高中化学选修3全册教案

新课标（人教版）高中化学选修

3 全部教学案

第一章

教材分析：

一、本章教学目标

原子结构与性质

1 ．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素 (1 ～36 号 ) 原子核外电子的排布。

2 ．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。

3 ．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。

4 ．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。

5 ．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6 ．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理 论分析的过程中逐步形成科学的价值观。

本章知识分析：

本章是在学生已有原子结构知识的基础上，

进一步深入地研究原子的结构，

从构造原理

总之，

和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等， 并图文并茂地描述了电子云和

为后续章节内容的

原子轨道； 在原子结构知识的基础上， 介绍了元素周期系、 元素周期表及元素周期律。 本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质， 学习奠定基础。 尽管本章内容比较抽象，

是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容

和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣， 重视培养学生的科学素养， 有利于增强学生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。

注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

相关知识回顾（必修

1. 原子序数：含义： （1）

2）

原子序数与构成原子的粒子间的关系： 原子序数＝

A

＝

＝

＝

。（ 3）

原子组成的表示方法

a. 原子符号： zX A b. 原子结构示意图： c. 电子式： d. 符号

（4）特殊结构微粒汇总： 无电子微粒 2e- 微粒 10e- 微粒 18e- 微粒

z

表示的意义：

无中子微粒

A B C D E

8e- 微粒

2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右

排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有

上到下排成纵行，叫族。 （2）结构：

各周期元素的种数

0 族元素的原子序数

第 1 页

第一周期 2 8 8 18 18 32

2 10 18 36 86 26118 表示；副族用

短周 期

第二周期

第三周期

①周期

（共七个）

第四周期

短周 期

第五周期 第六周期

不完全周期 第七周期

②族 族序数 罗马数字

用表示；主族用 A

B 表示。

主族 7 个

族

（共

个）

阿拉伯数字： 1 罗马数字： I II

①周期序数＝

副族7 个

第 VIII 族是第 8、 9、10 纵行零族是第 18 纵行

2

3 III

IV

4

V

5

VI

6 7

VII

8 VIII

（3）元素周期表与原子结构的关系： (4) 元素族的别称：①第Ⅰ

电子层数 ②主族序数＝

A 族：碱金属

③第 0 族：稀有气体元素

原子最外层电子数＝元素最高正化合价数

A 族：卤族元素

第Ⅰ IA 族：碱土金属②第Ⅶ

3、 有关概念： （1） （2） （3） （4） （5） （6）

质量数： 质量数（

）＝

（

）＋

的

（ 的

）

原子。

元素：具有相同 同位素：

原子的总称。

原子，互称同位素。

核素：具有一定数目的

和一定数目

相同而 不同的同一元素的

同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同 元素的相对原子质量：

②在天然存在的某种元素里，

无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。 a、 某种核素的相对原子质量＝ b、 元素的相对原子质量＝

（7）

练习：用 A 质子数 B 中子数 C 核外电子数

①原子种类由

③元素有无同位素由 ⑤元素原子半径由 ⑦元素的化学性质由

4、元素周期律：

（ 1） 原子核外电子的排布：电子层

分别用 n＝

充

。

金属性强弱

D 最外层电子数 E 电子层数填下列空格。 ②元素种类由

④同位素相对原子质量由 ⑥元素的化合价由

决定

决定

决定

决定

决定

决定

决定

。

来表示从内到外的电子层。

排起，当一层充满后再填

或

（ 2）排布原理：核外电子一般总是尽先从 5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

非金属性强弱

第 2 页

1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱 2、与水或酸反应，置换出

泼金属

6、比较微粒半径的大小

如 : H +＜ H＜ H- ; Fe 最高价氧化物对应水化物酸性强弱 与 H2 化合的难易及气态氢化物的稳定性 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属 单质

-

H的易难

3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活

（ 1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越

＞ Fe 2+ ＞ Fe 3+

Na + Na; Cl Cl

（ 2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越

．如：

①与 He 电子层结构相同的微粒

: H - ＞Li +＞ Be2+

2-

-

+

2+

3+

②与 Ne 电子层结构相同的微粒： O ＞ F ＞ Na ＞ Mg ＞ Al ③与 Ar 电子层结构相同的微粒

: S 2- ＞ Cl - ＞ K+＞ Ca2+

7、 电子数和核电荷数都不同的微粒：

(1) 同主族的元素 , 半径从上到下 (2) 同周期 : 原子半径从左到右递减 . 如： Na Cl Cl

-

Na (3) 比较 Ge、 P、 O的半径大小

8、核外电子排布的规律：

（ 1） （ 2） （ 3）

第一章 原子结构与性质

第一节

原子结构： ( 第一课时 )

+

第 3 页

知识与技能：

1、进一步认识原子核外电子的分层排布

2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系 3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系

4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义

5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（

1～36 号）原子核外电子的排布

方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。

情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。 教学过程：

1、原子结构理论发展

从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。

现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，

氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。 〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：

核外电子排布的尸般规律

(1) 核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层 ( 能量最低原理 ) 。 (2) 原子核外各电子层最多容纳29’个电子。

(3) 原于最外层电子数目不能超过 8 个 (K 层为最外层时不能超过 2 个电子 (4) 次外层电子数目不能超过 18 个 (K 层为次外层时不能超过 2 个) ，倒数第三层电子数目不能超过 32 个。

说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当

时，最多可排 8 个电子；当 M层不是最外层时，最多可排 〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？ 2、能层与能级

由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：

第一、二、三、四、五、六、七⋯⋯

符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q⋯⋯

M层是最外层

18 个电子

能层

能量由低到高

例如：钠原子有 11 个电子，分布在三个不同的能层上，第一层 电子，第三层

2 个电子，第二层 8 个

1 个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可

能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能 容纳的最多电子数如下： 能层一二三四五六七⋯⋯ 符

号 K L M N O P Q

28

183250

⋯⋯

2n2(n ：能层的序数 )

⋯⋯

最多电子数

即每层所容纳的最多电子数是：

但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成 能级 (S 、 P、 d、 F) ，就

好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。

第 4 页

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下： 能 能

层

K 2 2

L 2 6 2 8

M

6 10 18

N O

4s 4p 4d 4f

⋯⋯ ⋯⋯ ⋯⋯ ⋯⋯

级 1s 2s 2p 3s 3p 3d

32

最多电子数

2 61014

50

ns、 np、 nd、 nf ⋯⋯

各能层电子数

（ 1） 每个能层中，能级符号的顺序是 （ 2） 任一能层，能级数 =能层序数

（ 3） s、 p、d、 f ⋯⋯可容纳的电子数依次是 3、构造原理

1、 3、 5、 7⋯⋯的两倍

根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。 即电子所排的能级顺序： 氢 H 1s 1 ⋯⋯ ⋯⋯ 钾 K 1s ⋯⋯

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）

钠 Na 1s 22s 22p63s 1

2

2s 22p63s 23ps1

【 Ar 】 4s1

有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如： 铬 24Cr [Ar]3ds1

10

1

铜29Cu [Ar]3d [ 课堂练习 ]

2

2

6

4s

5

2

1、写出 17 Cl （氯）、21 Sc(钪 ) 、 35Br （溴）的电子排布

氯： 1s 2s 2p 3s 3p

钪： 1s2 2s22p6 3s 23p63d14s2

溴： 1s2 2s22p6 3s 23p63d104s24p5

根据构造原理只要我们知道原子序数， 就可以写出元素原子的电子排布， 这样的电子排布是基态原子的。

2、写出 1— 36 号元素的核外电子排布式。

3、写出 1— 36 号元素的简化核外电子排布式。

总结并记住书写方法。

4、画出下列原子的结构示意图：

Be、N、 Na、 Ne、 Mg

回答下列问题：

在这些元素的原子中， 最外层电子数大于次外层电子数的有 与次外层电子数相等的有 L 层电子数达到最多的有 （1）EK EN EL EM （ 2） E3S E2S E4S E1S

，最外层电子数与电子层数相等的有 ， K 层与 M层电子数相等的有

， ，

。

，最外层电子数

；

5、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：

第 5 页

（ 3） E3S E 3d E 2P E 4f

6、 A 元素原子的 M 电子层比次外层少

个电子。

（ 1）A 元素的元素符号是

2 个电子。 B 元素原子核外

。

L 层电子数比最外层多

7

， B 元素的原子结构示意图为 ________________ ；

（ 2） A、 B 两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____

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（ 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 教学过程：

〖课前练习〗 1、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：

1～36 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

(1) 根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层， ，除 K 层外，其他能层作最外层时，最多只能有

s 能级上只能容纳

相等。请再写出一个规律

每个能层上所能排布的最多

电子。

电子数为 数与

（ 2）从上表中可以发现许多的规律，如 2 个电子，每个能层上的能级

。

K 层的三倍； B 元素的原子核

＋

2、 A、 B、 C、 D 均为主族元素，已知 A 原子 L 层上的电子数是

子排布完全相同， D 原子核外比 C原子核外多 5 个电子。则 （ 1） A 元素在周期表中的位置是

外 K、L 层上电子数之和等于 M、N 层电子数之和； C 元素形成的 C2离子与氖原子的核外电

， B 元素的原子序数为 ； 。

（ 2）写出 C 和 D的单质发生反应的化学方程式

〖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。

因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。

第 6 页

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作 空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为

电子云 。常把电子出现的概率约为

90%的

原子轨道 。

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 P 、P 、 P 为符

x

y

z

号。 P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

s

电子的原子轨道都是球形的 ( 原子核位于球心 ) ，能层序数， 2 越大，原子轨道的半径越大。

这是由于 1s， 2s， 3s⋯⋯电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率

逐渐增大， 电子云越来越向更大的空间扩展。 这是不难理解的，打个比喻， 神州五号必须依靠推动 ( 提供能量 ) 才能克服地球引力上天， 2s 电子比 1s 电子能量高，克服原子 核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比 (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 用方向相反的箭头“↑↓”来表示。

一个原子轨道里最多只能容纳 理。

推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。 当电子排布在同一能级的不同轨道时， 相同，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： 获得的一些信息。

( 成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。

请说出每种符号的意义及从中

1s 大，因而 2s 电子云必然比 1s 电子云更扩散。

2 个电子，通常称为电子对，

2 个电子， 而且自旋方向相反， 这个原理成为 泡利原

总是优先单独占据一个轨道， 而且自旋方向

〖思考〗 下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，

〖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 ?

