第二章化學(xué)鍵與物質(zhì)性質(zhì)(學(xué)案3節(jié)

1、第二章 化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì)課時1 離子鍵、共價鍵一、離子鍵1. 離子鍵：_通過_作用而形成的化學(xué)鍵。2. 離子晶體的形成：離子鍵的特征是沒有飽和性和方向性。因此以離子鍵結(jié)合的化合物在固態(tài)時傾向于形成_晶體，使每個離子周圍盡可能多的排列帶_電荷的離子，從而形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。3. 構(gòu)成離子晶體的粒子是_，粒子之間的相互作用是_，這些粒子在晶體中不能自由運動，所以離子晶體是_導(dǎo)電。但其在_或_時可以導(dǎo)電。4. 離子晶體的配位數(shù)是指距離最近的異性離子的數(shù)目。配位數(shù)的大小取決于該離子與異性離子的_，比值越大，該離子的配位數(shù)越_。3. 離子晶體中_單個分子，化學(xué)式僅表示離子的_。二、共價鍵的形成共價鍵的種類鍵

2、鍵電子云的重疊方式按軸對稱對稱方向重疊按鏡像方向重疊成鍵電子云是否改變不變改變成鍵電子s、p、sp、sp2、sp3、sp3d、sp3d2P電子特點_，可轉(zhuǎn)動_，不可轉(zhuǎn)動穩(wěn)定性較_較_2. 共價鍵的三個參數(shù)(1)鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。鍵能越_，形成化學(xué)鍵放出的能量越多，說明化學(xué)鍵越_，越_被打斷。(2)鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的_距離。鍵長越短，往往鍵能越_，共價鍵越_。(3)鍵角：兩個共價鍵之間的夾角。其中_和_決定共價鍵的穩(wěn)定性，_和_決定分子的_。3. 共價鍵的飽和性和方向性(1)飽和性：共價分子中，每個原子形成共價鍵(共用電子對)的數(shù)目是一定的。(2)

3、方向性：兩個參與成鍵的原子軌道總是盡可能沿著電子出現(xiàn)機會_方向重疊成鍵，共價鍵就越牢固。4. 共價鍵的存在非金屬單質(zhì)：H2、X2、2等（稀有氣體除外）共價化合物：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等復(fù)雜離子化合物：強堿、銨鹽、含氧酸鹽三、兩種典型離子晶體的分析1. NaCl晶體：晶胞中的1/8立方體中，Na+與Cl-分布于小立方體的面對角線上。同Na+( Cl-)最近的Cl-( Na+)有_個，即配位數(shù)是_；同Na+( Cl-)最近的Na+( Cl-)有_個。晶胞中的Na+、Cl-個數(shù)都是_個；如是晶胞中的1/8小立方體中，Na+與Cl-的數(shù)目都是_個。2. CsCl晶體：CS+(Cl-)

4、分布于晶胞中的頂點(或體心)上。同Cs+( Cl-)最近的Cl-( Cs+)有_個，即配位數(shù)是_；同Cs+( Cl-)最近的Cs+( Cl-)有_個。2、物質(zhì)中化學(xué)鍵的存在規(guī)律：（1）離子化合物中一定有離子鍵，可能還有共價鍵。簡單離子組成的離子化合物中只有離子鍵，如MgO、NaCl等，復(fù)雜離子（原子團）組成的離子化合物中既有離子鍵又有共價鍵，既有極性共價鍵，又有非極性共價鍵。如：只含有離子鍵：MgO、NaCl、MgCl2含有極性共價鍵和離子鍵：NaOH、NH4Cl、Na2SO4含有非極性共價鍵和離子鍵：Na2O2、CaC2、Al2C3等（2）共價化合物中只有共價鍵，一定沒有離子鍵。（3）在非金

