高二化学选修3导学案

第一章第一节 原子结构

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1.原子核外电子的分层排布定义：在多电子原子里，电子的能量不相同，通常，能量低的电子在离核较近的区域内运动，能量高的电子在离核较远的区域内运动，即核外电子是分层运动的，又叫分层排布。

2.原子核外电子的分层排布规律：（1）各层最多容纳的电子数目为2n2（n为电子层序数）。 （2）最外层电子数目不超过8（K层为最外层时，不超过2）。 （3）次外层电子数目不超过18，倒数第三层布超过32。

（4）核外电子总是首先排布在能量低的电子层里，然后再排布在能量较高的电子层里。

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一、能层与能级 1.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 。

2.能级

在多电子原子中，同一能层，电子的 也可能不同，按照能量大小又把它们分成能级。能级数= 。能级类型的种类数与 相等；同一能层里，能级的能量按 的顺序升高。s、p、d、f各能级的原子轨道数分别为1、3、5、7，最多容纳电子数分别为2、6、10、14。

【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：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 、 4p、5s、 、5p、6s 、 、6p、7s……

2.实质：构造原理的排布顺序其实质是能级中的 顺序，即有以下关系：ns

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 。

【交流与总结】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，

2262628

电子填充顺序是1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d，而电子排布式写为：1s22s22p63s23p63d84s2。

三、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。

【交流与总结】根据构造原理，核外电子总是优先占据能量较低的轨道，能量较低的轨道填满后再进入能量较高的轨道，此时整个原子的能量处于最低状态，称为基态。

【想一想】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 四、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。

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轨道各有 个轨道，np轨道各有 个轨道，nd轨道各有 个轨道，nf轨道各有 个轨道。

3.基态原子的核外电子排布规则

（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。

【交流与总结】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。

【想一想】电子云的疏密表示的意义是什么？

。

释疑解惑

1.为什么某些原子核外电子排布违背构造原理？

答：根据构造原理，在书写如Cr、Cu等少数元素基态原子的电子排布式时，会有一个电子的偏差。如Cr的基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63s23p63d44s2；Cu的基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s2，而不是：

1s22s22p63s23p63d94s2。对于这一现象，洪特通过分析光谱实验的结果指出：能量相同的原子轨道在全充满状态（如p6和d10）、半充满状态（如p3和d5）以及全空状态（如p0和d0）时体系的能量最低，原子较稳定。

2.铁元素为什么出现＋2价和＋3价两种化合价，且＋3价稳定？

答：Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，Fe3+

的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。对比铁原子和两种铁离子的排布式可知，铁在发生化学反应时可以失去最外层的2个电子，形成Fe2+；也可以失去最外层的2个电子和次外层的1个电子，形成Fe3+。根据洪特规则，Fe3+的3d轨道处于半充满的稳定状态，故＋3价稳定。

第一章第一节导学参考答案 一、能层与能级

1.能量；2n2。2.能量；能层序数n；该能层序数；ns、np、nd、nf；2。 【想一想】1s：第一能层中的s能级；2p：第二能层中的p能级。 二、构造原理

1.核电荷数；3d；4d；4f；5d。2.能量高低。3.原子序数；1s22s22p63s1；［Ne］3s1；电子数。 三、基态原子与激发态原子、光谱

1.能量最低；吸收；较高；激发态。2.（1）吸收；释放；（2）吸收光谱；发散光谱。（3）原子光谱。 【想一想】D 四、电子云

1.概率；概率密度。2.90%。3.（1）空间运动状态。（2）球；纺锤；1；3；5；7。4.由低到高；最低；2；自旋方向；↓↑；自旋方向。

【想一想】电子云中黑点的多少，仅表示电子在某区域出现机率的多少，并不代表电子的多少。

第一章第二节 原子结构与元素性质

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1.元素周期表的结构

（1）排列原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；将最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增的顺序从上到下排成一个纵行，称为族。

（2）结构：元素周期表中有七个横行，称为七个周期，第一、二、三周期称为短周期，第四、五、六周期称为长周期，第七周期称为不完全周期。有18个纵行，分为16个族，第1～2、13～17纵行为第Ⅰ～第ⅦA族；第3～7纵行为第Ⅲ～ⅦB族，第11～12纵行为第Ⅰ～ⅡB族；第8～10纵行为第Ⅷ族，第18纵行称为0族元素（稀有气体）。 2.元素周期律：

（1）元素周期律：元素的性质岁核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。

（2）元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 （3）元素周期律的部分内容：①随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数由1到8呈周期性变化（第一周期除外）；②随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化（最高正价：+1→+7，最低负价：－4→－1）；③同周期元素随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素随着原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

