新人教化學選修3《物質結構與性質》全部教學案

新課標人教版選修3《物質結構與性質》全部教學案引言【知識要點】組成和性質化學研究性質和變化1、分子的組成不同——結構不同——性質不同元素種類一樣2、分子組成相同——結構不同——性質不同化學式3、分子組成不同，但結構相似——性質相似4、無機物中，化學組成相同，但晶體結構不同，從而導致性質不同。第一章原子結構與性質第一節(jié)原子結構【學習重點】1、根據(jù)構造原理寫出1～36號元素原子的電子排布式；2、核外電子的運動狀態(tài)，電子云與原子軌道；3、泡利原理、洪特規(guī)那么?！緦W習難點】1、電子云和原子軌道；2、基態(tài)、激發(fā)態(tài)和光譜?！驳?課時〕【知識要點】一、原子的誕生1932年勒梅特首次提出了現(xiàn)代宇宙大爆炸理論：整個宇宙最初聚集在一個“原始原子”中，后來發(fā)生了大爆炸，碎片向四面八方散開，形成了我們的宇宙。大爆炸后兩小時，誕生了大量的、少量的及極少量的Li，然后經(jīng)過長或短的開展過程，以上元素發(fā)生原子核的熔合反響，分期分批的合成了其它元素。元素宇宙中最豐富的元素占88.6%〔氦1／8〕，地球上的元素大多數(shù)是金屬，非金屬元素〔包括稀有氣體〕僅種。二、原子結構模型〔人類對原子結構的認識歷史〕古希臘哲學家德謨克利特是原子學說的奠基人，他認為原子是構成物質的粒子。萬物都是由間斷的、不可分的粒子即原子構成的，原子的結合和別離是萬物變化的根本原因。1、道爾頓原子模型〔1803年〕英國科學家道爾頓是近代原子學說的創(chuàng)始人。他認為原子是組成物質的根本粒子，它們是堅實、不可再分的實心球，同種原子的質量和性質都相同。2、湯姆生原子模型〔1904年〕英國科學家湯姆生發(fā)現(xiàn)了電子。他認為原子是一個平均分布著正電荷的粒子，其中鑲嵌著許多電子，中和了正電荷，從而形成了中性原子?！惨卜Q“棗糕”模型或“葡萄干布丁”模型〕3、盧瑟福原子模型〔1911年〕英國物理學家盧瑟福根據(jù)α—粒子散射實驗提出：在原子的中心有一個帶正電荷的核，它的質量幾乎等于原子的全部質量，電子在它的周圍沿著不同的軌道運轉，就象行星環(huán)繞太陽運轉一樣?！搽娮永@核旋轉的原子結構模型〕4、玻爾原子模型〔1913年〕丹麥物理學家玻爾通過光譜研究提出電子在核外空間的一定軌道內繞核做高速圓周運動的理論?！埠送怆娮臃謱优挪嫉脑咏Y構模型〕5、電子云模型〔1927年—1935年〕又稱現(xiàn)代物質結構學說。奧地利物理學家薛定諤等人以量子力學為根底，根據(jù)微觀世界的波粒二象性規(guī)律，提出用量子力學的方法描述核外電子運動，即用電子云描述核外電子的運動。隨著現(xiàn)代科學技術的開展，科學家已經(jīng)能利用電子顯微鏡和掃描隧道顯微鏡來拍攝表示原子圖像的照片，并且能在晶體硅外表上用探針對硅原子進行“搬遷”。三、能層與能級1、對于多電子原子的核外電子，按能量的差異將其分成不同的；在同一個原子中，離核越近，電子能量越。由里向外，分別用字母：、、、、、、…表示相應的分別第一、二、三、四、五、六、七能層。各能層最多容納的電子數(shù)為。能層一二三四五六七……符號KLMNOPQ……最多電子數(shù)2、對于多電子原子，同一能層的電子能量也可能不同，將其分成不同的。同一能層里，能級的能量按s、p、d、f、……的次序，即E〔s〕＜E〔p〕＜E〔d〕＜E〔f〕。注意：K層指包含一個能級，即s能級；L層包含兩個能級，s和p能級；M層包含三個能級，s、p和d能級；N層包含四個能級，s、p、d、f能級。每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……能層(n)一二三四五六七符號KLMNOPQ能級(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s………最多電子數(shù)2……………2n2小結：〔1〕每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……〔2〕任一能層，能級數(shù)能層序數(shù)〔填“＞”“＜”或“＝”〕〔3〕s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是、、、……的兩倍〔4〕同一能級容納的電子數(shù)相同［練習］：寫出以下原子的電子排布式。