高中化学选修3 物质结构与性质 全册教案
文档属性
| 名称 | 高中化学选修3 物质结构与性质 全册教案 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 1.3MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2020-03-01 21:21:03 | ||
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文档简介
第一章《物质结构与性质》选修3教案
第一节 原子结构：(第一课时)
知识与技能：
1、进一步认识原子核外电子的分层排布
2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系
3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系
4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义
5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布
方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。
情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。
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 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
学习过程
1、原子结构理论发展
〖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？
2、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
3、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 p 6
[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号元素的基态的电子排布式
第一节 原子结构：(第二课时)
知识与技能：
1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布
3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基态和激发态的涵义
5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
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 。
学习过程
〖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？
4、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
第一节 原子结构：(第三课时)
知识与技能：
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
重点难点：能量最低原理、基态、激发态、光谱
课前预习：
1、现在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。
学习过程
〖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 。
中学 高中《物质结构与性质》选修3 讲学稿
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)
知识与技能：
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
课前预习：
1、元素周期表中的周期是指 ；元素周期表中的族是指
2、 ，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在 、 、 、 等的周期性变化。
学习过程
〖复习〗
什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？
〖课前练习〗
写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表
1、周期系：
2、周期表
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？元素在周期表中排在哪个列由什么决定？
阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?
元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？
[基础要点]分析图1-16
s区
p 区
d 区
ds 区
f 区
分区原则
纵列数
是否都是金属
区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。
[思考]周期表上的外围电子排布称为“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。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？
〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为
(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总
数等于主族序数。
原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
1、原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
外围电子总数决定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 ，10+1=11尾数是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
【案例练习】
1、元素的分区和族 1) s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; 2) p区:, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属; 3) d区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属; 4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属); 5) f区: , 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系.
2、外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是 (? ? )
A、第四周期ⅦB族 B、第五周期ⅢB族 C、?第六周期ⅦB族 D、?第六周期ⅢB族
3、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )
A、 在化合物中呈+2价 B、单质使水分解、放出氢气
C、 氢氧化物呈两性 D、 碳酸盐难溶于水
【课后作业】
完成下表空白处
原子序数
电子排布式
在周期表中的位置
是金属还是非金属
最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性
气态氢化物的化学式
15
1s22s22p63s23p4
第二周期VA族
中学 高中《物质结构与性质》选修3 讲学稿
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)
知识与技能：
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
课前预习：
1、气态原子或离子 叫电离能，常用符号 表示，单位为
叫第一电离能。
2、根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子 ，反之，电离能越大，表示在气态时该原子 ，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有 的趋势，同一主族从上到下，第一电离能 。
学习过程
二、元素周期律
(1)原子半径
〖探究〗观察下列图表分析总结：
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？元素周期表中，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？
〖归纳总结〗
(2)电离能
[基础要点]概念
1、第一电离能I1： 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。
同一元素的第二电离能 第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5…… ？分析下表：
〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
2、阅读分析表格数据：
Na
Mg
Al
各级电离能(KJ/mol)
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？
数据的突跃变化说明了什么？
〖归纳总结〗
1、递变规律
周一周期
同一族
第一电离能
从左往右，第一电离能呈增大的趋势
从上到下，第一电离能呈增大趋势。
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
3．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最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I14、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？
5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
【案例练习】
1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al2+、Zn2+ D．Cl-、Br-、I-
2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图 是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是
3、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? ns2np6
【课后作业】
概念辩析：
（1）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）铝的第一电离能大于K的第一电离能
（4）B电负性和Si相近
（5）已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol
（6）气态O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol
（7）半径：K+>Cl-
（8）酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
（9）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
（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
2、下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。
元素
I1
I2
I3
Na
496
4 562
6 912
Mg
738
1 451
7 733
请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？为什么镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3+？
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质(第三课时)
知识与技能：
1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力
课前预习：
1、 叫键合电子；我们用电负性描述 。
2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 的电负性一般小于1.8， 的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有 性又有 性。
学习过程
〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
(3)电负性：
〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表
同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
[科学探究]
1、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。
2、电负性的周期性变化示例
〖归纳与总结〗
1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？
3、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。
4、对角线规则
【案例练习】
1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( )
A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价
B、第一电离能可能Y小于X
C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的
D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ）
A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金
【课后作业】
1、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ ）
A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能
2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ）
A．碱性：NaOHB．第一电离能：NaC．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
第一章《原子结构与性质》复习
重点知识梳理
一、原子结构与元素周期表
⑴观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)的开头元素均是__ ____，它们的价电子构型为__ ；每一周期结尾元素均是____ ____，它们的价电子构型为______ (第一周期除外)。
⑵周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_____ 。
⑶通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分别是__ ___.可见，各周期元素的数目=_____________________
二、元素周期律
______性质随_______ 的递增发生周期性变化，称为元素周期律。
1、原子半径. r的大小取决于__ _、____ ___两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_____；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径______。
2、电离能.
⑴概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的____ _叫做电离能，用符号__ 表示，单位是______ _。
⑵第一电离能：处于基态的气态原子生成__ _价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___ 表示。
⑶意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子___ __电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_____电子，即元素在气态时的__ __性越强。
⑷I变化规律：同周期，左右总体呈__ ___趋势，____ _元素的I1最小，________的I1最大； 同族，上下I1 __ __ __ 。
3、电负性.
⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。
⑵x变化规律：同周期，x左右__ ___；同族，x上下__ ___。
⑶意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___ Δx___ __成离子键，Δx__ ____成共价键。
【案例练习】
1、下列说法中正确的是（ ）
A、处于最低能量的原子叫做基态原子
B、3p2表示3p能级有两个轨道
C、同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D、同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
2、X、Y、Z三种元素的原子（ ）
A、XYZ3 B、X2YZ3 C、X2YZ2 D、XYZ3
3、下列说法中，不符合A族元素性质特征的是（ ）
A、从上到下原子半径逐渐减小
B、易形成—1 价离子
C、从上到下单质的氧化性逐渐减弱
D、从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱
4、下列说法中，正确的是（ ）
A、在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数
B、在周期表里，元素所在的周期数等于核外电子层数
C、最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子
D、元素的原子序数越大，其原子半径越大
5、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个中子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳电子数的2倍，
则YX2为 ；ZX2为 。
【课后作业】
1、下表列出了A～R九种元素在周期表中的位置
主族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
E
F
3
A
C
D
G
R
4
B
H
（1）这九种元素分别为A 、B 、C 、D 、E 、F 、G 、H 、R ，其中化学性质最不活泼的是 ；
（2）A、C、D三种元素的氧化物对应的水化物，其中碱性最强的是 ；
（3）A、B、C三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为 ；
（4）F元素氢化物的化学式是 ，该氢化物在常温下跟A发生反应的化学方程式是 ，所得溶液的pH 7；
（5）H元素跟A元素形成化合物的化学式是 ；
（6）G元素和H元素两者核电核数之差是 。
2、元素X和Y属于同一个主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60%。确定X、Y两种元素在周期表的位置，写出X、Y形成的两种化合物的化学式。
第一章《原子结构与性质》单元测试卷
一、选择题
1、13C—NMR（核磁共振）、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWüthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N叙述正确的是
A．13C与15N有相同的中子数 B．13C与C60互为同素异形体
C．15N与14N互为同位素 D．15N的核外电子数与中子数相同
2、道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中主要有下列三个论点：①原子是不能再分的微粒；②同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。从现代原子——分子学说的观点看，你认为不正确的是
A．只有① B．只有②
C．只有③ D．①②③
3、下列能级中轨道数为3的是
A．S能级 B．P能级
C．d能级 D．f能级
4、下列各原子或离子的电子排布式错误的是
A．Al 1s22s22p63s23p1 B．S2- 1s22s22p63s23p4
C．Na+ 1s22s22p6 D．F 1s22s22p5
5、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
6、一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是
A．+1 B．+2 C．+3 D．-1
7、具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是
A．ls22s22p63s23p? B．1s22s22p3
C．1s22s2sp2 D．1s22s22p63s23p4
8、下列图象中所发生的现象与电子的跃迁无关的是
A B C D
9、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
10、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
11、X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6。则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是
A．XYZ B．X2YZ C．X2YZ2 D．X2YZ3
12、下列各组元素性质递变情况错误的是
A． Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C． N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次增强
13、超重元素的假说预言自然界中可存在原子序数为114号的稳定同位素X，试根据原子结构理论和元素周期律预测正确的是
A．X 位于第七周期，第ⅣA族 B．X是非金属元素
C．XO2是酸性氧化物 D．X元素的化合价有+2和+4
14、下列第三周期元素的离子中，半径最大的是
A．Na+ B．Al3+
C．S2- D．Cl-
15、下列关于稀有气体的叙述不正确的是
A．原子的电子排布最外层都是以P6结束；
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同电子排布式；
C．化学性质非常不活泼；
D．一定条件下，也可以形成稀有气体化合物
16、有A、B和C三种主族元素，若A元素阴离子与B、C元素的阳离子具有相同的电子层结构，且B的阳离子半径大于C，则这三种元素的原子序数大小次序是
A．B＜C＜A B．A＜B＜C
C．C＜B＜A D．B＞C＞A
17、下列基态原子的电子构型中，正确的是
A．3d94s2 B．3d44s2
C．4d105s0 D．4d85s2
18、下列用核电荷数表示出的各组元素，有相似性质的是
A．19和55 B．6和14 C．16和17 D．12和24
二、填空题
19、在同一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量 。在同一电子层中，各亚层的能量按s、p、d、f的次序 。 20、理论研究证明，多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，第三能层有3个能级分别为 。
21、现在物质结构理论原理证实，原子的电子排步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叫做 原子。
22、人们把电子云轮廓图称为原子轨道，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，它们相互垂直，分别以 为符合。
23、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 。
24、 A、B、C三种短周期元素，它们在周期表中的位置如图：
A原子核内质子数和中子数相等。B、C两元素原子核外电子数之和是
A原子质量数的2倍。则：
（1）元素名称为A 、B 、C 。
（2）B和C最高价氧化物的水化物的化学式是 、 。
25、右表是元素周期表的一部分：
（1）表中元素⑩的氢化物的化学式为 ，此氢化物的还原性比元素⑨的氢化物的还原性 （填强或弱）
（2）某元素原子的核外p电子数比s电子数少1，则该元素的元素符号是 ，其单质的电子式为 。
（3）俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是
（4）已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素③与元素⑧的氢氧化物有相似的性质。写出元素③的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式
又如表中与元素⑦的性质相似的不同族元素是 （填元素符号）
26、周期表中最活泼的金属为 ，最活泼的非金属为
三、综合题
27．有第四周期的A，B，C，D四种元素,其价电子数依次为1，2，2，7。其原子序数按A，B，C，D顺序增大，已知A与B的次外层电子数为8，而C与D的次外层电子数为18，根据结构判断并用元素符号或化学式回答下列问题：
⑴哪些是金属元素 ⑵D与A的简单离子是什么?
