人教版高中化學(xué)選修三全冊教案

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一1、進(jìn)一步認(rèn)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根據(jù)構(gòu)造原理寫出1—36號元素的電子排布式記憶原子核外電子的能層分布及其能量關(guān)系、能級分布及其能量關(guān)系根據(jù)構(gòu)造原理寫出1—36號元素的電子排布式教學(xué)過程備注物質(zhì)的組成與結(jié)構(gòu)決定物質(zhì)的性質(zhì)和變化，物質(zhì)性質(zhì)的改變是物質(zhì)組成與結(jié)構(gòu)發(fā)生了變化的結(jié)果第一章討論原子結(jié)構(gòu)如何決定物質(zhì)的性質(zhì)第二章深入認(rèn)識分子的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)第三章初步學(xué)會如何考察晶體的結(jié)構(gòu)，初步認(rèn)識晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系1932年比利時科學(xué)家勒梅特首次提出了現(xiàn)代宇宙大爆炸理論并由美國科學(xué)家伽莫夫修改：整個宇宙最初聚集在一個極小體積，極高密度，極高溫度“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H、少量的He及極少量的Li，然后經(jīng)過長或短的發(fā)展過程，以上元素發(fā)生原子核的融合反應(yīng)，分期分批的合成了其它元素。宇宙爆炸之后的不斷膨脹，導(dǎo)致溫度和密度很快下降。隨著溫度降低、冷卻，逐步形成原子、原子核、分子，并復(fù)合成為通常的氣體。氣體逐漸凝聚成星云，星云進(jìn)一步形成各種各樣的恒星和星系，最終形成我們現(xiàn)在所看到一、原子的誕生[指導(dǎo)閱讀課本后回答]氫元素宇宙中最豐富的元素占88.6%（氦1／8另外還有90多種元素，宇宙年齡距近約140億年，地球年齡已有46億年。[介紹]二、原子結(jié)構(gòu)模型（人類對原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識歷史）古希臘哲學(xué)家德謨克利特是原子學(xué)說的奠基人，他認(rèn)為原子是構(gòu)成物質(zhì)的粒子。萬物都是由間斷的、不可分的粒子即原子構(gòu)成的，原子的結(jié)合和分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(xué)家道爾頓是近代原子學(xué)說的創(chuàng)始人。他認(rèn)為原子是組成物質(zhì)的基本粒子，它們是堅實、不可再分的實心球，同種原子的質(zhì)量和性質(zhì)都2、湯姆生原子模型（1904年）英國科學(xué)家湯姆生發(fā)現(xiàn)了電子。他認(rèn)為原子是一個平均稱“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(xué)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(zhì)量幾乎等于原子的全部質(zhì)量，電子在它的周圍沿著不同的軌道運(yùn)轉(zhuǎn)，就象行星環(huán)繞太陽運(yùn)轉(zhuǎn)一樣。（電子繞核旋轉(zhuǎn)的原子結(jié)構(gòu)模型）4、玻爾原子模型（1913年）丹麥物理學(xué)家玻爾通過光譜研究提出電子在核外空間的一定軌道內(nèi)繞核做高速圓周運(yùn)動的理論。（核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型）5、電子云模型（1927年—1935年）又稱現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)學(xué)說。奧地利物理學(xué)家薛定諤等人以量子力學(xué)為基礎(chǔ)，根據(jù)微觀世界的波粒二象性規(guī)律，提出用量子力學(xué)的方法描述核外電子運(yùn)動，即用電子云描述核外電子的運(yùn)動。隨著現(xiàn)代科學(xué)技術(shù)的發(fā)展，科學(xué)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，并且能在晶體硅表面上用探針對硅原子進(jìn)行“搬遷”。[回憶復(fù)習(xí)]原子的組成結(jié)構(gòu)核外電子排布的一般規(guī)律——分層排布(1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。(2)原子核外各電子層最多容納2n2個電子。(3)原于最外層電子數(shù)目不能超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子)。(4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子二、能層與能級多電子原子中，同一能級的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階梯。[新授、板書]層級最多電子數(shù)01.在每一能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……（n代表能層）2.任一能層的能級總的從s能級開始，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)。第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一1、了解原子結(jié)構(gòu)的構(gòu)造原理，能用構(gòu)造原理認(rèn)識原子的核外電子排布2、能用電子排布式表示常見元素（1～36號）原子核外電子的排布根據(jù)構(gòu)造原理寫出1—36號元素的電子排布式記憶原子核外電子的能層分布及其能量關(guān)系、能級分布及其能量關(guān)系根據(jù)構(gòu)造原理寫出1—36號元素的電子排布式三、構(gòu)造原理構(gòu)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，2、電子排布式構(gòu)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。3、原子的外圍電子排布4、簡化電子排布式5、能級交錯與原子最外層、次外層容納電子數(shù)的關(guān)系第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一1.知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理2.知道原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)的涵義3.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4．了解原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)，電子云和原子軌道的涵義5．了解泡利原理、洪特規(guī)則及其應(yīng)用1.知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特規(guī)則1.知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特規(guī)則四、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(zhuǎn)化的能量轉(zhuǎn)化的關(guān)系)能量基態(tài)原子激發(fā)態(tài)原子基態(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(xué)家們通過太陽光譜的分析發(fā)現(xiàn)了稀有氣體氦，化學(xué)研究中利用光譜分析檢測一些物質(zhì)的存在與含量。五、電子云與原子軌道核外電子運(yùn)動的特點(diǎn)：①質(zhì)量極?、谶\(yùn)動空間極小③極高速運(yùn)動1、電子云：電子在原子核外空間一定范圍內(nèi)出現(xiàn)的，象一團(tuán)帶負(fù)電的云霧籠罩在原子周圍。