人教版化学选修三教学案：第三节 金属晶体教案

第三节金属晶体（第１课时）

【教学目标】

１、理解金属键的概念和电子气理论

２、初步学会用电子气理论解释金属的物理性质

【教学难点】金属键和电子气理论

【教学重点】金属具有共同物理性质的解释。

【教学过程设计】

【引入】大家都知道晶体有固定的几何外形、有确定的熔点，水、干冰等都属于分子晶体，靠范德华力结合在一起，金刚石、金刚砂等都是原子晶体，靠共价键相互结合，那么我们所熟悉的铁、铝等金属是不是晶体呢？它们又是靠什么作用结合在一起的呢？

【板书】一、金属键

金属晶体中原子之间的化学作用力叫做金属键。

【讲解】金属原子的电离能低，容易失去电子而形成阳离子和自由电子，阳离子整体共同整体吸引自由电子而结合在一起。这种金属离子与自由电子之间的较强作用就叫做金属键。金属键可看成是由许多原子共用许多电子的一种特殊形式的共价键，这种键既没有方向性也没有饱和性，金属键的特征是成键电子可以在金属中自由流动，使得金属呈现出特有的属性在金属单质的晶体中，原子之间以金属键相互结合。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。

【强调】金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。

【板书】二、电子气理论及其对金属通性的解释

１．电子气理论

【讲解】经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。

２．金属通性的解释

【展示金属实物】展示的金属实物有金属导线（铜或铝）、铁丝、镀铜金属片等，并将铁丝随意弯曲，引导观察铜的金属光泽。叙述应用部分包括电工架设金属高压电线，家用铁锅炒菜，锻压机把钢锭压成钢板等。

【教师引导】从上述金属的应用来看，金属有哪些共同的物理性质呢？

【学生分组讨论】请一位同学归纳，其他同学补充。

【板书】金属共同的物理性质

容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。

⑴金属导电性的解释

在金属晶体中，充满着带负电的“电子气”，这些电子气的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下电子气就会发生定向移动，因而形成电流，所以金属容易导电。

【设问】导热是能量传递的一种形式，它必然是物质运动的结果，那么金属晶体导热过程中电子气中的自由电子担当什么角色？

⑵金属导热性的解释

金属容易导热，是由于电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞从而把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。

⑶金属延展性的解释

当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以在各原子层之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断裂。因此，金属都有良好的延展性。【练习】

１．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、金属原子间的相互作用

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

２．金属能导电的原因是

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

课后阅读材料

１．超导体——一类急待开发的材料

一般说来，金属是电的良好导体（汞的很差）。１9荷兰物理学家H·昂内斯在研究低温条件下汞的导电性能时，发现当温度降到约４K（即—２69、）时汞的电阻“奇异”般地降为零，表现出超导电性。后又发现还有几种金属也有这种性质，人们将具有超导性的物质叫做超导体。

２．合金

两种和两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质，叫做合金，合金属于混合物，对应的固体为金属晶体。合金的特点１仍保留金属的化学性质，但物理性质改变很大；２熔点比各成份金属的都低；３强度、硬度比成分金属大；４有的抗腐蚀能力强；５导电性比成分金属差。

３．金属的物理性质由于金属晶体中存在大量的自由电子和金属离子（或原子）排列很紧密，使金属具有很多共同的性质。

（１）状态：通常情况下，除Hg外都是固体。

（２）金属光泽：多数金属具有光泽。但除Mg、Al、Cu、Au在粉末状态有光泽外，其他金属在块状时

才表现出来。

（３）易导电、导热：由于金属晶体中自由电子的运动，使金属易导电、导热。

（４）延展性

（５）熔点及硬度：由金属晶体中金属离子跟自由电子间的作用强弱决定。金属除有共同的物理性质外，还具有各自的特性。

１颜色：绝大多数金属都是银白色，有少数金属具有颜色。如Au金黄色Cu紫红色Cs银白略带金色。２密度：与原子半径、原子相对质量、晶体质点排列的紧密程度有关。最重的为锇（Os）铂（Pt）最轻的为锂（Li）

