第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律

1、 龍大教育一對一輔導(dǎo)教案學(xué)生姓名蔡曉雯性別女年級高一學(xué)科化學(xué)授課教師黃老師上課時(shí)間2016年4 月2 日第（1）次課共（ ）次課課時(shí)：2 課時(shí)教學(xué)課題物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律教學(xué)目標(biāo)1、掌握原子的結(jié)構(gòu)和核外電子排布的初步規(guī)律。2、了解元素周期表的結(jié)構(gòu)。3、理解元素周期律的意義和實(shí)質(zhì)，能應(yīng)用元素周期律解釋一些元素性質(zhì)變化規(guī)律與組成元素粒子的聯(lián)系。4、理解原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變關(guān)系。5、理解離子鍵、共價(jià)鍵含義，了解鍵的極性和分子極性；了解分子間作用力和氫鍵以及它們與共價(jià)鍵的區(qū)別。6、掌握電子式，原子結(jié)構(gòu)示意圖，結(jié)構(gòu)式的表示方法。7、能夠綜合以上知識解決一些簡單的化學(xué)問題。教學(xué)重點(diǎn)與難點(diǎn)重點(diǎn)：1、元素

2、周期律的實(shí)質(zhì)；2、原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)和遞變關(guān)系。3、位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)三者之間的關(guān)系。難點(diǎn)：1、原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)，以及質(zhì)量數(shù)與質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)之間的相互關(guān)系。2、用電子式表示離子化合物或共價(jià)化合物的形成過程。3、位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)三者之間的關(guān)系。教學(xué)過程一、元素周期表：1對原子的組成和三種微粒間的關(guān)系X的含義：代表一個(gè)質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的原子。質(zhì)量數(shù)(A)質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。核電荷數(shù)元素的原子序數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)。2原子核外電子分層排布的一般規(guī)律在含有多個(gè)電子的原子里，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規(guī)律是：(1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層

3、，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。(2)原子核外各電子層最多容納2n2個(gè)電子。(3)原子最外層電子數(shù)目不超過8個(gè)(K層為最外層時(shí)不能超過2個(gè)電子)。(4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(gè)(K層為次外層時(shí)不能超過2個(gè))，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個(gè)。3元素的性質(zhì)與元素的原子核外電子排布的關(guān)系(1)稀有氣體的不活潑性；稀有氣體元素的原子最外層有8個(gè)電子(氦是2個(gè)電子)，處于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定，一般不跟其他物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。(2)非金屬性與金屬性(一般規(guī)律)：最外層電子數(shù)得失電子趨勢元素的性質(zhì)金屬元素4易失金屬性非金屬元素4易失非金屬4120號元素微粒結(jié)構(gòu)的特點(diǎn)

4、(1)稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)與同周期的非金屬元素形成的陰離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，與下一周期的金屬元素形成的陽離子的電子層結(jié)構(gòu)相同。(2)元素的原子結(jié)構(gòu)的特殊性：原子核中無中子的原子：H。最外層有1個(gè)電子的元素：H、Li、Na。最外層有2個(gè)電子的元素：Be、Mg、He。最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar。最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的元素：C；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne。電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al。電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be。次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Si。內(nèi)層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、P。

5、5從質(zhì)量、電性兩個(gè)方面來認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)（1）原子核的體積雖小但原子的質(zhì)量幾乎全集中在原子核上，質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量都近似為1，電子的質(zhì)量很小，僅約為質(zhì)子質(zhì)量的1/1836。所以，離子的相對質(zhì)量就可以認(rèn)為等于原子的相對質(zhì)量。（2）組成原子的“三微?！钡膸щ娗闆r及微粒數(shù)目的關(guān)系：中子不帶電，一個(gè)質(zhì)子帶一個(gè)單位正電荷，一個(gè)電子帶一個(gè)單位負(fù)電荷。在學(xué)習(xí)和解題時(shí)要充分利用微粒之間的關(guān)系，并注意理解“六種量”的概念：核內(nèi)質(zhì)子數(shù)核電荷數(shù)核外電子數(shù)原子序數(shù)；質(zhì)量數(shù)A質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)；離子所帶電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)電子數(shù)，負(fù)值表示帶負(fù)電，正值表示帶正電。6 元素周期表 3個(gè)短周期（1、2、3周期） 周期 3個(gè)長周

