第二章 化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu) 復(fù)習(xí)課件

第二章化學(xué)鍵和晶體結(jié)構(gòu)復(fù)習(xí)課件化學(xué)鍵：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用“相互作用”，是相互吸引與相互排斥的平衡分類：離子鍵共價鍵（極性鍵和非極性鍵、配位鍵）金屬鍵分子間作用力（范德華力）、氫鍵不是化學(xué)鍵。2.1化學(xué)鍵、分子間作用力活潑金屬活潑非金屬陰離子陽離子離子化合物失電子得電子靜電作用離子鍵靜電作用陰陽離子間的靜電吸引作用電子間、原子核間的靜電排斥作用一、離子鍵和離子化合物NaCl的形成過程陰陽離子之間強烈的相互作用稱為離子鍵。（1）成鍵的微粒：（2）成鍵的作用力：（3）成鍵的條件：靜電作用原子間發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移產(chǎn)生陰、陽離子陰離子、陽離子1、離子鍵：2、離子化合物：含離子鍵的化合物（由離子直接構(gòu)成的化合物）強堿、大多數(shù)鹽（FeCl3、AlCl3除外）、典型的金屬氧化物、NaH、KHT：哪些物質(zhì)屬于離子化合物？強堿和含氧酸鹽既含有離子鍵又含有共價鍵3、離子化合物的電子式由陰、陽離子的電子式組成，相同離子不得合并Na+Cl××××[]-××××Na+S

2-Na+[]

Mg2+Cl

[]-

Cl

[]-

NaClNa2SMgCl2

鈉與氧氣在常溫下反應(yīng)生成氧化鈉。請用電子式表示氧化鈉的形成過程?！·····2Na·＋→Na+[O]2-····：：Na+用電子式表示離子化合物的形成過程（2）離子核外電子的排布2電子構(gòu)型1s28電子構(gòu)型ns2np6過渡元素核外電子排布比較復(fù)雜,主族元素離子的核外電子排布一般與稀有氣體相同，比較穩(wěn)定。Fe2+3d6（1）離子的電荷4、離子的結(jié)構(gòu)特征離子的核外電子排布并不都與稀有氣體相同。（3）離子的半徑

（3）

電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨核電荷數(shù)的增加，離子半徑逐漸減小。P,S,Cl,Na,MgNa+,Mg2+,Al3+P3-,S2-,Cl-（1）陰離子的半徑大于相應(yīng)的原子半徑（2）陽離子的半徑小于相應(yīng)的原子半徑半徑比較問題歸納1）原子半徑概念：成鍵原子核間距離的一半。變化規(guī)律：同周期從左往右逐漸減小同主族從上到下逐漸增大意義：原子半徑的大小可判斷原子得失電子的難易，半徑越大越易失電子。比較微粒大小的依據(jù)（三看）一看電子層數(shù)：電子層數(shù)越多半徑越大Na>Na+二看核電荷數(shù)：電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大半徑越小。

S2->Cl->Ar>K+>Ca2+；O2->F->Ne>Na+>Mg2+>Al3+三看電子數(shù)：電子層和核電荷數(shù)都相同時，電子數(shù)越多半徑越大。

Cl->Cl；Fe2+>Fe3+T：影響離子鍵強弱的因素有哪些？離子半徑離子所帶電荷離子半徑越小，所帶電荷越多，離子鍵越強，形成的化合物熔、沸點越高。氫分子的形成：

H·

氯化氫分子的形成：·H＋→Cl····

···Cl··

：H·＋→H····HH··用電子式表示共價鍵的形成過程共用電子對不偏移，成鍵原子不顯電性

共用電子對偏向氯原子，H﹣H（結(jié)構(gòu)式）H﹣Cl（結(jié)構(gòu)式）氯原子帶部份負電荷，氫原子帶部份正電荷。原子間通過共用電子對（電子云重疊）所形成的化學(xué)鍵,叫做共價鍵。（1）成鍵微粒：原子（一般在非金屬原子之間）二、共價鍵和共價分子1、共價鍵（2）共價鍵的形成條件：成鍵原子雙方必須有未成對的電子，并且自旋方向要相反；電子云必須發(fā)生重疊（通過共用電子對，而不是得失電子形成的。）非極性鍵極性鍵（1）非極性鍵：同種原子間形成的共價鍵是非極性共價鍵，簡稱非極性鍵。（2）極性鍵：兩種不同的原子間形成的共價鍵是極性共價鍵，簡稱極性鍵。2、共價鍵的分類：規(guī)律：①在單質(zhì)分子中，同種原子形成共價鍵，共用電子對不偏移，為非極性鍵。②在化合物分子中，不同種原子形成共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移，為極性鍵。③化合物分子中的兩種原子得電子能力相差越大，鍵的極性越強。H－HH－ClNa+Cl－＋－－＋＋－有極性（正負電荷重心不重合）離子鍵有很強極性（正負電荷分離）極性增強極性增強離子鍵和共價鍵之間沒有明顯的界限幾種重要的分子空間構(gòu)型1.直線型、折線型與三角錐型O=C=O180°（直線型）水分子104°30′（折線型）氨分子；水合氫離子107°18′（三角錐形）3.平面型原子形成分子后，原子的最外層電子數(shù)并非都是8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。4.球形（CH4，CCl4，NH4+

