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第一章第一节 原子结构
自主学习
1、原子结构理论发展
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 、少量的 以及极少量的 。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。
〖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 的电子层，然后由里向外，依次
排布在 的电子层。
(2)原子核外各电子层最多容纳 个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过 个(K层为最外层时不能超过 个电子)
(4)次外层电子数目不能超过 个(K层为次外层时不能超过 个)，倒
数第三层电子数目不能超过 个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
一、能层与能级
1、能层与能级
能层:根据多电子原子核外电子的 不同，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层（n）。各能层最多容纳的电子数为 。
由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：
第一、二、三、四、五、六、七……能层
符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高
能级：同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成 符号是 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：
能 层 K L M N O ……
能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
各能层电子数 2 8 18 32 50 ……
每个能层中，能级符号的顺序是 ……
任一能层，能级数 能层序数
s、p、d、f……可容纳的电子数依次是 ……的两倍
【交流与总结】任一能层的能级总是从s能级开始，该层包括的能级数等于该层序数；即第一能层只有１个能级（1s），第二能层有２个能级（2s和2p），第三能层有３个能级（3s、3p和３d），以此类推。
【想一想】1s、2p分别表示什么意义?
。
二、构造原理
1.构造原理：随着原子 的递增，绝大多数元素原子核外电子的排布遵循以下排布顺序：


2.实质：构造原理的排布顺序其实质是能级中的 顺序
3.应用：可根据元素的 写出元素基态原子的电子排布式。如Na元素基态原子的电子排布式为： ，或简写为 。能级右上角的数字是该能级上的 。
4.基态原子的核外电子排布规则
一.（1）能量最低原理：原子核外电子的排布遵循构造原理，按轨道能量 的顺序依次排列，使整个原子处于能量 状态。
（2）泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳 个电子，而且 相反，用“ ”表示。

（3）洪特规则：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 相同。如：在d轨道中电子排布成，而不排布成


(5)稳定规则
全满状态、半满状态、全空状态相对稳定

全满状态:

半满状态:

全空状态:
表达形式
1轨道表示式:

2.电子排布式:

【交流与总结】1.判断原子核外电子排布图或原子核外电子排布式书写是否正确时，可采取排除法，先用其中的一条规则去排除，再利用剩余两条规则去分析，可确保答案正确。
2.电子填充顺序要遵循构造原理，书写电子排布式则按照能层序数依次写出。例如，28Ni，电子填充顺序是1s2→2s2→2p6→3s2→3p6→4s2→3d8，而电子排布式写为：1s22s22p63s23p63d84s2。
【想一想】1.以下电子排布式表示基态原子电子排布的是（ ）
A.1s22s22p63s13p3 B.1s22s22p63s23p63d104s1 4p1
C.1s22s22p63s23p63d24s1 D.1s22s22p63s23p63d104s24p1
2.为什么某些原子核外电子排布违背构造原理？并举例说明。


3.铁元素为什么出现＋2价和＋3价两种化合价，且＋3价稳定？











三、电子云
1.电子云：量子力学指出不可能像描述宏观物体运动那样，确定具有一定空间运动状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它出现在原子核外空间各处的 。由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，故被称为电子云，即电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述。
2.电子云轮廓图：为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动有一个形象化的简便描述，故将电子出现在原子核外空间概率约为 的空间圈起来，形成电子云的轮廓图。

注意：（1）电子云并不表示电子的实际运动轨迹,而是表示电子出现在各点的几率高低；小黑点不代表电子。
（2）小黑点的疏密表示的出现几率的大小。
（3）不同能级的电子云图形也不一样。
【想一想】电子云的疏密表示的意义是什么？
。
3.原子轨道
（1）定义：量子力学把电子出现在原子核外的一个 称为一个原子轨道。
（2）形状：s电子的原子轨道是 形的，p电子的原子轨道是 形的。
（3）数目：ns能级有 个轨道，np能级各有 个轨道,且 ，nd能级有 个轨道，nf能级有 个轨道。




