必修二-物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律復習課PPT通用課件

1、LOREM IPSUM DOLORLorem ipsum dolor sit amet, consectetur adipisicing elit, sed do eiusmod tempor incididunt ut labore et dolore magna aliqua. Ut enim ad minim veniam, quis nostrud exercitation ullamco laboris nisi ut aliquip ex ea commodo consequat.第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律第一節(jié) 元素周期表NHeLiBeBCHOFNeNaMgAlSiPSClAr

2、1-18號元素的排布元素周期表的結(jié)構(gòu)周期序數(shù) 電子層數(shù) (1)橫行周期（7個）周期長周期第一周期：第二周期：第三周期：第四周期：第五周期：第六周期：第七周期(預測32種元素，含錒系15種元素)短周期2種元素8種元素8種元素18種元素18種元素32種元素（含鑭系15種元素）每周期可容納的元素種類周期1234567元素種數(shù)28818183232稀有氣體原子序數(shù)21018365486（118）錒89Ac 鐒103Lr 共15 種元素稱錒系元素, 位于第7周期.鑭57La 镥71Lu 共15 種元素稱鑭系元素, 位于第6周期.注意:除第1、7周期外,每個周期都是從堿金屬元 素開始,逐漸過渡到鹵素,最后

3、以稀有氣體元素結(jié)束.超鈾元素:92號元素鈾以后的元素族主族 (A)副族 (B)A , A , A , A ,A , A , A 第VIII 族：稀有氣體元素 零族：共七個主族B , B ,B , B , B , B , B共七個副族第八、九、十縱行，位于 B 與B中間 (2)縱行（ 個）族（16個）18主族族序數(shù)最外層電子數(shù) 第VIII 族注意小結(jié)7橫，18縱；1.元素周期表的結(jié)構(gòu)：三短三長一不全；七主七副一八零。2.原子結(jié)構(gòu)與表中位置的關(guān)系：周期序數(shù)電子層數(shù)主族序數(shù)最外層電子數(shù)練習已知某主族元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖,判斷其在周期表中的位置第3周期A族第4周期A族原子的構(gòu)成 1、元素： 2、原子的

4、構(gòu)成: 具有相同核電荷數(shù)（即核內(nèi)質(zhì)子數(shù)）的一類原子的總稱。原子原子核核外電子質(zhì)子 每個質(zhì)子帶1個單位正電荷中子 不帶電每個電子帶1個單位負電荷XAZ元素符號質(zhì)量數(shù) 質(zhì)子數(shù)原子組成符號及含義2、原子：核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)， 因此，原子 呈電中性陰離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+電荷數(shù)陽離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)-電荷數(shù)3、粒子間的關(guān)系1、質(zhì)量數(shù)：忽略電子的質(zhì)量，將原子核內(nèi)所有質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似值加起來所得的數(shù)值叫做質(zhì)量數(shù)。質(zhì)量數(shù)（A）質(zhì)子數(shù)（Z）中子數(shù)（N）常見的10e-的粒子分子離子單核10e-NeAl3+、Mg2+、Na+、F-、O2-、N3-雙核10e-HFOH-三核10e-H2ONH

5、2-四核10e-NH3H3O+五核10e-CH4NH4+2、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。H: H氕 D氘 T氚這三種中子數(shù)不同的原子分別是氫元素的3種核素3、同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一種元素的不同原子互稱為同位素。即同一元素的不同核素之間互稱為同位素，同位素指一種關(guān)系U: 92U 92U 92U H: 1H 1H 1HC: 6C 6C 6CO: 8O 8O 8O Cl: 17Cl 17Cl12 3 12131416171835 372342352381、元素：具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱元素、核素、同位素4.同素異形體：指同種元素，性質(zhì)卻不相