⑶哪一种元素的氢氧化物碱性最强?
⑷B与D二原子间能形成何种化合物? 写出其化学式。
28．有A、B、C、D四种元素。其中A为第四周期元素，与D可行成1∶1和1∶2原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列之。
29．A、B、C三种元素的原子最后一个电子填充在相同的能级组轨道上，B的核电荷比A大9个单位，C的质子数比B多7个；1 mol的A单质同酸反应置换出1g氢气，同时转化为具有氩原子的电子层结构的离子。判断A、B、C各为何元素，并写出A、B分别与C反应的化学方程式。
高二化学选修3教案
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：价层电子对互斥模型
课前预习：
1、共价键是常见化学键之一，它是指 其本质是 。
2、 判断δ键和π键的一般规律是：共价单键是 键；而共价双键中有 个δ键，共价三键中有 个δ键，其余为π键。
学习过程
[引入]
NaCl、HCl的形成过程
前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？
例：H2的形成
1、δ键：（以“ ”重叠形式）
a、特征：
b、种类：S-S δ键 、 S-P δ键 、 P-Pδ键
P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键
2、π键
[讲解]
a.特征：每个π键的电子云有两块组成，分别位于有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镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。
3、δ键和π键比较
①重叠方式 ： δ键： ； π键：
②δ键比π键的强度较大
成键电子： δ键s-s、 、 π键
δ键成 键 π键成 键或 键
４．共价键的特征 ： 性、 性
[小结]
【案例练习】
1、下列各组物质中，所有化学键都是共价键的是（ ）
A．H2S和Na2O2 B．H2O2和CaF2 C．NH3和N2 D．HNO3和NaCl
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、乙烯分子中C-C之间有 个σ键， 个π键。乙烯易发生加成反应是因为分子中C-C之间的一个 键易断裂。
【课后作业】
1、下列分子中存在π键的是（ ）
A．H2 B．Cl2 C．N2 D．HCl
2、下列说法中，正确的是
A．在N2分子中，两个原子的总键能是单个键能的三倍
B．N2分子中有一个σ键、两个π键
C．N2分子中有两个个σ键、一个π键
D．N2分子中存在一个σ键、一个π键
3、下列分子中，含有非极性键的化合物的是
A．H2 B．CO2 C．H2O D．C2H4
4、在HCl分子中，由H原子的一个 轨道与Cl原子的一个 轨道形成一个 键；在Cl2分子中两个Cl原子以 轨道形成一个 键。
第一节 共价键（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
课前预习：
1、键参数通常包括 、 与
2、等电子原理的概念：
3、互为等电子体的物质其 （填“物理”或“化学”，下同）性质相近，而 性质差异较大。
学习过程
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？
［讨论］
二、键参数
１．键能
①概念：
②单位：
［阅读书３３页，表２－１］
1、键能大小与键的强度的关系？
2、键能与化学反应的能量变化的关系？
２．键长
①概念：
②单位：
③键长越短，共价键越 ，形成的物质越
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：
例如：ＣＯ２结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为 °，为 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：
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］
【案例练习】
1、下列各说法中正确的是 （ ）
A．分子中键能越高，键长越大，则分子越稳定
B．元素周期表中的ⅠA族（除H外）和ⅦA族元素的原子间不能形成共价键
C．水分子可表示为HO—H，分子中键角为180°
D．H—O键键能为463KJ/mol，即18克H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×463KJ
２．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
3、下列分子中键角最大的是 （ ）
A．CH4 B．NH3 C．H2O D．CO2
４．与ＮＯ３－互为等电子体的是（ ）
A．ＳＯ３ B．ＢＦ３ C．ＣＨ４ D．ＮＯ２
5．由课本表２－１可知．Ｈ－Ｈ的键能为４３６kＪ／mol．它所表示的意义是＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿．如果要使１molＨ２分解为２molＨ原子，你认为是吸收能量还是放出能量？＿＿＿＿．能量数值＿＿＿＿．当两个原子形成共价键时，原子轨道重叠的程度越大，共价键的键能＿＿＿＿，两原子核间的平均距离――键长＿＿＿＿．
【课后作业】
1、下列说法中正确的是 （ ）
A．双原子分子中化学键键能越大，分子越牢固
B．双原子分子中化学键键长越长，分子越牢固
C．双原子分子中化学键键角越大，分子越牢固
D．在同一分子中，σ键要比π键的分子轨道重叠程度一样多，只是重叠的方向不同
2、下列物质属于等电子体一组的是（ ）
A．CH4和NH4+ B．B3H6N3和C6H6 C．F-和Mg D．H2O和CH4
3、三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，不正确的是 （ ）
A．PCl3分子中三个共价键的键长，键角都相等
B．PCl3分子中的P-Cl键属于极性共价键
C．PCl3分子中三个共价键键能，键角均相等
D．PCl3是非极性分子
4、下列单质分子中，键长最长，键能最小的是（ ）
A．H2 B．Cl2 C．Br2 D．I2
第二节 分子的立体结构（第一课时）
班级 姓名 学号 学习评价
教学目标
1、认识共价分子的多样性和复杂性；
2、初步认识价层电子对互斥模型；
3、能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构；
4、培养严谨认真的科学态度和空间想象能力。
重点难点：分子的立体结构；利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构
课前预习：
1、化学式：
2、结构式：
3、结构简式：
4、电子式：
5、价电子：
学习过程
创设问题情境：
1、阅读课本P37-40内容；
2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球辊模型（或比例模型）；
3、提出问题：
⑴什么是分子的空间结构？
⑵同样三原子分子CO2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，为什么它们的空间结构不同？
[讨论交流]
1、写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的结构式和电子式；
2、讨论H、C、N、O原子分别可以形成几个共价键；
3、根据电子式、结构式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子结构。
[模型探究]
由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的立体结构模型，对照其电子式，分析结构不同的原因。
[引导交流]
——引出价层电子对互斥模型（VSEPR models）
[分析] 价层电子对互斥模型
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
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。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。（如图）课本P40。
[应用反馈]
应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。进一步认识多原子分子的立体结构。
化学式
中心原子含有孤对电子对数
中心原子结合的原子数
空间构型
H2S
2
2
V形
NH2-
2
2
V形
BF3
0
3
正三角形
CHCl3
0
4
四面体
SiF4
0
4
正四面体
【案例练习】
1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是 （ ）
A、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl4
2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是 （ ）
H2O B、CO2 C、C2H2 D、P4
3、写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式，并指出它们分子中的键角分别是多少？
（1）直线形
（2）平面三角形
（3）三角锥形
（4）正四面体
4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是 （ ）
A、NH3 B、CCl4 C、H2O D、CH2O
【课后作业】
1、为了解释和预测分子的空间构型，科学家在归纳了许多已知的分子空间构型的基础上，提出了一种十分简单的理论模型——价层电子对互斥模型。这种模型把分子分成两类：一类是 ；另一类是 。BF3和NF3都是四个原子的分子，BF3的中心原子是 ，NF3的中心原子是 ；BF3分子的立体构型是平面三角形，而NF3分子的立体构型是三角锥形的原因是
。
2、用价层电子对互斥模型推测下列分子或离子的空间构型。
BeCl2 ；SCl2 ；SO32- ；SF6
第二节 分子的立体结构（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
课前预习
1、杂化轨道理论是一种价键理论，是 为了解释分子的立体结构提出的。
2、杂化及杂化轨道： 叫做杂化， 称为杂化轨道。
学习过程
[展示甲烷的分子模型]
[创设问题情景]
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′。
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。
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？
[讨论总结]：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为 °的直线型杂化轨道，SP2 杂化轨道为 °的平面三角形，SP3杂化轨道为 ° ′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2π键；CH2O中含有3σ键和1个π键
【案例练习】
1、下列分子中心原子是sp2杂化的是（ ）
A、PBr3 B、CH4 C、BF3 D、H2O
2、氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为
A．两种分子的中心原子的杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化
