第一篇:高中化学选修3教案新课标高中化学选修 3 教案
一. 原子结构
原子的诞生: 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，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。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。宇宙的年龄至今有 140 亿年了, 但 H 仍然是宇宙中最丰富的元素. 地球上的元素绝大多数是金属, 非金属 (包括稀有气体)仅 22 种 〖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能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升 高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳 2n2 个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过 8 个(K 层为最外层时不能超过 2 个电子)。(4)次外层电子数目不能超过 18 个(K 层为次外层时不能超过 2 个)，倒数第三层电子数目不 能超过 32 个。〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？ 1、能层与能级 我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异, 可以将核外 电子分为不同的能层, 由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七……能层
原子结构与性质
例如：钠原子有 11 个电子，分布在三个不同的能层上，第一层 2 个电子，第二层 8 个电 子，第三层 1 个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先 从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的 最多电子数如下： 能 符 层 号 2 8 18 32 50…… 一 二 三 四 五 六 七…… ……
容纳最多电子数
即每层所容纳的最多电子数是： 但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，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：
各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表： 能 层 一 二 三
(n) 符 号 K 1s 2 2 2s 2 8 L 2p 6 3s 2 M 3p 6 18 3d 10 4s 2 4p 6 32 N 4d 10 4f 14 5s 2 O … … …… P Q …… …… 2n2
能 级(l) 最 多
注意: (1) 每个能层中，能级符号的顺序是 ns、np、nd、nf……
(2) 任一能层的能级数=该能层序数 (3) s、p、d、f……可容纳的电子数依次是 1、3、5、7……的两倍
(4) 不同能级的能量关系: ①能层相同时: ②不同能层, 能级符号相同时, 例 1. 比较下列多电子原子的能级的能量高低 ① 2s 3s ②2s 3d ③3p 3s ④4f 6f⑤3d 4s
例 2、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列： （1）EK （2）E3S EN EL E2S E4S EM E1S ， ， 。
（3）E3S E3d
2、构造原理及应用 (1) 、 构造原理: 随着原子 的递增, 绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循
以下的排布顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s…… 如图
(2) 应用: ①电子排布式： 例 1 根据构造原理写出下列原子或离子的核外电子排布式 O Fe
17Cl（氯） 29Cu:
Ca Fe2+ ; 21Sc(钪) ;
S2Al3+ ; 35Br-_
电子排布遵守构造原理, 但有例外
② 简化电子排布式 例 K : ?Ar?4s1 如 Na 练习: O
写出下列元素原子的简化电子排布式 ; S 52T F 25M B ;
③ 外围(价电子) 电子排布式 例: Cl : K
写出下列元素原子的外围电子排布式 ; ; ; Fe: Al:
[练习]1. 根据要求完成填空: (1) 写出具有下列电子排布的微粒的核电荷数, 元素符号及原子结构示意图 A 原子 1s22s22p5 B- 1s22s22p63s23p6
C 原子[He]2s22P3
. , 其最高价为
(2) 外围电子排布为 3d54s2 的原子, 其原子结构示意图为
2、A 元素原子的 M 电子层比次外层少 2 个电子。B 元素原子核外 L 层电子数比最外层多 7 个电子。（1）A 元素的元素符号是 B 元素原子外围电子排布式为 ，A 元素原子核外电子排布式为 , B 元素原子的原子结构示意图为_________ _____ _。
（2）A、B 两元素形成化合物的化学式及名称分别是__
4、A、B、C、D 均为主族元素，已知 A 原子 L 层上的电子数是 K 层的三倍；B 元素的原子 核外 K、L 层上电子数之和等于 M、N 层电子数之和；C 元素形成的 C2＋离子与氖原子的核外 电子排布完全相同，D 原子核外比 C 原子核外多 5 个电子。则 （1）A 元素在周期表中的位Z是 的原子序数为 ； 。，B 元素原子的简化电子排布式为
（2）写出 C 和 D 的单质发生反应的化学方程式 3、电子云和原子轨道： (1)电子运动的特点：① 质量极小 ② 运动空间极小 ③ 极高速运动。
因此，电子运动不能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体 那样，确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率
分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。(2) 原子轨道:
① 定义： 常把电子出现的概率约为 90%的空间圈出来，这种电子云轮廓图成为原子轨道。② 原子轨道的形状及原子轨道数目
S 能级的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。ns 能级各有 个原子轨道
P 能级的原子轨道是纺锤形的，nP 能级各有
轨道，它们互相垂直，能量相同, 分别以
Px、Py、Pz 为符号。P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。d 能级的原子轨道是梅花形的，nd 能级各有 f 能级的原子轨道形状更复杂，nf 能级各有 轨道，能量相同, 轨道，能量相同,
(2) 泡利原理和洪特规则 泡利原理: 一个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子， 而且自旋方向相反， 用箭头“↑↓”来表示。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，而且自旋方 向相同， (3) 电子轨道表示式:
练习: 书写下列各原子的价电子轨道表达式 N ;S
F 25M 练习: 写出 24 号、29 号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么 不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理? 洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定 的。练习： 1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。(1)N (2)Cl (3)O
2、以下列出的是一些原子的 2p 能级和 3d 能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利 不相容原理，哪些违反了洪特规则。(1) (2) (3) ↑ ↑ ↑ ↓ ↑ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↓ (4)
↓ ↑ ↑ ↑ ↑
↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓
↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
违反泡利不相容原理的有
，违反洪特规则的有
3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。(1)氮原子：A． B．
↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑
2s (2)钠原子：A．3s1
2p B．3d44s2
(3)铬原子：A．3d54s1
4、下列元素原子的电子排布式各违背了哪一规律? ① 6C 1s22s22p2x ②21Sc 1s22s22p63s23p63d3 ③ 24Ti1s22s22p63s23p10 ④29Cu1s22s22p63s23p6 小结: 1. 核外电子排布遵从三个规则 ①能量最低原理,即构造原理 ②泡利原理: 一个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，而且自旋方向相反 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，而且自旋 方向相同， ④洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定 的。
2. 各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表： 能 层(n) 符 号 … …… 一 二 三 四 五 六 七
能 级(l) 每个能级 的轨道数 最多容纳 电子数
3. 核外电子排布的表示方法总结(以 Na 为例)
①原子结构示意图 ②电子排布式 ③ 简化电子排布式
④外围电子排布式 4. 电子排布的特殊性: Cr
⑤轨道表示式 , Cu
二. 原子结构与元素周期表
课前复习： 1、元素周期表中的周期是指 2、 现在 排布式。碱金属 锂 钠 钾 铷 C 周期 二 基态原子的电子排布式和简化电子排 布式 1s 2s 或[He] 2s
；元素周期表中的族是指 ，叫做元素周期律，在化学（必修 2）中元素周期律主要体 、 、 等的周期性变化。
3. 写出锂、钠、钾、铷、C基态原子的电子排布式和简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子 0族 氦 氖 氩 氪 氙 周期 基态原子的电子排布式和简化 电子排布式
（一） 、原子结构与周期表 1、元素周期系： (1) 元素周期系的形成: 随着元素原子的 随后最外层上的电子逐渐增多, 最后达到 递增, 每到出现 个电子, 出现 , 就开始建立一个新的 , 然后又开始由 到 的 , ,
如此循环往复形成元素周期系. 可见元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生 重复. 2、核外电子排布与周期的划分
根据构造原理, 将能量相近的能级分为一组 , 按能量由低到高可分为七个能级组 , 同一能级组内, 各能 级能量相差较小, 各能级组之间能量相差较大 ①每一能级组对应一个周期 ②周期 . 能级组 . 元素数目的对应关系 周期 对应能级组 对应能级组电 子最大容量 一 二 三 四 五 六
周期中所含 元素的数目 2 8
1s 2s . 2p 3s . 3p
七 3. 核外电子排布与族的划分: 族的划分依据是原子的价层电子排布 族 价电子排布 最高正价 过渡元素的价电子排布 族 价电子排布 最高正价 ⅢB 3d 4s
3d 4s &族数
3d 4s =族数
(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同, 价电子全部排布在 ns 或 ns np 轨道上,价电子数与族相同 (2)稀有气体的价电子排布为 1s 或 (3) 过渡元素同一纵行原子的价层电子排布基本相同,价电子排布为(nD1)d ⅢB∽ⅦB 族的价电子数与族序数相同, 4. 元素周期表的分区 按电子排布，可把周期表里的元素划分成 5 个区，除 ds 区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的 能级的符号。元素的分区和族 (1) s 区: (2) p 区: (3) d 区: (4) ds 区: , 最后的电子填在 , 最后的电子填在 , 最后的电子填在 上, 包括 上, 包括 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; 族元素, 为非金属和少数金属; 族元素, 为过渡金属; 上, 包括 , 过渡金属(d
, (n-1)d 全充满, 最后的电子填在
和 ds 区金属合起来,为过渡金属); (5) f 区: 总结: 1. 周期表分区 分区
元素, 称为内过渡元素或内过渡系.
元素分布 ⅠA . ⅡA ⅢA∽ⅦA 和 0 族 ⅢB∽Ⅷ
外围电子排布 ns
价电子数与族的关系 价电子数等于族序数 价电子总数等于主族序数 (0 族 除外)
元素性质特点 除 H 外都是活泼金属 最外层电子参与反应
ⅢB∽ⅦB 价电子总数等于副族 序数
d 轨道也不同程度的参 与化学键的形成
ds 区 f 区
ⅠB∽ⅡB 镧系和锕系
价电子总数等于所在的列序数； 金属元素 镧系元素化学性质相
近 ; 锕系元素化学性质 相近; 2. 含 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区，过渡元素主要含 区。
区。主族主要含
区，副族主要
3. 周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d ,最大能层数是 4，但却在第五周期。外围电子总数决定排在哪一族 如：29Cu 3d 4s ，10+1=11 尾数是 1 所以是 IB。【练习】 1、外围电子构型为 4f 5d 6s 元素在周期表中的位置是 (
7 1 2 10 1
A、第四周期ⅦB 族 B、第五周期ⅢB 族 C、 第六周期ⅦB 族 D、 第六周期ⅢB 族 2、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( A、在化合物中呈+2价
C、氢氧化物呈两性
B、单质使水分解、放出氢气
D、 碳酸盐难溶于水
3. 某元素的原子序数为29 , 试问: (1) 该元素原子的电子排布式为 (2) 该元素原子有 个电子层, 有 个能级, 有 , 属于 区, 有 , 外围电子构型是 个轨道 个未成对电子 .
