1、.年 級高三學 科化學版 本蘇教版內容標題高三第二輪復習：分子構造與晶體構造【本講教育信息】一. 教學內容：分子構造與晶體構造二. 教學目的理解化學鍵的含義，理解并掌握共價鍵的主要類型及特點，共價鍵、離子鍵及金屬鍵的主要區別及對物質性質的影響。能根據雜化軌道理論和價層電子對互斥模型判斷簡單分子或離子的空間構型，理解等電子體的含義。理解原子晶體、分子晶體和金屬晶體的構造特征，掌握不同晶體的構成微粒及微粒間的互相作用力，掌握影響晶體熔沸點、溶解性的因素。三. 教學重點、難點分子構造與晶體構造的特點，影響物質熔沸點和溶解性、酸性的因素四. 教學過程一化學鍵與分子構造：1、化學鍵：相鄰的兩個或多個原子

2、之間強烈的互相作用，通常叫做化學鍵。三種化學鍵的比較：離子鍵共價鍵金屬鍵形成過程陰陽離子間的靜電作用原子間通過共用電子對所形成的互相作用金屬陽離子與自由電子間的互相作用構成元素典型金屬含NH4+和典型非金屬、含氧酸根非金屬金屬實例離子化合物，如典型金屬氧化物、強堿、大多數鹽多原子非金屬單質、氣態氫化物、非金屬氧化物、酸等金屬配位鍵：配位鍵屬于共價鍵，它是由一方提供孤對電子，另一方提供空軌道所形成的共價鍵，例如：NH4+的形成在NH4+中，雖然有一個NH鍵形成過程與其它3個NH鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全一樣。共價鍵的三個鍵參數概念意義鍵長分子中兩個成鍵原子核間間隔 米鍵長

3、越短，化學鍵越強，形成的分子越穩定鍵能對于氣態雙原子分子AB，拆開1molA-B鍵所需的能量鍵能越大，化學鍵越強，越結實，形成的分子越穩定鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構型鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩定性：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，分子越穩定。共價鍵的極性極性鍵非極性鍵共用電子對偏移程度偏移不偏移構成元素不同種非金屬元素同種非金屬元素實例HCl、H2O、CO2、H2SO4H2、N2、Cl2共價鍵按成鍵形式可分為鍵和鍵兩種，鍵主要存在于單鍵中，鍵主要存在于雙鍵、叁鍵以及環狀化合物中。鍵較穩定，而鍵一般較不穩定。共價鍵具有飽和性和方向性兩大特征。2、分子構造：價層電子對互斥理

4、論：把分子分成兩大類：一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它們的立體構造可用中心原子周圍的原子數來預測，概括如下：ABn立體構造范例n=2直線型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面體型CH4另一類是中心原子上有孤對電子未用于形成共價鍵的電子對的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤對電子也要占據中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。因此H2O分子呈V型，NH3分子呈三角錐型。雜化軌道理論：在形成多原子分子的過程中，中心原子的假設干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的軌道，這個過程叫做軌道的雜化，產生的新軌道叫雜化軌道。據參與雜化的s軌道與

5、p軌道的數目，存在sp3、sp2 、sp三種雜化。雜化軌道理論分析多原子分子離子的立體構造化學式中心原子孤對電子對數雜化軌道數雜化軌道類型分子構造CH404sp3正四面體C2H403sp2平面三角形BF303sp2平面三角形CH2O03sp2平面三角形C2H202sp直線型CO202sp直線型NH314sp3三角錐型NH4+04sp3正四面體H2O24sp3V形H3O+14sp3三角錐型價層電子對互斥模型判斷簡單分子或離子的空間構型電子對數 目電子對的空間構型成鍵電子對數孤電子對 數電子對的排列方式分子的空間構型實 例2直 線20直 線CO2、C2H23三角形30三角形BF3、SO321V形S

6、nCl2、PbCl24四面體40四面體CH4、SO42-CCl4、NH4+31三角錐NH3、PCl322V形H2O、H2S說明：1等電子原理是指原子總數一樣，價電子總數一樣的分子或離子，對于主族元素而言，價電子就是其最外層電子數，即為最外層電子總數相等。這一類分子或離子具有相似的化學鍵特征、分子構造以及部分物理性質相似，但一般情況下，化學性質并不相似。同樣，化學鍵相似，并不是指鍵角等一定一樣。利用等電子原理可判斷一些簡單分子或離子的主體構型，如：CO2、CNS、NO2、N3的原子總數均為3，價電子總數均為16，因此，它們的空間構型均為直線型。2運用價層電子對互斥模型可預測分子或離子的空間構型，

