人教版高中化学选修三全册教案

第一章原子结构与性质第一1、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根据构造原理写出1—36号元素的电子排布式记忆原子核外电子的能层分布及其能量关系、能级分布及其能量关系根据构造原理写出1—36号元素的电子排布式教学过程备注物质的组成与结构决定物质的性质和变化，物质性质的改变是物质组成与结构发生了变化的结果第一章讨论原子结构如何决定物质的性质第二章深入认识分子的结构和性质第三章初步学会如何考察晶体的结构，初步认识晶体的结构与性质的关系1932年比利时科学家勒梅特首次提出了现代宇宙大爆炸理论并由美国科学家伽莫夫修改：整个宇宙最初聚集在一个极小体积，极高密度，极高温度“原始原子”中，后来发生了大爆炸，碎片向四面八方散开，形成了我们的宇宙。大爆炸后两小时，诞生了大量的H、少量的He及极少量的Li，然后经过长或短的发展过程，以上元素发生原子核的融合反应，分期分批的合成了其它元素。宇宙爆炸之后的不断膨胀，导致温度和密度很快下降。随着温度降低、冷却，逐步形成原子、原子核、分子，并复合成为通常的气体。气体逐渐凝聚成星云，星云进一步形成各种各样的恒星和星系，最终形成我们现在所看到一、原子的诞生[指导阅读课本后回答]氢元素宇宙中最丰富的元素占88.6%（氦1／8另外还有90多种元素，宇宙年龄距近约140亿年，地球年龄已有46亿年。[介绍]二、原子结构模型（人类对原子结构的认识历史）古希腊哲学家德谟克利特是原子学说的奠基人，他认为原子是构成物质的粒子。万物都是由间断的、不可分的粒子即原子构成的，原子的结合和分离是万物变化的根本原因。1、道尔顿原子模型（1803年）英国科学家道尔顿是近代原子学说的创始人。他认为原子是组成物质的基本粒子，它们是坚实、不可再分的实心球，同种原子的质量和性质都2、汤姆生原子模型（1904年）英国科学家汤姆生发现了电子。他认为原子是一个平均称“枣糕”模型或“葡萄干布丁”模型）3、卢瑟福原子模型（1911年）英国物理学家卢瑟福根据α—粒子散射实验提出：在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就象行星环绕太阳运转一样。（电子绕核旋转的原子结构模型）4、玻尔原子模型（1913年）丹麦物理学家玻尔通过光谱研究提出电子在核外空间的一定轨道内绕核做高速圆周运动的理论。（核外电子分层排布的原子结构模型）5、电子云模型（1927年—1935年）又称现代物质结构学说。奥地利物理学家薛定谔等人以量子力学为基础，根据微观世界的波粒二象性规律，提出用量子力学的方法描述核外电子运动，即用电子云描述核外电子的运动。随着现代科学技术的发展，科学家已经能利用电子显微镜和扫描隧道显微镜来拍摄表示原子图像的照片，并且能在晶体硅表面上用探针对硅原子进行“搬迁”。[回忆复习]原子的组成结构核外电子排布的一般规律——分层排布(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)，倒数第三层电子二、能层与能级多电子原子中，同一能级的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶梯。[新授、板书]层级最多电子数01.在每一能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（n代表能层）2.任一能层的能级总的从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。第一章原子结构与性质第一1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布根据构造原理写出1—36号元素的电子排布式记忆原子核外电子的能层分布及其能量关系、能级分布及其能量关系根据构造原理写出1—36号元素的电子排布式三、构造原理构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。不同能层的能级有交错现象，2、电子排布式构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。3、原子的外围电子排布4、简化电子排布式5、能级交错与原子最外层、次外层容纳电子数的关系第一章原子结构与性质第一1.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4．了解原子核外电子的运动状态，电子云和原子轨道的涵义5．了解泡利原理、洪特规则及其应用1.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则1.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则四、基态、激发态、光谱1、基态：能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。2、激发态：能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。3、基态与激发态相互转化的能量转化的关系)能量基态原子激发态原子基态原子)能量4、光谱：不同元素的原子发生跃迁时会能量（基态→激发态）和能分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。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。五、电子云与原子轨道核外电子运动的特点：①质量极小②运动空间极小③极高速运动1、电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现的，象一团带负电的云雾笼罩在原子周围。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。2、原子轨道——不同能级上的电子出现概率约为的电子云空间轮廓图s电子的原子轨道呈对称，每个s能级能级各有个原子轨道，能层序数越大，y、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。f能级各有7……应为s、p、d、f……的轨道数。据此分3、轨道表示式：用“□”表示轨道，用“↑”或“↓”表示容纳的电子。