(3) 它在周期表中的位置是 . 完成下表空白处
原子 序数 15 1s22s22p63s23p4 第二周期 VA族 电子排布式 在周期表中 的位置
是金属还 是非金属
最高价氧化物的水化物 化学式及酸碱性
气态氢化物 的化学式
4. 具有如下电子层结构的原子, 其相应元素一定属于同一主族的是 A.3p 能级上有 2 个未成对电子的原子和 4p 能级上有 2 个未成对电子的原子 B. 3p 能级上只有 1 个空轨道的原子和 4p 能级上只有 1 个空轨道的原子 C. 最高能层电子排布为 1s 的原子和最高能层电子排布为 4s 的原子 D. 最高能层电子排布为 1s 的原子和最高能层电子排布为 2s 2p 的原子 5. 下列各组原子中, 彼此化学性质一定相似的是 A. 原子核外电子排布式为 1s 的 X 原子和原子核外电子排布式为 1s 2s 的 Y 原子 B. 原子核外 M 层上仅有两个电子的 X 原子与原子核外 N 层上仅有两个电子的 Y 原子 C. 2p 轨道上有一个未成队的电子的 X 原子与 3p 轨道上有一个未成队的电子的 Y 原子 D.最外层都只有一个电子的 X . Y 原子 6. 下列为周期表的一部分, 其中的编号代表对应的元素, 请回答下列问题:
2 2 2 2 2 6 2 2
(1) 表中属于 d 区的元素是
(2) 表中元素①的 6 个原子与元素③的 6 个原子形成的某种环状分子名称为 (3) 某元素的特征电子排布式为 ns np
, 该元素原子的核外电子层电子的孤对电子对数为
; 该元素与元素①形成的分子 X 的空间购型为 (4) 某些不同族元素的性质也有一定的相似性 , 如表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质 . 请写 出元素②的氢氧化物与 NaOH 溶液反应的化学方程式
(二). 原子结构与元素的性质
1. 元素周期律 ①原子半径 〖探究〗观察下列图表分析总结：
同周期主族元素从左到右，原子半径依次减小; 同主族元素从上到下，原子半径依次增大 电离能 1. 电离能的定义、第一电离能 I1： 态 原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 。
叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 同一元素的第二电离能 第一电离能。
解释: 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用 I1 表示)， 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用 I2 表示)， 依次类推， 可得到 I3、I4、I5??同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1&I2&I3&I4&I5??即一个原子的逐级电离能是 逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服 的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。2、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, 第一电离能越小，越易失电子，金属 的活泼性就越强。3、元素第一电离能的变化规律 同周期, 从左往右，第一电离能呈增大的趋势,但有反常 同一族, 从上到下，第一电离能逐渐减小
解释: 1. 同主族, 同周期元素 原子的第一电离变化规律 2. 为什么 Be 的第一电离能大于 B，N 的第一电离能大于 O，Mg 的第一电离能大于 Al，Zn 的第一电离能大
于 Ga？ 答: Be 有价电子排布为 2s ，是全充满结构，比较稳定，而 B 的价电子排布为 2s 2p1， 、比 Be 不稳定，因 此失去第一个电子 B 比 Be 容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大， 为什么呢？ 3、电离能的应用: (1)确定元素核外电子的排布 (2) 确定元素在化合物中的化合价 (3) 判断元素的金属性和非金属性强弱 例 1: 阅读分析表格数据： Na 496 4562 各级电离能 (KJ/mol) 353
数据的突跃变化说明了什么？ 答: Na 的 I1，比 I2 小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以 Na 容 易失去一个电子形成+1 价离子；Mg 的 I1 和 I2 相差不多，而 I2 比 I3 小很多，所以 Mg 容易失去两个电子形 成十 2 价离子；Al 的 I1、I2、I3 相差不多，而 I3 比 I4 小很多，所以 A1 容易失去三个电子形成+3 价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。电离能变化规律 【练习】 1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是 A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br 2+ 2+ 2+ C．Mg 、Al 、Zn D．Cl 、Br 、I 2、 失去气态原子中的一个电子使之成为气态+1 价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图 是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是 ) Mg 738 540
21703 Al 578 575
思考: 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？
3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( 2 3 2 5 2 4 2 6 A ns np B ns np C ns np D ns np （1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 （2）f 区都是副族元素，s 区和 p 区的都是主族元素 （3）铝的第一电离能大于 K 的第一电离能 （4）B 电负性和 Si 相近
（5）已知在 20 C 1mol Na 失去 1 mol 电子需吸收 650kJ 能量，则其第一电离能为 650KJ/mol （6） 气态 O 原子的电子排布为： ↑↓ 则其第一电离能约为 1300KJ/mol
↑↓ ↑ ↓ ， 测得电离出 1 mol 电子的能量约为 1300KJ，
（7）半径：K &Cl
（8）酸性 HClO&H2SO4 ，碱性：NaOH & Mg(OH)2 （9）第一周期有 2*1 =2，第二周期有 2*2 =8，则第五周期有 2*5 =50 种元素 （10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数 －1 2、下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ?mol ） 。元素 Na Mg
I1 496 738
I2 4 562 1 451
I3 6 912 7 733
请试着解释：为什么钠易形成 Na ，而不易形成 Na ？为什么镁易形成 Mg ，而不易形成 Mg ？
1.键合电子和电负性的含义 (1)、元素相互化合时, 原子中用于形成
叫键合电子；
(2)、用来描述不同元素的原子对
吸引力的大小.电负性越大的原子, 对
电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。2. 标准: 以氟的电负性为 金属的电负性一般小于 1.8， 则在 1.8 左右，他们既有 3. 变化规律 同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。说明: 同一元素的不同价态有不同的电负性如 Fe 和 Fe 的电负性分别为 1.83 和 1.96
和锂的电负性为
作为相对标准, 得出各元素的电负性,
的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属” 性又有 性。
解释 1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元 素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金 属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐 变小。解释 2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素 从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。4. 应用: (1)判断金属性和非金属性强弱 例: 根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ (2)判断化学键的类型 一般认为: 如果两种成键元素原子之间的电负性差值大于 1.7 , 它们之间通常形成离子键; 如果两种成键 元素原子之间的电负性差值小于 1.7 , 它们之间通常形成共价键; (3) 解释对角线规则: 某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近, 性质相似，被称为对角线原则
请查阅电负性表给出相应的解释？ [思考 1]在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料， 比较锂和镁在空气中燃烧的产物， 铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱， 例: 查表说明 NaH 中 H 元素的化合价
练习、根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作 IA、VIIA 元素的电负性变化 图。
【练习】 1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 C．电负性越大，金属性越强 B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
D．电负性越小，非金属性越强 )
2、已知 X、Y 元素同周期，且电负性 X＞Y，下列说法错误的是( A、X 与 Y 形成化合物是，X 可以显负价，Y 显正价 B、第一电离能可能 Y 小于 X C、最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸性弱于于 Y 对应的 D、气态氢化物的稳定性：HmY 小于 HmX 3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 A、硼和硅 【课后作业】 B、铝和铁 C、铍和铝 （ ）
1、x、y 为两种元素的原子，x 的阴离子与 y 的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ A．x 的原子半径大于 y 的原子半径 C．x 的氧化性大于 y 的氧化性 2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 A．Na & K & Rb B．N & P & As C．O & S & Cl （ ） B．x 的电负性大于 y 的电负性
D．x 的第一电离能大于 y 的第一电离能 （ ）
D．Si & P & Cl
3、对 Na、Mg、Al 的有关性质的叙述正确的是
A．碱性：NaOH&Mg(OH)2&Al(OH)3 B．第一电离能：Na&Mg&Al C．电负性：Na&Mg&Al D．还原性：Na&Mg&Al
一. 共价键
HCl 的形成过程 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 的形成
1、δ 键： （以“头碰头”重叠形式）原子轨道发生了最大程度重叠, 键能大, 不易断裂 a、 特征： 以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作， 共价键的图形不变， 轴对称图形。b、种类：S-S δ 键 S-P δ 键 P-P δ 键
P 电子和 P 电子除能形成 δ 键外，还能形成 π 键 2、 π 键(肩并肩重叠)
a. 特征：是原子轨道沿着键轴肩并肩重叠而成的, 重叠程度较小, 其键能低于 δ 键, 稳定性 较差; (含有的物质化学性质活泼, 容易发生化学反应, 例如乙烯比乙烷活泼) 每个 π 键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含 原子核的平面镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。形成 π 键的两原子不能自由旋 转, 否则 π 键将破坏 3、 δ 键和 π 键比较 δ键 头碰头 δ 键强度大不易断裂 S-S S-P δ 键成单键 P-P π 键： 肩并肩 π 键的强度较小, 容易断裂(解释乙烯比乙烷 活泼的原因 P-P π 键成双键、叁键（双键中含有一个 δ 键和一 个 π 键，叁键中含有一个 δ 键和两个 π 键）
重叠方式 键的强度 成键电子
例 1. 在下列分子中: ① HF ② H20 ③ N2 ④ CO2 ⑤ H2 ⑥ H2O2 ⑦ Br2⑧HCN 分子中只有 δ 键的是 s 轨道重叠形成 δ 键的是 轨道重叠形成 δ 键的是 道重叠形成 δ 键的是 (1) 形成共价键的条件: ①成键的两原子必须有成单电子, 且自旋方向相反; ②原子轨道的最大重叠 (２)共价键的饱和性: 一个原子有几个未成对电子, 便可和几个自旋方向相反的电子配对成 键或者说一个成单电子与另一个单电子配对成键后, 就不能再同第三个电子配对了, 这就是 共价键的饱和性. 所以不能形成 H3 . H2Cl . Cl3 等分子, 共价键的饱和性决定了分子的组成 (３)共价键的方向性：原子轨道必须是最大重叠. 除了 S-S 轨道可以在任何方向最大重叠, 其 他原子轨道只能沿着轨道伸展方向进行最大重叠成键. 电轨道都有一定的形状, 所以要取得 最大重叠, 共价键必然有方向性. 共价键的方向性决定了分子的形状 注意: 共价键都有方向性, 但 HDH 中的共价键无方向性 例如: CH4 分子式体现了共价键的饱和性, 键角 109 28 体现了共价键的方向性 指出下列分子的键角: CO2 . H2O . NH3 . SO3 [练习] 1．下列关于化学键的说法不正确的是 A．化学键是一种作用力 B．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力 C．化学键存在于分子内部 D．化学键存在于分子之间 2．对 δ 键的认识不正确的是 A．δ 键不属于共价键，是另一种化学键 B．S-S δ 键与 S-P δ 键的对称性相同 C．分子中含有共价键，则至少含有一个 δ 键 D．含有 π 键的化合物与只含 δ 键的化合物的化学性质不同 3．下列物质中，属于共价化合物的是 A．I2 B．BaCl2 C．H2SO4 D．NaOH C．KO2 D．H2O2 4．下列化合物中，属于离子化合物的是 A．KNO3 B．BeCl2 小结: 表示共价键的化学用语
, 分子中含有 π 键的是
, , 分子中含有由两个原子的
分子中所以原子都满足最外层 8 电子结构的是
, 分子中含有由一个原子的 s 轨道与另一个原子的 p , 分子中含有由一个原子的 p 轨道与另一个原子的 p 轨 .