３熔点：最高的为钨（W），最低的为汞（Hg），Cs，为２8．４℃Ca为３0℃

４硬度：最硬的金属为铬（Cr），最软的金属为钾（K），钠（Na），铯（Cs）等，可用小刀切割。

５导电性：导电性能强的为银（Ag），金（Au），铜（Cu）等。导电性能差的为汞（Hg）

⑥延展性：延展性最好的为金（Au），Al

人教版化学选修三原子的结构教案

教案 课题：第一节原子结构（2）授课班级 课时 教学目的 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 过程 与 方法 复习和沿伸、动画构造原理认识核外电子排布，亲自动手书写，体会原理情感 态度 价值观 充分认识原子构造原理，培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学 的兴趣。 重点电子排布式、能量最低原理、基态、激发态、光谱难点电子排布式 知识结构与板书设计三、构造原理 1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布的能级顺序都遵循下列顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s…… 2、能级交错现象(从第3电子层开始)：是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。 电子先填最外层的ns，后填次外层的（n-1）d，甚至填入倒数第三层的（n-2）f的规律叫做“能级交错” 3．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 4、对于同一电子亚层(能级)(等价轨道),当电子排布为全充满、半充满或全空时,原子是比较稳定的。 5、基态原子核外电子排布可简化为：［稀有气体元素符号］+外围电子(价电子、最外层电子) 四、基态与激发态、光谱 1、基态—处于最低能量的原子。

2017人教版高中化学选修三34《离子晶体》随堂练习

课时训练17离子晶体 1、离子晶体不可能具有的性质就是（） A、较高的熔沸点 B、良好的导电性 C、溶于极性溶剂 D、坚硬而易粉碎 解析:离子晶体就是阴、阳离子通过离子键结合而成的，在固态时，阴、阳离子受到彼此的束缚不能自由移动,因而不导电.只有在离子晶体溶于水或熔融后,电离成可以自由移动的阴、阳离子,才可以导电。 答案:B 2、仅由下列各组元素所组成的化合物，不可能形成离子晶体的就是( ) A、H、O、S B、Na、H、O C、K、Cl、O D、H、N、Cl 解析:强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐等就是离子晶体.B项如NaOH、C项如KClO、D 项如NH4Cl。 答案：A 3、自然界中的CaF2又称萤石,就是一种难溶于水的固体，属于典型的离子晶体.下列实验一定能说明CaF2就是离子晶体的就是( ) A、CaF2难溶于水，其水溶液的导电性极弱 B、CaF2的熔沸点较高,硬度较大 C、CaF2固体不导电，但在熔融状态下可以导电 D、CaF2在有机溶剂（如苯）中的溶解度极小 解析：难溶于水，其水溶液的导电性极弱,不能说明CaF2一定就是离子晶体；熔沸点较高，硬度较大,也可能就是原子晶体的性质,B不能说明CaF2一定就是离子晶体；熔融状态下可以导电,一定有自由移动的离子生成,C说明CaF2一定就是离子晶体；CaF2在有机溶剂(如苯)中的溶解度极小,只能说明CaF2就是极性分子，不能说明CaF2一定就是离子晶体。 答案:C 4、有关晶格能的叙述正确的就是( ) A、晶格能就是气态原子形成1摩尔离子晶体释放的能量 B、晶格能通常取正值,但有时也取负值 C、晶格能越大，形成的离子晶体越稳定 D、晶格能越大,物质的硬度反而越小 解析：晶格能就是气态离子形成1摩尔离子晶体时所释放的能量，晶格能取正值，且晶格能越大，晶体越稳定，熔点越高,硬度越大. 答案：C

最新高中化学选修3 原子结构及习题

第一章原子结构与性质 一.原子结构 1、能级与能层 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈哑铃形 2、原子轨道 3、原子核外电子排布规律 （1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按下图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。 （2）能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. （3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为，而不是。 洪特规则特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4、基态原子核外电子排布的表示方法 （1）电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。 （2）电子排布图(轨道表示式) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 二、原子结构与元素周期表 ↑↓↑ ↑↑↑

