1、第一章第一节 原子结构要点链接1.原子核外电子的分层排布定义：在多电子原子里，电子的能量不相同，通常，能量低的电子在离核较近的区域内运动，能量高的电子在离核较远的区域内运动，即核外电子是分层运动的，又叫分层排布。2.原子核外电子的分层排布规律：（1）各层最多容纳的电子数目为 2n2（n 为电子层序数） 。（2）最外层电子数目不超过 8（K 层为最外层时，不超过 2） 。（3）次外层电子数目不超过 18，倒数第三层布超过 32。（4）核外电子总是首先排布在能量低的电子层里，然后再排布在能量较高的电子层里。自主学习一、能层与能级1.能层根据多电子原子核外电子的 不同，按电子的能量差异，可以将核外电
2、子分成不同的能层（n） 。各能层最多容纳的电子数为 。2.能级在多电子原子中，同一能层，电子的 也可能不同，按照能量大小又把它们分成能级。能级数= 。能级类型的种类数与 相等；同一能层里，能级的能量按 的顺序升高。s 、 p、d、f 各能级的原子轨道数分别为 1、3、5、7，最多容纳电子数分别为 2、6、10、14。【交流与总结】任一能层的能级总是从 s 能级开始，该层包括的能级数等于该层序数；即第一能层只有个能级（1s） ，第二能层有个能级（2s 和 2p） ，第三能层有个能级（3s、3p 和d） ，以此类推。【想一想】1s、2p 分别表示什么意义?。二、构造原理1.构造原理：随着原子 的递
3、增，绝大多数元素原子核外电子的排布遵循以下排布顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 、 4p、5s、 、5p、6s 、 、6p、7s2.实质：构造原理的排布顺序其实质是能级中的 顺序，即有以下关系：nsnpnf， ns（n-2 ）f（ n-1）dnp 。3.应用：可根据元素的 写出元素基态原子的电子排布式。如 Na 元素基态原子的电子排布式为： ，或简写为 。能级右上角的数字是该能级上的 。【交流与总结】电子填充顺序要遵循构造原理，书写电子排布式则按照能层序数依次写出。例如，28Ni，电子填充顺序是 1s22s 22p 63s 23p 64s 23d 8，而电子排布式写为：1s 22s2
4、2p63s23p63d84s2。三、基态原子与激发态原子、光谱1.基态原子与激发态原子：基态原子是处于 状态的原子；基态原子的电子 能量后，跃迁到 能级，变为 原子。2.光谱与光谱分析（1）光谱形成原因：不同元素的原子发生跃迁时会 或 不同的光。（2）光谱分类：根据光是被吸收或释放，可将光谱分为 和 。（3）光谱分析：在现代化学中，利用 上的特征光谱来鉴定元素的分析方法。【交流与总结】根据构造原理，核外电子总是优先占据能量较低的轨道，能量较低的轨道填满后再进入能量较高的轨道，此时整个原子的能量处于最低状态，称为基态。【想一想】以下电子排布式表示基态原子电子排布的是（ ）A.1s22s22p63
5、s13p3 B.1s22s22p63s23p63d104s1 4p1 C.1s22s22p63s23p63d24s1 D.1s22s22p63s23p63d104s24p1 四、电子云1.电子云：量子力学指出不可能像描述宏观物体运动那样，确定具有一定空间运动状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，而只能确定它出现在原子核外空间各处的 。由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，故被称为电子云，即电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述。2.电子云轮廓图：为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动有一个形象化的简便描述，故将电子出现在原子核外空间概率约为
6、的空间圈起来，形成电子云的轮廓图。3.原子轨道（1）定义：量子力学把电子出现在原子核外的一个 称为一个原子轨道。（2）形状：s 电子的原子轨道是 形的，p 电子的原子轨道是 形的。（3）数目：ns 轨道各有 个轨道，np 轨道各有 个轨道，nd 轨道各有 个轨道，nf 轨道各有 个轨道。3.基态原子的核外电子排布规则（1）能量最低原理：原子核外电子的排布遵循构造原理，按轨道能量 的顺序依次排列，使整个原子处于能量 状态。（2）泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳 个电子，而且 相反，用“ ”表示。（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 相同。【交流与总
7、结】判断原子核外电子排布图或原子核外电子排布式书写是否正确时，可采取排除法，先用其中的一条规则去排除，再利用剩余两条规则去分析，可确保答案正确。【想一想】电子云的疏密表示的意义是什么？。释疑解惑1.为什么某些原子核外电子排布违背构造原理？答：根据构造原理，在书写如 Cr、Cu 等少数元素基态原子的电子排布式时，会有一个电子的偏差。如 Cr 的基态原子电子排布式为：1s 22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s 22s22p63s23p63d44s2；Cu 的基态原子电子排布式为：1s 22s22p63s23p63d104s2， 而不是：1s22s22p63s23p63d94s2。对
