人教版高中化学选择性必修2全册教学课件

人教版高中化学选择性必修2全册教学课件第一章原子结构与性质第一节原子结构第1课时能层与能级

基态与激发态

原子光谱新课导入原子结构探索历程19世纪初道尔顿近代原子学说1913年玻尔氢原子模型1920年玻尔构造原理1869年门捷列夫元素周期律马德龙完整的构造原理1936年即从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入原子核外“壳层”的顺序，由此开启了用原子结构解释元素周期律的篇章。5年后，玻尔的“壳层”落实为“能层”与“能级”，厘清了核外电子的可能状态，复杂的原子光谱得以诠释。以原子光谱为事实依据原子是由原子核和核外电子组成核外电子是分层排布的;离核越远的电子,能量越高。旧知回顾一、能层与能级1、能层(2)电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及能容纳的最多电子数电子层数一二三四五六七符号KLMNOPQ每层最多容纳电子数281832507298(1)含义：多电子原子核外电子的能量是不同的，核外电子按能量不同

分成能层。讲授新课一、能层与能级1、能层(3)能量规律：原子核外电子总是可能先排布在能量较低的电子层上，然后由内向外依次排布在能量逐渐升高的电子层。能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)讲授新课(4)数量规律：每层容纳的电子数不超过2n2最外层电子数不超过8(K层为最外层时，电子数不超过2)次外层电子数不超过18倒数第三层电子数不超过32讲授新课一、能层与能级2、能级(1)在多电子原子中，同一能层的电子，还被分成不同能级。(2)能级的符号和所能容纳的最多电子数能层KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p…最多电子数226261026101426…讲授新课一、能层与能级3、能层与能级的组成以及能量的关系讲授新课(1)任一能层的能级总是从s能级开始，能级数=能层序数，即第一能层只有1个能级（1s），第二能层有2个能级（2s和2p），第三能层有3个能级（3s、3p和3d），依次类推。(2)在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf......(n为能层序数)。讲授新课一、能层与能级3、能层与能级的组成以及能量的关系(3)能级的字母代号总是s、p、d、f....排序的，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1、3、5、7....的2倍。讲授新课(4)英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s......能级最多都只能容纳2个电子。(5)能层或能级的能量关系。讲授新课思考与交流1.一个能层的能级数与能层序数(n)间存在什么关系？一个能层最多可容纳的电子数与能层序数(n)间存在什么关系?能层的能级数等于该能层序数。一个能层最多可容纳的电子数为2n2个。2.以s、p、d、f为符号的能级分别最多可容纳多少个电子？3d、4d、5d能级所能容纳的最多电子数是否相同？以s、p、d、f为符号的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7的二倍!3d、4d、5d能级所能容纳的最多电子数相同。思考与交流3.第五能层最多可容纳多少个电子？它们分别容纳在几个能级中？各能级最多容纳多少个电子？第五能层最多可容纳50个电子；5个能级；各能级最多容纳电子数分别为2,6,10,14,18个。1.已知n为能层序数,下列有关认识正确的是(

)A.各能层含有的电子数为2n2B.各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束C.各能层含有的能级数为n-1D.各能级最多容纳的电子数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7的2倍习题练习答案:D二、基态与激发态原子光谱1.基态与激发态原子基态原子激发态原子吸收能量释放能量处于最低能量处于较高能量(1)基态与激发态光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。讲授新课2.原子光谱(1)原子光谱:不同元素的原子，电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原子的发射光谱或吸收光谱，总称原子光谱。发射光谱吸收光谱讲授新课2.原子光谱(2)原子光谱的成因与分类讲授新课2.原子光谱(3)光谱分析：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。讲授新课1.分析霓虹灯发光的原理：充有氖气的霓虹灯能发出红光，产生这一现象的原因是通电后在电场作用下，放电管里氖原子中的电子吸收能量后跃迁到能量较高的能级，且处在能量较高的能级上的电子会很快地以光的形式释放能量而跃迁回能量较低的能级上，该光的波长恰好处于可见光区域中的红色波段。思考与交流2.金属的焰色试验中，一些金属元素呈现不同焰色的原因是什么?焰色反应是电子跃迁的结果，焰色反应发生的过程：思考与交流本节小结原子原子核核外电子能层能级基态与激发态原子光谱构造原理同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第一章原子结构与性质第一节原子结构第1课时构造原理与电子排布式电子云与原子轨道复习回顾原子原子核核外电子能层能级基态与激发态原子光谱构造原理三、构造原理与电子排布式构造原理以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序讲授新课每一行对应一个能层每一小圈对应一个能级各圆圈件间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序讲授新课构造原理规律：1s；2s2p；3s3p；4s3d4p；5s4d5p;6s4f5d6p；7s5f6d构造原理规律：ns(n-2)f(n-1)dnp讲授新课电子排布式理论依据：构造原理元素核电荷数每递增一个，同时增加一个核电荷和核外电子，就得到一个基态原子的电子排布电子填满一个能级，就开始填入下一个能级从氢到碳的基态原子电子排布式如下：1s1→1s2→1s22s1→1s22s2→1s22s22p1→1s22s22p2氢→氦→锂→铍→硼→碳讲授新课电子排布式电子排布式是用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子Al原子电子排布式讲授新课电子排布式学生活动1.书写下列元素基态原子的电子排布式2.阅读课本表1-1，总结电子排布式的书写原则HCONaMgAlSiPSClKCaMnFeCoNiCuZn讲授新课电子排布式学生活动H1s1C1s22s22p2O1s22s22p4Na1s22s22p63s1Mg1s22s22p63s2Al1s22s22p63s23p1Si1s22s22p63s23p2P1s22s22p63s23p3S1s22s22p63s23p4Cl1s22s22p63s23p5K1s22s22p63s23p64s1Ca1s22s22p63s23p64s2

