第一篇：新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》
新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究
作者：蔡文联 文章来源：：《化学教学》2007年01期 点击数：31 更新时间：2008-3-24
新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究
蔡文联
饶志明
余靖知
摘要：根据2003年出版的《普通高中化学课程标准(实验》)编定的高中化学教材已通过审定的有三种版本，分别由人民教育出版社、江苏教育出版社、山东科技出版社出版。高中化学课程8个模块中选修3“物质结构与性质”是属于化学基本理论知识的模块。本文将对新版三种教材(选修3“物质结构与性质”)的设计思路、体系结构、栏目设置等方面进行比较研究，以期有助于教师理解新课标、选择教材、教法以及把握教学尺度。
为了适应我国21世纪初化学课程发展的趋势，化学课程标准研制组经过深入的调查研究，多次讨论修改，于2003年出版了《普通高中化学课程标准（实验）》。他们将高中化学课程采用模块的方式分为必修和选修两部分，共8个模块，其中必修模块2个，选修模块6个。新课程“在保证基础的前提下为学生提供多样的、可供选择的课程模块”，兼顾“学生个性发展的多样化需要”，适应不同地区和学校的条件。目前以高中化学课程标准和基础教育课程改革纲要为指导编写的新版高中化学教材经全国中小学教材审定委员会初审通过的共有3种，分别是由人民教育出版社出版（宋心琦主编，以下简称人教版），江苏教育出版社出版（王祖浩主编，以下简称苏教版），山东科技出版社出版（王磊主编，以下简称山东科技版）。
在6个选修模块中，选修3“物质结构与性质”模块突出化学学科的核心观念、基本概念原理和基本思想方法。在以“提高学生的科学素养”为主旨的高中化学课程改革中，如何将新课程理念很好地融合进化学基本概念和基础理论的教学中，转变学生的学习方式，培养学生的逻辑思维能力，提高学生学习本课程的意义，是值得广大化学教师研究、推敲的。因此，针对上述三种版本的教材（选修3物质结构与性质）进行具体的分析、比较、评价，对教师在选择教材、教法以及把握教学尺度方面都具有十分重要的意义。
1.“物质结构与性质”模块教材的简介
1.1教材的设计思路
结构决定性质，进而影响到物质的用途。随着时代的进步，科学技术的发展，化学与生活、生产中的各个方面越来越紧密的联系在一起。物质结构理论“揭示了物质构成的奥秘，物质结构与性质的关系，有助于人们理解物质变化的本质，预测物质的性质，为分子设计提供科学依据”，并且物质结构理论还与医学、生命科学、材料科学、环境科学、能源科学信息科学等多门学科息息相关。物质结构理论为这些科学提供理论依据，为科学的发展奠定坚实的基础。
高中化学课程改革将“物质结构与性质”作为选修模块3，就是在以提高学生科学素养为核心的前提下，帮助学生体会科学探究的过程和方法，通过学生自己不断探索，理解物质构成的奥秘，增强学习化学理论知识的兴趣，提高抽象思维能力，是在高中化学必修课程之后，对物质结构理论的拓展与加深。
本着这个宗旨，三种教材（选修3物质结构与性质）在设计上的总体思路均为：让学生“了解人类探索物质结构的重要意义和基本方法，研究物质构成的奥秘，认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力”。
1.2教材的主要内容
教材从原子、分子水平上介绍物质是怎样构成的，围绕着“微粒之间的不同作用力”这条基本主线展开，主要包括两部分内容：一是有关物质结构的基本概念和原理；二是有关物质结构的基本观点和基本方法。教材通过各种栏目或附加的资料展示相关的化学知识，引导学生在化学学科的背景下去掌握物质结构的知识，体会物质结构的探索是无止境的。
2.三种教材内容的编排
2.1以课程标准为本，整体设置教材的体系结构
三种教材（物质结构与性质）所编排的内容都是严格按照高中化学课程标准的要求设置的，但在此基础上编者根据各自的设计风格整体设置教材的具体结构，对教材的编写形式、侧重方向的确定都有很大的自由度，使得三种教材具有各自鲜明的特色和编写方式。
针对三种教材的体系结构与化学课程标准内容的比较（见附录）。通过比较可以看到三种教材在内容编排上的异同。
2.1.1人教版
教材的引言部分体现了课标主题4“研究物质结构的价值”的大部分内容标准，其中包括“人类探索物质结构的价值、研究物质结构的意义”等等。第1章“原子结构与性质”基本上是按照化学课标主题1“原子结构与元素性质”所要求的内容进行编写，主要包括“原子结构的构造原理、核外电子的能级分布、电子排布、能级跃迁”等内容，此外在第2节“原子结构与元素性质”还包含课标主题4“研究物质结构的价值”中“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”这部分内容；第2章“分子结构与性质”主要内容包括“共价键的形成、类型、键参数，共价分子的结构，分子间作用力对物质性质的影响，氢键的存在对物质性质的影响”同时还密切联系实际说明了“手性分子”、“等电子原理”、“无机含氧酸的酸性”等知识，这一章包括了主题2“化学键与物质的性质”与主题3“分子间作用力与物质的性质”的部分内容；主题2与主题3的其余内容编排在教材第3章“晶体结构与性质”中，所包含的内容与课标一致，只是知识出现的顺序有所不同。
2.1.2苏教版
根据课程标准的4个主题进行整体编排，将选修3“物质结构与性质”教材划分为5个专题。专题1“揭示物质结构的奥秘”及专题5“物质结构的探索无止境”与课标主题4“研究物质结构的价值”相对应；专题2“原子结构与元素的性质”中所编排的内容与课标主题2“原子结构与元素性质”基本上一致，其中第二单元“元素性质的递变规律”还包含课标主题4中“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”这部分内容；教材专题3和专题4将课标主题2“化学键与物质的性质”、主题3“分子间作用力与物质的性质”的内容进行融合，重新编排，从另一个角度划分为“微粒间作用力与物质性质”、“分子空间结构与物质性质”，专题3包含了“离子键、共价键、金属键、分子间作用力”及其构成的晶体等主要内容，专题4则着重编排了“分子或离子的构型、配合物的成键情况”及其与物质性质的关系等内容，并通过实例介绍了“手性分子”、“等电子原理”的应用。
2.1.3山东科技版
教材把课程标准中的4个主题融合为三章进行编写，课标主题1“原子结构与元素的性质”与教材第1章“原子结构”的内容编排一致，其中课标主题4“研究物质结构的价值”中“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”这部分内容也被分散到教材第1章第2节“原子结构与元素周期表”里；教材第2章“微粒间的相互作用”与第3章“物质的聚集状态与物质性质”对应于课标主题2“化学键与物质性质”、主题3“分子间作用力与物质性质”，在内容安排上是把两个主题内容进行融合，重新分类，第2章的主要内容为“共价键、离子键、配位键、金属键、分子间作用力、分子的立体模型”等，第3章的内容是在承接第2章的基础上，主要编排了在微粒间作用力的作用下形成的“金属晶体、离子晶体、原子晶体、分子晶体以及这些物质的性质”，还包括了“物质聚集的其他状态”的内容。
2.1.4三种教材内容编排具体实例
三种版本的教材在呈现“晶体”的相关内容时，编排的方式不同。人教版、山东科技版的编排方式较为类似，它们是将微粒间的相互作用与物质的聚集状态分为两章来设置，而苏教版是将二者合并，教材中每介绍一种微粒间的相互作用接下来就引出这种相互作用所形成的晶体，如：金属键—金属晶体、共价键—原子晶体。从内容的设置来看，苏教版的编排，使得相关知识排列紧凑，学生在学习过程中会感到有章可循，而教师在教学中更容易找到学生的“最近发展区”进行适当指导。
但是，在“物质的聚集状态”这方面的内容，苏教版仅仅是根据新课标介绍了几种晶体，而人教版、山东科技版的教材在这方面有所拓展。人教版除了介绍“晶体”外还简单介绍了“非晶体”的知识；山东科技版则拓展得较深，教材用一节的篇幅来介绍除“晶体”以外的物质的聚集状态，如非晶体、液晶、纳米材料、等离子体。
2.2通过多样化的教材栏目，转变学生的学习方式
新版的三种教材关注学生的化学素养，重在培养学生的自主探究能力，因此编者在编写教材时，穿插了丰富多彩的栏目，将其作为转变学生学习方式的一种重要手段。通过阅读这些内容生动的栏目，学生遵循栏目的提示，明确自我学习的方向，获得自主学习化学的思想和方法，进一步激发了学生学习这门课程的兴趣。同时，在教师和学生之间，更突出了以学生为课堂的主体，让学生体验到不同的学习方式，增强师生之间以及教材与学生之间的互动，同时提高了学习的效果。
表1教材栏目设置及出现频次统计
人教版
栏目 思考与交流 学与问 资料卡片 科学探究 实践活动
科学视野 科学史1话
频次 5 11 8 6 2 12 6
苏教版 栏目 你知道吗
活动与探究 交流与讨论 观察与思考 问题解决 信息提示 化学史话 拓展视野 整理与归纳 回顾与小结 练习与实践 资料卡 频次 13 5 25 1 12 5 5 12 3 9 2 山东科技版
栏目 联想 置疑 观察 思考 活动 探究 交流 研讨 身边的化学 身体内的化学 化学与技术 资料 在线 思维 历程 频次 32 3 4 13 3 2 5 7 5 栏目 精要 概括 追根 寻源 拓展 视野
学海 无涯 知识 支持 方法 引导 工具栏 迁移 应用
频次 11 5 12 5 4 3 2 9
上表对三种教材所包含的栏目进行了统计，以下针对栏目的类型及其设置的意义进行分析：
表2教材栏目归类分析
栏目
人 教 版 学与问 交流与 思考 科学探 究实践 活动 资料卡片
科学视 野科学 史话 归纳与 整理习题 苏 教 版 你知道 吗 活动与 探究交 流与讨论 资料卡 信息提 示
化学史 话 拓展视野 整理归 纳 回顾总结 练习与 实践 问题解决 山东 科技 版 联想· 质疑 观察· 思考 活动· 探究
交流· 研讨 工具栏 方法导 引 知识支 持 身边的 化学 身体里 的化学 化学与 技术 资料在 线 思维历 程 追根寻 源 拓展视 野 学海无 涯 精要 概括 迁移应 用 栏 目 设 置 的 目 的 通常设 在新课 学习之
前，根 据学生 已有经 验，营 造问题 情境，激发学习动机 在学习过 程中 培养 学生 观察、思考、讨论、探究 的自 主学习能 力 为学生 进一步 学习提 供必要 的知识 储备，如数
据、背景、条件等 引导学 生多角 度认识 物质的 密切关 系，联系 生活，社 会、技
术，学以 致用 在原有 知识基 础上拓 展学生 的知识 层面，使得部 分学生 能够向 更高水平发展 帮助学 生构建 良好的 知识网 络，系 统地掌 握知 识，提 高学习效率 通过设 置多样 化的问 题，培 养学生 分析问 题、解 决问题 的能 力，对 所学知 识有所 反馈
三种教材中所出现的栏目种类众多，各种栏目也都具备各自的内容和功能，培养了学生各方面的能力。但在上述的分析比较后，我们发现有些具备同一功能的栏目又细分为几个栏目，如山东科技版的教材中为学生学习新知识提供基本资料的栏目有“工具栏”、“知识支持”，将学生所学知识与现实联系的栏目有“身边的化学”、“身体里的化学”、“化学与技术”等，这些功能相同的栏目设计过多会显得重复、累赘，使教材不够整体自洽，建议将其合并。
2.3运用丰富的插图，激发学生的学习动机
“物质结构与性质”是一门理论性的课程，学生在学习这些化学基本概念和理论时容易产生枯燥乏味的感觉，导致疲乏被动的学习状态。因此，编者在编写教材时根据高中生的特点穿插了丰富的图片，增加了理论知识的趣味性，唤起学生的求知欲，以下是对三种教材中的图片的分类统计和分析：
表3三种教材中图片的分类、统计
从上表的分类统计，可以看出三种教材中数量占多数的插图是“理论、模型、分类、归纳”。这是由“物质结构与性质”这门课程的特点决定的。这类图片有助于学生在学习抽象的化学理论知识时，将抽象化为形象，帮助学生形成正确的认识；教材中还安排了部分“实验仪器装置”的插图，将现代科学技术展示给学生，让学生初步“了解研究物质结构的基本方法和实验手段”，扩大学生的视野；“生产、生活、科技”类插图是让学生体会到物质结构理论在实际中的应用，认识到“人类探索物质结构的价值”，了解20世纪化学发展的基本特征和21世纪化学发展的趋势，激发学生的学习兴趣，这类插图在人教版和山东科技版中出现得较多，在苏教版中较少；“人物”这类插图是为学生学习化学提供良好的学科背景，提高学生科学素养。