6、期（4、5、6周期） 1個(gè)不完全周期（7周期）介紹鑭系元素與錒系元素、超鈾元素。主族（7個(gè)）IAVIIA族副族（7個(gè)）IBVIIBVIII族（1個(gè)）表中8、9、10三個(gè)縱行零族（1個(gè)）表中最右列（稀有氣體族）7核素和同位素(1)核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。如11H(H)、12H(D)、13H(T)就各為一種核素。(2)同位素：同一元素的不同核素之間互稱同位素。如816O、817O、818O是氧元素的三種核素，互為同位素。(3)元素、核素、同位素之間的關(guān)系如圖所示。(4)同位素的特點(diǎn)同種元素，可以有若干種不同的核素。核電荷數(shù)相同的不同核素，雖然它們的中子數(shù)不同，但是屬于同

7、一種元素。同位素是同一元素的不同核素之間的互相稱謂，不指具體的原子。817O是一種核素，而不是一種同位素。816O、817O、818O是氧元素的三種核素，互為同位素。同一種元素的不同同位素原子其質(zhì)量數(shù)不同，核外電子層結(jié)構(gòu)相同，其原子、單質(zhì)及其構(gòu)成的化合物化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有差異。8元素的相對原子質(zhì)量Ar(E)(1)概念：根據(jù)元素天然同位素原子所占的百分?jǐn)?shù)和有關(guān)核素的相對原子質(zhì)量，計(jì)算出該元素的相對原子質(zhì)量。(2)計(jì)算式：Ar(E)Ar(E1)a%+Ar(E2)b%+Ar(E3)c%+。式中Ar(E1)、Ar(E2)、Ar(E3)分別為各同位素的相對原子質(zhì)量，a%、b%、c

8、%分別為自然界中各種天然同位素原子所占原子個(gè)數(shù)的百分比。如果用各同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對原子質(zhì)量進(jìn)行以上計(jì)算，則得到元素的近似相對原子質(zhì)量。例題：1、有關(guān)Cl 粒子，回答下列問題：(1)所含質(zhì)子數(shù)；中子數(shù)，電子數(shù)；質(zhì)量數(shù)。(2)該粒子的結(jié)構(gòu)示意圖 。(3)它與C、C之間的關(guān)系是。(4)已知Cl元素的相對原子質(zhì)量為35.5，可知Cl、Cl原子在自然界的原子質(zhì)量分?jǐn)?shù)之比為。 2、R原子的核內(nèi)質(zhì)子數(shù)為m，中子數(shù)為n，則下列敘述錯(cuò)誤的是( )A.這種元素的相對原子質(zhì)量為mnB.不能由此確定該元素的相對原子質(zhì)量C.其原子質(zhì)量與C原子質(zhì)量之比約為：(mn)12D.原子核內(nèi)中子數(shù)為n的原子可能是R原子的

9、同位素隨堂練習(xí)： 1.H、H、H、H、H2是( )A.氫的五種同位素 B.五種氫元素 C.氫元素的五種不同粒子答案：C2.已知元素X、Y的核電荷數(shù)分別是a和b，它們的離子X和Y的核外電子排布相同，則下列關(guān)系式中正確的是( )A. B. C. D.二、元素周期律：1全面掌握周期表中的元素性質(zhì)遞變規(guī)律項(xiàng) 目同周期(左右)同主族(上下)核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大電子層數(shù)相同逐漸增多原子半徑逐漸減小逐漸增大性質(zhì)化合價(jià)最高正價(jià)由+1+7負(fù)價(jià)數(shù)-(8-族序數(shù))最高正價(jià)、負(fù)價(jià)數(shù)相同最高正價(jià)族序數(shù)元素的金屬性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性非金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸減弱單質(zhì)的氧化性還原性減弱氧化性減弱還原

10、性氧化性增強(qiáng)還原性增強(qiáng)最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的酸性堿性酸性增強(qiáng)堿性減弱酸性減弱堿性增強(qiáng)氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減上表所列規(guī)律的內(nèi)在聯(lián)系是：原子結(jié)構(gòu)決定位置、決定性質(zhì)。上述性質(zhì)之間關(guān)系可以用下述方式來理解：電子層數(shù)越多 原子半徑越大 原子核對核外電子的吸引力越弱 失電子能力增強(qiáng)，得電子能力減弱 金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱。電子層數(shù)相同，質(zhì)子數(shù)越大 原子半徑越小 原子核對核外電子的引力越強(qiáng) 失電子能力減弱，得電子能力增強(qiáng) 金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)。根據(jù)上表得出的推論：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金屬性愈強(qiáng)，因此銫(Cs)是自然界里最活潑的金屬(鈁在自然界不能穩(wěn)定存在)；越靠右方和上方的元