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。“↑”“↓”表示自选方向相反。（1）泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳个电子，且自旋方向。也称泡利不相容原理，任何一个原子里绝不会出现运动状态完全相同的电子。运动状态包含能级（2）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道且自旋方向相24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1半充满全充满1、电子排布为全充满、半充满或全空是能量最低，此时最稳定。2、基态原子的核外电子排布要遵循的原则是、、。3、核外电子的表示方法（2）原子结构示意图（3）核外电子排布式（4）轨道表示式【巩固练习】第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质：(第三课1、了解元素电负性的涵义，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。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(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。（3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。③判断化学键的类型对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。［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？［讲］元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(如图1—22)。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。［讲］用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。［板书2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。（3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。［讲］鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4．0和锂的电负性为1。0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)，如图l—23所示。［思考与交流］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［讲］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。［讲］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。同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。［讲］电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下［科学探究］根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。［讲］元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，［讲］金属的电负性一般都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。［讲］利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。［讲］电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价［板书］③判断化学键的类型［讲］一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。当电负性差值大于1.7，形成的是离子键［点击试题］已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。Mg3N2BeCl2AlCl3SiC解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2AlCl3SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。2.Mg3N2；离子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。［板书］对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主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。1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为［讲］除此之外，我们还要注意电离能和电负性间的关系。通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但IIA族，VA族元素原子的价电子排布分别为ns2,ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常大。［小结］原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大（趋势电负性逐渐增大。在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质：(第二课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电离能得定义及与原子结构之间的关系电离能得定义及与原子结构之间的关系板书设计二、元素周期律2、第一电离能③变化规律①根据电离能数据，确定元素核外电子的排布②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。