5、屬單質(zhì)中只有共價鍵：（4）構(gòu)成稀有氣體的單質(zhì)分子，由于原子已達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，在這些原子分子中不存在化學(xué)鍵。（5）非金屬元素的原子之間也可以形成離子鍵，如NH4Cl例題 下表所列數(shù)據(jù)是在不同物質(zhì)中氧氧之間的鍵長和鍵能的實測數(shù)據(jù)，其中a和b尚未測出，但根據(jù)一個較為可靠的原則可估計a、b、c、d的大小順序為_，該原因則可簡述為_。鍵長（pm）鍵能（kJ/mol）O22-149aO2-128bO2121c=494O2+112d=628分析 觀察表中數(shù)據(jù)發(fā)現(xiàn)，O2與O2+的鍵能大者鍵長短，這符合“鍵長越短，鍵能越大”的規(guī)律。表中OO鍵之間鍵長由短到長的順序為O2+O2O2cba。全解 鍵能由大到小的順序為

6、dcba 鍵長越短，鍵能越大解后思 根據(jù)題給信息，找出鍵長的變化規(guī)律，抓住鍵長與鍵能之間的聯(lián)系。課時2 分子的空間構(gòu)型一、雜化軌道理論1. 雜化的概念：在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干_相近的原子軌道重新組合，形成一組新的軌道，這個過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫_軌道。1個s軌道和1個p軌道雜化形成_個sp軌道；1個s軌道和2個p軌道雜化形成_個sp2軌道；1個s軌道和3個p軌道雜化形成_個sp3軌道。2. 雜化軌道數(shù)=_數(shù) + _數(shù)3. 雜化軌道的形狀2個sp雜化軌道呈_型，3個sp2雜化軌道呈_，4個sp3雜化軌道呈_型，5個sp3d雜化軌道呈三棱雙錐型，6個sp3d2雜化軌道

7、呈正八面體型。二、等電子原理1. _相同、_相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征和許多相似的化學(xué)性質(zhì)，這個規(guī)律就叫等電子原理。2. 原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子互稱為等電子體。如：CO和N2，CH4和NH4。一般認為等電子體具有相同的空間構(gòu)型，可用于推斷空間結(jié)構(gòu)。常見的幾組：(1). 二原子10電子：N2、CO、C22-(如CaC2)、CN-。(2). 三原子16電子：CO2、N3-、SCN-、BeCl2等都是直線型結(jié)構(gòu)。(3). 三原子18電子：O3、NO2-、SO2，它們都是V型結(jié)構(gòu)等。三、配合物理論1. 配位鍵：一種原子提供孤對電子，另一種原子提供空軌道而形成的共價鍵。是共價鍵的一種。2

8、. 配合物：配位化合物，簡稱配合物，通常是由中心離子（或原子） 與配位體(某些分子或陰離子) 以配位鍵的形式結(jié)合而成的復(fù)雜離子或分子。內(nèi)界(配離子)中心原子配位原子配位體配位數(shù)外界離子Cu ( NH3 )42+ SO4 2-要求：(1)中心離子或原子，必須有空軌道。主要是一些過渡金屬，如鐵、鈷、鎳、銅、銀、金、鉑等金屬元素的離子；或是達到該元素高化合價的非金屬元素，如NaBF4 中的B()、K2SiF6中的Si()和NH4PF6中的P()；或是不帶電荷的中性原子，如Ni(CO)4、 Fe(CO)5中的Ni、Fe都是中性原子，(2)配位體和配位原子，配位原子必須有孤對電子。Cu(NH3)4SO4

9、中，NH3是配位體，N為配位原子，有一對孤對電子。(3)單齒配位體(一個配位體中只有一個配位原子)含氮配位體 NH3 、NCS-；含硫配位體SCN- ；含鹵素配位體 F-、Cl-、Br-、I-； 含碳配位體CN-,CO；含氧配位體H2O、OH-，羧酸，醇，醚等。(4)多齒配位體(有兩個或兩個以上的配位原子) 乙二胺 NH2一CH2一CH2一NH2 簡寫為en，乙二胺四乙酸根（EDTA）等。(5)配位數(shù)：與中心離子直接以配位鍵結(jié)合的配位原子個數(shù)。如AlF63- 配位數(shù)6 、 Cu(NH3)4SO4 配位數(shù)4 ， Co(NH3)2(en)2(NO3)3 配位數(shù)6 (6)中心離子的電荷高，對配位體的