7、但要注意判斷其價層電子對數，對ABn型分子或離子，其價層電子對數的判斷方法為：n中心原子的價電子數每個配原子提供的電子數×m2在確定中心原子的價層電子對數時應注意如下規定： 作為配體原子，鹵素原子和氫原子提供一個電子，氧族元素的原子不提供電子； 作為中心原子，鹵素原子按提供7個電子計算，氧族元素的原子按提供6個電子計算； 對于復雜離子，在計算價層電子對數時，還應加上負離子的電荷數或減去正離子的電荷數； 計算電子對數時，假設剩余1個電子，也當作1對電子處理，雙鍵、叁鍵等多重鍵作為1對電子對待。3、雜化類型的判斷：公式：n中心原子的價電子數+配位原子的成鍵電子數±電荷數2；或：

8、n中心原子的孤對電子對數配位原子總數根據n值判斷雜化類型：n2時，sp雜化；n3時，sp2雜化；n4時，sp3雜化；當電荷數為正值時，公式中取“，當電荷數為負值時，公式中取“；當配位原子為氧原子或硫原子時，成鍵電子數為0。雜化軌道所形成的化學鍵一般為單鍵，即為鍵。4、價層電子對互斥模型和雜化軌道理論：說明的是價層電子對雜化軌道形成的鍵的共用電子對和孤對電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是形成鍵電子對的空間構型，不包括孤對電子。 它包括兩種類型：當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。如：物質H2ONH3CH4CCl4中心原子孤對電子對數21無無價層

9、電子對互斥模型四面體四面體四面體四面體分子的空間構型V三角錐正四面體正四面體鍵角105°107°109°28109°28雜化類型sp3sp3sp3sp35、鍵的極性和分子的極性并非完全一致，只有極性鍵形成的分子不一定是極性分子，如CH4、CO2等。極性分子中也不一定不含非極性鍵。所以，二者不是因果關系。只含非極性鍵的分子是非極性分子，如H2、N2等；含極性鍵的分子，假設分子空間構型是對稱的是非極性分子，如CO2、CH4等，分子空間構型不對稱的是極性分子。如H2O、NH3等。它們的關系表示如下：6、配合物的命名關鍵在于配合物內界即配離子的命名。其命名順序一

10、般為：自左向右：配位體數即配位體右下角的數字配位體名稱“合字或“絡字中心離子的名稱中心離子的化合價。如：ZnNH32SO4內界為二氨合鋅K3FeCN6內界合稱為：六氰合鐵配合物可看作鹽類，假設內界為陽離子，那么外界必為陰離子。假設內界為陰離子，那么外界必為陽離子。可按鹽的命名方法命名：自右向左為：某酸某或某化某。配合物易溶于水電離為內界配體離子和外界離子，而內界的配體離子和分子通常不能電離。二晶體構造：幾種類型的晶體的比較晶體類型金屬晶體離子晶體原子晶體分子晶體結構構成微粒金屬陽離子和自由電子陰、陽離子原子分子微粒間作用力金屬鍵離子鍵共價鍵分子間作用力性質熔、沸點隨金屬鍵強弱變化，差異較大較高

11、很高較低硬度隨金屬鍵強弱變化，差異較大較大很大較小導電性良好水溶液和熔融狀態能導電一般不導電一般不導電舉例所有固態金屬NaCl、CsCl、CaF2金剛石、晶體硅、SiO2干冰、冰、I2典型離子晶體的構造特征NaCl型晶體CsCl型晶體每個Na+離子周圍被六個離子所包圍，同樣每個也被六個Na+所包圍。每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍。金屬鍵對金屬通性的解釋金屬通性解釋金屬光澤金屬中的自由電子能在一定范圍內自由活動，無特征能量限制，可以在較寬范圍內吸收可見光并隨即放出，因此使金屬不透明、具一定金屬光澤多數為銀白色。導電在外加電場的作用下，自由電子在金屬內部發生定向運

12、動，形成電流。導熱自由電子把能量從溫度高的區域傳到溫度低的區域，從而使整塊金屬到達同樣的溫度。有延展性當金屬受到外力作用時，金屬原子之間發生相對滑動，表現為良好的延展性。金屬原子在空間的堆積方式鈉、鉀、鉻、鎢等體心立方堆積鎂、鈦、鋅等六方堆積金、銀、銅、鋁等面心立方堆積說明：1、分子晶體的微粒間以分子間作用力或氫鍵相結合，因此，分子晶體具有熔沸點低、硬度密度小，較易熔化和揮發等物理性質。影響分子間作用力的大小的因素有分子的極性和相對分子質量的相對大小。一般而言，分子的極性越大、相對分子質量越大，分子間作用力越強。分子晶體的熔沸點的上下與分子的構造有關：在同樣不存在氫鍵時，組成與構造相似的分子晶

