选修3 物质结构与性质 （全册课件）

课件20张PPT。3.简化电子排布式如：Na：1s22s22p63s1[Ne]3s1表示钠的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同简化为你能写出8号、14号、26号元素的简化排布式吗？1.每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反（用“↓↑”表示）
——泡利原理
2.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。
——洪特规则归纳总结请你通过比较、归纳，分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。 结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各能层上的电子数。
电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。
轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况，自旋方向。 题型二、核外电子排布：电子排布式、轨道表示式从元素周期表中查出铜的外围电子排布，它是否符合构造原理。
当一个能级上的电子填充达到全充满，半充满或全空时是一种稳定状态，使得体系的能量较低。
　　　　　－－这就是洪特规则的第二条。思考与交流并不是所有基态原子的核外电子都符合构造原理。如：24Cr：1s22s22p63s23p63d54s129Cu：1s22s22p63s23p63d104s1思考与交流 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？洪特规则：半充满、全充满更稳定学生阅读见课本P7-81、什么是能量最低原理？
2、什么是基态原子、激发态原子？它们如何转化？
3、什么是光谱？光谱分析？
四、能量最低原理、基态与激发态、光谱1、能量最低原理 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。2、基态原子与激发态原子 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。归纳总结3、基态、激发态相互转化与能量的关系基态原子 激发态原子
①光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一；②在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。思考与交流请分析当H原子处于激发态电子排布式为2P1时，其可形成 条发射光谱。３宏观物体的运动特征：可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；
可以描画它们的运动轨迹。微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。
无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。
无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会的多少。核外电子运动的特征核外电子运动状态的描述电子云：描述核外电子运动特征的图象。
电子云中的小黑点：
并不是表示原子核外的一个电子,而是表示电子在此空间出现的机率。
电子云密度大的地方说明电子出现的机会多，而电子云密度小的地方说明电子出现的机会少。 1.电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电的云雾笼罩在原子核周围，所以，人们形象地把它叫做“电子云”五、电子云与原子轨道2. 原子轨道：电子云轮廓图称为原子轨道电子云轮廓图原子轨道与火车运行的轨道有何不同? 原子轨道是指一定能级上的电子,在核外空间运动的一个空间区域.火车的轨道则是火车运行的一个固定路线.问题讨论3. 原子轨道的特点s能级的原子轨道图s能级的原子轨道是球形对称的（原子核位于球心），能层序数n越大（电子能量越大，1s<2s<3s......），原子轨道半径越大。 P能级的原子轨道是纺锤形的,每个p能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以px、py、pZ表示。p电子原子轨道的平均半径随n增大而增大。在同一能层中 px、py、pZ的能量相同。P能级的原子轨道P能级的原子轨道 p能级的3个原子轨道px,py,pZ合在一起的情形. 小结：原子轨道的特点1.s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的
2.能层序数n越大，原子轨道的半径越大；
3.不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同；相同能层的同种能级的原子轨道形状相似，半径相同，能量相同，方向不同
4. s能级只有一个原子轨道；p能级有3个原子轨道，互相垂直，可分别以px、py、pz表示，能量相等。如2px、2py、2pz轨道的能量相等。谢谢课件89张PPT。目 录第一课时第二课时第三课时第四课时新课标人教版选修三物质结构与性质第一章 原子结构与性质
第一节原子结构
（第一课时）阅读课文《引言》（P1~2）谈谈你对物质的组成、结构与性质关系的认识引言化学研究的是构成宏观物体的物质。一、研究物质的组成与结构二、研究物质的性质与变化思考 二者的关系如何？古希腊的“原性论”哲学和我国古代的炼丹术士认为“吞金可长生”
自然哲学，对这两者的关系是如何认定的？思考与交流 1、铁易生锈，真金不怕火炼等事例说明了什么问题？为什么？
2、O2和O3是同素异形体，空气中的O2是须臾不能离开的，而空气中的O3多于1.2 mg/L则有害；CO易燃，CO2却能灭火。这由说明了什么问题？为什么？
3、分子式为C2H6O的物质可能有图示两种结构，前者与水互溶而后者不能。这又说明了什么问题？思考与交流 4、下图所示两种物质：前者是第一种用医学的磺胺药，为什么服用此药后可杀死细菌？ 5、下图所示是鲍鱼及其剖面图，图中标出了它的两层不同结构的壳。你能说出这两层壳的功用是什么吗？为什么？ 引言 ---世上万物，神奇莫测（什么是原性论？）
1、原子的组成与结构决定性质：铁易生锈、钠易与一些物质反应。
-----第一章原子结构与性质
2、分子的组成与结构决定性质：
对氨基苯磺酰胺（磺胺药）和对氨基苯甲酸
21世纪化学的重要课题：模拟生物体中酶的结构创造具有酶的性质的物质。
-----第二章分子结构与性质性质3、 晶体的组成与结构决定性质：
金刚石和石墨 方解石和霰石
-----第三章晶体结构与性质
原子是怎样诞生的呢？阅读课本P4宇宙大爆炸宇宙大爆炸宇宙大爆炸1932年勒梅特首次提出了现代宇宙大爆炸理论：整个宇宙最初聚集在一个“原始原子”中，后来发生了大爆炸，碎片向四面八方散开，形成了我们的宇宙。大爆炸后两小时，诞生了大量的H、少量的He及极少量的Li，然后经过长或短的发展过程，以上元素发生原子核的熔合反应，分期分批的合成了其他元素。 1、有谁知道宇宙中最丰富的元素是那一种？
宇宙年龄有多大？地球年龄有多大？
2、你认为[科学史话]中普鲁特的推理是符合逻辑的吗？1、氢元素宇宙中最丰富的元素占88.6%（氦1／8），另外还有90多种元素，宇宙年龄距近约140亿年，地球年龄已有46亿年。2、不符合，科学假设不同于思辨性推测1.古希腊原子论2.道尔顿原子模型(1803年)3.汤姆生原子模型(1904年)4.卢瑟福原子模型(1911年)5.玻尔原子模型(1913年)6.电子云模型(1926年)看课本第一章彩图你能了解人们认识原子模型的发展史吗？1.古希腊原子论古希腊哲学家 原子是最小的、不可分割的物质粒子。原子之间存在着虚空，无数原子从古以来就存在于虚空之中，既不能创生，也不能毁灭，它们在无限的虚空中运动着构成万物。（ Democritus ，约公元前 460 年—前 370 年） 原子2.道尔顿原子模型(1803年) 原子在一切化学变化中不可再分，并保持自己的独特性质；同一元素所有原子的质量、性质都完全相同。不同元素的原子质量和性质各不相同；不同元素化合时，原子以简单整数比结合。 （化学原子论）3.汤姆生原子模型(1904年) 原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电荷，从而形成了中性原子。（“葡萄干布丁”模型）（西瓜模型）4.卢瑟福原子模型(1911年) 原子中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就象行星环绕太阳运转一样。(“行星系式”原子模型)(核式模型)5.玻尔原子模型(1913年) 电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动。(电子分层排布模型)6.电子云模型(1926年)现代物质结构学说，波粒二象性。(量子力学模型)一、开天辟地──原子的诞生1.现代大爆炸宇宙学理论宇宙大爆炸大量氢少量氦极少量锂其他元素原子核的熔合反应约2h后诞生于2.氢是宇宙中最丰富的元素，是所有元素之母。3.所有恒星仍在合成元素，但这些元素都是已知的。4.地球上的元素绝大多数是金属，非金属（包括稀有气体）仅22种。归纳总结1、现代大爆炸理论认为：天然元素源于氢、氦等发生的原子核的融合反应。这与一百多年前，普鲁特运用思辨性推测作出“氢是所有元素之母”的预言，恰好“一致”。下列说法正确的是 （ ）
A、科学研究中若能以思辨性推测为核心，就能加快科学的进程
B、普鲁特“既然氢最轻，它就是其他一切元素之母”的推理是符合逻辑的
C、“一致”是巧合，普鲁特的预言没有科学事实和理论支撑，只是一种猜测
D、“现代大爆炸理论”是解释宇宙诞生的唯一正确的理论C课堂练习复习回忆：原子结构原子：是化学变化中最小的粒子化学反应的实质：是原子的重新组合。一、原子结构原子原子核核外电子(-)质子(+)
中子(不带电）
粒子间的数量关系 原子内部，质子所带正电和电子所带负电电量相等，电性相反。原子整体不显电性。回忆：构成原子的粒子有哪些？它们怎样构成原子的？核电荷数（z）=核内质子数=核外电子数质量数（A） = 质子数（Z） + 中子数（N）离子所带电荷数=质子数–核外电子数思考：当质子数（核电荷数）>核外电子数时，该粒子是阳离子，带正电荷。阴离子，带负电荷。当质子数（核电荷数）<核外电子数时，该粒子是核外电子是怎样排布的？观察1-18号元素的原子结构示意图，讨论为什么原子核外的电子分层运动？ 核外电子排布的一般规律(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2n2个电子。
(3)原子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)。
(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。
2、下列说法正确的是 （ ）
A、某微粒核外电子排布为2、8、8结构，则该微粒一定是氩原子
B、最外层达稳定结构的微粒只能是稀有气体的原子
C、F-、Na+、Mg2+、Al3+是与Ne原子具有相同电子层结构的离子
D、NH4+与H3O+具有相同的质子数和电子数课堂练习CD最多电子数能 层符 号一二四六七2LNOPQ83250……K…………三五M18能 层（电子层）1、定义离 核 距 离能 量 高 低( 近 )( 远 )( 低 )( 高 ) 多电子原子中，同一能级的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶梯。最多电子数能 级21s…………能 级二、能层与能级1.各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数归纳总结1、在每一能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（n代表能层）2、任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。5、以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。3、各能级所在能层的取值ns→n≥1；np→n≥2；nd→n≥3；nf→n≥4；······4、每一能层最多可容纳2n2个电子6.各能层、能级中电子能量的高低⑴同一能层中：⑵不同能层中：E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)＜······E(1s)＜E(2s)＜E(3s)＜E(4s)＜······E(2p)＜E(3p)＜E(4p)＜E(5p)＜······新课标人教版选修三物质结构与性质第一章原子结构与性质
第一节原子结构
（第二课时）K L M N O P Q 电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近的区域内运动?，在多电子的原子核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层。同一能层的电子，能量也可不同，可以把它们分成能级。1s 2s 2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p… 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6… 注:在每一能层中,能级符号的顺序是ns np nd nf….(n代表能层），每一个能层最多可容纳的电子数为2n2个，任一能层的能级数等于该能层的序数。复习回忆复习回忆1、原子核外的电子的每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数间有什么关系？
2、不同的能层分别有多少个能级？与能层的序数间有什么关系？
3、英文字母相同的不同能级中所容纳的电子数是否相同？各能级上所能容纳的电子数分别是多少？
2n2能层序数=能级个数相同.如：1s2 2s2 3s2分别是1、3、5、7的2倍1、以下能级符号正确的是（ ）
A、6s B、2d C、3f D、7p2、若n=3，以下能级符号错误的是（ ）
A．n p B．n f C．n d D．n s 课堂练习ADB3、下列各电子能层中，不包含 d 能级的是 （ ）
A、N能层 B、M能层 C、L能层 D、K能层CD 探究一1、知道了原子核外电子的能层和能级可容纳的最多电子数，是否就可以得出各种原子的电子排布规律呢？
2、钾原子的电子排布为什么不是2、8、9，而是2、8、8、1？阅读课本P6电子填充的先后顺序
（构造原理）1s2s2p3s3p4s3d4p5s
4d5p6s 4f5d6p7s5f6d7p　
……1、构造原理 随原子核电荷数递增，原子核外电子的排布遵循如左图的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理。2.电子排布式Na：1s22s22p63s1能层序数该能级上排布的电子数能级符号KLMFe：1s22s22p63s23p63d64s2KLMN按能层次序书写，按构造原理充入电子。电子填入轨道次序图1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p 能量相近的能级划为一组,称为能级组第一能级组
第二能级组
第三能级组
第四能级组
第五能级组
第六能级组
第七能级组通式：ns······(n-2)f、(n-1)d、np课堂练习
4、写出下列元素基态原子的电子排布式：1、C 2、O 3、Si 4、P5、写出下列元素基态原子的电子排布式：1、21Sc 、25Mn 2、27Co、36Kr 构造原理中排布顺序的实质 ------各能级的能量高低顺序
1)相同能层的不同能级的能量高低顺序 ： ns2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序： 1s<2s<3s<4s；2p<3p<4p; 3d<4d
3) 不同层不同能级可由下面的公式得出:
ns < (n-2)f < (n-1)d < np
(n为能层序数)
3.简化电子排布式如：Na：1s22s22p63s1[Ne]3s1表示钠的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同简化为你能写出8号、14号、26号元素的简化排布式吗？并不是所有基态原子的核外电子都符合构造原理。如：24Cr：1s22s22p63s23p63d54s129Cu：1s22s22p63s23p63d104s1思考与交流 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？洪特规则：半充满、全充满更稳定课堂练习
6、按能量由低到高的顺序排列，正确的一组是（ ）
A．1s、2p、3d、4s B．1s、2s、3s、2p
C．2s、2p、3s、3p D．4p、3d、4s、3pC1、写出1～36号元素的原子核外电子排布式2、写出1～36号元素原子简化核外电子排布式新课标人教版选修三物质结构与性质第一章原子结构与性质
第一节原子结构
（第三课时）复习回忆一、构造原理：
1、不同层不同能级可由下面的公式得出:
ns < (n-2)f < (n-1)d < np (n为能层序数)
2.电子排布式3.简化电子排布式例题解析例1 若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是（ ）
A．该元素基态原子中共有3个电子
B．该元素原子核外有5个电子层
C．该元素原子最外层共有3个电子
D．该元素原子M能层共有8个电子 B 例2 下列有关认识正确的是（ ）
A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7
B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各能层含有的能级数为n—1
D．各能层含有的电子数为2n2A 例3 下列粒子中，电子排布式为1s22s22p63s23p6的有（ ）
A．Sc3+ B．Mg2+ C．Cl- D．Br- 例4 下列化学用语，不能表示氯离子的是（ ）A．Cl-D．1s22s22p63s23p6BAC 例5 构造原理揭示的电子排布能级顺序，实质是各能级能量高低。若以E( nl )表示某能级的能量，以下各式中正确的是（ ）
A．E(4s)＞E(3s)＞E(2s)＞E(1s)
B．E(3d)＞E(4s)＞E(3p)＞E(3s)
C．E(5s)＞E(4f)＞E(4s)＞E(3d)
D．E(5s)＞E(4s)＞E(4f)＞E(3d)AB 学生阅读见课本P7-81、什么是能量最低原理？
2、什么是基态原子、激发态原子？它们如何转化？
3、什么是光谱？光谱分析？
四、能量最低原理、基态与激发态、光谱1、能量最低原理 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。2、基态原子与激发态原子 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。归纳总结3、基态、激发态相互转化与能量的关系基态原子 激发态原子
①光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一；②在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。4、光谱与光谱分析（1）光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或放出不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
（2）光谱分析：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。明暗科学史话基本内容：①“光谱”的提出：牛顿，1672年
②“七基色”：“红、橙、黄、绿、青、蓝、紫”
③1859年，德国科学家本生(R.Bunsem)和基尔霍夫(G.Kirchhoff)发明了光谱仪，摄取了当时已知元素的光谱图
④1913年，丹麦科学家波尔建立了量子力学阅读科学史话：P8~9氢原子的光谱课堂练习1________________________________________________________ ,简称能量最低原理。
_________________________叫做基态原子 1、当基态原子的电子吸收能量后，电子会______________，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_________能量。光（辐射）是电子___________能量的重要形式之一。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 处于最低能量的原子跃迁到较高能级 释放 释放 3、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________光谱或__________光谱，总称_______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________。
吸收 发射 原子 光谱分析思考与交流请分析当H原子处于激发态电子排布式为2P1时，其可形成 条发射光谱。３新课标人教版选修三物质结构与性质第一章原子结构与性质
第一节原子结构
（第四课时）阅读与交流1、什么是电子云？
2、什么是原子轨道？宏观物体的运动特征：可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；
可以描画它们的运动轨迹。微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。
无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。
无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会的多少。核外电子运动的特征核外电子运动状态的描述电子云：描述核外电子运动特征的图象。
电子云中的小黑点：
并不是表示原子核外的一个电子,而是表示电子在此空间出现的机率。
电子云密度大的地方说明电子出现的机会多，而电子云密度小的地方说明电子出现的机会少。 1.电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电的云雾笼罩在原子核周围，所以，人们形象地把它叫做“电子云”五、电子云与原子轨道2. 原子轨道：电子云轮廓图称为原子轨道电子云轮廓图原子轨道与火车运行的轨道有何不同? 原子轨道是指一定能级上的电子,在核外空间运动的一个空间区域.火车的轨道则是火车运行的一个固定路线.问题讨论3. 原子轨道的特点s能级的原子轨道图s能级的原子轨道是球形对称的（原子核位于球心），能层序数n越大（电子能量越大，1s<2s<3s......），原子轨道半径越大。 P能级的原子轨道是纺锤形的,每个p能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分别以px、py、pZ表示。p电子原子轨道的平均半径随n增大而增大。在同一能层中 px、py、pZ的能量相同。P能级的原子轨道P能级的原子轨道 p能级的3个原子轨道px,py,pZ合在一起的情形. 小结：原子轨道的特点1.s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的
2.能层序数n越大，原子轨道的半径越大；
3.不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同；相同能层的同种能级的原子轨道形状相似，半径相同，能量相同，方向不同
4. s能级只有一个原子轨道；p能级有3个原子轨道，互相垂直，可分别以px、py、pz表示，能量相等。如2px、2py、2pz轨道的能量相等。５. 各能级包含的原子轨道数：第二周期元素基态原子的电子排布如下图所示（在图中每个方框代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子）：由图总结：
每个原子轨道里最多只能容纳几个电子？方向如何？
当电子排布在同一能级时，又什么规律？1.每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反（用“↓↑”表示）
——泡利原理
2.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。
——洪特规则归纳总结从元素周期表中查出铜的外围电子排布，它是否符合构造原理。
当一个能级上的电子填充达到全充满，半充满或全空时是一种稳定状态，使得体系的能量较低。
　　　　　－－这就是洪特规则的第二条。思考与交流复习回忆1、电子云中的小黑点的意义？
2、S轨道和P轨道有何不同？
3、电子在排布时必须遵循的规律？并不是表示原子核外的一个电子,而是表示电子在此空间出现的机率1）s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的
2）能层序数n越大，原子轨道的半径越大；
3）s能级只有一个原子轨道；p能级有3个原子轨道，互相垂直，可分别以px、py、pz表示，能量相等。 (1)能量最低原理；
(2)泡利原理；
(3)洪特规则。↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑↑洪特规则泡利原理能量最低原理 分别用轨道表示式、电子排布式表示出下列原子的核外电子排布：
N、P、Ca、Cr、Cu、Fe课堂练习例1、将下列能级按能量由高到低的顺序排列：1S、3P、2P、5d、4S、5f。题型一、构造原理、能级的能量高低比较练习：构造原理揭示的电子排布能级顺序，实质是各能级能量高低。若以E表示某能级的能量，以下各式中正确的是 （ ）
A．E(4s)> E(3s)> E(2s)> E(1s)
B．E(3d)> E(4s)> E(3p)> E(3s)
C．E(5s)> E(4f)> E(4s)> E(3d)
D．E(5s)> E(4s)> E(4f)> E(3d)AB请你通过比较、归纳，分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。 结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各能层上的电子数。
电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。
轨道表示式：能反映各轨道的能量的高低及各轨道上的电子分布情况，自旋方向。 题型二、核外电子排布：电子排布式、轨道表示式例2：已知下列元素原子的外围电子构型为：
3S2、4S2、4S24P1、3S23P3 、3d54S2。它们分别属于第几周期？第几族？最高化合价是多少？题型三、外围电子构型1、下列有关原子轨道的叙述中不正确的（ ）
A.氢原子的2s轨道能量较3p能级低
B.锂原子的2s与5s 轨道皆为球形分布
C.p能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层序数的增加，p能级原子轨道也在增多
D.能层n＝4的原子轨道最多可容纳16个电子课堂练习CD2、基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（ ）