）（P4）2.正四面體型

定義：

成鍵兩原子間共用電子對不是由兩個原子提供，而只由其中一方提供所形成的共價鍵稱為配位鍵：A＋∶B→A∶B（表示為A←B）∶B電子對給予體A電子對接受體“→”指向接受電子對原子的箭頭。

*配位鍵如：NH4+配位鍵的形成條件：

成鍵原子中的一個原子的價電子層有孤對電子（為成建的電子對）。

另一個原子的價電子層有可接受孤對電子的空軌道。（1）鍵長：指成鍵兩原子核之間的距離3、共價鍵的參數(shù)一般說來，鍵長越短，鍵越牢固。（2）鍵能鍵能越大，鍵越牢固。

氣態(tài)原子形成一摩共價單鍵所釋放的能量（破壞一摩單鍵所吸收的能量）叫做鍵能。

反應(yīng)熱=所有生成物鍵能總和－所有反應(yīng)物鍵能總和Q=E（生成物）-E（反應(yīng)物）CO2分子的鍵角（3）鍵角：

在分子中鍵和鍵之間的夾角叫做鍵角。鍵角決定分子在空間的幾何構(gòu)型乙醚戊烷甲烷甲醛鍵長、鍵角、鍵能的比較

概念意義鍵長成鍵兩原子核間的平均距離鍵長越短鍵越強結(jié)合越牢固鍵能形成1mol化學(xué)鍵所放出的能量鍵能越大鍵越強結(jié)合越牢固鍵角分子內(nèi)相鄰兩共價鍵之間的夾角決定分子構(gòu)型，判斷分子極性

鍵能

鍵長

鍵角

判斷分子的穩(wěn)定性

確定分子在空間的幾何構(gòu)型共價鍵有方向性和飽和性判斷非極性分子和極性分子的依據(jù)：

雙原子分子極性鍵→非極性鍵→多原子分子都是非極性鍵→有極性鍵幾何結(jié)構(gòu)對稱→幾何結(jié)構(gòu)不對稱→極性分子HCl，CO，NO非極性分子H2，O2，N2非極性分子如：CO2，CH4極性分子如：NH3，H2O非極性分子P4，C604、非極性分子與極性分子非極性分子：分子內(nèi)電荷分布對稱（正負電荷重心重合）。極性分子：分子內(nèi)電荷分布不對稱（正負電荷重心不重合）。鍵的極性與分子的極性的區(qū)別與聯(lián)系概念鍵的極性分子的極性含義決定因素聯(lián)系說明極性鍵和非極性鍵是否由同種元素原子形成極性分子和非極性分子極性分子和非極性分子1.以非極性鍵結(jié)合的雙原子分子必為非極性分子；2.以極性鍵結(jié)合的雙原子分子一定是極性分子；3.以極性鍵結(jié)合的多原子分子，是否是極性分子，由該分子的空間構(gòu)型決定。鍵有極性時，分子不一定有極性。5、相似相溶原理極性分子易溶于極性溶劑中；非極性分子易溶于非極性溶劑中。例如：碘（非極性分子）易溶于四氯化碳（非極性分子），但是在水（極性分子）中溶解度很小。三、金屬鍵1、定義：金屬陽離子與自由電子之間通過靜電作用形成的化學(xué)鍵2、成鍵微粒：3、成鍵實質(zhì)：金屬陽離子和自由電子靜電作用（靜電引力和斥力）金屬鍵存在于固體金屬單質(zhì)或合金中三種化學(xué)鍵的比較化學(xué)鍵概念作用點特征形成條件和規(guī)律示例離子鍵陰陽離子間靜電作用離子無方向性無飽和性金屬（NH4+）與非金屬或酸根鹽、堿金屬氧化物共價鍵極性鍵非極性鍵配位鍵原子間共用電子對偏不偏一方提供不同原子相同原子特殊原子有方向性和飽和性不同非金屬元素之間同種非金屬元素之間一方有孤對電子，一方有空軌道COHXX2O2H2O2H3O+NH4+金屬鍵金屬離子和自由電子間的靜電作用金屬離子和自由電子間無方向性無飽和性金屬單質(zhì)和合金相鄰的兩個或多個原子或離子之間的強烈相互作用四、分子間作用力（范德華力）組成和結(jié)構(gòu)相似：分子量越大，力越大。如熔沸點CF4<CCl4<CBr4<CI4同分異構(gòu)體：支鏈越多，力越小。如熔沸點正戊烷>異戊烷>新戊烷3）影響因素1）概念：存在于分子之間的微弱作用力。（只有分子晶體有）2）意義：決定分子晶體的物理性質(zhì)。如力越大熔沸點越高1.下列物質(zhì)中：（1）含離子鍵的物質(zhì)是（