1H2He5B10Ne11Na19K［思考］鉀原子的電子排布為什么是2、8、8、1而非2、8、9？三、構造原理——基態(tài)原子電子排布式構造原理：電子填充的先后順序〔構造原理〕為：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p……ns(n－2)f(n構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。不同能層的能級有交錯現(xiàn)象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)等。構造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子電子排布圖〔即軌道表示式〕的主要依據(jù)之一。如：Na：1s22s22p63s1，能級符號上面數(shù)字是該能級上的電子數(shù)。［練習］：寫出以下原子的電子排布式。13Al19K20Ca26Fe35Br37Rb也可以簡寫：如7N:[Ne]2s22p211Na:[He]3s1［練習］：寫出以下原子的電子排布式的簡寫形式。13Al19K20Ca26Fe35Br37Rb注意：1~36號元素24Cr、29Cu不符合構造原理。24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1四、基態(tài)、激發(fā)態(tài)、光譜1、基態(tài)：能量狀態(tài)。如處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。2、激發(fā)態(tài)：能量狀態(tài)〔相對基態(tài)而言〕。如基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級成為激發(fā)態(tài)原子。3、基態(tài)與激發(fā)態(tài)相互轉化的能量轉化的關系〔〕能量基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子〔〕能量4、光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會能量〔基態(tài)→激發(fā)態(tài)〕和能量〔基態(tài)→激發(fā)態(tài)〕，產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜〔吸收光譜和發(fā)射光譜〕。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。如科學家們通過太陽光譜的分析發(fā)現(xiàn)了稀有氣體氦，化學研究中利用光譜分析檢測一些物質的存在與含量。五、電子云與原子軌道核外電子運動的特點：①質量極?、谶\動空間極?、蹣O高速運動1、電子云：電子在原子核外空間一定范圍內出現(xiàn)的，象一團帶負電的云霧籠罩在原子周圍。電子云是核外電子運動狀態(tài)的形象化描述。［思考］：1s電子云，許多黑點是否代表電子？2、原子軌道——不同能級上的電子出現(xiàn)概率約為的電子云空間輪廓圖［思考］：原子軌道與宏觀物體運動的軌道是否相同？s電子的原子軌道呈對稱，每個s能級能級各有個原子軌道，能層序數(shù)越大，s原子軌道的半徑越大。；p電子的原子軌道呈形，，每個p能級有個軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz為符號。p原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。 d能級各有個原子軌道；f能級各有個原子軌道。[小結]：s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍，此處的1、3、5、7……應為s、p、d、f……的軌道數(shù)。據(jù)此分析每個軌道最多容納各電子。3、軌道表示式：用“□”表示軌道，用“↑”或“↓”表示容納的電子。1s1s如：1H2He1s2s1s2s2p↑↑↑3Li6C↑↑↑注意：、ns能級各有1個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道。而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“↑↓”來表示?！啊薄啊北硎咀赃x方向相反。