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新课标（人教版）高中化学选修 3 全部教学案
第一章 原子结构与性质
教材分析：
一、本章教学目标
1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常
见元素(1～36 号)原子核外电子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃
迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理
论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
本章知识分析：
本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理
和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和
原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，
本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的
学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容
和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学
生学习化学的兴趣。
通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质
构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。
注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
相关知识回顾（必修 2）
1. 原子序数：含义：
（1） 原子序数与构成原子的粒子间的关系：
原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。（3）
原子组成的表示方法
a. 原子符号： AzX A z
b. 原子结构示意图：
c.电子式：
d.符号 表示的意义： A B C D E
（4）特殊结构微粒汇总：
无电子微粒 无中子微粒
2e-微粒 8e-微粒
10e-微粒
18e-微粒
2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到
右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序
有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 各周期元素的种数 0 族元素的原子序数
第一周期 2 2
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第二周期 8 10
第三周期 8 18
第四周期 18 36
第五周期 18 54
第六周期 32 86
不完全周期 第七周期 26 118
②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。
主族 7 个
副族 7 个
第 VIII 族是第 8、9、10 纵行
零族是第 18 纵行
阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8
罗马数字： I II III IV V VI VII VIII
（3）元素周期表与原子结构的关系：
①周期序数＝ 电子层数 ②主族序数＝ 原子最外层电子数＝元素最高正化合价数
(4)元素族的别称：①第ⅠA 族：碱金属 第ⅠIA 族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素
③第 0 族：稀有气体元素
3、 有关概念：
（1） 质量数：
（2） 质量数（ ）＝ （ ）＋ （ ）
（3） 元素：具有相同 的 原子的总称。
（4） 核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。
（5） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。
（6） 同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同 ②在天然存在的某种元素里，
无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。
（7） 元素的相对原子质量：
a、 某种核素的相对原子质量＝
b、 元素的相对原子质量＝
练习：用 A 质子数 B 中子数 C 核外电子数 D 最外层电子数 E 电子层数填下列空格。
①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定
③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定
⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定
⑦元素的化学性质由 决定
4、元素周期律：
（1） 原子核外电子的排布：电子层 。
分别用 n＝ 或 来表示从内到外的电子层。
（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从 排起，当一层充满后再填
充 。
5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据
金属性强弱 非金属性强弱
1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱 最高价氧化物对应水化物酸性强弱
短周
期
①周期
（共七个） 短周
期
族
（共 个）
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2、与水或酸反应，置换出 H 的易难 与 H2 化合的难易及气态氢化物的稳定性
3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活
泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属
单质
6、比较微粒半径的大小
（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越
如: H+＜ H＜ H-; Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl-
（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越 ．如：
①与 He 电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+
②与 Ne 电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
③与 Ar 电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
7、 电子数和核电荷数都不同的微粒：
(1)同主族的元素,半径从上到下
(2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+
(3)比较 Ge、P、O 的半径大小
8、核外电子排布的规律：
（1）
（2）
（3）
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构：(第一课时)
知识与技能：
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1、进一步认识原子核外电子的分层排布
2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系
3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系
4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义
5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
6、能用电子排布式表示常见元素（1～36 号）原子核外电子的排布
方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。
情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。
教学过程：
1、原子结构理论发展
从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思
想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。
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。
〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：
核外电子排布的尸般规律
(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 29’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。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当 M 层是最外层
时，最多可排 8 个电子；当 M 层不是最外层时，最多可排 18 个电子
〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？
2、能层与能级
由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以
分为：
第一、二、三、四、五、六、七……能层
符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高
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 层 一 二 三 四 五 六 七……
符 号 K L M N O P Q……
最多电子数 2 8 18 32 50……
即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)
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：
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能 层 K L M N O ……
能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
各能层电子数 2 8 18 32 50 ……
（1） 每个能层中，能级符号的顺序是 ns、np、nd、nf……
（2） 任一能层，能级数=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
3、构造原理
根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。
即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……
元素原子的电子排布：（1—36 号）
氢 H 1s1
……
钠 Na 1s22s22p63s1
……
钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1
……
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：
铬 24Cr [Ar]3d54s1
铜 29Cu [Ar]3d104s1
[课堂练习]
1、写出 17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布
氯：1s22s22p63s23p5
钪：1s22s22p63s23p63d14s2
溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5
根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是
基态原子的。
2、写出 1—36 号元素的核外电子排布式。
3、写出 1—36 号元素的简化核外电子排布式。
总结并记住书写方法。
4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg
回答下列问题：
在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有 ，最外层电子数
与次外层电子数相等的有 ，最外层电子数与电子层数相等的有 ；
L 层电子数达到最多的有 ，K 层与 M 层电子数相等的有 。
5、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 EN EL EM ，
（2）E3S E2S E4S E1S ，
（3）E3S E3d E2P E4f 。
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6、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__ _____
第一节 原子结构：(第二课时)
