第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律

1、 龍大教育一對一輔導(dǎo)教案學(xué)生姓名蔡曉雯性別女年級高一學(xué)科化學(xué)授課教師黃老師上課時間2016年4 月2 日第（1）次課共（ ）次課課時：2 課時教學(xué)課題物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律教學(xué)目標(biāo)1、掌握原子的結(jié)構(gòu)和核外電子排布的初步規(guī)律。2、了解元素周期表的結(jié)構(gòu)。3、理解元素周期律的意義和實質(zhì)，能應(yīng)用元素周期律解釋一些元素性質(zhì)變化規(guī)律與組成元素粒子的聯(lián)系。4、理解原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變關(guān)系。5、理解離子鍵、共價鍵含義，了解鍵的極性和分子極性；了解分子間作用力和氫鍵以及它們與共價鍵的區(qū)別。6、掌握電子式，原子結(jié)構(gòu)示意圖，結(jié)構(gòu)式的表示方法。7、能夠綜合以上知識解決一些簡單的化學(xué)問題。教學(xué)重點與難點重點：1、元素

2、周期律的實質(zhì)；2、原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)和遞變關(guān)系。3、位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)三者之間的關(guān)系。難點：1、原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)，以及質(zhì)量數(shù)與質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)之間的相互關(guān)系。2、用電子式表示離子化合物或共價化合物的形成過程。3、位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)三者之間的關(guān)系。教學(xué)過程一、元素周期表：1對原子的組成和三種微粒間的關(guān)系X的含義：代表一個質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的原子。質(zhì)量數(shù)(A)質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。核電荷數(shù)元素的原子序數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)。 2原子核外電子分層排布的一般規(guī)律在含有多個電子的原子里，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規(guī)律是：(1)核外電子總是盡量先排布在能量

3、較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。(2)原子核外各電子層最多容納2n2個電子。(3)原子最外層電子數(shù)目不超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子)。(4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個。 3元素的性質(zhì)與元素的原子核外電子排布的關(guān)系(1)稀有氣體的不活潑性；稀有氣體元素的原子最外層有8個電子(氦是2個電子)，處于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定，一般不跟其他物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。(2)非金屬性與金屬性(一般規(guī)律)：最外層電子數(shù)得失電子趨勢元素的性質(zhì)金屬元素4易失金屬性非金屬元素4易失非金屬41

4、20號元素微粒結(jié)構(gòu)的特點(1)稀有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)與同周期的非金屬元素形成的陰離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，與下一周期的金屬元素形成的陽離子的電子層結(jié)構(gòu)相同。(2)元素的原子結(jié)構(gòu)的特殊性：原子核中無中子的原子：H。最外層有1個電子的元素：H、Li、Na。最外層有2個電子的元素：Be、Mg、He。最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar。最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的元素：C；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne。電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al。電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be。次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Si。內(nèi)層電子數(shù)是最外層電子

5、數(shù)2倍的元素：Li、P。 5從質(zhì)量、電性兩個方面來認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)（1）原子核的體積雖小但原子的質(zhì)量幾乎全集中在原子核上，質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量都近似為1，電子的質(zhì)量很小，僅約為質(zhì)子質(zhì)量的1/1836。所以，離子的相對質(zhì)量就可以認(rèn)為等于原子的相對質(zhì)量。（2）組成原子的“三微?！钡膸щ娗闆r及微粒數(shù)目的關(guān)系：中子不帶電，一個質(zhì)子帶一個單位正電荷，一個電子帶一個單位負(fù)電荷。在學(xué)習(xí)和解題時要充分利用微粒之間的關(guān)系，并注意理解“六種量”的概念：核內(nèi)質(zhì)子數(shù)核電荷數(shù)核外電子數(shù)原子序數(shù)；質(zhì)量數(shù)A質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)；離子所帶電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)電子數(shù)，負(fù)值表示帶負(fù)電，正值表示帶正電。6 元素周期表 3個短周

