新人教版)高中化学选修3_物质结构与性质_全册教案与学案

1、高中化学选修3 物质结构与性质导学案第一章 原子结构与性质 一、本章学习目标 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(136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。复习总结 必修中学

2、习的原子核外电子排布规律：(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳2n2 个电子。(3)原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个电子一、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

3、能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 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2个电子，第二层8个电子，第三层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最多电子数 2 8 18 32 50即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数) ，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

4、是不一样的。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 （1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf（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1、3、5、7的两倍二、构造原理 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：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7

5、s元素原子的电子排布：（136号）氢 H 1s1钠 Na 1s22s22p63s1钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【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 Ar3d54s1 铜 29Cu Ar3d104s1课堂练习1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布氯： 钪： 溴：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。三、电子云和原子轨道： (1)电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 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

6、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。概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。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(2) 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

7、，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。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。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。 四能量最低原理、基态、激发态、光谱原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于

8、最低状态，简称能量最低原理。 处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。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p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。强化练习1.A、B、X、Y、Z是元素周期表前四周期中的常见元素，原子序数依次增大。A元素可

9、形成自然界硬度最大的单质;B与A同周期，核外有三个未成对电子；X原子的第一电离能至第四电离能分别是:I1 =578kJ/mol，I2= 1817kJ/mol， I3= 2745kJ/mol，I4 =11575kJ/mol；常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质；Z的一种同位素的质量数为63，中子数为34。请回答下列问题。 (1)AY2是一种常用的溶剂，是 (填极性分子或非极性分子)，分子中存在_个键。 (2)X与NaOH溶液反应的离子方程式为_。超高导热绝缘耐高温纳米XB在绝缘材料中应用广泛，晶体与金刚石类似，属于_晶体.B的最简单氢化物容易液化,理由是_。 (3)X、氧、B元

10、素的电负性由大到小顺序为_(用元素符号作答)。 (4)Z的基态原子核外电子排布式为_。元素Z与人体分泌物中的盐酸以及空气反应可生成超氧酸:Z十HCl十O2 = ZCI十HO2， HO2(超氧酸)不仅是一种弱酸而且也是一种自由基，具有极高的活性。下列说法或表示不正确的是_(填序号)。 氧化剂是O2 HO2在碱中不能稳定存在 氧化产物是HO2, 1 molZ参加反应有1 mol电子发生转移(5)已知Z的晶胞结构如下图所示，又知Z的密度为9.00g/cm3，则晶胞边长为_ ；ZYO4常作电镀液，其中YO42-的空间构型是_ 。Y原子的杂化轨道类型是_。2.有X、Y、Z三种元素，原子序数依次增大，它们

11、的原子序数之和为43。其中，Y原子的最外层电子数是次外层电子数的三倍。X、Y元素的单质都是构成空气的主要成分。（1）基态Z原子的价层电子排布式为_ _；XY3离子的空间构型为_。（2）ZO（氧化物）、FeO晶体结构类型均与NaCl的相同，Z2+和Fe2+离子半径分别为69pm和78pm，则熔点ZO_FeO（填“” ）；ZO晶体中Z2+的配位数为_ _。（3）化合物A常用于检验Z2+：在稀氨水介质中，A与Z2+反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示： 0.5mol化合物A 中含键数为_ _；鲜红色沉淀中X与Z2+离子间形成的是配位键，在图中标出配位键的电子给予的方向。 该结构中，Y原子与氢原子除了

12、形成共价键外，还存在_作用；该结构中，碳原子的杂化轨道类型有_ _。3.多元化合物薄膜太阳能电池材料为无机盐，其主要包括砷化铝、硫化镉、硫化锌薄膜电池等。第一电离能：As_Se（填“”、“”或“”）。二氧化硒分子的空间构型为_。砷化铝晶体结构与硅相似，在砷化铝晶体中，每个Al原子与_个As原子相连。（2）镧镍合金、铜钙合金及铈钴合金都具有相同类型的晶胞结构XYn，它们有很强的储氢能力，其中铜钙合金的晶胞结构如图所示，试回答下列问题：在周期表中Ca处于周期表_区。 铜原子的基态核外电子排布式为：_。已知镧镍合金LaNin晶胞体积为9.01023cm3，储氢后形成LaNinH4.5的合金（氢进入晶