8、于这一现象，洪特通过分析光谱实验的结果指出：能量相同的原子轨道在全充满状态（如 p6 和 d10）、半充满状态（如 p3 和 d5）以及全空状态（如 p0 和 d0）时体系的能量最低，原子较稳定。2.铁元素为什么出现2 价和3 价两种化合价，且3 价稳定？答：Fe 的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，Fe 2+的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d6，Fe 3+的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d5。对比铁原子和两种铁离子的排布式可知，铁在发生化学反应时可以失去最外层的 2 个电子，形成 Fe2+；也可以失去最外层的 2 个电子和次
9、外层的 1 个电子，形成 Fe3+。根据洪特规则，Fe 3+的 3d 轨道处于半充满的稳定状态，故3 价稳定。第一章第一节导学参考答案一、能层与能级1.能量；2n 2。2.能量；能层序数 n；该能层序数；ns、np、nd、nf；2。【想一想】1s：第一能层中的 s 能级；2p：第二能层中的 p 能级。二、构造原理1.核电荷数；3d；4d；4f；5d 。2.能量高低。3.原子序数；1s 22s22p63s1；Ne 3s 1；电子数。三、基态原子与激发态原子、光谱1.能量最低；吸收；较高；激发态。2.（1）吸收；释放；（2）吸收光谱；发散光谱。 （3）原子光谱。【想一想】D四、电子云1.概率；概率
10、密度。2.90%。 3.（1）空间运动状态。 （2）球；纺锤；1；3；5；7。4.由低到高；最低；2；自旋方向；自旋方向。【想一想】电子云中黑点的多少，仅表示电子在某区域出现机率的多少，并不代表电子的多少。第一章第二节 原子结构与元素性质要点链接1.元素周期表的结构（1）排列原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；将最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增的顺序从上到下排成一个纵行，称为族。（2）结构：元素周期表中有七个横行，称为七个周期，第一、二、三周期称为短周期，第四、五、六周期称为长周期，第七周期称为不完全周期。有 18 个纵行，分为
11、16 个族，第 12、1317 纵行为第第A 族；第 37 纵行为第 B 族，第 1112 纵行为第B 族；第 810 纵行为第族，第 18纵行称为 0 族元素（稀有气体） 。2.元素周期律：（1）元素周期律：元素的性质岁核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。（2）元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。（3）元素周期律的部分内容：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数由 1 到 8 呈周期性变化（第一周期除外） ；随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化（最高正价：+1+7，最低负价：41） ；同周期元素随着原子序数的递增，金属
12、性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素随着原子序数的递增，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。自主学习一、元素周期系的形成1.周期系的形成：随着元素原子核电荷数的递增，每到出现 时，就开始建立一个新的 ，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到 8 个电子，出现 ，形成一个周期，循环往复形成 。2.形成周期系的原因： 的周期性变化。二、元素周期表1.周期（1）定义：具有相同 的元素原子按照原子序数递增的顺序排列成的横行。（2）每周期元素总是从 开始，到 结束，即最外层电子数是从 到 （第一周期从 1 到 2） 。2.族：周期表中，有 18 个纵行，除 8、9、10 三个纵行叫第族外，其余 15 个
