人教版高中化學(xué)選擇性必修2全冊教學(xué)課件

人教版高中化學(xué)選擇性必修2全冊教學(xué)課件第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)第1課時能層與能級

基態(tài)與激發(fā)態(tài)

原子光譜新課導(dǎo)入原子結(jié)構(gòu)探索歷程19世紀初道爾頓近代原子學(xué)說1913年玻爾氫原子模型1920年玻爾構(gòu)造原理1869年門捷列夫元素周期律馬德龍完整的構(gòu)造原理1936年即從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入原子核外“殼層”的順序，由此開啟了用原子結(jié)構(gòu)解釋元素周期律的篇章。5年后，玻爾的“殼層”落實為“能層”與“能級”，厘清了核外電子的可能狀態(tài)，復(fù)雜的原子光譜得以詮釋。以原子光譜為事實依據(jù)原子是由原子核和核外電子組成核外電子是分層排布的;離核越遠的電子,能量越高。舊知回顧一、能層與能級1、能層(2)電子的能層由內(nèi)向外排序，其序號、符號以及能容納的最多電子數(shù)電子層數(shù)一二三四五六七符號KLMNOPQ每層最多容納電子數(shù)281832507298(1)含義：多電子原子核外電子的能量是不同的，核外電子按能量不同

分成能層。講授新課一、能層與能級1、能層(3)能量規(guī)律：原子核外電子總是可能先排布在能量較低的電子層上，然后由內(nèi)向外依次排布在能量逐漸升高的電子層。能層越高，電子的能量越高，能量的高低順序為E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)講授新課(4)數(shù)量規(guī)律：每層容納的電子數(shù)不超過2n2最外層電子數(shù)不超過8(K層為最外層時，電子數(shù)不超過2)次外層電子數(shù)不超過18倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32講授新課一、能層與能級2、能級(1)在多電子原子中，同一能層的電子，還被分成不同能級。(2)能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)能層KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p…最多電子數(shù)226261026101426…講授新課一、能層與能級3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系講授新課(1)任一能層的能級總是從s能級開始，能級數(shù)=能層序數(shù)，即第一能層只有1個能級（1s），第二能層有2個能級（2s和2p），第三能層有3個能級（3s、3p和3d），依次類推。(2)在每一個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf......(n為能層序數(shù))。講授新課一、能層與能級3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系(3)能級的字母代號總是s、p、d、f....排序的，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1、3、5、7....的2倍。講授新課(4)英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s......能級最多都只能容納2個電子。(5)能層或能級的能量關(guān)系。講授新課思考與交流1.一個能層的能級數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系？一個能層最多可容納的電子數(shù)與能層序數(shù)(n)間存在什么關(guān)系?能層的能級數(shù)等于該能層序數(shù)。一個能層最多可容納的電子數(shù)為2n2個。2.以s、p、d、f為符號的能級分別最多可容納多少個電子？3d、4d、5d能級所能容納的最多電子數(shù)是否相同？以s、p、d、f為符號的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7的二倍!3d、4d、5d能級所能容納的最多電子數(shù)相同。思考與交流3.第五能層最多可容納多少個電子？它們分別容納在幾個能級中？各能級最多容納多少個電子？第五能層最多可容納50個電子；5個能級；各能級最多容納電子數(shù)分別為2,6,10,14,18個。1.已知n為能層序數(shù),下列有關(guān)認識正確的是(

)A.各能層含有的電子數(shù)為2n2B.各能層的能級都是從s能級開始至f能級結(jié)束C.各能層含有的能級數(shù)為n-1D.各能級最多容納的電子數(shù)按s、p、d、f的順序依次為1、3、5、7的2倍習(xí)題練習(xí)答案:D二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量處于最低能量處于較高能量(1)基態(tài)與激發(fā)態(tài)光（輻射）是電子躍遷釋放能量的重要形式。講授新課2.原子光譜(1)原子光譜:不同元素的原子，電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的發(fā)射光譜或吸收光譜，總稱原子光譜。發(fā)射光譜吸收光譜講授新課2.原子光譜(2)原子光譜的成因與分類講授新課2.原子光譜(3)光譜分析：現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來

鑒定元素，稱為光譜分析。講授新課1.分析霓虹燈發(fā)光的原理：充有氖氣的霓虹燈能發(fā)出紅光，產(chǎn)生這一現(xiàn)象的原因是通電后在電場作用下，放電管里氖原子中的電子吸收能量后躍遷到能量較高的能級，且處在能量較高的能級上的電子會很快地以光的形式釋放能量而躍遷回能量較低的能級上，該光的波長恰好處于可見光區(qū)域中的紅色波段。思考與交流2.金屬的焰色試驗中，一些金屬元素呈現(xiàn)不同焰色的原因是什么?焰色反應(yīng)是電子躍遷的結(jié)果，焰色反應(yīng)發(fā)生的過程：思考與交流本節(jié)小結(jié)原子原子核核外電子能層能級基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜構(gòu)造原理同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)第1課時構(gòu)造原理與電子排布式電子云與原子軌道復(fù)習(xí)回顧原子原子核核外電子能層能級基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜構(gòu)造原理三、構(gòu)造原理與電子排布式構(gòu)造原理以光譜學(xué)事實為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序講授新課每一行對應(yīng)一個能層每一小圈對應(yīng)一個能級各圓圈件間連接線的方向表示隨核電荷數(shù)遞增而增加的電子填入能級的順序講授新課構(gòu)造原理規(guī)律：1s；2s2p；3s3p；4s3d4p；5s4d5p;6s4f5d6p；7s5f6d構(gòu)造原理規(guī)律：ns(n-2)f(n-1)dnp講授新課電子排布式理論依據(jù)：構(gòu)造原理元素核電荷數(shù)每遞增一個，同時增加一個核電荷和核外電子，就得到一個基態(tài)原子的電子排布電子填滿一個能級，就開始填入下一個能級從氫到碳的基態(tài)原子電子排布式如下：1s1→1s2→1s22s1→1s22s2→1s22s22p1→1s22s22p2氫→氦→鋰→鈹→硼→碳講授新課電子排布式電子排布式是用數(shù)字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數(shù)的式子Al原子電子排布式講授新課電子排布式學(xué)生活動1.書寫下列元素基態(tài)原子的電子排布式2.閱讀課本表1-1，總結(jié)電子排布式的書寫原則HCONaMgAlSiPSClKCaMnFeCoNiCuZn講授新課電子排布式學(xué)生活動H1s1C1s22s22p2O1s22s22p4Na1s22s22p63s1Mg1s22s22p63s2Al1s22s22p63s23p1Si1s22s22p63s23p2P1s22s22p63s23p3S1s22s22p63s23p4Cl1s22s22p63s23p5K1s22s22p63s23p64s1Ca1s22s22p63s23p64s2