6、期（1、2、3周期） 周期 3個長周期（4、5、6周期） 1個不完全周期（7周期）介紹鑭系元素與錒系元素、超鈾元素。主族（7個）IAVIIA族副族（7個）IBVIIBVIII族（1個）表中8、9、10三個縱行零族（1個）表中最右列（稀有氣體族）7核素和同位素(1)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。如11H(H)、12H(D)、13H(T)就各為一種核素。(2)同位素：同一元素的不同核素之間互稱同位素。如816O、817O、818O是氧元素的三種核素，互為同位素。(3)元素、核素、同位素之間的關(guān)系如圖所示。(4)同位素的特點同種元素，可以有若干種不同的核素。核電荷數(shù)相同的不同核

7、素，雖然它們的中子數(shù)不同，但是屬于同一種元素。同位素是同一元素的不同核素之間的互相稱謂，不指具體的原子。817O是一種核素，而不是一種同位素。816O、817O、818O是氧元素的三種核素，互為同位素。同一種元素的不同同位素原子其質(zhì)量數(shù)不同，核外電子層結(jié)構(gòu)相同，其原子、單質(zhì)及其構(gòu)成的化合物化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有差異。8元素的相對原子質(zhì)量Ar(E)(1)概念：根據(jù)元素天然同位素原子所占的百分?jǐn)?shù)和有關(guān)核素的相對原子質(zhì)量，計算出該元素的相對原子質(zhì)量。(2)計算式：Ar(E)Ar(E1)·a%+Ar(E2)·b%+Ar(E3)·c%+。式中Ar(E1)

8、、Ar(E2)、Ar(E3)分別為各同位素的相對原子質(zhì)量，a%、b%、c%分別為自然界中各種天然同位素原子所占原子個數(shù)的百分比。如果用各同位素的質(zhì)量數(shù)代替同位素相對原子質(zhì)量進行以上計算，則得到元素的近似相對原子質(zhì)量。例題：1、有關(guān)Cl 粒子，回答下列問題：(1)所含質(zhì)子數(shù)；中子數(shù)，電子數(shù)；質(zhì)量數(shù)。(2)該粒子的結(jié)構(gòu)示意圖 。(3)它與C、C之間的關(guān)系是。(4)已知Cl元素的相對原子質(zhì)量為35.5，可知Cl、Cl原子在自然界的原子質(zhì)量分?jǐn)?shù)之比為。 2、R原子的核內(nèi)質(zhì)子數(shù)為m，中子數(shù)為n，則下列敘述錯誤的是( )A.這種元素的相對原子質(zhì)量為mnB.不能由此確定該元素的相對原子質(zhì)量C.其原子質(zhì)量與C

9、原子質(zhì)量之比約為：(mn)12D.原子核內(nèi)中子數(shù)為n的原子可能是R原子的同位素隨堂練習(xí)： 1.H、H、H、H、H2是( )A.氫的五種同位素 B.五種氫元素 C.氫元素的五種不同粒子答案：C2.已知元素X、Y的核電荷數(shù)分別是a和b，它們的離子X和Y的核外電子排布相同，則下列關(guān)系式中正確的是( )A. B. C. D.二、元素周期律：1全面掌握周期表中的元素性質(zhì)遞變規(guī)律 項    目同周期(左右)同主族(上下)核電荷數(shù)逐漸增大逐漸增大電子層數(shù)相同逐漸增多原子半徑逐漸減小逐漸增大性  質(zhì)化合價最高正價由+1+7負(fù)價數(shù)-(8-族序數(shù))最高正

10、價、負(fù)價數(shù)相同最高正價族序數(shù)元素的金屬性金屬性逐漸減弱金屬性逐漸增強非金屬性非金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱單質(zhì)的氧化性還原性減弱氧化性減弱還原性氧化性增強還原性增強最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性堿性酸性增強堿性減弱酸性減弱堿性增強氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減上表所列規(guī)律的內(nèi)在聯(lián)系是：原子結(jié)構(gòu)決定位置、決定性質(zhì)。上述性質(zhì)之間關(guān)系可以用下述方式來理解：電子層數(shù)越多 原子半徑越大 原子核對核外電子的吸引力越弱 失電子能力增強，得電子能力減弱 金屬性增強，非金屬性減弱。電子層數(shù)相同，質(zhì)子數(shù)越大 原子半徑越小 原子核對核外電子的引力越強 失電子能力減弱，得電子能力增強 金屬性減弱，非金屬性增強。根據(jù)上表得

