【最炫化學專題一】選修3物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

1、目 錄第一講 認識原子結(jié)構(gòu) 1第二講 元素周期律 4第三講 化學鍵 7第四講 分子構(gòu)型 9第五講 分子性質(zhì) 11第六講 原子晶體與分子晶體 13第七講 離子晶體與金屬晶體 16第八講 選修三知識總表 19參考答案 24附：化學鍵 晶體結(jié)構(gòu) 30第一講 認識原子結(jié)構(gòu)【知識點 1】電子云電子是一種微觀粒子，在原子如此小的空間（直徑約 10-10 米）內(nèi)作高速運動，核外電子的運動與宏觀物體運動不同，沒有確定的方向和軌跡，只能用電子云描述它在原子核外空間某處出現(xiàn)機會（幾率）的大小。 以上就是電子云的制作過程，因此，高中階段涉及的電子層實際就是簡單 化的電子云。根據(jù)電子云的排布規(guī)律，將核外電子排布分為不

2、同的能層和能級。【知識點 2】能層與能級 由必修的知識，我們已經(jīng)知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內(nèi)而外可以分為：第一、二、三、四、五、六、七能層符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q能量由低到高 (起于國王止于王后)例如：鈉原子有 11 個電子，分布在三個不同的能層上，第一層 2 個電子，第二層 8 個電子，第三層 1 個電子。 由于原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內(nèi)層排起，當一層充滿后再填充下一層。理論 研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下：即每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù)) 但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以

3、把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。 能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下：（1） 每個能層中，能級符號的順序是 ns、np、nd、nf（2） 任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)（3） s、p、d、f可容納的電子數(shù)依次是 1、3、5、7的兩倍同步練習 1：原子序數(shù)電子排布式價層電子排布周期族491s22s22p63d54s16B【知識點3】原子軌道S 的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。 P 的原子軌道是紡錘形的，每個 P 能級有 3 個軌道，它們互相垂直，分別以 Px、Py、Pz 為符號。P 原子軌 道的平均半徑也隨能層序

4、數(shù)增大而增大。s 電子的原子軌道都是球形的(原子核位于球心)，能層序數(shù)，2 越大，原子軌道的半徑越大。這是由于 1s， 2s，3s電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。 這是不難理解的，打個比喻，神州五號必須依靠推動(提供能量)才能克服地球引力上天，2s 電子比 1s 電子能量 高，克服原子核的吸引在離核更遠的空間出現(xiàn)的概率就比 1s 大，因而 2s 電子云必然比 1s 電子云更擴散。泡利原理和洪特規(guī)則量子力學告訴我們：ns 能級各有一個軌道，np 能級各有 3 個軌道，nd 能級各有 5 個軌道，nf 能級各有 7 個 軌道.而每個軌道里最

5、多能容納 2 個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“”來表示。一個原子軌道里最多只能容納 2 個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。 推理各電子層的軌道數(shù)和容納的電子數(shù)。 當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則是洪特規(guī)則。洪特規(guī)則的特例：對于同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的?！局R點 5】原子光譜 原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。 當基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低

6、能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光 譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發(fā)現(xiàn)的。在現(xiàn)代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素， 稱為光譜分析。第二講 元素周期律【教學目標】通過核外電子的排布指導(dǎo)對元素性質(zhì)的學習 熟練掌握電負性、電離能與元素性質(zhì)的關(guān)系 掌握周期律推斷的方法【教學內(nèi)容】周期表的排布規(guī)律電負性與電離能及其對元素性質(zhì)的影響 元素原子半徑的變化規(guī)律及其影響因素 典型例題處理【知識點 1】認識周期表s 區(qū)包括第一、二主族的全部元素p 區(qū)包括第三

7、主族到第七主族加上零族的元素d 區(qū)包括第三到第七副族的元素（除掉鑭系元素和錒系元素）加上第八族的元素ds 區(qū)包括一、二副族的元素f 區(qū)包括鑭系元素和錒系元素 根據(jù)是價電子層的排布方式【知識點 2】原子半徑原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大， 電子間的負電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸 增大。而當電子能層相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素， 從左往右，原子半徑逐漸減小。第 4 頁 共 35 頁【知識點 3】電離能1、氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一

8、個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用 I1 表示)， 從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用 I2 表示)，依次類推，可得到 I3、I4、 I5同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系：I1<I2<I3<I4<I5即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因 為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消 耗的能量也越來越多。2、第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑 性就越強。3、遞變規(guī)律周一周期同一族第一電離能從左往右，

9、第一電離能呈增大的趨勢從上到下，第一電離能呈增大趨勢。4、Be 有價電子排布為 2s2，是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而 B 的價電子排布為 2s22p1，、比 Be 不穩(wěn)定，因此 失去第一個電子 B 比 Be 容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什么呢？Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同 觀點可以解釋 N 的第一電離能大于 O，Mg 的第一電離能大于 Al，Zn 的第一電離能大于 Ga。5、Na 的 I1，比 I2 小很多，電離能差值很大，

10、說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以 Na 容易 失去一個電子形成+1 價離子；Mg 的 I1 和 I2 相差不多，而 I2 比 I3 小很多，所以 Mg 容易失去兩個電子形成十 2 價離子；Al 的 I1、I2、I3 相差不多，而 I3 比 I4 小很多，所以 A1 容易失去三個電子形成+3 價離子。而電離能的突 躍變化，說明核外電子是分能層排布的?！局R點 4】電負性 表示兩個不同原子形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱，是元素的原子在分子中吸引共用電子的能力。 1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能

