2024-2025学年高二下学期人教版化学选择性必修二导学案

本文围绕原子结构、分子结构、晶体结构等化学核心知识展开，承接化学基础概念，为深入理解物质性质与反应奠基。教学中通过思考讨论、例题分析等环节，培养学生化学观念、科学思维等核心素养，引导学生从微观视角探究物质变化规律。 本教学设计亮点在于采用多样化教学方法，如模型演示、案例分析等。从学生层面看，能提升其批判性思维与知识运用能力；从教师角度，提供了清晰授课思路；从课堂效果而言，有效突破教学难点，增强学生对化学知识的理解与应用。

姓名： 班级： 第一章 第一节 原子结构 第1课　能层与能级 【学习目标】 1.进一步认识原子核外电子的分层排布。 2.通过认识原子结构与核外电子排布理解能层与能级的关系。 3.能够分析核外电子能量的不同,能用符号表示原子核外的不同能级。 【预习】 1.能层 (1)含义:多电子原子核外电子的能量是不同的,核外电子按　　　　　　　　分成能层。  (2)原子核外电子的排布规律 能层 一 二 三 四 五 六 七 符号 每层最多容纳电子数 ①能量规律:原子核外电子总是尽可能先排布在能量　　　　的电子层上,然后由内向外依次排布在能量　　　　　的电子层上。即能层的能量高低顺序为　 。  ②数量规律:每层容纳的电子数不超过　　　　　(n为能层序数);最外层电子数不超过　　　　(K层为最外层时,电子数不超过　　　　);次外层电子数不超过18;倒数第三层电子数不超过32。  2.能级 (1)含义:多电子原子中,同一能层的电子,能量也可能不同,所以,同一能层的电子,又被分成不同的　　　　,就好比能层是楼层,能级是楼梯的阶级。  (2)能级的符号和所能容纳的最多电子数 ①每一能层最多可容纳的电子数为　　　　(n为能层序数)。  ②在每一个能层中,能级符号的顺序是　　　　……(n为能层序数)。  ③任一能层的能级总是从s能级开始,而且能级数等于该　　　　　　,即第一能层只有1个能级　　　　,第二能层有2个能级　　　　,第三能层有3个能级　　　　,依次类推。  ④以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为　　　　　　的2倍。  ⑤英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如,1s、2s、3s、4s……能级最多都只能容纳　　　　个电子。  【点拨】 (1)在相同能层各能级能量由低到高的顺序是ns<np<nd<nf。 (2)不同能层中同一能级,能层数越大,能量越高。例如:1s<2s<3s<4s…… 【预习自测】 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)原子核外电子按能量不同分为不同的电子层,同一电子层又按能量不同分为不同的能级。 (　　) (2)各能级(s、p、d、f……)上所能容纳的电子数依次为1、3、5、7…的2倍。 (　　) (3)能层离核越近能量越低。 (　　) (4)同一能层的电子能量一定相同。 (　　) (5)同一原子中,同一能层同一能级的电子能量一定相同。 (　　) (6)第n能层最多能容纳的电子数为2n2,所以钠原子的第三能层填有18个电子。 (　　) 　2.根据所学知识,画出Cl原子的结构示意图。 3.Cl原子的L层填有的电子数有几个?其原子的M层最多能容纳的电子数有几个? 　　 【探究模块】 【思考讨论完成】 1.画出H2O中氧原子的结构示意图。 2.基态氧原子核外共有多少个能层?用符号如何表示? 3.能层和电子层有什么关系?第二能层上的能级符号如何表示?O原子的核外电子每一能层最多容纳的电子数是多少? 4.请对O原子 1s、2s、2p能级能量高低进行排序（查资料）。 5.如何判断一个原子核外电子所占能层和能级?（以钠原子为例分析）。（提示可写画出原子结构图分析） 　　 【核心归纳】 能层与能级类似楼层与楼梯之间的关系,能层是楼层,能级是楼梯的阶级,如图所示。 1.每一能层中含有能级及各能级序数 各能层中的能级数等于该能层序数,同一能层中的能级排列顺序为ns、np、nd……(n代表能层序数)。 2.不同能层的能级组成 任一能层的能级总是从s能级开始,而且能级数等于该能层序数:第一能层只有一个能级(1s),第二能层有两个能级(2s和2p),第三能层有三个能级(3s、3p和3d)…… 3.不同能层中各能级之间能量大小关系 (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电子能量相等,如2px=2py=2pz。 4.能层和能级中的“三个”数量关系 (1)能层序数=能层中的能级数。 (2)能级最多容纳的电子数=能级中轨道数目的2倍。s、p、d、f……能级所包含的轨道数分别是1、3、5、7……,每个能级最多容纳的电子数为其轨道数的2倍。 (3)能层最多容纳的电子数为2n2(n代表能层序数)。如在第二能层有s、p两个能级,s能级最多容纳的电子数为1×2=2,p能级容纳的电子数最多为3×2=6,第二能层最多容纳的电子数为2+6=2×22,所以每一能层最多容纳的电子数为2n2。 【课后体验】 【例1】下列能级符号书写正确且能量最高的是(　　)。 A.4s B.3p C.4d D.3f 【例2】M原子的结构示意图为,则x、y及该原子3d能级上的电子数不可能的组合是(　　)。 A.18、8、0 B.20、8、0 C.25、13、5 D.30、18、10 【例3】某元素的原子序数为13,则: (1)此元素原子中的电子总数是　　　　。  (2)该元素的原子有　　　　个能层,有　　　　个能级。  (3)该元素原子中能量最低的能级符号是　　　　,能量最高的能级符号是　　　　,能量最高的能层是　　　　。  第2课 基态与激发态 原子光谱 构造原理与电子排布式 【学习目标】 任务1：基态与激发态 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,掌握基态原子核外电子排布规律,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。 【核心认识】 基态与激发态原子和电子跃迁 1.基态原子:处于最低能量的原子。 2.激发态原子:当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级,变成激发态原子。 3.电子跃迁与原子光谱 概念:不同元素原子的电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原子的吸收光谱或发射光谱,总称原子光谱。 4.光谱分析:利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。 任务2：构造原理与电子排布式 :预习并尝试完成 1.已知钛的原子序数是22,位于第四周期第ⅣB族,据此画出钛原子结构示意图。 2.基态钛原子的核外电子排布式如何表示? 3.电子排布式在描述核外电子运动状态方面有哪些优点? 　 4.为什么K的原子结构示意图不是,而是? 　　 【核心归纳】 1.构造原理 绝大多数基态原子核外电子的排布能级顺序都遵循顺序:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s…… 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出,不同能层的能级有交错现象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。 2.构造原理中排布顺序的实质——各能级的能量高低顺序 (1)相同能层的不同能级的能量高低顺序:ns<np<nd<nf。 (2)不同能层的相同能级的能量高低顺序:1s<2s<3s<4s;2p<3p<4p;3d<4d。 (3)不同能层的不同能级的能量高低可由下面的公式得出(n为能层序数):ns<(n-2)f<(n-1)d<np。 3.电子排布式的书写 (1)“三步法”书写电子排布式 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。 第一步:按照构造原理写出电子填入能级的顺序,1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…… 第二步:根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步:去掉空能级,并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 (2)简化的电子排布式 将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。如基态氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1、[Ar]4s2。 (3)特例 基态Cr:[Ar]3d54s1、基态Cu:[Ar]3d104s1。 易错提示：电子排布式书写的易错点在于电子填充顺序与书写顺序在能级交错时不一致,当出现d轨道时,虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充,但在书写电子排布式时,仍把(n-1)d放在ns前,如Fe:1s22s22p63s23p63d64s2,而不写成1s22s22p63s23p64s23d6。 拓展 1.光是怎样产生的?日常生活中看到的灯光、激光、焰火等,都与哪些原理有关? 　　答光(辐射)是电子释放能量的重要形式,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,将以光的形式释放能量。日常生活中看到的灯光、激光、焰火等可见光,都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 2.电子跃迁是如何完成的? 　　电子跃迁是通过吸收能量或者释放能量而完成的;电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移);一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。如1s22s22p6(基态)1s22s22p53s1(激发态)。 3.钾、钠金属可以用焰色试验来鉴别,请用原子结构的知识解释其原因。 　　金属原子吸收能量从基态跃迁到激发态后,电子从高能级轨道跃迁回到低能级轨道时,不同金属会释放不同能量的光。 【典型例题】 【例3】北京“鸟巢”运用了高强度、高性能的钒氮合金高新钢,钒元素的原子序数为23,则钒原子的价层电子排布正确的是(　　)。 A.3s23p6 B.3d34s2 C.3d64s2 D.4s2 【解析】钒元素的原子序数为23,则钒原子的核外电子数为23,根据构造原理可知,钒原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2;钒元素为副族元素,其价层电子排布为3d34s2,B项正确。 【例4】M-的最外层电子排布式为3s23p6,下列说法中正确的是(　　)。 A.M可能为稀有气体元素 B.M原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1 C.M原子的价层电子排布为3p5 D.M元素的最高正化合价为+7价 对接高考 5.(高考组合题) (1)(2021·全国甲卷,35节选)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。基态Si的价电子层的电子排布式为　　　　　。  (2)(2021·广东卷,20节选)很多含巯基(—SH)的有机化合物是重金属元素汞的解毒剂。基态硫原子价电子排布式为　　　　。  6.(2022高考组合题) (1)(广东卷,20,节选)Se与S同族,基态硒原子价电子排布式为　　　　。  (2)(江苏卷,5,节选) 锗原子(32Ge)基态核外电子排布式为　　　　。  (3)(全国乙卷,35,节选)氟原子激发态的电子排布式有　　　　,其中能量较高的是　　　　。(填标号)  a.1s22s22p43s1 b.1s22s22p43d2 c.1s22s12p5 d.1s22s22p33p2 第3课　电子云与原子轨道　泡利原理、洪特规则、能量最低原理 学习目标：1.知道电子的运动状态(空间分布及能量)可通过原子轨道和电子云模型来描述。 2.认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则等。 知识点一　电子云与原子轨道 [知识梳理] (一)电子云 1．电子运动的特点 一定空间运动状态的电子在核外空间各处都可能出现，但出现的_______不同，可用概率密度(ρ)表示，即ρ＝(P表示电子在某处出现的_______；V表示该处的体积)。 2．电子云 (1)定义：处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的_______分布的形象化描述。 (2)含义：小黑点越密，表示_______越大。 (3)电子云轮廓图的形状 (二)原子轨道 1．概念：量子力学把电子在原子核外的一个___________称为一个原子轨道。 2．形状 (1)s电子的原子轨道呈_______形，能层序数越大，原子轨道的半径越_______。 (2)p电子的原子轨道呈_______形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 3．各能级所含有原子轨道数目 能级符号 ns np nd nf 轨道数目 _______ _______ _______ _______ [问题探究] 1．理解电子云 下面是电子在1s轨道、2py轨道的电子云图，思考并回答下列问题： (1)电子云图中的小黑点的含义是什么？小黑点的密度表示什么？ (2)电子在原子核外出现的概率有什么规律？ 2．多角度理解原子轨道 (1)可正确表示原子轨道的是________(填字母)。 A．2s B．2d C．3px D．3fx (2)如图是s能级、p能级的原子轨道图，试回答问题： ①s能级的原子轨道呈________形，每个s能级有______个原子轨道；每个p能级有________个原子轨道，p能级的原子轨道分别相对于x、y、z轴________。 ②s能级原子轨道、p能级原子轨道的半径与________有关，________越大，原子轨道半径越大。 (3)在进行原子光谱实验时，钠原子中处于N能层的电子跃迁到M能层时，会产生多条谱线。钠原子的部分光谱如图所示： 利用原子轨道的相关知识解释钠原子中处于N能层的电子跃迁到M能层时，为什么会产生多条谱线？ [归纳] 1．电子云 (1)电子云图表示电子在核外空间出现概率密度的相对大小。电子云图中小黑点密度越大，表示电子出现的概率密度越大。 (2)电子云图中的小黑点并不代表电子，小黑点的数目也不代表电子真实出现的次数。 (3)由氢原子的1s电子在原子核外出现的概率密度分布图可知，在离原子核越近的空间电子出现的概率越大；电子云的外围形状具有不规则性。 2．原子轨道与能层序数的关系 (1)不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。如： (2)s能级只有1个原子轨道；p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。 (3)原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝n2。 [迁移应用] 1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 (1)电子的运动与行星相似，围绕原子核在固定轨道上高速旋转(　　) (2)1s电子云示意图，一个小黑点表示一个自由运动的电子(　　) (3)1s电子云中点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少(　　) (4)能层序数越大，s电子云的半径越大(　　) 2．元素X的基态原子最外层电子排布式为nsnn pn＋1。试回答下列各题： (1)电子排布式中的n＝________；原子中能量最高的是________能级电子，其电子云在空间有__________方向，原子轨道呈现________状。 (2)元素X的名称是________。 知识点二：核外电子排布三原则 预习并思考 1.已知钛的原子序数是22,则基态钛原子的轨道表示式如何表示? 2.画出基态Ti2+价层电子的轨道表示式。 　　 3.轨道表示式比电子排布式在描述核外电子运动状态方面有哪些优点? 4.若将基态钛原子的轨道表示式(只截取部分)表示如下,请分析分别违背了电子排布的哪条原则。 　　 【核心归纳】 核外电子排布的表示方法 原子(离子) 结构示意图 含义 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 含义 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 含义 为了避免电子排布式书写过于烦琐,把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K:[Ar]4s1 价层电子 排布 含义 在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层) 实例 Al:3s23p1 轨道表示式 含义 每个方框代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子及其自旋取向 实例 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子,相应的式子叫作电子式 实例 【典型例题】 【例4】在2p能级上最多能容纳6个电子,其依据的规律是(　　)。 A.能量最低原理 B.泡利原理 C.洪特规则 D.能量最低原理和泡利原理 【例5】下面是第二周期部分元素基态原子的轨道表示式,下列说法错误的是(　　)。 A.每个原子轨道里最多只能容纳2个电子 B.电子排在同一能级时,总是优先单独占据一个轨道 C.每个能层所具有的能级数等于能层的序数(n) D.N原子中有5种电子运动状态 　　 【训练案】 1..X、Y、Z三种主族元素的原子,其最外层电子排布式分别为ns1、3s23p1和2s22p4,由这三种元素组成的化合物的化学式可能是( )。 A.X2YZ3 B.XYZ2 C.X2YZ2 D.XYZ3 2.下列化学用语的表达正确的是( )。 A.锰原子的价层电子排布是3d54s2 B.氯原子的结构示意图: C.氮原子的最外层电子的轨道表示式: D.基态铜原子的价层电子的轨道表示式: 3.下列有关电子排布式或轨道表示式的结论错误的是( )。 第2节 原子结构与元素周期表 第1课 原子结构 【学习目标】 1、熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构 2、能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分 【主干知识梳理】 一、元素周期律、元素周期系和元素周期表 1、原子核外电子排布与周期的划分 (1)电子排布与周期划分的本质联系 周期 外围电子排布 各周期增 加的能级 元素种数 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 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 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 (2)规律：①周期序数＝电子层数 ②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数 (3)元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系 ①元素周期系的形成过程：随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体，形成一个周期，循环往复形成周期系 ②元素周期系形成的原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复 ③特点： a.每一周期(除第一周期外)从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，外围电子排布从ns1递增至ns2np6 b.元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增逐渐增多；同时，金属元素的数目也逐渐增多 c.元素周期系只有一个，元素周期表多种多样 (4)元素周期律：元素性质随着原子序数递增发生周期性的重复 (5)元素周期表：呈现元素周期系的表格 2、原子核外电子排布与族的划分 (1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布 (2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同 (3)规律 ①对主族元素：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ns、np轨道上，价电子数与族序数相同，如下表 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 列数 1 2 13 14 15 16 17 价电子数 1 2 3 4 5 6 7 ②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，价电子总数等于所在的列序数。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价电子数与族序数不相同，如下表 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 价电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d104s1 3d104s2 价电子数目 3 4 5 6 7 11 12 列数 3 4 5 6 7 11 12 ③稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外) 【对点训练1】 1、下列有关元素周期系的叙述正确的是(　　) A．元素周期系中第ⅠA族元素又称为碱金属元素 B．元素周期系中每一周期元素的种类均相等 C．元素周期系的形成原因是核外电子排布的周期性变化 D．每一周期的元素最外层电子数均是1→8，周而复始 2、原子的价电子排布式为3d104s1的元素在周期表中位于(　　) A．第五周期ⅠB族 B．第五周期ⅡB族 C．第四周期ⅧB族 D．第四周期ⅠB族 3、价电子排布式为5s25p3的元素是(　　) A．第五周期第ⅢA族 B．51号元素 C．非金属元素 D．Te 4、具有下列电子层结构的原子，其对应的元素一定属于同一周期的是(　　) A．两种元素原子的电子层上全部都是s电子 B．3p能级上只有1个空轨道的原子和3p能级上只有1个未成对电子的原子 C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子 D．原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子 5、下列说法中正确的是(　　) A．主族元素的价电子全排布在最外层的ns或np轨道上 B．过渡元素的原子，价电子排布全部为(n－1)d1～10ns2 C．d轨道不可以参与化学键的形成 D．所有元素的共同特点是原子的价电子都排布在最外电子层上 6、下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是(　　) A．原子的价电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族元素 B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素 C．原子的价电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～第ⅧB族 D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素 二、再探元素周期表 1、元素周期表的结构 2、元素周期表的分区 (1)根据核外电子的排布分区 ①区的名称：除ds区外，是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的 ②ds区的名称：ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却为(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区 ③区的种类：s区、p区、d区、ds区和f区，5个区的位置关系如下图所示 ④各区元素的价电子排布特点 分区 元素分布 外围电子排布式 元素性质特点 s区 ⅠA族、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 最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 d轨道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 (2)根据元素的金属性和非金属性分区 金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置 【微点拨】 ①处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素 ②原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数 ③主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数 ④价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子 ⑤元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数，这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的 ⑥同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同 【对点训练2】 1、按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于s区的是(　　) A．Fe　 B．Mg C．Al　 D．La 2、元素周期表中，非金属元素存在的区域为(　　) A．只有s区　　　　B．只有p区 C．s区、d区和ds区 D．s区和p区 3、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 4、已知某元素＋2价离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，该元素在元素周期表中的位置是(　　) A．第三周期Ⅷ族，p区 B．第三周期ⅤB族，d区 C．第四周期ⅠB族，ds区 D．第四周期ⅤB族，f区 三、根据原子结构特征判断元素在元素周期表的位置 电子排布式价电子排布式 【对点训练3】 1、下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是(　　) A．原子的价电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族元素 B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素 C．原子的价电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～第ⅧB族 D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素 2、元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价电子排布式为ns(n－1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是(　　) X Y Z A．Y元素原子的价电子排布式为4s24p4 B．Y元素在周期表的第三周期第ⅥA族 C．X元素位于元素周期表的p区 D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 3、根据下列微粒的最外层电子排布，能确定该元素在元素周期表中位置的是(　　 ) A．4s1 B．3d104sn C．nsnnp3n D．ns2np3 4、下列是某些元素基态原子的电子排布式，其中表示第三周期元素的是(　　) A．1s22s1　　　B．1s22s22p5 C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s23p64s1 第2课 元素周期律 【学习目标】 1、能熟练比较微粒半径大小，熟知元素原子半径的周期性变化 2、能描述电离能的含义，熟知元素第一电离能的周期性变化，能用电离能说明元素的某些性质 3、掌握电负性的相关含义，熟知电负性的周期性变化，应用元素的电负性说明元素的某些性质 【主干知识梳理】 一、原子半径 1、原子半径的影响因素及递变规律 (1)原子半径的大小取决于两个相反的因素：一个因素是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。