高中化學選修三課件市公開課一等獎?wù)n件省賽課獲獎?wù)n件

化學選修三原子構(gòu)造與性質(zhì)分子構(gòu)造與性質(zhì)晶體構(gòu)造與性質(zhì)原子構(gòu)造原子構(gòu)造與元素性質(zhì)共價鍵分子立體構(gòu)造分子性質(zhì)晶體常識分子晶體與原子晶體1/182第一章原子構(gòu)造與性質(zhì)第一節(jié)原子構(gòu)造2/182一、開天辟地——原子誕生1、原子誕生宇宙大爆炸2小時：大量氫原子、少許氦原子很少許鋰原子140億年后今天：氫原子占88.6%

氦原子為氫原子數(shù)1/8

其他原子總數(shù)不到1%99.7%3/1822、地球中元素

絕大多數(shù)為金屬元素包括稀有氣體在內(nèi)非金屬僅22種地殼中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca4/1823、原子結(jié)識過程古希臘哲學家留基伯和德謨克立特思辨精神原子：源自古希臘語Atom，不可再分微粒5/1821823年道爾頓（英）原子是微小不可分割實心球體6/1821897年，英國科學家湯姆生棗糕模型7/1821923年，英國物理學家盧瑟福電子繞核旋轉(zhuǎn)原子構(gòu)造模型8/1821923年，丹麥科學家玻爾行星軌道原子構(gòu)造模型9/1821926年，奧地利物理學家薛定諤等以量子力學為基礎(chǔ)提出電子云模型10/182原子原子核核外電子質(zhì)子中子（正電）不顯電性（負電）（正電）（不帶電）分層排布與物質(zhì)化學性質(zhì)密切有關(guān)11/182二、能層與能級1、能層電子層能層名稱能層符號一二三四五六七KLMNOPQ從K至Q，能層離核越遠，能層能量越大每層最多容納電子數(shù)量：2n212/1822、能級同一種能層中電子能量相同電子亞層能級名稱：s、p、d、f、g、h……能級符號：ns、np、nd、nf……n代表能層能層:一二三四……KLMN……1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f能級：最多容納電子數(shù)量s:2p:6d:10f:1413/1823、注意問題①能層與能級關(guān)系

每一能層能級從s開始，s,p,d,f……能層中能級數(shù)量不超出能層序數(shù)②能量關(guān)系

EK﹤EL

﹤EM

﹤ENEns﹤Enp

﹤End

﹤EnfEns﹤E(n+1)s

﹤E(n+2)s

﹤E(n+3)s

Enp﹤E(n+1)p

﹤E(n+2)p

﹤E(n+3)p

14/182能層KLMN能級

能級電子數(shù)能層電子數(shù)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f222266610101422n2818322n22n22n215/182三、構(gòu)造原理與電子排布式1、構(gòu)造原理多電子基態(tài)原子電子按能級交錯形式排布電子排布次序

1s→

2s

→

2p

→

3s

→

3p→

4s→3d

→

4p

→

→5s→4d

→

5p

→→

6s→4f→5d→6p……16/18217/1822、電子排布式

例：寫出Zn電子排布式Zn為30號元素，電子共30個根據(jù)構(gòu)造原理1s22s22p63s23p64s23d10書寫時：1s22s22p63s23p63d104s2寫出KCaTiCoGaKrBr電子排布式①電子排布式18/182Zn：1s22s22p63s23p63d104s2Ar簡化Zn：[Ar]3d104s2②簡化電子排布式

寫出KCaTiCoGaKrBr簡化電子排布式價層電子：主族、0族元素最外層副族、Ⅷ族最外層和次外層19/182③特殊規(guī)則

例：寫出Cr和Cu電子排布式全滿規(guī)則半滿規(guī)則20/182四、電子云與原子軌道1、電子云薛定諤等以量子力學為基礎(chǔ)處于一定空間運動狀態(tài)電子在原子核外空間概率密度分布形象化描述小黑點：概率密度單位體積內(nèi)出現(xiàn)概率小黑點越密概率密度越大①電子云小黑點不是電子！21/182②電子云輪廓圖