11、力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性 的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。電負性的大小可 以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。金屬的電負性一般小于 1.8，非金屬的電負性一般大于 1.8，而位 于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性則在 1.8 左右，他們既有金屬性又有非金屬性。第 5 頁 共 35 頁2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往 下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。3、在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族

12、元素的性質(zhì)有些相似，被稱為“對角線規(guī)則”。第 6 頁 共 35 頁【教學目標】掌握共價鍵 鍵、 鍵的意義掌握鍵參數(shù)的意義 了解等電子體的概念【教學內(nèi)容】化學鍵的概念第三講 化學鍵共價鍵、 鍵、 鍵的形成過程 等電子體原理鍵參數(shù)的分析【知識點 1】共價鍵共價鍵（covalent bond）是化學鍵的一種，兩個或多個原子共同使用它們的外層電子，在理想情況下達到電 子飽和的狀態(tài)，由此組成比較穩(wěn)定的化學結(jié)構(gòu)叫做共價鍵。其本質(zhì)是原子軌道重疊后，高概率地出現(xiàn)在兩個原子 核之間的電子與兩個原子核之間的電性作用。共價鍵與離子鍵之間沒有嚴格的界限，通常認為，兩元素電負性差值遠大于 1.7 時，成離子鍵；遠小于

13、1.7時，成共價鍵；在 1.7 附近時，它們的成鍵具有離子鍵和共價鍵的雙重特性，離子極化理論可以很好的解釋這種 現(xiàn)象。飽和性 在共價鍵的形成過程中，因為每個原子所能提供的未成對電子數(shù)是一定的，一個原子的一個未成對電子與其他原子的未成對電子配對后，就不能再與其它電子配對，即，每個原子能形成的共價鍵總數(shù)是一定的，這就是共 價鍵的飽和性。方向性除 s 軌道是球形的以外，其它原子軌道都有其固定的延展方向，所以共價鍵在形成時，軌道重疊也有固定的 方向，共價鍵也有它的方向性，共價鍵的方向決定著分子的構(gòu)形。影響共價鍵的方向性的因素為軌道伸展方向第 7 頁 共 35 頁【知識點 2】 鍵與 鍵兩個原子軌道沿軌

14、道對稱軸方向相互重疊導(dǎo)致電子在核間出現(xiàn)概率增大而形成的共價鍵，叫做 鍵，可以簡 記為“頭碰頭”。由于 鍵是沿軌道對稱軸方向形成的，軌道間重疊程度大，所以，通常 鍵的鍵能比較大，不易斷裂，而且， 由于有效重疊只有一次，所以兩個原子間至多只能形成一條 鍵。成鍵原子的未雜化 p 軌道，通過平行、側(cè)面重疊而形成的共價鍵，叫做 鍵，可簡記為“肩并肩”。 鍵 與 鍵不同，它的成鍵軌道必須是未成對的 p 軌道。每個 鍵的電子云有兩塊組成，分別位于有兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，如果以它們之間包含原子核的平面鏡 面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。 鍵成單鍵， 鍵成雙鍵、叁鍵。【知識點 3】鍵參數(shù) 鍵長指兩個成

15、鍵原子的平衡核間距離，是了解分子結(jié)構(gòu)的基本構(gòu)型參數(shù)，也是了解化學鍵強弱和性質(zhì)的參數(shù)。對于由相同的 A 和 B 兩個原子組成的化學鍵，鍵長值小，鍵強； 鍵的數(shù)目多，鍵長值小。 鍵能通常指在標準狀態(tài)下氣態(tài)分子拆開成氣態(tài)原子時，每種鍵所需能量的平均值。對雙原子分子來說，鍵能就是鍵的解離能。鍵能與鍵焓近似相等，氣態(tài)分子的原子化能等于全部鍵能之和。 鍵角即兩共價鍵的夾角，由于共價鍵的方向性，共價化合物的鍵角是一定的，但組成相似的化合物未必有相同的鍵角，孤對電子對成鍵電子有較大的排斥作用，可導(dǎo)致鍵角變小。 鍵能、鍵長決定了共價鍵的穩(wěn)定性；鍵長、鍵角決定了分子的空間構(gòu)型?！镜入娮芋w】原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)

16、相同的分子且離子具有相同的結(jié)構(gòu)特征（立體結(jié)構(gòu)和化學鍵類型），其性質(zhì)相近。 指兩個或兩個以上的分子或離子，它們的原子數(shù)目相同，電子數(shù)目也相同，常具有相似的電子結(jié)構(gòu)，相似的幾何構(gòu)型，而且有時在性質(zhì)上也有許多相似之處. 注意：等電子體的價電子總數(shù)相同，而組成原子的核外電子總數(shù)不一定相同第 8 頁 共 35 頁【教學目標】熟練分辨分子的空間結(jié)構(gòu)掌握軌道雜化的判斷技巧 熟悉常見的配合物【教學內(nèi)容】分子的空間結(jié)構(gòu)雜化理論及其判斷技巧 配合物的形成【知識點 1】軌道雜化理論 1、CH4 sp3 雜化 軌道排布式：電子云示意圖：第四講 分子構(gòu)型（1）能量相近的原子軌道才能參與雜化；（2）雜化后的軌道一頭大，一