2.4编排多样化的习题，注重实践性探究，培养学生解决问题的能力
习题的编排在教材编写中占有很重要的地位。通过多样化的习题可以培养学生多方面的能力，同时学生解决问题的程度也能反映出学生掌握知识，运用知识的程度。新教材中习题的编排数量不多，但是形式多样，综合性强，不仅有适量的巩固性习题用以评价学生掌握基础知识的情况，还出现了如调查报告、小论文、查阅资料等实践性题型。这些新题型的出现既突出了新课程的理念以提高学生科学素养为主旨，又使学生能够在知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观各方面取得相应的发展。
表4教材习题分类统计及所占百分比
注：习题数量统计包括每一章（专题）后的习题
从统计比较结果来看，新教材的习题与以往教材的习题相比有两大特色，其一是主观题在总习题数中所占的比例较大，三种教材中的问答题、调查研讨以及实验设计这些题型占大部分，而客观题如选择题只占了20%～30%左右，苏教版则更少一些。这样的习题构成有助于在立足于基础知识的要求上，更加全面地考核学生运用知识解决实际问题的能力；其二，在大量的主观题中出现了具有新颖性、启发性和探索性的新题型，其中包括小论文、调查咨询、查阅资料、用计算机制作物质结构模型、方案设计等，这是新教材习题设计的又一大亮点。人教版中编排的习题新题型出现得较多，苏教版中传统题型较多。学生通过这类新题型可以有更多机会主动体验到科学探究的过程，培养团队合作的精神，充分利用课程资源，感受到化学对人类社会发展的密切关系，在多个方面取得不同程度的发展。
3.对三种教材的几点评价与建议
3.1三种教材根据这门课程的特点在整体安排上的指导思想是相同的，首先是设置问题情境，利用化学基本概念和原理的知识特点，引导学生推理、论证，体验科学思维的过程，培养抽象思维能力，在教学过程中拓展学生视野，向学生渗透化学思想方法，养成积极思考的习惯，最后帮助学生归纳总结，做到知识传授与能力培养兼顾。
3.2三种教材内容总体编排是遵照化学课程标准进行的，但不同版本有些内容呈现方式与课标之间还是有些不符。如课标主题4“研究物质结构的价值”，人教版将其大部分内容安排在引言和第一章，苏教版在专题
1、专题
2、专题5中分散编排相关内容，而山东科技版中只出现了“原子结构与元素周期系的关系”这一内容，其余内容虽然通过部分栏目有所表现，但并不完整，知识呈现不够系统化。
3.3“物质结构与性质”是一门属于化学基本概念和原理的课程，如果在教学中多采用活动探究如实验、模型制作、方案设计来引导学生自主学习，启迪思维，对这门课程的学习有很大帮助。三种教材都安排了一些需要学生动手的活动探究，苏教版教材中包含实验部分较多。教师在选择与运用教材时可根据教学设计的需要适当补充一些有助于学生建构知识成的实践活动，帮助学生体验理论探究的过程。
3.4习题的编排在三种教材中都体现出发展学生多元智能,从多方面评价学生的学习效果,但不足的是在教材中很少出现习题范例。习题范例作为学生学习解题的示范，具有很好的借鉴性、参照性和引导性，对学生在学习过程中培养正确的思维方式有很大的帮助，而三种教材在这方面的编排都略显不足。同样，苏教版的教材在栏目“问题解决”中设置的诸多问题也
欠缺一些适当的参照、引导，让学生独立解决这些问题的难度增大，因此，教师在使用教材的过程中要注意为学生提供适当的引导。
3.5已通过初审三种新版教材在印刷方面采用的是全彩印，学生在学习过程中眼前色彩丰富，有助于激发学习兴趣，不易产生疲劳、枯燥、厌学的情绪，而且教材印刷用纸纸质较好，防水，经久耐用。
第二篇：(人教版)高中化学选修3 物质结构与性质 全册教学案
（人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章 原子结构与性质 教材分析：
一、本章教学目标
1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，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。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。
4．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。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
本章知识分析：
本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。
通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。
注意本章不能挖得很深，属于略微展开。相关知识回顾（必修2）
1.原子序数：含义：（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：
原子序数＝ ＝ ＝ ＝。（3）原子组成的表示方法
a.原子符号： AzX A z
b.原子结构示意图：
c.电子式：
d.符号 表示的意义： A B C D E（4）特殊结构微粒汇总：
无电子微粒
无中子微粒
2e-微粒
8e-微粒
10e-微粒
18e-微粒
2.元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数
第一周期 2 2 第二周期 8 10 第三周期 8 18
第四周期 18 36 第五周期 18 54 第六周期 32 86 不完全周期 第七周期 26 118 ②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。
主族 7个
副族 7 个
第VIII族是第8、9、10纵行
零族是第 18 纵行
阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8 罗马数字： I II III IV V VI VII VIII（3）元素周期表与原子结构的关系：
①周期序数＝ 电子层数 ②主族序数＝ 原子最外层电子数＝元素最高正化合价数(4)元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属 第ⅠIA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素 ③第0族：稀有气体元素
3、有关概念：
（1）质量数：（2）质量数（）＝（）＋（）
（3）元素：具有相同 的 原子的总称。
（4）核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。（5）同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。（6）同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同 ②在天然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。（7）元素的相对原子质量： a、某种核素的相对原子质量＝
b、元素的相对原子质量＝
练习：用A质子数B中子数C核外电子数D最外层电子数E电子层数填下列空格。
①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定
③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定 ⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定
⑦元素的化学性质由 决定
4、元素周期律：
（1）原子核外电子的排布：电子层。分别用n＝ 或 来表示从内到外的电子层。
（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从 排起，当一层充满后再填充。
5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据
金属性强弱
非金属性强弱
1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱 最高价氧化物对应水化物酸性强弱
2、与水或酸反应，置换出H的易难 与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性
3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
6、比较微粒半径的大小
（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越
如: H+＜ H＜ H-;Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ Na+ Na;Cl Cl-（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越 ．如：
①与He电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+
②与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+ ③与Ar电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
7、电子数和核电荷数都不同的微粒：
(1)同主族的元素,半径从上到下
(2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl-Na+(3)比较Ge、P、O的半径大小
8、核外电子排布的规律：（1）
（2）（3）
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构：(第一课时)知识与技能：
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，初步知道量子数的涵义
5、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
6、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
方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。
情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。教学过程：
1、原子结构理论发展
从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。
现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：
核外电子排布的尸般规律
(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29'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 数第三层电子数目不能超过32个。
说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层 时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子 〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？
2、能层与能级
由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七......能层 符号表示 K、L、M、N、O、P、Q......能量由低到高
例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：