電子出現(xiàn)概率約為90%空間即精簡版電子云③電子云輪廓圖特點

a.形狀nd能級電子云輪廓圖：多紡錘形ns能級電子云輪廓圖：球形np能級電子云輪廓圖：雙紡錘形22/182b.電子云擴展程度同類電子云能層序數(shù)n越大，電子能量越大，活動范圍越大電子云越向外擴張23/1822、原子軌道電子在原子核外一種空間運動狀態(tài)①定義②原子軌道與能級

ns能級ns軌道np能級npx軌道npy軌道npz軌道nd能級ndz2軌道ndx2—y2軌道ndxy軌道ndxz軌道ndyz軌道同一能級中軌道能量相等，稱為簡并軌道簡并軌道24/182③原子軌道電子云輪廓圖

s軌道電子云輪廓圖npx軌道電子云輪廓圖npy軌道電子云輪廓圖npz軌道電子云輪廓圖25/182nd軌道電子云輪廓圖26/182五、泡利原理和洪特規(guī)則核外電子基本特性能層能級軌道自旋公轉(zhuǎn)自轉(zhuǎn)大范圍小范圍磁量子數(shù)自旋量子數(shù)主量子數(shù)角量子數(shù)量子化描述27/1821、泡利原理每個軌道最多只能容納2個電子且它們自旋方向相反2、洪特規(guī)則電子總是優(yōu)先單獨地占據(jù)簡并軌道且它們自旋方向相同怎么填填多少28/1823、電子排布圖例：寫出O原子電子排布圖O原子電子排布式：1s22s22p41s22s22p429/182原子構(gòu)造表達辦法原子構(gòu)造示意圖電子排布式O原子：1s22s22p4電子排布圖1s22s22p4O原子30/182六、能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)、光譜1、能量最低原理能量最低原理：原子電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子能量處于最低基態(tài)原子：遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理原子2、基態(tài)原子基態(tài)原子吸取能量后，電子發(fā)生躍遷變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子31/1823、光譜①吸取光譜②發(fā)射光譜

光亮普帶上孤立暗線電子吸取能量躍遷時產(chǎn)生暗背景下孤立亮線電子釋放能量躍遷時產(chǎn)生同種原子兩種光譜是能夠互補32/182第一章原子構(gòu)造與性質(zhì)第二節(jié)原子構(gòu)造與元素性質(zhì)33/182元素：具有相同核電荷數(shù)一類原子總稱核素：具有一定數(shù)目質(zhì)子和中子一種原子同位素：質(zhì)子數(shù)相同中子數(shù)不一樣同一種元素不一樣原子核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(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)N34/182一、原子構(gòu)造與元素周期表1、周期元素周期表橫行①特點同周期元素電子層數(shù)相同同周期元素從左至右原子依次序數(shù)遞增35/182周期序數(shù)起始原子序數(shù)終止原子序數(shù)元素種類短周期一122二3108三11188長周期四193618五375418六558632七87118/11232/26鑭系：57～71錒系：89～103第七周期也稱為不完全周期

②周期組成36/1822、族元素周期表縱行族主族：A結(jié)尾，ⅠA～ⅦA副族：B結(jié)尾，ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡBⅧ族：0族：主族元素族序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)特點：副族、Ⅷ族通稱過渡元素，過渡金屬某些族別名77111637/1823、分區(qū)s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)按最后填入電子所屬能級符號ds區(qū)除外ⅠA、ⅡA1、2兩列ⅢB～ⅦB、Ⅷ3～7、8～10八列ⅠB、ⅡB11、12兩列ⅢA～ⅦA、O13～17、18六列38/182二、元素周期律1、原子半徑元素周期律：元素性質(zhì)伴隨原子序數(shù)遞增而呈周期性變化同周期主族元素：從左至右原子半徑遞減同主族元素：從上至下原子半徑遞增決定原因?qū)訑?shù)層數(shù)多半徑大電子間斥力大核電荷數(shù)核電荷數(shù)大半徑小正負電荷間引力大電子層構(gòu)造相同離子原子序數(shù)小半徑大！39/1822、電離能①第一電離能氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一種電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需最低能量同周期主族元素第一電離能從左至右逐漸升高ⅡA、ⅤA反常！比下一主族高②逐層電離能利用逐層電離能判斷化合價40/1823、電負性原子價電子鍵合電子：參與化學鍵形成孤對電子：未參與化學鍵形成不一樣元素原子對鍵合電子吸引能力電負性越大，對鍵合電子吸引能力越大同周期主族元素從左至右電負性逐漸變大同主族元素從上至下電負性逐漸變?、匐娯撔?1/182②電負性應(yīng)用一般而言金屬<1.8，非金屬>1.81.8左右現(xiàn)有金屬性，又有非金屬性對角線規(guī)則：元素周期表中某些主族元素其某些性質(zhì)與右下角元素相同42/1824、金屬性與非金屬性金屬性：金屬單質(zhì)還原性非金屬性：非金屬單質(zhì)氧化性同周期主族元素從左至右同主族元素從上至下金屬性削弱，非金屬性增強金屬性增強，非金屬性削弱43/182最高價氧化物對應(yīng)水化物——最高價氫氧化物堿性強弱