）（2）含非極性共價鍵的物質(zhì)是（

）（3）含極性共價鍵的物質(zhì)是（）A、KFB、H2O C、N2 D、F2E、CS2 F、CaCl2、 G、CH4 H、CCl4 I、Br2 J、PH3

A、F、B、E、G、H、JC、D、I練習(xí)練習(xí)2、在下列物質(zhì)中：①含離子鍵的物質(zhì)是

；②含有共價鍵化合物的是

；③由極性鍵形成的非極性分子是

；④由非極性鍵形成的非極性分子是

。

A、Cl2 B、Nal C、H2S D、CO2E、CaCl2 F、N2 G、CCl4H、Na2O I、NH3 J、HBrB、E、H、C、D、G、I、J、G、D、A、F、3.反應(yīng)H2（氣）+Cl2（氣）=2HCl（氣）+179kJ鍵能數(shù)據(jù)：H-H436kJ/molH-Cl431kJ/mol

試回答：⑴Cl-Cl的鍵能是多少？⑵氫分子、氯分子和氯化氫分子中，哪種分子最穩(wěn)定？為什么？Cl-Cl的鍵能=（2×431）-179–436=247（kJ/mol）氫分子最穩(wěn)定，因H-H的鍵能最大。解：反應(yīng)熱=所有生成物鍵能總和-所有反應(yīng)物鍵能總和五、氫鍵

氫原子與其他電負性大的原子上的孤電子對產(chǎn)生的相互作用力,稱為氫鍵。水分子中的氫鍵

分子間氫鍵實際上是分子間的締合鍵,它的作用力與分子間力相近。但與分子間力不同的是，它有方向性和飽和性實際上只有F、O、N等原子與H原子結(jié)合的物質(zhì)，才能形成較強的氫鍵。O—H···O—HH—H—晶體的概念及性質(zhì)◆晶體◆決定晶體物理性質(zhì)的因素是什么？●通過結(jié)晶得到的具有規(guī)則幾何外形的固體叫晶體?！窬w中的微粒按一定的規(guī)則排列。●有固定的熔點●構(gòu)成晶體微粒之間的結(jié)合力?！窠Y(jié)合力越強，晶體的熔沸點越高，晶體的硬度越大。2.2晶體一．離子晶體1．組成微粒：2．微粒間的作用：3．主要特征：一般離子化合物形成的晶體是離子晶體。陰、陽離子離子鍵熔沸點較高（一般在800℃--1500℃左右），硬度較大（硬而脆）。密度較大，難壓縮，難揮發(fā)。熔融和水溶液導(dǎo)電、大多溶于水,難溶于有機溶劑。定義：離子間通過離子鍵結(jié)合而成的晶體二．分子晶體1．組成微粒：2．微粒間作用方式：3．主要特征：分子（稀有氣體直接為原子）分子間作用力（范德華力）熔沸點較低（一般熔點低于500℃）、硬度較小大多數(shù)共價化合物、非金屬單質(zhì)和稀有氣體是分子晶體。定義：由分子間作用力結(jié)合而成的晶體。結(jié)論：1、分子晶體熔化時，僅是晶體結(jié)構(gòu)被破壞，分子本身沒有改變，共價鍵沒有改變，故僅需克服分子間作用力（范德華力）。2、對于分子晶體，共價鍵的性質(zhì)決定其化學(xué)性質(zhì)，分子間作用力則影響或決定部分物理性質(zhì)。結(jié)論：3、分子晶體溶解于水時（1）若不與水反應(yīng)，且不電離（如酒精等），則只是晶體被破壞，需克服的作用方式是分子間作用力。（2）若與水反應(yīng)（如CO2等）或發(fā)生電離（如HCl等），則晶體被破壞同時分子本身被破壞，需克服的作用方式是分子間作用力和共價鍵。8：分子晶體的熔沸點與什么因素有關(guān)？

