新课标高中化学选修3教案

新课标高中化学选修3教案第一章原子结构与性质一.原子结构原子的诞生:现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的开展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反响，分期分批地合成其他元素。宇宙的年龄至今有140亿年了,但H仍然是宇宙中最丰富的元素.地球上的元素绝大多数是金属,非金属(包括稀有气体)仅22种〖复习〗核外电子排布的一般规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？1、能层与能级我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异,可以将核外电子分为不同的能层,由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能层一二三四五六七……符号……容纳最多电子数28183250……即每层所容纳的最多电子数是：但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能

层(n)一二三四五六七符

号KLMNOPQ能

级(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s………最

多电子数22626102610142………281832……2n2注意:(1)每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……(2)任一能层的能级数=该能层序数(3)s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍(4)不同能级的能量关系:①能层相同时:②不同能层,能级符号相同时,例1.比较以下多电子原子的能级的能量上下①2s3s②2s3d③3p3s④4f6f⑤3d4s例2、以下符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：〔1〕EKENELEM，〔2〕E3SE2SE4SE1S，〔3〕E3SE3dE2PE4f。2、构造原理及应用(1)、构造原理:随着原子的递增,绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循以下的排布顺序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……如图(2)应用:①电子排布式：例1根据构造原理写出以下原子或离子的核外电子排布式O;Ca;S2-;Fe;Fe2+;Al3+;17Cl〔氯〕;21Sc(钪);35Br-_;29Cu:;24Cr:电子排布遵守构造原理,但有例外②简化电子排布式例K:【Ar】4s1如NaFe练习:写出以下元素原子的简化电子排布式O;Si;Fe;Br;38Sr;52Ti;25Mn;③外围(价电子)电子排布式例:写出以下元素原子的外围电子排布式Cl:;Fe:;P:;K;Al:;Si:;S:;29Cu:;24Cr:[练习]1.根据要求完成填空:写出具有以下电子排布的微粒的核电荷数,元素符号及原子结构示意图A原子1s22s22p5..B-1s22s22p63s23p6..C原子[He]2s22P3..(2)外围电子排布为3d54s2的原子,其原子结构示意图为,其最高价为2、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。

〔1〕A元素的元素符号是，A元素原子核外电子排布式为B元素原子外围电子排布式为,B元素原子的原子结构示意图为_________〔2〕A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是________。4、A、B、C、D均为主族元素，A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。那么〔1〕A元素在周期表中的位置是，B元素原子的简化电子排布式为的原子序数为；〔2〕写出C和D的单质发生反响的化学方程式。3、电子云和原子轨道：(1)电子运动的特点：①质量极小②运动空间极小③极高速运动。因此，电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。(2)原子轨道:①定义：常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，这种电子云轮廓图成为原子轨道。②原子轨道的形状及原子轨道数目S能级的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。ns能级各有个原子轨道P能级的原子轨道是纺锤形的，nP能级各有轨道，它们互相垂直，能量相同,分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。d能级的原子轨道是梅花形的，nd能级各有轨道，能量相同,f能级的原子轨道形状更复杂，nf能级各有轨道，能量相同, (2)泡利原理和洪特规那么泡利原理:一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，用箭头“↑↓”来表示。洪特规那么:当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，(3)电子轨道表示式:练习:书写以下各原子的价电子轨道表达式N;S;K;Fe;25Mn;练习:写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理?洪特规那么的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。练习：1、用轨道表示式表示以下原子的价电子排布。(1)N(2)Cl(3)O(4)Mg2、以以下出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规那么。↑↑↑↑↑↑↑↑↓↑↑↑↑↑↑↑↑↑↓违反泡利不相容原理的有，违反洪特规那么的有。3、以下原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。↑↑↑↑(1)↑↑↑↑2s2p2s2p(2)钠原子：A．3s1B．3p1(3)铬原子：A．3d54s1B．3d44s24、以下元素原子的电子排布式各违背了哪一规律?①6C1s22s22p2x②21Sc1s22s22p63s23p63d3③24Ti1s22s22p63s23p10④29Cu1s22s22p63s23p6小结:1.核外电子排布遵从三个规那么①能量最低原理,即构造原理②泡利原理:一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反③洪特规那么:当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，④洪特规那么的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。2.各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能

