第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

《第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（21頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一單元原子結(jié)構(gòu)一內(nèi)容標準1、了解能層和能級，知道各能級的表示符號及最多容納的電子數(shù)。2、了解原子結(jié)構(gòu)的構(gòu)造原理，知道原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示 常見元素(136號)原子核外電子的排布。3、了解原子核外電子的運動狀態(tài)，理解電子云和原子軌道的該概念。4、了解各能層的軌道數(shù)目，了解s、p電子云的形狀。5、利用能量最低原理，泡利原理，洪特規(guī)則表示常見元素(136號)的軌道電子式。二基礎(chǔ)知識練習1、元素的分類元素|非金屬元素:種(包含稀有氣體)八1金屬元素：絕大多數(shù)2、 能層：多電子原子的核外電子的 是不同的，按電子的 差異，可將核外電子分成不同的能層。3、 構(gòu)造原

2、理：隨著原子 的遞增，絕大多數(shù)元素的 電子的排布將遵循一定的排布，這個排布順序被稱為構(gòu)造原理。4、構(gòu)造原理圖示：見課本P6，圖1-2。5、 能量最低原理：原子的電子排布遵循,能使整個原子的能量處于簡稱能量最低原理。6、基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子：處于 的原子叫做基態(tài)原子，當基態(tài)原子的電子能量后，電子會躍遷到，變成激發(fā)態(tài)原子。7、光譜與光譜分析(1) 、光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放, 可以用 光譜儀攝取各種元素的電子的 或，總稱原子光譜。(2) 、光譜分析：在現(xiàn)代化學中，常利用 上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。8、電子云電子云是一定時間間隔內(nèi)電子在原子核外出現(xiàn)概率的統(tǒng)計，電子每出現(xiàn)

3、一次，在 圖中就增加一個小點，由此得到的 圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。注意電子云中黑點的多少，僅表示電子在某區(qū)域出現(xiàn)機會的多少，并不代表 電子的多少。9原子軌道(1) 稱為原子軌道。(2) 原子軌道的形狀(如下圖)形的，P電子原子軌道是形的S電子原子軌道是三能力提升1、下列關(guān)于多電子原子核外電子的運動規(guī)律的說法正確的是 （）A. 核外電子是分層運動的B. 所有電子在同一區(qū)域運動C. 能量高的電子在離核近的區(qū)域運動D. 能量低的電子在離核近的繞核旋轉(zhuǎn)，2. 下列原子構(gòu)成的單質(zhì)中既能與稀硫酸反應(yīng)又能與燒堿溶液反應(yīng)，且都產(chǎn)生H是（）2A. 核內(nèi)無中子的原子B. 電子構(gòu)型為3S23P1

4、C. 最外層電子數(shù)等于倒數(shù)第三層上的電子數(shù)的原子D. N層上無電子，最外層上的電子數(shù)等于電子層數(shù)的原子第二單元原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)一內(nèi)容標準1、理解元素的原子結(jié)構(gòu)與元素周期表結(jié)構(gòu)的關(guān)系。2、熟悉元素周期表的結(jié)構(gòu)，根據(jù)元素在周期表的位置推斷元素。3、了解金屬，非金屬元素原子結(jié)構(gòu)特點及在元素周期表中的分布；了解按電子排布 對周期表的分區(qū)結(jié)果。4、掌握元素原子半徑與性質(zhì)的關(guān)系，掌握周期表中元素原子半徑的變化規(guī)律。5、掌握電離能，電負性的涵義，應(yīng)用電離能，電負性解釋元素的某些性質(zhì)。二基礎(chǔ)知識練習1、元素周期系的形成：見課本P13-14。2、元素周期表（1）、元素周期表共有 個周期，每個周期所含元素分別

5、為, 每個周期第一個元素和最后一個元素的最外層電子的排布式的通式分別是（2）、元素周期表共有_個縱列，每個縱列的“外圍電子排布”即“價電子層”上的 電子總數(shù)。（3）、按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為3、決定原子半徑大小的因素（1）、電子的能層數(shù)：電子的能層數(shù)越多，電子之間的負電排斥使原子半徑。（2）、核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，核對電子的引力也就，使原子半徑。電子的能層數(shù)和核電荷數(shù)的綜合結(jié)果使各種原子的半徑發(fā)生 遞變。4、原子半徑的變化規(guī)律（1） 、同周期主族元素，從左到右，電子能層，但隨核電荷數(shù)，核對 電子的引力,從而使原子半徑。（2） 、同主族元素，從上到下，原子具有的電子能

6、層數(shù)，使原子半徑; 雖然自上到下核電荷數(shù)也增多可使原子半徑減小，但前者是主要因素，故最終原子半 徑。5、電離能原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為 所需要的 叫做第一電離能。第一電離能越大，原子越難 一個電子；第一電離能越大，原子越難 一個電子。6、電離能的變化規(guī)律（1）、隨核電荷數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化。（見課本P18,圖1-21 ）（2）、同一周期內(nèi)，隨原子序數(shù)的遞增，原子半徑逐漸變?。ㄏ∮袣怏w除外），原子核對核外電子的吸引力越來越強，元素的原子越來越難失去電子，因而元素的第一電 離能呈 的趨勢。同一周期內(nèi)，的第一電離能最小，的第一電離能最大。（3）、同一主族，從上到下，隨著核電荷數(shù)的增加