2016-2017学年高二人教版化学选修三练习：3.2 分子晶体与原子晶体 Word版含答案

第二节分子晶体与原子晶体 A组 1.下列各组物质各自形成晶体,均属于分子晶体的化合物是() A.NH3、HD、C8H10 B.PCl3、CO2、H2SO4 C.SO2、SO3、C60 https://www.docsj.com/doc/091508462.html,l4、Na2S、H2O2 解析:A项,HD是单质,不是化合物;C项,C60是单质,不是化合物;D项,Na2S是盐,无分子存在,不是分子晶体。 答案:B 2.BeCl2熔点较低,易升华,溶于醇和醚,其化学性质与AlCl3相似。由此可推测BeCl2() A.熔融态不导电 B.水溶液呈中性 C.熔点比BeBr2高 D.不与NaOH溶液反应 解析:根据题目提供的信息“BeCl2熔点较低,易升华,溶于醇和醚”,可知BeCl2形成的晶体属于分子晶体,分子晶体是由分子构成的晶体,故熔融状态下不导电,A项正确;根据题目提供的信息“BeCl2化学性质与AlCl3相似”,由于AlCl3溶液中的Al3+能发生水解 [Al3++3H2O Al(OH)3+3H+]使溶液显酸性,所以BeCl2水溶液显酸性,B项错误;BeCl2和BeBr2形成的晶体都是分子晶体,且二者结构相似,故随着相对分子质量的增大,熔沸点也逐渐增大,C项错误;由“AlCl3能与NaOH反应”可知BeCl2也能与NaOH反应,D项错误。 答案:A 3.水的沸点是100 ℃,硫化氢的分子结构跟水相似,但它的沸点却很低,是-60.7 ℃,引起这种差异的主要原因是() A.范德华力 B.共价键 C.氢键 D.相对分子质量 解析:水分子之间存在氢键,氢键是一种较强的分子间作用力,氢键的存在使水的沸点比硫化氢的高。 答案:C 4.短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置如表所示,其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半,则下列说法中正确的是() A.钠与W可能形成Na2W2化合物 B.由Z与Y组成的物质在熔融时能导电 C.W得电子能力比Q强

(完整版)高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②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，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 （2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 （2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能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。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds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。 2、元素周期律

高二化学选修3 原子结构与性质

高二化学选修3 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：A z X 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 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

高中化学选修三原子结构与性质

第四讲原子结构与性质 一、原子核外电子排布原理 1.能层、能级与原子轨道 (1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N、P、Q表示，能量依次升高。 (2)能级 同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用等表示，同一能层里，各能级的能量按的顺序依次升高。 (3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。 【提醒】第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p x、p y、p z，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。 2.基态原子的核外电子排布 (1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图： 注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。 (2)泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳个电子，且自旋状态。如2s轨道上的电子 排布为，不能表示为。 (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是占据一个轨 道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为，不能表示为或。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。 3.基态、激发态及光谱示意图

4.表示微粒结构的常用化学用语 (1)原子（离子）结构示意图：表示核外电子的分层排布和原子核内的质子数。 (2)核组成式：如168O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质量数，并不能反映核外电子的排布情况。 (3)电子排布式：如O原子的电子排布式为1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层，3个能级，并不能告诉我们原子核的情况，也不能告诉我们它的各个电子的运动状态。 (4)电子排布图：如这个式子，对氧原子核外电子排布的情况表达得就更加详细。 (5)简化电子排布式：将电子排布式中上一周期稀有气体的电子排布改用原子实表示 (6)价电子排布式（图）：对于主族和零族元素，价电子是指；对于过渡性元素，价电子是指； 【例1】判断正误 (1)p能级的能量一定比s能级的能量高( ) (2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多( ) (3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等( ) (4)2p x、2p y、2p z的能量相等( ) (5)铁元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6( ) (6)Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2 ( ) (7)基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)＜E(2s)＜E(2p x)＜E(2p y)＜E(2p z) ( ) (8)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则( ) (9)磷元素基态原子的电子排布图为( ) 【例2】某元素的原子序数为29 (1)写出该元素的名称及元素符号 (2)画出该元素原子的电子排布式 (3)它有个能层，有个能级 (4)它的价电子排布图是 (5)它属于第周期，第族，属于区。 (6)它有个未成对电子 (7)它的原子核外有种不同运动状态的电子，占据了个轨道，核外电子占有的空间运动状态有____种。 【例3】按要求书写化学用语 1、书写下列微粒的电子式 HCN N2H4CaC2Na2O2

(完整版)【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质

第一章原子结构与性质 课标要求 1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 要点精讲 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。 说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，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。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3的轨道式为 或，而不是。 洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