6、同的單質(zhì)。同素異形體之間的性質(zhì)差異主要表現(xiàn)在物理性質(zhì)上，化學性質(zhì)上也有著活性的差異。例如：金剛石、石墨、富勒烯、碳納米管、石墨烯；白磷和紅磷；氧氣、臭氧；35Cl2和37Cl2是不是同素異形體？課堂練習1.重水(D2O)是重要的核工業(yè)原料，下列說法錯誤的是A氘(D)原子核外有1個電子 B1H與D互稱同位素CH2O與D2O互稱同素異形體 D1H218O與D216O的相對分子質(zhì)量相同C2.下列敘述錯誤的是（）A13C和14C屬于同一種元素，它們互為同位素B1H和2H是不同的核素，它們的質(zhì)子數(shù)相等C14C和14N的質(zhì)量數(shù)相等，它們的中子數(shù)不等D6Li和7Li的電子數(shù)相等，中子數(shù)也相等D5、注意事項：

7、 元素的種類由質(zhì)子數(shù)決定，與中子數(shù)、核外電子數(shù)無關(guān)； 核素種類由質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)共同決定，與核外電子數(shù)無關(guān)； 同一元素的各種核素雖然中子數(shù)（質(zhì)量數(shù)）不同，但它們的化學性質(zhì)基本相同。 元素和核素只能論種類，不能論個數(shù)；而原子既論種類，又能論個數(shù)； 練習：ab+dXc+-a b c d各代表什么？a代表質(zhì)量數(shù)；b代表核電荷數(shù)；c代表離子的電荷數(shù)；d代表化合價幾種相對原子質(zhì)量1.原子質(zhì)量某元素某種核素的一個原子的真實質(zhì)量，也叫絕對質(zhì)量。如一個16O質(zhì)量2.657*10-26kg，一個12C的質(zhì)量是1.993*10-27kg。2.核素的相對原子質(zhì)量Ar=一個核素原子質(zhì)量/（一個12C原子質(zhì)量的1/12）

8、3.核素的近似相對原子質(zhì)量核素的近似相對原子質(zhì)量就是該原子的質(zhì)量數(shù)（將原子核內(nèi)所有質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似值加起來所得的數(shù)值叫做質(zhì)量數(shù)）。如16O的近似相對原子質(zhì)量為164.元素的相對原子質(zhì)量核素的相對原子質(zhì)量*它們在自然界中所占的原子個數(shù)比之和計算。公式 =A*a%+B*b%+C*c%+其中A、B、C代表各核素的相對原子質(zhì)量，a%、b%、c%代表各核素的豐度或原子個數(shù)百分比； 是元素的（精確）相對原子質(zhì)量5.元素的近似相對原子質(zhì)量上式中A、B、C用各核素的質(zhì)量數(shù)代替即得到元素的近似相對原子質(zhì)量Attention區(qū)別元素、核素的相對原子質(zhì)量和質(zhì)量數(shù)?？梢岳斫鉃樵氐南鄬υ淤|(zhì)量是幾種核素的平

9、均值a%、b%、c%代表各核素的豐度或原子個數(shù)百分比，不是質(zhì)量分數(shù)，幾種相對原子質(zhì)量比較核素35Cl37Cl質(zhì)量數(shù)3537核素的相對原子質(zhì)量34.69936.966原子百分數(shù)75.77%24.23%氯元素的相對原子質(zhì)量34.699x75.77%+36.966x24.23%=35.45氯元素的近似相對原子質(zhì)量35x75.77%+37x24.23%=35.5課堂練習1.銅有兩種天然的同位素63Cu和65Cu，已知銅元素的近似相對原子質(zhì)量是63.5，則63Cu的原子個數(shù)百分比（ ）A.75% B.25% C.50% D.45%提醒：求原子個數(shù)百分比A2.元素X有質(zhì)量數(shù)為79和81的兩種同位素，現(xiàn)測得

10、X元素的相對原子質(zhì)量為79.9，則同位素 81 X在X元素中的質(zhì)量分數(shù)是（）A.54.4% B45.6% C55%D45%再提醒：求質(zhì)量分數(shù)B歸納總結(jié)元素周期表結(jié)構(gòu)：周期（七個周期）、族（16各族）、18縱行原子的構(gòu)成：質(zhì)量數(shù)、原子組成、粒子間關(guān)系元素、核素、同位素比較（同種元素的各核素化學性質(zhì)相似，物理性質(zhì)有區(qū)別）幾種相對原子質(zhì)量：核素相對原子質(zhì)量、核素近似相對原子質(zhì)量、元素相對原子質(zhì)量、元素近似相對原子質(zhì)量第二節(jié) 元素周期律一、原子核外電子排布1.核外電子的分層排布通常，能量較低的電子在離核較近的區(qū)域運動，而能量高離核遠。核外電子運動的不同的電子層，用符號n表示，從內(nèi)到外依次n=1、2、3