A B C D
C谢谢课件51张PPT。目 录第一课时第二课时第三课时新课标人教版选修三物质结构与性质第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
（第一课时）返回一、元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2 种元素第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素第6周期：32 种元素不完全周期第7周期：26种元素镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素周期序数 = 电子层数（能层数） （横行）视频 族主族：副族：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 第Ⅷ族：稀有气体元素主族序数=最外层电子数=价电子数
=最高正价数（纵行） 零族：共七个主族ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB 共七个副族三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与ⅠB中间 元素周期表的结构：十八纵行七横行
七主七副0和Ⅷ
三长三短一不全
镧系锕系排下边1、在周期表中，把 相同的元素，按
的顺序从左到右排成横行，称之为 ，有 个；在把不同横行中
相同的元素，按 递增的顺序由上而下排成纵行，称之为 ，共有
个纵行， 个族。16个族又可分为
主族、 副族、 Ⅷ族、 0族。能层数原子序数递增周期7最外层电子数能层数族18167个7个1个1个课堂练习2、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( )
A 只有x+1
B 可能是x+8或x+18
C 可能是x+2
D 可能是x+1或x+11或x+25 课堂练习D（1）同一周期元素结构和性质具有一定的递变性；从左到右原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ；
（2）同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；对应氢化物的稳定性逐渐 ；最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐 ；碱性逐渐 ； 二、原子结构和性质周期性变化减小减弱增强减弱减弱增强增强增强增大增强增强增强减弱减弱减弱减弱视频3）同周期元素的主要化合价：
最高正价：+1递增到+7。（氟、氧例外）
负价：-4递增到-1，呈现周期性的变化。最高正价+|负价|=8课堂练习： 3、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是（ ）
Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径
Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸Ｃ4、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为 （ ）
A. H2XO3 B. H3XO4 C. H2XO4 D. HXO4C思考与探究1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观察原子的核外电子排布变化有什么规律？最外层电子排布从1个电子(ns1)到
8个电子(ns2np6)呈周期性变化.结论：随着核电荷数的增加，原子核外电子排布发生周期性的变化。(一)原子的电子排布与周期的划分(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布为______,每一周期的最后一种元素都是 ___________ , 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是__________. 碱金属ns1稀有气体ns2np6(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的______.能层数结论：随着核电荷数的增加，原子核外电子排布发生周期性的变化。一、原子结构与元素周期表50312、你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律？思考与探究32 由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋思考与探究
3、周期表上的“外围电子排布”简称“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。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？不一定相等相等(二)原子的电子排布与族的划分在周期中有18个纵列,除零族元素中He （1s2）与其他稀有气体ns2np6不同外,一般说来,其他每个族序数和价电子数都是相等的.
主族元素：族序数=原子的最外层电子数
=价电子数
副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数
= 价电子数4、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。 其排布式为[Ar]3d54s2，由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素是第四周期ⅦB族。课堂练习4、按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。划分区的依据是什么？ s区、d区、p区分别有几个纵列？区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号思考与探究(三)原子的电子构型和元素的分区S 区元素：最外层构型是ns1和ns2。IA和 IIA族元 素，除H外，其余为活泼金属。p区元素：最外层电子构型从ns2np1~ns2np6的元素。即ⅢA~ⅦA族、零族元素。除H外，所有非金属元素都在p区。 ds区元素:包括ⅠB族和ⅡB族元素，最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素 。f区元素：包括镧系和锕系元素。最外层电子数基本相同，化学性质相似。d区元素:包含第ⅢB族到Ⅷ族元素。最外层电子数皆为1~2个，均为金属元素，性质相似。思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金属(除H外)？
s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2个电子，在反应中易失去，所以都是金属。1. 为什么副族元素又称为过渡元素？2.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？思考：5、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？ 由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4，电子排布式[Kr]4d105s25p4课堂练习属P区1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。 第四周期，ⅦB族。2.试确定32号元素在周期表中的位置。 第四周期，ⅣA族 3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层
电子结构、原子序数。 [Ne]3s23p2，第14号元素课堂小结:1、原子的电子排布与周期的划分2、原子的电子排布与族的划分 主族元素：族序数=原子的最外层电子数
=价电子数 副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的
电子数=价电子数3、原子的电子构型和元素的分区周期序数=能层数5个区：s区、d区、ds区、p区、f区一、原子结构与元素周期表返回返回新课标人教版选修三物质结构与性质第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
（第二课时）返回二、元素周期律元素的性质随（ ）的递增发生周期性的递变，称为元素的周期律。 核电荷数学与问 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？周期表中的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？原子半径（一）原子半径：1、影响因素:2、规律：（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。二、元素周期律原子半径的大小取决于1、电子的能层数
2、核电荷数（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，
原子半径越大。课堂练习1：
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca AI
(2) Na+ Na
(3) Cl- Cl
(4) K+ Ca2+ S2- CI- ><>S2->CI->K+>Ca2+课堂练习2：
具有相同电子层结构的三种微粒An+、Bn-、C
下列分析正确的是（ ）
A.原子序数关系：C>B>A
B.微粒半径关系： Bn-> An+
C.C微粒是稀有气体元素的原子
D. 原子半径关系是：A第二节 原子结构与元素的性质
（第三课时）返回（二）电离能（阅读课本Ｐ18）1、概念 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能量叫做第一电离能。用符号I1表示，单位：kj/mol从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号I2思考与探究：
观察图1-21，总结第一电离能的变化规律：2、元素第一电离能的变化规律：1）同周期：
a、从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；2）同主族的元素自上而下第一电离能逐渐减少。3、电离能的意义：（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）b、第ⅡA元素>ⅢA的元素；第ⅤA元素>ⅥA元素 电离能是衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构学与问：
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而电离能越来越大。看逐级电离能的突变。课堂练习：
1.下列说法正确的是（ ）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.A反常现象最大的是稀有气体的元素：He从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）K〈Na〈Mg课堂练习：2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 (? ? )
A? ns2np3　　　 B? ns2np5　　　C? ns2np4　　　　D? ns2np6C（三）电负性（阅读课本Ｐ18）1、基本概念化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，形象地叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没有单位）鲍林L.Pauling
1901-1994鲍林研究电负性的手搞金 属：＜1.8
类金属：≈1.8
非金属：＞1.8 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度2、变化规律:
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。①电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。3、电负性的意义：②电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。科学探究1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作ⅠA、ⅦA元素的电负性变化图。 科学探究2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。 解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO，
Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。课堂练习：
1.一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3 ③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2
共价化合物（ ）
离子化合物（ ）②③⑤⑥①④1、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2、f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
3、已知在20 0C 1 mol Na失去1 mol电子需吸收650 kJ能量，则其第一电离能为650 kJ/mol。
4、Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
5、气态O原子的电子排布为：
6、?半径：K+>Cl-
7、酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素概念辩析×√××××√×谢谢原子结构
第1课时
教学目标
（一）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
（二）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。
（三）情感、态度和价值观：
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。
课前预习：
1、对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的 ；各能层最多容纳的电子数为 。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的 ；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） 。
2、在同一个原子中，离核越近，n越小的电子层能量 。同一电子层中，各能级的能量按s、p、d、f、……的次序
教学过程
一、开天辟地—原子的诞生
〖复习〗原子核外电子排布规律：
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？
二、能层与能级
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……
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
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 ……
每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……
任一能层，能级数=能层序数
s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍
三、构造原理
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） 见 p6
[案例练习]
1、以下能级符号正确的是（ ）
A. 6s B.2d C.3f D.7p
2、下列能级中轨道数为5的是（ ）
A.s能级 B.p能级 C.d能级 D.f能级
3、比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低
（1）1s,3d (2) 3s,3p,3d (3)2p,3p,4p
4、请根据构造原理，写出下列基态原子的电子排布式
（1）N （2）Ne
（3）29Cu （4）Ca
[课后作业]
1、下列各原子或离子的电子排布式错误的是（ ）
A．Al 1s22s22p63s23p1 B．O2- 1s22s22p6
C．Na+ 1s22s22p6 D．Si 1s22s22p2
2、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）E3S E2S E4S E1S ，（2）E3S E3d E2P E4f 。
3、下列说法正确的是
A．原子的种类由原子核内质子数、中子数决定
B．分子的种类由分子组成决定
C．He代表原子核内有2个质子和3个中子的氦原子
D．O和O原子的核外电子数是前者大
4、根据构造原理写出11、16、35号元素的基态原子的电子排布式
原子结构
第2课时
教学目标：
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
教学重点难点：能量最低原理、基态、激发态、光谱
课前预习：
1、现代物质结构理论原理证实，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，处于最低状态能量的原子叫做 原子。
2、基态原子的核外电子排布要遵循的原则是 、 、 。
3、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原子的 ，总称原子光谱。
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？
提出问题：这些光现象是怎样产生的?
问题探究：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〗
〖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以及光谱的发展。
【案例练习】
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、夜空中的激光
3、当碳原子的核外电子排布由 转变为 时，下列说法正确的是
A．碳原子由基态变为激发态 B．碳原子由激发态变为基态
C．碳原子要从外界环境中吸收能量 D．碳原子要向外界环境释放能量
【课后作业】
1、若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是
A．该元素基态原子中共有3个电子 B．该元素原子核外有5个电子层
C．该元素原子最外层共有3个电子 D．该元素原子M能层共有8个电子
2、某元素的激发态原子的电子排布式为1s2s2p3s3p4s，则该元素基态原子的电子排布式为 ；元素符合为 。
原子结构
第3课时
教学目标：
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
课前预习：
1、电子云： 。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。
2、原子轨道： 。s电子的原子轨道都是 形的，p电子的原子轨道都是 形的，每个p能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以 表示。
3、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，这个规则被称为 。
教学过程
〖练习〗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 。
〖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？
五、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。
电子云：
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。

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。
这个原理称为泡利原理。
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?
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。
【案例练习】
1、有关核外电子运动规律的描述错误的是（ ）
A．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动
B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释
C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动
D．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多
2．基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（ ）
A B C D
3、下面是s能级p能级的原子轨道图，试回答问题：
⑴s电子的原子轨道呈 形，每个s能级有 个原子轨道；p电子的原子轨道呈 形，每个p能级有 个原子轨道。
⑵s电子原子轨道、p电子原子轨道的半径与什么因素有关？是什么关系？
【课后作业】
1、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 。
2、已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式（即电子排布图），其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是（ ）
A B C D
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
教学目标：
（一）知识与技能：
1、使学生了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、使学生知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律。
3、使学生体会原子结构与元素周期律的本质联系。
（二）过程与方法：
运用演绎推理和数据分析掌握电离能和电负性在元素周期表中的变化规律。
（三）情感态度与价值观：
通过电负性电离能的逐步引入，感受科学家们在科学创造中的丰功伟绩，体会量变引起质变，内因是变化的根据的辨证唯物主义思想。
本节知识框架：
?
教学重点难点：
1、电离能、电负性的含义和它们的一般变化规律
2、核外电子排布与元素周期表周期、族的划分
3、元素的电离能、电负性、化合价的关系
教学媒介：多媒体演示
教学素材：
素材1：主族元素原子得失电子能力的变化趋势
素材2、元素的化合价
化合价是元素性质的一种体现。观察思考：为什么钠元素的常见价态为+1价，镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？化合价与原子结构有什么关系？
素材3、第三周期元素的第一电离能变化趋势图
素材4、同主族元素的第一电离能变化示意图
教学方法：诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
教学过程：
教学环节
教学活动
可能出现的情况
设计意图
复习引入
请同学们写出第3周期及VA族元素原子的价电子排布；
请同学们根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律。
学生写的是电子排布式，没有抓住价电子。
巩固第一节的学习内容，并为本节的教学做准备
?
过渡
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
学生思维活跃，什么是电离能、电负性呢？
自己会猜想
调动学生的积极性，明确学习目标。
联想质疑
电离能是元素的一种性质。表中写出了某些元素的第一电离能数值。从已经学过的知识出发，你能推测出电离能描述的是元素的哪种性质吗？你能分析第一电离能的数值和性质的关系吗？
展示：
表
第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
496
738
577
786
1012
999
1256
?表VA族元素的第一电离能的变化
N
P
As
Sb
Bi
1402
1012
947
834
703

?