17、頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成 鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩(wěn)定，所以 C 原子與 H 原子結(jié) 合成穩(wěn)定的 CH4，而不是 CH2。4（3）正四面體結(jié)構(gòu)的分子或離子的中心原子，一般采取 sp3 雜化軌道形式形成化學鍵，如 CCl4、NH +等， 原子晶體金剛石、晶體硅、SiO2 等中 C 和 Si 也采取 sp3 雜化形式。2、BF3 sp2 雜化型用軌道排布式表示 B 原子采取 sp2 雜化軌道成鍵的形成過程：3、氣態(tài) BeCl2 sp 雜化型用軌道排布式表示 Be 原子采取 sp 雜化軌道成鍵的形成過程：第 9 頁

18、 共 35 頁【知識點 2】價層電子對的互斥理論 價層電子對互斥理論的基礎(chǔ)是，分子或離子的幾何構(gòu)型主要決定于與中心原子相關(guān)的電子對之間的排斥作用。該電子對既可以是成鍵的，也可以是沒有成鍵的（叫做孤對電子）。只有中心原子的價層電子才能夠?qū)Ψ肿拥男?狀產(chǎn)生有意義的影響。分子中電子對間的排斥的三種情況為：孤對電子間的排斥（孤-孤排斥）；孤對電子和成鍵電子對之間的排斥（孤-成排斥）；成鍵電子對之間的排斥（成-成排斥）。分子會盡力避免這些排斥來保持穩(wěn)定。當排斥不能避免時，整個分子傾向于形成排斥最弱的結(jié)構(gòu)（與理想形狀有最小差異的方式）。 孤對電子間的排斥被認為大于孤對電子和成鍵電子對之間的排斥，后者又大于

19、成鍵電子對之間的排斥。因此，分子更傾向于最弱的成-成排斥?！局R點 3】配合物理論配位化合物（coordination compound）簡稱配合物，也叫錯合物、絡(luò)合物，為一類具有特征化學結(jié)構(gòu)的化合 物，由中心原子或離子（統(tǒng)稱中心原子）和圍繞它的稱為配位體（簡稱配體）的分子或離子，完全或部分由配位 鍵結(jié)合形成。高中階段，一般把金屬離子與分子/離子通過配位鍵形成的化合物稱為配位化合物。 水合配合物。為金屬離子與水分子形成的配合物，幾乎所有金屬離子在水溶液中都可形成水合配合物，如Cu（H2O）42+、Cr（H2O）63+。 氰合配合物。金屬離子與氰離子形成的配合物 ，如 K3Fe（CN）6 配合物

20、命名：（1）在配合物中 先陰離子，后陽離子，陰陽離子之間加“化”字或“酸”字，配陰離子看作是酸根。（2）在配位單元中先配體后中心離子（或原子），配體與中心離子（或原子之間）加“合”字。配體前面用一、二、三等表示該配體個數(shù)。第 10 頁 共 35 頁第五講 分子性質(zhì)【教學目標】熟練辨析鍵與分子極性的判斷掌握氫鍵與范德華力的內(nèi)涵 了解手性碳原子 無機酸的酸性辨析【教學內(nèi)容】分子間作用力及其對分子的影響鍵與分子極性的辨析 無機酸的了解 手性原子 相似相容原理【知識點 1】極性與非極性 在化合物分子中，不同種原子形成的共價鍵，由于兩個原子吸引電子的能力不同，共用電子對必然偏向吸引電子能力較強的原子一方

21、，因而吸引電子能力較弱的原子一方相對的顯正電性。這樣的共價鍵叫做極性共價鍵， 簡稱極性鍵。一般來說，只要兩個非金屬原子間的電負性不同，且差距小于 1.7，則形成極性鍵，大于 1.7 時，則形成離 子鍵。在單質(zhì)分子中，同種原子形成共價鍵，兩個原子吸引電子的能力相同，共用電子對不偏向任何一個原子，因 此成鍵的原子都不顯電性。這樣的共價鍵叫做非極性共價鍵，簡稱非極性鍵。非極性鍵可存在于單質(zhì)分子中（如 H2 中 HH 鍵、O2 中 O=O 鍵、N2 中 NN 鍵），也可以存在于化合物分 子中（如 C2H2 中的 CC 鍵）。分子中正負電荷中心不重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的，不對稱的，這樣

22、的分子為極性分子， 以極性鍵結(jié)合的雙原子一定為極性分子，極性鍵結(jié)合的多原子分子視結(jié)構(gòu)情況而定。分子中正負電荷中心重合，從整個分子來看，電荷分布是均勻的，對稱的，這樣的分子為非極性分子。 一般規(guī)律：a 以極性鍵結(jié)合成的雙原子分子是極性分子。如：HCl、HF、HBrb 以非極性鍵結(jié)合成的雙原子分子或多原子分子是非極性分子。如：O2、H2、P4、C60。c 以極性鍵結(jié)合的多原子分子，有的是極性分子也有的是非極性分子。d 在多原子分子中，中心原子上價電子都用于形成共價鍵，而周圍的原子是相同的原子，一般是非極性分 子?！局R點 2】分子間力的作用 分子間作用力又被稱為范德華力，按其實質(zhì)來說是一種電性的吸