11、、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q表示電子層1234567符號KLMNOPQ電子能量低 高離核距離近 遠容納電子少 多2.核外電子分層排布的一般規(guī)律（1）核外電子一般排布從能量低到能量高。當K層排滿后，再排L層，L層滿排M層，以此類推。（2）每個電子層最多容納的電子數(shù)最多為2n2（3）最外層容納的電子最多為8個，K層對多容納2個；次外層最多容納18個e-；倒數(shù)第三層最多容納32個e-以上三條規(guī)律是相互聯(lián)系，相互制約的，不能孤立理解。3.原子結(jié)構(gòu)示意圖原子結(jié)構(gòu)示意圖是核外電子排布規(guī)律的具體表現(xiàn)形式二、元素周期律1.元素的核外電子排布原子序數(shù)電子層數(shù)最外層電子數(shù)原子半徑最高正價和最低負價

12、變化1-21由1個2個-3-92由1個8個大小11-183由1個8個大小2.元素周期律結(jié)論：同一周期（電子層相同），隨著原子序數(shù)增大，元素原子最外層電子周期性變化（18），原子半徑（由大小），元素化合價周期性變化（正價：+1+7，負價-4-1）。元素周期律是由元素原子核外電子排布周期性變化的結(jié)果。粒子半徑的比較（1）原子半徑大小的比較主要取決核外電子層and原子核對核外電子的作用（吸引）電子層數(shù)相同（同周期）：一般，從左到右，逐漸減?。ㄏ∮袣怏w除外）。最外層電子數(shù)相同（同主族），從上到下，逐漸增大。（2）離子半徑大小的比較具有相同電子層結(jié)構(gòu)的離子半徑大小的比較電子層數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)的增加，

13、半徑逐漸減小。同一元素的不同離子的半徑大小比較同種元素的各種微粒，核外電子數(shù)越多，半徑越大元素金屬性、非金屬性強弱的比較（整個元素周期律的絕對重點）金屬性：元素的原子失去電子的傾向；非金屬性：元素的原子得電子的能力；1.金屬性強弱比較（1）根據(jù)在元素周期表中的位置同周期元素，從左至右，金屬性減弱同主族元素，從上至下，金屬性增強（2）由實驗結(jié)果與水or酸反應置換H2的難易，越易金屬性越強最高價氧化物對應水化物堿性強弱，堿性越強，金屬性越強金屬活動順序表，排前面的金屬活動性越較強與同一非金屬單質(zhì)反應的難易程度2.非金屬性強弱比較（1）根據(jù)在元素周期表中的位置同周期元素，從左至右，非金屬性增強同主族

14、元素，從上至下，非金屬性減弱（2）由實驗結(jié)果與氫氣化合的難易及氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性，越易化合非金屬性越強，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強最高價氧化物對應水化物酸性強弱，酸性越強，非金屬性越強與同一金屬單質(zhì)反應的難易，鹽溶液中單質(zhì)之間的置換反應氣態(tài)氫化物的還原性越強，非金屬性越弱半徑逐漸增大、金屬性逐漸增強 0 1B Al SiGe As Sb Te 2 3 4 5 6 7AAAAAAA Po At半徑逐漸減小、非金屬性逐漸增強提醒金屬性和非金屬性指的對象是元素，還原性和氧化性指的對象是物質(zhì)。課堂練習（典型例題）1.以下遞變性質(zhì)規(guī)律正確的是（ ）A.O、S、Na的原子半徑依次增大B.LiOH、KOH