B．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道
C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强
D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子
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、用VSEPR 理论判断
物质
成键电子对数
孤电子对数
分子或离子的形状
H2O
NH4+
BF3
H3O+
【课后作业】
1、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
2、有关苯分子中的化学键描述正确的是
A．每个碳原子的sp2杂化轨道中的其中一个形成大π键 B．每个碳原子的未参加杂化的2p轨道形成大π键 C．碳原子的三个sp2杂化轨道与其它形成三个σ键 D．碳原子的未参加杂化的2p轨道与其它形成σ键
3、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
4、为什么H2O分子的键角既不是90°也不是109°28′而是104.5°？
第二节 分子的立体结构（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
课前预习
1、配位键：
2、配位化合物（简称 ）：
学习过程
[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？
阅读教材，讨论交流。
1、配位键
（1）概念
（2）表示
（3）条件：
[提问]举出含有配位键的离子或分子
举例：
[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合物。
[小结]
本节主要讲述了配位键和配位化合物。
【案例练习】
1、在[Cu(NH3)4]2+配离子中NH3与中心离子Cu2+结合的化学键是
A．离子键 B．非极性键 C．极性键 D．配位键
2、与人体血液中血红蛋白以配位键结合的一种有毒气体是
A．氯气 B．氮气 C．一氧化碳 D．甲烷
3、向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液。下列对此现象说法正确的是
A．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+的浓度不变。
B．沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu（NH3）4] 2+。
C．向反应后的溶液加入乙醇，溶液将会没有发生变化，因为[Cu（NH3）4] 2+不会与乙醇发生反应。
D．在[Cu（NH3）4] 2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道。
4、下列属于配合物的是（ ）
A、NH4Cl B、Na2CO3﹒10H2O C、CuSO4﹒5H2O D、Co（NH3）6Cl3
【课后作业】
1、在AgNO3溶液中加入过量的氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了（ ）
A．AgNO3 B．[Ag(NH3)2]+ C．NH3·H2O D．NH4NO3
2、如图是卟啉配合物叶绿素的结构示意图(部分)，有关的叙述正确的是 （ ）
A．该叶绿素含有H、Mg、C、N元素 B．该叶绿素是配合物，中心离子是镁离子
C．该叶绿素是配合物，其配体是N元素 D．该叶绿素不是配合物，而是高分子化合物
3、对盐类物质可有下列分类：如氯化硝酸钙[Ca(NO3)Cl]是一种混盐，硫酸铝钾KAl(SO4)2是一种复盐，冰晶石（六氟合铝酸钠）Na3AlF6是一种络盐。对于组成为CaOCl2的盐可归类于 （ ）
A．混盐 B．复盐 C．络盐 D．无法归属于上述类别
第三节 分子的性质（第一课时）
教学目标：
1、了解极性共价键和非极性共价键；
2、结合常见物质分子立体结构，判断极性分子和非极性分子；
3、培养学生分析问题、解决问题的能力和严谨认真的科学态度。
重点、难点：多原子分子中，极性分子和非极性分子的判断。
课前预习：
1、共价键有两种： 和 。其中极性共价键指 ：，简称极性键；非极性共价键指 ，又简称非极性键。
2、分子有 分子和 分子之分。
3、极性键和非极性键的判断，可归纳为： （填“相同”或“不同”，下同）元素原子间形成的共价键为非极性键，如A-A型；元素原子间形成的共价键为极性键，如A-B型。
学习过程
创设问题情境：
1、如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；
2、如何理解电负性概念；
3、写出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的电子式。
提出问题：
由相同或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子出现的机会是否相同？
讨论与归纳：
通过观察、思考、讨论。一般说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是 。而由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是 。
提出问题：
（1）共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？
（2）由非极性键形成的分子中，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？是否重合？
（3）由极性键形成的分子中，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？
讨论交流：
利用教科书提供的例子，以小组合作学习的形式借助图示以及数学或物理中学习过的向量合成方法，讨论、研究判断分子极性的方法。
总结归纳：
（1）由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。如： 。
（2）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。如： 。当分子中各个键的极性向量和不等于零时，是极性分子。如： 。
（3）引导学生完成下列表格
分子
共价键的极性
分子中正负
电荷中心
结论
举例
同核双原子分子
异核双原子分子
异核多原子分子
一般规律：
以极性键结合成的双原子分子是极性分子。如：HCl、HF、HBr
以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子是非极性分子。如：O2、H2、P4、C60。
以极性键结合的多原子分子，有的是极性分子也有的是非极性分子。
在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是相同的原子，一般是非极性分子。
完成“思考与交流”。
【案例练习】
1、下列说法中不正确的是 （ ）
A、共价化合物中不可能含有离子键
B、有共价键的化合物，不一定是共价化合物
C、离子化合物中可能存在共价键
D、原子以极性键结合的分子，肯定是极性分子
2、以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间构型。下列分子属极性分子的是 （ ）
A、 H2O B、 CO2 C、 BCl3 D、 NH3
3、分子有极性分子和非极性分子之分。下列对极性分子和非极性分子的认识正确的是（ ）
A、只含非极性键的分子一定是非极性分子
B、含有极性键的分子一定是极性分子
C、非极性分子一定含有非极性键
D、极性分子一定含有极性键
【课后作业】
1、请指出表中分子的空间构型，判断其中哪些属于极性分子，哪些属于非极性分子，并与同学讨论你的判断方法。
分子
空间构型
分子有无极性
分子
空间构型
分子有无极性
O2
HF
CO2
H2O
BF3
NH3
CCl4
2、根据下列要求，各用电子式表示一实例：
（1）、只含有极性键并有一对孤对电子的分子
（2）、只含有离子键、极性共价键的物质
（3）、只含有极性共价键、常温下为液态的非极性分子
第三节 分子的性质（第二课时）
教学目标：
1、范德华力、氢键及其对物质性质的影响
2、能举例说明化学键和分子间作用力的区别
3、例举含有氢键的物质
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
教学重点：分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响
教学难点：分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响
课前预习：
1、范德华力是 。
2、氢键是除范德华力外的另一种 力，它是由 原子和 原子之间的作用力。又分 和 。
3、氢键与范德华力、化学键的强弱关系为 （由强到弱排列），其中氢键 （填“属于”或“不属于”）化学键。
学习过程
[创设情景]
气体在加压或降温时为什么会变成液体或固体？
联系实际生活中的水的结冰、气体的液化，讨论、交流。
[结论]
表明分子间存在着 ，且这种分子间作用力称为 。
[思考与讨论]
仔细观察教科书中表2-4，结合分子结构的特点和数据，能得出什么结论？
[小结]
分子的极性越大，范德华力越大。
[思考与交流]
完成“学与问”，得出什么结论？
[结论]
[过渡]
你是否知道，常见的物质中，水是熔、沸点较高的液体之一？冰的密度比液态的水小？为了解释水的这些奇特性质，人们提出了氢键的概念。
[阅读、思考与归纳]
阅读“三、氢键及其对物质性质的影响”，思考，归纳氢键的概念、本质及其对物质性质的影响。
[小结]
氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力。
氢键是由已经与电负性很强的原子（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。
氢键的存在大大加强了水分子之间的作用力，使水的熔、沸点教高。
[讲解]
氢键不仅存在于分子之间，还存在于分子之内。
一个分子的X-H键与另一个分子的Y相结合而成的氢键，称为分子间氢键，如图2-34
一个分子的X-H键与它的内部的Y相结合而成的氢键称为分子内氢键，如图2-33
[阅读资料卡片]
总结、归纳含有氢键的物质，了解各氢键的键能、键长。
[小结]
【案例练习】
1．以下说法哪些是不正确的？
(1) 氢键是化学键
(2) 甲烷可与水形成氢键
(3) 乙醇分子跟水分子之间存在范德华力
(4) 碘化氢的沸点比氯化氢的沸点高是由于碘化氢分子之间存在氢键
2．沸腾时只需克服范德华力的液体物质是 （ ）
A．水 B．酒精 C．溴 D．水银
3．下列物质中分子间能形成氢键的是 （ ）
A．N2 B．HBr C．NH3 D．H2S
4．DNA分子的两条链之间通过氢键结合。DNA分子复制前首先将双链解开，则DNA分子复制将双链解开的过程可视为 （ ）
A．化学变化 B．物理变化
C．既有物理变化又有化学变化 D．是一种特殊的生物变化
5．乙醇（C2H5OH）和甲醚（CH3OCH3）的化学组成均为C2H6O，但乙醇的沸点为78.5℃，而甲醚的沸点为－23℃，为何原因？
乙醇（C2H5OH）分子电负性很强的O 原子与另一个乙醇（C2H5OH）分子-OH 中的H原子间存在氢键作用，而甲醚分子中的O原子直接和H原子相连，不存在氢键作用，所以乙醇的沸点为78.5℃，而甲醚的沸点为－23℃。
【课后作业】
1．水具有反常高的沸点，主要是因为分子间存在
A．氢键 B.共价键 C．离子键 D.新型化学键
2．下列每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．食盐和蔗糖熔化 B．钠和硫熔化
C．碘和干冰升华 D．干冰和氧化钠熔化