③判断元素的金属性、非金属性强弱［引入］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？［讲］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。［学与问］元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金［小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。［讲］元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。［板书］二、元素周期律［学与问］1．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2．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［小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。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)粒子半径的变化规律［小结］1、原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。2、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。［讲］原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。电离能用来表示原子或分子失去电子的难易程度。电离能越大，表示原子或离子越难失电子；电离能越小，表示原子或离子易失电子［问］读图l—21。碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢?［讲］从图l—2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个［学与问］金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?［讲］第一电离能越小，越易失去电子，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。［讲］同周期元素：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；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。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。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容易失去电子电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。同周期元素：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容易失去电子电［讲］总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果［思考与交流］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Al，Zn的第一电离能大于Ga？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［讲］但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。［讲］在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。［学与问］2、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系?［讲］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。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。［介绍］第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依［讲］通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失［讲］根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。［讲］如LiI1<<I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层上只有一个电子［板书］根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为+1，而Mg在第三电离发生突变，故Mg的化合价为+2、［板书］判断元素的金属性、非金属性强弱［讲］I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金［讲］需要我们注意的是，金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。1、会判断一些典型分子的立体结构，认识分子结构的多样性和复杂性。2、初步认识价层电子对互斥模型；理解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；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利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构1、典型的分子的空间构型化学式电子式结构式键角立体构型2OCH2O42、共价键的形成具有方向性。大多数分子是由两个以上原子构成的，在多原子分子中，原子的空间关系不同，便形成不同的立体结构。