol H2 在足量F2 中燃烧比在Cl2中放热 。
键 H－H Br－Br I－I Cl－Cl H－Cl H－I H－Br
键能 436 193 151 247 431 299 356
A
多(共42张PPT)
第三章 第2节 原子晶体和分子晶体
临清三中化学组
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
本节建议3课时：
第一课时：P65图3-10前
分子晶体定义、晶体内作用力、
性质特点及典型分子晶体的分类
第二课时：P65~P67
分子晶体的不同堆积方式、
冰和干冰结构及性质比较
第三课时：P68~P69 原子晶体
一. 课时安排
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
一、课时安排
本课时包含内容： P65图3-10前
分子晶体定义、晶体内作用力、
性质特点及典型分子晶体的分类
第2节 分子晶体与原子晶体(第一课时)
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
二、教材内容分析
1．教材编写
晶体具有的规则的几何外形源于组成晶体的微粒
按一定规律周期性的重复排列。本节延续前面一节晶
体的常识，以“构成微粒→结构特点→性质特点”的认
知模式为主线，介绍了分子晶体的概念、性质特点及
典型的分子晶体。使学生对分子晶体的结构和性质特
点有一个大致的了解。并为后面学习原子晶体做好了
知识准备，以形成比较。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
(1)分子晶体的概念给出之后，以举例的形式让学生有形象具体的认识。
(2)通过表格，从数据事实来学习分子晶体的特性。从低熔点及易升华的物质出发，引导学生认识分子晶体的特性。这样编写方式有利于培养学生归纳整理的能力。
(3)以具体常见的物质为例归纳较为典型的分子晶体的五种类型。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
2．教材内容前后关系、地位
新旧教材内容的对比
新教材增加的内容 相对旧教材的变化
Ⅰ. 分子晶体中作用力的描述。在分子晶体中，分子内的原子间以共价键结合，而相邻分子靠分子间作用力相互吸引。
Ⅱ. 表3-2 某些分子晶体的熔点。
Ⅲ. 较系统地对分子晶体进行分类，较为详细地列出典型实例。 强化了对分子晶体特性中作用力的认识。
通过数据分析有利于学生理解分子晶体低熔点、易升华特性。
对分子晶体的类型要求更高，利于学生分析判断晶体类型。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
在学习了第二章分子结构和性质后，该部分对四种
晶体类型的介绍中首先介绍分子晶体，有利于学生利用
第二章的知识根据构成微粒的特点来识别分子晶体，并
认识分子晶体的结构特点与性质特点。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
3．教材素材处理
P65 表3-2：小组通过数据分析论，讨得出分子晶体的共性。
P65归纳典型分子晶体的五种类型：建议在组织教学中不是简单地阅读、记忆。可列出一系列物质让学生判断是否属于分子晶体。在判断中牢牢把握判断标准：是否由分子构成。对于易错点P、S、C60、金刚石、二氧化硅、硫酸、硝酸等的判断，分析过程中要充分让学生体会其构成微粒特点，注意使用好教材中已出现过的素材，如P36资料卡片“形形色色的分子”，P54硫酸、硝酸的结构式，P68金刚石的结构。可补充二氧化硅的结构图示。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
4．需补充的素材
P36资料卡片“形形色色的分子”
P54硫酸、硝酸的结构式
P68金刚石的结构
二氧化硅的结构图示
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
三、学情分析
1．学生的化学知识基础分析
第二章对分子结构和性质有了较详细的介绍，为学生学习本节内容积累了丰富的素材。
学生在化学必修教材中已经学习了“分类思想”，对晶体类型的分类有一定帮助。
2．学生的学习素质分析
经过长期的化学学习，学生已经能够理解并运用化学分类思想。并且大多数学生已有一定的整理归纳能力，能够从图表归纳升华化学知识。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
3．学生已有基础对本节学习的影响分析
好的影响：第二章对分子结构和性质的介绍对，
有利于学生根据构成微粒的特点来判断分子晶体，
并分析认识分子晶体的结构特点与性质特点。
不好的影响：学生易混淆共价化合物和分子晶
体，对分子晶体的认识会产生偏差。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
四、教学目标确定
基础目标：
1．准确描述分子晶体的概念。
2．通过认识典型分子晶体类型，学会判断哪些的晶体属于分子晶体。
3．知道分子晶体中的作用力和分子晶体的性质特点。
教学重点：分子晶体的构成微粒、晶体中的作用力、
性质特点和分子晶体的判断。
教学难点：分子晶体的判断。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
五、教学基本设计
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
第2节 分子晶体与原子晶体(第二课时)
、课时安排
本课时包含内容： P65~P67
分子晶体的不同堆积方式、
冰和干冰结构及性质比较
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
二、教材内容分析
1．教材编写
本课时主要是在了解分子晶体的性质特点及其典型
的分子晶体后，进一步研究分子晶体的结构特点：一类
是分子间作用力只有范德华力的分子晶体，包括大多数
的分子晶体，为分子密堆积，教材通过图3-10 O2的晶体
结构和C 60的晶胞为例进行介绍；另一类是分子间作用力
主要是氢键的分子晶体，教材以水为例，结合图示和文
字，较为详细分析了氢键的方向性和饱和性（饱和性未
提出，但描述中已涉及）对冰的结构的影响，解释了冰
与水的密度反常的原因。最后通过外形相似的冰和干冰
的晶体结构、性质对比，感受结构决定性质。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
2．教材内容前后关系、地位
新旧教材内容的对比
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
新教材增加的内容 相对旧教材的变化
Ⅰ. 大多数分子晶体的分子间作用力只有范德华力，堆积方式为分子密堆积。
Ⅱ. 图3-11形象展示冰与水的结构区别。较为详细地分析了氢键的方向性和饱和性（饱和性未提出，但描述中已涉及）对冰的结构的影响，解释了冰与水的密度反常的原因。旧教材化学第三册必修加选修中对该部分内容简单介绍。
Ⅲ. 外形相似的冰和干冰的晶体结构、性质对比。 强化了晶体空间堆积的知识。通过分子间作用力的区别引起分子晶体结构和性质的差异，感受结构决定性质。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
必修2中已提到氢键的存在引起冰的密度反常地大于
水的密度，该部分结合图示较为详细分析了氢键的方向
性和饱和性对冰的结构的影响，解释了冰密度反常的
原因。
该部分内容充分体现“结构决定性质”，为后续几种
晶体的学习提供借鉴，为几种晶体性质的对比打下基
础。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
3．教材素材处理
P65 图3-10 O2的晶体结构和C 60的晶胞：展示模型，引导学生数出1个C 60周围有紧邻的12个分子，体会分子密堆积。
P66图3-11形象展示冰与水的结构区别。在分析时要从1个水分子入手，感受氢键的饱和性和方向性使得1个水分子周围只有4个水分子，而非密堆积的12个，扩大到对冰的晶体结构的影响，注意和水的结构加以对比。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
3．教材素材处理
P66图3-12：对比外形相似的冰和干冰晶体结构、性质的差异，感受结构决定性质。
P66至P67资料卡片：可播放该实验视频，加深学生对分子晶体的特性认识。
P67 科学视野：学生阅读，了解前沿知识，拓展视野。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
4．需补充的素材
氧和碳60的晶体模型
干冰与镁条反应视频
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
三、学情分析
1．学生的化学知识基础分析
第一课时学生已经学习了分子晶体的典型例子，对分子晶体的低熔点、易升华的特性有所了解。学生在必修2和选修3第二章中已学习了范德华力和氢键，对这部分知识的学习很有帮助。
2．学生的学习素质分析
在本章第一节的学习中，学生对晶体空间构型有一定了解，有一定的空间想象能力，。这是学习晶体必备的能力。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
3．学生已有基础对本节学习的影响分析
好的影响：通过对氢键的已有的认识，学生在理解冰和液态水的结构时会更加方便。此外，对晶体空间构型的了解有助于理解分子密堆积。
不好的影响：在必修中出现过的NaCl、CsCl的晶胞易与CO2 的晶胞混淆，带来理解上的困难。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
四、教学目标确定
基础目标：
1．知道分子密堆积。
2．知道分子间作用力的区别引起分子晶体结构和性质的差异，感受结构决定性质。
3．知道范德华力和氢键对分子晶体的物理性质的影响。
教学重点：分子间作用力不同的两类分子晶体的结构
特点和性质特点。
教学难点：氢键对冰晶体结构和性质的影响。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
五、教学基本设计
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
第2节 分子晶体与原子晶体(第3课时)
、课时安排
第三课时：P68~P69 原子晶体
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
二、教材内容分析
1．教材编写
本课时在学习了分子晶体后，介绍了原子晶体的结构特点及物理性质，并对常见的原子晶体进行分类。以金刚石为代表物分析其结构特点，结合键参数说明其高熔点、高硬度，进而归纳出原子晶体的共同特点。在资料卡片中介绍了多种原子晶体的熔点和硬度，为学生认识原子晶体的共同特点提供了丰富的感性材料，有利于学生对分子晶体和原子晶体结构、性质的差异有更为清晰的认识。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
2．教材内容前后关系、地位
新旧教材内容的对比
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
新教材增加的内容 新教材删除的
内容 相对旧教材的变化
Ⅰ.金刚石晶胞示意图
Ⅱ.p69资料卡片介绍某些原子晶体的熔点和硬度
Ⅲ.常见的原子晶体分类 Ⅰ.二氧化碳与二氧化硅的熔点状态比较
Ⅱ.二氧化硅结构分析
Ⅲ.石墨晶体的结构示意图 强化以金刚石为典型代表物认识原子晶体的结构和性质。
常见类型的归纳有助于学生更好地判断分子晶体与原子晶体。
弱化了对石墨及二氧化硅晶体的认识。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
该部分是在学习分子晶体后介绍的第二种晶体类型。
和分子晶体一样，原子晶体的学习也是抓住“构成微粒→
结构特点→性质特点”的认知模式为主线来进行，和分子
晶体进行对比，强烈感受到结构对性质的决定作用。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
3．教材素材处理
P68 图3-14：对于晶胞示意图，建议让学生感受到中间
晶体结构不是晶胞即可，因为无法做到“无隙并置”，
有模型的学校老师可给学生展示，至于怎么从中提取
晶胞可不做要求。
可充分利用金刚石晶体结构模型转化出一类原子
晶体，加强学生对分类的理解。
P68图3-15：二氧化硅的使用前景广阔。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
4．需补充的素材
金刚石的晶体结构模型、二氧化硅、碳化硅、
单质B等晶体结构图片。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
三、学情分析
1．学生的化学知识基础分析
通过初三和必修1的学习学生已经知道金刚石和SiO2立体结构，从日常生活常识中学生知道金刚石的具有硬度大，熔点高的特性。在第二章第2节的学习中，学生对键长、键角等键参数认识比较深刻。学生的旧知和生活常识为本节学习打下了较好的基础。
2．学生的学习素质分析
通过分子晶体的学习中，学生对研究晶体的思路有了一定的了解。类比学习在高中化学中是常见的学习方法，学生已能较好地运用。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
3．学生已有基础对本节学习的影响分析
好的影响：通过分子晶体的学习，学生知道研究
晶体运用“构成微粒→结构特点→性质特点”主线。
不好的影响：掌握金刚石的晶胞，难度较大。
高二上期学生对物质性质认识还是停留在宏观表现，
对结构决定性质还缺乏一定认识。
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
四、教学目标确定
基础目标：
1．掌握原子晶体的概念，能够判断原子晶体；
2．了解金刚石等典型原子晶体的结构特征，能描述金刚石等原子晶体的结构与性质的关系。
教学重点：
原子晶体的结构特点和性质特点
教学难点：
原子晶体的结构特点
第三章 第2节 分子晶体与原子晶体
五、教学基本设计
期盼各位同行的指正！(共17张PPT)
第二章 分子结构与性质
第一节共价键
(第二课时)
某些共价键的键能
二、键参数
1、键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。通常取正值。
键能越大，即形成化学键时放出的能量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易被打断。
1、键能：三键＞双键＞单键
（注：键能不成倍数关系）
2、元素非金属性越强，H—R键键能越大，键越稳定，与其他同种元素形成的键亦如此。
某些共价键键长
2、键长：形成共价键的两个原子
之间的核距离。
键长越短，键能越大，
共价键越稳定
共价半径：
相同原子的共价键键长的一半称为共价半径。
3、键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角
多原子分子的键角一定,
表明共价键的方向性
1、试利用表2—l的数据进行计算，1 mo1 H2分别跟lmolCl2、lmolBr2(蒸气)反应，分别形成2mo1HCl分子和2molHBr分子，哪一个反应释放的能量更多 如何用计算的结果说明氯化氢分子和溴化氢分子哪个更容易发生热分解生成相应的单质？
2．N2、02、F2跟H2的反应能力依次增强，从键能的角度应如何理解这一化学事实
3．通过上述例子，你认为键长、键能对分子的化学性质有什么影响？
思考与交流
CO分子和N2分子的某些性质
三、等电子原理：
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质是相近的
1919年，langmuir提出等电子原理：原子相
同、最外层电子总数相同的分子，互称为等
电子体。等电子体的结构相似、物理性质相
近。根据上述原理，仅由第二周期元素组成
的共价分子中，互为等电子体的是： 和
； 和 ；
（2）此后，等电子原理又有发展。例如：短
周期元素组成的物质中，与NO2－互为等电子
体的分子有 、 。
N2
CO
CO2
N2O
O3
SO2
共价键
本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）
特征：具有饱和性和方向性
成键方式
σ键
特征
电子云呈轴对称（如s-sσ键，s-pσ键，p-pσ键）”头碰头”
π键
特征
电子云呈镜面对称
（如p-p π键）”肩并肩”
规律
共价单键 — σ键
共价双键 — 1个σ键，1个π键
共价三键 — 1个σ键，2个π键
键参数
键能：键能越大，共价键越稳定
键长：键长越短，共价键越稳定
键角：描述分子空间结构的重要参数
衡量共价键的稳定性
反馈练习
1、能够用键能的大小作为主要依据来解释的是（ ）
A、稀有气体一般难以发生化学反应
B、氮气的化学性质比氧气稳定
C、二氧化碳是一种直线型分子
D、硝酸是挥发性酸，而硫酸是不挥发性酸
B
2、能说明BF3分子中的4个原子处于同一平面的理由是（ ）
A、3个B—F键的键能相同
B、3个B—F键的键长相同
C、3个B—F键的键角均为120°
D、3个B—F键均为σ键
C
3、下列各说法中正确的是 （ ）
A．分子中键能越高，键长越大，则分子越稳定
B．元素周期表中的ⅠA族（除H外）和ⅦA族元
素的原子间可能形成共价键
C．水分子可表示为HO—H，分子中键角为180°
D．H—O键键能为463KJ/mol，即18克H2O分解