7、，電子層數(shù)逐漸增加，原子核對外 層電子的吸引越來越弱，元素的原子越來越易失電子，故同一主族，隨著電子層數(shù)的 增加，元素的第一電離能逐漸。7、電負性電負性用來描述不同元素的原子對 吸引力的大??；其中鍵合電子指 電負性大的原子對鍵合電子的吸引力；電負性選用的標準是 原子（數(shù)值）和 原子（數(shù)值）。8、電負性的變化規(guī)律（1）、同周期，從左到右，；（2）、同主族，從上到下，。9、電負性的應(yīng)用（1）判斷元素的金屬性和非性的強弱金屬的電負性一般小于，非金屬的電負性一般大于,而位于非金屬三角區(qū)邊 界的“類金屬”（如、等）的電負性則在 左右，它們既有 性，又有性。（2）判斷化學鍵的類型一般認為，如果兩個成鍵元素

8、原子間的電負性差值大于，它們之間通常形成 ；如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于，它們之間通常形成 三能力提升1. 具有下列電子層結(jié)構(gòu)的原子，其對應(yīng)的元素一定屬于同一周期的是（）A .兩種元素原子的電子層上全部都是s電子B. 3p能級上只有1個空軌道的原子和3p能級上只有1個未成對電子的原子C .最外層電子排布為2s22p6的原子和最外層電子排布為2s22p6的離子D.原子核外的M層上的s、p能級上都填滿了電子而d軌道未排電子的兩種原子2. 元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化的根本原因是（）A. 元素的相對原子質(zhì)量遞增，量變引起質(zhì)變B. 元素原子的核外電子排布呈周期性變化C. 元素的原子半徑呈周期性變化

9、D. 元素的化合價呈周期性變化3. 已知X、Y元素同周期，且電負性XY,下列說法錯誤的是（）A. X與Y形成化合物是，X可以顯負價，Y顯正價B .在元素周期表中X可能位于Y的右面C. 最高價含氧酸的酸性：X對應(yīng)的酸性弱于Y對應(yīng)的酸性D. Y的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性小于X的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性4. X、Y、Z、W、R是5種短周期元素，其原子序數(shù)依次增大。X是周期表中原子半徑最小的元素，Y原子最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)的3倍，Z、W、R處于同一周期，R 與Y處于同一族，Z、W原子核外電子數(shù)之和與Y、R原子的核外電子數(shù)之和相等。下 列說法正確的是：（）。A. 元素Y、Z、W具有相同電子層的離子，其半徑依次

10、增大B. 元素X不能與元素Y形成化合物XY2 2C. 元素Y、R分別與元素X形成的化合物的熱穩(wěn)定性：XmY XmRD. 元素W、R的最高價氧化物的水化物都是強酸m m5. 已知某種原子的各級電離能數(shù)值如下：I1=519kJ mol-i,I2=7296 kJ - mol-i, I3=11799kJ mol-i，則該原子形成離子的化合價為()A.+1B.+2C.+3D.+46. 根據(jù)周期表對角線規(guī)則，金屬Be與Al單質(zhì)及其化合物性質(zhì)相似，又已知AlCl熔沸點較低，易升華。試回答下列問題：3(1) BeCl2是 化合物(填寫離子化合物或共價化合物)；(2) Be(OH)2與Mg(OH)2可用 試劑鑒

11、別，其離子反應(yīng)方程式為7. 甲乙丙丁戊五種元素，其中甲元素原子核外L層上s能級和p能級電子個數(shù)相同； 乙元素原子3p能級上只有一對成對電子；丙和丁元素原子N層上都只有1個電子， 但其中丙元素原子各內(nèi)層均已充滿，而丁元素原子次外層的電子充滿在2個能級中； 戊元素原子最外層電子軌道表示式為，它的單質(zhì)常溫2s2p下為氣態(tài)。試用化學用語回答以下問題：(1) 寫出下列元素的符號：甲 丁 戊(2) 用電子式表示甲和乙元素組成化合物的形成過程(3) 乙和戊元素氣態(tài)氫化物沸點高低關(guān)系是(填化學式)(4) 丙元素原子價電子層電子排布式為(5) 戊和丁形成化合物的電子式(6) 丙的硫酸鹽與少量氨水反應(yīng)的離子方程式

12、第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 第三單元共價鍵和分子的立體結(jié)構(gòu)一、內(nèi)容標準1. 認識共價鍵的成鍵特點。2能用電子式表示含共價鍵的單質(zhì)、共價化合物的形成過程。3正確書寫常見單質(zhì)(如Cl2、H2、N2等)、常見化合物的電子式。4搞清常見化合物的共價鍵的分類，掌握6鍵、n鍵的成鍵特點，并能解釋常見化合物 的性質(zhì)與鍵型的關(guān)系5理解鍵參數(shù)的意義，掌握鍵參數(shù)對共價鍵的影響。6了解鍵能與反應(yīng)熱的關(guān)系，7利用鍵參數(shù)說明簡單分子的某些性質(zhì)。8理解“等電子原理”的含義及利用“等電子原理”解釋某些化合物性質(zhì)的相似性。9認識共價分子結(jié)構(gòu)的多樣性和復雜性，能正確寫出常見分子的結(jié)構(gòu)式、空間構(gòu)型。10利用雜化軌道理論判斷分子或離子的