４．共价键的特征: 饱和性、方向性
③ 路易斯结构式
练习 1．写出下列物质的电子式。H2、 练习 2． ．用电子式表示下列化合物的形成过程 HCl、 MgF2 CO2 二. 键参数 １、键能 NaBr
①概念：气态基态原子形成１mol 化学键所释放出的最低能量。单位：kＪ／mol ②意义: 衡量共价键稳定性的重要参数, 键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越
稳定, 越不易断裂 ２、键长 ①概念：形成共价键的两原子间的核间距. 单位：１pm（１pm＝10-12m） ②意义: 衡量共价键稳定性的另一个重要参数, 键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定 例如: 稳定性: HF & HCl & HBr & HI 反常: FDF 键长短, 而键能小易反应的原因的解释 3、键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。例如：CO2 结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０° ，为直线形分子。CH4 键角１０９° ２８′正四面体
H2O 键角１０５° Ｖ形
［小结］键能、键长、键角是共价键的三个参数 键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型
三、反应热与键能 1. 化学反应的实质: 反应物中旧键的断裂和生成物中新键的生成. 断键 ─ 吸收能量 成键 ─ 放出能量
2. 化学键与化学反应中能量变化的关系 吸热反应: E(断) & E(成) ; 放热反应: E(断) & E(成) . 3. 反应热与键能的关系: SH = 反应物的总键能 D生成物的总键能 例: 某些化学键的键能如下表所示(kJ?mol )计算下列反应中的能量变化：
键能(kJmol )
ClDCl 243 kJ
(1) 1 mol H2 在 2 mol Cl2 中燃烧, 放出的热量为
(2) 在一定条件下, 1 mol H2 与足量的 Cl2 . Br2 . I2 分别反应, 放出的热量由多到少的是 (3) 预测 1 mol H2 在足量的 F2 中燃烧比在足量 Cl2 中燃烧放热 四、等电子原理 １、等电子体：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。如：CO 和 N2，CH4 和 NH4+ ; CO2 和 N2O 和 N3―; CO32―与 NO3― ２、等电子体性质相似 例 1. 等电子体的结构相似, 物理性质相近成为等电子原理. 下面为部分元素等电子体分类 . 空间构型表 等电子体类型 二原子 10 电子等电子体 二原子 14 电子等电子体 三原子 16 电子等电子体 代表物质 CO. N2，NO+ . C22- . CNF2 . O22CO2 . CS2 . N2O . NO2+ . N3―; BeCl2 四原子 24 电子等电子体 四原子 26 电子等电子体 五原子 32 电子等电子体 六原子 40 电子等电子体 七原子 48 电子等电子体 CO32― SO3 . CO32― . NO3― . BF3 . BO33SO32― CCl4 . SO42- . PO33- . SiF4 . PCl5 SF6 平面三角形 三角锥型 四面体型 三角双锥型 八面题型 空间构型 (填多或少)
试回答: (1) 下面物质分子或离子的空间构型: BrO3― ; ClO4― ;
(2) 由第一 . 二周期元素组成, 与 F2 互为等电子体的离子有 ［练习］ 1、下列说法中，错误的是 Ａ．键长越长，化学键越牢固 Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固 Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定 Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键 2、能够用键能解释的是 Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定 3、与 NO3-互为等电子体的是 Ａ．SO3 Ｂ．BF3 Ｃ．CH4 Ｄ．NO2 4、根据等电子原理，下列分子或离子与 SO42-有相似结构的是
Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体
Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发
分子的立体结构
一. 形形色色的分子 (1) 三原子分子的空间构型 化学式 CO2 H2O (2) 四原子分子的空间构型 CH2O NH3 (3) 五原子分子的空间构型 CH4 根据 CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4 的电子式、结构式, 分析空间结构不同的原因。二. 价层电子对互斥模型（VSEPR 对又称孤电子对. 2. 价层电子对互斥理论 在 ABn 型分子或离子中, 中心原子 A 周围所配Z的原子 B 的几何构型, 主要取决于中心 原子的价电子层中各电子对间的相互排斥. 这些电子对在中心原子周围按尽可能互相远离的 位Z排布, 以使彼此间的排斥能最小 3. 价层电子对互斥模型对分子结构的解释: (1) 中心原子上的价电子都用于形成共价键。如 CO2、CH2O、CH4 等分子中的 C 原子, 最外 层的 4 个电子全部形成共用电子对. 它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概 括如下： ABn n=2 n=3 n=4 立体结构 直线型 平面三角形 正四面体型 范例 CO2 CH2O CH4 models） 1． 价电子对： 中心原子的成键电子对和未成键电子对, 统称为价电子对. 其中未成键电子 电子式 结构式 键角 立体结构
(2) 中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子。如 H2O 和 NH3 中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，对其他成键电子对存在排 斥力，影响其分子的空间结构。因而 H2O 分子呈 V 型，NH3 分子呈三角锥型。化学式 中心原子含有孤 对电子对数 中心原子结合的 原子数
H2S NH2NH3 BF3 CHCl3 SiF4
2 2 1 0 0 0
2 2 3 3 4 4
V形 V形 三角锥型。正三角形 四面体 正四面体
4. 确定中心原子价层的电子对数 ①电子对数
中心原子的价电子数? 配位原子提供的价电子 数 2
当出现单电子时, 单电子算做一对 ② 作为配位体, H 提供 1 个电子, Cl 提供 1 个电子 ③ 氧族元素原子作配位原子时, 不提供电子, 但氧族元素原子作中心原子时,价电子数为 6 ④ 负离子的价电子数 = 中心原子价电子数 + 所带负电荷数 正离子的价电子数 = 中心原子价电子数 D 所带正电荷数 例如: NO3-中 N 的电子对数= NO2-中 N 的电子对数= NH4+中 N 的电子对数= 价层电子对数目 价层电子对的空 间构型 6. 确定成键电子对和孤对电子的数目, 并以此确定中心原子价电子构型和分子的空间构型 如 CO2 : C 的价层电子对数 NH3 : N 的价层电子对数 2 直线型
1 (5 D 1)=2 2 1
1 (5 + 1)=3 2
(5 + 4D 1)=4
5. 价层电子对的空间构型与价层电子对的数目的关系 3 平面三角形 4 正四面体 5 三角双锥形 6 正八面体
7. 如果在 ABn 分子中, A 与 B 之间通过两对或三对电子(双键或三键)结合而成的, 则价层电子对互斥理 论仍适用, 这时可把双键或三键作为一个电子对来看待. 例如: (CN)2 分子: N≡CDC≡N ; CH2O C2H2 ； SO32; CHCl3 ; SO2 ; OF2 ; ; , C2H4 C2H6
例 1、用价层电子对互斥模型推测下列分子或离子的空间构型。BeCl2 CS2 H3O+ SO4
； SCl2 ; NH2; HCN ; NO3
； SF6 ; BF3 SO3 H2S ; ; ; PH3 CO32;
[练习]：1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是
A、CO2 A、H2O ① 直线形
B、H2S B、CO2
C、PCl3 C、C2H2
D、SiCl4 D、P4
2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是 3.写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式,并指出它们分子中的键角分别是多少？
② 平面三角形 ③ 三角锥形 ④ 正四面体 4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是 A、NH3 A、CO2 A、XeO4 B、CCl4 C、H2O D、CH2O B、PCl3 B、BeCl2 C、CCl4 C、CH4 D、NO2 D、PCl3 5、下列分子的结构中，原子的最外层电子不都满足 8 电子稳定结构的是 6、下列分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是 7、为了解释和预测分子的空间构型，科学家在归纳了许多已知的分子空间构型的基础上，提 出了一种十分简单的理论模型――价层电子对互斥模型。这种模型把分子分成两类：一类 是 原子的分子，BF3 的中心原子是 ；另一类是 ，NF3 的中心原子是 。三、杂化轨道理论 问题: 碳的价电子构型是什么样的？甲烷的分子模型表明是空间正四面体，分子中的 C―H 键是等同的，键角是 109°28′。说明什么？ 答案: 说明碳原子具有四个完全相同的轨道与四个氢原子的电子云重叠成键。碳原子的价电子构型 2s22p2，是由一个 2s 轨道和三个 2p 轨道组成的，为什么有这四个相同 的轨道呢？为了解释这个构型 Pauling 提出了杂化轨道理论。1. 杂化轨道的基本要点: (1) 在形成分子时, 由于原子间的相互影响, 中心原子的若干能量相近的不同类型的原子轨 道混合起来, 重新组合成一系列数目相等的新的原子轨道，这个轨道重新组合的过程叫做轨 道的杂化，杂化后产生的新轨道叫杂化轨道。(2) 杂化轨道的数目与组成的杂化轨道的各原子轨道的数目相等 (3) 杂化轨道分为等性杂化和不等性杂化 甲烷分子的轨道是如何形成的呢？ 。BF3 和 NF3 都是四个 ；BF3 分子的立体构
型是平面三角形，而 NF3 分子的立体构型是三角锥形的原因是
形成甲烷分子时，中心原子的 2s 和 2px，2py，2pz 等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的 轨道，即四条 sp3 杂化轨道，这些 sp3 杂化轨道不同于 s 轨道，也不同于 p 轨道。根据参与杂化的 s 轨道与 p 轨道的数目，除了有 sp3 杂化轨道外，还有 sp2 杂化和 sp 杂化， sp2 杂化轨道表示由一个 s 轨道与两个 p 轨道杂化形成的， sp 杂化轨道表示由一个 s 轨道与一 个 p 轨道杂化形成的。2. 杂化轨道的常见类型 SP3 杂化: 一个 呈正四面体构型。
轨道间的杂化. 杂化轨道间的夹角为 109°28′ ,
SP2 杂化: 一个 平面三角形， SP 杂化: 一个 直线型
轨道和 轨道和
轨道间的杂化. 杂化轨道间的夹角为 120°, 呈 轨道间的杂化. 杂化轨道间的夹角为 180°, 呈
3. 杂化轨道形成的化学键全部是 δ 键 4. 分子的构型与杂化类型的关系 (1) 当杂化轨道全部用于形成 δ 键时(等性杂化) 杂化类型 轨道的夹 角 杂化轨道 示意图 实例 分子结构 示意图 分子结构 (2) 当杂化轨道中有未参与成键的孤对电子时(不等性杂化) 由于孤对电子参与互相排斥, 会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别. 如水分子中氧原 子的 SP3 杂化轨道有 2 个是由孤对电子占据的, 其分子不呈正四面体构型, 而呈 V 型, 氨分子 中 N 原子的 SP3 杂化轨道有一个是由孤对电子占据的, 其分子不呈正四面体构型, 而呈三角锥 型. 杂化类型 轨道的夹 角 杂化轨道 示意图 实例 分子结构 示意图 分子结构 例题 1. 应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。化学式 CH4 CO2 BF3 CH2O C2H2
中心原子价层电 子对数
杂化轨道类型
杂化轨道数
[讨论]：怎样判断有几个轨道参与了杂化？（提示：原子个数） [结论]：中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数。[小结]：HCN 中 C 原子以 sp 杂化，CH2O 中 C 原子以 sp2 杂化；HCN 中含有 2 个 σ 键和 2π 键；CH2O 中含有 3σ 键和 1 个 π 键 5. 路易斯结构式 路易斯结构式是用 例如: HCN A 、 PBr3 B、 表示键合电子, CH2O CH4 C、 BF3 D、 H2O 表示未键合的价电子的结构式.