3．你认为下列说法不正确的是 （ ）
A．氢键存在于分子之间，不存在于分子之内
B．对于组成和结构相似的分子，其范德华力随着相对分子质量的增大而增大
C．NH3极易溶于水而CH4难溶于水的原因只是NH3是极性分子，CH4是非极性分子
D．冰熔化时只破坏分子间作用力
4．你认为水的哪些物理性质与氢键有关？试把你的结论与同学讨论交流。
第三节 分子的性质（第三课时）
教学目标：
1、从分子结构的角度，认识“相似相溶”规律。
2、了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。
3、能用分子结构的知识解释无机含氧酸分子的酸性。
4、培养学生分析、归纳、综合的能力
5、采用比较、讨论、归纳、总结的方法进行教学
教学重点、难点：手性分子和无机含氧酸分子的酸性
课前预习：
1、通过对许多实验的观察和研究，人们得出了一个经验性的“相似相溶”规律： 。如果存在氢键，则溶解性 。此外，“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。
2、手性异构体指 ；手性分子指 。手性碳原子指 。
学习过程：
[复习]
复习极性键非极性键，极性分子和非极性分子并举出常见的极性分子和非极性分子。
通过前面的学习我们知道碘易溶于四氯化碳而不易溶于水，氨和氯化氢易溶于水，这是为什么呢？
[阅读]
课本P52，说出从分子结构的角度，物质相互溶解有那些规律？
[结论]
1、“相似相溶”规律： 物质一般易溶于 溶剂， 溶质一般易溶于 溶剂。
2、若存在氢键，溶质和溶剂之间的氢键作用力越 ，溶解性越 。
3、若溶质遇水能反应将增加其在水中的溶解度
[巩固练习]
完成思考与交流
[指导阅读]
课本P53～54，了解什么叫手性异构体，什么叫手性分子，以及“手性分子在生命科学等方面的应用”。
[设问]
如何判断一个分子是手性分子呢？
[补充] 手性碳原子
[过渡]
通过前面的学习，硫酸的酸性强于亚硫酸，硝酸的酸性强于亚硝酸，这是为什么呢？
[讲述]
从表面上来看，对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强，这与他们的结构有关
含氧酸的通式（HO）mROn，如果成酸元素R相同，则n越大，R的正电性越高，导致R-O-H中的O原子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就容易电离出氢离子，即酸性越强。
如硫酸中n为2，亚硫酸中n为1，所以硫酸的酸性强于亚硫酸。
【案例练习】
1、碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，这是因为 （ ）
A．CCl4与I2分子量相差较小，而H2O与I2分子量相差较大
B．CCl4与I2都是直线型分子，而H2O不是直线型分子
C．CCl4和I2都不含氢元素，而H2O中含有氢元素
D．CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子
2、下列两分子的关系是 （ ）
A．互为同分异构体 B．是同一物质
C．是手性分子 D．互为同系物
3．无机含氧酸酸性的化学式可以用XOn(OH)m来表示无机含氧酸（X代表成酸元素，n代表XO基中的氧原子数，m代表OH数），则n值越大，m值越小，该酸的酸性就越强，硫酸、磷
酸的结构为、，则它们的酸性 （ ）
A．硫酸和磷酸都是强酸 B．硫酸是强酸，但是酸性比磷酸弱
C．硫酸是强酸，且酸性比磷酸强 D．磷酸和硫酸都是弱酸
【课后作业】
1．下列物质中，难溶于CCl4的是 （ ）
A．碘单质 B． 水 C． 苯 D．甲烷
2．在有机物分子中，当一个碳原子连有4个不同的原子或原子团时，这种碳原子被称为“手性碳原子”，凡具有一个手性碳原子的化合物一定具有光学活性，常在某些物理性质、化学变化或生化反应中表现出奇特的现象。例如右下图：其中带 * 号的碳原子即是手性碳原子，现欲使该物质因不含手性碳原子而失去光学活性，下列反应中不可能实现的是（ ） A．加成反应 B．消去反应 C．水解反应 D．氧化反应
3、无机含氧酸的强弱的规律表示成酸元素的化合价越高，酸性越强（ ）
A．根据这一规律高氯酸是很强的酸
B．H3PO4的酸性比盐酸强
C．碳酸和亚硫酸的酸性不好比较
D．硝酸与磷酸的强度一样
第三章 晶体结构与性质
第一节 晶体常识
第一课时
教学目标 ：
1、通过实验探究理解晶体与非晶体的差异。
2、学会分析、理解、归纳和总结的逻辑思维方法，提高发现问题、分析问题和解决问题的能力。
3、了解区别晶体与非晶体的方法，认识化学的实用价值，增强学习化学的兴趣。
教学重难点：
1、晶体与非晶体的区别
2、晶体的特征
教学方法建议：探究法
教学过程设计：
[新课引入]：前面我们讨论过原子结构、分子结构，对于化学键的形成也有了初步的了解，同时也知道组成千万种物质的质点可以是离子、原子或分子。又根据物质在不同温度和压强下，物质主要分为三态：气态、液态和固态，下面我们观察一些固态物质的图片。
[投影]：1、蜡状白磷； 2、黄色的硫磺； 3、紫黑色的碘； 4、高锰酸钾
[讲述]：像上面这一类固体，有着自己有序的排列，我们把它们称为晶体；而像玻璃这一类固体，本身原子排列杂乱无章，称它为非晶体，今天我们的课题就是一起来探究晶体与非晶体的有关知识。
[板书]：一、晶体与非晶体
[板书]：1、晶体与非晶体的本质差异
[提问]：在初中化学中，大家已学过晶体与非晶体，你知道它们之间有没有差异？
[回答]：学生：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点。
[讲解]：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点，这只是晶体与非晶体的表观现象，那么他们在本质上有哪些差异呢？
[投影] 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过程。
[设问]：那么得到晶体的途径，除了用上述的冷却的方法，还有没有其它途径呢？你能列举哪些？
[板书]：2、晶体形成的一段途径：
（1）熔融态物质凝固；
（2）气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）；
（3）溶质从溶液中析出。
[投影图片]：
1、从熔融态结晶出来的硫晶体；
2、凝华得到的碘晶体；
3、从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。
[探究实验]：完成教材实验3-1，请同学们认真观察，并提问同学观察到什么现象。
[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！
[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。
[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,也会产生不同的感受,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，因研究角度不同而产生差异，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与层平行的方向上的导电率1∕104。
[小结]：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。
练习：
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：
熔沸点
硬度
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。
4、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
5、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
6、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
7、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？
第二课时
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
教学过程设计：
复问：什么是离子晶体？哪几类物质属于离子晶体？
（离子化合物为固态时均属于离子晶体，如大部分盐、碱、金属氧化物属于离子晶体）
投影
晶体类型
离子晶体
结构
构成晶体的类型
粒子间的相互作用力
性质
硬度
熔沸点
导电性
溶解性
展示实物：冰、干冰、碘晶体
教师诱导：这些物质属于离子晶体吗？构成它们的基本粒子是什么？这些粒子间通过什么作用结合而成的？
学生分组讨论回答
板书 ：分子通过分子间作用力形成分子晶体
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科学视眼
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，对与组成和结构相似的物质，相对分子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个水分子从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，其周围通常可以有几个紧邻的分子。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，皆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的晶体。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？
一个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分子周围，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、 熔点，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常温常压四氯化硅下是液体。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
第二课时
〖教学目标设定〗
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
〖教学过程设计〗
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
3550℃
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？最小碳环由多少个石中,含CC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—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的一种晶体具有类似金刚石的结构，其中C原子和S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
3、1999年美国《科学》杂志报道：在40GPa高压下，用激光器加热到1800K，人们成功制得了原子晶体干冰，下列推断中不正确的是
A、原子晶体干冰有很高的熔点、沸点，有很大的硬度
B、原子晶体干冰易气化，可用作制冷材料
C、原子晶体干冰的硬度大，可用作耐磨材料
D、每摩尔原子晶体干冰中含4molC—O键
4、①在SiO2晶体中，每个Si原子与 个O原子结合，
构成 结构，Si位于_____ ________，O 位于________ _____
②在SiO2晶体中，Si原子与O原子个数比为
③在SiO2晶体中，最小的环为 个Si和 个O组成的 环。
5、单质硼有无定形?