13、簡單構(gòu)型。11理解配位鍵的成鍵特點，知道含有配位鍵的常見化合物。12能說明簡單配合物的成鍵情況。二基礎(chǔ)知識練習1、 由原子軌道相互重疊形成的 和 總稱價鍵軌道。2、一般分子中共價鍵類型的判斷規(guī)律分子中的共價單鍵是6鍵；分子中的共價雙鍵中有一個是6鍵，另一個是n鍵：分子中 的共價三鍵中有一個是6鍵，另兩個是n鍵。如乙烷分子中的C-C鍵是6鍵，乙烯分 子中的C=C有一個是6鍵，另一個是n鍵，乙炔分子中的C=C有一個是6鍵，另兩個 是n鍵。3、共價鍵的特征(1) 飽和性(見課本P28)(2) 方向性(見課本P29)(3) 共價鍵本質(zhì)：當成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未 成對電子

14、形成共用電子對，兩原子核間的電子密度增加，體系的能量降低。4、鍵能(1) 定義:氣態(tài)基態(tài)原子形成化學鍵釋放的。(2) 鍵能與化學反應(yīng)能量變化:EE反應(yīng)物-EE生成物二AH5、鍵長形成共價鍵的兩個原子之間的。鍵長越短，往往鍵能，表明共價鍵越 。6、鍵角在原子數(shù)超過2的分子中，兩個之間的夾角稱為鍵角。多原子分子的鍵角一定，表明共價鍵，鍵角是描述分子的重要參數(shù)，分子的許多性質(zhì)都與鍵角有關(guān)。7、等電子原理(1) 定義：相同， 相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多 性質(zhì)是 的，這條規(guī)律稱為等電子原理，這樣的分子叫做等電子體。(2) 等電子原理的應(yīng)用a判斷一些簡單分子的主體構(gòu)型。b利用等電子體在性質(zhì)

15、上的相似性制造新材料。c利用等電子原理針對某物質(zhì)找等電子體。8、價層電子對互斥模型價層電子對互斥模型認為，有機物之所以有多樣的立體結(jié)構(gòu)，是由于分子中的價電 子對 的結(jié)果，也可以表示為 VSEPR模型，可用來預測分子或離子的9、雜化軌道理論簡介(1) 雜化及雜化軌道雜化是指在形成分子時，由于原子的相互影響，若干不同類型能量相近的原子軌道 混合起來，重新組合成一組新軌道。這種軌道重新組合的過程叫做雜化，所形成的新 軌道就稱為雜化軌道。(2) 雜化軌道的類型a： sp雜化：sp雜化軌道是由一個ns軌道和一個np軌道組合而成的。sp雜化軌 道間的夾角是180 ,呈直線型b： sp2雜化：sp2雜化是由

16、一個ns軌道和兩個np軌道組合而成的。sp2雜化軌道間 的夾角是120 ,呈平面三角形c： spa雜化：sp3雜化軌道是由一個ns軌道和三個np軌道組合而成，sp3雜化軌道間的夾角為109 28 .空間構(gòu)型為正四面體形，如CH4分子10、 配位鍵4(1) 概念:共用電子對由一個原子單方面提供而跟另一個原子共用的共價鍵，即“一 一鍵”叫做配位鍵(是一類特殊的共價鍵)。(2) 表示：配位鍵可以用A-B來表示，其中A是 孤對電子的原子，叫做給予體，B是 電子的原子，叫做接受體。11、配位化合物(1) 定義：通常把 與某些(稱為配體)以 結(jié)合形成的化合物稱之配合物。(2) 配合物的形成見課本P4243

17、。(3) 配合物的穩(wěn)定性：配合物具有一定的穩(wěn)定性。配合物中的配位鍵越強配合物越 穩(wěn)定。當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配位體的性質(zhì)有關(guān)。(4) 配合物形成時的性質(zhì)改變a：顏色的改變，如Fe(SCN) 3的形成b：溶解度的改變，如AgCl：【Ag (NH )】+三能力提升3 21. 日常生活用的防曬霜，如氨基甲酸()，羥基丙酮()等，之所以它們能防曬是因為 ()A. 它們是有機物，涂用后形成一層“保護層”B. 它們揮發(fā)時吸熱，降低皮膚溫度.C. 它們含有兀鍵，能夠有效吸收紫外線。D. 它們能與皮膚形成一層“隔熱層”，阻礙照射。2. B3N3H6與C6H6是等電子體，則下列說法正確

