2020年高考化學(xué)總復(fù)習(xí)高中化學(xué)選修三全套復(fù)習(xí)課件(完整版)

1、化學(xué) 選修三原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 原子結(jié)構(gòu)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 共價鍵 分子的立體結(jié)構(gòu) 分子的性質(zhì) 晶體的常識 分子晶體與原子晶體 金屬晶體 離子晶體 第一章 原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)（第一課時）高二化學(xué)組 知識與技能目標：1.進一步認識原子核外電子的分層排布 2.知道原子核外電子的能層分布及其能量關(guān)系3.知道原子核外電子的能級分布及其能量關(guān)系4.能用符號表示原子核外的不同能級，初步知道量子數(shù)的涵義5.了解原子結(jié)構(gòu)的構(gòu)造原理，能用構(gòu)造原理認識原子的核外電子排布 6.能用電子排布式表示常見元素（136號）原子核外電子的排布 一、開天辟地原子的誕生 1、原子的誕生

2、 宇宙大爆炸2小時：大量氫原子、少量氦原子 極少量鋰原子 140億年后的今天： 氫原子占88.6% 氦原子為氫原子數(shù)1/8 其他原子總數(shù)不到1%99.7%2、地球中的元素 絕大多數(shù)為金屬元素 包括稀有氣體在內(nèi)的非金屬僅22種 地殼中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca 3、原子的認識過程 古希臘哲學(xué)家留基伯和德謨克立特 思辨精神 原子：源自古希臘語Atom，不可再分的微粒 1803年 道爾頓（英）原子是微小的不可分割的實心球體1897年，英國科學(xué)家湯姆生 棗糕模型 1911年，英國物理學(xué)家盧瑟福電子繞核旋轉(zhuǎn)的原子結(jié)構(gòu)模型 1913年，丹麥科學(xué)家玻爾行星軌道的原子結(jié)構(gòu)模型 1926年，奧地利

3、物理學(xué)家薛定諤等以量子力學(xué)為基礎(chǔ)提出電子云模型 原子原子核核外電子質(zhì)子中子（正電）不顯電性 （負電）（正電）（不帶電）分層排布與物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)密切相關(guān) 二、能層與能級1、能層 電子層 能層名稱 能層符號 一 二 三 四 五 六 七 K L M N O P Q 從K至Q ，能層離核越遠，能層能量越大每層最多容納電子的數(shù)量：2n2 2、能級 同一個能層中電子的能量相同的電子亞層 能級名稱：s、p、d、f、g、h 能級符號：ns、np、nd、nf n代表能層 能層: 一 二 三 四 K L M N 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 能級： 最多容納電子的數(shù)量 s:2 p:6

4、d:10 f:143、注意問題 能層與能級的關(guān)系 每一能層的能級從s開始，s,p,d,f 能層中能級的數(shù)量不超過能層的序數(shù) 能量關(guān)系 EKEL EM EN EnsEnp End Enf EnsE(n+1) s E(n+2) s E(n+3) s EnpE(n+1)p E(n+2)p E(n+3)p 能層KLMN能級 能級電子數(shù)能層電子數(shù)1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 2 2 2 2 6 6 6 10 10 14 2 2n2 8 18 32 2n2 2n2 2n2 三、構(gòu)造原理與電子排布式 1、構(gòu)造原理 多電子基態(tài)原子的電子按能級交錯的形式排布 電子排布順序 1s 2

5、s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p2、電子排布式 例：寫出Zn的電子排布式 Zn為30號元素，電子共30個 依據(jù)構(gòu)造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 書寫時：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 寫出K Ca Ti Co Ga Kr Br的電子排布式 電子排布式 Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar簡化 Zn：Ar 3d10 4s2 簡化電子排布式 寫出K Ca Ti Co Ga Kr Br的簡化電子排布式 價層電子：主族、0族元素最外層 副族、族最外層和次外層特殊規(guī)

6、則 例：寫出Cr和Cu的電子排布式 全滿規(guī)則 半滿規(guī)則 第一章第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)（第二課時）知識與技能目標：1、了解原子結(jié)構(gòu)的構(gòu)造原理，能用構(gòu)造原理認識原子的核外電子排布2、能用電子排布式表示常見元素（136號）原子核外電子的排布3、知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特規(guī)則 4、知道原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)的涵義5、初步知道原子核外電子的躍遷及吸收或發(fā)射光譜，了解其簡單應(yīng)用 四、電子云與原子軌道 1、電子云 薛定諤等 以量子力學(xué)為基礎(chǔ) 處于一定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外空間的概率密度分布的形象化描述小黑點：概率密度 單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率 小黑點越密概率密度越大 電子云 小黑點不是電子

7、！電子云輪廓圖 電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間 即精簡版電子云 電子云輪廓圖特點 a.形狀 nd能級的電子云輪廓圖：多紡錘形 ns能級的電子云輪廓圖：球形 np能級的電子云輪廓圖：雙紡錘形 b.電子云擴展程度 同類電子云能層序數(shù)n越大，電子能量越 大，活動范圍越大電子云越向外擴張 2、原子軌道 電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài) 定義 原子軌道與能級 ns能級 ns軌道np能級 npx軌道 npy軌道 npz軌道 nd能級 ndz2軌道 ndx2y2軌道 ndxy軌道 ndxz軌道 ndyz軌道 同一能級中的軌道能量相等，稱為簡并軌道 簡并軌道原子軌道的電子云輪廓圖 s軌道的電子云輪廓圖npx軌