11、素，其元素的非金屬性愈強(qiáng)，因此，氟是最活潑的非金屬元素。可見，在周期表中金屬元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金屬元素集中的右上部(包括氫)，而在金屬與非金屬的交界處的元素，既表現(xiàn)某些金屬的性質(zhì)，又表現(xiàn)某些非金屬的性質(zhì)，如Be,B,Al,Si,Ge等，可以找到半導(dǎo)體材料。特殊的相似規(guī)律：對角線規(guī)律(也叫斜線規(guī)則)在周期表中，左上向右下的斜線方向上相鄰元素的性質(zhì)相似，這個(gè)規(guī)律稱為對角線規(guī)律，如Be位于第二周期A族與鋁斜線相對。已知Al顯兩性，則可推知Be也顯兩性，Be(OH)2，與Al(OH)3相似，也是兩性氫氧化物。2微粒半徑的比較規(guī)律(1)同周期的主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑

12、逐漸減小(惰性元素除外)(2)同主族元素的原子半徑(或離子半徑)都是隨著原子序數(shù)的增加而逐漸增大(3)對同種元素來說，其陰離子半徑原子半徑陽離子半徑(4)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，原子序數(shù)越大，微粒半徑越小(5)同周期元素形成的離子，陰離子半徑一定大于陽離子半徑。(6)特例：惰性元素的原子半徑與其它元素的原子半徑的測定標(biāo)準(zhǔn)不同，因而沒有可比性。3元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法（1）單質(zhì)、化合物的性質(zhì)、實(shí)驗(yàn)判斷法對于金屬性：金屬與水(或非氧化性酸)反應(yīng)越劇烈，其金屬性越強(qiáng)。金屬的還原性越強(qiáng)(或金屬陽離子的氧化性越弱)，其金屬性越強(qiáng)。金屬的最高價(jià)氧化物的水化物的堿性越強(qiáng)，一般金屬性越強(qiáng)。若一種金屬

13、能把另一種金屬從其鹽溶液中置換出來，則前者的金屬性強(qiáng)于后者的金屬性。此外還有原電池原理判斷法等，這將在以后的章節(jié)中學(xué)習(xí)。對于非金屬性：單質(zhì)與氫氣反應(yīng)越容易，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素的非金屬性越強(qiáng)。非金屬單質(zhì)的氧化性越強(qiáng)(或非金屬陰離子還原性越弱)，元素的非金屬性越強(qiáng)。非金屬的最高價(jià)氧化物的水化物的酸性越強(qiáng)，元素的非金屬性越強(qiáng)。若非金屬單質(zhì)Xn能將非金屬陰離子Ym-從其鹽溶液中置換出來，則X的非金屬性比Y的強(qiáng)（注意，這里的鹽溶液就是指Ym-型的鹽，不是任何形式的鹽）。(2) 主族元素的經(jīng)驗(yàn)公式K（其中m是最外層電子數(shù)，n為電子層數(shù)）巧斷法：當(dāng)K1時(shí)，元素顯金屬性，且K值越小，元素的金屬性越強(qiáng)

14、當(dāng)K1時(shí)，元素顯兩性。當(dāng)K1時(shí)，元素顯非金屬性，且K值越大，元素的非金屬性越強(qiáng)。4元素性質(zhì)、存在、用途的特殊性(1)形成化合物種類最多的元素是C；單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素是C；(2)空氣中含量最多的元素是N；氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素是N。(3)地殼中含量最多的元素是O；氣態(tài)氫化物的沸點(diǎn)最高的元素是O；氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素是O。(4)地殼中含量最多的金屬元素是Al。(5)最活潑的非金屬元素是F；無正價(jià)的元素且無含氧酸的非金屬元素是F；氣態(tài)氫化物（其水溶液）可腐蝕玻璃的元素是F；氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定的元素是F；陰離子的還原性最弱的元素是F。(6)自然界中最活潑的金屬元素是Cs