层(n)一二三四五六七符

号能

级(l)………每个能级的轨道数最多容纳电子数……………2n23.核外电子排布的表示方法总结(以Na为例)①原子结构示意图②电子排布式③简化电子排布式④外围电子排布式⑤轨道表示式4.电子排布的特殊性:Cr,Cu二.原子结构与元素周期表课前复习：1、元素周期表中的周期是指；元素周期表中的族是指2、，叫做元素周期律，在化学〔必修2〕中元素周期律主要表达在、、、等的周期性变化。3.写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的电子排布式和简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。碱金属周期基态原子的电子排布式和简化电子排布式0族周期基态原子的电子排布式和简化电子排布式锂二1s22s1或[He]2s1氦钠氖钾氩铷氪銫氙〔一〕、原子结构与周期表1、元素周期系：(1)元素周期系的形成:随着元素原子的递增,每到出现,就开始建立一个新的,随后最外层上的电子逐渐增多,最后到达个电子,出现,然后又开始由到,如此循环往复形成元素周期系.可见元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生的重复.2、核外电子排布与周期的划分根据构造原理,将能量相近的能级分为一组,按能量由低到高可分为七个能级组,同一能级组内,各能级能量相差较小,各能级组之间能量相差较大①每一能级组对应一个周期②周期.能级组.元素数目的对应关系周期对应能级组对应能级组电子最大容量周期中所含元素的数目一1s2二2s.2p8三3s.3p四五六七3.核外电子排布与族的划分:族的划分依据是原子的价层电子排布族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0族价电子排布最高正价过渡元素的价电子排布族ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB价电子排布3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d6∽84s23d104s13d104s2最高正价=族数=族数=族数=族数=族数<族数>族数=族数(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同,价电子全部排布在ns或nsnp轨道上,价电子数与族相同(2)稀有气体的价电子排布为1s2或(3)过渡元素同一纵行原子的价层电子排布根本相同,价电子排布为(n―1)d1―10ns1―2ⅢB∽ⅦB族的价电子数与族序数相同,4.元素周期表的分区按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。元素的分区和族

(1)s区:,最后的电子填在上,包括,属于活泼金属,为碱金属和碱土金属;

(2)p区:,最后的电子填在上,包括族元素,为非金属和少数金属;

(3)d区:,最后的电子填在上,包括族元素,为过渡金属;

(4)ds区:,(n-1)d全充满,最后的电子填在上,包括,过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);

(5)f区:,包括元素,称为内过渡元素或内过渡系.总结:1.周期表分区分区元素分布外围电子排布价电子数与族的关系元素性质特点s区ⅠA.ⅡAns1∽2价电子数等于族序数除H外都是活泼金属p区ⅢA∽ⅦA和0族价电子总数等于主族序数(0族除外)最外层电子参与反响d区ⅢB∽ⅧⅢB∽ⅦB价电子总数等于副族序数d轨道也不同程度的参与化学键的形成ds区ⅠB∽ⅡB价电子总数等于所在的列序数；金属元素f区镧系和锕系镧系元素化学性质相近;锕系元素化学性质相近;2.区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。3.周期数=最大能层数〔钯除外〕46Pd[Kr]4d10,最大能层数是4，但却在第五周期。外围电子总数决定排在哪一族如：29Cu3d104s1，10+1=11尾数是1所以是IB。【练习】1、外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是(

)A、第四周期ⅦB族B、第五周期ⅢB族C、

第六周期ⅦB族D、

第六周期ⅢB族2、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的选项是()A、 在化合物中呈+2价B、单质使水分解、放出氢气C、 氢氧化物呈两性D、碳酸盐难溶于水3.某元素的原子序数为29,试问:(1)该元素原子的电子排布式为,外围电子构型是.(2)该元素原子有个电子层,有个能级,有个轨道(3)它在周期表中的位置是,属于区,有个未成对电子.完成下表空白处原子序数电子排布式在周期表中的位置是金属还是非金属最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性气态氢化物的化学式151s22s22p63s23p4第二周期VA族4.具有如下电子层结构的原子,其相应元素一定属于同一主族的是A.3p能级上有2个未成对电子的原子和4p能级上有2个未成对电子的原子B.3p能级上只有1个空轨道的原子和4p能级上只有1个空轨道的原子C.最高能层电子排布为1s2的原子和最高能层电子排布为4s2的原子D.最高能层电子排布为1s2的原子和最高能层电子排布为2s22p6的原子5.以下各组原子中,彼此化学性质一定相似的是A.原子核外电子排布式为1s2的X原子和原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子B.原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子C.2p轨道上有一个未成队的电子的X原子与3p轨道上有一个未成队的电子的Y原子D.最外层都只有一个电子的X.Y原子6.以下为周期表的一局部,其中的编号代表对应的元素,请答复以下问题:(1)表中属于d区的元素是(填编号)(2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子名称为(3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn+1,该元素原子的核外电子层电子的孤对电子对数为;该元素与元素①形成的分子X的空间购型为(4)某些不同族元素的性质也有一定的相似性,如表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质.请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反响的化学方程式(二).原子结构与元素的性质1.元素周期律①原子半径〖探究〗观察以下图表分析总结：同周期主族元素从左到右，原子半径依次减小;同主族元素从上到下，原子半径依次增大电离能1.电离能的定义、第一电离能I1：态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越。同一元素的第二电离能第一电离能。解释:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。2、第一电离能的意义:衡量元素的原子失去一个电子的难易程度,第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。3、元素第一电离能的变化规律同周期,从左往右，第一电离能呈增大的趋势,但有反常同一族,从上到下，第一电离能逐渐减小解释:1.同主族,同周期元素原子的第一电离变化规律2.为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？答:Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？3、电离能的应用:(1)确定元素核外电子的排布(2)确定元素在化合物中的化合价(3)判断元素的金属性和非金属性强弱例1:阅读分析表格数据：NaMgAl各级电离能(KJ/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293思考:为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？答:Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。电离能变化规律【练习】1、以下各组微粒按半径逐渐增大，复原性逐渐增强的顺序排列的是A．Na、K、RbB．F、Cl、BrC．Mg2+、Al2+、Zn2+D．Cl-、Br-、I-2、失去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图是周期表中短周期的一局部，其中第一电离能最小的元素是3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是(