高中化学选修三——晶体结构与性质.doc

晶体结构与性质 一、晶体的常识1.晶体与非晶体 晶体与非晶体的本质差异 晶体非晶体 自范性 有（能自发呈现多面体外形）无（不能自发呈现多面体外形） 微观结构 原子在三维空间里呈周期性有序排列 原子排列相对无序 晶体呈现自范性的条件：晶体生长的速率适当 得到晶体的途径：熔融态物质凝固；凝华；溶质从溶液中析出特性：①自范性；②各向异性（强度、导热性、光学性质等）③固定的熔点；④能使X-射线产生衍射（区分晶体和非晶体最可靠的科学方法）2.晶胞--描述晶体结构的基本单元，即晶体中无限重复的部分 一个晶胞平均占有的原子数=8×晶胞顶角上的原子数+4×晶胞棱上的原子+2×晶胞面上的粒子数+1×晶胞体心内的原子数 思考：下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞的示意图，它们分别平均含几个原子？ 1 1 1

eg：1.晶体具有各向异性。如蓝晶（Al2O3·SiO2）在不同方向上的硬度不同；又如石墨与层垂直方向上的电导率和与层平行方向上的电导率之比为1：1000。晶体的各向异性主要表现在（） ①硬度②导热性③导电性④光学性质 A.①③ B.②④ C.①②③ D.①②③④ 2.下列关于晶体与非晶体的说法正确的是（） A.晶体一定比非晶体的熔点高 B.晶体一定是无色透明的固体 C.非晶体无自范性而且排列无序 D.固体SiO2一定是晶体 3.下图是CO2分子晶体的晶胞结构示意图，其中有多少个原子？ 二、分子晶体与原子晶体 1.分子晶体--分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体注意：a.构成分子晶体的粒子是分子 b.分子晶体中，分子内的原子间以共价键结合，相邻分子间以分子间作用力结合 ①物理性质 a.较低的熔、沸点 b.较小的硬度 c.一般都是绝缘体，熔融状态也不导电 d.“相似相溶原理”：非极性分子一般能溶于非极性溶剂，极性分子一般能溶于极性溶剂 ②典型的分子晶体 a.非金属氢化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX等 b.酸：H2SO4 、HNO3、

高中化学选修三《晶体结构与性质》全套教案

第三章晶体结构与性质 第一节晶体常识 第一课时 教学目标设定： 1、通过实验探究理解晶体与非晶体的差异。 2、学会分析、理解、归纳和总结的逻辑思维方法，提高发现问题、分析问题和解决问题的能力。 3、了解区别晶体与非晶体的方法，认识化学的实用价值，增强学习化学的兴趣。 教学重难点： 1、晶体与非晶体的区别 2、晶体的特征 教学方法建议：探究法 教学过程设计： [新课引入]：前面我们讨论过原子结构、分子结构，对于化学键的形成也有了初步的了解，同时也知道组成千万种物质的质点可以是离子、原子或分子。又根据物质在不同温度和压强下，物质主要分为三态：气态、液态和固态，下面我们观察一些固态物质的图片。 [投影]：1、蜡状白磷； 2、黄色的硫磺； 3、紫黑色的碘； 4、高锰酸钾 [讲述]：像上面这一类固体，有着自己有序的排列，我们把它们称为晶体；而像玻璃这一类固体，本身原子排列杂乱无章，称它为非晶体，今天我们的课题就是一起来探究晶体与非晶体的有关知识。[板书]：一、晶体与非晶体 [板书]：1、晶体与非晶体的本质差异 [提问]：在初中化学中，大家已学过晶体与非晶体，你知道它们之间有没有差异 [回答]：学生：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点。 [讲解]：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点，这只是晶体与非晶体的表观现象，那么他们在本质上有哪些差异呢 [投影] [解释]：所谓自范性即“自发”进行，但这里得注意，“自发”过程的实现仍需一定的条件。 例如：水能自发地从高处流向低处，但不打开拦截水流的闸门，水库里的水不能下泻。 [板书]：注意：自范性需要一定的条件，其中最重要的条件是晶体的生长速率适当。 [投影]：通过影片播放出，同样是熔融态的二氧化硅，快速的冷却得到玛瑙，而缓慢冷却得到水晶过程。 [设问]：那么得到晶体的途径，除了用上述的冷却的方法，还有没有其它途径呢你能列举哪些[板书]：2、晶体形成的一段途径： （1）熔融态物质凝固； （2）气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）； （3）溶质从溶液中析出。 [投影图片]： 1、从熔融态结晶出来的硫晶体； 2、凝华得到的碘晶体； 3、从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。