電子云是核外電子運(yùn)動狀態(tài)的形象化描述。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，y、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。f能級各有7……應(yīng)為s、p、d、f……的軌道數(shù)。據(jù)此分3、軌道表示式：用“□”表示軌道，用“↑”或“↓”表示容納的電子。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。（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(yùn)動狀態(tài)完全相同的電子。運(yùn)動狀態(tài)包含能級（2）洪特規(guī)則：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24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1半充滿全充滿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則是、、。3、核外電子的表示方法（2）原子結(jié)構(gòu)示意圖（3）核外電子排布式（4）軌道表示式【鞏固練習(xí)】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)：(第三課1、了解元素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用元素的電負(fù)性說明元素的某些性質(zhì)2、能根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元素的“對角線”規(guī)則。3、能從物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的視角解釋一些化學(xué)現(xiàn)象，預(yù)測物質(zhì)的有關(guān)性質(zhì)(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。（2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。③判斷化學(xué)鍵的類型對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。［復(fù)習(xí)］1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關(guān)系？［講］元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。電負(fù)性的概念是由美國化學(xué)家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小(如圖1—22)。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。［講］用來表示當(dāng)兩個不同原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。鮑林給電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。［板書2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。［講］鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計算，以氟的電負(fù)性為4．0和鋰的電負(fù)性為1。0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性(稀有氣體未計)，如圖l—23所示。［思考與交流］同周期元素、同主族元素電負(fù)性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電［講］金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小，其金屬性越強(qiáng)；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負(fù)性越大，其非金屬性越強(qiáng)；故可以用電負(fù)性來度量金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱。周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。［講］同周期元素從左往右，電負(fù)性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。同主族元素從上往下，電負(fù)性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。同周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增；同主族，自上而下，元素的電負(fù)性遞減，對副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)出這種變化趨勢。［講］電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下［科學(xué)探究］根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。［講］元素的電負(fù)性用于判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及元素的活潑性。通常，電負(fù)性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強(qiáng)的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7，是最強(qiáng)的金屬元素，［講］金屬的電負(fù)性一般都小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般都大于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(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。［講］利用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價的正負(fù)；電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價。［講］電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負(fù)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；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價為負(fù)價［板書］③判斷化學(xué)鍵的類型［講］一般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負(fù)性差值小于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時，通常形成非極性鍵，不為零時易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵［點(diǎn)擊試題］已知元素的電負(fù)性和元素的化合價等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi已知：兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7時，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負(fù)性差值?、俑鶕?jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律是。