［練習］：寫出以下原子的軌道表示式。7N8O13Al18Ar26Fe27Co〔1〕泡利原理：每個原子軌道里最多只能容納個電子，且自旋方向。也稱泡利不相容原理，任何一個原子里絕不會出現(xiàn)運動狀態(tài)完全相同的電子。能層運動狀態(tài)包含能級軌道自旋方向〔2〕洪特規(guī)那么：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道且自旋方向相同。特例：24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1↑↑↑↑↑↑↑↑↑↑半充滿全充滿[小結]：1、電子排布為全充滿、半充滿或全空是能量最低，此時最穩(wěn)定。2、基態(tài)原子的核外電子排布要遵循的原那么是、、。3、核外電子的表示方法〔1〕電子式〔2〕原子結構示意圖〔3〕核外電子排布式〔4〕軌道表示式【穩(wěn)固練習】1、以下有關電子云和原子軌道的說法正確的選項是〔〕A、原子核外的電子象云霧一樣籠罩在原子核周圍，故稱電子云B、s能級的原子軌道呈球形，處在該軌道上的電子只能在球殼內運動C、p能級的原子軌道呈紡錘形，隨著能層的增加，p能級原子軌道也在增多D、與s電子原子軌道相同，p電子原子軌道的平均半徑隨能層的增大而增大2、當鎂原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2時，以下認識正確的選項是〔〕A、鎂原子由基態(tài)轉化成激發(fā)態(tài)，這一過程中吸收能量B、鎂原子由激發(fā)態(tài)轉化成基態(tài)，這一過程中釋放能量C、轉化后位于p能級上的兩個電子處于同一軌道，且自旋方向相同D、轉化后鎂原子與硅原子電子層結構相同，化學性質相似3、一個電子排布為1s22s22p63s23p1的元素最可能的價態(tài)是〔〕A、+1B、+2C、+3D、4、以下關于稀有氣體的表達不正確的選項是〔〕A、原子的電子排布最外層都是以P6結束B、其原子與同周期ⅠA、ⅡA族陽離子具有相同電子排布式C、化學性質非常不活潑D、一定條件下，也可以形成稀有氣體化合物4、以下基態(tài)原子的電子構型中，正確的選項是〔〕A、3d94s2B、3d44s2C、4d105s0D、4d5、同一原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)相比擬〔〕A、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時高B、基態(tài)時比擬穩(wěn)定C、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時低D、激發(fā)態(tài)時比擬穩(wěn)定6、假設某基態(tài)原子的外圍電子排布為4d15s2，那么以下說法正確的選項是〔〕A、該元素基態(tài)原子中共有3個電子B、該元素原子核外有5個電子層C、該元素原子最外層共有3個電子D、該元素原子M能層共有8個電子7、下表列出了核電荷數(shù)為21~25的元素的最高正化合價，答復以下問題：元素名稱鈧鈦釩鉻錳元素符號ScTiVCrMn核電荷數(shù)2122232425最高正價+3+4+5+6+7〔1〕寫出以下元素基態(tài)原子的核外電子排布式：Sc_________Ti_______________________________V____________________________Mn______________________________〔2〕比照上述五種元素原子的核外電子排布與元素的最高正化合價，你發(fā)現(xiàn)的規(guī)律是____________________________；出現(xiàn)這一現(xiàn)象的原因是_____________________。8、以以下出的是一些原子的2p能級和3d能級中電子排布的情況。試判斷，哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規(guī)那么?！?4)(5)違反泡利不相容原理的有，違反洪特規(guī)那么的有。9、某元素的激發(fā)態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p63s23p34s1，那么該元素基態(tài)原子的電子排布式為；元素符合為。