能 层 一 二 三 四 五 六 七......符 号 K L M N O P Q......最多电子数 2 8 18 32 50......即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能 层 K L M N O......能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f......最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14......各能层电子数 2 8 18 32 50......（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf......（2）任一能层，能级数=能层序数
（3）s、p、d、f......可容纳的电子数依次是1、3、5、7......的两倍
3、构造原理
根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s......元素原子的电子排布：（1-36号）氢 H 1s1......钠 Na 1s22s22p63s1......钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1......有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如： 铬 24Cr [Ar]3d54s1 铜 29Cu [Ar]3d104s1 [课堂练习]
1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布 氯：1s22s22p63s23p5 钪：1s22s22p63s23p63d14s2 溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5 根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。
2、写出1-36号元素的核外电子排布式。
3、写出1-36号元素的简化核外电子排布式。总结并记住书写方法。
4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg 回答下列问题：
在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有 ； L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。
5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：
（1）EK EN EL EM，（2）E3S E2S E4S E1S，（3）E3S E3d E2P E4f。
6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。（1）A元素的元素符号是，B元素的原子结构示意图为________________；
（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____ 第一节 原子结构：(第二课时)知识与技能：
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
3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基态和激发态的涵义
5、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 教学过程：
〖课前练习〗
1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：
(1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有 电子。
（2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律。
2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则
（1）A元素在周期表中的位置是，B元素的原子序数为 ；
（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式。〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？
4、电子云和原子轨道：
(1)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。
因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。
概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。
S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、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。
s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s......电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子
核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。(2)[重点难点]泡利原理和洪特规则
量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有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。
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。
推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。
〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。
〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。
它们是否符合构造原理? 2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗? 洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。课堂练习
1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。
(1)N(2)Cl(3)O(4)Mg
2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。
(1)(2)(3)
(4)(5)(6)
违反泡利不相容原理的有，违反洪特规则的有。
3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。(1)氮原子：A． B．
2s 2p 2s 2p ；
(2)钠原子：A．3s1 B．3p1 ；(3)铬原子：A．3d54s1 B．3d44s2。
4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。
5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。
第一节 原子结构：(第3课时)知识与技能：
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 [重点难点]能量最低原理、基态、激发态、光谱 教学过程：
〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？
创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。
提出问题：这些光现象是怎样产生的? 问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。
问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。
应用反馈：举例说明光谱分析的应用，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，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。〖总结〗
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。阅读p8科学史话，认识光谱的发展。〖课堂练习〗
1、同一原子的基态和激发态相比较（）A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定 C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定
2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（）A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火 C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失
3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（）
A．元素原子的核电荷数 B．原子核外电子的多少 C．电子离原子核的远近D．原子核外电子的大小
4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时()
A.产生的光谱为吸收光谱 B.产生的光谱为发射光谱
C.产生的光谱线的条数可能是2 条 D.电子的势能将升高.第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质(第1课时)知识与技能
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系 教学过程
〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？
〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。
一、原子结构与周期表
1、周期系：
随着元素原子的核电-荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复--这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布--从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。
2、周期表
我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？
说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。
首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？
阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。
〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属? 元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？
[基础要点]分析图1-16 s区 p 区 d 区 ds 区 f 区 分区原则
纵列数
是否都是金属
区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。