知识与技能：
1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
2、能用电子排布式表示常见元素（1～36 号）原子核外电子的排布
3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基态和激发态的涵义
5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
教学过程：
〖课前练习〗1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层
的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：
(1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多
电子数为 ，除 K 层外，其他能层作最外层时，最多只能有 电子。
（2）从上表中可以发现许多的规律，如 s 能级上只能容纳 2 个电子，每个能层上的能级
数与 相等。请再写出一个规律 。
2、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置是 ，B 元素的原子序数为 ；
（2）写出 C 和 D 的单质发生反应的化学方程式 。
〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？
4、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，电子运动来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，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如
何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
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概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为 90%的
空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
S 的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
P 的原子轨道是纺锤形的，每个 P 能级有 3 个轨道，它们互相垂直，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。
s 电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2 越大，原子轨道的半径
越大。这是由于 1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率
逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依
靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s 电子比 1s 电子能量高，克服原子
核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比 1s 大，因而 2s 电子云必然比 1s 电子云更扩散。
(2) [重点难点]泡利原理和洪特规则
量子力学告诉我们：ns 能级各有一个轨道，np 能级各有 3 个轨道，nd 能级各有 5
个轨道，nf 能级各有 7 个轨道.而每个轨道里最多能容纳 2 个电子，通常称为电子对，
用方向相反的箭头“↑↓”来表示。
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，这个原理成为泡利原
理。
推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。
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，这个规则是洪特规则。
〖练习〗写出 5、6、7、8、9 号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外
层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中
获得的一些信息。
〖思考〗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?
2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。试问：上式
方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第 8 号元素氧、
第 14 号元素硅和第 26 号元素铁的简化电子排布式吗?
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。
课堂练习
1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。
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(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg
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) (5) (6)
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 2p 2s 2p
；
(2)钠原子：A．3s1 B．3p1
；
(3)铬原子：A．3d54s1 B．3d44s2
。
4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两
种表示方式的共同点和不同点。
5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，
说明原子核外电子排布所遵循的原理。
第一节 原子结构：(第 3 课时)
知识与技能：
1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
2、知道原子的基态和激发态的涵义
3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
[重点难点]能量最低原理、基态、激发态、光谱
教学过程：
〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构
有什么关系呢？
创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、
激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。
提出问题：这些光现象是怎样产生的?
问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产
生的原因。
问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃
迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。
应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气
体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光
谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。
〖总结〗
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
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处于最低能量的原子叫做基态原子。
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能
量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能
量的重要形式之一。
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子
的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，
常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
〖阅读分析〗分析教材 p8 发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。
阅读 p8 科学史话，认识光谱的发展。
〖课堂练习〗
1、同一原子的基态和激发态相比较 （ ）
A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定
C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定
2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（ ）
A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火
C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失
3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（ ）
A．元素原子的核电荷数 B．原子核外电子的多少
C．电子离原子核的远近 D．原子核外电子的大小
4、当氢原子中的电子从 2p 能级，向其他低能量能级跃迁时( )
A. 产生的光谱为吸收光谱 B. 产生的光谱为发射光谱
C. 产生的光谱线的条数可能是 2 条 D. 电子的势能将升高.
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质(第 1 课时)
知识与技能
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
教学过程
〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根
本原因是什么？
〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的
简化电子排布式。
一、原子结构与周期表
1、周期系：
随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随
后最外层上的电子逐渐增多，最后达到 8 个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀
有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第 11 号元素钠到第 18
号元素氩的最外层电子排布重复了第 3 号元素锂到第 10 号元素氖的最外层电子排布——
从 1 个电子到 8 个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第 1 个元素的原子
最外电子层总是 1 个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是 8 个电子。可见，元素周期
系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表
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我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在
元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？
说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，
至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材 p15
页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相
同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有 7 个；在把不同横行
中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有 18
个纵行，16 个族。16 个族又可分为主族、副族、0 族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫
价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决
定？
阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周
期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?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。s
区、d 区和 p 区分别有几个纵列?为什么 s 区、d 区和 ds 区的元素都是金属?