Mn1s22s22p63s23p63d54s2Fe1s22s22p63s23p63d664s2Co1s22s22p63s23p63d74s2

Ni1s22s22p63s23p63d84s2Cu1s22s22p63s23p63d104s1Zn1s22s22p63s23p63d104s2讲授新课电子排布式讲授新课电子排布式讲授新课电子排布式讲授新课电子排布式书写原则按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中(1)相同能层的不同能级的能量高低顺序：(2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序：(3)不同层不同能级可由下面的公式得出:各能级的能量高低顺序ns＜np＜nd＜nf1s＜2s＜3s＜4s；2p＜3p＜4p;3d＜4dns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np(n为能层序数)讲授新课电子排布式能级交错随着电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的，电子是按能量由低到高的顺序填充的，这种现象被称为能级交错。源于光谱学事实讲授新课电子排布式能级交错从第三能层开始出现能级交错现象，能级交错排列的顺序即电子能量由低到高的顺序，即Ens＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜Enp源于光谱学事实讲授新课电子排布式书写原则按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按照构造原理顺序写26Fe1s22s22p63s23p63d64s2，讲授新课电子排布式书写原则基态铬、铜的核外电子排布不符合构造原理Cr基态原子的电子排布式：

Cu基态原子的电子排布式1s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d104s1半充满全充满讲授新课思考与讨论1.按构造原理写出稀有气体氦、氖、氩、氪、氙、氡的基态原子的最外层电子排布；除氦外它们的通式是什么？He1s2Ne2s22p6Ar3s23p6Kr4s24p6Xe5s25p6Rn6s26p6通式：ns2np62、电子排布式可以简化，如Na的电子排布式可简化为[Ne]3s1，(1)上述方括号的意义是什么？(2)仿照Na的简化电子排布式，写出O、Si、Cu的简化电子排布式方括号：内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号的形式表示O[He]

2s22p4Si[Ne]3s23p2Cu[Ar]

3d10

4s1思考与讨论3.为突出化合价与电子排布式的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层。Fe简化电子排布式为[Ar]3d64s2

价电子排布式为3d64s2

通常元素周期表只给出价层电子排布式，请写出Na、Al、Cl、Mn、Br的价层电子排布Na

3s1Al

3s23p1Cl3s23p5

Mn

3d5

4s2Br

4s24p5

思考与讨论电子排布式1.简单原子的电子排布式(1)按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。(2)为了避免电子排布式过于繁琐，我们可以把内层电子达到稀有气体结构的部分，以相应稀有气体元素符号外加方括号来表示。Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1电子排布式可简化为[Ne]3s1。讲授新课(2)复杂电子的电子排布式对于较复杂的电子排布式，应先按能量从低到高排列，然后将同一能层的电子移到一起26Fe先按能量从低到高排列为1s22s22p63s24s23d6同一能层的移到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2简化电子排布式为[Ar]3d64s2讲授新课3．特殊原子的核外电子排布式当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。(1)24Cr的电子排布式的书写讲授新课(2)29Cu的电子排布式的书写3．特殊原子的核外电子排布式当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。讲授新课一定空间运动状态的电子并不在玻尔假设的线性轨道上运行，而在核外空间各处都有可能出现，但出现的概率不同原子核外电子的运动状态是怎么样的呢？量子力学1913年，玻尔提出氢原子模型，电子在线性轨道上绕核运行，然而到了1926年，玻尔建立的线性轨道模型被量子力学推翻。思考与讨论四、电子云与原子轨道电子云(1)概率密度用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则