学生可能会分析出是失电子的能力；也有可能得出是得电子的能力。
对比分析，再次生成强烈的疑惑感，既为下面的进一步分析作了准备，又使他们产生了浓厚的兴趣。
阅读分析课本中内容电离能的定义部分板书
设置问题
1.什么是电离能。
2.符号和表示方法
3.意义
一、电离能及其变化规律
1.定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。
2.符号：I
I1表示第一电离能；I2表示第二电离能
……
3.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能越小，该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度
自我的深度学习，解决问题
?
巩固知识，即时梳理
?
学生会提出疑问：Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg易失去电子，但我们以前学习的金属失电子顺序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更剧烈。
同理：P与S
有同学反驳，条件不一致，一是气态，二是溶液
让学生自己动手查阅资料，形成自己的知识体系，解决刚才生成的疑惑
?
?
?
?
产生新的疑问，为解决问题很好过渡，激发了学习兴趣
让学生爱学
讨论分析学生的质疑
肯定学生的发言，强调分析事物时看好条件是关键。然后请同学们根据这些物质的电子排布式和我们前面学习的电子排布的特殊性来理解
可能会想到洪特指出的电子排布的特殊性，能量相同的原子轨道在全充满（P6或d10）、半充满（如P3或d5）和全空（P0或d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
学生自己动手解决，既学习了新知识，又巩固了已学知识
解疑答惑
强调学生的分析思路是正确的，鼓励学生自己继续探究。强调Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。同理分析：P和S
学生分析P和S, P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较稳定，所以不易失去电子。
提高分析解决问题的能力，激发学舌功能学习兴趣。
交流研讨
观察，请你说明原子的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的角度加以解释。
和前面所学知识对应，找出不同点，讨论分析，还是从全空、半满、全满角度分析特殊性
培养从图表数据中发现规律的呢功能里，调动学习积极性。
必要的总结，注重对知识的强化
通过观察可以发现，对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
实质分析
总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
及时总结，揭示本质。
练习1
填表
?
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???
练习2
2.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（ ）
A、元素原子得电子的难易
B、元素的主要化合价
C、元素原子失电子的难易
D、核外电子是分层排布的
练习3
3.下列元素中，第一电离能最小的是（ ）
A、K B、 Na C、P D、Cl
观察思考
展示素材2，分析讨论钠镁铝的化合价为什么分别+1，+2，+3？
分析素材2，钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突然变高，也就是说，I2〉〉I1。这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不再失去第2个电子。因此，钠元素的常见化合价为+1价。同理分析镁和铝。
培养通过实验数据分析问题的能力。
综合分析
元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布，有着密切的关系。主族元素的最高化合价等于它所在的族的序数，非金属元素的最高正化合价和负化合价的绝对值之和为8（H除外）；稀有气体元素原子的电子层结构为全充满的稳定结构，其原子既不易失去电子，也不易得到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为0；过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为+2-+7。
阅读探究
阅读课本，回答下列问题
1.什么叫电负性？
2.电负性的意义？
3.电负性在元素周期表中的变化规律
4.电负性的用途
阅读教材内容，分析图1-22、1-23讨论得出结论
一种阅读提炼的探究方法，最实用的方法之一。
元素的电负性及其变化规律
二、元素的电负性及其变化规律
1.电负性的定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
2.意义：用于表示原子在化合物中吸引电子的能力，电负性越大，表示该原子在化合物中吸引电子的能力越强。反之，电负性越小，表示该原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
3.变化规律
同一周期，从左到右，元素的电负性递增；同一主族，从上到下，元素的电负性递减。
4.用途
（1）用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性如何。
（2）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负。
电负性大的元素易呈负价，电负性小的元素易呈正价
（3）确定共价键的极性的强弱
两种元素的电负性相差越大，它们之间键的极性就越强
（4）确定化学键的类型
一般的，当两个原子的电负性差值〉1.7时，形成的化学键就是离子键。
?
电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
电负性最大的是F，电负性最小的非放射性元素是Cs。
通常，电负性小于2的元素大部分是金属元素。
电负性越小，金属元素越活泼。电负性越大，非金属元素越活泼。
培养学生归纳总结的能力。
结课
学生归纳本节主要内容
自由问答时间
?
答疑解惑，强化知识
作业
1、结合本节知识及有关数据，分析并解释第三周期元素性质递变的原因。
2、请用图示的方式表述原子结构、元素周期表和元素性质三者的关系。
第一章 原子结构与性质测试题
一、选择题
1．下列粒子中，其K层和L层电子数之和等于M层和N层电子数之和的是（ ）。
A．K+ B．Mg
C．Ca D．S
2．自然界中存在很多放射性原子，这些天然放射性现象的发现说明了（ ）。
A．原子不可以再分
B．原子的核式结构
C．原子核还可以再分
D．原子核由质子和中子构成
3．据新华社2006年10月17日报道，来自俄罗斯和美国的研究人员北京时间今晨宣布，他们用一种人造元素锎去撞击钙元素制造出一种新的元素，该元素的原子序号为118。下列关于该元素的原子说法不正确的是（ ）。
A．核内质子数为118 B．核外电子数为118
C．核电荷数为118 D．质量数为118
4．关于氢原子的电子云示意图的说法，最准确的是（ ）。
A．氢原子核周围的电子多得像云雾一样
B．氢原子的电子云呈平面圆形
C．氢原子的电子云是用照相的方法照出来的
D．氢原子中，离核近的地方单位体积内电子出现的机率大
5．对原子核外电子以及电子的运动，下列描述正确的是（ ）。
①可以测定某一时刻电子所处的位置；②电子质量很小，且带负电荷；③运动的空间范围很小；④高速运动；⑤在固定的运动轨道；⑥电子的质量约为氢离子质量的1/1836
A．①②③ B．②③④⑥
C．③④⑤⑥ D．⑤⑥
6．核外电子层排布的规律之一是“倒数第三层电子数不超过32”，对此规律以下理解正确的是（ ）。
①K层为倒数第三层时，电子数不超过2个；②L层为倒数第三层时，电子数不超过8个；③M层为倒数第三层时，电子数不超过18个；④N层为倒数第三层时，电子数不超过32个
A．只有④ B．①②
C．①④ D．①②③④
7．某元素原子核外电子排布为：L层电子数是K层与M层电子数之和的两倍，则该元素是（ ）。
A．钠 B．镁
C．氖 D．氯
8．在核电荷数为1~20的元素中，原子的最外层电子数等于次外层电子数的有（ ）。
A．1种 B．2种
C．3种 D．4种
9．某元素原子的原子核外有三个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为（ ）。
A．14 B．15
C．16 D．17
10．某金属氧化物的化学式为M2O3，电子总数为50，每个M离子具有10个电子。如果每个氧原子核内有8个中子，M2O3的相对分子质量为102，M核内的中子数是（ ）。
A．10 B．13
C．21 D．14
11．下列说法中正确的是（ ）。
A．原子核外的各个电子层最多容纳的电子数为2n2个
B．原子核外的每个电子层所容纳的电子数都是2n2个
C．原子的最外层有1～2个电子的元素都是金属元素
D．用电子云描述核外电子运动时，小黑点的疏密表示核外电子运动速度的快慢
12．XY2是离子型化合物，X和Y离子的电子层结构都与氖原子相同，则XY2为（ ）。
A．CaCl2 B．K2S
C．CaF2 D．MgF2
13．已知A的核电荷数为n，A2－比B2+电子数多8个，则B的质子数是（ ）。
A．n－4 B．n－6
C．n－8 D．n－10
14．某元素原子核外L层电子数是其他层电子数之和的2倍，则该元素的核电荷数可能为（ ）。
A．6 B．8
C．10 D．16
15．下列微粒中各个电子层电子数未达到2n2的是（ ）。
A．Ne B．Ar C．O2- D．Al3+
16．下列粒子中，其质子数和电子数都跟HS－相同的是（ ）。
A．K+ B．S2－
C．Cl－ D．Ar
17．已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子Xm+和Yn－的核外电子排布相同，则下列关系式中正确的是（ ）。
A．a=b+m+n B．a=b－m+n
C．a=b+m－n D．a=b－m－n
18．当普通水和重水（2H2O）中所含的中子数相等时，普通水和重水的质量比是（ ）。
A．10:9 B．9:8 C．8:9 D．5:4
二、填空题
1． S2－中的质子数是________，中子数是________，核外电子数是________，质量数是________。
2．下列各题中的物质均由核电荷数为1~10的元素组成。请填写其化学式：
(1) 仅由两个原子核和两个电子组成的分子是__________；
(2) 1个最外层有4个电子的原子和两个最外层有6个电子的原子结合的分子是__________；
(3) 1个最外层有5个电子的原子和3个只有1个电子的原子结合的分子是　　　　　；
(4) 由三个最外层是6个电子的原子结合而成的分子是__________。
3．已知A元素的原子M电子层上有6个电子。B元素与A元素的原子核外电子层数相同，B元素的原子最外电子层只有一个电子。
（1）B元素的原子结构示意图为___________。
（2）A、B两元素形成的化合物的名称是_______。
4．在1～18号元素中，某元素R最外层电子数与其电子层数相同，则R元素可能是（写元素符号）__________。
5． A、B两种元素，它们的离子的M层上都有8个电子。A元素原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等；B元素原子的K、L层电子数之和等于M、N层电子数之和，则A为________，B为________(填元素符号)。
6．A、B、C、D四种元素，A单质在B单质中燃烧发出苍白色火焰；C单质跟A、B形成的化合物的水溶液反应生成A单质；C原子与B原子的电子层数相同，且最外层电子数之差为奇数；D原子最外层的电子数为K层电子数的3倍，其单质为淡黄色固体。
(1) 四元素的符号分别是：A：_______，B：_______，C：_______，D：______。
(2) 离子的电子层结构相同的两种元素是__________。
7．有若干克某金属，其各原子核内共有3.5×6.02×1023个中子。同质量的该金属和足量稀硫酸反应共有0.2mol电子发生转移，生成6.02×1022个阳离子，这些阳离子共有3.0×6.02×1023个电子，则该金属的摩尔质量为________，其原子核内有________个质子，_______个中子。
8． A、B、C、D四种微粒的结构示意图（原子结构示意图或离子结构示意图）都为。请你根据以下信息填空。
（1）A微粒是中性原子，一般条件下不与其他元素的原子发生化学反应，该原子的元素符号是 ；
（2）B微粒的氧化性很弱，但是得到一个电子后就成为还原性很强的金属单质，该微粒是 ；
（3）C微粒的还原性很弱，但是失去一个电子后就成为氧化性很强的非金属单质，该微粒是 ；B的单质能够在C单质中发生剧烈燃烧的化学反应，写出该燃烧反应的化学方程式 ；
（4）D微粒可以用D2-表示，则D微粒为 。
三、计算题
有相对原子质量均大于10的A、B两元素形成的两种化合物X和Y，已知等物质的量的X和Y的混合物的密度是相同条件下氢气的18.5倍，其中X和Y的质量比为3∶4.4。经测定X的组成为AB，Y的组成为AnB。试通过计算确定A、B两元素的名称。
第一章 原子结构与性质参考答案
一、选择题：
1．C 2．C 3．D 4．D 5．B 6．D 7．B 8．B 9．A 10．D 11．A 12．D 13．A 14．A 15．B
16．C 提示：HS－中质子数为17，电子数为18。排查A~D项中各粒子的质子数和电子数：K+：19个质子、18个电子；S2－：16个质子、18个电子；Cl－：17个质子、18个电子；Ar：18个质子、18个电子。
17．A 提示：因为Xm+和Yn－具有相同的核外电子排布，即电子层结构相同，所以Xm+和Yn－具有相等的核外电子数，Xm+的核外电子数等于a－m, Yn－的核外电子数等于b+n，则：a－m=b+n，即a=b+m+n。
18．B
二、填空题：
1．16、18、18、34
2．(1)H2 (2)CO2 (3)NH3 (4)O3
3．（1） （2）硫化钠
4．H、Be、Al
5．硫、钙
6．(1)H、Cl、Mg、S (2)Cl与S
7．65g/mol、30、35
提示：该若干克金属，其核内有3.5mol中子，与硫酸反应生成0.1mol阳离子，失去0.2 mol电子，说明该金属为+2价。在0.1 mol二价阳离子中含有3.5 mol中子、3.0 mol电子，则该金属原子中有质子30、中子35，故该金属的摩尔质量为65g/mol。
8．（1）Ar （2）K+ （3）Cl-，2K+Cl2 2KCl （4）S2-
三、计算题：
1．A为氮，B为氧。
提示：由题意知，等物质的量的X和Y的混合物的平均相对分子质量为18.5×2=37，即=37。因为X和Y的质量比为3∶4.4，又因为二者等物质的量，所以=。联立解得：M（X)=30 M(Y)=44。
因为A、B两元素的相对原子质量均大于10，X的组成为AB，且由计算所知其相对分子质量为30，可推得X为一氧化氮。同理，由Y的组成为AnB，相对分子质量为44，可推知Y为一氧化二氮。
课件39张PPT。第二章
分子结构与性质复习回忆 分子中相邻原子之间是靠什么
作用而结合在一起？复习回忆什么是化学键？
什么是离子键？
什么是共价键？化学键：分子中相邻原子之间强烈的相互作用。
离子键：阴、阳离子之间通过静电作用形成的
化学键。
共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键。第一节
共价键学与问 你能用电子式表示H2、HCl、Cl2
分子的形成过程吗？ 为什么不可能有H3、H2Cl、Cl3
分子的形成？一、共价键1、共价键具有饱和性按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未
成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键，
这就共价键的“饱和性”。H 原子、Cl原子都只有一
个未成对电子，因而只能形成H2、HCl、Cl2分子，
不能形成H3、H2Cl、Cl3分子价键理论的要点1.电子配对原理2.最大重叠原理两原子各自提供1个自旋方向相反的电子彼此配对。两个原子轨道重叠部分越大，两核间电子的概率密度越大，形成的共价键越牢固，分子越稳定。电子云在两个原子核间重叠，意味着电子出现在核间的概率增大，电子带负电，因而可以形象的说，核间电子好比在核间架起一座带负电的桥梁，把带正电的两个原子核“黏结”在一起了。2、共价键的形成(a). s-s σ键的形成(1). σ键的形成(b). s-p σ键的形成(c)、p-p σ键的形成σ键：“头顶头”Xs—sXpx—sXpx—px轴对称形成σ键的电子
称为σ电子。(2).π键的形成 π键：“肩并肩”XZZpZ—pZ形成π键的电子称为π电子。镜像对称由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键
总称价键轨道价键轨道小 结沿轴方向“头碰头”平行方向“肩并肩”轴对称镜像对称强度大，不易断裂强度较小，易断裂共价单键是σ键，共价双键中一个是 σ键，另一个是π键，共价三键中一个是σ键，另两个为π键。科学探究1.已知氮分子的共价键是三键，你能模仿图2-1、图2-2、图2-3，通过画图来描述吗？（提示：氮原子各自用三个p轨道分别跟另一个氮原子形成一个σ键和两个π键。2.钠和氯通过得失电子同样也是形成电子对，为什么这对电子不被钠原子和氯原子共用形成共价键而形成离子键呢？你能从原子的电负性差别来理解吗？讨论后请填写表2-2：0.9 3.02.1 3.02.5 3.52.10.91.0离子共价3.乙烷、乙烯和乙炔分子中的共价键分别有几个σ键和几个π键组成？乙烷分子中由7个σ键组成；乙烯分子中由5个σ键和1个π键组成；乙烯分子中由3个σ键和2个π键组成。 第一节 共价键
一、共价键
1、σ键：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，
共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称。如H-H键。
类型：s—sσ、s—pσ、p—pσ等。
2、π键：由两个原子的p电子“肩并肩”重叠形成。特点：
特点：肩并肩、两块组成、镜像对称、容易断裂。
3、由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键总称价键轨道。
4、判断共价键类型规律：
共价单键是σ键；而共价双键中有一个σ键，另一个是π键；
共价三键由一个σ键和两个π键组成小结练习1、下列说法正确的是（ ）
　　A、含有共价键的化合物一定是共价化合物
　　B、分子中只有共价键的化合物一定是共价化合物
　　C、由共价键形成的分子一定是共价化合物
　　D、只有非金属原子间才能形成共价键
2、氮分子中的化学键是 （ ）
A、3个σ键 B、1个σ键，2个π键 C、个π键 D、个σ键，1个π键 B B练习3、下列说法中正确的是（ ）A、p轨道之间以“肩并肩”重叠可形成σ键
B、p轨道之间以“头对头”重叠可形成π键
C、s和p轨道以“头对头”重叠可形成σ键
D、共价键是两个原子轨道以“头对头”重叠形成的C4、在氯化氢分子中，形成共价键的原子轨道是（ ）A、 氯原子的2p轨道和氢原子的1s轨道
B、 氯原子的2p轨道和氢原子的2p轨道
C、氯原子的3p轨道和氢原子的1s轨道
D、氯原子的3p轨道和氢原子的3p轨道C 73第二章 分子结构与性质第一节 共价键
第二课时
1、键能：
气态基态原子形成l mol化学键释放的最低能量。通常取正值。
单位：kJ/mol
如，形成l mol H—H键释放的最低能量为436.0 kJ，则 H—H键能为436.0 kJ/mol
形成1 molN≡N键释放的最低能量为946 kJ
则 N≡N键能为946 kJ/mol二、键参数:键能、键长、键角 某些共价键的键能[观察分析]键能大小与化学键稳定性的关系？键能越大，化学键越稳定某些共价键键长2、键长：形成共价键的两个原子之间的核间距1pm=10－12 m[观察分析]键长与键能的关系？键长越短，键能越大，共价键越稳定。3、键角：两个共价键之间的夹角称为键角。分子的形状有共价键之间的夹角决定如：三原子分子CO2的结构式为O＝C＝O，它的键角为180°，是一种直线形分子；如，三原子分子H20的H—O—H键角为105°，是一种 V形分子。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。键角是描述分子立体结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。共价半径：相同原子的共价键键长的一半称为共价半径。1、试利用表2—l的数据进行计算，1 mo1 H2分别跟l mol Cl2、l mol Br2(蒸气)反应，分别形成2 mo1 HCl分子和2 mol HBr分子，哪一个反应释放的能量更多?如何用计算的结果说明氯化氢分子和溴化氢分子哪个更容易发生热分解生成相应的单质？
2．N2、O2、F2跟H2的反应能力依次增强，从键能的角度应如何理解这一化学事实?
3．通过上述例子，你认为键长、键能对分子的化学性质有什么影响？
思考与交流1、形成2 mo1 HCl释放能量：2×431.8 kJ －(436.0 kJ+242.7 kJ)= 184.9 kJ
形成2 mo1 HBr释放能量：2×366 kJ －(436.0 kJ+193.7 kJ)= 102.97 kJ
HCl释放能量比HBr释放能量多,因而生成的HCl更稳定,即HBr更容易发生热分解生成相应的单质.
2、键能大小是：F-H>O-H>N-H
3、键长越长，键能越小，键越易断裂，化学性质越活泼。
汇报 CO分子和N2分子的某些性质
等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质是相近的 科学视野： 用质谱仪测定分子结构
现代化学常利用质谱仪测定分子的结构。它的基本原理是在质谱仪中使分子失去电子变成带正电荷的分子离子和碎片离子等粒子。由于生成的分子离子、碎片离子具有不同的相对质量，它们在高压电场加速后，通过狭缝进入磁场分析器得到分离，在记录仪上呈现一系列峰，化学家对这些峰进行系统分析，便可得知样品分子的结构。例如，图2—7的纵坐标是相对丰度(与粒子的浓度成正比)，横坐标是粒子的质量与电荷之比(m/e)，简称质荷比。化学家通过分析得知，m/e＝92的峰是甲苯分子的正离子(C6H5CH3＋)，m/e＝91的峰是丢失一个氢原子的的C6H5CH2＋，m/e＝65的峰是分子碎片……因此，化学家便可推测被测物是甲苯。质谱仪测定分子结构 例题:
2002年诺贝尔化学奖表彰的是在“看清”生物大分子真面目方面的科技成果，一项是美国科学家约翰·芬恩与日本科学家田中耕一“发明了对生物大分子的质谱分析法”；另一项是瑞士科学家库尔特·维特里希“发明了利用核磁共振技术测定溶液中生物大分子三维结构的方法”。质子核磁共振（PMR）是研究有机物结构的有力手段之一，在所有研究的化合物分子中，每一结构中的等性氢原子在PMR中都给出了相应的峰（信号），谱中峰的强度与结构中的等性H原子个成正比。例如乙醛的结构简式为CH3—CHO，在PMR中有两个信号，其强度之比为3:1。（1）结构式为 的有机物，在PMR谱上
观察峰给出的强度之比为 ；
（2）某含氧有机物，它的相对分子质量为46.0，碳的质量分数为52.2%，氢的质量分数为13.0%，PMR中只有一个信号，请写出其结构简式 。
（3）实践中可根据PMR谱上观察到氢原子给出的峰值情况，确定有机物的结构。如分子式为C3H6O2的链状有机物，有PMR谱上峰给出的稳定强度仅有四种，其对应的全部结构，它们分别为：①3∶3 ②3∶2∶1 ③3∶1∶1∶1 ④2∶2∶1∶1，请分别推断出结构简式：
① ② ③ ④ （1）2：2：2：2：2或者1：1：1：1：1
（2）CH3OCH3
（3）①CH3COOCH3 ②CH3CH2COOH
③CH3CH(OH)CHO ④HOCH2CH2CHO
参考答案：谢谢课件27张PPT。第三节 分子的性质一、键的极性和分子的极性极性键与非极性键
（1）何谓共价键？
（2）何谓电负性？
（3）分别以H2、HCl为例，探究电负性对共价键有何影响？练习与巩固1．含有非极性键的离子化合物是?? (???? )
　 A.?NaOH B?.Na2O2?　　
C. NaCl　　 D?.NH4Cl
2．下列元素间形成的共价键中，极性最强的是? (???? )
　 A.F―F 　　 B.H―F　　
C.H―Cl　 D.H―O极性分子与非极性分子
（1）由非极性键构成的分子，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？
（2）以HCl和CH4为例，分析：由极性键形成的分子，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？
（3）常见的极性分子和非极性分子有哪些？如何简单判断？思考与交流用价层电子对互斥模型画出分子的立体结构模型总结完成下表总结：键的极性与分子极性的关系 A、都是由非极性键构成的分子一定是非极性分子。
B、极性键结合形成的双原子分子一定为极 性分子。
C、极性键结合形成的多原子分子，可能为 非极性分子，也可能为极性分子。
D、多原子分子的极性，应有键的极性和分子的空间构型共同来决定。二、范德华力及其对物质性质的影响（1）气体在加压或降温时为什么会变为液体或固体？
（2）仔细观察书中表2-4，结合分子结构的特点和数据，能得出什么结论？
（3）怎样解释卤素单质从F2-I2熔、沸点越来越高？对范德华力的理解①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。
②分子间作用力只存在于由分子构成的物质之间，离子化合物、圆子化合物、金属之间不存在范德华力。
③分子间作用力范围很小，即分子充分接近时才有相互间的作用力。
④分子的大小、分子的极性对范德华力有显著影响。结构相似的分子，相对分子质量越大范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。拓展与应用为什么常温下Cl2为气态，而Br2为液态，I2为固态？
已知在常温常压下，氧气在水中的溶解度比氮气大，试推测其原因？三、氢键及其对物质性质的影响氢键的本质
氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H原子还能够跟另外一个电负性大的原子Y之间产生静电引力的作用，成为氢键，表示为：X-H…Y（X、Y为N、O、F）。
氢键的特征
氢键既有方向性（X-H…Y尽可能在同一条直线上），又有饱和性（X-H只能和一个Y原子结合）。
氢键的大小，介于化学键与范德华力之间，不属于化学键。但也有键长、键能。氢键的存在
氢键可分为分子间氢键和分子内氢键两大类。
一个分子中的X-H与另一个分子的Y结合而成的氢键成为分子间氢键。如：水分子之间、甲酸分子之间，以及氨分子与水分子之间等。一般成直线型。
在某些分子里，如：邻羟基苯甲醛分子中，O-H与相邻的醛基中的O形成的氢键在分子内部，故称分子内氢键。不能在一条直线上。氢键的形成对化合物性质的影响（1）对沸点和熔点的影响
分子间氢键使物质熔、沸点升高。而分子内氢键使物质的沸点和熔点降低。
（2）对溶解度的影响
极性溶剂里，溶质分子与溶剂分子间的氢键使溶质溶解度增大，而当溶质分子形成分子间氢键使恰好相反。 应用与拓展为什么NH3极易溶于水？
冰的硬度比一般固体共价化合物大，为什么？
课后习题5？
1．准备两个烧杯，分别在两个烧杯中注入水和四氯化碳。 2．分别在两个烧杯中加入少量的蔗糖，轻轻地用玻棒搅拌，观察这两个培养皿中的蔗糖，有何变化。
3．同样地，在另外两个烧杯中注入水和四氯化碳。分别加入少量的碘，轻轻地用玻棒搅拌，观察这两个烧杯中的碘有何变化。 四、溶解性探究实验：现象？结论？相似相溶原理　 “凡是分子结构相似的物质，都是易于互相溶解的。”这是从大量事实总结出来的一条规律，叫做相似相溶原理。由于分子的极性是否相似对溶解性影响很大，所以，相似相溶原理又可以理解为“极性分子易溶于极性溶剂中，非极性分子易溶于非极性溶剂中。”例如：CCl4是非极性分子，作为溶剂它就是非极性溶剂；而H2O是极性分子，所以它是极性溶剂。Br2、I2等都是非极性分子，所以易溶于CCl4、苯等非极性溶剂，而在水这一极性溶剂中溶解度就很小。相反，盐类(NaCl等)这些离子化合物可看做是极性最强的，它们就易溶于水而不溶于CCl4、苯等非极性溶剂。HCl、H2SO4是强极性分手，易溶于水而难溶于CCl4。利用相似相溶原理，有助于我们判断物质在不同溶剂中的溶解性。 结论：影响溶解度的因素（1）内因：相似相溶原理
（2）外因：影响固体溶解度的主要因素是温度；影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。
（3）其他因素：
A、如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键越强，溶解性越好。如：NH3。
B、溶质与水发生反应时可增大其溶解度，如：SO2。思考与交流五、手性观察一下两组图片，有何特征？一对分子，组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间无论如何旋转不能重叠，这对分子互称手性异构体。有手性异构体的分子称为手性分子。中心原子成为手性原子。例如:乳酸分子CH3CHOHCOOH有以下两种异构体： ??? 六、无机含氧酸分子的酸性 把含氧酸的化学式写成(HO)mROn，
就能根据n值判断常见含氧酸的强弱。
n＝0，极弱酸，如硼酸（H3BO3）。
n＝1，弱酸，如亚硫酸（H2SO3）。
n＝2，强酸，如硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）。
n＝3，极强酸，如高氯酸（HClO4）。无机含氧酸强度的变化本质 含氧酸的强度取决于中心原子的电负性、原子半径、氧化数。
当中心原子的电负性大、原子半径小、氧化数高时，使O-H键减弱，酸性增强。H2SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 HClO HClO3 HClO4HClO HBrO HIO练习：比较下列含氧酸酸性的强弱 同周期的含氧酸，自左至右，随中心原子原子序数增大 ，酸性增强。 同一族的含氧酸，自上而下，随中心原子原子序数增大 ，酸性减弱。 同一元素不同价态的含氧酸酸性高价强于低价 。无机含氧酸强度的变化规律无氧酸的酸性强弱变化规律 若用通式R-H表示无氧酸，则其酸性的强弱主要取决于R的电负性。
如果R原子电负性大，对氢原子的束缚力强，则其酸性弱。
如果R原子的电负性小，对氢原子的束缚力弱，则其酸性就强。练习：比较下列物质的酸性强弱，有何结论？
（1）CH4、NH3、H2O、HF
（2）HF、HCl、HBr、HI学英语报社
http://lihua.enteach.net谢谢课件25张PPT。第二节 分子的立体结构第二课时碳原子:为了解决这一矛盾，鲍林提出了杂化轨道理论杂化轨道理论杂化：原子内部能量相近的原子轨道，在外界条件影响下重新组合的过程叫原子轨道的杂化
杂化轨道：原子轨道组合杂化后形成的一组新轨道
杂化轨道类型：sp、sp2、sp3、sp3d
杂化结果：重新分配能量和空间方向，组成数目相等成键能力更强的原子轨道
杂化轨道用于形成σ键和容纳孤对电子学习价层电子互斥理论知道: NH3和H2O的模型和甲烷分子一样,也是正四面体的,因此它们的中心原子也是sp3杂化的.不同的是NH3和H2O的中心原子的4个杂化轨道分别用于σ键和孤对电子对，这样的4个杂化轨道显然有差别 除sp3杂化轨道外，还有sp杂化轨道和sp2杂化轨道。sp杂化轨道由1个s轨道和1个p轨道杂化而得；sp2杂化轨道由1个s轨道和2个p轨道杂化而得，碳的sp杂化轨道sp杂化：夹角为180°的直线形杂化轨道。乙炔的成键sp2 杂化sp2 杂化轨道间的夹角是120度，分子的几何构型为平面正三角形例：BF3分子形成Cl碳的sp2杂化轨道sp2杂化：三个夹角为120°的平面三角形杂化轨道。
已知：杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤对电子中心原子孤对电子对数＋中心原子结合的原子数练习：在学习价层电子对互斥模型和杂化轨道理论的基础上描述化合物中每个化学键是怎样形成的？C原子发生sp杂化生成了两个sp轨道分别与两个O原子的一个p轨道形成两个σ键； C原子剩余的两个p轨道分别与两个O原子剩余的1个p轨道形成两个π键。2 ．H2OO原子发生sp3杂化生成了四个sp3杂化轨道，其中的两个分别与两个H原子的s轨道形成两个σ键； O原子剩余的两个sp3杂化轨道分别被两对孤对电子占据。探究练习
1、写出HCN分子和CH2O分子的路易斯结构式。
2．用VSEPR模型对HCN分子和CH2O分子的立体结构进行预测(用立体结构模型表示)
3．写出HCN分子和CH2O分子的中心原子的杂化类型。
4．分析HCN分子和CH2O分子中的π键。乙炔的成键C2H4(sp2杂化）大π 键 C6H6
C6H6的大π键（离域键） 作业：1、整理学案。
2、完成课后习题谢谢课件18张PPT。第三课时第二节 分子的立体结构例题一：下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 ( )
A．CO2与SO2 B．CH4与NH3
C．BeCl2与BF3 D．C2H2与C2H4例题二：对SO2与CO2说法正确的是( )
A．都是直线形结构
B．中心原子都采取sp杂化轨道
C． S原子和C原子上都没有孤对电子
D． SO2为V形结构， CO2为直线形结构例题三：写出下列分子的路易斯结构式(是用短线表示键合电子,小黑点表示未键合的价电子的结构式)并指出中心原子可能采用的杂化轨道类型，并预测分子的几何构型。 (1)PCl3 (2)BCl3 (3)CS2 (4) C12O天蓝色天蓝色天蓝色无色无色无色思考：前三种溶液呈天蓝色大概与什么物质有关？依据是什么？★配位化合物，简称配合物，通常是由中心离子（或原子） 与配位体(某些分子或阴离子) 以配位键的形式结合而成的复杂离子或分子。实验2-2 已知氢氧化铜与足量氨水反应后溶解是因为生成[Cu(NH3)4]2+ ，其结构简式为：
试写出实验中发生的两个反应的离子方程式？Cu 2+ +2NH3 .H2O Cu(OH)2↓+2 NH4 + Cu(OH)2 + 4NH3 . H2O [Cu(NH3) 4]2+ +2OH-+4H2O蓝色沉淀深蓝色溶液由于该离子的颜色极似血液，常被用于电影特技和魔术表演。练习书写：
向硝酸银溶液中逐滴滴加氨水的离子方程式配合物理论简介一、配合物的组成
1. 中心离子或原子(也称形成体) 有空轨道 主要是一些过渡金属，如铁、钴、镍、铜、银、金、铂等金属元素的离子； 或是具有高氧化数的非金属元素，硼、硅、磷等，如Na[BF4] 中的B(Ⅲ)、K2[SiF6]中的Si(Ⅳ)和NH4[PF6]中的P(Ⅴ)； 或是不带电荷的中性原子，如[Ni(CO)4], [Fe(CO)5]中的Ni, Fe都是中性原子； 碱金属、碱土金属等可作为螯合物的形成体。 [Cu(NH3)4]SO4中，NH3是配位体，N为配位原子。2. 配位体和配位原子 有孤对电子a. 单齿配位体(一个配位体中只有一个配位原子)
含氮配位体 NH3 , NCS - ;含硫配位体 SCN- ;
含卤素配位体 F- , Cl- , Br- , I- ; 含碳配位体 CN- , CO
含氧配位体 H2O, OH- ，羧酸，醇，醚等
b. 多齿配位体(有两个或两个以上的配位原子)
乙二胺 NH2一CH2一CH2一NH2 简写为en，
乙二胺四乙酸根（EDTA）等。 3．配位数
与中心离子直接以配位键结合的配位原子个数。例：[AlF6]3- 配位数6 、 [Cu(NH3)4]SO4 配位数4 、
[Co(NH3)2(en)2](NO3)3 配位数6 *中心离子的电荷越多，对配位体的吸引力越强，越有利于形成配位数较高的配合物。 常见的配位数与中心离子的电荷数有如下的关系：
中心离子的电荷：+1 +2 +3 +4
常见的配位数： 2 4(或6) 6(或4) 6(或8)*中心离子半径越大，其周围可容纳配体就越多，
配位数越大。[AlF6]3-、[AlCl4]-、[BF4]-、[AgI2]-、[AgI4]2-
从这些配离子你看出配位数有什么规律？ 提问： 4. 配离子的电荷配离子的电荷等于中心离子电荷与配位体总电荷的代数和。 如 K2[PtCl4] 8.1.2 配位化合物的命名配位数—配位体名称—合—中心离子(用罗马数字表示氧化数)，
用二、三、四等数字表示配位体数。不同配位名称之间用圆点“·”分开。 阴离子次序为：简单离子——复杂离子——有机酸根离子。
中性分子次序为：NH3—H2O—有机分子。 1．配位阴离子配合物--配位阴离子“酸”外界 2．配位阳离子配合物—— “某化某”或“某酸某” 3．中性配合物K2[SiF6] 六氟合硅(Ⅳ)酸钾
K[PtCl5(NH3)] 五氯·一氨合铂(Ⅳ)酸钾[Co(NH3)6]Br3 三溴化六氨合钴(Ⅲ)
[Co(NH3)2(en)2](NO3)3 硝酸二氨·二(乙二胺)合钴(Ⅲ)[PtCl2(NH3)2] 二氯·二氨合铂(Ⅱ)
[Ni(CO)4] 四羰基合镍(0) 配合物的盐与复盐的比较 复盐, 能电离出两种或两种以上阳离子的盐如明矾 KAl(SO4)2·12H2O、光卤石 KCl · MgCl2· 6H2O等，仅在固态时稳定存在，一旦溶于水，几乎全部解离成各组分离子：
KAl(SO4)2·12H2O (溶于水) → K+ +Al3++ 2SO42- +12H2O
KCl · MgCl2 · 6H2O (溶于水) → K+ +Mg2+ + 3Cl- + 6H2O 配合物盐，是在配合物的溶液或晶体中，十分明确地存在着 含有配位键的、能独立存在的复杂组成的离子：
[Cu(NH3)4]SO4·H2O → [Cu(NH3)4]2+ + SO42- + H2O形成配合物时性质的改变1、颜色的改变
Fe3+ + nNCS- == [Fe(NCS)n](n-3)-2、溶解度的改变：
AgCl ＋ HCl ＝[AgCl2]- + H+
AgCl + 2NH3 == [Ag(NH3)2]+ + Cl-
Au + HNO3 + 4HCl == H[AuCl4] + NO + 2H2O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O 例题一：下列分子或离子中都存在着配位键的是 ( )
A．NH3、H2O B．NH4 + 、H3O+
C．N2、HClO D． [Cu(NH3) 4]2+ 、PCl3B 练习：例题二：下列各种说法中错误的是（ ）
A、形成配位键的条件是一方有空轨道一方有孤对电子。
B、配位键是一种特殊的共价键。
C、配位化合物中的配体可以是分子也可以是阴离子。
D、共价键的形成条件是成键原子必须有未成对电子。D谢谢课件23张PPT。第二节
分子的立体结构
（第一课时）一、形形色色的分子O2HClH2OCO2C2H2CH2OCOCl2NH3P4CH4CH3CH2OHCH3COOHC6H6C8H8CH3OHC60C20C40C70三原子分子立体结构：有直线形CO2、CS2等，V形如H2O、SO2等。例如:四原子分子立体结构：平面三角形：如甲醛(CH2O)分子等，三角锥形：如氨分子等。五原子分子立体结构：正四面体形如甲烷、(P4)等。 肉眼不能看到分子，那么，科学家是怎样知道分子的形状的呢?早年的科学家主要靠对物质的宏观性质进行系统总结得出规律后进行推测，如今，科学家已经创造了许许多多测定分子结构的现代仪器，红外光谱就是其中的一种。
分子中的原子不是固定不动的，而是不断地振动着的。所谓分子立体结构其实只是分子中的原子处于平衡位置时的模型。当一束红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到图谱上呈现吸收峰。通过计算机模拟，可以得知各吸收峰是由哪一个化学键、哪种振动方式引起的，综合这些信息，可分析出分子的立体结构。
科学视野—分子的立体结构是怎样测定的？测分子体结构：红外光谱仪→吸收峰→分析。思考： 同为三原子分子，CO2 和 H2O 分子的空间结构却不同，什么原因？ 同为四原子分子，CH2O与 NH3 分子的的空间结构也不同，什么原因？探究与讨论：1、写出H、C、N、O等原子的电子式：1234 2、写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子的电子式、结构式及分子的空间结构：O=C=OH-O-H无有有无无直线形V 形三角
锥 形 平面
三角形 正
四面体★价层电子对互斥模型(VSEPR模型)是一种可以用来预测分子立体结构的理论模型，总的原则是分子的中心原子上孤对电子对与成键电子对之间的排斥力最小（注意：分子中的双键、叁键等多重键要作为一对电子看待）。 这种理论把分子分为两类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，这种分子中，中心原子周围的原子数决定着分子的立体结构。 如HCN的空间结构为直线形；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)的分子，由于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。所以H2O的空间结构为V形。一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，这种分子中，中心原子周围的原子数决定着分子的立体结构。如CO2、CH2O、CH4等分子中的碳原子，它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测，概括如下：
ABn 立体结构 范例
n=2 直线型 CO2
n=3 平面三角形CH2O
n=4 正四面体型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。例如，H2O和NH3的中心原子工分别有2对和l对孤对电子，跟中心原子周围的σ键加起来都是4，它们相互排斥，形成四面体，因而H2O分子呈V形，NH3分子呈三角锥形。直线形平面三角形正四面体V 形三角锥形小结:价层电子对互斥模型2342300021代表物思考并填写下列表格：电子式结构式中心原子结
合的原子数中心原子孤
对电子对数CO2CH2OCH4H2ONH3VR
模型立体结构应用反馈:0120100022233444直线形 V 形V 型平面三角形三角锥形四面体正四面体正四面体SO42－04正四面体一．1994年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧作出特殊贡献的化学家。O3能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。O3分子的结构如右图：呈V型，键角116.5o。三个原子以一个O原子为中心，与另外两个O原子分别构成一个非极性共价键；中间O原子提供2个电子，旁边两个O原子各提供1个电子，构成一个特殊的化学键（虚线内部分）——三个O原子均等地享有这4个电子。请回答：
1．臭氧与氧气的关系是
练习2．下列物质的分子与O3分子的结构最相似的是
a、 H2O b、 CO2 c、 SO2 d、 BeCl2
3．分子中某1原子有1对没有跟其它原子共用电
子叫孤对电子，那么O3分子有 对孤对电子
4．O3分子是否为极性分子 （是or否）参考答案
1．同素异形体，因为氧气和臭氧是同一元素形成的不同的单质。
2．C 3．5 4．是
再见!课后作业:
课本第46页 1题第二章 分子结构与性质
第一节 共价键
第一课时
教学目标：
1、复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。
2、知道共价键的主要类型δ键和π键。
3、说出δ键和π键的明显差别和一般规律。
教学重点、难点：
δ键和∏键的概念
教学过程：
[复习引入]
NaCl、HCl的形成过程