四、基态原子与激发态原子、光谱
1.基态原子与激发态原子：基态原子是处于 状态的原子；基态原子的电子 能量后，跃迁到 能级，变为 原子。
2.光谱与光谱分析
（1）光谱形成原因：不同元素的原子发生跃迁时会 或 不同的光。
（2）光谱分类：根据光是被吸收或释放，可将光谱分为 和 。
（3）光谱分析：在现代化学中，利用 上的特征光谱来鉴定元素的分析方法。
【想一想】焰色反应发生的原理
第一章第二节 原子结构与元素性质
自主学习
（知识点回顾）元素周期表：（1）编排原则： ，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中 ，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数
第一周期
第二周期
第三周期
第四周期
第五周期
第六周期
不完全周期 第七周期 （若排满时）
②族 族序数 用表示；主族用 表示；副族用 表示。
主族 个
副族 个
第VIII族是第 纵行
零族是第 纵行
阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8
罗马数字：
（3）元素周期表与原子结构的关系：
①周期序数＝ ②主族序数＝ ＝
(4)元素族的别称：①第ⅠA族： 第ⅠIA族： ②第ⅦA 族：
③第0族：
1、周期系：
随着元素原子的 递增，每到出现 ，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到 个电子，出现 。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。
2、周期表
第一张元素周期表是由 制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。





【交流与总结】主族元素中，最外层电子数等于族序数，化学性质与最外层电子数有关。副族元素的化学性质不仅与最外层电子数有关，也可能与次外层电子数有关。
【想一想】(1)元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？
。
(2)上述分区的依据是什么
3.元素周期律和原子半径
a.元素周期律：元素的性质随 的递增发生 递变的规律。
b.原子半径
（1）决定原子半径的因素：
①电子层数：电子层数越多，电子之间的负电排斥使原子半径 ；②核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力也就 ，原子半径 。电子的能层数和核电荷数的综合结果使各原子的半径发生 递变。
（2）原子半径的变化规律：同周期主族元素，从左到右，电子层数 ，但随着核电荷数的逐渐增大，核对电子的引力 ，从而使原子半径逐渐 ；同主族元素，从上到下， 逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子层数的影响成为主要因素，故从上到下，原子半径逐渐 。

【交流与总结】 同种元素微粒半径的比较：原子半径 阳离子半径；原子半径 阴离子半径；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越 。
【想一想】1. 电子能层数多的原子的半径一定大于电子能层数少的原子的半径？
。
2.元素周期律的内容

一、电离能
1.概念： 原子失去一个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
2.元素第一电离能的意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值 ，原子越容易失去一个电子。
3.元素第一电离能的变化规律：同周期元素，随着原子序数的递增，元素第一电离能呈现 的趋势；同族元素，从上到下，第一电离能逐渐 。

Na Mg Al
各级电离能(KJ/mol) 496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293
【交流与总结】同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子核外电子排布有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）状态时，原子较稳定，该元素具有较大的第一电离能。
【想一想】 下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能按逐渐增大的顺序排列的是（ ）
A.K、Na、Li B.Al、Mg、Na C.N、O、C D.Cl、S、P
五、电负性
1.键合电子和电负性的含义
（1）键合电子：元素原子相互化合时，原子中用于形成 的电子。
（2）电负性：用来描述不同元素的原子对 的吸引力大小。电负性越大的原子，
对 的吸引力 。
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数值。
3.变化规律：同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐 ；同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐 。
4.应用：判断元素原子金属性和非金属性的强弱。金属的电负性一般小于 ，电负性越小，金属性 ；非金属的电负性一般大于 ，电负性越大，非金属性 ；位于非金属区边界的元素电负性则在 左右，它们既有 ，又有 。

5.对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素的电负性与 主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如Li与 ；Be与 ；B与 。

【交流与总结】电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。当电负性差值为零时，通常形成非极性共价键；当电负性差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。
【想一想】 利用元素的电负性不能判断的是（ ）
A.元素的得电子能力 B.化学键的类型（离子键和共价键）
C．元素的活动性 D．元素稳定化合价的数值
第二章第一节 共价键
[复习]
HCl的形成过程
一、共价键及其类型
1.概念：原子间通过 形成的化学键。
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，HCl，Cl2的形成