穩(wěn)固練習參考答案：1、D2、A3、C4、AB5、C6、B7、1s22s22p63s23p63d14s21s22s22p63s23p63d24s21s22s22p63s23p63d34s21s22s22p63s23p63d54s28、〔1〕〔2〕〔4〕〔5〕9、1s22s22p63s23p4S第二節(jié)原子結構與元素的性質一、原子結構與元素周期表在周期表中同一橫行的元素原子所含有的相同。同一縱行相同。每一個周期總是由〔ns1〕開始到〔ns2np6〕結束.如此循環(huán)往復，可見元素周期系的形成是由于的排布發(fā)生周期性的重復。隨著核電荷數(shù)的遞增，電子在能級里的填充順序遵循原理，不同周期里所含元素種類不一定相同，并且隨著周期序號的遞增，金屬元素的種類也逐漸，非金屬的種類也逐漸。周期一二三四五六七合計元素種類金屬元素種類未排滿非金屬元素種類未排滿通過上述表格我們發(fā)現(xiàn)非金屬元素種類+周期序數(shù)=科學探究1、元素的分區(qū)和族1)s區(qū):,最后的電子填在上,包括,屬于活潑金屬,為堿金屬和堿土金屬;2)p區(qū):,最后的電子填在上,包括族元素,為非金屬和少數(shù)金屬;3)d區(qū):,最后的電子填在上,包括族元素,為過渡金屬;4)ds區(qū):,(n-1)d全充滿,最后的電子填在上,包括,5)f區(qū):,包括元素區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主要集中區(qū)。主族主要含區(qū)，副族主要含區(qū)，過渡元素主要含區(qū)。[思考]周期表上的外圍電子排布稱為“”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學反響中。小結：S區(qū)元素價電子特征排布為ｎS1~2，價電子數(shù)等于族序數(shù)。ｄ區(qū)元素價電子排布特征為〔ｎ-1〕d1~8ns1~2；價電子總數(shù)等于列序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns1~2，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np1~6；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。每個縱行價電子總數(shù)是否相等？練習：原子序數(shù)電子排布式在周期表中的位置是金屬還是非金屬最高價氧化物的水化物化學式及酸堿性氣態(tài)氫化物的化學式151s22s22p63s23p4第二周期VA族二、元素周期律(1)原子半徑原子半徑的大小取決于和。能層數(shù)越多，電子間的將使原子的半徑。核電核數(shù)越大，核對電子的引力也就越，將使原子的半徑越同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑逐漸推廣：也可以用于比擬離子半徑的大小同種元素離子半徑大小比擬：陰離子半徑原子半徑陽離子半徑原子半徑半徑大小比擬：NaNa+ClCl-Fe2+Fe3+不同種元素的原子和離子半徑大小比擬NaMgCFN3-O2-F-Na+Mg2+Al3+F-Na+小結：上一周期的陰離子和下一周期陽離子核外電子排布，但核電荷數(shù)逐漸增加，所以上一周期陰離子的半徑下一周期陽離子的半徑。(2)電離能1、第一電離能I1：態(tài)電性基態(tài)原子失去個電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的叫做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越。同一元素的第二電離能第一電離能。2、遞變規(guī)律周一周期同一族第一電離能從左往右，第一電離能呈增大的趨勢從上到下，第一電離能呈減小趨勢?！?〕、第一電離能越，越易失電子，金屬的活潑性就越。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越?！?〕．氣態(tài)電中性原子失去一個電子轉化為一價氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1<I2<I3<I4<I5……即一個原子的逐級電離能是逐漸的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越，消耗的能量也越來越?！?