常见典型分子的立体结构ABn立体结构双原子分子直线形三原子分子直线形五原子分子平面三角形三角锥形正四面体形此外，还有一些结构特殊、更复杂的常见分子的结构见课本36页图2—12。3、分子的稳定性与其立体结构*4、分子的立体结构的测定：红外光谱测定分子的立体结构见课本P37[科学视野]提出问题：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二、价层电子对互斥理论1、价层电子对互斥理论：对ABn型的分子或离子，中心原子A价层电子对（包括用于形成σ键电子对和没有成键的孤对电子）之间存在排斥力，将使分子中的原子处于尽可能远的相对位置上，以使彼此之间斥力最小，分子体系能量最低。[讲]这种模型把分子分成以下两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，如C02、CH20、CH4等分子中的碳原子，在这类分子中，由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，成键原子的几何构型总是采取电子对排斥最小的那种结构。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测，概括如下：（1）第一类：是中心原子没有孤对电子（中心原子上的价电子都用于形成共价键）的如：中心原子为BeBC等族原子时。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数（n）来预测（即σ键数目），概括如下：对数223CH2344（2）第二类：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，如中心原子为N、O、S等族元素时。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。价层电含孤电子对的分子的立体构立体式式VSEPR模型型2O［板书］3、价层电子对互斥理论的应用［讲］推断分子或离子的空间构型的具体步骤［板书］(1)中心原子A价层电子对数目（包括σ键电子对和孤电子对）==中心原子A的价电子数与配体B提供共用的电子数之和的一半(2)氧族元素原子作为配体原子时，可认为不提供电子，但作为中心原子时可认为它所提供所有的6个价电子(3)如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。如PO43-中P原子价层电子数就加上3，而NH4＋中N原子的价层电子数应减去1(4)如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对来看待（2）确定价层电子对的空间构型［讲］由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可的相互远离。价层电子对的空间构型与价层电子对数目的关系：［投影］价层电子对数目与价层电子对构型关系价层电子对数目价层电子对构型（3）确定孤电子对数（4）确定粒子实际构型1、确定BF3，NH4+，SO32-的VSEPR模型和立体结构BF3结构式成键电子对孤电子对VSEPR模型立体结构SO32-2、根据中心原子的孤对电子对的数目及中心原子结合的原子数目确定微粒的空间构型。分子或中心原子分子或离子VSEPRVSEPR模型分子或离分子或离子的孤对电对数模型子的立体立体构型的22【思维拓展】分析下列离子的空间构型第三章晶体结构与性质第二节1、了解原子晶体的概念，掌握原子晶体的熔、沸点，硬度等物理性质。2、掌握金刚石、晶体硅、二氧化硅等典型晶体的晶胞。3、理解并掌握原子晶体内原子间作用力的类型。晶体类型与性质之间的关系原子晶体的结构特点教学过程备注在化学性质上有着不少相似之处。大家来看一下这一张表：二氧化碳二氧化硅熔点(℃)-56.2-78.5沸点(℃)那为什么两者的熔、沸点相差这么大？二氧化硅又符不符合分子晶体的特征呢？相邻原子间以共价键相互结合形成的具有三维的共价键网状结构的晶体，叫原子晶体，又叫共价晶体。(1)只存在共价键，不遵循密堆积原则(2)不存在单个分子，化学式只表示其原子个数比。问：⑴金刚石晶体中，碳原子的杂化方式为什么？碳碳键的夹角为多少？①在晶体中每个碳原子以四个共价键与相邻的4个碳原子相结合。②晶体中C-C-C夹角为109°28′，碳原子采取了sp3杂化。③最小环上有六个碳原子。④晶体中碳原子个数与C-C键数之比为1:2(1)某些非金属单质，如：金刚石、晶体硅、晶体硼等。(2)某些非金属化合物，如：碳化硅(SiC)等。5．原子晶体的物理性质及变化规律：①因为原子晶体中原子间以较强的共价键相结合，熔化时需要很多的能量克服共价键，所以原子晶体的熔、沸点很高，硬度很大，没有延展性。②因为构成原子晶体的原子最外层电子都已成键，结构稳定，键能较大，所以原子晶体一般不导电，难溶于水。在结构相似的情况下，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高，第一章分子结构与性质第二节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杂化轨道理论的要点杂化轨道理论[质疑]我们已经知道，甲烷分子呈正四面体形结构，它的4个C--H键的键长相同，H该是π键，然而，碳原子的4个价层原子轨道是3个相互垂直的2p轨道和1个球形的2s轨道，用它们跟4个氢原子的ls原子轨道重叠，不可能得到四面体构型的甲烷分子。［讲］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。［引入］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。[讲]杂化轨道理论是一种价键理论，是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。为了解决甲烷分子四面体构型，鲍林提出了杂化轨道理论，它的要点是：当碳原子与4个氢原子形成甲烷分子时，碳原子的2s轨道和3个2p轨道会发生混杂，混杂时保持轨道总数不变，却得到4个相同的轨道，夹角109°28′，称为sp3杂化轨道，表示这4个轨道是由1个s轨道和3个p轨道杂化形成的。当碳原子跟4个氢原子结合时，碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的ls轨道重叠，形成4个C--Hσ键，因此呈正四面体的分［讲］杂化轨道理论认为：在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。