Mg3N2BeCl2AlCl3SiC解析：元素的電負(fù)性是元素的性質(zhì)，隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及上表中數(shù)值：Mg3N2電負(fù)性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl2AlCl3SiC電負(fù)性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共價鍵，為共價化合物。答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.Mg3N2；離子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均為共價化合物。［板書］對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主的含氧酸酸性的強(qiáng)弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對角線規(guī)則。1.2，Be、Al電負(fù)性均為1.5，B、Si的電負(fù)性分別為［講］除此之外，我們還要注意電離能和電負(fù)性間的關(guān)系。通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但I(xiàn)IA族，VA族元素原子的價電子排布分別為ns2,ns2np3，為全滿和半滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常大。［小結(jié)］原子半徑、電離能、電負(fù)性的周期性變化規(guī)律：在元素周期表中同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，第一電離能逐漸增大（趨勢電負(fù)性逐漸增大。在元素周期表中同主族從上到下原子半徑逐漸增大，第一電離能逐漸減小，電負(fù)性逐漸減小。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)：(第二課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(jìn)一步形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的基本觀念，初步認(rèn)識物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系4、認(rèn)識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系5、認(rèn)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)用價值電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系板書設(shè)計二、元素周期律2、第一電離能③變化規(guī)律①根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布②根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。③判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱［引入］我們知道元素性質(zhì)是由元素原子結(jié)構(gòu)決定的，那具體影響哪些性質(zhì)呢？［講］元素的性質(zhì)指元素的金屬性和非金屬性、元素的主要化合價、原子半徑、元素的第一電離能和電負(fù)性。［學(xué)與問］元素周期表中，同周期的主族元素從左到右，最高化合價和最低化合價、金［小結(jié)］同周期主族元素從左到右，元素最高化合價和最低化合價逐漸升高，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。［講］元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素周期律。元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，下面，我們來討論原子半徑、電離能和電負(fù)性的周期性變化。［板書］二、元素周期律［學(xué)與問］1．元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng)2．元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng)如何理解［小結(jié)］同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要原因是由于核電荷數(shù)的增加使核對電子的引力增加而帶來原子半徑減小的趨勢大于增加電子后電子間斥力增大帶來原子半徑增大的趨勢。同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。其主要原因是由于電子能層增加，電子間的斥力使原子的半徑增大。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負(fù)電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當(dāng)電子能層相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。(2)粒子半徑的變化規(guī)律［小結(jié)］1、原子半徑大小比較：電子層數(shù)越多，其原子半徑越大。當(dāng)電子層數(shù)相同時，隨著核電荷數(shù)增加，原子半徑逐漸減小。2、核外電子排布相同的離子，隨核電荷數(shù)的增大，半徑減小。［講］原子為基態(tài)原子，保證失去電子時消耗能量最低。電離能用來表示原子或分子失去電子的難易程度。電離能越大，表示原子或離子越難失電子；電離能越小，表示原子或離子易失電子［問］讀圖l—21。堿金屬原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢?［講］從圖l—2l可見，每個周期的第一個元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最后一個［學(xué)與問］金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系?［講］第一電離能越小，越易失去電子，金屬的活潑性就越強(qiáng)。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(qiáng)。［講］同周期元素：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；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。短周期元素的這種遞變更為明顯，這是同周期元素原子電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大和原子半徑減小，核對外層電子的有效吸引作用依次增強(qiáng)的必然結(jié)果。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容易失去電子電子。這是因為同主族元素原子的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。過渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則，隨元素原子序數(shù)的增加從左到右略有增加。這是因為對這些元素的原子來說，增加的電子大部分排布在(n-1)d軌道上，核對外層電子的有效吸引作用變化不是太大。同周期元素：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容易失去電子電［講］總之，第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結(jié)果［思考與交流］Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能Al，Zn的第一電離能大于Ga？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［講］但值得我們注意的是：元素第一電離能的周期性變化規(guī)律中的一些反常：同一周期，隨元素核電荷數(shù)的增加，元素第一電離能呈增大的趨勢。