2 ．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成

[Ne]3S 1。试问：上式

方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第 氧、第 14 号元素硅和第 26 号元素铁的简化电子排布式吗 稳定的。 课堂练习

1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。

?

8 号元素

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

第 7 页

(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg

2、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) (5)

↓

(4)

↑ ↑ ↑

↑↑↑↓↓

(6)

，违反洪特规则的有

1

违反泡利不相容原理的有 。

3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。

． (1) 氮原子： A． B

↓

2s ；

1

↓ ↑

2p

↓ ↑↑↑

2s

2p

(2) 钠原子： A．3s

B

． 3p

；

(3) 铬原子： A．3ds 1

B

． 3d44s2

。

4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这

两种表示方式的共同点和不同点。

5、原子核外电子的运动有何特点 ?科学家是怎样来描述电子运动状态的 ? 以氮原子为例，

说明原子核外电子排布所遵循的原理。

第一节

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 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？

创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。

提出问题：这些光现象是怎样产生的

原子结构： (第 3课时)

?

问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生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〗

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 。

第 8 页

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 量的重要形式之一。

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 的吸收光谱或发射光谱，总称 原子光谱 。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，称为光谱分析。 〖阅读分析〗分析教材 〖课堂练习〗

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 C、基态时的能量比激发态时低 A 、钢铁长期使用后生锈 C、金属导线可以导电 A．元素原子的核电荷数

C．电子离原子核的远近 4、当氢原子中的电子从

A. 产生的光谱为吸收光谱 C. 产生的光谱线的条数可能是

第二节

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教学过程

第一章 D

B D

B D

（

）

B、基态时比较稳定 、激发态时比较稳定

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，将释放能量。光（辐射）是电子释放能

p8 发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。

阅读 p8 科学史话，认识光谱的发展。

2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（

、节日里燃放的焰火 、卫生丸久置后消失

）

3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（ ）

．原子核外电子的多少

．原子核外电子的大小

2p 能级，向其他低能量能级跃迁时

B. 2 条

D.

( )

产生的光谱为发射光谱

电子的势能将升高 .

原子结构与性质

原子结构与元素的性质 ( 第 1 课时 )

〖复习〗必修中什么是元素周期律？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：

随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随

后最外层上的电子逐渐增多，

最后达到 8 个电子， 出现稀有气体。 然后又开始由碱金属到稀

11 号元素钠到第

3 号元素锂到第 10 号元素氖的最外层电子排布——

但每个周期的第 1 个元素的原子

8 个电子。 可见，元素周期

有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第 18 号元素氩的最外层电子排布重复了第

从 1 个电子到 8 个电子； 再往后， 尽管情形变得复杂一些， 系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。 2、周期表

最外电子层总是 1 个电子， 最后一个元素的原子最外电子层总是

第 9 页

我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在

元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？

说到元素周期表， 同学们应该还是比较熟悉的。 第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，

至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型 页) 到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。

首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，

同的元素， 按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有 个纵行， 16 个族。 16 个族又可分为主族、副族、

〖思考〗 元素在周期表中排布在哪个横行，

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：

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

s

?

( 教材 p15

把能层数相

7 个；在把不同横行

18

中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有

0 族。

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？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决

原子核外电子层数决定元素所在的周

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。 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 是什么？

[ 基础要点 ] 分析图 1-16

s 区

分区原则 纵列数

是否都是金属

区。主族主要含 区，

区。

p 区

d 区

ds 区

f 区

?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

区全是金属元素， 非金属元素主要集中

副族主要含

区，过渡元素主要含

[ 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？

1~2

〖归纳〗 S 区元素价电子特征排布为ｎ

S ，价电子数等于族序数。 ｄ区元素价电子排布特征

ds 区元素特征电子排布为

为（ｎ -1 ）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数； (n-1)d 10ns1~2，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）

46

Pd [Kr]4d

10

, 最大能层数是 4，但是在第五周期。

（2）

外围电子总数决定排在哪一族

第 10页

如： 29 Cu 3d 104s1

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。

原子结构与元素的性质

( 第 2 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教学过程：

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〗 原子半径的大小取决于两个相反的因素：

一是电子的能层数， 另一个是核

所以同主族元素随

电荷数。 显然电子的能层数越大， 电子间的负电排斥将使原子半径增大，

着原子序数的增加， 电子层数逐渐增多， 原子半径逐渐增大。 而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子 半径逐渐减小。

(2) 电离能

[ 基础要点 ] 概念 1、第一电离能 I 1； 所需要的

一元素的第二电离能

态电

性基态原子失去

个电子，转化为气态基态正离子

叫做第一电离能。 第一电离能越大， 金属活动性越

第一电离能。

。同

第 11页

2、如何理解第二电离能

I 2、第三电离能 I 3 、 I 4、 I 5⋯⋯ ？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 496 4562 6912 93 13353 16610 20114

数据的突跃变化说明了什么？ 〖归纳总结〗

Mg 738 1415 7733 100 13630 17995 21703

Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293

各级电离能

(KJ/mol)

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？

1、递变规律

周一周期

第 一 电 离 能

从左往右， 第一电离能呈增大的趋 势

势。

同一族

从上到下，第一电离能呈增大趋

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 I 1 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 I 2 表示 ) ，依次类推，可得到 I 3 、 I 4 、 I 5 ⋯⋯同一种元素的逐级电离能的大小关系： I 1第 12页

4、 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？

Mg： 1s 22s22p6 3s2 P:1s 22s22p63s23p3

那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失 电子较难。如此相同观点可以解释 第一电离能大于 Ga。

5、Na的 I 1，比 I 2 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 I 1 和 I 2 相差不多，而 I 2 比 I 3 小很多，所以 Mg容易失去两个电子形成十 2 价离子； Al 的I 、I 、 I 相差不多，而 I 比 I 小很多，所以

N 的第一电离能大于 O，Mg的第一电离能大于 Al ， Zn 的

1 2 3 3 4

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。

〖课堂练习〗

I 1 14.5 A. IA B. I 1 13.6

回答下列各问：

(1) 由 I1到I (2)I (3) I

(4)I (5)I (6)I

6

1、某元素的电离能 ( 电子伏特 ) 如下：

I 2 29.6

I 3 47.4

I 4 77.5

I 5

I 6

I 7 666.8

97.9

551.9

此元素位于元素周期表的族数是

ⅡA C. I 2 35.1

8

ⅢA D 、ⅣA E 、ⅥA F 、ⅤA

G 、ⅦA

2、某元素的全部电离能 ( 电子伏特 ) 如下： I 3 .9

I 4

77.4

I 5

I 6

I 7 739.1

I 8 871.1

113.9

138.1

电离能值是怎样变化的 ?___________________。

为什么 ?______________________________________

1

为什么最小 ?________________________________

7

和 I 8 为什么是有很大的数值 __________________________

?这能说明什么问题 ?

?

到 I 7 间，为什么有一个很大的差值

_________________________________________________________

1

到 I 6 中，相邻的电离能间为什么差值比较小 和 I 5 间，电离能为什么有一个较大的差值

______________________________________________

4

__________________________________________________ (7) 此元素原子的电子层有 __________________ 层。最外层电子构型为 ______________ ，电子轨道式为 2、讨论氢的周期位置。为什么放在 答：氢原子核外只有一个电子

个能。电子变成一 3、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

________________________________ ，此元素的周

期位置为 ________________________ 周期 ___________________ 族。

IA 的上方 ?还可以放在什么位置，为什么

?

(1s 1) ，既可以失去这一个电子变成

IA ，又可以放在Ⅶ A。

+1 价，又可以获得一

H 的电子排布和化合价

l 价，与稀有气体 He 的核外电子排布相同。根据

不难理解 H在周期表中的位置既可以放在

第 13页

（ 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） （5）

B 电负性和 Si 相近

0

已知在 20 C 1mol Na 失去 1 mol

650KJ/mol

气态 O原子的电子排布为：↑↓

电子需吸收 650kJ

能量，则其第一电离能为

（6） （7）

Ge的电负性为 1.8 ，则其是典型的非金属

↑↓

↑↓ ↑ ↓ ，测得电离出 1 mol 电子

的能量约为 1300KJ，则其第一电离能约为

（ 8） 半径： K+>Cl -

1300KJ/mol

（ 9） 酸性 HClO>H2SO4 ，碱性： NaOH > Mg(OH)2

（10） 第一周期有 2*1 2=2，第二周期有 2*2 2=8，则第五周期有 2*5 2=50 种元素

元素的最高正化合价 =其最外层电子数 =族序数

4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。

+l 价气态离子失去

气态原子失去 1 个电子，形成＋ 1 价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，

1 个电子，形成 +2 价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二

KJ·mol I 3 6 912 7 733

－1

电离能，用 I 2 表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（

元素 I 1 I 2

Na Mg

496 738

4 562 1 451

）。

（ 1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：

元素的电离能和元素性质之间的关系是：

（ 2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。 （ 3）请试着解释：为什么钠易形成Na ，而不易形成 Na2+？

原子结构与元素的性质

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教学过程：

〖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

( 第 3 课时 )

＋

第 14页

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， 氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？

[ 科学探究 ] 1. 2.

