新課標高中化學選修3教案

第一章原子結構與性質

一.原子結構

原子的誕生：現代大爆炸宇宙學理論認為，我們所在的宇宙誕生于一次大爆炸。大爆炸

后約兩小時，誕生了大量的氫、少量的氫以及極少量的鋰。其后，經過或長或短的開

展過程，氫、氮等發生原子核的熔合反響，分期分批地合成其他元素。宇宙的年齡至

今有140億年了，但H仍然是宇宙中最豐富的元素.地球上的元素絕大多數是金屬，非

金屬（包括稀有氣體）僅22種

K復習》核外電子排布的一般規律

⑴核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步

升高的電子層（能量最低原理）。

⑵原子核外各電子層最多容納2n2個電子。

⑶原于最外層電子數目不能超過8個（K層為最外層時不能超過2個電子）。

（4）次外層電子數目不能超過18個（K層為次外層時不能超過2個），倒數第三層也子數目

不能超過32個。

工思考》這些規律是如何歸納出來的呢？

1、能層與能級

我們已經知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，按電子的能量差異，可以將核

外電子分為不同的能層，由內而外可以分為：第一、二、三、四、五、六、七……能

層

例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個

電子，第三層1個電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可

能先從內層排起，當一層充滿后再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能

容納的最多電子數如下：

能層一二三四五六七....

符號________________________________

容納最多電子數28183250……

即每層所容納的最多電子數是：

但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級（S、P、d、F）,就

好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。

能級的符號和所能容納的最多電子數如下：

各能層所包含的能級類型及各能層、能級最多容納的電子數見下表:

能層六七

—二三四五

(〃)

符號KLMNOpQ

能級⑺1s2s2P3s3P3d4s4P4d4f5s???

最多22626102610142■??...

2818322/

電子數.......

注意:⑴每個能層中，能級符號的順序是ns、np>nd、nf.

(2)任一能層的能級數=該能層序數

(3)s、p、d、f.…可容納的電子數依次是1、3、5、7……的兩倍

(4)不同能級的能量關系：

①能層相同時：_______________________

②不同能層，能級符號相同時，

例1.比較以下多電子原子的能級的能量上下

①2s3s②2s3d③3P3s④4f6f⑤3d4s

例2、以下符號代表一些能層或能級的能量，請將它們按能量由低到高的順序排列：

11〕EKENELEM,

[2Jhi3sE2sE4sEis,

(3〕E3sE3dE2PE4r。

2、構造原理及應用

(1)、構造原理：隨著原子的遞增，絕大多數元素的原子核外電子的排布將遵

循以下的排布順序：Is2s2p3s3p4s3d4p5s_4d5p6s4f5d6p7s.........

如圖

(2)應用：

①電子排布式：

例1根據構造原理寫出以下原子或離子的核外電子排布式

0;Ca;S2-

Fe;Fe2+;Al3+;

i?Cl〔氯〕;2iSc(銃);35Br-;

29CU：;24Cr:

電子排布遵守構造原理，但有例外

②簡化電子排布式

伊1K:[Ar]4s1NaFe

練習：寫出以下元素原子的簡化電子排布式

0;Si;Fe;

Br;

3sSr;52Ti;25Mn;

③外圍(價電子)電子排布式

例：寫出以下元素原子的外圍電子排布式

C1:;Fe:;P:;

K;Al:;Si:;

S:；

29Cu：；24Cr：

[練習]1.根據要求完成填空：

(1)寫出具有以下電子排布的微粒的核電荷數，元素符號及原子結構示意圖

A原子]s22s22P5..

B-Is22s22P63s23P6..

C原子[He]2s22P3..

(2)外圍電子排布為3d54s2的原子，其原子結構示意圖為,其最高價為

2、A元素原子的M電子層比次外層少2個電子。B元素原子核外L層電子數比最外層多7

個電子。

Cl]A元素的元素符號是,A元素原子核外電子排布式為

B元素原子外圍電子排布式為,B元素原子的原子結構示意圖為

(2〕A、B兩元素形成化合物的化學式及名稱分別是o

4、A、B、C、D均為主族元素，A原子L層上的電子數是K層的三倍；B元素的原子核

外K、L層上電子數之和等于M、N層電子數之和；C元素形成的C2+離子與氤原子的核外

電子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5個電子。那么

(1〕A元素在周期表中的位置是,B元素原子的簡化電子排布式為

的原子序數為;

〔2〕寫出C和D的單質發生反響的化學方程式o

3、電子云和原子軌道：

(1)電子運動的特點：①質量極?、谶\動空間極小③極高速運動。

因此，電子運動不能用牛頓運動定律來描述，只能用統計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物

體那樣，確定核外電子在某個時刻處于原子核外空間何處，而只能確定它在原子核外各處出現的概率。

概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云.