13、纵行每一个纵行称为一族。【交流与总结】主族元素中，最外层电子数等于族序数，化学性质与最外层电子数有关。副族元素的化学性质不仅与最外层电子数有关，也可能与次外层电子数有关。【想一想】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？。三、元素周期律和原子半径1.元素周期律：元素的性质随 的递增发生 递变的规律。2.原子半径（1）决定原子半径的因素：电子层数：电子层数越多，电子之间的负电排斥使原子半径 ；核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力也就 ，原子半径 。电子的能层数和核电荷数的综合结果使各原子的半径发生 递变。（2）原子半径的变化规律：同周期主族元素，从左到右，电子层数 ，但随着核电荷
14、数的逐渐增大，核对电子的引力 ，从而使原子半径逐渐 ；同主族元素，从上到下， 逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子层数的影响成为主要因素，故从上到下，原子半径逐渐 。【交流与总结】 同种元素微粒半径的比较：原子半径阳离子半径；原子半径阴离子半径；同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。【想一想】 电子能层数多的原子的半径一定大于电子能层数少的原子的半径？。四、电离能1.概念： 原子失去一个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。2.元素第一电离能的意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值 ，原子越容易失去一个电子。3.元素第一电离能的变化规律：同周期元素，随
15、着原子序数的递增，元素第一电离能呈现 的趋势；同族元素，从上到下，第一电离能逐渐 。【交流与总结】同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子核外电子排布有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p 0、d 0、f 0） 、半充满（p 3、d 5、f 7）和全充满（p 6、d 10、f 14）状态时，原子较稳定，该元素具有较大的第一电离能。【想一想】 下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能按逐渐增大的顺序排列的是（ ）A.K、Na、Li B.Al、Mg、Na C.N、O、C D.Cl、S、P五、电负性1.键合电子和电负性的含义（1）键合电子：元素原子相互化合时，原子
16、中用于形成 的电子。（2）电负性：用来描述不同元素的原子对 的吸引力大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。2.标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性数值。3.变化规律：同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐 ；同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐 。4.应用：判断元素原子金属性和非金属性的强弱。金属的电负性一般小于 ，电负性越小，金属性 ；非金属的电负性一般大于 ，电负性越大，非金属性 ；位于非金属区边界的元素电负性则在 左右，它们既有 ，又有 。5.对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素的电负性与 主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则” 。
17、如 Li 与 ；Be 与 ；B 与 。【交流与总结】电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。当电负性差值为零时，通常形成非极性共价键；当电负性差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。【想一想】 利用元素的电负性不能判断的是（ ）A.元素的得电子能力 B.化学键的类型（离子键和共价键）C元素的活动性 D元素稳定化合价的数值第一章第二节导学参考答案一、元素周期系的形成1.碱金属；电子层；稀有气体；周期系
18、。2.原子核外电子排布二、元素周期表1.（1）电子层数。 （2）A 族；0 族；1；8。 【想一想】元素周期表可分为主族、副族和 0 族；副族元素（包括 d 区和 ds 区的元素）介于 s 区（主要是金属元素）和 p 区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。三、元素周期律和原子半径1.原子序数；周期性。2.（1）增大；越大；越小；周期性。 （2）相同；增强；减小；电子层数；增大。【想一想】不一定。原子半径的大小由核电荷数和电子的能层数两个因素综合决定。同一族的元素，电子能层数多的原子的半径大于电子能层数少的原子的半径；而对于不同族的元素