8、道電子云輪廓圖 npy軌道電子云輪廓圖 npz軌道電子云輪廓圖 nd軌道電子云輪廓圖 五、泡利原理和洪特規(guī)則 核外電子的基本特征能層 能級 軌道 自旋 公轉(zhuǎn) 自轉(zhuǎn) 大范圍 小范圍 磁量子數(shù) 自旋量子數(shù) 主量子數(shù) 角量子數(shù) 量子化描述 1、泡利原理 每個軌道最多只能容納2個電子 且它們的自旋方向相反 2、洪特規(guī)則 電子總是優(yōu)先單獨地占據(jù)簡并軌道 且它們的自旋方向相同 怎么填 填多少 3、電子排布圖 例：寫出O原子的電子排布圖 O原子的電子排布式： 1s2 2s2 2p41s2 2s2 2p4原子結(jié)構(gòu)的表示方法 原子結(jié)構(gòu)示意圖 電子排布式 O原子：1s2 2s2 2p4電子排布圖 1s2 2s2

9、2p4O原子六、能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)、光譜 1、能量最低原理 能量最低原理：原子電子排布遵循構(gòu)造原理 能使整個原子的能量處于最低 基態(tài)原子：遵循泡利原理、洪特規(guī)則、能量 最低原理的原子 2、基態(tài)原子 基態(tài)原子吸收能量后，電子發(fā)生躍遷變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子 3、光譜 吸收光譜 發(fā)射光譜 光亮普帶上的孤立暗線電子吸收能量躍遷時產(chǎn)生暗背景下的孤立亮線電子釋放能量躍遷時產(chǎn)生同種原子的兩種光譜是可以互補的第一章 原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)（共三課時）高二化學(xué)組 知識與技能目標：1、掌握原子半徑的變化規(guī)律2、能說出元素電離能的涵義，能應(yīng)用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì)3、進一步形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)

10、構(gòu)的基本觀念，初步認識物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系4、認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系5、認識原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，了解元素周期系的應(yīng)用價值 6、能說出元素電負性的涵義，能應(yīng)用元素的電負性說明元素的某些性質(zhì)復(fù)習(xí)元素：具有相同核電荷數(shù)的一類原子的總稱 核素：含有一定數(shù)目質(zhì)子和中子的一種原子 同位素：質(zhì)子數(shù)相同中子數(shù)不同的 同一種元素的不同原子 核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù) 質(zhì)量數(shù)A= 質(zhì)子數(shù)Z+ 中子數(shù)N 一、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 （一課時） 1、周期 元素周期表的橫行 特點 同周期元素電子層數(shù)相同 同周期元素從左至右原子依次序數(shù)遞增 周期序數(shù)起始原子序數(shù)終止原子序

11、數(shù)元素種類短周期一122二3108三11188長周期四193618五375418六558632七87118/11232/26鑭系：5771 錒系：89103 第七周期也稱為不完全周期 周期的組成 2、族 元素周期表的縱行 族 主族： A結(jié)尾 ，AA 副族： B結(jié)尾 ， BB，B，B 族： 0族： 主族元素族序數(shù)原子最外層電子數(shù) 特點： 副族、族通稱過渡元素，過渡金屬 一些族的別名 7 71 1 16 3、分區(qū) s區(qū)p區(qū)d區(qū)ds區(qū)f區(qū)按最后填入電子所屬能級符號ds區(qū)除外A、A 1、2 兩列 BB、 3 7、8 10 八列 B、B 11、12兩列 AA、O 13 17、18 六列 二、元素周期律（

12、第二課時） 1、原子半徑 元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化同周期主族元素：從左至右原子半徑遞減 同主族元素：從上至下原子半徑遞增 決定因素 層數(shù) 層數(shù)多半徑大電子間斥力大核電荷數(shù) 核電荷數(shù)大半徑小 正負電荷間引力大 電子層結(jié)構(gòu)相同的離子原子序數(shù)小的半徑大！ 2、電離能 第一電離能氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需最低能量 同周期主族元素第一電離能從左至右逐漸升高 A、A反常！比下一主族的高逐級電離能 利用逐級電離能判斷化合價 3、電負性（第三課時） 原子的價電子鍵合電子：參與化學(xué)鍵形成孤對電子：未參與化學(xué)鍵形成不同元素的原子對鍵合電子吸引能力電負性越

13、大，對鍵合電子吸引能力越大同周期主族元素從左至右電負性逐漸變大同主族元素從上至下電負性逐漸變小電負性電負性應(yīng)用一般而言金屬1.81.8左右的既有金屬性，又有非金屬性 對角線規(guī)則：元素周期表中的某些主族元素 其某些性質(zhì)與右下角元素相似 4、金屬性與非金屬性 金屬性：金屬單質(zhì)的還原性 非金屬性：非金屬單質(zhì)的氧化性同周期的主族元素從左至右 同主族元素從上至下 金屬性減弱，非金屬性增強 金屬性增強，非金屬性減弱 最高價氧化物對應(yīng)水化物最高價氫氧化物 堿性強弱 最高價氫氧化物堿性越強，金屬性越強 金屬性強弱的判斷依據(jù) 跟水（酸）反應(yīng)置換出氫的難易程度 越容易發(fā)生，金屬性越強 金屬活動性順序 普通原電池正