δ键：（以 重叠形式）
特征：以形成化学键的 轴作旋转， 对称图形。
种类： 键 键 键
P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键
π键（以 重叠形式）

a.特征：每个π键的电子云 块组成，分别位于有两原子核构成平面的 ，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 对称。　
2.特点：
（1）形成共价键时，两原子的 发生重叠。
（2）共价键具有 ，决定分子的组成。
（3）共价键具有 ，决定分子的立体构型。
3.共价键的形成实际上是 ，重叠的程度越大，形成的共价键越 ，所以δ键比π键的强度 。s电子的原子轨道都是 形的，p电子的原子轨道是 的。因此当s与p，p与p原子轨道之间重叠时，共价键具有一定的 。
【交流与总结】1.共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的 ，而共价键的方向性决定了分子的 。
2.共价单键都是 键，共价双键中有一个 键和一个 键，共价三键中有一个 键和两个 键。
【想一想】所有的共价键都具有方向性吗？
二、键参数
1.键能：是指 形成1 mol化学键释放的 能量。键能是衡量化学键稳定性的参数，化学键的键能越大，化学键 ，越不容易 。键能通常取 值，单位为 。结构相似的分子中，化学键键能越大，分子越 。如分子的稳定性：HF HCl HBr HI。双键的键能并不是单键的两倍，三键的键能也不是单键的三倍，键能大小为：三键 双键 单键。
2.键长：是指形成共价键的两个原子之间的 。 决定化学键的键长， 越小，共价键的键长越短，键能 ，共价键 ；反之亦然。
3.键角：是指 。在多原子分子中，键角是一定的，这表明共价键具有 性，因此键角决定着共价化合物分子的 。
三、等电子原理
1.等电子原理是指 相同、 相同的分子具有相似的化学键的特征，它们的许多性质（主要是物理性质）是 的。
2.仅第二周期元素组成的共价化合物分子中，为等电子体的是 、 。
【想一想】 CO2的等电子体有哪些？
。
第二章第二节 分子的立体结构
一、形形色色的分子

【知识导引】1.三原子分子的立体结构有 和 两种。直线形的有 、等。V形有 、 等。
2.四原子分子的立体结构有 和 两种。甲醛（CH2O）呈 ，键角约 ；氨分子呈 ，键角是 。
3.五原子分子的立体结构最常见的是 。如 等，键角是 。
二、价层电子对互斥理论
【知识导引】1.价层电子对（包括 和 ）由于 的作用，而尽可能趋向彼此远离，以减小 ，分子尽可能采取 的空间构型。电子对夹角越大，排斥力 。
2.σ键电子数可由 确定，而中心原子上的弧电子对数，确定方法如下：
中心原子上的弧电子对数= ，a为 ；x为 ；b为与中心原子结合的原子 。
3.VSEPR模型和分子的立体结构型
H2O的中心原子上有 对弧电子对，与中心原子上的 键电子对相加等于 ，它们相互排斥形成 形VSEPR模型。略去VSEPR模型中的中心原子上的弧电子对，H2O分子呈 形。
【交流与总结】利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时需注意：价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构型；而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，孤电子对占据中心原子周围的空间，参与互相排斥，二者的构型不一致。
三、杂化轨道理论
【知识导引】1.杂化轨道理论
（1）杂化的概念：在形成分子时，原子的相互影响，若干 的原子轨道混合起来，重新组合生成与原轨道数 的一组新轨道的过程。
（2）杂化轨道： 形成的新轨道。
（3）杂化轨道的分类
对于非过渡元素，由于ns和np能级接近，往往采取用sp型杂化，而sp型杂化又分为：
①sp杂化： 和 间的杂化，杂化轨道的数目 ；
②sp2杂化： 和 间的杂化，杂化轨道的数目 ；
③sp3杂化： 和 间的杂化，杂化轨道的数目 。
（4）分子构型与杂化类型的关系
①sp杂化：sp型杂化轨道的夹角为 ，VSEPR是 。
②sp2杂化：sp2型杂化轨道的夹角为 ，VSEPR是 。
③sp3杂化：sp3型杂化轨道的夹角为 ，VSEPR是 。
2.几种常见分子或离子的空间构型
NH4+： ，NH3： ，H2O： ， CH2O： ，SO2： ，BeCl2： ，CO2： 。
【交流与总结】根据杂化轨道的空间分布判断中心原子杂化轨道类型的方法：（1）若杂化轨道在空间分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生 杂化；（2）若杂化轨道在空间分布为平面三角形，则分子的中心原子发生 杂化；（3）若杂化轨道在空间分布为直线形，则分子的中心原子
发生 杂化。
【想一想】 在CH3COCH3分子中，中间碳原子与两边碳原子成键所采用的轨道是（ ）
A.sp2：sp2杂化轨道 B.sp3：sp3杂化轨道
C.sp2：sp3杂化轨道 D.sp：sp3杂化轨道
四、配合物理论简介
【知识导引】1.配位键
（1）概念： 由一个原子 提供，而跟另一个原子共用的共价键，即“ ”，是一类特殊的 。
（2）表示：配位键可以用A→B来表示，其中A是 弧对电子的原子，称为 体；B是 弧对电子的原子，提供 ，称为 原子。
2.配位化合物： 与某些 （称为 ）以 结合形成的化合物，简称 。
【交流与总结】配合物的表示方法：配合物由中心原子（提供空轨道）和配体（提供孤对电子），分为内界和外界，如右图的［Cu（NH3）4］SO4。
【想一想】怎样判断一个化合物是不是配合物？
。