成H2和O2时，消耗能量为2×463KJ
B
4、下列说法中正确的是 （ ）
A．双原子分子中化学键键能越大，分子越牢固
B．双原子分子中化学键键长越长，分子越牢固
C．双原子分子中化学键键角越大，分子越牢固
D．在同一分子中，σ键要比π键的分子轨道重
叠程度一样多，只是重叠的方向不同
A
5、下列说法中不正确的是（ ）
A、双键、三键都有π键
B、成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固
C、因每个原子未成对电子数是一定的，故配对原子个数也一定
D、所有原子轨道在空间都有自己的方向性
D
6、下列共价键的键能按由小到大排列的是（ ）
A．N—Cl N—Br N—F　　　　　　
B．H—Cl H—S H—P　　　　
C．Se—H S—H O—H　　　　　　
D．C—H N—H O—H
CD
7、某些化学键的键能如下表所示（kJ·mol－1）：
（1）把1mol Cl2分解为气态原子时，需要 （填“吸收”或“放出”） KJ能量
（2）1mol H2 在2mol Cl2中燃烧，放出的热量 多少 KJ。
（3）由表中所列化学键形成的单质分子中，最稳定的是 ，最不稳定的是 ，形成的化合物分子中，最稳定的是 ，最不稳定的是 ，
键 H－H Br－Br I－I Cl－Cl H－Cl H－I H－Br
键能 436 193 151 247 431 299 356
吸收
247
179
H2
I2
HCl
HI
（4）在一定条件下，1mol H2 与足量的Cl2 、Br2 、I2 分别反应，放出热量由多到少的是 。
A．Cl2 > Br2 > I2
B．I2 > Br2 > Cl2
（5）预测1mol H2 在足量F2 中燃烧比在Cl2中放热 。
键 H－H Br－Br I－I Cl－Cl H－Cl H－I H－Br
键能 436 193 151 247 431 299 356
A
多(共21张PPT)
共价键
第1课时
什么是化学键？物质的所有原子间
都存在化学键吗？
你能用电子式表示H2、HCl、Cl2
分子的形成过程吗？
为什么不可能有H3、H2Cl、Cl3
分子的形成？
一、共价键
1. 共价键具有饱和性
按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键，这就共价键的“饱和性”。H 原子、Cl原子都只有一个未成对电子，因而只能形成H2、HCl、Cl2分子，不能形成H3、H2Cl、Cl3分子
价键理论的要点
1.电子配对原理
2.最大重叠原理
两原子各自提供1个自旋方向相反的电子彼此配对。
两个原子轨道重叠部分越大，两核间电子的概率密度越大，形成的共价键越牢固，分子越稳定。
电子云在两个原子核间重叠，意味着电子出现在核间的概率增大，电子带负电，因而可以形象的说，核间电子好比在核间架起一座带负电的桥梁，把带正电的两个原子核“黏结”在一起了。
2. 共价键的形成
相互靠拢
(a). s-s σ键的形成
(1)σ键的形成
(b)s-p σ键的形成
未成对电子的
电子云相互靠拢
电子云相互重叠
未成对电子的
电子云相互靠拢
电子云相互重叠
(c)p-p σ键的形成
σ键：“头顶头”
X
s—s
X
px—s
X
px—px
轴对称
形成σ键的电子
称为σ电子。
(2)π键的形成
两个原子
相互接近
电子云重叠
π键的电子云
π键：“肩并肩”
X
Z
Z
pZ—pZ
形成π键的电子称为π电子。
镜像对称
小 结
项 键
目 型 σ键 π键
成键方向
电子云形状
牢固程度
成键判断规律
沿轴方向“头碰头”
平行方向“肩并肩”
轴对称
镜像对称
强度大，不易断裂
强度较小，易断裂
共价单键是σ键，共价双键中一个是 σ键，另一个是π键，共价三键中一个是σ键，另两个为π键。
1.已知氮分子的共价键是三键，你能模仿图2-1、图2-2、图2-3，通过画图来描述吗？（提示：氮原子各自 用三个p轨道分别跟另一个氮原子形成一个σ键和两个π键。
2.钠和氯通过得失电子同样也是形成电子对，为什么这对电子不被钠原子和氯原子共用形成共价键而形成离子键呢？你能从原子的电负性差别来理解吗？讨论后请填写表2-2：
原子 Na Cl H Cl C O
电负性
电负性之差（绝对值）
结论：当原子的电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的将是_____键；而_____键是电负性相差不大的原子之间形成的化学键。
0.9 3.0
2.1 3.0
2.5 3.5
2.1
0.9
1.0
离子
共价
1.7
3.乙烷、乙烯和乙炔分子中的共价键分别有几个σ键和几个π键组成？
乙烷分子中由7个σ键组成；乙烯分子中由5个σ键和1个π键组成；乙烯分子中由3个σ键和2个π键组成。
第一节 共价键
1. σ键：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操
作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称。
如H-H键。
类型：s—sσ、s—pσ、p—pσ等。
2. π键：由两个原子的p电子“肩并肩”重叠形成。特点：
特点：肩并肩、两块组成、镜像对称、容易断裂。
3. 由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键总称价键轨道。
4. 判断共价键类型规律：
共价单键是σ键；而共价双键中有一个σ键，另一个是
π键；共价三键由一个σ键和两个π键组成
1. 下列说法正确的是
　　A. 含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
2. 氮分子中的化学键是 A. 3个σ键 B. 1个σ键，2个π键 C. 个π键 D. 1个σ键，1个π键
B
B
3. 下列说法中正确的是 A. p轨道之间以“肩并肩”重叠可形成σ键
B. p轨道之间以“头对头”重叠可形成π键
C. s和p轨道以“头对头”重叠可形成σ键
D. 共价键是两个原子轨道以“头对头”重叠形成的
C
4. 在氯化氢分子中，形成共价键的原子轨道是 A. 氯原子的2p轨道和氢原子的1s轨道
B. 氯原子的2p轨道和氢原子的2p轨道
C. 氯原子的3p轨道和氢原子的1s轨道
D. 氯原子的3p轨道和氢原子的3p轨道
C
7
3(共16张PPT)
第一节 原子结构
（第2课时）
三、构造原理与能量最低原理
构造原理：
随原子核电荷数递增，绝大多数原子核外电子的排布遵循如右图的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理。
构造原理中排布顺序的实质
1)相同能层的不同能级的能量高低顺序 ： ns2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序： 1s<2s<3s<4s；2p<3p<4p; 3d<4d
3) 不同层不同能级可由下面的公式得出:
ns < (n-2)f < (n-1)d < np (n为能层序数)
-----各能级的能量高低顺序
5f6d7p
4f5d6p7s
4d5p6s
3d4p5s
3p4s
2p3s
2s
1s
能级
8
7
6
5
4
3
2
1
n+l
能级
8
7
6
5
4
3
2
1
n+l
写出第四周期元素的原子核外电子排布式
请根据构造原理，写出下列元素基态原子的电子排布式：
（1）N 。
（2）Ne 。
（3）S 。
（4）Ca 。
（5）29Cu 。
（6）32Ge 。
原子的简化电子排布：
[Ne]3s1
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？
上式方括号里的符号的意义是：
该元素前一个周期的惰性气体电子排布结构
O：[He]2s22p4
Si：[Ne]3s23p2
Fe：[Ar]3d64s2
钠 Na的简化电子排布：
2．构造原理揭示的电子排布能级顺序，实质是各能级能量高低，若以E 表示某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是
A．E(3s)＞E(2s)＞E(1s)
B．E(3s)＞E(3p)＞E(3d)
C．E(4f)＞E(4s)＞E(3d)
D．E(5s)＞E(4s)＞E(4f)
1．一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是( )
A +1 B +2 C +3 D -1
3．下列各原子或离子的电子排布式错误的是
A. Al 1s22s22p63s23p1 B. O2- 1s22s22p6
C. Na+ 1s22s22p6 D. Si 1s22s22p2
4．下列表达方式错误的是
A 甲烷的电子式
B 氟化钠的电子式
C 硫离子的核外电子排布式 1s22s22p63s23p4
D 碳－12原子 126C
________________________________________________________ ,简称能量最低原理。
_________________________叫做基态原子
当基态原子的电子吸收能量后，电子会______________，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将_________能量。光（辐射）是电子___________能量的重要形式之一。
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
处于最低能量的原子
跃迁到较高能级
释放
释放
四、能量最低原理、基态、激发态、光谱
（3）基态与激发态的关系
基态与激发态、光谱
（1）基态原子：处于最低能量的原子叫基态原子。
（2）激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态原子。
基态原子
激发态原子
吸收能量
释放能量
光谱分析：
在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
锂、氦、汞的吸收光谱
锂、氦、汞的发射光谱
②化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量等
光谱分析的应用：
①通过原子光谱发现许多元素。
如：铯（1860年）和铷（1861年），其光谱中有特征的篮光和红光。
又如：1868年科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦。
下图是锂、氦、汞的吸收光谱和发射光谱。其中图_____________是原子由基态转化为激发态时的光谱，图____________ 是原子由激发态转化为基态时的光谱。不同元素的原子光谱上的特征谱线不同，请在下图中用线段将同种元素的吸收光谱和发射光谱连接。
下列有几元素的核外电荷数，其中最外层电子数目最多的是（ ）
A. 8 B. 14 C. 18 D. 20
由下列微粒的最外层电子排布，能确定形成该微粒的元素在周期表中的位置的是（ ）
A．1s2 B．3s23p1
C．2s22p6 D．ns2np3
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________光谱或__________光谱，总称_______光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为________。
吸收
发射
原子
光谱分析(共34张PPT)
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。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
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。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第二节　原子结构与元素的性质
课前自主学案
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
课堂互动讲练
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53张PPT)
第三章第三节
金属晶体
临清三中化学组
本节建议三课时来完成：
第一课时：P73 一 金属键（金属键的涵义及气化理论）
第二课时：P73~P75二 金属晶体的原子堆积模型（不包含镁
型和铜型）
第三课时：P75~P77二 金属晶体的原子堆积模型（包含镁
型和铜型，资料卡片）
第三节 金属晶体
第一课时
一·课时安排
本课时内容包含：P73一 金属键（金属键的涵义、本质和特
征，气化理论并用气化理论来解释金属的共性）
二·教材内容分析
1．教材编写
编写意图（第一课时）：本课时内容是在第二节介绍了分子晶体和原子晶体等知识，学生对分子晶体和原子晶体的构成微粒以及分子晶体原子晶体中微粒间的作用力有所认识的基础上，通过介绍金属晶体的金属键、金属的构成的一般知识，为下一节课对金属晶体的四种晶体模型提供知识基础，使学生对于晶体有一个较全面的了解。对于金属键的目前有两种理论并存，首先教材从介绍金属键的最简单理论——电子气理论；通过电子气理论解释金属的通性，让学生了解金属的通性又为金属晶体的堆积及晶胞的分析提供知识基础。
教学内容（第一课时）：本节内容选材依据课标主题2第8条：知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质——电子气理论及其解释。 本节课主要探究金属的内部结构、共同性质和特点、金属晶体的结构与金属性质的关系。
二·教材内容分析
教学内容（第一课时）：本节内容选材依据课标主题2第8条：知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质——电子气理论及其解释。 本节课主要探究金属的内部结构、共同性质和特点、金属晶体的结构与金属性质的关系。
2. 教材教学素材的处理
本课时通过介绍“电子气理论”来形象生动地阐释金属键的本质，并用” 电子气理论”解释金属的通性。对构成金属键的微粒有清楚地认识并进一步认识金属晶体的结构与金属性质的关系。
对教材实验图标的处理：
图片３－２０金属晶体的电子气化理论示意图，让学生充分理解金属键的本质和金属的构成，并进一步解释金属的导电性及导热性；
图３－２１来解释金属的延展性
对教材文字内容的处理：
补充分析：金属键无方向性和饱和性、金属键的不足、金属键强弱的比较、温度对导电性影响、温度对导热性的影响
需要补充的素材
展示一些常见的金属：铁、铜、铝、镁、锌来引入课题
演示金属在导热、导电时金属中粒子的运动动画。
三·学情分析
1.学生已有知识和技能
通过在必修2及本册教材第二章中，学生已初步了解了物质结构和元素周期律、离子键、共价键、分子间作用力等知识。而在第一节已经学习了晶体的基本性质、晶体的特点与内部质点排列的关系等。
通过上一节研究分子晶体和原子晶体的结构和性质，学生已初步有了“结构决定性质”的思维理念，具有一定的学习方法基础具有一定的基本理论知识和技能知识。
2·学生已有知识对本节内容学习的影响
（1）正面影响：学生已经对离子键和共价键晶体的基本性质、晶体的特点与内部质点排列的关系等有了初步的认识为本节课学习提供了一定的理论基础，在学习方法上学生可以通过对比分析的方法来进一步学习金属键和方法基础；通过第二节介绍原子晶体和分子晶体，使学生对分子晶体和原子晶体得结构有了深刻的理解，这为学生进一步理解金属晶体的构成微粒提供了导向；并且学生已建立的“结构决定性质”的思维模式，也可是学生将所学知识用来解释物质的性质，真正做到活学活用的效果。
（2）负面影响：由于学生前面对离子键和共价键的学习形成了一定的固定思维，对自由电子的成的离域键难以接受，同为等径圆球的原子晶体、离子晶体的排列理解带来一定的困难。
四 教学目标
1．基础目标
　（1）了解金属的共有物理性质；
　（2）掌握金属的构成与金属键的本质——“电子气理论”；
　 （3）能用电子气理论和金属晶体的有关性质。
　 （4）通过对金属单质的物理性质的分析，培养学生运用理论解释实际问题的能力；
　 （5）通过对金属单质物理性质的学习，进一步坚定“结构决定性质”这一研究物质性质的科学理念，形成正确的科学研究方法与科学态度。
（6）通过宏观性质反映微观组成培养学生思维能力
2．拓展目标：
金属键的不足、温度对导电性影响、温度对导热性的影响、宏观性质反映微观组成
3．教学重难点
1）教学重点：金属键和电子气理论、金属具有共同物理性质的解释
2）教学难点：金属具有共同物理性质的解释
2 教材教学素材处理
本节课以金属的共性引入，主要从“气化理论”入手，认识金属键的本质，解释金属的共性。本课时主要包括两个图片：图片３－２０金属晶体的电子气化理论示意图，图３－２１.。
１）图片３－２０金属晶体的电子气化理论示意图，让学生充分理解金属键的本质，并进一步解释金属的导电性及导热性；
２）图３－２１来解释金属的延展性
需要补充的素材
１　展示一些常见的金属：铁、铜、铝、镁、锌来引入课题，并提问“金属有哪些共性？这是为什么？”从而介绍气化理论
２　演示金属在导热、导电时金属中粒子的运动情况，让学生更好地理解气化理论以及金属键的本质
３　本课时没有学与问及思考交流等来加以及时巩固，可以利用习题１ 、 ２ 、 ３ 、 ４加以及时练习深化
４　本课时内容未将分子晶体，原子晶体和金属晶体加以及时比较，可以习题５来补充比较三者的差异
三　学情分析
１ 、学生已有的知识和技能：