)A

ns2np3B

ns2np5C

ns2np4D

ns〔1〕每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束〔2〕f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素〔3〕铝的第一电离能大于K的第一电离能〔4〕B电负性和Si相近〔5〕在200C1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能量，〔6〕气态O原子的电子排布为：↑↓↑↓↑↓↑↓，测得电离出1mol电子的能量约为1300KJ，那么其第一电离能约为1300KJ/mol〔7〕半径：K+>Cl-〔8〕酸性HClO>H2SO4，碱性：NaOH>Mg(OH)2〔9〕第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，那么第五周期有2*52=50种元素〔10〕元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数2、下表是钠和镁的第一、二、三电离能〔KJ·mol－1〕。元素I1I2I3Na49645626912Mg73814517733请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？为什么镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3+？电负性1.键合电子和电负性的含义(1)、元素相互化合时,原子中用于形成叫键合电子；(2)、用来描述不同元素的原子对吸引力的大小.电负性越大的原子,对的吸引力电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。2.标准:以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准,得出各元素的电负性,金属的电负性一般小于1.8，的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”那么在1.8左右，他们既有性又有性。3.变化规律同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，说明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，说明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。说明:同一元素的不同价态有不同的电负性如Fe2+和Fe3+的电负性分别为1.83和1.96解释1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。解释2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，说明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，说明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。4.应用:(1)判断金属性和非金属性强弱例:根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？(2)判断化学键的类型一般认为:如果两种成键元素原子之间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键;如果两种成键元素原子之间的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键;(3)解释对角线规那么:某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近,性质相似，被称为对角线原那么请查阅电负性表给出相应的解释？[思考1]在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规那么”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，例:查表说明NaH中H元素的化合价练习、根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。【练习】1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度以下关于电负性的变化规律正确的选项是A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强2、X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，以下说法错误的选项是()A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B、第一电离能可能Y小于XC、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX3、根据对角线规那么，以下物质的性质具有相似性的是〔〕A、硼和硅B、铝和铁C、铍和铝D、铜和金【课后作业】1、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知〔〕A．x的原子半径大于y的原子半径B．x的电负性大于y的电负性C．x的氧化性大于y的氧化性D．x的第一电离能大于y的第一电离能2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是〔〕A．Na>K>RbB．N>P>AsC．O>S>ClD．Si>P>Cl3、对Na、Mg、Al的有关性质的表达正确的选项是〔〕A．碱性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3B．第一电离能：Na<Mg<AlC．电负性：Na>Mg>AlD．复原性：Na>Mg>Al第二章分子结构一.共价键HCl的形成过程前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？