13、體，隨著相對分子質量的增大，分子間作用力增大，分子晶體的熔沸點增大；對于分子中存在氫鍵的分子晶體，其熔沸點一般比沒有氫鍵的分子晶體的熔沸點高，存在分子間氫鍵的分子晶體的熔沸點比存在分子內氫鍵的分子晶體的熔沸點高。分子晶體的溶解性與溶劑和溶質的極性有關：一般情況下，極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑這就是相似相溶原理。如：HCl、NH3等分子晶體易溶于水，而溴和碘等分子那么易溶于汽油和四氯化碳等非極性溶劑。分子間作用力不具有方向性和飽和性，而氫鍵具有方向性和飽和性。所以，不存在氫鍵的分子晶體可以以嚴密堆砌的方式排列，而存在氫鍵的分子晶體那么必須在一定的方向上堆砌排列。由于水中存在

14、氫鍵，所以水在凝結成冰時，體積增大，密度減小。2、原子晶體的構成微粒是原子，原子間通過共價鍵互相結合，因此原子晶體的物理性質與分子晶體有明顯的不同，熔沸點高，硬度、密度大等特點。原子晶體中不存在分子，其化學式表示晶體中各組成微粒的原子個數比。3、金屬晶體的熔沸點差異很大，主要與金屬鍵的相對強弱有關，一般情況下，金屬原子半徑越小，電荷越大，金屬鍵越強，金屬晶體的熔沸點越高，反之越低。4、離子鍵的本質是陰陽離子間的靜電作用，它包括陰、陽離子間的靜電引力和兩種離子的核之間以及它們的電子之間的靜電斥力兩個方面，當靜電引力與靜電斥力之間到達平衡時，就形成了穩定的離子化合物，它不再顯電性。離子鍵不具有方向

15、性和飽和性。決定離子晶體構造的因素有幾何因素和電荷因素，除此以外還有鍵性因素。1幾何因素：晶體中正負離子的半徑比2電荷因素：晶體中陰、陽離子電荷比3鍵性因素：離子鍵的純粹程度對晶體構型一樣的離子化合物，離子電荷數越多，核間距越小，晶格能越大；晶格能越大，離子鍵越強，晶體越穩定，熔點越高，硬度越大。【典型例題】例1. 以下關于化學鍵的表達正確的選項是：A. 化學鍵存在于原子之間，也存在于分子之間B. 兩個原子之間的互相作用叫做化學鍵C. 離子鍵是陰、陽離子之間的吸引力D. 化學鍵通常指的是相鄰的兩個或多個原子之間強烈的互相作用解析：理解化學鍵、離子鍵等根本概念是解答此題的關鍵。化學鍵不存在于分子

16、之間，也不僅是兩個原子之間的互相作用，也可能是多個原子之間的互相作用，而且是強烈的互相作用。所以A、B都不正確。C項考察的是離子鍵的本質，離子鍵是陰、陽離子間通過靜電作用包括吸引力和排斥力所形成的化學鍵，故C項也不正確。正確選項為D。答案：D例2. NH3分子的空間構型是三角錐形，而不是正三角形的平面構造，其理由是：A. NH3分子是極性分子B. NH3分子內三個NH鍵的鍵長相等，鍵角相等C. NH3分子內三個NH鍵的鍵長相等，3個鍵角都等于107°18D. NH3分子內三個NH鍵的鍵長相等，3個鍵角都等于120°解析：空間構型決定分子的極性，反過來分子的極性驗證了分子的空

17、間構型，即分子有極性說明其空間構造不對稱。假設NH3分子是正三角形的平面構造，那么其鍵角應為120°，分子無極性；假設NH3分子是極性分子，說明NH3分子不是正三角形的平面構造，故A正確。假設鍵角為107°18那么接近于正四面體的109°28，說明NH3分子應為三角錐形。也可以從NH3分子的價層電子對互斥模型或雜化軌道理論分析。答案：A、C例3. 以下關于化學鍵的表達中，正確的選項是A. 離子化合物可以含共價鍵B. 共價化合物可能含離子鍵C. 離子化合物中只含離子鍵D. 共價化合物中不含離子鍵解析：此題主要考查離子型化合物與共價型化合物的化學鍵類型。化學鍵之間互相