最高價氫氧化物堿性越強，金屬性越強金屬性強弱判斷根據(jù)跟水（酸）反應(yīng)置換出氫難易程度

越容易發(fā)生，金屬性越強金屬活動性次序一般原電池正負極單質(zhì)與鹽溶液置換反應(yīng)44/182氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性

越穩(wěn)定，非金屬性越強非金屬性強弱判斷根據(jù)最高價氧化物對應(yīng)水化物——最高價含氧酸酸性強弱

酸性越強，非金屬性越強跟氫氣化合生成氣態(tài)氫化物難易程度

越易反應(yīng)，非金屬性越強45/1825、化合價

同周期主族元素從左至右化合價由＋1→＋7，－4→0遞增主族元素族序數(shù)＝最高正價＝價電子數(shù)非金屬最低負化合價＝主族元素族序數(shù)—8F、O46/182第二章分子構(gòu)造與性質(zhì)第一節(jié)共價鍵47/182一、共價鍵1、化學鍵及其分類

相鄰原子或離子之間強烈互相作用按成鍵方式分為：金屬鍵共價鍵離子鍵金屬晶體分子晶體離子晶體48/182共用電子對（兩單個電子形成一對電子）2、共價鍵

共價鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對形成互相作用作用本質(zhì)：分子內(nèi)原子之間發(fā)生：于絕大多數(shù)物質(zhì)中酸、堿、鹽、非金屬氧化物氫化物、有機物、非金屬單質(zhì)存在：49/1823、共價鍵分類

按共用電子對偏移極性共價鍵非極性共價鍵不一樣原子成鍵同種原子成鍵按成鍵方式σ鍵π鍵按電子云重合方式50/1824、σ鍵兩個原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”方式重合

定義：51/182①類型②特點

s-sσ鍵s-pσ鍵p-pσ鍵例：H2例：HCl例：Cl2可繞鍵軸旋轉(zhuǎn)重合程度大，穩(wěn)定性高頭碰頭軸對稱52/1825、π鍵兩個原子軌道以平行即“肩并肩”方式重合定義：53/182①類型②特點

d-pπ鍵p-pπ鍵例：金屬配合物不能旋轉(zhuǎn)重合程度較小，穩(wěn)定性較差肩并肩鏡面向稱例：CH2=CH254/182鍵型項目

σ鍵

π鍵成鍵方向電子云形狀牢靠程度成鍵判斷規(guī)律沿軸方向“頭碰頭”平行方向“肩并肩”軸對稱鏡像對稱強度大，不易斷強度較小，易斷單鍵是σ鍵，雙鍵中一種σ鍵，另一種是π鍵，共價三鍵中一種是σ鍵，另兩個為π鍵。55/182復習回憶共價鍵特性飽和性共價鍵類型（按電子云重合方式分）σ鍵π鍵s-ss-pp-p方向性p-pd-p頭碰頭軸對稱肩并肩鏡面向稱56/182二、鍵參數(shù)——鍵能、鍵長與鍵角1、鍵能失去電子吸引電子斷鍵成鍵吸取能量釋放能量氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放最低能量①定義：②單位：kJ·mol-1釋放能量，取正值鍵能越大，鍵越牢靠，分子越穩(wěn)定③意義：57/182觀測表2-1某些共價鍵鍵能④結(jié)論：同種元素形成共價鍵鍵能：單鍵<雙鍵<叁鍵σ鍵鍵能>π鍵鍵能58/1822、鍵長形成共價鍵兩個原子間核間距①定義：共價半徑：同種原子共價鍵鍵長二分之一稀有氣體為單原子分子，無共價半徑②意義：鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定59/182觀測表2-2某些共價鍵鍵能③結(jié)論：同種元素間形成共價鍵鍵長：單鍵>雙鍵>叁鍵

60/1823、鍵角①定義：兩個共價鍵之間夾角CH4

CCl4

109°28′

NH3107°18′

H2O105°

CO2180°②常見鍵角：共價鍵方向性61/182總結(jié)：鍵能鍵長鍵角衡量共價鍵穩(wěn)定性描述分子立體構(gòu)造62/182三、等電子原理1、定義：注意：有時將原子總數(shù)、價電子總數(shù)相同離子也以為是等電子體