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 元素的电负性变化图。 电负性的周期性变化示例

判断

IA 、 VIIA

〖归纳志与总结〗

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， 周期表从上到下， 元素的电负性逐渐变小。 性强弱的尺度。金属的电负性一般小于 三角区边界的“类金属”的电负性则在

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；

电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属

1.8 ，而位于非金属

1.8 ，非金属的电负性一般大于

1.8 左右，他们既有金属性又有非金属性。

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？

第 15页

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

课时作业： 题目 答案

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

一、选择题

1．居室装修用石材的放射性常用 226 88Ra 作为标准，居里夫人（ Marie Curie ）因对 Ra 元素

的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是 A ． RaCl2 的熔点比 CaCl2 高 C．一个 226 88Ra 原子中含有

A 、 D3O+

B ．Ra 元素位于元素周期表中第六周期Ⅱ

D ．Ra(OH) 2 是一种两性氢氧化物

A 族

138 个中子

2．下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（

）

B 、 Li +

C、ODˉ D、 OHˉ

3．最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由 4 个氧原子构成的

氧分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是 A．是一种新的氧化物 C．是氧元素的一种同位素

2s 22p3 2s 22p53s 2

B．不可能含有极性键 D．是臭氧的同分异构体

4．下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是 A. N: 1s

22( )

B. S 2- : 1s

D. Si: 1s

222s22p63s23p6

C. Na: 1s 2s22p63s23p2

5．有四种氯化物，它们的通式为 XCl 2，其中最可能是第 IIA 族元素的氯化物是 :

A. 白色固体，熔点低，完全溶于水，得到一种无色中性溶液，此溶液导电性差 B. 绿色固体，熔点高，易被氧化，得到一种蓝绿色溶液，此溶液具有良好的导电性 C. 白色固体，极易升华，如与水接触，可慢慢分解

D. 白色固体，熔点较高，易溶于水，得无色中性溶液，此溶液具有良好的导电性 6．气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是 A. 1s 22s 22p63s 23p2→1s 22s22p63s23p1 B. 1s 22s 22p63s 23p3→1s 22s22p63s23p2 C. 1s 22s 22p63s 23p4→1s 22s22p63s23p3

D. 1s 22s 22p63s 23ps2 4p2→ 1s22s22p63s23ps24p1

7．等物质的量的主族金属 A、B 、C 分别与足量的稀盐酸反应， A．+1

B ．+2

C． +3

所得氢气的体积依次为

V A 、

V B 、 V C，已知 V B=2V C， V A=V B+V C，则在 C 的生成物中，该金属元素的化合价为

D． +4

8．元素周期表中Ⅰ A 族元素有 R′和 R″两种同位素， R′和 R″的原子量分别为 R 元素中 R′和 R″原子的百分组成分别为

a 和 b，

x 和 y ，则 R 元素的碳酸盐的式量是 C、（ ax+by ） /2+60

D 、 ay+bx+60

A 、 2（ax+by ） +60 B、 ax+by+60

第 16页

9．下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是 A. 半导体材料砷化镓 B. 吸氢材料镧镍合金 C.透明陶瓷材料硒化锌 D.超导材 K 3C60

10． X 和 Y 属短周期元素， X 原子的最外层电子数是次外层电子数的一半， 周期，且最外层只有一个电子，则 A.XY 断是 (

Y位于 X的前一

X 和 Y 所形成的化合物的电子式可表示为 C.XY3

( )

B.XY2

D.X2Y3

11． A、B 都是短周期元素，原子半径

)

2

2

B＞ A，它们可形成化合物 AB2，由此可以得出的正确判

6

A. 原子序数： A＜ B B.A 和 B 可能在同一主族 D.A 肯定是金属元素

2

3

C.A 可能在第 2 周期Ⅳ A族 A.1s 2s 2p

2

2

4

12．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是

( )

B.1s

2s 2p 3s 3p

C.1s 22s22p63s23p2 C.1s

2

2s22p63s2 3ps2

13．下列关于砷（ As）元素的叙述中，正确的是 A 、在 AsCl 3 分子中，砷原子最外层电子数为 B、 Na3AsO 4 溶液的 pH 大于 7； C、砷的氢化物的化学式为

8；

AsH 3，它是一种强氧化剂； 74. 92，由此可知砷原子核内有

D、砷的相对原子质量为 42 个中子。

14．据酸碱质子理论， 凡是能给出质子的分子或离子都是酸， 凡是能给合质子的分子或离子都是碱，按照这种理论下列物质既属于酸又属于碱的是 A 、 NaCl

15．下列说法中错误的是

A 、原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数；

B 、元素周期表中从Ⅲ B 族到Ⅱ B 族 10 个纵行的元素都是金属元素； C、除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是 二、填空题（每空

2 分，共 24 分）

Ｏ３ 能吸收有害紫外线，

8；

B、 H2O C、NaHCO 3 D、 Al 2O3

D、同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同

16．1994 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。 保护人类赖以生存的空间。Ｏ 个 O 原子为中心，与另外两个 电子。请回答：

３

分子的结构如图 5，呈 V 型，键角 116．5℃。三个原子以一

O 原子提供 2 个电

O 原子分别构成一个非极性共价键；中间

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 —— 三个 O 原子均等地享有这 4 个

图 5 Ｏ ３的分子结构

（ 1）臭氧与氧气的关系是 ___________。 （2）选出下列分子与Ｏ ３分子的结构最相似的的是 Ａ．Ｈ ２ Ｏ Ｂ．ＣＯ ２ Ｃ．ＳＯ ２ Ｄ．ＢｅＣｌ

。

２

（3）分子中某原子有 1 对没有跟其他原子共用的价电子叫孤对电子，那么Ｏ

３分子有

___________对孤对电子。 （4）Ｏ ３ 分子是否为极性分子

___________ （是或否）。

第 17页

（5）Ｏ ３ 与Ｏ ２ 间的转化是否为氧化还原反应 请回答 B 小题）

___________（若否，请回答 A 小题；若是，

而Ｏ ２不能，试配平：

Ａ．Ｏ ３具有强氧化性，它能氧化ＰｂＳ为ＰｂＳＯ Ｂ．Ｏ ３在催化剂作用下生成

４_____ＰｂＳ＋ ______Ｏ３ —— ______ＰｂＳＯ ４＋ ______Ｏ ２

1ｍｏｌＯ ２ 转移电子数 ___________ｍｏｌ

17．已知元素的某种性质“ X ”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出 13 种元素的 X 的数值：

元素 X 的数值

元素 X 的数值

Al 1.5 Mg 1.2

B 2.0 Na 0.9

Be 1.5 O 3.5

C 2.5 P 2.1

Cl 2.8 S 2.5

F 4.0

Si

Li 1.0

1.7

试结合元素周期律知识完成下列问题：

(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的

的一般为离子键；当小于

1.7 时，一般为共价键。试推断

X 差值大于 1.7 时，所形成

AlBr 3 中的化学键类型是 ______。

(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的 X 的数值大小与元素的金属性或非金属性强

弱之间的关系 ______________________________ ；简述第二周期元素 (除惰性气体外 )的 X 的 数值大小与原子半径之间的关系

_____________________________________________ 。

________。

(3)请你预测 Br 与 I 元素的 X 数值的大小关系 三、计算题（共 18 分）

A

(4) 某有机化合物分子中含有 S— N 键，你认为该共用电子对偏向于 ________原子 ( 填元素符号) 。

20mL的银溶液 才

18．（ 8 分）某核素 Z X 的氯化物 XCl21.11g 配成溶液后，需用 1mol/L 能把氯离子完全沉淀下来，试计算： (1)X 的质量数。

(2) 若 X 的核内中子数为 20，求 37gXCl 2 中所含质子的物质的量是多少 ?

19．（ 10 分）电解普通水和重水 ( H O)的混合物，通电一段时间后，两极共生成气体 体积为 33.6L( 标况下 ) 。求所生成的气体中氕和氘的原子个数比是多少 参： 一、选择题 题目 答案

二、填空题

（ 5）否 17． (1) 共价键

1 2 2

18.5g ，

?

1 2 3 4 CDBCDBA

5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

ACAACAABBCAD

16． (1) 同素异形体

（ 2）C 4

（3） 5 4

（ 4）是

1 1

(2) 元素 X 的数值越大，元素的非金属性越强

原子半径越小， X 的数值越大 (3)Br

大于 I

(或元素 X 的数值越小，元素的金属性越强

)

(4)N

二、计算题 18． (1)40

(2)18mol

19． 3∶ 1

第 18页

第二章 分子结构与性质

教材分析

本章比较系统的介绍了分子的结构和性质，

内容比较丰富。 首先， 在第一章有关电子

云和原子轨道的基础上， 介绍了共价键的主要类型 σ 键和 π键，以及键参数——键能、 键长、键角； 接着，在共价键概念的基础上，介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型 和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释。

最后介绍了极性分子和

非极性分子、分子间作用力、氢键等概念，以及它们对物质性质的影响，并从分子结构的角度说明了“相似相溶”规则、无机含氧酸分子的酸性等。 化学 2 已介绍了共价键的概念，

并用电子式的方式描述了原子间形成共价键的过程。

本章第

一节“共价键” 是在化学 2 已有知识的基础上， 运用的第一章学过的电子云和原子轨道的概念进一步认识和理解共价键， 通过电子云图象的方式很形象、 生动的引出了共价键的主要类

型σ 键和 π键， 以及它们的差别，并用一个“科学探究” 让学生自主的进一步认识 σ 键和 π 键。

在第二节“分子的立体结构”中，首先按分子中所含的原子数直间给出了三原子、

四原子和

五原子分子的立体结构， 并配有立体结构模型图。 为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教科书在本节安排了 “价层电子对互斥模型” 和“杂化轨道理论” 来判断简单分子和离子的

立体结构。 在介绍这两个理论时要求比较低， 文字叙述比较简洁并配有图示。还设计了 “思

考与交流”、“科学探究”等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。

在第三节分子的性质中， 介绍了六个问题， 即分子的极性、 分子间作用力及其对物质性质的影响、 氢键及其对物质性质的影响、 溶解性、 手性和无机含氧酸分子的酸性。除分子的手性 外，对其它五个问题进行的阐述都运用了前面的已有知识，

