選修三物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

化學(xué)選修三原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)原子結(jié)構(gòu)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)共價鍵分子的立體結(jié)構(gòu)分子的性質(zhì)晶體的常識分子晶體與原子晶體金屬晶體離子晶體第一章原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)1926年，奧地利物理學(xué)家薛定諤等以量子力學(xué)為基礎(chǔ)提出電子云模型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(xué)性質(zhì)密切相關(guān)學(xué)與問核外電子是怎樣排布的？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的數(shù)量：2n22、能級同一個能層中電子的能量相同的電子亞層能級名稱：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：最多容納電子的數(shù)量s:2p:6d:10f:143、注意問題①能層與能級的關(guān)系

每一能層的能級從s開始，s,p,d,f……能層中能級的序數(shù)不超過能層的序數(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

①任一能層的能級數(shù)等于該能層的序數(shù)，依次用ns、np、nd、nf等表示④不同能層中，能級的能量高低是1s<2s<3s<4s….2p<3p<4p…③不同能層中，符號相同的能級中容納的最多電子數(shù)相同②以s、p、d、f……排序的各能級可容納的的最多電子數(shù)依次為2、6、10、141、3、5、7……的二倍。⑤在同一能層中，能級的能量高低是ns<np<nd<nf……能級分裂KLMNO+能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f能級（電子亞層）在多電子原子中，同一能層的電子，能量可以不同，可以把它們分成能級。最多容納電子數(shù)2262610261014能層KLMN能級

能級電子數(shù)能層電子數(shù)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f222266610101422n2818322n22n22n2三、構(gòu)造原理與電子排布式1、構(gòu)造原理多電子基態(tài)原子的電子按能級交錯的形式排布電子排布順序2、電子排布式

例：寫出Zn的電子排布式Zn為30號元素，電子共30個依據(jù)構(gòu)造原理1s22s22p63s23p64s23d10電子排布式：1s22s22p63s23p63d104s2寫出KCaTiCoGaKrBr的電子排布式①電子排布式Zn：1s22s22p63s23p63d104s2Ar簡化Zn：[Ar]3d104s2②簡化電子排布式

寫出KCaTiCoGaKrBr的簡化電子排布式①電子排布式表示該能級填充的電子數(shù)目能級雖先排4s后排3d，但電子排布式中先寫3d，后寫4s。26Fe（鐵）電子排布式中最后2個能級應(yīng)寫為3d64s2，而不能寫成4s23d6。在書寫電子排布式時，能層低的能級要寫在左邊，不能按填充順序?qū)?。失電子的順序：從外層到?nèi)層逐漸失去能層Fe：1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+

：1s22s22p63s23p63d6Fe3+

：1s22s22p63s23p63d5原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN1氫H2氦He3鋰Li4鈹Be5硼B(yǎng)6碳C7氮N8氧O9氟F10氖Ne1s11s2

2s11s21s2

2s21s2

2s22p11s2

2s22p21s2

2s22p31s2

2s22p41s2

2s22p51s2

2s22p6要求熟練書寫1～36號元素原子的電子排布式原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN11鈉Na12鎂Mg13鋁Al14硅Si15磷P16硫S17氯Cl18氬Ar1s22s22p6

3s11s22s22p6

3s21s22s22p6

3s23p11s22s22p6

3s23p21s22s22p6

3s23p31s22s22p6

3s23p41s22s22p6

3s23p51s22s22p6

3s23p6原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN19鉀K20鈣Ca21鈧Sc22鈦Ti23釩V24鉻Cr25錳Mn26鐵Fe27鈷Co28鎳Ni1s22s22p63s23p6

4s11s22s22p63s23p6

4s21s22s22p63s23p63d1

4s21s22s22p63s23p63d2

4s21s22s22p63s23p63d3

4s21s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d5

4s21s22s22p63s23p63d6

4s21s22s22p63s23p63d7

4s21s22s22p63s23p63d8

4s2原子序數(shù)元素名稱元素符號電子排布

KLMN29銅Cu30鋅Zn31鎵Ga32鍺Ge33砷As34硒Se35溴Br36氪Kr1s22s22p63s23p63d10

4s24p11s22s22p63s23p63d10

4s24p21s22s22p63s23p63d10

4s24p31s22s22p63s23p63d10

4s24p41s22s22p63s23p63d10

4s24p51s22s22p63s23p63d10

4s24p61s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p63d10

4s2【思考】是否所有元素的基態(tài)原子的電子排布都遵循構(gòu)造原理？鉻、銅、銀、金等③特殊規(guī)則

例：寫出Cr和Cu的電子排布式全滿規(guī)則半滿規(guī)則【練習(xí)】請寫出K+、S2-、Cu2+

離子的電子排布式？K+

：1s22s22p63s23p6S2-

：1s22s22p63s23p6Cu2+

：1s22s22p63s23p63d9四、電子云與原子軌道1、電子云以量子力學(xué)為基礎(chǔ)處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述小黑點：概率密度單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率小黑點越密概率密度越大①電子云小黑點不是電子?、陔娮釉戚喞獔D