例：H2的形成δ键：〔以“头碰头”重叠形式〕原子轨道发生了最大程度重叠,键能大,不易断裂a、特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键的图形不变，轴对称图形。b、种类：S-Sδ键S-Pδ键P-Pδ键P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键π键(肩并肩重叠)特征：是原子轨道沿着键轴肩并肩重叠而成的,重叠程度较小,其键能低于δ键,稳定性较差;(含有的物质化学性质活泼,容易发生化学反响,例如乙烯比乙烷活泼)每个π键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。形成π键的两原子不能自由旋转,否那么π键将破坏δ键和π键比较δ键π键：重叠方式头碰头肩并肩键的强度δ键强度大不易断裂π键的强度较小,容易断裂(解释乙烯比乙烷活泼的原因成键电子S-SS-PP-PP-Pδ键成单键π键成双键、叁键〔双键中含有一个δ键和一个π键，叁键中含有一个δ键和两个π键〕例1.在以下分子中:①HF②H20③N2④CO2⑤H2⑥H2O2⑦Br2⑧HCN分子中只有δ键的是,分子中含有π键的是,分子中所以原子都满足最外层8电子结构的是,分子中含有由两个原子的s轨道重叠形成δ键的是,分子中含有由一个原子的s轨道与另一个原子的p轨道重叠形成δ键的是,分子中含有由一个原子的p轨道与另一个原子的p轨道重叠形成δ键的是.４．共价键的特征:饱和性、方向性(1)形成共价键的条件:①成键的两原子必须有成单电子,且自旋方向相反;②原子轨道的最大重叠(２)共价键的饱和性:一个原子有几个未成对电子,便可和几个自旋方向相反的电子配对成键或者说一个成单电子与另一个单电子配对成键后,就不能再同第三个电子配对了,这就是共价键的饱和性.所以不能形成H3.H2Cl.Cl3等分子,共价键的饱和性决定了分子的组成(３)共价键的方向性：原子轨道必须是最大重叠.除了S-S轨道可以在任何方向最大重叠,其他原子轨道只能沿着轨道伸展方向进行最大重叠成键.电轨道都有一定的形状,所以要取得最大重叠,共价键必然有方向性.共价键的方向性决定了分子的形状注意:共价键都有方向性,但H―H中的共价键无方向性例如:CH4分子式表达了共价键的饱和性,键角109。28表达了共价键的方向性指出以下分子的键角:CO2.H2O.NH3.SO3[练习]1．以下关于化学键的说法不正确的选项是A．化学键是一种作用力B．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力C．化学键存在于分子内部D．化学键存在于分子之间2．对δ键的认识不正确的选项是A．δ键不属于共价键，是另一种化学键B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同C．分子中含有共价键，那么至少含有一个δ键D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同3．以下物质中，属于共价化合物的是A．I2B．BaCl2C．H2SO4D．4．以下化合物中，属于离子化合物的是A．KNO3B．BeCl2C．KO2D．H2O小结:表示共价键的化学用语①电子式②结构式③路易斯结构式练习1．写出以下物质的电子式。H2、N2、HCl、H2O练习2．．用电子式表示以下化合物的形成过程HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2二.键参数１、键能①概念：气态基态原子形成１mol化学键所释放出的最低能量。单位：kＪ／mol②意义:衡量共价键稳定性的重要参数,键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定,越不易断裂２、键长①概念：形成共价键的两原子间的核间距.单位：１pm〔１pm＝10-12m②意义:衡量共价键稳定性的另一个重要参数,键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定例如:稳定性:HF>HCl>HBr>HI反常:F―F键长短,而键能小易反响的原因的解释3、键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。例如：CO2结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０°，为直线形分子。H2O键角１０５°Ｖ形CH4键角１０９°２８′正四面体［小结］键能、键长、键角是共价键的三个参数键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型三、反响热与键能1.化学反响的实质:反响物中旧键的断裂和生成物中新键的生成.断键─吸收能量成键─放出能量2.化学键与化学反响中能量变化的关系吸热反响:E(断)>E(成);放热反响:E(断)>E(成).3.反响热与键能的关系:⊿H=反响物的总键能―生成物的总键能例:某些化学键的键能如下表所示(kJ•mol-)计算以下反响中的能量变化：化学键H―HBr―BrI―ICl―ClH―IH―BrH―Cl键能(kJmol-1)436193151243299356431(1)1molH2在2molCl2中燃烧,放出的热量为kJ(2)在一定条件下,1molH2与足量的Cl2.Br2.I2分别反响,放出的热量由多到少的是(3)预测1molH2在足量的F2中燃烧比在足量Cl2中燃烧放热(填多或少)四、等电子原理１、等电子体：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。如：CO和N2，CH4和NH4+;CO2和N2O和N3—;CO32—与NO3—２、等电子体性质相似例1.等电子体的结构相似,物理性质相近成为等电子原理.下面为局部元素等电子体分类.空间构型表等电子体类型代表物质空间构型二原子10电子等电子体CO.N2，NO+.C22-.CN-二原子14电子等电子体F2.O22-三原子16电子等电子体CO2.CS2.N2O.NO2+.N3—;BeCl2四原子24电子等电子体SO3.CO32—.NO3—.BF3.BO33-平面三角形四原子26电子等电子体SO32—三角锥型五原子32电子等电子体CCl4.SO42-.PO33-.SiF4.