如根据共价键的概念介绍了键的

根据极性分子与非非

极性和分子的极性； 根据化学键、 分子的极性等概念介绍了范德华力的特点及其对物质性质 的影响； 根据电负性的概念介绍了氢键的特点及其对物质性质的影响；

极性分子的概念介绍了 “相似相溶” 规则； 根据分子中电子的偏移解释了无机含氧酸分子的酸性强弱等； 对于手性教科书通过图示简单介绍了手性分子的概念以及手性分子在生命科学和生产手性药物方面的应用

第二章 分子结构与性质

第一节 共价键

第一课时

教学目标：

第 19页

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

教学重点、难点：

价层电子对互斥模型

教学过程： [ 复习引入 ]

NaCl 、 HCl 的形成过程

δ 键和 π键。

3． 说出 δ 键和 π 键的明显差别和一般规律。

[设问]

前面学习了电子云和轨道理论，对于 例： H2 的形成

HCl 中 H、 Cl 原子形成共价键时，电子云如何重叠？

[ 讲解、小结 ] [板书]

1． 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-P δ 键 P-P δ键

[过渡]

第 20页

P 电子和 P 电子除能形成 δ 键外，还能形成 π 键 [板书]

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：头碰头 π 键：肩并肩

② δ 键比 π 键的强度较大

② 成键电子： δ 键 S-S S-P P-P

π 键 P-P

δ 键成单键

π键成双键、叁键

４．共价键的特征

饱和性、方向性

[ 科学探究 ] 讲解 [小结]

生归纳本节重点，老师小结 [ 补充练习 ]

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 ． I 2 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 ． BeCl C ． KO2 D ． H2O2 5．写出下列物质的电子式。

H2 、N2、 HCl、 H2 O

６．用电子式表示下列化合物的形成过程

第 21页

HCl、 NaBr、 MgF2、Na2S、 CO2

[答案]

1． D 2 ．Ａ

３．Ｃ ４．ＡＣ

５．略 第一节

［教学目标］： １． ２． ３．

认识键能、键长、键角等键参数的概念

能用键参数――键能、键长、键角说明简单分子的某些性质 知道等电子原理，结合实例说明“等电子原理的应用”

６．略

共价键

第二章 分子结构与性质

第二课时

［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Ｈ ２ 在常温下很难反应，必须在高温下才能发生反应，而Ｆ 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１ ②单位： kＪ／ mol

［生阅读书３３页，表２－１］

回答：键能大小与键的强度的关系？ （键能越大，化学键越稳定，越不易断裂）

键能化学反应的能量变化的关系？

（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：１ pm（１ pm＝１０ ［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：ＣＯ ２ 结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０°，为直线形分子。

Ｈ２Ｏ

［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］

键角１０５°Ｖ形

－１２

２

与Ｈ ２在冷暗处就能发生

mol 化学键所释放出的最低能量。

m）

③键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定

ＣＨ ４ 键角１０９°２８′正四面体

第 22页

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Ｎ ２，ＣＨ ４和ＮＨ ４

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。 ［补充练习］ Ａ．Ｈ ２

Ｂ．Ｂ r

１．下列分子中，两核间距最大，键能最小的是（

Ｃ．Ｃ l

）

）

Ｄ．Ｉ ２

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．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．易挥发，硫酸难挥发 ４．与ＮＯ ３ 互为等电子体的是（

Ａ．ＳＯ ３ Ａ．ＰＣ l

－

）

）

Ｂ．ＢＦ ３ Ｃ．ＣＨ ４ Ｄ．ＮＯ ２

２－ ４

５．根据等电子原理，下列分子或离子与ＳＯ

５

有相似结构的是（

）

Ｂ．ＣＣ l ４ Ｃ．ＮＦ ３ Ｄ．Ｎ

６．由表２－１可知． Ｈ－Ｈ的键能为４３６ kＪ／ mol．它所表示的意义是＿＿＿＿＿＿＿

＿＿＿＿． 如果要使１ molＨ２分解为２ molＨ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， 键能＿＿＿＿，两原子核间的平均距离――键长＿＿＿＿． 7．根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化：

（ 1） N2（g） +3H2（ g） ====2NH3（ g）；⊿ H= （2） 2H2（ g）+O2（ g） ===2HO（ g）；⊿ H= ［答案］１．Ｄ

４３６ kＪ

２．Ａ ３．Ａ 越大

越短

共价键的

４．Ｂ ５．Ｂ

吸收能量

６．每２ mol 气态Ｈ原子形成１ mol Ｈ２释放出４３６ kＪ能量 7． -90.8KJ/mol -481.9 KJ/mol

第 23页

第二节

教学目标

1、 2、 3、 4、

重点难点

分子的立体结构

第一课时

认识共价分子的多样性和复杂性； 初步认识价层电子对互斥模型；

能用 VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构； 培养学生严谨认真的科学态度和空间想象能力。

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教学过程

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 的电子式和结构式； 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 [ 模型探究 ]

由 CO2、 H2O、NH3、 CH2O、CH4 的球辊模型，对照其电子式云哟内分类对比的方法，分析结构不同的原因。 [ 引导交流 ]

引导学生得出由于中心原子的孤对电子占有一定的空间， 响其分子的空间结构。

——引出价层电子对互斥模型（ [ 讲解分析 ]

价层电子对互斥模型

CO2、 CH2O、 CH4

CO2、 H2O、 NH3、CH2O、 CH4 的分子结构。

对其他成键电子对存在排斥力， 影

VSEPR models ）

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

等分子中的 C 原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：

ABn n=2

立体结构 直线型 平面三角形

范例 CO

2

n=3

CHO

2

n=4

正四面体型 CH

4

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 中心原子结合的原 空间构型

第 24页

电子对数

H S

2 -

子数 2

2

V 形

NH2 BF3 CHCl

3

2 0 0

2 3 4

V 形

正三角形 四面体

SiF 4 0 4 正四面体

补充练习：

1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是

A、 CO B、HSC 、 PCl D 、 SiCl

2

2

（

4

）

3

2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是

（

、 P4

）

A、 H2O B 、 CO2 C

、 C2H2 D

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、 NH B 、CCl C 、HO D、CHO

3

4

2

2

（

）

5、下列分子的结构中，原子的最外层电子不都满足 A、 CO2 B 、 PCl3 C 、 CCl4 D 、NO2

6、下列分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是 A、 XeO4 B 、BeCl2 C 、CH4 D 、PCl 3

8 电子稳定结构的是（

）

（

）

7、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。 是 ；另一类是

这种模型把分子分成两类： 一类

。 BF 和 NF 都是四个

原子的分子， BF 的中心原子是

3

， NF 的中心原子是

3

；BF 分子的立体构

3

3 3

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-

。

8、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

参：

； SCl2

； SO3

； SF6

1、 D 2 、 BC 3 、（ 1） CO2、CS2、HCN 键角 180°（ 2）BF3、 BCl3、 SO3、CH2O键角 60°

（ 3）NH3、PCl 3 键角 107.3 °（ 4） CH4、 CCl4 键角 109°28′ 4、CD 5 、D 6 、D 7 、中心原子上的价电子都用于形成共价键 N BF 3 分子中 B 原子的 3 个价电子都与 F 原子形成共价键，而 斥，形成三角锥形 8、直线形 V 形

三角锥

正八面体

中心原子上有孤对电子 B

NF3 分子中 N 原子的 3 个价电

子与 F 原子形成共价键， 还有一对为成键的电子对， 占据了 N原子周围的空间， 参与相互排

第二章 分子结构与性质

第 25页

第二节 分子的立体结构

第2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

[ 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

[结论]

109° 28′。说明什么？

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 2s2 2p2，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。

中心原子的若干能量相近的原子轨

板：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，

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 sp 3 杂化轨道，这些 sp 3 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 sp2 杂化轨道表示由一个 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 CH4 C2H4 BF3 CH2O C2H2

杂化轨道数

杂化轨道类型

分子结构

sp3 杂化轨道外，还有 sp2 杂化和 sp 杂化，

s 轨道与

s 轨道与两个 p 轨道杂化形成的， sp 杂化轨道表示由一个

第 26页

[ 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

杂化轨道数 杂化轨道类型 分子结构子对数

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，

3

2

SP杂化夹角为 180°的直线型杂化轨道，

SP 杂化

轨道为 120°的平面三角形， [ 科学探究 ] ：课本 42 页

SP 杂化轨道为 109° 28′的正四面体构型。

[ 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

补充练习：

1、下列分子中心原子是 A PBr

3

sp2 杂化的是（

2

）

B CH 4 C BF 3 D H O

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 CH 4 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 量相近的新轨道

3

s 轨道和 p 轨道混合起来形成的一组能

3

杂化轨道成键 D 凡 AB 型的共价化合物，其中中心原子 A 均采用 sp

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 sp 3 杂化轨道之间夹角一样 C、 C 原子的 4 个价电子分别占据

D、 C 原子有 1 个 sp3 杂化轨道由孤对电子占据 A sp B sp C sp D sp

杂化轨道的夹角最大

2 3 3

4 个 sp3 杂化轨道

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（

）

杂化轨道的夹角最大 杂化轨道的夹角最大

、 sp 2 、 sp 杂化轨道的夹角相等

）

5、乙烯分子中含有 A B

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（

每个 C 原子的 2s 轨道与 2p 轨道杂化，形成两个 sp 杂化轨道

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 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

C

第 27页

D 每个 C 原子的 3 个价电子占据

-

-

-

-

3 个杂化轨道，

3

1 个价电子占据 1 个 2p 轨道

6、 ClO 、 ClO2 、 ClO3 、 ClO4 中 Cl 都是以 sp 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 立体结构

ClO-

ClO2 -

ClO3 -

ClO4 -

7、根据杂化轨道理论，请预测下列分子或离子的几何构型： CO ， CO 2- H S

2 2

， PH

3

3

8、为什么 H2O分子的键角既不是 90°也不是 109°28′而是 104.5 °？ 参： 1~5CC

D A BD

6、直线； V 型；三角锥形；正四面体 7、 sp 杂化，直线； sp2 杂化， 三角形； sp3 杂化， V 型； sp3 杂化，三角锥形

8、因为 H2O分子中中心原子不是单纯用 2p 轨道与 H原子轨道成键，所以键角不是 90°； O 原子在成键的同时进行了 sp3 杂化 , 用其中 2 个含未成对电子的杂化轨道与 2 个 H 原子的 1s 轨道成键， 2 个含孤对电子的杂化轨道对成键电子对的排斥的结果使键角不是 而是 104.5 °。

