第二章化学键与物质性质(学案 3节).doc

（） 集各地最新资料精华 按“教材目录、知识体系”编排 第二章 化学键与物质的性质课时1 离子键、共价键一、离子键1. 离子键：_通过_作用而形成的化学键。2. 离子晶体的形成：离子键的特征是没有饱和性和方向性。因此以离子键结合的化合物在固态时倾向于形成_晶体，使每个离子周围尽可能多的排列带_电荷的离子，从而形成稳定结构。3. 构成离子晶体的粒子是_，粒子之间的相互作用是_，这些粒子在晶体中不能自由运动，所以离子晶体是_导电。但其在_或_时可以导电。4. 离子晶体的配位数是指距离最近的异性离子的数目。配位数的大小取决于该离子与异性离子的_，比值越大，该离子的配位数越_。3. 离子晶体中_单个分子，化学式仅表示离子的_。二、共价键的形成共价键的种类键键电子云的重叠方式按轴对称对称方向重叠按镜像方向重叠成键电子云是否改变不变改变成键电子s、p、sp、sp2、sp3、sp3d、sp3d2P电子特点_，可转动_，不可转动稳定性较_较_2. 共价键的三个参数(1)键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。键能越_，形成化学键放出的能量越多，说明化学键越_，越_被打断。(2)键长：形成共价键的两个原子之间的_距离。键长越短，往往键能越_，共价键越_。(3)键角：两个共价键之间的夹角。其中_和_决定共价键的稳定性，_和_决定分子的_。3. 共价键的饱和性和方向性(1)饱和性：共价分子中，每个原子形成共价键(共用电子对)的数目是一定的。(2)方向性：两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现机会_方向重叠成键，共价键就越牢固。4. 共价键的存在非金属单质：H2、X2、2等（稀有气体除外）共价化合物：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐三、两种典型离子晶体的分析1. NaCl晶体：晶胞中的1/8立方体中，Na+与Cl-分布于小立方体的面对角线上。同Na+( Cl-)最近的Cl-( Na+)有_个，即配位数是_；同Na+( Cl-)最近的Na+( Cl-)有_个。晶胞中的Na+、Cl-个数都是_个；如是晶胞中的1/8小立方体中，Na+与Cl-的数目都是_个。2. CsCl晶体：CS+(Cl-)分布于晶胞中的顶点(或体心)上。同Cs+( Cl-)最近的Cl-( Cs+)有_个，即配位数是_；同Cs+( Cl-)最近的Cs+( Cl-)有_个。2、物质中化学键的存在规律：（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2、Al2C3等（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。（3）在非金属单质中只有共价键：（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl例题 下表所列数据是在不同物质中氧氧之间的键长和键能的实测数据，其中a和b尚未测出，但根据一个较为可靠的原则可估计a、b、c、d的大小顺序为_，该原因则可简述为_。键长（pm）键能（kJ/mol）O22-149aO2-128bO2121c=494O2+112d=628分析 观察表中数据发现，O2与O2+的键能大者键长短，这符合“键长越短，键能越大”的规律。表中OO键之间键长由短到长的顺序为O2+O2O2cba。全解 键能由大到小的顺序为dcba 键长越短，键能越大解后思 根据题给信息，找出键长的变化规律，抓住键长与键能之间的联系。课时2 分子的空间构型一、杂化轨道理论1. 杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干_相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫_轨道。1个s轨道和1个p轨道杂化形成_个sp轨道；1个s轨道和2个p轨道杂化形成_个sp2轨道；1个s轨道和3个p轨道杂化形成_个sp3轨道。2. 杂化轨道数=_数 + _数3. 