主族元素：左-右：第一電d10）和半滿（p3、d5）構(gòu)型是比較穩(wěn)定的構(gòu)型有關(guān)。當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空、半充滿和全充滿結(jié)構(gòu)時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。故磷的第一電離能比硫的大，Mg的第一電離能比Al的第一電離能大。［講］在同周期元素中，稀有氣體的第一電離能最大。金屬越活潑，金屬元素的第一電離能越小，非金屬越活潑，非金屬元素的第一電離能越大。［學(xué)與問］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。為什么原子的逐級電離能越來越大?這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系?［講］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)正離子所需要的最低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(guān)系：I1<I2<I3<I4<I5……即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。2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，說明核外電子是分能層排布的。［介紹］第二電離能；由+1價氣態(tài)陽離子再失去1個電子形成+2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能，常用符號I2表示，依［講］通常，原子的第二電離能高于第一電離能，第三電離能又高于第二電離能。這是因為元素的原子失去電子后，原子核對核外電子的作用增加，再失［講］根據(jù)電離能的定義可知，電離能越小，表示在氣態(tài)時該原子越容易失去電子；反之，電離能越大，表明在氣態(tài)時該原子越難失去電子。因此，運(yùn)用電離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失電子的難易程度。［講］如LiI1<<I2<I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上，且最外層上只有一個電子［板書］根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。電離能較低時，原子失去電子形成陽離子的價態(tài)為該元素的常見的價態(tài)。如Na的第一電離能較小，第二電離能突然增大(相當(dāng)于第一電離能的10倍)，故Na的化合價為+1，而Mg在第三電離發(fā)生突變，故Mg的化合價為+2、［板書］判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱［講］I1越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，I1越小，元素的金［講］需要我們注意的是，金屬活動性表示的是在水溶液中金屬單質(zhì)中的原子失去電子的能力，而電離能是指金屬元素在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，二者對應(yīng)條件不同，所以排列順序不完全一致。1、會判斷一些典型分子的立體結(jié)構(gòu)，認(rèn)識分子結(jié)構(gòu)的多樣性和復(fù)雜性。2、初步認(rèn)識價層電子對互斥模型；理解價層電子對互斥模型。3、能用VSEPR模型預(yù)測簡單分子或離子的立體結(jié)構(gòu)；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)利用價層電子對互斥模型預(yù)測分子的立體結(jié)構(gòu)1、典型的分子的空間構(gòu)型化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式鍵角立體構(gòu)型2OCH2O42、共價鍵的形成具有方向性。大多數(shù)分子是由兩個以上原子構(gòu)成的，在多原子分子中，原子的空間關(guān)系不同，便形成不同的立體結(jié)構(gòu)。常見典型分子的立體結(jié)構(gòu)ABn立體結(jié)構(gòu)雙原子分子直線形三原子分子直線形五原子分子平面三角形三角錐形正四面體形此外，還有一些結(jié)構(gòu)特殊、更復(fù)雜的常見分子的結(jié)構(gòu)見課本36頁圖2—12。3、分子的穩(wěn)定性與其立體結(jié)構(gòu)*4、分子的立體結(jié)構(gòu)的測定：紅外光譜測定分子的立體結(jié)構(gòu)見課本P37[科學(xué)視野]提出問題：同樣三原子分子CO2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，為什么它們的空間結(jié)構(gòu)二、價層電子對互斥理論1、價層電子對互斥理論：對ABn型的分子或離子，中心原子A價層電子對（包括用于形成σ鍵電子對和沒有成鍵的孤對電子）之間存在排斥力，將使分子中的原子處于盡可能遠(yuǎn)的相對位置上，以使彼此之間斥力最小，分子體系能量最低。[講]這種模型把分子分成以下兩大類：一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵，如C02、CH20、CH4等分子中的碳原子，在這類分子中，由于價層電子對之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠(yuǎn)離，成鍵原子的幾何構(gòu)型總是采取電子對排斥最小的那種結(jié)構(gòu)。它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)n來預(yù)測，概括如下：（1）第一類：是中心原子沒有孤對電子（中心原子上的價電子都用于形成共價鍵）的如：中心原子為BeBC等族原子時。它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)（n）來預(yù)測（即σ鍵數(shù)目），概括如下：對數(shù)223CH2344（2）第二類：是中心原子上有孤對電子（未用于形成共價鍵的電子對）的分子，如中心原子為N、O、S等族元素時。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。價層電含孤電子對的分子的立體構(gòu)立體式式VSEPR模型型2O［板書］3、價層電子對互斥理論的應(yīng)用［講］推斷分子或離子的空間構(gòu)型的具體步驟［板書］(1)中心原子A價層電子對數(shù)目（包括σ鍵電子對和孤電子對）==中心原子A的價電子數(shù)與配體B提供共用的電子數(shù)之和的一半(2)氧族元素原子作為配體原子時，可認(rèn)為不提供電子，但作為中心原子時可認(rèn)為它所提供所有的6個價電子(3)如果討論的是離子，則應(yīng)加上或減去與離子電荷相應(yīng)的電子數(shù)。如PO43-中P原子價層電子數(shù)就加上3，而NH4＋中N原子的價層電子數(shù)應(yīng)減去1(4)如果價層電子數(shù)出現(xiàn)奇數(shù)電子，可把這個單電子當(dāng)作電子對來看待（2）確定價層電子對的空間構(gòu)型［講］由于價層電子對之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可的相互遠(yuǎn)離。價層電子對的空間構(gòu)型與價層電子對數(shù)目的關(guān)系：［投影］價層電子對數(shù)目與價層電子對構(gòu)型關(guān)系價層電子對數(shù)目價層電子對構(gòu)型（3）確定孤電子對數(shù)（4）確定粒子實際構(gòu)型1、確定BF3，NH4+，SO32-的VSEPR模型和立體結(jié)構(gòu)BF3結(jié)構(gòu)式成鍵電子對孤電子對VSEPR模型立體結(jié)構(gòu)SO32-2、根據(jù)中心原子的孤對電子對的數(shù)目及中心原子結(jié)合的原子數(shù)目確定微粒的空間構(gòu)型。