练习：1、下列分子中心原子是 sp2 杂化的是 2、关于原子轨道的说法正确的是 A 、凡是中心原子采取 sp3 杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体 B 、CH4 分子中的 sp3 杂化轨道是由 4 个 H 原子的 1s 轨道和 C 原子的 2p 轨道混合起来而形 成的 C 、sp3 杂化轨道是由同一个原子中能量相近的 s 轨道和 p 轨道混合起来形成的一组能量相 近的新轨道 D 、凡 AB3 型的共价化合物，其中中心原子 A 均采用 sp3 杂化轨道成键 3、用 Pauling 的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是 A、C 原子的四个杂化轨道的能量一样 B、C 原子的 sp3 杂化轨道之间夹角一样 C、C 原子的 4 个价电子分别占据 4 个 sp3 杂化轨道 D、C 原子有 1 个 sp3 杂化轨道由孤对电子占据 4、下列对 sp3 、sp2 、sp 杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的是 A、 sp 杂化轨道的夹角最大 C、 sp3 杂化轨道的夹角最大 的成键情况分析正确的是 A 、每个 C 原子的 2s 轨道与 2p 轨道杂化，形成两个 sp 杂化轨道 B 、每个 C 原子的 1 个 2s 轨道与 2 个 2p 轨道杂化，形成 3 个 sp2 杂化轨道 C 、每个 C 原子的 2s 轨道与 3 个 2p 轨道杂化，形成 4 个 sp3 杂化轨道 D 、每个 C 原子的 3 个价电子占据 3 个杂化轨道，1 个价电子占据 1 个 2p 轨道 6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO 4-中 Cl 都是以 sp3 杂化轨道与 O 原子成键的，试推测下列微粒的 立体结构 微粒 立体结构 ClOClO2ClO3ClO4B、 sp2 杂化轨道的夹角最大 D、 sp3 、sp2 、sp 杂化轨道的夹角相等
5、乙烯分子中含有 4 个 C―H 和 1 个 C=C 双键，6 个原子在同一平面上。下列关于乙烯分子
四. 配合物理论配位键、配位化合物的概念
1、配位键 ⑴概念: 共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。配位键是一种 特殊的共价键 ⑵表示: A 电子对给予体 B 电子对接受体
⑶条件：其中一个原子必须提供孤对电子, 另一原子必须有空轨道。例如: 含有配位键的离子或分子 举例：H2O + H+ = H3O+ NH3 + H+ = NH4+ 2. 配合物: 金属离子或金属原子与某些分子或离子以配位键结合而形成的化合物. 配合物形成条件: (1) 中心原子或离子必须有空轨道. 如 Fe3+ . Fe2+ . Cu2+ . Zn2+ . Ag+ . Co2+ . Ni2+ . 可做中心原 子, 水合铜离子 Cu(H2O)42_ (2) 配体是含有孤对电子的阴离子或分子. 如 H2O . NH3 . F- . Cl- . Br- . I- . CN- . SCN- . CO 等可 作为配位体 3. 配合物的组成
硫酸四氨合铜
配合物中内界以配位键结合, 很牢固, 难以在溶液中电离, 而内界和外界之间以离子键结合, 在溶液中是完全电离的. (1) 中心离子: 配合物的中心离子一般都是带正电荷的阳离子, 过渡金属离子最常见, 但也有 电中性的原子或阴离子如 Fe3+ . Fe2+ . Cu2+ . Zn2+ . Ag+ . Co2+ . Ni2+ . (2) 配位体: 配位体可以是阴离子如 X- (F- . Cl- . Br- . I- ). OH-. CN- . SCN- .RCOO- . C2O42- . PO42- . 也可以是中性分子: H2O . NH3 . CO 等可作为配位体 (3) 配位数: (4) 命名: [ Zn(NH3)2 ] Cl2 K3[ Fe(CN)6 ] K[ Pt(NH3) Cl3 ] ; [ Cu(NH3)4 ] SO4 ; [ Ag(NH3)2 ] OH ; [ Co(NH3)5Cl ] Cl2 ; ; ;
K3[Fe(SCN)6] ; Na3[AlF6] 例 1. 现有两种配合物晶体[ Co(NH3)6 ] Cl3 和[ Co(NH3)5Cl ] Cl2 , 一种为橙黄色, 另一种为紫 红色. 请设计实验方案将这两种配合物区别开来. 例 2 . 某物质的实验式为 PtCl4?2NH3 , 其水溶液不导电, 加入硝酸银溶液也不产生沉淀, 以强 碱处理也没有氨气放出. 写出它的配位化学式
例 3. 有两种配合物: A : CoCl3 ? 5NH3 ?H2O ; B: CoCl3 ? 5NH3 ?H2O .试根据下面的实验结 果, 确定它们的络离子, 中心离子和配位体 (1) A 和 B 的水溶液呈微酸性, 向其中加入强碱并加热至沸腾, 有 NH3 放出, 同时有 Co2O3 沉 淀生成. (2) 向 A 和 B 的溶液中, 加入 AgNO3 均有 AgCl 沉淀 (3)沉淀过滤后, 再加入 AgNO3 后均无变化, 但加热至沸腾, B 溶液又有 AgCl 沉淀生成, 其沉 淀量为原来 B 溶液的一半.
5. 与配位键有关的几个重要反应 (1) Cu2+ + 2NH3?H2O = Cu(OH)2 + 4NH3?H2O = (2) 向氯化铁溶液中加入一滴硫氰化钾溶液, 现象是 , 离子方程式为
(3) AgCl + 2NH3?H2O = (4) AgNO3 + NH3?H2O = AgOH +2 NH3?H2O = (5) 氨气与盐酸反应的离子方程式 , 立体结构是 , 铵根离子中的化学键类型是 , 氮原子的杂化方式是
[练习]1、铵根离子中存在的化学键类型按离子键、共价键和配位键分类，应含有 A、离子键和共价键 C、配位键和共价键 2、下列属于配合物的是 A、NH4Cl C、CuSO4. 5H2O B、Na2CO3.10H2O D、Co（NH3）6Cl3 B、离子键和配位键 D、离子键
3、下列分子或离子中，能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键的是 ① H2O ② NH3 A、① ② ③ F― ④ CN― ⑤ CO C、① ② ④ D、① ② ③ ④ ⑤
B、① ② ③
4、配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是 A、以 Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。B、Fe2+的卟啉配合物是输送 O2 的血红素。C、[Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分。D、向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的 Cu2+。
5．下列微粒：① H3O+② NH4+③ CH3COO-④ NH3⑤ CH4 中含有配位键的是 A、① ② B、① ③ C、④ ⑤ D、② ④ 6．亚硝酸根 NO2-作为配体，有两种方式。其一是氮原子提供孤对电子与中心原子配位；另 一是氧原子提供孤对电子与中心原子配位 。前者称为硝基，后者称为亚硝酸根。[Co（NH3）5NO2]Cl2 就有两种存在形式，试画出这两种形式的配离子的结
【案例练习】 1、在[Cu(NH3)4] 配离子中 NH3 与中心离子 Cu 结合的化学键是 A．离子键 B．非极性键 C．极性键 D．配位键
2、与人体血液中血红蛋白以配位键结合的一种有毒气体是 A．氯气 B．氮气 C．一氧化碳 D．甲烷
3、向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深 蓝色的透明溶液。下列对此现象说法正确的是 A ．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后 Cu 的浓度不变。B ．沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子 [Cu （ NH 3 ） 4 ] 。C ．向反应后的溶液加入乙醇，溶液将会没有发生变化，因为 [Cu（ NH3） 4] 不会与乙醇发生反应。D ．在 [Cu （ NH 3 ） 4 ] 离子中， Cu 给出孤对电子， NH 3 提供空轨道。4、下列属于配合物的是（ A、NH4Cl 【课后作业】 1、在 AgNO3 溶液中加入过量的氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了（ A．AgNO3 B．[Ag(NH3)2]
+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+
） C、CuSO4q5H2O D、Co（NH3）6Cl3
B、Na2CO3q10H2O
C．NH3?H2O
D．NH4NO3 （ ）
2、如图是卟啉配合物叶绿素的结构示意图(部分)，有关的叙述正确的是
A．该叶绿素含有 H、Mg、C、N 元素 B．该叶绿素是配合物，中心离子是镁离子 C．该叶绿素是配合物，其配体是 N 元素 D．该叶绿素不是配合物，而是高分子化合物 3 、对盐类物质可有下列分类：如氯化硝酸钙 [Ca(NO 3 )Cl] 是一种混盐，硫酸铝钾 KAl(SO 4 ) 2 是一种 复 盐 ， 冰 晶 石 （ 六 氟 合 铝 酸 钠 ） Na 3 AlF 6 是 一 种 络 盐 。对 于 组 成 为 CaOCl 2 的 盐 可 归 类 于 （ ） A ．混盐 B ．复盐 C ．络盐 D ．无法归属于上述类别
第三节 分子的极性，范德化力和氢键
复习: ①如何理解共价键、极性键和非极性键的概念； ②如何理解电负性概念； ③写出 H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O 的电子式。问题 1：由相同或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子出现的机会是否相同？ 答: 一般说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是非极性键。而由不同原子 形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键。问题 2： （1） 共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？ （2） 由非极性键形成的分子中，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？是否重合？ （3） 由极性键形成的分子中，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？ 一. 键的极性与分子的极性 极性键: 两个成键原子 1. 键的极性: 共价键 非极性键: 两个成键原子 , 电子对不发生 键的极性的向量和 键的极性的向量和 , 电子对发生了
极性分子: 正电荷中心与负电荷中心 2. 分子的极性: 分子 非极性分子: 正电荷中心与负电荷中心 3. 键的极性与分子的极性的关系
（1）全部由非极性键形成的双原子、多原子分子，大都是非极性分子。(O3 例外) 如：H2、N2、Cl2 . I2 . C60、P4。(２)．含极性键的分子不一定是极性分子 a. 当分子的空间结构对称，是非极性分子。如：CO2、CS2 . C2H4 . C2H2 . BF3、BF3、SO3、CCl4 . CH4 b. 当分子的空间结构不对称，是极性分子。如：双原子分子 HCl、NO . BrI ; V 型分子 H2O . H2S . SO2 ; 三角锥型分子 NH3、PH3 ; 非正四面体分子 CH3Cl . CH2Cl2 . CHCl3 . (3) 判断 ABn 型分子是是极性分子还是非极性分子的方法 a． 在 ABn 型分子中, 中心原子 A 的化合价的绝对值等于该元素的最高化合价的绝对值, 则为非极性分子。若不等则为极性分子。b． 若中心原子 A 无孤对电子为非极性分子; 若 A 有孤对电子, 则为极性分子。练习：1、下列说法中不正确的是 A、共价化合物中不可能含有离子键 B、有共价键的化合物，不一定是共价化合物 C、离子化合物中可能存在共价键 D、原子以极性键结合的分子，肯定是极性分子 2、以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间构型。下列分子属极性分 子的是
