选修3-物质结构与性质-全册教学案

《物质结构与性质》全部教学案第一节原子结构：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……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KLMNOPQ……最多电子数28183250……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KLMNO……能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f……最多电子数2262610261014……各能层电子数28183250……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：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……元素原子的电子排布：（1—36号）氢H1s1……钠Na1s22s22p63s1……钾K1s22s22p63s23p64s1【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]3d54s1铜29Cu[Ar]3d104s1[课堂练习]1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布氯：1s22s22p63s23p5钪：1s22s22p63s23p63d14s2溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5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。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，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。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：（1）EKENELEM，（2）E3SE2SE4SE1S，（3）E3SE3dE2PE4f。6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。

（1）A元素的元素符号是，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_______〖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)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。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。 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1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。(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。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。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，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。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?2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。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8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?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。课堂练习1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。(1)N(2)Cl(3)O(4)Mg2、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。↑↑↑↑↑↓↑↑↑↑↑↓↑↑↑↑↑↑↓↑↑↑↑↑↑↓违反泡利不相容原理的有，违反洪特规则的有。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。↑↑↑↑↑↑↑2s2p2s2p；(2)钠原子：A．3s1B．3p1；(3)铬原子：A．3d54s1B．3d44s2。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。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。〖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、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（）A．元素原子的核电荷数 B．原子核外电子的多少C．电子离原子核的远近D．原子核外电子的大小4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时()A.产生的光谱为吸收光谱B.产生的光谱为发射光谱C.产生的光谱线的条数可能是2条D.电子的势能将升高.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11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期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。在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行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18个纵行，16个族。16个族又可分为主族、副族、0族。〖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。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?[基础要点]分析图1-16s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。〖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。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：29Cu3d104s110+1=11尾数是1所以，是IB。(1)原子半径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，原子半径逐渐减小。(2)电离能：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：NaMgAl各级电离能(KJ/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293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？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<I2<I3<I4<I5……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？Mg：1s22s22p63s2P:1s22s22p63s23p3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。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。1、某元素的电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I714.529.647.477.597.9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1回答下列各问：(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。为什么?______________________________________(2)I1为什么最小?________________________________(3)I7和I8为什么是有很大的数值__________________________(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?_________________________________________________________(5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?______________________________________________(6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值__________________________________________________(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________________________________，此元素的周期位置为________________________周期___________________族。