　 通过前面的学习，学生已经对离子键及共价键有了初步的认识；而在第一节已经学习了晶体的基本性质、晶体的特点与内部质点排列的关系等，而第二节又接着介绍了原子晶体和分子晶体，使学生对分子晶体和原子晶体得结构有了深刻的理解，通过上一节研究分子晶体和原子晶体的结构和性质，学生已初步有了“结构决定性质”的思维理念，具有一定的学习方法基础具有一定的基本理论知识和技能知识，并且学生也已经具有一定的几何知识了。
　
2、学生已有知识技能的影响
1）正面影响：前面的学习，学生已经对离子键和共价键有了初步的认识，这为进一步学习金属键提供了一定的理论基础和方法基础；通过第一节的学习，学生已经掌握了晶体的基本性质、晶体的特点与内部质点排列的关系等、几种典型的晶胞，而第二节又接着介绍了原子晶体和分子晶体，使学生对分子晶体和原子晶体得结构有了深刻的理解，这为学生进一步理解金属晶体的构成微粒提供了导向；并且学生已建立的“结构决定性质”的思维模式，也可是学生将所学知识用来解释物质的性质，真正做到活学活用的效果。
2）负面影响：由于学生前面对离子键和共价键的学习形成了一定的固定思维，对自由电子的成键难以接受，从而给金属键的理解带来一定的困难
四 教学目标
1．基础目标
　（1）了解金属的共有物理性质；
　（2）掌握金属的构成与金属键的本质——“电子气理论”；
　 （3）能用电子气理论和金属晶体的有关性质。
　 （4）通过对金属单质的物理性质的分析，培养学生运用理论解释实际问题的能力；
　 （5）通过对金属单质物理性质的学习，进一步坚定“结构 决定性质”这一研究物质性质的科学理念，形成正确的科学研究方法与科学态度。
（6）通过宏观性质反映微观组成培养学生思维能力
2．拓展目标：
金属键的不足、温度对导电性影响、温度对导热性的影响、宏观性质反映微观组成
3．教学重难点
1）教学重点：金属键和电子气理论、金属具有共同物理性质的解释
2）教学难点：金属具有共同物理性质的解释
五 教学法及设计
1．设计思想
本课时的教学设计以层层递进的问题式教学为主，引导学生从知识形成的角度认识晶体，辅助以实验、幻灯片、讨论、归纳等手段，引领学生发现问题，在合作、交流中解决问题，并进一步深化，将所得知识进行应用，学生在体验到不断解决问题的成功感的同时，逐步体验科学探究的过程，提升自己的创新能力。
总的思路是从同学们身边的实物入手，充分利用直观教学手段，帮助学生正确理解金属晶体的概念。注意新旧知识和相关学科之间的联系。讨论金属的性质时，让学生比较金属导电与电解质在熔融状态下导电、电解质溶液导电的不同，以加深对金属导电原因的认识，同时也对旧知识进行了复习。根据新课标的要求，在教学过程中以小组讨论探究法代替直接讲授，以学生为主体，让学生猜想，让学生解说答辩，让学生总结得出结论,体现了新课程中“自主、合作、探究”的理念。教会学生学习方法，强化对比手段，使学生掌握类比的方法，提高学生的分析问题和解决问题能力，使学生在推理的过程中掌握知识。
２　教学过程
１）引入：展示的金属实物有金属导线（铜或铝）、铁丝、镀铜金属片等，并将铁丝随意弯曲，引导观察铜的金属光泽。引导学生总结出金属的通性（导热性、导电性，延展性），并提出问题“为什么金属会有这些共同性质？金属晶体与分子晶体原子晶体的结构有那些差异呢？
金属的通性：金展银导钨难熔 铬硬锇重铀最轻
２）电子气理论
承接以上问题，从金属原子结构的视角讲解电子气理论，让学生认识金属晶体的概念，理解金属键的概念及本质。
思考：构成金属晶体的微粒有哪些？
①概念：
金属晶体：金属原子通过金属键形成的晶体
金属键：金属晶体中的金属阳离子和自由电子
之间的强烈的相互作用，自由电子为整个金属
所共用，所以金属键没有饱和性和方向性
学与问：为何金属不形成离子键、共价键
思考交流习题２加以及时练习深化
②金属键的强弱的判断：与金属阳离子半径、所带电荷数有关。金属阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，金属的熔沸点越高，硬度越大
讨论：Li Na K熔沸点硬度
３）用电子气理论解释金属的性质
①导电性：通常情况下金属晶体内部电子
的运动是自由流动的，但在外加电场的作
用下会定向移动形成电流
演示金属在导热、导电时金属中粒子的运动动画，让学生更好地理解气化理论以及金属键的本质
　 讨论金属的性质时，让学生比较金属导电与电解质在熔融状态下导电、电解质溶液导电的不同。
注意：电解质在熔融状态下导电、电解质溶液的导电粒子是自由移动的离子，而金属晶体的导电粒子是自由电子
思考交流习题3加以及时练习深化
拓展内容：温度对导电性影响的影响、宏观性质如何反映微观组成？
②延展性：
当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以在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。因此，金属都有良好的延展性。
讨论对合金延展性的解释？
③导热性
金属容易导热，是由于电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞从而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。
拓展内容：温度对导热性的影响、宏观性质如何反映微观组成
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
金属电子气理论的不足？
本课时没有学与问及思考交流等来加以及时巩固，可以利用习题１、 ４加以及时练习深化
小结：
共 性 金属晶体与性质的关系
导电性 在金属晶体中，存在许多自由电子，自由电子在外加电场的作用下，自由电子定向运动，因而形成电流
导热性
由于金属晶体中自由电子运动时与金属离子
碰撞并把能量从温度高的部分传导温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度
延展性
由于金属晶体中金属键是没有方向性的，各原子层之间发生相对滑动以后，仍保持金属键的作用，因而在一定外力作用下，只发生形变而不断裂
第三节 金属晶体(第二课时)
一·课时安排
本课时内容：P73~P75二 金属晶体的原子堆积模式（包括金属原子在平面上的两种堆积模式及学与问1；简单立方堆积和体心立方堆积及学与问2）
二·教材内容分析
1．教材编写
编写意图（第二课时）：上一节课时又从电子气理论、金属键及金属晶体的构成微粒作了简单的介绍，并对金属的通性作出了解释；为本课时介绍金属晶体的几种常见的堆积模型提供理论基础——金属键物饱和性、方向性，金属晶体尽可能采取紧密堆积。其次掌握晶体的堆积有利于学生理解金属密度的变化等性质；并引导学生从晶体的微观结构去解释物质的物理性质，感受科学的魅力，并培养严谨求实的科学态度和分析问题解决问题的能力。
教学内容（第一课时）：1）本节内容选材依据新课标主题2第9条：能列举金属晶体的基本堆积模型——4种基本堆积模型；
2）本课时先介绍金属原子堆积的两种理论假设、在二维空间里的两种放置方式——非密置层和密置层，再在此基础上介绍简单立法堆积和体心立方堆积，通过这两类堆积的配位数、空间利用率以此培养学生的空间现象力。
2. 教材教学素材的处理
1）对教材图片素材处理：本课时主要包含三张图片，以图3-22介绍金属原子在二维平面的两种放置方式即非密置层和密置层（包括配位数的概念以及球间的空隙）；以图3-23和图3-24介绍非密置层在三维空间里的两种堆积方式——简单立方堆积和体心立方堆积
2）对教材文字素材的处理
本节课通过学与问1让学生亲自动手、切身体验这两种排列方式，培养学生严谨的科学态度、体现新课程中“自主、合作、探究”的理念；再结合图3-23、图3-24介绍金属原子在三维空间的排列方式（包括简单立方堆积和体心立方堆积），结合学与问2动手制作金属原子在三维空间里的堆积情况，更深入地理解体心立方堆积，并比较两种方式的不同并通过学与问1、2来加以及时巩固。
3）需要补充的素材
由于本节内容比较抽象，学生理解上可能存在问题，所以本节课可采用一些具体的模型（等径小球）动手制作金属原子（用纸板剪圆形代替金属圆球）在二维、三维空间的堆积情况，直观形象的展示几种堆积方式，引导学生总结出它们的特点，了解它们的区别。并通过习题6巩固深化。
补充晶体空间利用率的计算、补充对碱金属密堆的递变规律的理解；
教具：非密置层与密置层模型
三·学情分析
1.学生已有知识和技能
通过前面两节的学习，学生已经掌握了晶体的一些共性，理解了晶胞的概念以及晶胞与晶体的关系和几种典型的晶胞，并掌握了均摊法的应用，能够简单的计算晶胞中微粒数目；第二节对分子晶体、原子晶体已经做了介绍，学生对构成分子晶体、原子晶体的微粒及晶体内微粒的空间排列有了初步的认识。上一节研究过分子晶体和原子晶体的结构和性质，已初步有了“结构决定性质”的思维理念，并能够充分利用图片素材进行自主学习。并且学生也有了一定的几何知识已经掌握了一些立体结构（小球等)的提及的算法
2·学生已有知识对本节内容学习的影响
（1）正面影响：学生在第一节已经学习了晶体的内部质点排列的关系等、几种典型的晶胞以及均摊法的应用，这对学习本节金属原子的几种堆积方式奠定了一定的基本理论知识和技能知识；第二节研究分子晶体和原子晶体的结构和性质，已建立了“结构决定性质”的思维理念，具有一定的学习方法基础。
（2）负面影响：由于前一节对原子晶体，分子晶体的研究，学生对构成几种晶体的微粒可能会产生混淆，对等径圆球的假设、金属原子相切的理解、学生没有学习立体几何空间想现力不够。
四 教学目标
1．基础目标
1）了解金属晶体内原子在二维空间的两种排列方式，
2) 掌握简单立方堆积和体心立方堆积以及二者的特点和区别
3）通过两个学与问制作模型训练学生的动手能力和空间想 象能力。
4）以小组讨论交流、实践活动制作模型的方式培养学生的合作意识和严谨的科学态度
2．拓展目标：
简单立方、体心立方堆积的空间利用率计算（重点中学选择使用）
3．教学重难点
教学重点：金属原子在二维、三维空间的堆积方式（简单立方堆积和体心立方堆积)
教学难点：简单立方堆积和体心立方堆积
五 教学法及设计
1．设计思想
借助实物模型，充分利用直观教学手段，带领学生亲手绘制金属晶体的几种基本堆积模式，引导学生总结出几种堆积模式的特点及区别，并比较它们的配位数、原子空间利用率、堆积方式和晶胞的区别。并注意新旧知识和相关学科之间的联系。根据新课标的要求，在教学过程中以小组讨论探究法代替直接讲授，以学生为主体，让学生猜想，让学生解说答辩，让学生总结得出结论,体现了新课程中“自主、合作、探究”的理念。教会学生学习方法，强化对比手段，使学生掌握类比的方法，提高学生的分析问题和解决问题能力，使学生在推理的过程中掌握知识。
２　教学过程
1)回顾金属键，分析金属可能的堆积方式。建立金属晶体的概念。提出金属晶体堆积中的两个假设。
2）情境设计：利用26个大小相同的实物小球，有序地排列在水平桌面上（二维平面上），要求小球之间紧密接触。可能有几种排列方式。讨论有几种排列方式？
3）展示两种排列方式并带领学生理解每一种方式的配位数及空间利用率。（配位数：同一层内与一个原子紧密接触的原子数）
非密置层 密置层
2
1
3
4
2
1
3
6
4
5
非密置层：4个小球形成一个四边形空隙，一种空隙。
密置层：3个小球形成一个三角形空隙，两种空隙。
一种： △ 另一种： ▽
3）设疑：三维空间里非密置层的金属原子的堆积方式？
（1）
第二层小球的球心
正对着
第一层小球的球心
（2）
第二层小球的球心
正对着
第一层小球形成的空穴
1
2
3
4
1
2
3
4
5
6
同层4，上下层各1
4）以简单立方晶胞Po为例讨论：
A、金属原子半径 r 与正方体边长 a 的关系：
a
a
a
a
a = 2 r
B、简单立方晶胞配位数及平均占有的原子数目：
C、简单立方晶胞空间占有率的计算：
设立方晶胞的边长为a，金属原子的半径为r，由于原子沿边长方向相互接触，则a =2r。晶胞的体积为a3，每个金属原子的体积为4πr3/3，每个晶胞中只含有1个原子，所以空间利用率为：
4πr3/3 4πr3/3
= = 52%
a3 (2r)3
5）以体心立方晶胞（钾型）为例讨论：
A、配位数：8上下层各4及体心立方晶胞平均占有的原子数目：
2
3
4
5
7
8
C、体心立方晶胞空间占有率的计算：
学与问：如何解释“稍稍分离”
如何解释碱金属密度变化
B.金属原子半径 r 与正方体边长 a 的关系：
a
a
a
a
a = 4 r
3
七、小结
本课时主要学习了金属晶体中原子在二维、三维空间的排列方式（不包含六方最密堆积和面心里方堆积）
1、金属晶体的定义与两个假设
2、金属原子在二维空间的堆积方式：
非密置层：配位数为4
密置层：配位数为6
3 、非密置层在三维空间的堆积
1） 简单立方堆积：配位数为6，简单立方晶胞，所含原 子个数为1
2）体心立方堆积：配位数为8，体心立方晶胞，所含原子个数为2
第三节 金属晶体(第三课时)
一·课时安排
本课时内容包括P75~P77二 金属晶体中原子的堆积模式（包含六方最密堆积和面心里方堆积），资料卡片中的四种堆积模式的比较，以及混合晶体石墨的相关知识
二·教材内容分析
1．教材编写
编写意图（第三课时）：在前一课时简单的介绍了金属晶体中金属原子在二维平面的堆积方式以及非密置层在三维空间的堆积方式，本课时接着介绍密置层在三维空间的排列方式，进而从整体上比较这四种常见的堆积模型，让学生对金属晶体有一个较为全面的认识，最后在简单介绍混合晶体石墨的相关知识，使学生进一步深化对所学的知识的认识。培养严谨求实的科学态度和分析问题解决问题的能力。
教学内容（第一课时）：1）本节内容选材依据新课标主题2第9条：能列举金属晶体的基本堆积模型——4种基本堆积模型；
2）本课时进一步介绍密置层在三维空间的堆积方式 ，并对四中堆积模式进行比较，最后简单介绍混合晶体石墨
2. 教材教学素材的处理
1）对文字图片素材的处理
本课时先结合图片素材图3-25，直观形象地介绍密置层在三维空间的堆积方式——六方最密堆积和面心立方堆积，介绍各自的配位数、空间利用率。后以资料卡片的形式对四种堆积模式进行比较，总结各自的特点及区别，并以图3-26简单介绍混合晶体石墨，将混合晶体与其他几种晶体区别开来，培养学生“具体问题具体分析”的科学原则。最后一时间借助实践活动，让学生自己动手制作镁型及铜型堆积模式，在进一步理解两种堆积方式，并训练学生的观察能力和动手能力
3）需要补充的素材
由于本节内容比较抽象，学生理解上可能存在问题，所以本节课可采用一些具体的模型（等径小球）动手制作金属原子在二维、三维空间的堆积情况（用纸板剪圆形代替金属圆球），直观形象的展示几种堆积方式，引导学生总结出它们的特点，了解它们的区别。并通过习题6巩固深化。
三·学情分析
1.学生已有知识和技能
通过第二节的学习，学生对构成分子晶体、原子晶体的微粒及晶体内微粒的空间排列有了初步的认识。而前一课时的学习已使学生对密置层、非密置层、简单立方堆积和体心立方堆积有了清楚地认识，学生也理解了配位数、空间利用率的概念，并通过观察制作模型，学生学会了一些学习堆积模式的方法技能。上一节研究过分子晶体和原子晶体的结构和性质，学生已初步有了“结构决定性质”的思维理念，并能够充分利用图片素材进行自主学习。并且学生也有了一定的几何知识已经掌握了一些立体结构（小球等)的提及的算法
2·学生已有知识对本节内容学习的影响
（1）正面影响：学生在第一节已经学习了晶体的基本性质、晶体的特点与内部质点排列的关系等、几种典型的晶胞以及均摊法的应用，这对学习本节金属原子的几种堆积方式奠定了一定的基本理论知识和技能知识；而上一课时对简单立方堆积和体心立方堆积的学习更为本节课的学习奠定了理论基础和方法，为学习六方最密堆积和面心里方堆积提供了一个导向，使学生知道从哪些角度去认识观察后两种堆积模式。且学生已具有的几何知识为本节课认识金属晶体的结构、及几种堆积方式的空间利用率的计算也打下了一定的方法基础。
（2）负面影响：本课时涉及晶体堆积模型集中，对空间想象力要求高，学生思维负担大；如果前一课时的学习不是很深刻，学生可能会难于理解本节课的堆积与上一课时晶体堆积的关系，极易将前两种堆积模式与本节课两种堆积模式相混淆。
四 教学目标
1．基础目标
1）掌握密置层在三维空间的两种堆积方式
2) 掌握四种堆积模式的特点和区别
3）了解混合晶体石墨的相关知识
4）通过两个实践活动制作模型训练学生的动手能力和空间想 象能力。
5）以小组讨论交流、实践活动制作模型的方式培养学生的合作意识
2．拓展目标：
密置层在三维空间的堆积方式还可以做Sm等堆积,
金属堆积为何以配位数大的堆积为主。
三维空间的两种堆积方式的晶胞
3．教学重难点
教学重点：密置层在三维空间的两种堆积方式、四种金属堆积的对比
教学难点：密置层在三维空间的两种堆积模式
五 教学法及设计
1．设计思想
借助实物模型，充分利用直观教学手段，带领学生亲手制做金属晶体的几种基本堆积模式，引导学生总结出几种堆积模式的特点及区别，并比较它们的配位数、堆积方式和晶胞的区别。并注意新旧知识和相关学科之间的联系。根据新课标的要求，在教学过程中以小组讨论探究法代替直接讲授，以学生动手制作堆积模型，并从中总结得出结论，体现新课程中“自主、合作、探究”的理念。教会学生学习方法，强化对比手段，使学生掌握类比的方法，提高学生的分析问题和解决问题能力，使学生在推理的过程中掌握知识。
２　教学过程
1）情境设计：非密置层堆积有简单立方和钾型两种，思考密置层的原子按钾型堆积方式堆积，又会得到几种基本堆积方式？ 制作教具（26各小球：7X2 3X4；可以是平面小球代替）
A
A
B
B
2）展示课件：讲解密置层在三维空间的两种堆积方式
三维空间里密置层的 学生用教具堆积模拟：金属原子的两种堆积方式
（1）ABAB…堆积方式 （2）ABCABC…堆积方式
（1）ABAB…堆积方式
第三层小球对准第一层的小球。
每两层形成一个周期地紧密堆积。
引导学生总结：①配位数：12同层 6，上下层各 3
②六方紧密堆积晶胞平均占有的原子数目：
（2）ABCABC…堆积方式
第三层小球对准第一层小球空穴的2、4、6位。
第四层同第一层。
每三层形成一个周期地紧密堆积。
引导学生分析