四面体型六原子40电子等电子体PCl5三角双锥型七原子48电子等电子体SF6八面题型试答复:(1)下面物质分子或离子的空间构型:BrO3—CO32—;ClO4—;(2)由第一.二周期元素组成,与F2互为等电子体的离子有［练习］1、以下说法中，错误的选项是Ａ．键长越长，化学键越牢固Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键2、能够用键能解释的是Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反响Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发3、与NO3-互为等电子体的是Ａ．SO3Ｂ．BF3Ｃ．CH4Ｄ．NO24、根据等电子原理，以下分子或离子与SO42-有相似结构的是A．PCl5B．CCl4C．NF3D．第二节分子的立体结构一.形形色色的分子(1)三原子分子的空间构型化学式电子式结构式键角立体结构CO2H2O(2)四原子分子的空间构型CH2ONH3(3)五原子分子的空间构型CH4根据CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的电子式、结构式,分析空间结构不同的原因。二.价层电子对互斥模型〔VSEPRmodels〕1．价电子对：中心原子的成键电子对和未成键电子对,统称为价电子对.其中未成键电子对又称孤电子对.2.价层电子对互斥理论在ABn型分子或离子中,中心原子A周围所配置的原子B的几何构型,主要取决于中心原子的价电子层中各电子对间的相互排斥.这些电子对在中心原子周围按尽可能互相远离的位置排布,以使彼此间的排斥能最小3.价层电子对互斥模型对分子结构的解释:(1)中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子,最外层的4个电子全部形成共用电子对.它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：ABn立体结构范例n=2直线型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面体型CH4(2)中心原子上有孤对电子〔未用于形成共价键的电子对〕的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，对其他成键电子对存在排斥力，影响其分子的空间结构。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。化学式中心原子含有孤对电子对数中心原子结合的原子数空间构型H2S22V形NH2-22V形NH313三角锥型。BF303正三角形CHCl304四面体SiF404正四面体4.确定中心原子价层的电子对数①电子对数当出现单电子时,单电子算做一对②作为配位体,H提供1个电子,Cl提供1个电子③氧族元素原子作配位原子时,不提供电子,但氧族元素原子作中心原子时,价电子数为6④负离子的价电子数=中心原子价电子数+所带负电荷数正离子的价电子数=中心原子价电子数―所带正电荷数例如:NO3-中N的电子对数=(5+1)=3NO2-中N的电子对数=(5―1)=2NH4+中N的电子对数=(5+4―1)=45.价层电子对的空间构型与价层电子对的数目的关系价层电子对数目23456价层电子对的空间构型直线型平面三角形正四面体三角双锥形正八面体6.确定成键电子对和孤对电子的数目,并以此确定中心原子价电子构型和分子的空间构型如CO2:C的价层电子对数NH3:N的价层电子对数7.如果在ABn分子中,A与B之间通过两对或三对电子(双键或三键)结合而成的,那么价层电子对互斥理论仍适用,这时可把双键或三键作为一个电子对来看待.例如:(CN)2分子:N≡C―C≡N;CH2OC2H2,C2H4C2例1、用价层电子对互斥模型推测以下分子或离子的空间构型。BeCl2；SCl2；SO32-；SF6CS2;NH2-;CHCl3;BF3;PH3H3O+;HCN;SO2;SO3;CO32-;SO42-;NO3-;OF2;H2S;[练习]：1、以下物质中，分子的立体结构与水分子相似的是A、CO2B、H2SC、PCl3D、SiCl42、以下分子的立体结构，其中属于直线型分子的是A、H2OB、CO2C、C2H2D、P3.写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式,并指出它们分子中的键角分别是多少？①直线形②平面三角形③三角锥形④正四面体4、以下分子中，各原子均处于同一平面上的是A、NH3B、CCl4C、H2OD、CH25、以下分子的结构中，原子的最外层电子不都满足8电子稳定结构的是A、CO2B、PCl3C、CCl4D、NO6、以下分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是A、XeO4B、BeCl2C、CH4D、PCl7、为了解释和预测分子的空间构型，科学家在归纳了许多的分子空间构型的根底上，提出了一种十分简单的理论模型——价层电子对互斥模型。这种模型把分子分成两类：一类是；另一类是。BF3和NF3都是四个原子的分子，BF3的中心原子是，NF3的中心原子是；BF3分子的立体构型是平面三角形，而NF3分子的立体构型是三角锥形的原因是。三、杂化轨道理论问题:碳的价电子构型是什么样的？甲烷的分子模型说明是空间正四面体，分子中的C—H键是等同的，键角是109°28′。说明什么？答案:说明碳原子具有四个完全相同的轨道与四个氢原子的电子云重叠成键。碳原子的价电子构型2s22p2，是由一个2s轨道和三个2p轨道组成的，为什么有这四个相同的轨道呢？为了解释这个构型Pauling提出了杂化轨道理论。1.杂化轨道的根本要点:(1)在形成分子时,由于原子间的相互影响,中心原子的假设干能量相近的不同类型的原子轨道混合起来,重新组合成一系列数目相等的新的原子轨道，这个轨道重新组合的过程叫做轨道的杂化，杂化后产生的新轨道叫杂化轨道。(2)杂化轨道的数目与组成的杂化轨道的各原子轨道的数目相等(3)杂化轨道分为等性杂化和不等性杂化甲烷分子的轨道是如何形成的呢？形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2杂化和sp杂化，sp2杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。