電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間即精簡版電子云③電子云輪廓圖特點

a.形狀nd能級的電子云輪廓圖：多紡錘形ns能級的電子云輪廓圖：球形np能級的電子云輪廓圖：雙紡錘形b.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2、原子軌道電子在原子核外的一個空間運動狀態(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軌道同一能級中的軌道能量相等，稱為簡并軌道簡并軌道原子軌道：50%90%繪制電子云的輪廓圖的方法：等密度面電子云輪廓圖：表示電子在核外空間經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，把這種電子云輪廓圖稱為原子軌道③原子軌道的電子云輪廓圖

s軌道的電子云輪廓圖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s能級的原子軌道圖（球形）①ns能級只有一個原子軌道，球形②n越大，原子軌道半徑越大p能級的原子軌道圖（紡錘形）①np能級有三個能量相等的原子軌道，px、py、pz，紡錘形，相互垂直。②n越大，原子軌道半徑越大2p3pnd軌道電子云輪廓圖d能級的原子軌道圖nd能級有5個能量相等的原子軌道五、泡利原理和洪特規(guī)則核外電子的基本特征能層能級軌道自旋公轉(zhuǎn)自轉(zhuǎn)大范圍小范圍1、泡利原理每個軌道最多只能容納2個電子且它們的自旋方向相反2、洪特規(guī)則電子總是優(yōu)先單獨地占據(jù)簡并軌道且它們的自旋方向相同怎么填填多少③洪特規(guī)則當(dāng)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，而且自旋狀態(tài)相同?？偰芰孔畹停芰孔畹驮淼奶乩普摚寒?dāng)軌道被電子半充滿或全充滿時最穩(wěn)定?！舅伎肌繌暮樘匾?guī)則解釋Cr和Cu的核外電子排布？即p3、d5、f7半充滿和p6、d10、f14全充滿穩(wěn)定3、電子排布圖例：寫出O原子的電子排布圖O原子的電子排布式：1s22s22p41s22s22p4↑↓LiBeBC↑↓1s2s↑↓↑↑↓↑↓1s2s↑2p↑↓↑↓1s2s↑↑2p1s2sNO↑↓↑↓1s2s↑↑↑2p↑↓↑↓1s2s↑↑↑↓2pFNe↑↑↑↓↓↑↓1s2s2p↑↓↑↓1s2s2p↑↑↑↓↓↓↑↓【思考】請寫出第二周期元素原子的電子排布圖（即軌道表示式）？【練習(xí)】某元素原子的最外層2p軌道上有2個未成對電子。請寫出該元素原子的價層電子的軌道表示式？【練習(xí)】請寫出第四周期元素的電子排布的軌道表示式O↑↓2s↑↑↑↓2pF↑↑↑↓↓2s2p↑↓【練習(xí)】某元素原子的L層上有3對成對電子。請寫出該元素原子的價層電子的軌道表示式？C↑↓2s↑↑2p原子結(jié)構(gòu)的表示方法原子結(jié)構(gòu)示意圖電子排布式O原子：1s22s22p4電子排布圖1s22s22p4O原子六、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的能量處于最低基態(tài)原子：遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理的原子2、基態(tài)原子基態(tài)原子吸收能量后，電子發(fā)生躍遷變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子基態(tài)激發(fā)態(tài)吸收能量釋放能量光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一吸收光譜發(fā)射光譜②原子光譜不同元素的原子發(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?！送怆娮拥能S遷節(jié)日燃放的焰火與金屬內(nèi)層的電子躍遷有關(guān)激光的產(chǎn)生與電子受激躍遷有關(guān)3、光譜①吸收光譜②發(fā)射光譜

光亮普帶上的孤立暗線電子吸收能量躍遷時產(chǎn)生暗背景下的孤立亮線電子釋放能量躍遷時產(chǎn)生同種原子的兩種光譜是可以互補的Li、He、Hg發(fā)射光譜Li、He、Hg吸收光譜【思考】下面是部分元素的發(fā)射光譜和吸收光譜：（2）為什么不同元素原子具有不同的特征光譜？不同原子的能級結(jié)構(gòu)不同，發(fā)出的譜線的特征不同（1）同一元素發(fā)射光譜和吸收光譜有什么差異？1、能量最低原理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。2、基態(tài)原子與激發(fā)態(tài)原子處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子，當(dāng)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。歸納總結(jié)3、基態(tài)、激發(fā)態(tài)相互轉(zhuǎn)化與能量的關(guān)系基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子

①光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一；吸收能量釋放能量②在日常生活中，我們看到的許多可見光，如燈光、霓虹燈光、激光、焰火等都與原子核外電子發(fā)生躍遷釋放能量有關(guān)。課堂練習(xí)1________________________________________________________,簡稱能量最低原理。_________________________叫做基態(tài)原子

1、當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會______________，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將_________能量。光（輻射）是電子___________能量的重要形式之一。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)

處于最低能量的原子躍遷到較高能級

釋放

釋放

3、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________光譜或__________光譜，總稱_______光譜。許多元素是通過原子光譜發(fā)現(xiàn)的。在現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為________。