23、引力。 范德華力與分子間距離和分子質(zhì)量相關(guān)，影響分子的熔沸點。 氫鍵是由已經(jīng)與電負性大、半徑小的原子 X（氟、氧、氮等）以共價鍵結(jié)合，若與電負性大的原子 Y（與 X 相同的也可以）接近，在 X 與 Y 之間以氫為媒介，生成X-HY 形式的鍵，稱為氫鍵。（X 與 Y 可以是同一種類原子，如水分子之間的氫鍵） 同種分子之間現(xiàn)以 HF 為例說明氫鍵的形成。在 HF 分子中，由于 F 的電負性（4.0）很大，共用電子對強烈偏向 F 原子一 邊，而 H 原子核外只有一個電子，其電子云向 F 原子偏移的結(jié)果，使得它幾乎要呈質(zhì)子狀態(tài)。這個半徑很小、 無內(nèi)層電子的帶部分正電荷的氫原子，使附近另一個 HF 分子

24、中含有負電子對并帶部分負電荷的 F 原子有可能充 分靠近它，從而產(chǎn)生靜電吸引作用。這個靜電吸引作用力就是所謂氫鍵。即 F-H.F。不同種分子之間不僅同種分子之間可以存在氫鍵，某些不同種分子之間也可能形成氫鍵。例如 NH3 與 H2O 之間。所以這就 導(dǎo)致了氨氣在水中的驚人溶解度：1 體積水中可溶解 700 體積氨氣。第 11 頁 共 35 頁分子內(nèi)氫鍵某些分子內(nèi)，例如 HNO3、鄰硝基苯酚分子可以形成分子內(nèi)氫鍵，還有一個苯環(huán)上連有兩個羥基，一個羥基 中的氫與另一個羥基中的氧形成氫鍵。分子內(nèi)氫鍵由于受環(huán)狀結(jié)構(gòu)的限制，XHY 往往不能在同一直線上。 分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點降低。分子內(nèi)氫鍵必須具備形

25、成氫鍵的必要條件，還要具有特定的條件，如:形成平面 環(huán)，環(huán)的大小以五或六原子環(huán)最穩(wěn)定，形成的環(huán)中沒有任何的扭曲?！局R點 3】相似相容原理 “相似”是指溶質(zhì)與溶劑在結(jié)構(gòu)上相似；“相溶”是指溶質(zhì)與溶劑彼此互溶。例如，水分子間有較強的氫鍵，水分子既可以為生成氫鍵提供氫原子，又因其中氧原子上有孤對電子能接受其它分子提供的氫原子，氫鍵是水分 子間的主要結(jié)合力。所以，凡能為生成氫鍵提供氫或接受氫的溶質(zhì)分子，均和水“結(jié)構(gòu)相似”。如 ROH(醇)、 RCOOH(羧酸)、R2C=O(酮)、RCONH2(酰胺)等。當然上述物質(zhì)中 R 基團的結(jié)構(gòu)與大小對在水中溶解度也有影響。 如醇：ROH，隨 R 基團的增大，分

26、子中非極性的部分增大，這樣與水(極性分子)結(jié)構(gòu)差異增大，所以在水中的 溶解度也逐漸下降。(1)有機物一般易溶于有機物中，而無機物一般易溶于無機物中。 有機物如油，酒精等，無機物如水等。沾滿機油的手用汽油洗而不用水洗就是這個道理。 (2)極性分子一般易溶于極性分子組成的溶劑中，而非極性分子一般易溶于非極性分子組成的溶劑中。 (3)極性分子易溶于極性溶劑；非極性分子易溶于非極性溶劑。極性分子如水分子，氨氣分子等。非極性分子如二氧化碳分子，氧氣分子等?！局R點 4】手性我們知道，生命是由碳元素組成的，碳原子在形成有機分子的時候，4 個原子或基團可以通過 4 根共價鍵形 成三維的空間結(jié)構(gòu)，形成手性碳原

27、子。由于相連的原子或基團不同，它會形成兩種分子結(jié)構(gòu)。這兩種分子一般擁 有完全一樣的物理、化學性質(zhì)。比如它們的沸點一樣，溶解度和光譜也一樣。但是從分子的組成形狀來看，它們 依然是兩種分子?！局R點 5】無機含氧酸酸性 無機含氧酸可以看做(HO)mROn，n 值越大，含氧酸酸性越強。第 12 頁 共 35 頁第六講 原子晶體與分子晶體【教學目標】掌握分子晶體與原子晶體的構(gòu)型及其性質(zhì)【教學內(nèi)容】典型分子晶體與原子晶體的構(gòu)型分子晶體與原子晶體的導(dǎo)電性、硬度、熔點 均攤法計算鍵的個數(shù)【知識點 1】晶體與晶胞、均攤法 晶體：（1）晶體擁有整齊規(guī)則的幾何外形。（2）晶體擁有固定的熔點，在熔化過程中，溫度始終