3、下列各分子中所有原子都满足最外层 8 电子稳定结构且共用电子对发生偏移的是 4、分子有极性分子和非极性分子之分。下列对极性分子和非极性分子的认识正确的是 A、只含非极性键的分子一定是非极性分子 B、含有极性键的分子一定是极性分子 C、非极性分子一定含有非极性键 D、极性分子一定含有极性键 5、请指出表中分子的空间构型，判断其中哪些属于极性分子，哪些属于非极性分子，并与同 学讨论你的判断方法。分子 O2 CO2 BF3 CCl4 6、根据下列要求，各用电子式表示一实例： （1） 、只含有极性键并有一对孤对电子的极性分子 （2） 、只含有离子键、极性共价键的物质
分子有无极 分子 性 HF H2O NH3
分子有无极 性
（3） 、只含有极性共价键、常温下为液态的非极性分子 (4) . 以极性键结合的具有 sp 杂化轨道结构的分子是 (5) . 以极性键结合的具有 sp2 杂化轨道结构的分子是
7、二氯乙烯的同分异构体有非极性分子和极性分子两种，其中属于极性分子的结构简式 是 ；属于非极性分子的结构简式是 。8、已知化合物 B4F4 中每个硼原子结合一个氟原子，且任意两个硼原子间的距离相等，试画 出 B4F4 的空间构型，并分析该分子的极性。
二. 分子间作用力对物质性质的影响 1. 范德华力的含义: 分子间存在着的相互作用力， 它使得许多物质能以一定的凝聚态(固态和液
注意: 范德华力只存在于分子之间 , 比化学键弱得多,
2. 影响范德华力大小的因素 (1) 分子的极性越大，范德华力越大。(2) 结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。
组成和结构不同的物质的熔沸点不能简单用相对分子质量大小比较
(3) 分子的极性越大，范德华力越大如 CO & N2
3. 对物质性质的影响 范德华力主要影响物质的物理性质, 如熔、沸点; 化学键主要影响物质的化学性质
(1)对物质熔、沸点的影响
一般来说: 对于组成和结构相似的物质, 相对分子质量越大, 范德华力越大, 物质的熔沸点越高,如:
F2&Cl2&Br2&I2 ; CF4&CCl4&CBr4&CI4 ; CH3OH&CH3CH2OH ; CO & N2
(2) 对物质溶解性的影响: 如 O2 在水中溶解度比 N2 大 例 1. 下列叙述与分子间作用力无关的是 A. 气体物质加压或降温时能凝结或凝固 B. 干冰易于升华 C. 氟 . 氯 . 溴 . 碘单质的熔. 沸点依次升高 D. 氯化钠的熔点较高 例 2. 下列物质的变化, 破坏的主要是分子间的作用力的是 A.碘单质的升华 B. KCl 溶于水 C. 将水加热变为气态 D. NH4Cl 受热分解 例 3. 下列叙述正确的是 A. 同主族金属的原子半径越大熔点越高 B. 稀有气体原子序数越大沸点越高 C. 分子间的作用力越弱该物质的熔点越低 D. 同周期元素的原子半径越小越易失去电子
小结: 1. 物质的变化与作用力的关系 (1) 离子化合物 , 金属单质, 原子晶体(硅, SiO2 , 石墨, 金刚石) 的熔化, 汽化要断键; 电解质在水中的( NaCl . HCl . H2SO4 ) 电离要断键; 化学变化要断键; (2) 其它共价化合物, 单质熔化, 汽化是克服分子间的作用力, 不断键 如: 冰→水→水蒸气 ; 干冰汽化; 碘单质升华; 汽油挥发; 白磷的熔化 2. 化学键与物质类型 (1) 只含有非极性键的物质: 非金属单质如 H2 .Cl2 .O2 . N2 .P4 . 金刚石 . 晶体硅等 ; (2) 只含有极性键的物质: 不同非金属构成的共价化合物 HCl . NH3 . SiO2 . CS2 等 (3) 既含有极性键又含有非极性键的物质: C2H2 . H2O2 . CH3CH3 ; (4) 只含有离子键的物质: 活泼金属与活泼非金属形成的化合物 NaCl . CaCl2 . Na2S . K2O 等 (5) 既含有离子键又含有非极性键的物质: Na2O2 . NaN3 . (6) 既含有离子键又含有极性键的物质: NaNO3 . NaOH . (7) 由离子键 . 共价键 . 配位键构成的物质: NH4Cl . (8) 只含有共价键而无范德化力的物质: 金刚石 . 晶体硅 . SiO2 . SiC 等 (9) 无化学键的物质: 稀有气体 (10) 共价单键只有 δ 键, 共价双键有一个 δ 键和一个 π 键, 共价三键有一个 δ 键和两个 π 键, 3. 物质中化学键存在的规律 (1) 离子化合物中一定存在离子键,也可以含有共价键,甚至可以存在非极性共价键.如 Na2O2 (2) 共价化合物中一定存在共价键,但一定无离子键. (3) 非金属单质中(除惰性气体单质不含化学键外)一定含非极性共价键.金属单质中一定含有金属键. 4. 如何区别离子化合物和共价化合物?
5. 如何判断分子中各原子是否达到 8 电子稳定结构? : 一是无氢原子, 二是原子族数+化合价绝对值 =8
三、氢键及其对物质性质的影响
1. 氢键的形成条件: ①分子中必须有一个与电负性极大的元素原子(F . O . N ) 形成强极性键的 H 原子
②分子中必须有孤电子对, 电负性大, 而且原子半径小的原子, 主要是 F . O . N 即只有与 F . O . N 结合的 H 原子才能与 F . O . N 原子形成氢键.: FDH?F & ODH?O & NDH?N 能形成氢键的分子有: HF、H2O、NH3 . 醇 . 醛 . 羧酸等 2. 氢键的存在形式 ①存在于分子间: HF 分子间存在的氢键是 ; HF 与水分子间存在的氢键是 ;
H2O 分子间存在的氢键是
; NH3 分子间存在的氢键是
; 氨水中存在的氢键
; 乙醇分子间存在的氢键是
; 乙醇水溶液中存在的氢键是
甲酸. 乙酸形成二聚物” 苯甲酸与丙酮形成氢键: ②存在于分子内: 如邻羟基苯甲醛 而对羟基苯甲醛则不能形成分子内氢键 HNO3 分子内形成氢键: 3. 比较氢键的强弱 ①氢键是一种较弱的作用力, 其大小界于范德华力和化学键之间, 氢键不属于化学键 ② 同一种氢键在不同分子间其键能大小不同.同样是 ODH?O, 在冰中, 其键能为 18.8 KJ/mol , 在醇 中, 其键能为 25.9 KJ/mol ③在 HF 分子间、H2O 分子间、NH3 分子间 , FDH?F , ODH?O , NDH?N 三种氢键的强弱顺序是 ④ 在氢键 XDH?Y 中, 氢键的键能的大小与 X . Y 的电负性大小有关, 电负性越大, 则键能越大, 氢键 越强; 氢键的键能还与 X . Y 原子的半径大小有关, 尤其是与 Y 原子的半径大小有关, 半径越小, 则键能 越大, 氢键越强 氢键 XDH?Y FDH?F ODH?O ODH?O NDH?F NDH?O NDH?N 键能 KJ/mol 28.1 18.8 25.9 20.9 20.9 5.4 键长/ pm 255 276 266 268 286 338 代表分子 (HF)n 冰 甲醇, 乙醇 NH4F CH3CONH2 NH3
4. 氢键对物质性质的影响: (1) 影响物质的熔, 沸点 a. 当形成分子间氢键时, 物质的熔, 沸点将 H2O、NH3 的沸点比同族氢化物高的原因) 如熔沸点反常: H2O& H2S& HF&HCl NH3&PH3 ; b. 当形成分子内氢键时, 物质的熔, 沸点将 , , (Ⅴ A、 Ⅵ A、 Ⅶ A 气态氢化物的沸点图, 并解释 HF、
如邻羟基苯甲醛的熔, 沸点小于对羟基苯甲醛的熔, 沸点 (2) 对溶解度的影响 如乙醇与水任意比互溶 (2) 对物质酸性的影响: 氢键也影响物质的电离, 等过程
如 HCl . HBr . HI 都是强酸, 而 HF 却是弱酸, 原因是: 5. 水中的氢键对水的性质的影响 (1) 水分子间形成氢键, 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 (2) 水结冰时, 体积 , 密度 : 冰的结构: 每个水分子都被四个水分子包围(类似与甲烷) , 形成正 四面体, 无限延伸下去, 使得水分子间的距离增大, 所以密度减小. (3) 接近沸点时, 形成缔合分子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 注意: 在水蒸气中不存在氢键, 液态水少数水分子间存在氢键, 固态水存在大量的中氢键.
练习 1．下列各组物质的晶体中，化学键类型相同，熔化时所克服的作用力也完全相同的是 A．CO2 和 SiO2 C．(NH4)2CO3 和 CO(NH2)2 2．你认为下列说法不正确的是 A．氢键存在于分子之间，不存在于分子之内 B．对于组成和结构相似的分子，其范德华力随着相对分子质量的增大而增大 C．NH3 极易溶于水而 CH4 难溶于水的原因只是 NH3 是极性分子，CH4 是非极性分子 D．冰熔化时只破坏分子间作用力 3．沸腾时只需克服范德华力的液体物质是 A．水 B．酒精 C．溴 D．水银 B．NaCl 和 HCl D．NaH 和 KCl
4．下列物质中分子间能形成氢键的是 A．N2 B．HBr C．NH3 D．H2S
5．以下说法哪些是不正确的？ (1) 氢键是化学键 (2) 甲烷可与水形成氢键
(3) 乙醇分子跟水分子之间存在范德华力 ⑷ 碘化氢的沸点比氯化氢的沸点高是由于碘化氢分子之间存在氢键
6．乙醇（C2H5OH）和二甲醚（CH3OCH3）的化学组成均为 C2H6O，但乙醇的沸点为 78.5℃ ， 而二甲醚的沸点为－23℃ ，为何原因？ 7. 乙酸能与水互溶主要原因有三, 它们分别是 ① ③
8. (1) 将 HF 气体通入水中得到的溶液, 该溶液中存在的氢键有 (2) 甲醇和乙醇中存在的氢键是 原因是 (3)冰中含有的氢键是 但 H2O 的沸点比 HF 高, 原因是 (4) 邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点
, 其原因是
, 它们的强弱是否相同?
, (HF)n 中含有的氢键是
, 其强弱关系是
四. 溶解性
复习思考: 极性键非极性键，极性分子和非极性分子并举出常见的极性分子和非极性分子。通过前面的学习我们知道碘易溶于四氯化碳而不易溶于水，氨和氯化氢易溶于水，这是 为什么呢？ 1. 外界条件对物质溶解性的影响 (1) 影响固体溶解度的主要因素是 (2) 影响气体溶解度的主要因素是 随 的而降低而增大 . 和 , 大多数固体的溶解度随 , 气体的溶解度随 的升高而增大. 的升高而降低,
2. “相似相溶”规律 (1) 非极性物质一般易溶于非极性溶剂，极性溶质一般易溶于极性溶剂。常见的非极性溶剂: 苯 . CCl4 . 汽油 . CS2 常见的极性溶剂: H2O . 乙醇 (2)、在极性溶剂里, 如果若溶质和溶剂之间存在氢键，溶解性越好。如 NH3 易溶于水; 甲醇. 乙醇 . 甘油 . 乙酸等能与水互溶, (3) 相似相溶”规律还适用于分子结构的相似性. 例如 CH3CH2OH 中的羟基与 H2O 中羟基相同, 所以乙醇易溶于水, 而随着 C 原子数的增加, 溶解度明显减小. (4) 、若溶质遇水能反应将增加其在水中的溶解度: 如 SO2 例 1. 根据人们的实践经验, 一般来说, 非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂， 极极性分子组成的溶质易溶于极极性分子组成的溶剂。称为“相似相溶”原理. 下列现象不能 用这一原理解释的是 A. 氯化氢易溶于水 C. 碘易溶于 CCl4 B. 氯气易溶于 NaOH 溶液中 D. 碘难易溶于水
什么叫手性异构体，什么叫手性分子，以及“手性分子在生命科学等方面有什么应用? 1. 定义: 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子, 如同左手和右手一样互为镜像, 却在 三维空间里不能重叠, 互称手性异构体, 有手性异构体的分子叫做手性分子 ２． 如何判断一个分子是手性分子呢？
(1) 手性 C 原子: 连有四个不同的原子或基团的碳原子叫手性碳原子 (2) 手性分子: 若分子中有一个手性 C 原子, 该分子就是手性分子; 若分子中有两个手性 C 原子, 该分子就不一定是手性分子;
练习: 1. 按要求完成下列各题 (1 ) 写出一种只含 C . H 两元素的手性分子的结构式
(2 ) 写出一种由 C . H. Cl 三元素组成的手性分子的结构简式
(3 ) 写出一种由 C . H. O 三元素组成的含有一个羟基的手性分子的结构简式
(4 ) 写出一种由 C . H. O 三元素组成的含有一个羟基和一个羧基的手性分子的结构简式
六. 无机含氧酸分子的酸性
1. 无机含氧酸酸分子的结构式书写 在无机含氧酸酸中, H 原子一般是和 直接相连的, 而未与 H 原子相连的氧原子一般都
是以共价键与含氧酸分子中的中心原子相连. 因此, 含氧酸分子的结构式可以表示为: ①一元含氧酸分子 HRO2 的结构式为 ②二元含氧酸分子 H2RO3 的结构式为 ③三元含氧酸分子 H3RO4 的结构式为 我们都知道硫酸的酸性强于亚硫酸，硝酸的酸性强于亚硝酸，这是为什么呢？ 我们常把 H2SO4 和 HNO3 等无机含氧酸看成是有 和 组成的.