(2)原子軌道：

①定義：常把電子出現的概率約為90$的空間圈出來，這種電子云輪廓圖成為原子軌道,

②原子軌道的形狀及原子枕道數目

S能級的原子軌道是球形的，能層序數越大，原子軌道的半徑越大。ns能級各有個原子軌道

P能級的原子軌道是紡錘形的，nP能級各有軌道，它們互相垂直，能量相同，分別

以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數增大而增大。

d能級的原子軌道是梅花形的，nd能級各有軌道，能量相同，

f能級的原子軌道形狀更復雜，nf能級各有軌道，能量相同，

p.P.P.

(2)泡利原理和洪特規則

泡利原理：一個原子凱道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，用箭頭"以”來表

不O

洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自

旋方向相同，

(3)電子軌道表示式：

ggllLlJgflLLBLI陰巫田園吼業1回回亞

回回回回回

C

練習：書寫以下各原子的價電子軌道表達式

N;S;K

Fe;25M11;

練習：寫出24號、29號元素的電子排布式，價電子排布軌道式,閱讀周期表，比較有什

么不同，為什么？從元素周期表中查出銅、銀、金的外圍電子層排布。

它們是否符合構造原理？

洪特規則的特例：對于同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較

穩定的。練習：

1、用就道表示式表示以下原子的價電子排布。

⑴N(2)CI(3)0(4)Mg

2、以以下出的是一些原子的2P能級和3d能級中電子排布的情況。試判斷，哪些違反了

泡利不相容原理，哪些違反了洪特規則。

3、以下原子的外圍電子排布中，那一種狀態的能量較低？試說明理由。

⑴氮原子：A.Mm?B.E小口

2s2p2s2p

⑵鈉原子：A.3s1B.3Pl(3)絡原子：A.3d54slB.3d44s?

4、以下元素原子的電子排布式各違背了哪一規律？

①6cIs22s22P[②2iSc]s22s22P63s23P63d3

③21iIs22s22P63s23P④29C11Is22s22P63s23P''

小結：L核外電子排布遵從三個規則

①能量最低原理，即構造原理

②泡利原理：一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反

③洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優先單獨占據一個軌道，而且

自旋方向相同，

④洪特規則的特例：對于同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較

穩定的。

2.各能層所包含的能級類型及各能層、能級最多容納的電子數見下表：

能層⑺—?二三四五六七

符號

能級⑺???.....

每個能級

的軌道數

???...

最多容納

電子數...2/

3.核外電子排布的表示方法總結（以Na為例）

①原子結構示意圖②電子排布式③簡化電子排布式

④外圍電子排布式⑤軌道表示式

4.電子排布的特殊性：Cr,Cu

二.原子結構與元素周期表

課前復習：

1、元素周期表中的周期是指;元素周期表中的族是指

2、,叫做元素周期律，在化學［必修2）中元素周期律主要

表達在、、、等的周期性變化。

3.寫出鋰、鈉、鉀、枷、鼬基態原子的電子排布式和簡化電子排布式和氮、笈、氨、氨、包的簡化電

子排布式。

堿金屬周期基態原子的電子排布式和簡化電子排。族周期基態原子的電子排布式和簡化

布式電子排布式

鋰二Is22sl或[He]2s1氮

鈉

鉀

砌氮

葩

（一）、原子結構與周期表

1、元素周期系：

（1）元素周期系的形成：隨著元素原子的遞增，每到出現,就開始建立一個新

的，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后到達個電子，出現,然后又開始由

到,如此循環往復形成元素周期系.可見元素周期系的形成是由于元素的原子核外電子的排

布發生的重復.