19、，则有例外，如碱金属的原子半径比它下一周期卤族元素的原子半径大。四、电离能1.气态电中性基态；最低能量。2.越小。3.逐渐增大；减小。【想一想】A 五、电负性1.（1）化学键。 （2）键合电子；键合电子；越大。2.4.0；1.0。3.增大；减小。4.1.8；越强；1.8；越强；1.8；金属性；非金属性。 5.右下方；Mg；Al；Si。【想一想】D第二章第一节 共价键要点链接1.化学键：人们把离子或原子相结合的作用力称作化学键。2.共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用称为共价键。3.共价键的存在：存在与非金属单质（稀有气体除外） 、共价化合物和含有复杂离子（如 NH4+）的离子化合物中。
20、自主学习一、共价键1.概念：原子间通过 形成的化学键。2.特点：（1）形成共价键时，两原子的 发生重叠。（2）共价键具有 ，决定分子的组成。（3）共价键具有 ，决定分子的立体构型。3.共价键的形成实际上是 ，重叠的程度越大，形成的共价键越 。而 s 电子的原子轨道都是 形的，p 电子的原子轨道是 的。因此当 s 与 p，p 与 p 原子轨道之间重叠时，共价键具有一定的 。【交流与总结】共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的数量关系，而共价键的方向性决定了分子的立体构型。【想一想】所有的共价键都具有方向性吗？。二、共价键的类型1. 键（1） 键的形成：当两个原子的成键原子轨道沿 的方向
21、以 的方式重叠，原子轨道重叠部分沿着键轴呈 ，这样的共价键称为 键。（2） 键的类型：根据成键电子轨道的不同， 键可分为 、 与 ，两个成键原子分别提供 、 、 形成共价键。（3） 键的特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴操作旋转操作，共价键电子云的图形不变，即轴对称；形成 键的原子轨道重叠程度较大，有较强的稳定性；以形成 键的的两原子核的连线为轴，任何一个原子均可以绕轴旋转，并不破坏 键的结构。2. 键：两个原子轨道以 的方式重叠形成的共价键称为 键。原子轨道重叠部分分别位于 的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为 ，称为 对称。 键 旋转，不如 键 ，较易 。【交流与总结
22、】共价单键都是 键，共价双键中有一个 键和一个 键，共价三键中有一个 键和两个 键。三、键参数1.键能：是指 形成 1 mol 化学键释放的 能量。键能是衡量化学键稳定性的参数，化学键的键能越大，化学键 ，越不容易 。键能通常取 值，单位为 。结构相似的分子中，化学键键能越大，分子越 。如分子的稳定性：HF HCl HBr HI。双键的键能并不是单键的两倍，三键的键能也不是单键的三倍，键能大小为：三键 双键 单键。2.键长：是指形成共价键的两个原子之间的 。 决定化学键的键长， 越小，共价键的键长越短，键能 ，共价键 ；反之亦然。3.键角：是指 。在多原子分子中，键角是一定的，这表明共价键具有
23、 性，因此键角决定着共价化合物分子的 。【交流与总结】 键能意义与应用：表示共价键的强弱：键能越大，即形成化学键时放出的热量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易被破坏；表示分子的稳定性：结构相似的分子，化学键键能越大，分子越稳定。通过键能大小判断物质的反应活性大小；通过键能大小比较，判断化学反应中的能量变化。四、等电子原理1.等电子原理是指 相同、 相同的分子具有相似的化学键的特征，它们的许多性质（主要是物理性质）是 的。2.仅第二周期元素组成的共价化合物分子中，为等电子体的是 、 。【交流与总结】等电子原理的应用：判断一些简单分子或离子的立体构型；利用等电子体在性质上的相似性制造新材料；利
24、用等电子原理针对某物质找等电子体。【想一想】 CO 2 的等电子体有哪些？。第二章第一节共价键导学参考答案一、共价键1.共用电子对。2.（1）电子云；（2）饱和性；（3）方向性。3.原子轨道的重叠；稳定；球；纺锤形；方向性。【想一想】并不是所有的共价键都具有方向性，如 s-s 键就没有方向性。二、共价键的类型1.（1）键轴；头碰头；轴对称。 （2）s-s；s-p ；p-p；s 原子轨道和 s 原子轨道；s 原子轨道和 p 原子轨道；p 原子轨道和 p 原子轨道。2.肩并肩；两个原子核构成平面；镜像；镜像；不能；牢固；断裂。三、键参数1.气态基态原子；最低；越稳定；断裂；正；kJ/mol；稳定；
25、。2.核间距；原子半径；原子半径；越大；越稳定。3.两个共价键之间的夹角；方向；空间构型。四、等电子原理1.原子总数；价电子总数；相近。2.N2 和 CO；CO 2 和 N2O。【想一想】CS 2、N 2O、NCO 、NO 2 、N 3 、SCN 、BeCl 2（g） 。第二章第二节 分子的立体结构自主学习一、形形色色的分子【知识导引】1.三原子分子的立体结构有 和 两种。直线形的有 、等。V 形有 、 等。2.四原子分子的立体结构有 和 两种。甲醛（CH 2O）呈 ，键角约 ；氨分子呈 ，键角是 。3.五原子分子的立体结构最常见的是 。如 等，键角是 。二、价层电子对互斥理论【知识导引】1.