第二章第三节 分子的性质
自主学习
一、键的极性
1.极性键：由 形成的共价键。由于不同原子的电负性不同，共用电子对发生 ，电负性大的原子显 电性（δ－），电负性小的原子呈 电性（δ+）。
2.非极性键：由 的原子形成的共价键。由于同种原子的电负性相同，共用电子对不发生 。
【交流与总结】键的极性主要看是否是不同元素原子之间成键。
【想一想】 下列元素原子与氢形成的分子中，共价键的极性最大的是（ ）
A.I B.S C.F D.Cl
二、分子的极性
1.极性分子与非极性分子
（1）极性分子：正电荷中心和负电荷中心 ，键的极性向量和 。
（2）非极性分子：正电荷中心和负电荷中心 ，键的极性向量和 。
（3）分子极性的判断：
①由极性键形成的双原子分子，其正、负电荷中心不重合，都是极性分子，即 AB 型。
②只有非极性键形成的双原子分子，其正、负电荷中心重合，都是非极性分子，即 A2型。
③非极性分子的判断规律：
一是中心原子的所有价电子 参与成键，如CO2、 BF3等；二是分子中极性键的极性向量和是否等于 ，如C2H2 、 C2H4 、C2H6等；三是ABn型分子中，A的化合价数= ，如CO2、 BF3、CCl4、SO3等。
（4）几种常见分子的极性
CH4： ，NH3： ， H2O： 。
2.键的极性与分子的极性
（1）只含有非极性键的分子一定是 分子。
（2）含极性键的分子，如果分子结构是中心对称的，则为 分子，否则是极性分子。
【交流与总结】中学阶段涉及的对称构型主要有直线形（CO2、CS2）、正四面体形（CH4、CCl4、P4）；平面正三角形（ BF3）；不对称构型主要有三角锥形（NH3）、V形（H2O、H2S、SO2）。
【想一想】 CO2、CH4、BF3都是非极性分子，HF、H2O、NH3都是极性分子，由此推测ABn型分子是非极性分子的经验规律正确的是（ ）
A.所有原子在同一平面 B.分子中不含有氢原子
C.在ABn中A原子没有孤对电子 D.A的相对原子质量小于B
三、范德华力及其对物质性质的影响
1.分子间作用力：分子间存在的较 的相互作用；有 和 两种。
2.范德华力：是 之间普遍存在的相互作用力，它使得许多物质能以一定的凝聚态（固态和液态）存在。
3.强弱：
（1）范德华力约比化学键能小1～2个数量级。
（2）分子的极性越大，范德华力 。
（3）结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力 。
4.对物质性质的影响：范德华力主要影响物质的 性质，如熔点、沸点；化学键主要影响物质的 性质。
【交流与总结】分子间作用力不等同于范德华力，对某些分子来说，分子间作用力包括范德华力和氢键。
【想一想】 范德华力对物质熔、沸点有什么影响？
。
四、氢键及其对物质性质的影响
1.氢键的概念：是除范德华力外的另一种 。它是由已经与 很强的原子（如N、F、O）形成共价键的 与另一个分子中或同一分子中 很强的原子之间的作用力。
2.氢键的表示方法：通常用 表示，其中Ａ、B为N、O、F三种原子中的一种，“－”表示 ，“…”表示形成的 。
3.氢键的类型：氢键可分为 和 两大类。
4.氢键的特征：
（1）氢键不属于化学键，是一种分子间作用力。氢键键能较小，约为共价键的十分之几，但比范德华力强。
（2）氢键具有一定的 性和 性。
5.对物质性质的影响：
（1）对熔、沸点的影响：氢键的存在引起物质熔点和沸点的反常变化：①分子间氢键的形成使物质的熔点和沸点 。②分子内氢键的形成使物质的熔点和沸点 。
（2）对溶解度的影响：在极性溶剂里，如果溶质分子与溶剂分子间可以形成氢键，则溶质的溶解度 。
6.水中的氢键对水性质的影响：
水分子间形成氢键，增大了水分子间的作用力，使水的熔、沸点比同主族元素中H2S的熔、沸点 。水结冰时，体积 ，密度 。水的温度接近沸点时，形成“缔合”分子的水蒸气的相对分子质量比用化学式H2O计算出来的相对分子质量 。
【交流与总结】氢键不是化学键，分为分子间氢键和分子内氢键。氢键主要影响物质的物理性质，分子间氢键使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低。
【想一想】 氨气溶于水时，大部分NH3与H2O以氢键（用“…”表示）结合，形成NH3·H2O分子。根据氨水的性质可推知NH3·H2O的结构式为（ ）