配位数：12同层 6，上下层各 3
②面心立方紧密堆积晶胞平均占有的原子数目：
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
A B C
3、学生讨论回忆：完成金属晶体的四种堆积模型对比
配位数 空隙种类 空隙 空间占有率
①简单立方堆积： 6 立方体 52%
②体心立方堆积： 8 四面体和正八面体 68.02%
③六方密堆： 12 正四面体和八面体 74.05%
④立方面心堆： 12 正四面体和八面体 74.05%
学与问：通过习题6巩固深化
4、混合型晶体——石墨
学生阅读教材小结石墨的化学键及结构决定石墨的性质
七、总结
晶体的配位数与空间占有率的关系？
金属晶体堆积为何总采用密堆为主？
金属堆积对物质密度有何影响？
八、教学反思
本节课教学内容理论性很强，在授课过程中，除了善于设疑，采用启发引导和分组讨论的教学方法外，还把讲台让给学生，让学生通过讨论和查阅资料之后，对其结果进行解说和答辩，以培养学生的协作精神和表达、应变能力。并注意新旧知识和相关学科之间的联系。讨论金属的性质时，让学生比较金属导电与电解质在熔融状态下导电、电解质溶液导电的不同，以加深对金属导电原因的认识，同时也对旧知识进行了复习 ，学习了金属晶体的结构模型和性质特点并将其与刚学过的分子晶体、原子晶体进行比较，教会学生学习方法，强化对比手段，使学生掌握类比的方法，提高学生的分析问题和解决问题能力，使学生在推理的过程中掌握知识。整节内容的设计和教学方法符合学生的认知规律和心理特点，使学生真正成为学习的主体，并让学生在一次又一次的反思——提高——反思中使身心都能得到充分的发展。
②六方紧密堆积晶胞平均占有的原子数目：
6
1
×12
= 6
+ 3
+
2
1
×2
（2）ABCABC…堆积方式
第三层小球对准第一层小球空穴的2、4、6位。
第四层同第一层。
每三层形成一个周期地紧密堆积。
1
2
3
4
5
6
1
2
3
4
5
6
A
B
A
B
C
A
1
2
3
4
5
6
前视图
C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
12
①配位数：
同层 6，上下层各 3
1
2
3
4
5
6
②面心立方紧密堆积晶胞平均占有的原子数目：
8
1
×8
= 4
+
2
1
×6
A B C
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
简单立方 Po (钋) 52% 6
钾型(bcp) K、Na、Fe 68% 8
镁型(hcp) Mg、Zn、Ti 74% 12
铜型(ccp) Cu, Ag, Au 74% 12
3、金属晶体的四种堆积模型对比
配位数 空隙种类 空间占有率
①简单立方堆积： 6 立方体 52%
②体心立方堆积： 8 四面体和正八面体 68.02%
③六方密堆： 12 正四面体和八面体 74.05%
④立方面心堆： 12 正四面体和八面体 74.05%
七、总结
八、教学反思
1、本节课教学内容理论性很强，在授课过程中，除了善于设疑，采用启发引导和分组讨论的教学方法外，还把讲台让给学生，让学生通过讨论和查阅资料之后，对其结果进行解说和答辩，以培养学生的协作精神和表达、应变能力。并注意新旧知识和相关学科之间的联系。讨论金属的性质时，让学生比较金属导电与电解质在熔融状态下导电、电解质溶液导电的不同，以加深对金属导电原因的认识，同时也对旧知识进行了复习 ，学习了金属晶体的结构模型和性质特点并将其与刚学过的分子晶体、原子晶体进行比较，教会学生学习方法，强化对比手段，使学生掌握类比的方法，提高学生的分析问题和解决问题能力，使学生在推理的过程中掌握知识。整节内容的设计和教学方法符合学生的认知规律和心理特点，使学生真正成为学习的主体，并让学生在一次又一次的反思——提高——反思中使身心都能得到充分的发展。
1．下列有关金属元素特征的叙述中正确的是
A．金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性
B．金属元素在化合物中一定显正价
C．金属元素在不同化合物中的化合价均不同
D．金属单质的熔点总是高于分子晶体
能力训练
2. 某些金属晶体(Cu、Ag、Au)的原子按面心立方的形式紧密堆积，即在晶体结构中可以划出一块正立方体的结构单元，金属原子处于正立方体的八个顶点和六个侧面上，试计算这类金属晶体中原子的空间利用率。
3. 已知金属铜为面心立方晶体，如图所示，铜的相对原子质量为63.54，密度为8.936g/cm3，试求
（1）图中正方形边长 a，
（2）铜的金属半径 r
a
a
r
r
o
r
r
提示：
数出面心立方中的铜的个数：(共28张PPT)
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20张PPT)
高中《化学》新人教版
选修3系列课件
物质结构与性质
1.1.3《原子结构—
电子云与原子轨道》
教学目标
一、知识与能力
1. 了解电子云和原子轨道的含义。
2. 知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
二、教学重难点
1. 原子轨道的含义
2. 泡利原理和洪特规则
三、教学方法
以科学探究、思考与交流等方式，探究泡利原则、洪特规则以及原子结构之间的关系，充分认识结构决定性质的化学基础
四、教具准备
多媒体
1、判断下列表达是正确还是错误
1）1s22p1属于基态；
2）1s22s2 2p63s2 3p63d54s1属于激发态；
3）1s22s2 2p63d1属于激发态；
4）1s22s2 2p63p1属于基态；
答案： (1) x(2) x(3)√(4) x
课堂练习
五、电子云与原子轨道
思考: 宏观物体与微观物体（电子）的运动有什么区别
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：
电子的质量很小，只有9.11×10-31千克；
核外电子的运动范围很小（相对于宏观物体而言）；
电子的运动速度很大；
测不准
1、电子云
图中 表示原子核，一个小黑点代表电子在这里出现过一次
小黑点的疏密表示电子在核外空间单位体积内出现的概率的大小。
1s电子在原子核外出现的概率分布图
★量子力学中将这种电子云轮廓图称为 “原子轨道”
a．s电子的原子轨道（电子云）形状 是以原子核为中心的球体，只有一个伸展方向
2、原子轨道
2．p电子云/原子轨道的形状是纺锤形（或称为哑铃形），其伸展方向是互向垂直的三个方向（Px、Py、Pz）。
P电子原子轨道半径同样随着n增大而增大
科学探究
观察图1-14，这些图称为原子的电子轨道表示式
1．每个原子轨道最多只能容纳几个电子？
2．当电子排在同一个能级内时，有什么规律？
★核外电子排布规则:
1.能量最低原理
2.泡利不相容原理
3.洪特规则
4.补充规则
相对稳定的状态
全充满（p6，d10，f14）
全空时（p0，d0，f0）
半充满（p3，d5，f7）
24Cr原子的电子排布图:
1s22s22p63s23p63d54s1
不是3d44s2
例：
注意
小结：
1．各原子轨道的能量高低比较
（1）ns（2）1s<2s<3s<4s
（3）同一能层同一能级的各原子轨道能量相等： 2Px＝2Py＝2Pz
电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳电子数
1
2
3
4
n
1s
2s，2p
4s,4p,4d,4f
3s,3p,3d
1
4
9
16
n2
——
2
8
18
32
2n2
3．基态原子核外电子排布的规则与思路
①已知核外电子数目先按照能量最低原理从1s排起
②其间应考虑是否需应用泡利原理和洪特规则，特别是要求画外围轨道表示式
③最后考虑是否需要应用量子力学关于全空、半充满、全充满的排布规定，如Cr、Cu等原子
★要求：1－36号元素原子(共46张PPT)
第三章 晶体结构与性质
第四节 离子晶体
临清三中化学组
本节整体认识
离子晶体
结构特征
晶格能
影
响
因
素
几
何
因
素
电
荷
因
素
键
性
因
素
离子键
离子化合物
离子晶体的性质
复习
探究
（课标主题2第1、2条）
1、能说出离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2、了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。
本节内容选材依据
“科学探究”离子晶体的结构特征
晶格能及其离子晶体性质的关系
本节教学方式、方法的选择
本节课建议以科学探究为主导，创设适当的学习情境，综合运用“问题探究”、“实验探究”、“有意义的接受式学习”、“学案导学”、 “多媒体辅助”等教学方式方法组织教学。
教学中采用“结构 性质”的教学思路，并通过化学理论的指导作用揭示知识内在联系。通过“问题预设 知识生成”的动态建构过程学习知识，使学生亲历知识的生成过程，体验学习知识的方法，使学生的情感和能力得到和谐发展。
本节建议分3课时完成
第一课时内容：P78-79 （离子晶体的概念、科学探究1）
第二课时内容：P79-80 （决定离子晶体结构的因素、离子晶体的物理性质 ）
第三课时内容： P80-81 （晶格能、四种晶体类型的对比）
二、教材分析：
1. 教材编写
本单元知识是原子结构和元素周期律以及化学键知识的延伸和提高，本课时主要是让学生清楚离子晶体的结构特征。在必修2已经学习了物质结构和元素周期律、离子键、离子化合物等知识，教科书在介绍了离子晶体的定义后，直接给出了NaCl和CsCl两种典型离子晶体的晶胞，然后通过“科学探究”讨论了NaCl和CsCl两种晶体的结构特点，P78的图3-27和3-28能帮助学生非常直观地分析两种晶体中微粒的堆积方式以及各自的配位数 。
第四节 离子晶体(第一课时）
一、本课时内容安排
P78-79 （离子晶体的概念、科学探究1）
二、教材分析:
2、教材内容前后关系、地位
化学必修2中第一章第三节化学键中学习了离子键和离子化合物的概念,能用电子式表示离子键和离子化合物的形成过程。通过这些知识的学习，为学习离子晶体打好了基础。
本章前三节课内容也为本课时学习铺垫了很好的基础。
本课时内容很关键，在继续强化学生分析认识晶体结构的同时，为下一课时做好铺垫。
相对旧教材增加了配位数的概念，更方便学生认识、描述和对比离子晶体的结构特点。
旧教材直接给出了NaCl和CsCl两种晶体的配位数，而新教材是让学生通过科学探究自己得出配位数，更加能培养学生分析问题和认识结构的能力。
第四节 离子晶体(第一课时）
二、教材分析:
3、教材素材处理
科学探究1
（1）结合晶胞的概念，引导学生观察图3－27NaCl和CsCl的晶胞，培养学生识图能力。
（2）分组探究模型，让学生通过观察和分组讨论更直观地认识NaCl和CsCl的晶体结构特点。
（3）完成学案上的问题和填空，完成教科书中的表3－4，表中所填的4个数据形成对比，为下一课时做好铺垫。
第四节 离子晶体(第一课时）
二、教材分析:
3、教材素材处理
科学探究1
（4）在利用图3-28分析NaCl晶体和CsCl晶体的配位数时，让学生与金属晶体结构形成对比，目的是帮助学生建立一种有先后逻辑顺序的晶体结构分析思想：“堆积－填隙模型”。
没有模型的学校，在充分利用好教材图示的同时可使用PPT展示模型，有利于老师和学生共同分析。
第四节 离子晶体(第一课时）
二、教材分析:
4、可补充素材
建议让学生亲自动手制作NaCl和CsCl晶胞的模型，空间感受更深刻。
材料可选用胡萝卜、土豆、竹签等。
第四节 离子晶体(第一课时）
三 、学情分析
1、学生已有的知识、方法
化学必修2中第一章第三节化学键中学习了离子键和离子化合物的概念,能用电子式表示离子和离子化合物的形成过程。
本章前三节已学习了晶体的常识，以及其它三种晶体类型，形成了一定的分析晶体结构的思维能力，为这节课打下了良好的基础。
第四节 离子晶体(第一课时）
三 、学情分析
2、学生已有的基础对本节学习的影响
好的影响。学生在学习本课之前，已初步了解的物质结构和元素周期律、离子键、共价键等相关知识，为本课时奠定了一定的知识技能和心理基础。通过前三节培养起来的空间想象能力有助于突破本课时难点。
高二学生理性思维能力较强，好奇心也很强，对结构模型很有兴趣。
第四节 离子晶体(第一课时）
三 、学情分析
2、学生已有的基础对本节学习的影响
不好的影响。学生的动手能力往往较低，意志力不强，学习主动性还有待于调动，教学中应避免看热闹，却没有收获的现象。
学生对晶体结构模型的观察能力，思维能力和分析能力还有待进一步培养和提高。
第四节 离子晶体(第一课时）
四、 教学目标确定
知识与技能目标
1、准确理解离子晶体的概念。
2、掌握离子晶体的结构特点，分析离子晶体的配位数。
3、继续培养学生的空间想像能力，强化分析晶体结构的思维模式。
第四节 离子晶体(第一课时）
四、 教学目标确定
过程与方法目标：
继续了解研究物质结构的基本方法，并通过观察、思考和探究相结合的方法加深对离子晶体的认识。
第四节 离子晶体(第一课时）
四、 教学目标确定
3．情感态度和价值观：
（1）通过学生充分展开小组讨论来克服教学困难，让其体验成功的喜悦，同时培养学生与他人合作的良好心理品质。
（2）通过对微观结构的研究、讨论，使学生体会微观世界的精巧和美丽。
第四节 离子晶体(第一课时）
五、 教学重难点及突破
教学重难点1：对于离子晶体概念的理解。
教学重难点2：对于离子晶体结构的认识与分析。
可采用学案导学通过“逐层设问 ”的方式，将难点分散，同时借助幻灯片，晶体结构模型等方法，使学生通过分组探究的学习方式，对晶体结构模型观察、分析，以达到突出重点和突破难点的目的。
第四节 离子晶体(第一课时）
六、 教学基本设计
（1）教师与学生的活动设计
（2）导学案设计
第四节 离子晶体（第一课时）
二、教材分析：
1. 教材编写。
上课时学生通过对NaCl晶体、CsCl晶体两种AB型离子晶体的分析知道离子晶体的堆积方式比金属晶体更复杂。本课时教材设置科学探究2，让学生通过数据处理体会离子半径对离子配位数的影响，进而说明决定离子晶体的重要因素——几何因素。
第四节 离子晶体(第二课时）
一、本课时内容安排
P79-80 （决定离子晶体结构的因素、离子晶体的物理性质 ）
二、教材分析：
1. 教材编写。
接着教材又以非AB型离子晶体CaF2晶体为例，分析和总结决定离子晶体结构的又一重要因素——电性因素。对第三种因素——键性因素仅用一句话带过。
最后教材按照“结构决定性质”的认知模式，在探究了离子晶体结构特点及影响因素后，概括性地叙述了离子晶体的物理性质特征。
第四节 离子晶体(第二课时）
一、本课时内容安排
P79-80 一、离子晶体，决定离子晶体结构的几何因素、电荷因素以及离子晶体的物理性质 。
二、教材分析:
2、教材内容前后关系、地位
上课时学生已经认真全面地分析了NaCl晶体、CsCl晶体的结构特点，得出了两晶体的阴阳离子的配位数，使本课时科学探究2的进行有了一定的分析基础。
本课时对离子晶体的物理性质仅仅是整体性概括，那么怎么才能更科学有效地比较不同离子晶体之间的性质呢？老师可作为课后思考题为下一课时晶格能的学习埋下伏笔。
相对旧教材，影响离子晶体结构的重要因素是新增内容，旧教材强调对离子晶体结构的整体认识，新教材拓宽到对不同类型的离子晶体结构的认识，并在此基础上总结影响结构的因素。正如这句话所说：“物质结构的探索是无止境的” 。
第四节 离子晶体(第二课时）
二、教材内容分析:
3、教材素材处理
科学探究2
以问题引入科学探究2的讨论
NaCl和CsCl是同主族氯化物，那么NaCl晶体和CsCl晶体的结构特点相同吗？
NaCl、CsCl化学式相似，你认为是什么因素决定了它们的空间结构特点的不同？
引导学生完成教材P79表3－6，并思考表中的对比说明了什么。
学生得出相关结论和规律。
第四节 离子晶体(第二课时）
二、教材内容分析:
3、教材素材处理
CaF2的晶胞较复杂，教师可引导学生辨认阴、阳离子的配位数。重点是让学生认识到CaF2晶体中阴、阳离子的配位数不同，而NaCl晶体和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数相同，从而明白电荷因素也是决定离子晶体结构的重要因素。
CaF2的晶胞可以看成，F－填Ca2＋堆成的正四面体空隙， Ca2＋填F－堆成的立方体空隙（只填了一半）。
学生借助模型以及几何知识，理解以上问题并不太困难，老师可视学生情况灵活处理。
第四节 离子晶体(第二课时）
二、教材内容分析
3、教材素材处理
P79科学视野
以学生自学为主。
通过学案中设置的问题适当引导学生思考。
学习目的是理论和实际的联系。
第四节 离子晶体(第二课时）
三 、学情分析
1、学生已有的知识、方法
数学学科正在进行立体几何的学习。
本章前面的学习经历，学生已经形成了一定的分析晶体结构的思维能力，特别是上课时对NaCl晶体和CsCl晶体结构的分析，建立一种有先后逻辑顺序的晶体结构分析思想：“堆积－填隙模型”。
第四节 离子晶体(第二课时）
三 、学情分析
2、学生已有的基础对本节学习的影响
好的影响。本章前面的学习经历，学生已经形成了一定的分析晶体结构的思维能力，为本课时奠定了一定的知识技能和心理基础。
高二学生理性思维能力较强，好奇心也很强，对结构模型很有兴趣。
第四节 离子晶体(第二课时）
三 、学情分析
2、学生已有的基础对本节学习的影响
不好的影响。
学生对已有素材的感受能力，总结和归纳能力还有限，老师仍需做好引导。
学生对晶体结构模型的观察能力，思维能力和分析能力还有待进一步培养和提高。
第四节 离子晶体(第二课时）
四、 教学目标确定
知识与技能目标
1、继续认识离子晶体的结构特点。
2、总结归纳影响离子晶体结构的因素。
3、总结归纳离子晶体的物理性质。
4、培养学生的空间想像能力和进一步认识"物质的结构决定物质的性质"的客观规律.