26、价层电子对（包括 和 ）由于 的作用，而尽可能趋向彼此远离，以减小 ，分子尽可能采取 的空间构型。电子对夹角越大，排斥力 。2. 键电子数可由 确定，而中心原子上的弧电子对数，确定方法如下：中心原子上的弧电子对数= ，a 为 ； x 为 ；b 为与中心原子结合的原子 。3.VSEPR 模型和分子的立体结构型H2O 的中心原子上有 对弧电子对，与中心原子上的 键电子对相加等于 ，它们相互排斥形成 形 VSEPR 模型。略去 VSEPR 模型中的中心原子上的弧电子对，H 2O 分子呈 形。【交流与总结】利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时需注意：价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构型；而分
27、子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，孤电子对占据中心原子周围的空间，参与互相排斥，二者的构型不一致。三、杂化轨道理论【知识导引】1.杂化轨道理论（1）杂化的概念：在形成分子时，原子的相互影响，若干 的原子轨道混合起来，重新组合生成与原轨道数 的一组新轨道的过程。（2）杂化轨道： 形成的新轨道。（3）杂化轨道的分类对于非过渡元素，由于 ns 和 np 能级接近，往往采取用 sp 型杂化，而 sp 型杂化又分为：sp 杂化： 和 间的杂化，杂化轨道的数目 ；sp 2 杂
28、化： 和 间的杂化，杂化轨道的数目 ；sp 3 杂化： 和 间的杂化，杂化轨道的数目 。（4）分子构型与杂化类型的关系sp 杂化：sp 型杂化轨道的夹角为 ，空间构型是 ，实例 。sp 2 杂化：sp 2 型杂化轨道的夹角为 ，空间构型是 ，实例 。sp 3 杂化：sp 3 型杂化轨道的夹角为 ，空间构型是 ，实例 。2.几种常见分子或离子的空间构型NH4+： ，NH 3： ，H 2O： ， CHO： ，SO 2： ，BeCl 2： ，CO 2： 。【交流与总结】根据杂化轨道的空间分布判断中心原子杂化轨道类型的方法：（1）若杂化轨道在空间分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生 sp3
29、 杂化；（2）若杂化轨道在空间分布为平面三角形，则分子的中心原子发生 sp2 杂化；（3）若杂化轨道在空间分布为直线形，则分子的中心原子发生 sp杂化。【想一想】 在 CH3COCH3 分子中，中间碳原子与两边碳原子成键所采用的轨道是（ ）A.sp2：sp 2 杂化轨道 B.sp3：sp 3 杂化轨道 C.sp2：sp 3 杂化轨道 D.sp：sp 3 杂化轨道四、配合物理论简介【知识导引】1.配位键（1）概念： 由一个原子 提供，而跟另一个原子共用的共价键，即“ ”，是一类特殊的 。（2）表示：配位键可以用 AB 来表示，其中 A 是 弧对电子的原子，称为 体；B 是 弧对电子的原子，提供
30、，称为 原子。2.配位化合物： 与某些 （称为 ）以 结合形成的化合物，简称 。 【交流与总结】配合物的表示方法：配合物由中 心原子（提供空轨道）和配体（提供孤对电子） ，分为内界和外 界，如右图的Cu （NH 3） 4SO 。【想一想】怎样判断一个化合物是不是配合物？。第二章第二节分子的立体结构导学参考答案一、形形色色的分子1.直线形；V 形；CO 2；CS 2；H 2O；SO 2。2.三角形；三角锥形；平面三角形；120；三角锥形；107。Cu（NH 3） 4SO4内界 外界中心原子 配位体配位原子配位数3.正四面体形；CH 4、CCl 4； 10928。二、价层电子对互斥理论1. 键电子
31、对；中心原子上弧电子对；相互排斥；斥力；对称；减小。2.分子式； （a-xb ） ；中心原子的价电子数；与中心原子结合的原子数；最多能接受的电子数。213.2；4；四面体；V 。三、杂化轨道理论1.（1）能量相近；相等。 （2）原子轨道重新组合。 （3）一个 s 轨道；一个 p 轨道；两。 一个 s轨道；两个 p 轨道；三。一个 s 轨道；三个 p 轨道；四。 （4）180；直线形；CO 2、C 2H2。120；平面三角形；BF 3、苯、乙烯。10928；正四面体形； CH4、CCl 4。2.正四面体形；三角锥形；V 形；平面三角形；V 形；直线形；直线形。【想一想】C四、配合物理论简介1.（