28、保持不變。（3）晶體有各向異性的特點：固態(tài)物質(zhì)有晶體與非晶態(tài)物質(zhì)（無定形固體）之分，而無定形固體不具有上 述特點。晶體是內(nèi)部質(zhì)點在三維空間成周期性重復(fù)排列的固體，具有長程有序，并成周期性重復(fù)排列。 非晶體是內(nèi)部質(zhì)點在三維空間不成周期性重復(fù)排列的固體，具有近程有序，但不具有長程有序。如玻璃。外形為無規(guī)則形狀的固體。（4）晶體可以使 X 光發(fā)生有規(guī)律的衍射。宏觀上能否產(chǎn)生 X 光衍射現(xiàn)象，是實驗上判定某物質(zhì)是不是晶體的主要方法 晶胞：晶體中最小的結(jié)構(gòu)單元。能完整反映晶體內(nèi)部原子或離子在三維空間分布之化學-結(jié)構(gòu)特征的平行六面體單元。其中既能夠保持晶體結(jié)構(gòu)的對稱性而體積又最小者特稱“單位晶胞”，但亦常

29、簡稱晶胞。 一般情況下，晶胞都是平行六面體。整塊晶體可以看成是無數(shù)晶胞無隙并置而成的。請注意： 無隙相鄰晶體之間沒有任何間隙 并置所有晶胞都是平行排列的取向相同 均攤法：在計算晶胞中的微粒時應(yīng)分析一個微粒被多少個晶胞共享，如果一個微粒被 n 個晶胞共享，那么它屬于每一 個晶胞的只有 1/n，這種方法稱為均攤法。確定晶胞中原(離)子數(shù)目及晶體化學式 對于平行六面體晶胞而言，用均攤法計算的依據(jù)是：處于頂點的微粒，同時為 8 個晶胞所共享，每個微粒有 1/8 屬于該晶胞；處于棱上的微粒，同時為 4 個晶胞所共享，每個微粒有 1/4 屬于該晶胞；處于面上的微粒，同時為 2 個晶胞所共享，每個微粒有 1

30、/2 屬于該晶胞；處于晶胞內(nèi)部的微粒，完全屬于該晶胞。第 13 頁 共 35 頁【知識點 2】原子晶體 相鄰原子之間通過強烈的共價鍵結(jié)合而成的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體叫做原子晶體金剛石是典型的原子晶體，熔點高達 3550，是硬度最大的單質(zhì)。原子晶體中，組成晶體的微粒是原子，原子間的相互作用是共價鍵，共價鍵結(jié)合牢固，原 子晶體的熔、沸點高，硬度大，不溶于一般的溶劑，多數(shù)原子晶體為絕緣體，有 些如硅、鍺等是優(yōu)良的半導(dǎo)體材料。原子晶體中不存在分子，用化學式表示物質(zhì) 的組成，單質(zhì)的化學式直接用元素符號表示，兩種以上元素組成的原子晶體，按 各原子數(shù)目的最簡比寫化學式。常見的原子晶體是周期系第A 族元素的一些單

31、 質(zhì)和某些化合物，例如金剛石、硅晶體、SiO2、SiC 等。（但碳元素的另一單質(zhì)石 墨不是原子晶體，石墨晶體是層狀結(jié)構(gòu)，以一個碳原子為中心，通過共價鍵連接 3 個碳原子，形成網(wǎng)狀六邊形，屬過渡型晶體。）對不同的原子晶體，組成晶體的原子 半徑越小，共價鍵的鍵長越短，即共價鍵越牢固，晶體的熔，沸點越高，例如金剛石、 碳化硅、硅晶體的熔沸點依次降低。在原子晶體中，由于原子間以較強的共價鍵相結(jié)合，而且形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)， 所以原子晶體的（1）熔點和沸點很高（2）硬度很大（3）一般不導(dǎo)電（4）難溶于一些常見的溶劑【知識點 3】分子晶體 分子間通過分子間作用力（包括范德華力和氫鍵）構(gòu)成的晶體。分子晶體是

32、由分子組成，可以是極性分子，也可以是非極性分子。分子間的作用力很弱，分子晶體具有較低 的熔、沸點，硬度小、易揮發(fā)，許多物質(zhì)在常溫下呈氣態(tài)或液態(tài)，例如 O2、CO2 是氣體，乙醇、冰醋酸是液體。 同類型分子的晶體，其熔、沸點隨分子量的增加而升高，例如鹵素單質(zhì)的熔、沸點按 F2、Cl2、Br2、I2 順序遞增； 非金屬元素的氫化物，按周期系同主族由上而下熔沸點升高；有機物的同系物隨碳原子數(shù)的增加，熔沸點升高。 但 HF、H2O、NH3、CH3CH2OH 等分子間，除存在范德華力外，還有氫鍵的作用力，它們的熔沸點較高。在固 態(tài)和熔融狀態(tài)時都不導(dǎo)電。分子組成的物質(zhì)，其溶解性遵守“相似相溶”原理，極性分

33、子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性的 有機溶劑，例如 NH3、HCl 極易溶于水，難溶于 CCl4 和苯；而 Br2、I2 難溶于水，易溶于 CCl4、苯等有機溶劑。 根據(jù)此性質(zhì)，可用 CCl4、苯等溶劑將 Br2 和 I2 從它們的水溶液中萃取、分離出來。分子間作用力越強，熔沸點越高組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，一般相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越強，熔沸點越高。例如：元素周期 表中第A 族的元素單質(zhì)其熔沸點變化規(guī)律為：At2>I2 > Br2 > Cl2>F2 。若分子間有氫鍵，則分子間作用力比結(jié)構(gòu)相似的同類晶體大，故熔沸點較高。例如：HF > HI >