14、負極 單質(zhì)與鹽溶液的置換反應(yīng) 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 越穩(wěn)定，非金屬性越強 非金屬性強弱的判斷依據(jù) 最高價氧化物對應(yīng)水化物最高價含氧酸酸性強弱 酸性越強，非金屬性越強 跟氫氣化合生成氣態(tài)氫化物的難易程度 越易反應(yīng)，非金屬性越強 5、化合價 同周期的主族元素從左至右 化合價由17， 4 0遞增鞏固練習(xí)見資料 主族元素族序數(shù)最高正價價電子數(shù)非金屬最低負化合價主族元素族序數(shù)8 F、O 第二章 分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié) 共價鍵高二化學(xué)組 第一課時教學(xué)目標：1、復(fù)習(xí)化學(xué)鍵的概念，能用電子式表示常見物質(zhì)的離子鍵或共價鍵的形成過程。2、知道共價鍵的主要類型鍵和鍵。3、說出鍵和鍵的明顯差別和一般規(guī)律。一、共價鍵 1

15、、化學(xué)鍵及其分類 相鄰原子或離子之間強烈的相互作用按成鍵方式分為： 金屬鍵 共價鍵 離子鍵 金屬晶體 分子晶體 離子晶體 共用電子對（兩單個電子形成一對電子） 2、共價鍵 共價鍵：分子內(nèi)原子間通過共用電子對形成的相互作用 作用本質(zhì)： 分子內(nèi)原子之間 發(fā)生： 于絕大多數(shù)物質(zhì)中酸、堿、鹽、非金屬氧化物氫化物、有機物、非金屬單質(zhì) 存在： 3、共價鍵分類 按共用電子對的偏移 極性共價鍵 非極性共價鍵 不同原子 成鍵同種原子 成鍵按成鍵方式 鍵鍵按電子云重疊方式4、鍵兩個原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的方式重疊 定義：類型 特點 s-s 鍵s-p 鍵p-p 鍵例：H2例：HCl例：Cl2可繞鍵軸旋轉(zhuǎn)重疊

16、程度大，穩(wěn)定性高頭碰頭 軸對稱 5、鍵兩個原子軌道以平行即“肩并肩”方式重疊 定義：類型 特點 d-p 鍵p-p 鍵例：金屬配合物 不能旋轉(zhuǎn) 重疊程度較小，穩(wěn)定性較差 肩并肩 鏡面對稱 例：CH2=CH2 鍵型項目 鍵 鍵成鍵方向電子云形狀牢固程度成鍵判斷規(guī)律沿軸方向“頭碰頭”平行方向“肩并肩” 軸對稱鏡像對稱強度大，不易斷強度較小，易斷單鍵是鍵，雙鍵中一個 鍵，另一個是鍵，共價三鍵中一個是鍵，另兩個為鍵。復(fù)習(xí)回憶共價鍵特征飽和性共價鍵類型（按電子云重疊方式分）鍵鍵s-ss-pp-p方向性p-pd-p頭碰頭 軸對稱 肩并肩 鏡面對稱 第二課時教學(xué)目標：1、了解鍵的參數(shù)，能用鍵能、鍵長、鍵角說明

17、簡單分子的性質(zhì)。2.了解等電子體原理的涵義，并能說明物質(zhì)的一些性質(zhì)。二、鍵參數(shù)鍵能、鍵長與鍵角 1、鍵能 失去電子吸引電子 斷鍵 成鍵 吸收能量 釋放能量 氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol 化學(xué)鍵釋放的最低能量 定義： 單位： kJmol-1 釋放能量，取正值 鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定 意義： 觀察表2-1 某些共價鍵的鍵能 結(jié)論： 同種元素形成的共價鍵的鍵能： 單鍵雙鍵 鍵鍵能 2、鍵長 形成共價鍵的兩個原子間的核間距 定義： 共價半徑： 同種原子的共價鍵鍵長的一半 稀有氣體為單原子分子，無共價半徑 意義： 鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定 觀察表2-2 某些共價鍵的鍵能 結(jié)論： 同種元素間形成

18、的共價鍵的鍵長： 單鍵雙鍵叁鍵 3、鍵角 定義： 兩個共價鍵之間的夾角 CH4 CCl4 10928 NH310718 H2O 105 CO2 180 常見鍵角： 共價鍵的方向性 總結(jié)： 鍵能 鍵長 鍵角 衡量共價鍵的穩(wěn)定性 描述分子的立體結(jié)構(gòu)三、等電子原理 1、定義： 注意：有時將原子總數(shù)、價電子總數(shù)相同的 離子也認為是等電子體 原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子 2、特點： 具有相似的化學(xué)鍵特征許多性質(zhì)是相近的 3、常見等電子微粒： 10e、18e練習(xí)見資料 第二章 分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié) 分子的立體結(jié)構(gòu)高二化學(xué)組 第二節(jié)分子的立體構(gòu)型（第一課時）教學(xué)目標：認識共價分子的多樣性和復(fù)雜性；初