分子或中心原子分子或離子VSEPRVSEPR模型分子或離分子或離子的孤對電對數(shù)模型子的立體立體構(gòu)型的22【思維拓展】分析下列離子的空間構(gòu)型第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)1、了解原子晶體的概念，掌握原子晶體的熔、沸點(diǎn)，硬度等物理性質(zhì)。2、掌握金剛石、晶體硅、二氧化硅等典型晶體的晶胞。3、理解并掌握原子晶體內(nèi)原子間作用力的類型。晶體類型與性質(zhì)之間的關(guān)系原子晶體的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)教學(xué)過程備注在化學(xué)性質(zhì)上有著不少相似之處。大家來看一下這一張表：二氧化碳二氧化硅熔點(diǎn)(℃)-56.2-78.5沸點(diǎn)(℃)那為什么兩者的熔、沸點(diǎn)相差這么大？二氧化硅又符不符合分子晶體的特征呢？相鄰原子間以共價鍵相互結(jié)合形成的具有三維的共價鍵網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體，叫原子晶體，又叫共價晶體。(1)只存在共價鍵，不遵循密堆積原則(2)不存在單個分子，化學(xué)式只表示其原子個數(shù)比。問：⑴金剛石晶體中，碳原子的雜化方式為什么？碳碳鍵的夾角為多少？①在晶體中每個碳原子以四個共價鍵與相鄰的4個碳原子相結(jié)合。②晶體中C-C-C夾角為109°28′，碳原子采取了sp3雜化。③最小環(huán)上有六個碳原子。④晶體中碳原子個數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為1:2(1)某些非金屬單質(zhì)，如：金剛石、晶體硅、晶體硼等。(2)某些非金屬化合物，如：碳化硅(SiC)等。5．原子晶體的物理性質(zhì)及變化規(guī)律：①因為原子晶體中原子間以較強(qiáng)的共價鍵相結(jié)合，熔化時需要很多的能量克服共價鍵，所以原子晶體的熔、沸點(diǎn)很高，硬度很大，沒有延展性。②因為構(gòu)成原子晶體的原子最外層電子都已成鍵，結(jié)構(gòu)穩(wěn)定，鍵能較大，所以原子晶體一般不導(dǎo)電，難溶于水。在結(jié)構(gòu)相似的情況下，原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，晶體的熔點(diǎn)就越高，第一章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)1.認(rèn)識雜化軌道理論的要點(diǎn)2.進(jìn)一步了解有機(jī)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)型雜化軌道理論的要點(diǎn)雜化軌道理論[質(zhì)疑]我們已經(jīng)知道，甲烷分子呈正四面體形結(jié)構(gòu)，它的4個C--H鍵的鍵長相同，H該是π鍵，然而，碳原子的4個價層原子軌道是3個相互垂直的2p軌道和1個球形的2s軌道，用它們跟4個氫原子的ls原子軌道重疊，不可能得到四面體構(gòu)型的甲烷分子。［講］碳原子具有四個完全相同的軌道與四個氫原子的電子云重疊成鍵。［引入］碳原子的價電子構(gòu)型2s22p2，是由一個2s軌道和三個2p軌道組成的，為什么有這四個相同的軌道呢？為了解釋這個構(gòu)型Pauling提出了雜化軌道理論。[講]雜化軌道理論是一種價鍵理論，是鮑林為了解釋分子的立體結(jié)構(gòu)提出的。為了解決甲烷分子四面體構(gòu)型，鮑林提出了雜化軌道理論，它的要點(diǎn)是：當(dāng)碳原子與4個氫原子形成甲烷分子時，碳原子的2s軌道和3個2p軌道會發(fā)生混雜，混雜時保持軌道總數(shù)不變，卻得到4個相同的軌道，夾角109°28′，稱為sp3雜化軌道，表示這4個軌道是由1個s軌道和3個p軌道雜化形成的。當(dāng)碳原子跟4個氫原子結(jié)合時，碳原子以4個sp3雜化軌道分別與4個氫原子的ls軌道重疊，形成4個C--Hσ鍵，因此呈正四面體的分［講］雜化軌道理論認(rèn)為：在形成分子時，通常存在激發(fā)、雜化、軌道重疊等過程。但應(yīng)注意，原子軌道的雜化，只有在形成分子的過程中才會發(fā)生，而孤立的原子是不可能發(fā)生雜化的。同時只有能量相近的原子軌道才能發(fā)生雜化，而1s軌道與2p軌道由于能量相差較大，它是不能發(fā)生雜化的。［講］我們需要格外注意的是，雜化軌道只用于形成σ鍵或者用來容納孤對電子剩余的p軌道可以形成π鍵[講]價層電子對互斥模型時我們知道，H20和NH3的VSEPR模型跟甲烷分子一樣，也是四面體形的，因此它們的中心原子也是采取sp3雜化的。所不同的是，水分子的氧原子的sp3雜化軌道有2個是由孤對電子占據(jù)的，而氨分子的氮原子的sp3雜化軌道有1個由孤［講］凡屬于VESPR模型的AY4的分子中心原子A都采取sp3雜化類型。例如CH4、NH3、H2O等。其中像CH4這類與中心原子鍵合的是同一種原子，因此分子呈高度對稱的正四面H2O這類物質(zhì)的中心原子的4個sp3雜化軌道用于構(gòu)建不同的σ鍵或孤對電子，這個的4個雜化軌道顯然有差別，叫做不等性雜化，F(xiàn)B[講]應(yīng)當(dāng)注意的是，雜化過程中還有未參與雜化的p軌道，可用于形成π鍵，而雜化軌道只用于形成σ鍵或者用來容納未參與成鍵的孤對電子。而沒有填充電子的空軌道一般［講］乙烯分子中的碳原子的原子軌道采用sp2雜化。其中兩個碳原子間各用一個sp2雜化軌道與氫原子形成σ鍵，兩個碳原子各用一個未參雜化軌道與氫原子形成σ鍵，兩個碳原子各用一個未參直線形直線形激發(fā)激發(fā)態(tài)激發(fā)態(tài)直線形鍵合鍵合化合態(tài)［講］雜化軌道成鍵時，要滿足化學(xué)鍵間最小排斥原理，鍵與鍵間的排斥力大小決定于鍵的方向，即決定于雜化軌道間的夾角。由于鍵角越大化學(xué)鍵之間的排斥能越小，對sp雜化來說，當(dāng)鍵角為180時，其排拆力最小，所以sp雜化軌道成鍵時分子呈直線形；對sp2雜化來說，當(dāng)鍵角為120時，其排斥力最小，所以sp2雜化軌道成鍵時，分子呈平面三角形。由于雜化軌道類型不同，雜化軌道夾角也不相同，其成鍵時鍵角也不相同，故雜化軌道的類型與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。［講］為了清晰的表示出成鍵電子和孤對電子，更有利的解釋物質(zhì)空間構(gòu)型的關(guān)系，我們引入了路易斯式。路易斯結(jié)構(gòu)式是用短線表示鍵合電子，小黑點(diǎn)表示未鍵合的價電子[科學(xué)探究]1、寫出[科學(xué)探究]1、寫出HCN分子和CH20分子的路易斯結(jié)構(gòu)式。2．用VSEPR模型對HCN分子和CH2O分子的立體結(jié)構(gòu)進(jìn)行預(yù)測(用立體結(jié)構(gòu)模型表示)3．寫出HCN分子和CH20分子的中心原子的雜化類型。4．分析HCN分子和CH2O分子中的π鍵。2、直線型平面三角型即C-H和C-N之間各有一個σ鍵，另外C-N之間有兩個Π鍵。甲醛分子中C-H之間有2即C-H和C-N之間各有一個σ鍵，另外C-N之間有兩個Π鍵。甲醛分子中C-H之間有2中心原子的價電子數(shù)+配位原子的成鍵電子數(shù)+電荷數(shù)2［講］在上述公式使用時，電荷為正值時，取負(fù)號，電荷為負(fù)值時，取正號。當(dāng)配位原子為氧原子或硫原子時，成鍵電子數(shù)為零。34［小結(jié)］無論是價層電子對互斥理論還是雜化軌道理論，我們都是為了合理的解釋分子雜化類型雜化軌道數(shù)目234雜化軌道間的夾角空間構(gòu)型平面三角形第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)分子的立體結(jié)構(gòu)：(配合物)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配位鍵、配位化合物的概念配合物理論引入］我們在了解了價層電子互斥理論和雜化軌道理論后，我們再來學(xué)習(xí)一類特殊的化合物，配合物 水合銅離子。在四水合銅離子中，銅離子與水分子之間的化學(xué)鍵是由水分子提供孤對電子對給予銅離子，銅離子接受水分子的孤對電子形成的，這類“電子對給予—接受鍵”［講］配位鍵是一種特殊的共價鍵,但形成配位鍵的共用電子對由一方提供而不是由雙方血紅蛋白等等。通常把金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物。[講]已知配合物的品種超過數(shù)百萬，是一個龐大的化合物家族。