第二章

分子结构与性质

109° 28′，

第二节 分子的立体结构

第三课时

教学目标

4． 配位键、配位化合物的概念 5． 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

（ 1）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。

（ 2）表示

A

B

电子对接受体

电子对给予体

第 28页

（ 3）条件：其中一个原子必须提供孤对电子。另一原子必须能接受孤对电子轨道。

[ 提问 ] 举出含有配位键的离子或分子+ 举例： H

3O

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]Cl 2 K3[Fe(SCN) 6] Na3 [AlF 6] [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、 NHCl、） Na CO.10H

B

O

4 2 3 2

第 29页

）

C、 CuSO. 5H 2O

4

D、 Co（ NH） Cl

3

6

3

—

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 ② NH3 ③ F ④ CN 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 Mg 为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。

2+

（ ）

B、 Fe 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。

5．下列微粒：① H O

2+

D、

向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的

+ 3

② NH ③ CHCOO④ NH ⑤ CH 中含有配位键的是（

Cu2+。

+

4

3

-

3

4

）

A 、①② B 、①③ C 、④⑤ D、②④

6．亚根 NO2- 作为配体，有两种方式。其一是氮原子提供孤对电子与中心原子配位；另 。前者称为硝基，后者称为亚根。[Co（ NH3） 一是氧原子提供孤对电子与中心原子配位

5NO]Cl 就有两种存在形式，试画出这两种形式的配离子的结构式。

2

2

第二章 分子结构与性质

第二节分子的性质

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。 教学过程

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、Cl 2、 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：

通过学生的观察、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，

是非极性键。而由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键。

提出问题：

第 30页

（ 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： H2、N2、 C60、 P4。

（ 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： 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

CO2、 BF3、 CCl4。当分子中

HCl、 NH3、 H2O。

分子

共价键的极性

非极性键 极性键

分子中各键的向

分子中正负 电荷中心

重合 不重合 重合

结论 非极性分子 极性分子 非极性分子

举例 H2、 N2、O2

同核双原子分子 异核双原子分子

CO、 HF、HCl

CO、 BF 、 CH

2

3

4

异核多原子分子

量和为零 分子中各键的向

量和不为零

不重合

极性分子

H2O、 NH3、 CH3Cl

一般规律：

a． 以极性键结合成的双原子分子是极性分子。如： HCl、 HF、HBr

b． 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： c． 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。 d． 在多原子分子中， 中心原子上价电子都用于形成共价键， 子，一般是非极性分子。

O2、H2、P4、C60。

而周围的原子是相同的原

反思与评价：

组织完成“思考与交流” 。

补充练习：

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

（

）

第 31页

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、HO

2

B

）

、 CO

2

C

、 BCl

3

D

、 NH

3

3、下列各分子中所有原子都满足最外层 A、 BeCl 2

B

、 PCl 3

4、分子有极性分子和非极性分子之分。

8 电子稳定结构且共用电子对发生偏移的是 C

（

）

、 PCl 5

D

、 N 2

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

5、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 O2 CO2 BF3 CCl4

6、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

。

空间构型

分子有无极 性

HF

H2O

NH3

分子 空间构型 分子有无极 性

7、二氯乙烯的同分异构体有非极性分子和极性分子两种，其中属于极性分子的结构简式 是

；属于非极性分子的结构简式是

。

8、已知化合物 B4F4 中每个硼原子结合一个氟原子，且任意两个硼原子间的距离相等，试画 出 B4F4 的空间构型，并分析该分子的极性。参：

1、D 2 、AD 3 、B 5、

分子

4 、AD

空间构型 直线型 直线型

分子有无极

性 无极性 无极性

分子

空间构型 直线型 V 形

分子有无极

性 有极性 有极性 有极性

O2 CO

2

HF H O

2

BF3

平面三角形 无极性 NH3

三角锥

正四面体 无极性 CCl4

6、（ 1） NH 或 PH （ 2）NaOH或 NHCl （ 3）CCl 或 CS

3

3

4

4

2

7、

略 8 、略

第二章 分子结构与性质

第 32页

第三节

教学目标

分子的性质

第二课时

6． 范德华力、氢键及其对物质性质的影响 7． 能举例说明化学键和分子间作用力的区别 8． 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

教学过程

[ 创设问题情景 ]

气体在加压或降温时为什么会变成液体或固体？

学生联系实际生活中的水的结冰、气体的液化，讨论、交流。 [ 结论]

表明分子间存在着分子间作用力，且这种分子间作用力称为范德华力。 [ 思考与讨论 ]

仔细观察教科书中表 [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]

结构相似时，相对分子质量越大，范德华力越大。 [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 ]

学生阅读“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

2-4 ，结合分子结构的特点和数据，能得出什么结论？

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 [ 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。

Y 相结合而成的氢键，称为分子间氢键，如图

2-33

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

第 33页

[小结]

本节主要是分子间作用力及其对物质性质的影响，氢键及其对物质性质的影响。 补充练习

1．下列各组物质的晶体中，化学键类型相同，熔化时所克服的作用力也完全相同的是 （

A． CO和 SiO

2

）

2

B． NaCl 和 HCl

C． (NH4) 2CO3 和 CO(NH2) 2 D． NaH和 KCl

2．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 3．沸腾时只需克服范德华力的液体物质是 A．水 A ． N2 (1) (2) (3)

B B ．HBr

．酒精

C

C

．溴

D （

D ． H2S

（

．水银

）

）

4．下列物质中分子间能形成氢键的是

． NH3

5．以下说法哪些是不正确的？

氢键是化学键 甲烷可与水形成氢键

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

6．乙醇 （ C2H5OH）和二甲醚 （ CH3OCH3）的化学组成均为 C2H6O，但乙醇的沸点为

78.5 ℃，而二甲醚的沸点为－ 23℃，为何原因？

7．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。 参： 1、D 2 、AC 3 、C 4 、C

5

、 (1) 氢键不是化学键，而是教强的分子间作用力 (2) 成氢键 (3)

乙醇分子跟水分子之间不但存在范德华力，也存在氢键

(4) 碘化氢的沸点比氯化氢的沸点高是由于碘化氢的相对分子质量大于 氯化氢的，相对分子质量越大，范德华力越大，沸点越高

6．乙醇（ C2H5OH）和二甲醚（ CH3OCH3）的化学组成相同，两者的相对分子质量也相同，但乙醇分子之间能形成氢键， 使分子间产生了较强的结合力， 沸腾时需要提供更多的能量去破坏分子间氢键，而二甲醚分子间没有氢键，所以乙醇的沸点比二甲醚的高。 7．水的熔沸点较高，水结冰时体积膨胀，密度减小等。

由于甲烷中的碳不是电负性很强的元素，故甲烷与水分子间一般不形

第 34页

第二章

第三节

教学目标

分子结构与性质

分子的性质

第3课时

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

教学过程 [ 复习过渡 ]

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？

[ 指导阅读 ]

课本 P52，让学生说出从分子结构的角度，物质相互溶解有那些规律？ [ 学生得出结论 ]

1 、“相似相溶”规律：非极性物质一般易溶于非极性溶剂，极性溶质一般易

溶于极性溶剂。

2 、若存在氢键，溶质和溶剂之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 3 、若溶质遇水能反应将增加其在水中的溶解度

[ 巩固练习 ]

第 35页

完成思考与交流 [ 指导阅读 ]

课本 P53~，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？ [ 学生思考并回答 ]

有碳原子上连有四个不同的原子或基团。 [ 教师补充 ]

我们把连有四个不同的原子或基团的碳原子叫手性碳原子 [过渡]

通过前面的学习，我们都知道硫酸的酸性强于亚硫酸，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。 [ 巩固练习 ]

1、把下列液体分别装在酸式滴定管中，并使其以细流流下，当用带有静点的玻璃棒接近液 体细流时，细流可能发生偏转的是 A 四氯化碳 A 乙烯

Ａ .HClO A、 LiF B

B

B 乙醇 二氧化碳 Ｂ . .HClO 2

）

、 NaF C 、 KF D 、 CsF

C

（

）

二硫化碳 C 二氧化硫

（ Ｃ .HClO3

D D

苯

）

氢气

2、根据“相似相溶”规律，你认为下列物质在水中溶解度较大的是（ 3、下列氯元素含氧酸酸性最强的是 4、下列物质中溶解度最小的是（

）

Ｄ .HClO 4

5、

第 36页

6．下列结构中属于手性分子的是

参： 1、 B、 2、 C、 3、D、 4、 A 5、

，试标出该手性分子中的手性碳原子。

6、都是

第一节

晶体的常识

对

教材分析： 本节内容是安排在原子结构、 到本堂课的主题——晶体和非晶体。 [ 学习目标 ]

分子结构以及结构决定性质的内容之后来学习，

于学生的学习有一定的理论基础。 本节内容主要是通过介绍各种各样的固体为出发点来过渡

而晶体和非晶体的学习是以各自的自范性和微观结构比

较为切入点，进而得出得到晶体的一般途径以及晶体的常见性质和区分晶体的方法。

了解晶体的初步知识 ,知道晶体与非晶体的本质差异，学会识别晶体与非晶体的结构示意图。

[ 知识梳理]

知道晶胞的概念，了解晶胞与晶体的关系，学会通过分析晶胞得出晶体的组成。

一、晶体与非晶体

培养空间想像能力和进一步认识 “物质结构决定物质性质” 的客观规律。

1. 晶体的自范性即 ______________________________________________________. 晶体呈自

第 37页

范性的条件之一是 ____________________________________________________.