原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同分子2、特點：具有相同化學鍵特性許多性質(zhì)是相近3、常見等電子微粒：10e—、18e—63/182第二章分子構(gòu)造與性質(zhì)第二節(jié)分子立體構(gòu)造64/182一、形形色色分子1、三原子分子空間構(gòu)造2、四原子分子空間構(gòu)造3、五原子分子空間構(gòu)造①直線型：②V型：CO2、HCNH2O、SO2①平面三角型：②三角錐型：SO3、HCHONH3①四周體：CCl4、CH4②其他等65/182二、價層電子對互斥（VSEPR）理論（ValenceShellElectronPairRepulsion

）共價分子中，中心原子周圍電子對排布幾何構(gòu)型主要取決于中心原子價層電子正確數(shù)目。價層電子對各自占據(jù)位置傾向于彼此分離得盡也許遠，此時電子對之間斥力最小，整個分子最穩(wěn)定。1、理論重點價層電子對包括成鍵σ電子對和孤電子對不包括成鍵π電子對！

66/1822、價層電子對數(shù)計算①確定中心原子價層電子對數(shù)目價電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)時，單電子當作電子對看待價層電子對數(shù)＝(中心原子價電子數(shù)＋結(jié)合原子數(shù))/2

＝配位原子數(shù)＋孤電子對數(shù)＝σ鍵電子對數(shù)＋孤電子對數(shù)O、S為結(jié)合原子時，按“0”計算N為結(jié)合原子時，按“-1”計算離子計算價電子對數(shù)目時，陰離子加上所帶電荷數(shù)，陽離子減去所帶電荷數(shù)孤電子對數(shù)＝價層電子對數(shù)—結(jié)合原子數(shù)67/182化學式價層電子對數(shù)結(jié)合原子數(shù)孤對電子對數(shù)HCNSO2NH2－BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO42－01201000222334440423434444468/182化學式價層電子對數(shù)結(jié)合原子數(shù)孤對電子對數(shù)H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH420101001233246530443425654469/182②確定價層電子對構(gòu)型價層電子對數(shù)目23456價層電子對構(gòu)型直線平面三角型正四周體三角雙錐正八面體注意：孤對電子存在會變化鍵合電子對分布方向，從而變化化合物鍵角電子間斥力大小：孤對間＞孤對與鍵合間＞鍵合間70/1823、確定分子構(gòu)型

在價層電子對構(gòu)型基礎(chǔ)上，去掉孤電子對由真實原子形成構(gòu)型71/182電子對數(shù)目電子正確空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子

對數(shù)電子正確

排列方式分子

空間構(gòu)型實例2直線20直線BeCl2CO23三角型30三角型BF3SO321V—型SnBr2

PbCl272/182電子對數(shù)目電子正確空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子

對數(shù)電子正確

排列方式分子

空間構(gòu)型實例4四周體40四周體CH4CCl4NH4＋SO42—31三角錐NH3PCl3SO32－H3O+22V—型H2O73/182電子對數(shù)目電子正確空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子

對數(shù)電子正確

排列方式分子

空間構(gòu)型實例5三角

雙錐50三角雙錐PCl541變形

四周體SF432T—型BrF323直線型XeF274/182微粒構(gòu)造式VESPR模型分子或離子構(gòu)型HCNNH4＋H3O＋SO2BF375/1821.下列物質(zhì)中分子立體構(gòu)造與水分子相同是

A．CO2

B．H2S

C．PCl3

D．SiCl42.下列分子立體構(gòu)造其中屬于直線型分子是

A．H2OB．CO2

C．C2H2D．P43.下列分子立體構(gòu)造其中屬正八面體型分子

A．H3O+B．CO32—

C．PCl5D．SF6

B

BC

D

76/182本節(jié)重點：會利用VSEPR理論得出孤電子對數(shù)價層電子對構(gòu)型分子構(gòu)型77/182三、雜化軌道理論1、理論重點①同一原子中能量相近不一樣種原子軌道在成鍵過程中重新組合，形成一系列能量相等新軌道過程叫雜化。形成新軌道叫雜化軌道,用于形成σ鍵或容納孤對電子②雜化軌道數(shù)目等于各參與雜化原子軌道數(shù)目之和③雜化軌道成鍵能力強，有助于成鍵④雜化軌道成鍵時，滿足化學鍵間最小排斥原理，不一樣雜化方式，鍵角大小不一樣⑤雜化軌道又分為等性和不等性雜化兩種78/1822、雜化類型①sp3雜化