2.杂化轨道的常见类型SP3杂化:一个轨道和个轨道间的杂化.杂化轨道间的夹角为109°28′,呈正四面体构型。SP2杂化:一个轨道和个轨道间的杂化.杂化轨道间的夹角为120°,呈平面三角形，SP杂化:一个轨道和个轨道间的杂化.杂化轨道间的夹角为180°,呈直线型3.杂化轨道形成的化学键全部是δ键4.分子的构型与杂化类型的关系(1)当杂化轨道全部用于形成δ键时(等性杂化)杂化类型轨道的夹角杂化轨道示意图实例BeCl2BF3HCHOClO4-SO3NH4+CH4分子结构示意图分子结构(2)当杂化轨道中有未参与成键的孤对电子时(不等性杂化)由于孤对电子参与互相排斥,会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别.如水分子中氧原子的SP3杂化轨道有2个是由孤对电子占据的,其分子不呈正四面体构型,而呈V型,氨分子中N原子的SP3杂化轨道有一个是由孤对电子占据的,其分子不呈正四面体构型,而呈三角锥型.杂化类型轨道的夹角杂化轨道示意图实例H2OOF2ClO3-PCl3SO32-NH3SO2分子结构示意图分子结构例题1.应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。化学式中心原子价层电子对数杂化轨道类型杂化轨道数分子结构CH4CO2BF3CH2OC2H2[讨论]：怎样判断有几个轨道参与了杂化？〔提示：原子个数〕[结论]：中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数。[小结]：HCN中C原子以sp杂化，CH2O中C原子以sp2杂化；HCN中含有2个σ键和2π键；CH2O中含有3σ键和1个π键5.路易斯结构式路易斯结构式是用表示键合电子,表示未键合的价电子的结构式.例如:HCNCH2O练习：1、以下分子中心原子是sp2杂化的是A、PBr3B、CH4C、BF3D、2、关于原子轨道的说法正确的选项是A、但凡中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体B、CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的C、sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道D、凡AB3型的共价化合物，其中中心原子A均采用sp3杂化轨道成键3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，以下说法不正确的选项是A、C原子的四个杂化轨道的能量一样B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据4、以下对sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的选项是A、sp杂化轨道的夹角最大B、sp2杂化轨道的夹角最大C、sp3杂化轨道的夹角最大D、sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角相等5、乙烯分子中含有4个C—H和1个C=C双键，6个原子在同一平面上。以下关于乙烯分子的成键情况分析正确的选项是A、每个C原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道B、每个C原子的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道C、每个C原子的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道D、每个C原子的3个价电子占据3个杂化轨道，1个价电子占据1个2p轨道6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO4-中Cl都是以sp3杂化轨道与O原子成键的，试推测以下微粒的立体结构微粒ClO-ClO2-ClO3-ClO4-立体结构四.配合物理论配位键、配位化合物的概念1、配位键⑴概念:共用电子对由一个原子单方向提供应另一原子共用所形成的共价键。配位键是一种特殊的共价键⑵表示:AB电子对给予体电子对接受体⑶条件：其中一个原子必须提供孤对电子,另一原子必须有空轨道。例如:含有配位键的离子或分子举例：H2O+H+=H3O+NH3+H+=NH4+2.配合物:金属离子或金属原子与某些分子或离子以配位键结合而形成的化合物.配合物形成条件:(1)中心原子或离子必须有空轨道.如Fe3+.Fe2+.Cu2+.Zn2+.Ag+.Co2+.Ni2+.可做中心原子,水合铜离子Cu(H2O)42_(2)配体是含有孤对电子的阴离子或分子.如H2O.NH3.F-.Cl-.Br-.I-.CN-.SCN-.CO等可作为配位体3.配合物的组成硫酸四氨合铜配合物中内界以配位键结合,很牢固,难以在溶液中电离,而内界和外界之间以离子键结合,在溶液中是完全电离的.(1)中心离子:配合物的中心离子一般都是带正电荷的阳离子,过渡金属离子最常见,但也有电中性的原子或阴离子如Fe3+.Fe2+.Cu2+.Zn2+.Ag+.Co2+.Ni2+.(2)配位体:配位体可以是阴离子如X-(F-.Cl-.Br-.I-).OH-.CN-.SCN-.RCOO-.C2O42-.PO42-也可以是中性分子:H2O.NH3.CO等可作为配位体(3)配位数:(4)命名:[Zn(NH3)2]Cl2;[Cu(NH3)4]SO4;K3[Fe(CN)6];[Ag(NH3)2]OH;K[Pt(NH3)Cl3];[Co(NH3)5Cl]Cl2;K3[Fe(SCN)6];Na3[AlF6]例1.现有两种配合物晶体[Co(NH3)6]Cl3和[Co(NH3)5Cl]Cl2,一种为橙黄色,另一种为紫红色.请设计实验方案将这两种配合物区别开来.例2.某物质的实验式为PtCl4•2NH3,其水溶液不导电,参加硝酸银溶液也不产生沉淀,以强碱处理也没有氨气放出.写出它的配位化学式例3.有两种配合物:A:CoCl3•5NH3•H2O;B:CoCl3•5NH3•H2O.试根据下面的实验结果,确定它们的络离子,中心离子和配位体(1)A和B的水溶液呈微酸性,向其中参加强碱并加热至沸腾,有NH3放出,同时有Co2O3沉淀生成.