13、胞空隙，体积不变），则LaNin中，n= (填数值)；氢在合金中的密度为：_。（3）中美科学家合作发现钙和锶在C60上吸附很强，可以均匀地覆盖在C60表面上，形成M32C60，非常适于实际应用。Ca32C60上可吸附至少92个氢分子。有关说法正确的是_。A钙的电负性比锶的小 BC60中碳原子杂化方式为sp3CCa32C60储氢是与H2发生加成反应 D吸附相同数目氢分子时, 储氢质量分数Ca32C60 比Sr32C60高（1）与铜同周期、基态原子最外层电子数相同的过渡元素，其基态原子的电子排布式 。（2）右图曲线表示部分短周期元素的原子序数（按递增顺序排列）和其常见单质沸点的关系。其中A点表示的

14、单质是 （填化学式）。（3）三氟化硼分子的空间构型是 ；三溴化硼、三氯化硼分子结构与三氟化硼相似，如果把BX键都当作单键考虑来计算键长，理论值与实测键长结果如右表。硼卤键长实测值比计算值要短得多，可能的原因是。键长/(pm)BFBClBBr计算值152187199实测值130175187（4）海产品添加剂多聚磷酸钠是由Na+与多聚磷酸根离子组成的，某种多聚磷酸根的结构如右图。磷原子的杂化类型为 。 这种多聚磷酸钠的化学式为 。（5）已知HF与F通过氢键结合成HF。判断HF和HF微粒间能否形成氢键，并说明理由。 。第二节 原子结构与元素的性质一归纳S区元素价电子特征排布为S12，价电子数等于族序

15、数。区元素价电子排布特征为（-1）d110ns12；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np16；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。二、元素周期律 (1)原子半径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，所以同主族元素随着原子序数的增加，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

16、，原子半径逐渐减小。(2)电离能 概念 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。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

17、，可得到I3、I4、I5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。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？(3)电负性：归纳总结 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

18、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。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。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。(4)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。1. 对角线规

19、则课时作业：题目123456789101112131415答案一、选择题1居室装修用石材的放射性常用22688Ra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 BRa元素位于元素周期表中第六周期A族C一个22688Ra原子中含有138个中子 DRa(OH)2是一种两性氢氧化物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（ ）A、D3O+B、Li+ C、ODD、OH3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

20、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 B不可能含有极性键 C是氧元素的一种同位素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: 1s22s22p3 B. S2-: 1s22s22p63s23p6C. Na: 1s22s22p53s2 D. Si: 1s22s22p63s23p25有四种氯化物，它们的通式为XCl2，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

21、，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. 1s22s22p63s23p21s22s22p63s23p1 B. 1s22s22p63s23p31s22s22p63s23pC. 1s22s22p63s23p41s22s22p63s23p3 D. 1s22s22p63s23p64s24p21s22s22p63s23p64s24p17等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为VA、VB、VC，已知VB=2VC，VA=VB+VC，则在C的生成物中，该金属元素

22、的化合价为A+1 B+2 C+3 D+48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K3C609X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，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y所形成的化合物的电子式可表示为( )A.XYB.XY2C.XY3D.X2Y310A、B都是短周期元素，原子半径BA，它们可形成化合物AB2，由此可以得出的正确判断是( )A.原子序数：AB B.A和B可能在同一主族 C.A可能在第2周期A族D.A肯定是金属元素11下列是几种原子的基态电子排布，电负

23、性最大的原子是( )A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 C.1s22s22p63s23p64s212下列关于砷（As）元素的叙述中，正确的是A、在AsCl3分子中，砷原子最外层电子数为8； B、Na3AsO4溶液的pH大于7；C、砷的氢化物的化学式为AsH3，它是一种强氧化剂；D、砷的相对原子质量为74.92，由此可知砷原子核内有42个中子。13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 B、H2O C、NaHCO3 D、Al2O3 14下