11、出的推論：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金屬性愈強，因此銫(Cs)是自然界里最活潑的金屬(鈁在自然界不能穩(wěn)定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金屬性愈強，因此，氟是最活潑的非金屬元素。可見，在周期表中金屬元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金屬元素集中的右上部(包括氫)，而在金屬與非金屬的交界處的元素，既表現(xiàn)某些金屬的性質(zhì)，又表現(xiàn)某些非金屬的性質(zhì)，如Be,B,Al,Si,Ge等，可以找到半導(dǎo)體材料。特殊的相似規(guī)律：對角線規(guī)律(也叫斜線規(guī)則)在周期表中，左上向右下的斜線方向上相鄰元素的性質(zhì)相似，這個規(guī)律稱為對角線規(guī)律，如Be位于第二周期A族與鋁斜線相對。已知Al顯兩性，則可推

12、知Be也顯兩性，Be(OH)2，與Al(OH)3相似，也是兩性氫氧化物。2微粒半徑的比較規(guī)律(1)同周期的主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小(惰性元素除外)(2)同主族元素的原子半徑(或離子半徑)都是隨著原子序數(shù)的增加而逐漸增大(3)對同種元素來說，其陰離子半徑原子半徑陽離子半徑(4)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，原子序數(shù)越大，微粒半徑越小(5)同周期元素形成的離子，陰離子半徑一定大于陽離子半徑。(6)特例：惰性元素的原子半徑與其它元素的原子半徑的測定標(biāo)準(zhǔn)不同，因而沒有可比性。3元素金屬性、非金屬性強弱的判斷方法（1）單質(zhì)、化合物的性質(zhì)、實驗判斷法對于金屬性：金屬與水(或非氧化性酸)反應(yīng)越

13、劇烈，其金屬性越強。金屬的還原性越強(或金屬陽離子的氧化性越弱)，其金屬性越強。金屬的最高價氧化物的水化物的堿性越強，一般金屬性越強。若一種金屬能把另一種金屬從其鹽溶液中置換出來，則前者的金屬性強于后者的金屬性。此外還有原電池原理判斷法等，這將在以后的章節(jié)中學(xué)習(xí)。對于非金屬性：單質(zhì)與氫氣反應(yīng)越容易，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素的非金屬性越強。非金屬單質(zhì)的氧化性越強(或非金屬陰離子還原性越弱)，元素的非金屬性越強。非金屬的最高價氧化物的水化物的酸性越強，元素的非金屬性越強。若非金屬單質(zhì)Xn能將非金屬陰離子Ym-從其鹽溶液中置換出來，則X的非金屬性比Y的強（注意，這里的鹽溶液就是指Ym-型的鹽，不

14、是任何形式的鹽）。(2) 主族元素的經(jīng)驗公式K（其中m是最外層電子數(shù)，n為電子層數(shù)）巧斷法：當(dāng)K1時，元素顯金屬性，且K值越小，元素的金屬性越強當(dāng)K1時，元素顯兩性。當(dāng)K1時，元素顯非金屬性，且K值越大，元素的非金屬性越強。4元素性質(zhì)、存在、用途的特殊性(1)形成化合物種類最多的元素是C；單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素是C；(2)空氣中含量最多的元素是N；氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素是N。(3)地殼中含量最多的元素是O；氣態(tài)氫化物的沸點最高的元素是O；氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素是O。(4)地殼中含量最多的金屬元素是Al。(5)最活潑的非金屬元素是F；無正價的元素且無含氧酸的非金屬元素

15、是F；氣態(tài)氫化物（其水溶液）可腐蝕玻璃的元素是F；氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定的元素是F；陰離子的還原性最弱的元素是F。(6)自然界中最活潑的金屬元素是Cs；最高價氧化物對應(yīng)水化物堿性最強的元素是Cs；陽離子氧化性最弱的元素是Cs。(7)焰色反應(yīng)呈黃色的元素是Na。(8)焰色反應(yīng)呈紫色(透過藍(lán)色的鈷玻璃觀察)的元素是K。(9) 單質(zhì)最輕的元素：H。(10)最輕的金屬元素：Li。(11)常溫下單質(zhì)呈液態(tài)的非金屬元素是Br；金屬元素是Hg。(12) 最高價氧化物及其水化物既能與強酸反應(yīng)，又能與強堿反應(yīng)的元素：Be、Al（兩性）。5元素化合價的規(guī)律：(1)所有元素都有零價(2)主族元素原子的最外層電子數(shù)等于元素