[设问]
前面学习了电子云和轨道理论，那么，如何用电子云和轨道理论进一步理解共价键呢？
例：H2的形成
[讲解、小结]
[板书]
δ键：（以“头碰头”重叠形式）
a、特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键的图形不变，轴对称图形。
b、种类：S-Sδ键 S-Pδ键 P-Pδ键
[过渡]
P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键
[板书]
π键
[讲解]

a.特征：每个π键的电子云有两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。
δ键和π键比较
①重叠方式 δ键：头碰头 π键：肩并肩
②δ键比π键的强度较大
③成键电子： δ键 S-S S-P P-P π键 P-P
④δ键成单键 π键成双键、叁键（双键中含有一个δ键和一个π键，叁键中含有一个δ键和两个π键）
４．共价键的特征
饱和性、方向性
[练习]
1．下列关于化学键的说法不正确的是
A．化学键是一种作用力
B．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力
C．化学键存在于分子内部
D．化学键存在于分子之间
2．对δ键的认识不正确的是
A．δ键不属于共价键，是另一种化学键
B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同
C．分子中含有共价键，则至少含有一个δ键
D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同
3．下列物质中，属于共价化合物的是
A．I2 B．BaCl2 C．H2SO4 D．NaOH
4．下列化合物中，属于离子化合物的是
A．KNO3 B．BeCl2 C．KO2 D．H2O2
5．写出下列物质的电子式。
H2、N2、HCl、H2O
６．用电子式表示下列化合物的形成过程
　HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2
第二课时
教学目标：
1、认识键能、键长、键角等键参数的概念
2、能用键参数――键能、键长、键角说明简单分子的某些性质
3、知道等电子原理，结合实例说明“等电子原理的应用”
教学难点、重点：
键参数的概念，等电子原理
教学过程：
创设问题情境
N2与H2在常温下很难反应，必须在高温下才能发生反应，而F2与H2在冷暗处就能发生化学反应，为什么？
学生讨论
小结：引入键能的定义
板书
二、键参数
１、键能
①概念：气态基态原子形成１mol化学键所释放出的最低能量。
②单位：kＪ／mol
［生阅读书33页，表2-1］
问 ：键能大小与键的强度有何关系？
（键能越大，化学键越稳定，越不易断裂）
　　问：　键能大小与形成化学键时的能量变化的关系？
（键能越大，形成化学键放出的能量越大）
③键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定。
［过渡］
２、键长
①概念：形成共价键的两原子间的核间距
②单位：pm（１pm＝10-12m）
③键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定
［设问］
多原子分子的形状如何？就必须要了解多原子分子中两共价键之间的夹角。
3、键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。
例如：CO2 结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０°，为直线形分子。
　 H2O　键角１０５°Ｖ形
CH4　键角１０９°２８′正四面体
［小结］
键能、键长、键角是共价键的三个参数
键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型。
［板书］
三、等电子原理
１、等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒。
如：CO和N2，CH4和NH4+
２、等电子体性质相似
［阅读课本表２－３］
［小结］
师与生共同总结本节课内容。
［练习］
1、下列说法中，错误的是
Ａ．键长越长，化学键越牢固
Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固
Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定
Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键
2、能够用键能解释的是
Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定
Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体
Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应
Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发
3、与NO3-互为等电子体的是
Ａ．SO3　Ｂ．BF3　　Ｃ．CH4　Ｄ．NO2
4、根据等电子原理，下列分子或离子与SO42-有相似结构的是
A．PCl5　 B．CCl4　 C．NF3　 D．N2
5、根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化：
N2（g）+3H2（g）====2NH3（g）；△H=
2H2（g）+O2（g）===2H2O（g）；△H=
第三节 分子的性质
教学目标：
1．结合实例说明化学键和分子间作用力的区别。
2．举例说明分子间作用力对物质的状态、稳定性等方面的影响。
3.?列举含有氢键的物质，知道分子间氢键、分子内氢键对物质性质的不同影响。
4.了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。
5.在理论分析和实验探究过程中学习辩证唯物主义的方法论，逐步形成科学的价值观。
教学重点、难点：分子间作用力对物质的状态、稳定性等方面的影响。
探究建议：
①讨论：卤素单质、卤化氢熔沸点变化有什么规律？
②收集有关“相似相溶”规则应用的具体资料。
③查阅邻羟基苯甲酸、对羟基苯甲酸的沸点和溶解度数据，解释差异的原因。
④实验探究：氢键存在的证明。
⑤交流讨论：相同条件下氧气在水中的溶解度比氮气在水中的溶解度大。
⑥查阅资料：“手性分子”的合成及应用。
课时划分：一课时
教学过程
[复习]必修（2）所学的极性共价键和非极性共价键定义。
[讲述]由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键，极性键中的两个键合原子，一个呈正电性（δ+），另一个呈负电性(δ一)。
[板书] ]第三节 分子的性质
一、键的极性和分子的极性
1、极性键：由不同原子形成的共价键。吸电子能力较强一方呈正电性（δ+），另一个呈负电性(δ一)。
[讲述]分子有极性分子和非极性分子之分。在极性分子中，正电荷中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+)，另一部分呈负电性(δ一)；非极性分子的正电中心和负电中心重合。
[板书]2、有极性分子和非极性分子：极性分子中，正电荷中心和负电中心不重合；非极性分子的正电中心和负电中心重合。
[投影] 图2—28
[练习]根据图2—28，思考和回答下列问题：
1、以下双原子分子中，哪些是极性分子，分子哪些是非极性分子？H2 02 C12 HCl
2．以下非金属单质分子中，哪个是极性分子，哪个是非极性分子?P4 C60
3．以下化合物分子中，哪些是极性分子，哪些是非极性分子？
CO2 HCN H20 NH3 BF3 CH4 CH3Cl
[回答]1、H2 02 C12 极性分子 HCl ，非极性分子。2、P4 C60都是非极性分子。3、CO2 BF3 CH4 为非极性分子，CH3Cl HCN H20 NH3为极性分子。
[讲解]分子的极性是分子中化学键的极性的向量和。只含非极性键的分子也不一定是非极性分子（如O3）；含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性的向量和是否等于零而定。当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子，否则是极性分子。
[板书]3、判断极性分子或非极性分子经验规律：若分子结构呈几何空间对称，为正某某图形，则为非极性分子。
[自学]科学视野—表面活性剂和细胞膜
[问题]1、什么是表面活性剂？亲水基团？疏水基团？肥皂和洗涤剂的去污原理是什么？
2、什么是单分子膜？双分子膜？举例说明。
3、为什么双分子膜以头向外而尾向内的方式排列?
[板书]二、范德华力及其对物质性质的影响
[讲述]降温加压气体会液化，降温液体会凝固，这一事实表明，分子之间存在着相互作用力。范德华(vandcrWaRls)是最早研究分子间普遍存在作用力的科学家，因而把这类分子问作用力称为范德华力。范德华力很弱，约比化学键能小l一2数量级。相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。
[投影]
[板书]范德华力：分子之间存在着相互作用力。范德华力很弱，约比化学键能小l一2数量级。相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。
[思考]怎样解释卤素单质从F2～I2的熔、沸点越来越高？
[回答]相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越来越高。
[设问]夏天经常见到许多壁虎在墙壁或天花板上爬行，却掉不下来，为什么？
[讲解]壁虎为什么能在天花板土爬行自如?这曾是一个困扰科学家一百多年的谜。用电子显微镜可观察到，壁虎的四足覆盖着几十万条纤细的由角蛋白构成的纳米级尺寸的毛。壁虎的足有多大吸力?实验证明，如果在一个分币的面积土布满100万条壁虎足的细毛，可以吊起20kg重的物体。近年来，有人用计算机模拟，证明壁虎的足与墙体之间的作用力在本质上是它的细毛与墙体之间的范德华力。
[设问]你是否知道，常见物质中，水是熔、沸点较高的液体之一?你是否知道，冰的密度比液态的水小?
[板书]三、氢键及其对物质性质的影响
[讲述]为了解释水的这些奇特性质，人们提出了氢键的概念。氢键是除范德华力外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很强的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。
[板书] 1、氢键：是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很强的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。
[讲述]氢键的存在，大大加强了水分子之间的作用力，使水的熔、沸点较高。另外，实验还证明，接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量测定值比用化学式H2O计算出来的相对分子质量大一些。用氢键能够解释这种异常性：接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而相互“缔合”，形成所谓“缔合分子”。后来的研究证明，氢键普遍存在于已经与N、O、F等电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另外的N、O、F等电负性很大的原子之间。例如，不仅氟化氢分子之间以及氨分子之间存在氢键，而且它们跟水分子之间也存在氢键。
[板书]2、分子间氢键：使物质的熔、沸点升高。
[讲解]此外，实验还证实，氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内，如邻羟基苯甲醛在分子内形成了氢键，在分子之间不存在氢键，对羟基苯甲醛不可能形成分子内氢键，只能在分子间形成氢键，因而，前者的沸点低于后者的沸点。
[板书]3、分子间内氢键：使物质的熔、沸点降低。
[强调]尽管人们把氢键也称作“键”，但与化学键比较，氢键属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间，约为化学键的十分之几，不属于化学键。
[阅读]资料卡片及科学视野
[板书]4、氢键表示方法：X—H…Y。
[小结]略。
[作业]P57、1、4、5、6
分子的立体结构
第一课时
教学目标：
（一）知识、技能：
1、认识共价分子结构的多样性和复杂性，
2、能用键能、键长、键角理论等说明简单分子的空间结构。
3、能根据有关理论判断简单分子或离子的构型。
（二）能力、方法：
1、训练学生探究性学习的能力；
2、引导学生学会在观察的基础上，运用抽象思维，归纳、总结科学规律，训练学生通过科学抽象来研究问题的方法。
（三）情感、态度与价值观：
1、对学生进行“结构决定性质”，“现象与本质”等辨证唯物主义观点的教育，培养学生实事求是的科学态度。
2、培养学生合作、共享的学习态度。
教学重点、难点：
1、分子的立体结构；
2、价层电子对互斥模型。
探究建议：
1、运用分子的立体模型进行研究；
2、紧扣“结构决定性质”这一科学原理，研究分子的立体构型与分子内部结构的关系。
教学过程：
第一部分：认识分子的立体结构
[讲述] 我们知道许多分子都具有一定的空间结构，如：CO2分子是直线型，H2O分子是V字型，CH4分子是正四面体型，等等。是什么原因导致了分子的空间结构不同？这节课，我们将一起来研究分子的立体结构。
[板书] 第二节 分子的立体结构
一、形形色色的分子
[投影] 形形色色的分子