但应注意，原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。同时只有能量相近的原子轨道才能发生杂化，而1s轨道与2p轨道由于能量相差较大，它是不能发生杂化的。［讲］我们需要格外注意的是，杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤对电子剩余的p轨道可以形成π键[讲]价层电子对互斥模型时我们知道，H20和NH3的VSEPR模型跟甲烷分子一样，也是四面体形的，因此它们的中心原子也是采取sp3杂化的。所不同的是，水分子的氧原子的sp3杂化轨道有2个是由孤对电子占据的，而氨分子的氮原子的sp3杂化轨道有1个由孤［讲］凡属于VESPR模型的AY4的分子中心原子A都采取sp3杂化类型。例如CH4、NH3、H2O等。其中像CH4这类与中心原子键合的是同一种原子，因此分子呈高度对称的正四面H2O这类物质的中心原子的4个sp3杂化轨道用于构建不同的σ键或孤对电子，这个的4个杂化轨道显然有差别，叫做不等性杂化，FB[讲]应当注意的是，杂化过程中还有未参与杂化的p轨道，可用于形成π键，而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤对电子。而没有填充电子的空轨道一般［讲］乙烯分子中的碳原子的原子轨道采用sp2杂化。其中两个碳原子间各用一个sp2杂化轨道与氢原子形成σ键，两个碳原子各用一个未参杂化轨道与氢原子形成σ键，两个碳原子各用一个未参直线形直线形激发激发态激发态直线形键合键合化合态［讲］杂化轨道成键时，要满足化学键间最小排斥原理，键与键间的排斥力大小决定于键的方向，即决定于杂化轨道间的夹角。由于键角越大化学键之间的排斥能越小，对sp杂化来说，当键角为180时，其排拆力最小，所以sp杂化轨道成键时分子呈直线形；对sp2杂化来说，当键角为120时，其排斥力最小，所以sp2杂化轨道成键时，分子呈平面三角形。由于杂化轨道类型不同，杂化轨道夹角也不相同，其成键时键角也不相同，故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。［讲］为了清晰的表示出成键电子和孤对电子，更有利的解释物质空间构型的关系，我们引入了路易斯式。路易斯结构式是用短线表示键合电子，小黑点表示未键合的价电子[科学探究]1、写出[科学探究]1、写出HCN分子和CH20分子的路易斯结构式。2．用VSEPR模型对HCN分子和CH2O分子的立体结构进行预测(用立体结构模型表示)3．写出HCN分子和CH20分子的中心原子的杂化类型。4．分析HCN分子和CH2O分子中的π键。2、直线型平面三角型即C-H和C-N之间各有一个σ键，另外C-N之间有两个Π键。甲醛分子中C-H之间有2即C-H和C-N之间各有一个σ键，另外C-N之间有两个Π键。甲醛分子中C-H之间有2中心原子的价电子数+配位原子的成键电子数+电荷数2［讲］在上述公式使用时，电荷为正值时，取负号，电荷为负值时，取正号。当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零。34［小结］无论是价层电子对互斥理论还是杂化轨道理论，我们都是为了合理的解释分子杂化类型杂化轨道数目234杂化轨道间的夹角空间构型平面三角形第二章分子结构与性质第二节分子的立体结构：(配合物)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配位键、配位化合物的概念配合物理论引入］我们在了解了价层电子互斥理论和杂化轨道理论后，我们再来学习一类特殊的化合物，配合物 水合铜离子。在四水合铜离子中，铜离子与水分子之间的化学键是由水分子提供孤对电子对给予铜离子，铜离子接受水分子的孤对电子形成的，这类“电子对给予—接受键”［讲］配位键是一种特殊的共价键,但形成配位键的共用电子对由一方提供而不是由双方血红蛋白等等。通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。[讲]已知配合物的品种超过数百万，是一个庞大的化合物家族。［练习］如：[Co(NH3)5Cl]Cl2这种配合物，其配位体有两种：NH3、Cl-，配［讲］配合物的命名，关键在于配合物内界（即配离子）的命名。命名顺序：自右向左：配位体数（即配位体右下角的数字）——配位体名称——“合”字或“络”字——中心离子的名称——中心离子的化合价。例如[Zn(NH3)2]SO4读作硫酸二氨合锌4+[讲]在[Cu（NH3）4]2＋里，NH3分子的氮原子给出孤对电子对，Cu2＋接受电子对，以配位键形成了[Cu（NH3）4]2+［讲］配合物溶于水易电离为内界配离子和外界离子，而内界的配体离子和分子通常不[魔术表演]向黑板上悬挂的一副人物素描图象上喷洒一无色溶液，结果眼眶中流出了血泪[实验2-3]向盛有氯化铁溶液(或任何含Fe3＋的溶液)的试管中滴加1滴硫氰化钾(KSCN)溶[实验现象]看到试管里溶液的颜色跟血液极为相似。[讲]这种颜色是三价铁离子跟硫氰酸根(SCN—)离子形成的配离子。利用该离子的颜色，可鉴定溶液中存在Fe3＋；又由于该离子的颜色极似血液，常被用于电影特技和魔术表演。[讲]配位键的强度有大有小，因而有的配合物很稳定，有的很不稳定。许多过渡金属离子对多种配体具有很强的结合力，是因为过渡金属原子或离子都有接受孤对电子的空轨道，对多种配体具有较强的结合力，因而，过渡金属配合物远比主族金属配合物多。[投影]科学视野：已知的配合物种类繁多，新的配合物由于纷繁复杂的有机物配体而层出不穷，使得无机化合物的品种迅速增长。叶绿素、血红素和维生素B12都是配合物，它们的配体大同小异，是一种称为卟啉的大环有机物，而中心离子分别是镁离子、亚铁离子和钴离子。图2—25是叶绿素的结构示意图：课题第二章分子结构与性质第三节分子的性质：(第一课时)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、范德华力、氢键及其对物质性质的影响4、能举例说明化学键和分子间作用力的区别5、例举含有氢键的物质6、从分子结构的角度，认识“相似相溶”规律。7、了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。