2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么?答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。3、概念辩析：每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素铝的第一电离能大于K的第一电离能B电负性和Si相近已知在200C1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/molGe的电负性为1.8，则其是典型的非金属气态O原子的电子排布为：↑↓↑↓↑↓↑↓，测得电离出1mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol半径：K+>Cl-酸性HClO>H2SO4，碱性：NaOH>Mg(OH)2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。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，+l价气态离子失去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电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。元素I1I2I3Na49645626912Mg73814517733（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+？(3)电负性：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？电负性的周期性变化示例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。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。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”对角线规则NaCl、HCl的形成过程[设问]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[讲解、小结][板书]δ键：（以“头碰头”重叠形式）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。种类：S-Sδ键S-Pδ键P-Pδ键[过渡]P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键[板书]π键[讲解]a.特征：每个π键的电子云有两块组成，分别位于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。δ键和π键比较重叠方式δ键：头碰头π键：肩并肩②δ键比π键的强度较大成键电子：δ键S-SS-PP-Pπ键P-Pδ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．I2B．BaCl2C．H2SO44．下列化合物中，属于离子化合物的是（）A．KNO3B．BeClC．KO2D．H2O25．写出下列物质的电子式。H2、N2、HCl、H2O６．用电子式表示下列化合物的形成过程HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2[答案]1．D2．Ａ３．Ｃ４．ＡＣ５．略６．略第二章分子结构与性质第一节共价键第二课时［教学目标］：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”［教学难点、重点］：键参数的概念，等电子原理［教学过程］：［创设问题情境］Ｎ２与Ｈ２在常温下很难反应，必须在高温下才能发生反应，而Ｆ２与Ｈ２在冷暗处就能发生化学反应，为什么？［学生讨论］［小结］引入键能的定义［板书］二、键参数１．键能①概念：气态基态原子形成１mol化学键所释放出的最低能量。②单位：kＪ／mol［生阅读书３３页，表２－１］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）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：１pm（１pm＝１０－１２m）③键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定［设问］多原子分子的形状如何？就必须要了解多原子分子中两共价键之间的夹角。３．键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。例如：ＣＯ２结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０°，为直线形分子。Ｈ２Ｏ键角１０５°Ｖ形ＣＨ４键角１０９°２８′正四面体［小结］键能、键长、键角是共价键的三个参数键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型。［板书］三、等电子原理１．等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒。如：ＣＯ和Ｎ２，ＣＨ４和ＮＨ４＋２．等电子体性质相似［阅读课本表２－３］［小结］师与生共同总结本节课内容。［补充练习］１．下列分子中，两核间距最大，键能最小的是（）Ａ．Ｈ２Ｂ．ＢrＣ．ＣlＤ．Ｉ２２．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．硝酸易挥发，硫酸难挥发４．与ＮＯ３－互为等电子体的是（）Ａ．ＳＯ３Ｂ．ＢＦ３Ｃ．ＣＨ４Ｄ．ＮＯ２５．根据等电子原理，下列分子或离子与ＳＯ４２－有相似结构的是（）Ａ．ＰＣl５Ｂ．ＣＣl４Ｃ．ＮＦ３Ｄ．Ｎ６．由表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＿＿＿＿．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=［答案］１．Ｄ２．Ａ３．Ａ４．Ｂ５．Ｂ６．每２mol气态Ｈ原子形成１molＨ２释放出４３６kＪ能量吸收能量４３６kＪ越大越短7．-90.8KJ/mol-481.9KJ/mol分子的立体结构第一课时教学目标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。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CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子结构。[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，对其他成键电子对存在排斥力，影响其分子的空间结构。——引出价层电子对互斥模型（VSEPRmodels）[讲解分析]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H2S22V形NH2-22V形BF303正三角形CHCl304四面体SiF404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、CO2B、H2SC、PCl3D、SiCl42、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是（）H2OB、CO2C、C2H2D、P3、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？直线形平面三角形三角锥形正四面体4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是（）A、NH3B、CCl4C、H2OD、CH25、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、CO2B、PCl3C、CCl4D、NO6、下列分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是（）A、XeO4B、BeCl2C、CH4D、PCl7、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。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；SCl2；SO32-；SF6参考答案：1、D2、BC3、（1）CO2、CS2、HCN键角180°（2）BF3、BCl3、SO3、CH2O键角60°（3）NH3、PCl3键角107.3°（4）CH4、CCl4键角109°28′4、CD5、D6、D7、中心原子上的价电子都用于形成共价键中心原子上有孤对电子BNBF3分子中B原子的3个价电子都与F原子形成共价键，而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，参与相互排斥，形成三角锥形8、直线形V形三角锥正八面体第二章分子结构与性质第二节分子的立体结构第2课时教学目标认识杂化轨道理论的要点进一步了解有机化合物中碳的成键特征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109°28′。说明什么？[结论]碳原子具有四个完全相同的轨道与四个氢原子的电子云重叠成键。师：碳原子的价电子构型2s22p2，是由一个2s轨道和三个2p轨道组成的，为什么有这四个相同的轨道呢？为了解释这个构型Pauling提出了杂化轨道理论。板：三、杂化轨道理论杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。[思考与交流]甲烷分子的轨道是如何形成的呢？