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一、元素周期系的形成

1.周期系的形成：随着元素原子核电荷数的递增，每到出现 时，就开始建立一个新的 ，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现 ，形成一个周期，循环往复形成 。 2.形成周期系的原因： 的周期性变化。 二、元素周期表 1.周期

（1）定义：具有相同 的元素原子按照原子序数递增的顺序排列成的横行。

（2）每周期元素总是从 开始，到 结束，即最外层电子数是从 到 （第一周期从1到2）。 2.族：周期表中，有18个纵行，除8、9、10三个纵行叫第Ⅷ族外，其余15个纵行每一个纵行称为一族。 【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】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？

。 三、元素周期律和原子半径

1.元素周期律：元素的性质随 的递增发生 递变的规律。 2.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，离子半径越小。

【想一想】 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？

。 四、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。

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 。

【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

第一章第二节导学参考答案 一、元素周期系的形成

1.碱金属；电子层；稀有气体；周期系。 2.原子核外电子排布 二、元素周期表 1.（1）电子层数。（2）ⅠA族；0族；1；8。

【想一想】元素周期表可分为主族、副族和0族；副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。

三、元素周期律和原子半径 1.原子序数；周期性。

2.（1）增大；越大；越小；周期性。（2）相同；增强；减小；电子层数；增大。

【想一想】不一定。原子半径的大小由核电荷数和电子的能层数两个因素综合决定。同一族的元素，电子能层数多的原子的半径大于电子能层数少的原子的半径；而对于不同族的元素，则有例外，如碱金属的原子半径比它下一周期卤族元素的原子半径大。 四、电离能

1.气态电中性基态；最低能量。 2.越小。

3.逐渐增大；减小。 【想一想】A 五、电负性 1.（1）化学键。（2）键合电子；键合电子；越大。 2.4.0；1.0。 3.增大；减小。

4.1.8；越强；1.8；越强；1.8；金属性；非金属性。 5.右下方；Mg；Al；Si。 【想一想】D

第二章第一节 共价键

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1.化学键：人们把离子或原子相结合的作用力称作化学键。

2.共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用称为共价键。 3.共价键的存在：存在与非金属单质（稀有气体除外）、共价化合物和含有复杂离子（如NH4+）的离子化合物中。

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一、共价键

1.概念：原子间通过 形成的化学键。 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 。而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】共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的数量关系，而共价键的方向性决定了分子的立体构型。

【想一想】所有的共价键都具有方向性吗？

。 二、共价键的类型 1.σ键

（1）σ键的形成：当两个原子的成键原子轨道沿 的方向以 的方式重叠，原子轨道重叠部分沿着键轴呈 ，这样的共价键称为σ键。

（2）σ键的类型：根据成键电子轨道的不同，σ键可分为 、 与 ，两个成键原子分别提供 、 、 形成共价键。

（3）σ键的特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴操作旋转操作，共价键电子云的图形不变，即轴对称；形成σ键的原子轨道重叠程度较大，有较强的稳定性；以形成σ键的的两原子核的连线为轴，任何一个原子均可以绕轴旋转，并不破坏σ键的结构。

2.π键：两个原子轨道以 的方式重叠形成的共价键称为π键。原子轨道重叠部分分别位于 的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为 ，称为 对称。π键 旋转，不如σ键 ，较易 。

【交流与总结】共价单键都是σ键，共价双键中有一个σ键和一个π键，共价三键中有一个σ键和两个π键。

三、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 。

【交流与总结】 键能意义与应用：表示共价键的强弱：键能越大，即形成化学键时放出的热量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易被破坏；表示分子的稳定性：结构相似的分子，化学键键能越大，分子越稳定。通过键能大小判断物质的反应活性大小；通过键能大小比较，判断化学反应中的能量变化。

四、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 、 。

1.非极性；极性。 2.（1）温度；压强。（3）氢键；分子间作用力。（4）增大。（5）分子结构。 【想一想】D 六、手性

1.组成；原子排列。 2.手性异构体。 3.四个不同。

【想一想】1；2。

七、无机含氧酸分子的酸性 1.越高；越强。

2.越大；越强；强；容易；强。

【想一想】 HNO3的n值为2，HNO2的n值为1，HNO3的酸性大于HNO2。

第三章第一节 晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体

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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？

。 三、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。 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？

。 四、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： （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？

。 第三章第一节第二节导学参考答案 一、晶体与非晶体 1.（1）有序排列；（2）无序。 2.有；周期性有序；无；无序。 3.（1）熔融态。（2）气态；凝华。（3）溶质。 4.（1）自发的；多面体。（2）各向异性。（3）熔点。（4）有序性。