Mn1s22s22p63s23p63d54s2Fe1s22s22p63s23p63d664s2Co1s22s22p63s23p63d74s2

Ni1s22s22p63s23p63d84s2Cu1s22s22p63s23p63d104s1Zn1s22s22p63s23p63d104s2講授新課電子排布式講授新課電子排布式講授新課電子排布式講授新課電子排布式書寫原則按照構(gòu)造原理將電子依次填充到能量逐漸升高的能級中(1)相同能層的不同能級的能量高低順序：(2)英文字母相同的不同能級的能量高低順序：(3)不同層不同能級可由下面的公式得出:各能級的能量高低順序ns＜np＜nd＜nf1s＜2s＜3s＜4s；2p＜3p＜4p;3d＜4dns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np(n為能層序數(shù))講授新課電子排布式能級交錯隨著電荷數(shù)遞增，電子并不總是填滿一個能層后再開始填入下一個能層的，電子是按能量由低到高的順序填充的，這種現(xiàn)象被稱為能級交錯。源于光譜學(xué)事實講授新課電子排布式能級交錯從第三能層開始出現(xiàn)能級交錯現(xiàn)象，能級交錯排列的順序即電子能量由低到高的順序，即Ens＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜Enp源于光譜學(xué)事實講授新課電子排布式書寫原則按照構(gòu)造原理將電子依次填充到能量逐漸升高的能級中一般情況下，能層低的能級要寫在左邊，而不是按照構(gòu)造原理順序?qū)?6Fe1s22s22p63s23p63d64s2，講授新課電子排布式書寫原則基態(tài)鉻、銅的核外電子排布不符合構(gòu)造原理Cr基態(tài)原子的電子排布式：

Cu基態(tài)原子的電子排布式1s22s22p63s23p63d54s11s22s22p63s23p63d104s1半充滿全充滿講授新課思考與討論1.按構(gòu)造原理寫出稀有氣體氦、氖、氬、氪、氙、氡的基態(tài)原子的最外層電子排布；除氦外它們的通式是什么？He1s2Ne2s22p6Ar3s23p6Kr4s24p6Xe5s25p6Rn6s26p6通式：ns2np62、電子排布式可以簡化，如Na的電子排布式可簡化為[Ne]3s1，(1)上述方括號的意義是什么？(2)仿照Na的簡化電子排布式，寫出O、Si、Cu的簡化電子排布式方括號：內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號的形式表示O[He]

2s22p4Si[Ne]3s23p2Cu[Ar]

3d10

4s1思考與討論3.為突出化合價與電子排布式的關(guān)系，將在化學(xué)反應(yīng)中可能發(fā)生電子變動的能級稱為價電子層。Fe簡化電子排布式為[Ar]3d64s2

價電子排布式為3d64s2

通常元素周期表只給出價層電子排布式，請寫出Na、Al、Cl、Mn、Br的價層電子排布Na

3s1Al

3s23p1Cl3s23p5

Mn

3d5

4s2Br

4s24p5

思考與討論電子排布式1.簡單原子的電子排布式(1)按照構(gòu)造原理將電子依次填充到能量逐漸升高的能級中。(2)為了避免電子排布式過于繁瑣，我們可以把內(nèi)層電子達到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分，以相應(yīng)稀有氣體元素符號外加方括號來表示。Na的核外電子排布式為1s22s22p63s1電子排布式可簡化為[Ne]3s1。講授新課(2)復(fù)雜電子的電子排布式對于較復(fù)雜的電子排布式，應(yīng)先按能量從低到高排列，然后將同一能層的電子移到一起26Fe先按能量從低到高排列為1s22s22p63s24s23d6同一能層的移到一起，即該原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2簡化電子排布式為[Ar]3d64s2講授新課3．特殊原子的核外電子排布式當p、d、f能級處于全空、全充滿或半充滿狀態(tài)時，能量相對較低，原子結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定。(1)24Cr的電子排布式的書寫講授新課(2)29Cu的電子排布式的書寫3．特殊原子的核外電子排布式當p、d、f能級處于全空、全充滿或半充滿狀態(tài)時，能量相對較低，原子結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定。講授新課一定空間運動狀態(tài)的電子并不在玻爾假設(shè)的線性軌道上運行，而在核外空間各處都有可能出現(xiàn)，但出現(xiàn)的概率不同原子核外電子的運動狀態(tài)是怎么樣的呢？量子力學(xué)1913年，玻爾提出氫原子模型，電子在線性軌道上繞核運行，然而到了1926年，玻爾建立的線性軌道模型被量子力學(xué)推翻。思考與討論四、電子云與原子軌道電子云(1)概率密度用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則