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？各区元素的价电子层结构特征
是什么？
[基础要点]分析图 1-16
s 区 p 区 d 区 ds 区 f 区
分区原则
纵列数
是否都是金属
区 全 是 金 属 元 素 ， 非 金 属 元 素 主 要 集 中 区 。 主 族 主 要 含
区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。
[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学
反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？
〖归纳〗S 区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特
征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds 区元素特征电子排布为
(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p 区元素特征电子排布为
ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
（1） 原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能层数是 4，但是在第五周期。
（2） 外围电子总数决定排在哪一族
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如：29Cu 3d104s1
10+1=11 尾数是 1 所以，是 IB。
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
原子结构与元素的性质(第 2 课时)
知识与技能：
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
教学过程：
二、元素周期律
(1)原子半径
〖探究〗观察下列图表分析总结：
元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋
势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核
电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随
着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷
数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子
半径逐渐减小。
(2)电离能
[基础要点]概念
1、第一电离能 I1； 态电 性基态原子失去 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。
2、如何理解第二电离能 I2、第三电离能 I3 、I4、I5…… ？分析下表：
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〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变
化规律呢？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？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属
的电离能与金属活泼性有什么关系？
2、阅读分析表格数据：
Na Mg Al
496 738 578
4562 1415 1817
6912 7733 2745
9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
各级电离能(KJ/mol)
20114 21703 23293
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？
数据的突跃变化说明了什么？
〖归纳总结〗
1、递变规律
周一周期 同一族
第 一 电 离
能
从左往右，第一电离能呈增大的趋
势
从上到下，第一电离能呈增大趋
势。
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越
小，金属的活泼性就越强。
3．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_______晶体。原子晶体比分子
晶体的熔、沸点高得多
（3）依据物质的分类判断
金属氧化物（如 K2O、Na2O2 等），强碱（如 NaCl、KOH 等）和绝大多数的盐类是离子晶体。
大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除
SiO2 外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、
石墨、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质（除汞
外）与合金都是金属晶体。
2．晶体熔、沸点比较规律：
（1）不同晶体类型的物质：原子晶体>分子晶体 。
（2）同一晶体类型的物质，需比较晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。
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。
分子晶体：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：O2>N2,
HI>HBr>HCl。组成结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点：
CO>N2。
由上述可知，同类晶体熔沸点比较思路为：
原子晶体→共价键键能→键长→原子半径
分子晶体→分子间作用力→相对分子质量
例 1．共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有
上述一种作用的是 ( )
A.干冰 B.氯化钠 C.氢氧化钠 D.碘
解析：干冰是分子晶体，分于内存在共价键，分子间存在范德华力。NaCl 是离子晶体只