吸收

發(fā)射

原子

光譜分析第一章原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)1、元素、核素、同位素的定義核電荷數(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)N一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1、周期元素周期表的橫行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周期的組成2、族元素周期表的縱行族主族：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，過渡金屬一些族的別名7711163、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3、原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)TiZrHfRfVNbTaDbCrMoWSgMnTcReBhFeRuOsHsCoRhIrMtNiPdPtUunCuAgAuUuuZnCdHgUubGaInTl113HeBAlGeSnPb114CSiAsSbBi115NPSeTePo116OSBrIAt117FClKrXeRn118NeArLiNaKRbCsFrCaSrBaRaBeMgScYLaAcHCeThPrPaNdUPmNpSmPuEuAmGdCmTbBkDyCfHoEsErFmTmMdYbNoLuLrLaAcsddspf分區(qū)依據(jù)：最后一個電子排入的能級不同（除ds區(qū)）【思考】原子半徑由哪些因素決定？①電子層數(shù)②核電荷數(shù)電子的能層越多，電子之間的負電排斥將使原子的半徑增大核電荷數(shù)越大，核對電子的引力也就越大，將使原子的半徑縮小【思考】元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢又如何？應(yīng)如何理解這種趨勢？③同一縱行元素的原子與相應(yīng)離子的半徑變化。原子半徑<相應(yīng)陰離子半徑原子半徑>相應(yīng)陽離子離子半徑④電子排布相同的離子，離子半徑隨著核電荷數(shù)的遞增而減小。二、元素周期律1、原子半徑元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的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因素電子層數(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

電子層結(jié)構(gòu)相同的離子原子序數(shù)小的半徑大！

HLiBeBCNOFHeNeArKrXeRnNaMgAlSiPSClKRbCsFrCaGaGeAsSeBrSrInSnSbTeIBaTlPbBiPoAtRa【思考】試比較O、F、

Na、Mg、

Al

的半徑大小？Na>Mg>Al>O>F【思考】試比較O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的半徑大小？O2->F->

Na+>Mg2+>

Al3+【思考】試比較Na+、Mg2+、S2-、Cl-的半徑大?。縎2->Cl->

Na+>Mg2+2電離能第一電離能（I1）：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第二電離能（I2）：從氣態(tài)基態(tài)一價正離子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需要的最低能量。電離能的大小反映了原子失去電子的難易。決定電離能大小的因素：核電荷數(shù)原子半徑（1）概念：kJ/mol

第一電離能越小，越易失電子，金屬越活潑。同周期主族元素從左至右第一電離能逐漸變大.(特例）同主族元素從上至下第一電離能逐漸變小3、電負性原子的價電子鍵合電子：參與化學(xué)鍵形成孤對電子：未參與化學(xué)鍵形成不同元素的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?、匐娯撔裕?）電負性的變化規(guī)律H2.1Li1.0Na0.9K0.8Rb0.8Cs0.7Be1.5Mg1.2Ca1.0Sr1.0Ba0.9B2.0Al1.5Ga1.6In1.7Tl1.8C2.5Si1.8Ge1.8Sn1.8Pb1.9N3.0P2.1As2.0Sb1.9Bi1.9O3.5S2.5Se2.4Te2.1Po2.0F4.0Cl3.0Br2.8I2.5At2.2【思考】觀察主族元素的電負性數(shù)據(jù)（以F=4.0和Li=1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，稀有氣體未計），元素的電負性有何變化趨勢？③電負性應(yīng)用一般而言：金屬<1.8電負性越小，金屬性越強非金屬>1.8電負性越大，非金屬性越強1.8左右的既有金屬性，又有非金屬性對角線規(guī)則：元素周期表中的某些主族元素其某些性質(zhì)與右下角元素相似4、金屬性與非金屬性金屬性：金屬單質(zhì)的還原性非金屬性：非金屬單質(zhì)的氧化性同周期的主族元素從左至右同主族元素從上至下金屬性減弱，非金屬性增強金屬性增強，非金屬性減弱最高價氧化物對應(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的判斷依據(jù)跟水（酸）反應(yīng)置換出氫的難易程度

越容易發(fā)生，金屬性越強金屬活動性順序普通原電池正負極單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

越穩(wěn)定，非金屬性越強非金屬性強弱的判斷依據(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)氫化物的難易程度

越易反應(yīng)，非金屬性越強原子半徑依次減小原子半徑依次減小原子半徑依次增大原子半徑依次增大非金屬性依次增強金屬性依次增強5、化合價

同周期的主族元素從左至右化合價由＋1→＋7，－4→0遞增總結(jié)：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、OLiBe

BMgAl

Si【科學(xué)探究】對角線規(guī)則某些主族元素與右下方的主族元素的某些性質(zhì)是相似的，稱為對角線規(guī)則。第二章分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)共價鍵一、共價鍵1、化學(xué)鍵及其分類

相鄰原子或離子之間強烈的相互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的相互作用作用本質(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：3、共價鍵分類

按共用電子對的偏移極性共價鍵非極性共價鍵不同原子成鍵同種原子成鍵按成鍵方式σ鍵π鍵按電子云重疊方式（1）σ鍵兩個原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的方式重疊

定義：①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)重疊程度大，穩(wěn)定性高頭碰頭軸對稱（2）π鍵兩個原子軌道以平行即“肩并肩”方式重疊定義：①類型②特點

d-pπ鍵p-pπ鍵例：金屬配合物不能旋轉(zhuǎn)重疊程度較小，穩(wěn)定性較差肩并肩鏡面對稱例：CH2=CH2鍵型項目

σ鍵

π鍵成鍵方向電子云形狀牢固程度成鍵判斷規(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，雙鍵中一個σ鍵，另一個是π鍵，共價三鍵中一個是σ鍵，另兩個為π鍵。