2、核外電子排布與周期的劃分

根據構造原理，將能量相近的能級分為一組，技能量由低到高可分為七個能級組，同一能級組內，各

能級能量相差較小，各能級組之間能量相差較大

①每一能級組對應一個周期

②周期.能級組.元素數目的對應關系

周期對應能級組對應能級組電周期中所含

子最大容量元素的數目

―?1s2

二2s.2p8

三3s.3p

四

王

六

七

3.核外電子排布與族的劃分：族的劃分依據是原子的價層電子排布

族IAIIAI1IAIVAVAVIAVUA0族

價電子排布

最高正價

過渡元素的價電子排布

族IIIBIVBVBVIBVDBvmIBIIB

價電子排布3dl4s23d24s23d34s23(154sl3d54s之3(r84s23d,04s'3dzs之

最高正價二族數二族數=族數二族數=族數＜族數〉族數=族數

⑴同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子全部排布在ns或nsnp軌道上，價電子數與族相

同

⑵稀有氣體的價電子排布為1s'或

(3)過渡元素同一縱行原子的價層電子排布根本相同，價電子排布為(n—Dd-ns-2

IIIB-VIIB族的價電子數與族序數相同，

4.元素周期表的分區

按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區，除ds區外.區的名稱來自按構造原理最后填入電子

的能級的符號。

元素的分區和族

(I)s區：二勖，最后的電子填在匕包括,屬于活潑金屬，為堿金屬和堿土金

屬;

(2)p區：n3,最后的電子填在上，包括族元素，為非金屬和少數金屬；

(3)d區：二』」,最后的電子填在上，包括族元素?，為過渡金屬；

(4)ds區：j(n-l)d全充滿，最后的電子填在上，包括,過渡金屬

(d和ds區金屬合起來,為過渡金屬)；

(5)f區：―--,包括元素，稱為內過渡元素或內過渡系.

總結：L周期表分區

分區元素分布外圍電子排布價電子數與族的關系元素性質特點

IA.IIA92

S區ns價電子數等于族序數除H外都是活潑金屬

IHAsVILA和0

P區價電子總數等于主族序數(0族最外層電子參與反響

族

除外)

HIB^VIII

d區niBsVDB價電子總數等于副族d軌道也不同程度的參

序數與化學鍵的形成

IBsHB

ds區價電子總數等于所在的列序金屬元素

數；

f區制系和胸系制系元素化學性質相

近；鋼系元素化學性質

相近；

2.區全是金屬元素，非金屬元素主要集中區。主族主要含區，副族主要

含區，過渡元素主要含區。

3.周期數=最大能層數(鈿除外)46Pd[KrMcT,最大能層數是4,但卻在第五周期。

外圍電子總數決定排在哪一族如：2413d困si,10+1=11尾數是1所以是IB,

【練習】

1、外圍電子構型為4f'5『6s2元素在周期表中的位置是(?)

A、第四周期VHB族B、第五周期HIB族C、第六周期MIB族D、第六周期IHB族

2、鐳是元素周期表中第七周期的IIA族元素。下面關于鐳的性質的描述中不正確的選項是()

A、在化合物中呈+2價B、單質使水分解、放出氫氣

C、氫氧化物呈兩性D、碳酸鹽難溶于水

3.某元素的原子序數為29,試問：

(I)該元素原子的電子排布式為,外圍電子構型是.