8、能用分子结构的知识解释无机含氧酸分子的酸性。多原子分子中，极性分子和非极性分子的判断分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响手性分子和无机含氧酸分子的酸性多原子分子中，极性分子和非极性分子的判断分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响手性分子和无机含氧酸分子的酸性［板书］一、共价键及其分类2、按成键的共用电子对情况可分为：单键、双键、三键、配位键子，一个呈正电性(δ+另一个呈负电性(δ一)。[板书]3、按成键原子的电负性差异可分为极性键和非极性键(1)、极性键：由不同原子形成的共价键。吸电子能力较强一方呈正电性(δ+另一个呈负电性(δ-)。［讲］成键原子的电负性差值越大，键的极性可以认为成键电子对完全移到电负性很大的原子一方。这时原子转变成为离子，从而形[讲]分子有极性分子和非极性分子之分。我们可以这样认为，分子中正电荷的作用集中于一点，是正电中心；负电荷的作用集中于一点，是负电中心。在极性分子中，正电荷中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+)，另一部分呈负电性(δ一)；非极性分子的正电中心和负电中心重合。如果正电中心和负电中心重合，这样的分子就是非极性分子1、极性分子和非极性分子：极性分子中，正电荷中心和负电中心不重合；非极性分子1、以下双原子分子中，哪些是极性分子，分子哪些是非极性分子？H2HCl2．以下非金属单质分子中，哪个是极性分子，哪个是非极性分子?P43．以下化合物分子中，哪些是极性分子，哪些是非极性分子？CO2HCNH20NH3BF3CH4CH3Cl3、CO2BF3NH3CH3ClHCNBF3NH3分子的极性是分子中化学键的极性的向量和。只含非极性键的分子也不一定是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的向量和是否等于零而定。（2）如果分子结构是空间对称的，则键的极性相互抵消，各个键的极性和为零，整个分子就是非极性分子，否则是极性分子。（1）单质分子大多是非极性分子，但O3（V形）不是（2）双原子化合物分子都是极性分子（3）多原子化合物分子空间结构对称的是非极性分子，不对称的是极性分子（4）、ABm型分子极性的判断方法［讲］ABm型分子中中心原子的化合价的绝对值等于该元素的价电子数时，该分子为非极性分子，此时分子的空间结构对称。反之为极性分子。化学式BF3PCl5H2ONH3中心原子化合价绝对值3456234中心原子价电子数3456656分子极性非极性非极性非极性非极性［引入］我们知道，化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成的过程，化学键主要影响了化学性质，那么，物质的溶沸点、溶解性又受什么影响呢？这节课就让我们来主要研究一下物理性质的影响因素。[讲]降温加压气体会液化，降温液体会凝固，这一事实表明，分子之间存在着相互作用力。范德华(vandcrWaRls)是最早研究分子间普遍存在作用力的科学家，因而把这类分子[板书]三、分子间作用力及其对物质的影响(1)定义：把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力，其实质是分子间的电性引力［讲］从气体在降低温度、增大压强时能够凝结成液态或固态(在这个过程中，气体分子间的距离不断缩小，并由不规则运动的混乱状态转变成为规则排列)的事实可以证明分子范德华力很弱，存在于分子之间，且分子间充分接近时才有，如固体和液体中，约比化[汇报]相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越来越高。［讲］能量远小于化学键能，分子间作用力一般只有每摩尔几千焦至几十千焦，比化学能小1-2个数量极，分子间作用力主要影响分子晶体类型物质的物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。存在于分子之间，且分子间充分接近时才有相互间的作用力，如固体和液体物质中。[问]夏天经常见到许多壁虎在墙壁或天花板上爬行，却[讲]证明壁虎的足与墙体之间的作用力在本质上是它的细毛与墙体之间的范德华力。[设问]你是否知道，常见物质中，水是熔、沸点较高的液体之一?你是否知道，冰的密度比液态的水小?［投影］为什么水、氟化氢和氨的沸点出现反常。[讲]为了解释水的这些奇特性质，人们提出了氢键的概念。氢键是除范德华力外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(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。[板书]1、氢键：是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很强的原子(N、O、F)之间的作用力。[讲]以HF为例，在HF分子中，由于F原子吸引电子的能力很强，H-F键的极性很强，共用电子对强烈地偏向F原子，亦即H原子的电子云被F原子吸引，使H原子几乎成为“裸露”为质子。这个半径很小、带部分正电荷的H核，与另一个HF分子带部分负电荷的F原子相互吸引。这种静电吸引作用就是氢键。［讲］氢键不是化学键，为了与化学键相区别，在下图中用“…”来表示氢键，注意三个原子要在同一条直线上。［板书］2、氢键表示方法：X—H…Y。（XY是NOF的一种）氢原子两边的X原子和Y原子所属元素具有很强的电负性、很小的原子半径是氢键形成的另一个条件。由于X原子和Y原子具有强烈吸引电子的作用，氢键才能存在。这类原子应该是位于元素周期表的右上角元素的原子，主要是氮原子、氧原子和氟原子。有机物分子中含有羟基时，通常能形成氢键。3、特征：不属于化学键，是一种分子间作用力，比键能小1-2个数量级［讲］由于氢键的存在，大大加强了水分子之间的作用力，使水的熔、沸点较高。另外，实验还证明，接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量测定值比用化学式H2O计算出来的相对分子质量大一些。用氢键能够解释这种异常性：接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而相互“缔合”，形成所谓“缔合分子”。