34、; HBr > HCl。H2O> H2Se> H2S。 NH3> PH3組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)，分子極性越大，其熔沸點越高，例如：CO>N2在有機物的同分異構(gòu)體中，一般來說，支鏈越多，熔沸點越低，例如：正戊烷>異戊烷>新戊烷互為同分異構(gòu)體的芳香烴及其衍生物中，熔沸點順序為：鄰位化合物>間位化合物>對位化合物第 14 頁 共 35 頁其中，石墨晶體又稱為過渡性或者混合型晶體。第 15 頁 共 35 頁第七講 離子晶體與金屬晶體【教學目標】掌握離子晶體與金屬晶體的構(gòu)型及其性質(zhì)【教學內(nèi)容】典型離子晶體與金屬晶體的構(gòu)型離子晶體與金屬晶體的導(dǎo)電性、硬

35、度、熔點 晶體組成計算【知識點 1】離子晶體 離子間通過離子鍵結(jié)合形成的晶體。在離子晶體中，陰、陽離子按照一定的格式交替排列，具有一定的幾何外形，例如 NaCl 是正立方體晶體，Na+離子與 Cl-離子相間排列，每個 Na+離子同時吸引 6 個 Cl-離子，每個 Cl- 離子同時吸引 6 個 Na+。不同的離子晶體，離子的排列方式可能不同，形成的晶體類型也不一定相同。離子晶體 中不存在分子，通常根據(jù)陰、陽離子的數(shù)目比，用化學式表示該物質(zhì)的組成，如 NaCl 表示氯化鈉晶體中 Na+離 子與 Cl-離子個數(shù)比為 1:1， CaCl2 表示氯化鈣晶體中 Ca2+離子與 Cl-離子個數(shù)比為 1:2。

36、離子晶體的晶格能的定義是氣態(tài)離子形成 1 摩爾離子晶體釋放的能量，通常取正值。下表給出一些離子晶體 的晶格能數(shù)據(jù)。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，而且熔點越高，硬度越大。 晶格能與陰陽離子的半徑成反比，與離子電荷的乘積成正比。離子所帶電荷越高，離子半徑越小，則離子鍵越強，熔沸點越高。例如：Al2O3 > MgO > NaCl > CsCl.。 一、無確定的分子量NaCl 晶體是個大分子, 無單獨的 NaCl 分子存在于分子中. NaCl 是化學式, 因而 58.5 是式量, 不是分子量。 二、導(dǎo)電性水溶液或熔融態(tài)導(dǎo)電, 是通過離子的定向遷移導(dǎo)電, 而不是通過電子流動而導(dǎo)電。

37、 三、 熔點沸點較高離子晶體中晶格節(jié)點上陰、陽離子間靜電引力較大，破壞離子晶體就需要克服這種引力，因而離子晶體一般 熔點較高，硬度較大，難于揮發(fā)。四、 硬度高, 延展性差:因離子鍵強度大，所以硬度高. 如果發(fā)生位錯正正離子相切, 負負離子相切, 彼此排斥, 離子鍵失去作用, 故 無延展性.。如 CaCO3 可用于雕刻, 而不可用于鍛造, 即不具有延展性?！局R點 2】金屬晶體晶格結(jié)點上排列金屬原子-離子時所構(gòu)成的晶體。金屬中的原子-離子按金屬鍵結(jié)合，因此金屬晶體通常具有 很高的導(dǎo)電性和導(dǎo)熱性、很好的可塑性和機械強度，對光的反射系數(shù)大，呈現(xiàn)金屬光澤，在酸中可替代氫形成正 離子等特性。主要的結(jié)構(gòu)類

38、型為立方面心密堆積、六方密堆積和立方體心密堆積三種（見金屬原子密堆積）。金 屬晶體的物理性質(zhì)和結(jié)構(gòu)特點都與金屬原子之間主要靠金屬鍵鍵合相關(guān)。金屬可以形成合金，是其主要性質(zhì)之一。由金屬鍵形成的單質(zhì)晶體。金屬單質(zhì)及一些金屬合金都屬于金屬晶體，例如鎂、鋁、鐵和銅等。金屬晶體中 存在金屬離子(或金屬原子)和自由電子1，金屬離子(或金屬原子)總是緊密地堆積在一起，金屬離子和自由電子 之間存在較強烈的金屬鍵，自由電子在整個晶體中自由運動，金屬具有共同的特性，如金屬有光澤、不透明，是 熱和電的良導(dǎo)體，有良好的延展性和機械強度。大多數(shù)金屬具有較高的熔點和硬度，金屬晶體中，金屬離子排列第 16 頁 共 35 頁

39、越緊密，金屬離子的半徑越小、離子電荷越高，金屬鍵越強，金屬的熔、沸點越高。例如周期系 IA 族金屬由上 而下，隨著金屬離子半徑的增大，熔、沸點遞減。第三周期金屬按 Na、Mg、Al 順序，熔沸點遞增。金屬陽離子所帶電荷越高，半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，硬度也是如此。例如第 3 周期金屬單質(zhì)： Al > Mg > Na，再如元素周期表中第A 族元素單質(zhì)：Li > Na > K > Rb > Cs。硬度最大的金屬是鉻，熔點最高的 金屬是鎢。當金屬受到外力，如鍛壓或捶打，晶體的各層就會發(fā)生相對滑動，但不會改變原來的排列方式，在金屬原子 間的電子可以起到類似軸