18、關系必須搞清，同一化合物中可能含多種鍵，如既有共價鍵，又有離子鍵，離子的形成可能由單一原子轉化而來，也可能由原子團形成，所以離子化合物中可能有共價鍵極性鍵或非極性鍵而共價化合物中不可能有離子鍵。所以選A、D。答案：AD例4. 以下說法中正確的選項是A. 分子中鍵能越大，鍵越長，那么分子越穩定B. 失電子難的原子獲得電子的才能一定強C. 化學反響中，某元素由化合態變為游離態，該元素被復原D. 電子層構造一樣的不同離子，其半徑隨核電荷數增多而減少解析：A. 分子中鍵能越大，鍵越短，分子越穩定；B. 失電子難的原子，獲得電子的才能不一定強，例如A族中的碳原子、零族的稀有氣體原子，失電子難，得電子也難

19、。C. 化學反響中，元素由化合態變為游離態，可能被氧化，也可能被復原，如：CuCl2+Fe = FeCl2+Cu，那么Cu2+被復原；CuBr2+Cl2 = CuCl2+Br2，那么Br被氧化。因此答案為D。答案：D例5. 氮化硅是一種高溫陶瓷材料，它的硬度大、熔點高、化學性質穩定，工業上曾普遍采用高純硅與純氮在1300反響獲得。1氮化硅晶體屬于_晶體。2氮化硅的晶體構造中，原子間都以單鍵相連，且N原子和N原子，Si原子與Si原子不直接相連，同時每個原子都滿足8電子穩定構造，請寫出氮化硅的化學式_.3現用四氯化硅和氮氣在氫氣氣氛保護下，加強熱發生反響，可得到較高純度的氮化硅。反響的化學方程式為

20、_.解析：原子晶體具有熔沸點高、硬度大等特點，因此氮化硅晶體屬于原子晶體，所以氮化硅的晶體構造中每個氮原子周圍連接3個硅原子，而每個硅原子周圍連接4個氮原子，互相之間通過共價鍵相連形成立體網狀構造，在原子的最外層形成8電子的穩定構造，故氮化硅的化學式為：Si3N4。四氯化硅和氮氣在氫氣氣氛保護下生成氮化硅，反響方程式為：3SiCl4+2N2+6H2=Si3N4+12HCl答案：原子、Si3N4、3SiCl4+2N2+6H2=Si3N4+12HCl例6. 參考下表中物質的熔點，答復以下問題。物 質NaFNaClNaBrNaINaClKClRbClCsCl熔點9958017556518017767

21、15646物 質SiF4SiCl4SiBr4SiI4SiCl4GeCl4SbCl4PbCl4熔點-90.4-70.25.2120-70.2-49.5-36.2-151鈉的鹵化物及堿金屬的氯化物的熔點與鹵離子及堿金屬離子的_ 有關，隨著 增大，熔點依次降低.2硅的鹵化物及硅、鍺、錫、鉛的氯化物熔點與 有關，隨著 增大， 增強，熔點依次升高.3鈉的鹵化物的熔點比相應的硅的鹵化物的熔點高得多，這與 有關，因為一般 比 熔點高.解析：此題主要考察物質溶沸點的上下與晶體類型和晶體內部微粒之間作用力的關系以及分析數據進展推理的才能。1表中第一欄的熔點明顯高于第二欄的熔點，第一欄為IA元素與A元素組成的離子

22、晶體，那么第二欄為分子晶體。2分析比較離子晶體熔點上下的影響因素：物質熔化本質是減弱晶體內微粒間的作用力，而離子晶體內是陰、陽離子，因此離子晶體的熔化實際上是減弱陰、陽離子間的作用力離子鍵，故離子晶體的熔點與離子鍵的強弱有關。從鈉的鹵化物進展比較：鹵素離子半徑是rF<rCl<rBr<rI，說明熔點隨鹵素陰離子半徑的增大而減小。又從堿金屬的氯化物進展比較：堿金屬陽離子半徑是rNa<rK<rRb<rCs，說明熔點隨堿金屬陽離子半徑的增大而減小。3分析比較分子晶體熔點上下的影響因素：分子晶體內的微粒是分子，因此分子晶體的熔點與分子間的作用力有關。從硅的鹵化物進展比較：硅的鹵化物分子具有相似的構造，從SiF4到SiI4相對分子量逐步增大，說明熔點隨化學式的式量的增加而增大。由從硅、鍺、錫、鉛的氯化物進展比較：這些氯化物具有相似的構造，從SiCl4到PbCl4相對分子質量逐步增大，說明