A. B. C. D.
五、溶解性
1.“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于 溶剂，极性溶质一般能溶于 溶剂。
2.影响物质溶解性的因素：
（1）外界因素主要有 、 等。
（2）如果溶质与溶剂之间能形成 ，则溶解度增大，且 作用力越大，溶解度越大。
【交流与总结】一种试剂在水中溶解度的大小一般从以下几个方面分析：（1）分子的极性；（2）能否与水形成氢键；（3）分子的结构与水是否相似；（4）是否与水反应。
【想一想】 相似相溶原理指出，一般来说，由极性分子构成的溶质易溶于极性分子构成的溶剂，非极性分子构成的溶质易溶于非极性分子构成的溶剂。以下事实中可以用相似相溶原理说明的是 （ ）
A.HBr易溶于水 B.I2可溶于水 C.Cl2可溶于水 D.NH3易溶于水
六、手性
1.手性异构体：具有完全相同的 和 的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，则互称手性异构体。
2.手性分子：有 的分子称为手性分子。
3.手性分子的条件：中心碳原子必须连接 的原子或原子团。
【交流与总结】判断手性分子，关键是找到手性碳原子。一般要分析目标碳原子连接的原子或原子团是否不同，所处的环境是否有差异。
【想一想】分子式为C4H10和C5H12的烷烃，分别与氯气在一定条件下发生取代反应，生成的一氯代物同分异构体中，具有手性碳原子的同分异构体分别有 种和 种。
七、无机含氧酸分子的酸性
1.对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价 ，其含氧酸的酸性 。
2.含氧酸的通式可写成（HO）mROn，若成酸元素R相同，n值 ，酸性 。原因是无机含氧酸写成（HO）mROn，若成酸元素R相同，n值越大，R的正电性 ，导致R－O－H中的O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越 电离出H+,即酸性越 。
【交流与总结】比较无机含氧酸的酸性强弱，关键是比较中心元素化合价的高低。同种元素的不同价态，一般化合价越高，其酸性越强；同周期不同元素的最高价态：一般越向右，酸性越强；同主族不同元素的最高价态：一般越向上，酸性越强。
【想一想】 将HNO3和HNO2分别用酸的通式表示，指出二者的n值各为多少，并比较二者的酸性强弱。
第三章第一节 晶体的常识
自主学习
一、晶体与非晶体
1.晶体与非晶体的概念
（1）晶体：内部微粒（原子、离子或分子）在三维空间里按一定规律 构成的固体物质称为晶体。
（2）非晶体：橡胶、玻璃等固体，其内部原子或分子的排列呈现 的分布状态，称为非晶体。
2.晶体与非晶体的本质差异
晶体 自范性（能自发呈现多面体外形），原子在三维空间里 排列；非晶体 自范性（不能自发呈现多面体外形），原子排列相对 。
3.获得晶体的三条途径
（1） 物质凝固。
（2） 物质冷却不经液态直接凝固（ ）。
（3） 从溶液中析出。
4.晶体的特点
（1）自范性：晶体能 呈现 外形的性质。
（2）某些物理性质表现出 。
（3）晶体的 固定。
（4）外形和内部质点有高度的 。
5.区分晶体与非晶体的可靠的科学方法：对固体进行 。
【想一想】晶体为什么具有自范性？
。
二、晶胞
1.概念：晶胞是描述晶体结构的 。
2.结构：晶胞一般都是 体，晶体是由无数晶胞 排列而成。
（1）无隙：相邻晶胞之间无任何 。
（2）并置：所有晶胞都是 排列的，取向 。
（3）所有晶胞的 及内部的原子 、 及几何排列是完全相同的。
【想一想】 由晶胞构成的晶体，其化学式是否表示一个分子中原子的数目？
金属晶胞中粒子数的计算方法：如果将一个立方晶胞看做一个立方体，当粒子处于立方体的顶角时，它被 个晶胞所共有，所以它属于该晶胞的部分只占全部的 。
同理，处于立方体棱上的粒子属于该晶胞的部分只占全部的 ，处于立方体面上的粒子属于该晶胞的部分只占全部的 ，而在立方体内的粒子 属于该晶胞。