第一节 原子结构：(第一课时)
知识与技能：
1、进一步认识原子核外电子的分层排布
2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系
3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系
4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义
5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布
方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。
情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。
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 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
学习过程
1、原子结构理论发展
〖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？
2、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
3、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 p 6
[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号元素的基态的电子排布式
第一节 原子结构：(第二课时)
知识与技能：
1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布
2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布
3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基态和激发态的涵义
5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用
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 。
学习过程
〖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？
4、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
第一节 原子结构：(第三课时)
知识与技能：
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
重点难点：能量最低原理、基态、激发态、光谱
课前预习：
1、现在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。
学习过程
〖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 。
中学 高中《物质结构与性质》选修3 讲学稿
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)
知识与技能：
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
课前预习：
1、元素周期表中的周期是指 ；元素周期表中的族是指
2、 ，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在 、 、 、 等的周期性变化。
学习过程
〖复习〗
什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？
〖课前练习〗
写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表
1、周期系：
2、周期表
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？元素在周期表中排在哪个列由什么决定？
阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?
元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？
[基础要点]分析图1-16
s区
p 区
d 区
ds 区
f 区
分区原则
纵列数
是否都是金属
区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。
[思考]周期表上的外围电子排布称为“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。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？
〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为
(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总
数等于主族序数。
原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
1、原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
外围电子总数决定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 ，10+1=11尾数是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
【案例练习】
1、元素的分区和族 1) s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; 2) p区:, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属; 3) d区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属; 4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属); 5) f区: , 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系.
2、外围电子构型为4f75d16s2元素在周期表中的位置是 (? ? )
A、第四周期ⅦB族 B、第五周期ⅢB族 C、?第六周期ⅦB族 D、?第六周期ⅢB族
3、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )
A、 在化合物中呈+2价 B、单质使水分解、放出氢气
C、 氢氧化物呈两性 D、 碳酸盐难溶于水
【课后作业】
完成下表空白处
原子序数
电子排布式
在周期表中的位置
是金属还是非金属
最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性
气态氢化物的化学式
15
1s22s22p63s23p4
第二周期VA族
中学 高中《物质结构与性质》选修3 讲学稿
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)
知识与技能：
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
课前预习：
1、气态原子或离子 叫电离能，常用符号 表示，单位为
叫第一电离能。
2、根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子 ，反之，电离能越大，表示在气态时该原子 ，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有 的趋势，同一主族从上到下，第一电离能 。
学习过程
二、元素周期律
(1)原子半径
〖探究〗观察下列图表分析总结：
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？元素周期表中，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？
〖归纳总结〗
(2)电离能
[基础要点]概念
1、第一电离能I1： 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。
同一元素的第二电离能 第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5…… ？分析下表：
〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
2、阅读分析表格数据：
Na
Mg
Al
各级电离能(KJ/mol)
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？
数据的突跃变化说明了什么？
〖归纳总结〗
1、递变规律
周一周期
同一族
第一电离能
从左往右，第一电离能呈增大的趋势
从上到下，第一电离能呈增大趋势。
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
3．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最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1
5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
【案例练习】
1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al2+、Zn2+ D．Cl-、Br-、I-
2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。右图 是周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是
3、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? ns2np6
【课后作业】
概念辩析：
（1）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）铝的第一电离能大于K的第一电离能
（4）B电负性和Si相近
（5）已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol
（6）气态O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol
（7）半径：K+>Cl-
（8）酸性 HClO>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
（9）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
（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数
2、下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。
元素
I1
I2
I3
Na
496
4 562
6 912
Mg
738
1 451
7 733
请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？为什么镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3+？
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质(第三课时)
知识与技能：
1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力
课前预习：
1、 叫键合电子；我们用电负性描述 。
2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 的电负性一般小于1.8， 的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有 性又有 性。
学习过程
〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
(3)电负性：
〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表
同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
[科学探究]
1、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。
2、电负性的周期性变化示例
〖归纳与总结〗
1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？
3、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。
4、对角线规则
【案例练习】
1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( )
A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价
B、第一电离能可能Y小于X
C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的
D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ）
A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金
【课后作业】
1、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ ）
A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能
2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ）
A．碱性：NaOH
D．还原性：Na>Mg>Al
第一章《原子结构与性质》复习
重点知识梳理
一、原子结构与元素周期表
⑴观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)的开头元素均是__ ____，它们的价电子构型为__ ；每一周期结尾元素均是____ ____，它们的价电子构型为______ (第一周期除外)。
⑵周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_____ 。
⑶通常把“构造原理”中能量接近的________划分为一个能级组。1~7周期的价电子能级组分别是__ ___.可见，各周期元素的数目=_____________________
二、元素周期律
______性质随_______ 的递增发生周期性变化，称为元素周期律。
1、原子半径. r的大小取决于__ _、____ ___两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_____；Z越大，则核对电子的引力越大，使原子半径______。
2、电离能.
⑴概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的____ _叫做电离能，用符号__ 表示，单位是______ _。
⑵第一电离能：处于基态的气态原子生成__ _价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号___ 表示。
⑶意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子___ __电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_____电子，即元素在气态时的__ __性越强。
⑷I变化规律：同周期，左右总体呈__ ___趋势，____ _元素的I1最小，________的I1最大； 同族，上下I1 __ __ __ 。
3、电负性.
⑴概念：电负性是原子在化学键中对键合电子____能力的标度，常用符号x表示。x为相对值，无单位。
⑵x变化规律：同周期，x左右__ ___；同族，x上下__ ___。
⑶意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x__ ___，非金属的x_ ___ Δx___ __成离子键，Δx__ ____成共价键。
【案例练习】
1、下列说法中正确的是（ ）
A、处于最低能量的原子叫做基态原子
B、3p2表示3p能级有两个轨道
C、同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小
D、同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
2、X、Y、Z三种元素的原子（ ）
A、XYZ3 B、X2YZ3 C、X2YZ2 D、XYZ3
3、下列说法中，不符合A族元素性质特征的是（ ）
A、从上到下原子半径逐渐减小
B、易形成—1 价离子
C、从上到下单质的氧化性逐渐减弱
D、从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱
4、下列说法中，正确的是（ ）
A、在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数
B、在周期表里，元素所在的周期数等于核外电子层数
C、最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子
D、元素的原子序数越大，其原子半径越大
5、化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z都是前三周期的元素，X与Y属于同一周期，Z是X的同族元素，Z元素核内有16个中子，Y元素最外层电子数是K层所能容纳电子数的2倍，
则YX2为 ；ZX2为 。
【课后作业】
1、下表列出了A～R九种元素在周期表中的位置
主族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
E
F
3
A
C
D
G
R
4
B
H
（1）这九种元素分别为A 、B 、C 、D 、E 、F 、G 、H 、R ，其中化学性质最不活泼的是 ；
（2）A、C、D三种元素的氧化物对应的水化物，其中碱性最强的是 ；
（3）A、B、C三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为 ；
（4）F元素氢化物的化学式是 ，该氢化物在常温下跟A发生反应的化学方程式是 ，所得溶液的pH 7；
（5）H元素跟A元素形成化合物的化学式是 ；
（6）G元素和H元素两者核电核数之差是 。
2、元素X和Y属于同一个主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60%。确定X、Y两种元素在周期表的位置，写出X、Y形成的两种化合物的化学式。
第一章《原子结构与性质》单元测试卷
一、选择题
1、13C—NMR（核磁共振）、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWüthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N叙述正确的是
A．13C与15N有相同的中子数 B．13C与C60互为同素异形体
C．15N与14N互为同位素 D．15N的核外电子数与中子数相同
2、道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中主要有下列三个论点：①原子是不能再分的微粒；②同种元素的原子的各种性质和质量都相同；③原子是微小的实心球体。从现代原子——分子学说的观点看，你认为不正确的是
A．只有① B．只有②
C．只有③ D．①②③
3、下列能级中轨道数为3的是
A．S能级 B．P能级
C．d能级 D．f能级
4、下列各原子或离子的电子排布式错误的是
A．Al 1s22s22p63s23p1 B．S2- 1s22s22p63s23p4
C．Na+ 1s22s22p6 D．F 1s22s22p5
5、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
6、一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是
A．+1 B．+2 C．+3 D．-1
7、具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是
A．ls22s22p63s23p? B．1s22s22p3
C．1s22s2sp2 D．1s22s22p63s23p4
8、下列图象中所发生的现象与电子的跃迁无关的是
A B C D
9、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
10、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
11、X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6。则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是
A．XYZ B．X2YZ C．X2YZ2 D．X2YZ3
12、下列各组元素性质递变情况错误的是
A． Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C． N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次增强
13、超重元素的假说预言自然界中可存在原子序数为114号的稳定同位素X，试根据原子结构理论和元素周期律预测正确的是
A．X 位于第七周期，第ⅣA族 B．X是非金属元素
C．XO2是酸性氧化物 D．X元素的化合价有+2和+4
14、下列第三周期元素的离子中，半径最大的是
A．Na+ B．Al3+
C．S2- D．Cl-
15、下列关于稀有气体的叙述不正确的是
A．原子的电子排布最外层都是以P6结束；
B．其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同电子排布式；
C．化学性质非常不活泼；
D．一定条件下，也可以形成稀有气体化合物
16、有A、B和C三种主族元素，若A元素阴离子与B、C元素的阳离子具有相同的电子层结构，且B的阳离子半径大于C，则这三种元素的原子序数大小次序是
A．B＜C＜A B．A＜B＜C
C．C＜B＜A D．B＞C＞A
17、下列基态原子的电子构型中，正确的是
A．3d94s2 B．3d44s2
C．4d105s0 D．4d85s2
18、下列用核电荷数表示出的各组元素，有相似性质的是
A．19和55 B．6和14 C．16和17 D．12和24
二、填空题
19、在同一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量 。在同一电子层中，各亚层的能量按s、p、d、f的次序 。 20、理论研究证明，多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，第三能层有3个能级分别为 。
21、现在物质结构理论原理证实，原子的电子排步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叫做 原子。
22、人们把电子云轮廓图称为原子轨道，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，它们相互垂直，分别以 为符合。
23、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 。
24、 A、B、C三种短周期元素，它们在周期表中的位置如图：
A原子核内质子数和中子数相等。B、C两元素原子核外电子数之和是
A原子质量数的2倍。则：
（1）元素名称为A 、B 、C 。
（2）B和C最高价氧化物的水化物的化学式是 、 。
25、右表是元素周期表的一部分：
（1）表中元素⑩的氢化物的化学式为 ，此氢化物的还原性比元素⑨的氢化物的还原性 （填强或弱）
（2）某元素原子的核外p电子数比s电子数少1，则该元素的元素符号是 ，其单质的电子式为 。
（3）俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是
（4）已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素③与元素⑧的氢氧化物有相似的性质。写出元素③的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式
又如表中与元素⑦的性质相似的不同族元素是 （填元素符号）
26、周期表中最活泼的金属为 ，最活泼的非金属为
三、综合题
27．有第四周期的A，B，C，D四种元素,其价电子数依次为1，2，2，7。其原子序数按A，B，C，D顺序增大，已知A与B的次外层电子数为8，而C与D的次外层电子数为18，根据结构判断并用元素符号或化学式回答下列问题：
⑴哪些是金属元素 ⑵D与A的简单离子是什么?