〕Be的價電子排布為2s2，是結構，比擬穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，原因磷的第一電離能比硫的大，原因〔4〕Na的I1比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分排布的。練習1、以下各組微粒按半徑逐漸增大，復原性逐漸增強的順序排列的是(AD)A．Na、K、RbB．F、Cl、BrC．Mg2+、Al2+、Zn2+D．Cl-、Br-、I-2、除去氣態(tài)原子中的一個電子使之成為氣態(tài)+1價陽離子時所需外界提供的能量叫做該元素的第一電離能。右圖是周期表中短周期的一局部，其中第一電離能最小的元素是C3、在下面的電子結構中,第一電離能最小的原子可能是(

C

)A

ns2np3B

ns2np5C

ns2np4D

ns2np6〔3〕電負性1、金屬性越強，金屬元素原子越容易電子，對鍵合電子的吸引能力越，電負性越；倒過來說也成立。非金屬性越強；非金屬元素原子越容易電子，對鍵合電子的吸引能力越，電負性越；倒過來說也成立。故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的相對強弱。鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為和鋰的電負性為作為相對標準，得出各元素的電負性。金屬的電負性小于，非金屬的電負性大于，2、同周期元素從左往右，元素的電負性總體，說明金屬性逐漸，非金屬性逐漸。同主族元素從上往下，元素的電負性總體，說明元素的金屬性逐漸，非金屬性逐漸。3、對角線規(guī)那么某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質，被稱為對角線原那么。請查閱電負性表給出相應的解釋？LiBeBMgAlSi練習：1、電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度以下關于電負性的變化規(guī)律正確的選項是〔A〕A．周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大B．周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大C．電負性越大，金屬性越強D．電負性越小，非金屬性越強2、元素電負性隨原子序數(shù)的遞增而增強的是〔D〕A．NaKRbB．NPAsC．OSClD．SiPCl3、根據(jù)對角線規(guī)那么，以下物質的性質具有相似性的是〔AC〕A、硼和硅B、鋁和鐵C、鈹和鋁D、銅和金第二章分子結構與性質第一節(jié)共價鍵【教學目標】1、復習化學鍵的概念，能用電子式表示常見物質的離子鍵或共價鍵的形成過程。2、知道共價鍵的主要類型δ鍵和π鍵。3、說出δ鍵和π鍵的明顯差異和一般規(guī)律。4、認識鍵能、鍵長、鍵角等鍵參數(shù)的概念5、能用鍵參數(shù)――鍵能、鍵長、鍵角說明簡單分子的某些性質6、知道等電子原理，結合實例說明“等電子原理的應用”【教學重點、難點】1、價層電子對互斥模型2、鍵參數(shù)的概念，等電子原理【教學過程】復習引入：NaCl、HCl的形成過程離子鍵：陰陽離子間的相互作用。共價鍵：原子間通過共用電子對形成的相互作用。使離子相結合或原子相結合的作用力通稱為化學鍵。共價鍵是現(xiàn)代化學鍵理論的核心。第一節(jié)共價鍵共價鍵1、定義：原子間通過共用電子對形成的相互作用。練習：用電子式表示H2、HCl、Cl2的形成過程H2HClCl2思：為什么H2、Cl2是雙原子分子，而稀有氣體是單原子分子？2、形成共價鍵的條件：兩原子都有單電子討論：按共價鍵的共用電子對理論，是否有H3、H2Cl、Cl3的分子存在？3、共價鍵的特性一：飽和性講：對于主族元素而言，內層電子一般都成對，單電子在最外層。如：H1s1、Cl1s22s22p63s23p5H、Cl最外層各缺一個電子，于是兩原子各拿一電子形成一對共用電子對共用，由于Cl吸引電子對能力稍強，電子對偏向Cl〔并非完全占有〕，Cl略帶局部負電荷，H略帶局部正電荷。討論：共用電子對中H、Cl的兩單電子自旋方向是相同還是相反？設問：前面學習了電子云和軌道理論，對于HCl中H、Cl原子形成共價鍵時，電子云如何重疊？例：H2的形成1s1相互靠攏1s1電子云相互重疊形成H2分子的共價鍵〔H-H〕由此可見，共價鍵可看成是電子云重疊的結果。