5.x-射线衍射。

【想一想】 晶体有自范性的本质原因是：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列。 二、晶胞 1.基本单元。

2.平行六面；无隙并置。（1）间隙。（2）平行；相同。（3）形状；种类；个数。 【想一想】 不表示，只表示每个晶胞中各类原子的最简整数比。 三、分子晶体 1.（1）分子。（2）共价键。（3）分子间作用力。 ①范德华力；分子密堆积；12。②氢键；12；4。 2.（1）低；升华。（2）较小。（3）不。（4）差。（5）非极性；极性。 3.（1）非金属氢化物；（2）非金属单质；（3）非金属氧化物；（4）酸；（5）有机物。

4.（1）①范德华力；氢键。②氢键；四面体中心；四面体顶角；4。③不高；空隙；小于。（2）①12；②12。

【想一想】 含有共价键的除了分子晶体（不包括稀有气体），含有另一类物质，如晶体硅、金刚石、碳化硅、氮化硼等，它们属于另一类晶体----原子晶体，原子晶体中都有共价键。 四、原子晶体

1.共价键；共价键网状；共价。 2.原子；分子和离子。 3.高；大；难；不；差。 4.（1）非金属单质；（2）非金属化合物；（3）氧化物。

5.（1）①共价单键；4；正四面体。②109°28′；SP3。③6。④1∶2。（2）①1；4；4；4；2；2；1∶2。②12。

【想一想】 原子晶体的熔、沸点高低取决于共价键的键长和键能。键长越短，键能越大，共价键越稳定，物质的熔、沸点越高。三者熔、沸点的高低顺序为：金刚石＞碳化硅＞晶体硅。

第三章第三节、第四节 离子晶体与金属晶体

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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？

。

三、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，分别为非密置层和密置层，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 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碱金属等。 （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。

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】 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，当金属原子处于立方体的顶角时，它被8个晶胞所共有，所以它属于该晶胞的部分只占全部的1/8。

同理，处于立方体棱上的金属原子属于该晶胞的部分只占全部的1/4，处于立方体面上的金属原子属于该晶胞的部分只占全部的1/2，而在立方体内的金属原子全部属于该晶胞。 【想一想】镁型与钾型有什么异同？

。 四、离子晶体

1.概念：有 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

－－

NaCl：Na+的配位数 ，Cl的配位数 ；CsCl：Cs+ 的配位数 ，Cl的配位

－

数 ；CaF2：Ca+ 的配位数 ，F的配位数 。

【交流与总结】 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？

。 五、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？

。

第三章第三节第四节导学参考答案 一、金属键

1.价电子；电子气；金属原子。 2.电子气理论。

3.金属阳离子；自由电子。 4.饱和性；方向性。

5.很大；钨；形成的金属键强弱不同；③①②。

【想一想】有阳离子的物质中不一定有阴离子，如金属晶体中只有阳离子和电子，没有阴离子 二、金属晶体 1.金属键。

2.导电性；导热性；延展性。

3.（1）相对滑动；排列方式；金属键。 （2）自由电子；定向移动。 （3）碰撞。

【想一想】不一定。如硅、石墨有金属光泽也能导电，但前者是原子晶体，后者是混合型晶体。 三、金属晶体的基本堆积模型 1.4；6。

2.（1）①同一直线上；Po。②下层的金属原子形成的凹穴；高。 （2）①ABABABAB；ABC ABC ABC。②镁型和铜型；12；74％。

【想一想】不同点：镁型为密置层，钾型为非密置层；相同点：堆积方式相同。 四、离子晶体

1.阴离子；阳离子；离子键。 2.阴离子；阳离子。 3.离子键。

4.（1）半径比；（2）电荷比；（3）离子键。 5.（1）硬度。（2）较高。（3）不能；不能；熔融态；溶液。 6.多数盐；活泼金属氧化物。 7.6；6；8；8；8；4。

【想一想】在离子晶体中，阴、阳离子既可以看做是带电的质点，又可以看做是带电的球体，其中，阳离子又总是尽可能多地吸引阴离子（只要空间条件允许），阴离子又总是尽可能地吸引阳离子，这种结构向空间延伸，即晶体有多大，分子就有多大，晶体内不存在单个的小分子，整个晶体就是一个大分子。 五、晶格能

1.气态离子；1 mol；释放。 2.（1）越多；越大。（2）小；大。 3.（1）稳定性；大；稳定；高；大。（2）高；小；易。

【想一想】离子电荷数越大，离子半径越小的离子晶体，其晶格能越大。晶格能越大，离子晶体中离子键越牢固，形成的离子晶体越稳定。

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