第四节 离子晶体(第二课时）
四、 教学目标确定
过程与方法目标：
通过学习离子晶体的结构与性质，培养运用已有知识和方法解决实际问题的能力，培养学生的空间想像能力。
第四节 离子晶体(第二课时）
四、 教学目标确定
情感态度和价值观：
（1）通过对微观结构的研究、讨论，使学生体会微观世界的精巧和美丽。
（2）学生逐渐认同“物质结构的探索是无止境的” 。
第四节 离子晶体(第二课时）
五、 教学重难点及突破
教学重难点1：对CaF2离子晶体晶胞结构的认识与分析。
教学重难点2：离子晶体结构的影响因素。
教学重点：离子晶体物理性质的认识。
充分利用教材中的表格和图片等素材。
采用学案导学通过“逐层设问 ”的方式，将难点分散，同时借助幻灯片，晶体结构模型等方法。
第四节 离子晶体(第二课时）
六、 教学基本设计
（1）教师与学生的活动设计
（2）学案设计
第四节 离子晶体（第二课时）
二、教材分析：
1.教材编写
教科书一开始先给出晶格能的定义，然后通过表格形式列举了某些离子晶体的晶格能，以及晶格能的大小与离子晶体的性质的关系。数据的呈现更好地说明了，用晶格能来衡量离子晶体的稳定性更有实际意义。
科学视野的内容，是让学生体会晶格能这个概念在解决和分析实际问题的应用。
第四节 离子晶体(第三课时）
一、本课时内容安排
P80-81 （晶格能、四种晶体类型的对比）
二、教材分析:
2、教材内容前后关系、地位
相对于旧教材，本课时内容全部是新增的，晶格能这个概念的提出，使离子晶体物理性质的比较更加科学化合理化，从晶格能的角度可以定量地表征离子键的强弱。
第四节 离子晶体(第三课时）
二、教材内容分析:
3、教材素材处理
对教材P80给出的晶格能的定义，建议老师直接引出不做过多过渡。然后，老师应引导学生结合离子晶体结构特点对这个概念进行理解。例如：“1摩离子晶体”可以NaCl晶体为例进行说明。
第四节 离子晶体(第三课时）
二、教材内容分析:
3、教材素材处理
P80-P81表3-8及下面的表
学生在老师的问题引导下阅读，具体内容见学案，然后分组讨论和归纳总结其中的规律。
对表中出现的“摩氏硬度”这一概念，老师们可参考P69页《资料卡片》给出解释。
第四节 离子晶体(第三课时）
二、教材内容分析:
3、教材素材处理
P81科学视野
以学生自学为主。
可建议学生利用课余时间通过网络去了解更多的相关知识，以拓展知识面，激发科学探究的热情。
目的是通过体会晶格能这个概念在分析实际问题的应用，能让学生更深刻理解学习这该概念的意义。
第四节 离子晶体(第三课时）
三 、学情分析
1、学生已有的知识、方法
已经建立了离子键和离子化合物以及离子晶体的概念。
已经学习利用键能比较物质的性质的方法。
第四节 离子晶体(第三课时）
三 、学情分析
2、学生已有的基础对本节学习的影响
好的影响。学生对这一课时的学习有一定的理论基础，也有一定的理解概念的能力。通过本节课前面的学习，学生对数据的处理和分析归纳能力有一定提高。
第四节 离子晶体(第三课时）
三 、学情分析
2、学生已有的基础对本节学习的影响
不好的影响。学生认识心理特点及认知发展水平还有限。思维能力和分析能力还需老师的引导。学生不容易分辨共价键的键能与离子晶体的晶格能，老师应注意讲解适当，尽量让学生的认知简单一些。例如：课文中“最能反映离子晶体稳定性的数据是它们的晶格能”就非常直截了当。
第四节 离子晶体(第三课时）
四、 教学目标确定
知识与技能目标
1、理解晶格能的定义
2、了解影响晶格能的因素
3、理解离子晶体的晶格能与性质的关系。
第四节 离子晶体(第三课时）
四、 教学目标确定
过程与方法目标：
培养学生的理解概念的能力。
培养学生分析归纳总结的能力。
第四节 离子晶体(第三课时）
四、 教学目标确定
3．情感态度和价值观：
（1） 通过学生充分展开小组讨论来克服教学困难，让其体验成功的喜悦，同时培养学生与他人合作的良好心理品质。
（2）在创设的教学情景中引导学生把所学知识与课堂以外的现实联系起来，激发学生学习化学的兴趣和探究欲。
第四节 离子晶体(第三课时）
五、 教学重难点及突破
教学重点：理解晶格能的定义
教学重难点：离子晶体的晶格能与性质的关系。
充分利用教材中的表格和文字等素材。
利用教材表3-8中数据，设置适当的问题引导学生离子晶体中晶格能的大小与其熔点、硬度的关系，并从离子半径，阴阳离子所带电荷的角度分析表中各晶体晶格能的变化规律，使他们能比较一些简单的、结构类型相同的离子晶体的熔点和硬度。
第四节 离子晶体(第三课时）
六、 教学基本设计
（1）教师与学生的活动设计
（2）学案设计
第四节 离子晶体（第三课时）
谢谢聆听!
敬请批评指正!(共18张PPT)
1.1.2《原子结构—
构造原理》
教学目标
一、知识与能力
1.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理2.知道原子的基态和激发态的涵义3.初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
二、教学重点
1.能根据构造原理写出1至36号元素原子的电子排布式。
2.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
三、教学难点：
1.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
2.基态、激发态与光谱
四、教学方法：
讲授法、指导阅读法、讨论归纳法、讲练结合法等
近代原子论
发现电子
带核原子结构模型
轨道原子结构模型
电子云模型
能层：在多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子能量的差异，可以将核外电子分为不同的能层．
能级：在多电子原子中，同一能层的电子的能量也可能不同，可以将它们分为不同的能级．
１．道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中主要有下列三个论点：①原子是不能再分的微粒；②同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。从现代原子——分子学说的观点看，你认为不正确的是（ ）
A 只有① 　　　 B 只有② C 只有③ 　　　 D ①②③
２．在同一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量 。在同一电子层中，各亚层的能量按s、p、d、f的次序 。
３．理论研究证明，多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，第三能层有3个能级分别为 。
三、构造原理
★原子的电子排布遵循构造原理使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理
ns<(n-2)f<(n-1)d各能级的能量高低顺序
n表示能层序数
１．下列各原子的电子排布正确的是（　　）
A.Be　1s22s12p1 B.C　1s22s22p2 　C.He　1s12s1 D.Cl　1s22s22p63s23p5
BD
2.书写下列原子的电子排布式
S Fe Sc V Se Ga Br
3．下列各原子或离子的电子排布式错误的是（ ）
A Al 1s22s22p63s23p1
B O2- 1s22s22p6
C Na+ 1s22s22p6
D Si 1s22s22p2
D
思考与交流
电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成【Ne】3s1。试问：上式方括号中的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出O、Si、Fe的简化电子排布式吗？
四、基态与激发态、原子光谱
1．基态原子与激发态原子
处于最低能量的原子叫做基态原子
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子
可利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的能量
表现为光的形式
用光谱仪摄取
得到各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱
1、判断下列表达是正确还是错误
1）1s22p1属于基态；
2）1s22s2 2p63s2 3p63d54s1属于激发态；
3）1s22s2 2p63d1属于激发态；
4）1s22s2 2p63p1属于基态；
答案： (1) x(2) x(3)√(4) x
课堂练习
小结：
1．各原子轨道的能量高低比较
（1）ns（2）1s<2s<3s<4s
（3）同一能层同一能级的各原子轨道能量相等： 2Px＝2Py＝2Pz
2．
电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳电子数
1
2
3
4
n
1s
2s，2p
4s,4p,4d,4f
3s,3p,3d
1
4
9
16
n2
——
2
8
18
32
2n2
3．基态原子核外电子排布的规则与思路
①已知核外电子数目先按照能量最低原理从1s排起
②其间应考虑是否需应用泡利原理和洪特规则，特别是要求画外围轨道表示式
③最后考虑是否需要应用量子力学关于全空、半充满、全充满的排布规定，如Cr、Cu等原子
★要求：1－36号元素原子(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12张PPT)
金 属 晶 体
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
1、 金属中由于金属原子的外层电子比较少，金属原子容易失去外层电子变成金属离子，在金属内部结构中，实际上按一定规律紧密堆积的是带正电荷的金属阳离子。
2、要使带正电荷的金属阳离子按一定规律紧密堆积，除非金属原子释出的电子在各金属离子间自由地运动，这样依靠金属阳离子与带负电荷的自由电子之间强烈的相互作用使金属离子紧密地堆积在一起。
解释
自由电子
金属原子释出电子后形成的金属离子按一定规律堆积，释出的电子则在整个晶体里自由移动。
自由电子不专属于某一个或特定的金属离子，它们几乎均匀地分布在整个晶体中，被许多金属离子所共有。
二、金属晶体
通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的单质晶体 。
三种典型立方晶体结构
简单立方
体心立方
面心立方
I. 有自由电子存在, 是良好的导体;
II.自由电子与金属离子碰撞传递热量，具有良好的传热性能;
III.自由电子能够吸收可见光并能随时放出, 使
金属不透明, 且有光泽;
IV. 等径圆球的堆积使原子间容易滑动, 所以金
属具有良好的延展性和可塑性;
V. 金属间能“互溶”, 易形成合金。
三、金属晶体的一般性质及其结构根源
1.不仅与金属的晶体结构有关，而且与金属原子本身
的性质有关的是金属的
A.导电性 B.导热性 C.密度 D.熔点
练习一
3.下列叙述中，一定是金属元素的是
A.最外层只有一个电子
B.核外最外电子层有1-2个电子
C.在反应中很容易失去电子
D.具有金属光泽的单质
2.某晶体不导电，在熔融状态下能被电解，则该晶
体是
A.分子晶体 B.原子晶体
C.离子晶体 D.金属晶体
4.下列叙述的各项性质中，不属于金属的通性的是
A.导电、导热性 B.延展性
C.光亮而透明 D.熔点都很高
5.与金属的导电性和导热性有关的是
A.原子半径大小 B.最外层电子数的多少
C.金属的活泼性 D.自由电子
有一黄铜合金Cu和Zn的质量分数依次为75%,25%, 晶胞的密度为8.9g·cm-3, 晶体属于立方面心结构, 晶胞中含4个原子。Cu和Zn的相对原子质量分别为63.5和65.4, 求:(1)Cu和Zn所占的原子百分数; (2)每个晶胞含合金的质量是多少克; (3)晶胞的体积多大。
练习二
练习三
金属镍（相对原子质量58.7）是立方面心晶格型式，计算其空间利用率（即原子体积占晶体空间的百分率）；若金属镍的密度为8.90g/cm3，计算晶体中最临近原子之间的距离(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4张PPT)
章末优化总结
章末优化总结
知识网络构建
章末综合检测
知识网络构建
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(共34张PPT)
　1、要点：中心原子价电子层电子对（包括＿＿＿ 　　　电子对和 　 　　　的孤对电子对）的互相 　　　 作用，使分子的几何构型总是采取电子对相互 　　　 的那种构型，即分子尽可能采取对称的空间构型。
（VSEPR模型）
成键
未成键
排斥
排斥最小
价层电子对互斥模型
应用：可用来预测分子的立体结构
利用价层电子对互斥理论时，首先要根据原子的最外层电子数，判断中心原子上有没有孤对电子，然后再根据中心原子结合的原子的数目，就可以判断分子的空间构型
代表物 中心原子结合的原子数 孤对电子的对数 分子类型 空间构型
中心原子无孤对电子 CO2 2 0 AB2
CH2O 3 0 AB3
CH4 4 0 AB4
中心原子有孤对电子 H2O 2 2 AB2
NH3 3 1 AB3
价层电子对互斥模型
直线形
平面三角形
正四面体
V 形
三角锥形
分析思考：
１、写出C原子电子排布的轨道表示式，并由此推测：CH４分子的C原子有没有可能形成四个共价键？怎样才能形成四个共价键？
２、如果C原子就以１个２Ｓ轨道和３个２Ｐ轨道上的单电子，分别与四个Ｈ原子的１Ｓ轨道上的单电子重叠成键，所形成的四个共价键能否完全相同？这与CH４分子的实际情况是否吻合？
　如何才能使CH４分子中的C原子与四个H原子形成完全等同的四个共价键呢？
109°28’
原子轨道？
伸展方向？
二、杂化轨道理论
—解释分子的立体构型
1、杂化轨道的概念
在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道间通过相互的混杂后，形成相同数量的几个能量与形状都相同的新轨道。
※杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤对电子
剩余的p轨道可以形成π键
C2H4(sp2杂化）
杂 化
类 型 sp sp2 sp3
参与杂化的原子轨道 1s + 1p 1s + 2p 1s + 3p
杂 化
轨 道 数 2个sp
杂化轨道 3个sp2
杂化轨道 4个sp3
杂化轨道
杂化轨道
间夹角 180 120 109 28’
空 间
构 型 直 线 正三角形 正四面体
实 例 BeCl2 , C2H2 BF3 , C2H4 CH4 , CCl4
2、杂化轨道的类型
a )中心原子价层电子总数等于中心A的价电子数加上配体 B 在成键过程中提供的电子数 。
如 CCl 4 4 + 1 4 = 8
★杂化轨道数=中心原子总价电子数÷2
（不包括π键）
b)氧族元素的原子做中心时，价电子数为 6 。如 H2O 或 H2S 。做配体时，提供电子数为 0 。如 CO2
c)处理离子时，要加减与离子价数相当的电子，如
PO4 3－ ：5+0 4+3=8 ， NH4＋ ： 5+1 4 -1= 8 。
3、中心原子杂化方式的判断
代表物 杂化轨道数 杂化轨道类型 分子结构
CO2
CH2O
CH4
SO2
NH3
H2O
直线形
平面三角形
正四面体形
V形
三角锥形
V形
代表物 杂化轨道数 杂化轨道类型 分子结构
CO2
CH2O
CH4
SO2
NH3
H2O
SP
SP2
SP3
SP2
SP3
SP3
（4+2+0）÷2=3
（4+4）÷2=4
（6+0）÷2=3
（5+3）÷2=4
（6+2）÷2=4
（4+0）÷2=2
代表物 杂化轨道数 杂化轨道类型 分子结构
CO2
CH2O
CH4
SO2
NH3
H2O
0+3=3
0+4=4
1+2=3
1+3=4
2+2=4
SP
SP2
SP3
SP2
SP3
SP3
直线形
平面三角形
正四面体形
V形
三角锥形
V形
★杂化轨道数
中心原子孤对电子对数＋中心原子结合的原子数
0+2=2
练习：
用杂化轨道理论分析下列物质的杂化类型、成键情况和分子的空间构型。
（1）CO2
（2）H2O
（3）HCHO
（4）HCN
（5）SO3(共10张PPT)
第一节 晶体的常识
第三章 晶体结构与性质
晶体规则的几何外型与组成晶体的微粒在空间的存在什么关系？

自范性
微观结构
晶体
有（能自发呈现多面体外型）
原子在三维空间里呈周期性的有序排列
非晶体
没有（不能自发呈现多面体外型）
原子排列相对无序
1、晶体的自范性即晶体能白发地呈现多面体外形的性质。
水晶球是岩浆里熔融态的Si02侵入地壳内的空洞冷却形成的。剖开水晶球，常见它的外层是看不到晶体外形的玛瑙，内层才是呈现晶体外形的水晶。其实，玛瑙和水晶都是二氧化硅晶体，不同的是，玛瑙是熔融态Si02快速冷却形成的，而水晶则是热液缓慢冷却形成的。
除以上水晶和玛瑙是熔融态冷却得到的，根据所学知识还有那些方法得到晶体？
2、得到晶体一般有三条途径：(1)熔融态物质凝固；(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)； (3)溶质从溶液中析出。
[分组实验1] 在一个小烧杯里加入少量碘，用一个表面皿盖在小烧杯上，并在表面皿上加少量冷水。把小烧杯放在石棉网上加热，观察实验现象。
[分组实验2]用显微镜观察几种晶体结构：（K2Cr2O7、KNO3、萘）.
3、晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。
4、晶体的特点①外形和内部质点排列的高度有序性；②各向异性；③晶体的熔点较固定。
1、某同学在网站土找到一张玻璃的结构示意图如图所示，这张图说明玻璃是不是晶体 为什么
2．根据晶体物理性质的各向异性的特点，人们很容易识别用玻璃仿造的假宝石。你能列举出一些可能有效的方法鉴别假宝石吗
[分组探讨]
二、晶胞
1、晶胞：描述晶体结构的基本单元。
铜晶胞含有4个铜原子，为什么不是14个？
晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元，在它的上下左右前后无隙并置地排列着无数晶胞，而且所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。因而，晶胞的顶角原子是8个晶胞共用的，晶胞棱上的原子是4个晶胞共用的，晶胞面上的原于是两个晶胞共用的。
2、晶胞中原子占有率：顶点：1/8；边心：1/4；面心：1/2；体心：1。
探究:
下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(12)、金刚石(C)晶胞的示意图，数一数，它们分别平均含几个原子
钠、锌晶胞都是：8×1/8+1=2；碘：（8×1/8+6×1/2）×2=8；金刚石：8×1/8+6×1/2+4=8。
作业：P67 1、2、3、4
再
见(共44张PPT)
化学人教版选修（三）
第二章：分子的结构与性质
第一节 共价键
什么是化学键？
什么是离子键？
什么是共价键？
化学键：分子中相邻原子之间强烈的相互作用。
离子键：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键。
1、离子键
（1）．成键微粒： 。
（2）．成键实质： 。
（3）．形成条件：通常，
元素 与
元素的原子相结合。
阴、阳离子
静电作用
活泼金属
(ⅠA、ⅡA族)
活泼非金属
(ⅥA、ⅦA族)
【思考】.(1)活泼金属元素和活泼非金属元素一定形成离子键吗？
(2)仅由非金属元素组成的物质中一定不含离子键吗？ (1)不一定，如AlCl3中铝元素和氯元素形成的是共价键。
(2)不一定，如NH4Cl全由非金属元素组成，但它是离子化合物。
（4）．表示方法
①用电子式表示离子化合物
基础知识梳理
②用电子式表示离子化合物的形成过程
基础知识梳理
2、共价键
（1）．成键微粒： 。
（2）．成键实质： 。
（3）．形成条件： 的原子相结合。
原子
共用电子对
非金属元素
（4）．分类
(5) 【思考】共价键仅存在于共价化合物中吗？
　不是，共价键也可以存在于离子化合物中，如NaOH，NH4Cl中都含有共价键。
我们能用电子式表示H2、HCl、Cl2分子的形成
为什么不可能有H3、H2Cl、Cl3
分子的形成？
新课讲解：一、 价键理论的要点
1.电子配对原理
2.最大重叠原理
两原子各自提供1个自旋方向相反的电子彼此配对。
两个原子轨道重叠部分越大，两核间电子的概率密度越大，形成的共价键越牢固，分子越稳定。
1S
1S
互相靠拢
电子云重叠
H—H共价键
氢原子形成氢分子的电子云描述
新课：
1、共价键具有饱和性
按照价键理论的电子配对原理，一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键，这就共价键的“饱和性”。
跟踪练习.