[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？
〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为 ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。（1）原子核外电子总数决定所在周期数 周期数=最大能层数（钯除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。（2）外围电子总数决定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。
原子结构与元素的性质(第2课时)知识与技能：
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 教学过程：
二、元素周期律(1)原子半径
〖探究〗观察下列图表分析总结：
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？应如何理解这种趋势？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？应如何理解这种趋势？
〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。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)电离能 [基础要点]概念
1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越。同一元素的第二电离能 第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3、I4、I5......？分析下表：
〖科学探究〗
1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
2、阅读分析表格数据：
Na Mg Al 各级电离能(KJ/mol)496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575
13353 13630 14830
16610 17995 18376
20114 21703 23293 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？ 数据的突跃变化说明了什么？ 〖归纳总结〗
1、递变规律
周一周期 同一族 第一电离能
从左往右，第一电离能呈增大的趋势 从上到下，第一电离能呈增大趋势。
2、第一电离能越小，越易失电子，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。
3．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 4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、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。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？ Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3 那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。 5、Na的I1，比I2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得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；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。 〖课堂练习〗 1、某元素的电离能(电子伏特)如下： I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 14.5 29.6 47.4 77.5 97.9 551.9 666.8 此元素位于元素周期表的族数是 A.IA B.ⅡA C.ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、ⅦA 2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下： I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8 13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1 回答下列各问： (1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。 为什么?______________________________________(2)I1为什么最小?________________________________(3)I7和I8为什么是有很大的数值__________________________ (4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题? _________________________________________________________ (5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小? ______________________________________________ (6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值 __________________________________________________ (7)此元素原子的电子层有 __________________层。最外层电子构型为 ______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。 2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么? 答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。 3、概念辩析： （1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能（4）B电负性和Si相近（5）已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol（6）Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属 （7）气态O原子的电子排布为： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol（8）半径：K+>Cl-（9）酸性 HClO>H2SO4，碱性：NaOH > Mg(OH)2（10）第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素 元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数 4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气态原子失去1个电子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。 元素 I1 I2 I3 Na 496 4 562 6 912 Mg 738 1 451 7 733（1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是： 元素的电离能和元素性质之间的关系是： （2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。（3）请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？ 原子结构与元素的性质(第3课时)知识与技能： 1、能说出元素电负性的涵义，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，列举实例予以说明 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 4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力 教学过程： 〖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？ 2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？(3)电负性： 〖思考与交流〗 1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表 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？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？ [科学探究] 1.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。 2.电负性的周期性变化示例 〖归纳志与总结〗 1、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。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。 2、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。[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？ 3.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅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。4.对角线规则 课时作业： 题目 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 答案 一、选择题 1．居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准，居里夫人（Marie Curie）因对Ra元素的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是 A． RaCl2的熔点比CaCl2高 B．Ra元素位于元素周期表中第六周期ⅡA族 C．一个22688Ra原子中含有138个中子 D．Ra(OH)2是一种两性氢氧化物 2．下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（）A、D3O+ B、Li+ C、ODˉ D、OHˉ 3．最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是 A．是一种新的氧化物 B．不可能含有极性键 C．是氧元素的一种同位素 D．是臭氧的同分异构体 4．下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是()A.N: 1s22s22p3 B.S2-: 1s22s22p63s23p6 C.Na: 1s22s22p53s2 D.Si: 1s22s22p63s23p2 5．有四种氯化物，它们的通式为XCl2，其中最可能是第IIA族元素的氯化物是: A.白色固体，熔点低，完全溶于水，得到一种无色中性溶液，此溶液导电性差 B.