高中化学选修三 原子结构与性质知识总结

原子结构与性质 一 原子结构 1、原子的构成 中子N （核素） 原子核 → 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z 个） 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 2、三个基本关系 （1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系： ①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数 ②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数 二 原子核外电子排布规律 决X) (A Z

三相对原子质量 定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写） 原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量， 相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。 原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量 核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百

高中化学选修三几种典型晶体晶胞结构模型总结

学生版：典型晶体模型 晶体晶体结构晶体详解 原子晶体 金 刚石 (1)每个碳与相邻个碳以共价键 结合， 形成体结构 (2)键角均为 (3)最小碳环由个C组成且六个原子不 在同一个平面内 (4)每个C参与条C—C键的形成，C 原子数与C—C键数之比为 S iO 2 (1)每个Si与个O以共价键结合，形成正 四面体结构 (2)每个正四面体占有1个Si，4个“ 1 2 O”，n(Si)∶n(O)＝ (3)最小环上有个原子，即个O，个 Si 分子晶体 干 冰 (1)8个CO 2 分子构成立方体且在6个面心 又各占据1个CO 2 分子 (2)每个CO 2 分子周围等距紧邻的 CO 2 分子 有个 冰 每个水分子与相邻的个水分子，以 相连接，含1 mol H 2 O的冰中，最多可形成 mol“氢键”。 N aCl(型) 离 子晶 体 (1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的 Cl－(Na＋)有个。每个Na＋周围等距且紧邻 的 Na＋有个 (2)每个晶胞中含个Na＋和个Cl－

C sCl (型) (1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－) 有个 (2)如图为个晶胞，每个晶胞中含 个Cs＋、个Cl－ 金属晶体 简 单六 方堆 积 典型代表Po，配位数为，空间利用率 52% 面 心立 方 最 密堆 积 又称为A 1 型或铜型，典型代表， 配位数为，空间利用率74% 体 心立 方 堆 积 又称为A 2 型或钾型，典型代表， 配位数为，空间利用率68% 六 方最 密 堆 积 又称为A 3 型或镁型，典型代表， 配位数为，空间利用率74% 混合晶体石墨 (1)石墨层状晶体中， 层与层之间的作用是 (2)平均每个正六边形 拥有的碳原子个数是，C

高中化学选修3第一章第一节原子结构教学设计

高中化学选修3第一章第一节原子结构(第1课时) 教学设计 东风高级中学杜先军 知识与技能： 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……

高二化学选修3原子结构模型

高二化学选修 3 原子结构模型 【学习目标】 1、知识与技能目标 （1）了解“玻尔原子结构模型”，知道其合理因素和存在的不足。初步认识原子结构的量子力 学模型 （2）能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子的线状光谱。 （3）能用n、ι、m、ms四个量子数描述核外电子的运动状态。 （4）知道n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制 （5）了解原子轨道和电子云的概念及形状，能正确书写能级符号及原子轨道符号 2、过程与方法目标 （1）通过介绍几种原子结构模型，培养学生分析和评价能力。 （2）通过原子结构模型不断发展、完善的过程，使学生认识到化学实验对化学理论发展的重 要意义，使学生感受到在学生阶段就要认真作实验、认真记录实验现象。 （3）通过自主学习，培养学生自学能力和创造性思维能力。 （4）通过介绍四个量子数及有关量子限制，使学生感受到科学的严密性。 3、情感态度·价值观目标 （1）通过原子结构模型不断发展、完善的过程教学，培养学生科学精神和科学态度。 （2）通过合作学习，培养团队精神。 【学习重点】1、基态、激发态及能量量子化的概念。 2、利用跃迁规则，解释氢原子光谱是线状光谱及其他光谱现象。 3、用四个量子数描述核外电子的运动状态。 【学习难点】1、n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制。 2、原子轨道和电子云的概念 第1课时 【自主预习提纲】 一、原子结构理论发展史： 1、1803年提出原子是一个“实心球体”建立原子学说的是英国化学家，1903年 汤姆逊提出原子结构的“”模型，1911年卢瑟福提出了原子结构的 模型，1913年玻尔提出的原子结构模型，建立于20世纪20年代中期的模型已成为现代化学的理论基础。 二、必修中学习的原子核外电子排布规律： (1)原子核外的电子是________排布的，研究表明已知原子的核外电子共分为______个