第二节分子晶体与原子晶体
一、分子晶体
1.结构特点：（1）晶体中只含 。
（2）分子内的化学键是 。
（3）相邻的分子间靠 相互吸引。
①分子间的作用力只是 ，则分子晶体有 特征，即每个分子周围有 个紧邻的分子。
②分子间含有其他作用力，如 ，分子晶体的分子密堆积要少于 个。如冰中每个水分子周围只有 个紧邻的水分子。(原因： ）
2.分子晶体物理性质的共同点：
（1）具有 熔、沸点，易 。
（2）一般地硬度 。
（3）固体和熔融状态下 导电。
（4）延展性 。
（5）相似相溶原理：非极性分子一般能溶于 溶剂；极性分子溶于 溶剂。
3.物质种类：
（1）所有 ，如H2O、NH3、CH4等。
（2）部分 ，如卤素（X2）、O2、N2、白磷（P4）、硫（S8）等。
（3）部分 ，如CO2、P4O10、SO2、SO3 等。
（4）几乎所有的 ，如HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO4等。
（5）绝大多数 ，如苯、乙醇、乙酸、乙酸乙酯等。
4.典型的分子晶体：
（1）冰：①水分子之间主要的作用力是 ，当然也存在 。② 有方向性，它的存在迫使在 的每个水分子与 方向的 个相邻的水分子互相吸引。③冰中水的空间利用率 。有相当大的 。故冰的密度 液态水。
（2）干冰：①每个晶胞中有 个原子。②每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有 个。


【交流与总结】 ①并非所有分子晶体中都存在化学键，稀有气体是单原子分子，其晶体中不含化学键。②氢键不是化学键，只是一种特殊的分子间作用力。
【想一想】 含有共价键的晶体都是分子晶体吗？
二、原子晶体
1.概念：各原子都以 相互结合，整块晶体是一个三维的 结构。
2.构成晶体的粒子：构成原子晶体的粒子是 ，故原子晶体中无 。
3.物理性质：熔点 ，硬度 ， 溶于一般溶剂， 导电，延展性 。
4.物质种类：
（1）某些 ，如晶体硼、晶体硅、晶体锗、金刚石等。
（2）某些 ，如碳化硅（SiC）、氮化硅（Si3N4）、氮化硼（BN）等。
（3）某些 ，如二氧化硅（SiO2）、氧化铝（Al2O3）等。