19、步認識價層電子對互斥模型；能用VSEPR模型預(yù)測簡單分子或離子的立體結(jié)構(gòu)；培養(yǎng)學(xué)生嚴謹認真的科學(xué)態(tài)度和空間想象能力。重點難點：分子的立體結(jié)構(gòu)；利用價層電子對互斥模型預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu) 一、形形色色的分子 1、三原子分子的空間結(jié)構(gòu) 2、四原子分子的空間結(jié)構(gòu) 3、五原子分子的空間結(jié)構(gòu) 直線型： V型： CO2、HCNH2O、SO2平面三角型： 三角錐型： SO3、HCHONH3四面體： CCl4、 CH4其它等 二、價層電子對互斥（VSEPR）理論 （ Valence Shell Electron Pair Repulsion ） 共價分子中，中心原子周圍電子對排布的幾何構(gòu)型主要取決于中心原子的價

20、層電子對的數(shù)目。價層電子對各自占據(jù)的位置傾向于彼此分離得盡可能的遠，此時電子對之間的斥力最小，整個分子最穩(wěn)定。 1、理論要點 價層電子對包括成鍵的電子對和孤電子對不包括成鍵的電子對 ！ 2、價層電子對數(shù)計算 確定中心原子價層電子對數(shù)目 價電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)時，單電子當作電子對看待 價層電子對數(shù) (中心原子價電子數(shù)結(jié)合原子數(shù))/2 配位原子數(shù)孤電子對數(shù) 鍵電子對數(shù)孤電子對數(shù) O、S為結(jié)合原子時，按“0 ”計算 N為結(jié)合原子時，按“- 1 ”計算 離子計算價電子對數(shù)目時，陰離子加上所帶電荷數(shù)，陽離子減去所帶電荷數(shù) 孤電子對數(shù)價層電子對數(shù) 結(jié)合原子數(shù)化學(xué)式 價層電子對數(shù) 結(jié)合的原子數(shù)孤對電子對數(shù)HCNS

21、O2NH2BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO420 1 2 0 1 0 0 0 2 2 2 3 3 4 4 4 0 4 2 34 3 4 4 4 4 4 化學(xué)式 價層電子對數(shù) 結(jié)合的原子數(shù)孤對電子對數(shù)H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH42 0 1 0 1 0 0 1 2 3 3 2 4 6 5 3 0 4 4 34 2 5 6 5 4 4 確定價層電子對構(gòu)型 價層電子對數(shù)目23456價層電子對構(gòu)型直線平面三角型正四面體三角雙錐正八面體注意：孤對電子的存在會改變鍵合電子對 的分布方向，從而改變化合物的鍵角電子間斥力大小： 孤對間孤對與鍵合間鍵合間3、確定分子構(gòu)型

22、 在價層電子對構(gòu)型的基礎(chǔ)上，去掉孤電子對由真實原子形成的構(gòu)型 電子對數(shù)目電子對的空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子對 數(shù)電子對的排列方式分子的空間構(gòu)型實 例2直 線20直 線BeCl2CO23三角型30三角型BF3SO321V型SnBr2PbCl2電子對數(shù)目電子對的空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子對 數(shù)電子對的排列方式分子的空間構(gòu)型實 例4四面體40四面體CH4CCl4NH4SO4231三角錐NH3PCl3SO32H3O+22V型H2O電子對數(shù)目電子對的空間構(gòu)型成鍵電子對數(shù)孤電子對 數(shù)電子對的排列方式分子的空間構(gòu)型實 例5三角雙錐50三角雙錐PCl541變形四面體SF432T型BrF323直線型XeF2微粒

23、結(jié)構(gòu)式VESPR模型分子或離子構(gòu)型HCNNH4H3O SO2BF31.下列物質(zhì)中分子立體結(jié)構(gòu)與水分子相似的是 ACO2 BH2S CPCl3 DSiCl42.下列分子立體結(jié)構(gòu)其中屬于直線型分子的是 AH2O BCO2 CC2H2 DP43.下列分子立體結(jié)構(gòu)其中屬正八面體型分子的 AH3O + BCO32 CPCl5 DSF6 B BC D 本節(jié)重點： 會利用VSEPR理論得出孤電子對數(shù)價層電子對構(gòu)型分子構(gòu)型 第二課時教學(xué)目標：1、認識雜化軌道理論的要點2、進一步了解有機化合物中碳的成鍵特征3、能根據(jù)雜化軌道理論判斷簡單分子或離子的構(gòu)型 4采用圖表、比較、討論、歸納、綜合的方法進行教學(xué) 5培養(yǎng)學(xué)

24、生分析、歸納、綜合的能力和空間想象能力教學(xué)重點： 雜化軌道理論的要點三、雜化軌道理論 1、理論要點 同一原子中能量相近的不同種原子軌道 在成鍵過程中重新組合，形成一系列能量相等的新軌道的過程叫雜化。形成的新軌道叫雜化軌道,用于形成鍵或容納孤對電子 雜化軌道數(shù)目等于各參與雜化的原子軌道 數(shù)目之和 雜化軌道成鍵能力強，有利于成鍵 雜化軌道成鍵時，滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理，不同的雜化方式，鍵角大小不同 雜化軌道又分為等性和不等性雜化兩種 2、雜化類型 sp3雜化 基態(tài) 激發(fā) 雜化 激發(fā)態(tài) 2s2p以C原子為例1個s軌道和3個p軌道雜化形成4個sp3雜化軌道 構(gòu)型 10928 正四面體型 4個sp3雜