15、；最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物堿性最強(qiáng)的元素是Cs；陽離子氧化性最弱的元素是Cs。(7)焰色反應(yīng)呈黃色的元素是Na。(8)焰色反應(yīng)呈紫色(透過藍(lán)色的鈷玻璃觀察)的元素是K。(9) 單質(zhì)最輕的元素：H。(10)最輕的金屬元素：Li。(11)常溫下單質(zhì)呈液態(tài)的非金屬元素是Br；金屬元素是Hg。(12) 最高價(jià)氧化物及其水化物既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)的元素：Be、Al（兩性）。5元素化合價(jià)的規(guī)律：(1)所有元素都有零價(jià)(2)主族元素原子的最外層電子數(shù)等于元素的最高正價(jià)(3)只有非金屬主族元素才有負(fù)價(jià)，且最低負(fù)價(jià)數(shù)+最高正價(jià)數(shù)8(氫除外)(4)若原子的最外層電子數(shù)為偶數(shù)，則元素的正?；蟽r(jià)為一系列偶數(shù)

16、；若原子的最外層電子數(shù)為奇數(shù)，則元素的正?；蟽r(jià)為一系列奇數(shù)。6判斷氧化物屬性的方法只能與酸反應(yīng)生成鹽和水的氧化物為堿性氧化物，如Na2O、CaO、CuO等。只能與堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物為酸性氧化物(酸酐)，如SO3、CO2、Mn2O7等。既有與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)生成鹽水和水的氧化物為兩性氧化物，如Al2O3、ZnO。7證明Al(OH)3為兩性氫氧化物的方法：Al(OH)3既能跟酸起反應(yīng)，又能跟堿起反應(yīng)。其離子方程式為：Al(OH)3+3H+Al3+3H2O、Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O。原因：Al3+3OHAl(OH)3AlO2+H2O+H+。8元素周期表的應(yīng)用(1)預(yù)測元素

17、的性質(zhì)：常見的題目是給出一種不常見的主族元素(如砹、碲、鉍、銦、鐳、銫等)，或尚未發(fā)現(xiàn)的主族元素，推測該元素及其單質(zhì)或化合物所具有的性質(zhì)。解答的關(guān)鍵是根據(jù)該元素所在族的熟悉元素的性質(zhì)，根據(jù)遞變規(guī)律，加以推測判斷。(2)啟發(fā)人們在一定區(qū)域內(nèi)尋找新物質(zhì)(農(nóng)藥、半導(dǎo)體、催化劑等)。 例題： 1、 X、Y、Z、R是短周期主族元素,X原子最外層電子數(shù)是次外層的兩倍,Y元素在地殼中的含量最多,Z元素的化合物的焰色反應(yīng)呈黃色,R原子的核外電子數(shù)是X原子與Z原子的核外電子數(shù)之和。下列敘述正確的是()A.X與Y能形成兩種常見的氣態(tài)化合物B.原子半徑的大小順序:r(X)r(Y)r(Z)r(R)C.X、Z分別與R形

18、成的化合物中化學(xué)鍵類型不同D.含有Y、Z、R三種元素的化合物最多只有2種 2、元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相對位置如下表所示,其中R單質(zhì)在暗處與H2劇烈化合并發(fā)生爆炸。則下列判斷正確的是()A.非金屬性:ZTXB.R與Q的電子數(shù)相差26C.氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性:RTQ 隨堂練習(xí)： 下表是元素周期表的一部分。 族周期AAAAAAA123(1)表中原子半徑最小的元素符號是;(2)表中氧化性最強(qiáng)的單質(zhì)的化學(xué)式為;(3)表中最高價(jià)氧化物的水化物中堿性最強(qiáng)的物質(zhì)的化學(xué)式是,酸性最強(qiáng)的物質(zhì)的化學(xué)式是_;(4)三種元素中,離子半徑大小的順序?yàn)?填離子符號);(5)三種元素的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性強(qiáng)弱順序?yàn)?/p>

19、(填化學(xué)式);(6)元素的氫化物與元素的氫化物反應(yīng)的化學(xué)方程式為_。三、化學(xué)鍵與分子間作用力：1、離子鍵：(1)離子鍵是一種靜電作用：靜電作用包括陰、陽離子間的靜電吸引作用和電子之間、原子核之間的靜電排斥作用，當(dāng)陰、陽離子接近到某一定距離時(shí)，吸引和排斥作用達(dá)到平衡，于是陰、陽離子間就形成了穩(wěn)定的離子鍵。由于離子鍵是靜電吸引與靜電排斥的平衡，所以陰、陽離子間既不能離得太遠(yuǎn)，又不能靠得太近，當(dāng)離子化合物被熔化或溶解于水時(shí)，離子鍵即遭到破壞，這時(shí)離子可以自由移動。(2)離子鍵的成鍵原因(3)離子鍵的強(qiáng)弱與其性質(zhì)的關(guān)系影響離子鍵的強(qiáng)弱的因素有離子的電荷和離子的半徑。一般地，離子半徑越小，離子所帶電荷越