24、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B族到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8； D、同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同二、填空题（每空2分，共24分）151994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。能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。分子的结构如图5，呈V型，键角1165。三个原子以一个O原子为中心，与另外两个O原子分别构成一个非极性共价键；中间O原子提供2个电子，旁边两个O原子各提供1个电子，构成一个特殊的化学键三个O原子均等地享有这4个电子。请回答： 图5

25、的分子结构（1）臭氧与氧气的关系是_。 （2）选出下列分子与分子的结构最相似的的是 。 （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，那么分子有_对孤对电子（4）分子是否为极性分子_（是或否）。 （5）与间的转化是否为氧化还原反应_（若否，请回答A小题；若是，请回答B小题） 具有强氧化性，它能氧化为而不能，试配平： _ 在催化剂作用下生成1转移电子数_16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AlBBeCClFLiX的数值1.52.01.52.52.84.01.0元素MgNaOPSSiX的数值1.2

26、0.93.52.12.51.7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X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3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_。(4)某有机化合物分子中含有SN键，你认为该共用电子对偏向于_原子(填元素符号)。第二章 分子结构与性质（一）复习目标：1 复习化学键的概念，能用电子式表示常见物

27、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键和键。3 说出键和键的明显差别和一般规律。4. 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”重点、难点： 价层电子对互斥模型 总结 一1 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-S键 S-P键 P-P键P电子和P电子除能形成键外，还能形成键2. 键 P电子和P电子除能形成键外，还能形成键 a.特征：每个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

28、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. 键和键比较 重叠方式 键：头碰头 键：肩并肩键比键的强度较大 成键电子：键 S-S S-P P-P 键 P-P 键成单键 键成双键、叁键共价键的特征： 饱和性、方向性 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对键的认识不正确的是（ ） A键不属于共价键，是另一种化学键 BS-S键与S-P键的对称性相同 C分子中含有共价键，则至少含有一个键 D含有键的化合物与只含键的化合物的化学性质不同3下列物质中，

29、属于共价化合物的是（ ） AI2 BBaCl2 CH2SO4 DNaOH4下列化合物中，属于离子化合物的是（ ） AKNO3 BBeCl CKO2 DH2O25写出下列物质的电子式。H2、N2、HCl、H2O用电子式表示下列化合物的形成过程HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2二、键参数键能概念：气态基态原子形成mol化学键所释放出的最低能量。单位：kmol 键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定。键长概念：形成共价键的两原子间的核间距单位：pm（pmm） 键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。例如：结构为，键角为，为直线形分子。键角

30、形 键角正四面体小结 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。三、等电子原理等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒。如：和，和等电子体性质相似补充练习下列分子中，两核间距最大，键能最小的是（）rl下列说法中，错误的是（）键长越长，化学键越牢固成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键能够用键能解释的是（）氮气的化学性质比氧气稳定 常温常压下，溴呈液体，碘为固体稀有气体一般很难发生化学反应 硝酸易挥发，硫酸难挥发与互为等电子体的是（）根据等电子

31、原理，下列分子或离子与有相似结构的是（）ll由表可知的键能为kmol它所表示的意义是如果要使mol分解为mol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）=2H2O（g）；H= 第二节 分子的立体结构（二）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、 培养学生严谨认真的科学态度和空间想

32、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总结 价层电子对互斥模型（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CO2n=3平面三角形CH2On=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VSE

33、PR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H2SNH2-BF3CHCl3SiF4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、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl42、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是 （ ）A、 H2O B、CO2 C、C2H2 D、P43、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

34、B、CCl4 C、H2O D、CH2O5、下列分子的结构中，原子的最外层电子不都满足8电子稳定结构的是（ ）A、CO2 B、PCl3 C、CCl4 D、NO26、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、PCl37、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 第二章 分子结构与性质（二）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