25、化軌可形成4個鍵價層電子對數(shù)為4的中心原子采用sp3雜化方式 sp2雜化 基態(tài) 激發(fā) 雜化 激發(fā)態(tài) 2s2p以C原子為例1個s軌道和2個p軌道雜化形成3個sp2雜化軌道 構(gòu)型 120 正三角型 剩下的一個未參與雜化的p軌道用于形成鍵 3個sp2雜化軌道可形成3個鍵 價層電子對數(shù)為3的中心原子采用sp2雜化方式 sp雜化 基態(tài) 激發(fā) 雜化 激發(fā)態(tài) 2s2p以C原子為例1個s軌道和1個p軌道雜化形成2個sp雜化軌道 構(gòu)型 180 直線型 剩下的兩個未參與雜化的p軌道用于形成鍵 2個sp雜化軌道可形成2個鍵 價層電子對數(shù)為2的中心原子采用sp雜化方式 除C原子外，N、O原子均有以上雜化當發(fā)生sp2雜

26、化時，孤對電子優(yōu)先參與雜化單電子所在軌道優(yōu)先不雜化，以利于形成鍵 N、O原子雜化時，因為有孤對電子的存在稱為不等性雜化 其它雜化方式 dsp2雜化、sp3d雜化、sp3d2雜化、d2sp3雜化、 sp3d2雜化例如：sp3d2雜化：SF6構(gòu)型：四棱雙錐 正八面體 此類雜化一般是金屬作為中心原子用于形成配位化合物 雜化類型spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2d2sp3雜化軌道234456軌道夾角18012010928180/9090/120/180 90/180空間構(gòu)型直線型平面三角型正四面體平面正方形三角雙錐正八面體示例BeCl2CO2BF3CH4 CCl4Cu(NH3)42PCl5SF

27、6SiF62第三課時教學(xué)目標1.配位鍵、配位化合物的概念2.配位鍵、配位化合物的表示方法3采用圖表、比較、討論、歸納、綜合的方法進行教學(xué)4培養(yǎng)學(xué)生分析、歸納、綜合的能力教學(xué)重點 配位鍵、配位化合物的概念教學(xué)難點配位鍵、配位化合物的概念四、配合物理論簡介 1、配位鍵 定義：共用電子對由一個原子單方向 提供給另一個原子共用所形成| 的共價鍵稱配位鍵。 表示方法 形成條件 AB HN HH H 一個原子有孤對電子，另一個原子有空軌道。 2、配位化合物 配合物的形成 天藍色溶液藍色沉淀深藍色溶液Cu(OH)2H2OCu H2OH2OOH22+深藍色晶體Cu(NH3) 4 SO4H2O加乙醇并靜置 NH

28、3Cu H3NH3NNH32+CuSO4溶液 滴加氨水 繼續(xù)滴加氨水 Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)42+ + 2OH藍色沉淀深藍色溶液Cu2+ 2NH3H2O = Cu(OH)2+ 2NH4+藍色溶液藍色沉淀H2OCu H2OH2OOH22+ NH3Cu H3NH3NNH32+1Cu與4O形成的結(jié)構(gòu)為平面正方形 1Cu與4N形成的結(jié)構(gòu)為平面正方形 配合物的組成 Ag(NH3)2 OH內(nèi)界外界配離子Ag(NH3)2+ Ag+中心離子 （有時可能是中心原子） NH3配體 配位數(shù)：配位原子的個數(shù) 其中N為配位原子 常見配位原子：N、O、F、Cl、C、S 常見配合物 Fe3+ +

29、3SCN = Fe(SCN)3黃色血紅色Fe3+ + nSCN = Fe(SCN)n 3-n (n=1-6)Fe3+的檢驗 血紅色銀氨溶液的配制 AgOH+2NH3H2O = Ag(NH3)2+ OH+2H2O Ag+ NH3H2O = AgOH+ NH4+ 白色沉淀 二氨合銀離子無色 冰晶石 冰晶石(六氟合鋁酸鈉)：Na3AlF6 第二章 分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第三節(jié) 分子的性質(zhì)第一課時教學(xué)目標了解極性共價鍵和非極性共價鍵；結(jié)合常見物質(zhì)分子立體結(jié)構(gòu)，判斷極性分子和非極性分子；培養(yǎng)學(xué)生分析問題、解決問題的能力和嚴謹認真的科學(xué)態(tài)度。重點、難點多原子分子中，極性分子和非極性分子的判斷。一、鍵的極性和分子

30、的極性 1、鍵的極性 非極性共價鍵（非極性鍵） 按共用電子對的偏移 極性共價鍵 非極性共價鍵 由同種原子形成化學(xué)鍵 原子帶相同電性，化合價相同 極性共價鍵（極性鍵） HClHCl+-由不同種原子形成化學(xué)鍵 電負性大（非金屬性強）的原子帶負電，顯負價 2、分子的極性 非極性分子 正負電荷中心重合的分子 a.大部分單質(zhì)分子O3除外！ b.對稱性很好的分子直線形AB2 正三角形AB3 正四面體形AB4 其他正多面體形、對稱性好的平面形例：CO2 例：BF3、SO3 例：CH4 、 CCl4 例：C60 、C6H6、C2H4 、C2H2 極性分子 正負電荷中心不重合的分子 大部分化合物分子 化學(xué)式是否