4、共價鍵特征飽和性方向性復(fù)習(xí)回憶共價鍵特征飽和性共價鍵類型（按電子云重疊方式分）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對稱二、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收能量釋放能量氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量①定義：②單位：kJ·mol-1釋放能量，取正值鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定③意義：④結(jié)論：同種元素形成的共價鍵的鍵能：單鍵<雙鍵<叁鍵σ鍵鍵能>π鍵鍵能2、鍵長形成共價鍵的兩個原子間的核間距①定義：共價半徑：同種原子的共價鍵鍵長的一半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③結(jié)論：同種元素間形成的共價鍵的鍵長：單鍵>雙鍵>叁鍵3、鍵角①定義：兩個共價鍵之間的夾角CH4

CCl4

109°28′

NH3107°18′

H2O105°

CO2180°②常見鍵角：共價鍵的方向性總結(jié)：鍵能鍵長鍵角衡量共價鍵的穩(wěn)定性描述分子的立體結(jié)構(gòu)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)相同的離子也認為是等電子體

原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子2、特點：具有相似的化學(xué)鍵特征許多性質(zhì)是相近的3、常見等電子微粒：10e—、18e—第二章分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)分子的立體結(jié)構(gòu)一、形形色色的分子1、三原子分子的空間結(jié)構(gòu)2、四原子分子的空間結(jié)構(gòu)3、五原子分子的空間結(jié)構(gòu)①直線型：②V型：CO2、HCNH2O、SO2①平面三角型：②三角錐型：SO3、HCHONH3①四面體：CCl4、CH4②其它等二、價層電子對互斥（VSEPR）理論共價分子中，中心原子周圍電子對排布的幾何構(gòu)型主要取決于中心原子的價層電子對的數(shù)目。價層電子對各自占據(jù)的位置傾向于彼此分離得盡可能的遠，此時電子對之間的斥力最小，整個分子最穩(wěn)定。

1、理論要點價層電子對包括成鍵的σ電子對和孤電子對不包括成鍵的π電子對！

2、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(dāng)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)化學(xué)式價層電子對數(shù)結(jié)合的原子數(shù)孤對電子對數(shù)HCNSO2NH2－BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO42－012010002223344404234344444化學(xué)式價層電子對數(shù)結(jié)合的原子數(shù)孤對電子對數(shù)H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH4201010012332465304434256544②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面體三角雙錐正八面體注意：孤對電子的存在會改變鍵合電子對的分布方向，從而改變化合物的鍵角電子間斥力大小：孤對間＞孤對與鍵合間＞鍵合間3、確定分子構(gòu)型

在價層電子對構(gòu)型的基礎(chǔ)上，去掉孤電子對由真實原子形成的構(gòu)型電子對數(shù)目電子對的空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子

對數(shù)電子對的

排列方式分子的

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

PbCl2電子對數(shù)目電子對的空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子

對數(shù)電子對的

排列方式分子的

空間構(gòu)型實例4四面體40四面體CH4CCl4NH4＋SO42—31三角錐NH3PCl3SO32－H3O+22V—型H2O電子對數(shù)目電子對的空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子

對數(shù)電子對的

排列方式分子的

空間構(gòu)型實例5三角

雙錐50三角雙錐PCl541變形

四面體SF432T—型BrF323直線型XeF2微粒結(jié)構(gòu)式VESPR模型分子或離子構(gòu)型HCNNH4＋H3O＋SO2BF31.下列物質(zhì)中分子立體結(jié)構(gòu)與水分子相似的是

A．CO2

B．H2S

C．PCl3

D．SiCl42.下列分子立體結(jié)構(gòu)其中屬于直線型分子的是

A．H2OB．CO2

C．C2H2D．P43.下列分子立體結(jié)構(gòu)其中屬正八面體型分子的

A．H3O+B．CO32—

C．PCl5D．SF6

B

BC

D

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)型三、雜化軌道理論1、理論要點①同一原子中能量相近的不同種原子軌道在成鍵過程中重新組合，形成一系列能量相等的新軌道的過程叫雜化。形成的新軌道叫雜化軌道,用于形成σ鍵或容納孤對電子②雜化軌道數(shù)目等于各參與雜化的原子軌道數(shù)目之和③雜化軌道成鍵能力強，有利于成鍵④雜化軌道成鍵時，滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理，不同的雜化方式，鍵角大小不同⑤雜化軌道又分為等性和不等性雜化兩種2、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′

正四面體型4個sp3雜化軌可形成4個σ鍵價層電子對數(shù)為4的中心原子采用sp3雜化方式②sp2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°

正三角型剩下的一個未參與雜化的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的中心原子采用sp2雜化方式③sp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°

直線型剩下的兩個未參與雜化的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的中心原子采用sp雜化方式除C原子外，N、O原子均有以上雜化當(dāng)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，因為有孤對電子的存在稱為不等性雜化④

其它雜化方式

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面體平面正方形三角雙錐正八面體示例BeCl2CO2BF3CH4CCl4Cu(NH3)42＋PCl5SF6SiF62－四、配合物理論簡介1、配位鍵①定義：共用電子對由一個原子單方向