20、多，離子鍵就越強(qiáng)?？梢越朴命c(diǎn)電荷的吸引力公式來判斷：F=。這里的k為常數(shù)，q1 q2分別為兩個(gè)點(diǎn)電荷的電量（這里是正負(fù)離子的電荷），r為兩個(gè)點(diǎn)電荷的距離（這里是正負(fù)離子核間距，可以用二者的離子半徑之和來表示。離子鍵的強(qiáng)弱影響該離子化合物的熔沸點(diǎn)，溶解性等。如在氯化鈉和氯化鉀中，前者離子鍵較后者強(qiáng)，所以氯化鈉的熔點(diǎn)比氯化鉀的高（4）離子化合物：含有離子鍵的化合物（可能含有共價(jià)鍵）2共價(jià)鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價(jià)鍵。(1)成鍵的微粒：一般為非金屬原子(相同或不相同)。(2)鍵的本質(zhì)：原子間通過共用電子對產(chǎn)生的強(qiáng)烈的相互作用。(3)鍵的形成條件：一般是非金屬元素之間，且成鍵

21、的原子最外層電子未達(dá)到飽和狀態(tài)，則在兩原子之間通過形成共用電子對成鍵。(4)鍵能：分子中所含鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。(反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能)0，反應(yīng)吸熱。(反應(yīng)物總鍵能)-生成物總鍵能0，反應(yīng)放熱。（5）共價(jià)鍵的類型：非極性共價(jià)鍵（簡稱非極性鍵）：共用電子對不發(fā)生偏移，成鍵的原子不顯電性。共價(jià)鍵 （在同種 元素的原子間形成的共價(jià)鍵，如：HH） 極性共價(jià)鍵（簡稱極性鍵）：共用電子對發(fā)生偏移，成鍵的原子顯正或負(fù)電性。（在不同種 元素的原子間形成的共價(jià)鍵, 如：HCl ）（6）共價(jià)化合物：只含共價(jià)鍵的化合物。3電子式；用來表示原子、離子或分子的最外層電子狀況一種化學(xué)符號。原子的電子式：常把其

22、最外層電子數(shù)用小黑點(diǎn)“”或小叉“”來表示。如陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“ ”括起來，并也要在右上角標(biāo)“n-”電荷字樣。例如：氧離子： 氟離子： 陽離子的電子式：不畫離子最外層電子數(shù)，只要寫出離子符號。例如：鈉離子：Na+ 鎂離子：Mg2+ 鋇離子：Ba2+原子團(tuán)的電子式：不僅要畫出各原子最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“ ”括起來，并在右上角標(biāo)出“n-”或“n+”電荷字樣。例如：銨根離子： 氫氧根離子： 離子化合物的電子式：由陰、陽離子的電子式組成，但相同的離子不得合并。例如：共價(jià)化合物的電子式：由原子的電子式通過共用電子對而形成，如：離子鍵形成的表示法：共價(jià)鍵形成的表

23、示方法：4、化學(xué)鍵：相鄰的原子之間強(qiáng)烈的相互作用，通常叫做化學(xué)鍵。 (1) 離子鍵、共價(jià)鍵的比較：離子鍵共價(jià)鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵。原子間通過共用電子對(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。成鍵微粒離子原子相互作用的實(shí)質(zhì)陰、陽離子間的靜電作用共用電子對與兩原子核產(chǎn)生的電性作用。形成條件活潑金屬(如K、Na、Ca等)跟活潑非金屬(如Cl、F、O等)化合時(shí)形成離子鍵。非金屬元素形成的單質(zhì)或化合物形成共價(jià)鍵。實(shí)例CaCl2、Na2O2、NaOH、NaHCl2、CCl4、H2O、HF、HNO3(2)化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)：一個(gè)化學(xué)反應(yīng)的過程，本質(zhì)就是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵形成的過程。(3)化學(xué)鍵

24、的存在：構(gòu)成稀有氣體的單質(zhì)分子，由于原子已構(gòu)成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，在這些單原子分子中不存在化學(xué)鍵。在多原子單質(zhì)分子中存在共價(jià)鍵，如CCl4、I2、O2等。在多原子化合物分子中存在共價(jià)鍵，如HCl、H2O2、H2SO4等。在離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有共價(jià)鍵。如K2O2、NaOH、NH4Cl等離子化合物中既有離子鍵又有共價(jià)鍵。在共價(jià)化合物中一定不存在離子鍵。離子化合物不一定都由金屬元素和非金屬元素組成。例如NH4Cl、NH4NO3等離子化合物中不含金屬元素，只含非金屬元素。5.化學(xué)鍵與分子間力的比較 分子間作用力和氫鍵（1）分子間作用力（范德華力）定義：產(chǎn)生于 分子之間 的比較 弱 的相互作用。影