40、承中滾珠的潤滑劑作用。所以在各原子之間發(fā)生相對滑動以后，仍可保持這種相互作用 而不易斷裂。因此金屬都有良好的延展性。1、簡單立方堆積（典型：金屬 Po）配位數(shù)：6第 17 頁 共 35 頁2、鉀型（典型：堿金屬）配位數(shù)：83、鎂型與銅型配位數(shù)：12（同層 6，上下各 3）第 18 頁 共 35 頁第八講 選修三知識總表【教學內(nèi)容】選修三各章節(jié)重要知識點匯總選修三各章節(jié)知識的命題點與解題技巧【知識匯總】1、電子云、能層、能級、原子軌道、構(gòu)造原理問 1 下列有關(guān)電子云及示意圖的說法正確的是（ ） A電子云是籠罩在原子核外的云霧 B小黑點多的區(qū)域表示電子多 C小黑點疏的區(qū)域表示電子出現(xiàn)的機會少 D電

41、子云是用高速照相機拍攝的照片問 2 下列說法中正確的是（ ）A所有的電子在同一區(qū)域里運動 B能量高的電子在離核遠的區(qū)域運動，能量低的電子在離核近的區(qū)域運動 C處于最低能量的原子叫基態(tài)原子D同一原子中，1s、2s、3s 所能容納的電子數(shù)越來越多 問3 元素的分區(qū)和族1) s 區(qū): , 最后的電子填在 上, 包括 , 屬于活潑金屬, 為堿金屬和堿土金屬;2) p區(qū): , 最后的電子填在 上, 包括 族元素, 為非金屬和少數(shù)金屬;3) d區(qū): , 最后的電子填在 上, 包括 族元素, 為過渡金屬;4) ds區(qū): , (n-1)d全充滿, 最后的電子填在 上, 包括 , 過渡金屬(d和ds區(qū)金 屬合起

42、來,為過渡金屬);5) f區(qū): , 包括 元素, 稱為內(nèi)過渡元素或內(nèi)過渡系.2、電離能、電負性、半徑比較問 4 已知 X、Y 元素同周期，且電負性 X>Y，下列說法不正確的是（ ）A第一電離能 Y 小于 X B氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY 強于 HmX C最高價含氧酸的酸性：X 對應(yīng)的酸性強于 Y 的 DX 和 Y 形成化合物時，X 顯負價，Y 顯正價問 5 經(jīng)驗規(guī)律告訴我們：當形成化學鍵的兩原子相應(yīng)元素的電負性差值大于 1.7 時，所形成的一般為離子鍵；當 小于 1.7 時，一般為共價鍵。下列判斷正確的是（ ）AAlCl3 為離子化合物 BP 與 Cl 可形成共價鍵CSiCl4 為共價化

43、合物DK 與 Mg 形成共價鍵問 6 A、B、C、D 是同一周期的四種元素。A、B、C 的原子序數(shù)依次相差 1。A 元素的單質(zhì)的化學性質(zhì)活潑， A 元素的原子在本周期中原子半徑最大，B 元素的氧化物 2.0g 恰好跟 100mL0.50mol/L 硫酸完全反應(yīng)，B 元素單 質(zhì)跟 D 元素單質(zhì)反應(yīng)生成化合物 BD2。根據(jù)以上事實填寫下列空白：（1）A 的原子結(jié)構(gòu)示意圖 ；C 原子的電子排布式 。（2）四種元素原子第一電離能的大小順序為；BD2 的電子式（用元素符號表示）；四種元素原子半徑的大小順序為（用離子符號表示）。（用元素符號表示）；四種元素簡單離子的離子半徑大小順序為第 19 頁 共 35

44、 頁問 7 第一電離能 I1； 態(tài)電 性基態(tài)原子失去 個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 叫 做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越 。同一元素的第二電離能 第一電離能。3、化學鍵、分子間作用問 8 在單質(zhì)的晶體中，一定不存在（）A離子鍵B分子間作用力C共價鍵D金屬離子與自由電子間的作用問 9 下列敘述中正確的是（ ）A只有活潑金屬與活潑非金屬之間才能形成離子鍵 B具有共價鍵的化合物是共價化合物 C具有離子鍵的化合物是離子化合物 D化學鍵是分子中多個原子之間強烈的相互作用AHClMgCl2NH4ClBH2ONa2O CO2CCaCl2NaOHH2ODNH3H2O CO2問 10 下列各組

45、物質(zhì)中化學鍵的類型相同的是（ ）問 11 現(xiàn)有如下各說法：在水中氫、氧原子間均以化學鍵相結(jié)合。金屬和非金屬化合形成離子鍵。離子鍵是陽離子、陰離子的相互吸引。根據(jù)電離方程式 ，判斷 HCl 分子里存在離子鍵。H2 分子和 Cl2 分子的反應(yīng)過程是 H2、Cl2 分子里共價鍵發(fā)生斷裂生成 H、Cl 原子，而后 H、Cl 原子形成離 子鍵的過程。上述各種說法正確的是（ ）A正確 B都不正確C正確，其他不正確 D僅不正確問 12 根據(jù)人們的實踐經(jīng)驗，一般說來，極性分子組成的溶質(zhì)易溶于極性分子組成的溶劑，非極性分子組成的溶 質(zhì)易溶于非極性分子組成的溶劑。試判斷下列敘述是否正確。（1）氯化氫易溶于水，不易