5.典型的原子晶体：







（金刚石） （二氧化硅）
（1）金刚石
①在晶体中每个碳原子以 与 个碳原子相结合，成为 。
②晶体中C-C键的夹角为 ，碳原子采用了 杂化。
③最小环上有 个碳原子。
④晶体中C原子个数与C-C键数之比是 。
（2）二氧化硅
①在晶体中， 个硅原子和 个氧原子形成 个共价键；每个硅原子与 个氧原子紧邻，即配位数为 ，每个氧原子与 个硅原子紧邻，即配位数为 ，所以二氧化硅晶体中硅与氧的原子个数之比是 ；
②最小环上有 个原子。
【交流与总结】 二氧化硅为原子晶体，晶体中不存在单个分子，其化学式为Si与O的最简个数比，而不是分子式。
【想一想】 金刚石、碳化硅与晶体硅的熔、沸点高低如何判断？
。

比较熔沸点方法：
（1）不同晶体类型的物质：原子晶体>分子晶体 。
（2）同一晶体类型的物质，需比较晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。
原子晶体：要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
分子晶体：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：O2>N2, HI>HBr>HCl。组成结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点：CO>N2。
知识拓展－石墨
一种结晶形碳，有天然出产的矿物。铁黑色至深钢灰色。质软具滑腻感，可沾污手指成灰黑色。有金属光泽。六方晶系，成叶片状、鳞片状和致密块状。密度2.25g/cm3，化学性质不活泼。具有耐腐蚀性，在空气或氧气中强热可以燃烧生成二氧化碳。石墨可用作润滑剂，并用于制造坩锅、电极、铅笔芯等。
石墨为什么很软？

石墨的熔沸点为什么很高（高于金刚石）？

石墨属于哪类晶体？为什么？






第三章第三节金属晶体
自主学习
一、金属键
1.概念：金属原子脱落下来的一个_________形成遍布整块晶体的“_________”。被所有原子共用，从而所有_________维系在一起。


2.描述金属键本质的最简单理论是__________理论。
3.构成金属晶体的粒子是_________和_________。
4.金属键的特征：金属键无 和 。
5.金属键的强度差别_________。例如金属钠的熔点较低，硬度较小，而_____是熔点最高，硬度最大的金属，这是由于_____________________________的缘故. 铝硅合金在凝固时收缩率很小，因而这种合金适合铸造。在①铝、②硅、③铝硅合金三种晶体中，它们的熔点从低到高的顺序是_______________。
【交流与总结】金属键的强弱与金属阳离子半径、所带电荷数有关。金属阳离子半径越小，所带电荷越多，则金属键越强，金属的熔沸点越高，硬度越高。
【想一想】有阳离子的物质中一定有阴离子吗？
。
二、金属晶体
1.在金属晶体中，原子间以_________相结合。
2. 金属晶体的性质：优良的_________、_________和_________。
3.用电子气理论解释金属的性质：
（1）延展性：在金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生_________，但_________不变，金属离子和自由电子形成的_________没有破坏，所以金属具有良好的延展性。
（2）导电性：在外加电场的作用下，金属晶体中的 做 而形成电流，呈现良好的导电性。
（3）导热性：电子气在运动时经常与金属离子碰撞从而引起两者 ，形成能量传递。
【交流与总结】 金属晶体在固态时能导电，其他晶体（除石墨外）固态时不能导电。
【想一想】 具有金属光泽且能导电的晶体一定是金属晶体吗？
。