25、響分子間作用力的因素：對于組成和結(jié)構(gòu) 相似 的物質(zhì)，隨著 相對分子質(zhì)量的 增大，分子間作用力 增大 。分子間作用力對物質(zhì)的物理性質(zhì)的影響 熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越 高 ； 分子間作用力越大 密度（一般）越 大 。（2）氫鍵概念：某些含氫化合物分子間存在的一種比分之間作用力稍強(qiáng)的相互作用，叫做氫鍵。氫鍵的形成條件：HR-HR R：半徑小、吸引電子的能力強(qiáng)。含有氫鍵的物質(zhì)：HF、H2O、NH3（液態(tài)或固態(tài)）分子間氫鍵的形成對物質(zhì)的物理性質(zhì)的影響：使物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高 、密度（一般）增大 。概念存在范圍強(qiáng)弱比較性質(zhì)影響化學(xué)鍵相鄰的兩個(gè)或多個(gè)原子間強(qiáng)烈的相互作用分子內(nèi)或晶體內(nèi)強(qiáng)主要影響分子的化學(xué)性質(zhì)。分子間力物質(zhì)的

26、分子間存在的微弱的相互作用分子間較弱主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)例題：1、下列各項(xiàng)表述正確的是()A.水分子的結(jié)構(gòu)式是HHB.NaCl的電子式為NC.23Na37Cl中質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)之比是78D.三氟化氮的電子式為F2、為清理高速公路上的積雪使用了一種融雪劑,其主要成分的化學(xué)式為XY2,X原子的結(jié)構(gòu)示意圖為,X的陽離子與Y的陰離子的電子層結(jié)構(gòu)相同。元素Z、W均為短周期元素,它們原子的最外層電子數(shù)均是其電子層數(shù)的2倍,Z與Y相鄰且Z、W能形成一種WZ2型分子。(1)m=,該融雪劑的化學(xué)式為。(2)Z、W元素的名稱為、。(3)下列說法正確的是。A.XY2和WZ2都為離子化合物B.XY2分子中僅含離子鍵,

27、WZ2中僅含極性共價(jià)鍵C.H2Z比HY的穩(wěn)定性強(qiáng)D.X的陽離子比Y的陰離子半徑大(4)下列化學(xué)用語表達(dá)正確的是。A.XY2的電子式:X2+2-B.WZ2的結(jié)構(gòu)式:ZWZC.Y元素的單質(zhì)與H2Z水溶液反應(yīng)的離子方程式為Y2+Z2-2Y-+ZD.用電子式表示XY2的形成過程為隨堂練習(xí)： 1、下列說法中正確的是( ) A.含有離子鍵的化合物必是離子化合物 B.具有共價(jià)鍵的化合物就是共價(jià)化合物 C.共價(jià)化合物可能含離子鍵 D.離子化合物中可能含有共價(jià)鍵 2、下列物質(zhì)中含有共價(jià)鍵的離子化合物是( ) A.Ba(OH)2 B.CaCl2 C.H2OD.H2 3、下列物質(zhì)的電子式書寫正確的是( ) 課后作業(yè)： 1、 原計(jì)劃實(shí)現(xiàn)全球衛(wèi)星通訊需發(fā)射77顆衛(wèi)星，這與銥（Ir）元素的原子核外電子數(shù)恰好相等，因此稱為“銥星計(jì)劃”。已知銥的一種同位素是 191 77Ir則其核內(nèi)的中于數(shù)是（ ） A77 B114 C191 D268 2、下列電子式書寫錯(cuò)誤的是（ ）3、下列電子式中，正確的是（ ）4、下列物質(zhì)性質(zhì)遞變正確的是（ ）A原子半徑：C，Al，K依次增大 B熱穩(wěn)定性：HF，NH3，SiH4依次增強(qiáng) C氧化物的水化物的酸堿性：NaOH，Al(OH)3，H2SiO3酸性增強(qiáng)，堿性減弱 D還原性：Si，S，P依次增強(qiáng)5、若短周期中的兩種元素可以形成原子個(gè)數(shù)比為2：3化