人教版化学选修三第三章晶体结构与性质知识点

《晶体结构与性质》总结 一、分子晶体： 1．间以（，）相结合的晶体叫分子晶体 （1）构成分子晶体的粒子是。 （2）粒子间的相互作用是。 （3）分子间作用力（范德华力＜氢键）远化学键的作用； （4）分子晶体熔化破坏的是。 2．典型的分子晶体： （1）非金属氢化物：例 （2）酸：例 （3）部分非金属单质:：例 （4）部分非金属氧化物: 例 （5）大多数有机物：例 3．分子晶体结构： （1）只有范德华力，无分子间氢键的——分子密集堆积，如：C60、干冰、O2每个分子周围有个紧邻的分子，面心立方构型 （2）有分子间氢键的——不具有分子密集堆积特征，如：HF 、冰、NH3 冰中１个水分子周围有个水分子，1mol冰周围有mol氢键。 4．分子晶体熔沸点判断： 的物质，越大，分子间作用力越大；分子量相等或相近，性分子的范德华力大，物质熔化和汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越。含有分子间氢键的，熔沸点较。在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔沸点越。 二、原子晶体： 1．所有的相邻间都以相结合而形成空间立体网状结构的晶体。 （1）构成原子晶体的粒子是， （2）原子间以较强的相结合。

（3）整块晶体是一个三维的共价键网状结构， （4）原子晶体熔化破坏的是。 2．常见的原子晶体 （1）某些非金属单质：硼（B） （2）某些非金属化合物：碳化硅（SiC）氮化硼（BN） （3）某些氧化物：Al2O3晶体 3．原子晶体结构： 金刚石晶体中：每个碳原子以与周围个碳原子结合,成为正四面体结构,碳以杂化轨道形成键。向空间发展,彼此联结的立体网状结构,其中形成的最小环 中含个碳原子。每个碳原子被12个环共用。1mol金刚石中含有的C-C共价键数mol。 在SiO2晶体中：①每个Si原子以个共价键结合个O原子；同时，每个O原子结合个Si原子。SiO2晶体是由Si原子和O原子按的比例所组成的立体网状的 晶体。②最小的环是由个Si原子和个O原子组成的元环。③1mol SiO2中含mol Si—O键。 4．原子晶体熔沸点判断： 结构相似的原子晶体，越小，键长越，键能越，晶体熔点越 例：金刚石碳化硅晶体硅 三、金属晶体： 1．和通过键结合形成的晶体。 （1）组成粒子：和 金属键（电子气理论）：金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用，没有方向性，也没有 饱和性，成键电子可以在金属中自由流动， （2）微粒间作用力：键 2．常见的金属晶体：单质和都属于金属晶体 3．金属晶体结构： 金属晶体的四种堆积模型对比 堆积方式晶胞类型：六面体空间利用率配位数实例

新人教版高中化学选修3原子结构教案

原子结构 【学海导航】 一、能层与能级 对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n2。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。 1．电子云：电子在原子核外出现的概率密度分布。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。 2．原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。 三、核外电子排布规律 1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序： 1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f…… 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。 2．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 3．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。 4．洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 四、基态、激发态、光谱 1．基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。 2．激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。 3．光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 【例题解析】 例1 下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是（） A．原子核外的电子象云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云

人教版高中化学选修三教案-金属晶体 第一课时

第三节金属晶体(第一课时) 【教学目标】 1、理解金属键的概念和电子气理论 2、初步学会用电子气理论解释金属的物理性质 【教学难点】金属键和电子气理论 【教学重点】金属具有共同物理性质的解释。 【教学过程设计】 【引入】大家都知道晶体有固定的几何外形、有确定的熔点，水、干冰等都属于分子晶体，靠范德华力结合在一起，金刚石、金刚砂等都是原子晶体，靠共价键相互结合，那么我们所熟悉的铁、铝等金属是不是晶体呢？它们又是靠什么作用结合在一起的呢？ 【板书】一、金属键 金属晶体中原子之间的化学作用力叫做金属键。 【讲解】金属原子的电离能低，容易失去电子而形成阳离子和自由电子，阳离子整体共同整体吸引自由电子而结合在一起。这种金属离子与自由电子之间的较强作用就叫做金属键。金属键可看成是由许多原子共用许多电子的一种特殊形式的共价键，这种键既没有方向性也没有饱和性，金属键的特征是成键电子可以在金属中自由流动，使得金属呈现出特有的属性在金属单质的晶体中，原子之间以金属键相互结合。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。 【强调】金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。 【板书】二、电子气理论及其对金属通性的解释 1．电子气理论 【讲解】经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。 2．金属通性的解释 【展示金属实物】展示的金属实物有金属导线(铜或铝)、铁丝、镀铜金属片等，并将铁丝随意弯曲，引导观察铜的金属光泽。叙述应用部分包括电工架设金属高压电线，家用铁锅炒菜，锻压机把钢锭压成钢板等。