［練習(xí)］如：[Co(NH3)5Cl]Cl2這種配合物，其配位體有兩種：NH3、Cl-，配［講］配合物的命名，關(guān)鍵在于配合物內(nèi)界（即配離子）的命名。命名順序：自右向左：配位體數(shù)（即配位體右下角的數(shù)字）——配位體名稱——“合”字或“絡(luò)”字——中心離子的名稱——中心離子的化合價。例如[Zn(NH3)2]SO4讀作硫酸二氨合鋅4+[講]在[Cu（NH3）4]2＋里，NH3分子的氮原子給出孤對電子對，Cu2＋接受電子對，以配位鍵形成了[Cu（NH3）4]2+［講］配合物溶于水易電離為內(nèi)界配離子和外界離子，而內(nèi)界的配體離子和分子通常不[魔術(shù)表演]向黑板上懸掛的一副人物素描圖象上噴灑一無色溶液，結(jié)果眼眶中流出了血淚[實驗2-3]向盛有氯化鐵溶液(或任何含F(xiàn)e3＋的溶液)的試管中滴加1滴硫氰化鉀(KSCN)溶[實驗現(xiàn)象]看到試管里溶液的顏色跟血液極為相似。[講]這種顏色是三價鐵離子跟硫氰酸根(SCN—)離子形成的配離子。利用該離子的顏色，可鑒定溶液中存在Fe3＋；又由于該離子的顏色極似血液，常被用于電影特技和魔術(shù)表演。[講]配位鍵的強(qiáng)度有大有小，因而有的配合物很穩(wěn)定，有的很不穩(wěn)定。許多過渡金屬離子對多種配體具有很強(qiáng)的結(jié)合力，是因為過渡金屬原子或離子都有接受孤對電子的空軌道，對多種配體具有較強(qiáng)的結(jié)合力，因而，過渡金屬配合物遠(yuǎn)比主族金屬配合物多。[投影]科學(xué)視野：已知的配合物種類繁多，新的配合物由于紛繁復(fù)雜的有機(jī)物配體而層出不窮，使得無機(jī)化合物的品種迅速增長。葉綠素、血紅素和維生素B12都是配合物，它們的配體大同小異，是一種稱為卟啉的大環(huán)有機(jī)物，而中心離子分別是鎂離子、亞鐵離子和鈷離子。圖2—25是葉綠素的結(jié)構(gòu)示意圖：課題第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第三節(jié)分子的性質(zhì)：(第一課時)1、了解極性共價鍵和非極性共價鍵；2、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3、范德華力、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響4、能舉例說明化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別5、例舉含有氫鍵的物質(zhì)6、從分子結(jié)構(gòu)的角度，認(rèn)識“相似相溶”規(guī)律。7、了解“手性分子”在生命科學(xué)等方面的應(yīng)用。8、能用分子結(jié)構(gòu)的知識解釋無機(jī)含氧酸分子的酸性。多原子分子中，極性分子和非極性分子的判斷分子間作用力、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響手性分子和無機(jī)含氧酸分子的酸性多原子分子中，極性分子和非極性分子的判斷分子間作用力、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響手性分子和無機(jī)含氧酸分子的酸性［板書］一、共價鍵及其分類2、按成鍵的共用電子對情況可分為：單鍵、雙鍵、三鍵、配位鍵子，一個呈正電性(δ+另一個呈負(fù)電性(δ一)。[板書]3、按成鍵原子的電負(fù)性差異可分為極性鍵和非極性鍵(1)、極性鍵：由不同原子形成的共價鍵。吸電子能力較強(qiáng)一方呈正電性(δ+另一個呈負(fù)電性(δ-)。［講］成鍵原子的電負(fù)性差值越大，鍵的極性可以認(rèn)為成鍵電子對完全移到電負(fù)性很大的原子一方。這時原子轉(zhuǎn)變成為離子，從而形[講]分子有極性分子和非極性分子之分。我們可以這樣認(rèn)為，分子中正電荷的作用集中于一點(diǎn)，是正電中心；負(fù)電荷的作用集中于一點(diǎn)，是負(fù)電中心。在極性分子中，正電荷中心和負(fù)電中心不重合，使分子的某一個部分呈正電性(δ+)，另一部分呈負(fù)電性(δ一)；非極性分子的正電中心和負(fù)電中心重合。如果正電中心和負(fù)電中心重合，這樣的分子就是非極性分子1、極性分子和非極性分子：極性分子中，正電荷中心和負(fù)電中心不重合；非極性分子1、以下雙原子分子中，哪些是極性分子，分子哪些是非極性分子？H2HCl2．以下非金屬單質(zhì)分子中，哪個是極性分子，哪個是非極性分子?P43．以下化合物分子中，哪些是極性分子，哪些是非極性分子？CO2HCNH20NH3BF3CH4CH3Cl3、CO2BF3NH3CH3ClHCNBF3NH3分子的極性是分子中化學(xué)鍵的極性的向量和。只含非極性鍵的分子也不一定是含極性鍵的分子有沒有極性，必須依據(jù)分子中極性鍵的極性的向量和是否等于零而定。（2）如果分子結(jié)構(gòu)是空間對稱的，則鍵的極性相互抵消，各個鍵的極性和為零，整個分子就是非極性分子，否則是極性分子。（1）單質(zhì)分子大多是非極性分子，但O3（V形）不是（2）雙原子化合物分子都是極性分子（3）多原子化合物分子空間結(jié)構(gòu)對稱的是非極性分子，不對稱的是極性分子（4）、ABm型分子極性的判斷方法［講］ABm型分子中中心原子的化合價的絕對值等于該元素的價電子數(shù)時，該分子為非極性分子，此時分子的空間結(jié)構(gòu)對稱。反之為極性分子?；瘜W(xué)式BF3PCl5H2ONH3中心原子化合價絕對值3456234中心原子價電子數(shù)3456656分子極性非極性非極性非極性非極性［引入］我們知道，化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)是舊鍵的斷裂和新鍵的形成的過程，化學(xué)鍵主要影響了化學(xué)性質(zhì)，那么，物質(zhì)的溶沸點(diǎn)、溶解性又受什么影響呢？這節(jié)課就讓我們來主要研究一下物理性質(zhì)的影響因素。[講]降溫加壓氣體會液化，降溫液體會凝固，這一事實表明，分子之間存在著相互作用力。范德華(vandcrWaRls)是最早研究分子間普遍存在作用力的科學(xué)家，因而把這類分子[板書]三、分子間作用力及其對物質(zhì)的影響(1)定義：把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力，又稱范德華力，其實質(zhì)是分子間的電性引力［講］從氣體在降低溫度、增大壓強(qiáng)時能夠凝結(jié)成液態(tài)或固態(tài)(在這個過程中，氣體分子間的距離不斷縮小，并由不規(guī)則運(yùn)動的混亂狀態(tài)轉(zhuǎn)變成為規(guī)則排列)的事實可以證明分子范德華力很弱，存在于分子之間，且分子間充分接近時才有，如固體和液體中，約比化[匯報]相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大，熔、沸點(diǎn)越來越高。［講］能量遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵能，分子間作用力一般只有每摩爾幾千焦至幾十千焦，比化學(xué)能小1-2個數(shù)量極，分子間作用力主要影響分子晶體類型物質(zhì)的物理性質(zhì)，而化學(xué)鍵主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)。存在于分子之間，且分子間充分接近時才有相互間的作用力，如固體和液體物質(zhì)中。[問]夏天經(jīng)常見到許多壁虎在墻壁或天花板上爬行，卻[講]證明壁虎的足與墻體之間的作用力在本質(zhì)上是它的細(xì)毛與墻體之間的范德華力。[設(shè)問]你是否知道，常見物質(zhì)中，水是熔、沸點(diǎn)較高的液體之一?你是否知道，冰的密度比液態(tài)的水小?［投影］為什么水、氟化氫和氨的沸點(diǎn)出現(xiàn)反常。[講]為了解釋水的這些奇特性質(zhì)，人們提出了氫鍵的概念。氫鍵是除范德華力外的另一種分子間作用力，它是由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫原子(如水分子中的氫)與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子(如水分子中的氧)之間的作用力。