基態(tài)激發(fā)雜化激發(fā)態(tài)2s2p以C原子為例1個s軌道和3個p軌道雜化形成4個sp3雜化軌道構(gòu)型109°28′

正四周體型4個sp3雜化軌可形成4個σ鍵價層電子對數(shù)為4中心原子采取sp3雜化方式79/182②sp2雜化

基態(tài)激發(fā)雜化激發(fā)態(tài)2s2p以C原子為例1個s軌道和2個p軌道雜化形成3個sp2雜化軌道構(gòu)型120°

正三角型剩下一種未參與雜化p軌道用于形成π鍵

3個sp2雜化軌道可形成3個σ鍵價層電子對數(shù)為3中心原子采取sp2雜化方式80/182③sp雜化

基態(tài)激發(fā)雜化激發(fā)態(tài)2s2p以C原子為例1個s軌道和1個p軌道雜化形成2個sp雜化軌道構(gòu)型180°

直線型剩下兩個未參與雜化p軌道用于形成π鍵

2個sp雜化軌道可形成2個σ鍵價層電子對數(shù)為2中心原子采取sp雜化方式81/182除C原子外，N、O原子都有以上雜化當發(fā)生sp2雜化時，孤對電子優(yōu)先參與雜化單電子所在軌道優(yōu)先不雜化，以利于形成π鍵N、O原子雜化時，由于有孤對電子存在稱為不等性雜化82/182④

其他雜化方式

dsp2雜化、sp3d雜化、sp3d2雜化、d2sp3雜化、sp3d2雜化例如：sp3d2雜化：SF6構(gòu)型：四棱雙錐正八面體此類雜化一般是金屬作為中心原子用于形成配位化合物83/182雜化類型spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2d2sp3雜化軌道234456軌道夾角180°120°109°28′180°/90°90°/120°/180°90°/180°空間構(gòu)型直線型平面三角型正四周體平面正方形三角雙錐正八面體示例BeCl2CO2BF3CH4CCl4Cu(NH3)42＋PCl5SF6SiF62－84/182四、配合物理論介紹1、配位鍵①定義：共用電子對由一個原子單方向

提供應(yīng)另一個原子共用所形成|

共價鍵稱配位鍵。②表達辦法

③形成條件

A→BH－N→HH

H

＋一種原子有孤對電子，另一種原子有空軌道。85/1822、配位化合物①配合物形成

天藍色溶液藍色沉淀深藍色溶液Cu(OH)2H2OCuH2OH2OOH22+深藍色晶體[Cu(NH3)4]SO4?H2O加乙醇

并靜置NH3CuH3NH3NNH32+CuSO4溶液滴加氨水繼續(xù)滴

加氨水86/182Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4]2++2OH—藍色沉淀深藍色溶液Cu2++2NH3·H2O

=Cu(OH)2↓+2NH4+藍色溶液藍色沉淀87/182H2OCuH2OH2OOH22+NH3CuH3NH3NNH32+1Cu與4O形成構(gòu)造為平面正方形1Cu與4N形成構(gòu)造為平面正方形88/182②配合物組成

[Ag(NH3)2]OH內(nèi)界外界配離子[Ag(NH3)2]+Ag+中心離子（有時也許

是中心原子）NH3配體配位數(shù)：配位原子個數(shù)其中N為配位原子常見配位原子：N、O、F、Cl、C、S89/182③常見配合物

Fe3++3SCN—=Fe(SCN)3黃色血紅色Fe3++nSCN—=[Fe(SCN)n

]3-n

(n=1-6)Fe3+檢查血紅色90/182銀氨溶液配制AgOH+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++OH—+2H2OAg++NH3·H2O=AgOH↓+NH4+

白色沉淀二氨合銀離子

無色冰晶石冰晶石(六氟合鋁酸鈉)：Na3[AlF6]91/182第二章分子構(gòu)造與性質(zhì)第三節(jié)分子性質(zhì)92/182一、鍵極性和分子極性1、鍵極性①非極性共價鍵（非極性鍵）按共用電子對偏移極性共價鍵非極性共價鍵由同種原子形成化學鍵原子帶相同電性，化合價相同93/182②

極性共價鍵（極性鍵）HClHClδ+δ-由不一樣種原子形成化學鍵電負性大（非金屬性強）原子帶負電，顯負價94/1822、分子極性①非極性分子正負電荷中心重合分子a.大部分單質(zhì)分子O3除外！b.對稱性較好分子直線形AB2