46、溶于苯（非極性分子）。（2）碘易溶于 CCl4（非極性分子），也易溶于水。（3）食鹽易溶于水，不易溶于汽油（非極性分子的混合物）。問 13 H2O 與 H2S 結(jié)構(gòu)相似，都是 V 型的極性分子，但是 H2O 的沸點是 100，H2S 的沸點是60.7。引起這 種差異的主要原因是（ ）A范德華力 B共價鍵 C氫鍵 D相對分子質(zhì)量問 14 在解釋下列物質(zhì)性質(zhì)的變化規(guī)律與物質(zhì)結(jié)構(gòu)間的因果關(guān)系時，與鍵能無關(guān)的變化規(guī)律是（ ）AHF、HCl、HBr、HI 的熱穩(wěn)性依次減弱 B金剛石的硬度大于硅，其熔、沸點也高于硅 CNaF、NaCl、NaBr、NaI 的熔點依次降低 DF2、Cl2、Br2、I2 的熔、

47、沸點逐漸升高第 20 頁 共 35 頁問 15 然界中往往存在許多有趣也十分有意義的現(xiàn)象，下表列出了若干化合物的結(jié)構(gòu)簡式、化學式、相對分子質(zhì) 量和沸點。結(jié)構(gòu)簡式化學式相對分子質(zhì)量沸點/（1）H-OHH2O18100（2）CH3-OHCH4O3264（3）CH3CH2OHC2H6O4678（4）CH3COOHC2H4O260118（5）CH3-O-CH3C2H6O5856（6）CH3CH2CH2OHC3H8O6097（7）CH3CH2OCH3C3H8O6011它們的沸點說明什么問題？問 16 下列敘述中正確的是（ ） A同主族金屬元素的原子半徑越大熔點越高 B稀有氣體原子序數(shù)越大沸點越低 C分子

48、間作用力越弱的分子其沸點越低 D同周期元素的原子半徑越小越易失去電子4、晶體結(jié)構(gòu)問 17 在下列有關(guān)晶體的敘述錯誤的是（）A離子晶體中，一定存在離子鍵B原子晶體中，只存在共價鍵C離子晶體中可能存在共價鍵D分子晶體中有可能存在離子鍵問 18 科學家發(fā)現(xiàn) C60 分子由 60 個碳原子構(gòu)成，它的形狀像足球（圖 C），含有 C=C 鍵，因此又叫足球烯。1991年科學家又發(fā)現(xiàn)一種碳的單質(zhì)碳納米管，是由六邊環(huán)形的碳原子構(gòu)成的具有很大表面積管狀大分子（圖 D）， 圖 A、圖 B 分別是金剛石和石墨的結(jié)構(gòu)示意圖。圖中小黑點或小黑圈均代表碳原子。（1）金剛石、石墨、足球烯和碳納米管四種物質(zhì)互稱為同素異形體，它

49、們在物理性質(zhì)上存在較大的差異，其原因是 ；（2）同條件下，足球烯、石墨分別和氣體單質(zhì) F2 反應(yīng)時，化學性質(zhì)活潑性的比較為足球烯比石墨 （填 “活潑”、“一樣活潑”、“更不活潑”）理由是： ；（3）燃氫汽車之所以尚未大面積推廣,除較經(jīng)濟的制氫方法尚未完全解決外，還需解決 H2 的貯存問題，上述四種碳單質(zhì)中有可能成為貯氫材料的是： 。（4）下列圖象是從 NaCl 或 CsCl 晶體結(jié)構(gòu)圖中分割出來的部分結(jié)構(gòu)圖，試判斷 NaCl 晶體結(jié)構(gòu)的圖象是 第 21 頁 共 35 頁（1）（2）（3）（4）ABCD(4)問 19 某晶體最小的結(jié)構(gòu)單元，其化學式是（ ）Axy3zxy3 zBx2y2z1 Cx

50、3yz Dx2y3z問 20 某離子化合物的晶胞如右圖所示立體結(jié)構(gòu)，晶胞是整個晶體中最基本的重復(fù)單位。陽離子位于此晶胞的中 心，陰離子位于 8 個頂點，該離子化合物中，陰、陽離子個數(shù)比是（ ）A18 B14 C12 D11 問 21 石墨是層狀晶體，每一層內(nèi)，碳原子排列成正六邊形，許多個正六邊形排列成平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。如果每兩個 相鄰碳原子間可以形成一個碳碳單鍵，則石墨晶體中每一層碳原子數(shù)與碳碳單鍵數(shù)的比是（ ）A11 B12 C13 D23問 22 磁光存儲的研究是 Williams 等在 1957 年使 Mn 和 Bi 形成的晶體薄膜磁化并用光讀取之后開始的。右圖是Mn 和 Bi 形成的某種晶體的結(jié)構(gòu)示意圖，則該晶體物質(zhì)的化學式可表示為（ ）AMn2Bi BMnBi CMnBi3 DMn4Bi3問 23 在硼酸B(OH)3分子中，B 原子與 3 個羥基相連，其晶體具有與石墨相似的層狀結(jié)構(gòu)。則分子中 B 原子雜 化軌道的類型及同層分子間的主要作用力分別是（ ）ASP，范德華力 Bsp2，范德華力 Csp2，氫鍵 Dsp3，氫鍵 問 24 下列敘述正確的是（ ）A兩種元素構(gòu)成的共價化合物分子中的化學鍵不一定是極性鍵