称为概率密度，用ρ表示。讲授新课(2)电子云由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。讲授新课(3)电子云轮廓图绘制电子云的轮廓图的目的是表示电子云轮廓的形状对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述将电子在原子核外空间出现的概率P＝90%的空间圈出来，py讲授新课(3)电子云轮廓图①形状s电子云轮廓图球形p电子云轮廓图哑铃状讲授新课(3)电子云轮廓图②电子云扩展程度同一原子的能层越高，s电子云的半径越大，2s电子云比1s电子云更弥散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能层序数越大，原子轨道的半径越大。讲授新课原子轨道(1)原子轨道量子力学把电子在原子核外的一种空间运动状态称为一个原子轨道各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道能级符号nsnpndnf轨道数目1357各能级所含有原子轨道数目讲授新课不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图能层能级原子轨道数原子轨道名称电子云轮廓图的性质与取向形状取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz哑铃形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz哑铃形相互垂直3d5………………原子轨道讲授新课能层能级原子轨道数原子轨道名称电子云轮廓图的性质与取向能层能级N4s14s球形4p34px、4py、4pz哑铃形相互垂直4d5………………4f7………………………………………………讲授新课不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图原子轨道不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。原子轨道数与能层序数(n)的关系是原子轨道为n2个。归纳小结构造原理构造原理电子排布式及书写能级交错半充满、全充满本节小结电子云概率密度电子云与电子云轮廓原子轨道原子轨道不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图本节小结同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第一章原子结构与性质第一节原子结构第3课时泡利原理、洪特规则、能量最低原理新课引入只有1个最外层电子的碱金属原子光谱为什么会在光谱里呈现双线？为什么只有1个最外层电子的银原子在外加电场里加速飞行通过一个不对称磁场时会分成两束？为什么一个原子轨道里能容纳两个电子？复习回顾ns能级各有1个轨道，最多可容纳的电子数2x1np能级各有3个轨道，最多可容纳的电子数2x3nd能级各有5个轨道，最多可容纳的电子数2x5nf能级各有7个轨道，最多可容纳的电子数2x7一个轨道只允许容纳两个电子，它们的运动状态是否相同？五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。自旋：电子自旋有顺时针和逆时针两种状态，常用上下箭头（↑和↓）表示自旋状态相反的电子。讲授新课1.电子自旋与泡利原理2.电子排布的轨道表达式轨道表示式（又称电子排布图）是表述电子排布的一些种图式铝原子电子排布图讲授新课1.H、O的基态原子的轨道表示式HO电子排布的轨道表示式的书写方法讲授新课电子排布的轨道表示式的书写方法用□或○代表一个原子轨道，能量相同的原子轨道（简并轨道）的方框相连不同能级中的□或○要相互分开，同一能级中的□或○要相互连接整个电子排布图中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致通常在方框下方或者上方标记能级符号讲授新课电子排布的轨道表示式的书写方法箭头表示一种自旋状态的电子，一个箭头表示一个电子，↓↑”称电子对，“↓”或“↑”表示单电子，箭头同向，自旋平行，箭头相反，自旋相反电子排布式给出了基态原子核外电子在能层和能级中的排布，而电子排布图还给出了电子在原子轨道中的自旋状态讲授新课概念辨析：简并轨道、单电子、电子对、自旋平行、自旋相反简并轨道：能量相同的原子轨道单电子：“↓”或“↑”电子对：↓↑自旋平行：箭头同向自旋相反：箭头相反观察O的电子排布图，分析电子排布过程中还有什么规律？讲授新课3.洪特规则基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。2p3的电子排布图XX讲授新课洪特规则特例当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。讲授新课思考与讨论1.下列轨道表示式中哪个是硼的基态原子？为什么？2.下列轨道表示式中哪个是氧的基态原子？为什么？AB√ACB√4.能量最低原理在构建基态原子时，电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“”这一顺序)。1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p讲授新课遵循能量最低原理依据洪特规则遵循能量最低原理1.为什么基态氦原子的电子排布式时1s2而不是1s12s1？2.为什么基态氮原子的轨道表达式是，而不是？3.为什么基态K和Ca的价电子是4s1和4s2，而不是3d1和3d2？思考与讨论1.忽视能量最低原理如B：错写成2.忽略泡利原理如C：错写成3.忽略洪特规则如N：错写成或易错误区本节小结核外电子排布规律泡利原理洪特规则能量最低原理核外电子排布图的书写同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第1课时原子结构与元素周期表新课引入门捷列夫周期表1869年，门捷列夫制作了历史上第一张周期表，门捷列夫周期表最重要的特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1~7族分主副族，第八族称为过渡元素（第八族是铁、钴、镍等“三素组”）。主副族和第八族的概念使用至今，但过渡元素的概念不同了。维尔纳的特长式周期表每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素上下对齐，尽管当时镧系和锕系的概念尚未形成，不知道它们有多少种元素。维尔纳周期表前五个周期的元素种类被完全确定——2、8、8、18、18，但第六、七周期因镧系和锕系元素种类未知而未定。现今的元素周期表与维尔纳周期表相似，但也有差异，如维尔纳周期表中Be、Mg的位置与现今周期表不同。玻尔周期表玻尔用原子结构来解释周期系，他认识到，21~28、39~46等元素的原子新增加的电子是填入内层轨道的。玻尔得知镧（La）后14种元素基态原子有4f电子，也用方框框起，而且第六周期为32种元素，但第七周期元素所知甚少。玻尔周期表还用直线连接前后周期的相关元素（同族元素），这是因为玻尔已经知道，它们的价电子数相等。复习回顾元素周期律元素周期系元素周期表门捷列夫周期表复习回顾元素周期律元素周期系元素周期表维尔纳的特长式周期表复习回顾元素周期律元素周期系元素周期表玻尔周期表讲授新课元素周期表的结构周期短周期长周期第1周期：2种元素第2周期：8种元素第3周期：8种元素第4周期：18种元素第5周期：18种元素第6周期：32种元素第7周期：32种元素镧57La–镥71Lu共15种元素称镧系元素锕89Ac–铹103Lr共15种元素称锕系元素（横行）周期序数=电子层数（能层数）讲授新课元素周期表的结构