10、吸引力較強，有利于形成配位數(shù)較高的配合物；中心離子半徑越大，其周圍可容納配體就越多，配位數(shù)越大。(7)形成配合物時性質(zhì)的改變a.顏色的改變，如Fe3+ + nSCN- = Fe(SCN)n(n-3)-b.溶解度的改變，如：AgCl + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl-Au + HNO3 + 4HCl HAuCl4 + NO + 2H2O 3Pt + 4HNO3 + 18HCl 3H2PtCl6 + 4NO + 8H2O 注意：明礬KAl(SO4)212H2O、鉻鉀礬KCr(SO4)212H2O的晶體和水溶液都不含復(fù)雜離子，是復(fù)鹽。例1 有關(guān)甲醛分子中的化學(xué)鍵描述不正確的是 ( )AC采

11、用sp雜化方式 BC采用sp2雜化方式CC有兩個未雜化的2p軌道形成鍵 DC形成兩個sp2-s 鍵 分析 HCHO的中心原子C的軌道雜化數(shù)=3+0=3，所以雜化方式是sp2，軌道形狀為平面三角形；分別與H的s軌道和O的一個p軌道形成三個鍵，同時又與O的一個p軌道形成一個鍵，形成的分子仍為平面三角形。全解 AC解后思 重點要知道 “軌道雜化數(shù)=鍵合原子數(shù) + 孤對電子數(shù)”。例2 ClO、ClO2、ClO3、ClO4中氯原子都是以sp3雜化軌道與氧成鍵的，則這些離子的立體結(jié)構(gòu)分別是：ClO是_形，ClO2是_形，ClO3是_形，ClO4是_形。分析 四種離子都可以考慮是以Cl為中心的離子(第一個以

12、O為中心也對)，Cl和O之間的共用電子對都是由Cl提供，此時Cl都達到4對電子對。所以四種離子中Cl的雜化軌道數(shù) = 鍵合原子數(shù) + 孤對電子數(shù) = 4，雜化方式都是sp3，軌道形狀都是正四面體型；但由于健合原子的數(shù)目不同，粒子的構(gòu)型各不相同。全解 直線型 V型(或平面三角形) 三角錐型 正四面體型 解后思 對于SO2、SO3、NO3、SO42、PO43等粒子中，中心原子與氧所形成的共用電子對都可以考慮是由中心原子提供，考慮離子得失電子和共用電子對后的所有電子都必須成對，再根據(jù)“軌道雜化數(shù)=鍵合原子數(shù) + 孤對電子數(shù)”，分析軌道雜化情況，來分析分子的結(jié)構(gòu)。課時3 化學(xué)鍵與物質(zhì)的性質(zhì)一、原子晶體

13、1. 共價鍵：通過_而形成比較強的化學(xué)鍵，分為極性鍵、非極性鍵等。原子半徑和越小，鍵長一般越_，鍵能越_。2. 原子晶體：原子之間都以_結(jié)合形成的_結(jié)構(gòu)的晶體。構(gòu)成粒子：_；晶體粒子間的作用：_；由于都是_，所以原子晶體的熔點和沸點都_，硬度_，_導(dǎo)電。3. 常見的原子晶體有：(1)某些單質(zhì)，如金剛石、硅(Si)、硼(B)和鍺(Ge)等；(2)某些化合物，如二氧化硅SiO2)、碳化硅(SiC)、氮化硼(BN)等。4. 在金剛石晶體中，任一碳原子以4個sp3雜化軌道形成_型的軌道構(gòu)型，所以與其相連的4個碳原子相連形成_型的結(jié)構(gòu)，鍵角是_。晶體硅、二氧化硅、碳化硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相似。兩種元素形成的