电子的能层数越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大；核电核数越大，核对电子的吸引力也就越大，将使原子的半径越缩小 (2)原子的递变规律 (1) 同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小 如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl) (2) 同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大 如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) (3)“三看”法比较简单微粒的半径大小 ①“一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时，一般能层数越多，半径越大 ②“二看”核电荷数：当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径越小 ③“三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 2、离子半径的大小比较 (1)阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na＋) (2)阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<r(Cl－) (3)同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) (4)同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) (5)同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) (6)同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3— )>r(O2—)>r(F—) 【微点拨】同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(Na＋) (7)电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋) (8)同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 【微点拨】 ①稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大，如：r(Ar)>r(Cl) ②不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为O与F同周期，r(F)<r(O)；而O与S同主族，r(O)<r(S)，所以r(F)<r(S) 【对点训练1】 1、下列对原子半径的理解不正确的是(　　) A．同周期元素(除稀有气体元素外)从左到右，原子半径依次减小 B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小 C．各元素的原子半径总比其离子半径大 D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径 2、下列关于微粒半径的说法正确的是(　　) A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径 B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同 C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大 D．原子序数越大，原子半径越大 3、具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是(　　) A．1s22s22p3 B．1s22s22p1 C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4 4、下列离子半径的大小顺序正确的是(　　) ①Na＋　②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－： 2s22p6　④Z－：3s23p6 A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞① C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞① 5、若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是(　　) A．离子半径：Am＋<Bn－ B．原子半径：A<B C．A的原子序数比B的大m＋n D．b＝a－n－m 二、电离能 1、元素第一电离能的概念与意义 (1)概念 ①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，用符号I1表示 ②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……，这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，离子半径也会越来越小，核对电子的引力作用增强，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越高 (2)意义：第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 2、元素第一电离能变化规律 (1)对同一周期的元素而言，第一种(碱金属和氢)元素的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子 (2)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子 (3)过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加 3、影响电离能的因素：电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布 (1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小 (3)电子排布是影响电离能的第三个因素：某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大 ①稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大是因为稀有气体的价电子排布为ns2np6，为全充满结构比较稳定 ②同周期的第IIA族元素的I1大于第IIIA族元素是因为第IIA族元素的价电子排布为ns2，为全充满结构比较稳定，如：Be＞B ③同周期的第VA族元素的I1大于第VIA族元素是因为第VA族元素的价电子排布为ns2np3，为半充满结构比较稳定，如：N＞O 3、电离能的应用 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能 元素 Na Mg Al 分析 各级电离能 (kJ·mol—1)源:Z§xx 496 738 578 Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 (1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强 (2)用来判断原子失去的电子数目和形成的阳离子所带的电荷数(元素的化合价)：若I(n+1)＞In，即电离能在In和I(n+1)之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子，对主族元素而言，最高化合价为+n(或只有0价、+n价) (3)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布，如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子 【对点训练2】 1、下列有关电离能的说法，正确的是(　　) A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价 2、下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 …… A．R元素的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1 3、某主族元素第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·mol－1、1 757 kJ·mol－1、14 840 kJ·mol－1、18 025 kJ·mol－1，则该元素在元素周期表中位于(　　) A．第ⅠA族 B．第ⅡA族 C．第ⅢA族 D．第ⅣA族 三、电负性 1、键合电子和电负性 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 (3)电负性的标准和数值：电负性的概念是美国化学家鲍林首先提出的，他利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性1.0作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。因此，电负性的数值是相对值，没有单位 2、电负性的变化规律：随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱 3、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 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 如：Al、F、Cl的电负性分别为1.5、4.0、3.0，F的电负性与Al的电负性之差为4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物 【微点拨】电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物 (4)判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I (5)解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质 【对点训练3】 1、下列关于电负性的叙述中不正确的是(　　) A．电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大 B．电负性是以氟为4.0作为标准的相对值 C．元素电负性越大，元素非金属性越强 D．同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大 2、下列说法中正确的是(　　) ①元素电负性越大表示该元素的金属性越强　 ②元素电负性越大表示该元素的非金属性越强　 ③元素电负性很小表示该元素的单质不发生化学反应　 ④元素电负性很大表示该元素的单质在发生化学反应时一般易得到电子 A．①③ B．①④ C．②③ D．②④ 3、下列有关电负性的说法中，不正确的是(　　) A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C．在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 4、下列是几种原子的基态电子排布式，电负性最大的原子是(　　) A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3 C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2 第2章 第一节 共价键 第1课 共价键 【学习目标】 1．认识原子间通过原子轨道重叠形成共价键，了解共价键具有饱和性和方向性。（重点） 2．知道根据原子轨道的重叠方式，共价键可分为σ键和π键等类型。（难点） 3．认识离子键、共价键的本质，能说明典型物质的成键类型。 【学习过程】 【复习旧知】 1. NaCl和HCl的性质差异大，请用电子式描述NaCl和HCl的形成过程，从微粒间相互作用的角度解释NaCl和HCl性质差异大的原因。 2. 钠和氯通过得失电子同样是形成电子对，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？你能从元素电负性的差别来理解么？完成下列表格，与同学交流你的结论。 元素 Na Cl H Cl C O 电负性 电负性之差（绝对值） 结论：当元素的电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的是　　　　　； 而　　　　　是元素的电负性相差不大的原子之间形成的化学键。 【新课导学】 【学习任务一】理解原子轨道“头碰头”和 “肩并肩”的重叠方式，能够从微观层面区分σ键和π键。 1．共价键的类型（按原子轨道的重叠方式分类） (1) σ键 ① σ键的重叠方式： 两原子在成键时，原子轨道以“_____________”的方式重叠采用。 ②σ键的种类： a．s-s σ键：由两个______原子轨道重叠形成的σ键，如H—H。 b．s-p σ键：由一个_____原子轨道和一个_____原子轨道重叠形成的σ键，如H—Cl。 c．p-p σ键：由两个_____原子轨道重叠形成的σ键，如Cl—Cl。 请同学们依次画出H—H σ键、H—Cl σ键以及Cl—Cl的过程示意图。 ③σ键的特征： 以形成__________的两个原子核的连线为轴作______操作，共价键电子云的_____，这种特征称为___________。 (2) π键 ①π键的重叠方式：由两个原子的p电子“_________”重叠而成。形成π键时原子轨道重叠程度比σ键__________，故π键不如σ键__________。 ②π键的特征： 每个π键的原子轨道由两块组成，分别位于由___________构成的平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为_______，这种特征称为____________。 【归纳提升】 σ键与π键的比较 键类型 σ键 π键 常见类型 原子轨道重叠方式 键的特征 原子轨道重叠程度 键的强度 【学习任务二】理解共价键的特征 2. 共价键的特征 (1) 共价键的__________（电子配对原理）：两个原子各自提供1个自旋方向相反的电子彼此配对。决定各原子形成分子时相互结合的_________。 (2) 共价键的__________方向性（最大重叠原理）：两个原子轨道重叠越大，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。决定分子的_________。 3．判断σ键、π键的一般规律 共价单键是_________，共价双键中有一个___________，另一个是________，共价三键由一个_______和两个_________组成。 【探究讨论】 1. 乙烷、乙烯和乙炔分子中的共价键分别由几个σ键和几个π键构成？ 2. 为什么不可能有H3、H2Cl、Cl3分子的形成？ 3. 所有的共价键都有方向性吗？ 4. 你能从分子结构的角度谈一谈为何N2非常稳定么？人工固氮是将氮气转化为含氮化合物的过程。从分子结构的角度谈一谈，在这一过程中，为什么往往需要用高温、高压、催化剂这样剧烈的条件？ 第2课 共价键参数 1．理解键能、键长和键角等键参数的含义，能利用键参数解释物质的某些性质。 2．通过共价键理论模型的发展过程，初步体会不同理论模型的价值和局限。 重点：用键能、键长和键角等键参数解释物质的某些性质。 难点：键能、键长和键角等键参数的应用。 1．理解键能、键长、键角等键参数的概念。 2．能应用键参数——键能、键长、键角说明简单分子的结构和性质。 一、键能 1．