[板書]1、氫鍵：是由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫原子(如水分子中的氫)與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子(N、O、F)之間的作用力。[講]以HF為例，在HF分子中，由于F原子吸引電子的能力很強(qiáng)，H-F鍵的極性很強(qiáng)，共用電子對強(qiáng)烈地偏向F原子，亦即H原子的電子云被F原子吸引，使H原子幾乎成為“裸露”為質(zhì)子。這個半徑很小、帶部分正電荷的H核，與另一個HF分子帶部分負(fù)電荷的F原子相互吸引。這種靜電吸引作用就是氫鍵。［講］氫鍵不是化學(xué)鍵，為了與化學(xué)鍵相區(qū)別，在下圖中用“…”來表示氫鍵，注意三個原子要在同一條直線上。［板書］2、氫鍵表示方法：X—H…Y。（XY是NOF的一種）氫原子兩邊的X原子和Y原子所屬元素具有很強(qiáng)的電負(fù)性、很小的原子半徑是氫鍵形成的另一個條件。由于X原子和Y原子具有強(qiáng)烈吸引電子的作用，氫鍵才能存在。這類原子應(yīng)該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。有機(jī)物分子中含有羥基時，通常能形成氫鍵。3、特征：不屬于化學(xué)鍵，是一種分子間作用力，比鍵能小1-2個數(shù)量級［講］由于氫鍵的存在，大大加強(qiáng)了水分子之間的作用力，使水的熔、沸點(diǎn)較高。另外，實驗還證明，接近水的沸點(diǎn)的水蒸氣的相對分子質(zhì)量測定值比用化學(xué)式H2O計算出來的相對分子質(zhì)量大一些。用氫鍵能夠解釋這種異常性：接近水的沸點(diǎn)的水蒸氣中存在相當(dāng)量的水分子因氫鍵而相互“締合”，形成所謂“締合分子”。4、水中氫鍵對水的性質(zhì)的影響水結(jié)冰時體積增大，密度減?。壑v］氫鍵既可以存在于分子之間，也可存在于分子內(nèi)部的原子團(tuán)之間。如鄰羥基苯甲醛在分子內(nèi)形成了氫鍵，在分子之間不存在氫鍵，對羥基苯甲醛不可能形成分子內(nèi)氫鍵，只能在分子間形成氫鍵，因而，前者的沸點(diǎn)低于后者的沸點(diǎn)。分子間氫鍵使物質(zhì)熔點(diǎn)升高分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔點(diǎn)降低[投影小結(jié)]分子間作用力與氫鍵的比較[復(fù)習(xí)]分子的極性判斷標(biāo)準(zhǔn)，分子間作用力對物質(zhì)性質(zhì)的影響。[過渡]今天我們利用已學(xué)過的分子結(jié)構(gòu)理論，繼續(xù)研究物質(zhì)的其它性質(zhì)。[講]物質(zhì)相互溶解的性質(zhì)十分復(fù)雜，有許多制約因素，如溫度、壓強(qiáng)等。從分子結(jié)構(gòu)的角度，存在“相似相溶”的規(guī)律。蔗糖和氨易溶于水，難溶于四氯化碳；而萘和碘卻易溶于四氯化碳，難溶于水。如果分析溶質(zhì)和溶劑的結(jié)構(gòu)就可以知道原因了：蔗糖、氨、水是極性分子，而萘、碘、四氯化碳是非極性分子。通過對許多實驗的觀察和研究，人們得出了一個經(jīng)驗性的“相似相溶”的規(guī)律：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。[板書]1、“相似相溶”的規(guī)律：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。2、水是極性溶劑，極性溶質(zhì)（包括離子化合物）比非極性溶質(zhì)在水中的溶解度大。此外，“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性。例如，乙醇的化學(xué)式為CH3CH20H，其中的一OH與水分子的一OH相近，因而乙醇能與水互溶；而戊醇CH3CH2CH2CH2CH20H中的烴基較大，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、適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，溶質(zhì)分子與溶劑分子之間的范德華力越大，則溶質(zhì)分子如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。4、當(dāng)溶質(zhì)分子和溶劑分子間形成氫鍵時，會使溶質(zhì)的溶解度增大。5、如果遇到溶質(zhì)與水發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，增加溶質(zhì)的溶解度如SO2與水發(fā)生反應(yīng)生成亞硫酸，后者可溶于水，因此，將增加SO2的溶解度。似相溶”規(guī)則，應(yīng)當(dāng)用有機(jī)溶劑溶解油漆而不能用水溶解油漆。非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，而水是極性分子。[板書]1、具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體。有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。[講]手性分子在生命科學(xué)和生產(chǎn)手性藥物方面有廣泛的應(yīng)用。如圖所示的分子，是由一家德國制藥廠在1957年10月1日上市的高效鎮(zhèn)靜劑，中文藥名為“反應(yīng)?！保苁故哒呙烂赖厮瘋€好覺，能迅速止痛并能夠減輕孕婦的妊娠反應(yīng)。然而，不久就發(fā)現(xiàn)世界各地相繼出現(xiàn)了一些畸形兒，后被科學(xué)家證實，是孕婦服用了這種藥物導(dǎo)致的隨后的藥物化學(xué)研究證實，在這種藥物中，只有圖左邊的分子才有這種毒副作用，而右邊的分子卻沒有這種毒副作用。人類從這一藥物史上的悲劇中吸取教訓(xùn)，不久各國紛紛規(guī)定，今后凡生產(chǎn)手性藥物，必須把手性異構(gòu)體分離開，只出售能治病的那種手性異構(gòu)體的藥[板書]2、手性碳原子：如果一個碳原子所連接的四個原子或原子團(tuán)各不相同，則該碳[講]2001年10月諾貝爾獎授予了在手性催化反應(yīng)方面所取得卓著成績的美國和日本的三位科學(xué)家。有機(jī)物分子中如果在一個碳原子上連接有4個不同的基團(tuán)，則會形成兩種不同的四面體空間構(gòu)型，它們互為鏡像，互稱為對映異構(gòu)體，如同人的左右手一樣，外有這種特性的分子稱為手性分子，例如乳酸分子：［講］合成藥物絕大多數(shù)為手性分子。研究表明，在藥物分子的對映異構(gòu)體中，只有一種對疾病有治療作用，而另一種則沒有藥效，甚至對人體有毒副作用。手性催化劑只催化或者主要催化一種手性分子的合成，可以比喻成握手——手性催化劑像迎賓的主人伸出右手，被催化合成的手性分子像客人，總是伸出右手去握手。[板書]3、手性分子的用途，生產(chǎn)手性藥物和手性催化劑［講］構(gòu)成生命體的有機(jī)物約大多數(shù)為手性分子。兩個手性分子的性質(zhì)不同，且手性有機(jī)物中必定含手性碳原子。手性分子的主要應(yīng)用是生產(chǎn)手性藥物和手性催化劑，手性催化劑只催化或主要催化一種手性分子的合成。[自學(xué)]科學(xué)史話：了解巴斯德實驗室合成的有機(jī)物酒石酸鹽并制得手性機(jī)物酒石酸鹽過實際上在它們的分子結(jié)構(gòu)中，氫離子卻是和酸根上的一個氧相連接的，所以它們的結(jié)構(gòu)［講］無機(jī)含氧酸之所以能顯酸性，是因為其分子中含有—OH，而—OH上的H在水分子的作用下能夠電離H＋、而顯示一定的酸性。[講]我們知道，H2S04和H2S03<H2S04HN02<HN03在氯的含氧酸中也存在類似的情況酸性強(qiáng)弱HClO<HCl02<HCl02<HClO4酸性強(qiáng)弱[板書]1、對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)。[講]化學(xué)上有一種見解，認(rèn)為含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，導(dǎo)致R—O—H中O的電子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易電離出H＋，即酸性越強(qiáng)。