31、極性分子化學(xué)式是否極性分子H2OHCNSO3SO2NH3HCHOCO2BF3SF4CH3OHSF6CH3C(CH3) 3PCl5CH2=CH2PCl3PH3CH4CHCH是 是 是 是 是 是 是 是 是 否 否 否 否 否 否 否 否 否 鍵的極性與分子極性的關(guān)系： A、由非極性鍵構(gòu)成的分子一般是非極性分子 B、極性鍵結(jié)合形成的分子不一定為極性分子第二課時教學(xué)目標范德華力、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響能舉例說明化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別例舉含有氫鍵的物質(zhì)采用圖表、比較、討論、歸納、綜合的方法進行教學(xué)培養(yǎng)學(xué)生分析、歸納、綜合的能力教學(xué)重點 分子間作用力、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響教學(xué)難點 分子間作用

32、力、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響二、范德華力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響 1、范德華力 把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力又叫范德華力相對分子質(zhì)量 分子的極性 相對分子質(zhì)量越大范德華力越大 2、影響范德華力的因素 分子極性越大范德華力越大 3、范德華力對物質(zhì)性質(zhì)的影響 化學(xué)鍵影響的是分子的穩(wěn)定性（化學(xué)性質(zhì)） 范德華力影響的是分子熔沸點等（物理性質(zhì)） 三、氫鍵 1、氫鍵的定義 -150-125-100-75-50-2502550751002345CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸點/周期一些氫化物沸點 由已經(jīng)與電負性很大的原子形

33、成共價鍵的氫原子與另一個電負性很大的原子之間的作用力 除范德華力以外的另一種分子間作用力，不是化學(xué)鍵2、表示方法 AHB A、B為N、O、F “”表示共價鍵 “”表示形成的氫鍵 例如：氨水中的氫鍵 NHN NHO OHN OHO 3、氫鍵的分類 分子內(nèi)氫鍵 分子間氫鍵 4、氫鍵的特征 飽和性 方向性 一個氫原子只能形成一個氫鍵 分子間氫鍵為直線型 分子內(nèi)氫鍵成一定角度 中心原子有幾對孤對電子就可以形成幾條氫鍵 5、對物質(zhì)性質(zhì)的影響 氫鍵一種分子間作用力，影響的是物理性質(zhì) 熔、沸點 溶解性 分子間氫鍵使物質(zhì)熔點升高分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔點降低若可以形成氫鍵，則能增大物質(zhì)溶解度 其他方面 冰的密度小于

34、水 形成締合分子 四、溶解性 1、溫度 溶解性的影響因素 2、壓強 3、相似相溶 4、氫鍵 5、化學(xué)反應(yīng) 非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。 第三課時教學(xué)目標1、從分子結(jié)構(gòu)的角度，認識“相似相溶”規(guī)律。2、了解“手性分子”在生命科學(xué)等方面的應(yīng)用。3、能用分子結(jié)構(gòu)的知識解釋無機含氧酸分子的酸性。4、培養(yǎng)學(xué)生分析、歸納、綜合的能力5、采用比較、討論、歸納、總結(jié)的方法進行教學(xué)教學(xué)重點、難點 手性分子和無機含氧酸分子的酸性五、手性 連有四個不同的原子或原子團的碳原子。手性碳原子： 手性異構(gòu)體：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子。又稱為對映異構(gòu)體。 手性分子： 有手性異構(gòu)體

35、的分子。1下列化合物中含有手性碳原子的是( )A.CCl2F2 B.CH3CHCOOHC.CH3CH2OH D.CHOH 練習(xí)：CH2OHCH2OHOH1下列化合物中含有手性碳原子的是( )A.CCl2F2 B.CH3CHCOOHC.CH3CH2OH D.CHOH CH2OHCH2OHOHA.OHCCHCH2OH B. OHCCHCClC.HOOCCHCCCl D.CH3CHCCH3 HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32下列化合物中含有2個“手性”碳原子的是( )六、無機含氧酸分子的酸性 1、利用規(guī)律 無機含氧酸可以寫成(HO)mROn，含氧酸的強度隨著分子中連接在中心原子上的非羥基

36、氧的個數(shù)增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越強。 2、最高價含氧酸酸性 非金屬性強的元素，其最高價含氧酸酸性強 A.OHCCHCH2OH B. OHCCHCClC.HOOCCHCCCl D.CH3CHCCH3 HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32下列化合物中含有2個“手性”碳原子的是( )第三章 晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié) 晶體的常識第一課時教學(xué)目標：了解晶體的初步知識,知道晶體與非晶體的本質(zhì)差異，學(xué)會識別晶體與非晶體的結(jié)構(gòu)示意圖。知道晶胞的概念，了解晶胞與晶體的關(guān)系，學(xué)會通過分析晶胞得出晶體的組成。培養(yǎng)空間想像能力和進一步認識“物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定物質(zhì)性質(zhì)”的客觀規(guī)律 一、晶體與

37、非晶體1、晶體與非晶體 晶體具有規(guī)則幾何外形的固體 非晶體沒有規(guī)則幾何外形的固體 又稱玻璃體 晶體離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 2、晶體與非晶體性質(zhì)對比 自范性微觀結(jié)構(gòu)各向異性熔沸點晶體非晶體有 無 原子在三維空間里呈周期性有序排列 原子排列相對無序 強度、導(dǎo)熱性、光學(xué)性質(zhì)等 無 有固定熔沸點 無固定熔沸點 自范性 晶體能自發(fā)地呈現(xiàn)多面體外形的性質(zhì) 自范性前提：晶體生長的速率適當 本質(zhì)差異 各向異性 不同方向上，性質(zhì)有差異 3、晶體形成的途徑 熔融態(tài)物質(zhì)凝固 氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華) 溶質(zhì)從溶液中析出 3、晶體的鑒別 物理性質(zhì)差異 如：外形、硬度、熔點、折光率 最科學(xué)的方