1 . 分别写出下列非金属元素的原子电子配对成键数目 H 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA 。
2 . 为什么不可能有H3、H2Cl、Cl3分子的形成？
1
2
3
1
二、共价键的特征
——共价键具有饱和性
决定了原子形成分子时相互结合的数量关系
电子所在的原子轨道都具有一定的形状，成键原子的电子云尽可能达到最大重叠必须沿一定方向交盖，所以共价键有方向性。它决定了分子的空间构型。
小结：
共价键特征
方向性
饱和性
2.共价键的方向性
(原子形成分子时相互结合的数量关系)
(决定分子的空间构型)
电子云在两个原子核间重叠，意味着电子出现在核间的概率增大，电子带负电，因而可以形象的说，核间电子好比在核间架起一座带负电的桥梁，把带正电的两个原子核“黏结”在一起了。
三、共价键的形成
相互靠拢
(1). s-s σ键的形成
H2分子的键为s-s σ键，
1. σ键的形成
σ键的特征是以形成化学键的两原子核的连线为轴旋转，共价键电子云的图形不变，这种特征为轴对称。
(2). s-p σ键的形成
未成对电子的
电子云相互靠拢
电子云相互重叠
未成对电子的
电子云相互靠拢
电子云相互重叠
(3)、p-p σ键的形成
σ键的成键过程：“头顶头”
X
s—s
X
px—s
X
px—px
σ键的特征是：以形成化学键的两原子核的连线为轴旋转，共价键电子云的图形不变，这种特征成为轴对称。
形成σ键的电子
称为σ电子。
2.π键的形成
两个原子
相互接近
电子云重叠
π键的电子云
π键的成键过程：“肩并肩”
X
Z
Z
pZ—pZ
形成π键的电子称为π电子。
键特点:①两个原子轨道以平行或“肩并肩” 方式重叠；原子重叠的部分分别位于两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，称为镜像对称
② 键不能旋转；由于 键重叠程度要比 键小,所以 键的强度要比 键大。稳定性： 键﹥ 键
探究分析：N2分子中共价键的成分。(基态N原子电子排布1S22S22Px12Py12Pz1)
z
z
y
y
x
N2分子中含1个σ键和2个π键
小结：σ键和π键的成键规律
①s电子和s电子、s电子和p电子只能形成σ键；p电子和p电子既可形成σ键，又可能形成π键；且 p电子和p电子先形成σ键，后形成π键。
②共价单键是σ键；
共价双键中一个是σ键,另一个是π键；共价三键中一个是σ键,另两个为π键。
键类型 σ键 π键
原子轨道重叠方式
电子云形状
原子轨道重叠程度
牢固程度
成键判断规律
沿键轴方向 头碰头
沿键轴方向平行肩并肩
轴对称，可旋转
镜像对称，不可旋转
σ键强度大,
不易断裂，不活泼。
π键强度较小,
容易断裂，活泼。
共价单键是σ键；共价双键中一个是σ键,另一个是π键；共价三键中一个是σ键,另两个为π键
较大
较小
归纳：σ键和π键的比较
练习1.在氟气分子中，形成共价键的原子轨道是 ( )
A、氟原子的2p轨道和氟原子的1s轨道
B、氟原子的3p轨道和氟原子的1s轨道
C、氟原子的2p轨道和氟原子的2p轨道
D、氟原子的3p轨道和氟原子的3p轨道
C
练习2. 试分析
乙烷（CH3-CH3）、乙烯(CH2=CH2)、乙炔(CH≡CH)分子中化学键的成分。
乙烷（CH3-CH3）分子中7个σ键；
乙烯分子与溴发生加成反应时，断裂哪种类型的键？为什么？
乙烯(CH2=CH2）分子中5个σ键、1个π键
乙炔(CH≡CH)分子中3个σ键、2个π键
3.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
C
7
3
总结:
共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用。
1.共价键的性质: 饱和性,方向性
2.共价键的常见类型: σ键 “头碰头”（s-s、s-p、p-p ）π键 “肩并肩”（p-p）
四、键参数——键能、键长和键角
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。
[说明]
①键能的单位是kJ·mol-1
②形成化学键通常放出热量键能为通常取正值
③键能越大，化学键越稳定
2.键长 形成共价键的两个原子之间的核间的平衡距离。
[说明]： ①键长的单位都是pm=10-12m
②键长越短往往键能就越大，共价键越稳定
③一般而言原子半径越大，键长越大
3、键角
多原子分子中，两共价键之间的夹角叫做键角
（2）常见分子的键角
CO2 ______ H2O ______ NH3 ______
CH4 ______ P4 ______
( 3 )意义：键角决定了分子的空间构形
( 4 )来历：共价键的方向性
180°
104.5°
107.3°
109°28’
60°
（1）概念：
小结：键能、键长、键角是共价键的三个参数
键能、键长决定了共价键的稳定性；键角决定了分子的空间构型。
练习：
1、下列说法正确的是（ ）
A、分子中键能越大，键越长，则分子越稳定。
B、只有非金属原子之间才能形成共价键。
C、水分子可以表示为H-O-H，分子中键角180°。
D、H-O键键能463 KJ/ mol ，故破坏18克水分子中的H-O键时需要吸收的能量为2X463 KJ。
D
2、能用键能大小解释的是 （ ）
A、N 2的化学性质比O2稳定。
B、硝酸易挥发，硫酸难挥发。
C、惰性气体一般难发生化学反应。
D、通常情况下，Br2呈液态，I2呈固态。
A
五、等电子原理
1、等电子体：是指 且 的粒子，具有相同的化学键特征。
原子总数
价电子总数
应用：等电子体的许多性质是相近的，空间构型是相同的。所以可以利用等电子体来预测分子的空间构型和性质。
思考探究：
在N2、CO2、 CO 、N2O之间互为等电子体的是谁
请预测：1、 N2O的几何构型
2、 CO 中的共价键类型？
2、等电子原理
（1）.原子总数相同、价电子总数相同的分子或离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 1 075 10
N2 －210.00 －195.81 1.6 mL 946 10
（3）、等电子体的判断和利用
(1)判断方法：原子总数相同，价电子总数相同的分子。
(2)应用：等电子体的许多性质是相近的，空间构型是相同的。
利用等电子体可以：
①判断一些简单分子或离子的立体构型；
②利用等电子体在性质上的相似性制造新材料；
③利用等电子原理针对某物质找等电子体。
(4)一些常见的等电子体
二原子10电子的等电子体：N2、CO、CN－、C22－
二原子11电子的等电子体：NO、O2＋
三原子16电子的等电子体：CO2、CS2、N2O、CNO－、N3－
三原子18电子的等电子体：NO2－、O3、SO2
四原子24电子的等电子体：NO3－、CO32－、BF3、SO3(g)
1．1919年，Langmuir提出等电子体的概念，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。根据上述原理，下列各对粒子中，空间结构相似的是(　 　)
A．SO2与O3　　 B．CO2与NO2
C．CS2与NO2 D．PCl3与BF3
A
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
氧—氧键
数据　　　　 O22－ O2－ O2 O2＋
键长/10－12 m 149 128 121 112
键能/kJ·mol－1 X Y Z＝497.3 W＝628
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
B
3、(1)根据等电子原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：______________和______________；______________和______________。
(2)根据等电子原理，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO2－互为等电子体的分子有：______________。
答案：　(1)N2　CO　CO2　N2O　
(2)SO2、O3
1、σ键与π键的形成方式有何不同？
2、σ键与π键在对称上有何不同
3、σ键的类型
4、哪些共价键是σ键，哪些共价键是π键
5、共价键参数有哪些？有何意义
6、怎样判断等电子体？
课后小结：(共4张PPT)
章末优化总结
章末优化总结
知识网络构建
章末综合检测
知识网络构建(共18张PPT)
第二章 分子结构与性质
第一节 共价键
(第一课时)
化学是在分子层次上研究物质的科学。分子由原子构成，绝大多数物质分子是由原子相互结合构成的，只有极少数物质的分子是由单个原子构成。
20世纪初，在原子结构理论的基础上，建立了化学键的电子理论。共价键是现代化学键的理论核心．
知识回顾：
1、什么是共价键？
2、通常哪些元素之间可以形成共价键？
3、共价键是如何形成的？
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、成键元素:
一般为非金属与非金属
类型:
共价键
极性共价键
非极性共价键
3、本质:
共用电子对
4、用电子式表示共价键的形成过程：HCl、Cl2
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？有没有可能存在 H3 、Cl3 、H2Cl分子？为什么？
——共价键具有饱和性
决定了原子形成分子时相互结合的数量关系
1、H2分子的形成过程
现代物质结构理论认为 共价键的形成是由于成键原子电子云的重叠
两个H原子共用一对共用的电子对是不是只存在与两核间
用电子云来描述共价键的形成过程
H
H
σ键的特征：以形成化学键的两原子核的连线做为轴旋转操作，共价键电子云的图形不变,称为轴对称。
（s-s σ键）
为什么原子之间能够通过共用电子对形成稳定的分子？
2、HCl分子的形成过程
H
Cl
用电子云来描述共价键的形成过程
Cl
H
—共价键的方向性
（s-p σ键）
3、Cl2分子的形成过程
Cl
Cl
Cl Cl
用电子云来描述共价键的形成过程
（p-p σ键）
S-S重叠
无方向
S-P重叠
P-P重叠
小结: σ键成键方式 “头碰头”
用电子云来描述共价键的形成过程
4、p-p π键形成过程
键特点:两个原子轨道以平行或“肩并肩” 方式重叠；原子重叠的部分分别位于两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，称为镜像对称
由于π键重叠程度要比σ键小,所以σ键的强度要比π键大。
“肩并肩”
注:两个s轨道
不能成π键
σ键 π键
成键方向
电子云形状
牢固程度
成键判断
规律
项目
键型
σ键与π键的对比
沿轴方向“头碰头”
平行或“肩并肩”
轴对称
镜像对称
σ键强度大,
不容易断裂
π键强度较小,
容易断裂
共价单键是σ键,共价双键中一个是σ键,另一个是π键,共价三键中一个是σ键,另两个为π键
以上原子轨道相互重叠形成的σ键和π键 ，总称价键轨道
Pz－Pzπ键
σ
πy
N
N
πz
πz
πy
科学探究
1.N2分子形成
z
z
y
y
x
x
z
z
x
2、键的类型与成键原子电负性的关系：
科学探究
原子 Na Cl H Cl C O
电负性
电负性之差（绝对值）
结论：当原子的电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的将是 键；而 键是电负性相差不大的原子之间形成的化学键。
0.9 3.0
2.1
2.1 3.0
0.9
2.5 3.5
1.0
离子
共价
科学探究
3、乙烷、乙烯、乙炔分子中的共价键分别是由几个σ键和几个π键组成。
课堂反馈
1、σ键与π键的形成方式有何不同，有何形象的比喻？
2、 σ键与π键在对称上有何不同
３、 σ键与π键谁更牢固
４、什么是价键轨道
５、形成共价键的电子云是指成对电子还是未成对电子？
６、电子云的重叠是怎样将两个原子核“黏结”在一起的
７、哪些共价键是σ键，哪些共价键是π键
8、下列说法正确的是（ ）
A、非金属元素之间只能形成共价键，而不能形成离子键
B、共价键的方向性决定了原子形成分子时相互结合的数量关系
C、烯烃比烷烃的化学性质活泼是由于烷烃中只含σ键，而烯烃中含有π键
D、乙醇分子中不存在π键
CD
9、在下列分子中，①HF，②Br2，③H2O，④N2，⑤CO2，⑥H2，⑦H2O2，⑧HCN
分子中只有σ键的是 ，分子中含有π键的是 ，分子中所有原子都满足最外层为8个电子结构的是 ，分子中含有由两个原子的s轨道重叠形成的σ键的是 ，分子中含有由一个原子的s轨道与另一个原子的p轨道重叠形成的σ键的是 ，分子中含有由一个原子的p轨道与另一个原子的p轨道重叠形成的σ键的是 。
①②③⑥⑦
④⑤⑧
②④⑤
⑥
①③⑧
②④⑤⑧(共17张PPT)
3.2分子晶体与原子晶体
第二课时 原子晶体
二、原子晶体
1、概念：原子间以共价键相结合而形成的空间网状结构的晶体。
2、构成微粒：原子
3、微粒之间的作用：共价键
4、气化或熔化时破坏的作用：共价键
5、一般宏观性质：沸点高，硬度大，难溶于一般溶剂。
6、常见原子晶体例举：
（1）某些非金属单质 [硼、硅、锗、金刚石等]
（2）某些非金属化合物 [SiC、BN等]
（3）某些氧化物 [SiO2、Al2O3等]
109 28
共价键
思考：金刚石（晶体硅结构与此类似）
（1）由图中观察可知：每个碳原子被相邻的4个碳原子包围，以共价键跟4个碳原子连接，形成四面体。这些四面体向空间发展，构成一个坚实的、彼此联结的空间网状晶体。每个 C-C键长相等，键角均为109。28`。
（2）晶体中最小环由____个C组成且不共面。
6
（3）晶体中C原子数与C-C 键数之比为：
　　　１：4*１/２＝１：２
（４）晶体中每个碳原子为 ____个环所共用。
１２
180
109 28
Si
O
共价键
白球表示 硅原子
SiO2平面结构
金刚石的结构
1、SiO2最小的环有（　　）原子组成
2、Si周围紧邻的O（　）个
３、 O 周围紧邻的Si（　）个
４、SiO2中Si、O个数比为（　　）个
５、１ｍｏｌSiO2含有（　　）ｍｏｌSi－O　　
Si
O
４
１２
４
１:２
２
一种结晶形碳，有天然出产的矿物。铁黑色至深钢灰色。质软具滑腻感，可沾污手指成灰黑色。有金属光泽。六方晶系，成叶片状、鳞片状和致密块状。密度2.25g/cm3，化学性质不活泼。具有耐腐蚀性，在空气或氧气中强热可以燃烧生成二氧化碳。石墨可用作润滑剂，并用于制造坩锅、电极、铅笔芯等。
知识拓展－石墨
石墨晶体结构
知识拓展－石墨
石墨
1、石墨为什么很软？
2、石墨的熔沸点为什么很高（高于金刚石）？
3、石墨属于哪类晶体？为什么？
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。
石墨为混合键型晶体。
例、如右图所示，在石墨晶体的层状结构中，每一个最小的碳环完全拥有碳原子数为___，完全拥有C－C数为___
石墨中C－C夹角为120☉， C－C键长为 1.42×10－10 m层间距
3.35× 10－10 m
2
3
小结：金刚石、石墨的比较
项目 金刚石 石墨
晶体形状
晶体中的键或作用力
由最少碳原子形成环的形状与个数
碳原子成键数
　　　键的平均数
　　 原子的平均数
每个环中
正四面体空间网状
六边形平面层状
共价键
共价键与范德华力
６个原子不同面
６个原子同面
４
３
6*1/6=1
6*1/2=3
6*1/12=1/2
6*1/3=2
分析下列物质的物理性质，判断其晶体类型：
A、碳化铝，黄色晶体，熔点2200℃，熔融态不导电；________________
B、溴化铝，无色晶体，熔点98 ℃，熔融态不导电；________________
C、五氟化钒，无色晶体，熔点19.5℃，易溶于乙醇、氯仿、丙酮中；_______________
D、物质A，无色晶体，熔融时或溶于水中都能导电_____________
小结：
晶体类型 原子晶体 分子晶体
概念
组成微粒
作用力
熔沸点
硬度
溶解性
导电性
相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构
分子间以分子间作用力结合
原子
分子
共价键
分子间作用力
很高
较低
很大
较小
不溶于任何溶剂
部分溶于水
不导电，个别为半导体
固体和熔化状态都不导电，部分溶于水导电
祝同学们学习进步，
天天有个好心情(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4张PPT)
章末优化总结
章末优化总结
知识网络构建
章末综合检测
知识网络构建
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
戋〔1↑纵