[讲述]大多数分子是由两个以上原子构成的，于是就有了分子中的原子的空间关系问题，这就是所谓“分子的立体结构”。
第二部分：探究性学习，研究分子的构型与分子内部结构的关系。
[提出问题]：
（1）、同为三原子分子，CO2 和 H2O 分子的空间结构却不同，什么原因？
（2）、同为四原子分子，CH2O与 NH3 分子的的空间结构也不同，什么原因？
[引导学生探究]：（1）写出H、C、N、O等原子的电子式：
原子
H
C
N
O
电子式
可形成
共用电子对数
[学生思考、交流]
[引导学生探究]：（2）写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子的电子式、结构式及分子的空间结构：
分子
CO2
H2O
NH3
CH2O
CH4
电子式
结构式
中心原子
有无孤对电子
空间结构
[引导学生归纳、小结]：（3）小结：
代表物
中心原子
结合的原子数
分子类型
空间构型
中心原子
无孤对电子
CO2
2
AB2
CH2O
3
AB3
CH4
4
AB4
中心原子
有孤对电子
H2O
2
AB2
NH3
3
AB3
[点评]通过我们的探究和归纳，我们发现分子构型与分子内部结构存在密切的联系，这在化学上称为“价层电子对互斥模型”。
[板书]二、价层电子对互斥模型（VSEPR模型）
[讲述]这种模型把分子分成以下两大类：
一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，如C02、CH20、CH4等分子中的碳原子，它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测，概括如下：
ABn 立体结构 范例
n=2 直线型 C02
n=3 平面三角形 CH20
n=4 正四面体型 CH4
[讲解]价层电子对互斥模型认为，它们之所以有这样的立体结构是由于分子中的价电子对相互排斥的结果。
[板书]1、中心原子上的价电子都用于形成共价键：分子构型是分子中的价电子对相互排斥的结果。
[讲解]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，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。例如，H20和NH3的中心原子分别有2对和l对孤对电子，跟中心原子周围的σ键加起来都是4，它们相互排斥，形成四面体，因而H2O分子呈V形，NH3分子呈三角锥形。
[板书]2、中心原子上有孤对电子：孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。
[思考与交流]：（4）应用反馈：用VSEPR模型预测下列分子或离子的立体结构。
化学式
中心原子
孤对电子数
中心原子
结合的原子数
空间构型
HCN
SO2
NH2－
BF3
H3O+
SICl4
CHCl3
NH4+
SO42－
第三部分：运用所学知识解决实际问题
1994年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧作出特殊贡献的化学家。O3能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。O3分子的结构如右图：呈V型，键角116.5o。三个原子以一个O原子为中心，与另外两个O原子分别构成一个非极性共价键；中间O原子提供2个电子，旁边两个O原子各提供1个电子，构成一个特殊的化学键（虚线内部分）——三个O原子均等地享有这4个电子。
请回答：
1、臭氧与氧气的关系是 ；
2．下列物质的分子与O3分子的结构最相似的是 ；
a、 H2O b、CO2 c、SO2 d、BeCl2
3．分子中某1原子有1对没有跟其它原子共用电子叫孤对电子，那么O3分子有 _______对孤对电子。
4．O3分子是否为极性分子 （是or否）。
[参考答案]：1．同素异形体，因为氧气和臭氧是同一元素形成的不同的单质。
2．C 3．5 4．是
[作业]
第二课时
教学目标
1、认识杂化轨道理论的要点
2、进一步了解有机化合物中碳的成键特征
3、能根据杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型
4、采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学
5、培养学生分析、归纳、综合的能力和空间想象能力
教学重点：
杂化轨道理论的要点
教学难点：
分子的立体结构，杂化轨道理论
教学过程：
碳的价电子构型是什么样的？甲烷的分子模型表明是空间正四面体，分子中的C—H键是等同的，键角是109°28′。说明什么？
[结论]
碳原子具有四个完全相同的轨道与四个氢原子的电子云重叠成键。
师：碳原子的价电子构型2s22p2，是由一个2s轨道和三个2p轨道组成的，为什么有这四个相同的轨道呢？
为了解释这个构型Pauling提出了杂化轨道理论。
板书：
三、杂化轨道理论
1、杂化的概念：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。
[思考与交流]
甲烷分子的轨道是如何形成的呢？
形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。
根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2 杂化和sp杂化，sp2 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。
[讨论交流]：
应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。
化学式
杂化轨道数
杂化轨道类型
分子结构
CH4
C2H4
BF3
CH2O
C2H2
[总结评价]：引导学生分析、归纳、总结多原子分子立体结构的判断规律，完成下表。
化学式
中心原子孤对电子对数
杂化轨道数
杂化轨道类型
分子结构
CH4
C2H4
BF3
CH2O
C2H2
[讨论]：怎样判断有几个轨道参与了杂化？（提示：原子个数）
[结论]：中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数。
[讨论总结]：
三种杂化轨道的轨道形状：SP杂化形成夹角为180°的直线型杂化轨道，SP2 杂化形成三个夹角为120°的平面三角形，SP3杂化形成夹角为109°28′的正四面体构型。
[科学探究]：课本42页
[小结]：HCN中C原子以sp杂化，CH2O中C原子以sp2杂化；HCN中含有2个σ键和2个π键；CH2O中含有3个σ键和1个π键
练习：
1、下列分子中心原子是sp2杂化的是
A 、 PBr3 B、 CH4 C、 BF3 D、 H2O
2、关于原子轨道的说法正确的是
A 、凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体
B 、CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s 轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的
C 、sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道
D 、凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键
3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是
A、C原子的四个杂化轨道的能量一样
B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样
C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道
D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据
4、下列对sp3 、sp2 、sp杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的是
A、 sp杂化轨道的夹角最大
B、 sp2杂化轨道的夹角最大
C、 sp3杂化轨道的夹角最大
D、 sp3 、sp2 、sp杂化轨道的夹角相等
5、乙烯分子中含有4个C—H和1个C=C双键，6个原子在同一平面上。下列关于乙烯分子的成键情况分析正确的是
A 、每个C原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道
B 、每个C原子的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道
C 、每个C原子的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道
D 、每个C原子的3个价电子占据3个杂化轨道，1个价电子占据1个2p轨道
6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO 4-中Cl都是以sp3杂化轨道与O原子成键的，试推测下列微粒的立体结构
微粒
ClO-
ClO2-
ClO3-
ClO4-
立体结构
7、根据杂化轨道理论，请预测下列分子或离子的几何构型：
CO2 ， CO32-
H2S ， PH3
8、为什么H2O分子的键角既不是90°也不是109°28′而是104.5°？
第三课时
教学目标
1、配位键、配位化合物的概念
2、配位键、配位化合物的表示方法
3、采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学
4、培养学生分析、归纳、综合的能力
教学重点
配位键、配位化合物的概念
教学难点
配位键、配位化合物的概念
教学过程
[创设问题情景]
什么是配位键？配位键如何表示？配位化合物的概念？
学生阅读教材，然后讨论交流。
1、配位键
⑴概念
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。
⑵表示
A B
电子对给予体 电子对接受体
⑶条件：其中一个原子必须提供孤对电子。
另一原子必须有能接受孤对电子的空轨道。
[提问]举出含有配位键的离子或分子
举例：H3O+
NH4+
[过渡]什么是配位化合物呢？
[讲解]金属离子或原子与某些分子或离子以配位键结合而形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。
[过渡] 配位化合物如何命名？
[讲解] 硫酸四氨合铜
[学生练习命名]
[Cu(NH3)4]Cl2
K3[Fe(SCN)6]
Na3[AlF6]
[小结]
本节主要讲述了配位键和配位化合物。
[练习]
1、铵根离子中存在的化学键类型按离子键、共价键和配位键分类，应含有
A、离子键和共价键 B、离子键和配位键
C、配位键和共价键 D、离子键
2、下列属于配合物的是
A、NH4Cl B、Na2CO3.10H2O
C、CuSO4. 5H2O D、Co（NH3）6Cl3
3、下列分子或离子中，能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键的是
①H2O ②NH3 ③F— ④CN— ⑤CO
A、①② B、① ②③ C、①②④ D、①②③④⑤
4、配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是
A、以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。
B、Fe2+的卟啉配合物是输送O2的血红素。
C、[Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分。
D、向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+。
5．下列微粒：①H3O+②NH4+③CH3COO-④ NH3⑤CH4中含有配位键的是
A、①② B、①③ C、④⑤ D、②④

第二章 分子结构与性质测试题
一、选择题
1、下列各组物质中，都是由极性键构成为极性分子的一组的 （ ）
A、CH4 和 H2O B、CO2 和 HCl
C、NH3 和 H2S D、HCN 和 BF3
2、下列分子中，键的极性最强的是 ( )
A．PH3 B．H2S C．HBr D．HCl
3、下列哪种物质本身所具有的能量最低 ( )
A、HI B、HBr C、 HCl D、HF
4、下列分子或离子中，含有孤对电子的是( )
A、H2O B、CH4 C、SiH4 D、NH4+
5、既有离子键又有共价键和配位键的化合物是（ ）
A、NH4NO3 B、NaOH C、H2SO4 D、H2O
6．下列粒子属等电子体的是（ ）
A、NO和O2 B、CH4和NH4+ C、NH2—和H2O2 D、HCl和H2O
7、现已知O3分子为V字形结构，O3在水中的溶解度和O2比较要大或小 ( )
A、O3在水中的溶解度和O2一样 B、O3在水中的溶解度比O2小
C、O3在水中的溶解度比O2要大 D、没办法比较
8、最近，中国科大的科学家们将C60分子组装在一单层分子膜表面，在—268℃时冻结分子的热振荡，并利用扫描隧道显微镜首次“拍摄”到能清楚分辨碳原子间单、双键的分子图像。下列化合物分子中一定既含单键又含双键的是 ( )
A、CO2 B、COCl2 C、C2H4O D、H2O2
9、膦（PH3）又称磷化氢，在常温下是一种无色有大蒜臭味的有毒气体，电石气的杂质中常含有磷化氢。以下关于PH3的叙述正确的是 ( )
A、PH3分子中有未成键的孤对电子 B、PH3是极性分子
C、它的分子构型是三角锥形 D、磷原子采用sp2杂化方式
10、关于氢键，下列说法正确的是( )
A、每一个水分子内含有两个氢键
B、冰、水和水蒸气中都存在氢键
C、分子间形成的氢键使物质的熔点和沸点升高
D、H2O是一种非常稳定的化合物，这是由于氢键所致
11、下列各组酸中，酸性依次增强的是（?? ）
? A、H2CO3 、H2SiO3 、 H3PO4?????? B、HNO3 、 H3PO4???、H2SO4
? C、 HI、 HCl、 H2S ?????D 、HClO 、 HClO3 、 HClO4
12、同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是（?? ）
A．16 B．26 C．36 D．46
13、几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表：
元素符号
A
B
C
D
E
原子半径(nm)
0.160
0.080
X
0.143
0.074
主要化合价
+2
+2
-2,+4,+6
+3
-2
则X可能的数值为( )
A．0.069 　　 B．0.102 　　 C．0.145 　D．0.184
14、下列电子排布式中，属于第121号元素的是( )
A.[118]5g18s2　　　B.[118]8s28p1 　 C.[118]7d18s2　　　 D.[118]6f18s2
15、右图中曲线表示原子序数在前20号中的某些元素的原子序数（按递增顺序连续排列）和单质沸点的关系，其中A点表示的元素是( )
A、Si B、Al C、F D、S
16、SF6是一种无色气体，具有很强的稳定性，可用于灭火。SF6的分子结构如下图所示，呈正八面体型。如果F元素有两种稳定的同位素，则SF6的不同分子种数为 ( )
A、6种? B、7种?? C、10种?? D、12种
二、填空题
17、用VSEPR 理论判断：
物质
孤对电子对数
轨道杂化形式
分子或离子的形状
SO3
PO43-
NCl3
18、