16、的最高正價(3)只有非金屬主族元素才有負(fù)價，且最低負(fù)價數(shù)+最高正價數(shù)8(氫除外)(4)若原子的最外層電子數(shù)為偶數(shù)，則元素的正?；蟽r為一系列偶數(shù)；若原子的最外層電子數(shù)為奇數(shù)，則元素的正常化合價為一系列奇數(shù)。6判斷氧化物屬性的方法只能與酸反應(yīng)生成鹽和水的氧化物為堿性氧化物，如Na2O、CaO、CuO等。只能與堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物為酸性氧化物(酸酐)，如SO3、CO2、Mn2O7等。既有與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)生成鹽水和水的氧化物為兩性氧化物，如Al2O3、ZnO。7證明Al(OH)3為兩性氫氧化物的方法：Al(OH)3既能跟酸起反應(yīng)，又能跟堿起反應(yīng)。其離子方程式為：Al(OH)3+3H+Al3+

17、3H2O、Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O。原因：Al3+3OHAl(OH)3AlO2+H2O+H+。8元素周期表的應(yīng)用(1)預(yù)測元素的性質(zhì)：常見的題目是給出一種不常見的主族元素(如砹、碲、鉍、銦、鐳、銫等)，或尚未發(fā)現(xiàn)的主族元素，推測該元素及其單質(zhì)或化合物所具有的性質(zhì)。解答的關(guān)鍵是根據(jù)該元素所在族的熟悉元素的性質(zhì)，根據(jù)遞變規(guī)律，加以推測判斷。(2)啟發(fā)人們在一定區(qū)域內(nèi)尋找新物質(zhì)(農(nóng)藥、半導(dǎo)體、催化劑等)。 例題： 1、 X、Y、Z、R是短周期主族元素,X原子最外層電子數(shù)是次外層的兩倍,Y元素在地殼中的含量最多,Z元素的化合物的焰色反應(yīng)呈黃色,R原子的核外電子數(shù)是X原子與Z原子的核外

18、電子數(shù)之和。下列敘述正確的是()A.X與Y能形成兩種常見的氣態(tài)化合物B.原子半徑的大小順序:r(X)>r(Y)>r(Z)>r(R)C.X、Z分別與R形成的化合物中化學(xué)鍵類型不同D.含有Y、Z、R三種元素的化合物最多只有2種 2、元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相對位置如下表所示,其中R單質(zhì)在暗處與H2劇烈化合并發(fā)生爆炸。則下列判斷正確的是()A.非金屬性:Z<T<XB.R與Q的電子數(shù)相差26C.氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性:R<T<QD.最高價氧化物的水化物的酸性:T>Q 隨堂練習(xí)： 下表是元素周期表的一部分。 族周期AAAAAAA123(1)表中原子

19、半徑最小的元素符號是;(2)表中氧化性最強的單質(zhì)的化學(xué)式為;(3)表中最高價氧化物的水化物中堿性最強的物質(zhì)的化學(xué)式是,酸性最強的物質(zhì)的化學(xué)式是_;(4)三種元素中,離子半徑大小的順序為>>(填離子符號);(5)三種元素的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性強弱順序為>>(填化學(xué)式);(6)元素的氫化物與元素的氫化物反應(yīng)的化學(xué)方程式為_。三、化學(xué)鍵與分子間作用力： 1、離子鍵：(1)離子鍵是一種靜電作用：靜電作用包括陰、陽離子間的靜電吸引作用和電子之間、原子核之間的靜電排斥作用，當(dāng)陰、陽離子接近到某一定距離時，吸引和排斥作用達到平衡，于是陰、陽離子間就形成了穩(wěn)定的離子鍵。由于離子