15、、CsOH堿性依次減弱C.H2CO3的酸性比H3BO3的酸性強D.Cl-、Br-、I-的還原性依次減弱E.HF、NH3、SiH4的穩(wěn)定性依次增強F.HCl、HBr、HI的還原性依次增強ACF（還是典例）2.X、Y是元素周期表VIIA族中的兩種元素，下列敘述中能說明X的非金屬性比Y強的是（ ）AX原子的電子層數(shù)比Y原子的電子層數(shù)多 BX的氫化物的沸點比Y的氫化物的沸點低CX的氣態(tài)氫化物比Y的氣態(tài)氫化物穩(wěn)定 DY的單質(zhì)能將X從NaX的溶液中置換出來C3.同周期、同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律（非常重要）性質(zhì)同周期（從左到右）同主族（從上到下）原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層結(jié)構(gòu)電子層數(shù)不變最外層電子數(shù)18電

16、子層數(shù)增多最外層電子數(shù)不變金屬性（失電子能力）逐漸減弱逐漸增強非金屬性（得電子能力）逐漸增強逐漸減弱主要化合價最高正價+1+7負價-4-1最高正價=族序數(shù)=最外層電子數(shù)（O、F除外）最高價氧化物對應的水化物酸性逐漸增加堿性逐漸減弱酸性逐漸減弱堿性逐漸增強氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性增強減弱堿金屬元素元素金屬性強弱判斷依據(jù)：1、與水或酸反應置換H2的難易。2、根據(jù)金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，則原金屬元素的金屬性越強。元素金屬性強弱判斷依據(jù)：3、根據(jù)金屬活動順序表。4、與同一非金屬單質(zhì)反應難易 例：氧化性Al3+Mg2+Na+ ，則元素金屬性順序為： NaMgAl堿金屬元素單質(zhì)：Rb（2

17、）遞變性堿金屬元素從上到下（Li 、Na、K、Rb、Cs），隨著核電荷數(shù)的增加，堿金屬元素原子的電子層數(shù)逐漸，原子核對 的引力逐漸減弱，原子失電子的能力逐漸。結(jié)論增多最外層電子增強元素的金屬性逐漸，與水和氧氣的反應越來越，生成的氧化物越來越。最高價氧化物對應水化物的堿性越來越。增強劇烈復雜強與O2的反應越來越劇烈 更為復雜K2O、K2O2、KO2Li2O更為復雜Na2O、Na2O2CsKLiRbNa反應程度 與O2反應單質(zhì)越來越劇烈與H2O反應越來越劇烈，如Rb、Cs與H2O反應甚至爆炸。對應的離子氧化性依次減弱，即Li+Na+K+Rb+Cs+堿金屬的物理性質(zhì)有何相似性和遞變性？堿金屬的物理性

18、質(zhì)的比較相似點遞變性顏色硬度密度熔沸點導電導熱性密度變化熔沸點變化Li Na K Rb Cs均為銀白色（Cs略帶金色）柔軟較小較低強逐漸增大（K特殊）單質(zhì)的熔沸點逐漸降低 1.鋰電池是一種高能電池。 鋰有機化學中重要的催化劑。 鋰制造氫彈不可缺少的材料。 鋰是優(yōu)質(zhì)的高能燃料（已經(jīng) 用于宇宙飛船、人造衛(wèi)星和 超聲速飛機）。 3銣銫主要用于制備光電管、真空管。銫原子鐘是目前最準確的計時儀器。2鉀的化合物最大用途是做鉀肥。硝酸鉀還用于做火藥。堿金屬元素的用途：金 屬 性 逐 漸 增 強【課堂小結(jié)】鹵族元素鹵素包含F(xiàn)、Cl、Br、I、At 5種元素，鹵素及其化合物有明顯的相似性和遞變性，又各有一些特性