(2)該元素原子有_______上電子層，有個能級，有個軌道

(3)它在周期表中的位置是,屬于_______區，有個未成對電子

.完成下表空白處

原子電子排布式在周期表中是金屬還最高價氧化物的水化物氣態氫化物

序數的位置是非金屬化學式及酸堿性的化學式

15

1S22s22P63523P4

第二周期

VA族

4.具有如下電子層結構的原子，其相應元素一定屬于同一主族的是

A.3p能級上有2個未成對電子的原子和4p能級上有2個未成對電子的原子

B.3p能級上只有1個空軌道的原子和4p能級上只有1個空軌道的原子

C.最高能層電子排布為的原子和最高能層電子排布為4s之的原子

D.最高能層電子排布為Isz的原子和最高能層電子排布為2s22P的原子

5.以下各組原子中，彼此化學性質一定相似的是

A.原子核外電子排布式為Is?的X原子和原子核外電子排布式為Is22s2的Y原子

B.原子核外M層上僅有兩個電子的X原子與原子核外N層上僅有兩個電子的Y原子

C.2p軌道上有一個未成隊的電子的X原子與3p軌道上有一個未成隊的電子的Y原子

D.最外層都只有一個電子的X.Y原子

6.以下為周期表的一局部，其中的編號代表對應的元素，請答復以下問題：

①—

…演⑤

⑨

⑴⑩

⑵

⑶內孤對電子對數為

;該元素與元素①形成的分子X的空間購型為

(4)某些不同族元素的性質也有一定的相似性，如表中元素⑤與元素②的氫氧化物杓相似的性質.請

寫出元素②的氫氧化物與NaOH溶液反響的化學方程式

（二）.原子結構與元素的性質

1.元素周期律

①原子半徑K探究X觀察以下圖表分析總結:

同周期主族元素從左到右，原子半徑依次減?。煌髯逶貜纳系较?原子半徑依次增大

電離能

1.電離能的定義、第一電離能I.：—態原子失去個電子,轉化為氣態基態正離子所需要的

叫做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越。

同一元素的第二電離能第一電離能。

解釋：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用

L表示)，從一價氣態基態正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用L表示)，依次

類推，可得到L、L、I……同一種元素的逐級電離能的大小關系：L<I2G3<L<I5……即一個原子的逐

級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電了?的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，再要失去一

個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。

2、第一電離能的意義：衡量元素的原子失去一個電子的難易程度，第一電離能越小，越易失電子，金

屬的活潑性就越強。

3、元素第一電離能的變化規律

同周期，從左往右，第一電離能呈增大的趨勢，但有反常

同一族，從上到下，第一電離能逐漸減小

2.為什么Be的第一電離能大于B,N的第一電離能大于0,Mg的第一電離能大于Al,Zn的第一電離能

大于Ga?

答：Be有價電子排布為2s:是全充滿結構，比較穩定，而B的價電子排布為2s?2pl,、比Be不穩定，

因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的

大,為什么呢?

3、電離能的應用：

⑴確定元素核外電子的排布

(2)確定元素在化合物中的化合價

(3)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱

例1：閱讀分析表格數據?：

NaMgAl

496738578

各級電離能

456214151817

(KJ/mol)

691277332745

95431054011575

133531363014830

166101799518376

201142170323293

思考：為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數據與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關系？

數據的突躍變化說明了什么？

答：Na的L,比12小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na

容易失去一個電子形成+1價離子：Mg的L和I?相差不多，而h比L小很多，所以Mg容易失去兩個電

子形成十2價離子；A1的h、L、L相差不多，而L比L小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價

離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。

電離能變化規律

【練習】

1、以卜.各組微粒按半徑逐漸增大，復原性逐漸增強的順序排列的是

A.Na、K、RbB.F、Cl、Br

C.Mg"、A/、Zn2+D.Cl\Br\「

2、失去氣態原子中的一個電子使之成為氣態+1價陽離子時所需外界提供的能量叫做該元素的第一電離

右圖0°是周期表中短周期的一局部，其中第一電離能最小的元素是

3、在下面的電子結構中，第一電離能最小的原子可能是(4)

AnsJnp*Bns2np：，Cns2np'Dns2np6

(1)每一周期元素都是從堿金屬開始，以稀有氣體結束

(2)f區都是副族元素，s區和p區的都是主族元素

(3)鋁的第一電離能大于K的第一電離能

(4)B電負性和Si相近

(5)在20匕ImolNa失去1mol電子需吸收650kJ能量，那么其第一電離能為650KJ/mol

16)氣態0原子的電子排布為：OOO00，測得電離出1mol電子的能量約為1300KJ,

那么其第一電離能約為1300KJ/mol

(7)半徑：K->cr

(8)酸性HC1O>H2sOq,堿性：NaOH>Mg(OH)2

(9)第一周期有2*『=2,第二周期有2*2?=8,那么第五周期有2*5：50種元素

(10)7匕素的最高正化合價=其最外層電子數=族序數

2、下表是鈉和鎂的第一、二、三電陽能(KJ-mol—)。___________________________

元素bI2h

Na49645626912

Mg73814517733

請試著解釋：為什么鈉易形成Na〉，而不易形成Na'?為什么鎂易形成而不易形成U-?