(2)向A和B的溶液中,参加AgNO3均有AgCl沉淀(3)沉淀过滤后,再参加AgNO3后均无变化,但加热至沸腾,B溶液又有AgCl沉淀生成,其沉淀量为原来B溶液的一半.5.与配位键有关的几个重要反响(1)Cu2++2NH3•H2O=Cu(OH)2+4NH3•H2O=(2)向氯化铁溶液中参加一滴硫氰化钾溶液,现象是,离子方程式为(3)AgCl+2NH3•H2O=(4)AgNO3+NH3•H2O=AgOH+2NH3•H2O=(5)氨气与盐酸反响的离子方程式,铵根离子中的化学键类型是,立体结构是,氮原子的杂化方式是[练习]1、铵根离子中存在的化学键类型按离子键、共价键和配位键分类，应含有A、离子键和共价键B、离子键和配位键C、配位键和共价键D、离子键2、以下属于配合物的是A、NH4ClB、Na2CO3.10H2OC、CuSO4.5H2OD、Co〔NH3〕6Cl33、以下分子或离子中，能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键的是=1\*GB3①H2O=2\*GB3②NH3=3\*GB3③F—=4\*GB3④CN—=5\*GB3⑤COA、=1\*GB3①=2\*GB3②B、=1\*GB3①=2\*GB3②=3\*GB3③C、=1\*GB3①=2\*GB3②=4\*GB3④D、=1\*GB3①=2\*GB3②=3\*GB3③=4\*GB3④=5\*GB3⑤4、配合物在许多方面有着广泛的应用。以下表达不正确的选项是A、以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。B、Fe2+的卟啉配合物是输送O2的血红素。C、[Ag〔NH3〕2]+是化学镀银的有效成分。D、向溶液中逐滴参加氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+。5．以下微粒：①H3O+②NH4+③CH3COO-④NH3⑤CH4中含有配位键的是A、①②B、①③C、④⑤D、②④6．亚硝酸根NO2-作为配体，有两种方式。其一是氮原子提供孤对电子与中心原子配位；另一是氧原子提供孤对电子与中心原子配位。前者称为硝基，后者称为亚硝酸根。[Co〔NH3〕5NO2]Cl2就有两种存在形式，试画出这两种形式的配离子的结【案例练习】1、在[Cu(NH3)4]2+配离子中NH3与中心离子Cu2+结合的化学键是A．离子键B．非极性键C．极性键D．配位键2、与人体血液中血红蛋白以配位键结合的一种有毒气体是A．氯气B．氮气C．一氧化碳D．甲烷3、向盛有硫酸铜水溶液的试管里参加氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液。以下对此现象说法正确的选项是A．反响后溶液中不存在任何沉淀，所以反响前后Cu2+的浓度不变。B．沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu〔NH3〕4]2+。C．向反响后的溶液参加乙醇，溶液将会没有发生变化，因为[Cu〔NH3〕4]2+不会与乙醇发生反响。D．在[Cu〔NH3〕4]2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道。4、以下属于配合物的是〔〕A、NH4ClB、Na2CO3﹒10H2OC、CuSO4﹒5H2OD、Co〔NH3〕6Cl3【课后作业】1、在AgNO3溶液中参加过量的氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了〔〕A．AgNO3B．[Ag(NH3)2]+C．NH3·H2OD．NH4NO32、如图是卟啉配合物叶绿素的结构示意图(局部)，有关的表达正确的选项是〔〕A．该叶绿素含有H、Mg、C、N元素B．该叶绿素是配合物，中心离子是镁离子C．该叶绿素是配合物，其配体是N元素D．该叶绿素不是配合物，而是高分子化合物3、对盐类物质可有以下分类：如氯化硝酸钙[Ca(NO3)Cl]是一种混盐，硫酸铝钾KAl(SO4)2是一种复盐，冰晶石〔六氟合铝酸钠〕Na3AlF6是一种络盐。对于组成为CaOCl2的盐可归类于〔〕A．混盐B．复盐C．络盐D．无法归属于上述类别第三节分子的极性，范德化力和氢键复习:①如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；②如何理解电负性概念；③写出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的电子式。问题1：由相同或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子出现的时机是否相同？答:一般说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是非极性键。而由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键。问题2：共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？由非极性键形成的分子中，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？是否重合？由极性键形成的分子中，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？一.键的极性与分子的极性极性键:两个成键原子,电子对发生了1.键的极性:共价键非极性键:两个成键原子,电子对不发生极性分子:正电荷中心与负电荷中心键的极性的向量和2.分子的极性:分子非极性分子:正电荷中心与负电荷中心键的极性的向量和3.键的极性与分子的极性的关系〔1〕全部由非极性键形成的双原子、多原子分子，大都是非极性分子。(O3例外)如：H2、N2、Cl2.I2.C60、P4(２)．含极性键的分子不一定是极性分子a.当分子的空间结构对称，是非极性分子。如：CO2、CS2.C2H4.C2H2.BF3、BF3、SO3、CCl4.CH4b.当分子的空间结构不对称，是极性分子。如：双原子分子HCl、NO.BrI;V型分子H2O.H2S.SO2;三角锥型分子NH3、PH3;非正四面体分子CH3Cl.CH2Cl2.CHCl3.