绿色固体，熔点高，易被氧化，得到一种蓝绿色溶液，此溶液具有良好的导电性 C.白色固体，极易升华，如与水接触，可慢慢分解 D.白色固体，熔点较高，易溶于水，得无色中性溶液，此溶液具有良好的导电性 6．气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是 A.1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1 B.1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2 C.1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3 D.1s22s22p63s23p64s24p2→1s22s22p63s23p64s24p1 7．等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为VA、VB、VC，已知VB=2VC，VA=VB+VC，则在C的生成物中，该金属元素的化合价为 A．+1 B．+2 C．+3 D．+4 8．元素周期表中ⅠA族元素有R′和R″两种同位素，R′和R″的原子量分别为a和b，R元素中R′和R″原子的百分组成分别为 x 和 y，则R元素的碳酸盐的式量是 A、2（ax+by）+60 B、ax+by+60 C、（ax+by）/2+60 D、ay+bx+60 9．下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是 A.半导体材料砷化镓 B.吸氢材料镧镍合金 C.透明陶瓷材料硒化锌 D.超导材K3C60 10．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y所形成的化合物的电子式可表示为()A.XY B.XY2 C.XY3 D.X2Y3 11．A、B都是短周期元素，原子半径B＞A，它们可形成化合物AB2，由此可以得出的正确判断是()A.原子序数：A＜B B.A和B可能在同一主族 C.A可能在第2周期ⅣA族 D.A肯定是金属元素 12．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是()A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 C.1s22s22p63s23p64s2 13．下列关于砷（As）元素的叙述中，正确的是 A、在AsCl3分子中，砷原子最外层电子数为8； B、Na3AsO4溶液的pH大于7； C、砷的氢化物的化学式为AsH3，它是一种强氧化剂； D、砷的相对原子质量为74.92，由此可知砷原子核内有42个中子。 14．据酸碱质子理论，凡是能给出质子的分子或离子都是酸，凡是能给合质子的分子或离子都是碱，按照这种理论下列物质既属于酸又属于碱的是 A、NaCl B、H2O C、NaHCO3 D、Al2O3 15．下列说法中错误的是 A、原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数； B、元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素； C、除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8； D、同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同 二、填空题（每空2分，共24分）16．1994诺贝尔化学奖授予为研究臭氧作出特殊贡献的化学家。Ｏ３能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。Ｏ３分子的结构如图5，呈V型，键角116．5℃。三个原子以一个O原子为中心，与另外两个O原子分别构成一个非极性共价键；中间O原子提供2个电子，旁边两个O原子各提供1个电子，构成一个特殊的化学键--三个O原子均等地享有这4个电子。请回答： 图5 Ｏ３的分子结构 （1）臭氧与氧气的关系是___________。 （2）选出下列分子与Ｏ３分子的结构最相似的的是。 Ａ．Ｈ２Ｏ Ｂ．ＣＯ２ Ｃ．ＳＯ２ Ｄ．ＢｅＣｌ２ （3）分子中某原子有1对没有跟其他原子共用的价电子叫孤对电子，那么Ｏ３分子有___________对孤对电子。 （4）Ｏ３分子是否为极性分子___________（是或否）。 （5）Ｏ３与Ｏ２间的转化是否为氧化还原反应___________（若否，请回答A小题；若是，请回答B小题） Ａ．Ｏ３具有强氧化性，它能氧化ＰｂＳ为ＰｂＳＯ４而Ｏ２不能，试配平： _____ＰｂＳ＋______Ｏ３--______ＰｂＳＯ４＋______Ｏ２ Ｂ．Ｏ３在催化剂作用下生成1ｍｏｌＯ２转移电子数___________ｍｏｌ 17．已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值： 元素 Al B Be C Cl F Li X的数值 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 元素 Mg Na O P S Si X的数值 1.2 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 试结合元素周期律知识完成下列问题： (1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中的化学键类型是______。 (2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系______________________________；简述第二周期元素(除惰性气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系_____________________________________________。 (3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系________。 (4)某有机化合物分子中含有S-N键，你认为该共用电子对偏向于________原子(填元素符号)。 三、计算题（共18分）18．（8分）某核素ZAX的氯化物XCl21.11g配成溶液后，需用1mol/L的硝酸银溶液20mL才能把氯离子完全沉淀下来，试计算：(1)X的质量数。 (2)若X的核内中子数为20，求37gXCl2中所含质子的物质的量是多少? 19．（10分）电解普通水和重水(12H2O)的混合物，通电一段时间后，两极共生成气体18.5g，体积为33.6L(标况下)。求所生成的气体中氕和氘的原子个数比是多少? 参考答案： 一、选择题 题目 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 答案 C D B C D B A A C A AC A AB BC AD 二、填空题 16．(1)同素异形体（2）C（3）5（4）是（5）否 1 4 1 4 17．(1)共价键 (2)元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)原子半径越小，X的数值越大(3)Br大于I(4)N 二、计算题 18．(1)40(2)18mol 19．3∶1 第二章 分子结构与性质 教材分析 本章比较系统的介绍了分子的结构和性质，内容比较丰富。首先，在第一章有关电子云和原子轨道的基础上，介绍了共价键的主要类型σ键和π键，以及键参数--键能、键长、键角；接着，在共价键概念的基础上，介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释。最后介绍了极性分子和非极性分子、分子间作用力、氢键等概念，以及它们对物质性质的影响，并从分子结构的角度说明了“相似相溶”规则、无机含氧酸分子的酸性等。 化学2已介绍了共价键的概念，并用电子式的方式描述了原子间形成共价键的过程。本章第一节“共价键”是在化学2已有知识的基础上，运用的第一章学过的电子云和原子轨道的概念进一步认识和理解共价键，通过电子云图象的方式很形象、生动的引出了共价键的主要类型σ键和π键，以及它们的差别，并用一个“科学探究”让学生自主的进一步认识σ键和π键。在第二节“分子的立体结构”中，首先按分子中所含的原子数直间给出了三原子、四原子和五原子分子的立体结构，并配有立体结构模型图。为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教科书在本节安排了“价层电子对互斥模型”和“杂化轨道理论”来判断简单分子和离子的立体结构。在介绍这两个理论时要求比较低，文字叙述比较简洁并配有图示。还设计了“思考与交流”、“科学探究”等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。 在第三节分子的性质中，介绍了六个问题，即分子的极性、分子间作用力及其对物质性质的影响、氢键及其对物质性质的影响、溶解性、手性和无机含氧酸分子的酸性。除分子的手性外，对其它五个问题进行的阐述都运用了前面的已有知识，如根据共价键的概念介绍了键的极性和分子的极性；根据化学键、分子的极性等概念介绍了范德华力的特点及其对物质性质的影响；根据电负性的概念介绍了氢键的特点及其对物质性质的影响；根据极性分子与非非极性分子的概念介绍了“相似相溶”规则；根据分子中电子的偏移解释了无机含氧酸分子的酸性强弱等；对于手性教科书通过图示简单介绍了手性分子的概念以及手性分子在生命科学和生产手性药物方面的应用 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 第一课时 教学目标： 1． 复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。2． 知道共价键的主要类型δ键和π键。3． 说出δ键和π键的明显差别和一般规律。教学重点、难点： 价层电子对互斥模型 教学过程： [复习引入] NaCl、HCl的形成过程 [设问] 前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？ 例：H2的形成 [讲解、小结] [板书] 1． δ键：（以“头碰头”重叠形式） a． 特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键的图形不变，轴对称图形。 b． 种类：S-Sδ键 S-Pδ键 P-Pδ键 [过渡] P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键 [板书] 2． π键 [讲解] a.特征：每个π键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。3． δ键和π键比较 ① 重叠方式 δ键：头碰头 π键：肩并肩 ②δ键比π键的强度较大 ② 成键电子：δ键 S-S S-P P-P π键 P-P δ键成单键 π键成双键、叁键 ４．共价键的特征 饱和性、方向性 [科学探究] 讲解 [小结] 生归纳本节重点，老师小结 [补充练习] 1．下列关于化学键的说法不正确的是（）A．化学键是一种作用力 B．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力 C．化学键存在于分子内部 D．化学键存在于分子之间 2．对δ键的认识不正确的是（）A．δ键不属于共价键，是另一种化学键 B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同 C．分子中含有共价键，则至少含有一个δ键 D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同 3．下列物质中，属于共价化合物的是（）A．I2 B．BaCl2 C．H2SO4 D．NaOH 4．下列化合物中，属于离子化合物的是（）A．KNO3 B．BeCl C．KO2 D．H2O2 5．写出下列物质的电子式。H2、N2、HCl、H2O ６．