（1）在上面元素周期表中全部是金属元素的区域为 。
(a) A (b) B (c) C (d) D
（2）有人认为形成化合物最多的元素不是IVA族的碳元素，而是另一种短周期元素，请你根据学过的化学知识判断这一元素是 。
（3）现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。
①画出甲原子的基态电子排布：甲 。
② 甲、乙两元素相比较，金属性较强的是 （填名称），可以验证该结论的实验是 。
(a)将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中
(b)将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应
(c)将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
(d)比较这两种元素的气态氢化物的稳定性
19、碘在不同溶剂中呈现紫色、棕色，一般认为溶液呈紫色时表明溶解了的“碘分子”并未和溶剂发生很强的结合。已知不同温度下，碘在石蜡油中的溶液呈紫色或棕色。请回答：温度低时溶液呈 色，温度高时溶液呈 因为 。
20、氮可以形成多种离子，如N3－，NH2－，N3－，NH4+，N2H5+，N2H62+等，已知N2H5+与N2H62+是由中性分子结合质子形成的，类似于NH4+，因此有类似于 NH4+的性质。
（1）写出N2H62+与碱溶液反应的离子方程式 。
（2）NH2－的电子式为 。
（3）N3－有 个电子。
（4）写出N3－等电子体物质的化学式 。（一种）
（5）等电子数的微粒往往具有相似的结构，试预测N3—的构型 。
（6）据报道，美国科学家卡尔·克里斯特于1998年11月合成了一种名为“N5”的物质，由于其具有极强的爆炸性，又称为“盐粒炸弹”。迄今为止，人们对它的结构尚不清楚，只知道“N5”实际上是带正电荷的分子碎片，其结构是对称的，5个N排成V形。如果5个N结合后都达到8电子结构，且含有2个N≡N键。则“N5”分子碎片所带电荷是 。
21、二聚甲酸解聚反应为：（HCOOH）22HCOOH，该反应需吸收的能量，此能量是 断开 所需的能量，所以此键的键能
为 。写出（HCOOH）2的结构式 。
第二章 分子结构与性质参考答案
选择题
题号
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
答案
C
D
D
A
A
B
C
B
A
C
D
D
B
A
C
C
二、填空题
17、用VSEPR 理论判断：
物质
孤对电子对数
轨道杂化形式
分子或离子的形状
SO3
0
Sp2
平面三角形
PO43-
0
Sp3
正四面体
NCl3
1
Sp3
三角锥形
18、（1）b （2）H （3）①1S22S22P63S23P1 ② 镁 b、c
19、棕色、紫色，因为温度升高，分子间作用力减弱。
20、（1）N2H62++2OH－＝N2H4+2H2O
（2）
（3）22
（4）N2O CO2 CNO－ BeF2 CaH2 等
（5）直线型（1分）
（6）一个单位正电荷
21、2个氢键，所以键能为
课件37张PPT。第二节 分子晶体与原子晶体观察下列晶体结构示意图，思考它们的结成微粒是什么？微粒间存在何种作用力？组成微粒：分子 原子 离子微粒间作用：
分子间作用力 共价键 离子键常见的晶体类型1.分子晶体
分子间通过分子间作用力所形成的晶体
2.原子晶体
原子间通过共价键所形成的空间网状结构的晶体
3.离子晶体
离子间通过离子键所形成的晶体
4.金属晶体（待续）一、分子晶体 1、只含分子的晶体称为分子晶体。如碘晶体只含I2分子，属于分子晶体。在分子晶体中，分子内的原子间以共价键结合，而相邻分子靠分子间作用力或氢键相互吸引。 碘晶体结构**构成分子晶体的粒子是分子，粒子间的相互作用是分子间作用力或氢键分子晶体有哪些物理特性,为什么？思考与交流2、分子晶体的一般宏观性质
①较低的熔沸点
②较小的硬度
③固态或熔融状态下都不导电
④分子晶体的溶解性与溶质与溶剂的
分子的极性相关 —— 相似相溶构成分子晶体的粒子是分子，粒子间的相互作用是分子间作用力或氢键3、属于分子晶体的化合物类别举例
（1）、所有非金属氢化物 H2O,H2S,NH3,CH4,HX
（2）、部分非金属单质
稀有气体 X2,O2,H2, S8,P4, C60
（3）、部分非金属氧化物
CO2, SO2, NO2, P4O6, P4O10
（4）、几乎所有的酸 H2SO4, HNO3, H3PO4
（5）、绝大多数有机物晶体
乙醇，冰醋酸，蔗糖4. 分子晶体结构特征
（１）只有范德华力，无分子间氢键——分子密堆积（每个分子周围有12个紧邻的分子，如：C60、干冰 、I2、O2）
（２）有分子间氢键——不具有分子密堆积特征（如：HF 、冰、NH3 ）碘的晶体结构图由此可见，每个碘分子周围有 个碘分子12分子的密堆积（与每个分子距离最近的相同分子分子共有12个 ）冰中１个水分子周围有４个水分子冰的结构氢键具有方向性分子的非密堆积许多气体可以与水形成水合物晶体。最早发现这类水合物晶体的是19世纪初的英国化学家戴维，他发现氯可形成化学式为Cl2·8H2O的水合物晶体。20世纪末，科学家发现海底存在大量天然气水合物晶体。这种晶体的主要气体成分是甲烷， 因而又称甲烷水合物。它的外形像冰，而且在常温常压下会迅速分解释放出可燃的甲烷，因而又称“可燃冰”……… 科学视野：天然气水合物——一种潜在的能源晶胞是晶体结构的基本单元。晶胞具有平移性。小节:1、分子晶体：由分子构成。相邻分子靠分子间作用力相互吸引。
2、分子晶体特点：低熔点、升华、硬度很小等。
3、常见分子晶体分类：(1)所有非金属氢化物 (2)部分非金属单质 (3)部分非金属氧化物 (4)几乎所有的酸(而碱和盐则是离子晶体 (5)绝大多数有机物的晶体。
晶体分子结构特征
（１）只有范德华力，无分子间氢键—分子密堆积（每个分子周围有12个紧邻的分子，如：C60、干冰 、I2、O2）
（２）有分子间氢键－不具有分子密堆积特征
（如：HF 、冰、NH3 ）
思 考与交流CO2和SiO2的一些物理性质如下表所示，通过比较试判断SiO2晶体是否属于分子晶体。????????????????????二、原子晶体
1、定义：
原子间以共价键相结合而形成的空间网状结构的晶体。
2、构成微粒：原子
3、微粒之间的作用：共价键
4、气化或熔化时破坏的作用：共价键
5、一般宏观性质：
熔沸点高，硬度大，难溶于一般溶剂。6、常见原子晶体例举：
（1）某些非金属单质 [硼、硅、锗、金刚石等]
（2）某些非金属化合物 [SiC、BN等]
（3）某些氧化物 [SiO2、Al2O3等]109o28′金刚石的晶体结构示意图共价键180o109o28′Sio二氧化硅的晶体结构示意图共价键 [资料卡片] 某些原子的熔点和硬度
“硬度是衡量固体软硬程度的指标。硬度有不同的标度，最普通的硬度标度是划痕硬度，即摩氏硬度，以固体互相刻划时出现刻痕的固体的硬度较低。金刚石不能被任何天然矿物刻划出封痕，因而是最硬的。以金刚石的硬度为10，以另9种天然矿物为代表，可将摩氏硬度分为十度，
石墨晶体结构知识拓展－石墨1、怎样从原子结构的角度理解金刚石、硅和锗的熔点和硬度依次下降?
2．“具有共价键的晶体叫做原子晶体”。这种说法对吗?为什么?
探究思考 一种结晶形碳，有天然出产的矿物。铁黑色至深钢灰色。质软具滑腻感，可沾污手指成灰黑色。有金属光泽。六方晶系，成叶片状、鳞片状和致密块状。密度2.25 g/cm3，化学性质不活泼。具有耐腐蚀性，在空气或氧气中强热可以燃烧生成二氧化碳。石墨可用作润滑剂，并用于制造坩锅、电极、铅笔芯等。 知识拓展－石墨石墨1、石墨为什么很软？
2、石墨的熔沸点为什么很高（高于金刚石）？3、石墨属于哪类晶体？为什么？石墨为层状结构，各层之间是范德华力结合，容易滑动，所以石墨很软。石墨各层均为平面网状结构，碳原子之间存在很强的共价键（大π键），故熔沸点很高。石墨为混合键型晶体。练习
1、金刚石（晶体硅结构与此类似）（1）由图中观察可知：每个碳原子被相邻的4个碳原子包围，以共价键跟4个碳原子接个，形成四面体。这些四面体向空间发展，构成一个坚实的、彼此联结的空间网状晶体。每个 C-C键长相等，键角均为109。28`。（2）晶体中最小环由____个C组成且不共面。6（3）晶体中C原子数与C-C 键数之比为：
６×１/４︰６×１/２＝１ ︰ ２例、如右图所示，在石墨晶体的层状结构中，每一个最小的碳环完全拥有碳原子数为___，每个C完全拥有 C－C数为___石墨中C－C夹角为120°， C－C键长为 1.42×10－10 m层间距
3.35× 10－10 m23小结：金刚石、石墨的比较每个环中正四面体空间网状六边形平面层状共价键共价键与范德华力６个原子不同面６个原子同面４３6×1/2=36×1/2=36×1/4=3/26×1/3=2利用金刚石的结构来推断SiO2的空间结构SiO2最小的环有几个原子组成？金刚石的结构12个（6个硅 6个氧）练习：1、最近科学家发现一种由钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，如下图所示。顶角和面心的原子是钛原子，棱的中心和体心的原子是碳原子，则它的分子式是 ( )
A．TiC B．Ti4C4， C．Ti14C13 D．Ti13C14
防止类推中的失误C2、分析下列物质的物理性质，判断其晶体类型：
A、碳化铝，黄色晶体，熔点2200℃，熔融态不导电；________________
B、溴化铝，无色晶体，熔点98 ℃，熔融态不导电；________________
C、五氟化钒，无色晶体，熔点19.5℃，易溶于乙醇、氯仿、丙酮中；_______________
D、物质A，无色晶体，熔融时或溶于水中都能导电_____________小结：相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构分子间以分子间作用力结合原子分子共价键分子间作用力很大较小很大较小不溶于任何溶剂部分溶于水不导电，个别为半导体固体和熔化状态都不导电，部分溶于水导电祝同学们学习进步，
天天有个好心情课件32张PPT。第四节 离子晶体复习：三种晶体类型与性质的比较思考：
为什么氯化钠的性质与干冰、金刚石的不同？NaCl晶体结构模型阴、阳离子通过离子键形成离子晶体
1、离子晶体定义：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体
注：
（1）结构微粒：阴、阳离子
（2）相互作用：离子键
（3）种类繁多：含离子键的化合物晶体：强碱、活泼金属氧化物、绝大多数盐
（4）理论上，结构粒子可向空间无限扩展 下列物质中哪些是离子化合物？哪些是只含离子键的离子化合物？
Na2O、NH4Cl、O2、Na2SO4、NaCl、CsCl、CaF2
AlCl3、CaH2离子化合物: Na2O、NH4Cl、Na2SO4、NaCl、
CsCl、CaF2 、 CaH2只含离子键的离子化合物: Na2O、NaCl、CsCl、
CaF2 NaCl晶体结构模型1.根据小球大小判断哪种代表Na+,Cl-?
2.该结构中,Na+与Cl-排列有什么规律?
3.每个Na+周围吸引着几个Cl-?每个Cl-周围吸引着几个Na+?每个Na+周围吸引着几个Na+,
每个Cl-周围吸引着几个Cl- ?NaCl的晶体结构模型氯化铯的晶体结构每个Cs+周围吸引着几个Cl-?每个Cl-周围吸引着几个Cs+?每个Cs+周围吸引着几个Cs+,
每个Cl-周围吸引着几个Cl- ?CsCl的晶体结构示意图返回原处科学探究：找出CsCl、NaCl两种离子晶体中阳离子和阴离子的配位数，它们是否相等？6688NaCl晶体中阴、阳离子配位数 返回原处CaF2的晶胞 返回原处ZnS型离子晶体 返回原处Zn2+周围有_______个S2-
S2-周围有_______个Zn2+ 4
4科学探究：你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？0.5250.934晶体中正负离子的的半径比(r+/r- )是决定离子晶体结构的重要因素,简称几何因素。下面我们研究一下CaF2的晶胞CaF2型（萤石）（1）立方晶系，面心立方晶胞。
（2）配位数8：4。
（3） Ca2+，F-，离子键。
（4） Ca2+立方最密堆积，F-填充在全部 四面体空隙中。 3、决定离子晶体结构的因素几何因素：
晶体中正负离子的半径比决定正负离子的配位数
电荷因素：
晶体中正负离子的电荷比决定正负离子配位数是否相等
键性因素：
离子晶体的结构类型还与离子键的纯粹程度(简称键性因素)，即与晶体中正负离子的相互极化程度有关。已知CsF2 ZnS中离子半径比相当，
为何配位数有差异？电荷因素：
晶体中正负离子的电荷比决定正负
离子配位数是否相等
科学视野思考：碳酸盐的稳定性与什么因素有关？分析：碳酸盐的分解温度与金属阳离子所带的电荷及阳离子半径有关1.下列物质中，化学式能准确表示该物质分子组成的是
A.NH4Cl B.SiO2 C.P4 D.Na2SO4
问题反思——化学式能否表示分子，关键能判断该物质是否为分子晶体例题：Ｃ 2.下列有关晶体的叙述中不正确的是 ( )
A.?? 金刚石的网状结构中,由共价键形成的碳原子环中,最小的环上有6个碳原子
B.??? 氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相等的Na+离子共有6个
C.?? 氯化铯晶体中,每个铯原子周围紧邻8个氯原子
D.?? 干冰晶体中,每个二氧化碳分子周围紧邻10个二氧化碳分子
Ｄ3. 关于晶体的下列说法中正确的是（ ）
A.在离子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.原子晶体的熔沸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Ａ二、晶格能1、定义：气态离子形成1摩离子晶体时释放的能量。
2、影响晶格能的大小的因素 ：
（1）阴、阳离子所带电荷的越多晶格能越大。
（2）阴、阳离子的半径越小，晶格能越大。仔细阅读表3—8，分析晶格能的大小与离子晶体的熔点有什么关系？离子晶体的晶格能与哪些因素有关？（3）晶格能的作用晶格能越大：
形成的离子晶体越稳定；（离子键越强）
熔点越高；
硬度越大。
晶格能也影响了岩浆晶出的次序，晶格能越大，岩浆中的矿物越易结晶析出
无单个分子存在；NaCl不表示分子式。
熔沸点较高，硬度较大，难挥发难压缩。且随着离子电荷的增加，核间距离的缩短，晶格能增大，熔点升高。
一般易溶于水，而难溶于非极性溶剂。
固态不导电，水溶液或者熔融状态下能导电。小结：离子晶体的性质思考：哪些晶体属于离子晶体？强碱、部分金属氧化物、部分盐类。
某些离子晶体的晶格能 返回原处例：下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶格能的是______
A、Na+(g) + Cl- (g) = NaCl(s); △H
B、Na (s) + 1/2Cl2 (g) = NaCl(s); △H1
C、Na (s)= Na (g) ; △H2
D 、Na (g) -e- = Na+ (g) ; △H3
E、1/2Cl2(g)=Cl(g); △H4
F、Cl(g) + e- =Cl-(g); △H5

写出△H1与△H 、△H2、△H3、△H4、△H5之间的关系式__________谢谢课件38张PPT。第一节 晶体的常识第三章 晶体结构与性质 你知道固体有晶体和非晶体之分吗？能否举例说明？一、晶体与非晶体祖 母 绿猫 眼 石 紫水晶 黄 水 晶 黄 水 晶 NaCl晶体结构示意图：金刚石晶体
结构示意图干冰晶体结构玻璃结构示意图BOSiM晶体SiO2和非晶体SiO2的投影示意图思考?1、什么是晶体？什么是非晶体？ 定义：晶体——具有规则几何外形的固体 非晶体——没有规则几何外形的固体2、晶体有什么特点和性质？特点和性质：
（1） 晶体有自范性（几何外形和内部质点排 列的高度有序性，非晶体没有）
（2）晶体具有各向异性（非晶体不具有各向异性）
（3）晶体具有固定的熔点（非晶体不具有固定的熔点）3、晶体和非晶体的本质区别是什么？3、晶体与非晶体的本质区别在于——
构成固体的粒子在三维空间里是否呈现周期性的有序排列★晶体的自范性即晶体能自发地呈现多面体外形的性质。晶体自范性的条件之一:生长速率适当.4、晶体形成的途径：
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.思考:根据已有知识,举例说明如何制得晶体?思考与交流:
1.如何鉴别晶体和非晶体?
（1）性质差异——如外形、硬度、熔点、折光率
（2）区分晶体和非晶体最科学的方法是对固体进行X-射线衍射实验。2、某同学在网站找到一张玻璃的结构示意图如图所示，这张图说明玻璃是不是晶体?为什么?
3、根据晶体物理性质的各向异性的特点，人们很容易识别用玻璃仿造的假宝石。你能列举出一些可能有效的方法鉴别假宝石吗?
[分组探讨]◆二﹑晶胞1.描述晶体结构的基本单元叫做晶胞蜂巢与蜂室铜晶体铜晶胞晶体与晶胞的关系可用蜂巢与峰室的关系比喻，然而蜂巢是有形的，晶胞是无形的，是人为划定的。晶胞一般是平行六面体，整块晶体可看作数量巨大的晶胞“无隙并置”而成（晶胞间无间隙，平行排列）金刚石的多面体外形、晶体结构和晶胞示意图NaCl晶体结构和晶胞思考与交流:
上述铜晶体、金刚石、NaCl晶体的晶胞空间构形是怎样的？
平行六面体无隙并置思考： 铜晶胞含有4个铜原子，为什么不是14个？ 2、晶胞中原子个数的计算晶胞中原子个数的计算晶 体 空 间 结 构1 23 45 6 78 探究:
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，数一数，它们分别平均含几个原子?
钠、锌晶胞都是：8×1/8+1=2；
碘：（8×1/8+6×1/2）×2=8；
金刚石：8×1/8+6×1/2+4=8。
◆例:2001年报道的硼和镁形成的化合物刷新了
金属化合物超导温度的最高记录。如图所示的是
该化合物的晶体结构单元：镁原子间形成正六棱
柱，且棱柱的上下底面还各有1个镁原子，6个硼
原子位于棱柱内。则该化合物的化学式可表示为A、MgB B、MgB2 C、Mg2B D、Mg3B2
典例分析Mg原子的数目：
12×1/6+2×1/2=3
B原子的数目：6
故化学式可表示为
Mg2B
典例分析本节小结：一、晶体与非晶体 1、定义：晶体——具有规则几何外形的固体 非晶体——没有规则几何外形的固体2、特点和性质：
（1） 晶体有自范性
（2）晶体具有各向异性
（3）晶体具有固定的熔点3、晶体与非晶体的本质区别在于——构成固体的粒子在三维空间里是否呈现周期性的有序排列5、晶体和非晶体的鉴别4、晶体形成的途径：立方晶胞体心：1面心：1/2棱边：1/4顶点：1/8二﹑晶胞1、概念：描述晶体结构的基本单元叫做晶胞2、晶胞中原子个数的计算1、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、晶体有自范性但排列无序
C、非晶体无自范性而且排列无序
D、固体SiO2一定是晶体
2、区别晶体与非晶体最可靠的科学方法是
A、熔沸点 B、硬度
C、颜色 D、x-射线衍射实验CD[课堂练习]3、如图所示晶体中每个阳离子A或阴离子B，均可被另一种离子以四面体形式包围着，则该晶体对应的化学式为
A．AB B．A2B
C．AB3 D．A2B3◆4、下图是石墨晶体的层面结构图，试分析图形推测层面上每个正六边型拥有的共价键数和碳原子数分别是（ ）
A、6，6 B、2，4 C、2，3 D、3，2 ◆5、某离子晶体晶胞结构如下图所示，X位于立方体的顶点， Y位于立方体的中心，晶体中距离最近的两个X与一个Y形成的夹角∠XYX的角度为：
A. 90° B. 60° C. 120° D. 109°28′◆6、右图是超导化合物一钙钛矿晶体中最小重复单元(晶胞)的结构.请回答：
(1)该化合物的化学式为_______.
(2)在该化合物晶体中，与某个钛离
子距离最近且相等的其他钛离子共
有__________个.
(3)设该化合物的相对分子质量为M，
密度为 阿伏加德罗常数为
NA，则晶体中钙离子与钛离子之间
的最短距离为_______.CaTiO36
7、如图是CsCl晶体的晶胞（晶体中最小的重复单元）已知晶体中2个最近的Cs+核间距离为a cm，氯化铯的相对分子质量为M，NA为阿伏加德
罗常数，则CsCl晶体的密度为
（单位：g/cm3）
A、8M/a3NA B、a3M/8NA
C、M/a3NA D、a3M/NA
the end课件50张PPT。金属样品第三节 金 属 晶 体 从上述金属的应用来看，金属有哪些共同
的物理性质呢? 一、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。金属为什么具有这些共同性质呢?二、金属的结构问题：构成金属晶体的粒子有哪些？组成粒子：
作用力：金属阳离子和自由电子
金属阳离子和自由电子之间的较强作用——金属键（电子气理论）金属晶体：通过金属键作用形成的单质晶体金属键强弱判断:阳离子所带电荷越多、半径越小－金属键强，熔沸点高。 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。电子气理论：
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。三、金属晶体的结构与金属性质的内在联系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”（自由电子），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。水溶液或熔融状态下晶体状态自由移动的离子自由电子比较离子晶体、金属晶体导电的区别： 导热是能量传递的一种形式，它是物质运动的结果，那么金属晶体导热过程中“电子气”（自由电子）担当什么角色?⑵金属导热性的解释
“电子气”（自由电子）在运动时经常与金属离子碰撞，引起两者能量的交换。当金属某部分受热时，那个区域里的“电子气”（自由电子）能量增加，运动速度加快，通过碰撞，把能量传给金属离子。“电子气”（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。 不同的金属在某些性质方面，如密度、硬度、熔点等又表现出很大差别。这与金属原子本身、晶体中原子的排列方式等因素有关。金属的延展性资料金属之最熔点最低的金属是--------汞熔点最高的金属是--------钨密度最小的金属是--------锂密度最大的金属是--------锇硬度最小的金属是--------铯硬度最大的金属是--------铬最活泼的金属是----------铯最稳定的金属是----------金延性最好的金属是--------铂展性最好的金属是--------金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 C练习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 C3、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 B4、为什么碱金属单质的熔沸点从上到下逐渐降低，而卤素单质的熔沸点从上到下却升高？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)。1911年荷兰物理学家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4 K(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。金属晶体的原子平面堆积模型金属晶体中的原子可堪称直径相等的小球。将等径园球在一平面上排列，有两种排布方式，按（a）图方式排列，园球周围剩余空隙最小，称为密置层；按（b）图方式排列，剩余的空隙较大，称为非密置层。 ????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????
（a）非密置层????（b）密置层简单立方堆积（Po）金属晶体的原子空间堆积模型1简单立方堆积体心立方堆积（ IA，VB，VIB）金属晶体的原子空间堆积模型2体心立方堆积配位数：8金属晶体的原子空间堆积模型3镁型铜型 第二层 对第一层来讲最紧密的堆积方式是将球对准
1，3，5 位。 ( 或对准 2，4，6 位，其情形是一样的 ) 关键是第三层，对第一、二层来说，第三层可以有两种最紧密的堆积方式。 下图是此种六方
紧密堆积的前视图A 第一种是将球对准第一层的球。每两层形成一个周期，即 AB AB 堆积方式，形成六方紧密堆积。 配位数 12 。 ( 同层 6，上下层各 3 )六方密堆积此种立方紧密堆积的前视图A 第四层再排 A，于是形成 ABC ABC 三层一个周期。 得到面心立方堆积。 配位数 12 。
( 同层 6， 上下层各 3 ) 面心立方 Po (钋)镁型铜型金属晶体的两种最密堆积方式1．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．金属单质的熔点总是高于分子晶体
能力训练2．关于ⅠA族和ⅡA族元素的下列说法中正确的是?
A．同一周期中，ⅠA族单质的熔点比ⅡA族的高?
B．浓度都是0.01mol·L－1时，氢氧化钾溶液的pH比氢氧化钡的小?
C．氧化钠的熔点比氧化镁的高?
D．加热时碳酸钠比碳酸镁易分解?
3．有A、B、C三种元素。已知①4 g A元素的单质与水作用，标况下放出H2 2.24 L，反应中有1.204×1023个电子发生转移。②B元素可与A形成AB2型的离子化合物，且知A、B的离子具有相同的核外电子排布。③元素C的气态氢化物可与其最高价氧化物的水化物发生非氧化还原反应生成盐，1mol该盐含42个电子。据此填写下列空白：
（1）元素符号：A___________，B___________，C___________。
（2）用电子式表示C的气态氢化物的形成过程___________；它与B的气态氢化物反应时有___________现象发生，生成物的电子式___________，它属于___________晶体。4、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。 8、已知金属铜为面心立方晶体，如图所示，铜的相对原子质量为63.54，密度为8.936 g/cm3，试求
（1）图中正方形边长 a，
（2）铜的金属半径 raarrorr提示：
数出面心立方中的铜的个数：空间利用率的计算空间利用率：指构成晶体的原子、离子或分子在整个晶体空间中所占有的体积百分比。
球体积
空间利用率= ? 100%
晶胞体积体心立方堆积配位数：8A3型最密堆积的空间利用率计算解：在A3型堆积中取出六方晶胞，平行六面体的底是
平行四边形，各边长a=2r，则平行四边形的面积：