族主族：副族：ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA第VIII族：稀有气体元素（纵行）

零族：共七个主族ⅠB,ⅡB,ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB共七个副族三个纵行(8、9、10），位于ⅦB与ⅠB中间主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数讲授新课含义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。元素周期系各周期元素原子的核外电子排布重复出现从ns1到ns2np6(除第一周期)的周期性变化。讲授新课1.元素周期律元素周期系元素周期表原子核外电子排布与周期的关系第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素其余各周期总是从ns能级开始，以np结束而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数（或电子数）就等于每个周期里的元素数讲授新课2.构造原理与元素周期表原子核外电子排布与周期的关系讲授新课3.原子核外电子排布与周期的关系若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横行，并按s、p、d、f分段，左侧对齐讲授新课3.原子核外电子排布与族的关系ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np51234567将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中讲授新课3.原子核外电子排布与族的关系ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s234567以第四周期副族元素为例，填写下表3.原子核外电子排布与族的关系同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同讲授新课探究4.元素周期表的分区按电子排布分区4.元素周期表的分区各区元素的价电子排布特点探究4.元素周期表的分区按金属元素与非金属元素分区金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等）常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料）。

探究对角线规则对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下方元素相似。思考与讨论对角线规则如铍、铝两元素的性质相似性思考与讨论思考与讨论为什么副族元素又称为过渡元素？副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，又把副族元素称为过渡元素思考与讨论为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？同周期的元素从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属性渐弱，使元素周期表右上角的元素主要呈现非金属性。处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称之为半金属或准金属。在周期表里找出Cr和Cu的价层电子，它们的电子排布符合构造原理吗？此外还有哪些元素的基态原子电子排布不符合构造原理？

Cr和Cu的价层电子，它们的电子排布不符合构造原理Mo、Ag、Au基态原子电子排布不符合构造原理思考与讨论预言119号元素基态原子最外层电子排布；预言第八周期有多少种元素?

119号元素基态原子最外层电子排布8s1，第八周期有50中元素思考与讨论本节小结元素周期律元素周期系元素周期表元素周期表元素周期系构造原理与元素周期表原子核外电子排布与周期的关系原子核外电子排布与周期的关系元素周期表的分区对角线规则同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律旧知回顾(1)含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。元素周期律1.原子半径原子半径电子的能层数核电荷数取决于核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。电子的能层越多，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。讲授新课同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)讲授新课2.离子半径带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较

比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)讲授新课2.离子半径比较下列离子半径大小(1)r(Cl－)

r(Cl)，r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(2)r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(3)r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋)

r(Rb＋)

r(Cs＋)，r(O2－)

r(S2－)

r(Se2－)

r(Te2－)(4)r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)总结离子半径大小判断的方法讲授新课2.电离能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的最低能量，I1表示。第一电离能讲授新课2.电离能逐级电离能

＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。讲授新课对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大同一周期；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子元素第一电离能变化规律讲授新课讲授新课1、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？碱金属越活泼，碱金属的第一电离能越小思考与讨论2、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能.思考与讨论3、为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与是钠、镁、铝的化合价有什么联系？逐级电离能增大原因：同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。逐级电离能的突变可以判断元素的化合价。思考与讨论判断元素金属性的强弱电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。电离能应用讲授新课判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。电离能应用讲授新课3.电负性键合电子：原子中用于形成化学键的电子电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性（稀有气体未计）相关概念讲授新课同周期（稀有气体元素除外），自左向右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。电负性变化规律讲授新课电负性应用判断元素的金属性和非金属性及其强弱①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”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。讲授新课电负性应用判断元素的化合价正负(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值讲授新课电负性应用判断化学键的类型(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键(2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键讲授新课电负性应用“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，

原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。讲授新课本节小结元素周期律原子半径金属性非金属性核外电子排布电离能电负性同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第一章原子结构与性质章末总结氯化钠晶体能层与能级原子原子核核外电子能层能级基态与激发态原子光谱构造原理讲授新课讲授新课一、能层与能级1、能层(2)电子的能层由内向外排序，其序号、符号以及能容纳的最多电子数(1)含义：多电子原子核外电子的能量是不同的，核外电子按能量不同分成能层。电子层数一二三四五六七符号KLMNOPQ每层最多容纳电子数281832507298讲授新课一、能层与能级2、能级(1)在多电子原子中，同一能层的电子，还被分成不同能级。(2)能级的符号和所能容纳的最多电子数能层KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p…最多电子数226261026101426…

讲授新课3、能层与能级的组成以及能量的关系(1)任一能层的能级总是从s能级开始，能级数=能层序数，即第一能层只有1个能级（1s），第二能层有2个能级（2s和2p），第三能层有3个能级（3s、3p和3d），依次类推。一、能层与能级

讲授新课3、能层与能级的组成以及能量的关系(2)在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf......(n为能层序数)。一、能层与能级

一、能层与能级3、能层与能级的组成以及能量的关系(3)能级的字母代号总是s、p、d、f....排序的，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1、3、5、7....的2倍。(4)英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s......能级最多都只能容纳2个电子。讲授新课

一、能层与能级3、能层与能级的组成以及能量的关系(5)能层或能级的能量关系。讲授新课

二、基态与激发态原子光谱1.基态与激发态原子基态原子激发态原子吸收能量释放能量处于最低能量处于较高能量(1)基态与激发态光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式。讲授新课

二、基态与激发态原子光谱2.原子光谱(3)光谱分析：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。(2)原子光谱的成因与分类讲授新课

构造原理构造原理构造原理电子排布式及书写能级交错半充满、全充满讲授新课三、构造原理与电子排布式构造原理以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序讲授新课每一行对应一个能层每一小圈对应一个能级各圆圈件间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序讲授新课

构造原理规律：1s；2s2p；3s3p；4s3d4p；5s4d5p;6s4f5d6p；7s5f6d构造原理规律：ns(n-2)f(n-1)dnp讲授新课

电子排布式理论依据：构造原理元素核电荷数每递增一个，同时增加一个核电荷和核外电子，就得到一个基态原子的电子排布电子填满一个能级，就开始填入下一个能级从氢到碳的基态原子电子排布式如下：1s1→1s2→1s22s1→1s22s2→1s22s22p1→1s22s22p2氢→氦→锂→铍→硼→碳讲授新课电子排布式电子排布式是用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子Al原子电子排布式讲授新课

电子云与原子轨道电子云概率密度电子云与电子云轮廓原子轨道原子轨道不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图讲授新课四、电子云与原子轨道电子云(1)概率密度用P表示电子在某处出现的概率，V表示该处的体积，则

称为概率密度，用ρ表示。讲授新课(2)电子云由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。讲授新课

电子云(3)电子云轮廓图绘制电子云的轮廓图的目的是表示电子云轮廓的形状对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述将电子在原子核外空间出现的概率P＝90%的空间圈出来，py讲授新课(3)电子云轮廓图绘制电子云的轮廓图的目的是表示电子云轮廓的形状对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述将电子在原子核外空间出现的概率P＝90%的空间圈出来，py讲授新课(3)电子云轮廓图①形状s电子云轮廓图球形p电子云轮廓图哑铃状讲授新课(3)电子云轮廓图②电子云扩展程度同一原子的能层越高，s电子云的半径越大，2s电子云比1s电子云更弥散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能层序数越大，原子轨道的半径越大。讲授新课原子轨道(1)原子轨道量子力学把电子在原子核外的一种空间运动状态称为一个原子轨道各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道能级符号nsnpndnf轨道数目1357各能级所含有原子轨道数目讲授新课不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图能层能级原子轨道数原子轨道名称电子云轮廓图的性质与取向形状取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz哑铃形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz哑铃形相互垂直3d5………………原子轨道讲授新课能层能级原子轨道数原子轨道名称电子云轮廓图的性质与取向能层能级N4s14s球形4p34px、4py、4pz哑铃形相互垂直4d5………………4f7………………………………………………讲授新课不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图原子轨道