存在离子键。 NaOH 是离子晶体，不仅存在离子键，还存在 H—O 间共价键。碘也是分子晶体，
分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。
答案： B
[例 2]单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据
金刚石 晶体硅 晶体硼
熔点 >3823 1683 2573
沸点 5100 2628 2823
硬度 10 7.0 9.5
第 46 页
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____________。
[解析]①原子，理由：晶体的熔、沸点和硬度都介于晶体 Si 和金刚石之间，而金刚石
和晶体 Si 均为原予晶体，B 与 C 相邻与 Si 处于对角线处，亦为原于晶体。
②每个三角形的顶点被 5 个三角形所共有，所以，此顶点完全属于一个三角形的只占到
1/5，每个三角形中有 3 个这样的点，且晶体 B 中有 20 个这样的角形，因此，晶体 B 中这样
的顶点(B 原子)有 3/5×20=12 个。又因晶体 B 中的三角形面为正三角
形，所以键角为 60°
〔例 3〕石墨的片层结构如右图 1 所示：试回答：
（1）片层中平均每个六元环含碳原子数为 个。
（2）在片层结构中，碳原子数、C—C 键数、六元环数之比
为
【解析】在石墨的片层结构中，我们以一个六元环为研究对象，由于碳原子为三个六元环共
用，即属于每个六元环的碳原子数为 6×1/3＝2；另外碳碳键数为二个六元环共用，即属于
每个六元环的碳碳键数为 6×1/2＝3。
【答案】（1）．2 （2）．2:3:1
[基础训练]
1．下列晶体中属于原子晶体的是( )
A. 氖 B．食盐 C．干冰 D．金刚石
2．下列晶体由原子直接构成，且属于分子晶体的是( )
A．固态氢 B．固态氖 C．磷 D．三氧化硫
3.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
4.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
5.共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有上述
一种作用的是 ( )
A.干冰 B.氯化钠 C.氢氧化钠 D.碘
6.在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与键能无关的变化规律是
( )
A.HF、HCI、HBr、HI 的热稳定性依次减弱
B.NaF、NaCl、NaBr、NaI 的熔点依次减低
C.F2、C12、Br2、I2 的熔、沸点逐渐升高
D.H2S 的熔沸点小于 H2O 的熔、沸点
7．在金刚石的晶体中，含有由共价键形成的碳原子环，其中最小的环上所需碳原子数及每
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个碳原子上任意两个 C--C 键间的夹角是( )
A．6 个 120° B．5 个 108° C．4 个 109°28′ D．6 个 109°28′
8．结合课本上干冰晶体图分析每个 CO2 分子周围距离相等且最近的 CO2 分子数目为( )
A．6 B．8 C．10 D．12
9．干冰和二氧化硅晶体同属ⅣA元素的最高价氧化物，它们的熔沸点差别很大的原因是( )
A．二氧化硅分子量大于二氧化碳分子量 B．C、O 键键能比 Si、O 键键能小
C．干冰为分子晶体，二氧化硅为原子晶体 D．干冰易升华，二氧化硅不能
10.最近科学家发现了一种新分子，它具有空心的类似足球的结构，分子式为 C60，下列说法
正确的是 ( )
A.C60 是一种新型的化合物
B.C60 和石墨都是碳的同素异形体
C.C60 中虽然没有离子键，但固体为离子晶体
D.C60 相对分子质量为 720
11.支持固态氨是分子晶体的事实是( )
A.氮原子不能形成阳离子 B.铵离子不能单独存在
C.常温下，氨是气态物质 D.氨极易溶于水
12.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
13.将 SiCl4 与过量的液氨反应可生成化合物 Si(NH2)4。将该化合物在无氧条
件下高温灼烧，可得到氮化硅（Si3N4）固体，氧化硅是一种新型的耐高温、
耐磨材料，在工业上有广泛的应用。则氮化硅所属的晶体类型是( )
A. 原子晶体 B. 分子晶体 C. 离子晶体 D. 金属晶体
14.2003 年美国《科学》杂志报道：在超高压下，科学家用激光器将 CO2 加热到 1800K，成
功制得了类似石英的 CO2 原子晶体。下列关于 CO2 晶体的叙述中不正确的是( )
A. 晶体中 C、O 原子个数比为 1∶2
B. 该晶体的熔点、沸点高、硬度大
C. 晶体中 C—O—C 键角为 180°
D. 晶体中 C、O 原子最外层都满足 8 电子结构
15、氮化硅是一种新合成的结构材料，它是一种超硬、耐磨、耐高温的物质。下列各组物质
熔化时，所克服的微粒间的作用力与氮化硅熔化所克服的微粒间的作用力都相同的是( )
A、硝石和金刚石 B、晶体硅和水晶 C、冰和干冰 D、萘和蒽
16.碳化硅（SiC）的一种晶体具有类似金刚石的结构，其中碳原子和硅原子的位置是交替的。
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. ①③② B. ②③① C. ③①② D. ②①③
[拓展提高]
17．右图为金刚石的晶体结构。每个 C 原子、每条 C—C 键被多少个六
元环共用？
18．右图为晶体硼的基本结构单元，已知它为正二十面体(有二十个等边三角
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形和一定数目的顶角)，每一个顶点各有一个硼原子，通过观察，此基本结构单元由多少硼
原子构成？
19.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 13000C 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，原子间都以单键相连，且 N 原子和 N 原子，Si 原子与 Si 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)现用四氯化硅和氮气在氢气气氛保护下，加强热发生反应，可得到较高纯度的氮化硅。
反应的化学方程式为_________________.