我们知道, H2SO4 和 HNO3 是强酸, 而 H2SO3 和 HNO2 是弱酸, 即从酸性强弱来看: H2SO3& H2SO4 , HNO2 & HNO3 在 Cl 的含氧酸中也存在类似的情况: 酸性强弱: HClO & HClO2 & HClO3 & HClO4 2. 无机含氧酸酸性强弱判断: ①中心原子为同一元素的含氧酸分子，中心原子的化合价越高，其含氧酸的酸性越强. 即含非羟基 O 原子数越多, 该含氧酸的酸性越强 如 HClO4 & HClO3 & HClO2 & HClO ; H2SO4 & H2SO3 ; HNO3 & HNO2 ; 解释: 含氧酸的通式可以写成（HO）mROn，如果成酸元素 R 相同，则 n 越大，R 的正电性越 高，导致 R-O-H 中的 O 原子向 R 偏移，因而在水分子的作用下，也就容易电离出氢离子， 即酸性越强。
如硫酸可以写成 强于亚硫酸。硝酸可以写成 磷酸可以写成
, n 为 2，亚硫酸可以写成 , 亚硝酸可以写成 , 高溴酸可以写成
, n 为 1，所以硫酸的酸性 , 次氯酸可以成 ,
② 若中心原子 R 不同, 将含氧酸分子写成（HO）mROn , n 越大，酸性越强. n 相同，酸性 按此规律, H3BO3 的酸性与 HClO HClO4 的酸性比 H2SO4 ; ; H3PO4 的酸性与 HNO2 H2SO3 的酸性与 H2CO3
反常现象: H2CO3 可以写成 , 确是弱酸, 原因是 例 1. 判断含氧酸强弱的一条经验规律: 含氧酸分子结构中含非羟基 O 原子数越多, 该含氧酸 的酸性越强. 几种实例如下表所示. 次氯酸 含氧酸 ClDOH 磷酸 硫酸 高氯酸
非羟基 O 原子数 酸性
(1) 亚磷酸(H3PO3)和亚砷酸(H3AsO3)的分子式相似, 但它们的酸性差别很大, 亚磷酸是中强 酸, 亚砷酸既有弱酸性又有弱碱性, 由此可推出它们的结构式分别为: (2) 在亚磷酸和亚砷酸中分别加入过量的 NaOH 溶液, 写出化学方程式 亚磷酸 ; 亚砷酸 ; (3) 在亚磷酸和亚砷酸中分别加入浓盐酸, 分析反应情况, 写出化学方程式 [巩固练习] 1、把下列液体分别装在酸式滴定管中，并使其以细流流下，当用带有静点的玻璃棒接近液体 细流时，细流可能发生偏转的是 A 、四氯化碳 B 、乙醇 C 、 二硫化碳 D、 苯 2、根据“相似相溶”规律，你认为下列物质在水中溶解度较大的是 A 、乙烯 B 、二氧化碳 3、下列氯元素含氧酸酸性最强的是 Ａ、HClO Ｂ、HClO2 4、下列物质中溶解度最小的是 A、LiF B、NaF 5、 C、二氧化硫 Ｃ、HClO3 C、KF D、氢气 Ｄ、HClO4 D、CsF
第三章 第一节 晶体常识
晶体结构与性质
[新课引入]：前面我们讨论过原子结构、分子结构，对于化学键的形成也有了初步的了解， 同时也知道组成千万种物质的质点可以是离子、原子或分子。又根据物质在不同温度和压强 下，物质主要分为三态：气态、液态和固态，下面我们观察一些固态物质的图片。1、蜡状白磷； 2、黄色的硫磺； 3、紫黑色的碘； 4、高锰酸钾 [讲述]：像上面这一类固体，有着自己有序的排列，我们把它们称为晶体；而像玻璃这一类 固体，本身原子排列杂乱无章，称它为非晶体，今天我们的课题就是一起来探究晶体与非晶 体的有关知识。一、晶体与非晶体 1. 物质的聚集状态: , . 2. 晶体与非晶体 (1) 晶体: 质点（分子、离子、原子）在空间有规则地排列成的，具有整齐外型，以多面体出 现的固体物质 (2) 非晶体: 3. 常见的晶体与非晶体 晶体: 非晶体: 二. 晶体与非晶体的性质 1、晶体与非晶体的本质差异 晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点，这只是晶体与非晶体的表观现象，那么他们在本质 上有哪些差异呢？ 自范性 微观结构 晶体 有 原子在三维空间里呈周期性有序排列 非晶体 没有 原子排列相对无序 自范性：晶体能自发性地呈现多面体外形的性质。[解释]：所谓自范性即“自发”进行，但这里得注意，“自发”过程的实现仍需一定的条件。例如：水能自发地从高处流向低处，但不打开拦截水流的闸门，水库里的水不能下泻。注意：自范性需要一定的条件，其中最重要的条件是晶体的生长速率适当。例如: 同样是熔融态的二氧化硅，快速的冷却得到玛瑙，而缓慢冷却得到水晶过程。2、获得晶体的三条途径： （1）熔融态物质凝固； （2）气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华） ； （3）溶质从溶液中析出。例如: 1、从熔融态结晶出来的硫晶体； 2、凝华得到的碘晶体； 3、从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。3、晶体的特点： （1）自范性 ①晶体的自范性: 晶体能 呈现 外形的性质 ②晶体呈现自范性的条件: 晶体的 适当。③晶体呈现自范性的本质原因: 晶体中粒子 里所呈现 的有序排列。（2）均一性: 晶体的化学组成, 密度等性质在晶体中各部分是 的 （3）有各向异性: 某些物理性质 . 同一晶体构造中, 在不同方向上质点排列一般
是不一样的, 因此晶体的性质也随 的不同而有所差异. [解析]：对于同一幅图案来说,从不同的方向审视,也会产生不同的感受,那么对于晶体来说,许 多物理性质：如硬度、导热性、光学性质等，因研究角度不同而产生差异，即为各向异性。例如：蓝晶石（Al2O3? SiO2）在不同方向上的硬度不同；石墨在与层垂直的方向上的导电率与 层平行的方向上的导电率 1M104。(4) 有固定的熔点 (5) 外形和内部质点的高度 4. 区分晶体和非晶体最可靠的方法: 对固体进行利用 x-射线衍射实验。练习：1、下列关于晶体与非晶体的说法正确的是： A、 晶体一定比非晶体的熔点高 B、 晶体有自范性但排列无序 C、 非晶体无自范性而且排列无序 D、 固体 SiO2 一定是晶体 2、区别晶体与非晶体最可靠的科学方法是： A、 熔沸点 B、 硬度 C、 颜色 D、 x-射线衍射实验 3、在我们的生活中遇到许多固体，通过今天这节课的学习，我们知道固体可以分为晶体与非 晶体。请你举出常见的晶体与非晶体的实例。答案：1、C；2、D；3、晶体：玛瑙、水晶、硫晶体等等；非晶体玻璃、水泥等等。4、下列不属于晶体的特点是： A、 一定有固定的几何外形 B、 一定有各向异性 C、 一定有固定的熔点 D、 一定是无色透明的固体 5、下列过程可以得到晶体的有： A、 对 NaCl 饱和溶液降温，所得到的固体 B、 气态 H2O 冷却为液态，然后再冷却成的固态 C、 熔融的 KNO3 冷却后所得的固体 D、 将液态的玻璃冷却成所得到的固体 6、晶体具有各向异性。如蓝晶石（Al2O3? SiO2）在不同方向上的硬度不同；又如石墨在与层 垂直的方向上的导电率与层平行的方向上的导电率 1M104。晶体的各向异性主要表现在是： ① 硬度 ② 导热性 ③ 导电性 ④ 光学性质 A、① ③ B、② ④ C 、① ② ③ D、① ② ③ ④ 7、一些不法商人制造假宝石来牟取暴利，你能否根据晶体物理性质的各向异性的特点，列举 出一些可能有效鉴别假宝石的方法？ 三、晶胞 1. 定义：晶体结构中的基本单元叫晶胞 2. 晶胞的结构: 晶胞一般都是 , 晶体是由无数晶胞 而成. (1)无: 相邻晶胞间无任何 (2)并Z: 所有晶胞都是 排列的, 取向 . (3) 所有晶胞的 及内部的 , 及几何排列是完全相同的. 3. 、晶胞中微粒个数的计算方法： (1) 立方体晶胞 位于晶胞顶点的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/8；
位于晶胞棱边的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/4； 位于晶胞面心的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/2； 位于晶胞中心的微粒，实际提供给晶胞的只有 1。
(2) 六棱柱晶胞 位于晶胞顶点的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/6 ； 位于晶胞侧棱边的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/2； 位于晶胞底面上的棱的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/4； 位于晶胞面上的棱的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/2；
(3) 三棱柱晶胞 位于晶胞顶点的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/6 ； 位于晶胞侧棱边的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/2； 位于晶胞底面上的棱的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/4； 位于晶胞面上的棱的微粒，实际提供给晶胞的只有 1/2；
例 1. 元素 X 的某价态离子 Xn+ 中所有电子正好充满 K . L . M 三个电子层, 它与 N3- 形成的 晶体结构如图所示. (1) 该晶体中的阳离子与阴离子个数比为 (2) 该晶体中 Xn+ 离子中 n = (3) X 元素的原子序数是 (4) 晶体中每个 N3- 被 练习： 1、现有甲、乙、丙、丁四种晶胞（如图 2-8 所示），可推知：甲晶体中 A 与 B 的离子个数 比为；乙晶体的化学式为；丙晶体的化学式为______；丁晶体的化学式为______。个等距离的 Xn+ 离子包围.
