高中化学必修1物质结构 元素周期律（4）教学设计

高中化学必修 1 物质结构 元素周期律（4）教学设计 授课人：董 xx ①掌握原子构成及构成原子的微粒间的关系； 教学目标： ②理解元素周期律的实质及元素周期表的结构； ③掌握化学键的概念和判断。 教学重点： 元素周期律的实质及元素周期表的结构 教学难点： 核外电子排布规律及有关规律 教学方法： 分析比较法 教学过程： 第四课时 基础知识精析 四、化学键 1．化学键 (1)概念：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用叫做化学键。 (2)类型：化学键分为离子键、共价键和金属键等。 ①离子键： a.定义：阴阳离子通过静电作用形成的化学建。 b.规律：离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强。例如：KF﹥KCl﹥ KBr；MgO>NaCl ②共价键： a.定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。 b.分类：共价键分为极性共价键和非极性共价键两种。同种原子形成的共有电子对不偏向任何一个原子的共价键叫做非极性共价 键； 不同种原子形成的共有电子对偏向于吸引电子能力强的原子一方的共价键 叫做极性共价键。 c.共用电子对的偏移的方向，取决于成键原子吸引电子能力的大小。 d.共价键的三个重要参数：键长、键能、键角。 ③金属键： a.金属阳离子和自由电子之间形成的强烈的相互作用叫做金属键。 b.离子半径越小，电荷越多，金属键越强。NaCl2>F2。 （2）氢键： ①定义：某些分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。 氢原子与原子半径很小吸引电子能力很强的非金属原子（F、O、N）形成共 价键的分子中，由于共用电子对严重偏向非金属原子一边，使得氢原子几乎成为 “裸露”的质子，带部分正电荷，这样的分子之间带部分正电荷的氢核与带部分负 电荷的非金属原子相互吸引，这种静电作用就是氢键。 ②条件：原子半径小、非金属性强的原子和 H 原子。形成氢键的原子通常是 O、F、N。 ③特点：氢键不是化学键，是介于分子间作用力和化学键之间的一种作用力。 注意：氢键比化学键弱的多，但比分子间作用力稍强，因而氢键可看做一种 较强的分子间作用力，它不属于化学键。④作用：分子间氢键会影响物质的熔、沸点等物理性质，使物质的熔点和沸 点升高，也会影响某些物质的密度和在水中的溶解性。乙醇易溶与水和冰的密度 比水大，都与氢键有关。 ⑤存在：氢键存在广泛，如 H2O、NH3、HF、醇、羧酸等分子之间。 深度思考 1. 右图中每条折线表示元素周期表中第ⅣA～ⅦA 族中的某一族元 素氢化物的沸点变化。每个小黑点代表一种氢化物，其中 a 点代表的是 (　　) A．H2S B．HCl C．PH3 D．SiH4 答案　D 解析：在第ⅣA～ⅦA 族中元素的氢化物中，NH3、H2O、HF 因存在氢键， 故沸点反常的高，则含 a 的线为第ⅣA 族元素的氢化物，则 a 点为 SiH4。 2．下列现象与氢键有关的是 (　　) ①NH3 的熔、沸点比ⅤA 族其他元素氢化物的高 ②小分子的醇、羧酸可以和水以任意比互溶 ③冰的密度比液态水的密度小 ④水分子高温下很稳定 A．①②③④ B．①②③ C．①② D．①③ 答案　B 解析：水分子高温下很稳定是因为分子中 O－H 键的键能大。 【知识拓展】分子极性和晶体结构 1．极性分子和非极性分子： ①极性分子：电荷分布不对称，正负电荷的重心不重合的分子称为极性分子。 ②非极性分子：电荷分布对称，正负电荷的重心重合的分子称为非极性分子。③判断方法：分子是否存在极性，不能简单地只看分子中的共价键是否有极 性，而要看整个分子中的电荷分布是否均匀、对称。 根据组成分子的原子种类和数目的多少，可将分子分为单原子分子。双原子 分子和多原子分子。其各类分子极性的判断依据是： a.单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说， 如 Ne 等。 b.双原子分子：若为化合物（含极性键），就是极性分子，如 HCl、HBr 等； 若为单质（含非极性键），就是非极性分子，如 O2 、Cl2 等。 c.以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定 分子的极性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子。 若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子。 大多数多原子分子的化合物属于极性分子，少数化合物属于非极性分子， 例如：CO2、CS2、CH4、CCl4 、C2H4、C2H6、C2H2、C6H6、BF3. ④相似相溶原理：分子极性相似者易相互溶解，即：极性分子易溶解在极 性溶剂中，非极性分子易溶解在非极性溶剂中。 ⑤多原子微粒空间构型规律：了解，不要求掌握 多原子分子(微粒)可分两类，一类是中心原子价电子全部参与形成共价键(即 化合价数与族序数相等)另一类是中心原子的价电子部分参与形成共价键。规律 如下：AB2 型若 A 的化合价数与族序数相等则为直线型，如：CO2、CS2 ；若 A 的化合价数与族序数不相等则为“V”型如 H2S、H2O 等。 AB3 型若 A 的化合价数与族序数相等则为平面三角形，如 BF3 、BCl3 等；若 A 的化合价数与族序数不相等则为三角锥型如 NH3。AB4 型若 A 的化合价数与族序数相等则为正四面体型，如：CH4 、CCl4 等， 若 A 的化合价数与族序数不相等则为非正四面体，不对称较复杂。 2、晶体 (1)定义：晶体是经过结晶过程而形成的具有规则几何外形的固体。原因： 构成晶体的粒子有规则排列。 (2)分类：按照组成晶体的粒子不同，晶体可以分为离子晶体、分子晶体、 原子晶体、金属晶体。 ①离子晶体：阴阳离子间通过静电作用形成的晶体叫做离子晶体。熔沸点较 高，硬度较大，如 NaCl、CsCl 等。 ②分子晶体：分子间通过分子间作用力结合形成的晶体叫分子晶体。熔沸点 较低，硬度较小，如 CO2、NH3、H2O 等。 ③原子晶体：原子间通过共价键结合形成的空间网状结构的晶体叫原子晶体。 熔沸点高，硬度大，如金刚石、晶体硅、SiO2、SiC 等。 【注意】必须了解几种常见的晶体的晶胞：NaCl、SiO2、CO2、C、CsCl 和 石墨。 ④金属晶体：金属阳离子与自由电子结合形成的晶体叫做金属晶体。如 Na、 K、Fe、Cu 等金属单质或合金。 【说明】 a.离子化合物中允许有共价键，但是共价化合物中不能含离子键。 b.离子晶体中不存在分子，离子晶体无分子式，只有化学式。 c.石墨晶体为层状结构，层内正六边形网状结构，层间以分子间作用力结合， 具有原子晶体和分子晶体的性质，熔沸点高，质软，能导电。（3）物质熔沸点高低比较规律： ①不同晶体类型的物质的熔沸点高低顺序一般是：原子晶体>离子晶体>分 子晶体。如：SiO2>NaCl>H2O. ②同一晶体类型的物质，其晶体内部结构粒子间的作用越强，熔沸点越高。 a.原子晶体要比较共价键的强弱。一般地说，原子半径越小，形成的共价键 的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。 b.离子晶体要比较离子键的强弱。一般地说，阴、阳离子所带的电荷数越多， 离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔沸点就越高，如熔点： MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。 c.分子晶体组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔 沸点：HI>HBr>HCl；组成和结构不相似的物质。分子极性越大，其熔沸点就越 高，如熔沸点：CO>N2。在同分异构体中，一般地说，支链数越多，熔沸点越低， 如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；同分异构体的芳香烃及其衍生物，其熔沸点 高低顺序是邻>间>对位化合物。 d.金属晶体中金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔 沸点就越高。 （4）晶体的判断 ①晶体类型的判断方法： a．利用组成判断： 单质：非金属单质一般属于分子晶体，个别属于原子晶体；金属单质均属于 金属晶体。化合物：含离子键的晶体均属于离子晶体；只含共价键的化合物大多 数属于分子晶体，个别属于原子晶体。b．利用性质判断： 离子晶体熔沸点较高，硬度较大，固态不导电，熔融态或溶于水可导电；分 子晶体熔沸点较低，熔融态不导电，部分溶于水可导电；原子晶体熔沸点高，硬 度大，不导电；金属晶体固液态可导电，大部分熔沸点较高。 ②晶体的几种特殊情况： a.离子晶体既含离子键，也可能含共价键，但分子晶体中不含离子键。 b.含离子键的晶体一定是离子晶体，含共价键的晶体可能是离子晶体、分子 晶体、原子晶体。 c.含阴离子的晶体一定是离子晶体，含阳离子的晶体可能是离子晶体或金属 晶体。 d.只有分子晶体存在单个分子，融化时不破坏化学键；稀有气体的晶体属于 分子晶体，不存在化学键。 e.固态能导电的不一定是金属晶体，石墨也可以导电。 （5）晶体化学式的计算方法 ① 折算法： 利用晶体结构中的粒子间的相互关系，以某一种粒子为核心，算出其周围的 各种粒子折算出的数目，得出它们的个数比。例如：在氯化钠中每个钠离子周围 有 6 个氯离子，每个氯离子周围有 6 个钠离子，则有：Na+:Cl-= 1:6×1/6=1:1；二 氧化硅中一个硅原子周围有四个氧原子，一个氧原子周围有两个硅原子 ，则有： Si:O=1:2. ②均摊法：利用每个晶胞(晶胞：从晶体中“截取”出来的具有代表性的最小部分)平均拥 有的粒子数目。