平行六面体的高：
A1型堆积方式的空间利用率计算谢谢 第三章
第一节 晶体的常识
第1课时
教学目标
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。
教学重点、难点：
1、晶体与非晶体的区别
2、晶体的特征
课时安排：2课时
教学过程
[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]：固体是大家司空见惯的物质状态，但你是否知道固体有晶体和非晶体之分？绝大多数固体都是晶体，如上面展示的都是晶体，只要如玻璃之类的物质属于非晶体，那么晶体与非晶体之间有什么本质的差异呢？
[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，你知道它们之间的差异是什么？
[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] 晶体与非晶体的本质差异
自范性
微观结构
晶体
有
原子在三维空间里呈周期性有序排列
非晶体
没有
原子排列相对无序
[板书]：自范性：晶体能自发性地呈现多面体外形的性质。
[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的过程。
[设问]：那么得到晶体的途径，除了用上述的熔融态物质冷却的方法，还有没有其它途径呢？你能列举哪些？
[板书]：2、晶体形成的一般途径：
（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。
[探究实验]：完成教材实验3-1，请同学们认真观察，并回答观察到什么现象。
[回答]：首先碘升华，然后在表面皿下面出现碘的固体。
[讲解]：事实上，这里提到的固体就是凝华得到的碘晶体。
[过渡]：许多固体的粉末用肉眼是看不见晶体的，但我们可以借助于显微镜观察，这也证明固体粉末仍是晶体，只不过晶粒太小了！
[设问]晶体为什么会自发地呈现出多面体外形呢？
[投影]：晶体二氧化硅和非晶体二氧化硅的示意图
[提问]：小组讨论，通过比较，可以得出什么样结论。
[回答]：晶体的原子排列有序，而非晶体则不是。
[讲述]：从本质上来说，晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里所呈的现周期性有序排列的宏观表象。即由于构成晶体的粒子作用周期性有序排列，必然导致其宏观外表呈现规则的几何形状。
[讲述]：通过前面对晶体与非晶体的讨论，现在我们来总结一下，晶体有哪些特点：
[板书]：3、晶体的特点：
（1）有固定的几何外形；
（2）有固定的熔点；
（3）有各向异性。
[解析]：对于同一幅图案来说,从不同的方向审视,会产生不同的感受。那么对于晶体来说,许多物理性质，如硬度、导热性、光学性质等，从不同的方向测定，其数值存在差异，即为各向异性。
例如：蓝晶石（Al2O3·SiO2）在不同方向上的硬度不同；石墨在与层垂直的方向上的导电率为与层平行的方向上导电率的1∕104。
[小结]：晶体的某些物理性质的各向异性，同样是晶体内部粒子有序排列的反映。非晶体没有这种性质。可以根据晶体特点区别某一固体属于晶体还是非晶体。然而，得出区别晶体与非晶体最可靠的方法是利用x-射线衍射实验。
[提问]：通过这节课的学习，现在请你用一句话来定义晶体，应该怎么说？
[回答]：学生1、内部原子有规律的排列的物质；
学生2、内部原子有规律的排列，且外观为多面体的固体物质。
[板书]：4、晶体的定义：
质点（分子、离子、原子）在空间有规则地排列成的，具有整齐外型，以多面体出现的固体物质。
随堂作业：
1、下列关于晶体与非晶体的说法正确的是：（ ）
晶体一定比非晶体的熔点高
晶体有自范性但排列无序
非晶体无自范性而且排列无序
固体SiO2一定是晶体
2、区别晶体与非晶体最可靠的科学方法是：（ ）
测定熔沸点
测定硬度
测定颜色
x-射线衍射实验
3、在我们的生活中遇到许多固体，通过今天这节课的学习，我们知道固体可以分为晶体与非晶体。请你举出常见的晶体与非晶体的实例。
答案：1、C；2、D；3、晶体：玛瑙、水晶、硫晶体等等；非晶体玻璃、水泥等等。
课外作业：
1、下列不属于晶体的特点是：（ ）
一定有固定的几何外形
一定有各向异性
一定有固定的熔点
一定是无色透明的固体
2、下列过程可以得到晶体的有：（ ）
对NaCl饱和溶液降温，所得到的固体
气态H2O冷却为液态，然后再冷却成的固态
熔融的KNO3冷却后所得的固体
将液态的玻璃冷却成所得到的固体
3、晶体具有各向异性。如蓝晶石（Al2O3·SiO2）在不同方向上的硬度不同；又如石墨在与层垂直的方向上的导电率与层平行的方向上的导电率1∕104。晶体的各向异性主要表现在是：（ ）
①硬度 ②导热性 ③导电性 ④光学性质
A、①③ B、②④ C、①②③ D、①②③④
4、一些不法商人制造假宝石来牟取暴利，你能否根据晶体物理性质的各向异性的特点，列举出一些可能有效鉴别假宝石的方法？
答案：1、D；2、AC；3、D；
板书
一、晶体与非晶体
1、晶体与非晶体的本质差异
2、晶体形成的一般途径：
（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
3、晶体的特点：
（1）有固定的几何外形；
（2）有固定的熔点；
（3）有各向异性。
4、晶体的定义：
质点（分子、离子、原子）在空间有规则地排列成的，具有整齐外型，以多面体出现的固体物质。
第二课时
教学目标
1、掌握晶胞的定义
2、掌握晶胞中原子个数的计算方法
3、培养学生的观察能力和空间想象能力
教学重点、难点：晶胞中原子个数的计算方法
教学过程
一、晶胞
定义：晶体结构中的基本单元叫晶胞
二、晶胞中原子个数的计算方法：
位于晶胞顶点的微粒，实际提供给晶胞的只有1/8；
位于晶胞棱边的微粒，实际提供给晶胞的只有1/4；
位于晶胞面心的微粒，实际提供给晶胞的只有1/2；
位于晶胞中心的微粒，实际提供给晶胞的只有1。
练习：
1、现有甲、乙、丙、丁四种晶胞（如图2-8所示），可推知：甲晶体中A与B的离子个数比为______乙晶体的化学式为______；丙晶体的化学式为______；丁晶体的化学式为______。
2、钙-钛矿晶胞结构如图2-9所示。观察钙-钛矿晶胞结构，求该晶体中，钙、钛、氧的微粒个数比为多少？
3、晶体硼的基本结构单元都是由硼原子组成的正二十面体，其中含有20个等边三角形的面和一定数目的顶角，每个顶角各有一个硼原子。如图2-10所示，回答：（1）键角____；（2）晶体硼中的硼原子数____个；B—B键____条？
4、在碳单质的成员中还有一种混合型晶体——石墨，如图2-11所示。它是层状结构，层与层之间依靠______作用力相结合。每层内部碳原子与碳原子之间靠______作用力相结合，其键角______。分析图中每个六边形含有______个碳原子。
5、C70分子是形如椭球状的多面体，该结构的建立基于以下考虑：
（1）C70分子中每个碳原子只跟相邻的3个碳原子形成化学键；
（2 C70分子中只含有五边形和六边形；
（3）多面体的顶点数、面数和棱边数的关系遵循欧拉定理：顶点数+面数-棱边数=2。
根据以上所述确定：（1）C70分子中所含的单键数和双键数；
（2）C70分子中的五边形和六边形各有多少？
第三章
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：
【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，靠范分子间作用力结合在一起；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
1、金属晶体中金属阳离子和自由电子之间的相互做用叫做金属键。
【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，阳离子整体共同吸引遍布整个晶体的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。自由电子可以在整个晶体中流动，被所以原子所共用，所以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。
【强调】金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。
【板书】2、电子气理论及其对金属通性的解释
（1）．电子气理论
【讲解】描述金属键本质的最简单的是理论叫做“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。叙述金属的应用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——一类亟待开发的材料
一般说来，金属是电的良好导体(汞的很差)。 1911年荷兰物理学家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4 K(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
第2课时

教学目标
1．了解金属晶体内原子的四种基本堆积模式。
2．训练学生的动手能力和空间想象能力。
3． 培养学生的合作意识
教学重点、难点
金属晶体内原子的堆积模式
教学方法建议
活动探究
教学过程设计
【引入】分子晶体中，分子间的范德华力使分子有序排列；原子晶体中，原子之间的共价键使原子有序排列；金属晶体中，金属键使金属原子有序排列。今天，我们一起讨论有关金属原子的空间排列问题。
【板书】二、金属晶体的原子堆积模型
【分组活动1】
利用20个大小相同的玻璃小球，有序地排列在水平桌面上（二维平面上），要求小球之间紧密接触。可能有几种排列方式。讨论每一种方式的配位数。（配位数：同一层内与一个原子紧密接触的原子数）
【学生活动1】
学生分四组活动，各由一人汇报结果。利用多媒体展示，学生排列结果主要有以下两种方式。（配位数：同一层内与一个原子紧密接触的原子数）
非密置层，配位数4 密置层，配位数6
我们继续讨论，原子在三维空间的排列。首先讨论非密置层这种情况。
【学生活动2】
非密置层排列的金属原子，在空间内可能的排列。汇总各类情况逐一讨论。
（一）简单立方体堆积
这种堆积方式形成的晶胞是一个立方体，每个晶胞含1个原子，被称为简单立方堆积。这种堆积方式的空间利用率太低，只有金属钋采取这种堆积方式。
（二）钾型
如果是非密置层上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，每层均照此堆积，如下图：
这种堆积方式的空间利用率显然比简单立方堆积的高多了，许多金属是这种堆积方式，如碱金属，简称为钾型。
（三）镁型和铜型
密置层的原子按钾型堆积方式堆积，会得到两种基本堆积方式，镁型和铜型。镁型如下图左侧，按ABABABAB……的方式堆积;铜型如图右侧,按ABCABCABC……的方式堆积.这两种堆积方式都是金属晶体的最密堆积,配位数均为12,空间利用率均为74℅,但所得的晶胞的形式不同.
[归纳与整理]金属晶体的四种堆积模型对比
堆积模型
采用这种堆积的典型代表
空间利用率
配位数
晶胞
简单立方
Po
52℅
6
钾型
Na K Fe
68℅
8
镁型
Mg Zn Ti
74℅
12
铜型
Cu Ag Au
74℅
12
混合晶体
石墨不同于金刚石,这的碳原子不像金刚石的碳原子那样呈sp3杂化.而是呈sp2杂化,形成平面六元并环结构,因此石墨晶体是层状结构的,层内的碳原子的核间距为142pm层间距离为335pm，说明层间没有化学键相连，是靠范德华力维系的；石墨的二维结构内，每一个碳原子的配位数为3，有一个末参与杂化的2p电子，它的原子轨道垂直于碳原子平面。石墨晶体中，既有共价键，又有金属键，还有范德华力，不能简单地归属于其中任何一种晶体，是一种混合晶体。
第三章
第二节 分子晶体与原子晶体
第一课时 分子晶体
教学目标
1、使学生了解分子晶体的组成粒子、结构模型和结构特点及其性质的一般特点。
2、使学生了解晶体类型与性质的关系。
3、使学生理解分子间作用力和氢键对物质物理性质的影响。
4、知道一些常见的属于分子晶体的物质类别。
5、使学生主动参与科学探究，体验研究过程，激发他们的学习兴趣。
教学重点、难点
重点掌握分子晶体的结构特点和性质特点
难点是氢键的方向性和氢键对物体物理性质的影响
从三维空间结构认识晶胞的组成、结构
教学方法建议：
运用模型和类比方法诱导、分析、归纳
教学过程：
[引入]我们已经知道，固体有晶体和非晶体之分，绝大多数常见的固体是晶体。现在给出下列晶体的熔点：甲烷（-182.5℃）氮（-210.1℃）金刚石（3900℃）氧化铝（2030℃），氯化钠（801℃）同为晶体，为什么它们的熔点及其性质有如此大的差异呢？物质结构决定物质性质，我们需要探讨晶体的内部结构来回答这个问题。分类研究是科学研究的基本方法之一，根据晶体结构的不同，我们把年个吨毫2分为若干类型，其中，只含分子的晶体称为分子晶体。
一、分子晶体
1、定义：含分子的晶体称为分子晶体
也就是说：分子间以分子间作用力相结合的晶体叫做分子晶体
看图3-9，如：碘晶体中只含有I2分子，就属于分子晶体 问：还有哪些属于分子晶体？
2、较典型的分子晶体有非金属氢化物，部分非金属单质，部分非金属氧化物，几乎所有的酸，绝大多数有机物的晶体。
3、分子间作用力和氢键
过度：首先让我们回忆一下分子间作用力的有关知识
阅读必修2P22科学视野
教师诱导：分子间存在着一种把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，也叫范徳华力。分子间作用力对物质的性质有怎么样的影响？
学生回答：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子量量越大分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。
教师诱导：但是有些氢化物的熔点和沸点的递变却与此不完全符合，如：NH3、H2O和HF的沸点就出现反常。
指导学生自学：教材中有些氢键形成的条件、氢键的定义、氢键对物质物理性质的影响。
多媒体动画片
氢键形成的过程：
①氢键形成的条件：半径小，吸引电子能力强的原子（N，O，F）与H核
②氢键的定义：半径小、吸引电子能力强的原子与H核之间的静电吸引作用。氢键可看作是一种比较强的分子间作用力。
③氢键对物质性质的影响：氢键使物质的熔沸点升高。
④投影 氢键的表示。 如冰，一个水分子能和周围4个水分子以氢键相结合组成一个正四面体 见图3-11
教师诱导：在分子晶体中，分子内的原子以共价键相结合，而相邻分子通过分子间作用力相互吸引。分子晶体有哪些特性呢？
学生回答
4．分子晶体的物理特性：熔沸点较低、易升华、硬度小。固态和熔融状态下都不导电。
教师诱导：大多数分子晶体结构有如下特征：如果分子间作用力只是范德华力。以一个分子为中心，其周围通常可以有12个紧邻的分子。如图3-10的O2，C60，我们把这一特征叫做分子紧密堆积。如果分子间除范德华力外还有其他作用力（如氢键），如果分子间存在着氢键，分子就不会采取紧密堆积的方式
学生讨论回答：在冰的晶体中，每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，形成正四面体。氢键不是化学键，比共价键弱得多却跟共价键一样具有方向性，而氢键的存在迫使四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子的相互吸引，这一排列使冰晶体中空间利用率不高，留有相当大的空隙使得冰的密度减小。
教师诱导，还有一种晶体叫做干冰，它是固体的CO2。干冰外观像冰，干冰不是冰。其熔点比冰低的多，易升华。
出示干冰的晶体结构晶胞模型。
教师讲解：干冰晶体中CO2分子之间只存在分子间力不存在氢键，因此干冰中CO2分子紧密堆积，每个CO2分子周围，最近且等距离的CO2分子数目有几个？
每个CO2分子处于三个相互垂直的面的中心，在每个面上，处于四个对角线上各有一个CO2分子，所以每个CO2分子周围最近且等距离的CO2分子数目是12个。
投影：小结完成表格
晶体类型
分子晶体
结构
构成晶体的粒子
分子
粒子间的相互作用力
分子间作用力
性质
硬度
小
熔沸点
较低
导电性
固态熔融状态不导电
溶解性
相似相溶
课堂巩固练习
1、下列属于分子晶体的一组物质是
A 、CaO、NO、CO B、 CCl4、H2O2、He
C、 CO2、SO2、NaCl D 、CH4、O2、Na2O
2、下列性质符合分子晶体的是
A、 熔点1070℃，易熔于水，水溶液能导电
B、 熔点是10.31℃，液体不导电，水溶液能导电
C、 熔点97.81℃，质软，能导电，密度是0.97g/cm3
D、熔化时能导电，水溶液也能导电
3、下列物质的液体中，不存在分子的是
A 二氧化硅 B 二氧化硫 C 二氧化碳 D二硫化碳
4、下列说法正确的是
A、离子化合物中可能含有共价键
B、分子晶体中的分子内不含有共价键
C、分子晶体中一定有非极性共价键
D、分子晶体中分子一定紧密堆积
5、干冰汽化时，下列所述内容发生变化的是
A、分子内共价键 B、分子间作用力
C、分子间距离 D、分子间的氢键
6、“可燃冰”是深藏在海底的白色晶体，存储量巨大，是人类未来极具潜在优势的洁净能源。在高压低温条件下,由水分子形成空间笼状结构，笼中“关”甲烷而形成，如某种可燃冰的存在形式为CH4·5.75H2O。
（1）“可燃冰” CH4·5.75H2O的分子中，m（CH4）：m（H2O）=
（2）若要从“可燃冰”中分离出甲烷，可用下列两中方法：①在一定温度下， 使气体从水合物中分离出来；在一定压力下， 使气体从水合物中分离出来。
7、选择以下物体填写下列空白
A干冰 B氯化铵 C烧碱 D固体碘
⑴晶体中存在分子的是 (填写序号，下同)
⑵晶体中既有离子键又有共价键的是
⑶熔化时不需要破坏共价键的是
⑷常况下能升华的是
8．四氯化硅的分子结构与四氯化碳类似，对其作出如下推测
①四氯化硅晶体是分子晶体。②常温常压下四氯化硅是液体。③四氯化硅分子是由极性键形成的分子。④四氯化硅熔点高于四氯化碳。
其中正确的是
A只有① B只有①② C只有②③ D①②③④
第2课时
教学目标
1、掌握原子晶体的概念，能够区分原子晶体和分子晶体。
2、了解金刚石等典型原子晶体的结构特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
教学难点、重点
原子晶体的结构与性质的关系
教学过程
复习提问：1、什么是分子晶体？试举例说明。
2、分子晶体通常具有什么样的物理性质？
引入新课：
分析下表数据，判断金刚石是否属于分子晶体
项目/物质
干冰
金刚石
熔点
很低
3900℃
沸点
很低
4827℃
展示：金刚石晶体
阅读：P71 ，明确金刚石的晶型与结构
归纳：
1．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。
2．构成粒子：原子
3．粒子间的作用：共价键；
展示：金刚石晶体结构
填表：
键长
键能
键角
熔点
硬度
归纳：
4．原子晶体的物理性质
熔、沸点_______，硬度________；______________一般的溶剂；_____导电。
思考：
（1）原子晶体的化学式是否可以代表其分子式，为什么？
（2）为什么金刚石的熔沸点很高、硬度很大？
（3）阅读：P72 ，讨论“学与问 1 ”
归纳：晶体熔沸点的高低比较
①对于分子晶体，一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越高。
②对于原子晶体，一般来说，原子间键长越短，键能越大，共价键越稳定，物质的熔沸点越高，硬度越大。
合作探究：
（1）在金刚石晶体中,每个C与多少个C成键？形成怎样的空间结构？最小碳环由多少个碳原子组成？它们是否在同一平面内？
（2）在金刚石晶体中，C原子个数与C—C键数之比为多少？
（3）12克金刚石中含C—C键数为多少NA？
比较:CO2与SiO2晶体的物理性质
物质/项目
熔点℃
状态(室温)
CO2
-56.2
气态
SiO2
1723
固态
阅读：P72 ，明确SiO2的重要用途
推断：SiO2晶体与CO2晶体性质相差很大，SiO2晶体不属于分子晶体
展示：展示SiO2的晶体结构模型（看书、模型、多媒体课件），分析其结构特点。
引导探究：SiO2和C02的晶体结构不同。在SiO2晶体中，1个Si原子和4个O原子形成4个共价键，每个Si原子周围结合4个O原子；同时，每个O原子跟2个Si原子相结合。实际上，SiO2晶体是由Si原子和O原子按1：2的比例所组成的立体网状的晶体。
阅读：P72 ，明确常见的原子晶体
5．常见的原子晶体有____________________________等。
6．各类晶体主要特征
类型
比较
分子晶体
原子晶体
构成晶体微粒
形成晶体作用力
物理性质
熔沸点
硬度
导电性
传热性
延展性
溶解性
典型实例
P4、干冰、硫
金刚石、二氧化硅
阅读：P72 ，讨论“学与问 2 ”
归纳：判断晶体类型的依据
（1）看构成晶体的微粒种类及微粒间的相互作用。
对分子晶体,构成晶体的微粒是______________，微粒间的相互作用是_____ ______；
对于原子晶体，构成晶体的微粒是__ _____，微粒间的相互作用是___________键。
（2）看物质的物理性质(如：熔、沸点或硬度)。
一般情况下，不同类晶体熔点高低顺序是原子晶体比分子晶体的熔、沸点高得多
〖练习〗
1、下列的晶体中，化学键种类相同，晶体类型也相同的是
A、SO2与SiO2 B、C02与H2O C、C与HCl D、CCl4与SiC
2、碳化硅SiC晶体具有类似金刚石的结构，其中C原子和Si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
第三章
第四节 离子晶体
第一课时
教学目标
1．使学生理解氯化钠、氯化铯等典型离子晶体的结构模型及其性质的一般特点。
2．使学生理解离子晶体的晶体类型与性质的关系。
3．复习已学过原子结构、元素周期表、化学键、分子极性等相关基础知识，帮助学生形成知识网络。
4．掌握根据晶体结构模型计算微粒数的一般方法。
教学重点、难点：
1、NaCl和CsCl的晶胞结构及离子晶体的物理性质的特点
2、离子晶体配位数及其影响因素
教学过程
(一)引入新课
[复习提问] ]1、什么是离子键？什么是离子化合物？
2、下列物质中哪些是离子化合物？哪些是只含离子键的离子化合物？
Na2O NH4Cl O2 Na2SO4 NaCl CsCl CaF2
3、我们已经学习过几种晶体？它们的构成微粒和微粒间的相互作用分别是什么？
[课题板书] 离子晶体
一、离子晶体
1、概念：离子间通过离子键形成的晶体
2、空间结构
以NaCl、CsCl为例来，以媒体为手段，攻克离子晶体空间结构这一难点
[针对性练习]
[例1]如图为NaCl晶体中取出一部分的结构图，图中直线交点处为NaCl晶体中Na+与Cl-所处的位置(不考虑体积的大小)。
(1)若该立方体中心处是一钠离子，请将图中代表Na+的小圆用笔涂黑，以完成NaCl晶体结构示意图。分析这个立方体示意图中共有多少个“NaCl”单元？
(2)从晶胞中分析Na+周围与它最近且距离相等的Na+共有多少个?
[解析]下图中心圆甲涂黑为Na+，与之相隔均要涂黑