⑶哪一种元素的氢氧化物碱性最强?
⑷B与D二原子间能形成何种化合物? 写出其化学式。
28．有A、B、C、D四种元素。其中A为第四周期元素，与D可行成1∶1和1∶2原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列之。
29．A、B、C三种元素的原子最后一个电子填充在相同的能级组轨道上，B的核电荷比A大9个单位，C的质子数比B多7个；1 mol的A单质同酸反应置换出1g氢气，同时转化为具有氩原子的电子层结构的离子。判断A、B、C各为何元素，并写出A、B分别与C反应的化学方程式。
高二化学选修3教案
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：价层电子对互斥模型
课前预习：
1、共价键是常见化学键之一，它是指 其本质是 。
2、 判断δ键和π键的一般规律是：共价单键是 键；而共价双键中有 个δ键，共价三键中有 个δ键，其余为π键。
学习过程
[引入]
NaCl、HCl的形成过程
前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？
例：H2的形成
1、δ键：（以“ ”重叠形式）
a、特征：
b、种类：S-S δ键 、 S-P δ键 、 P-Pδ键
P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键
2、π键
[讲解]
a.特征：每个π键的电子云有两块组成，分别位于有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镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。
3、δ键和π键比较
①重叠方式 ： δ键： ； π键：
②δ键比π键的强度较大
成键电子： δ键s-s、 、 π键
δ键成 键 π键成 键或 键
４．共价键的特征 ： 性、 性
[小结]
【案例练习】
1、下列各组物质中，所有化学键都是共价键的是（ ）
A．H2S和Na2O2 B．H2O2和CaF2 C．NH3和N2 D．HNO3和NaCl
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、乙烯分子中C-C之间有 个σ键， 个π键。乙烯易发生加成反应是因为分子中C-C之间的一个 键易断裂。
【课后作业】
1、下列分子中存在π键的是（ ）
A．H2 B．Cl2 C．N2 D．HCl
2、下列说法中，正确的是
A．在N2分子中，两个原子的总键能是单个键能的三倍
B．N2分子中有一个σ键、两个π键
C．N2分子中有两个个σ键、一个π键
D．N2分子中存在一个σ键、一个π键
3、下列分子中，含有非极性键的化合物的是
A．H2 B．CO2 C．H2O D．C2H4
4、在HCl分子中，由H原子的一个 轨道与Cl原子的一个 轨道形成一个 键；在Cl2分子中两个Cl原子以 轨道形成一个 键。
第一节 共价键（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
课前预习：
1、键参数通常包括 、 与
2、等电子原理的概念：
3、互为等电子体的物质其 （填“物理”或“化学”，下同）性质相近，而 性质差异较大。
学习过程
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？
［讨论］
二、键参数
１．键能
①概念：
②单位：
［阅读书３３页，表２－１］
1、键能大小与键的强度的关系？
2、键能与化学反应的能量变化的关系？
２．键长
①概念：
②单位：
③键长越短，共价键越 ，形成的物质越
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：
例如：ＣＯ２结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为 °，为 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：
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］
【案例练习】
1、下列各说法中正确的是 （ ）
A．分子中键能越高，键长越大，则分子越稳定
B．元素周期表中的ⅠA族（除H外）和ⅦA族元素的原子间不能形成共价键
C．水分子可表示为HO—H，分子中键角为180°
D．H—O键键能为463KJ/mol，即18克H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×463KJ
２．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
3、下列分子中键角最大的是 （ ）
A．CH4 B．NH3 C．H2O D．CO2
４．与ＮＯ３－互为等电子体的是（ ）
A．ＳＯ３ B．ＢＦ３ C．ＣＨ４ D．ＮＯ２
5．由课本表２－１可知．Ｈ－Ｈ的键能为４３６kＪ／mol．它所表示的意义是＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿．如果要使１molＨ２分解为２molＨ原子，你认为是吸收能量还是放出能量？＿＿＿＿．能量数值＿＿＿＿．当两个原子形成共价键时，原子轨道重叠的程度越大，共价键的键能＿＿＿＿，两原子核间的平均距离――键长＿＿＿＿．
【课后作业】
1、下列说法中正确的是 （ ）
A．双原子分子中化学键键能越大，分子越牢固
B．双原子分子中化学键键长越长，分子越牢固
C．双原子分子中化学键键角越大，分子越牢固
D．在同一分子中，σ键要比π键的分子轨道重叠程度一样多，只是重叠的方向不同
2、下列物质属于等电子体一组的是（ ）
A．CH4和NH4+ B．B3H6N3和C6H6 C．F-和Mg D．H2O和CH4
3、三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，不正确的是 （ ）
A．PCl3分子中三个共价键的键长，键角都相等
B．PCl3分子中的P-Cl键属于极性共价键
C．PCl3分子中三个共价键键能，键角均相等
D．PCl3是非极性分子
4、下列单质分子中，键长最长，键能最小的是（ ）
A．H2 B．Cl2 C．Br2 D．I2
第二节 分子的立体结构（第一课时）
班级 姓名 学号 学习评价
教学目标
1、认识共价分子的多样性和复杂性；
2、初步认识价层电子对互斥模型；
3、能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构；
4、培养严谨认真的科学态度和空间想象能力。
重点难点：分子的立体结构；利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构
课前预习：
1、化学式：
2、结构式：
3、结构简式：
4、电子式：
5、价电子：
学习过程
创设问题情境：
1、阅读课本P37-40内容；
2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球辊模型（或比例模型）；
3、提出问题：
⑴什么是分子的空间结构？
⑵同样三原子分子CO2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，为什么它们的空间结构不同？
[讨论交流]
1、写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的结构式和电子式；
2、讨论H、C、N、O原子分别可以形成几个共价键；
3、根据电子式、结构式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子结构。
[模型探究]
由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的立体结构模型，对照其电子式，分析结构不同的原因。
[引导交流]
——引出价层电子对互斥模型（VSEPR models）
[分析] 价层电子对互斥模型
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
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。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。（如图）课本P40。
[应用反馈]
应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。进一步认识多原子分子的立体结构。
化学式
中心原子含有孤对电子对数
中心原子结合的原子数
空间构型
H2S
2
2
V形
NH2-
2
2
V形
BF3
0
3
正三角形
CHCl3
0
4
四面体
SiF4
0
4
正四面体
【案例练习】
1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是 （ ）
A、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl4
2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是 （ ）
H2O B、CO2 C、C2H2 D、P4
3、写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式，并指出它们分子中的键角分别是多少？
（1）直线形
（2）平面三角形
（3）三角锥形
（4）正四面体
4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是 （ ）
A、NH3 B、CCl4 C、H2O D、CH2O
【课后作业】
1、为了解释和预测分子的空间构型，科学家在归纳了许多已知的分子空间构型的基础上，提出了一种十分简单的理论模型——价层电子对互斥模型。这种模型把分子分成两类：一类是 ；另一类是 。BF3和NF3都是四个原子的分子，BF3的中心原子是 ，NF3的中心原子是 ；BF3分子的立体构型是平面三角形，而NF3分子的立体构型是三角锥形的原因是
。
2、用价层电子对互斥模型推测下列分子或离子的空间构型。
BeCl2 ；SCl2 ；SO32- ；SF6
第二节 分子的立体结构（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
课前预习
1、杂化轨道理论是一种价键理论，是 为了解释分子的立体结构提出的。
2、杂化及杂化轨道： 叫做杂化， 称为杂化轨道。
学习过程
[展示甲烷的分子模型]
[创设问题情景]
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′。
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。
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？
[讨论总结]：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为 °的直线型杂化轨道，SP2 杂化轨道为 °的平面三角形，SP3杂化轨道为 ° ′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2π键；CH2O中含有3σ键和1个π键
【案例练习】
1、下列分子中心原子是sp2杂化的是（ ）
A、PBr3 B、CH4 C、BF3 D、H2O
2、氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为
A．两种分子的中心原子的杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化