金属晶体的基本堆积模型
1.二维空间模型：金属原子在二维平面里有两种排列方式，分别为密置层和非密置层，其配位数分别为______和__________。

2.三维空间模型：
（1）非密置层在三维空间的堆积

①简单立方堆积：相邻非密置层堆积原子的原子核在 的堆积，只有金属 Po 采用这种堆
积方式，其空间利用率太低。

②钾型：将上层金属原子填入 中，并使非密置层的原子稍稍分离，其空间的利用率比简单立方堆积 ，属于钾型堆积主要有 Na、K、Fe 等。


（2）密置层在三维空间的堆积
①密置层在三维空间的堆积有两种堆积方式是镁型和铜型，它们分别以_________的方式和_________的方式堆积。属于铜型堆积的主要有 铜，金，银 。属于镁型堆积的主要有 镁，锌钛 。

（镁型） （Cu型） （Cu型）

②金属晶体的最密堆积是___________，配位数是__________，空间利用率_________

【交流与总结】
堆积方式 晶胞类型 空间利用率 配位数 实例
简单立方堆积
体心立方密堆积
六方最密堆积
面心立方最密堆积

【想一想】镁型与钾型有什么异同？
。










第四节离子晶体
一、离子晶体
1.概念：由 和 通过 结合而成的晶体。
2.构成晶体的微粒是 和 。
3.微粒之间的相互作用力是 。
4.决定晶体结构的因素：
（1）几何因素，即晶体中阴、阳离子的 。
（2）电荷因素，即晶体中阴、阳离子的 。（3）键性因素，即 的纯粹程度。
5.离子晶体的性质：
（1）离子晶体的 较大，难于压缩。
（2）离子晶体熔、沸点 ，难挥发。
（3）阴、阳离子在晶体中 （填“能”或“不能”）自由移动，所以离子晶体 （填“能”或“不能”）导电，但在 或 中可导电。
6. 、强碱、 等是离子晶体，如NaCl、KOH、Na2O等。
7.常见离子晶体的阴阳离子的配位数

（CaF2晶体）(ZnS晶胞）

NaCl：Na+的配位数 ，Cl－的配位数 ；CsCl：Cs+ 的配位数 ，Cl－的配位数 ；CaF2：Ca2+ 的配位数 ，F－的配位数 ；ZnS：Zn2+配位数 ，S2-配位数 。
【交流与总结】 1. 判断一种晶体是离子晶体常见的方法有两种。一、由组成晶体的粒子种类来判断。离子化合物形成的晶体一定为离子晶体。二、由晶体的性质来判断。固态时不导电，而熔融状态或溶于水时能导电的晶体一般为离子晶体；一般具有较高硬度且质脆的晶体为离子晶体。
【想一想】 离子晶体中为何不存在单个小分子？
。
2.
晶体类型 晶体类型 晶胞结构示意图 配位数 距离最近且相等的相反离子或相同离子 每个晶胞含有离子数 实例
AB型 NaCl型 KBr AgCl、MgO、CaS、BaSe
CsCl型 CsCl、CsBr、CsI、TlCl
ZnS型 ZnS、AgI、 BeO
AB2型 CaF2型 碱土金属卤化物、碱金属氧化物。

二、晶格能
1.概念： 形成 离子晶体 的能量。
2.影响晶格能大小的因素：
（1）离子所带电荷的因素：离子所带电荷 ，晶格能 。
（2）离子的半径的因素：离子的半径越 ，晶格能 。
3.晶格能的作用：
（1）晶格能直接反应离子晶体的 。晶格能越 ，形成的离子晶体越 ，而且熔点越 ，硬度越 。
（2）晶格能与岩浆晶出规则：岩浆晶出的次序与晶格能的大小有关，一般地，晶格能 的矿物先晶出，晶格能 的矿物后晶出，即晶格能越大，岩浆中的矿物越 结出晶体。
【交流与总结】 离子化合物的熔点高低主要取决于离子键的强弱（或晶格能的大小），而离子键的强弱（或晶格能的大小）与离子所带的电荷的乘积成正比，与离子间距离成反比。
【想一想】 晶格能与离子晶体稳定性有什么关系？
。

1s22s22p5
5
5

短周期

①周期
（共七个）

长周期


族
（共 个）

［Cu（NH3）4］SO4

内界

外界

中心原子

配位体

配位原子

配位数

O—H

H

H—N

H

H

…

H—O

H

H—N

H

H

…

N—H

H

H

…

O—H

H

N—H

H

H

…

H—O

H

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