概念：在101.3 kPa，298 K的条件下，断开_______ AB(g)分子中的化学键，使其分别生成______________和______________所吸收的能量，叫A—B键的键能。 2．表示方式和单位：表示方式：_______，单位：_______。 3．应用： (1)判断共价键的_______：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越_______，体系能量降低越_______，_______能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越_______。 (2)判断分子的_______：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越_______，分子越_______。例如分子的_______：HF____ HCl____ HBr____ HI。 (3)利用键能计算_______：△H=_______的键能总和-_______的键能总和。 4．测定方法：键能通常是298.15K，100kPa条件下的标准值，可以通过实验测定，更多的却是推算获得的。 【点拨】 同种类型的共价键，键能大小为：单键<双键<三键 二、键长 1．概念：构成化学键的两个原子的_______叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的_______。 2．应用： (1)判断共价键的_______：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。 (2)判断分子的______________：键长是影响分子空间结构的因素之一。 3．定性判断键长的方法： (1)根据______________进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。 (2)根据______________判断。相同的两原形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。 三、键角 1．概念：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的_______称为键角。 2．意义：键角可反映分子的_______结构，是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。 多原子分子的_______一定，表明共价键具有_______。 3．常见分子的键角及分子空间结构： 分子 键角 空间结构 CO2 (O=C=O) ______° _______形 H2O (H-O)105° _______形(或称______形) NH3 (N-H)107° _______形 CH4 (C-H)109º28´ ____________形 P4 (P-P)60º ____________形 4．测定方法：键长和键角的数值可通过晶体的X射线衍射实验获得 四、键参数与分子性质的关系 键参数对分子性质的影响：相同类型的共价化合物分子，成键原子半径越_____，键长越_____，键能越_____，分子越_______。 教材【思考与讨论】： 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)只有非金属元素原子之间才能形成共价键( ) (2)共价键的键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定( ) (3)在分子中，两个成键原子间的距离叫做键长( ) 2．根据以下数据提供的信息填空： 组别 ① ② ③ 共价键 C-C C=C C≡C N-N N=N N≡N H-F H-Cl H-HBr 键长(nm) 0.154 0.134 0.120 0.146 0.120 0.110 0.092 0.127 0.141 键能(kJ/mol) 347 612 835 160 415 945 569 432 368 (1)由第③组可知，原子半径越大，键长越_______。 (2)由第①或②组可知，相同元素的原子形成的共价键，键数越多，键长越_______。 (3)由第①或②或③组可知，键长越长，键能越_______。 3．某些共价键的键能数据如下表(单位：kJ·mol-1)： 共价键 H—H Cl—Cl Br—Br H—Cl H—I I—I N≡N H—O H—N 键能 436 243 193 432 298 151 946 463 393 (1)把1 mol Cl2分解为气态原子时，需要 (填 “吸收”或“放出”) kJ能量。 (2)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 。 (3)试通过键能数据估算下列反应的反应热：H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g) ΔH= 。 ►问题一 键能的应用 【典例1】已知某些化学键键能如下，下列说法不正确的是( ) 化学键 H-H Cl-Cl Br-Br H-Cl H-Br 键能/kJ·mol 436 243 194 432 a A．根据键能可估算反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)的△H= -185 kJ·mol B．根据原子半径可知键长：H—Cl<H—Br，进而推测a<432 C．可以根据H—Cl和H—Br的键能大小判断HCl和HBr的稳定性 D．常温下Cl2和Br2的状态不同，与Cl—Cl和Br—Br的键能有关 【解题必备】 键能的应用 (1)判断共价键的稳定性：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。 (2)判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。 (3)利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。 【变式1-1】利用下列键能数据，估算异丁烷(C4H10)直接脱氢生成异丁烯反应(CH3)2CHCH3(g)→H2(g)+(CH3)2C=CH2(g)的△H为( ) 化学键 C-C C=C C-H H-H 键能/(kJ/mol) 347.7 615 413.4 436 A．+123.5 kJ/mol B．-123.5 kJ/mol C．-224.2 kJ/mol D．+224.2 kJ/mol 【变式1-2】已知各共价键的键能(一定条件下，气态原子生成1mol化学键放出的热量)如表所示，下列说法不正确的是( ) 共价键 H－H F－F H－F H－Cl H－I 键能E/(kJ•mol-1) 436 157 568 431 298 A．化学键的稳定性：H－I＜H－Cl＜H－F B．表中最易断裂的共价键是F－F键 C．H2(g)+F2(g)═2HF(g) △H=+25kJ•mol-1 D．431kJ•mol-1＞E(H－Br)＞298kJ•mol⁻1 ►问题二 常见物质的键角及分子构型 【典例2】下列有关键角与分子空间构型的说法不正确的是(　　) A．键角为180°的分子，空间构型是直线形 B．键角为120°的分子，空间构型是平面三角形 C．键角为60°的分子，空间构型可能是正四面体形 D．键角为90°～109°28'之间的分子，空间构型可能是V形 【归纳总结】 常见物质的键角及分子构型 键角可反映分子的空间结构，是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。 分子 键角 空间构型 CO2 180° 直线形 H2O 104.5° V形 NH3 107.3° 三角锥形 【变式2-1】关于键角，下列说法不正确的是 A．键角的大小与键长、键能的大小有关 B．分子中的键角： C．键角是确定多分子立体结构(分子形状)的重要参数 D．多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性 【变式2-2】NH3、NF3、NCl3等分子中心原子相同，如果周围原子电负性大者键角小，那么NH3、NF3、NCl3三种分子中，键角大小的顺序正确的是(　　) A．NH3＞NF3＞NCl3 B． NCl3＞NF3＞NH3 C．NH3＞NCl3＞NF3 D．NF3＞NCl3＞NH3 【变式2-3】在白磷(P4)分子中，4个P原子分别处在正四面体的四个顶点，结合有关P原子的成键特点，下列有关白磷的说法正确的是(　　) A．白磷分子的键角为109.5° B．分子中共有4对共用电子对 C．白磷分子的键角为60° D．分子中有6对孤电子对 ►问题三 键参数综合应用 【典例3】(2024·河南省部分重点高中高二质量检测)下列关于共价键的说法错误的是( ) A．稀有气体一般难发生化学反应，是因为分子中键能较大 B．两个原子形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，键能越大 C．C=C的键能虽然比C-C大，但碳碳单键的化学性质比碳碳双键稳定 D．键角是两个相邻共价键之间的夹角，多原子分子的键角一定，说明共价键具有方向性 【归纳总结】 第二章 第二节 分子的空间结构 分子结构的测定、多样的分子空间结构、价层电子对互斥模型 【学习目标】1. 结合实例了解共价分子具有特定的空间结构，并可运用相关理论和模型进行解释和预测。 2. 知道分子的结构可以通过波谱、晶体X射线衍射等技术进行测定。 【学习重点】应用价层电子对互斥模型预测简单分子或离子的空间结构。 【学习难点】中心原子上的孤电子对数的计算。 【课前预习】 旧知回顾： 1、H2、HCl、CH4、H2O、CO2的分子结构： 2、常见物质电子式的书写：H2、Cl2、N2、HCl、CH4、NH3、H2O、CO2、H2O2、HClO、HCHO 新知预习： 1、红外光谱的测定原理？ 2、红外光谱的应用？ 3、价层电子对互斥模型的应用？ 4、价层电子对互斥模型的内容？ 5、中心原子的价层电子对数如何确定？ 第1课 分子结构的测定 任务一、探究分子结构测定的方法 阅读教材P41第1、2、3自然段和P42图2-6，回答下列问题： 1、常见的测定分子结构的方法？ 2、红外光谱的测定原理？ 3、红外光谱的应用？ 任务二、探究质谱法测定分子的相对分子质量 阅读教材P42科学技术社会，回答下列问题： 1、质谱法的测定内容？ 2、质谱法的测定原理？ 3、质谱图中横纵坐标的含义？ 4、质谱图的使用方法？ 【对应训练1】在研究有机物的组成和结构时，可用于确定化学键和官能团信息的方法是（ ） A.质谱法 B.红外光谱法 C.核磁共振氢谱法 D.燃烧法 【对应训练2】能够快速、微量、精确测定有机物相对分子质量的物理方法是 （ ） A.红外光谱法 B.质谱法 C.核磁共振氢谱法 D.色谱法 【对应训练3】质谱法能够对有机分子结构进行分析，其方法是让极少量的(10-9g)化合物通过质谱仪的离子化室，样品分子大量离子化，少量分子碎裂成更小的离子，然后测定其质荷比。其有机物样品的质荷比如图所示(假设离子均带一个单位正电荷，信号强度与该离子的多少有关),该有机物可能是（ ） A.甲醇(CH3OH) B.甲烷 C.丙烷 D.乙烯 第2课 多样的分子空间结构 任务三、探究多样的分子空间结构 阅读教材P43第1，2，3自然段和P44资料卡片，回答下列问题： 1、三原子分子的空间结构——直线形和V形（又称角形） 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构名称 CO2 O=C=O 180º H2O 105º 2、大多数四原子分子常见的空间结构——平面三角形和三角锥形 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构名称 CH2O 约120º NH3 107º 3、五原子分子常见的空间结构——四面体形 化学式 电子式 结构式 键角 空间结构名称 CH4 109º28´ 4、C2H6的椅式和船式的稳定性强弱？（拓展：选择性完成） 【对应训练1】下列分子的空间结构模型正确的是 （ ） A. CO2的空间结构模型 B.H2O的空间结构模型 C.NH3的空间结构模型 D.CH4的空间结构模型 【对应训练2】下列分子的空间结构与分子中共价键键角对应正确的是 （ ） A.V形：105° B.平面正三角形：120° C.三角锥形：109°28´ D.正四面体形：109°28´ 【对应训练3】下列物质分子的空间结构与CH4相同的是（ ） A. H2O B. P4 C. NH3 D. CO2 第3课 价层电子对互斥模型 任务四、探究价层电子对互斥模型的相关内容 阅读教材P44和P45及表格2-3，小组合作，回答下列问题： 1、价层电子对互斥模型的应用？ 2、价层电子对互斥模型的内容？ 3、σ键电子对数如何确定？ 4、中心原子上的孤电子对数的确定，公式中各个字母代表的涵义。 中心原子上的孤电子对数= 公式中各字母的含义： a 中心原子的价层电子数 主族元素 =最外层电子数 阳离子 =中心原子的价电子数-离子的电荷数 阴离子 =中心原子的价电子数+︱离子的电荷数︱ x 与中心原子结合的原子数 b 与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 H =1 其他原子 =8-该原子的价层电子数 【思考与讨论】 (1)以S和P为例，说明如何根据主族元素在周期表中的位置确定它的价电子数。 (2)以N和C1为例，说明如何根据主族元素在周期表中的位置确定它最多能接受的电子数。 【对应训练1】下列分子或离子中含有孤电子对的是（ ） A.H2O B. CH4 C. SiH4 D.NH4+ 【对应训练2】SO32—的中心原子孤电子对计算公式为1/2(a-xb)中，下列对应的数值正确的是（ ） A.a=8 x=3 b=2 B.a=6 x=3 b=2 C.a=4 x=2 b=3 D.a=6 x=2 b=3 【对应训练3】下列有关价层电子对互斥模型的描述正确的是（ ） A.价层电子对就是σ键电子对 B.孤电子对数由分子式来确定 C.分子的空间结构是价层电子对互斥的结果 D.孤电子对数等于π键数 任务五、探究用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构 阅读教材P46第一自然段和P47 第一自然段及表2-4，回答下列问题： 1、中心原子的价层电子对数如何确定？ 2、VSEPR模型与分子的空间构型有什么关系？ 3、价层电子对互斥模型不能用于预测什么样的分子？ 【思考与讨论】确定BF3、NH4+和SO32-的VSEPR模型和它们的空间结构，并与同学讨论 【对应训练1】用价层电子对互斥模型预测H2S和COCl2的空间结构，两个结论都正确的是（ ） A.直线形；三角锥形 B.V形；三角锥形 C.直线形；平面三角形 D.V形；平面三角形 【对应训练2】下列分子的空间结构为正四面体形的是（ ） ①P4 ②NH3 ③CCl4 ④CH4 ⑤H2S ⑥CO2 【对应训练3】用 VSEPR模型预测下列分子或离子的空间结构，其中不正确的是（ ） A. NH4+为正四面体形 B.CS2为直线形 C.HCN为V形 D.PCl3为三角锥形 【课后巩固】1.（易）下列离子的VSEPR模型与离子的空间结构一致的是（ ） A.SO32- B.ClO4- C.NO2- D.ClO3- 2.