（1）图中大立方体是NaCl的晶胞。由8个小立方体构成，由于顶点上的微粒是由八个相同的立方体共用、棱上的微粒是由四个相同的立方体共用、面上的微粒是由两个相同的立方体共用。可如下计算晶胞中钠离子、氯离子个数：
计算在该晶胞中含有Na+的数目。在晶胞中心有1个Na+，在棱上共有12个Na+，又因棱上每个Na+又为周围4个晶胞所共有，所以该晶胞独占的是12×1/4=3个，该晶胞共有的Na+为4个。
晶胞中含有的Cl-数：Cl-位于顶点及面心处。该晶胞共有8个顶点，而每个顶点上的氯离子又为8个晶胞(本层4个，上层4个)所共有。该晶胞独占8×1/8=1个。一个晶胞有6个面，每面有一个面心氯离子，又为两个晶胞共有，所以该晶胞面上独占的Cl-数为6×1/2=3，该晶胞共有Cl-数为1+3=4。。
不难推出，n(Na+):n(Cl-)=4:4=1:1。所以图示立方体中共有4个“NaCl”单元。化学式为NaCl。
（2）以中心Na+为依据，画上或找出三个平面(三个平面互相垂直)。在每个平面上的Na+都与中心 Na+最近且为等距离。
每个平面上又都有4个Na+，所以与Na+最近且等距的Na+为3×4=12个。
[例2]氯化钠和氯化铯晶体中阴阳离子的配位数各是多少？决定晶体结构的主要因素是什么？
[自学]课本82页
[学生回答，教师板书]Na+ 、Cl-的配位数均为6，Cs+、 Cl-的配位数均为8。决定离子晶体结构的主要因素：（1）几何因素：离子半径比（2）电荷因素：离子电荷比
3、离子晶体结构对其性质的影响
（1）离子晶体是由阴阳离子，靠离子键构成的。由于离子贱的强度较大可，所以离子晶体发生物态变化时就需要较高的能量，以破坏其中的离子键，因此，离子晶体有较高的熔点、沸点和硬度。
（2）离子晶体中为何不存在单个的小分子?
在离子晶体中，阴、阳离子既可以看作是带电的质点，又可以看作是带电的球体，其中，阳离子总是尽可能地多吸引阴离子、阴离子又总是尽可能多地吸引阳离子(只要空间条件允许的话)这种结构向空间延伸，即晶体多大，分子就有多大，晶体内根本不存在单个的小分子，整个晶体就是一个大分子。
4、离子晶体的判断及晶胞折算
（1）如何判断一种晶体是离子晶体
方法一：由组成晶体的微粒种类分：离子化合物形成的晶体一定为离子晶体。
方法二：由晶体的性质来分：①根据导电性：固态时不导电而熔化或溶解时能导电的一般为离子晶体。②根据机械性能：具有较高硬度，且脆的为离子晶体。
（2）什么是晶胞?如何由晶胞来求算晶体的化学式?
构成晶体的结构粒子是按着一定的方式排列的。在晶体结构中具有代表性的最小重复单位叫晶胞。
根据离子晶体的晶胞，求阴、阳离子个数比的方法：
①处于顶点上的离子：同时为8个晶胞共有，每个离子有1/8属于晶胞。
②处于棱上的离子：同时为4个晶胞共有，每个离子有1/4属于晶胞。
③处于面上的离子：同时为2个晶胞共有，每个离子有1/2属于晶胞。
④处于体心的离子：则完全属于该晶胞。
[学生练习]
题目：在高温超导领域中，有一种化合物叫钙钛矿，其晶体结构中有代表性的最小单位结构如图所示，试回答：
（1）在该晶体中每个钛离子周围与它最近且相等距离的钛离子有多少个?
（2）在该晶体中氧、钙、钛的粒子个数比是多少?
[解析]由图看出，在每个钛离子周围与它最近且等距离的钛离子共有6个，的同层左、右与前后、上下各层中各有1个。
至于同一晶胞中独占三元素粒子个数比，则从每种元素粒子在晶胞中的位置考虑。Ca2+位于立方体的中央为一个晶胞所独占；钛离子位于晶胞的顶点上，而每个晶胞独占有8×1/8=1个。氧离子位于棱上，一个晶胞独占12×1/4=3个。故氧、钙、钛的粒子数之比为 3:1:1
[答案]6 3:1:1
5、总结
1．离子间通过离子键结合而成的晶体叫离子晶体。构成离子晶体的微粒是阳离子和阴离子。离子晶体中，阳离子和阴离子间存在着较强的离子键，因此，离子晶体的硬度都较高，密度都较大，熔、沸点都较高。
2．不同离子晶体的比较。离子晶体的熔、沸点和硬度等物理性质可根据离子晶体中的阴阳离子的半径和电荷数进行粗略地比较。一般化学式与结构相似的离子晶体，阴、阳离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。如：氯化钾、氯化钠、氟化钠等三种离子的熔点高低顺序为：KCl氯化钠。
针对性训练
一、选择题
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）溶于水 （B）有较高的熔点 （C）水溶液能导电 （D）熔融状态能导电
2．下列物质中，含有极性键的离子化合物是（ ）
（A）CaCl2 （B）Na2O2 （C）NaOH （D）K2S
3．Cs是IA族元素，F是VIIA族元素，估计Cs和F形成的化合物可能是（ ）
（A）离子化合物 （B）化学式为CsF2 （C）室温为固体 （D）室温为气体
4．某物质的晶体中含A、B、C三种元素，其排列方式如图所示(其中前后两面心上的B原子未能画出)，晶体中A、B、C原子个数之比依次为（ ）
（A）1:3:1 （B）2:3:1 （C）2:2:1 （D）1:3:3
5．NaF，Nal，MgO均为离子化合物，根据下列数据，这三种化合物的熔点高低顺序是（ ）
物质
①NaF
②NaI
③MgO
离子电荷数
1
1
2
m
2.31
3.18
2.10
（A）①>②>③ （B）③>①>② （C）③>②>① （D）②>①>③
6．在NaCl晶体中与每个Na+距离等同且最近的几个Cl-所围成的空间几何构型为（ ）
（A）正四面体 （B）正六面体 （C）正八面体 （D）正十二面体
7．如图是氯化铯晶体的晶胞(晶体中最小的重复单元)，已知晶体中2个最近的Cs+离子核间距为a cm，氯化铯的式量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为（ ）
（A）g·cm-3 （B）g·cm-3
（C）g·cm-3 （D）g·cm-3
二、填空题
8．参考下列熔点数据回答：
物质
FNa
NaCl
NaBr
NaI
熔点℃
995
801
755
651
物质
NaCl
KCl
RbCl
CsCl
熔点℃
801
776
715
646
钠的卤化物从NaF到NaI及碱金属的氯化物从NaCl到CsCl的熔点逐渐____________这与__________有关。9．某离子晶体晶胞结构如下图所示，x位于立方体的顶点，Y位于立方体中心。试分析：
（1）晶体中每个Y同时吸引着__________个X，每个x同时吸引着__________个Y，该晶体的化学式为__________。
（2）晶体中在每个X周围与它最接近且距离相等的X共有__________个。
（3）晶体中距离最近的2个X与1个Y形成的夹角∠XYX的度数为__________。
（3）设该晶体的摩尔质量为M g·mol-1，晶体密度为ρ·cm-3，阿伏加德罗常数为NA则晶体中两个距离最近的X中心间的距离为__________。
（2）根据(1)所推出的化合物的组成，计算其中Cu原子的平均化合价(该化合物中各元素的化合价为Y+3，Ba+2，Cu+2和Cu+3)试计算化合物中这两种价态Cu原子个数比。
针对性练习答案
一、选择题
1.D；2.C；3.AC；4.A；5.B；6.C；7.C。
二、填空题
8．降低；阴离子半径由F-到I-逐渐增大
9．（1）4；8；XY2(或Y2X)。（2）12。（3）109°28'。（4）。
第四节 离子晶体
第二课时
教学目标
通过分析数据和信息，能说明晶格能的大小与离子晶体性质的关系
教学重点、难点：晶格能的定义和应用。
教学过程
[阅读与思考]：阅读下表，讨论、分析得出哪些结论？（小组讨论、交流、汇报）
表1：
F-
Cl-
Br-
I-
Li+
1036
853
807
757
Na+
923
786
747
704
K+
821
715
682
649
Cs+
785
689
660
630
Rb+
740
659
631
604
表2：
AB型离子晶体
离子电荷
晶格能（KJ/mol）
熔点
摩氏硬度
NaF
1
923
993
3.2
NaCl
1
786
801
2.5
NaBr
1
747
747
<2.5
NaI
1
704
661
<2.5
MgO
2
3791
2852
6.5
CaO
2
3401
2614
4.5
SrO
2
3223
2430
3.5
BaO
2
3054
1918
3.3
[板书] 二、晶格能
1、定义：气态离子形成1mol离子晶体时释放的能量。
2、规律：（1）离子电荷越大，离子半径越小的离子晶体的晶格能越大。
（2）晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
[科学视野]：阅读P84----科学视野，从中你知道了什么？
[板 书]：3、岩浆晶出规则：晶格能高的晶体，熔点较高，更容易在岩浆冷却过程中先结晶析出。（美国矿物学家鲍文）
教学习题设计：
1、下列大小关系正确的是（ ）
A、晶格能：NaClCaO
C、熔点：NaI>NaBr D、熔沸点：CO2>NaCl
2、已知：三种氟化物的晶格能如下表：
晶格能（KJ/mol）
Na+
923
Mg2+
2957
Al3+
5492
三种氟化物的晶格能的递变原因是
。
3、已知：硅酸盐和石英的晶格能如下表：
硅酸盐矿物和石英
晶格能（KJ/mol）
橄榄石
4400
辉石
4100
角闪石
3800
云母
3800
长石
2400
石英
2600
回答下列问题：
（1）橄榄石和云母晶出的顺序是 。
（2）石英总是在各种硅酸盐析出后才晶出的原因是
。
（3）推测云母和橄榄石的熔点顺序为 ，硬度大小为
。
4、下表列出了钠的卤化物和硅的卤化物的熔点：
NaX
NaF
NaCl
NaBr
NaI
熔点
995
801
775
651
SiX4
SiF4
SiCl4
SiBr4
SiI4
熔点
—90.2
—70.4
5.2
120.5
回答下列问题：
（1）钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多，其原因是
。
（2）NaF 的熔点比NaBr的熔点高的原因
是 。
SiF4 的熔点比SiBr4的熔点低的原因
是 。
（3）NaF和NaBr的晶格能的高低顺序为 ，硬度大小
为 。
第三章 晶体结构与性质测试题
一、选择题
1．下列叙述正确的是（ ）。
A．含有阳离子的晶体一定是离子晶体
B．分子晶体中一定含有共价键
C．原子晶体中一定含有非极性键
D．双原子化合物分子一定是极性分子
2．共价键、离子键、金属键、分子间作用力都是粒子间的作用力，含有以上两种作用力的晶体是（ ）。
A．SiO2 B.C C.NaCl D.NaOH
3．根据下列性质判断晶体的类型正确的是（ ）。
A．熔点110 ℃，微溶于水，固态不导电——离子晶体
B．熔点3550 ℃，不溶于水也不溶于有机溶剂，固态不导电——原子晶体
C．熔点2700 ℃，固态能导电，有光泽——离子晶体
D．熔点800 ℃，能溶于水，熔化时能导电——分子晶体
4．下列各组物质发生状态变化所克服的粒子间的相互作用属于同种类型的是（ ）。
A．二氧化硅和干冰的熔化
B．食盐和冰醋酸的熔化
C．纯碱和烧碱的熔化
D．液溴和液汞的蒸发
5．下列事实与氢键有关的是（ ）。
A．水加热到很高的温度都难以分解
B．水结成冰体积膨胀
C．CH4、SiH4、GeH4、SnH4熔点随相对分子质量增大而升高
D．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
6．下列各组物质的晶体中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是（ ）。
A．SO2和SiO2
B．CO2和H2O
C．NaCl和HCl
D．NaOH和H2O2
7．下列晶体中:①氯化钾 ②苯酚 ③钠 ④二氧化硅，按熔点由高到低的顺序依次排列的是
（ ）。
A．①>②>③>④ B．④>①>③>② C．④>②>①>③ D．①>③>②>④
8．某物质的晶体中含A、B、C三种元素，其排列方式如图所示，晶体中A、B、C的原子个数之比为（ ）。
A.1∶1∶2 B.2∶3∶1
C.2∶1∶1 D.1∶3∶3
9．据报道，科学家用激光把石墨“炸松”，再射入氮气流，并用射频电火花处理，可得到一种硬似金刚石的化合物。有关叙述不正确的是（ ）。
A.两种单质反应物在通常状态下均很不活泼
B.该化合物呈片状结构
C.该化合物中原子间作用力只有共价键，键长短，形成空间网状结构
D.碳氮键比金刚石中碳碳键强
10．在40 GPa高温下，用激光器加热到1800 K时，人们成功制得了原子晶体干冰。下列推断不正确的是（ ）。
A．原子晶体干冰有很高的熔沸点，有很大的硬度
B．原子晶体干冰易汽化，可用作制冷材料
C．原子晶体干冰硬度大，可作耐磨材料
D．每摩原子晶体干冰中含4 mol C—O键
11．目前科学界拟合成一种被称为“二重结构”的球形分子，即把足球形分子C60分子容纳在足球形分子Si60分子中，外面的硅原子与里面的碳原子以共价键结合。下列关于这种分子的叙述不正确的是（ ）。
A．是两种单质组成的混合物
B．相对分子质量为2400
C．是一种新型化合物
D．其晶体属于分子晶体
12．泽维尔研究发现，当激光脉冲照射NaI时，Na＋和I－两核间距为10～15时，呈离子键；当两核靠近约距2.8时，呈共价键。根据泽维尔的研究成果能得出的结论是（ ）。
A．NaI晶体是离子晶体和分子晶体的混合物
B．共价键和离子键没有明显的界限
C．NaI晶体中既有离子键，又有共价键
D．离子晶体可能含有共价键
13．下列叙述正确的是（ ）。
A．同主族金属的原子半径越大，熔点越高
B．稀有气体原子序数越大，沸点越高
C．分子间作用力越弱，分子晶体的熔沸点越低
D．同周期元素的原子半径越小，越易失去电子
14．下列物质为固态时，必定是分子晶体的是（ ）。
A．酸性氧化物 B．非金属单质
C．碱性氧化物 D．含氧酸
15．有关晶体的下列说法中正确的是（ ）。
A．晶体中分子间作用力越大，分子越稳定
B．原子晶体中共价键越强，熔点越高
C．冰熔化时水分子中共价键发生断裂
D．氯化钠熔化时离子键未被破坏
16．硅酸盐与二氧化硅一样,都是以硅氧四面体作为基本结构单元。硅氧四面体可以用投影图表示成：
其中○表示氧原子，中心黑点表示硅原子。硅氧四面体通过不同方式的连接可以组成各种不同的硅酸根离子。试确定在无限长的单链阴离子中(见图)，硅原子与氧原子的个数之比为（ ）。
A．1:2 B．1:3 C．2:5 D．2:7
二、填空题
1．凡处于立方体顶点的微粒，同时为 个晶胞共有；凡处于立方体棱上的微粒，同时为 个晶胞共有；凡处于立方体面上的微粒，同时为 个晶胞共有；凡处于立方体体心的微粒，同时为 个晶胞共有。
2．有下列八种晶体：
A．(水晶)SiO2 B．冰醋酸 C．氧化镁 D．白磷 E．晶体氩F．氯化铵 G．铝 H．金刚石
用序号回答下列问题：
(1)属于原子晶体的化合物是___________，直接由原子构成的晶体是___________，直接由原子构成的分子晶体是___________。
(2)由极性分子构成的晶体是___________，含有共价键的离子晶体是___________，属于分子晶体的单质是___________。
(3)在一定条件下能导电而不发生化学变化的是___________，受热熔化后化学键不发生变化的是___________，受热熔化需克服共价键的是___________。
3.参考下表中物质的熔点，回答有关问题：
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
SnCl4
PbCl4
熔点/℃
－90.2
－70.4
5.2
10.5
－70.4
－49.5
－36.2
－15.0
（1）钠的卤化物及碱金属的氯化物的熔点与_____有关，随_______增大，_____减小，故熔点依次降低。
（2）硅的卤化物及硅、锗、锡、铅的氯化物的熔点与_______有关，随着_______增大则_____________增大，故熔点依次升高。
（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______________，故前者熔点远远高于后者。
4．在测定硫酸铜结晶水的实验操作中：
（1）加热前应将晶体放在______中研碎，加热是放在______中进行，加热失水后，应放在______中冷却。
（2）判断是否完全失水的方法是：　　　　　　　　　　 。
（3）做此实验，最少应进行称量操作______次。
（4）下面是某学生一次实验的数据，请完成计算，填入下面的表中。
坩埚质量
坩埚与晶体总质量
加热后坩埚与固体总质量
测得晶体中结晶水个数
11.7 g
22.7 g
18.6 g
（5）这次实验中产生误差的原因可能是______（填序号）所造成。
A．硫酸铜晶体中含有不挥发性杂质
B．实验前晶体表面有湿存水
C．加热时有晶体飞溅出去
D．加热失水后露置在空气中冷却
5．晶体是质点(分子、离子或原子等)在空间有规则地排列、具有整齐外形、以多面体出现的固体物质。在空间里无限地周期性的重复能形成晶体的、具有代表性的最小单元，称为晶胞。一种Al－Fe合金的立体晶胞如下图所示。请据此回答下列问题：
(1) 确定该合金的化学式____________。
(2) 若晶体的密度＝ρ g/cm3，则此合金中最近的两个Fe原子之间的距离(用含ρ的代数式表示，不必化简)为___________________cm。
(3) 取2.78 g的该合金粉末溶于100 mL某稀硝酸溶液中，待反应完全后得到1.12 L NO气体（标准状况，设两者恰好完全反应），则原硝酸溶液的物质的量浓度为______mol/L，反应后溶液中Fe3+离子的物质的量浓度为______mol/L。

6．如图为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿晶体结构中具有代表性的最小重复单位。试回答：
(1)在该物质的晶体结构中，每个钛离子周围与它最接近且距离相等的钛离、钙离子各有 、 个。
(2)该晶体结构中，元素氧、钛、钙的离子个数比是 ；该物质的化学式可表示为 。
(3)若钙、钛、氧三元素的相对质量分别为a，b，c，晶体结构图中正方体边长（钛原子之间的距离）为d nm(1nm=10-9m)，则该晶体的密度为 g/cm
第三章 晶体结构与性质参考答案
一、选择题
1．D 2． D 3．B 4．C 5．B 6．B 7．B 8．C 9．B 10．B 11．A 12．B 13．B、C 14．D 15．B 16．B
二、填空题
1． 8 4 2 1
2．(1)A AEH E
(2)B F DE
(3)G BDE AH?
3． （1）离子半径 离子半径 离子键的强度（或离子间的静电作用力）
（2）相对分子质量 相对分子质量 分子间作用力（或范德瓦耳斯力）
（3）晶体类型 钠的卤化物为离子晶体，其熔点高低取决于离子键的强弱，硅的卤化物为分子晶体，其熔点高低取决于分子间作用力的大小，而离子键比分子间作用力强得多
4．（1）研钵、瓷坩埚、干燥器 （2）连续两次加热称量后称量的质量差不超过0.1 g（3）4 （4）5.3（5） BC
5．（1）Fe2Al
（2）
（3）2 mol/L 0.1 mol/L
6．(1) 6 8 (2)3：1：1 CaO.Tio2(CaTiO3)
(3)[ (a+b+3c)/NAd3]×10-21