原则：处于顶点上的粒子，同时为 8 个晶胞所共有，则该粒子有 l ／8 属于该晶胞；处于棱上的粒子，同时为 4 个晶胞所共有，则该粒子有 l／4 属于该晶胞；处于面上的粒子，同时为 2 个晶胞所共有，则该粒子有 l／2 属于 该晶胞；处于晶胞内的粒子，完全属于该晶胞。注意：该法只适合立方晶胞。 思考：若晶胞为三棱柱，应该如何推算化学式？ ③晶胞的计算: = = (M 为摩尔质量，N 为晶胞中折算出的粒子数，a 为 晶胞的棱长) 【补充知识】 ①一般原子性质越活泼，其单质的性质也越活泼，但是 N 和 P；O 和 Cl 例 外。 ②非金属元素之间一般形成共价化合物，但 NH4Cl 和 NH4NO3 等却是离子化 合物。 ③非金属氧化物一般为酸性氧化物，但 NO、CO 不是酸性氧化物；金属氧 化物一般是碱性氧化物，但有些也属于酸性氧化物（Mn2O7）. ④组成和结构相似的物质（分子晶体），一般相对分子质量越大，熔沸点越 高，但是，也有例外：HF＞HCl ；H2O＞H2S ；NH3＞PH3 . ⑥一般元素化合价越高氧化性越强，但是氯的含氧酸的氧化性则为：HClO＞ HClO3 ＞HClO4. 【探究高考】 1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”(1)NH4Br 的电子式： (×)(2012·海南， 9A) 解析　 。 (2)次氯酸的电子式 (×)(2010·上海，2A) (3)Na2O2 的电子式为 (×)(2010·课标全国卷，7A) 解析　 。 (4)H2O 的电子式为 (×)(2010·江苏，2A) (5)N2 的电子式： (×)(2011·江苏，2A) (6)MgSO4 晶体中只存在离子键 (×)(2009·广东理基，28A) 2．(2012·大纲全国卷，6)下列有关化学键的叙述，正确的是 (　　) A．离子化合物中一定含有离子键 B．单质分子中均不存在化学键 C．含有极性键的分子一定是极性分子 D．含有共价键的化合物一定是共价化合物 答案　A 解析：特别注意：离子化合物中一定含有离子键，共价化合物中一定含有共 价键；含有离子键的化合物一定是离子化合物，但含有共价键的化合物不一定为 共价化合物，如 NaOH、NH4Cl 等。故 A 项正确，D 项错误；化学键既可以存在 于化合物中，也可以存在于双原子或多原子的单质分子中，如 O2、O3，故 B 项 错误；C 项中，含有极性键的分子不一定是极性分子，若分子结构对称，则为非 极性分子，如 CO2、CH4 等为非极性分子。 3．[2010·上海，23(3)]某元素与铝元素同周期且原子半径比镁原子半径大， 该元素离子半径比铝离子半径________(填“大”或“小”)，该元素和铝元素的 最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为_________________。 答案：大　Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O 4．(2011·上海，23)工业上制取冰晶石(Na 3AlF6)的化学方程式如下：2Al(OH)3＋12HF＋3Na2CO3===2Na3AlF6＋3CO2↑＋9H2O 根据题意完成下列填空： (1)在上述反应的反应物和生成物中，属于非极性分子的电子式________，属 于弱酸的电离方程式_________________________________。 (2)反应物中有两种元素在元素周期表中位置相邻，下列能判断它们的金属性 或非金属性强弱的是________(选填编号)。 a．气态氢化物的稳定性 b．最高价氧化物对应水化物的酸性 c．单质与氢气反应的难易 d．单质与同浓度酸发生反应的快慢 (3)反应物中某些元素处于同一周期，它们最高价氧化物对应的水化物之间发 生反应的离子方程式为__________________________________。 (4)Na2CO3 俗 称 纯 碱 ， 属 于 ________ 晶 体 ； 工 业 上 制 取 纯 碱 的 原 料 是 ________。 答案　(1) 　HFH＋＋F－ (2)ac (3)Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O (4)离子　氯化钠、二氧化碳、氨气 解析：(1)反应物和生成物中，属于非极性分子的只有 CO 2 ，其电子式为 。属于弱酸的是 HF，电离方程式为 HFH＋＋F－。(2)反应物中 只有 F 和 O 两种元素在周期表中位置相邻，应比较的是该两种元素的非金属性 强弱，两种元素均无最高价氧化物，故 b 项不能选，d 项是比较金属性的强弱， 故不能选。(3)反应物中处于同一周期的元素有 Na 和 Al，C、O 和 F。而最高价 氧化物对应的水化物之间能发生反应，说明它们是 Na 和 Al。应是 NaOH 和 Al(OH)3 之间的反应，离子方程式为 Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O。(4)纯碱属于 盐类物质，故为离子晶体；工业制纯碱的原料是 CO2、NaCl、NH3 等。 〖教后记〗