2、钙-钛矿晶胞结构如图 2-9 所示。观察钙-钛矿晶胞结构，求该晶体中，钙、钛、氧的微粒 个数比为多少？
3、晶体硼的基本结构单元都是由硼原子组成的正二十面体，其中含有 20 个等边三角形的面 和一定数目的顶角，每个顶角各有一个硼原子。如图 2-10 所示，回答： （1）键角____； （2） 晶体硼中的硼原子数____个；B―B 键____条？
4、在碳单质的成员中还有一种混合型晶体――石墨，如图 2-11 所示。它是层状结构，层与 层之间依靠作用力相结合。每层内部碳原子与碳原子之间靠作用力相结合，其键角。分析图 中每个六边形含有个碳原子。
5、C70 分子是形如椭球状的多面体，该结构的建立基于以下考虑：
（1）C70 分子中每个碳原子只跟相邻的 3 个碳原子形成化学键； （2）C70 分子中只含有五边形和六边形； （3）多面体的顶点数、面数和棱边数的关系遵循欧拉定理：顶点数+面数-棱边数=2。根据以上所述确定：（1）C70 分子中所含的单键数和双键数；（2）C70 分子中的五边形和 六边形各有多少？
第二节 分子晶体与原子晶体 一. 分子晶体
1、定义：只含分子的晶体称为分子晶体 注意: ①构成分子的晶体的微粒是 ②微粒间的相互作用是 看图 3-9，如：碘晶体中只含有 I2 分子，就属于分子晶体 问：还有哪些属于分子晶体？ 2、常见的分子晶体 ①所有非金属氢化物，如 ; ②部分非金属单质，如 ; ③部分非金属氧化物，如 ; ④几乎所有的酸，如 ; ⑤绝大多数有机物的晶体。如 ; 3．分子晶体的物理特性： ①④⑤熔沸点较低、易升华、硬度小。一般组成和结构相似的物质, 相对分子质量越大, 分子间的作用力越大, 熔沸点越高. 如熔沸点: O2&N2 HI&HBr&HCl; F2& Cl2 & Br2 & I2 在同分异构体中,一般地说, 支链越多,
熔沸点越低, 如熔沸点: 正戊烷&异戊烷&新戊烷 ②固态和熔融状态下都不导电。但在在水溶液中不一定
(当分子晶体熔化时, 只需要破坏分子间作用力, 分子内化学键不发生变化)
③相似相溶原理: 非极性溶质一般能溶于非极性溶剂; 极性溶质一般能溶于极性溶剂 NH3 . HCl . SO2 极易溶与水而 CO2 . Cl2 在水中溶解度不大; Br2 . I2 易熔于 CCl4 或苯. 4. 分子晶体的结构 大多数分子晶体结构有如下特征：如果分子间作用力只是范德华力。以一个分子为中心，其 周围通常可以有几个紧邻的分子。如图 3-10 的 O2 ， C60 , 我们把这一特征叫做分子紧密堆积。(1) 干冰的结构 干冰晶体中 CO2 分子之间只存在分子间力不存在氢键， 因此干冰中 CO2 分子紧密堆积. 以一个 CO2 分子为中心, 其周围有 个最近且等距离的 CO2 分子。(2) 冰的结构 如果分子间除范德华力外还有其他作用力（如氢键） ，如果分子间存在着氢键，分子就不会采 取紧密堆积的方式. 在冰的晶体中，每个水分子周围只有 4 个紧邻的水分子，形成正四面体。氢键不是化学键， 比共价键弱得多却跟共价键一样具有方向性，而氢键的存在迫使四面体中心的每个水分子与
四面体顶角方向的 4 个相邻水分子的相互吸引，这一排列使冰晶体中空间利用率不高，皆有 相当大的空隙使得冰的密度减小。小结完成表格 晶体类型 分子晶体 构成晶体的粒子 结构 粒子间的相互作用力 硬度 熔沸点 性质 导电性 溶解性 例 2. (1) 干冰的外观和冰相似, 可由 CO2 气体压缩成液态后再急剧 膨胀而制得. 右图为干冰晶体结构示意图. 通过观察分析, 可知每个 CO2 分子周围与之相邻且等距离的 CO2 分子有 个. 在一定温度下, 已测得干冰晶胞的边长 a = 5.72 x 10-8 cm , 则该温度下干冰的密度为 g ? cm-3 (2) 在标准状况下, CO2 密度为 , 据此能否计算出气态 CO2 分子间的距离? (填能或不能) 若能够进行计算, 其值为 cm . (3) 试说明气态 CO2 在在标准状况下的分子间距离大约是其固态时的 倍. 课堂巩固练习 1、下列属于分子晶体的一组物质是 A 、CaO、NO、CO B、 CCl4、H2O2、He C、 CO2、SO2、NaCl D 、CH4、O2、Na2O 2、下列性质符合分子晶体的是 A、 熔点 1070℃ ，易熔于水，水溶液能导电 B、 熔点是 10.31℃ ，液体不导电，水溶液能导电 C、 熔点 97.81℃ ，质软，能导电，密度是 0.97g/cm3 D、 熔点，熔化时能导电，水溶液也能导电 3、下列物质的液体中，不存在分子是 A 二氧化硅 B 二氧化硫 C 二氧化碳 D 二硫化碳 4、下列说法正确的是 A、离子化合物中可能含有共价键 B、分子晶体中的分子内不含有共价键 C、分子晶体中一定有非极性共价键 D、分子晶体中分子一定紧密堆积 5、干冰汽化时，下列所述内容发生变化的是 A、分子内共价键 B、分子间作用力 C、分子间距离 D、分子间的氢键 6、“可燃冰”是深藏在海底的白色晶体，存储量巨大，是人类未来极具潜在优势的洁净能源。在高压低温条件下,由水分子形成空间笼状结构，笼中“关”甲烷而形成，如某种可燃冰的存在 形式为 CH4? 5.75H2O。（1）“可燃冰” CH4? 5.75H2O 的分子中，m（CH4） ：m（H2O）= （2）若要从“可燃冰”中分离出甲烷，可用下列两中方法：① 在一定温度下， 使气体从 水合物中分离出来，在一定压力下， 使气体从水合物中分离出来。7、选择以下物体填写下列空白 A 干冰 B 氯化铵 C 烧碱 D 固体碘
⑴ 晶体中存在分子的是 (填写序号，下同) ⑵ 晶体中既有离子键又有共价键的是 ⑶ 熔化时不需要破坏共价键的是 ⑷ 常况下能升华的是 8．四氯化硅的分子结构与四氯化碳类似，对其作出如下推测 ① 四氯化硅晶体是分子晶体。② 常温常压四氯化硅下是液体。③ 四氯化硅分子是由极性键形成 的分子。④ 四氯化硅熔点高于四氯化碳。其中正确的是 A 只有① B 只有① ② C 只有② ③ D① ② ③ ④
复习提问：1、什么是分子晶体？试举例说明。2、分子晶体通常具有什么样的物理性质？ 分析下表数据，判断金刚石是否属于分子晶体 项目/物质 干冰 金刚石 熔点 很低 3550℃ 沸点 很低 4827℃ 展示：金刚石晶体 三. 原子晶体 1. 定义: 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫做原子晶体. 理解: ①构成原子晶体的微粒是原子 ; ②晶体中的作用力是共价键 ; ③原子晶体中不存在 单个的分子, 化学式只代表晶体中原子的个数比. 2. 常见的原子晶体 (1) 某些非金属单质: 如晶体 B , 晶体 Si , 晶体 Ge , (2) 某些非金属化合物: 如 SiC , Si3N4 . BN 等 (3) 某些非金属氧化物: SiO2 3. 典型的原子晶体 (1) 金刚石晶体： ① 晶体结构: 在晶体中, 每个 C 原子以 4 个共价键与 4 个 C 原子 结合, 形成正四面体的空间网状结构, 键角为 109 度 28 分, C 原子 采取 sp3 杂化 ② 在晶体中最小的 C 环由 6 个 C 原子组成, 且不在同一平面上. ③ 在晶体中, 一个 C 原子占有的共价键 碳原子数与 C─C 键的键数比 =1 : 2 个, C 原子数 , 金刚石等
(2) 晶体 Si 的结构与金刚石相同 若以 Si 原子代替金刚石晶体中的 C 原子, 便可得到晶体 Si 的结构
但是由于键长: CDC & SiDSi , 键能: CDC & SiDSi , 所以晶体 Si 的熔沸点比金刚石低. (3) 二氧化硅晶体 若在晶体 Si 的结构中的每个 SiDSi 键中插入一个 O 原子, 便可得到以硅氧四面体为骨架的 SiO2 的结构. 在 SiO2 晶体中, 硅原子和氧原子交替排列, 不会出现 SiDSi 键和 ODO 键 ① 晶体结构: 1 个 Si 原子以 4 个共价键与 4 个 O 原子结合, 同时, 每个 O 原子 与 2 个 Si 原子结合, 既 Si 原子和 O 原子按 1 : 2 的比例组成的空间网状结构. 因而整个晶体中无分子存在. ② 在晶体中最小的环上有 12 个原子, 其中 6 个 Si 和 6 个 O 原子, 且不在同一 平面上. ③ 在晶体中, 一个 Si 原子占有的共价键 (4)石墨晶体 ① 晶体结构: 平面层状结构 , C 原子以 SP2 杂化 在每一层内, 每个 C 原子以 3 个共价键与 3 个 C 原子以共价键结合形成平 面的正六边形网状结构. 层与层之间以分子间作用力结合. 称为过渡型晶 体, 整个晶体中无分子存在. ② 在晶体中最小的环为平面六元环, 一个 C 原子同时为 3 个环共有, 1 个环占有的 C 原子数为 占有的 C─C 键键数为 ③层与层之间存在的是分子间作用力. ④熔沸点高, 质软. 4. 原子晶体的物理性质 (1) 原子晶体具有很高的熔沸点和硬度, 一般都上千度. 注意: 原子晶体熔化时要破坏共价键 ② 对于原子晶体，一般来说，原子间键长越短，键能越大，共价键越稳定，物质的熔沸点越 高，硬度越大。如: 键长: CDC & SiDC & SiDSi , 键能: CDC & SiDC & SiDSi , 熔沸点: 金刚石& SiC & 晶 体 Si (2) . 原子晶体在熔融状态不能导电(石墨例外) . (3) 一般不溶与水. 5. 判断晶体类型的依据 （1）看构成晶体的微粒种类及微粒间的相互作用。对分子晶体,构成晶体的微粒是______________，微粒间的相互作用是_____ ______； 对于原子晶体，构成晶体的微粒是__ _____，微粒间的相互作用是___________键。（2）看物质的物理性质(如：熔、沸点或硬度)。一般情况下，不同类晶体熔点高低顺序是原子晶体比分子晶体的熔、沸点高得多
个, 一个 O 原子占有的共价键
由非金属与非金属组成的单质和化合物, 若熔沸点很高, 硬度很大, 为原子晶体. 通常有: 金刚石 . 石墨 . SiO2 . SiC . 晶体 Si . BN 为原子晶体 (3) 依据物质的分类判断 6．各类晶体主要特征 类型 分子晶体 比较 构成晶体微粒 形成晶体作用 力 熔沸点 物 硬度 理 导电性 性 传热性 质 延展性 溶解性 典型实例 P4、干冰、硫
金刚石、二氧化硅
〖练习〗 思考: （1）在金刚石晶体中,每个 C 与多少个 C 成键？形成怎样的空间结构？最小碳环由多 少个石中,含 CC 原子组成？它们是否在同一平面内？ （2）在金刚石晶体中，C 原子个数与 C―C 键数之比为多少？ （3）12 克金刚―C 键数为多少 NA？ 1、下列的晶体中，化学键种类相同，晶体类型也相同的是 A、SO2 与 SiO2 B、C02 与 H2O C、C 与 HCl D、CCl4 与 SiC 2、碳化硅 SiC 的一种晶体具有类似金刚石的结构，其中 C 原子和 S 原子的位Z是交替的。在下列三种晶体① 金刚石 ② 晶体硅 ③ 碳化硅中，它们的熔点从高到低的顺序是 A、① ③ ② B、② ③ ① C、③ ① ② D、② ① ③ 3、1999 年美国《科学》杂志报道：在 40GPa 高压下，用激光器加热到 1800K，人们成功制 得了原子晶体干冰，下列推断中不正确的是 A、原子晶体干冰有很高的熔点、沸点，有很大的硬度 B、原子晶体干冰易气化，可用作制冷材料 C、原子晶体干冰的硬度大，可用作耐磨材料 D、每摩尔原子晶体干冰中含 4molC―O 键 4、① 在 SiO2 晶体中，每个 Si 原子与 构成 结构，Si 位于_____ 个 O 原子结合， ________，O 位于________ _____