與分子間作用力的大小有關(guān)，一般分子量越大分子間作用力也越大，晶體的熔沸點也越高。但HF、H2O、NH3等由于氫鍵的因素，熔沸點較高。經(jīng)驗規(guī)律：1．組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，分子量越大熔沸點越高；2．組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)，分子極性大熔沸點高；3．同分異構(gòu)體中，支鏈越多熔沸點越低，如正>異>新。芳香烴中一般是鄰>間>對。三．原子晶體1．組成微粒：2．微粒間作用方式：3．主要特征：原子共價鍵（形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）熔沸點很高（一般熔點在1000℃－3000℃以上）、硬度很大。一般不導(dǎo)電，難溶定義：相鄰原子間以共價鍵結(jié)合而成的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體。9、原子晶體的熔沸點與什么因素有關(guān)？一般非金屬性越強，形成的共價鍵越強，晶體的溶沸點越高。常見的原子晶體有：金剛石（C）、晶體硅（Si）、二氧化硅（SiO2）、金剛砂（碳化硅SiC）和晶體硼（B）等。四．金屬晶體1．組成微粒：2．微粒間作用方式：3．主要特征：金屬原子（金屬陽離子和自由電子）金屬鍵熔沸點差別較大，有的很高（鎢），有的則較低（汞）。硬度差別也較大，有的很硬，有的則很軟。（與金屬鍵的強弱有關(guān)。）定義：金屬離子與自由電子之間通過金屬鍵形成的晶體。金屬晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系導(dǎo)電性導(dǎo)熱性延展性自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用金屬離子和自由電子性質(zhì)微粒總結(jié)：四大晶體晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體概念離子間離子鍵原子間共價鍵分子間分子力金屬離子和e金屬鍵晶體質(zhì)點陰、陽離子原子分子金屬離子原子和e作用力離子鍵共價鍵分子間力金屬鍵物理性質(zhì)熔沸點較高很高很低一般高少數(shù)低硬度較硬很硬硬度小多數(shù)硬少數(shù)軟溶解性易溶于水難溶任何溶劑相似相溶難溶導(dǎo)電性溶、熔可硅、石墨可部分水溶液可固、熔可實例鹽MOHMOCSiSiO2SiCHXXOnHXOn

金屬或合金幾個常見問題1.各種晶體中的化學(xué)鍵⑴離子晶體：一定有離子鍵,可能有共價鍵（極性鍵、非極性鍵、配位鍵）⑵分子晶體：一定沒有離子鍵,可能有極性鍵、非極性鍵、配位鍵；也可能根本沒有化學(xué)鍵。⑶原子晶體：一定沒有離子鍵,可能有極性鍵、非極性鍵。⑷金屬晶體：只有金屬鍵2、物質(zhì)熔沸點高低比較規(guī)律（2）不同晶體（一般情況下）：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體熔點：上千度~幾千度>近千度~幾百度>多數(shù)零下最多幾百度（1）晶體內(nèi)微粒間作用力越大，熔沸點越高，只有分子晶體熔化時不破壞化學(xué)鍵。（3）相同條件下一般地說熔沸點：固態(tài)＞液態(tài)＞氣態(tài)（4）同種晶體離子晶體：比較離子鍵強弱，離子半徑越小，電荷越多，熔 沸點越高MgO>MgCl2>NaCl>KCl>KBr原子晶體：比較共價鍵強弱（看鍵能和鍵長）

金剛石（C）>水晶（SiO2）>SiC>Si

分子晶體：比較分子間力（和分子內(nèi)的共價鍵的強弱無關(guān)）

1）組成和結(jié)構(gòu)相似時，分子量越大熔沸點越高 F2<Cl2<Br2<I2

；HCl<HBr<HI； CF4<CCl4<CBr4<CI4；

N2<O2；

同系物熔沸點的比較

2）同分異構(gòu)體：支鏈越多熔沸點越低 正戊烷>異戊烷>新戊烷金屬晶體：比較金屬鍵，金屬原子半徑越小，價電子數(shù)越多，熔沸點越高。熔沸點同族從上到下減小，同周期從左到右增大。Li>Na>K>Rb>Cs；Na<Mg<Al2、物質(zhì)熔沸點高低比較規(guī)律[例]

下列化學(xué)式既能表示物質(zhì)的組成，又能表示物質(zhì)的分子式的是（）（A）NH4NO3

（