稱為概率密度，用ρ表示。講授新課(2)電子云由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧電子云是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。講授新課(3)電子云輪廓圖繪制電子云的輪廓圖的目的是表示電子云輪廓的形狀對核外電子的空間運動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述將電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率P＝90%的空間圈出來，py講授新課(3)電子云輪廓圖①形狀s電子云輪廓圖球形p電子云輪廓圖啞鈴狀講授新課(3)電子云輪廓圖②電子云擴展程度同一原子的能層越高，s電子云的半徑越大，2s電子云比1s電子云更彌散1s、2s、3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。講授新課原子軌道(1)原子軌道量子力學(xué)把電子在原子核外的一種空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道各能級的一個伸展方向的電子云輪廓圖即表示一個原子軌道能級符號nsnpndnf軌道數(shù)目1357各能級所含有原子軌道數(shù)目講授新課不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖能層能級原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的性質(zhì)與取向形狀取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz啞鈴形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz啞鈴形相互垂直3d5………………原子軌道講授新課能層能級原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的性質(zhì)與取向能層能級N4s14s球形4p34px、4py、4pz啞鈴形相互垂直4d5………………4f7………………………………………………講授新課不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖原子軌道不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同。能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。s能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示。在同一能層中px、py、pz的能量相同。原子軌道數(shù)與能層序數(shù)(n)的關(guān)系是原子軌道為n2個。歸納小結(jié)構(gòu)造原理構(gòu)造原理電子排布式及書寫能級交錯半充滿、全充滿本節(jié)小結(jié)電子云概率密度電子云與電子云輪廓原子軌道原子軌道不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖本節(jié)小結(jié)同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)第3課時泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理新課引入只有1個最外層電子的堿金屬原子光譜為什么會在光譜里呈現(xiàn)雙線？為什么只有1個最外層電子的銀原子在外加電場里加速飛行通過一個不對稱磁場時會分成兩束？為什么一個原子軌道里能容納兩個電子？復(fù)習(xí)回顧ns能級各有1個軌道，最多可容納的電子數(shù)2x1np能級各有3個軌道，最多可容納的電子數(shù)2x3nd能級各有5個軌道，最多可容納的電子數(shù)2x5nf能級各有7個軌道，最多可容納的電子數(shù)2x7一個軌道只允許容納兩個電子，它們的運動狀態(tài)是否相同？五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。自旋：電子自旋有順時針和逆時針兩種狀態(tài)，常用上下箭頭（↑和↓）表示自旋狀態(tài)相反的電子。講授新課1.電子自旋與泡利原理2.電子排布的軌道表達式軌道表示式（又稱電子排布圖）是表述電子排布的一些種圖式鋁原子電子排布圖講授新課1.H、O的基態(tài)原子的軌道表示式HO電子排布的軌道表示式的書寫方法講授新課電子排布的軌道表示式的書寫方法用□或○代表一個原子軌道，能量相同的原子軌道（簡并軌道）的方框相連不同能級中的□或○要相互分開，同一能級中的□或○要相互連接整個電子排布圖中各能級的排列順序要與相應(yīng)的電子排布式一致通常在方框下方或者上方標記能級符號講授新課電子排布的軌道表示式的書寫方法箭頭表示一種自旋狀態(tài)的電子，一個箭頭表示一個電子，↓↑”稱電子對，“↓”或“↑”表示單電子，箭頭同向，自旋平行，箭頭相反，自旋相反電子排布式給出了基態(tài)原子核外電子在能層和能級中的排布，而電子排布圖還給出了電子在原子軌道中的自旋狀態(tài)講授新課概念辨析：簡并軌道、單電子、電子對、自旋平行、自旋相反簡并軌道：能量相同的原子軌道單電子：“↓”或“↑”電子對：↓↑自旋平行：箭頭同向自旋相反：箭頭相反觀察O的電子排布圖，分析電子排布過程中還有什么規(guī)律？講授新課3.洪特規(guī)則基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。2p3的電子排布圖XX講授新課洪特規(guī)則特例當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。講授新課思考與討論1.下列軌道表示式中哪個是硼的基態(tài)原子？為什么？2.下列軌道表示式中哪個是氧的基態(tài)原子？為什么？AB√ACB√4.能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)能級的能量高低順序如構(gòu)造原理所示(對于1～36號元素來說，應(yīng)重點掌握和記憶“”這一順序)。1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p講授新課遵循能量最低原理依據(jù)洪特規(guī)則遵循能量最低原理1.為什么基態(tài)氦原子的電子排布式時1s2而不是1s12s1？2.為什么基態(tài)氮原子的軌道表達式是，而不是？3.為什么基態(tài)K和Ca的價電子是4s1和4s2，而不是3d1和3d2？思考與討論1.忽視能量最低原理如B：錯寫成2.忽略泡利原理如C：錯寫成3.忽略洪特規(guī)則如N：錯寫成或易錯誤區(qū)本節(jié)小結(jié)核外電子排布規(guī)律泡利原理洪特規(guī)則能量最低原理核外電子排布圖的書寫同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第1課時原子結(jié)構(gòu)與元素周期表新課引入門捷列夫周期表1869年，門捷列夫制作了歷史上第一張周期表，門捷列夫周期表最重要的特征是從第四周期開始每個周期截成兩截，第1~7族分主副族，第八族稱為過渡元素（第八族是鐵、鈷、鎳等“三素組”）。主副族和第八族的概念使用至今，但過渡元素的概念不同了。維爾納的特長式周期表每個周期一行，各族元素、過渡金屬、稀有氣體、鑭系和錒系，各有各的位置，同族元素上下對齊，盡管當時鑭系和錒系的概念尚未形成，不知道它們有多少種元素。維爾納周期表前五個周期的元素種類被完全確定——2、8、8、18、18，但第六、七周期因鑭系和錒系元素種類未知而未定?，F(xiàn)今的元素周期表與維爾納周期表相似，但也有差異，如維爾納周期表中Be、Mg的位置與現(xiàn)今周期表不同。玻爾周期表玻爾用原子結(jié)構(gòu)來解釋周期系，他認識到，21~28、39~46等元素的原子新增加的電子是填入內(nèi)層軌道的。玻爾得知鑭（La）后14種元素基態(tài)原子有4f電子，也用方框框起，而且第六周期為32種元素，但第七周期元素所知甚少。玻爾周期表還用直線連接前后周期的相關(guān)元素（同族元素），這是因為玻爾已經(jīng)知道，它們的價電子數(shù)相等。復(fù)習(xí)回顧元素周期律元素周期系元素周期表門捷列夫周期表復(fù)習(xí)回顧元素周期律元素周期系元素周期表維爾納的特長式周期表復(fù)習(xí)回顧元素周期律元素周期系元素周期表玻爾周期表講授新課元素周期表的結(jié)構(gòu)周期短周期長周期第1周期：2種元素第2周期：8種元素第3周期：8種元素第4周期：18種元素第5周期：18種元素第6周期：32種元素第7周期：32種元素鑭57La–镥71Lu共15種元素稱鑭系元素錒89Ac–鐒103Lr共15種元素稱錒系元素（橫行）周期序數(shù)=電子層數(shù)（能層數(shù)）講授新課元素周期表的結(jié)構(gòu)