正三角形AB3

正四周體形AB4

其他正多面體形、對稱性好平面形例：CO2

例：BF3、SO3

例：CH4、

CCl4例：C60、C6H6、C2H4

、C2H295/182②

極性分子正負電荷中心不重合分子大部分化合物分子96/182化學式是否極性分子化學式是否極性分子H2OHCNSO3SO2NH3HCHOCO2BF3SF4CH3OHSF6CH3C(CH3)3PCl5CH2=CH2PCl3PH3CH4CH≡CH是是是是是是是是是否否否否否否否否否97/182鍵極性與分子極性關(guān)系：

A、由非極性鍵組成分子一般是非極性分子

B、極性鍵結(jié)合形成分子不一定為極性分子98/182二、范德華力及其對物質(zhì)性質(zhì)影響1、范德華力把分子聚集在一起作用力叫做分子間作用力又叫范德華力相對分子質(zhì)量分子極性相對分子質(zhì)量越大

范德華力越大2、影響范德華力原因分子極性越大

范德華力越大99/1823、范德華力對物質(zhì)性質(zhì)影響化學鍵影響是分子穩(wěn)定性（化學性質(zhì)）范德華力影響是分子熔沸點等（物理性質(zhì)）100/182三、氫鍵1、氫鍵定義-150-125-100-75-50-2502550751002345××××CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸點/℃周期某些氫化物沸點由已經(jīng)與電負性很大原子形成共價鍵氫原子與另一種電負性很大原子之間作用力除范德華力以外另一種分子間作用力，不是化學鍵101/1822、表達辦法A—H…BA、B為N、O、F“—”表達共價鍵“…”表達形成氫鍵例如：氨水中氫鍵N—H…NN—H…OO—H…NO—H…O102/1823、氫鍵分類

①分子內(nèi)氫鍵②分子間氫鍵103/1824、氫鍵特性

①飽和性②方向性一種氫原子只能形成一種氫鍵分子間氫鍵為直線型分子內(nèi)氫鍵成一定角度中心原子有幾對孤對電子就能夠形成幾條氫鍵104/1825、對物質(zhì)性質(zhì)影響

氫鍵一種分子間作用力，影響是物理性質(zhì)①熔、沸點②溶解性分子間氫鍵使物質(zhì)熔點升高分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔點減少若能夠形成氫鍵，則能增大物質(zhì)溶解度③其他方面冰密度不大于水形成締合分子105/182四、溶解性1、溫度溶解性影響原因2、壓強3、相同相溶4、氫鍵5、化學反應(yīng)非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。106/182五、手性連有四個不一樣原子或原子團碳原子。手性碳原子：手性異構(gòu)體：具有完全相同組成和原子排列一對分子。又稱為對映異構(gòu)體。手性分子：有手性異構(gòu)體分子。107/1821．下列化合物中具有手性碳原子是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

練習：CH2—OHCH2—OHOH108/1821．下列化合物中具有手性碳原子是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

CH2—OHCH2—OHOH109/182A.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3

HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中具有2個“手性”碳原子是()110/182A.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3

HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中具有2個“手性”碳原子是()111/182六、無機含氧酸分子酸性1、利用規(guī)律無機含氧酸能夠?qū)懗?HO)mROn，含氧酸強度伴隨分子中連接在中心原子上非羥基氧個數(shù)增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越強。2、最高價含氧酸酸性非金屬性強元素，其最高價含氧酸酸性強112/182第三章晶體構(gòu)造與性質(zhì)第一節(jié)晶體常識113/182一、晶體與非晶體1、晶體與非晶體晶體——具有規(guī)則幾何外形固體非晶體——沒有規(guī)則幾何外形固體

又稱玻璃體晶體離子晶體

原子晶體

分子晶體金屬晶體

114/1822、晶體與非晶體性質(zhì)對比自范性微觀構(gòu)造各向異性熔沸點晶體非晶體有無原子在三維空間里呈周期性有序排列原子排列相對無序強度、導熱性、光學性質(zhì)等無有固定熔沸點無固定

熔沸點自范性晶體能自發(fā)地展現(xiàn)多面體外形性質(zhì)自范性前提：晶體生長速率合適本質(zhì)差異各向異性不一樣方向上，性質(zhì)有差異115/1823、晶體形成途徑①熔融態(tài)物質(zhì)凝固②氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)③溶質(zhì)從溶液中析出116/1823、晶體鑒別①物理性質(zhì)差異如：外形、硬度、熔點、折光率②最科學辦法是對固體進行X-射線衍射試驗117/1821、下列有關(guān)晶體與非晶體說法正確是