形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2杂化和sp杂化，sp2杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。[讨论交流]：应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。化学式杂化轨道数杂化轨道类型分子结构CH4C2H4BF3CH2OC2H2[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CH4C2H4BF3CH2OC2H2[讨论]：怎样判断有几个轨道参与了杂化？（提示：原子个数）[结论]：中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数。[讨论总结]：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为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109°28′的正四面体构型。[科学探究]：课本42页[小结]：HCN中C原子以sp杂化，CH2O中C原子以sp2杂化；HCN中含有2个σ键和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sp2杂化的是（）APBr3BCH4CBF3DH22、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BCH4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Csp3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杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的是（）Asp杂化轨道的夹角最大Bsp2杂化轨道的夹角最大Csp3杂化轨道的夹角最大Dsp3、sp2、sp杂化轨道的夹角相等5、乙烯分子中含有4个C—H和1个C=C双键，6个原子在同一平面上。下列关于乙烯分子的成键情况分析正确的是（）A每个C原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道B每个C原子的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道C每个C原子的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道D每个C原子的3个价电子占据3个杂化轨道，1个价电子占据1个2p轨道6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO4-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，PH38、为什么H2O分子的键角既不是90°也不是109°28′而是104.5°？参考答案：1~5CCDABD6、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109°28′，而是104.5°。第二章分子结构与性质第二节分子的立体结构第三课时教学目标配位键、配位化合物的概念配位键、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AB电子对给予体电子对接受体（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：H3O+NH4+[过渡]什么是配位化合物呢？[讲解]金属离子或原子与某些分子或离子以配位键结合而形成的化合物称为配合物。[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]Cl2K3[Fe(SCN)6]Na3[AlF6][小结]本节主要讲述了配位键和配位化合物。[练习]1、铵根离子中存在的化学键类型按离子键、共价键和配位键分类，应含有（）离子键和共价键离子键和配位键配位键和共价键离子键2、下列属于配合物的是（）A、NH4ClB、Na2CO3.10H2OC、CuSO4.5H2OD、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（）=1\*GB3①H2O=2\*GB3②NH3=3\*GB3③F—=4\*GB3④CN—=5\*GB3⑤COA、=1\*GB3①=2\*GB3②B、=1\*GB3①=2\*GB3②=3\*GB3③C、=1\*GB3①=2\*GB3②=4\*GB3④D、=1\*GB3①=2\*GB3②=3\*GB3③=4\*GB3④=5\*GB3⑤4、配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是（）以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。Fe2+的卟啉配合物是输送O2的血红素。[Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分。向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+。5．下列微粒：①H3O+②NH4+③CH3COO-④NH3⑤CH4中含有配位键的是（）A、①②B、①③C、④⑤D、②④6．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）5NO2]Cl2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了解极性共价键和非极性共价键；结合常见物质分子立体结构，判断极性分子和非极性分子；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：如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；如何理解电负性概念；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：共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？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？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：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。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零时，是极性分子。如：HCl、NH3、H2O。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：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。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、H2OB、CO2C、BCl3D、NH3、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、BeCl2B、PCl3C、PCl5D、N4、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，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。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B4F参考答案：1、D2、AD3、B4、AD5、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直线型无极性HF直线型有极性CO2直线型无极性H2OV形有极性BF3平面三角形无极性NH3三角锥有极性CCl4正四面体无极性6、（1）NH3或PH3（2）NaOH或NH4Cl（3）CCl4或CS27、略8、略第二章分子结构与性质第三节分子的性质第二课时教学目标范德华力、氢键及其对物质性质的影响能举例说明化学键和分子间作用力的区别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]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]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．CO2和SiO2B．NaCl和HClC．(NH4)2CO3和CO(NH2)2D．NaH和KCl2．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B．酒精C．溴D．水银4．下列物质中分子间能形成氢键的是（）A．N2B．HBrC．NH3D．H2S5．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－237．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。参考答案：1、D2、AC3、C4、C5、(1)氢键不是化学键，而是教强的分子间作用力(2)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。第二章分子结构与性质第三节分子的性质第3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]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？[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，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。