18、的是()A. B3N3H6能發(fā)生加成反應(yīng)和取代反應(yīng)B. B3N3H6具有堿性C. B3N3H6各原子不在同一平面上D. B3N3H6不能使酸性高錳酸鉀褪色3. 三氯化氮（NC13）常溫是一種淡黃色液體，其分子結(jié)構(gòu)呈三角錐形，以下關(guān)于NC13說法中正確的是（）A. 分子中N-C1鍵是極性鍵B. 分子中不成在孤對電子對C. 它的沸點比PC13沸點低D .因N-C1鍵鍵能大，所以NC13的沸點高4. 甲烷和白磷均為正四面體結(jié)構(gòu)，推斷甲烷和白磷分子內(nèi)化學鍵的鍵角（）A. 前者大于后者B.前者小于后者C.二者相等D.二者不相等5. 下列說法正確的是（）A .分子中鍵能越大，鍵越短，則分子越穩(wěn)定B. 只有

19、非金屬原子之間才能形成共價鍵C.水分子可以表示為H-O-H,分子中鍵角為180D . H-O鍵鍵能為463kJmo1-，即水分子生成H2和O2時，放出能量為（2X463） kJ - mo1-i6. 向下列配合物的水溶液中加入硝酸銀溶液，不能生成AgCl沉淀的是A. Co（NH） Cl : ClB.Co（NH ） Cl 3 423 33C. Co（NH3）6 C13D.Co（NH3）5C1 C127. 下列微粒：HO+NH+CH COO-NHCH中含有配位鍵的是34334A. B. C. D.8. 為了解釋和預測分子的空間構(gòu)型，科學家在歸納了許多已知的分子空間構(gòu)型的基 礎(chǔ)上，提出了一種十分簡單的

20、理論模型一一價層電子對互斥模型。這種模型把分子分 成兩類：一類是;另一類是。 BF3和NF3都是四個原子的分子，BF3的中心原子是，NF3的中心原子是； bf3分子的立體構(gòu)型是平面三角形，而NF3分子的立體構(gòu)型是三角錐形 的原因是9. 用價層電子對互斥模型推測下列分子或離子的空間構(gòu)型。BeCl2； SC12； SO32-； SF6第四單元分子的性質(zhì)一、內(nèi)容標準1. 理解極性共價鍵和非極性共價鍵，極性分子和非極性分子的含義；掌握常見的多原 子分子中的電子式、鍵角、空間構(gòu)型。2. 能舉例說明化學鍵和分子間作用力的區(qū)別、分子間作用力和對物質(zhì)性質(zhì)的影響、氫 鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響。3. 了解氫鍵的含義，掌

21、握氫鍵的形成條件。4. 能利用氫鍵解釋物質(zhì)的某些性質(zhì)。5利用相似相容原理和氫鍵等知識綜合解釋物質(zhì)溶解，性。6. 了解“手性分子”在生命科學等方面的應(yīng)用7. 能用分子結(jié)構(gòu)的知識解釋無機含氧酸分子的酸性。8. 在分子水平上進一步形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的知識。二、基礎(chǔ)知識練習1、鍵的極性和分子的極性（1）鍵的極性 非極性共價鍵：單質(zhì)分子中，由同種原子形成共價鍵，兩個原子的 電負性相同，共用電子對不偏向任何一方，而在鍵中央出現(xiàn)的機會最多，成鍵原子都 不顯電性，這樣的共價鍵叫非極性共價鍵。簡稱非極性鍵。例：H2 H H，Cl-Cl極性共價鍵：有許多化合物分子中的共價鍵（由不種原子形成共價鍵），由于成 鍵原子電

22、負性不同，共用電子對偏向電負性大的一方，因而電負性大的原子就顯負電 性（），電負性小的原子就顯正電性（）。這樣的共價鍵叫做極性共價鍵，簡稱極性鍵。 例：H-Cl分子中Cl電負性大，Cl原子吸引電子能力比H原子強，鍵合電子云偏向 Cl，Cl原子帶部分負電荷，H原子就帶部分正電荷。（2）分子的極性可以認為分子中正電荷的作用集中于一點，是正電荷中心，負電荷 集中于一點是負電荷中心。如果正電荷中心與負電荷中心不重合，使分子的一部分顯 正電性，另一部分顯負電性這樣的分子就是極性分子。如果正電中心與負電中心重合， 這樣的分子就是非極性分子。（3）鍵的極性與分子極性的關(guān)系分子的極性是分子中化學鍵的極性向量和

23、，只含有非極性鍵的分子一定是非極性分 子，而含有極性鍵的分子如果分子結(jié)構(gòu)是空間對稱的，則鍵的極性相互抵消，各個鍵 的極性的向量和為零，整個分子就是非極性分子；反之，則是極性分子。其關(guān)系可總 結(jié)如下（4）極性分子和非極性分子的判斷方法分子的極性和非極性由共價鍵的極性和分子的空間構(gòu)型兩方面共同決定a只含分極性鍵的分子，都是非極性分子。b以極性鍵結(jié)合而形成的異核雙原子分子，都是極性分子。c以極性鍵結(jié)合而形成的多原子分子：空間構(gòu)型為中心對稱的分子，是非極性分子。空間構(gòu)型為非中心對稱的分子，是極性分子。2、范德華力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響概念：范德華力是分子 普遍存在的相互作用力，它使得許多物質(zhì)能以一定的凝