19、（At是放射性元素，不予討論）1.與金屬反應 F2 、 Cl2、 Br2 的氧化性強，能把可變化合價的金屬氧化成高價的金屬鹵化物，I2 的氧化能力最弱，跟鐵反應只奪取鐵的2個電子，生成FeI2。鹵素單質(zhì)化學反應名稱 反應條件 方程式 氫化物穩(wěn)定性 共性均是無色氣體，易溶于水，在空氣中呈白霧F2 冷暗處爆炸 H2+F2=2HF HF很穩(wěn)定 Cl2 光照或點燃 H2+Cl2=2HCl HCl穩(wěn)定Br2 高溫 H2+Br2=2HBr HBr較不穩(wěn)定I2 高溫、持續(xù)加熱 H2+I2=2HI HI 很不穩(wěn)定 緩慢進行 2.鹵素與氫氣反應及鹵化物穩(wěn)定性重點（1）鹵素單質(zhì)與H2化合的難易：F2 Cl2 Br

20、2 I 2(2)鹵化氫的穩(wěn)定性：HF HCl HBr HI (3)鹵化氫的還原性：HF HCl HBr HI (4)鹵化氫水溶液酸性：HF HCl HBr HBr4HIO4鹵化銀的性質(zhì)及用途溴化銀用于制照相的感光片 碘化銀可用于人工降雨2AgBr 2Ag + Br2光照 2AgI 2Ag + I2光照感光性用途：6.氟、氯、溴、碘、鹵化銀特性3 綜合性大小比較下列排列順序正確的是（ ）熱穩(wěn)定性：H2OHFH2S原子半徑：NaMgO酸性：H3PO4H2SO4HClO4結(jié)合質(zhì)子能力：OHCH3COO-Cl-A. B. C. D.B第三節(jié) 化學鍵鈉在氯氣中燃燒現(xiàn)象：劇烈燃燒，黃色火焰，大量白煙。思考

21、：Na與Cl是如何結(jié)合成NaCl的呢？原子原子結(jié)構(gòu) 示意圖通常什么途徑達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)用原子結(jié)構(gòu)示意圖表示氯化鈉的形成過程NaCl+11 2 8 1+17 2 8 7失去一個電子得到一個電子+11 2 8 Na+ Na+ Cl- +17 2 8 8 Cl-氯化鈉的形成思考在氯化鈉晶體中，Na+和Cl- 間存在哪些力？ Na+離子和Cl-離子原子核和核外電子之間的靜電相互吸引作用當陰陽離子接近到某一定距離時，吸引和排斥作用達到平衡，陰陽離子間形成穩(wěn)定的化學鍵。 陰陽離子間電子與電子、原子核與原子核間的相互排斥作用定義： 帶相反電荷離子之間的相互作用，叫做離子鍵。1、成鍵微粒：陰陽離子2、相互作用：靜

22、電作用（靜電引力和斥力）3、成鍵原因：原子相互得失電子形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)離子間吸引力和排斥力達到平衡體系能量降低。一、離子鍵思考 哪些粒子能形成離子鍵？(1)活潑的金屬元素（IA，IIA）和活潑的非金屬元素（VIA，VIIA）之間的化合物。如Na和Cl2 () 活潑的金屬元素or銨根離子（NH4+）和酸根離子形成的鹽()很活潑的金屬與H2反應生成的固態(tài)氫化物（如NaH、KH、CaH2）酸根離子：Na+、NH4+和SO42-、NO3-、Cl-等4、形成離子鍵的條件：離子鍵是陰陽離子間強烈的相互作用，成鍵的一方容易失電子，另一方易得電子5、離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物，包括強堿，金屬氧化物，絕大多數(shù)

23、鹽，如KOH、Na2O、NaCl、MgCl2、ZnSO4、BaSO4等。離子化合物都是電解質(zhì)離子鍵的三個一定和兩個不一定1.三個一定離子化合物一定含離子鍵含離子鍵的化合物一定是離子化合物離子化合物一定含陰離子和陽離子2.兩個不一定離子化合物不一定含金屬元素，如銨鹽NH4Cl、NH4NO3含有金屬元素的化合物不一定是離子化合物，如AlCl3H元素周期表LiBeNOFNaMgPSClKCaAsSeBrRbSrSbTeICsBaBiPoAtFrRb1、下列說法正確的是（ ）A.含有金屬元素的化合物一定是離子化合物B.第IA族和第VIIA族原子化合時，一定生成離子鍵C.由非金屬元素形成的化合物一定不是