4、水中氢键对水的性质的影响水结冰时体积增大，密度减小［讲］氢键既可以存在于分子之间，也可存在于分子内部的原子团之间。如邻羟基苯甲醛在分子内形成了氢键，在分子之间不存在氢键，对羟基苯甲醛不可能形成分子内氢键，只能在分子间形成氢键，因而，前者的沸点低于后者的沸点。分子间氢键使物质熔点升高分子内氢键使物质熔点降低[投影小结]分子间作用力与氢键的比较[复习]分子的极性判断标准，分子间作用力对物质性质的影响。[过渡]今天我们利用已学过的分子结构理论，继续研究物质的其它性质。[讲]物质相互溶解的性质十分复杂，有许多制约因素，如温度、压强等。从分子结构的角度，存在“相似相溶”的规律。蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳；而萘和碘却易溶于四氯化碳，难溶于水。如果分析溶质和溶剂的结构就可以知道原因了：蔗糖、氨、水是极性分子，而萘、碘、四氯化碳是非极性分子。通过对许多实验的观察和研究，人们得出了一个经验性的“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。[板书]1、“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。2、水是极性溶剂，极性溶质（包括离子化合物）比非极性溶质在水中的溶解度大。此外，“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。例如，乙醇的化学式为CH3CH20H，其中的一OH与水分子的一OH相近，因而乙醇能与水互溶；而戊醇CH3CH2CH2CH2CH20H中的烃基较大，其中的一OH跟水分子的一OH的相似因素小得多了，因而它在水中的溶解度3、适用于分子结构的相似性，溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大，则溶质分子如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。4、当溶质分子和溶剂分子间形成氢键时，会使溶质的溶解度增大。5、如果遇到溶质与水发生化学反应，增加溶质的溶解度如SO2与水发生反应生成亚硫酸，后者可溶于水，因此，将增加SO2的溶解度。似相溶”规则，应当用有机溶剂溶解油漆而不能用水溶解油漆。非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，而水是极性分子。[板书]1、具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体。有手性异构体的分子叫做手性分子。[讲]手性分子在生命科学和生产手性药物方面有广泛的应用。如图所示的分子，是由一家德国制药厂在1957年10月1日上市的高效镇静剂，中文药名为“反应停”，它能使失眠者美美地睡个好觉，能迅速止痛并能够减轻孕妇的妊娠反应。然而，不久就发现世界各地相继出现了一些畸形儿，后被科学家证实，是孕妇服用了这种药物导致的随后的药物化学研究证实，在这种药物中，只有图左边的分子才有这种毒副作用，而右边的分子却没有这种毒副作用。人类从这一药物史上的悲剧中吸取教训，不久各国纷纷规定，今后凡生产手性药物，必须把手性异构体分离开，只出售能治病的那种手性异构体的药[板书]2、手性碳原子：如果一个碳原子所连接的四个原子或原子团各不相同，则该碳[讲]2001年10月诺贝尔奖授予了在手性催化反应方面所取得卓著成绩的美国和日本的三位科学家。有机物分子中如果在一个碳原子上连接有4个不同的基团，则会形成两种不同的四面体空间构型，它们互为镜像，互称为对映异构体，如同人的左右手一样，外有这种特性的分子称为手性分子，例如乳酸分子：［讲］合成药物绝大多数为手性分子。研究表明，在药物分子的对映异构体中，只有一种对疾病有治疗作用，而另一种则没有药效，甚至对人体有毒副作用。手性催化剂只催化或者主要催化一种手性分子的合成，可以比喻成握手——手性催化剂像迎宾的主人伸出右手，被催化合成的手性分子像客人，总是伸出右手去握手。[板书]3、手性分子的用途，生产手性药物和手性催化剂［讲］构成生命体的有机物约大多数为手性分子。两个手性分子的性质不同，且手性有机物中必定含手性碳原子。手性分子的主要应用是生产手性药物和手性催化剂，手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成。[自学]科学史话：了解巴斯德实验室合成的有机物酒石酸盐并制得手性机物酒石酸盐过实际上在它们的分子结构中，氢离子却是和酸根上的一个氧相连接的，所以它们的结构［讲］无机含氧酸之所以能显酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的H在水分子的作用下能够电离H＋、而显示一定的酸性。[讲]我们知道，H2S04和H2S03<H2S04HN02<HN03在氯的含氧酸中也存在类似的情况酸性强弱HClO<HCl02<HCl02<HClO4酸性强弱[板书]1、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。[讲]化学上有一种见解，认为含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，导致R—O—H中O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易电离出H＋，即酸性越强。［讲］如硼酸(H3BO3、(HO)3B)强度与次氯酸(HOCl)相近，但我们要注意的是，碳酸可表示为(HO)2CO，非羟基氧原子数为1，酸强度与中强酸磷酸似乎相似。但碳酸实为弱酸。原因是CO2溶于水中只有很小的一部分生成H2CO3，与按CO2全部转化为H2CO3来估算的强度相比，酸性要弱很多，故H2CO3为弱酸。[小结]我们还要注意的是，酸性的大小与—OH的数目即m数值大小无关，如H3PO4为中3、同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性比较，可根据非金属性强弱去比较，也可根据元素周期表判断，或是根据化合价来判断。总之，酸性的判断要多咱方法综合运用。第三章1、理解金属键的概念和电子气理论2、初步学会用电子气理论解释金属的物理性质3、了解金属晶体内原子的几种基本堆积模型4、训练学生的动手能力和空间想象能力。