用电子式表示下列化合物的形成过程 HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2 [答案] 1．D 2．Ａ ３．Ｃ ４．ＡＣ ５．略 ６．略 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 第二课时 ［教学目标］： １． 认识键能、键长、键角等键参数的概念 ２． 能用键参数――键能、键长、键角说明简单分子的某些性质 ３． 知道等电子原理，结合实例说明“等电子原理的应用” ［教学难点、重点］： 键参数的概念，等电子原理 ［教学过程］： ［创设问题情境］ Ｎ２与Ｈ２在常温下很难反应，必须在高温下才能发生反应，而Ｆ２与Ｈ２在冷暗处就能发生化学反应，为什么？ ［学生讨论］ ［小结］引入键能的定义 ［板书］ 二、键参数 １．键能 ①概念：气态基态原子形成１mol化学键所释放出的最低能量。②单位：kＪ／mol ［生阅读书３３页，表２－１］ 回答：键能大小与键的强度的关系？（键能越大，化学键越稳定，越不易断裂） 键能化学反应的能量变化的关系？（键能越大，形成化学键放出的能量越大） ③ 键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定。［过渡］ ２．键长 ①概念：形成共价键的两原子间的核间距 ②单位：１pm（１pm＝１０－１２m） ③键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定 ［设问］ 多原子分子的形状如何？就必须要了解多原子分子中两共价键之间的夹角。３．键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。 例如：ＣＯ２结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０°，为直线形分子。 Ｈ２Ｏ 键角１０５°Ｖ形 ＣＨ４ 键角１０９°２８′正四面体 ［小结］ 键能、键长、键角是共价键的三个参数 键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型。［板书］ 三、等电子原理 １．等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒。 如：ＣＯ和Ｎ２，ＣＨ４和ＮＨ４＋ ２．等电子体性质相似 ［阅读课本表２－３］ ［小结］ 师与生共同总结本节课内容。［补充练习］ １．下列分子中，两核间距最大，键能最小的是（） Ａ．Ｈ２ Ｂ．Ｂr Ｃ．Ｃl Ｄ．Ｉ２ ２．下列说法中，错误的是（） Ａ．键长越长，化学键越牢固 Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固 Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定 Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键 ３．能够用键能解释的是（） Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定 Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体 Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应 Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发 ４．与ＮＯ３－互为等电子体的是（） Ａ．ＳＯ３ Ｂ．ＢＦ３ Ｃ．ＣＨ４ Ｄ．ＮＯ２ ５．根据等电子原理，下列分子或离子与ＳＯ４２－有相似结构的是（） Ａ．ＰＣl５ Ｂ．ＣＣl４ Ｃ．ＮＦ３ Ｄ．Ｎ ６．由表２－１可知．Ｈ－Ｈ的键能为４３６kＪ／mol．它所表示的意义是＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿．如果要使１molＨ２分解为２molＨ原子，你认为是吸收能量还是放出能量？＿＿＿＿．能量数值＿＿＿＿．当两个原子形成共价键时，原子轨道重叠的程度越大，共价键的键能＿＿＿＿，两原子核间的平均距离――键长＿＿＿＿． 7．根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化： （1）N2（g）+3H2（g）====2NH3（g）；⊿H=（2）2H2（g）+O2（g）===2H2O（g）；⊿H= ［答案］１．Ｄ ２．Ａ ３．Ａ ４．Ｂ ５．Ｂ ６．每２mol气态Ｈ原子形成１molＨ２释放出４３６kＪ能量 吸收能量 ４３６kＪ 越大 越短 7．-90.8KJ/mol-481.9 KJ/mol 第二节 分子的立体结构 第一课时 教学目标 1、认识共价分子的多样性和复杂性； 2、初步认识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； 4、培养学生严谨认真的科学态度和空间想象能力。重点难点 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 教学过程 创设问题情境： 1、阅读课本P37-40内容； 2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球辊模型（或比例模型）； 3、提出问题：⑴什么是分子的空间结构？ ⑵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不同？ [讨论交流] 1、写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的电子式和结构式； 2、讨论H、C、N、O原子分别可以形成几个共价键； 3、根据电子式、结构式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子结构。[模型探究] 由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的球辊模型，对照其电子式云哟内分类对比的方法，分析结构不同的原因。[引导交流] 引导学生得出由于中心原子的孤对电子占有一定的空间，对其他成键电子对存在排斥力，影响其分子的空间结构。 --引出价层电子对互斥模型（VSEPR models）[讲解分析] 价层电子对互斥模型 把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下： ABn 立体结构 范例 n=2 直线型 CO2 n=3平面三角形 CH2O n=4 正四面体型 CH4 另一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 H2O和NH3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。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。（如图）课本P40。[应用反馈] 应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。进一步认识多原子分子的立体结构。化学式 中心原子含有孤对电子对数 中心原子结合的原子数 空间构型 H2S 2 2 V形 NH2-2 2 V形 BF3 0 3 正三角形 CHCl3 0 4 四面体 SiF4 0 4 正四面体 补充练习： 1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是（）A、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl4 2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是（）A、H2O B、CO2 C、C2H2 D、P4 3、写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式，并指出它们分子中的键角分别是多少？ （1）直线形（2）平面三角形（3）三角锥形（4）正四面体 4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是（）A、NH3 B、CCl4 C、H2O D、CH2O 5、下列分子的结构中，原子的最外层电子不都满足8电子稳定结构的是（）A、CO2 B、PCl3 C、CCl4 D、NO2 6、下列分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是（）A、XeO4 B、BeCl2 C、CH4 D、PCl3 7、为了解释和预测分子的空间构型，科学家在归纳了许多已知的分子空间构型的基础上，提出了一种十分简单的理论模型--价层电子对互斥模型。这种模型把分子分成两类：一类是 ；另一类是。BF3和NF3都是四个原子的分子，BF3的中心原子是，NF3的中心原子是 ；BF3分子的立体构型是平面三角形，而NF3分子的立体构型是三角锥形的原因是。 8、用价层电子对互斥模型推测下列分子或离子的空间构型。 BeCl2 ；SCl2 ；SO32-；SF6 参考答案： 1、D 2、BC 3、（1）CO2、CS2、HCN 键角180°（2）BF3、BCl3、SO3、CH2O键角60°（3）NH3、PCl3键角107.3°（4）CH4、CCl4键角109°28′ 4、CD 5、D 6、D 7、中心原子上的价电子都用于形成共价键 中心原子上有孤对电子 B N BF3分子中B原子的3个价电子都与F原子形成共价键，而NF3分子中N原子的3个价电子与F原子形成共价键，还有一对为成键的电子对，占据了N原子周围的空间，参与相互排斥，形成三角锥形 8、直线形 V形 三角锥 正八面体 第二章 分子结构与性质 第二节 分子的立体结构 第2课时 教学目标 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 4．采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学 5．培养学生分析、归纳、综合的能力和空间想象能力 教学重点 杂化轨道理论的要点 教学难点 分子的立体结构，杂化轨道理论 [展示甲烷的分子模型] [创设问题情景] 碳的价电子构型是什么样的？甲烷的分子模型表明是空间正四面体，分子中的C-H键是等同的，键角是109°28′。说明什么？ [结论] 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。 师：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。板： 三、杂化轨道理论 1、杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。[思考与交流] 甲烷分子的轨道是如何形成的呢？ 形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。 根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2 杂化和sp杂化，sp2 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。[讨论交流]： 应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。化学式 杂化轨道数 杂化轨道类型 分子结构 CH4 C2H4 BF3 CH2O C2H2 [总结评价]：引导学生分析、归纳、总结多原子分子立体结构的判断规律，完成下表。化学式 中心原子孤对电子对数 杂化轨道数 杂化轨道类型 分子结构 CH4 C2H4 BF3 CH2O C2H2 [讨论]：怎样判断有几个轨道参与了杂化？（提示：原子个数） [结论]：中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数。 [讨论总结]：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为180°的直线型杂化轨道，SP2 杂化轨道为120°的平面三角形，SP3杂化轨道为109°28′的正四面体构型。[科学探究]：课本42页 [小结]：HCN中C原子以sp杂化，CH2O中C原子以sp2杂化；HCN中含有2个σ键和2π键；CH2O中含有3σ键和1个π键 补充练习： 1、下列分子中心原子是sp2杂化的是（）A PBr3 B CH4 C BF3 D H2O 2、关于原子轨道的说法正确的是（） A 凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体 B CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s 轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的 C sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道 D 凡AB3型的共价化合物，其中中心原子A均采用sp3杂化轨道成键 3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法 不正确的是（） A、C原子的四个杂化轨道的能量一样 B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样 C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道 D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据 4、下列对sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的是（）A sp杂化轨道的夹角最大 B sp2杂化轨道的夹角最大 C sp3杂化轨道的夹角最大 D sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角相等 5、乙烯分子中含有4个C-H和1个C=C双键，6个原子在同一平面上。下列关于乙烯分子的成键情况分析正确的是（） A 每个C原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道 B 每个C原子的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道 C 每个C原子的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道 D 每个C原子的3个价电子占据3个杂化轨道，1个价电子占据1个2p轨道 6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO 4-中Cl都是以sp3杂化轨道与O原子成键的，试推测下列微粒的立体结构 微粒 ClO-ClO2-ClO3-ClO4-立体结构 7、根据杂化轨道理论，请预测下列分子或离子的几何构型： CO2，CO32-H2S，PH3 8、为什么H2O分子的键角既不是90°也不是109°28′而是104.5°？ 参考答案： 1~5 C C D A BD 6、直线；V型；三角锥形；正四面体 7、sp杂化，直线； sp2杂化，三角形； sp3杂化，V型； sp3杂化，三角锥形 8、因为H2O分子中中心原子不是单纯用2p轨道与H原子轨道成键，所以键角不是90°；O原子在成键的同时进行了sp3杂化,用其中2个含未成对电子的杂化轨道与2个H原子的1s轨道成键，2个含孤对电子的杂化轨道对成键电子对的排斥的结果使键角不是109°28′，而是104.5°。 第二章 分子结构与性质 第二节 分子的立体结构 第三课时 教学目标 4． 配位键、配位化合物的概念 5． 配位键、配位化合物的表示方法 3．采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学 4．培养学生分析、归纳、综合的能力 教学重点 配位键、配位化合物的概念 教学难点 配位键、配位化合物的概念 教学过程 [创设问题情景] 什么是配位键？配位键如何表示？配位化合物的概念？ 学生阅读教材，然后讨论交流。 1、配位键（1）概念 共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。（2）表示 A B 电子对给予体 电子对接受体 （3）条件：其中一个原子必须提供孤对电子。另一原子必须能接受孤对电子轨道。 [提问]举出含有配位键的离子或分子 举例：H3O+ NH4+ [过渡]什么是配位化合物呢？ [讲解]金属离子或原子与某些分子或离子以配位键结合而形成的化合物称为配合物。 [过渡] 配位化合物如何命名？ [讲解] 硫酸四氨合铜 [学生练习命名] [Cu(NH3)4]Cl2 K3[Fe(SCN)6] Na3[AlF6] [小结] 本节主要讲述了配位键和配位化合物。 [练习] 1、铵根离子中存在的化学键类型按离子键、共价键和配位键分类，应含有（）A、离子键和共价键 B、离子键和配位键 C、配位键和共价键 D、离子键 2、下列属于配合物的是（） A、NH4Cl B、Na2CO3.10H2O C、CuSO4.5H2O D、Co（NH3）6Cl3 3、下列分子或离子中，能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键的是（）①H2O ②NH3 ③F-④CN-⑤CO A、①② B、① ②③ C、①②④ D、①②③④⑤ 4、配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是（）A、以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。B、Fe2+的卟啉配合物是输送O2的血红素。C、[Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分。 D、向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+。 5．下列微粒：①H3O+②NH4+③CH3COO-④ NH3⑤CH4中含有配位键的是（）A、①② B、①③ C、④⑤ D、②④ 6．亚硝酸根NO2-作为配体，有两种方式。其一是氮原子提供孤对电子与中心原子配位；另一是氧原子提供孤对电子与中心原子配位。前者称为硝基，后者称为亚硝酸根。[Co（NH3）5NO2]Cl2 就有两种存在形式，试画出这两种形式的配离子的结构式。 第二章 分子结构与性质 第二节分子的性质 第一课时 教学目标 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、培养学生分析问题、解决问题的能力和严谨认真的科学态度。 重点、难点 多原子分子中，极性分子和非极性分子的判断。 教学过程 创设问题情境： （1）如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；（2）如何理解电负性概念； （3）写出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的电子式。提出问题： 由相同或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子出现的机会是否相同？ 讨论与归纳： 通过学生的观察、思考、讨论。一般说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是非极性键。而由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键。提出问题： （1）共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？ （2）由非极性键形成的分子中，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？是否重合？（3）由极性键形成的分子中，怎样找正电荷的中心和负电荷的中心？ 讨论交流： 利用教科书提供的例子，以小组合作学习的形式借助图示以及数学或物理中学习过的向量合成方法，讨论、研究判断分子极性的方法。总结归纳： （1）由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。如：H2、N2、C60、P4。 （2）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向量和是否等于零而定。当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子。如：CO2、BF3、CCl4。当分子中各个键的极性向量和不等于零时，是极性分子。如：HCl、NH3、H2O。（3）引导学生完成下列表格 分子 共价键的极性 分子中正负 电荷中心 结论 举例 同核双原子分子 非极性键 重合 非极性分子 H2、N2、O2 异核双原子分子 极性键 不重合 极性分子 CO、HF、HCl 异核多原子分子 分子中各键的向量和为零 重合 非极性分子 CO2、BF3、CH4 分子中各键的向量和不为零 不重合 极性分子 H2O、NH3、CH3Cl 一般规律： a． 以极性键结合成的双原子分子是极性分子。如：HCl、HF、HBr b． 以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子是非极性分子。如：O2、H2、P4、C60。c． 以极性键结合的多原子分子，有的是极性分子也有的是非极性分子。 d． 在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是相同的原子，一般是非极性分子。 反思与评价： 组织完成“思考与交流”。 补充练习： 1、下列说法中不正确的是（）A、共价化合物中不可能含有离子键 B、有共价键的化合物，不一定是共价化合物 C、离子化合物中可能存在共价键 D、原子以极性键结合的分子，肯定是极性分子 2、以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间构型。下列分子属极性分子的是（）A、H2O B、CO2 C、BCl3 D、NH3 3、下列各分子中所有原子都满足最外层8电子稳定结构且共用电子对发生偏移的是（）A、BeCl2 B、PCl3 C、PCl5 D、N2 4、分子有极性分子和非极性分子之分。下列对极性分子和非极性分子的认识正确的是（）A、只含非极性键的分子一定是非极性分子 B、含有极性键的分子一定是极性分子 C、非极性分子一定含有非极性键 D、极性分子一定含有极性键 5、请指出表中分子的空间构型，判断其中哪些属于极性分子，哪些属于非极性分子，并与同学讨论你的判断方法。分子 空间构型 分子有无极性 分子 空间构型 分子有无极性 O2 HF CO2 H2O BF3 NH3 CCl4 6、根据下列要求，各用电子式表示一实例：（1）、只含有极性键并有一对孤对电子的分子 ；（2）、只含有离子键、极性共价键的物质 ；（3）、只含有极性共价键、常温下为液态的非极性分子。 7、二氯乙烯的同分异构体有非极性分子和极性分子两种，其中属于极性分子的结构简式是 ；属于非极性分子的结构简式是。 8、已知化合物B4F4中每个硼原子结合一个氟原子，且任意两个硼原子间的距离相等，试画出B4F4的空间构型，并分析该分子的极性。参考答案： 1、D 2、AD 3、B 4、AD 5、分子 空间构型 分子有无极性 分子 空间构型 分子有无极性 O2 直线型 无极性 HF 直线型 有极性 CO2 直线型 无极性 H2O V形 有极性 BF3平面三角形 无极性 NH3 三角锥 有极性 CCl4 正四面体 无极性 6、（1）NH3或PH3（2）NaOH或NH4Cl（3）CCl4或CS2 7、略 8、略 第二章 分子结构与性质 第三节 分子的性质 第二课时 教学目标 6． 范德华力、氢键及其对物质性质的影响 7． 能举例说明化学键和分子间作用力的区别 8． 例举含有氢键的物质 4．采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学 5．