［講］如硼酸(H3BO3、(HO)3B)強(qiáng)度與次氯酸(HOCl)相近，但我們要注意的是，碳酸可表示為(HO)2CO，非羥基氧原子數(shù)為1，酸強(qiáng)度與中強(qiáng)酸磷酸似乎相似。但碳酸實為弱酸。原因是CO2溶于水中只有很小的一部分生成H2CO3，與按CO2全部轉(zhuǎn)化為H2CO3來估算的強(qiáng)度相比，酸性要弱很多，故H2CO3為弱酸。[小結(jié)]我們還要注意的是，酸性的大小與—OH的數(shù)目即m數(shù)值大小無關(guān)，如H3PO4為中3、同主族元素或同周期元素最高價含氧酸的酸性比較，可根據(jù)非金屬性強(qiáng)弱去比較，也可根據(jù)元素周期表判斷，或是根據(jù)化合價來判斷?？傊嵝缘呐袛嘁嘣鄯椒ňC合運(yùn)用。第三章1、理解金屬鍵的概念和電子氣理論2、初步學(xué)會用電子氣理論解釋金屬的物理性質(zhì)3、了解金屬晶體內(nèi)原子的幾種基本堆積模型4、訓(xùn)練學(xué)生的動手能力和空間想象能力。金屬鍵和電子氣理論；金屬具有共同物理性質(zhì)的解釋金屬鍵和電子氣理論金屬晶體內(nèi)原子的空間排列方式【引入】大家都知道晶體有固定的幾何外形、有確定的熔點(diǎn)，水、干冰等都屬于分子晶體，靠范德華力結(jié)合在一起，金剛石、金剛砂等都是原子晶體，靠共價鍵相互結(jié)合，那么我們所熟悉的鐵、鋁等金屬是不是晶體呢？它們又是靠什么作用結(jié)合在一起的呢？【板書】一、金屬鍵1、定義：金屬晶體中金屬陽離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用。【講解】金屬原子的電離能低，容易失去電子而形成陽離子和自由電子，陽離子整體共同吸引自由電子而結(jié)合在一起。這種金屬離子與自由電子之間的較強(qiáng)作用就叫做金屬鍵。金屬鍵可看成是由許多原子共用許多電子的一種特殊形式的共價鍵，這種鍵既沒有方向性也沒有飽和性，金屬鍵的特征是成鍵電子可以在金屬中自由流動，使得金屬呈現(xiàn)出特有的屬性。在金屬單質(zhì)的晶體中，原子之間以金屬鍵相互結(jié)合。金屬鍵是一種遍布整個晶體的離域化學(xué)鍵。2、特征：沒有方向性也沒有飽和性，自由電子在金屬中自由流動，被許多金屬離子共【強(qiáng)調(diào)】金屬晶體是以金屬鍵為基本作用力的晶體。3、強(qiáng)弱比較及對金屬性質(zhì)的影響（1）強(qiáng)弱主要決定于金屬陽離子半徑和價電子數(shù)例如，熔點(diǎn)：Na<Mg<Al；熔點(diǎn)：Li>Na>K>Rb>Cs【板書】二、電子氣理論及其對金屬通性的解釋【講解】經(jīng)典的金屬鍵理論叫做“電子氣理論”。它把金屬鍵形象地描繪成從金屬原子上“脫落”下來的大量自由電子形成可與氣體相比擬的帶負(fù)電的“電子氣”，金屬原子則“浸泡”在“電子氣”的“海洋”之中。2．金屬通性的解釋【展示金屬實物】展示的金屬實物有金屬導(dǎo)線(銅或鋁)、鐵絲、鍍銅金屬片等，并將鐵絲隨意彎曲，引導(dǎo)觀察銅的金屬光澤。敘述應(yīng)用部分包括電工架設(shè)金屬高壓電線，家用鐵鍋炒菜，鍛壓機(jī)把鋼錠壓成鋼板等。【教師引導(dǎo)】從上述金屬的應(yīng)用來看，金屬有哪些共同的物理性質(zhì)呢?【學(xué)生分組討論】請一位同學(xué)歸納，其他同學(xué)補(bǔ)充。【板書】金屬共同的物理性質(zhì)容易導(dǎo)電、導(dǎo)熱、有延展性、有金屬光澤等。⑴金屬導(dǎo)電性：自由電子在金屬晶體中，充滿著帶負(fù)電的“電子氣”，這些電子氣的運(yùn)動是沒有一定方向的，但在外加電場的條件下電子氣就會發(fā)生定向移動，因而形成電流，所以金屬容易導(dǎo)電?！驹O(shè)問】導(dǎo)熱是能量傳遞的一種形式，它必然是物質(zhì)運(yùn)動的結(jié)果，那么金屬晶體導(dǎo)熱過程中電子氣中的自由電子擔(dān)當(dāng)什么角色?⑵金屬導(dǎo)熱性：自由電子與金屬原子碰撞傳遞熱量金屬容易導(dǎo)熱，是由于電子氣中的自由電子在熱的作用下與金屬原子頻繁碰撞從而把能量從溫度高的部分傳到溫度低的部分，從而使整塊金屬達(dá)到相同的溫度。溫度升高后，金屬原子在平衡位置振動加劇，使電子流經(jīng)空隙變小，其熱導(dǎo)率隨溫度升高而降低⑶金屬延展性：當(dāng)金屬受到外力作用時，晶體中的各原子層就會發(fā)生相對滑動，但不會改變原來的排列方式，彌漫在金屬原子間的電子氣可以起到類似軸承中滾珠之間潤滑劑的作用，所以在各原子層之間發(fā)生相對滑動以后，仍可保持這種相互作用，因而即使在外力作用下，發(fā)生形變也不易斷裂。因此，金屬都有良好的延展性。⑷金屬的光澤由于自由電子可吸收所有頻率的光，然后很快釋放出各種頻率的光，因此絕大多數(shù)金屬具有銀白色或銀灰色光澤。而某些金屬（如銅、金、銫、鉛等）由于較易吸收某些頻率的光而呈現(xiàn)較為特殊的顏色。當(dāng)金屬成粉末狀時，金屬晶體的晶面取向雜亂、晶格排列不規(guī)則，吸收可見光后輻射不三．金屬晶體第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)晶體的常識1、通過實驗探究理解晶體與非晶體的差異。2、了解區(qū)別晶體與非晶體的方法。3、理解晶胞的涵義，計算晶胞中所含粒子數(shù)和分析晶體結(jié)構(gòu)。1、晶體與非晶體的區(qū)別2、晶體的特征3、計算晶胞中所含粒子數(shù)計算晶胞中所含粒子數(shù)[新課引入]：前面我們討論過原子結(jié)構(gòu)、分子結(jié)構(gòu)，對于化學(xué)鍵的形成也有了初步的了解，同時也知道組成千萬種物質(zhì)的質(zhì)點(diǎn)可以是離子、原子或分子。又根據(jù)物質(zhì)在不同溫度和壓強(qiáng)下，物質(zhì)主要分為三態(tài)：氣態(tài)、液態(tài)和固態(tài)，自然界中絕大多數(shù)物質(zhì)是固體，下面我們觀察一些固態(tài)物質(zhì)的圖片，見書彩圖[講述]：像上面這一類固體，有著自己有序的排列，我們把它們稱為晶體；而像玻璃這一類固體，本身原子排列雜亂無章，稱它為非晶體非晶體：內(nèi)部微粒無序排列晶體：離子化合物、冰、金屬、寶石、水晶、大部分礦石非晶體：玻璃橡膠瀝青等除晶體外的固體，玻璃又稱玻璃體今天我們的課題就是一起來探究晶體與非晶體的有關(guān)知識。[提問]：在初中化學(xué)中，大家已學(xué)過晶體與非晶體，你知道它們之間有沒有差異？[回答]：學(xué)生：晶體有固定熔點(diǎn)，而非晶體無固定熔點(diǎn)。[講解]：晶體有固定熔點(diǎn)，而非晶體無固定熔點(diǎn)，這只是晶體與非晶體的表觀現(xiàn)象，那非晶體有微觀結(jié)構(gòu)原子在三維空間里呈周期性有序排列原子排列相對無序[解釋]：所謂自范性即“自發(fā)”進(jìn)行，但這里得注意，“自發(fā)”過程的實現(xiàn)仍需一定的例如：水能自發(fā)地從高處流向低處，但不打開攔截水流的閘門，水庫里的水不能下瀉。[板書]：自范性需要一定的條件，其中最重要的條件是晶體的生長速率適當(dāng)。自范性本質(zhì)原因：粒子在三維空間里呈周期性有序排列[設(shè)問]：那么得到晶體的途徑，除了用上述的冷卻的方法，還有沒有其它途徑呢？你能）；[過渡]：許多固體的粉末用肉眼是看不見晶體的，但我們可以借助于顯微鏡觀察，這也證明固體粉末仍是晶體，只不過晶粒太小了！見書61頁（2）有固定的熔點(diǎn)，化學(xué)組成、密度等性質(zhì)在晶體各個部分相同；（3）許多物理性質(zhì)如強(qiáng)度、導(dǎo)熱性、光學(xué)性質(zhì)等各向異性，同一晶體構(gòu)造中，在不同方向上質(zhì)點(diǎn)排列一般是不一樣的。1、粒子是否表現(xiàn)出周期性的有序排列2、用手或不會導(dǎo)致晶體損壞的熱源給其一側(cè)加熱，感受不同側(cè)面的溫度是不一樣。用線光源照射，不同側(cè)面是否有相同的穿透效果用X射線儀，圖譜中是否有分立的斑點(diǎn)或譜線1、定義：晶體結(jié)構(gòu)中的基本單元叫晶胞晶胞一般都是平行六面體，晶體是由無數(shù)晶胞無隙并置（1）無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙（2）并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同（3）所有晶胞的形狀及內(nèi)部的原子種類、個數(shù)及幾何排列是完全相同的位于立方體晶胞中心的微粒，實際提供給晶胞的只有1。2、晶