38、法是對固體進行X-射線衍射實驗 1、下列關(guān)于晶體與非晶體的說法正確的是 A、晶體一定比非晶體的熔點高 B、晶體有自范性但排列無序 C、非晶體無自范性而且排列無序 D、固體SiO2一定是晶體2、區(qū)別晶體與非晶體最可靠的科學(xué)方法是 A、熔沸點 B、硬度 C、顏色 D、x-射線衍射實驗CD課堂練習(xí)二、晶胞 1、晶胞:描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元 晶胞是無形的，是人為劃定的2、晶胞特征 一般是平行六面體 晶體由晶胞“無隙并置”而成 平行六面體無隙并置3、三種典型立方晶體結(jié)構(gòu) 4.晶胞中原子個數(shù)的計算 晶胞頂角原子為8個晶胞共用，每個晶胞占1/8 晶胞棱上原子為4個晶胞共用，每個晶胞占1/4 晶胞面上原子為2

39、個晶胞共用，每個晶胞占1/2 晶胞內(nèi)部的原子為1個晶胞獨自占有，即為1 1、現(xiàn)有甲、乙、丙、丁四種晶胞,可推知：甲晶體中A與B的離子個數(shù)比為 ；乙晶體的化學(xué)式為 ；丙晶體的化學(xué)式為_；丁晶體可能的化學(xué)式為_。1：1C2DEFXY3Z2、下圖依次是金屬鈉(Na)、金屬鋅(Zn)、碘(12)、金剛石(C)晶胞的示意圖，數(shù)一數(shù)，它們分別平均含有幾個原子?NaZnI2金剛石3、鈣-鈦礦晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示。觀察鈣-鈦礦晶胞結(jié)構(gòu)，求該晶體中，鈣、鈦、氧的微粒個數(shù)比為多少？(8 + 6 )3 =124、下圖是CO2分子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)示意圖，其中有多少個原子？5、最近發(fā)現(xiàn)一種由鈦原子和碳原子構(gòu)成的氣態(tài)團簇分子，

40、如下圖所示，頂角和面心的原子是鈦原子，棱的中心和體心的原子是碳原子，它的化學(xué)式是 。Ti14C13第三章 晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié) 分子晶體與原子晶體第一課時教學(xué)目標：了解分子晶體的晶體結(jié)構(gòu)模型及其性質(zhì)的一般特點。理解分子晶體的晶體類型與性質(zhì)的關(guān)系了解分子間作用力對物質(zhì)物理性質(zhì)的影響了解氫鍵及其物質(zhì)物理性質(zhì)的影響。一、分子晶體1結(jié)構(gòu)特點(1)構(gòu)成微粒及微粒間的作用力課前自主學(xué)案分子分子間作用力(2)微粒堆積方式若分子間只有范德華力，則分子晶體有_特征，即每個分子周圍有_個緊鄰分子。若分子間含有其他作用力，如氫鍵。由于氫鍵具有_，使分子不能采取密堆積的方式，則每個分子周圍緊鄰的分子要少于12個。如

41、冰中每個水分子周圍只有4個緊鄰的水分子。分子密堆積12方向性2屬于分子晶體的物質(zhì)(1)所有_，如H2O、NH3、CH4等。(2)部分非金屬單質(zhì)，如鹵素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)、稀有氣體等。(3)部分_，如CO2、P4O6、P4O10、SO2等。(4)幾乎所有的_，如HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等。(5)絕大多數(shù)有機物的晶體，如苯、乙醇。非金屬氫化物非金屬氧化物酸一、分子晶體 1、分子晶體 概念： 只含分子的晶體 組成微粒： 分子 粒子間作用力： 分子內(nèi)原子間以共價鍵結(jié)合相鄰分子間靠分子間作用力（范德華力、氫鍵）相互吸引 化學(xué)式就是分子式 2、常見的分子晶

42、體所有非金屬氫化物部分非金屬單質(zhì)部分非金屬氧化物幾乎所有的酸絕大多數(shù)有機物的晶體3、結(jié)構(gòu)特征 分子間作用力 范德華力 氫鍵 若分子間只有范德華力時 以1個分子為中心，周圍有12個緊鄰分子，即分子密堆積結(jié)構(gòu)CO2干冰晶胞 若分子間主要為氫鍵時 以1個分子為中心，周圍有4個相鄰分子，即分子非密堆積結(jié)構(gòu)。如：HF 、NH3、冰等 氫鍵具有方向性4、物理性質(zhì) 熔沸點較低;易升華 硬度很小 固態(tài)和熔融狀態(tài)時都不導(dǎo)電只有酸的水溶液有的導(dǎo)電 相似相溶原理 1.下列性質(zhì)適合于分子晶體的是( ) A.熔點1070，易溶于水，水溶液導(dǎo)電 B.熔點10.31 ，液態(tài)不導(dǎo)電、水溶液能導(dǎo)電 C.易溶于CS2、熔點112

