一. 学习内容： 分子结构与晶体结构 二. 学习目标
了解化学键的含义，理解并掌握共价键的主要类型及特点，共价键、离子键及金属键的主要区别及对物质性质的影响。
能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型，了解等电子体的含义。
了解原子晶体、分子晶体和金属晶体的结构特征，掌握不同晶体的构成微粒及微粒间的相互作用力，掌握影响晶体熔沸点、溶解性的因素。
三. 学习重点、难点
分子结构与晶体结构的特点，影响物质熔沸点和溶解性、酸性的因素
四. 学习过程
（一）化学键与分子结构：
1、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。
三种化学键的比较： 形成过程 构成元素 实例 离子键 阴阳离子间的静电作用 典型金属（含NH4+）和典型非金属、含氧酸根 共价键 金属键 原子间通过共用电子金属阳离子与自由对所形成的相互作用 电子间的相互作用 非金属 金属 金属 多原子非金属单质、离子化合物，如典型金属气态氢化物、非金属氧化物、强碱、大多数盐 氧化物、酸等 配位键：配位键属于共价键，它是由一方提供孤对电子，另一方提供空轨道所形成的共
价键，例如：NH4的形成
+
在NH4中，虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
+
共价键的三个键参数 键长 键能 概念 意义 键长越短，化学键越强，形成的分子分子中两个成键原子核间距离（米） 越稳定 对于气态双原子分子AB，拆开1molA-B键能越大，化学键越强，越牢固，形键所需的能量 成的分子越稳定 键角 键与键之间的夹角 键角决定分子空间构型 键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性：原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。
共价键的极性 共用电子对偏移程度 构成元素 实例 极性键 偏移 不同种非金属元素 HCl、H2O、CO2、H2SO4 非极性键 不偏移 同种非金属元素 H2、N2、Cl2 共价键按成键形式可分为σ键和π键两种，σ键主要存在于单键中，π键主要存在于双键、叁键以及环状化合物中。σ键较稳定，而π键一般较不稳定。 共价键具有饱和性和方向性两大特征。 2、分子结构：
价层电子对互斥理论：
把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：
ABn n=2 n=3 n=4 立体结构 直线型 平面三角形 正四面体型 范例 CO2 CH2O CH4 另一类是中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。 杂化轨道理论：
在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参与杂化的s轨道与p轨道
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的数目，存在sp、sp 、sp三种杂化。
杂化轨道理论分析多原子分子（离子）的立体结构
化学式 CH4 C2H4 BF3 CH2O C2H2 CO2 NH3 NH4+ H2O H3O+ 中心原子孤对电子对数 0 0 0 0 0 0 1 0 2 1 杂化轨道数 杂化轨道类型 4 3 3 3 2 2 4 4 4 4 电子对的 排列方式 sp3 sp2 sp2 sp2 sp sp sp3 sp3 sp3 sp3 分子的 空间构型 分子结构 正四面体 平面三角形 平面三角形 平面三角形 直线型 直线型 三角锥型 正四面体 V形 三角锥型 价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型 电子电子对成键电孤电子 对的空间子对数 对 数 数 目 构型 实 例 2 直 线 2 3 0 0 1 0 直 线 三角形 V形 四面体 CO2、C2H2 BF3、SO3 SnCl2、PbCl2 CH4、SO42- CCl4、NH4+ 3 三角形 2 4 4 四面体 3 1 三角锥 NH3、PCl3 2 2 V形 H2O、H2S 说明：
（1）等电子原理是指原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子，对于主族元素而言，价电子就是其最外层电子数，即为最外层电子总数相等。这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物理性质相似，但一般情况下，化学性质并不相似。同样，化学键相似，并不是指键角等一定相同。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，
－＋－
如：CO2、CNS、NO2、N3的原子总数均为3，价电子总数均为16，因此，它们的空间构型均为直线型。