24、集態(tài)(固態(tài)或液態(tài))存在。(1) 強弱：范德華力約比化學鍵小12個數(shù)量級。(2) 分子的極性越大，范德華力越.(3) 結(jié)構(gòu)和組成相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越。(4) 對物質(zhì)性質(zhì)的影響 范德華力主要影響物質(zhì)的 性質(zhì).如熔點、沸點，化學鍵主要影響物質(zhì)的3、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響(1) 概念：氫鍵是除范德華力外的另一種 作用力。它是由已經(jīng)與很強的原子(如N、F、O)形成共價鍵的 與另一個分子或同一分子中 很強的原子之間的作用力。(2) 表示：氫鍵通常用 表示，其中A、B為、”表示形成的氫鍵。(3) 氫鍵的類型：氫鍵可分為 和 兩大類(4) 氫鍵的強弱：氫鍵不屬于化學鍵，屬于一種較弱的作用

25、力，大小介于和之間(5) 氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響：氫鍵主要影響物質(zhì)的 如熔點、沸點、溶解性等。氫鍵的存在大大增強了 HO、HF、NH等分子之間的作用力，使其熔、 沸升高234、分子的手性(1) 手性異構(gòu)體：具有完全相同的 和 的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體。(2) 手性分子：有 的分子叫做手性分子，如乳酸(3) 應(yīng)用：手性分子在生命科學和生成手性藥物方面有廣泛的應(yīng)用。4 、無機含氧酸分子的酸性(1)無機含氧酸分子的酸性：無機含氧酸分子之所以能顯示酸性，是因為其分子中 含有一OH，而一OH上的 在水分子的作用力下能夠變成 而顯示一定的酸性。(2)無機

26、含氧酸分子的酸性比較：無機含氧酸的通式可寫成，如果成酸 元素R相同，則n值越大，R的正電性越，導致R-O-H中O的電子向 偏移，在水分子的作用下越 電離出H+，酸性越。三、能力提升1. 下列敘述正確的是()A. NH3是極性分子，分子中N原子處在3個H原子所組成的三角形的中心B. CC14是非極性分子，分子中C原子處在4個Cl原子所組成的正方形的中心C. CO2是非極性分子，分子中C原子不處在2個O原子所連的直線的中央D. H2O是極性分子，分子中O原子不處在2個H原子所連成的直線的中央2. 1999年曾報道合成和分離了含高能量的正離子N5+的化合物N5AsF6,下列敘述錯 誤的是（）A. N

27、5+共有34個核外電子B.N5+中氮-氮原子間以共用電子對結(jié)合C.化合物N5AsF6中As的化合價為+1 D.化合物N5AsF6中F的化合價為-13. 下列物質(zhì)發(fā)生變化時，所克服的粒子間相互作用屬于同一類型的是A. 液漠和苯分別受熱變?yōu)闅怏wB. 干冰和氯化銨受熱變?yōu)闅怏wC. SiO2和鐵分別受熱熔化D. 食鹽和葡萄糖分別溶于水中4. 下列說法正確的是A. 用乙醇或CCl4可提取碘水中的碘單質(zhì)B. NaCl和SiC晶體熔化時，克服粒子間作用力的類型相同C. 24Mg32S晶體中電子總數(shù)與中子總數(shù)之比為1 : 1D. H2S和SiF4分子中各原子最外層都滿足8電子結(jié)構(gòu)5. 用價層電子對互斥理論預測

28、H2S和BF3的立體結(jié)構(gòu)，兩個結(jié)論都正確的是（）A.直線形；三角錐形B. V形；三角錐形C. 直線形；平面三角形D. V形；平面三角形6. C和Si元素在化學中占有極其重要的地位。（1）寫出Si的基態(tài)原子核外電子排 布式。從電負性角度分析，C、Si和O元素的非金屬活潑性由強至弱的順序 為（2）SiC的晶體結(jié)構(gòu)與晶體硅的相似，其中C原子的雜化方式為， 微粒間存在的作用力是。（3）氧化物MO的電子總數(shù)與SiC的相等，則M為（填元素符號）。MO是優(yōu)良的耐高溫材料，其晶體結(jié)構(gòu)與NaCl晶體相似。MO的熔點 比CaO的高，其原因是。（4） C、Si為同一主族的元素，CO2和SiO2化學式相似，但結(jié)構(gòu)和性

29、質(zhì)有很大不同。CO2中C與O原子間形成 b鍵和汗鍵，SiO2中Si與O原子間不形成上述汗健。從原子半徑大小的角度分析，為 何C、O原子間能形成，而Si、O原子間不能形成上述孫鍵。7. A、B、C、D四種短周期元素的原子半徑依次減小，在周期表中B與A、C相鄰，C的最外層電子數(shù)是其電子總數(shù)的3/4, D能分別與A、B、C形成電子總數(shù)相符的化 合物X、Y、Z。試回答：（1）在X、Y、Z三種化合物中穩(wěn)定性由強到弱的順序是（用化學式表示，下同），Z的電子式是。（2）常溫下8gX完全燃燒生成液態(tài)水和CO2，放出熱量akJ，寫出表示X燃燒熱的 熱化學方程式。（3） 將Y溶于水所得溶液與適量A1C13溶液反應(yīng)