43、.8 ，沸點444.6 D.熔點97.81，質(zhì)軟、導(dǎo)電、密度0.97gcm3BC2.共價鍵、離子鍵和范德華力是構(gòu)成物質(zhì)粒子間的不同作用方式，下列物質(zhì)中，只含有上述一種作用的是 ( )A.干冰 B.氯化鈉 C.氫氧化鈉 D.碘B練習(xí):3.下列分子晶體：H2O HCl HBr HI CO N2 H2熔沸點由高到低的順序是( ) A. B. C. D. C5下列過程中，共價鍵被破壞的是( ) A碘升華 B溴蒸氣被木炭吸附 C酒精溶于水 DHCl氣體溶于水4.當S03晶體熔化或氣化時，下述各項中發(fā)生變化的是( ) A.分子內(nèi)化學(xué)鍵 B.分子間距離 C.分子構(gòu)型 D.分子間作用力 BDD6.下列有關(guān)共價

44、化合物的說法：具有較低的熔、沸點 不是電解質(zhì) 固態(tài)時是分子晶體 都是由分子構(gòu)成 液態(tài)時不導(dǎo)電，其中一定正確的是( ) A. B. C. D. D7已知氯化鋁的熔點為190(2202lO5Pa)，但它在180即開始升華。 (1)氯化鋁是_。(填“離子化合物”“共價化合物”) (2)無水氯化鋁在空氣中強烈的“發(fā)煙”，其原因是_。 (3)設(shè)計一個可靠的實驗，判斷氧化鋁是離子化合物還是共價化合物。你設(shè)計的實驗是_。 (4)在500K和1.01105Pa時，它的蒸氣密度(換算為標準狀況時)為11.92gL1，試確定氯化鋁在蒸氣狀態(tài)時的化學(xué)式為_。共價化合物Al2Cl6氯化鋁與空氣中的水蒸氣發(fā)生水解反應(yīng)產(chǎn)

45、生HCl氣體，HCl在空氣中形成酸霧而“發(fā)煙”。 在其熔融狀態(tài)下，試驗其是否導(dǎo)電；若不導(dǎo)電是共價化合物。1、下列物質(zhì)屬于分子晶體的化合物是（ ）A、石英 B、硫磺 C、干冰 D、食鹽C練習(xí)2、干冰氣化時，下列所述內(nèi)容發(fā)生變化的是A、分子內(nèi)共價鍵 B、分子間作用力C、分子鍵距離 D、分子間的氫鍵BC3、冰醋酸固體中不存在的作用力是（ ）A、離子鍵 B、極性鍵 C、非極性鍵 D、范德華力A4、水分子間存在著氫鍵的作用，使水分子彼此結(jié)合而成（H2O）n。在冰中每個水分子被4個水分子包圍形成變形的正四面體，通過“氫鍵”相互連接成龐大的分子晶體，其結(jié)構(gòu)如圖：試分析：1mol 冰中有 mol氫鍵？H2O的

46、熔沸點比H2S高還是低？為什么？2氫鍵 第二課時了解原子晶體的晶體結(jié)構(gòu)模型及其性質(zhì)的一般特點。理解原子晶體的晶體類型與性質(zhì)的關(guān)系二、原子晶體 1、原子晶體 概念：原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體 ，又稱共價晶體 組成微粒： 原子 粒子間作用力：共價鍵無分子式化學(xué)式表示原子最簡整數(shù)比 2、常見原子晶體 某些非金屬單質(zhì)： 某些非金屬化合物：硼（B）、硅（Si）鍺（Ge）、金剛石（C）等 SiC、BN、SiO2、Al2O3等3、結(jié)構(gòu)特征 晶體中只存在共價鍵，無單個分子存在；晶體為空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)。金剛石 二氧化硅 4、原子晶體的物理性質(zhì) 熔沸點高 硬度大 一般不導(dǎo)電 難溶于溶劑 在SiO2晶

47、體中，每個Si原子和（ ）個O原子形成（ ）個共價鍵即每個Si原子周圍結(jié)合（ ）個O原子；同時，每個O 原子和（ ）個Si原子相結(jié)合。在SiO2晶體中，最小的環(huán)是（ ）元環(huán)。( )單個的SiO2分子存在。 4 4 4 2 12 沒有 第三章 晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第三節(jié) 金屬晶體第一課時教學(xué)目標：知道金屬鍵的涵義能用金屬鍵理論解釋金屬的物理性質(zhì)能列舉金屬晶體的基本堆積模型了解金屬晶體性質(zhì)的一般特點理解金屬晶體的類型與性質(zhì)的關(guān)系一、金屬鍵 1、金屬鍵 金屬離子與自由電子之間強烈的相互作用 定義 本質(zhì) 電子氣理論 金屬原子的價電子發(fā)生脫落，形成金屬陽離子和自由電子 自由電子被所有原子所共用從而把所有的金屬原子維系在一起 無飽和性無方向性2、金屬晶體 金屬離子與自由電子通過金屬鍵結(jié)合而成的晶體叫做金屬晶體粒子間的作用力： 金屬鍵 構(gòu)成金屬晶體的粒子： 金屬離子、自由電子 常見金屬晶體 ：金屬、合金3、金屬性質(zhì)與電子氣理論 金屬導(dǎo)電性 電子氣的運動是沒有一定方向的，但在外加電場的條件下，自由電子定向運動形成電流，所以金屬容易導(dǎo)電金屬的導(dǎo)熱性