族主族：副族：ⅠA,ⅡA,ⅢA,ⅣA,ⅤA,ⅥA,ⅦA第VIII族：稀有氣體元素（縱行）

零族：共七個主族ⅠB,ⅡB,ⅢB,ⅣB,ⅤB,ⅥB,ⅦB共七個副族三個縱行(8、9、10），位于ⅦB與ⅠB中間主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價電子數(shù)=最高正價數(shù)講授新課含義：元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。這個序列中的元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的重復(fù)。元素周期系各周期元素原子的核外電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6(除第一周期)的周期性變化。講授新課1.元素周期律元素周期系元素周期表原子核外電子排布與周期的關(guān)系第一周期從1s1開始，以1s2結(jié)束，只有兩種元素其余各周期總是從ns能級開始，以np結(jié)束而從ns能級開始以np結(jié)束遞增的核電荷數(shù)（或電子數(shù)）就等于每個周期里的元素數(shù)講授新課2.構(gòu)造原理與元素周期表原子核外電子排布與周期的關(guān)系講授新課3.原子核外電子排布與周期的關(guān)系若以一個方格代表一種元素，每個周期排一個橫行，并按s、p、d、f分段，左側(cè)對齊講授新課3.原子核外電子排布與族的關(guān)系ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np51234567將下列各主族元素的價電子數(shù)、價電子排布式填入表中講授新課3.原子核外電子排布與族的關(guān)系ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s234567以第四周期副族元素為例，填寫下表3.原子核外電子排布與族的關(guān)系同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子全部排布在ns或nsnp軌道上。價電子數(shù)與族序數(shù)相同稀有氣體的價電子排布為1s2或ns2np6過渡元素(副族和Ⅷ族)同一縱行原子的價層電子排布基本相同。價電子排布為(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的價電子數(shù)與族序數(shù)相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同講授新課探究4.元素周期表的分區(qū)按電子排布分區(qū)4.元素周期表的分區(qū)各區(qū)元素的價電子排布特點探究4.元素周期表的分區(qū)按金屬元素與非金屬元素分區(qū)金屬與非金屬交界處元素的性質(zhì)特點：在元素周期表中位于金屬和非金屬分界線上的元素兼有金屬和非金屬的性質(zhì)，位于此處的元素（如硼、硅、鍺、砷、銻等）常被稱為半金屬或類金屬（一般可用作半導(dǎo)體材料）。

探究對角線規(guī)則對角線規(guī)則：元素周期表中的某些主族元素其某些性質(zhì)與右下方元素相似。思考與討論對角線規(guī)則如鈹、鋁兩元素的性質(zhì)相似性思考與討論思考與討論為什么副族元素又稱為過渡元素？副族元素處于金屬元素向非金屬元素過渡的區(qū)域，因此，又把副族元素稱為過渡元素思考與討論為什么在元素周期表中非金屬元素主要集中在右上角三角區(qū)內(nèi)？處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素常被稱為半金屬或準金屬。為什么？同周期的元素從左到右非金屬性漸強，同主族元素從上到下非金屬性漸弱，使元素周期表右上角的元素主要呈現(xiàn)非金屬性。處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性，因此，這些元素常被稱之為半金屬或準金屬。在周期表里找出Cr和Cu的價層電子，它們的電子排布符合構(gòu)造原理嗎？此外還有哪些元素的基態(tài)原子電子排布不符合構(gòu)造原理？

Cr和Cu的價層電子，它們的電子排布不符合構(gòu)造原理Mo、Ag、Au基態(tài)原子電子排布不符合構(gòu)造原理思考與討論預(yù)言119號元素基態(tài)原子最外層電子排布；預(yù)言第八周期有多少種元素?

119號元素基態(tài)原子最外層電子排布8s1，第八周期有50中元素思考與討論本節(jié)小結(jié)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構(gòu)造原理與元素周期表原子核外電子排布與周期的關(guān)系原子核外電子排布與周期的關(guān)系元素周期表的分區(qū)對角線規(guī)則同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第2課時元素周期律舊知回顧(1)含義：元素的性質(zhì)隨原子的核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性遞變，這一規(guī)律叫做元素周期律。(2)實質(zhì)：元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。元素周期律1.原子半徑原子半徑電子的能層數(shù)核電荷數(shù)取決于核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。電子的能層越多，電子之間的排除作用越大，將使原子的半徑增大。講授新課同種元素的粒子半徑，陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒，核電荷數(shù)越大，半徑越小r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)講授新課2.離子半徑帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)核電荷數(shù)、電子層數(shù)均不同的離子可選一種離子參照比較

比較r(K＋)與r(Mg2＋)可選r(Na＋)為參照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)講授新課2.離子半徑比較下列離子半徑大小(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＋)總結(jié)離子半徑大小判斷的方法講授新課2.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)正離子所需的最低能量，I1表示。第一電離能講授新課2.電離能逐級電離能

＋1價氣態(tài)正離子失去一個電子，形成＋2價氣態(tài)正離子所需要的最低能量叫第二電離能，用I2表示；依次類推。講授新課對同一周期的元素而言，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大同一周期；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越易失去電子元素第一電離能變化規(guī)律講授新課講授新課1、堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？堿金屬越活潑，堿金屬的第一電離能越小思考與討論2、下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能.思考與討論3、為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)與是鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系？逐級電離能增大原因：同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1＜I2＜I3，這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數(shù)未變而電子數(shù)變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量。逐級電離能的突變可以判斷元素的化合價。思考與討論判斷元素金屬性的強弱電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）如果某元素的In+1>In，則該元素的常見化合價為+n價。如鈉元素I2>I1，所以鈉元素的常見化合價為+1價。電離能應(yīng)用講授新課判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就有可能發(fā)生變化。反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。電離能應(yīng)用講授新課3.電負性鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性（稀有氣體未計）相關(guān)概念講授新課同周期（稀有氣體元素除外），自左向右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱同主族，自上而下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。電負性變化規(guī)律講授新課電負性應(yīng)用判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱①金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。講授新課電負性應(yīng)用判斷元素的化合價正負(1)電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值(2)電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值講授新課電負性應(yīng)用判斷化學(xué)鍵的類型(1)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵(2)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵講授新課電負性應(yīng)用“對角線”規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，