[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B乙醇C二硫化碳D苯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（）A乙烯B二氧化碳C二氧化硫D氢气3、下列氯元素含氧酸酸性最强的是（）Ａ.HClOＢ..HClO2Ｃ.HClO3Ｄ.HClO44、下列物质中溶解度最小的是（）A、LiFB、NaFC、KFD、CsF5、6．下列结构中属于手性分子的是，试标出该手性分子中的手性碳原子。参考答案：1、B、2、C、3、D、4、A5、6、都是第一节晶体的常识教材分析：本节内容是安排在原子结构、分子结构以及结构决定性质的内容之后来学习，对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到本堂课的主题——晶体和非晶体。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。培养空间想像能力和进一步认识“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。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。[知识梳理]一、晶体与非晶体1.晶体的自范性即______________________________________________________.晶体呈自范性的条件之一是____________________________________________________.2.得到晶体一般有三条途径:(1)____________,(2)___________________________,(3)_________________________3.自范性微观结构晶体非晶体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______________________________________________.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。解答这类习题首先要明确一个概念：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，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的个数，即各类原子的最简个数比。解答这类习题，通常采用分摊法。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独立占有，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。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x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是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），当然，它的体内也可以有原子；每个顶点被8个晶胞共有，所以晶胞对自己顶点上的每个原子只占1/8份额；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1/4份额；每个面被2个晶胞共有，所以晶胞对自己面上（不含棱）的每个原子只占1/2份额；晶胞体内的原子不与其他晶胞分享，完全属于该晶胞。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A：m×1/n。2．计算方法位置顶点棱边面心体心贡献1/81/41/21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165k时形成的，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，有关玻璃态水的叙述正确的是()A.水由液态变为玻璃态，体积缩小B.水由液态变为玻璃态，体积膨胀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A、B错误。又只、知玻璃态的水无固定形态，不存在晶体结构，故D错误。答案：D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，如右图所示，顶角和面心的原子是钛原子，棱的中心和体心的原子是碳原子，它的化学式是。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：本题是送给粗心同学的“礼物”，一些在省初赛中得分较高的同学，包括部分后来冲进冬令营的同学都在此题“载了跟头”。从题目本身来看，本题图形“就是”NaCl晶胞的图形，按顶点算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Na:Cl=1:1，或一部分同学甚至已记住答案，就是1:1，所以，阅卷发现相当多的考生答案为TiC可CTi。部分考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。OTiBa答案：Ti14OTiBa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（）A.BaTi8O12B.BaTi4O6C.BaTi2O4D.BaTIO解析：结合识图考查晶体结构知识及空间想像能力。解题关键：由一个晶胞想象出在整个晶体中，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：Ba在立方体的中心，完全属于该晶胞；Ti处于立方体的8个顶点，每个Ti为与之相连的8个立方体所共用，即只有1/8属于该晶胞；O处于立方体的12条棱的中点，每条棱为四个立方体共用，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B原子未能画出)，晶体中A、B、C的中原子个数之比依次为()A.1:3:1B.2:3:1C.2:2:1D.1:3:33.1987年2月，未经武（PaulChu）教授等发现钛钡铜氧化合物在90K温度下即具有超导性。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－xB.YBa2Cu2O7－xC.YBa2Cu3O7－xD.YBa2Cu4O7－x4.白磷分子如图所示：则31g白磷分子中存在的共价键数目为（）A．4NAB．NAC．1.5NAD．0.25NA5．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8个顶点，该离子化合物中，阴、阳离子个数比是（）A、1∶8B、1∶4C、1∶2D、1∶16.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、2B、3C、4D、67.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、氧三种元素组成的晶体，其晶胞结构如图所示，则该物质的化学式为（）A．Ca4TiO3B．Ca4TiO6C．CaTiO3D．Ca88.下列有关晶体的特征及结构的陈述中不正确的是（）

A单晶一般都有各向异性

B晶体有固定的熔点

C所有晶体都有一定的规整外形

D多晶一般不表现各向异性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，同时为个晶胞共有；②凡处于立方体棱上的微粒，同时为个晶胞共有；③凡处于立方体面上的微粒，同时为个晶胞共有；④凡处于立方体体心的微粒，同时为个晶胞共有。10.现有甲、乙、丙(如下图》三种晶体的晶胞：(甲中x处于晶胞的中心，乙中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，它实际上是立体的网状结构，其中硅、氧原子数之比为。原硅酸根离子SiO44－的结构可表示为二聚硅酸根离子Si2O76－中，只有硅氧键，它的结构可表示为。13.在干冰晶体中每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有___________个在晶体中截取一个最小的正方形；使正方形的四个顶点部落到CO2分子的中心，则在这个正方形的平面上有___________个C02分子。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)。(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Na+共有多少个?[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：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30。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C60F60(填“可能”或“不可能”)_________________________________________________________________________________。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.C70分子也已经制得,它的分子结构模型可以与C60同样考虑面推知。通过计算确定C70分子中五边形和六边形的数目。参考答案1.D2.A3.C4.C5.D6.A7.C8.D9.8、4、2、110.解析：x:y＝4:3a：b＝1：14个c4个d处于晶胞中心的x或a为该晶胞单独占有，位于立方体顶点的微粒为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，位于立方体面的微粒为两个立方体共有，所以x:y＝l：6×1／8＝4：3；a:b=1:8×1／8＝1：1；丙晶胞中c离子为12×1／4+1＝4(个)；d离子为8×1／8+6×11.解析：这个晶胞对位于