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(共73张PPT)
第三章第一节
晶体常识
临清三中化学组
第三章教材内容概述
本章具体内容从人们熟悉的固体出发，把固体分为晶体和非晶体两大类，引出了晶体的特征和晶胞的概念，然后分别介绍了分子晶体、原子晶体、金属晶体和离子晶体四大晶体的结构特征与性质差异。
一·课时安排：本节课分为两个课时来完成
第1课时内容：P60—P62一晶体的概念、特征及性质、和晶体的制备，晶体与非晶体的本质差异
第2课时内容：P62—P64 晶体与非晶体的区分、二·晶胞的概念，晶胞与晶体的关系，晶胞中所含原子数的简单计算
第三章第一节
第一课时计划
一、晶体的特点与性质
1 .微观粒子聚集方式的实验测定
2 .固体物质分类
3 .晶体的特性
1）晶体的自范性
熔融态结晶、凝华结晶、饱和溶液结晶
2）晶体的各向差异性
3）晶体具有固定熔点
以玛瑙和SiO2的形成为例结合二氧化硅晶体模型分析晶体为内能最小（最稳定的）状态：
第一课时计划
一、晶体的特点与性质
1 .微观粒子聚集方式的实验测定
2 .固体物质分类
3 .晶体的特性
1）晶体的自范性
熔融态结晶、凝华结晶、饱和溶液结晶
2）晶体的各向差异性
3）晶体具有固定熔点
第一课时计划
一、晶体的特点与性质
1 .微观粒子聚集方式的实验测定
2 .固体物质分类
3 .晶体的特性
1）晶体的自范性
熔融态结晶、凝华结晶、饱和溶液结晶
2）晶体的各向差异性
3）晶体具有固定熔点
3）需要补充的素材
实验室常见的几种晶体：硫、碘、高锰酸钾、五水和硫酸铜，非晶体：松香、玻璃 云母石豽等
二氧化硅晶体模型
补充实验：硫的凝固、五水和硫酸铜制备、石蜡的熔化（或展示实验产品）
多媒体展示：晶体制备（拉晶过程）视频、有机物的熔化过程、石墨的导电性等
注意几个问题：
学生尚不清楚晶体的微观构成，学生对晶体内部粒子规律性排列理解增添障碍。。
本节出现一些课标不要求的概念（如：质点等）等因素给本节的教学增大难度。受初中物理学的影响对晶体与非晶体是否有熔点易产生错误理解。
第二课时计划
4、晶体与非晶体的判定方法
1）．检测熔点法：
2）．最可靠方法：
二、晶胞
1．晶胞内涵
2．对晶胞的“无隙并置”的理解
3．均摊法的应用
需要补充的素材
氯化钠、金刚石、干冰、氯化铯晶胞模型。 晶胞堆积动画
无隙并置
给出晶胞的内涵？
列举几种常见的晶胞，并利用图片解释晶胞通过”无隙并置“形成晶体，播放无隙并置动画。
学与问：画出下列晶胞所缺的9个CO2分子
第二课时计划
4、晶体与非晶体的判定方法
1）．检测熔点法：
2）．最可靠方法：
二、晶胞
1．晶胞内涵
2．对晶胞的“无隙并置”的理解
3．均摊法的应用
需要补充的素材
氯化钠、金刚石、干冰、氯化铯晶胞模型。 晶胞堆积动画
计算晶体化学式或晶胞中粒子数的一般方法——均摊法
⑴顶点——同时为8个晶胞共有——×____
⑵棱——同时为4个晶胞共有——×______
⑶面——同时为2个晶胞共有——×______
⑷内部——同时为1个晶胞共有——×____
思考与交流：图依次为Na、Zn，I2,C晶胞的示意图，数一数，它们平
均分别含几个原子？
钠_______ 锌________ 碘______ 金刚石________
第二课时计划
4、晶体与非晶体的判定方法
1）．检测熔点法：
2）．最可靠方法：
二、晶胞
1．晶胞内涵
2．对晶胞的“无隙并置”的理解
3．均摊法的应用
需要补充的素材
氯化钠、金刚石、干冰、氯化铯晶胞模型。 晶胞堆积动画
谢谢聆听
第三章第一节
晶体常识
一·课时安排：本节课分为两个课时来完成
第1课时内容：P60—P62一晶体的概念、特征及性质、和晶体的制备，晶体与非晶体的本质差异
第2课时内容：P62—P64 晶体与非晶体的区分、二·晶胞的概念，晶胞与晶体的关系，晶胞中所含原子数的简单计算
二、教材内容分析
1．教材编写
编写意图（第三章）：（1） 自然界中绝大多数物质都是固体，人工合成的固体物质越来越多，这些物质广泛应用于能源、环境、材料、生命科学等领域。固体分为晶体和非晶体两大类。纷繁复杂的固体物质特别是晶体其内部结构的规律性逐渐被结构化学形成一门独立研究领域。
（2）通过对前两章原子、分子的结构的学习，学生已经建立起了“物质的结构决定性质”这一模式；前面两章的学习是从微观的角度去认识物质的结构，而本章让学生从宏观方面进一步去理解这一模式，全面而系统地介绍晶体结构和性质，与前两章一起构成“原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质”三位一体的“物质结构与性质”模块的基本内容。同时，本章课之前的章节中，已对原子结构、分子结构和化学键做了详细的介绍，为本章内容的学习奠定了理论基础。
（3）晶体按照微观粒子的组成及其作用力可以分为分子晶体、原子晶体、离子晶体和金属晶体及多混合型晶体（或叫过渡性晶体）；晶体的微观基本单元叫晶胞，这是研究晶体微观结构的载体。了解晶体中组成粒子、粒子的配位数、晶格能等基本概念有利于认识晶体结构与晶体性质的关系。如晶体的结构决定了晶体的熔点、密度、硬度、延展性、溶解性、热分解性、化学反应性等等,通过对晶体结构决定其性质的学习，让学生掌握对晶体的性质的预测与判断方法。
教学内容（第三章）：本章具体内容的选取是依据“物质结构与性质”模块的“主题2化学键与物质的性质”内容标准中的第1、2、7、8、9条，以及“主题3 分子间作用力与物质的性质”内容标准中的第4条的要求进行内容的选取，同时注意与已有知识的衔接。首先从人们熟悉的固体出发，把固体分为晶体和非晶体两大类，引出了晶体的特征和晶胞的概念，然后分别介绍了分子晶体、原子晶体、金属晶体和离子晶体四大晶体的结构特征与性质差异。
编写意图（第一节第一课时）：晶体简单地分为分子晶体、原子晶体、金属晶体和离子晶体。不管哪种类型的晶体，它们都具有一些共性。本章第一节主要介绍这四种晶体的共性，先让学生知道固体有晶体与非晶体之分，后陈述晶体与非晶体的本质差异，以此掌握晶体的概貌，为四大晶体的学习打下基础。
教学建议：充分利用教材已有内容作为教学素材；全章教学时数约为2+3+3+3=11课时。
教学内容（第一节第一课时）：
本课时内容包括：固体有晶体与非晶体之分，晶体与非晶体的本质差异，了解晶体的外形和内部结构，晶体的性质即晶体的自范性具有固定的熔点；晶体的生成条件、得到晶体的三种途径。
2. 教材教学素材的处理
本课时内容从实验室常见的固体引入，通过实物和图片进一步了解晶体的外形和内部结构，说明固体有晶体与非晶体之分，通过图片和实验进一步了解晶体外形与微观结构；后陈述晶体与非晶体的本质差异，结合晶体的自范性分析晶体的生成条件并结合实验3-1碘蒸气的凝华来展示图片3-2，学习得到晶体的三种途径；最后此介绍晶体具有确定的熔点。
对教材实验图标的处理：
① 实物图片共8个；一是图3-1来认识晶体以及其与非晶体的外形差异，以及天然水晶球、玛瑙与水晶的图片说明晶体的形成过程必须在适当的生长速率下进行；二是硫的凝固、I2的凝华、硫酸铜的结晶图片展示了晶体的三种制备方法；三是通过以通过展示图3-4让学生认识到晶体与非晶体的本质差异，并进一步理解结构决定性质这一模式；
② 实验分析1个；先引导学生观察碘单质的颜色、光泽和晶体形状，完成教材实验观察碘晶体的生成，结合实验展示其他两种晶体，让学生分析得到三种晶体的途径。
③ 科学视野1个：通过X射线衍射图阐述晶体结构测定的方法。可以作为拓展内容介绍给学生。
对教材文字内容的处理：
①展示实验室常见物质时引入X衍射实验的介绍，以此说明固体物质可以分为晶体与非晶体。让学生对知识的理解从实验与知识的形成过程两个角度去分析。
②对晶体的自范性介绍分为：晶体的自范性内涵、微观结构对晶体自范性的据定作用、对自发过程的理解（最稳定的状态）、晶体自范性的重要生长条件、实验室得到晶体的三种途径等五个方面进行分析
③晶体的各向差异性包含：各向差异的内容、各向差异性的微观分析、各向差异的例证。
④晶体有确定的熔点包含：晶体与非晶体熔点的对比（沸点物差异）及成因分析
⑤通过学与问一1并结合图3-5玻璃的结构示意图来让同学们更透彻的理解晶体与非晶体的本质差异，并以习题1再加以巩固；可以把该图与3-4相结合，分析晶体与非晶体的微观区别。
3）需要补充的素材
实验室常见的几种晶体：硫、碘、高锰酸钾、五水和硫酸铜，非晶体：松香、玻璃等
二氧化硅晶体模型
补充实验：硫的凝固、五水和硫酸铜制备、石蜡的熔化（或展示实验产品）
多媒体展示：晶体制备（拉晶过程）视频、有机物的熔化过程、石墨的导电性等玻璃的折光率测定
三·学情分析
1.学生已有知识和技能
学生在初中物理的学习中，对晶体与非晶体在宏观上有了一定的了解，但对其微观本质了解并不多；从元素化学的角度学生已经知道SiO2的网状结构，但对离子晶体、分子晶体的晶体微观结构还没有认识；学生已经掌握物质构成的几种常见微粒：离子、分子、原子及常见化学键：离子键和共价键。
2·学生已有知识对本节内容学习的影响
（1）正面影响：前两章已学过的有关物质结构知识已经帮助学生形成了“结构决定性质”的模式，这为学生理解“内部有序造就了外部规则”的事实奠定了基础；结合前两章的内容，再通过本章的学习，学生能够比较全面地认识物质的结构及结构对物质性质的影响，提高分析问题和解决问题的能力。
通过前两章的学习，学生已建立了一定的空间想象能力，也已学会观察教材上的各种图片进行对比分析从而进行自主学习，再通过设计合适的情境和问题，让学生自己分析、归纳出晶体与非晶体的各种性质 。
（2）负面影响：虽然学生对化学键有一定了解，但学生习惯用分子晶体固有晶体模型类比其他类型晶体模型，为离子晶体、原子晶体等晶体内部粒子规律性排列理解增添障碍。学生尚不清楚晶体的微观构成、本节出现一些课标不要求的概念（如：质点等）等因素给本节的教学增大难度。受初中物理学的影响对晶体与非晶体是否有熔点易产生错误理解。
四 教学目标
1．基础目标
1）了解晶体与非晶体的本质差异
2）掌握晶体的基本性质
3）了解得到晶体的三种途径
4）通过生活常识、情感经验从宏观特征逐步过渡到微观特征，认真把握内部有序造就了外部有序
5）通过对晶体内部微观结构决定性质，宏观性质反映微观结构的分析，培养学生的空间想象力和创兴精神，激发学生的学习兴趣。
2．拓展目标：
从微观的角度理解晶体的自范性、自发过程、晶体的各向异性
3．教学重难点
1）教学重点：晶体与非晶体的本质差异
2）教学难点：晶体的自范性、自发过程
五 教学法及设计
1．设计思想
本课时的教学设计以层层递进的问题式教学为主，引导学生从知识形成的角度认识晶体，辅助以实验、幻灯片、讨论、归纳等手段，引领学生发现问题，在合作、交流中解决问题，并进一步深化，将所得知识进行应用，学生在体验到不断解决问题的成功感的同时，逐步体验科学探究的过程，提升自己的创新能力。
·利用具体的实物和图片进行教学；
·运用观察、分析、对比、讨论等教学策略引导学生自主学习；
·通过实验帮助学生了解得到晶体的一般途径；
·充分利用多媒体课件和形象比喻等教学方式。
·通过学生的观察、思考、分析，结合学生已有的知识和经验，以解决问题为主线，引导学生积极、主动地参与问题解决的全过程。
2教学过程
1·创设问题情景导入：
（1）观察本章章图中的各种矿石的彩色图片；
（2）展示实验室常见的各种晶体实物如：硫、碘、高锰酸钾、五水和硫酸铜，非晶体：松香、玻璃等
（3）展示以下的水晶图片
提出问题：（1）从物理学角度，你知道什么是晶体 什么是非晶体？
（2）如何测量晶体的微观结构？
（3）晶体有什么特点和性质？
2·问题解决
1）学生通过观察图3-1、图3-3和图3-5，分析对比归纳出晶体和非晶体的概念；已解决问题为主线，引导学生积极主动地参与问题的全过程。
2)并通过观察以上图片进一步引出自范性的概念，提出晶体具有自范性的原因（微观结构对晶体自范性的决定作用）？并让学生观察图3-4，进行对比分析，得出晶体与非晶体的本质差异。并及时通过学与问一1加以巩固
3引导学生理解自发过程？
播放拉晶视屏
以玛瑙和SiO2的形成为例结合二氧化硅晶体模型分析晶体为内能最小（最稳定的）状态：
4·结合实验3-1，让学生观察以下图片并总结得出晶体的三种途径？
⑴熔融态物质凝固
⑵气态物质凝华
⑶溶质从溶液中析出
5. 从学生已建立的“结构决定性质”这一模式出发，提出问题“晶体还有那些性质？”从而讲解晶体的各向异性和有固定的熔点，并结合学与问一2，举例石腊、松香、石墨性质特殊性入手分析晶体的各向异性。
6.结合晶体的生长过程分析晶体与非晶体在熔点、沸点上的差异性与相同点
第一课时板书计划
一、晶体的特点与性质
1.微观粒子聚集方式的实验测定
2．固体物质分类
3 晶体的特性
1）晶体外形的自范性
熔融态结晶、凝华结晶、饱和溶液结晶
2）晶体的各向差异性
3）晶体具有固定熔点
达标测评
第一节 晶体的常识（第二课时）
课时安排
本课时包含内容：P62～P64 一 晶体与非晶体（晶体与非晶体的区分及学与问2） 二 晶胞（晶胞的概念，晶胞与晶体的关系，晶胞的无隙并置，晶胞中所含原子数的简单计算）
二、教材内容分析
1．教材编写
编写意图：前一课时已经初步的讲解了晶体的基本常识即晶体的概念、晶体的性质及特征、晶体与非晶体的本质区别；为本课时晶体与非晶体的区分提供理论支持。而本课时重点介绍晶胞，晶胞是晶体结构的缩影，是研究晶体微观结构与宏观性质的载体，认识晶胞与晶体的关系，可以让学生掌握研究晶体的微观结构的工具，从而为教材第二～第四节学生掌握各种晶体结构提供研究方法；介绍几种典型的晶胞及晶胞中所含原子数的计算方法，可以帮助认识晶体结构的组成，为后面学习四种晶体提供理论基础。
教学内容：
本课时一是以真假金钢石为例探究晶体与非晶体的区别。其次以铜晶体和铜晶胞为例，介绍晶胞的概念，并以“蜂巢与蜂室”的关系来说明晶胞与晶体的关系，说明晶体是由晶胞无隙并置而成，晶胞是研究晶体结构的载体，计算晶胞中所含的原子数的方法—均摊法，并介绍几种常见的晶胞，以便从微观角度去理解晶体的结构
2. 教材教学素材的处理
教材通过真假金刚石来学习晶体与非晶体的区别方法，从而达到学以致用的目的，再通过科学视野拓展学生的视野，体现新课标的时代性；以铜晶体与铜晶胞为例利用图片、比喻等方式介绍了晶体与晶胞的关系，并通过例子介绍了如何计算晶胞中所含的原子数。
1）对教材图标的处理：
① 实物等图片共9个；以图3-3来说明许多固体粉末也可能是晶体，说明不能借助晶体的外形判断晶体与非晶体。
图3-6来认识晶体与非晶体的微观结构差异性；图3-7通过蜂巢和蜂室的关系来比喻晶体与晶胞的无隙并置；只是蜂巢与蜂室为二维结构图，二晶体与晶胞为三维结构图。图3-8反映了均摊法在推算晶体组成中的运用。
②以学与问引导学生对简单立方、六方密堆、I2的晶胞、金刚石非密堆为例学会均摊法在不同堆积不同晶胞中的推广。
③ 科学视野1个：通过X射线衍射图阐述晶体结构测定的方法。可以作为拓展内容介绍给学生。
2）对教材文字素材的处理
以学与问一2来介绍晶体知识的应用，即晶体与非晶体的鉴别方法；结合熔点测量法和科学视野等知识简单介绍晶体的X-射线实验，让同学们认识到晶体与非晶体最科学的鉴别方法，并拓展学生视野，体现新课标的时代性。由于本节内容抽象，本课时运用大量图片来形象的展示晶体的结构，让学生清楚地认识晶胞及其与晶体的关系。本节课先以图3-7介绍晶胞的概念，并以“蜂巢与蜂室”的关系来进一步阐述晶胞与晶体的关系；以计算晶胞中所含原子数的简单计算方法等进一步阐明晶胞的无隙并置与满足晶胞的“四条件”即：晶胞为平行六面体、8各定点相同、3组平行面相同、3组平行的棱相同；最后以学与问二来及时巩固晶胞中所含原子个数的计算方法，再通过习题3进一步深化;以习题4更深层次的理解晶胞，达到均摊法知识的灵活迁移的目的。
3）需要补充的素材
氯化钠、金刚石、干冰、氯化铯晶胞模型。
晶胞堆积动画
三·学情分析
1.学生已有知识和技能
学生已经掌握晶体与非晶体的本质区别及性质差异；充分掌握晶体微观结构的规律性周期变化；通过几何学的学习能从而为的角度分析蜂巢与蜂室的关系。
2·学生已有知识对本节内容学习的影响
（1）正面影响：通过前一课时的学习，学生已经基本掌握了晶体的概念及晶体的性质特征，并已知道晶体内部微粒呈周期性的有序排列，这为本节课进一步认识晶体的微观结构做好了铺垫，并且通过前面的学习，学生已经学会充分利用教材书上的各种素材如图片、学与问来进行自主学习，这就为本节课学习晶胞打下了很好的方法基础。
（2）负面影响：本课时概念多，对“质点”“构成粒子”等概念不清楚。学生偏爱教辅极易受教辅资料的影响，对晶胞等概念易产生错误理解。学生尚不清楚晶体的微观构成、本节出现一些课标不要求的概念（如：质点等）等因素给本节的教学增大难度。学生目前还没有系统学习立体几何学的知识，对三维空间的想象力不足，对“无隙并置”的理解很难到位。
四．教学目标
·1．基础目标
1）了解晶胞的概念。
2）掌握晶体与晶胞的关系，会通过晶胞确定晶体的化学式
3）利用模型将化学知识具体化，掌握用“均摊法”——数学方法来解决化学知识的方法
2．拓展目标