第二节 分子晶体与原子晶体 答案
1.D 2.B 3.A 4.D 5.D 6.CD 7.D 8.D 9.C 10.BD 11.C 12.D 13.A 14.C
15.B 16.A
5.[解析]干冰是分子晶体，分于内存在共价键，分子间存在范德华力。NaCl 是离子晶体只
存在离子键。 NaOH 是离子晶体，不仅存在离子键，还存在 H—O 间共价键。碘也是分子晶体，
分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。故只有 B 符合题意。
6.[解析]HF、HCl、HBr、HI 热稳定性依次减弱是它们的共价键键能逐渐减小的原因，与键
能有关。NaF、 NaCl、NaBr、NaI 的熔点依次减低是它们的离子键能随离子半径增大逐渐减
小的原因。F2、C12、Br2、I2 为分子晶体。熔、沸点逐渐降低由分子间作用力决定。H2S 与 H2O
的熔沸点高低由分子间作用力及分子的极性决定。故选 C、D。
7．D 根据金刚石的棱型结构特点可知最小环上碳原子数为 6 个，任意两个 C—C 键间夹角
为 109°28
8．D 根据干冰结构特点，干冰晶体是一种立方面心结构，每个 CO2 周围等距离最近的 CO2
有 12 个(同层 4 个，上层 4 个，下层 4 个)
15．解析：本题考查由物理性质特征推知晶体类型以及如何区别不同晶体的微粒间作用力。
此题为信息迁移题，解答时先由氮化硅的性质（超硬、耐磨、耐高温），可推知是原子晶体。
原子晶体熔化时，要克服共价键。然后分析比较各选项。答案 B。
16．[解析] 此题是给出新情境的信息迁移题。给出的新情景。是碳化硅的一种晶体具有类
似金刚石的结构；此题的考查内容，是化学键与晶体结构。所列三种晶体均是原子晶体，结
构相似，晶体内的结合力是呈空间网状的共价键：
共价键键长：C-C 键< C-S 键 < S-S 键 共价键键能：C-C 键> C-S 键 > S-S 键
共价键键长越短，键能越大，则原子晶体的熔点越高。所以三者的熔点由高到低的顺序是：
金刚石、碳化硅、晶体硅。[答案] A。
17 解析：任意两条相邻的 C—C 键参加了 2 个六元环的形成，每个 C 原子可形成 4 条 C—C
键，两面相邻的组合有 C ＝6 种，故每个 C 原子被 6×2＝12 个六元环共用。而每条 C—C
键可以与相邻的 3 条 C—C 键两两相邻，故每条 C—C 键被 3×2＝6 个六元环共用。
18 解析：该晶体的晶胞由二十个等边三角形构成，而每个等边三角形有 3 个顶点，这样共
2
4
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有 20×3＝60 个顶点，但每个顶点又被相邻的 5 个等边三角形所共有，所以该晶胞实际拥有
的顶点数应为：
20×3× ＝12 个。
19．[解析] （1）这是一道信息题，从题给信息知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，应是原子晶体。
（2）氮化硅的晶体结构中，原子间都以单键相连，且 N 原子和 N 原子,Si 原子和 Si 原子
不直接相连，同时每个原子都满足 8 电子稳定结构，因此氮化硅的化学式为 Si3N4。
强热
（3）3SiCl4 + 2N2 +6H2＝＝＝ Si3N4 + 12HCl。
第三节 金属晶体
[学习目标]
[知识梳理]
1.在金属单质的晶体中，原子之间以____________相互结合.描述金属键本质的最简单理论
是__________理论. 构成金属晶体的粒子是_________和_________.
2.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_______________。
3.金属材料有良好的延展性是由于_____________________________.金属材料有良好的导
电性是由于_____________________________.金属的热导率随温度升高而降低是由于
_________________________________.
4. 金属原子在二维平面里有两种方式为非密置层和密置层,其配位数分别为______和
__________.
5.金属晶体可看成金属原子在_________________里堆积而成.金属原子堆积有 4 种基本模
式,分别是
_______________,_____________________,_________________,__________________.
金属晶体的最密堆积是___________________,配位数是__________.