B．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道
C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强
D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子
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、用VSEPR 理论判断
物质
成键电子对数
孤电子对数
分子或离子的形状
H2O
NH4+
BF3
H3O+
【课后作业】
1、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
2、有关苯分子中的化学键描述正确的是
A．每个碳原子的sp2杂化轨道中的其中一个形成大π键 B．每个碳原子的未参加杂化的2p轨道形成大π键 C．碳原子的三个sp2杂化轨道与其它形成三个σ键 D．碳原子的未参加杂化的2p轨道与其它形成σ键
3、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
4、为什么H2O分子的键角既不是90°也不是109°28′而是104.5°？
第二节 分子的立体结构（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
课前预习
1、配位键：
2、配位化合物（简称 ）：
学习过程
[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？
阅读教材，讨论交流。
1、配位键
（1）概念
（2）表示
（3）条件：
[提问]举出含有配位键的离子或分子
举例：
[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合物。
[小结]
本节主要讲述了配位键和配位化合物。
【案例练习】
1、在[Cu(NH3)4]2+配离子中NH3与中心离子Cu2+结合的化学键是
A．离子键 B．非极性键 C．极性键 D．配位键
2、与人体血液中血红蛋白以配位键结合的一种有毒气体是
A．氯气 B．氮气 C．一氧化碳 D．甲烷
3、向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液。下列对此现象说法正确的是
A．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+的浓度不变。
B．沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu（NH3）4] 2+。
C．向反应后的溶液加入乙醇，溶液将会没有发生变化，因为[Cu（NH3）4] 2+不会与乙醇发生反应。
D．在[Cu（NH3）4] 2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道。
4、下列属于配合物的是（ ）
A、NH4Cl B、Na2CO3﹒10H2O C、CuSO4﹒5H2O D、Co（NH3）6Cl3
【课后作业】
1、在AgNO3溶液中加入过量的氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了（ ）
A．AgNO3 B．[Ag(NH3)2]+ C．NH3·H2O D．NH4NO3
2、如图是卟啉配合物叶绿素的结构示意图(部分)，有关的叙述正确的是 （ ）
A．该叶绿素含有H、Mg、C、N元素 B．该叶绿素是配合物，中心离子是镁离子
C．该叶绿素是配合物，其配体是N元素 D．该叶绿素不是配合物，而是高分子化合物
3、对盐类物质可有下列分类：如氯化硝酸钙[Ca(NO3)Cl]是一种混盐，硫酸铝钾KAl(SO4)2是一种复盐，冰晶石（六氟合铝酸钠）Na3AlF6是一种络盐。对于组成为CaOCl2的盐可归类于 （ ）
A．混盐 B．复盐 C．络盐 D．无法归属于上述类别
第三节 分子的性质（第一课时）
教学目标：
1、了解极性共价键和非极性共价键；
2、结合常见物质分子立体结构，判断极性分子和非极性分子；
3、培养学生分析问题、解决问题的能力和严谨认真的科学态度。
重点、难点：多原子分子中，极性分子和非极性分子的判断。
课前预习：
1、共价键有两种： 和 。其中极性共价键指 ：，简称极性键；非极性共价键指 ，又简称非极性键。
2、分子有 分子和 分子之分。
3、极性键和非极性键的判断，可归纳为： （填“相同”或“不同”，下同）元素原子间形成的共价键为非极性键，如A-A型；元素原子间形成的共价键为极性键，如A-B型。
学习过程
创设问题情境：
1、如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；
2、如何理解电负性概念；
3、写出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的电子式。
提出问题：
由相同或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子出现的机会是否相同？
讨论与归纳：
通过观察、思考、讨论。一般说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是 。而由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是 。
提出问题：
（1）共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？
（2）由非极性键形成的分子中，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？是否重合？
（3）由极性键形成的分子中，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？
讨论交流：
利用教科书提供的例子，以小组合作学习的形式借助图示以及数学或物理中学习过的向量合成方法，讨论、研究判断分子极性的方法。
总结归纳：
（1）由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。如： 。
（2）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。如： 。当分子中各个键的极性向量和不等于零时，是极性分子。如： 。
（3）引导学生完成下列表格
分子
共价键的极性
分子中正负
电荷中心
结论
举例
同核双原子分子
异核双原子分子
异核多原子分子
一般规律：
以极性键结合成的双原子分子是极性分子。如：HCl、HF、HBr
以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子是非极性分子。如：O2、H2、P4、C60。
以极性键结合的多原子分子，有的是极性分子也有的是非极性分子。
在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是相同的原子，一般是非极性分子。
完成“思考与交流”。
【案例练习】
1、下列说法中不正确的是 （ ）
A、共价化合物中不可能含有离子键
B、有共价键的化合物，不一定是共价化合物
C、离子化合物中可能存在共价键
D、原子以极性键结合的分子，肯定是极性分子
2、以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间构型。下列分子属极性分子的是 （ ）
A、 H2O B、 CO2 C、 BCl3 D、 NH3
3、分子有极性分子和非极性分子之分。下列对极性分子和非极性分子的认识正确的是（ ）
A、只含非极性键的分子一定是非极性分子
B、含有极性键的分子一定是极性分子
C、非极性分子一定含有非极性键
D、极性分子一定含有极性键
【课后作业】
1、请指出表中分子的空间构型，判断其中哪些属于极性分子，哪些属于非极性分子，并与同学讨论你的判断方法。
分子
空间构型
分子有无极性
分子
空间构型
分子有无极性
O2
HF
CO2
H2O
BF3
NH3
CCl4
2、根据下列要求，各用电子式表示一实例：
（1）、只含有极性键并有一对孤对电子的分子
（2）、只含有离子键、极性共价键的物质
（3）、只含有极性共价键、常温下为液态的非极性分子
第三节 分子的性质（第二课时）
教学目标：
1、范德华力、氢键及其对物质性质的影响
2、能举例说明化学键和分子间作用力的区别
3、例举含有氢键的物质
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
教学重点：分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响
教学难点：分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响
课前预习：
1、范德华力是 。
2、氢键是除范德华力外的另一种 力，它是由 原子和 原子之间的作用力。又分 和 。
3、氢键与范德华力、化学键的强弱关系为 （由强到弱排列），其中氢键 （填“属于”或“不属于”）化学键。
学习过程
[创设情景]
气体在加压或降温时为什么会变成液体或固体？
联系实际生活中的水的结冰、气体的液化，讨论、交流。
[结论]
表明分子间存在着 ，且这种分子间作用力称为 。
[思考与讨论]
仔细观察教科书中表2-4，结合分子结构的特点和数据，能得出什么结论？
[小结]
分子的极性越大，范德华力越大。
[思考与交流]
完成“学与问”，得出什么结论？
[结论]
[过渡]
你是否知道，常见的物质中，水是熔、沸点较高的液体之一？冰的密度比液态的水小？为了解释水的这些奇特性质，人们提出了氢键的概念。
[阅读、思考与归纳]
阅读“三、氢键及其对物质性质的影响”，思考，归纳氢键的概念、本质及其对物质性质的影响。
[小结]
氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力。
氢键是由已经与电负性很强的原子（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。
氢键的存在大大加强了水分子之间的作用力，使水的熔、沸点教高。
[讲解]
氢键不仅存在于分子之间，还存在于分子之内。
一个分子的X-H键与另一个分子的Y相结合而成的氢键，称为分子间氢键，如图2-34
一个分子的X-H键与它的内部的Y相结合而成的氢键称为分子内氢键，如图2-33
[阅读资料卡片]
总结、归纳含有氢键的物质，了解各氢键的键能、键长。
[小结]
【案例练习】
1．以下说法哪些是不正确的？
(1) 氢键是化学键
(2) 甲烷可与水形成氢键
(3) 乙醇分子跟水分子之间存在范德华力
(4) 碘化氢的沸点比氯化氢的沸点高是由于碘化氢分子之间存在氢键
2．沸腾时只需克服范德华力的液体物质是 （ ）
A．水 B．酒精 C．溴 D．水银
3．下列物质中分子间能形成氢键的是 （ ）
A．N2 B．HBr C．NH3 D．H2S
4．DNA分子的两条链之间通过氢键结合。DNA分子复制前首先将双链解开，则DNA分子复制将双链解开的过程可视为 （ ）
A．化学变化 B．物理变化
C．既有物理变化又有化学变化 D．是一种特殊的生物变化
5．乙醇（C2H5OH）和甲醚（CH3OCH3）的化学组成均为C2H6O，但乙醇的沸点为78.5℃，而甲醚的沸点为－23℃，为何原因？
乙醇（C2H5OH）分子电负性很强的O 原子与另一个乙醇（C2H5OH）分子-OH 中的H原子间存在氢键作用，而甲醚分子中的O原子直接和H原子相连，不存在氢键作用，所以乙醇的沸点为78.5℃，而甲醚的沸点为－23℃。
【课后作业】
1．水具有反常高的沸点，主要是因为分子间存在
A．氢键 B.共价键 C．离子键 D.新型化学键
2．下列每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．食盐和蔗糖熔化 B．钠和硫熔化