（2）运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的空间构型，但要注意判断其价层电子对数，对ABn型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为： n＝
在确定中心原子的价层电子对数时应注意如下规定：
①作为配体原子，卤素原子和氢原子提供一个电子，氧族元素的原子不提供电子； ②作为中心原子，卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算； ③对于复杂离子，在计算价层电子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；
④计算电子对数时，若剩余1个电子，也当作1对电子处理，双键、叁键等多重键作为1对电子看待。
3、杂化类型的判断： ①公式：n＝
；
或：n＝中心原子的孤对电子对数＋配位原子总数 ②根据n值判断杂化类型：
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n＝2时，sp杂化；n＝3时，sp杂化；n＝4时，sp杂化；
③当电荷数为正值时，公式中取“－”，当电荷数为负值时，公式中取“＋”；当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为0。
④杂化轨道所形成的化学键一般为单键，即为σ键。
4、价层电子对互斥模型和杂化轨道理论：说明的是价层电子对（杂化轨道）形成的σ键的共用电子对和孤对电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是形成σ键电子对的空间构型，不包括孤对电子。 它包括两种类型：
①当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。如：
物质 中心原子孤对电子对数 价层电子对互斥模型 分子的空间构型 键角 杂化类型 H2O 2 四面体 V 105° sp3 NH3 1 四面体 三角锥 107° sp3 CH4 无 四面体 正四面体 109°28′ sp3 CCl4 无 四面体 正四面体 109°28′ sp3 5、键的极性和分子的极性并非完全一致，只有极性键形成的分子不一定是极性分子，如CH4、CO2等。极性分子中也不一定不含非极性键。所以，二者不是因果关系。只含非极性键的分子是非极性分子，如H2、N2等；含极性键的分子，若分子空间构型是对称的是非极性分子，如CO2、CH4等，分子空间构型不对称的是极性分子。如H2O、NH3等。它们的关系表示如下：
6、配合物的命名
①关键在于配合物内界（即配离子）的命名。其命名顺序一般为：自左向右：配位体数（即配位体右下角的数字）－配位体名称－“合”字或“络”字－中心离子的名称－中心离子的化合价。如：
［Zn（NH3）2］SO4内界为二氨合锌（Ⅱ）
K3［Fe（CN）6］内界合称为：六氰合铁（Ⅲ）
②配合物可看作盐类，若内界为阳离子，则外界必为阴离子。若内界为阴离子，则外界必为阳离子。可按盐的命名方法命名：自右向左为：某酸某或某化某。
③配合物易溶于水电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子和分子通常不能电离。
（二）晶体结构： 几种类型的晶体的比较
晶体类型 金属晶体 构成微金属阳离子和粒 自由电子 结 构 微粒间金属键 作用力 离子晶体 阴、阳离子 离子键 原子晶体 原子 共价键 分子晶体 分子 分子间作用力 随金属键强弱熔、沸点 变化，差别较大 性 随金属键强弱质 硬度 变化，差别较大 导电性 举例 良好 较高 很高 较低 较大 很大 一般不导电 金刚石、晶体硅、SiO2 较小 一般不导电 干冰、冰、I2 水溶液和熔融状态能导电 NaCl、CsCl、所有固态金属 CaF2 典型离子晶体的结构特征
NaCl型晶体 CsCl型晶体 每个Na+离子周围被六个围，同样每个围。 金属键对金属通性的解释
离子所包 每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。 离子也被六个Na+所包金属通性 解释 金属中的自由电子能在一定范围内自由活动，无特征能量限制，可以在金属光泽 较宽范围内吸收可见光并随即放出，因而使金属不透明、具一定金属光泽（多数为银白色）。 导电 在外加电场的作用下，自由电子在金属内部发生定向运动，形成电流。 自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属达导热 到同样的温度。 当金属受到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，表现为良好的延有延展性 展性。 钠、钾、铬、钨等 镁、钛、锌等 金、银、铜、铝等 金属原子在空间的堆积方式 体心立方堆积 说明：
六方堆积 面心立方堆积