電負性

1.鍵合電子和電負性的含義

(1)、元素相互化合時，原子中用于形成叫鍵合電子；

(2)、用來描述不同元素的原子對吸引力的大小.電負性越大的原子，對的吸引力—

電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。

2.標準：以氟的電負性為和鋰的電負性為作為相對標準，得出各元素的電負性，—

金屬的電負性一般小于1.8,的電負性一般大于1.8,而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”

那么在1.8左右，他們既有性又有性。

3.變化規律

同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，說明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，說明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

說明：同一-元素的不同價態有不同的電負性如FC??和F/的電貨性分別為1.83和1.96

解釋1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬

元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度

量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負

性逐漸變小。

解釋2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，說明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元

素從上往下，電負性逐漸減小，說明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

4.應用：

⑴判斷金屬性和非金屬性強弱

例：根據電負性大小，判斷氧佗非金屬性與氯的非金屬性哪個強？

⑵判斷化學鍵的類型

一般認為：如果兩種成鍵元素原子之間的電負性差值大于L7,它們之間通常形成離子鍵；如果兩種

成鍵元素原子之間的電負性差值小于1.7,它們之間通常形成共價鍵；

(3)解釋對角線規則：某些主族元素與右下方的主族元素的電負性接近，性質相似，被稱為對角線原

那么

請查閱電負性表給出相應的解釋？

［思考1］在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似,被稱為“對角線規則

”。

查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，被和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強

弱，

例：查表說明NaH中H元素的化合價

陳習、根據數據制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負性變

化圖。

【練習】

I、電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度以下關于電負性的變化規律正確的選項

是

A.周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大B.周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大

C.電負性越大，金屬性越強D.電負性越小，非金屬性越強

2、X、Y元素同周期，且電負性X>Y,以下說法錯誤的選項是()

A、X與Y形成化合物是，X可以顯負價，Y顯正價

B、第一電離能可能Y小于X

C、最高價含氧酸的酸性；X對應的酸性弱F于Y對應的

D、氣態氫化物的穩定性：HmY小于HmX

3、根據對角線規則，以下物質的性質具有相似性的是()

A、硼和硅B、鋁和鐵C、皺和鋁D、銅和金

【課后作業】

1、x、y為兩種元素的原子，x的陰離子與y的陽離子具有相同的電子層結構，由此可知()

A.x的原子半徑大于y的原子半徑B.x的電負性大于y的電負性

C.x的氧化性大于y的氧化性D.x的第一電離能大于y的第一電離能

2、元素電負性隨原子序數的遞增而增強的是()

A.Na>K>RbB.N>P>AsC.0>S>ClD.Si>P>Cl

3、對Na、Mg、Al的有關性質的表達正確的選項是()