不同能层的同种能级的原子轨道形状相同，只是半径不同。能层序数n越大，原子轨道的半径越大。s能级只有1个原子轨道。p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别以px、py、pz表示。在同一能层中px、py、pz的能量相同。原子轨道数与能层序数(n)的关系是原子轨道为n2个。讲授新课

泡利原理洪特规则能量最低原理核外电子排布规律泡利原理洪特规则能量最低原理核外电子排布图的书写讲授新课五、泡利原理、洪特规则、能量最低原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。自旋：电子自旋有顺时针和逆时针两种状态，常用上下箭头（↑和↓）表示自旋状态相反的电子。1.电子自旋与泡利原理讲授新课2.电子排布的轨道表达式轨道表示式（又称电子排布图）是表述电子排布的一些种图式铝原子电子排布图讲授新课3.洪特规则基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。2p3的电子排布图XX讲授新课

洪特规则特例当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。讲授新课能量最低原理在构建基态原子时，电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“”这一顺序)。1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p讲授新课

原子结构与元素周期表元素周期律元素周期系元素周期表元素周期表元素周期系构造原理与元素周期表原子核外电子排布与周期的关系原子核外电子排布与周期的关系元素周期表的分区对角线规则讲授新课

六、元素周期律元素周期系元素周期表含义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。1.元素周期系各周期元素原子的核外电子排布重复出现从ns1到ns2np6(除第一周期)的周期性变化。讲授新课

2.构造原理与元素周期表原子核外电子排布与周期的关系讲授新课

3.原子核外电子排布与族的关系ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np51234567将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中讲授新课

3.原子核外电子排布与族的关系ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s234567以第四周期副族元素为例，填写下表讲授新课

4.元素周期表的分区按电子排布分区讲授新课

4.元素周期表的分区各区元素的价电子排布特点讲授新课

4.元素周期表的分区按金属元素与非金属元素分区金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等）常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料）。

讲授新课

5.构造原理与元素周期表对角线规则对角线规则：元素周期表中的某些主族元素其某些性质与右下方元素相似。讲授新课

六、元素周期律元素周期律原子半径金属性非金属性核外电子排布电离能电负性讲授新课1.原子半径原子半径电子的能层数核电荷数取决于核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。电子的能层越多，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。讲授新课带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较

比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)2.离子半径讲授新课比较下列离子半径大小(1)r(Cl－)

r(Cl)，r(Fe)

r(Fe2＋)

r(Fe3＋)(2)r(O2－)

r(F－)

r(Na＋)

r(Mg2＋)

r(Al3＋)(3)r(Li＋)

r(Na＋)

r(K＋)

r(Rb＋)

r(Cs＋)，r(O2－)

r(S2－)

r(Se2－)

r(Te2－)(4)r(K＋)

r(Na＋)

r(Mg2＋)总结离子半径大小判断的方法讲授新课2.电离能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的最低能量，I1表示。第一电离能讲授新课2.电离能逐级电离能

＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。讲授新课对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大同一周期；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子元素第一电离能变化规律讲授新课讲授新课3.电负性键合电子：原子中用于形成化学键的电子电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性（稀有气体未计）相关概念讲授新课同周期（稀有气体元素除外），自左向右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。电负性变化规律讲授新课同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第二章分子结构与性质第一节共价键第1课时共价键新课导入【学生活动一】钠、氯通过得失电子形成电子对，为什么这对电子不被钠原子和氯原子共用形成共价键而形成离子键？你能从元素的电负性差别来理解吗？填写下表。0.93.02.13.02.53.52.10.91一、共价键化学键共价键极性键非极性键离子键元素的电负性差值很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成离子键，而共价键是电负性差值不大的原子间形成的共价键。新课导入共价键定义定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用本质：在原子间形成的共用电子对，原子间通过共用电子对（即电子云重叠）产生的强烈作用。形成条件：非金属原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。新课导入共价键特征饱和性：一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋方向相反的电子配对成键方向性：共价键形成的过程中，两个参与成键的原子轨道沿着轨道伸展的方向进行重叠，且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现的概率越大，形成的共价键越牢固。因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成。新课导入[学生活动2]书写H2、HCl、Cl2的电子式。H:HHCl新课导入H2、HCl、Cl2均通过共用电子对相结合，为什么难以形成H3、H2Cl、Cl3等分子？由于电子对的共用，H2、HCl、Cl2分子中，各原子核外电子达到饱和。不能再形成H3、H2Cl、Cl3等分子。新课导入H－H的s-sσ键的形成HClH－ClCl－Cl的p-pσ键的形成H－Cl的s-pσ键的形成ClClClClHHHH共价键的分类——σ键新课导入概念：两原子在成键时，原子轨道以“头碰头”的方式重叠形成的共价键σ键分类：s-sσ键s-pσ键p-pσ键共价键的分类——σ键新课导入共价键的分类——σ键新课导入特征：轴对称——以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，