原因是它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。講授新課本節(jié)小結(jié)元素周期律原子半徑金屬性非金屬性核外電子排布電離能電負性同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)章末總結(jié)氯化鈉晶體能層與能級原子原子核核外電子能層能級基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜構(gòu)造原理講授新課講授新課一、能層與能級1、能層(2)電子的能層由內(nèi)向外排序，其序號、符號以及能容納的最多電子數(shù)(1)含義：多電子原子核外電子的能量是不同的，核外電子按能量不同分成能層。電子層數(shù)一二三四五六七符號KLMNOPQ每層最多容納電子數(shù)281832507298講授新課一、能層與能級2、能級(1)在多電子原子中，同一能層的電子，還被分成不同能級。(2)能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)能層KLMNO能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p…最多電子數(shù)226261026101426…

講授新課3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系(1)任一能層的能級總是從s能級開始，能級數(shù)=能層序數(shù)，即第一能層只有1個能級（1s），第二能層有2個能級（2s和2p），第三能層有3個能級（3s、3p和3d），依次類推。一、能層與能級

講授新課3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系(2)在每一個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf......(n為能層序數(shù))。一、能層與能級

一、能層與能級3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系(3)能級的字母代號總是s、p、d、f....排序的，字母前的數(shù)字是它們所處的能層序數(shù)，它們可容納的最多電子數(shù)依次為自然數(shù)中的奇數(shù)序列1、3、5、7....的2倍。(4)英文字母相同的不同能級中所能容納的最多電子數(shù)相同。例如，1s、2s、3s、4s......能級最多都只能容納2個電子。講授新課

一、能層與能級3、能層與能級的組成以及能量的關(guān)系(5)能層或能級的能量關(guān)系。講授新課

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜1.基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子吸收能量釋放能量處于最低能量處于較高能量(1)基態(tài)與激發(fā)態(tài)光（輻射）是電子躍遷釋放能量的重要形式。講授新課

二、基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子光譜2.原子光譜(3)光譜分析：現(xiàn)代化學(xué)中，常利用原子光譜上的特征譜線來

鑒定元素，稱為光譜分析。(2)原子光譜的成因與分類講授新課

構(gòu)造原理構(gòu)造原理構(gòu)造原理電子排布式及書寫能級交錯半充滿、全充滿講授新課三、構(gòu)造原理與電子排布式構(gòu)造原理以光譜學(xué)事實為基礎(chǔ)，從氫開始，隨核電荷數(shù)遞增，新增電子填入能級的順序講授新課每一行對應(yīng)一個能層每一小圈對應(yīng)一個能級各圓圈件間連接線的方向表示隨核電荷數(shù)遞增而增加的電子填入能級的順序講授新課

構(gòu)造原理規(guī)律：1s；2s2p；3s3p；4s3d4p；5s4d5p;6s4f5d6p；7s5f6d構(gòu)造原理規(guī)律：ns(n-2)f(n-1)dnp講授新課

電子排布式理論依據(jù)：構(gòu)造原理元素核電荷數(shù)每遞增一個，同時增加一個核電荷和核外電子，就得到一個基態(tài)原子的電子排布電子填滿一個能級，就開始填入下一個能級從氫到碳的基態(tài)原子電子排布式如下：1s1→1s2→1s22s1→1s22s2→1s22s22p1→1s22s22p2氫→氦→鋰→鈹→硼→碳講授新課電子排布式電子排布式是用數(shù)字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數(shù)的式子Al原子電子排布式講授新課

電子云與原子軌道電子云概率密度電子云與電子云輪廓原子軌道原子軌道不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖講授新課四、電子云與原子軌道電子云(1)概率密度用P表示電子在某處出現(xiàn)的概率，V表示該處的體積，則

稱為概率密度，用ρ表示。講授新課(2)電子云由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧電子云是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。講授新課

電子云(3)電子云輪廓圖繪制電子云的輪廓圖的目的是表示電子云輪廓的形狀對核外電子的空間運動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述將電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率P＝90%的空間圈出來，py講授新課(3)電子云輪廓圖繪制電子云的輪廓圖的目的是表示電子云輪廓的形狀對核外電子的空間運動狀態(tài)有一個形象化的簡便描述將電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率P＝90%的空間圈出來，py講授新課(3)電子云輪廓圖①形狀s電子云輪廓圖球形p電子云輪廓圖啞鈴狀講授新課(3)電子云輪廓圖②電子云擴展程度同一原子的能層越高，s電子云的半徑越大，2s電子云比1s電子云更彌散1s、2s、3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。講授新課原子軌道(1)原子軌道量子力學(xué)把電子在原子核外的一種空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道各能級的一個伸展方向的電子云輪廓圖即表示一個原子軌道能級符號nsnpndnf軌道數(shù)目1357各能級所含有原子軌道數(shù)目講授新課不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖能層能級原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的性質(zhì)與取向形狀取向K1s11s球形L2s12s球形2p32px、2py、2pz啞鈴形相互垂直M3s13s球形3p33px、3py、3pz啞鈴形相互垂直3d5………………原子軌道講授新課能層能級原子軌道數(shù)原子軌道名稱電子云輪廓圖的性質(zhì)與取向能層能級N4s14s球形4p34px、4py、4pz啞鈴形相互垂直4d5………………4f7………………………………………………講授新課不同能層的能級、原子軌道及電子云輪廓圖原子軌道

不同能層的同種能級的原子軌道形狀相同，只是半徑不同。能層序數(shù)n越大，原子軌道的半徑越大。s能級只有1個原子軌道。p能級有3個原子軌道，它們互相垂直，分別以px、py、pz表示。在同一能層中px、py、pz的能量相同。原子軌道數(shù)與能層序數(shù)(n)的關(guān)系是原子軌道為n2個。講授新課