（易）下列粒子的VSEPR模型为四面体且其空间结构为V形的是（ ） A .SO2 B.NF3 C.H3O+ D.OF2 3.（易）下列各组粒子的空间结构相同的是（ ） ①NH3和H2O；②NH4+和H3O+；③NH3和H3O+；④O3和SO2；⑤CO2和BeCl2 A.全部 B.①②③⑤ C.③④⑤ D.②⑤ 4.（中）下列说法中不正确的是（ ） A.测定分子结构的现代仪器和方法有红外光谱、晶体X射线衍射等 B.红外光谱属于原子光谱中的吸收光谱 C.红外光谱可测定分子中含有化学键或官能团的信息 D.当红外光束透过分子时，分子会吸收与它的某些化学键的振动频率相同的红外线 5.（易）下列说法中不正确的是（ ） A.早年科学家主要靠对物质的化学性质进行系统总结得出规律后推测分子的结构 B.CH3CH2OH的红外光谱图中显示含有C-H、C-O、O-H等键 C.质谱仪的基本原理是在质谱仪中使分子得到电子变成分子离子和碎片离子等粒子 D.化学家根据质谱图中最大质荷比推测被测物的相对分子质量 6.(多选)（中）下列有关键角与分子空间结构的说法不正确的是（ ） A.键角为180°的分子，空间结构是直线形 B.键角为120°的分子，空间结构是平面三角形 C.空间结构是正四面体形，键角一定是109°28´ D.键角在90°~109°28´之间的分子，空间结构可能是V形 7.（易）下列分子或离子中，空间结构是平面三角形的是（ ） A. CH4 B. NH4+ C. NO3— D. CO2 8.（易）下列分子或离子的中心原子，带有一对孤电子对的是（ ） A.H2O B. BeCl2 C. CH4. D. PCl3 9.（中）下列有关分子空间结构说法中正确的是（ ） A.HClO、BF3、NCl3分子中所有原子的最外层电子都满足了8电子稳定结构 B.SO3与CO32—的空间结构均为平面三角形 C.分子中键角的大小：BeCl2>SnCl2>SO3>NH3>CCl4 D.BF3键角大于120° 10.（中）(1)用 VSEPR模型推测下列分子或离子的空间结构。 ①HCN(H-C≡N) ； ②AlBr3(共价分子) ； ③CO32— ； ④SO42— (2)有两种活性反应中间体微粒，它们的微粒中均含有1个碳原子和3个氢原子。请依据下面给出的这两种微粒的球棍模型，写出相应的化学式。 ； (3)按要求写出第二周期非金属元素构成的中性分子的化学式。 平面三角形分子 ;三角锥形分子 ;四面体形分子 。 第二章　第三节　分子结构与物质的性质 第1课　共价键的极性 学习目标 1．知道共价键可分为极性共价键和非极性共价键。 2．知道分子可以分为极性分子和非极性分子，知道分子极性与分子中键的极性、分子的空间结构密切相关。 3．能根据分子结构特点和键的极性来判断分子的极性，并据此对分子的一些典型性质及其应用作出解释。 知识梳理 一、键的极性和分子的极性 情境·探究 素材1　下列是九种物质的结构： [思考交流] 1．上述九种物质中含非极性共价键的物质有哪些？ 2．上述九种物质中，哪些是非极性分子？哪些是极性分子？ 素材2　双氧水是一种医用消毒杀菌剂，能有效灭杀新冠病毒，已知H2O2分子的结构如图所示，H2O2分子不是直线形的，两个H原子犹如在半展开的书的两页纸上，书面夹角为93°52′，而两个O—H与O—O的夹角为96°52′。如图所示： 3．H2O2分子中共价键的类型有哪些？ 4．H2O2分子中正电中心和负电中心是否重合？H2O2属于极性分子还是非极性分子？ 归纳·总结 1．共价键的极性 (1)共价键 (2)极性键与非极性键的存在 ①极性共价键存在于共价化合物(如HCl、H2O、HCN等)和部分离子化合物(如NaOH、Na2CO3等)中。 ②非极性共价键存在于非金属单质(如O2、P4、金刚石等)，部分共价化合物(如H2O2中的O—O、CH2==CH2中的C==C等)，部分离子化合物(如Na2O2等)中。 [点拨] (1)根据元素电负性的大小判断共价键中键合原子的电性。形成共价键的两个原子，电负性大的原子呈负电性(用δ－表示)，电负性小的原子呈正电性(用δ＋表示)。 (2)电负性差值越大的两原子形成的共价键的极性越强。 2．分子的极性 (1)极性分子与非极性分子 分子有极性分子和非极性分子之分。分子的极性与分子的空间结构及分子中键的极性有关。 ①极性分子：分子的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ＋)，另一部分呈负电性(δ－)，这样的分子是极性分子。如HCl、H2O、CH3Cl等。 ②非极性分子：分子的正电中心和负电中心重合，分子中没有带正电和带负电的两部分，这样的分子是非极性分子。如P4、CO2等。 (2)键的极性与分子的极性关系 [点拨] (1)一般情况下，单质分子为非极性分子，但O3是V形分子，其空间结构不对称，故O3为极性分子。 (2)AB型分子均为极性分子。 (3)H2O2的结构式为H—O—O—H，空间结构如图所示，是不对称的，为极性分子。 (4)只含有极性键的分子不一定是极性分子(如CH4)；极性分子不一定只含有极性键(如C2H5OH)；含有非极性键的分子不一定是非极性分子(如H2O2)。 巩固·练习 1．下列物质中，分子中电荷空间分布对称的是(　　) ①CO2　②CCl4　③NH3　④H2O　⑤HBr A．①②③　　B．②④⑤ C．③⑤ D．①② 2．下列有关分子的叙述中正确的是(　　) A．以非极性键结合起来的双原子分子一定是非极性分子 B．以极性键结合起来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 3．下列属于既有极性键又有非极性键的极性分子的是(　　) A．CS2　　　　B．CH4 C．H2O2 D．CH2==CH2 二、键的极性对化学性质的影响 情境·探究 键的极性对物质的化学性质有重要影响。例如，羧酸是一大类含羧基(—COOH)的有机酸，羧基可电离出H＋而呈酸性。羧酸的酸性可用pKa的大小来衡量，pKa越小，酸性越强。羧酸的酸性大小与其分子的组成和结构有关，如下表所示： 不同羧酸的pKa 羧酸 pKa 羧酸 pKa 丙酸(C2H5COOH) 4.88 氯乙酸(CH2ClCOOH) 2.86 乙酸(CH3COOH) 4.76 二氯乙酸(CHCl2COOH) 1.29 甲酸(HCOOH) 3.75 三氯乙酸(CCl3COOH) 0.65 三氟乙酸(CF3COOH) 0.23 [预习探究] 1． 试比较氯乙酸和氟乙酸的酸性强弱，并解释其原因。 2．试比较三氟乙酸和三氯乙酸的酸性强弱，并解释其原因。 3．试比较甲酸和乙酸酸性的强弱，并解释其原因。 归纳·总结 1．羧酸的酸性大小与分子组成和结构的关系 (1)含卤素原子的一元羧酸的酸性 ①含相同个数的不同卤素原子的羧酸，卤素原子的电负性数值越大，酸性越强。 ②含不同数目的同种卤素原子的羧酸，卤素原子的数目越多，羧酸的酸性越强。 (2)只含烃基的一元羧酸的酸性 随着烃基的加长，酸性的差异越来越小。 (3)只含烃基的多元羧酸的酸性 烃基所含碳数越少，羧基个数越多，酸性越强。 2．原因解释 (1)以三氯乙酸酸性大于二氯乙酸为例 由于Cl3C—比Cl2HC—多一个氯原子，使Cl3C—的极性大于Cl2HC—的极性，导致三氯乙酸的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子。 (2)烃基(R—)对羧酸酸性的影响 烃基(R—)是推电子基团，烃基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱，故酸性：甲酸＞乙酸＞丙酸＞……。 巩固·练习 1．下列羧酸的酸性比较错误的是(　　) A．甲酸>乙酸>丙酸 B．氟乙酸>氯乙酸>溴乙酸 C．氯乙酸>二氯乙酸>三氯乙酸 D．二氟乙酸>二氯乙酸>二溴乙酸 2．下列属于推电子基团的是(　　) A．—CHO　 B．—Br C．—CH3　 　 D．—OH 3．试比较下列有机酸的酸性强弱。 ①CF3COOH　②CCl3COOH　③CHCl2COOH　④CH2ClCOOH　 ⑤CH3COOH　⑥CH3CH2COOH ________________________。 当堂检测 1．下列物质中含有非极性键的分子是(　　) A．CaF2 B．H2O2 C．CO2 D．NaOH 2．带静电的有机玻璃棒靠近下列液体的细流时，细流会发生偏转的是(　　) A．CS2 B．液溴 C．CCl4 D．H2O 3．下列叙述正确的是(　　) A．NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心 B．CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心 C．H2O是极性分子，分子中O原子处在2个H原子所连成的直线的中点 D．CO2是非极性分子，分子中C原子处在2个O原子所连成的直线的中点 4．下列各组物质中，都是由极性键构成的非极性分子是(　　) A．CO2和CH4 B．NH3和H2O C．BF3和H2 D．CS2和H2O2 5．在HF、H2O、NH3、CO2、CH4、N2分子中： (1)以非极性键结合的非极性分子是________。 (2)以极性键相结合，具有直线形结构的非极性分子是________。 (3)以极性键相结合，具有三角锥形结构的极性分子是________。 (4)以极性键相结合，具有正四面体结构的非极性分子是________。 (5)以极性键相结合，具有V形结构的极性分子是________。 (6)以极性键相结合，而且分子极性最大的是________。 第2课　分子间的作用力　分子的手性 学习目标： 1.掌握范德华力、氢键的概念。2.通过范德华力、氢键对物质性质影响的探析，形成“结构决定性质”的认知模型。3.能从微观角度理解分子的手性，形成判断手性分子的思维模型。 一、预习 （阅读教材，完成学案） 学习目标一、分子间的作用力 1．范德华力及其对物质性质的影响 (1)概念：是分子间普遍存在的相互作用力，它使得许多物质能以一定的凝聚态(固态和液态)存在。 (2)特征：很弱，比化学键的键能小1～2个数量级。 (3)影响因素：分子的极性越大，范德华力越大；组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。 (4)对物质性质的影响：范德华力主要影响物质的物理性质，如熔、沸点，组成和结构相似的物质，范德华力越大，物质熔、沸点越高。 思考：怎样解释卤素单质从F2～I2的熔点和沸点越来越高？ 针对训练1：:下列有关物质性质判断正确且可以用范德华力来解释的是(　　) A．沸点：HBr＞HCl B．沸点：CH3CH2Br＜C2H5OH C．稳定性：HF＞HCl D．—OH上氢原子的活泼性：H—O—H＞C2H5—O—H 学习目标二、氢键 (1)概念：由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个电负性很大的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。 (2)表示方法：氢键通常用X—H…Y—表示，其中X、Y为 ，“—”表示共价键，“…”表示形成的氢键。 (3)氢键的本质和性质 氢键的本质是静电相互作用，它比化学键弱得多，通常把氢键看作是一种比较强的分子间作用力。 氢键具有方向性和饱和性，但本质上与共价键的方向性和饱和性不同。 ①方向性：X—H…Y—三个原子一般在同一方向上。原因是在这样的方向上成键两原子电子云之间的排斥力最小，形成的氢键最强，体系最稳定。 ②饱和性：每一个X—H只能与一个Y原子形成氢键，原因是H原子半径很小，再有一个原子接近时，会受到X、Y原子电子云的排斥。 (4)分类：氢键可分为分子间氢键和分子内氢键两类。 存在分子内氢键，存在分子间氢键。前者的沸点低于后者的沸点。 思考：(1)试表示HF水溶液中的氢键。 针对训练2：．下列物质中，分子内和分子间均可形成氢键的是(　　) A．NH3 B． C．H2O D．C2H5OH 学习目标三、氢键对物质性质的影响 ①对物质熔、沸点的影响 a．某些氢化物分子间存在氢键，如H2O、NH3、HF等，使其熔、沸点高于同族元素氢化物。 b．同分异构体中分子间形成氢键的物质比分子内形成氢键的物质熔、沸点高，如熔、沸点：邻羟基苯甲酸()<对羟基苯甲酸()。 ②对物质溶解度的影响 溶剂和溶质之间形成氢键使溶质的溶解度增大，如氨、甲醇、甲醛、甲酸等易溶于水。 ③对物质密度的影响 如右图所示，在冰中水分子间以氢键互相联结，形成相当疏松的晶体，从而在结构中有许多空隙，造成体积膨胀，密度减小。 针对训练3：下列与氢键有关的说法错误的是(　　) A．卤化氢中HF沸点较高，是由于HF分子间存在氢键 B．邻羟基苯甲醛()的熔、沸点比对羟基苯甲醛()的熔、沸点低 C．氨水中存在分子间氢键 D．形成氢键A—H…B—的三个原子总在一条直线上 学习目标四、溶解性 (1)“相似相溶”规律 非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳；萘和碘易溶于四氯化碳，难溶于水。 (2)影响物质溶解性的因素 ①外界因素：主要有温度、压强等。 ②氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 ③分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大，如乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 3．比较NH3和CH4在水中的溶解度。怎样用“相似相溶”规律理解它们的溶解度不同？ 4．怎样理解低碳醇与水互溶，而高碳醇在水中的溶解度却很小？ 针对训练4：下列现象不能用“相似相溶”规律解释的是(　　) A．氨极易溶于水 B．氯气易溶于NaOH溶液 C．酒精与水以任意比互溶 D．苯萃取碘水中的I2 学习目标五、分子的手性 1．概念 (1)手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。 (2)手性分子：具有手性异构体的分子。 2．手性分子的判断 (1)判断方法：有机物分子中是否存在手性碳原子。 (2)手性碳原子：有机物分子中连有四个各不相同的原子或基团的碳原子。如，R1、R2、R3、R4互不相同，即是手性碳原子。 思考：乳酸的结构式为，其分子结构中有几个手性碳原子？用*将手性碳原子标出来。 针对训练5：有机物碳原子上连接的四个原子或原子团不相同，则这个碳原子称为手性碳原子，下列分子中含有手性碳原子的是(　　) A．CH2Cl2 B．CH3CH2OH C．CH3CH(CH3)2 D．CH3CH(CH3)CHClCOOH 6．甲醛()在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)，以下说法正确的是(　　) A．甲醛分子间不能形成氢键 B．甲醛分子和甲醇分子内C原子均采取sp2杂化 C．甲醛为非极性分子 D．甲醇的沸点远低于甲醛的沸点 四、归纳总结 五、课堂测评 7.我国科学家发现大脑进入“梦乡”的钥匙——多巴胺(DA)，DA的结构简式如图所示。 下列说法正确的是(　　) A．DA是只含极性键的共价化合物 B．DA分子能溶于水、乙醇等溶剂 C．键能大小决定DA的熔点和沸点 D．DA中所有元素均位于同一周期 8．(1)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)________(填“>”或“<”)Ka(苯酚)，其原因是____________________________________________。 (2)CO2由固态变为气态所需克服的微粒间作用力是________；氢、碳、氧元素的原子可共同形成多种分子，写出其中一种能形成同种分子间氢键的物质名称：________________。 (3)下图中曲线表示卤素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________(填字母)。 (4)O的氢化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于H2S在乙醇中的溶解度，其原因是__________________。 (5)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是______________________________. 第3章 第一节 物质聚集状态与晶体常识 第1课 物质的聚集状态　晶体与非晶体 学习目标： 1.知道在一定条件下，物质的聚集状态随构成物质的微粒种类、微粒间相互作用、微粒聚集程度的不同而有所不同。 2.知道物质的聚集状态会影响物质的性质，通过改变物质的聚集状态可能获得特殊的材料。3.能说出晶体与非晶体的区别。 新知探究： 知识点一　物质的聚集状态 [知识梳理] 1．物质三态间的相互转化 2．物质的特殊聚集状态 (1)等离子体：由________、________和电中性粒子(分子或原子)组成的整体上呈电中性的气态物质。 (2)离子液体：熔点不高的仅由________组成的液体物质。 (3)晶态、非晶态以及介乎二者之间的塑晶态、液晶态等。 [问题探究] 1． 等离子体是气态电解质吗（可查资料完成）？ 2． 液晶内部沿分子长轴方向呈有序排列。液晶属于晶体吗？ [反思归纳] 1．物质除了固、液、气三种聚集状态外，还有非晶体、等离子体、液晶、纳米材料等聚集状态。 2．三种聚集状态的组成、结构特征及主要性能 聚集状态 组成与结构特征 主要性能 非晶体 内部微粒的排列呈现杂乱无章(长程无序，短程有序)的分布状态的固体。 某些非晶体合金强度和硬度高、耐腐蚀性强，非晶态硅对光的吸收系数大。 等离子体 由电子、阳离子和电中性粒子组成，整体上呈电中性，带电离子能自由移动。 具有良好的导电性和流动性。 液晶 内部分子的排列沿分子长轴方向呈现有序的状态。 既具有液体的流动性、黏度、形变性，又具有晶体的导热性、光学性质等。 [迁移应用] 1．下列有关等离子体的叙述，不正确的是(　　) A．等离子体是物质的另一种聚集状态 B．等离子体是很好的导体 C．水可能形成等离子体状态 D．等离子体中的微粒不带电荷 2．1925年贝尔德在英国首次成功装配世界第一台电视机，短短几十年时间，电视机经历了从黑白到彩色，从手动到遥控，从平板电视机到液晶电视机的发展历程。下列关于液晶的叙述中，错误的是(　　) A．液晶是物质的一种聚集状态 B．液晶具有流动性 C．液晶和液态是物质的同一种聚集状态 D．液晶具有各向异性 知识点二　晶体与非晶体 [知识梳理] 1．晶体与非晶体的本质差异 固体 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________ 2.获得晶体的途径 (1) ________物质凝固。 (2)气态物质冷却不经液态直接________。 (3) ________从溶液中析出。 3．晶体的特点 (1)自范性 ①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。 ②形成条件：晶体生长的________要适当。 ③本质：晶体中粒子在微观空间里呈现________的有序排列。 (2)各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的________性质。 (3)熔点：________ (填“有”或“没有”)固定的熔点。 4．晶体与非晶体的测定方法 (1)测熔点：晶体有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点。 (2)对固体进行________实验 [问题探究] 1．下图是几种常见晶体的图片。请思考有规则的几何外形的固体一定是晶体吗？ 3． 在室温下，将一块不规则的CuSO4·5H2O固体放入饱和CuSO4溶液中，经过一段时间后会发生什么变化？ 3．下图是a、b两种不同物质的熔化曲线，试分析a、b是晶体还是非晶体？说明理由。 4． 云母属于晶体，用烧热的钢条去接触涂有薄薄一层石蜡的云母片的反面时，熔化了的石蜡呈现椭圆形，分析产生该现象的原因是什么？ [反思归纳] 1．晶体与非晶体的比较 晶体 非晶体 微观结构特征 粒子周期性 有序排列 粒子排列 相对无序 性质 特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 各向异性 有 无 鉴别方法 间接方法 看是否具有固定的熔点或根据某些物理性质的各向异性 科学方法 对固体进行X射线衍射实验 举例 NaCl、I2、SiO2、Na 晶体等,玻璃、橡胶等 2.晶体呈现自范性的条件 晶体呈现自范性的条件之一是晶体生长的速率适当。熔融态物质冷却凝固，有时得到晶体，但凝固速率过快时，常常只得到看不到多面体外形的粉末或没有规则外形的块状物。如玛瑙是熔融态SiO2快速冷却形成的，而水晶是熔融态SiO2缓慢冷却形成的。 [迁移应用] 1．下列各组物质前者是晶体后者是非晶体的是(　　) A．白磷、胆矾 B．碘、橡胶 C．石蜡、塑料 D．食盐、蔗糖 2．晶体具有各向异性。如蓝晶石(Al2O3·SiO2)在不同方向上的硬度不同；又如石墨与层垂直的方向上的电导率是与层平行的方向上的电导率的。晶体的各向异性主要表现在(　　) ①硬度　②导热性　③导电性　④光学性质 A．①③ B．②④ C．①②③ D．①②③④ 3．如图是某固体的微观结构示意图，请认真观察两图，判断下列说法正确的是(　　) A．两种物质在一定条件下都会自动形成有规则几何外形的晶体 B．Ⅰ形成的固体的物理性质有各向异性 C．Ⅱ形成的固体一定有固定的熔、沸点 D．二者的X射线图谱是相同的 第2课 晶胞　晶体结构的测定 学习目标　1.了解晶胞,知道晶体是由晶胞“无隙并置”而成,能在三维空间角度认识微观晶胞与宏观晶体之间的联系。2.能够根据晶胞计算所含粒子数。3.知道晶体结构的测定方法。 一、晶胞 (一)知识梳理 1.概念 描述晶体结构的　　　　　　。  2.结构 晶胞一般都是　　　　　　,晶体是由无数晶胞　　　　　　而成。  3.晶胞中粒子数目的计算 (1)平行六面体(立方体形)晶胞中粒子数目的计算。 ①晶胞的顶角原子是　　　个晶胞共用的;  ②晶胞棱上的原子是　　　个晶胞共用的;  ③晶胞面上的原子是　　　个晶胞共用的。  (2)铜晶胞(如图所示)中的原子数为　　　　　　　　　　。  (3)几种晶胞中原子数目的确定 结合下图,钠、锌、碘、金刚石晶胞中含有原子的数目分为　　　、　　　、　　　、　　　。  (二)问题探究 探究1　超导体,又称为超导材料,指在某一温度下,电阻为零的导体。研究发现,只含镁、镍和碳三种元素的晶体具有超导性。该新型超导晶体的晶胞如图1所示。 问题1　该晶体的晶胞中镁原子主要位于什么位置? 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 问题2　该晶体的化学式是什么? 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 探究2　能储存氢的金属和合金,统称为储氢合金。图2是一种镍基合金储氢后的晶胞结构图: 问题3　试求上述镍基合金(不含氢气)的化学式。若晶体棱长为a cm,则晶体的密度为多少? 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 问题4　镍基合金储氢后,含1 mol La的合金可吸附H2的数目为多少? 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 问题5　由晶胞构成的晶体,其化学式是否表示构成该晶体实际的粒子数目? 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 问题6　判断下列六面体是否是晶胞。 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 问题7　NiO与NaCl的晶胞结构相似,如图所示,阴离子采取面心立方堆积,阳离子填充在位于阴离子构成的空隙中。 氧化镍晶胞中原子坐标参数:A(0,0,0)、B(1,1,0),则C点对应的原子坐标参数为　　　　　　。  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 【探究归纳】 1.关于晶胞的理解 晶胞一般都是平行六面体,也可以是六棱柱体,但是为了研究的方便,一般从该六棱柱中切除出一个平行六面体进行研究。 2.晶胞的判断 晶胞是8个顶角相同,三套各4根平行棱分别相同,三套各两个平行面分别相同的最小平行六面体。 3.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 均摊是指每个晶胞中平均拥有的微粒数目。若每个微粒为n个晶胞所共有,则该微粒就有个微粒属于该晶胞。立方晶胞中粒子数的计算方法如下: 该立方晶胞中所含A微粒的数目为8×=4,B微粒的数目为12×+1=4,其化学式(按A、B顺序)为AB。 4.晶体的相关计算 (1)计算晶胞棱长 晶胞模型 晶胞棱长(a)与粒子半径(r)关系 a=2r a=4r a=4r a=2r a=8r (2)计算晶体密度 以一个晶胞为研究对象,根据晶胞质量m=ρ×V,由公式×n=ρ×a3进行计算,其中M为晶体的摩尔质量,n为晶胞所占有的粒子数,NA为阿伏加德罗常数,ρ为晶体密度,a为晶胞棱长。 (3)注意晶胞计算中单位的换算 1 pm=10-10 cm,1 nm=10-7 cm。 5.原子坐标参数的确定 (1)原子坐标参数是晶胞的基本要素之一, 用于表示晶胞内部各原子的相对位置。通过原子坐标的确定既能确定晶胞中原子的相对位置,又可以计算各原子间的距离,进而可以计算晶胞的体积及晶体的密度。(2)原子坐标确定步骤:①由已知坐标确定晶胞参数值和坐标原点;②由原子在晶胞中的相对位置确定原子与坐标原点的距离;③确定原子在晶胞中的坐标。 1.判断下列说法正误,正确的打“√”,错误的打“×”。 (1)晶胞都是平行六面体。 (　　) (2)晶胞是晶体的最小重复单元。 (　　) (3)不同晶体中晶胞的大小和形状都相同。 (　　) (4)晶胞中的任何一个粒子都只属于该晶胞。 (　　) (5)已知晶胞的组成也无法推知晶体的组成。 (　　) 2.整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成。对这句话的理解错误的是 (　　) A.相邻晶胞之间没有任何间隙 B.晶体是晶胞简单、随意堆积而成 C.晶胞排列时,取向相同 D.“并置”是指所有晶胞都是平行排列的 3.晶体内微粒总是按周期性规律重复排列,反映其结构特点的基本重复单元为晶胞,晶体可视为晶胞经平移无隙并置而成。以下是某些晶体的局部结构,可作为晶胞的是 (　　) 4.已知X、Y、Z三种元素组成的化合物,其晶胞如图所示,则下列表示该化合物的化学式正确的是 (　　) A.ZXY3 B.ZX2Y6 C.ZX4Y8 D.ZX8Y12 二、晶体结构的测定 1.结构测定 测定晶体结构最常用的仪器是　　　　　　。当单一波长的X射线通过晶体时,会在记录仪上产生　　　　　　或者　　　　　　,而非晶体图谱中没有。  2.信息处理 通过晶体的X射线衍射实验获得衍射图后,经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的有关信息。包括晶胞形状和大小、分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型、原子在晶胞里的　　　　　　　　和　　　　　　　　等,以及结合晶体化学组成的信息推出原子之间的相互关系。  3.示例——乙酸晶体分子结构的测定 乙酸晶体的X射线衍射实验⇒乙酸晶胞中含　　　　个乙酸分子⇒测定晶胞中各原子的位置(坐标)⇒计算原子间的距离⇒判断出哪些原子间存在化学键⇒确定键长和键角⇒分子的空间结构。如下图所示:  　　　　　　　　　　　　　　　　 1.晶体是一类非常重要的材料,在很多领域都有广泛的应用。我国现已能够拉制出直径为300 mm、重量达81 kg的大直径单晶硅,晶体硅大量用于电子产业。下列对晶体硅的叙述正确的是 (　　) A.形成晶体硅的速率越快越好 B.晶体硅没有固定的熔点 C.可用X射线衍射实验来鉴别晶体硅和玻璃 D.晶体硅的形成与晶体的自范性有关,而与各向异性无关 2.下列有关晶体常识的叙述错误的是 (　　) A.水晶属于晶体,有固定的熔点,而玻璃无固定的熔点,属于非晶体 B.当单一波长的X射线通过晶体时可以看到明显的分立的斑点或者谱线 C.晶体都具有自范性,自范性是晶体的本质属性 D.晶体都具有规则的几何外形,而非晶体都不具有规则的几何外形 3.关于测定晶体结构错误的是 (　　) A.对乙酸晶体进行测定,晶胞中含有1个乙酸分子 B.经过计算可以从X射线衍射图形获得晶胞形状和大小 C.经过计算可以从X射线衍射图形获得分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型 D.经过计算可以从X射线衍射图形获得原子在晶胞里的数目和位置 第三章 第二节　分子晶体与共价晶体 第1课 分子晶体 【学习目标】1. 了解分子晶体的知识。 2. 了解两种典型分子晶体的组成和结构。 1、 预习 （阅读教材，完成学案） 二、合作探究 深度学习 三、聚焦展示 学习任务一、分子晶体 1．分子晶体中的粒子及粒子间的相互作用  2．分子晶体的物理性质：分析表3—2中某些分子晶体的熔点数据可知，分子晶体熔点低较 ，也不难理解分子晶体的硬度 。 3．常见的分子晶体 物质种类 实例 所有非金属氢化物 H2O、NH3、CH4等 部分非金属单质 卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等 部分非金属氧化物 CO2、P4O10、SO2、SO3等 所有的含氧酸 HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等 绝大多数有机物 甲烷、乙酸、尿素等 4．分子晶体堆积方式与性质 分子密堆积： 如果分子间作用力只是范德华力（无方向性），若以一个分子为中心，其周围最多可以有 个紧邻的分子，分子晶体的这一特征称为 ，如碳60的晶胞。若将CO2分子换成O2、I2等分子，干冰的晶体结构就变成了O2、I2的晶体结构。若分子间存在氢键，由于氢键具有方向性，则分子晶体的微粒就不能采用分子密堆积方式排列，如冰的结构中水分子的堆积，一个水分子周围有4个紧邻的分子，这一排列使冰晶体中水分子的空间利用率不高。 碳60的晶胞 冰的结构 练习1．下列各组物质各自形成晶体，均属于分子晶体的化合物是(　　) A.NH3、HD、C10H18 B.PCl3、CO2、H2SO4 C.SO2、C60、P2O5 D.CCl4、Na2S、H2O2 练习2．下列有关分子晶体的说法中一定正确的是(　　) A．分子内均存在共价键 B．分子间一定存在范德华力 C．分子间一定存在氢键 D．