共价键的电子云的图形不变

旋转：以形成σ键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子可以绕轴旋

转，并不会破坏σ键

稳定性：形成σ键的原子轨道的重叠程度较大，故σ键具有较强的稳定性

存在：单键均为σ键，双键、三键均有σ键共价键的分类——σ键新课导入共价键的分类——π键观察乙烷、乙烯和乙炔的分子结构，它们的分子中只有σ键

？新课导入共价键的分类——π键p-pπ键的形成新课导入共价键的分类——π键概念：两原子在成键时，原子轨道以“肩并肩

”的方式重叠形成的共价类型及形成过程：p-pπ键等，不存在s-sπ键、s-pπ键等。新课导入共价键的分类——π键特征：镜面对称旋转：形成π键的两个原子核的连线为轴，任意一个原子不能单独旋转稳定性：形成π键时，原子轨道重叠程度比σ键的小，通常情况下，π键没有σ键牢固存在：共价双键、共价三键中

新课导入共价键的分类——π键σ键和π键的判断

①共价单键是σ键，②共价双键含有1个σ键和1个π键③共价三键中有1个σ键和2个π键。中有1个σ键和2个π键。

新课导入头碰头肩并肩键轴上方和下方，大小两原子核之间，在键轴处不活泼活泼键轴处为零总结归纳1、所有共价键都有方向性和饱和性吗？所有的共价键都有饱和性，但并不是所有的共价键都有方向性，如s-sσ键就没有方向性。探究2、氮气的化学性质很不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应。请你写出氮分子的电子式和结构式，并分析氮分子中氮原子的轨道是如何重叠形成化学键的。氮原子p轨道与氮原子中的p轨道以“头碰头”相互重叠，形成一个σ键；氮原子中另外两个p轨道与氮原子中的两个p轨道以“肩并肩”相互重叠，形成两个π键。探究N2中1个p-pσ键和2个p-pπ键的形成过程NN探究3、观察乙烷、乙烯和乙炔的分子结构，它们的分子中的共价键分别由几个σ键和几个π键构成？共7个σ键共5个σ键、1个π键共3个σ键、2个π键探究4、解释乙烯分子中π键是如何形成的？预测乙炔分子中π键是如何形成的？乙烯分子：每个碳原子s轨道、2个p轨道分别与3个氢原子形成3个σ键，每个碳原子p轨道均有一个未成对电子，两个p轨道以“肩并肩”相互重叠，形成π键乙炔分子：每个碳原子s轨道、1个p轨道分别与2个氢原子形成2个σ键，碳原子中另外两个p轨道与碳原子中的两个p轨道以“肩并肩”相互重叠，形成两个π键探究本节小结共价键重叠方式不同σ键π键成键原子不同极性键非极性键同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第二章分子结构与性质第一节共价键第2课时键参数—键能、键长与健角新课导入N、O、F非金属性依次增强，N2、O2、F2与氢气的反应能力依次增强，氢化物的稳定性依次减弱，其原因是什么？不同分子空间构型不尽相同，其原因是什么？1.键参数键能——衡量共价键的强弱

概念：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。单位：kJ•mol-1条件：键能可以通过实验测定，通常是298.15K、100kPa条件下的标准值平均值讲授新课2.键能——衡量共价键的强弱

某些共价键的键能

讲授新课2.键能——衡量共价键的强弱

N2、O2、F2与氢气的反应能力依次增强，从键能的角度如何理解这一事实？

N—H、O—H、H—F的键能依次为390.8kJ•mol-1、462.8kJ•mol-1、568kJ•mol-1，键能依次增加，分子的稳定性增强，故N2、O2、F2与氢气的反应能力依次增强。学生活动讲授新课2.1molH2分别与1molCl2、1molBr2(蒸气)反应，分别形成2molHCl

和2molHBr，哪一

个反应释放的能量更多？如何用计算的结构说明氯化氢分子和溴化氢分子哪个更容易发生热分解生成相应的单质？通过计算，1molH2分别与1molCl2、1molBr2(蒸气)反应，分别形成2molHCl