金属键和电子气理论；金属具有共同物理性质的解释金属键和电子气理论金属晶体内原子的空间排列方式【引入】大家都知道晶体有固定的几何外形、有确定的熔点，水、干冰等都属于分子晶体，靠范德华力结合在一起，金刚石、金刚砂等都是原子晶体，靠共价键相互结合，那么我们所熟悉的铁、铝等金属是不是晶体呢？它们又是靠什么作用结合在一起的呢？【板书】一、金属键1、定义：金属晶体中金属阳离子和自由电子之间强烈的相互作用。【讲解】金属原子的电离能低，容易失去电子而形成阳离子和自由电子，阳离子整体共同吸引自由电子而结合在一起。这种金属离子与自由电子之间的较强作用就叫做金属键。金属键可看成是由许多原子共用许多电子的一种特殊形式的共价键，这种键既没有方向性也没有饱和性，金属键的特征是成键电子可以在金属中自由流动，使得金属呈现出特有的属性。在金属单质的晶体中，原子之间以金属键相互结合。金属键是一种遍布整个晶体的离域化学键。2、特征：没有方向性也没有饱和性，自由电子在金属中自由流动，被许多金属离子共【强调】金属晶体是以金属键为基本作用力的晶体。3、强弱比较及对金属性质的影响（1）强弱主要决定于金属阳离子半径和价电子数例如，熔点：Na<Mg<Al；熔点：Li>Na>K>Rb>Cs【板书】二、电子气理论及其对金属通性的解释【讲解】经典的金属键理论叫做“电子气理论”。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。2．金属通性的解释【展示金属实物】展示的金属实物有金属导线(铜或铝)、铁丝、镀铜金属片等，并将铁丝随意弯曲，引导观察铜的金属光泽。叙述应用部分包括电工架设金属高压电线，家用铁锅炒菜，锻压机把钢锭压成钢板等。【教师引导】从上述金属的应用来看，金属有哪些共同的物理性质呢?【学生分组讨论】请一位同学归纳，其他同学补充。【板书】金属共同的物理性质容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。⑴金属导电性：自由电子在金属晶体中，充满着带负电的“电子气”，这些电子气的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下电子气就会发生定向移动，因而形成电流，所以金属容易导电。【设问】导热是能量传递的一种形式，它必然是物质运动的结果，那么金属晶体导热过程中电子气中的自由电子担当什么角色?⑵金属导热性：自由电子与金属原子碰撞传递热量金属容易导热，是由于电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞从而把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。温度升高后，金属原子在平衡位置振动加剧，使电子流经空隙变小，其热导率随温度升高而降低⑶金属延展性：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用，所以在各原子层之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断裂。因此，金属都有良好的延展性。⑷金属的光泽由于自由电子可吸收所有频率的光，然后很快释放出各种频率的光，因此绝大多数金属具有银白色或银灰色光泽。而某些金属（如铜、金、铯、铅等）由于较易吸收某些频率的光而呈现较为特殊的颜色。当金属成粉末状时，金属晶体的晶面取向杂乱、晶格排列不规则，吸收可见光后辐射不三．金属晶体第三章晶体结构与性质第一节晶体的常识1、通过实验探究理解晶体与非晶体的差异。2、了解区别晶体与非晶体的方法。3、理解晶胞的涵义，计算晶胞中所含粒子数和分析晶体结构。1、晶体与非晶体的区别2、晶体的特征3、计算晶胞中所含粒子数计算晶胞中所含粒子数[新课引入]：前面我们讨论过原子结构、分子结构，对于化学键的形成也有了初步的了解，同时也知道组成千万种物质的质点可以是离子、原子或分子。又根据物质在不同温度和压强下，物质主要分为三态：气态、液态和固态，自然界中绝大多数物质是固体，下面我们观察一些固态物质的图片，见书彩图[讲述]：像上面这一类固体，有着自己有序的排列，我们把它们称为晶体；而像玻璃这一类固体，本身原子排列杂乱无章，称它为非晶体非晶体：内部微粒无序排列晶体：离子化合物、冰、金属、宝石、水晶、大部分矿石非晶体：玻璃橡胶沥青等除晶体外的固体，玻璃又称玻璃体今天我们的课题就是一起来探究晶体与非晶体的有关知识。[提问]：在初中化学中，大家已学过晶体与非晶体，你知道它们之间有没有差异？[回答]：学生：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点。[讲解]：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点，这只是晶体与非晶体的表观现象，那非晶体有微观结构原子在三维空间里呈周期性有序排列原子排列相对无序[解释]：所谓自范性即“自发”进行，但这里得注意，“自发”过程的实现仍需一定的例如：水能自发地从高处流向低处，但不打开拦截水流的闸门，水库里的水不能下泻。[板书]：自范性需要一定的条件，其中最重要的条件是晶体的生长速率适当。自范性本质原因：粒子在三维空间里呈周期性有序排列[设问]：那么得到晶体的途径，除了用上述的冷却的方法，还有没有其它途径呢？你能）；[过渡]：许多固体的粉末用肉眼是看不见晶体的，但我们可以借助于显微镜观察，这也证明固体粉末仍是晶体，只不过晶粒太小了！见书61页（2）有固定的熔点，化学组成、密度等性质在晶体各个部分相同；（3）许多物理性质如强度、导热性、光学性质等各向异性，同一晶体构造中，在不同方向上质点排列一般是不一样的。1、粒子是否表现出周期性的有序排列2、用手或不会导致晶体损坏的热源给其一侧加热，感受不同侧面的温度是不一样。用线光源照射，不同侧面是否有相同的穿透效果用X射线仪，图谱中是否有分立的斑点或谱线1、定义：晶体结构中的基本单元叫晶胞晶胞一般都是平行六面体，晶体是由无数晶胞无隙并置（1）无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙（2）并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同（3）所有晶胞的形状及内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的位于立方体晶胞中心的微粒，实际提供给晶胞的只有1。2、晶