泡利原理洪特規(guī)則能量最低原理核外電子排布規(guī)律泡利原理洪特規(guī)則能量最低原理核外電子排布圖的書寫講授新課五、泡利原理、洪特規(guī)則、能量最低原理每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。自旋：電子自旋有順時針和逆時針兩種狀態(tài)，常用上下箭頭（↑和↓）表示自旋狀態(tài)相反的電子。1.電子自旋與泡利原理講授新課2.電子排布的軌道表達式軌道表示式（又稱電子排布圖）是表述電子排布的一些種圖式鋁原子電子排布圖講授新課3.洪特規(guī)則基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。2p3的電子排布圖XX講授新課

洪特規(guī)則特例當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。講授新課能量最低原理在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)能級的能量高低順序如構(gòu)造原理所示(對于1～36號元素來說，應(yīng)重點掌握和記憶“”這一順序)。1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p講授新課

原子結(jié)構(gòu)與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構(gòu)造原理與元素周期表原子核外電子排布與周期的關(guān)系原子核外電子排布與周期的關(guān)系元素周期表的分區(qū)對角線規(guī)則講授新課

六、元素周期律元素周期系元素周期表含義：元素按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系。這個序列中的元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的重復(fù)。1.元素周期系各周期元素原子的核外電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6(除第一周期)的周期性變化。講授新課

2.構(gòu)造原理與元素周期表原子核外電子排布與周期的關(guān)系講授新課

3.原子核外電子排布與族的關(guān)系ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np51234567將下列各主族元素的價電子數(shù)、價電子排布式填入表中講授新課

3.原子核外電子排布與族的關(guān)系ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s234567以第四周期副族元素為例，填寫下表講授新課

4.元素周期表的分區(qū)按電子排布分區(qū)講授新課

4.元素周期表的分區(qū)各區(qū)元素的價電子排布特點講授新課

4.元素周期表的分區(qū)按金屬元素與非金屬元素分區(qū)金屬與非金屬交界處元素的性質(zhì)特點：在元素周期表中位于金屬和非金屬分界線上的元素兼有金屬和非金屬的性質(zhì)，位于此處的元素（如硼、硅、鍺、砷、銻等）常被稱為半金屬或類金屬（一般可用作半導(dǎo)體材料）。

講授新課

5.構(gòu)造原理與元素周期表對角線規(guī)則對角線規(guī)則：元素周期表中的某些主族元素其某些性質(zhì)與右下方元素相似。講授新課

六、元素周期律元素周期律原子半徑金屬性非金屬性核外電子排布電離能電負性講授新課1.原子半徑原子半徑電子的能層數(shù)核電荷數(shù)取決于核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。電子的能層越多，電子之間的排除作用越大，將使原子的半徑增大。講授新課帶相同電荷的離子，電子層數(shù)越多，半徑越大r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)核電荷數(shù)、電子層數(shù)均不同的離子可選一種離子參照比較

比較r(K＋)與r(Mg2＋)可選r(Na＋)為參照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)2.離子半徑講授新課比較下列離子半徑大小(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＋)總結(jié)離子半徑大小判斷的方法講授新課2.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)正離子所需的最低能量，I1表示。第一電離能講授新課2.電離能逐級電離能

＋1價氣態(tài)正離子失去一個電子，形成＋2價氣態(tài)正離子所需要的最低能量叫第二電離能，用I2表示；依次類推。講授新課對同一周期的元素而言，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大同一周期；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越易失去電子元素第一電離能變化規(guī)律講授新課講授新課3.電負性鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性（稀有氣體未計）相關(guān)概念講授新課同周期（稀有氣體元素除外），自左向右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱同主族，自上而下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。電負性變化規(guī)律講授新課同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)共價鍵第1課時共價鍵新課導(dǎo)入【學(xué)生活動一】鈉、氯通過得失電子形成電子對，為什么這對電子不被鈉原子和氯原子共用形成共價鍵而形成離子鍵？你能從元素的電負性差別來理解嗎？填寫下表。0.93.02.13.02.53.52.10.91一、共價鍵化學(xué)鍵共價鍵極性鍵非極性鍵離子鍵元素的電負性差值很大，化學(xué)反應(yīng)形成的電子對不會被共用，形成離子鍵，而共價鍵是電負性差值不大的原子間形成的共價鍵。新課導(dǎo)入共價鍵定義定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用本質(zhì)：在原子間形成的共用電子對，原子間通過共用電子對（即電子云重疊）產(chǎn)生的強烈作用。形成條件：非金屬原子之間形成共價鍵，大多數(shù)電負性之差小于1.7的金屬與非金屬原子之間形成共價鍵。新課導(dǎo)入共價鍵特征飽和性：一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋方向相反的電子配對成鍵方向性：共價鍵形成的過程中，兩個參與成鍵的原子軌道沿著軌道伸展的方向進行重疊，且原子軌道重疊越多，電子在兩核間出現(xiàn)的概率越大，形成的共價鍵越牢固。因此共價鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向形成。新課導(dǎo)入[學(xué)生活動2]書寫H2、HCl、Cl2的電子式。H:HHCl新課導(dǎo)入H2、HCl、Cl2均通過共用電子對相結(jié)合，為什么難以形成H3、H2Cl、Cl3等分子？由于電子對的共用，H2、HCl、Cl2分子中，各原子核外電子達到飽和。不能再形成H3、H2Cl、Cl3等分子。新課導(dǎo)入H－H的s-sσ鍵的形成HClH－ClCl－Cl的p-pσ鍵的形成H－Cl的s-pσ鍵的形成ClClClClHHHH共價鍵的分類——σ鍵新課導(dǎo)入概念：兩原子在成鍵時，原子軌道以“頭碰頭”的方式重疊形成的共價鍵σ鍵分類：s-sσ鍵s-pσ鍵p-pσ鍵共價鍵的分類——σ鍵新課導(dǎo)入共價鍵的分類——σ鍵新課導(dǎo)入特征：軸對稱——以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸做旋轉(zhuǎn)操作，