電子云重疊程度越大，那么形成的共價鍵越牢固。H2里的共價鍵稱為δ鍵。形成δ鍵的電子稱為δ電子。4、共價鍵的種類〔1〕δ鍵：〔以“頭碰頭”重疊形式〕a、特征：以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉操作，共價鍵電子云的圖形不變，這種特征稱為軸對稱。講：H2分子里的δ鍵是由兩個s電子重疊形成的，可稱為S-Sδ鍵。以下圖為HCl、Cl2中電子云重疊：未成對電子的電子云相互靠攏電子云相互重疊形成的共價單鍵的電子云圖像未成對電子的電子云相互靠攏電子云相互重疊形成的共價單鍵的電子云圖像HCl分子里的δ鍵是由H的一個s電子和Cl的一個P電子重疊形成的，可稱為S-Pδ鍵。Cl2分子里的δ鍵是由Cl的兩個P電子重疊形成的，可稱為P-Pδ鍵。b、種類：S-Sδ鍵S-Pδ鍵P-Pδ鍵思考：N2中兩個N電子云如何重疊？結論：P電子和P電子除能形成δ鍵外，還能形成π鍵,形成π鍵的電子稱為π電子?！?〕π鍵〔以“肩并肩”重疊形式〕兩個原子相互接近電子云重疊π鍵的電子云a．特征：每個π鍵的電子云由兩塊組成，分別位于由兩原子核構成平面的兩側，如果以它們之間包含原子核的平面為鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。由此可見，共價鍵還具有方向性。3、共價鍵的特性二：方向性〔離子鍵沒有飽和性和方向性?！承〗Y：δ鍵和π鍵比擬δ鍵π鍵重疊方式頭碰頭肩并肩強度強度較大不如δ鍵牢固成鍵電子S-SS-PP-PP-Pδ鍵、π鍵總稱價鍵軌道，是分子結構的價鍵理論中最根本的組成局部。分析：哪些共價鍵是δ鍵，哪些共價鍵是π鍵？一般規(guī)律是：共價單鍵是δ鍵；共價雙鍵中有一個是δ鍵，另一個是π鍵，共價叁鍵中含一個δ鍵和兩個π鍵。練習：乙烷、乙烯和乙炔分子中的共價鍵分別由幾個δ鍵和幾個π鍵組成？【穩(wěn)固練習】1、以下關于化學鍵的說法不正確的選項是〔D〕A．化學鍵是一種作用力B．化學鍵可以是原子間作用力，也可以是離子間作用力C．化學鍵存在于分子內部D．化學鍵存在于分子之間2、以下物質中，屬于共價化合物的是〔C〕A．I2B．BaCl2C．H2SO4D．3、對δ鍵的認識不正確的選項是〔A〕A．δ鍵不屬于共價鍵，是另一種化學鍵B．S-Sδ鍵與S-Pδ鍵的對稱性相同C．分子中含有共價鍵，那么至少含有一個δ鍵D．含有π鍵的化合物與只含δ鍵的化合物的化學性質不同5、乙烯分子中C-C之間有1個σ鍵，1個π鍵。乙烯易發(fā)生加成反響是因為分子中C-C之間的一個π鍵易斷裂。過渡：不同原子間的價鍵軌道，其強度、性質等也有所不同，如何比擬？二、鍵參數(shù)在第一章中討論過電離能，我們知道，原子失去電子要吸收能量。反過來，原子吸引電子，要放出能量。因此，原子形成共價鍵相互結合，放出能量，由此形成了鍵能的概念。１、鍵能〔1〕概念：氣態(tài)基態(tài)原子形成１mol化學鍵所釋放出的最低能量。〔2〕單位：kJ／mol，取正值。閱讀：課本30頁，表2-1思考：①鍵能大小與鍵的強度的關系？②鍵能化學反響的能量變化的關系？〔3〕意義：鍵能越大，形成化學鍵放出的能量越大，化學鍵越穩(wěn)定，越不容易被打斷。思考與交流：課本32頁1、2２、鍵長〔1〕概念：形成共價鍵的兩原子間的核間距?！蚕嗤拥墓矁r鍵鍵長的一半稱為共價半徑〕〔2〕單位：pm〔１pm＝10-12m〔3〕意義：鍵長越短，往往鍵能越大，共價鍵越牢固，形成的物質越穩(wěn)定。小結：鍵能、鍵長都可以用來衡量共價鍵的穩(wěn)定性。設問：多原子分子的形狀如何？這就涉及到多原子分子中兩共價鍵之間的夾角的問題。3、鍵角：多原子分子中的兩個共價鍵之間的夾角。是描述分子立體結構的重要參數(shù)。例如：CO2結構為Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，鍵角為180°，為直線形分子。H2O鍵角105°Ｖ形CH4鍵角109°28′正四面體總結：鍵能、鍵長決定了共價鍵的穩(wěn)定性；鍵長、鍵角決定了分子的空間構型。三、等電子原理閱讀課本32頁表２－３１．等電子原理：原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)也相同的微粒，其具有相似的化學鍵特征，使得許多性質相近。2．等電子體：原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)也相同的微粒。