32、1）共用电子对；单方面；电子对给予接收键；化学键。 （2）提供；配位；接受；空轨道；中心。2.金属离子（或原子） ；分子或离子；配体；配位键；配合物。【想一想】判断一个化合物是不是配位化合物的关键看它是否含有配离子。例如，在Ag（NH 3） 2OH 中，Ag +为中心离子，两个 NH3 分子是配体， Ag （NH 3） 2 +是配离子。第二章第三节 分子的性质自主学习一、键的极性1.极性键：由 形成的共价键。由于不同原子的电负性不同，共用电子对发生 ，电负性大的原子显 电性（ ） ，电负性小的原子呈 电性（ +） 。2.非极性键：由 的原子形成的共价键。由于同种原子的电负性相同，共用电子对不发
33、生 。【交流与总结】键的极性主要看是否是不同元素原子之间成键。【想一想】 下列元素原子与氢形成的分子中，共价键的极性最大的是（ ）A.I B.S C.F D.Cl二、分子的极性1.极性分子与非极性分子（1）极性分子：正电荷中心和负电荷中心 ，键的极性向量和 。（2）非极性分子：正电荷中心和负电荷中心 ，键的极性向量和 。（3）分子极性的判断：由极性键形成的双原子分子，其正、负电荷中心不重合，都是极性分子，如 等。非极性分子的判断规律：一是中心原子的所有价电子 参与成键，如 CO2、 BF3 等；二是分子中极性键的极性向量和是否等于 ，如 C2H2 、 C2H4 、C 2H6 等；三是 ABn
34、型分子中，A 的化合价数= ，如CO2、 BF3、CCl 4、SO 3、PCl 3 等。（4）几种常见分子的极性CH4： ，NH 3： ， H2O： 。 2.键的极性与分子的极性（1）只含有非极性键的分子一定是 分子。（2）含极性键的分子，如果分子结构是中心对称的，则为 分子，否则是极性分子。【交流与总结】中学阶段涉及的对称构型主要有直线形（CO 2、CS 2） 、正四面体形（CH 4、CCl 4、P 4） ；不对称构型主要有三角锥形（NH 3） 、V 形（H 2O、H 2S、 SO2） 。【想一想】 CO2、CH 4、BF 3 都是非极性分子，HF、H 2O、NH 3 都是极性分子，由此推测
35、 ABn型分子是非极性分子的经验规律正确的是（ ）A.所有原子在同一平面 B.分子中不含有氢原子C.在 ABn中 A 原子没有孤对电子 D.A 的相对原子质量小于 B三、范德华力及其对物质性质的影响1.分子间作用力：分子间存在的较 的相互作用；有 和 两种。2.范德华力：是 之间普遍存在的相互作用力，它使得许多物质能以一定的凝聚态（固态和液态）存在。3.强弱：（1）范德华力约比化学键能小 12 个数量级。（2）分子的极性越大，范德华力 。（3）结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力 。4.对物质性质的影响：范德华力主要影响物质的 性质，如熔点、沸点；化学键主要影响物质的 性质。【交流
36、与总结】分子间作用力不等同于范德华力，对某些分子来说，分子间作用力包括范德华力和氢键。【想一想】 范德华力对物质熔、沸点有什么影响？。四、氢键及其对物质性质的影响1.氢键的概念：是除范德华力外的另一种 。它是由已经与 很强的原子（如 N、F、O）形成共价键的 与另一个分子中或同一分子中 很强的原子之间的作用力。2.氢键的表示方法：通常用 表示，其中、B 为 N、O、F 三种原子中的一种， “”表示 ， “”表示形成的 。3.氢键的类型：氢键可分为 和 两大类。4.氢键的特征：（1）氢键不属于化学键，是一种分子间作用力。氢键键能较小，约为共价键的十分之几，但比范德华力强。（2）氢键具有一定的 性