[方法导引]
1.金属晶体性质及理论解释
导电性 导热性 延展性
金属离子和自由
电子
自由电子在外加
电场的作用下发生定
向移动
自由电子与金属
离子碰撞传递热量
晶体中各原子层
相对滑动仍保持相互
作用
5
1
知道金属键的涵义
能用金属键理论解释金属的物理性质
能列举金属晶体的基本堆积模型
了解金属晶体性质的一般特点
理解金属晶体的类型与性质的关系．
第 50 页
2.金属晶体的熔点变化规律
①金属晶体熔点差别较大，汞在常温下是液体，熔点很低(－38.9℃)，而钨的熔点高达 3410
℃．这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别．
②一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、所带的电荷数、自
由电子的多少而定．金属离子半径越小，所带的电荷越多，自由电子越多，金属键越强，熔
点就越高．例如，熔点：NaK>Rb>Cs．
例 1．金属的下列性质中和金属晶体无关的是（ ）
A．良好的导电性 B．反应中易失电子
C．良好的延展性 D．良好的导热性
解析：备选答案 A、C、D 都是金属共有的物理性质，这些性质都是由金属晶体所决定的，备
选答案 B，金属易失电子是由原子的结构决定的，所以和金属晶体无关．
答案：B
例 2．关于晶体的下列说法正确的是（ ）
A、在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子
B、在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
C、原子晶体的熔点一定比金属晶体的高
D、分子晶体的熔点一定比金属晶体的低
解析：只有认识四类晶体物理性质差异的本质原因才能对此题进行正确判断。在四类晶体中，
金属晶体的结构及物理性质最特殊，应予重视。金属晶体中，构成晶体的微粒既有金属原子，
又有金属阳离子，且二者不断转换，晶体中自由电子与金属离子间的电性作用形成了金属键。
因此晶体中有阳离子，不一定有阴离子，如金属晶体。金属键强弱相差很大（主要由阳离子
半径大小决定），因此金属晶体的熔、沸点、硬度等物理性质相差极大，它与其他类晶体相
比很特殊，有的晶体熔沸点很低，甚至小于分子晶体如金属汞、碱金属等；有的金属熔沸点
很高，甚至高于原子晶体如金属钨。
答案：A
例 3.下列有关金属元素特征的叙述正确的是（ ）
A、金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性
B、金属元素在一般化合物中只显正价
C、金属元素在不同的化合物中的化合价均不同
D、金属元素的单质在常温下均为金属晶体
解析：A、对于变价金属中，较低价态的金属离子既有氧化性，又有还原性，如 Fe2+。B、
金属元素的原子只具有还原性，故在化合物中只显正价。C、金属元素有的有变价，有的无
变价，如 Na+。D、金属汞常温下为液体。
答案：B。
例 4.物质结构理论推出：金属晶体中金属离子与自由电子之间的强烈相互作用，叫金属
键．金属键越强，其金属的硬度越大，熔沸点越高，且据研究表明，一般说来金属原子半径
越小，价电子数越多，则金属键越强．由此判断下列说法错误的是( )
A．镁的硬度大于铝 B．镁的熔沸点低于钙
C．镁的硬度大于钾 D．钙的熔沸点高于钾
解析：价电子数 Al＞Mg，原子半径 Al＜Mg，所以 Al 的金属键更强，所以 A 的说法错误．Mg
和 Ca 的价电子数相同，而原子半径 Mg＜Ca，所以金属键的强弱 Mg＞Ca，所以 B 的说法错
误．价电子数 Mg＞K，原子半径 Mg＜Ca＜K，所以 C 的说法正确．价电子数 Ca＞K，原子半
径 Ca＜K，所以 D 的说法也正确．
答案：AB
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[基础训练]
1．下列有关金属元素的特征叙述正确的是( )
A．金属元素的原子具有还原性，离子只有氧化性
D．金属元素的化合价一定显正价
C．金属元素在不同化合物中的化合价均不相同
D．金属元素的单质在常温下均为金属晶体
2．下列有关金属元素特征的叙述中正确的是 ( )
A．金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性
B．金属元素在化合物中一定显正价
C．金属元素在不同化合物中的化合价均不同
D．金属单质在常温下都是金属晶体
3．金属的下列性质中，不能用金属的电子气理论加以解释的是 ( )
A．易导电 B．易导热 C．有延展性 D．易锈蚀
4．下列晶体中由原子直接构成的单质有 ( )
A．白磷 B．氦 C．金刚石 D．金属镁
5．金属具有延展性的原因是( )
A．金属原子半径都较大，价电子较少
B．金属受外力作用变形时，金属阳离子与自由电子间仍保持较强烈作用
C．金属中大量自由电子受外力作用时，运动速度加快
D．自由电子受外力作用时能迅速传递能量
6．下列说法不正确的是( )
A．金属单质的熔点一定比非金属单质高
B．离子晶体中不一定含有金属元素
C．在含有阳离子的晶体中，一定含有阴离子
D．含有金属元素的离子不一定是阳离子
7．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．金属原子间产生相互作用