如：CO和N2，CH4和NH4+【穩(wěn)固練習】1、能夠用鍵能解釋的是〔A〕Ａ．氮氣的化學性質比氧氣穩(wěn)定Ｂ．常溫常壓下，溴呈液體，碘為固體Ｃ．稀有氣體一般很難發(fā)生化學反響Ｄ．硝酸易揮發(fā)，硫酸難揮發(fā)2、與NO3-互為等電子體的是〔AB〕Ａ．SO3Ｂ．BF3Ｃ．CH4Ｄ．NO23、根據(jù)等電子原理，以下分子或離子與SO42-有相似結構的是〔B〕A．PCl5B．CCl4C．NF3D．N4、以下分子中鍵角最大的是〔D〕A．CH4B．NH3C．H2OD．CO25、根據(jù)課本中有關鍵能的數(shù)據(jù)，計算以下反響中的能量變化：N2〔g〕+3H2〔g〕====2NH3〔g〕；△H=—92kJ/mol2H2〔g〕+O2〔g〕===2H2O〔g〕；△H=—482.07kJ/mol第二節(jié)分子的立體結構【學習重點】1、分子的立體結構；2、價層電子對互斥模型、雜化軌道理論和配位鍵?！緦W習難點】1、分子的立體結構；2、價層電子對互斥模型、雜化軌道理論。【知識要點】一、行行色色的分子1、共價鍵的形成具有方向性。單原子分子〔稀有氣體〕、雙原子分子不存在立體結構問題。大多數(shù)分子是由兩個以上原子構成的，在多原子分子中，原子的空間關系不同，便形成不同的立體結構。常見典型分子的立體結構ABn立體結構范例雙原子分子n=1直線型H2、HCl等三原子分子n=2直線型CO2、CS2、BeCl2等V形H2O、H2S等四原子分子n=3平面三角形BF3、CH2O等三角錐形NH3、H3O+、PCl3等五原子分子n=4正四面體型CH4、CCl4、NH4＋等此外，還有一些結構特殊、更復雜的常見分子的結構見課本36頁圖2—12。2、分子的立體結構的測定：見課本P37【科學視野】測定分子的立體結構【過渡】：C、O的價電子結構分別為2s22p2、2s22p4，C原子有兩個單電子，2個p軌道垂直，理論上與O原子上的p電子應該“頭碰頭”重疊形成，夾角應為90°，為何是180°？二、雜化軌道理論雜化軌道理論是一種價鍵理論，是為了解釋分子的立體結構提出的。1、雜化的概念：原子形成分子時，由于原子的相互影響，同一原子中假設干能量相近的原子軌道，在外界條件的影響下重新組合形成一組新軌道過程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫。2、雜化結果：重新分配能量和空間，組成和都相等且成鍵能力更強的原子軌道。3、雜化的過程：雜化軌道理論認為在形成分子時，通常存在、和等過程。例如：基態(tài)碳原子的電子排布為，其2s能級上的1個電子躍遷到2p能級上那么形成激發(fā)態(tài)1s22s12p3〔1s22s12px12py12pz1〕，此時2s與2p軌道的能量不相同，然后1個2s軌道與3個、2個或1個2p軌道混合而形成4個、3個或2個能量相等、成分相同、電子云形狀〔原子軌道的電子云輪廓圖〕完全相同的新的原子軌道，此過程即為雜化，形成的新的原子軌道分別稱為sp3、sp2、sp雜化軌道，每個雜化軌道中有1個不成對電子且自旋平行，再與其它原子中的電子發(fā)生電子云重疊而形成σ鍵，可用以下圖表示：↑↑↑↑↑↑↑↑激發(fā)雜化↑↑↑↑↑↑↑↑→→2s2p2s2psp3基態(tài)激發(fā)態(tài)雜化軌道此處中心原子的2s和2px，2py，2pz等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成一組新的軌道，即四條sp3雜化軌道，這些sp3雜化軌道不同于s軌道，也不同于p軌道。3、雜化軌道類型：〔1〕sp雜化：sp雜化軌道是由個s軌道與個p軌道雜化而得的。sp雜化得到夾角為的形雜化軌道。如CO2、BeCl2、CS2、C2H2等。分析CO2化學鍵的形成：C、O原子形成CO2時，C原子的一個2s電子激發(fā)到能量相近的2p軌道上，同時原來空的2p軌道與2s軌道發(fā)生了sp雜化，形成了兩個在同一條直線上能量相等的相同軌道，每個軌道上一個單電子，兩個沒有參與雜化的2p軌道保持原狀，與這兩個雜化軌道相互垂直〔相當于3個2p軌道的分布，實際上是4個軌道：兩個p軌道，兩個sp雜化軌道〕。這樣O原子的一個p軌道先與C的一個雜化軌道重疊時形成σ鍵，該O原子的另一個p軌道那么與C原子的一個p軌道形成π鍵。另一個O原子的一個p軌道再與C余下的一個雜化軌道形成σ鍵，該O原子的另一個p軌道那么與C余下的p軌道形成鍵π鍵。實際上CO2中的兩個π鍵是相互垂直的。