30、，其離子方程式是。（4）若由A、B、C、D四種元素組成一種離子化合物，1mo1該化合物中含有10mo1 原子，則該化合物受熱分解的化學方程式為。（5）Y跟HCl反應(yīng)生成固體。該固體跟有毒的工業(yè)鹽NaNO2的水溶液混合加熱， NaNO2被完全破壞，當有1molNaNO2發(fā)生反應(yīng)時，共有3mol電子轉(zhuǎn)移，該反應(yīng)的 化學方程式。答案1、（1）H2O、NH3、CH4 Z 的電子式略（2）CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（1）； AH=-2aKJ/mo1（3）A13+3NH3 H2O=Al（OH）3+3NH；（4）NH4HCO3NH3f+H2Of+CO2f（5）NaNO2+NH4C1A

31、NaCl+N2f+2H2O第三章晶體結(jié)構(gòu)和性質(zhì)第五單元晶體的常識及分子晶體和原子晶體一、內(nèi)容標準1認識晶體與非晶體的本質(zhì)區(qū)別和性質(zhì)差異。2理解晶體與晶胞的概念。3利用晶胞模型能夠確定晶體中不同微粒的個數(shù)比。4了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系。5 了解分子晶體、原子晶體中常見的物質(zhì)有哪些。二、基礎(chǔ)知識練習1、晶體與非晶體內(nèi)部微粒（原子、分子、或離子）在空間按一定規(guī)律做 重復排列構(gòu)成的固體 物質(zhì)稱為晶體。內(nèi)部微粒的排列呈現(xiàn) 的分布狀態(tài)的固體物質(zhì)稱為非晶體2、 得到晶體的三個途徑：（1）凝固；（2）氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)直接；（3）析出。3、晶體的特點（1） 晶體具有

32、 性.其條件是：晶體生長的速率適當。其原因是晶體中粒子在微觀空間里 的有序排列。非晶體中粒子的排列則，因而無。（2）晶體具有各向異性，即在不同的方向上表現(xiàn)出不同的（3）固定。（4） 當單一波長的X-射線通過晶體時，會在記錄儀上看到 的斑點或譜 線。4、晶胞（1）概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的叫做晶胞（2）晶體中晶胞的排列方式：整塊晶體可以看作是數(shù)量巨大的晶胞“無隙并置” 而成?！盁o隙”是指相鄰晶體之間沒有； “并置”是指所有晶體都 是.5、分子晶體（1）概念:只含的 晶體。（2）分子晶體中存在的微粒（3 ）分子晶體中的基本微粒間的相互作用范德華力（無方向性和飽和性） 和氫鍵（有飽和性和方向性）。（4）分

33、子晶體的物理性質(zhì)：由于分子晶體中相鄰分子靠 相互吸引，因此分子晶體熔點、硬度、易升華的特性（5） 典型的分子晶體a幾乎所有，如水、硫化氫、氨、甲烷等。b部分，如鹵（）、氧（op硫也）白磷（P碳（CQ等。幾乎所有的 如 H SO、H2NO、HPO、HSiO : H SO 等.460（6）分子晶體的特征如果分子2間作用力只是范德華力分子緊密堆積，即以一個分子為中心，其周圍通常可以有 緊鄰的分子。如干冰晶體；分子間還有其他作用力，如 水分子之間的主要作用力是，在冰的晶體中每個水分子周圍只有緊鄰的水分子。（7）分子晶體熔沸點高低的判斷思路a組成結(jié)構(gòu)相似的分子，存在氫鍵的分子晶體的熔、沸點高；b組成結(jié)構(gòu)

34、相似且不存在氫鍵的分子晶體，一般相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越 大，熔、沸點越高。c組成結(jié)構(gòu)相似且不存在氫鍵的同分異構(gòu)體所形成的分子晶體，相對分子質(zhì)量相同， 一般支鏈越多，分子之間的相互作用越弱，熔、沸點越低。6、原子晶體（1） 概念：相鄰原子間以 相互結(jié)合形成的具有 結(jié)構(gòu)的晶體，叫原子晶體，又稱共價晶體。（2） 典型的原子晶體 金剛石（在金剛石晶體中，每個碳原子被周圍 碳原子包圍，以共價鍵跟 碳原子形成，其C-C-C夾角為，其中的碳采取 雜化。其晶體中碳原子個數(shù)與C-C鍵數(shù)之比；二氧化硅（3） 原子晶體的物理性質(zhì)：熔點，硬度，導電，溶于一般溶劑。（4） 常見的原子晶體:a某些非金屬單質(zhì)如晶