A.堿性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3B.第一電離能：Na<Mg<Al

C.電負性：Na>Mg>AlD.復原性：Na>Mg>Al

第二章分子結構

一.共價鍵

HC1的形成過程H+ci:*H：ci：

前面學習了電子云和軌道理論，對于HC1中H、C1原子形成共價鍵時，電子云如何重疊？

例：H2的形成

二—s/，—?，＜

相互■熨

Is*[s'電千云相互篁疊筮或H,分子的

戈價鍵

1、6鍵：〔以“頭碰頭''重疊形式〕原子軌道發生了最大程度重疊，鍵能大，不易斷裂

a、特征：以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉操作，共價鍵的圖形不變，軸對稱圖

形。

b、種類：S-S3鍵S-P3鍵P-P3鍵

京旗"?虬千的七千會相互靠鼓也千云和互支爰形成的共俗單釵的也千云圖餞

P電子和P電子除能形成3鍵外，還能形成兀鍵

2、7T鍵（肩并肩重疊）

再小康于招昱線過電千云菱愛寵魅的電子云

a.特征：是原子凱道沿著鍵軸肩并肩重疊而成的，重疊程度較小，其鍵能低于6鍵，穩定

性較差；（含有的物質化學性質活潑，容易發生化學反響，例如乙烯比乙烷活潑）

每個兀鍵的電子云有兩塊組成，分別位于有兩原子核均成平面的兩側，如果以它們之間包

含原子核的平面鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。形成花錠的兩原子不能自

由旋轉，否那么兀鍵將破壞

3、6鍵和7T鍵比較

3鍵n鍵：

重疊方式頭碰頭肩并肩

鍵的強度3鍵強度大不易斷裂兀鍵的強度較小，容易斷裂（解釋乙烯比乙烷

活潑的原因

成鍵電子S-SS-PP-PP-P

3鍵成單鍵兀鍵成雙鍵、叁鍵〔雙鍵中含有一個6鍵和

一個兀鍵，叁鍵中含有一^個6鍵和兩個兀鍵〕

例在以下分子中：①。⑦

1.HF②H20③m④C02⑤H2⑥HBj⑧HCN

分子中只有6鍵的是分子中含有兀鍵的是

分子中所以原子都滿足最外層8電子結構的是,分子中含有由兩個原子

的s軌道重疊形成3鍵的是,分子中含有由一個原子的s軌道與另一個原子

的p軌道重疊形成3鍵的是,分子中含有由一個原子的p軌道與另一個原子

的p機道重疊形成&鍵的是.

4.共價鍵的特征：飽和性、方向性

(1)形成共價鍵的條件：

①成鍵的兩原子必須有成單電子，且自旋方向相反；

②原子軌道的最大重疊

(2)共價鍵的飽和性：一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋方向相反的電子配對

成鍵或者說一個成單電子與另一個單電子配對成鍵后，就不能再同第三個電子配對了，這

就是共價鍵的飽和性.所以不能形成H3.H2cl.c13等分子，共價鍵的飽和性決定了分子的

組成

(3)共價鍵的方向性：原子軌道必須是最大重疊.除了S-S軌道可以在任何方向最大重疊，

其他原子軌道只能沿著軌道伸展方向進行最大重疊成鍵.電軌道都有一定的形狀，所以要

取得最大重疊，共價鍵必然有方向性.共價鍵的方向性決定了分子的形狀

注意：共價鍵都有方向性，但H—H中的共價鍵無方向性

例如：CH4分子式表達了共價鍵的飽和性，鍵角10328表達了共價鍵的方向性

指出以下分子的鍵角：

CO2.H2O.NH3.SO3

［練習］

1.以下關于化學鍵的說法不正確的選項是

A.化學鍵是一種作用力

B.化學鍵可以是原子間作用力，也可以是離子間作用力

C.化學鍵存在于分子內部

D.化學鍵存在于分子之間

2.對3鍵的認識不正確的選項是

A.6鍵不屬于共價鍵，是另一種化學鍵

B.S-S3鍵與S-P6鍵的對稱性相同

C.分子中含有共價鍵，那么至少含有一個3鍵

D.含有兀鍵的化合物與只含6鍵的化合物的化學性質不同

3.以下物質中，屬于共價化合物的是

A.hB.BaChC.H2SO4D.NaOH

4.以下化合物中，屬于離子化合物的是

A.KN03B.BeChC.KO2D.H2O2

小結：表示共價鍵的化學用語

①電子式②結構式③路易斯結構式

練習1.寫出以下物質的電子式。H2、N2、HC1、H20

練習2..用電子式表示以下化合物的形成過程

HCkNaBr、

MgF2、Na?S>

CO2_______________________________

二.鍵參數

1、鍵能

①概念：氣態基態原子形成1mol化學鍵所釋放出的最低能量。單位：kJ/mol

②意義：衡量共價鍵穩定性的重要參數，鍵能越大，形成化學鍵放出的能量越大，化學鍵

越穩定，越不易斷裂

2、鍵長

①概念：形成共價鍵的兩原子間的核間距.單位：1pm[1pm=10-l2m]

②意義：衡量共價鍵穩定性的另一個重要參數，鍵長越短，共價鍵越牢固，形成的物質越穩

定

例出口：穩定性：HF>HCl>HBr>HI

反常：F—F鍵長短，而鍵能小易反響的原因的解釋

3、鍵角：多原子分子中的兩個共價鍵之間的夾角。

例如：CO2結構為O=C=O,鍵角為180°,為直線形分子。

H2O鍵角105。丫形CH4鍵角109。28'正四面體

[小結]鍵能、鍵長、鍵南是共價鍵的三個參數

鍵能、鍵長決定了共價鍵的穩定性；鍵長、鍵角決定了分子的空間構型

三、反響熱與鍵能

I.化學反響的實質：反響物中IE鍵的斷裂和生成物中新鍵的生成.