A、晶體一定比非晶體熔點高

B、晶體有自范性但排列無序

C、非晶體無自范性并且排列無序

D、固體SiO2一定是晶體2、區(qū)分晶體與非晶體最可靠科學辦法是

A、熔沸點B、硬度

C、顏色D、x-射線衍射試驗CD[課堂練習]118/182二、晶胞1、晶胞:描述晶體構(gòu)造基本單元晶胞是無形，是人為劃定119/1822、晶胞特性一般是平行六面體

晶體由晶胞“無隙并置”而成平行六面體無隙并置120/1823、三種典型立方晶體構(gòu)造121/1824.晶胞中原子個數(shù)計算晶胞頂角原子為8個晶胞共用，每個晶胞占1/8

晶胞棱上原子為4個晶胞共用，每個晶胞占1/4

晶胞面上原子為2個晶胞共用，每個晶胞占1/2

晶胞內(nèi)部原子為1個晶胞獨自占有，即為1

122/1821、現(xiàn)有甲、乙、丙、丁四種晶胞,可推知：甲晶體中A與B離子個數(shù)比為

；乙晶體化學式為

；丙晶體化學式為______；丁晶體也許化學式為______。1：1C2DEFXY3Z123/1822、下列圖依次是金屬鈉(Na)、金屬鋅(Zn)、碘(12)、金剛石(C)晶胞示意圖，數(shù)一數(shù)，它們分別平均具有幾個原子?NaZnI2金剛石124/1823、鈣-鈦礦晶胞構(gòu)造如圖所示。觀測鈣-鈦礦晶胞構(gòu)造，求該晶體中，鈣、鈦、氧微粒個數(shù)比為多少？125/182(8×+6×)×3=124、下列圖是CO2分子晶體晶胞構(gòu)造示意圖，其中有多少個原子？126/1825、近來發(fā)覺一種由鈦原子和碳原子組成氣態(tài)團簇分子，如下列圖所示，頂角和面心原子是鈦原子，棱中心和體心原子是碳原子，它化學式是

。Ti14C13127/182第三章晶體構(gòu)造與性質(zhì)第二節(jié)分子晶體與原子晶體128/182一、分子晶體1、分子晶體概念：只含分子晶體組成微粒：分子粒子間作用力：分子內(nèi)原子間以共價鍵結(jié)合相鄰分子間靠分子間作用力（范德華力、氫鍵）互相吸引化學式就是分子式129/1822、常見分子晶體①所有非金屬氫化物②部分非金屬單質(zhì)③部分非金屬氧化物④幾乎所有酸⑤絕大多數(shù)有機物晶體130/1823、構(gòu)造特性分子間作用力范德華力氫鍵①若分子間只有范德華力時以1個分子為中心，周圍有12個緊鄰分子，即分子密堆積構(gòu)造131/182CO2干冰晶胞132/182②若分子間主要為氫鍵時

以1個分子為中心，周圍有4個相鄰分子，即分子非密堆積構(gòu)造。如：HF、NH3、冰等氫鍵具有方向性133/1824、物理性質(zhì)熔沸點較低;易升華硬度很小固態(tài)和熔融狀態(tài)時都不導電只有酸水溶液中有導電相同相溶原理134/1821.下列性質(zhì)適合于分子晶體是()A.熔點1070℃，易溶于水，水溶液導電

B.熔點10.31℃，液態(tài)不導電、水溶液能導電

C.易溶于CS2、熔點112.8℃，沸點444.6℃D.熔點97.81℃，質(zhì)軟、導電、密度0.97g／cm3BC2.共價鍵、離子鍵和范德華力是組成物質(zhì)粒子間不一樣作用方式，下列物質(zhì)中，只具有上述一種作用是()A.干冰B.氯化鈉C.氫氧化鈉D.碘B練習:3.下列分子晶體：①H2O②HCl③

HBr④HI⑤CO⑥N2⑦H2熔沸點由高到低次序是()A.①②③④⑤⑥⑦B.④③②①⑤⑥⑦C.①④③②⑤⑥⑦D.⑦⑥⑤④③②①C135/1825．下列過程中，共價鍵被破壞是()A．碘升華B．溴蒸氣被木炭吸附