20、鍵是靜電吸引與靜電排斥的平衡，所以陰、陽離子間既不能離得太遠(yuǎn)，又不能靠得太近，當(dāng)離子化合物被熔化或溶解于水時，離子鍵即遭到破壞，這時離子可以自由移動。(2)離子鍵的成鍵原因(3)離子鍵的強弱與其性質(zhì)的關(guān)系影響離子鍵的強弱的因素有離子的電荷和離子的半徑。一般地，離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵就越強。可以近似用點電荷的吸引力公式來判斷：F=。這里的k為常數(shù)，q1 q2分別為兩個點電荷的電量（這里是正負(fù)離子的電荷），r為兩個點電荷的距離（這里是正負(fù)離子核間距，可以用二者的離子半徑之和來表示。離子鍵的強弱影響該離子化合物的熔沸點，溶解性等。如在氯化鈉和氯化鉀中，前者離子鍵較后者強，所以氯化鈉的

21、熔點比氯化鉀的高（4）離子化合物：含有離子鍵的化合物（可能含有共價鍵）2共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。(1)成鍵的微粒：一般為非金屬原子(相同或不相同)。(2)鍵的本質(zhì)：原子間通過共用電子對產(chǎn)生的強烈的相互作用。(3)鍵的形成條件：一般是非金屬元素之間，且成鍵的原子最外層電子未達到飽和狀態(tài)，則在兩原子之間通過形成共用電子對成鍵。(4)鍵能：分子中所含鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。(反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能)0，反應(yīng)吸熱。(反應(yīng)物總鍵能)-生成物總鍵能0，反應(yīng)放熱。（5）共價鍵的類型：非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：共用電子對不發(fā)生偏移，成鍵的原子不顯電性。共價鍵 （在同

22、種 元素的原子間形成的共價鍵，如：HH） 極性共價鍵（簡稱極性鍵）：共用電子對發(fā)生偏移，成鍵的原子顯正或負(fù)電性。（在不同種 元素的原子間形成的共價鍵, 如：HCl ）（6）共價化合物：只含共價鍵的化合物。3電子式；用來表示原子、離子或分子的最外層電子狀況一種化學(xué)符號。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。如陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“  ”括起來，并也要在右上角標(biāo)“n-”電荷字樣。例如：氧離子：       氟離子： 陽離子的電子式：不畫離子最外層電子數(shù)，只要

23、寫出離子符號。例如：鈉離子：Na+      鎂離子：Mg2+      鋇離子：Ba2+原子團的電子式：不僅要畫出各原子最外層電子數(shù)，而且還應(yīng)用括號“  ”括起來，并在右上角標(biāo)出“n-”或“n+”電荷字樣。例如：銨根離子：       氫氧根離子： 離子化合物的電子式：由陰、陽離子的電子式組成，但相同的離子不得合并。例如：共價化合物的電子式：由原子的電子式通過共用電子對而形成，如：離子鍵形成的表示法： 共價鍵形成的表示方法：

24、 4、化學(xué)鍵：相鄰的原子之間強烈的相互作用，通常叫做化學(xué)鍵。 (1)  離子鍵、共價鍵的比較：  離子鍵共價鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵。原子間通過共用電子對(電子云重疊)所形成的化學(xué)鍵。成鍵微粒離子原子相互作用的實質(zhì)陰、陽離子間的靜電作用共用電子對與兩原子核產(chǎn)生的電性作用。形成條件活潑金屬(如K、Na、Ca等)跟活潑非金屬(如Cl、F、O等)化合時形成離子鍵。非金屬元素形成的單質(zhì)或化合物形成共價鍵。實例CaCl2、Na2O2、NaOH、NaHCl2、CCl4、H2O、HF、HNO3 (2)化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)：一個化學(xué)反應(yīng)的過程，本

25、質(zhì)就是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵形成的過程。 (3)化學(xué)鍵的存在：構(gòu)成稀有氣體的單質(zhì)分子，由于原子已構(gòu)成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，在這些單原子分子中不存在化學(xué)鍵。在多原子單質(zhì)分子中存在共價鍵，如CCl4、I2、O2等。在多原子化合物分子中存在共價鍵，如HCl、H2O2、H2SO4等。在離子化合物中一定含有離子鍵，可能含有共價鍵。如K2O2、NaOH、NH4Cl等離子化合物中既有離子鍵又有共價鍵。在共價化合物中一定不存在離子鍵。離子化合物不一定都由金屬元素和非金屬元素組成。例如NH4Cl、NH4NO3等離子化合物中不含金屬元素，只含非金屬元素。5.化學(xué)鍵與分子間力的比較 分子間作用力和氫鍵（1）分子間作用