提供給另一個原子共用所形成|

的共價鍵稱配位鍵。

②表示方法

③形成條件

A→BH－N→HH

H

＋一個原子有孤對電子，另一個原子有空軌道。2、配位化合物①配合物的形成

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Cu(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H2OCuH2OH2OOH22+NH3CuH3NH3NNH32+1Cu與4O形成的結(jié)構(gòu)為平面正方形1Cu與4N形成的結(jié)構(gòu)為平面正方形②配合物的組成

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

是中心原子）NH3配體配位數(shù)：配位原子的個數(shù)其中N為配位原子常見配位原子：N、O、F、Cl、C、S③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+的檢驗血紅色銀氨溶液的配制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]第二章分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第三節(jié)分子的性質(zhì)一、鍵的極性和分子的極性1、鍵的極性①非極性共價鍵（非極性鍵）按共用電子對的偏移極性共價鍵非極性共價鍵由同種原子形成化學(xué)鍵原子帶相同電性，化合價相同②

極性共價鍵（極性鍵）HClHClδ+δ-由不同種原子形成化學(xué)鍵電負性大（非金屬性強）的原子帶負電，顯負價一、鍵的極性和分子的極性（1）離子鍵、共價鍵？（2）極性鍵與非極性鍵1、極性鍵與非極性鍵復(fù)習(xí)回憶：非極性鍵:共用電子對無偏向（電荷分布均勻）極性鍵共用電子對有偏向（電荷分布不均勻）2、分子的極性①非極性分子正負電荷中心重合的分子a.大部分單質(zhì)分子O3除外！b.對稱性很好的分子直線形AB2

正三角形AB3

正四面體形AB4

其他正多面體形、對稱性好的平面形例：CO2

例：BF3、SO3

例：CH4、

CCl4例：C60、C6H6、C2H4

、C2H2一、鍵的極性和分子的極性2、極性分子與非極性分子極性分子:正電中心和負電中心不重合非極性分子:正電中心和負電中心重合HCl共用電子對HClHCl分子中，共用電子對偏向Cl原子，∴Cl原子一端相對地顯負電性，H原子一端相對地顯正電性，整個分子的電荷分布不均勻，∴為極性分子δ+δ-∴以極性鍵結(jié)合的雙原子分子為極性分子CHHHH109o28'

正四面體型，對稱結(jié)構(gòu)，C-H鍵的極性互相抵消（F合=0），是非極性分子常見分子鍵的極性鍵角分子構(gòu)型分子類型1、常見分子的構(gòu)型及分子的極性雙原子分子H2、Cl2無無直線型非極性HCl有無直線型極性H2O有104o30'

折線型極性CO2有180o直線型非極性三原子分子四原子分子NH3有107o18'三角錐型極性BF3有120o平面三角形非極性CH4

有109o28'

正四面體型非極性五原子分子的極性分子的空間結(jié)構(gòu)鍵角決定鍵的極性決定小結(jié)：2、判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律：若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素原子的最外層電子數(shù)，則為非極性分子，若不等則為極性分子。[練習(xí)]判斷下列分子是極性分子還是非極性分子：PCl3、CCl4、CS2、SO2非極性分子②

極性分子正負電荷中心不重合的分子大部分化合物分子化學(xué)式是否極性分子化學(xué)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二、范德華力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響1、范德華力把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力又叫范德華力相對分子質(zhì)量分子的極性相對分子質(zhì)量越大

范德華力越大2、影響范德華力的因素分子極性越大

范德華力越大3、范德華力對物質(zhì)性質(zhì)的影響化學(xué)鍵影響的是分子的穩(wěn)定性（化學(xué)性質(zhì)）范德華力影響的是分子熔沸點等（物理性質(zhì)）三、氫鍵1、氫鍵的定義-150-125-100-75-50-2502550751002345××××CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸點/℃周期一些氫化物沸點由已經(jīng)與電負性很大的原子形成共價鍵的氫原子與另一個電負性很大的原子之間的作用力除范德華力以外的另一種分子間作用力，不是化學(xué)鍵2、表示方法A—H…BA、B為N、O、F“—”表示共價鍵“…”表示形成的氫鍵例如：氨水中的氫鍵N—H…NN—H…OO—H…NO—H…O3、氫鍵的分類

①分子內(nèi)氫鍵②分子間氫鍵4、氫鍵的特征

①飽和性②方向性一個氫原子只能形成一個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可以形成幾條氫鍵5、對物質(zhì)性質(zhì)的影響

氫鍵一種分子間作用力，影響的是物理性質(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)熔點降低若可以形成氫鍵，則能增大物質(zhì)溶解度③其他方面冰的密度小于水形成締合分子三、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響氫鍵對物質(zhì)熔沸點影響：分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點降低極性溶劑里，溶質(zhì)分子與溶劑分子間的氫鍵使溶質(zhì)溶解度增大，而當(dāng)溶質(zhì)分子形成分子內(nèi)氫鍵時使溶質(zhì)溶解度減小。氫鍵對物質(zhì)溶解度的影響：小結(jié)：