24、離子化合物D.活潑金屬與非金屬化合時，能形成離子鍵D課堂練習2、與Ne的核外電子排布相同的離子跟與Ar的核外電子排布相同的離子所形成的化合物是（ ）A. Na2S B. CCl4 C. KCl D. KFAD課堂練習二、電子式方便起見，在元素符號周圍用小黑點或小叉表示最外層電子的式子叫電子式H xNa Mg x Ca x O Cl 1、原子的電子式： 2、離子的電子式：H+Na+Mg2+Ca2+ O 2- ： ： Cl - ： ：簡單陽離子電子式就是其本身，如復雜陽離子和陰離子要加一個“ ” N + ： ：HHHH(1)原子的電子式：常把其最外層電子數(shù)用小黑點“.”或小叉“”來表示，當然也可以

25、不區(qū)分，全部用或者。(2)陽離子的電子式：不要求畫出離子最外層電子數(shù)，只要在元素、符號右上角標出“n+”電荷字樣。(3)陰離子的電子式:不但要畫出最外層電子數(shù)，而且還應用于括號“ ”括起來，并在右上角標出“n-”電荷字樣。電子式 練習 寫出下列微粒的電子式：硫原子、 溴原子、 硫離子、溴離子、鋁離子 S Br S 2- ： Br - ：用電子式可以直觀地看到原子結(jié)構(gòu)特點與鍵之間的關(guān)系。表示出原子之間是怎樣結(jié)合的Al3+3、離子化合物的電子式：由陰、陽離子的電子式組成，但對相同離子不能合并AB型AB2型A2B型2-課堂練習 KBr NaCl CaCl2 K2O、Na2O2、NH4Cl4、用 電子

26、式 表示 離子化合物 的 形成過程 用電子式表示氯化鈉的形成過程 用電子式表示溴化鈣的形成過程 Cl Cl - ：Na Na+ Br ：CaCa2+ Br ： Br - ： Br - ：注意點！1.離子須注明電荷數(shù)；2.相同的原子可以合并寫，相同的離子要單個寫；3.陰離子要用方括號括起；4.不能把 “”寫成 “ =”5.用箭頭表明電子轉(zhuǎn)移方向（也可不標）6.不能漏寫未成鍵電子對例如：NH3、CCl47.符合客觀事實 例如：MgCl28.分子的結(jié)合方式HClO，O是中心原子9.化學鍵是原子之間的相互作用，不能寫出分子例如：Mg+Cl2反應，H2+Cl2反應10.成鍵電子和未成鍵電子 練習 用電子

27、式表示氧化鎂的形成過程 用電子式表示硫化鉀的形成過程 箭頭左方相同的微?？梢院喜ⅲ^右方相同的微粒不可以合并。注意 O O 2- ： Mg Mg2+ S 2KK+ S 2- ：K+小結(jié)一、離子鍵:1、定義：使陰陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用，叫做離子鍵。2、形成離子鍵的條件：3、離子化合物:含有離子鍵的化合物二、電子式課堂練習練習3、下列說法正確的是： A.離子鍵就是使陰、陽離子結(jié)合成化合物的靜電引力B.所有金屬與所有非金屬原子之間都能形成離子鍵 C.在化合物CaCl2中，兩個氯離子之間也存在離子鍵D.鈉原子與氯原子結(jié)合成氯化鈉后體系能量降低 ( D )練習4、下列各數(shù)值表示有關(guān)元素的原子序數(shù)

28、,能形成 AB2型離子化合物的是： A.6與8 B.11與13 C. 11與16 D.12與17( D )共價鍵討論 氫氣與氯氣是如何形成氯化氫的？原子與原子是如何結(jié)合形成共價化合物的呢？氫分子的形成： H 氯化氫分子的形成： Cl ： HH Cl H H H 原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。共用電子對不偏移，成鍵原子不顯電性 共用電子對偏向氯原子，共價鍵特點：共價鍵特點：HH（結(jié)構(gòu)式）HCl（結(jié)構(gòu)式）氯原子帶部分負電荷，氫原子帶部分正電荷。1、定義：原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。2、成鍵微粒：原子3、相互作用：共用電子對三.共價鍵4、形成共價鍵條件：