C．酒精溶于水D．HCl氣體溶于水4.當S03晶體熔化或氣化時，下述各項中發(fā)生變化是()A.分子內(nèi)化學鍵B.分子間距離

C.分子構(gòu)型D.分子間作用力BDD6.下列有關(guān)共價化合物說法：①具有較低熔、沸點②不是電解質(zhì)③固態(tài)時是分子晶體④都是由分子組成⑤液態(tài)時不導電，其中一定正確是()A.①③④B.②⑤C.①②③④⑤D.⑤D136/1827．已知氯化鋁熔點為190℃(2．202×lO5Pa)，但它在180℃即開始升華。

(1)氯化鋁是____________。(填“離子化合物”“共價化合物”)(2)無水氯化鋁在空氣中強烈“發(fā)煙”，其原因是__________________________________________________________________________________________。

(3)設(shè)計一種可靠試驗，判斷氧化鋁是離子化合物還是共價化合物。你設(shè)計試驗是______________________________________________。

(4)在500K和1.01×105Pa時，它蒸氣密度(換算為標準情況時)為11.92g·L－1，試確定氯化鋁在蒸氣狀態(tài)時化學式為____________。共價化合物Al2Cl6氯化鋁與空氣中水蒸氣發(fā)生水解反應(yīng)產(chǎn)生HCl氣體，HCl在空氣中形成酸霧而“發(fā)煙”。在其熔融狀態(tài)下，試驗其是否導電；若不導電是共價化合物。137/1821、下列物質(zhì)屬于分子晶體化合物是（）A、石英B、硫磺C、干冰D、食鹽C練習2、干冰氣化時，下列所述內(nèi)容發(fā)生變化是A、分子內(nèi)共價鍵B、分子間作用力C、分子鍵距離D、分子間氫鍵BC3、冰醋酸固體中不存在作用力是（）A、離子鍵B、極性鍵C、非極性鍵D、范德華力A138/1824、水分子間存在著氫鍵作用，使水分子彼此結(jié)合而成（H2O）n。在冰中每個水分子被4個水分子包圍形成變形正四周體，通過“氫鍵”互相連接成龐大分子晶體，其構(gòu)造如圖：試分析：①1mol冰中有

mol氫鍵？②H2O熔沸點比H2S高還是低？為何？2氫鍵139/182二、原子晶體1、原子晶體概念：原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀構(gòu)造晶體，又稱共價晶體組成微粒：原子粒子間作用力：共價鍵無分子式化學式表達原子最簡整數(shù)比140/1822、常見原子晶體①某些非金屬單質(zhì)：②某些非金屬化合物：硼（B）、硅（Si）鍺（Ge）、金剛石（C）等SiC、BN、SiO2、Al2O3等141/1823、構(gòu)造特性晶體中只存在共價鍵，無單個分子存在；晶體為空間網(wǎng)狀構(gòu)造。金剛石二氧化硅142/1824、原子晶體物理性質(zhì)熔沸點高硬度大一般不導電難溶于溶劑143/182在SiO2晶體中，每個Si原子和（）個O原子形成（）個共價鍵即每個Si原子周圍結(jié)合（）個O原子；同步，每個O原子和（）個Si原子相結(jié)合。在SiO2晶體中，最小環(huán)是（）元環(huán)。()單個SiO2分子存在。444212沒有144/182第三章晶體構(gòu)造與性質(zhì)第三節(jié)金屬晶體145/182一、金屬鍵1、金屬鍵金屬離子與自由電子之間強烈互相作用①定義②本質(zhì)電子氣理論金屬原子價電子發(fā)生脫落，形成金屬陽離子和自由電子自由電子被所有原子所共用從而把所有金屬原子維系在一起無飽和性無方向性146/1822、金屬晶體金屬離子與自由電子通過金屬鍵結(jié)合而成晶體叫做金屬晶體粒子間作用力：金屬鍵組成金屬晶體粒子：金屬離子、自由電子常見金屬晶體：金屬、合金147/1823、金屬性質(zhì)與電子氣理論①金屬導電性電子氣運動是沒有一定方向，但在外加電場條件下，自由電子定向運動形成電流，因此金屬容易導電148/182②金屬導熱性

自由電子在運動時與金屬離子碰撞，把能量從溫度高部分傳到溫度低部分，從而使整塊金屬達成相同溫度。高溫下熱運動劇烈，因此電子定向移動程度削弱，因此，伴隨溫度升高，金屬導電性削弱149/182③金屬延展性金屬離子和自由電子間互相作用沒有方向性，在外力作用下各原子層就會發(fā)生