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
8．关于金属元素的特征，下列叙述正确的是( )
①金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性 ②金属元素在化合物中一般显正价 ③金
属性越强的元素相应的离子氧化性越弱 ④金属元素只有金属性，没有非金属性 ⑤价电子
越多的金属原子的金属性越强
A．①②③ B．②③ C．①⑤ D．全部
9．金属的下列性质中，与自由电子无关的是 ( )
A．密度大小 B．容易导电 C．延展性好 D．易导热
10．下列有关金属的叙述正确的是( )
A．金属元素的原子具有还原性，其离子只有氧化性
B．金属元素的化合价—般表现为正价
C．熔化状态能导电的物质—定是金属的化合物
D．金属元素的单质在常温下均为金属晶体
11.下列叙述正确的是 ( )
A．原子晶体中可能存在离子键 B．分子晶体中不可能存在氢键
C．在晶体中可能只存在阳离子不存在阴离子 D．金属晶体导电是金属离子所致
12.金属能导电的原因是（ ）
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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
13．下列叙述正确的是 （ ）
A.任何晶体中，若含有阳离子也一定含有阴离子
B．原子晶体中只含有共价键
C.离子晶体中只含有离子键，不含有共价键
D．分子晶体中只存在分子间作用力，不含有其他化学键
14.在核电荷数 1~18 的元素中，其单质属于金属晶体的有 ，属于分子晶
体的有 ，属于原子晶体的有 ．
15. 简要填空：
(1)金属导电是____________________的结果．
(2)金属导热是____________________的结果．
(3)金属抽成丝或压成薄板是金属受到外力作用，紧密堆积的原子(离子)层发生了
________________，而金属离子和自由电子之间的____________________没有改变．
16. 碱金属单质的熔点顺序为 Li＞Na＞K＞Rb＞Cs，试用金属晶体结构的知识加以解释．
17.．在金属晶体中存在的粒子是____________和____________．通过______________形成
的单质晶体叫做金属晶体．
18.．(1)请描述金属晶体中自由电子的存在状态．
答：_____________________________________________________________．
(2)请说明金属晶体中自由电子所起的作用．
答：___________________________________________________________________．
19. 金属导电靠___________，电解质溶液导电靠_____________;金属导电能力随温度升高
而_________, 溶液导电能力随温度升高而____________.
20.有一种金属结构单元是一个“面心立方体”（注：八个顶点和六个面分别有一个金属原
子）。该单元平均是由__________个金属原子组成的。
[拓展提高]
21.晶胞是晶体中最小的重复单元．已知铁为面心立方晶体，其结构如下图甲所示，面心立
方的结构特征如下图乙所示．若铁原子的半径为 ，试求铁金属晶体中的晶胞长
度，即下图 丙中 AB 的长度为______________m．
22. 某些金属晶体(Cu、Ag、Au)的原子按面心立方的形式紧密堆积，即在晶体结构中可以划
出一块正立方体的结构单元，金属原子处于正立方体的八个顶点和六个侧面上，试计算这类
金属晶体中原子的空间利用率。
m101027.1 −×
第 53 页
23.石墨片层结构如右图所示，问：
（1）平均多少个碳原子构成一个正六边形？
（2）n g 碳原子可构成多少个正六边形？
第三节 金属晶体 [基础训练]参考答案
1．B 2．B 3．D 4．BC 5．B 6．AC 7．C 8．B 9．A 10．B 11. C
12. B 13. B 14.答案： Li、Be、Na、Mg、Al ; H2、He、N2、O2、F2、Ne、P4、S、
Cl2、Ar ; C、Si、B
15.答案
(1)自由电子在电场作用下定向移动
(2)自由电子碰撞金属离子而将能量传给金属离子
(3)相对滑动 较强烈的相互作用(金属键)
16.金属晶体的熔点高低取决于晶体中金属离子与自由电子之间的作用力大小，由库仑定律
可知，作用力的大小又取决于金属离子的半径和自由电子的数量，显然，半径越
小，作用力越强，熔点越高．而离子的半径顺序为 ，因此锂的
熔点最高．
17.金属离子；自由电子；金属键
18.．(1)自由电子均匀地分布在整个晶体中，被许多金属离子所共有．
(2)使金属阳离子结合在一起形成晶体; 使金属晶体具有导电性、导热性和延展性．
19. 自由电子；自由离子；减弱；增强
20. 4
21．
提示：
22. ．依题意画出侧面图，设正立方体边长为 a，则体积为 a3。
原子半径 ，每个正立方体包括金属原子
8×1／8+6×1/2＝4(个)，球体体积共
4× 空间利用率为：
.