(3)判断ABn型分子是是极性分子还是非极性分子的方法在ABn型分子中,中心原子A的化合价的绝对值等于该元素的最高化合价的绝对值,那么为非极性分子。假设不等那么为极性分子。假设中心原子A无孤对电子为非极性分子;假设A有孤对电子,那么为极性分子。练习：1、以下说法中不正确的选项是A、共价化合物中不可能含有离子键B、有共价键的化合物，不一定是共价化合物C、离子化合物中可能存在共价键D、原子以极性键结合的分子，肯定是极性分子2、以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间构型。以下分子属极性分子的是A、H2OB、CO2C、BCl3D、NH3、以下各分子中所有原子都满足最外层8电子稳定结构且共用电子对发生偏移的是A、BeCl2B、PCl3C、PCl5D、N4、分子有极性分子和非极性分子之分。以下对极性分子和非极性分子的认识正确的选项是A、只含非极性键的分子一定是非极性分子B、含有极性键的分子一定是极性分子C、非极性分子一定含有非极性键D、极性分子一定含有极性键5、请指出表中分子的空间构型，判断其中哪些属于极性分子，哪些属于非极性分子，并与同学讨论你的判断方法。分子空间构型分子有无极性分子空间构型分子有无极性O2HFCO2H2OBF3NH3CCl46、根据以下要求，各用电子式表示一实例：〔1〕、只含有极性键并有一对孤对电子的极性分子；〔2〕、只含有离子键、极性共价键的物质；〔3〕、只含有极性共价键、常温下为液态的非极性分子；(4).以极性键结合的具有sp3杂化轨道结构的分子是(5).以极性键结合的具有sp2杂化轨道结构的分子是7、二氯乙烯的同分异构体有非极性分子和极性分子两种，其中属于极性分子的结构简式是；属于非极性分子的结构简式是。8、化合物B4F4中每个硼原子结合一个氟原子，且任意两个硼原子间的距离相等，试画出B4F二.分子间作用力对物质性质的影响1.范德华力的含义:分子间存在着的相互作用力，它使得许多物质能以一定的凝聚态(固态和液态)存在.注意:范德华力只存在于分子之间,比化学键弱得多,2.影响范德华力大小的因素(1)分子的极性越大，范德华力越大。(2)结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。组成和结构不同的物质的熔沸点不能简单用相对分子质量大小比较(3)分子的极性越大，范德华力越大如CO>N23.对物质性质的影响范德华力主要影响物质的物理性质,如熔、沸点;化学键主要影响物质的化学性质(1)对物质熔、沸点的影响一般来说:对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大,物质的熔沸点越高,如:F2<Cl2<Br2<I2;CF4<CCl4<CBr4<CI4;CH3OH<CH3CH2OH;CO>N2(2)对物质溶解性的影响:如O2在水中溶解度比N2大例1.以下表达与分子间作用力无关的是A.气体物质加压或降温时能凝结或凝固B.干冰易于升华C.氟.氯.溴.碘单质的熔.沸点依次升高D.氯化钠的熔点较高例2.以下物质的变化,破坏的主要是分子间的作用力的是A.碘单质的升华B.KCl溶于水C.将水加热变为气态D.NH4Cl受热分解例3.以下表达正确的选项是A.同主族金属的原子半径越大熔点越高B.稀有气体原子序数越大沸点越高C.分子间的作用力越弱该物质的熔点越低D.同周期元素的原子半径越小越易失去电子小结:1.物质的变化与作用力的关系(1)离子化合物,金属单质,原子晶体(硅,SiO2,石墨,金刚石)的熔化,汽化要断键;电解质在水中的(NaCl.HCl.H2SO4)电离要断键;化学变化要断键;(2)其它共价化合物,单质熔化,汽化是克服分子间的作用力,不断键如:冰→水→水蒸气;干冰汽化;碘单质升华;汽油挥发;白磷的熔化2.化学键与物质类型(1)只含有非极性键的物质:非金属单质如H2.Cl2.O2.N2.P4.金刚石.晶体硅等;(2)只含有极性键的物质:不同非金属构成的共价化合物HCl.NH3.SiO2.CS2等(3)既含有极性键又含有非极性键的物质:C2H2.H2O2.CH3CH3;(4)只含有离子键的物质:活泼金属与活泼非金属形成的化合物NaCl.CaCl2.Na2S.K2O等(5)既含有离子键又含有非极性键的物质:Na2O2.NaN3.(6)既含有离子键又含有极性键的物质:NaNO3.NaOH.(7)由离子键.共价键.配位键构成的物质:NH4Cl.(8)只含有共价键而无范德化力的物质:金刚石.晶体硅.SiO2.SiC等(9)无化学键的物质:稀有气体(10)共价单键只有δ键,共价双键有一个δ键和一个π键,共价三键有一个δ键和两个π键,3.物质中化学键存在的规律离子化合物中一定存在离子键,也可以含有共价键,甚至可以存在非极性共价键.如Na2O2共价化合物中一定存在共价键,但一定无离子键.非金属单质中(除惰性气体单质不含化学键外)一定含非极性共价键.金属单质中一定含有金属键.4.如何区别离子化合物和共价化合物?5.如何判断分子中各原子是否到达8电子稳定结构?:一是无氢原子,二是原子族数+化合价绝对值=8三、氢键及其对物质性质的影响1.氢键的形成条件:①分子中必须有一个与电负性极大的元素原子(F.O.N)形成强极性键的H原子②分子中必须有孤电子对,电负性大,而且原子半径小的原子,主要是F.O.N即只有与F.O.N结合的H原子才能与F.O.N原子形成氢键.:F―H…F>O―H…O>N―H…N能形成氢键的分子有:HF、H2O、NH3.醇.醛.羧酸等2.氢键的存在形式①存在于分子间:HF分子间存在的氢键是;HF与水分子间存在的氢键是;H2O分子间存在的氢键是;NH3分子间存在的氢键是;氨水中存在的氢键是;乙醇分子间存在的氢键是;乙醇水溶液中存在的氢键是;甲酸.乙酸形成二聚物”苯甲酸与丙酮形成氢键:②存在于分子内:如邻羟基苯甲醛而对羟基苯甲醛那么不能形成分子内氢键HNO3分子内形成氢键:3.比较氢键的强弱①氢键是一种较弱的作用力,其大小界于范德华力和化学键之间,氢键不属于化学键②同一种氢键在不同分子间其键能大小不同.同样是O―H…O,在冰中,其键能为18.8KJ/mol,在醇中,其键能为25.9KJ/mol③在HF分子间、H2O分子间、NH3分子间,F―H…F,O―H…O,N―H…N三种氢键的强弱顺序是④在氢键X―H…Y中,氢键的键能的大小与X.Y