杂化轨道的形状2个sp杂化轨道呈_型，3个sp2杂化轨道呈_，4个sp3杂化轨道呈_型，5个sp3d杂化轨道呈三棱双锥型，6个sp3d2杂化轨道呈正八面体型。二、等电子原理1. _相同、_相同的分子具有相似的化学键特征和许多相似的化学性质，这个规律就叫等电子原理。2. 原子总数相同、价电子总数相同的分子互称为等电子体。如：CO和N2，CH4和NH4。一般认为等电子体具有相同的空间构型，可用于推断空间结构。常见的几组：(1). 二原子10电子：N2、CO、C22-(如CaC2)、CN-。(2). 三原子16电子：CO2、N3-、SCN-、BeCl2等都是直线型结构。(3). 三原子18电子：O3、NO2-、SO2，它们都是V型结构等。三、配合物理论1. 配位键：一种原子提供孤对电子，另一种原子提供空轨道而形成的共价键。是共价键的一种。2. 配合物：配位化合物，简称配合物，通常是由中心离子（或原子） 与配位体(某些分子或阴离子) 以配位键的形式结合而成的复杂离子或分子。内界(配离子)中心原子配位原子配位体配位数外界离子Cu ( NH3 )42+ SO4 2-要求：(1)中心离子或原子，必须有空轨道。主要是一些过渡金属，如铁、钴、镍、铜、银、金、铂等金属元素的离子；或是达到该元素高化合价的非金属元素，如NaBF4 中的B()、K2SiF6中的Si()和NH4PF6中的P()；或是不带电荷的中性原子，如Ni(CO)4、 Fe(CO)5中的Ni、Fe都是中性原子，(2)配位体和配位原子，配位原子必须有孤对电子。Cu(NH3)4SO4中，NH3是配位体，N为配位原子，有一对孤对电子。(3)单齿配位体(一个配位体中只有一个配位原子)含氮配位体 NH3 、NCS-；含硫配位体SCN- ；含卤素配位体 F-、Cl-、Br-、I-； 含碳配位体CN-,CO；含氧配位体H2O、OH-，羧酸，醇，醚等。(4)多齿配位体(有两个或两个以上的配位原子) 乙二胺 NH2一CH2一CH2一NH2 简写为en，乙二胺四乙酸根（EDTA）等。(5)配位数：与中心离子直接以配位键结合的配位原子个数。如AlF63- 配位数6 、 Cu(NH3)4SO4 配位数4 ， Co(NH3)2(en)2(NO3)3 配位数6 (6)中心离子的电荷高，对配位体的吸引力较强，有利于形成配位数较高的配合物；中心离子半径越大，其周围可容纳配体就越多，配位数越大。(7)形成配合物时性质的改变a.颜色的改变，如Fe3+ + nSCN- = Fe(SCN)n(n-3)-b.溶解度的改变，如：AgCl + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl-Au + HNO3 + 4HCl HAuCl4 + NO + 2H2O 3Pt + 4HNO3 + 18HCl 3H2PtCl6 + 4NO + 8H2O 注意：明矾KAl(SO4)212H2O、铬钾矾KCr(SO4)212H2O的晶体和水溶液都不含复杂离子，是复盐。例1 有关甲醛分子中的化学键描述不正确的是 ( )AC采用sp杂化方式 BC采用sp2杂化方式CC有两个未杂化的2p轨道形成键 DC形成两个sp2-s 键 分析 HCHO的中心原子C的轨道杂化数=3+0=3，所以杂化方式是sp2，轨道形状为平面三角形；分别与H的s轨道和O的一个p轨道形成三个键，同时又与O的一个p轨道形成一个键，形成的分子仍为平面三角形。全解 AC解后思 重点要知道 “轨道杂化数=键合原子数 + 孤对电子数”。例2 ClO、ClO2、ClO3、ClO4中氯原子都是以sp3杂化轨道与氧成键的，则这些离子的立体结构分别是：ClO是_形，ClO2是_形，ClO3是_形，ClO4是_形。分析 四种离子都可以考虑是以Cl为中心的离子(第一个以O为中心也对)，Cl和O之间的共用电子对都是由Cl提供，此时Cl都达到4对电子对。所以四种离子中Cl的杂化轨道数 = 键合原子数 + 孤对电子数 = 4，杂化方式都是sp3，轨道形状都是正四面体型；但由于健合原子的数目不同，粒子的构型各不相同。