共價鍵的電子云的圖形不變

旋轉(zhuǎn)：以形成σ鍵的兩個原子核的連線為軸，任意一個原子可以繞軸旋

轉(zhuǎn)，并不會破壞σ鍵

穩(wěn)定性：形成σ鍵的原子軌道的重疊程度較大，故σ鍵具有較強的穩(wěn)定性

存在：單鍵均為σ鍵，雙鍵、三鍵均有σ鍵共價鍵的分類——σ鍵新課導(dǎo)入共價鍵的分類——π鍵觀察乙烷、乙烯和乙炔的分子結(jié)構(gòu)，它們的分子中只有σ鍵

？新課導(dǎo)入共價鍵的分類——π鍵p-pπ鍵的形成新課導(dǎo)入共價鍵的分類——π鍵概念：兩原子在成鍵時，原子軌道以“肩并肩

”的方式重疊形成的共價類型及形成過程：p-pπ鍵等，不存在s-sπ鍵、s-pπ鍵等。新課導(dǎo)入共價鍵的分類——π鍵特征：鏡面對稱旋轉(zhuǎn)：形成π鍵的兩個原子核的連線為軸，任意一個原子不能單獨旋轉(zhuǎn)穩(wěn)定性：形成π鍵時，原子軌道重疊程度比σ鍵的小，通常情況下，π鍵沒有σ鍵牢固存在：共價雙鍵、共價三鍵中

新課導(dǎo)入共價鍵的分類——π鍵σ鍵和π鍵的判斷

①共價單鍵是σ鍵，②共價雙鍵含有1個σ鍵和1個π鍵③共價三鍵中有1個σ鍵和2個π鍵。中有1個σ鍵和2個π鍵。

新課導(dǎo)入頭碰頭肩并肩鍵軸上方和下方，大小兩原子核之間，在鍵軸處不活潑活潑鍵軸處為零總結(jié)歸納1、所有共價鍵都有方向性和飽和性嗎？所有的共價鍵都有飽和性，但并不是所有的共價鍵都有方向性，如s-sσ鍵就沒有方向性。探究2、氮氣的化學(xué)性質(zhì)很不活潑，通常很難與其他物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。請你寫出氮分子的電子式和結(jié)構(gòu)式，并分析氮分子中氮原子的軌道是如何重疊形成化學(xué)鍵的。氮原子p軌道與氮原子中的p軌道以“頭碰頭”相互重疊，形成一個σ鍵；氮原子中另外兩個p軌道與氮原子中的兩個p軌道以“肩并肩”相互重疊，形成兩個π鍵。探究N2中1個p-pσ鍵和2個p-pπ鍵的形成過程NN探究3、觀察乙烷、乙烯和乙炔的分子結(jié)構(gòu)，它們的分子中的共價鍵分別由幾個σ鍵和幾個π鍵構(gòu)成？共7個σ鍵共5個σ鍵、1個π鍵共3個σ鍵、2個π鍵探究4、解釋乙烯分子中π鍵是如何形成的？預(yù)測乙炔分子中π鍵是如何形成的？乙烯分子：每個碳原子s軌道、2個p軌道分別與3個氫原子形成3個σ鍵，每個碳原子p軌道均有一個未成對電子，兩個p軌道以“肩并肩”相互重疊，形成π鍵乙炔分子：每個碳原子s軌道、1個p軌道分別與2個氫原子形成2個σ鍵，碳原子中另外兩個p軌道與碳原子中的兩個p軌道以“肩并肩”相互重疊，形成兩個π鍵探究本節(jié)小結(jié)共價鍵重疊方式不同σ鍵π鍵成鍵原子不同極性鍵非極性鍵同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)共價鍵第2課時鍵參數(shù)—鍵能、鍵長與健角新課導(dǎo)入N、O、F非金屬性依次增強，N2、O2、F2與氫氣的反應(yīng)能力依次增強，氫化物的穩(wěn)定性依次減弱，其原因是什么？不同分子空間構(gòu)型不盡相同，其原因是什么？1.鍵參數(shù)鍵能——衡量共價鍵的強弱

概念：氣態(tài)分子中1mol化學(xué)鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量。單位：kJ?mol-1條件：鍵能可以通過實驗測定，通常是298.15K、100kPa條件下的標準值平均值講授新課2.鍵能——衡量共價鍵的強弱

某些共價鍵的鍵能

講授新課2.鍵能——衡量共價鍵的強弱

N2、O2、F2與氫氣的反應(yīng)能力依次增強，從鍵能的角度如何理解這一事實？

N—H、O—H、H—F的鍵能依次為390.8kJ?mol-1、462.8kJ?mol-1、568kJ?mol-1，鍵能依次增加，分子的穩(wěn)定性增強，故N2、O2、F2與氫氣的反應(yīng)能力依次增強。學(xué)生活動講授新課2.1molH2分別與1molCl2、1molBr2(蒸氣)反應(yīng)，分別形成2molHCl

和2molHBr，哪一

個反應(yīng)釋放的能量更多？如何用計算的結(jié)構(gòu)說明氯化氫分子和溴化氫分子哪個更容易發(fā)生熱分解生成相應(yīng)的單質(zhì)？通過計算，1molH2分別與1molCl2、1molBr2(蒸氣)反應(yīng)，分別形成2molHCl

和2molHBr，放出能量依次為184.9kJ、102.3kJ，1molH2與1molCl2反應(yīng)形成2molHCl放出的能量多，氯化氫分子更穩(wěn)定，溴化氫分子更容易發(fā)生熱分解生成相應(yīng)的單質(zhì)。講授新課學(xué)生活動鍵能的應(yīng)用判斷共價鍵的穩(wěn)定性從鍵能的定義可知，破壞1mol化學(xué)鍵所需能量越多，即共價鍵的鍵能越大，則共價鍵越牢固。判斷分子的穩(wěn)定性一般來說，結(jié)構(gòu)相似的分子中，共價鍵的鍵能越大，分子越穩(wěn)定。如分子的穩(wěn)定性：HF＞HCl＞HBr＞HI。講授新課鍵能的應(yīng)用估算化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱同一化學(xué)鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量與氣態(tài)原子結(jié)合形成化學(xué)鍵所釋放的能量在數(shù)值上是相等的，故根據(jù)化學(xué)鍵的鍵能數(shù)據(jù)可計算化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱

ΔH=反應(yīng)物中化學(xué)鍵鍵能之和﹣生成物中化學(xué)鍵鍵能之和

講授新課3.鍵長構(gòu)成化學(xué)鍵的兩個原子的核間距。

常見化學(xué)鍵的鍵長。講授新課3.鍵長學(xué)生活動1、對比F—F、Cl—Cl、Br—Br的鍵能和鍵長，總結(jié)鍵能和鍵長的關(guān)系，鍵長和鍵能對分子的性質(zhì)有什么影響？利用鍵長可以判斷共價鍵的穩(wěn)定性，鍵長越短，鍵能越大，表明共價鍵越穩(wěn)定，分子越穩(wěn)定。比如鍵長：F-F＜Cl-Cl＜Br-Br，則分子的穩(wěn)定性F2＞Cl2＞Br2。講授新課3.鍵長鍵長判斷方法根據(jù)原子半徑判斷其他條件相同時，成鍵原子的半徑越小，鍵長越短。如鍵長：H－I>H－Cl>H－F；Br－Br>Cl－Cl>F－F；Si－Si>Si－C>C－C。講授新課3.鍵長鍵長判斷方法根據(jù)共用電子對數(shù)目判斷對于相同的兩原子形成的共價鍵而言，當兩個原子間形成雙鍵、鍵時，由于原子軌道的重疊程度增大，原子之間的核間距減小，鍵長變短，故單鍵鍵長>雙鍵鍵長>三鍵鍵長。如鍵長：C－C>C=C>C≡C。講授新課2.乙烯、乙炔為什么比乙烷活潑？學(xué)生活動雖然鍵長C≡C＜C=C＜C－C，鍵能C≡C＞C=C＞C－C，但乙烯、乙炔在發(fā)生加成反應(yīng)時，只有π鍵斷裂(π鍵的鍵能一般小于σ鍵的鍵能)，即共價鍵部分斷裂。講授新課3.解釋CH4分子的空間結(jié)構(gòu)為正四面體形，而CH3Cl分子的空間結(jié)構(gòu)是四面體形而不是正四面體形。由于C-H和C-Cl的鍵長不相等，CH4分子的空間結(jié)構(gòu)為正四面體形，而CH3Cl分子的空間結(jié)構(gòu)是四面體形而不是正四面體形?？梢婃I長可以判斷分子的空間結(jié)構(gòu)學(xué)生活動講授新課鍵長應(yīng)用判斷共價鍵的穩(wěn)定性鍵長越短，往往鍵能越大，表明共價鍵越穩(wěn)定。判斷分子的空間結(jié)構(gòu)鍵長是影響分子空間結(jié)構(gòu)的因素之一。講授新課4.鍵角在多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角稱為鍵角。常見分子的鍵角：分子式鍵角分子空間構(gòu)型CO2H2ONH3180°105°107°直線形V形三角錐形講授新課4.鍵角意義

鍵角可反映分子的空間構(gòu)型

鍵角是描述分子結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)

多原子分子的鍵角一定，表明共價鍵具有方向性。講授新課本節(jié)小結(jié)同學(xué)們，通過這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛心.誠心.細心.耐心，讓家長放心.孩子安心。第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)分子的空間結(jié)構(gòu)第1課時分子結(jié)構(gòu)的測定與多樣性價層電子對互斥模型新課導(dǎo)入肉眼不能看到分子，科學(xué)家是怎樣知道分子的結(jié)構(gòu)的呢？一.分子結(jié)構(gòu)的測定測定分子結(jié)構(gòu)的現(xiàn)代儀器和方法紅外光譜晶體X射線衍射分子中的原子不是固定不動的，而是處于不斷振動著的。紅外線透過分子時，分子會吸收跟它的某些化學(xué)鍵的振動頻率相同的紅外線，再記錄到譜圖上呈現(xiàn)吸收峰。通過和已有譜圖庫比對，或通過量子化學(xué)計算，可以得知分子中含有何種化學(xué)鍵或官能團的信息。講授新課紅外光譜講授新課一.分子結(jié)構(gòu)的測定質(zhì)譜縱坐標表示相對豐度，橫坐標表示粒子的相對質(zhì)量與其電荷數(shù)之比（m/z），簡稱荷質(zhì)比，化學(xué)家通過分析得知，被測物的相對分子質(zhì)量是92，該物質(zhì)是甲苯。講授新課一.分子結(jié)構(gòu)的測定二、多樣的分子空間結(jié)構(gòu)物質(zhì)化學(xué)式空間結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)式鍵角空間結(jié)構(gòu)模型二氧化碳CO2180°水H2O105°三原子分子的空間構(gòu)型直線形V形講授新課物質(zhì)化學(xué)式空間結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)式鍵角空間結(jié)構(gòu)模型甲醛CH2O120°氨NH3107°四原子分子的空間構(gòu)型平面三角形三角錐形講授新課二、多樣的分子空間結(jié)構(gòu)講授新課物質(zhì)化學(xué)式空間結(jié)構(gòu)結(jié)構(gòu)式鍵角空間結(jié)構(gòu)模型甲烷CH4109°28′正四面體形分子的立體構(gòu)型與鍵角的關(guān)系：分子類型鍵角立體構(gòu)型實例AB2180°CO2、BeCl2、CS2<180°H2O、H2SAB3120°BF3、BCl3<120°NH3、H3O＋、PH3AB4109°28′CH4、NH4+、CCl4直線形V形平面三角形三角錐形正四面體形講授新課三、價層電子對互斥模型(VSEPR)價層電子對互斥模型：分子的空間結(jié)構(gòu)是中心原子周圍的“價層電子對”相互排斥的結(jié)果。VSEPR的“價層電子對”是指分子中的中心原子與結(jié)合原子間的σ鍵電子對和中心原子上的孤電子對。多重鍵只計其中的σ鍵電子對，不計π電子對。σ鍵電子對可由化學(xué)式確定

分子中心原子共價鍵鍵數(shù)鍵電子對數(shù)H2OOO－H2NH3NN－H3SO3SS=O2232講授新課中心原子上的價層電子對數(shù)的計算其中：a表示中心原子的價電子