23.解析：
2
21
r
qqkF =
+++++ 液态物质
②沸点：液态物质>气态物质
3.均摊法确定晶体的化学式
在学习晶体时和在一些考试中，我们会遇到这样一类试题：题目中给出晶体的—部分(称为
晶胞)的图形，要求我们确定晶体的化学式．求解这类题，通常采用均摊法．
均摊法是先求出给出的图形(晶胞)中平均拥有的各种粒子(离子或原子)的数目，再计算各种
第 56 页
粒子数目的比值，从而确定化学式．
均摊法有如下规则，以 NaCl 的晶胞为例：
①处于顶点的粒子，同时为 8 个晶胞所共有，所以，每个粒子只分摊 1/8 给该晶胞．
②处于棱上的粒子，同时为 4 个晶胞所共有，所以，每个粒子只分摊 1/4 给该晶胞．
③处于面上的粒子，同时为 2 个晶胞所共有，所以，每个粒子只分摊 1/2 给该晶胞．
④处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞．
由此算出在 NaCl 的晶胞中：
含 数：
含 数：
故 NaCl 晶体中， 和 数目之比为 1∶1．
例题解析
例 1.下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是( )
A、可溶于水 B、具有较高的熔点
C、水溶液能导电 D、熔融状态能导电
解析：本题考查对化学键------离子键的判断。只要化合物中存在离子键必为离子晶体，而
离子晶体区别其它晶体的突出特点是：熔融状态下能导电，故 D 正确；至于 A 可溶于水，共
价化合物如：HCl 也可以；B 具有较高熔点，也可能为原子晶体，如 SiO2；C 水溶液能导电，
可以是共价化合物如硫酸等。
答案: D
例 2.参考下表中物质的熔点，回答下列问题。
物 质 NaF NaCl NaBr NaI NaCl KCl RbCl CsCl
熔点（℃） 995 801 755 651 801 776 715 646
物 质 SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4 SiCl4 GeCl4 SbCl4 PbCl4
熔点（℃） -90.4 -70.
2
5.2 120 -70.
2
-49.5 -36.2 -15
(1) 钠的卤化物及碱金属的氯化物的熔点与卤离子及碱金属离子的__ 有关, 随着
增大,熔点依次降低.
(2)硅的卤化物及硅、锗、锡、铅的氯化物熔点与 有关,随着 增大, 增
强，熔点依次升高.
(3)钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高得多,这与 有关,因为一般 比
熔点高.
+Na 414
112 =+×
−Cl 42
168
18 =×+×
+Na −Cl
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解析：本题主要考查物质溶沸点的高低与晶体类型和晶体内部微粒之间作用力的关系以及分
析数据进行推理的能力。
（1）表中第一栏的熔点明显高于第二栏的熔点，第一栏为 IA 元素与ⅦA 元素组成的离子晶
体，则第二栏为分子晶体。
（2）分析比较离子晶体熔点高低的影响因素：
物质熔化实质是减弱晶体内微粒间的作用力，而离子晶体内是阴、阳离子，因此离子晶体的
熔化实际上是减弱阴、阳离子间的作用力--------离子键，故离子晶体的熔点与离子键的强
弱有关。从钠的卤化物进行比较：卤素离子半径是 r（F-）
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