定義范德華力氫鍵共價鍵作用微粒分子間普遍存在的作用力已經(jīng)與電負性很強的原子形成共價鍵的氫原子與另一分子中電負性很強的原子之間的作用力原子之間通過共用電子對形成的化學(xué)鍵相鄰原子之間分子間或分子內(nèi)氫原子與電負性很強的F、O、N之間分子之間強弱弱較強很強對物質(zhì)性質(zhì)的影響范德華力越大，物質(zhì)熔沸點越高對某些物質(zhì)(如水、氨氣)的溶解性、熔沸點都產(chǎn)生影響物質(zhì)的穩(wěn)定性四、溶解性1、溫度溶解性的影響因素2、壓強3、相似相溶4、氫鍵5、化學(xué)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。四、溶解性（1）內(nèi)因：相似相溶原理（2）外因：影響固體溶解度的主要因素是溫度；影響氣體溶解度的主要因素是溫度和壓強。（3）其他因素：A）如果溶質(zhì)與溶劑之間能形成氫鍵，則溶解度增大，且氫鍵越強，溶解性越好。如：NH3。B）溶質(zhì)與水發(fā)生反應(yīng)時可增大其溶解度，如：SO2。

溶質(zhì)分子與溶劑分子的結(jié)構(gòu)越相似，相互溶解越容易。溶質(zhì)分子的分子間力與溶劑分子的分子間力越相似，越易互溶。小結(jié)：五、手性連有四個不同的原子或原子團的碳原子。手性碳原子：手性異構(gòu)體：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子。又稱為對映異構(gòu)體。手性分子：有手性異構(gòu)體的分子。乳酸分子CH3CH(OH)COOH有以下兩種異構(gòu)體：

圖片

五、手性具有手性的有機物，是因為含有手性碳原子造成的。如果一個碳原子所聯(lián)結(jié)的四個原子或原子團各不相同，那么該碳原子稱為手性碳原子，記作﹡C

。五、手性注意：也有一些手性物質(zhì)沒有手性碳原子左手和右手不能重疊左右手互為鏡像一對分子，組成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間無論如何旋轉(zhuǎn)不能重疊，這對分子互稱手性異構(gòu)體。有手性異構(gòu)體的分子稱為手性分子。中心原子稱為手性原子。1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

練習(xí)：CH2—OHCH2—OHOH1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH

CH2—OHCH2—OHOHA.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3

HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中含有2個“手性”碳原子的是()A.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3

HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中含有2個“手性”碳原子的是()右旋與左旋自然界中的手性珍貴的法螺左旋貝。百萬分之一，十分罕見。自然界中的手性手性的應(yīng)用手性合成手性催化六、無機含氧酸分子的酸性1、利用規(guī)律無機含氧酸可以寫成(HO)mROn，含氧酸的強度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基氧的個數(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的元素，其最高價含氧酸酸性強六、無機含氧酸分子的酸性指出下列無機含氧酸的酸性HClO4HClO3

H2SO4HNO3H3PO4H2SO3H3BO3HNO2六、無機含氧酸分子的酸性把含氧酸的化學(xué)式寫成（HO）mROn，就能根據(jù)n值判斷常見含氧酸的強弱。n＝0，極弱酸，如硼酸（H3BO3）。n＝1，弱酸，如亞硫酸（H2SO3）。n＝2，強酸，如硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）。n＝3，極強酸，如高氯酸（HClO4）。含氧酸的強度取決于中心原子的電負性、原子半徑、氧化數(shù)。當(dāng)中心原子的電負性大、原子半徑小、氧化數(shù)高時，使O-H鍵減弱，酸性增強。六、無機含氧酸分子的酸性H2SiO4H3PO4H2SO4HClO3HClO4HClOHBrOHIO練習(xí)：比較下列含氧酸酸性的強弱六、無機含氧酸分子的酸性同周期的含氧酸，自左至右，隨中心原子原子序數(shù)增大，酸性增強。同一族的含氧酸，自上而下，隨中心原子原子序數(shù)增大，酸性減弱。同一元素不同價態(tài)的含氧酸酸性高價強于低價。無機含氧酸強度的變化規(guī)律某些含氧酸可表示為：（HO）mROn，它的強度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)；n越大，酸性越強：n=0→弱酸；n=1→中強酸；n=2→強酸；n=3→超強酸。已知：硼酸（H3BO3）是弱酸，而亞磷酸（H3PO3）是中強酸（1）寫出這兩種酸的結(jié)構(gòu)式：

、

。（2）寫出亞磷酸和過量的NaOH溶液反應(yīng)的化學(xué)方程式：第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)晶體的常識晶體什么樣？晶體什么樣（2）晶體什么樣（3）雪花晶體食糖晶體美麗的晶體明礬晶體單質(zhì)硫食鹽晶體膽礬明礬晶體冰糖晶體水晶祖母綠綠寶石自然界中美麗的雪花觀察圖片,下列固體在外形上有什么區(qū)別?明礬瑪瑙一、晶體與非晶體1、晶體與非晶體晶體——具有規(guī)則幾何外形的固體非晶體——沒有規(guī)則幾何外形的固體

又稱玻璃體晶體離子晶體

原子晶體

分子晶體金屬晶體

2、晶體與非晶體性質(zhì)對比自范性微觀結(jié)構(gòu)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(dǎo)熱性、光學(xué)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)地呈現(xiàn)多面體外形的性質(zhì)自范性前提：晶體生長的速率適當(dāng)本質(zhì)差異各向異性不同方向上，性質(zhì)有差異NaCl晶體結(jié)構(gòu)示意圖：Na+