和2molHBr，放出能量依次为184.9kJ、102.3kJ，1molH2与1molCl2反应形成2molHCl放出的能量多，氯化氢分子更稳定，溴化氢分子更容易发生热分解生成相应的单质。讲授新课学生活动键能的应用判断共价键的稳定性从键能的定义可知，破坏1mol化学键所需能量越多，即共价键的键能越大，则共价键越牢固。判断分子的稳定性一般来说，结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。如分子的稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI。讲授新课键能的应用估算化学反应的反应热同一化学键解离成气态原子所吸收的能量与气态原子结合形成化学键所释放的能量在数值上是相等的，故根据化学键的键能数据可计算化学反应的反应热

ΔH=反应物中化学键键能之和﹣生成物中化学键键能之和

讲授新课3.键长构成化学键的两个原子的核间距。

常见化学键的键长。讲授新课3.键长学生活动1、对比F—F、Cl—Cl、Br—Br的键能和键长，总结键能和键长的关系，键长和键能对分子的性质有什么影响？利用键长可以判断共价键的稳定性，键长越短，键能越大，表明共价键越稳定，分子越稳定。比如键长：F-F＜Cl-Cl＜Br-Br，则分子的稳定性F2＞Cl2＞Br2。讲授新课3.键长键长判断方法根据原子半径判断其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。如键长：H－I>H－Cl>H－F；Br－Br>Cl－Cl>F－F；Si－Si>Si－C>C－C。讲授新课3.键长键长判断方法根据共用电子对数目判断对于相同的两原子形成的共价键而言，当两个原子间形成双键、键时，由于原子轨道的重叠程度增大，原子之间的核间距减小，键长变短，故单键键长>双键键长>三键键长。如键长：C－C>C=C>C≡C。讲授新课2.乙烯、乙炔为什么比乙烷活泼？学生活动虽然键长C≡C＜C=C＜C－C，键能C≡C＞C=C＞C－C，但乙烯、乙炔在发生加成反应时，只有π键断裂(π键的键能一般小于σ键的键能)，即共价键部分断裂。讲授新课3.解释CH4分子的空间结构为正四面体形，而CH3Cl分子的空间结构是四面体形而不是正四面体形。由于C-H和C-Cl的键长不相等，CH4分子的空间结构为正四面体形，而CH3Cl分子的空间结构是四面体形而不是正四面体形。可见键长可以判断分子的空间结构学生活动讲授新课键长应用判断共价键的稳定性键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。判断分子的空间结构键长是影响分子空间结构的因素之一。讲授新课4.键角在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角称为键角。常见分子的键角：分子式键角分子空间构型CO2H2ONH3180°105°107°直线形V形三角锥形讲授新课4.键角意义

键角可反映分子的空间构型

键角是描述分子结构的重要参数

多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。讲授新课本节小结同学们，通过这节课的学习，你有什么收获呢？谢谢大家爱心.诚心.细心.耐心，让家长放心.孩子安心。第二章分子结构与性质第二节分子的空间结构第1课时分子结构的测定与多样性价层电子对互斥模型新课导入肉眼不能看到分子，科学家是怎样知道分子的结构的呢？一.分子结构的测定测定分子结构的现代仪器和方法红外光谱晶体X射线衍射分子中的原子不是固定不动的，而是处于不断振动着的。红外线透过分子时，分子会吸收跟它的某些化学键的振动频率相同的红外线，再记录到谱图上呈现吸收峰。通过和已有谱图库比对，或通过量子化学计算，可以得知分子中含有何种化学键或官能团的信息。讲授新课红外光谱讲授新课一.分子结构的测定质谱纵坐标表示相对丰度，横坐标表示粒子的相对质量与其电荷数之比（m/z），简称荷质比，化学家通过分析得知，被测物的相对分子质量是92，该物质是甲苯。讲授新课一.分子结构的测定二、多样的分子空间结构物质化学式空间结构结构式键角空间结构模型二氧化碳CO2180°水H2O105°三原子分子的空间构型直线形V形讲授新课物质化学式空间结构结构式键角空间结构模型甲醛CH2O120°氨NH3107°四原子分子的空间构型平面三角形三角锥形讲授新课二、多样的分子空间结构讲授新课物质化学式空间结构结构式键角空间结构模型甲烷CH4109°28′正四面体形分子的立体构型与键角的关系：分子类型键角立体构型实例AB2180°CO2、BeCl2、CS2<180°H2O、H2SAB3120°BF3、BCl3<120°NH3、H3O＋、PH3AB4109°28′CH4、NH4+、CCl4直线形V形平面三角形三角锥形正四面体形讲授新课三、价层电子对互斥模型(VSEPR)价层电子对互斥模型：分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π电子对。σ键电子对可由化学式确定

分子中心原子共价键键数键电子对数H2OOO－H2NH3NN－H3SO3SS=O2232讲授新课中心原子上的价层电子对数的计算其中：a表示中心原子的价电子