2. 得到晶体一般有三条途径 :(1)____________,(2)___________________________, (3)_________________________

3. 晶体 非晶体

4. 晶体的熔点较 __________, 而非晶体的熔点 _______________, 区分晶体与非晶体最可靠的科学方法是 ______________________________________________.

自范性

微观结构

二、晶胞

5._________________________________ _________________ 是晶胞。 [ 方法导引 ] 晶胞中粒子数的计算方法：

晶体结构类习题最常见的题型就是已知晶胞的结构而求晶体的化学式。 是表示每个晶胞中平均含有各类原子的个数， 常采用分摊法。

在一个晶胞结构中出现的多个原子， 这些原子并不是只为这个晶胞所占有， 而是为多个晶胞所共有，那么， 在一个晶胞结构中出现的每个原子， 这个晶体能分摊到多少比例呢。这就是分摊法。分摊法的根本目的就是算出一个晶胞单独占有的各类原子的个数。

解答这类习题首先要

而

明确一个概念： 由晶胞构成的晶体， 其化学式不一定是表示一个分子中含有多少个原子，

即各类原子的最简个数比。 解答这类习题， 通

分摊法的根本原则是： 晶胞任意位置上的一个原子如果是被 胞对这个原子分得的份额就是 可以有原子；每个顶点被

x 个晶胞所共有， 那么，每个晶

，当然，它的体内也

1/8 份额；

份额；每个面被 2 个晶胞

1/x 。下面对立体晶胞进行详细分析。在立体晶胞中，原子可

以位于它的顶点，也可以位于它的棱上，还可以在它的面上（不含棱） 每条棱被 4 个晶胞共有， 所以晶胞对自己棱上的每个原子只占 共有， 所以晶胞对自己面上（不含棱）的每个原子只占 晶胞分享，完全属于该晶胞。

8 个晶胞共有，所以晶胞对自己顶点上的每个原子只占

1/4

1/2 份额；晶胞体内的原子不与其他

1. 每个晶胞涉及同类 A 数目 m个，每个 A 为 n 个晶胞共有，则每个晶胞占有 2．计算方法

位置

A： m× 1/n 。

顶点 1/8

棱边 1/4

面心 1/2

体心 1

贡献

例 1．水的状态除了气、液和固态外，还有玻璃态。它是由液态水急速冷却到 的，玻璃态的水无固态形状，不存在晶体结构，且密度与普通液态水的密度相同， 态水的叙述正确的是 (

)

B.

水由液态变为玻璃态，体积膨胀

165k 时形成

有关玻璃

A. 水由液态变为玻璃态，体积缩小

第 38页

C. 玻璃态是水的一种特殊状态 D.玻璃态水是分子晶体

解析： 这是一道信息题，从题给信息知玻璃态的水密度与普通液态水的密度相同，故 错误。又只、知玻璃态的水无固定形态，不存在晶体结构，故 答案： D

A、B

D错误。

例 2．最近发现一种由钛原子和碳原子构成的气态团簇分子， 顶角和面心的原子是钛原子， 式是

。

如右图所示，

它的化学

棱的中心和体心的原子是碳原子，

解析：考察学生对晶体结构、

分子结构概念的理解、 运用能力。 解题关键： 。从题目本身来看，本题图形“就是”

本题是送给粗心同学的“礼物” 营的同学都在此题“载了跟头” 同学甚至已记住答案，就是

，一些在省初赛中得分较高的同学，包括部分后来冲进冬令

NaCl 晶胞的图形，按 Na:Cl=1:1 ，或一部分

TiC 可 CTi 。部分考

顶点算 1/8 ，棱中点算 1/4 ，面心算 1/2 ，中心算 1 的规则很快可算出

1:1 ，所以，阅卷发现相当多的考生答案为

生把该分子当成晶体结构的一部分。

其实，本题命题者一开始就清楚交待： 它是一个小分子，

而非像 NaCl 晶体那样的巨型分子。所以，审题清楚对考生来说是至关重要的。 答案： Ti 14C13。

例 3．钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。钛酸钡晶体的结构示意图为右图，它的化学式是（ ）

Ba

Ti O

A.BaTi O

8 12

B.BaTi

O

4 6

C.BaTi

O

2 4

D.BaTIO3

解析： 结合识图考查晶体结构知识及空间想像能力。 在立方体的中心，完全属于该晶胞； 立方体所共用，即只有

Ti 处于立方体的

解题关键： 由一个晶胞想象出在整个晶

Ba

8 个顶点，每个 Ti 为与之相连的 8 个

12 条棱的中点，每条棱为四个立

体中，每个原子为几个晶胞共用是解题的关键。仔细观察钛酸钡晶体结构示意图可知：

1/8 属于该晶胞； O处于立方体的

方体共用，故每个 O只有 1/4 属于该晶胞。 即晶体中 Ba:Ti:O=1:(8 ×1/8):(12 ×1/4)=1:1:3 。 如果以为钛酸钡晶体就是一个个孤立的如题图所示的结构，就会错选

C

答案： D

[ 基础训练 ]

1. 晶体与非晶体的严格判别可采用( ) A. 有否自范性

B. 有否各向同性

C. 有否固定熔点

D. 有否周期性结构

B 原子

2. 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

未能画出 ) ，晶体中 A、 B、 C 的中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

3.1987 年 2 月，未经武（ Paul Chu ）教授等发现钛钡铜氧化合物在 性。若该化合物的结构如右图所示，则该化合物的化学式可能是（ A.YBa2CuO7－ x B.YBa

2

90K 温度下即具有超导

）

Cu2O7－ x C.YBa 2Cu3O7－ x D.YBa

2

Cu4O7－ x

4. 白磷分子如图所示：则 31 g 白磷分子中存在的共价键数目为（ ）

A．4 NA B．NA C． 1.5 NA D ．0.25 NA

5．某离子化合物的晶胞如右图所示立体结构，晶胞是整个晶体中最基本的重 复单位。阳离子位于此晶胞的中心，阴离子位于 阴、阳离子个数比是（

） C 、1∶2

D 、1∶1

8 个顶点，该离子化合物中，

A、1∶8 B 、1∶4

6. 如右图石墨晶体结构的每一层里平均每个最小的正六边形占有碳原子 数目为（） A、2

B

、3 C、4

D

、6

7. 许多物质在通常条件下是以晶体的形式存在， 而一种晶体又可视作若干相同的基本结构单

氧三种元

元构成，这些基本结构单元在结构化学中被称作晶胞。已知某化合物是由钙、钛、 素组成的晶体，其晶胞结构如图所示，则该物质的化学式为（ A． Ca4TiO 3

B ． Ca4TiO 6

C． CaTiO3

）

D． Ca8TiO 12

8. 下列有关晶体的特征及结构的陈述中不正确的是（ ）

第 40页

A 单晶一般都有各向异性

C 所有晶体都有一定的规整外形

B 晶体有固定的熔点

D 多晶一般不表现各向异性

个晶胞共有；

9. 晶体中最小的重复单元——晶胞，①凡处于立方体顶点的微粒，同时为 ②凡处于立方体棱上的微粒，同时为

个晶胞共有；④凡处于立方体体心的微粒，同时为 10. 现有甲、乙、丙 ( 如下图》三种晶体的晶胞：

个晶胞共有。

( 甲中 x 处于晶胞的中心，乙中

个晶胞共有；③凡处于立方体面上的微粒，同时为

a 处于晶胞

的中心 ) ，可推知：甲晶体中 x 与 y 的个数比是 __________，乙中 a 与 b 的个数比是 _______， 丙晶胞中有 _______个 c 离子，有 ____________个 d 离子。

11. 右图是超导化合物 ---- 钙钛矿晶体的晶胞结构。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。

12．右图是石英晶体平面示意图，

4－

它实际上是立体

的网状结构，其中硅、氧原子数之比为 。

二聚硅酸根离子 Si 2O7 中，只有硅氧键， 它的结构 可表示为

。

6－

13. 在干冰晶体中每个 CO2 分子周围紧邻的 CO2 分子有 ___________个 小的正方形；使正方形的四个顶点部落到 ___________个 C02 分子。

在晶体中截取一个最

CO2 分子的中心，则在这个正方形的平面上有

14. 如图为 NaCl 晶体结构图， 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 ) 。

第 41页

(1) 请将其代表 Na+的用笔涂黑圆点，以完成 NaCl 晶体结构示意图。 (2) 确定晶体的晶胞，分析其构成。

(3) 从晶胞中分 Na+周围与它最近时且距离相等的 [ 拓展提高 ]

1996 年诺贝化学奖授予对发现 C60 有重大贡献的三位科学家。 C60 分子是形如球状的多面体 ( 如图 ) ，该结构的建立基于以下考虑：

Na +共有多少个 ?

①C60 分子中每个碳原子只跟相邻的

3 个碳原子形成化学键；

②C60 分子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

30。

据上所述，可推知

C60 分子有 12 个五边形和 20 个六边形， C60 分子所含的双键数为

请回答下列问题：

15. 固体 C60 与金刚石相比较，熔点较高者应是____________ ，理由是： _________________________________________________________. 16. 试估计 C60 跟 F2 在一定条件下，能否发生反应生成 能” )_________________________ ，并简述其理由：

________________________________________________________ 。 17. 通过计算，确定 C60 分子所含单键数。 C60 分子所含单键数为 18. C 70 分子也已经制得 , 它的分子结构模型可以与 子中五边形和六边形的数目。

C60 同样考虑面推知。通过计算确定

。

C70 分

C60F60( 填“可能”或“不可

第 42页

参

1.D 2.A 3.C 4.C 5.D 6.A 7.C 8.D 9.8 、 4、2、 1 10. 解析： x:y ＝ 4:3 a

：b＝ 1：1 4 个 c 4 个 d 处于晶胞中心的 x 或 a 为该晶胞单独占

8 个立方体共有，位于立方体棱边的微粒为四个立方体共有，

所以 x:y ＝l ：6× 1／ 8＝ 4：3；a:b=1:8 × 1／8＝ 1：

有，位于立方体顶点的微粒为

位于立方体面的微粒为两个立方体共有，

1；丙晶胞中 c 离子为 12× 1／ 4+1＝ 4( 个) ； d 离子为 8×1／ 8+6×1／ 2＝ 4( 个 ) 11. 解析：这个晶胞对位于顶点上的每个钛原子占有的份额为 有的氧原子个数为

1/8 ，所以，它单独占有的钛

1/4 ，所以，它单独占

所以， 该晶胞中单独占

原子个数为 8×1/8=1 个；它对位于棱上的每个氧原子占有的份额为

12×1/4=3 个；它全部拥有体内的那一个钙原子，

有的钛原子、氧原子和钙原子的个数分别为： 子距离最近的钛离子是与它共棱的 答案： (1) 该化合物的化学式为

1、3、1. 钛位于立方体的顶点上，与一个钛离

6 个。

, 与它共棱的离子都是二个，所以，共 CaTiO3 (2) 6

个

6-

O Si O Si O

OO

12.1 ∶ 2 13.12 个

4

个

O O

14. (1) 含 8 个小立方体的 NaCl 晶体示意图为一个晶胞

(2) 在晶胞中 Na+与 Cl - 个数比为 1:1.