斷鍵一吸收能量成鍵一放出能量

2.化學鍵與化學反響中能量變化的關系

吸熱反響：E（斷）>E（成）；放熱反響：E（斷）>E（成）.

3.反響熱與鍵能的關系：/H=反響物的總鍵能一生成物的總鍵能

例：某些化學鍵的鍵能如下表所示(kJ?mo「)計算以下反響中的能量變化:

化學鍵H-HBr-BrI-ICl-ClH-IH-BrH-Cl

鍵能(kJmoH)436193151243299356431

(1)1molH2在2moicb中燃燒，放出的熱量為kJ

⑵在一定條件下，1molH2與足量的Cl2.Br2.I2分別反響，放出的熱量由多到少的是.

(3)預測1molH2在足量的F2中燃燒比在足量CL中燃燒放熱(填多或少)

四、等電子原理

1、等電子體：原子總數相同，價電子總數也相同的微粒。

--

如：CO和Nz,CH4和NH?;C02和N20和N?;C032一與N03

2、等電子體性質相似

例1.等電子體的結構相似，物理性質相近成為等電子原理.下面為局部元素等電子體分

類.空間構型表

等電子體類型代表物質空間構型

二原子10電子等電子體CO.N2,NO+.C22-.CN-

二原子14電子等電子體F2.022-

三原子16電子等電子體CO2.CS2.N2O.NO2+.N3-；

BcCh

四原子24電子等電子體SO3.CO.r-.NO3一.BF3.BO.?"平面三角形

四原子26電子等電子體SO32-三角錐型

23四面體型

五原子32電子等電子體CCk.SO4-.PO3-.SiF4.

六原子40電子等電子體PCI5三角雙錐型

七原子48電子等電子體SF6八面題型

試答復：(1)下面物質分子或離子的空間構型：BrO3_

CO32_;C104-;

(2)由第一.二周期元素組成，與F2互為等電子體的離子有

［練習］

1、以下說法中，錯誤的選項是

A.鍵長越長，化學鍵越牢固

B.成鍵原子間原子軌道重疊越多，共價鍵越牢固

C.對雙原子分子來講，鍵能越大，含有該鍵的分子越穩定

D.原子間通過共用電子對所形成的化學鍵叫共價鍵

2、能妙用鍵能解釋的是

A.氮氣的化學性質比氧氣穩定B.常溫常壓下，浪呈液體，碘為固體

C.稀有氣體一般很難發生化學反響D.硝酸易揮發，硫酸難揮發

3、與NO3-互為等電子體的是

A.SO?B.BF3C.CH4D.NO?

4、根據等電子原理，以下分子或離子與SCU?-有相似結構的是

A.PC15B.CCLC.NF3D.Na

第二節分子的立體結構

一.形形色色的分子

(1)三原子分子的空間構型

化學式電子式結構式鍵角立體結構

CO2

H20

(2)四原子分子的空間構型

CH2O

NH?

(3)五原子分子的空間構型

CH4

根據CCh、H2O、NH3、CHzO、CM的電子式、結構式，分析空間結構不同的原因。

二.價層電子對互斥模型fVSEPRmodels)

1.價電子對：中心原子的成鍵電子對和未成鍵電子對，統稱為價電子對.其中未成鍵電

子對又稱孤電子對.

2.價層電子對互斥理論

在ABn型分子或離子中，中心原子A周圍所配置的原子B的幾何構型，主要取決于中

心原子的價電子層中各電子對間的相互排斥.這些電子對在中心原子周圍按盡可能互相遠

離的位置排布，以使彼此間的排斥能最小

3.價層電子對互斥模型對分子結構的解釋：

(1)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，最

外層的4個電子全部形成共用電子對.它們的立體結構可用中心原子周圍的原子數來預測,

概括如下：

ABn立體結構范例

n=2直線型CO2

平面三角形

n=3CH2O

n=4正四面體型CH4

(2)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，對其他成鍵電子對存在

排斥力，影響其分子的空間結構。

因而H2O分子呈V型，NHj分子呈三角錐型。

中心原子含有孤中心原子結合的

化學式空間構型

對電子對數原子數

HiS22V形

NHv22V形

NH?13三角錐型。

BF303正三角形

CHCh04四面體

4正四面體

SiF40

4.確定中心原子價層的電子對教

中心原子的價電子數+