C．碘和干冰升华 D．干冰和氧化钠熔化
3．你认为下列说法不正确的是 （ ）
A．氢键存在于分子之间，不存在于分子之内
B．对于组成和结构相似的分子，其范德华力随着相对分子质量的增大而增大
C．NH3极易溶于水而CH4难溶于水的原因只是NH3是极性分子，CH4是非极性分子
D．冰熔化时只破坏分子间作用力
4．你认为水的哪些物理性质与氢键有关？试把你的结论与同学讨论交流。
第三节 分子的性质（第三课时）
教学目标：
1、从分子结构的角度，认识“相似相溶”规律。
2、了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。
3、能用分子结构的知识解释无机含氧酸分子的酸性。
4、培养学生分析、归纳、综合的能力
5、采用比较、讨论、归纳、总结的方法进行教学
教学重点、难点：手性分子和无机含氧酸分子的酸性
课前预习：
1、通过对许多实验的观察和研究，人们得出了一个经验性的“相似相溶”规律： 。如果存在氢键，则溶解性 。此外，“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。
2、手性异构体指 ；手性分子指 。手性碳原子指 。
学习过程：
[复习]
复习极性键非极性键，极性分子和非极性分子并举出常见的极性分子和非极性分子。
通过前面的学习我们知道碘易溶于四氯化碳而不易溶于水，氨和氯化氢易溶于水，这是为什么呢？
[阅读]
课本P52，说出从分子结构的角度，物质相互溶解有那些规律？
[结论]
1、“相似相溶”规律： 物质一般易溶于 溶剂， 溶质一般易溶于 溶剂。
2、若存在氢键，溶质和溶剂之间的氢键作用力越 ，溶解性越 。
3、若溶质遇水能反应将增加其在水中的溶解度
[巩固练习]
完成思考与交流
[指导阅读]
课本P53～54，了解什么叫手性异构体，什么叫手性分子，以及“手性分子在生命科学等方面的应用”。
[设问]
如何判断一个分子是手性分子呢？
[补充] 手性碳原子
[过渡]
通过前面的学习，硫酸的酸性强于亚硫酸，硝酸的酸性强于亚硝酸，这是为什么呢？
[讲述]
从表面上来看，对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强，这与他们的结构有关
含氧酸的通式（HO）mROn，如果成酸元素R相同，则n越大，R的正电性越高，导致R-O-H中的O原子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就容易电离出氢离子，即酸性越强。
如硫酸中n为2，亚硫酸中n为1，所以硫酸的酸性强于亚硫酸。
【案例练习】
1、碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，这是因为 （ ）
A．CCl4与I2分子量相差较小，而H2O与I2分子量相差较大
B．CCl4与I2都是直线型分子，而H2O不是直线型分子
C．CCl4和I2都不含氢元素，而H2O中含有氢元素
D．CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子
2、下列两分子的关系是 （ ）
A．互为同分异构体 B．是同一物质
C．是手性分子 D．互为同系物
3．无机含氧酸酸性的化学式可以用XOn(OH)m来表示无机含氧酸（X代表成酸元素，n代表XO基中的氧原子数，m代表OH数），则n值越大，m值越小，该酸的酸性就越强，硫酸、磷
酸的结构为、，则它们的酸性 （ ）
A．硫酸和磷酸都是强酸 B．硫酸是强酸，但是酸性比磷酸弱
C．硫酸是强酸，且酸性比磷酸强 D．磷酸和硫酸都是弱酸
【课后作业】
1．下列物质中，难溶于CCl4的是 （ ）
A．碘单质 B． 水 C． 苯 D．甲烷
2．在有机物分子中，当一个碳原子连有4个不同的原子或原子团时，这种碳原子被称为“手性碳原子”，凡具有一个手性碳原子的化合物一定具有光学活性，常在某些物理性质、化学变化或生化反应中表现出奇特的现象。例如右下图：其中带 * 号的碳原子即是手性碳原子，现欲使该物质因不含手性碳原子而失去光学活性，下列反应中不可能实现的是（ ） A．加成反应 B．消去反应 C．水解反应 D．氧化反应
3、无机含氧酸的强弱的规律表示成酸元素的化合价越高，酸性越强（ ）
A．根据这一规律高氯酸是很强的酸
B．H3PO4的酸性比盐酸强
C．碳酸和亚硫酸的酸性不好比较
D．硝酸与磷酸的强度一样
第三章 晶体结构与性质
第一节 晶体常识
第一课时
教学目标 ：
1、通过实验探究理解晶体与非晶体的差异。
2、学会分析、理解、归纳和总结的逻辑思维方法，提高发现问题、分析问题和解决问题的能力。
3、了解区别晶体与非晶体的方法，认识化学的实用价值，增强学习化学的兴趣。
教学重难点：
1、晶体与非晶体的区别
2、晶体的特征
教学方法建议：探究法
教学过程设计：
[新课引入]：前面我们讨论过原子结构、分子结构，对于化学键的形成也有了初步的了解，同时也知道组成千万种物质的质点可以是离子、原子或分子。又根据物质在不同温度和压强下，物质主要分为三态：气态、液态和固态，下面我们观察一些固态物质的图片。
[投影]：1、蜡状白磷； 2、黄色的硫磺； 3、紫黑色的碘； 4、高锰酸钾
[讲述]：像上面这一类固体，有着自己有序的排列，我们把它们称为晶体；而像玻璃这一类固体，本身原子排列杂乱无章，称它为非晶体，今天我们的课题就是一起来探究晶体与非晶体的有关知识。
[板书]：一、晶体与非晶体
[板书]：1、晶体与非晶体的本质差异
[提问]：在初中化学中，大家已学过晶体与非晶体，你知道它们之间有没有差异？
[回答]：学生：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点。
[讲解]：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点，这只是晶体与非晶体的表观现象，那么他们在本质上有哪些差异呢？
[投影] 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过程。
[设问]：那么得到晶体的途径，除了用上述的冷却的方法，还有没有其它途径呢？你能列举哪些？
[板书]：2、晶体形成的一段途径：
（1）熔融态物质凝固；
（2）气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）；
（3）溶质从溶液中析出。
[投影图片]：
1、从熔融态结晶出来的硫晶体；
2、凝华得到的碘晶体；
3、从硫酸铜饱和溶液中析出的硫酸铜晶体。
[探究实验]：完成教材实验3-1，请同学们认真观察，并提问同学观察到什么现象。
[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！
[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。
[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,也会产生不同的感受,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，因研究角度不同而产生差异，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与层平行的方向上的导电率1∕104。
[小结]：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。
练习：
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：
熔沸点
硬度
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。
4、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
5、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
6、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
7、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？
第二课时
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
教学过程设计：
复问：什么是离子晶体？哪几类物质属于离子晶体？
（离子化合物为固态时均属于离子晶体，如大部分盐、碱、金属氧化物属于离子晶体）
投影
晶体类型
离子晶体
结构
构成晶体的类型
粒子间的相互作用力
性质
硬度
熔沸点
导电性
溶解性
展示实物：冰、干冰、碘晶体
教师诱导：这些物质属于离子晶体吗？构成它们的基本粒子是什么？这些粒子间通过什么作用结合而成的？
学生分组讨论回答
板书 ：分子通过分子间作用力形成分子晶体
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科学视眼
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，对与组成和结构相似的物质，相对分子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个水分子从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，其周围通常可以有几个紧邻的分子。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，皆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的晶体。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？
一个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分子周围，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、 熔点，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常温常压四氯化硅下是液体。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
第二课时
〖教学目标设定〗
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
〖教学过程设计〗
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
3550℃
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？最小碳环由多少个石中,含CC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—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的一种晶体具有类似金刚石的结构，其中C原子和S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
3、1999年美国《科学》杂志报道：在40GPa高压下，用激光器加热到1800K，人们成功制得了原子晶体干冰，下列推断中不正确的是
A、原子晶体干冰有很高的熔点、沸点，有很大的硬度
B、原子晶体干冰易气化，可用作制冷材料
C、原子晶体干冰的硬度大，可用作耐磨材料
D、每摩尔原子晶体干冰中含4molC—O键
4、①在SiO2晶体中，每个Si原子与 个O原子结合，
构成 结构，Si位于_____ ________，O 位于________ _____
②在SiO2晶体中，Si原子与O原子个数比为
③在SiO2晶体中，最小的环为 个Si和 个O组成的 环。
5、单质硼有无定形?