全解 直线型 V型(或平面三角形) 三角锥型 正四面体型 解后思 对于SO2、SO3、NO3、SO42、PO43等粒子中，中心原子与氧所形成的共用电子对都可以考虑是由中心原子提供，考虑离子得失电子和共用电子对后的所有电子都必须成对，再根据“轨道杂化数=键合原子数 + 孤对电子数”，分析轨道杂化情况，来分析分子的结构。课时3 化学键与物质的性质一、原子晶体1. 共价键：通过_而形成比较强的化学键，分为极性键、非极性键等。原子半径和越小，键长一般越_，键能越_。2. 原子晶体：原子之间都以_结合形成的_结构的晶体。构成粒子：_；晶体粒子间的作用：_；由于都是_，所以原子晶体的熔点和沸点都_，硬度_，_导电。3. 常见的原子晶体有：(1)某些单质，如金刚石、硅(Si)、硼(B)和锗(Ge)等；(2)某些化合物，如二氧化硅SiO2)、碳化硅(SiC)、氮化硼(BN)等。4. 在金刚石晶体中，任一碳原子以4个sp3杂化轨道形成_型的轨道构型，所以与其相连的4个碳原子相连形成_型的结构，键角是_。晶体硅、二氧化硅、碳化硅的结构与金刚石相似。两种元素形成的晶体的化学式仅表示_。5原子晶体的物理性质熔、沸点_，硬度_；原子半径和越小，键长越_，键能越_，原子晶体的熔、沸点、硬度就越_。_一般的溶剂；_导电。二、金属键1. 电子气理论：该理论认为金属原子脱落下来的_形成遍布整块晶体的“_”，被所有原子共用，从而把所有的金属原子维系在一起。2. 金属键：_与_之间的作用。强弱取决于_的大小和_多少。_越多，_越小，金属键越强。3. 在金属晶体中，金属离子以_相互结合。构成粒子是_和_。金属晶体熔点、沸点、硬度的大小主要看金属键的强弱，金属键越强，金属晶体的熔点、沸点、硬度就越_。如熔点：Na_Mg_Al；LI_Na_K_Rb_Cs。三、金属的通性1. 由于金属晶体中存在大量的自由电子和金属离子(或原子)排列很紧密，使金属具有很多共同的性质。(1) 状态：通常情况下，除_外都是固体。(2) 金属光泽：多数金属具有光泽。但除Mg、Al、 Cu、Au在粉末状态有光泽外，其他金属在块状时才表现出来。 (3) 易导电、导热：由于金属晶体中_的运动，使金属易导电、导热。(4) 延展性(5) 熔点及硬度：由金属晶体中金属离子跟自由电子间的作用强弱决定。(6) 金属除有共同的物理性质外，还具有各自的特性： 颜色：绝大多数金属都是_色，有少数金属具有颜色。如：Au呈金黄色，Cu呈紫红色，Cs为银白略带金色。 密度：与原子半径、原子相对质量、晶体质点排列的紧密程度有关。最重的为锇(Os)，铂(Pt)，最轻的为_。 熔点：最高的为_，最低的为_。 硬度：最硬的金属为_，最软的金属为铯(Cs)，可用小刀切割。 导电性：导电性能强的为银(Ag)，金(Au)，铜 (Cu)等，导电性能差的为汞(Hg)。 延展性：延展性最好的为金(Au)，铝(Al)。四合金两种和两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质，叫做合金，合金属于混合物，对应的固体为金属晶体。合金的特点 仍保留金属的_，但_改变很大；_比各成份金属的都低； 强度、硬度比成分金属_； 有的抗腐蚀能力强； 导电性比成分金属_。化学键类型离子键共价键金属键定义阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键原子之间通过共用电子对而形成的化学键金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键特点无方向性和饱合性有方向性和饱合性无方向性和饱合性成键微粒阴、阳离子非金属原子之间金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件电负性相差较大的活泼金属元素的阳离子和活泼非金属元素的阴离子不易得失电子的非金属原子之间共用电子对金属阳离子和自由电子影响因素离子带电荷的多少、离子半径大小键长、键能金属阳离子半径、自由电子数目实例NaCl、MgOHClFe、Mg例1.下列关于金属的叙述中，不正确的是（ ） A、金属键是金属阳离子和自由电子这两种带异性电荷的微粒间的强烈相互作用，其实质也是一种静电作用。B、金属键可以看作是许多原子共用许多电子所形成的强烈的相互作用，所以与共价键类似也有方向性和饱和性。C、金属键是带异性电荷的金属阳离子和自由电子间的相互作