Cl-金剛石晶體結(jié)構(gòu)示意圖干冰晶體結(jié)構(gòu)晶體SiO2和非晶體SiO2的投影示意圖

3.晶體與非晶體的本質(zhì)差異說明:(1)晶體自范性的本質(zhì):是晶體中粒子在微觀空間里呈現(xiàn)周期性的有序排列的宏觀表象.(2)晶體自范性的條件之一:生長速率適當(dāng).自范性微觀結(jié)構(gòu)晶體非晶體有(能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形)沒有(不能自發(fā)呈現(xiàn)多面體外形)原子在三維空間里呈周期性有序排列原子排列相對無序4.晶體形成的途徑⑴熔融態(tài)物質(zhì)凝固.⑵氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華).⑶溶質(zhì)從溶液中析出.⑵各向異性(強度、導(dǎo)熱性、光學(xué)性質(zhì)等）非晶體沒有！5晶體的特性⑴自范性（規(guī)則的幾何外形）⑶有固定的熔點⑷能使X-射線產(chǎn)生衍射（最科學(xué)的區(qū)別晶體和非晶體的方法）1.晶體與非晶體的根本區(qū)別在于構(gòu)成固體中的粒子在微觀空間里是否呈現(xiàn)周期性的有序排列。觀察教科書中的圖3-5玻璃的結(jié)構(gòu)示意圖，構(gòu)成玻璃的粒子無周期性的排列，是無序的，所以玻璃是非晶體。學(xué)與問:2.利用晶體與非晶體的性質(zhì)差異來鑒別玻璃和寶石。寶石是晶體，具有固定的熔點和各向異性，可用硬度、熔點、折光率等性質(zhì)來鑒別寶石。（1）可觀察寶石的形狀，具有多面體的外形；實驗它的硬度，可在玻璃上劃出痕跡，初步確定它是晶體

。（2）可利用寶石的折光率鑒別；（3）可利用X-射線衍射儀鑒別。1.下列關(guān)于晶體與非晶體的說法正確的是()

A.晶體一定比非晶體的熔點高B.晶體有自范性但排列無序C.非晶體無自范性而且排列無序D.固體SiO2一定是晶體2.區(qū)別晶體與非晶體最可靠的科學(xué)方法是()A.熔沸點B.硬度C.顏色D.x-射線衍射實驗CD3.下列不屬于晶體的特點是（）A.有固定的幾何外形B.有各向異性C.有固定的熔點D.一定是無色透明的固體D4.晶體具有各向異性。如藍晶石（Al2O3·SiO2）在不同方向上的硬度不同；又如石墨在與層垂直的方向上的導(dǎo)電率與層平行的方向上的導(dǎo)電率1∕104。晶體的各向異性主要表現(xiàn)在是：（）①硬度②導(dǎo)熱性③導(dǎo)電性④光學(xué)性質(zhì)

A.①③B.②④C.①②③D.①②③④

D

3、晶體的鑒別①物理性質(zhì)差異如：外形、硬度、熔點、折光率②最科學(xué)的方法是對固體進行X-射線衍射實驗1、下列關(guān)于晶體與非晶體的說法正確的是

A、晶體一定比非晶體的熔點高

B、晶體有自范性但排列無序

C、非晶體無自范性而且排列無序

D、固體SiO2一定是晶體2、區(qū)別晶體與非晶體最可靠的科學(xué)方法是

A、熔沸點B、硬度

C、顏色D、x-射線衍射實驗CD[課堂練習(xí)]二、晶胞1、晶胞:描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元晶胞是無形的，是人為劃定的1、晶胞特征一般是平行六面體

晶體由晶胞“無隙并置”而成平行六面體無隙并置2.晶胞中原子個數(shù)的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)部的原子為1個晶胞獨自占有，即為1

1、體心——全部2、面心——1/23、棱上的點——1/44、頂點（具體問題具體分析）立方體——1/8三棱柱——1/12注：上述貢獻的計算僅適用于離子晶體和原子晶體而不適用于分子晶體2、三種典型立方晶體結(jié)構(gòu)1、現(xiàn)有甲、乙、丙、丁四種晶胞,可推知：甲晶體中A與B的離子個數(shù)比為

；乙晶體的化學(xué)式為

；丙晶體的化學(xué)式為______；丁晶體可能的化學(xué)式為______。1：1C2DEFXY3Z2、下圖依次是金屬鈉(Na)、金屬鋅(Zn)、碘(12)、金剛石(C)晶胞的示意圖，數(shù)一數(shù)，它們分別平均含有幾個原子?NaZnI2金剛石3、鈣-鈦礦晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示。觀察鈣-鈦礦晶胞結(jié)構(gòu)，求該晶體中，鈣、鈦、氧的微粒個數(shù)比為多少？(8×+6×)×3=124、下圖是CO2分子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)示意圖，其中有多少個原子？5、最近發(fā)現(xiàn)一種由鈦原子和碳原子構(gòu)成的氣態(tài)團簇分子，如下圖所示，頂角和面心的原子是鈦原子，棱的中心和體心的原子是碳原子，它的化學(xué)式是