37、和 性。5.对物质性质的影响：（1）对熔、沸点的影响：氢键的存在引起物质熔点和沸点的反常变化：分子间氢键的形成使物质的熔点和沸点 。分子内氢键的形成使物质的熔点和沸点 。（2）对溶解度的影响：在极性溶剂里，如果溶质分子与溶剂分子间可以形成氢键，则溶质的溶解度 。6.水中的氢键对水性质的影响：水分子间形成氢键，增大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 。水结冰时，体积 ，密度 。水的温度接近沸点时，形成“缔合”分子的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 。【交流与总结】氢键不是化学键，分为分子间氢键和分子内氢键。氢键主要影响物质的物理性质
38、，分子间氢键使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低。【想一想】 氨气溶于水时，大部分 NH3 与 H2O 以氢键（用“”表示）结合，形成 NH3H2O 分子。根据氨水的性质可推知 NH3H2O 的结构式为（ ）A. B. C. D.五、溶解性1.“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于 溶剂，极性溶质一般能溶于 溶剂。2.影响物质溶解性的因素：（1）外界因素主要有 、 等。（2）如果溶质与溶剂之间能形成 ，则溶解度增大，且 作用力越大，溶解度越大。【交流与总结】一种试剂在水中溶解度的大小一般从以下几个方面分析：（1）分子的极性；（2）能否与水形成氢键；（3）分子的结构与水是否相似；
39、（4）是否与水反应。NHHHOHHHOHHNHH OHHHNHH NHHHHOH【想一想】 相似相溶原理指出，一般来说，由极性分子构成的溶质易溶于极性分子构成的溶剂，非极性分子构成的溶质易溶于非极性分子构成的溶剂。以下事实中可以用相似相溶原理说明的是 （ ）A.HBr 易溶于水 B.I2 可溶于水 C.Cl2 可溶于水 D.NH3 易溶于水六、手性1.手性异构体：具有完全相同的 和 的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，则互称手性异构体。2.手性分子：有 的分子称为手性分子。3.手性分子的条件：中心碳原子必须连接 的原子或原子团。【交流与总结】判断手性分子，关键是找到
40、手性碳原子。一般要分析目标碳原子连接的原子或原子团是否不同，所处的环境是否有差异。【想一想】分子式为 C4H10 和 C5H12 的烷烃，分别与氯气在一定条件下发生取代反应，生成的一氯代物同分异构体中，具有手性碳原子的同分异构体分别有 种和 种。七、无机含氧酸分子的酸性1.对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价 ，其含氧酸的酸性 。2.含氧酸的通式可写成（HO） mROn，若成酸元素 R 相同，n 值 ，酸性 。原因是无机含氧酸写成（HO） mROn，若成酸元素 R 相同，n 值越大， R 的正电性 ，导致 ROH 中的 O 的电子向 R 偏移，因而在水分子的作用下，也就越 电离出 H+,
41、即酸性越 。【交流与总结】比较无机含氧酸的酸性强弱，关键是比较中心元素化合价的高低。同种元素的不同价态，一般化合价越高，其酸性越强；同周期不同元素的最高价态：一般越向右，酸性越强；同主族不同元素的最高价态：一般越向上，酸性越强。【想一想】 将 HNO3 和 HNO2 分别用酸的通式表示，指出二者的 n 值各为多少，并比较二者的酸性强弱。第二章第三节分子的性质导学参考答案一、键的极性1.不同元素；偏移；负；正。2.同种元素；偏移。3.不同；同种。【想一想】C二、分子的极性1.（1）不重合；不为 0。（2）重合；为 0。（3）HF；全部；0；最外层电子数。（4）非极性；极性；极性。2.非极性；非极性。【想一想】C三、范德华力及其对物质性质的影响1.弱；范德华力；氢键。2.分子。3.（2）越大；（3）越大。4.物理；化学。【想一想】范德华力越大，由分子构成的物质熔沸点就越高，范德华力越小，由分子构成的物质熔沸点就越低。例如：卤素单质随 F2Cl 2Br 2I 2 相对分子质量增大顺序范德华力增大，呈现 F2（浅黄绿色气体）Cl 2（黄绿色气体）Br 2（红棕色液体）I 2（紫黑色固体）的变化，颜色逐渐加深，熔沸点逐渐升高。四、氢键及其对物质性质的影响1.分子间作用力；电负性；氢原子；电负性。2.AHB；共价键；氢键。3.分子内氢键；分子间氢键。4.（2）饱和；方向。