2021人教版高中化学选修三《分子晶体与原子晶体》word教案

2021人教版高中化学选修三《分子晶体与原子晶体》 word 教案 [学习目标] [知识梳理] 1.分子间作用力 (1)分子间作用力__________；又称范德华力。分子间作用力存在于____________之间。 (2)阻碍因素：①分子的极性 ②组成和结构相似的 2.分子晶体 (1)定义：________________________________ (2)构成微粒________________________________ (3)粒子间的作用力：________________________________ (4)分子晶体一样物质类别________________________________ (5)分子晶体的物理性质________________________________________________ 3.原子晶体：相邻原子间以共价键相结合而形成的空间网状结构的晶体。 4.构成粒子：______________；。 5.粒子间的作用______________， 6.原子晶体的物理性质 (1)熔、沸点__________，硬度___________ (2) ______________一样的溶剂。 (3)______________导电。 原子晶体具备以上物理性质的缘故 ____________________________ 原子晶体的化学式是否能够代表其分子式______________ 缘故____________________________。 7.常见的原子晶体有____________________________等。 [方法导引 ]

高中化学选修三_晶体结构与性质

晶体结构与性质 一、晶体的常识 1.晶体与非晶体 晶体与非晶体的本质差异 自性微观结构 晶体有（能自发呈现多面体外形）原子在三维空间里呈周期性有序排列 非晶体无（不能自发呈现多面体外形）原子排列相对无序 晶体呈现自性的条件：晶体生长的速率适当 得到晶体的途径：熔融态物质凝固；凝华；溶质从溶液中析出 特性：①自性；②各向异性（强度、导热性、光学性质等） ③固定的熔点；④能使X-射线产生衍射（区分晶体和非晶体最可靠的科学方法） 2.晶胞--描述晶体结构的基本单元.即晶体中无限重复的部分 一个晶胞平均占有的原子数=×晶胞顶角上的原子数+×晶胞棱上的原子+×晶胞面上的粒子数+1×晶胞体心的原子数 思考：下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞的示意图.它们分别平均含几个原子？

eg：1.晶体具有各向异性。如蓝晶（Al2O3·SiO2）在不同方向上的硬度不同；又如石墨与层垂直方向上的电导率和与层平行方向上的电导率之比为1：1000。晶体的各向异性主要表现在（） ①硬度②导热性③导电性④光学性质 A.①③ B.②④ C.①②③ D.①②③④ 2.下列关于晶体与非晶体的说确的是（） A.晶体一定比非晶体的熔点高 B.晶体一定是无色透明的固体 C.非晶体无自性而且排列无序 D.固体SiO2一定是晶体 3.下图是CO2分子晶体的晶胞结构示意图.其中有多少个原子？

二、分子晶体与原子晶体 1.分子晶体--分子间以分子间作用力（德华力、氢键）相结合的晶体 注意：a.构成分子晶体的粒子是分子 b.分子晶体中.分子的原子间以共价键结合.相邻分子间以分子间作用力结合 ①物理性质 a.较低的熔、沸点 b.较小的硬度 c.一般都是绝缘体.熔融状态也不导电 d.“相似相溶原理”：非极性分子一般能溶于非极性溶剂.极性分子一般能溶于极性溶剂 ②典型的分子晶体 a.非金属氢化物：H2O、H2S、NH3、CH4、HX等 b.酸：H2SO4、HNO3、H3PO4等 c.部分非金属单质:：X2、O2、H2、S8、P4、C60 d.部分非金属氧化物：CO2、SO2、NO2、N2O4、P4O6、P4O10等