。Ti14C13AB練習(xí)1：根據(jù)離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)，判斷下列離子晶體的化學(xué)式：（A表示陽離子）化學(xué)式：AB練習(xí)2：根據(jù)離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)，判斷下列離子晶體的化學(xué)式：（A表示陽離子）AB化學(xué)式：A2BBA2AB化學(xué)式：練習(xí)3：根據(jù)離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)，判斷下列離子晶體的化學(xué)式：（A表示陽離子）ABB化學(xué)式：A練習(xí)4：根據(jù)離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)，判斷下列離子晶體的化學(xué)式：（A表示陽離子）CABC3探究（即自學(xué)檢測即課本P64學(xué)與問）:

下圖依次是金屬鈉(Na)、金屬鋅(Zn)、碘(I2)、金剛石(C)晶胞的示意圖，數(shù)一數(shù)，它們分別平均含幾個原子?鈉、鋅晶胞都是：8×1/8+1=2；碘：（8×1/8+6×1/2）×2=8；金剛石：8×1/8+6×1/2+4=8?！衾?2001年報道的硼和鎂形成的化合物刷新了金屬化合物超導(dǎo)溫度的最高記錄。如圖所示的是該化合物的晶體結(jié)構(gòu)單元：鎂原子間形成正六棱柱，且棱柱的上下底面還各有1個鎂原子，6個硼原子位于棱柱內(nèi)。則該化合物的化學(xué)式可表示為A、MgBB、MgB2C、Mg2B

D、Mg3B2典例分析Mg原子的數(shù)目：12×1/6+2×1/2=3B原子的數(shù)目：6故化學(xué)式可表示為

MgB2典例分析1、下列關(guān)于晶體與非晶體的說法正確的是

A、晶體一定比非晶體的熔點高

B、晶體有自范性但排列無序

C、非晶體無自范性而且排列無序

D、固體SiO2一定是晶體2、區(qū)別晶體與非晶體最可靠的科學(xué)方法是

A、熔沸點B、硬度

C、顏色D、x-射線衍射實驗CD[當(dāng)堂訓(xùn)練]

3、圖是超導(dǎo)化合物一鈣鈦礦晶體中最小重復(fù)單元(晶胞)的結(jié)構(gòu).請回答：該化合物的化學(xué)式為_______.

CaTiO3

課后作業(yè)：1、課本P641、2、3、4、（做在書上） 2、（選做）登陸中國科普博覽網(wǎng)站，輸入關(guān)鍵詞“什么是礦物”并閱讀，生動有趣、受益匪淺哦。3、如圖所示晶體中每個陽離子A或陰離子B，均可被另一種離子以四面體形式包圍著，則該晶體對應(yīng)的化學(xué)式為A．ABB．A2BC．AB3D．A2B3◆4、右面圖形是石墨晶體的層面結(jié)構(gòu)圖，試分析圖形推測層面上每個正六邊型擁有的共價鍵數(shù)和碳原子數(shù)是分別：A、6，6B、2，4C、2，3D、3，2◆5、某離子晶體晶胞結(jié)構(gòu)如右圖所示，X位于立方體的頂點，Y位于立方體的中心，晶體中距離最近的兩個X與一個Y形成的夾角∠XYX的角度為：A.90°B.60°C.120°D.109°28′◆7、如圖是CsCl晶體的晶胞（晶體中最小的重復(fù)單元）已知晶體中2個最近的Cs+核間距離為acm，氯化銫的相對分子質(zhì)量為M，NA為阿佛加德羅常數(shù)，則CsCl晶體的密度為（單位：克/cm3）A、8M/a3NAB、a3M/8NAC、M/a3NAD、a3M/NA6、圖是超導(dǎo)化合物一鈣鈦礦晶體中最小重復(fù)單元(晶胞)的結(jié)構(gòu).請回答：(1)該化合物的化學(xué)式為_______.(2)在該化合物晶體中，與某個鈦離子距離最近且相等的其他鈦離子共有__________個.(3)設(shè)該化合物的相對分子質(zhì)量為M，密度為阿伏加德羅常數(shù)為NA，則晶體中鈣離子與鈦離子之間的最短距離為_______.CaTiO36第三章晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)分子晶體與原子晶體一、分子晶體1、分子晶體概念：只含分子的晶體組成微粒：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）相互吸引化學(xué)式就是分子式2、典型的分子晶體：（1）所有非金屬氫化物：H2O，H2S，NH3，CH4，HX（2）部分非金屬單質(zhì):X2，O2，H2，S8，P4，C60

（3）部分非金屬氧化物:CO2，SO2，NO2，P4O6，P4O10（4）幾乎所有的酸：H2SO4，HNO3，H3PO4（5）絕大多數(shù)有機物的晶體：乙醇，冰醋酸，蔗糖（6）稀有氣體3、結(jié)構(gòu)特征①若分子間只有范德華力，無分子間氫鍵時，-------分子密堆積以1個分子為中心，周圍有12個緊鄰分子，即分子密堆積結(jié)構(gòu)CO2干冰晶胞②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，即分子非密堆積結(jié)構(gòu)。如：HF、NH3、冰等氫鍵具有方向性4、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(dǎo)電只有酸的水溶液中有的導(dǎo)電相似相溶原理1.下列性質(zhì)適合于分子晶體的是