35、空间想象能力重点和难点 杂化轨道理论的要点 ； 分子的立体结构，杂化轨道理论总结 杂化轨道理论1、 杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。思考与交流 甲烷分子的轨道是如何形成的呢？形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2 杂化和sp杂化，sp2 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，s

36、p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： 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CH4C2H4BF3CH2OC2H2 结论：中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数。讨论总结：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为180的直线型杂化轨道，SP2 杂化轨道为120的平面三角形，SP3杂化轨道为10928的正四面体构型。补充练习：1、下列分子中心原子是sp2杂化的是（ ） A PBr3 B CH4 C BF3 D H2O2、关于原子轨道的说法正确的是（ ） A 凡是中心原子采取

37、sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体 B CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s 轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的 C sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道 D 凡AB3型的共价化合物，其中中心原子A均采用sp3杂化轨道成键3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是（ ）A、C原子的四个杂化轨道的能量一样 B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道 D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据4、下列对sp3 、sp2 、sp杂化轨道的

38、夹角的比较，得出结论正确的是（ ） A sp杂化轨道的夹角最大 B sp2杂化轨道的夹角最大 C sp3杂化轨道的夹角最大 D sp3 、sp2 、sp杂化轨道的夹角相等5、乙烯分子中含有4个CH和1个C=C双键，6个原子在同一平面上。下列关于乙烯分子的成键情况分析正确的是（ ） A 每个C原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道 B 每个C原子的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道 C 每个C原子的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道 D 每个C原子的3个价电子占据3个杂化轨道，1个价电子占据1个2p轨道6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO

39、4-中Cl都是以sp3杂化轨道与O原子成键的，试推测下列微粒的立体结构微粒ClO-ClO2-ClO3-ClO4-立体结构7、根据杂化轨道理论，请预测下列分子或离子的几何构型：CO2 ， CO32- H2S ， PH3 第二章 分子结构与性质（四）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重点和难点 配位键、配位化合物的概念总结 一 1、 配位键 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。表示： A B电子对给予体 电子对接受体条件：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。举例：H3O+ 2.配位化合物：金属离子或原子与某些

40、分子或离子以配位键结合而形成的化合物称为配合物。3.配位化合物如何命名？练习1、铵根离子中存在的化学键类型按离子键、共价键和配位键分类，应含有（ ）A、 离子键和共价键B、 离子键和配位键C、 配位键和共价键D、 离子键2、下列属于配合物的是（ ）A、NH4Cl B、Na2CO3.10H2OC、CuSO4. 5H2O D、Co（NH3）6Cl33、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 （ ）H2O NH3 F CN COA、 B、 C、 D、4、配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是 （ ）A、 以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。B、 Fe2

41、+的卟啉配合物是输送O2的血红素。C、 Ag（NH3）2+是化学镀银的有效成分。D、 向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+。 5下列微粒：H3O+NH4+CH3COO- NH3CH4中含有配位键的是（ ） A、 B、 C、 D、 6亚硝酸根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；另一是氧原子提供孤对电子与中心原子配位 。前者称为硝基，后者称为亚硝酸根。Co（NH3）5NO2Cl2 就有两种存在形式，试画出这两种形式的配离子的结构式。 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

42、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、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：（1） 共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非

43、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：CO2、BF3、CCl4。当分子中各个键的极性向量和不等于

44、零时，是极性分子。如：HCl、NH3、H2O。（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非极性键重合非极性分子H2、N2、O2异核双原子分子极性键不重合极性分子CO、HF、HCl异核多原子分子分子中各键的向量和为零重合非极性分子CO2、BF3、CH4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、HBrb 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。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

45、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。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、 NH33、下列各分子中所有原子都满足最外层8电子稳定结构且共用电子对发生偏移的是（ ）A、 BeCl2 B、 PCl3 C、 PCl5 D、 N24、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。分子空间构型分子有无极性分子空间构型分子有无极性O2HFCO2H2OBF3NH3CCl46、根据下列要求