(3)12 个

15. 金刚石 金刚石属原子晶体 , 而固体 C60 不是 , 故金刚石熔点较高 . 16. 可能

因 C 分子含 30 个双键 , 与极活泼的

60

F 发生加成反应即可生成

2

C F

60 60

第 43页

17. 依题意， C60 分子形成的化学键数为： 也可由欧拉定理计算键数

1/2 （ 3*60 ）=90

( 即棱边数 ):60+(12+20)-2=90

C60分子中单键为 :90-30=60

18. 设 C70分子中五边形数为 x, 六边形数为 y. 依题意可得方程组 : 解得 : 五边形数 x=12, 六边形数 y=25

第二节

[ 学习目标 ]

分子晶体与原子晶体

了解分子晶体和原子晶体的晶体结构模型及其性质的一般特点。

理解分子晶体和原子晶体的晶体类型与性质的关系

了解分子间作用力对物质物理性质的影响

了解氢键及其物质物理性质的影响。

[ 知识梳理 ]

1. 分子间作用力 (1) (2)

分子间作用力 __________ ；又称范德华力。 分子间作用力存在于 ____________之间。 影响因素：①分子的极性②组成和结构相似的

2. 分子晶体

(1) 定义： ________________________________ (2) 构成微粒 ________________________________

(3) 粒子间的作用力： ________________________________ (4) 分子晶体一般物质类别 ________________________________

(5) 分子晶体的物理性质 ________________________________________________ 3. 4. 5. 6. (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。 构成粒子： ______________；。 粒子间的作用 ______________ ， 原子晶体的物理性质

熔、沸点 __________，硬度 ___________

(2) ______________

一般的溶剂。

(3)______________ 导电。 原子晶体具备以上物理性质的原因

______________

____________________________

原子晶体的化学式是否可以代表其分子式 原因 ____________________________ 。

第 44页

7. 常见的原子晶体有 ____________________________ 等。 [ 方法导引 ]

1. 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

_______，微粒间的相互作用是

___________ ；

对于原子晶体，构成晶体的微粒是 ___________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 晶体的熔、沸点高得多 （3）依据物质的分类判断

金属氧化物（如 K2O、 Na2O2 等），强碱（如 NaCl、 KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。 大多数非金属单质 （除金刚石、 石墨、晶体硅、 晶体硼外）、气态氢化物、 非金属氧化物 （除 SiO2 外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、 石墨、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质（除汞外）与合金都是金属晶体。 2．晶体熔、沸点比较规律：

（ 1）不同晶体类型的物质：原子晶体>分子晶体 。

（ 2）同一晶体类型的物质，需比较晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。原子晶体：要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能 越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石

>碳化硅 >晶体硅。

O2>N2,

分子晶体：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点： 由上述可知，同类晶体熔沸点比较思路为： 原子晶体→共价键键能→键长→原子半径 分子晶体→分子间作用力→相对分子质量

例 1．共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有 上述一种作用的是( )

A. 干冰B.氯化钠 C. 氢氧化钠 D. 碘

解析：干冰是分子晶体，分于内存在共价键，分子间存在范德华力。 存在离子键。 NaOH是离子晶体，不仅存在离子键，还存在 体，分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。 答案： B

[ 例 2] 单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据

NaCl 是离子晶体只

H— O间共价键。碘也是分子晶

________ 晶体 >_______晶体。原子晶体比分子

HI>HBr>HCl。组成结构不相似的物质， 分子的极性越大， 其熔沸点就越高， 如熔沸点： CO>N2。

金刚石

熔点 沸点 硬度

>3823 5100 10

晶体硅 1683 2628 7.0

晶体硼 2573 2823

9.5

第 45页

①晶体硼的晶体类型属于

____________晶体，理由是 ________________________ 。

已知晶体硼结构单元是由硼原子组成的正二十面体， 其中有 20 个等边三角形的面和一定

数目的顶点，每个项点上各有

1 个 B 原子。通过视察图形及推算，此晶体体结构单元由

____________________ 个硼原子构成。其中

B— B 键的键角为 ____________ 。

[

解析 ] ①原子，理由：晶体的熔、沸点和硬度都介于晶体 Si 和金刚石之间，而金刚石

和晶体 Si 均为原予晶体， B 与 C 相邻与 Si 处于对角线处，亦为原于晶体。

②每个三角形的顶点被

5 个三角形所共有， 所以，此顶点完全属于一个三角形的只占到

1/5 ，每个三角形中有 3 个这样的点， 且晶体 B 中有 20 个这样的角形，因此，晶体 B 中这样

的顶点 (B 原子 ) 有 3/5 × 20=12 个。又因晶体 B 中的三角形面为正三角形， 所以键角为 60°

〔例 3〕石墨的片层结构如右图

1 所示：试回答：

（1）片层中平均每个六元环含碳原子数为

个。

（2）在片层结构中，碳原子数、

C— C键数、六元环数之比

为

【解析】 在石墨的片层结构中， 我们以一个六元环为研究对象， 由于碳原子为三个六元环共

用，即属于每个六元环的碳原子数为 6× 1/3 ＝ 2；另外碳碳键数为二个六元环共用，即属于

每个六元环的碳碳键数为 6×1/2 ＝ 3。

【答案】（ 1）． 2 （ 2）．2:3:1

[ 基础训练 ]

1．下列晶体中属于原子晶体的是 ( )

A. 氖 B ．食盐 C ．干冰

D ．金刚石

2．下列晶体由原子直接构成，且属于分子晶体的是

( )

A ．固态氢 B

．固态氖

C ．磷

D ．三氧化硫

3. 下列晶体中不属于原子晶体的是

( )

A. 干冰 B. 金刚砂 C. 金刚石 D. 水晶 4. 在金刚石的网状结构中， 含有共价键形成的碳原子环， 其中最小的环上， 碳原子数是 ( ) A.2 个

B.3

个 C.4 个

D.6

个

5. 共价键、 离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式， 下列物质中， 只含有上述

一种作用的是 ( ) A. 干冰 B. 氯化钠 C. 氢氧化钠 D. 碘

6. 在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，

与键能无关的变化规律是

( )

A.HF 、HCI、 HBr、 HI 的热稳定性依次减弱 B.NaF 、 NaCl、 NaBr、 NaI 的熔点依次减低 C.F 2、 C12、Br 2、 I 2 的熔、沸点逐渐升高 D.H

2

S 的熔沸点小于 H2O的熔、沸点

7．在金刚石的晶体中，含有由共价键形成的碳原子环，其中最小的环上所需碳原子数及每

第 46页

个碳原子上任意两个 A．6 个 120° B

C--C 键间的夹角是 ( ．5 个 108°

)

C ．4 个 109° 28′ D ．6 个 109°28′

CO2 分子周围距离相等且最近的CO2 分子数目为 ( )

8．结合课本上干冰晶体图分析每个 A．6 B ．8 C ．10 D ．12 9．干冰和二氧化硅晶体同属ⅣA ( )

元素的最高价氧化物，它们的熔沸点差别很大的原因是

A．二氧化硅分子量大于二氧化碳分子量 C．干冰为分子晶体，二氧化硅为原子晶体 正确的是 A.C B.C C.C

60 60 60

B ． C、 O键键能比 Si 、 O键键能小

D ．干冰易升华，二氧化硅不能

C60，下列说法

10. 最近科学家发现了一种新分子，它具有空心的类似足球的结构，分子式为

( )

是一种新型的化合物

和石墨都是碳的同素异形体

中虽然没有离子键，但固体为离子晶体

D.C 60相 对分子质量为 720

11. 支持固态氨是分子晶体的事实是( ) C. 常温下，氨是气态物质

A. 氮原子不能形成阳离子B. 铵离子不能单独存在

D. 氨极易溶于水

3 个碳原

12. 石墨晶体是层状结构，在每一层内；每一个碳原于都跟其他 子数是( A.10

)

个 B.18

个 C.24

个

D.14

个

子相结合， 如图是其晶体结构的俯视图， 则图中 7 个六元环完全占有的碳原

13. 将 SiCl 4 与过量的液氨反应可生成化合物 件下高温灼烧，可得到氮化硅（ A. 原子晶体

B.

分子晶体

Si(NH 2) 4 。将该化合物在无氧条

Si 3N4）固体，氧化硅是一种新型的耐高温、

( )

金属晶体

CO2加热到 1800K，成

耐磨材料，在工业上有广泛的应用。则氮化硅所属的晶体类型是

C.

离子晶体

D.

14.2003 年美国《科学》杂志报道：在超高压下，科学家用激光器将 功制得了类似石英的 A. B.