26、力（范德華力）定義：產(chǎn)生于 分子之間 的比較 弱 的相互作用。影響分子間作用力的因素：對于組成和結(jié)構(gòu) 相似 的物質(zhì)，隨著 相對分子質(zhì)量的 增大，分子間作用力 增大 。分子間作用力對物質(zhì)的物理性質(zhì)的影響 熔點、沸點越 高 ； 分子間作用力越大 密度（一般）越 大 。（2）氫鍵概念：某些含氫化合物分子間存在的一種比分之間作用力稍強的相互作用，叫做氫鍵。氫鍵的形成條件：HR-HR R：半徑小、吸引電子的能力強。含有氫鍵的物質(zhì)：HF、H2O、NH3（液態(tài)或固態(tài)）分子間氫鍵的形成對物質(zhì)的物理性質(zhì)的影響：使物質(zhì)的熔沸點升高 、密度（一般）增大 。概念存在范圍強弱比較性質(zhì)影響化學(xué)鍵相鄰的兩個或多個原子間強烈

27、的相互作用分子內(nèi)或晶體內(nèi)強主要影響分子的化學(xué)性質(zhì)。分子間力物質(zhì)的分子間存在的微弱的相互作用分子間較弱主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)例題：1、下列各項表述正確的是()A.水分子的結(jié)構(gòu)式是HHB.NaCl的電子式為NC.23Na37Cl中質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)之比是78D.三氟化氮的電子式為F2、為清理高速公路上的積雪使用了一種融雪劑,其主要成分的化學(xué)式為XY2,X原子的結(jié)構(gòu)示意圖為,X的陽離子與Y的陰離子的電子層結(jié)構(gòu)相同。元素Z、W均為短周期元素,它們原子的最外層電子數(shù)均是其電子層數(shù)的2倍,Z與Y相鄰且Z、W能形成一種WZ2型分子。(1)m=,該融雪劑的化學(xué)式為。(2)Z、W元素的名稱為、。(3)下列說法正確的

28、是。A.XY2和WZ2都為離子化合物B.XY2分子中僅含離子鍵,WZ2中僅含極性共價鍵C.H2Z比HY的穩(wěn)定性強D.X的陽離子比Y的陰離子半徑大(4)下列化學(xué)用語表達正確的是。A.XY2的電子式:X2+2-B.WZ2的結(jié)構(gòu)式:ZWZC.Y元素的單質(zhì)與H2Z水溶液反應(yīng)的離子方程式為Y2+Z2-2Y-+ZD.用電子式表示XY2的形成過程為隨堂練習(xí)： 1、下列說法中正確的是( ) A.含有離子鍵的化合物必是離子化合物 B.具有共價鍵的化合物就是共價化合物 C.共價化合物可能含離子鍵 D.離子化合物中可能含有共價鍵 2、下列物質(zhì)中含有共價鍵的離子化合物是( ) A.Ba(OH)2 B.CaCl2 C.H2OD.H2 3、下列物質(zhì)的電子式書寫正確的是( ) 課后作業(yè)： 1、 原計劃實現(xiàn)全球衛(wèi)星通訊需發(fā)射77顆衛(wèi)星，這與銥（Ir）元素的原子核外電子數(shù)恰好相等，因此稱為“銥星計劃”。已知銥的一種同位素是 191 77Ir則其核內(nèi)的中于數(shù)是（ ） A77 B114 C191 D268 2、下列電子式書寫錯誤的是（ ）3、下列電子式中，正確的是（ ）4、下列物質(zhì)性質(zhì)遞變正確的是（ ）A原子半徑：C，Al，K依次增大 B熱穩(wěn)定性：HF，NH3，SiH4依次增強 C氧化物的水化物的酸堿性：NaOH，Al(OH)3，H2SiO3酸性增強，堿性減弱 D還原性：Si，S，P依次增強5、若短