14、晶體的化學(xué)式僅表示_。5原子晶體的物理性質(zhì)熔、沸點_，硬度_；原子半徑和越小，鍵長越_，鍵能越_，原子晶體的熔、沸點、硬度就越_。_一般的溶劑；_導(dǎo)電。二、金屬鍵1. 電子氣理論：該理論認為金屬原子脫落下來的_形成遍布整塊晶體的“_”，被所有原子共用，從而把所有的金屬原子維系在一起。2. 金屬鍵：_與_之間的作用。強弱取決于_的大小和_多少。_越多，_越小，金屬鍵越強。3. 在金屬晶體中，金屬離子以_相互結(jié)合。構(gòu)成粒子是_和_。金屬晶體熔點、沸點、硬度的大小主要看金屬鍵的強弱，金屬鍵越強，金屬晶體的熔點、沸點、硬度就越_。如熔點：Na_Mg_Al；LI_Na_K_Rb_Cs。三、金屬的通性1.

15、 由于金屬晶體中存在大量的自由電子和金屬離子(或原子)排列很緊密，使金屬具有很多共同的性質(zhì)。(1) 狀態(tài)：通常情況下，除_外都是固體。(2) 金屬光澤：多數(shù)金屬具有光澤。但除Mg、Al、 Cu、Au在粉末狀態(tài)有光澤外，其他金屬在塊狀時才表現(xiàn)出來。 (3) 易導(dǎo)電、導(dǎo)熱：由于金屬晶體中_的運動，使金屬易導(dǎo)電、導(dǎo)熱。(4) 延展性(5) 熔點及硬度：由金屬晶體中金屬離子跟自由電子間的作用強弱決定。(6) 金屬除有共同的物理性質(zhì)外，還具有各自的特性： 顏色：絕大多數(shù)金屬都是_色，有少數(shù)金屬具有顏色。如：Au呈金黃色，Cu呈紫紅色，Cs為銀白略帶金色。 密度：與原子半徑、原子相對質(zhì)量、晶體質(zhì)點排列的緊

16、密程度有關(guān)。最重的為鋨(Os)，鉑(Pt)，最輕的為_。 熔點：最高的為_，最低的為_。 硬度：最硬的金屬為_，最軟的金屬為銫(Cs)，可用小刀切割。 導(dǎo)電性：導(dǎo)電性能強的為銀(Ag)，金(Au)，銅 (Cu)等，導(dǎo)電性能差的為汞(Hg)。 延展性：延展性最好的為金(Au)，鋁(Al)。四合金兩種和兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合而成的具有金屬特性的物質(zhì)，叫做合金，合金屬于混合物，對應(yīng)的固體為金屬晶體。合金的特點 仍保留金屬的_，但_改變很大；_比各成份金屬的都低； 強度、硬度比成分金屬_； 有的抗腐蝕能力強； 導(dǎo)電性比成分金屬_?；瘜W(xué)鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵定義陰、陽離子間通過靜電作用所

17、形成的化學(xué)鍵原子之間通過共用電子對而形成的化學(xué)鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學(xué)鍵特點無方向性和飽合性有方向性和飽合性無方向性和飽合性成鍵微粒陰、陽離子非金屬原子之間金屬陽離子和自由電子成鍵性質(zhì)靜電作用共用電子對電性作用形成條件電負性相差較大的活潑金屬元素的陽離子和活潑非金屬元素的陰離子不易得失電子的非金屬原子之間共用電子對金屬陽離子和自由電子影響因素離子帶電荷的多少、離子半徑大小鍵長、鍵能金屬陽離子半徑、自由電子數(shù)目實例NaCl、MgOHClFe、Mg例1.下列關(guān)于金屬的敘述中，不正確的是（ ） A、金屬鍵是金屬陽離子和自由電子這兩種帶異性電荷的微粒間的強烈相互作用，其實質(zhì)也是一種靜電作用