其结构一定为分子密堆积 学习任务二、两种典型分子晶体的结构分析 代表物质 干冰 冰 晶 胞 紧邻分子数 每个CO2分子周围有 个紧邻的分子 每个H2O分子周围有4个紧邻的分子 晶胞占有分子数 8 密 度（相对大小） 大 熔 点（相对高低） 低 【深度思考】为什么干冰晶胞中CO2分子采用密堆积方式，而冰晶胞中H2O分子是非密堆积方式？   【科学·社会·技术】天然气水合物—一种潜在的能源 （1）构成：由天然气分子装在以氢键相连的几个水分子构成的笼内形成的； （2）存在：存在于海底和大陆冰川或永久冻土底部； （3）俗称：在外观上，天然气水合物很像冰，从海底或冰川底部开采出来的天然气水合物因气压降低，会迅速分解释放出可燃的甲烷，因而又称“可燃冰”； （4）储量：据估计，天然气水合物中的甲烷的总量按碳计至少为已经发现的所有化石燃料（煤、天然气和石油）中的碳的2倍，是蕴藏量最丰富的燃料资源。 练习3．冰晶胞中水分子的空间排列方式与金刚石晶胞类似，其晶胞结构如图所示。下列有关说法正确的是(　　) A．冰晶胞内水分子间以共价键结合 B．每个冰晶胞平均含有4个水分子 C．水分子间的氢键具有方向性和饱和性，也是σ键的一种 D．冰融化为水时，密度增大 练习4.海底有大量的天然气水合物，可满足人类1 000年的能源需要。天然气水合物是一种晶体，晶体中平均每46个水分子构建成8个笼，每个笼可容纳1个CH4分子或1个游离H2O分子。若晶体中每8个笼只有6个容纳了CH4分子，另外2个笼被游离H2O分子填充，则天然气水合物的平均组成可表示为(　　) A．CH4·14H2O B．CH4·8H2O C．CH4·H2O D．CH4·6H2O 四、尝试归纳总结 五、课堂测评 5．分子晶体具有某些特征的本质原因是(　　) A．组成晶体的基本微粒是分子 B．熔融时不导电 C．晶体内微粒间以分子间作用力相结合 D．熔点一般比较低 6．下列物质按熔、沸点由高到低顺序排列，正确的一组是(　　) A．HF、HCl、HBr、HI B．F2、Cl2、Br2、I2 C．H2O、H2S、H2Se、H2Te D．CI4、CBr4、CCl4、CF4 7．如图是甲烷晶体的晶胞结构，图中每个小球代表一个甲烷分子(甲烷分子分别位于立方体的顶角和面心)，下列有关该晶体的说法正确的是(　　) A．该晶体与HI的晶体类型不同 B．该晶体熔化时只需要破坏共价键 C．SiH4分子的稳定性强于甲烷 D．每个顶角上的甲烷分子与之距离最近且等距的甲烷分子有12个 8．判断正误(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。) （1）分子晶体中分子间作用力越大，分子越稳定(　 ) （2）H2O分子间含有氢键，因此水是一种非常稳定的化合物(　　) （3）分子晶体晶胞中因为氢键的存在，使晶体硬度和密度增大(　　) （4）冰晶胞中H2O分子采用非密堆积方式，是因为氢键有方向性(　　) （5）分子晶体熔化时一定破坏范德华力，有些分子晶体还会破坏氢键(　　) （6）分子晶体熔化或溶于水均不导电(　　) （7）分子晶体中共价键的键能越大，分子晶体的熔、沸点越高 (　　) 9．如图为干冰的晶体结构示意图。 （1）一个晶胞中有________个二氧化碳分子；通过观察分析，有________种取向不同的CO2分子。 （2）在干冰中撒入镁粉，用红热的铁棒引燃后，再盖上另一块干冰，出现的现象为____________________________，反应的化学方程式是__________________________。 （3）干冰的熔点低，常压下极易 ，在工业上的一个重要用途是 。 （4）将CO2分子视作质点，设晶胞边长为a pm，则紧邻的两个CO2分子的距离为________ pm。 （5）其密度ρ为________(1 pm＝10－12 m)。 第2课 共价晶体　 【学习目标】1. 了解共价晶体的知识。2. 了解两种典型共价晶体的组成和结构。 2、 预习 （阅读教材，完成学案） 二、合作探究 深度学习 三、聚焦展示 学习任务一、共价晶体 1．定义：所有原子都以 相互结合形成 结构的晶体叫共价晶体。 2．构成微粒及微粒间的作用力 共价晶体 3．共价晶体与物质的类别 物质种类 实例 某些非金属单质 晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等 某些非金属化合物 碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)等 某些氧化物 二氧化硅(SiO2)等 【思考与讨论】怎样从原子结构角度理解金刚石、晶体硅和锗的熔点和硬度依次下降。 〔提示〕　碳、硅和锗为同族元素，核电荷数增大，电子层数增多，原子半径增大，C—C、Si—Si、Ge—Ge的键长依次增大，键长越短，共价键越牢固，键能越大，共价晶体熔化时破坏的是共价键，所以，金刚石、晶体硅和锗的熔点和硬度依次下降。 【资料卡片】下表是某些共价晶体的熔点和硬度，分析表中的数据，判断下列叙述正确的是　 。 共价晶体 金刚石 氮化硼 碳化硅 石英 硅 锗 熔点/℃ ＞3 500 3 000 2 700 1 710 1 410 1 211 硬度 10 9.5 9.5 7 6.5 6.0 ①构成共价晶体的原子种类越多，晶体的熔点越高 ②构成共价晶体的原子间的共价键的键能越大，晶体的熔点越高 ③构成共价晶体的原子半径越大，晶体的硬度越大 ④构成共价晶体的原子半径越小，晶体的硬度越大 练习1．下列物质的晶体直接由原子构成的一组是(　　) ①CO2　②SiO2　③晶体Si　④白磷　⑤氨基乙酸　⑥固态He A．①②③④⑤⑥ B．②③④⑥ C．②③⑥ D．①②⑤⑥ 练习2．美国《科学》杂志曾报道：在40 GPa的高压下，用激光加热到1 800 K，人们成功制得了共价晶体CO2，下列对该物质的推断一定不正确的是(　　) A．该共价晶体中含有极性键 B．该共价晶体易气化，可用作制冷材料 C．该共价晶体有很高的熔、沸点 D．该共价晶体的硬度大，可用作耐磨材料 学习任务二、两种典型的共价晶体 （1）金刚石 金刚石的多面体外形 晶体结构和晶胞示意图 ①每个碳原子均以 4 个共价键对称地与相邻的 4 个碳原子相结合； ②金刚石中的碳采取 sp3 杂化轨道形成共价键三维骨架结构，C—C—C夹角为109°28′； ③金刚石的熔点很高，硬度很大(天然存在的最硬的物质)，请解释原因。 【深度思考】 ①晶体中碳原子个数与C—C的键数之比为 ； ②晶体中最小碳环是 元环，在上述晶体结构图中画出一个最小的碳环（相应的碳原子涂黑）； ③一个金刚石晶胞中含有________个碳原子； ④若晶胞的边长为apm，晶体中两个最近的碳原子之间的距离为______ pm。 （2）二氧化硅晶体 ①二氧化硅的结构：二氧化硅有多种结构。最常见的是低温石英(αSiO2)：低温石英的结构中有顶角相连的 形成螺旋上升的长链，这一结构决定了它具有 ，如图所示。 ②二氧化硅的用途：是制造水泥、玻璃和下列高科技产品的重要原料，请根据图片写出产品的名称。 硅光电池 光导纤维 芯片 单晶硅 练习3．利用反应CCl4 + 4 Na=C(金刚石)+ 4NaCl可实现人工合成金刚石。下列关于该反应的说法错误的是（   ） A. C(金刚石)属于共价晶体 B. 该反应利用了Na的强还原性 C. 晶体硅和金刚石中的Si、C的杂化方式相同 D. NaCl晶体中每个Cl-周围与它最接近且距离相等的Na+有12个 练习4. 某石英结构如图，我们可以将此晶体结构想象为：在晶体硅的Si—Si键之间插入O原子。根据晶体结构图，下列说法不正确的是(　　) A.石英晶体中每个Si原子通过Si—O极性键与4个O原子作用 B.每个O原子通过Si—O极性键与2个Si原子作用 C. 1 mol二氧化硅晶体中含有4 mol硅氧键 D. 在晶体中Si原子与O原子的原子个数比为1∶2，故二氧化硅的分子式SiO2 四、尝试归纳总结 五、课堂测评 5.下列说法错误的是（   ） A. 晶体硅和石英都是通过共价键形成的原子晶体 B. HCl和NaOH溶于水时破坏的化学键类型相同 C. H2O比H2S稳定是因为H－O键的键能大于H－S键的键能 D. 硫单质和干冰均属于分子晶体 6.下列叙述错误的是（   ） A. 在干冰晶体中，每一个二氧化碳分子周围有12个二氧化碳分子紧密相邻 B. 金刚石网状结构中，由共价键构成的碳原子环中，最小的环上有4个碳原子 C. 熔点由高到低的顺序是：金刚石＞碳化硅＞晶体硅 D. 在12g金刚石晶体中，含共价键为2NA 7.科学家在 20℃时，将水置于足够强的电场中，水分子瞬间凝固成“暖冰”。对“暖冰”与其它物质比较正确的是（    ） A. 与Na2O 晶体类型相同        B. 与 化学键类型相同 C. 与CO2 分子构型相同         D. 与 CH4 分子极性相同 8．判断正误(对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”。) （1）凡是由原子构成的晶体都是共价晶体 ( ) （2）具有共价键的晶体叫共价晶体（ ） （3）共价晶体中含有共价键，原子间结合力强，故共价晶体硬度大、延展性强（ ） （4）1 mol金刚石晶体中含有4 mol碳碳键(　 　) （5）CO2和SiO2中化学键类型相同，晶体类型也相同( ) （6）由于共价键的键能远大于分子间作用力，故共价晶体的熔点比分子晶体高( ) （7）低温石英的结构中有顶角相连的硅氧四面体形成螺旋上升的长链，而没有封闭的环状结构。这一结构决定了它具有手性( ) 9．金刚石和金刚砂(SiC)具有相似的晶体结构，在金刚砂的三维骨架结构中，碳原子、硅原子交替以单键相结合。试回答： (1)金刚砂属于________晶体。金刚砂熔点比金刚石熔点________。 (2)在金刚砂的结构中，硅原子杂化类型为______，一个硅原子周围结合_______个碳原子，一个碳 原子周围结合_______个硅原子，键角是________。 (3)金刚砂的结构中含有由共价键形成的原子环，其中最小的环上有________个硅原子。 第三章 第三节　金属晶体与离子晶体 第1课　金属晶体　离子晶体 学习任务： 1.能辨识常见的金属晶体和离子晶体，并借助金属晶体和离子晶体模型认识晶体的结构特点。 2.认识金属晶体和离子晶体中各构成微粒之间的作用和对分子晶体物理性质的影响。 新知探究： 知识点一　金属键与金属晶体 [知识梳理] 1．金属键 (1)定义：在金属单质晶体中_________与_________之间强烈的相互作用。 (2)成键微粒：_________和_________。 (3)电子气理论：金属原子脱落下来的_________形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子共用，从而把_________维系在一起，形成像共价晶体一样的“巨分子”。 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_________性。 [问题探究] 1． 含有阳离子的晶体中一定含有阴离子吗？ 2． 试用“电子气理论”解释为什么金属具有良好的①延展性、②导电性、③导热性。 3． 试用金属键解释Na、Mg、Al的熔点逐渐升高的原因。 [反思归纳] 1．金属键的强弱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；反之，金属键越强。 2．金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。 [迁移应用] 1．下图是金属晶体内部电子气理论图，电子气理论可以用来解释金属的性质，其中正确的是(　　) A．金属能导电是因为金属阳离子在外加电场作用下定向移动 B．金属能导热是因为自由电子在热的作用下相互碰撞，从而发生热的传导 C．金属具有延展性是因为在外力的作用下，金属阳离子各层间会出现相对滑动，但自由电子可以起到润滑的作用，使金属不会断裂 D.合金与纯金属相比，由于增加了不同的金属或非金属，使电子数目增多，所以合金的延展性比纯金属强，硬度比纯金属小 2．要使金属晶体熔化必须破坏其中的金属键。金属晶体熔、沸点高低和硬度大小一般取决于金属键的强弱，而金属键与金属阳离子所带电荷的多少及半径大小有关。由此判断下列说法正确的是(　　) A．金属镁的硬度大于金属铝 B．碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs是逐渐增大的 C．金属镁的熔点大于金属钠 D．金属镁的硬度小于金属钙 知识点二　离子晶体 [知识梳理] 1．概念：由_________和_________相互作用而形成的晶体。 2．物理性质 (1)熔、沸点较_________，硬度较_________。 (2)离子晶体不导电，但_________或_________后能导电。 (3)大多数离子晶体能溶于水，难溶于有机溶剂。 3．常见离子晶体的结构 (1)NaCl晶胞 NaCl晶胞如图所示，每个Na＋周围距离最近的Cl－有_________个(上、下、左、右、前、后各1个)，构成正八面体，每个Cl－周围距离最近的Na＋有_________个，构成正八面体，由此可推知晶体的化学式为_________。回答下列问题： ①每个Na＋(Cl－)周围距离相等且最近的Na＋(Cl－)是_________个。 ②每个晶胞中实际拥有的Na＋数是_________个，Cl－数是_________个。 (2)CsCl晶胞 CsCl晶胞如图所示，每个Cs＋周围距离最近的Cl－有_________个，每个Cl－周围距离最近的Cs＋有_________个，它们均构成正六面体，由此可推知晶体的化学式为_________。回答下列问题： ①每个Cs＋(Cl－)周围距离最近的Cs＋(Cl－)有_________个，构成_________。 ②每个晶胞中实际拥有的Cs＋有_________个，Cl－有_________个。 [问题探究] 1． 离子晶体的熔点一定低于共价晶体吗？ 2． NaCl的熔点为801 ℃，CsCl的熔点为645 ℃，试解释其原因。 3.有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，它的结构特征是Fe3＋和Fe2＋互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体棱上。其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。 (1)根据信息分析该晶体的化学式是怎样的？ （2）确定该晶体的类型及M的化合价。 3． 若NaCl晶胞参数为a pm，试计算氯化钠晶体的密度。 [反思归纳] 判断离子晶体的依据 1．利用物质的分类：金属离子和酸根离子、OH－形成的大多数盐、强碱，活泼金属的氧化物和过氧化物(如Na2O和Na2O2)，活泼金属的氢化物(如NaH)，活泼金属的硫化物等都是离子晶体。 2．利用元素的性质和种类：如成键元素的电负性差值大于1.7的物质，金属元素(特别是活泼的金属元素，ⅠA、ⅡA族元素)与非金属元素(特别是活泼的非金属元素，ⅥA、ⅦA族元素)组成的化合物。 3．利用物质的性质：离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发，硬而脆；固体不导电，但熔融态或溶于水时能导电，大多数离子晶体易溶于极性溶剂而难溶于非极性溶剂。 [迁移应用] 1．萤石(CaF2)是一种难溶于水的固体。下列实验事实能说明CaF2一定是离子晶体的是(　　) A．CaF2难溶于水，其水溶液的导电性极弱 B．CaF2的熔点较高，硬度较大 C．