29、同種或不同種非金屬元素原子結(jié)合；部分金屬元素原子與非金屬元素原子，如AlCl3 ，BeCl2，Pb（CH3COO）25、存在：非金屬單質(zhì) 共價化合物 有些離子化合物中6、共價化合物：像HCl這樣以共用電子對 形成分子的化合物。 思考 哪些粒子能形成共價鍵？所有的由非金屬元素原子組成的化合物都是共價化合物嗎？舉例說明。含有共價鍵的化合物一定是共價化合物嗎？練習書寫電子式、結(jié)構(gòu)式H2、l2、O2、 F2、 PN2、Br2、Ar、S、HF、H2O、NH3、CH4HCl、H2S、PH3、SiH4CCl4、CO2、CS2、MgO、MgF2、Na2SK2O、 CaCl2、MgS 碘 7. 用電子式表示下列

30、共價分子的形成過程水 二氧化碳 氨 I ： I ： I ：I ：2 H O H O H 硫化氫 H H S H S 3 H N H N H H C O 2 O C O H Attention化學鍵是原子之間的相互作用，不能寫成分子離子鍵和共價鍵的比較離子鍵共價鍵成鍵微粒陰、陽離子原子成鍵本質(zhì)靜電作用共用電子對表示法以NaCl為例以為HCl例成鍵元素典型的金屬元素、典型的非金屬元素之間同種元素或同類非金屬元素之間 +NaCl： Cl H 含有共價鍵的化合物一定是共價化合物全部由非金屬元素組成的化合物一定是共價化合物在氣態(tài)單質(zhì)分子里一定有共價鍵錯，如 NH4Cl 等銨鹽 錯，如：NaOH Na2S

31、O4 錯，He、Ne等稀有氣體判斷：2、關(guān)于共價鍵的說法正確的是：A）金屬原子在化學反應中只能丟失電子，因而不能形成共價鍵；B）離子化合物中不可能含有共價鍵；C）共價鍵也存在電子得失；D）由共價鍵形成的分子可以是單質(zhì)分子，也可以是化合物分子3、下列化合物分子中只有共價鍵的是：A)BaCl2B)NaOHC)(NH4)2SO4D)H2SO4DD重點 氫氧化鈉晶體中，鈉離子與氫氧根離子以離子鍵結(jié)合；在氫氧根離子中，氫與氧以共價鍵結(jié)合。請用電子式表示氫氧化鈉。 +HNa O 過氧化鈉晶體中，過氧根離子 (O2 ) 2-與鈉離子以離子鍵結(jié)合；在過氧根離子中，兩個氧原子以共價鍵結(jié)合。請用電子式表示過氧化鈉

32、。思考HCl中，為什么H顯+1價 , 為什么Cl顯-1價? . Cl ：H共用電子對偏向?qū)ζ湮Ω鼜姷囊环焦灿秒娮訉ζ蛞环皆拥墓矁r鍵稱為極性鍵+1 -1+1 -1思考: H2中共用電子對又如何？H H.共用電子對因受到的吸引力大小相等而居于兩原子的正中央，（不偏移）共用電子對不偏向一方原子的共價鍵稱為非極性鍵正中央非極性鍵和極性鍵非極性鍵極性鍵同種原子不同種原子同種元素的原子之間形成的共價鍵一定是非極性鍵；不同種元素的原子之間形成的共價鍵一定是極性鍵。判斷非極性鍵和極性鍵的依據(jù)：請分析: Na2O2 NaOH 中所含共價鍵的極性書寫電子式，并在指出其中的化學鍵的類型：（極性共價鍵）CS2

33、 Na2O2 NaClO四核10電子的分子三核18電子的分子（離子鍵 非極性共價鍵）（離子鍵 極性共價鍵）NH3 （極性共價鍵）H2S （極性共價鍵）課堂練習2、膦（PH3）又稱為磷化氫，在常溫下是一種無色有大蒜臭味的有毒氣體，電石氣的雜質(zhì)中常含之。它的分子是三角錐形。以下關(guān)于PH3的敘述正確的是（ ）APH3分子中有離子鍵 BPH3分子中有未成鍵的電子對 CPH3是一個強氧化劑 DPH3分子中的P-H鍵是非極性鍵3、下列敘述正確的是（ ）AO2分子間存在著非極性共價鍵BCO2分子內(nèi)存在著極性共價鍵CSO2與H2O反應的產(chǎn)物是離子化合物D鹽酸中含有H+和Cl-，故HCl為離子化合物共價鍵中的不