晶体中 C、 O原子个数比为 1∶ 2 该晶体的熔点、沸点高、硬度大

CO2原子晶体。下列关于 CO2 晶体的叙述中不正确的是 ( )

C. 晶体中 C— O— C键角为 180°

D. 晶体中 C、 O原子最外层都满足 8 电子结构

15、氮化硅是一种新合成的结构材料，它是一种超硬、耐磨、耐高温的物质。下列各组物质 熔化时，所克服的微粒间的作用力与氮化硅熔化所克服的微粒间的作用力都相同的是 A、硝石和金刚石

B 、晶体硅和水晶

C 、冰和干冰

D

、萘和蒽

( )

16. 碳化硅（SiC ）的一种晶体具有类似金刚石的结构， 其中碳原子和硅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 [ 拓展提高 ]

17．右图为金刚石的晶体结构。每个 元环共用？

C 原子、每条 C— C键被多少个六

B.

②③①

C.

③①②

D.

②①③

）

第 47页

18．右图为晶体硼的基本结构单元，已知它为正二十面体 有二十个等边三角

形和一定数目的顶角 ，每一个顶点各有一个硼原子，通过观察，此基本结构单元由多少硼原子构成？

19. 氮化硅是一种高温陶瓷材料，它的硬度大、熔点高、化学性质稳定，工业上曾普遍采用高纯硅与纯氮在 13000C反应获得。 (1) 氮化硅晶体属于 ______________晶体。

(2) 已知氮化硅的晶体结构中，原子间都以单键相连，且 子不直接相连，同时每个原子都满足

N原子和 N原子， Si 原子与 Si 原

8 电子稳定结构，请写出氮化硅的化学式_______.

(3) 现用四氯化硅和氮气在氢气气氛保护下，加强热发生反应，可得到较高纯度的氮化硅。反应的化学方程式为 _________________.

第二节

15.B 16.A

分子晶体与原子晶体 答案

1.D 2.B 3.A 4.D 5.D 6.CD 7.D 8.D 9.C 10.BD 11.C 12.D 13.A 14.C 5.[ 解析 ] 干冰是分子晶体，分于内存在共价键，分子间存在范德华力。 存在离子键。 NaOH是离子晶体，不仅存在离子键，还存在 体，分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。故只有

NaCl 是离子晶体只

H— O间共价键。碘也是分子晶

B 符合题意。

6.[ 解析 ]HF、 HCl、 HBr、 HI 热稳定性依次减弱是它们的共价键键能逐渐减小的原因，与键

能有关。 NaF、 NaCl 、NaBr、NaI 的熔点依次减低是它们的离子键能随离子半径增大逐渐减 小的原因。 F2、C12、Br 2、I 2 为分子晶体。熔、沸点逐渐降低由分子间作用力决定。 的熔沸点高低由分子间作用力及分子的极性决定。故选 7． D 根据金刚石的棱型结构特点可知最小环上碳原子数为 为 109° 28

8． D 根据干冰结构特点，干冰晶体是一种立方面心结构，每个 有 12 个( 同层 4 个，上层 4 个，下层 4 个)

15．解析：本题考查由物理性质特征推知晶体类型以及如何区别不同晶体的微粒间作用力。 此题为信息迁移题，解答时先由氮化硅的性质（超硬、耐磨、耐高温） 原子晶体熔化时，要克服共价键。然后分析比较各选项。答案

B。

，可推知是原子晶体。

CO2周围等距离最近的 CO2

C、 D。

6 个，任意两个 C— C 键间夹角

H2S 与 H2O

16． [ 解析 ] 此题是给出新情境的信息迁移题。给出的新情景。是碳化硅的一种晶体具有类 似金刚石的结构；此题的考查内容， 是化学键与晶体结构。所列三种晶体均是原子晶体，结构相似，晶体内的结合力是呈空间网状的共价键： 共价键键长： C-C 键< C-S 键 C-S 键>S-S 金刚石、碳化硅、晶体硅。 17 解析：任意两条相邻的

键 键

共价键键长越短，键能越大，则原子晶体的熔点越高。所以三者的熔点由高到低的顺序是：

[答案]A 。

C—C 键参加了 2 个六元环的形成，每个 C原子可形成 4 条 C—C

C—C

键，两面相邻的组合有 C42 ＝ 6 种，故每个 C原子被 6× 2＝ 12 个六元环共用。而每条

键可以与相邻的 3 条 C— C 键两两相邻，故每条 C— C 键被 3× 2＝ 6 个六元环共用。

第 48页

18 解析：该晶体的晶胞由二十个等边三角形构成，而每个等边三角形有 3 个顶点，这样共

有 20× 3＝60 个顶点， 但每个顶点又被相邻的 5 个等边三角形所共有， 所以该晶胞实际拥有的顶点数应为：

20× 3× ＝12 个。

5

19．[ 解析 ] （ 1）这是一道信息题， 从题给信息知氮化硅是一种高温陶瓷材料， 熔点高、化学性质稳定，应是原子晶体。

（ 2）氮化硅的晶体结构中，原子间都以单键相连，且 子不直接相连，同时每个原子都满足

强热

（ 3） 3SiCl 4 + 2N 2 +6H 2＝＝＝ Si 3N4 + 12HCl 。

N原子和 N原子 , Si 原子和 Si 原

Si 3N4。

1

它的硬度大、

8 电子稳定结构，因此氮化硅的化学式为

第三节

[ 学习目标 ]

金属晶体

知道金属键的涵义

能用金属键理论解释金属的物理性质 能列举金属晶体的基本堆积模型 了解金属晶体性质的一般特点

理解金属晶体的类型与性质的关系．

[ 知识梳理 ]

1. 在金属单质的晶体中，原子之间以 ____________相互结合 . 描述金属键本质的最简单理论是__________ 理论 . 构成金属晶体的粒子是 _________和 _________.

2. 金属键的强度差别 _________. 例如 , 金属钠的熔点较低 , 硬度较小 , 而 _____是熔点最高 , 硬 度最大的金属 , 这是由于 _____________________________ 的缘故 . 铝硅合金在凝固时收缩 率很小， 因而这种合金适合铸造。 在①铝②硅③铝硅合金三种晶体中， 的顺序是 _______________ 。

3. 金属材料有良好的延展性是由于 _____________________________. 金属材料有良好的导电性是由于 _____________________________. 金属的热导率随温度升高而降低是由于 _________________________________.

4. 金属原子在二维平面里有两种方式为非密置层和密置层, 其配位数分别为 ______和 __________.

5. 金属晶体可看成金属原子在 式, 分别是

_______________,_____________________,_________________,__________________. 金属晶体的最密堆积是 [ 方法导引 ]

1. 金属晶体性质及理论解释

导电性

金属离子和自由

电子

自由电子在外加

电场的作用下发生定

导热性

自由电子与金属

离子碰撞传递热量

延展性

晶体中各原子层

相对滑动仍保持相互 它们的熔点从低到高

_________________里堆积而成 . 金属原子堆积有 4 种基本模

___________________, 配位数是 __________.

第 49页

向移动

2. 金属晶体的熔点变化规律

①金属晶体熔点差别较大，汞在常温下是液体，熔点很低

作用

( －38.9 ℃ ) ，而钨的熔点高达

3410℃．这是由于金属晶体紧密堆积方式、 金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别． ②一般情况下 ( 同类型的金属晶体 ) ，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、 所带的电荷数、 自由电子的多少而定．金属离子半径越小，所带的电荷越多，自由电子越多，金属键越强，熔 点就越高．例如，熔点： A．良好的导电性 C．良好的延展性

B D

NaNa>K>Rb>Cs．

）

．反应中易失电子 ．良好的导热性

例 1．金属的下列性质中和金属晶体无关的是（

解析：备选答案 A、C、D 都是金属共有的物理性质，这些性质都是由金属晶体所决定的，备

选答案 B，金属易失电子是由原子的结构决定的，所以和金属晶体无关． 答案： B

例 2．关于晶体的下列说法正确的是（ A、在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

解析：只有认识四类晶体物理性质差异的本质原因才能对此题进行正确判断。

在四类晶体中，

）

金属晶体的结构及物理性质最特殊， 应予重视。 金属晶体中， 构成晶体的微粒既有金属原子，又有金属阳离子， 且二者不断转换， 晶体中自由电子与金属离子间的电性作用形成了金属键。 因此晶体中有阳离子，不一定有阴离子，

如金属晶体。金属键强弱相差很大

（主要由阳离子 有的金属熔沸点

半径大小决定） ，因此金属晶体的熔、沸点、硬度等物理性质相差极大，它与其他类晶体相 比很特殊， 有的晶体熔沸点很低，甚至小于分子晶体如金属汞、碱金属等； 很高，甚至高于原子晶体如金属钨。 答案： A

例 3. 下列有关金属元素特征的叙述正确的是（

A、金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性 B、金属元素在一般化合物中只显正价

C、金属元素在不同的化合物中的化合价均不同 D、金属元素的单质在常温下均为金属晶体

解析： A、对于变价金属中，较低价态的金属离子既有氧化性，又有还原性，如 金属元素的原子只具有还原性，故在化合物中只显正价。 变价，如 Na+。 D、金属汞常温下为液体。 答案： B。

例 4. 物质结构理论推出：金属晶体中金属离子与自由电子之间的强烈相互作用，叫金属键．金属键越强，其金属的硬度越大，熔沸点越高，且据研究表明，一般说来金属原子半径 越小，价电子数越多，则金属键越强．由此判断下列说法错误的是 ( ) A．镁的硬度大于铝 B ．镁的熔沸点低于钙 C．镁的硬度大于钾

D ．钙的熔沸点高于钾

A 的说法错误． Mg

解析：价电子数 Al ＞ Mg，原子半径 Al ＜ Mg，所以 Al 的金属键更强，所以

Fe2+。 B、

）

C、金属元素有的有变价，有的无

和 Ca的价电子数相同， 而原子半径 Mg＜ Ca，所以金属键的强弱 Mg＞ Ca，所以 B 的说法错误．价电子数 Mg＞ K，原子半径 Mg＜ Ca＜ K，所以 C的说法正确． 价电子数 Ca＞ K，原子半径 Ca＜ K，

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