② 在 SiO2 晶体中，Si 原子与 O 原子个数比为 ③ 在 SiO2 晶体中，最小的环为 个 Si 和 个 O 组成的 晶体硼 2573 环。
5、单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据 金刚石 晶体硅 熔点 &
① 晶体硼的晶体类型属于____________晶体，理由是________________。已知晶体硼结构单元是由硼原子组成的正二十面体，其中有 20 个等边三 角形的面和一定数目的顶点，每个项点上各有 1 个 B 原子。通过视察图 形及推算，此晶体体结构单元由________________个硼原子构成。其中 B―B 键的键角为____________。
〖作业〗 1．下列晶体中不属于原子晶体的是 （A）干冰 （B）金刚砂 （C）金刚石 （D）水晶 2．在金刚石的网状结构中，含有共价键形成的碳原子环，其中最小的环上，碳原子数是 （A）2 个 （B）3 个 （C）4 个 （D）6 个 3．下列各物质中，按熔点由低到高排列正确的是 （A）O2、I2、Hg （B）CO2、K、SiO2 （C）Na、K、Rb （D）SiC、NaCl、SO2 4．下列各晶体中任意一个原子都被相邻的 4 个原子所包围；以共价键结合成正四面体结构， 并向空间伸展成网状结构的是 （A）甲烷 （B）石墨 （C）晶体硅 （D）水晶 5．在 x mol 石英晶体中，含有 Si-O 键数是 （A）x mol （B）2x mol （C）3 x mol （D）4x mol 6．固体熔化时，必须破坏非极性共价键的是 （A）冰 （B）晶体硅 （C）溴 （D）二氧化硅 7．石墨晶体是层状结构，在每一层内；每一个碳原于都跟其他 3 个碳原子 相结合，如图是其晶体结构的俯视图，则图中 7 个六元环完全占有的碳原 子数是 （A）10 个 （B）18 个 （C）24 个 （D）14 个 8．石英玻璃是将纯石英在 1600℃ 高温下熔化，冷却后形成的玻璃体。关于 石英玻璃的结构和性质的叙述中正确的是 （A）石英玻璃属于原子晶体 （B）石英玻璃耐高温且能抵抗一切酸的腐蚀 （C）石英玻璃的结构类似于液体 （D）石英玻璃能经受高温剧变且能抗碱的腐蚀 9．已知 C3N4 晶体具有比金刚石还大的硬度，且构成该晶体的微粒间只以单键结合。下列关 于 C3N4 晶体的说法错误的是 （A）该晶体属于原子晶体，其化学键比金刚石中的碳碳键更牢固 （B）该晶体中每个碳原子连接 4 个氮原子、每个氮原子连接 3 个碳原子 （C）该晶体中碳原子和氮原子的最外层都满足 8 电子结构 （D）该晶体与金刚石相似，都是原子间以非极性键形成空间网状结构 10．氮化硅是一种高温陶瓷材料，它的硬度大、熔点高、化学性质稳定。工业上曾普遍采用 高纯硅与纯氮在 1 300℃ 反应获得。(1)氮化硅晶体属于__________晶体。(2)已知氮化硅的晶体结构中，原子间以单键相连，且 N 原子和 N 原子，Si 原子和 S 原子不 直接相连，同时每个原子都满足 8 电子稳定结构。请写出氮化硅的化学式__________ (3)现用 SiCl4 和 N2 在 H2 气氛保护下，加强热发生反应，可得较高纯度的氮化硅。反应的化学 方程式为__________________________________________________
11．短周期元素 K、Y、Z 在周期表中位Z关系如图： X Y Z （1）x 元素的单质分子式是_______，若 x 核内中子数和质子数相等，x 单质的摩尔质量为 _______，单质是_______晶体。（2）z 单质的晶体类型属于_______，Z 的氢化物和最高价氧化物的浓溶液反应的化学方程式 为____________________________。
一、金属键 金属原子的电离能低，容易失去电子而形成阳离子和自由电子，阳离子整体共同整体吸引自 由电子而结合在一起。这种金属离子与自由电子之间的较强作用就叫做金属键。金属键可看 成是由许多原子共用许多电子的一种特殊形式的共价键， 这种键既没有方向性也没有饱和性， 金属键的特征是成键电子可以在金属中自由流动，使得金属呈现出特有的属性在金属单质的 晶体中，原子之间以金属键相互结合。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。?强调?金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。1. 定义: 金属晶体中金属阳离子与自由电子之间的强烈的相互作用叫做金属键。理解: ①构成金属晶体的微粒是金属阳离子和自由电子 ; ②晶体中的作用力是金属键 ; ③ 金属晶体中不存在单个的分子. (1) 金属键的特征: (2) 金属键强弱的影响因素: ①金属阳离子的半径. ②金属阳离子的电荷数 一般来说, 金属原子最外层电子数越多, 原子半径越小, 则金属键越强, 其晶体的熔沸点就
越高.如熔点: Al&Mg&Na&K & Cs 2．电子气理论 经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的 大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海 洋”之中。3．金属通性的解释 ?展示金属实物?展示的金属实物有金属导线(铜或铝)、铁丝、镀铜金属片等，并将铁丝随 意弯曲， 引导观察铜的金属光泽。叙述应用部分包括电工架设金属高压电线， 家用铁锅炒菜， 锻压机把钢锭压成钢板等。金属共同的物理性质: 容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。⑴金属导电性的解释 在金属晶体中，充满着带负电的“电子气”，这些电子气的运动是没有一定方向的，但在外加 电场的条件下电子气就会发生定向移动，因而形成电流，所以金属容易导电。?设问?导热是能量传递的一种形式，它必然是物质运动的结果，那么金属晶体导热过程中 电子气中的自由电子担当什么角色? ⑵金属导热性的解释 金属容易导热，是由于电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞从而把能量从 温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。⑶金属延展性的解释 当金属受到外力作用时， 晶体中的各原子层就会发生相对滑动， 但不会改变原来的排列方式， 弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以在各原子层之
间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断 裂。因此，金属都有良好的延展性。4. 金属晶体的熔沸点 (1) 金属晶体由固态变成液态或气态时, 需要能量破坏金属键, 不同的金属中, 金属键的强弱 不同,所以金属晶体的熔沸点不一定高.
(2) 金属键越强, 晶体的熔沸点越高.
?练习? 1．金属晶体的形成是因为晶体中存在 A、金属离子间的相互作用 B、金属原子间的相互作用 C、金属离子与自由电子间的相互作用 D、金属原子与自由电子间的相互作用 2．金属能导电的原因是 A、金属晶体中金属阳离子与自由电子间的相互作用较弱 B、金属晶体中的自由电子在外加电场作用下可发生定向移动 C、金属晶体中的金属阳离子在外加电场作用下可发生定向移动 D、金属晶体在外加电场作用下可失去电子 阅读材料 1．超导体――一类急待开发的材料 一般说来， 金属是电的良好导体(汞的很差)。1911 年荷兰物理学家 H? 昂内斯在研究低温条件 下汞的导电性能时，发现当温度降到约 4 K(即―269、)时汞的电阻“奇异”般地降为零，表现 出超导电性。后又发现还有几种金属也有这种性质，人们将具有超导性的物质叫做超导体。2．合金 两种和两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质，叫做合金，合金 属于混合物，对应的固体为金属晶体。合金的特点① 仍保留金属的化学性质，但物理性质改 变很大；② 熔点比各成份金属的都低；③ 强度、硬度比成分金属大；④ 有的抗腐蚀能力强；⑤ 导电性比成分金属差。3．金属的物理性质由于金属晶体中存在大量的自由电子和金属离子(或原子)排列很紧密，使 金属具有很多共同的性质。(1)状态：通常情况下，除 Hg 外都是固体。(2)金属光泽：多数金属具有光泽。但除 Mg、Al、 Cu、Au 在粉末状态有光泽外，其他金属 在块状时才表现出来。(3)易导电、导热：由于金属晶体中自由电子的运动，使金属易导电、导热。(4)延展性 (5)熔点及硬度：由金属晶体中金属离子跟自由电子间的作用强弱决定。金属除有共同的物理 性质外，还具有各自的特性。① 颜色：绝大多数金属都是银白色，有少数金属具有颜色。如 Au 金黄色 Cu 紫红色 Cs 银白 略带金色。② 密度：与原子半径、原子相对质量、晶体质点排列的紧密程度有关。最重的为锇(Os)铂(Pt) 最轻的为锂(Li) ③ 熔点：最高的为钨(W)，最低的为汞(Hg)，Cs，为 28．4℃ Ca 为 30℃ ④ 硬度：最硬的金属为铬(Cr)，最软的金属为钾 (K)，钠(Na)，铯(Cs)等，可用小刀切割。⑤ 导电性：导电性能强的为银(Ag)，金(Au)，铜 (Cu)等。导电性能差的为汞(Hg) ⑥延展性：延展性最好的为金(Au)，Al 二. 金属晶体的基本堆积模型 (1) 二维空间模型
利用 20 个大小相同的玻璃小球，有序地排列在水平桌面上（二维平面上） ，要求小球之间紧密接触。可能 有两种排列方式。（配位数：同一层内与一个原子紧密接触的原子数）
a. 非密Z层，配位数为 4
(2) 三维空间模型
b. 密Z层，配位数 6
非密Z层排列的金属原子，在空间内可能的排列 ①简单立方体堆积
这种堆积方式形成的晶胞是一个立方体，每个晶胞含 1 个原子，被称为简单立方堆积。这种 堆积方式的空间利用率太低，只有金属钋采取这种堆积方式。
如果是非密Z层上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中， 每层均照此堆积， 如下图：
配位数为 , 这种堆积方式的空间利用率显然比简单立方堆积的高多了，许多金属是 这种堆积方式，如碱金属，简称为钾型。密Z层的原子按钾型堆积方式堆积，会得到两种基本堆积方式，镁型和铜型。镁型如下图左 侧，按 ABABABAB……的方式堆积;铜型如图右侧,按 ABCABCABC…