34、一定（有坑）1.只有共價鍵的分子不一定是共價化合物，如Cl2、H2等2.含共價鍵的化合物不一定是共價化合物，如NaOH，Na2O2，NH4Cl等3.非極性鍵不一定在存在單質(zhì)分子中，H2O2，Na2O2也含非極性共價鍵4.共價化合物不一定含金屬元素，AlCl3、BeCl2等少數(shù)共價化合物中含金屬元素判斷共價分子中原子是否滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)（1）寫出物質(zhì)的電子式（2）元素化合價的絕對值+其最外層電子數(shù)=8則，該原子滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)比如CCl4、CO2、CS2、PCl3、COCl2、ICl、SiF4等滿足再比如NO2、BF3、SF6、PCl5不滿足8電子四、化學鍵:即使離子相結(jié)合或原子相結(jié)合的

35、作用力稱為化學鍵定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用，用化學鍵的觀點分析化學反應過程：H和Cl結(jié)合生成HCl，形成了H和Cl之間的化學鍵HCl（新化學鍵）如，用化學鍵的觀點來分析H2與Cl2反應的過程，可以把它想象為2個步驟：H2和Cl2中的化學鍵斷裂（舊化學鍵），生成H和Cl，化學反應的過程 分子原子觀點 分解 重新組合物質(zhì) 原子 新物質(zhì) 舊鍵斷裂 新鍵生成 化學鍵的觀點【小結(jié)】一個化學反應的過程，本質(zhì)上就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。2.分類離子鍵共價鍵金屬鍵四.化學鍵1、定義:配位鍵極性鍵非極性鍵歸納與整理3.化學鍵的存在：（1）稀有氣體單質(zhì)中不存在；（2）多原子單質(zhì)分子中

36、存在共價鍵；（3）非金屬化合物分子中存在共價鍵(包括酸)；（4）離子化合物中一定存在離子鍵，可能有共價鍵的存在(Na2O2、NaOH、NH4Cl)，共價化合物中不存在離子鍵；（5）離子化合物可由非金屬構(gòu)成，如：NH4NO3、NH4Cl 。4.化學鍵被破壞的幾種情況（1）化學反應2H2+O2=2H2O，H-H、O-O被破壞（2）離子化合物離子化合物溶解過程：離子化合物熔化過程：（3）共價化合物有些共價化合物溶于水與H2O反應，共價鍵被破壞。如CO2、SO3、SO2有些共價化合物屬于電解質(zhì)，溶于水在水分子作用下，形成陰陽離子，共價鍵被破壞。如HCl、H2SO4、HNO3等有些共價化合物溶于水，既不

37、與水反應，也不發(fā)生電離，共價鍵不被破壞。如乙醇C2H5OH、蔗糖C12H22O11（4）單質(zhì)溶解過程對于很活潑的非金屬單質(zhì)，溶于水，與水反應，共價鍵被破壞。如F2、Cl2分子間作用力和氫鍵 五、分子間作用力和氫鍵1.分子間作用力 定義： 把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力（也叫范德華力）。 （1）分子間作用力比化學鍵弱得多，是一種微弱的相互作用，它主要影響物質(zhì)的熔、沸點等物理性質(zhì)，而化學鍵主要影響物質(zhì)的化學性質(zhì)。 （2）分子間作用力主要存在于由分子構(gòu)成的物質(zhì)中，如：多數(shù)非金屬單質(zhì)、稀有氣體、非金屬氧化物、酸、氫化物、有機物等。分子間作用力，起碼要對得起分子這個詞啊 （3）分子間作用力的范圍很小,只有分子間的距離很小時才有。 （4）一般來說，對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高。如鹵素單質(zhì)：F2