晶胞的类型、简单晶胞的识别
3．教学重难点
教学重点：晶体与非晶体的区分、晶胞的概念、结构；均摊法的应用
教学难点：晶胞的结构特征
五 教学法及设计
1．设计思想
本课时的教学设计以层层递进的问题式教学为主，引导学生从知识形成的角度认识晶体，辅助以幻灯片、讨论、归纳等手段，引领学生发现问题，在合作、交流中解决问题，并进一步深化，将所得知识进行应用，学生在体验到不断解决问题的成功感的同时，逐步体验科学探究的过程，提升自己的创新能力。
·利用具体的实物和图片进行教学，；
·充分利用多媒体课件和形象比喻等教学方式。
·通过学生的观察、思考、分析，结合学生已有的知识和经验，以解决问题为主线，引导学生积极、主动地参与问题解决的全过程。
2、 教学过程
·首先回顾上节内容
并带领学生分析鉴别晶体与非晶体的方法
晶体与非晶体的判定方法
1）检测熔点法：
晶体具有固定的熔点，而非晶体则没有固定的熔点。
2）最可靠方法：对固体进行X 射线衍射实验
学与问 2.玛瑙和水晶都是二氧化硅，为什么水晶能表现出自范性而玛瑙不能？你能列举可能有效的方法鉴别真假宝石(假宝石通常是用玻璃仿造的)吗
晶体与非晶体的判定方法
1）检测熔点法：
晶体具有固定的熔点，而非晶体则没有固定的熔点。
2）最可靠方法：对固体进行X 射线衍射实验
学与问 2.玛瑙和水晶都是二氧化硅，为什么水晶能表现出自范性而玛瑙不能？你能列举可能有效的方法鉴别真假宝石(假宝石通常是用玻璃仿造的)吗
2 、晶胞
1）情景创设引入：多媒体课件演示NaCl、CsCl、干冰、金刚石的晶胞结构示意图，或展示这些晶胞的实物模型，使学生深入了解晶胞的空间结构特征。并提出问题：①怎样描述粒子在微观空间的排列？晶体和晶胞有什么关系？并让学生观察图3-7，对比分析得出结论
给出晶胞的内涵？
列举几种常见的晶胞，并利用图片解释晶胞通过”无隙并置“形成晶体，播放无隙并置动画。
举例分析对晶胞无隙并置的理解？
晶胞应满足的四个条件？（结合教材P64图3-9各种晶胞分析）
学与问：画出下列晶胞所缺的9个CO2分子
计算晶体化学式或晶胞中粒子数的一般方法——均摊法
⑴顶点——同时为8个晶胞共有——×____
⑵棱——同时为4个晶胞共有——×______
⑶面——同时为2个晶胞共有——×______
⑷内部——同时为1个晶胞共有——×____
思考与交流：图依次为Na、Zn，I2,C晶胞的示意图，数一数，它们平
均分别含几个原子？
钠_______ 锌________ 碘______ 金刚石________
第二课时板书
4、晶体与非晶体的判定方法
1）．检测熔点法：
2）．最可靠方法：
二、晶胞
1．晶胞定义
2．对晶胞的“无隙并置”的理解
3．均摊法的应用
达标测评(略)(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37张PPT)
3.4《离子晶体》
教学目标
知识与能力：
1．掌握离子晶体的概念，能识别氯化钠、氯化铯、氟化钙的晶胞结构。
2．学会离子晶体的性质与晶胞结构的关系。
3．通过探究知道离子晶体的配位数与离子半径比的关系。
4、通过碳酸盐的热分解温度与阳离子半径的自学，拓展学生视野。
５、通过分析数据和信息，能说明晶格能的大小与离子晶体性质的关系。
教学重点难点：
1、离子晶体的物理性质的特点
2、离子晶体配位数及其影响因素
３、晶格能的定义和应用
教学方法建议：
分析、归纳、讨论、探究
2Na + Cl2 == 2NaCl
+11
+17
+17
+11
Na+ Cl-
Na
Cl
Cl-
Na+
一、离子晶体
1、定义：由阳离子和阴离子通过离
子键结合而成的晶体。
2、成键粒子：阴、阳离子
3、相互作用力：离子键
4、常见的离子晶体：
强碱、活泼金属氧化物、大部分的盐类。
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Na+
可见：在NaCl晶体中，钠离子、氯离子按一定的规律在空间排列成立方体。
主页
5、晶胞类型：
（1）氯化钠型晶胞
（1）钠离子和氯离子的位置：
①钠离子和氯离子位于立方体的顶角上，并交错排列。
②钠离子：体心和棱中点；氯离子：面心和顶点，或者反之。
5、晶胞类型：
（1）氯化钠型晶胞
（3）与Na+等距离且最近的Na+ 、Cl- 各有几个？
计算方法：均摊法
顶点占1/8；棱占1/4；面心占1/2；体心占1
（2）每个晶胞含钠离子、氯离子的个数
与Na+等距离且最近的Na+ 有：12个
与Na+等距离且最近的Cl- 有：6个
---Cl-
--- Na+
NaCl的晶体结构模型
NaCl晶体中阴、阳离子配位数
返回原处
（2）氯化铯型晶胞
---Cs+
---Cl-
CsCl的晶体结构及晶胞构示意图
CsCl晶胞
（1）铯离子和氯离子的位置：
铯离子：体心
氯离子：顶点；或者反之。
（2）每个晶胞含铯离子、氯离子的个数
铯离子：1个 ；氯离子：1个
（3）与铯离子等距离且最近的铯离子、氯离子各有几个？
铯离子：6个 ；氯离子：8个
(3)CaF2型晶胞
①Ca2+的配位数：8
②F-的配位数：4
③一个CaF2晶胞中含： 4个Ca2+和8个F-
(4)ZnS型晶胞
①阳离子的配位数：4
②阴离子的配位数：4
③一个ZnS晶胞中含： 4个阳离子和4个阴离子
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？
离子晶体 阴离子的配位数 阳离子的配位数
NaCl
CsCl
6
6
8
8
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。
配位数 4 6 8
半径比 0.2~0.4 0.4~0.7 0.7~1.0
空间构型 ZnS NaCl CsCl
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
科学视野
[阅读思考] 碳酸盐热分解的实质是什么？
表3-7的有关数值说明了什么？
组成碳酸盐中阳离子的金属的金属性越弱，金属阳离子的半径越小，碳酸盐的热稳定性越差，反之越好。
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。
简言之,晶格能的大小与离子带电量成正比,与离子半径成反比. 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。
各类型离子晶体晶胞的比较
晶体类型 晶胞类型 晶胞结构示意图
配位数 距离最近且相等的相反离子 每个晶胞含有离子数
实例
NaCl型
AB
CsCl型
ZnS型
AB2
CaF2型
Na+：
6
Cl-：
6
Cs+：
Cl-：
8
8
Zn2+：
S2-：
4
4
Ca2+：
F-：
4
8
Na+：
Cl-：
Cs+：
Cl-：
Zn2+：
S2-：
Ca2+：
F-：
Na+：
Cl-：
Cs+：
Cl-：
Zn2+：
S2-：
Ca2+：
F-：
6
6
8
8
4
4
4
8
4
4
1
1
4
4
8
4
KBr AgCl、MgO、CaS、BaSe
ZnS、AgI、
BeO
CsCl、CsBr、CsI、TlCl
碱土金属卤化物、碱金属氧化物。
【总结归纳】物质的熔点与晶体类型的关系
1、若晶体类型不同，一般情况下：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
2、若晶体类型相同，则有：
⑴离子晶体中，结构相似时，离子半径越小，离子电荷越高，晶格能越大，离子键就越强，熔点就越高。
⑵原子晶体中，结构相似时，原子半径越小，共价键键长越短，键能越大，熔点越高。
⑶分子晶体中（不含氢键时），分子组成和结构相似时，相对分子质量越大，范德华力就越强，熔点就越高。
⑷金属晶体中，离子半径越小，离子电荷越高，金属键就越强，熔点就越高。合金的熔点比它的各成分金属的熔点低。
练习
1、下表列出了有关晶体的知识，其中错误的是（　　）
2、下列物质的晶体，按其熔点由低到高的排列顺序正确的是（　　）
A．NａCｌ、SｉO2、CO2　　B．NａCｌ、CO2、SｉO2
C．NａCｌ、MｇO、SｉO2　D．NａCｌ、SｉO2、MｇO　
3、用离子的电荷和半径解释下列离子晶体熔点高低的顺序。
　（1）MｇO＞KCｌ　　（2）MｇO＞SｒS　
　（3）NａF＞NａCｌ＞NａBｒ
A B C D
晶体 硫化钾 干冰 金刚石 碘
组成晶体的微粒 阴阳离子 分子 原子 分子
晶体微粒间存在的作用力 离子键 共价键 共价键 范德华力
B
C
1
2
3
4
5
6
8
7
8
中学教材上图示的NaCl晶体结构，它向三维空间延伸得到完美晶体。NiO晶体结构与NaCl相同，Ni2＋与邻近的O2-核间距为a×10-8 ㎝，计算NiO晶体密度（已知NiO摩尔质量为74.7g·mol-1)
解：在该晶体中最小正方体中所含的
Ni2+、O2－个数均为:
即晶体中每个小正方体中平均含有1/2个
NiO.其质量为:
而此小正方体体积为(a×10-8㎝)3
故NiO晶体密度为：
总结
课 堂 练 习 题
74.7g
6.02×1023
×
1
2
（个）
1
2
4×
1
8
=
74.7g
6.02×1023
×
1
2
(a×10-8㎝)3
g. ㎝-3
62.0
a3
=
综合应用
变式 (1)NiO晶体结构与NaCl相同，设NiO的摩尔质量M g/mol,密度为ρg/mL,阿伏加德罗常数为NA,求晶胞中两个距离最近的氧离子中心间的距离为多少cm
解题思路： （1）每个晶胞中含NiO的个数（2）一个晶胞的质量（3）一个晶胞的体积（4）晶胞的边长（5）晶胞中任一个面对角线长度的一半
主页
综合应用
(2)天然的和大部分人工制备的晶体都存在各种缺陷，例如在某种NiO晶体中就存在以下缺陷：一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被两个Ni3+所取代。其结果晶体仍呈电中性，但化合物中Ni和O的比值却发生了变化。某氧化镍样品组成为Ni0.97O,试计算该晶体中Ni3+与Ni2+的离子数之比。
返回主菜单
参考答案： Ni3+ ：Ni2+＝6 ：91
本题命题角度较新颖，实际上难度不大，第（2）题所提供的Ni0.97O信息，实际上是一种“平均化学式”。尽管题给示意图及题目叙述中提到了有“Ni2+”空缺，但“Ni0.97O”的平均化学式与所述的“空缺”无关，它只是遵循着电中性原则，即由于掺杂多带一个电荷的Ni3+代替了部分Ni2+ ，才使“NiO”变成了“Ni0.97O”。 一题多解：
（ 1）由题意可得氧化镍中有许多由4个Ni2+和4个O2-相邻且占据顶点的小立方体构成，如图所示：此小立方体的每个Ni2+与O2-均为8个小立方体共用，因此小立方体拥有Ni2+与O2-均为：4×4/8=1/2，取1 mol晶体，则含有6.02×1023/(1/2)个小立方体。晶体密度 = m/V=74.7g÷［(a×10-8cm)3×6.02×1023/(1/2)］=62.0/a3 g·cm-3。
（2）0.97 mol的镍离子的平均带电量为2，那么1 mol镍离子的平均带电量为2/0.97，这是+2和+3价的镍离子的共同电量，由此可列方程式。不同于上解的是，这种做法将0.97 mol镍离子化为1 mol镍离子来计算。
设1molNi中含Ni2+ x mol，则含Ni3+（1-x）mol，根据电荷守恒：
2x+3(1-x)=2/0.97
x=91/97
n(Ni3+)∶n(Ni2+)=(1-91/97)∶91/97=6∶91
法三：因为中Nio.97O中既有+2价的离子又有+3价的镍离子，所以可写成xNiO·yNi2O3的复合形式，该形式中很容易看出镍离子的总和为x+2y，氧离子的总和为x+3y，因此可列方程如下：
x+2y=0.97 镍离子个数守恒
x+3y=1 氧离子个数守恒
或者列成分式形式：（x+2y ）/（x+3y）=0.97/1 同样可以求出三价镍与二价镍离子数目之比。
主页
可以整体移动的晶胞
可以整体移动的晶格
CaF2的晶胞
返回原处
NaCl晶体中阴、阳离子配位数
返回原处
某些离子晶体的晶格能
F- Cl- Br- I-
Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+ 1036
923
821
785
740 853
786
715
689
659 807
747
682
660
631 757
704
649
630
604
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卤化钠及碱土金属离子晶体
返回原处(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。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
第一节　共价键
课前自主学案
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。
课堂互动讲练
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。(共34张PPT)
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。
课堂互动讲练
课前自主学案
知能优化训练
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19张PPT)
(第一课时)
一、形形色色的分子
O2
HCl
H2O
CO2
C2H2
NH3
CH2O
P4
CH4
CH3CH2OH
CH3COOH
C6H6
C8H8
CH3OH
C60
C20
C40
C70
思考：
同为三原子分子，CO2 和 H2O 分子的空间结构却不同，为什么？
同为四原子分子，CH2O与 NH3 分子的空间结构也不同，为什么？
二、价层电子对互斥理论 （VSEPR模型）
1、要点：对ABn型的分子或离子，中心原子A价层电子对（包括用于形成共价键的共用电子对和没有成键的孤对电子）之间存在排斥力，将使分子中的原子处于尽可能远的相对位置上，以使彼此之间斥力最小，分子体系能量最低。
——预测分子结构的简单理论
2、价层电子对互斥模型把分子分成两类：
（1）中心原子上的价电子都用于成键
在这类分子中，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，成键原子的几何构型总是采取电子对排斥最小的那种结构。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测。
ABn 立体结构 结构模型 范例
n = 2
直线形
CO2、BeCl2
n = 3
平面三角形
CH2O、BF3
n = 4
正四面体形
CH4、CCl4
（2）中心原子上有孤对电子的分子
对于这类分子，首先建立四面体模型，每个键占据一个方向（多重键只占据一个方向），孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥
化学式 结构式 含孤对电子的VSEPR模型 分子的立体结构模型 立体结构
H2O
NH3
H
H
O
：
：
V形
H
H
N
··
H
三角锥形
代表物 中心原子结合的原子数 孤对电子的对数 分子类型 空间构型
中心原子无孤对电子 CO2 2 0 AB2
CH2O 3 0 AB3
CH4 4 0 AB4
中心原子有孤对电子 H2O 2 2 AB2
NH3 3 1 AB3
直线形
平面三角形
正四面体
V 形
三角锥形
小结:
价层电子对互斥模型
注：价层电子对互斥模型对少数化合物判断不准，不能适用于过渡金属化合物，除非金属具有全满、半满或全空的d轨道
应用反馈:
化学式 中心原子
孤对电子数 中心原子结合的原子数 空间构型
HCN
SO2
NH2－
BF3
H3O+
SiCl4
CHCl3
NH4+
0
1
2
0
1
0
0
0
2
2
2
3
3
4
4
4
直线形
V 形
V 型
平面三角形
三角锥形
四面体
正四面体
正四面体
SO42－
0
4
正四面体
利用价层电子对互斥理论时，首先要根据原子的最外层电子数，判断中心原子上有没有孤对电子，然后再根据中心原子结合的原子的数目，就可以判断分子的空间构型
1、下列物质中，分子的立体结构与
水分子相似的是 （ ）
A、CO2 B、H2S
C、PCl3 D、SiCl4
B
2、下列分子的立体结构，其中属于
直线型分子的是 （ ）
A、H2O B、CO2
C、C2H2 D、P4
BC
3、为了解释和预测分子的空间构型，科
学家在归纳了许多已知的分子空间构型的
基础上，提出了一种十分简单的理论模型
—价层电子对互斥模型。这种模型把分子
分成两类：一类是 ；另一类是是 。BF3和NF3都是四个原子的分 子，BF3的中心原子是 ，NF3的中心原子是 ；BF3分子的立体构型是平面三角形，而NF3分子的立体构型是三角锥形的原因是 。