CaF2固体不导电，但在熔融状态下可以导电 D．CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小 2．如图所示是从NaCl或CsCl的晶胞结构中分割出来的部分结构图，其中属于从NaCl晶胞中分割出来的结构图是(　　) A．图(1)和(3) B．图(2)和(3) C．图(1)和(4) D．只有图(4) 3．在离子晶体中，阴、阳离子按一定的规律进行排列，如图甲是NaCl的晶胞结构。在离子晶体中，阴、阳离子具有或近似具有球形对称结构，它们可以看作是不等径的刚性圆球，并彼此相切，如图乙。已知a为常数。 (1)在NaCl晶体中，每个Na＋同时吸引________个Cl－；而Na＋与Cl－的数目之比为________。 (2)Na＋半径与Cl－半径之比为________(已知＝1.414)。 (3)若a＝5.6×10－8 cm，NaCl晶体的密度为________(已知5.63＝175.6，NaCl的摩尔质量为58.5 g·mol－1)。 第2课 过渡晶体与混合型晶体、晶体类型的比较 学习任务： 1.知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合型晶体是普遍存在的。 2.知道物质的聚集状态会影响物质的性质，通过改变物质的聚集状态可能获得特殊的材料。 新知探究： 知识点　过渡晶体与混合晶体 [知识梳理] 1．过渡晶体 (1)四类典型晶体：_________晶体、_________晶体、_________晶体、_________晶体。 (2)过渡晶体：介于典型晶体之间的晶体。 (3)Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7七种氧化物中从左到右，离子键成分的百分数越来越小。其中作为离子晶体处理的是_________；作为共价晶体处理的是_________；作为分子晶体处理的是_________。 2．混合型晶体——石墨 (1)结构特点——层状结构 ①同层内，碳原子采用_________杂化，以_________相结合形成_________结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p轨道中的电子可在整个碳原子平面中运动。 ②层与层之间以_________相结合。 (2)晶体类型 石墨晶体中，粒子之间的相互作用既有_________键，又有_________键和_________，属于_________晶体。 (3)物理性质：①导电性，②导热性，③润滑性。 探究一　石墨晶体的结构与性质 [问题探究] 阅读教材P90页内容，思考并回答下列问题。 1． 为什么石墨具有导电性？ 2． 为什么说石墨晶体是混合型晶体？ [反思归纳] 1．导电性、导热性：石墨晶体中，形成大π键的电子可以在整个碳原子平面上运动，比较自由，相当于金属中的自由电子，类似金属键的性质，所以石墨能导电、导热，并且沿层的平行方向导电性强，这也是晶体各向异性的表现。 2．润滑性：石墨层间作用力为范德华力，结合力弱，层与层间可以相对滑动，使之具有润滑性，因而可以作润滑剂、铅笔芯等。 [迁移应用] 1．石墨晶体中，层内C—C键的键长为142 pm，而金刚石中C—C键的键长为154 pm，回答下列问题。 (1)熔点：石墨________(填“＞”“＜”或“＝”)金刚石。 (2)石墨中C—C键的键长小于金刚石中C—C键的键长的原因：__________。 2．石墨晶体中，每个C原子参与________个C—C键和______个六元环的形成；每一个六元环平均占有________个C原子，C原子数与C—C键数之比为________。 3.(2023·山东卷，5)石墨与F2在450 ℃反应，石墨层间插入F得到层状结构化合物(CF)x，该物质仍具润滑性，其单层局部结构如图所示。下列关于该化合物的说法正确的是(　　) A．与石墨相比，(CF)x导电性增强 B．与石墨相比，(CF)x抗氧化性增强 C．(CF)x中C—C的键长比C—F短 D．1 mol(CF)x中含有2x mol共价单键 探究二　四类典型晶体的比较 [问题探究] 1． ZnF2具有较高的熔点(872 ℃)，其化学键属于什么类型？ 2． 在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为________，为什么？ 3．金属镓(Ga)位于元素周期表中第4周期ⅢA族，其卤化物的熔点如下表： GaF3 GaCl3 GaBr3 熔点/℃ ＞1 000 77.75 122.3 思考并回答GaF3熔点比GaCl3熔点高很多的原因？ [反思归纳] 1．四类晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价 晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、 自由电子 原子 微粒间 作用力 范德华力(少数有氢键)　　　 离子键 金属键 共价键 性 质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶于水，有些与水反应 不溶于水 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于 水导电　 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水导电 固态、熔融 态时导电 大部分固态、 熔融态都不导 电　　 作用力大 小规律　 组成和结构相似的分子，相 对分子质量大的范 德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的价电子数多、半 径小的金属键强 键长短、键能大的共价键稳定 2.不同晶体熔、沸点的比较 (1)根据状态比较：一般情况下，固体>液体>气体。 (2)根据不同晶体类型比较：一般是共价晶体>离子晶体>分子晶体(注意：不是绝对的，如氧化铝的熔点大于晶体硅)，结构类型相同时再根据相应规律进行判断。 (3)同种晶体类型的比较 ①共价晶体→共价键键能→键长→原子半径； ②分子晶体→分子间作用力→相对分子质量； ③离子晶体→离子键强弱→离子所带电荷数、离子半径； ④金属晶体→金属键→金属原子半径、金属的价电子数。 [迁移应用] 1．在解释下列物质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与化学键的强弱无关的是(　　) A．钠、镁、铝的熔点和沸点逐渐升高，硬度逐渐增大 B．金刚石的硬度大于晶体硅的硬度，其熔点也高于晶体硅的熔点 C．KF、KCl、KBr、KI的熔点依次降低 D．F2、Cl2、Br2、I2的熔点和沸点逐渐升高 2．四种物质的一些性质如下表： 物质 熔点/℃ 沸点/℃ 其他性质 单质硫 120.5 271.5 — 单质硼 2 300 2 550 硬度大 氯化铝 190 182.7 177.8 ℃升华 苛性钾 300 1 320 晶体不导电，熔融态导电 单质硫是________晶体；单质硼是________晶体；氯化铝是________晶体；苛性钾是________晶体。 3.[2023·全国甲卷，35(3)]气态AlCl3通常以二聚体Al2Cl6的形式存在，其空间结构如图所示，二聚体中Al的轨道杂化类型为________。AlF3的熔点为1 090 ℃，远高于AlCl3的192 ℃，由此可以判断铝氟之间的化学键为________键。 第三章 第四节 配合物与超分子 第1课 配合物 [知识梳理] 1．配位键 (1)概念：由一个原子单方面提供_________，而另一个原子提供_________而形成的化学键，即“电子对给予—接受”键。 (2)表示方法：配位键常用A→B表示，其中A是_________孤电子对的原子，叫给予体，B是接受孤电子对的原子，叫接受体。 如：H3O＋的结构式为[HOHH]＋；NH的结构式为NHH[HH]＋。 2．配合物 (1)配合物的定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以_________结合形成的化合物，简称配合物。 (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溶解，滴加乙醇后析出_________ _________Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－[Cu(NH3)4]2＋＋SO＋H2O[Cu(NH3)4]SO4·H2O↓ 溶液颜色_________ Fe3＋＋3SCN－⇌ Fe(SCN)3 滴入几滴AgNO3溶液生成白色沉淀，再滴入氨水振荡后沉淀消失 Ag＋＋Cl－===AgCl↓，AgCl＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－ (3)配合物的组成 配合物[Cu(NH3)4]SO4的组成如下图所示： ①中心原子：_________的原子。中心原子一般都是带正电荷的阳离子(此时又叫中心离子)，最常见的有过渡金属离子：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等。 ②配体：_________的阴离子或分子，如Cl－、NH3、H2O等。配体中_________的原子叫做配位原子。配位原子必须是含有孤电子对的原子，如NH3中的N原子，H2O中的O原子等。 ③配位数：直接与中心原子形成的_________的数目。如[Fe(CN)6]4－中Fe2＋的配位数为6。 [问题探究] 在血液中，氧气的输送是由血红蛋白来完成的。那么，氧气和血红蛋白是怎样结合的呢？载氧前，血红蛋白中Fe2＋与卟啉环中的四个氮原子和蛋白质链上咪唑环上的氮原子均通过配位键相连。此时，Fe2＋没有嵌入卟啉环平面，而是位于其上方约0.08 nm处[图2(a)]。载氧后，氧分子通过配位键与Fe2＋连接，使Fe2＋滑入卟啉环中[图2(b)]。 1． NH3和BF3可以通过配位键形成NH3·BF3，试分析提供孤电子对、空轨道的分别是哪种原子？你能写出NH3·BF3的结构式吗？ 2． 根据生活常识分析CO 、氧气分别与Fe2＋结合形成配位键能力的强弱。 3． 配合物[Cu(NH3)4]SO4中含有的化学键类型有哪些？ 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？ [反思归纳] 1．理解配位键 (1)配位键的形成条件 ①成键原子一方能提供孤电子对。如分子有NH3、H2O、HF、CO等；离子有Cl－、OH－、CN－、SCN－等。 ②成键原子另一方能提供空轨道。如H＋、Al3＋、B及过渡金属的原子或离子。 (2)配位键同样具有饱和性和方向性。 2．配合物的形成对物质性质的影响 (1)溶解性的影响：一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物、氰化物，可以依次溶于含过量Cl－、Br－、I－、CN－和氨的溶液中，形成可溶性的配合物。 (2)颜色的改变：当简单离子形成配离子时，颜色常发生变化，根据颜色的变化可以判断是否有配离子生成。如Fe3＋与SCN－在溶液中可生成配位数为1～6的配离子，这种配离子的颜色是红色的，反应的离子方程式如下： Fe3＋＋nSCN－⇌[Fe(SCN)n]3－n(n＝1～6)。 (3)稳定性增强：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。如血红素中的Fe2＋与CO分子形成的配位键比Fe2＋与O2分子形成的配位键强，因此血红素中的Fe2＋与CO分子结合后，就很难再与O2分子结合，使血红蛋白失去输送O2的功能，从而导致人体CO中毒。 [迁移应用] 1．(2023·浙江1月选择考)共价化合物Al2Cl6中所有原子均满足8电子稳定结构，一定条件下可发生反应：Al2Cl6＋2NH3===2Al(NH3)Cl3，下列说法不正确的是(　　) A．Al2Cl6的结构式为 B．Al2Cl6为非极性分子 C．该反应中NH3的配位能力大于氯 D．Al2Br6比Al2Cl6更难与NH3发生反应 2．Zn(OH)2溶于氨水可生成可溶性配合物[Zn(NH3)4](OH)2，下列说法正确的是(　　) A．根据上述信息可推导出氢氧化锌为两性氢氧化物 B．该配合物中只有离子键和配位键 C．形成该配合物的离子方程式为：Zn(OH)2＋4NH3===[Zn(NH3)4]2＋＋2OH－ D．该配合离子中由NH3提供空轨道，Zn2＋提供孤电子对 3．(1)在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为__________，提供孤电子对的成键原子是________。 (2)CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是____________。(用离子方程式表示，已知AlF在溶液中可稳定存在)。 (3)配合物[Cr(H2O)6]3＋中，与Cr3＋形成配位键的原子是________(填元素符号)。 第2课　超分子 [知识梳理] 1．定义：超分子是由两种或两种以上的分子(包括离子)通过_________形成的分子聚集体。其中，分子间相互作用包括：静电作用、范德华力、氢键、疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键等。 2．超分子的大小：有的是有限的，有的是无限伸展的。 3．超分子的特征 (1)分子识别 ①“杯酚”分离C60和C70 ②冠醚识别碱金属离子 a．冠醚名称的含义 15­冠­5：“15”代表冠醚分子中环上原子总数为15，(10个C 原子＋5个O 原子)：“5”代表O原子数为5。 b．冠醚特点 冠醚是皇冠状的分子，有不同大小的空穴适配不同大小的碱金属离子。 (2)自组装 超分子组装的过程称为分子自组装，自组装过程是使超分子产生高度有序的过程。 [问题探究] 1．冠醚靠什么原子吸引阳离子？ 2．已知K＋ 直径为276 pm。根据下表中数据，识别K＋应该选择哪种冠醚？ 冠醚 冠醚空腔直径/pm 适合的粒子(直径/pm) 12­冠­4 15­冠­5 18­冠­6 21­冠­7 120～150 170～220 260～320 340～430 Li＋(152) Na＋(204) Rb＋(304) Cs＋(334) 3．高锰酸钾溶液可以氧化甲苯而褪色。但高锰酸钾易溶于水，难溶于甲苯，难以和甲苯充分接触。溶有二环己烷并­18­冠醚­6的甲苯与高锰酸钾水溶液反应加快，原因如下： 思考下列问题： （1）冠醚与碱金属离子之间的配位键属于离子键、共价键、氢键还是分子间作用力？ （2）冠醚与碱金属离子形成配合物得到的晶体里还有什么粒子，这类晶体是离子晶体、共价晶体还是分子晶体？ [迁移应用] 1．冠醚的名称为______________。 2．冠醚不能识别的离子是(　　) A．Ca2＋ B．Na＋ C．Li＋ D．K＋ 3．(2023·湖南卷，4)冠醚(18­冠­6)的空穴与K＋尺寸适配，两者能通过弱相互作用形成超分子，对吗？试说明理由。 4．利用分子间作用力形成超分子进行“分子识别”，实现分子分离，是超分子化学的重要研究和应用领域。如图表示用“杯酚”对C60和C70进行分离的过程，下列对该过程的说法错误的是(　　) A.C70能溶于甲苯，C60不溶于甲苯 B．C60能与“杯酚”形成超分子 C．C70不能与“杯酚”形成超分子 D．“杯酚”能够循环使用 学科网（北京）股份有限公司 $$