35、體硼/）、晶體（）和晶體（）、等。b某些非金屬化合物，如金剛砂（）、（）、氮化硼（BN）、（）、氮化硅（）等。三、能力提升1. 下列不屬于SiO2晶體的是A. 鉆石B.水晶C.剛玉 D.瑪瑙2. 下列關(guān)于晶體的敘述不正確的是A.晶體有自范性B.晶體內(nèi)部質(zhì)點的排列高度有序C.晶體的某些物理性質(zhì)常會表現(xiàn)出各向異性D.粉末狀固體一定不是晶體3. 現(xiàn)已發(fā)現(xiàn)，只含鎂、鎳和碳三種元素的晶體竟然也具有超導性。鑒于這三種元素都 是常見元素，從而引起廣泛關(guān)注。該新型超導晶體的一個晶胞（碳原子用小。球，鎳原子用大。球，鎂原子用大齡球）。如右圖所示，則該晶胞的化學式為A.Mg CNi234.下列式子中，B.MgC

36、Ni C.MgCNi22D.MgCNi3能真實表示分子組成的是A.H2SO4 B.SiCC.SiO2D. C5. 某氧化鋁陶瓷晶體中含有A,B,C三種原子,其排列方式如圖所示，則晶體中A,B,C三種原子的個數(shù)比為:A.1:1:1B.1:2:4C.2:4:3D.2:4:1答案:1:1:1第六單元金屬晶體和離子晶體一、內(nèi)容標準1掌握金屬鍵的本質(zhì)“電子氣理論”2能用電子氣理論和金屬晶體的有關(guān)知識，解釋金屬的性質(zhì)。3能列具金屬晶體的基本堆積模型。4能說明離子鍵的形成，能根據(jù)離子化合物的結(jié)構(gòu)特征解釋其物理性質(zhì)。5掌握常見離子晶體的類型。6了解晶格能的應(yīng)用，知道晶格能的大小可以衡量離子晶體中離子鍵的強弱。

37、二、基礎(chǔ)知識練習1金屬鍵(1) 概念：金屬原子失去部分或全部外圍電子形成的 與存在著強烈的相互作用，叫金屬鍵。(2) “電子氣”理論及其應(yīng)用把金屬鍵描述為金屬原子脫落下來的 形成遍布整塊晶體的“電子氣”，被所共有，從而把所有的金屬原子維系在一起。(3) 金屬晶體的原子堆積模型二維空間模型：金屬原子在二維平面里放置有 和 兩種方式，配位數(shù)分別為 和。三維空間模型：a簡單立方堆積：相鄰 的原子核在 的堆積，只有金屬采用這種堆積方式，其空間利用率，配位數(shù)為b鉀型：非密置層的另一種堆積方式。配位數(shù)為，其空間的利用率比簡單立方堆 積，屬于鉀型的有堿金屬、鐵等。c鎂型和銅型：的原子按 型堆積方式堆積，配位

38、數(shù)均為。2離子鍵(1) 概念及表示方法：陰陽離子間通過靜電作用的化學鍵叫離子鍵。這里的靜電作 用是指靜電吸引和靜電排斥的平衡。表示方法:通常用電子式表示離子鍵的形成過程。如Na+Clf Na+Cl-(2) 影響離子鍵強弱的因素：a離子的電荷： 電荷越高，離子鍵越強。b離子的半徑：成鍵的陰陽離子的半徑和越小，離子鍵越強。 3離子晶體(1) 概念：由通過結(jié)合而成的晶體叫離子晶體。(2) 構(gòu)成離子晶體的微粒是(3) 常見的離子晶體：a大多數(shù)鹽。如NaCl、CsCl、NaCO等。b 強堿。如 NaOH、KOH、Ba(OH)等。2 3c大部分活潑金屬氧化物。如C；O、MgO、Na2O等。(4) 離子晶體

39、的物理性質(zhì)：a具有較高的熔沸點，難揮發(fā)。b硬而脆。離子晶體中，陰陽離子間有較強的離子鍵，因而晶體表現(xiàn)較高的硬度。 c離子晶體不導電，熔化或溶于水能導電。d大多數(shù)離子晶體易溶于極性溶劑（如水）中，難溶于非極性溶劑中。（5）常見離子晶體的空間結(jié)構(gòu):AB型離子晶體的空間結(jié)構(gòu):組成比為1：1的離子晶體稱為AB型離子晶體，它是離子晶體中最簡單的一類。 AB型離子晶體最常見的基本結(jié)構(gòu)有NaCl型、CsCl型和ZnS型。NaCl型：NaCl型離子晶體中，每個離子被6個帶相反電荷的離子包圍，陰離子和陽 離子的配位數(shù)都為6。常見的NaCl型離子晶體有堿金屬元素（銫除外）的鹵化物、銀 的鹵化物（碘化銀除外）、堿土

40、金屬元素（鈹除外）的氧化物、硫化物和硒化物的晶 體等。a _CsCl型：CsCl型離子晶體中，每個離子被 ：帶相反電荷的離子包圍，陰離子和 陽離子的配位數(shù)都為8。常見的CsCl型離子晶體有銫的鹵化物（氟化物除外）、TlCl 的晶體等。ZnS型：ZnS型離子晶體中，陰離子和陽離子的排列類似NaCl型，但相互穿插的 位置不同，使陰、陽離子的配位數(shù)不是6,而是4。常見的ZnS型離子晶體有硫化鋅、 碘化銀、氧化鈹?shù)木w等。CaF2型晶體結(jié)構(gòu)：Ca+的配位數(shù)為,F-的配位數(shù)為（6）影響離子晶體結(jié)構(gòu)的因素：離子晶體的結(jié)構(gòu)由離子的半徑比（幾何因素）、 電荷比（電荷因素）和鍵性因素（正負離子的相互極化程度）三