同理可得CS2、C2H2的結構。請分析BeCl2、CS2、C2H2化學鍵的形成：〔2〕sp2雜化：sp2雜化軌道表示由個s軌道與個p軌道雜化而得。sp2雜化得到三個夾角為的形雜化軌道。如BF3、C2H4、HCHO等。分析BF3化學鍵的形成：B、F原子間形成BF3時，B原子的一個2s電子激發(fā)到一個空的2p軌道上，這個2s和2個有單電子的2p軌道發(fā)生sp2雜化，形成三個能量相等、相互間夾角為120°的三個相同軌道〔每個軌道上有一個單電子〕。每個F原子的2p軌道與B的一個雜化軌道形成電子σ鍵，這樣的三個σ鍵完全等同，在平面上對稱分布，因而B—F鍵間的夾角是120°。BF3是平面三角形分子。請分析C2H4、HCHO化學鍵的形成：注意：sp雜化、sp2雜化這兩種雜化形式還有未參與雜化的p軌道，可用于形成鍵，而雜化軌道只用于形成鍵或者用來容納未參與成鍵的孤對電子?！?〕sp3雜化：sp3雜化軌道表示由個s軌道與個p軌道雜化而得。sp3雜化sp3雜化得到夾角為的形雜化軌道。如CH4、CCl4等。分析CH4化學鍵的形成：C、H原子形成CH4時，C原子的一個2s電子激發(fā)到空的2p軌道上，這個2s形軌道與3個2p軌道再發(fā)生sp3雜化，形成了4個能量相等的相互夾角是109°28′，在空間呈正四面體形分布的雜化軌道〔每個軌道上一個單電子〕，4個H原子的s電子與這四個雜化軌道形成4個完全等同的σ鍵，在空間對稱分布。因而CH4分子的鍵角是109°28′。請分析CCl4的化學鍵的形成：【思考】：為何CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3不是正四面體？三、價層電子對互斥模型〔VSEPRmodels〕不同的分子由于其原子在空間排列方式不同而導致分子的立體結構不同。但對于一些組成相似的分子，如CO2和H2O、NH3和BF3分子等，它們的空間結構并不相同，為什么？把分子分成兩大類：一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。另一類是中心原子上有〔未用于形成共價鍵的電子對〕的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角錐型。例如：可用AXna±來表示只含一個中心原子的分子或離子的組成。各符號含義：A——中心原子X——中心原子結合的原子〔可以是一種，也可以是多種〕n——中心原子結合的原子的總數(shù)A的價電子數(shù)－︱X的化合價︳×n±a公式：m＝2說明：①陽離子時相當于中心原子失電子，那么“－”a，如NH4＋中，m=0陰離子時相當于中心原子得電子，那么“＋”a，如SO42—、PO43—、NO3—中，m=0HCN、CH2O中m=0，H3O＋中m=1②假設m為小數(shù)時，那么進一步取整數(shù)，如NO2中m＝0.5，這時應當作m=1?！惨驗閱坞娮右惨紦?jù)一個軌道〕③m+n指中心原子的孤對電子對數(shù)與相連的其他原子數(shù)之和，稱為價層電子對數(shù)，即雜化軌道數(shù)。m+n23456空間構型直線形平面三角形正四面體三角雙錐正八面體雜化類型spsp2sp3∕∕如：SO2m=〔6－2×2〕/2＝1m+n＝1+2=3為sp化學式中心原子含有孤對電子對數(shù)中心原子結合的原子數(shù)雜化軌道數(shù)雜化類型空間構型CO2CH4CH3ClH2OH2SNH3BF3CH2OC2H4C2H2NH2—NH4+SO42－寫出HCN分子和CH2O分子的路易斯結構式。分析：HCN中C原子以雜化，CH2O中C原子以雜化；HCN中含有個σ鍵和個π鍵；CH2O中含有個σ鍵和個π鍵?！痉€(wěn)固練習】1、關于原子軌道的說法正確的選項是〔D〕A、但凡中心原子采取sp3雜化軌道成鍵的分子其幾何構型都是正四面體B、CH4分子中的sp3雜化軌道是由4個H原子的1s軌道和C原子的2p軌道混合起來而形成的C、sp3雜化軌道是由同一個原子中能量相近的s軌道和p軌道混合起來形成的一組能量相近的新軌道D、凡AB3型的共價化合物，其中心原子A均采用sp3雜化軌道成鍵2、對SO2與CO2說法正確的選項是〔D〕A、都是直線形結構B、中心原子都采取sp雜化軌道C、S原子和C原子上都沒有孤對電子D、SO2為V形結構，CO2為直線形結構3、寫出以下分子的路易斯結構式〔是用短線表示鍵合電子，小黑點表示未鍵合的價電子的結構式〕，并指出中心原子可能采用的雜化軌道類型，并預測分子的幾何構型。