41、個因素決定。半徑比 決定結(jié)構(gòu)最容易理解，如果我們把離子晶體看作大離子（經(jīng)常是陰離子）堆積，小離 子（經(jīng)常是陽離子）填隙（填入堆積離子之間的空隙中），填隙的離子不能太小，也 不能太大，否則晶體就不會穩(wěn)定，會崩潰，可見正負離子的半徑一定需要在一個比例 范圍內(nèi)離子晶體才能穩(wěn)定存在。同樣，由于堆積離子形成的空隙經(jīng)常不止一種，如立 方面心堆積有兩種空隙一一八面體空隙（配位數(shù)為6）和四面體空隙（配位數(shù)為4）， 八面體空隙大，四面體空隙小，若填隙離子的半徑為堆積離子的半徑的0.40.7之間， 填隙離子可填入八面體空隙，若填隙離子的半徑為堆積離子的0.20.4之間，填隙離 子將填入四面體空隙。這正是NaCl和

42、ZnS兩種晶體不同的原因。電荷比不同，化學 式的通式就不同，晶體結(jié)構(gòu)自然就不會相同，例如，NaCl和CaCl ； ZnS和CaF晶體 結(jié)構(gòu)自然不同，而且，陽離子和陰離子的電荷比為1：1時，陽離子和陰離子的配位 數(shù)相等，而電荷比為1：2時，陽離子和陰離子的配位數(shù)不會相等，例如CaF中，鈣 離子的配位數(shù)為8而氟離子的配位數(shù)為24晶格能（又稱“點陣能”）：晶格能（U）是指氣態(tài)離子形成1摩離子晶體釋放的能量 或?qū)?摩離子晶體里的正負離子（克服晶體中的靜電引力）完全氣化而遠離所需要吸 收的能量（單位為kJmol-1）。表3-3給出了某些離子晶體的晶格能。從表中的數(shù)據(jù)可見，晶格能的大小與離子 晶體中離子電

43、荷、離子間核間距等因素有關(guān)。此外，晶格能也與離子晶體中離子的排 列方式（結(jié)構(gòu)類型）有關(guān)，（如CsCl與NaCl、CaO與Na O的結(jié)構(gòu)類型不同），將影 2響其晶格能的大小。下表某些離子晶體的晶格能以及晶體中的離子電荷、核間距晶體的熔點、硬度A3霎 離孑號體離手電荷最短禳間距/叩Lrw1MaBrL獺NalL323MgO2踣QCaO40SrOBaO2S6瞄仲/ki e&t1犀氏密獺3, 2了 86BD12, 57477177042.S3 7912 8S2& S3 40L14433 2232 430土 53 0541泌3, 3晶格能越大，表明離子晶體中的離子鍵越穩(wěn)定。一般而言，晶格能越高，離子晶 體

44、的熔點越高、硬度越大。晶格能大小還影響著離子晶體在水中的溶解度、溶解熱等 性質(zhì)。不過，需要提醒注意的是，離子晶體在水中的溶解度與溶解熱不但與晶體中離 子克服晶格能進入水中吸收的能量有關(guān)，還與進入水中的離子發(fā)生水化放出的能量 （水化熱）有關(guān)。三、能力提升 1.在常溫常壓下呈氣體的化合物，降溫使其固化得到晶體屬于A. 分子晶體 B.原子晶體C.離子晶體D.何種晶體無法判斷2. 下列說法錯誤的是A. 原子晶體中只存在非極性共價鍵B. 原子晶體的狀態(tài)變化，只需克服分子間作用力升C. 金屬晶體通常具有導電、導熱和良好的延展性。D. 離子晶體在熔化狀態(tài)下能導電。3. 下列關(guān)于晶體的說法一定正確的是A. 分

45、子晶體中都存在共價鍵B. CaTiO3晶體中每個Ti4+與12個O2-相緊鄰C. SiO2晶體中每個硅原子與兩個氧原子以共價鍵相結(jié)合D.金屬晶體的熔點都比分子晶體的熔點高:CaTiO3的晶體結(jié)構(gòu)模型（.圖中Ca* 02 口牝分別位于 立方體的體心.面芯和頂點）4. X是核外電子數(shù)最少的元素，Y是地殼中含量最豐富的元素，Z是地殼中含量僅次 于Y,W可以形成自然界中最硬的原子晶體。AWX4是沼氣的主要成分B.固體X2Y是分子晶體。C. ZW是原子晶體D.ZY2的水溶液俗稱水玻璃5. 下列說法正確的是A. 離子晶體中每個離子周圍均吸引著6個帶相反電荷的離子，B. 金屬導電的原因是在電場作用下，金屬產(chǎn)生自由電子，電子定向移動。C. 分子晶體的熔沸點低，常溫下都呈氣態(tài)或液態(tài)。D. 原子晶體中各相鄰原子都是以共價鍵相結(jié)合。