培养学生分析、归纳、综合的能力 教学重点 分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响 教学难点 分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响 教学过程 [创设问题情景] 气体在加压或降温时为什么会变成液体或固体？ 学生联系实际生活中的水的结冰、气体的液化，讨论、交流。[结论] 表明分子间存在着分子间作用力，且这种分子间作用力称为范德华力。[思考与讨论] 仔细观察教科书中表2-4，结合分子结构的特点和数据，能得出什么结论？ [小结] 分子的极性越大，范德华力越大。[思考与交流] 完成“学与问”，得出什么结论？ [结论] 结构相似时，相对分子质量越大，范德华力越大。[过渡] 你是否知道，常见的物质中，水是熔、沸点较高的液体之一？冰的密度比液态的水小？为了解释水的这些奇特性质，人们提出了氢键的概念。[阅读、思考与归纳] 学生阅读“ 三、氢键及其对物质性质的影响”，思考，归纳氢键的概念、本质及其对物质性质的影响。[小结] 氢键是除范德华力之外的另一种分子间作用力。 氢键是由已经与电负性很强的原子（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。 氢键的存在大大加强了水分子之间的作用力，使水的熔、沸点教高。[讲解] 氢键不仅存在于分子之间，还存在于分子之内。 一个分子的X-H键与另一个分子的Y相结合而成的氢键，称为分子间氢键，如图2-34 一个分子的X-H键与它的内部的Y相结合而成的氢键称为分子内氢键，如图2-33 [阅读资料卡片] 总结、归纳含有氢键的物质，了解各氢键的键能、键长。 [小结] 本节主要是分子间作用力及其对物质性质的影响，氢键及其对物质性质的影响。 补充练习 1．下列各组物质的晶体中，化学键类型相同，熔化时所克服的作用力也完全相同的是（）A．CO2和SiO2 B．NaCl和HCl C．(NH4)2CO3和CO(NH2)2 D．NaH和KCl 2．你认为下列说法不正确的是（）A．氢键存在于分子之间，不存在于分子之内 B．对于组成和结构相似的分子，其范德华力随着相对分子质量的增大而增大 C．NH3极易溶于水而CH4难溶于水的原因只是NH3是极性分子，CH4是非极性分子 D．冰熔化时只破坏分子间作用力 3．沸腾时只需克服范德华力的液体物质是（）A．水 B．酒精 C．溴 D．水银 4．下列物质中分子间能形成氢键的是（）A．N2 B．HBr C．NH3 D．H2S 5．以下说法哪些是不正确的？(1)氢键是化学键 (2)甲烷可与水形成氢键 (3)乙醇分子跟水分子之间存在范德华力 (4)碘化氢的沸点比氯化氢的沸点高是由于碘化氢分子之间存在氢键 6．乙醇（C2H5OH）和二甲醚（CH3OCH3）的化学组成均为C2H6O，但乙醇的沸点为78.5℃，而二甲醚的沸点为－23℃，为何原因？ 7．你认为水的哪些物理性质与氢键有关？试把你的结论与同学讨论交流。 参考答案： 1、D 2、AC 3、C 4、C 5、(1)氢键不是化学键，而是教强的分子间作用力 (2)由于甲烷中的碳不是电负性很强的元素，故甲烷与水分子间一般不形成氢键(3)乙醇分子跟水分子之间不但存在范德华力，也存在氢键 (4)碘化氢的沸点比氯化氢的沸点高是由于碘化氢的相对分子质量大于氯化氢的，相对分子质量越大，范德华力越大，沸点越高 6．乙醇（C2H5OH）和二甲醚（CH3OCH3）的化学组成相同，两者的相对分子质量也相同，但乙醇分子之间能形成氢键，使分子间产生了较强的结合力，沸腾时需要提供更多的能量去破坏分子间氢键，而二甲醚分子间没有氢键，所以乙醇的沸点比二甲醚的高。7．水的熔沸点较高，水结冰时体积膨胀，密度减小等。 第二章 分子结构与性质 第三节 分子的性质 第3课时 教学目标 1、从分子结构的角度，认识“相似相溶”规律。 2、了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。 3、能用分子结构的知识解释无机含氧酸分子的酸性。 4、培养学生分析、归纳、综合的能力 5、采用比较、讨论、归纳、总结的方法进行教学 教学重点、难点 手性分子和无机含氧酸分子的酸性 教学过程 [复习过渡] 复习极性键非极性键，极性分子和非极性分子并举出常见的极性分子和非极性分子。 通过前面的学习我们知道碘易溶于四氯化碳而不易溶于水，氨和氯化氢易溶于水，这是为什么呢？ [指导阅读] 课本P52，让学生说出从分子结构的角度，物质相互溶解有那些规律？ [学生得出结论] 1、“相似相溶”规律：非极性物质一般易溶于非极性溶剂，极性溶质一般易溶于极性溶剂。 2、若存在氢键，溶质和溶剂之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 3、若溶质遇水能反应将增加其在水中的溶解度 [巩固练习] 完成思考与交流 [指导阅读] 课本P53~54，了解什么叫手性异构体，什么叫手性分子，以及“手性分子在生命科学等方面的应用。[设问] 如何判断一个分子是手性分子呢？ [学生思考并回答] 有碳原子上连有四个不同的原子或基团。[教师补充] 我们把连有四个不同的原子或基团的碳原子叫手性碳原子 [过渡] 通过前面的学习，我们都知道硫酸的酸性强于亚硫酸，硝酸的酸性强于亚硝酸，这是为什么呢？ [讲述] 从表面上来看，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，这与他们的结构有关 含氧酸的通式（HO）mROn，如果成酸元素R相同，则n越大，R的正电性越高，导致R-O-H中的O原子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就容易电离出氢离子，即酸性越强。如硫酸中n为2，亚硫酸中n为1，所以硫酸的酸性强于亚硫酸。[巩固练习] 1、把下列液体分别装在酸式滴定管中，并使其以细流流下，当用带有静点的玻璃棒接近液体细流时，细流可能发生偏转的是（） A 四氯化碳 B 乙醇 C 二硫化碳 D 苯 2、根据”相似相溶“规律，你认为下列物质在水中溶解度较大的是（）A 乙烯 B 二氧化碳 C二氧化硫 D氢气 3、下列氯元素含氧酸酸性最强的是 （） Ａ.HClO Ｂ..HClO2 Ｃ.HClO3 Ｄ.HClO4 4、下列物质中溶解度最小的是（） A、LiF B、NaF C、KF D、CsF 5、6．下列结构中属于手性分子的是，试标出该手性分子中的手性碳原子。 参考答案： 1、B、2、C、3、D、4、A 5、6、都是 第一节 晶体的常识 教材分析：本节内容是安排在原子结构、分子结构以及结构决定性质的内容之后来学习，对于学生的学习有一定的理论基础。本节内容主要是通过介绍各种各样的固体为出发点来过渡到本堂课的主题--晶体和非晶体。而晶体和非晶体的学习是以各自的自范性和微观结构比较为切入点，进而得出得到晶体的一般途径以及晶体的常见性质和区分晶体的方法。[学习目标] [知识梳理] 一、晶体与非晶体 1.晶体的自范性即______________________________________________________.晶体呈自范性的条件之一是____________________________________________________.2.得到晶体一般有三条途径:(1)____________,(2)___________________________,(3)_________________________ 3.自范性 微观结构 晶体 非晶体 4.晶体的熔点较__________,而非晶体的熔点_______________,区分晶体与非晶体最可靠的科学方法是______________________________________________.二、晶胞 5._________________________________ _________________是晶胞。[方法导引]晶胞中粒子数的计算方法： 晶体结构类习题最常见的题型就是已知晶胞的结构而求晶体的化学式。解答这类习题首先要明确一个概念：由晶胞构成的晶体，其化学式不一定是表示一个分子中含有多少个原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的个数，即各类原子的最简个数比。解答这类习题，通常采用分摊法。 在一个晶胞结构中出现的多个原子，这些原子并不是只为这个晶胞所独立占有，而是为多个晶胞所共有，那么，在一个晶胞结构中出现的每个原子，这个晶体能分摊到多少比例呢。这就是分摊法。分摊法的根本目的就是算出一个晶胞单独占有的各类原子的个数。 分摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的一个原子如果是被x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是1/x。下面对立体晶胞进行详细分析。在立体晶胞中，原子可以位于它的顶点，也可以位于它的棱上，还可以在它的面上（不含棱），当然，它的体内也可以有原子；每个顶点被8个晶胞共有，所以晶胞对自己顶点上的每个原子只占1/8份额；每条棱被4个晶胞共有，所以晶胞对自己棱上的每个原子只占1/4份额；每个面被2个晶胞共有，所以晶胞对自己面上（不含棱）的每个原子只占1/2份额；晶胞体内的原子不与其他晶胞分享，完全属于该晶胞。 1.每个晶胞涉及同类A数目m个，每个A为n个晶胞共有，则每个晶胞占有A：m×1/n。2．计算方法 位置 顶点 棱边 面心 体心 贡献 1/8 1/4 1/2 1 例1．水的状态除了气、液和固态外，还有玻璃态。它是由液态水急速冷却到165k时形成的，玻璃态的水无固态形状，不存在晶体结构，且密度与普通液态水的密度相同，有关玻璃态水的叙述正确的是()A.水由液态变为玻璃态，体积缩小 B.水由液态变为玻璃态，体积膨胀 C.玻璃态是水的一种特殊状态 D.玻璃态水是分子晶体 解析： 这是一道信息题，从题给信息知玻璃态的水密度与普通液态水的密度相同，故A、B错误。又只、知玻璃态的水无固定形态，不存在晶体结构，故D错误。答案： D 例2．最近发现一种由钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，如右图所示，顶角和面心的原子是钛原子，棱的中心和体心的原子是碳原子，它的化学式是。 解析：考察学生对晶体结构、分子结构概念的理解、运用能力。解题关键：本题是送给粗心同学的”礼物“，一些在省初赛中得分较高的同学，包括部分后来冲进冬令营的同学都在此题”载了跟头“。从题目本身来看，本题图形”就是“NaCl晶胞的图形，按顶点算1/8，棱中点算1/4，面心算1/2，中心算1的规则很快可算出Na:Cl=1:1，或一部分同学甚至已记住答案，就是1:1，所以，阅卷发现相当多的考生答案为TiC可CTi。部分考生把该分子当成晶体结构的一部分。其实，本题命题者一开始就清楚交待：它是一个小分子，而非像NaCl晶体那样的巨型分子。所以，审题清楚对考生来说是至关重要的。答案：Ti14C13。 例3．钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。钛酸钡晶体的结构示意图为右图，它的化学式是（） A.BaTi8O12 B.BaTi4O6 C.BaTi2O4 D.BaTIO3 解析：结合识图考查晶体结构知识及空间想像能力。解题关键：由一个晶胞想象出在整个晶体中，每个原子为几个晶胞共用是解题的关键。仔细观察钛酸钡晶体结构示意图可知：Ba在立方体的中心，完全属于该晶胞；Ti处于立方体的8个顶点，每个Ti为与之相连的8个立方体所共用，即只有1/8属于该晶胞；O处于立方体的12条棱的中点，每条棱为四个立方体共用，故每个O只有1/4属于该晶胞。即晶体中Ba:Ti:O=1:(8×1/8):(12×1/4)=1:1:3。如果以为钛酸钡晶体就是一个个孤立的如题图所示的结构，就会错选C 答案：D [基础训练] 1.晶体与非晶体的严格判别可采用()A.有否自范性 B.有否各向同性 C.有否固定熔点 D.有否周期性结构 2.某物质的晶体中含A、B、C三种元素，其排列方式如图所示(其中前后两面心上的B原子未能画出)，晶体中A、B、C的中原子个数之比依次为()A.1:3:1 B.2:3:1 C.2:2:1 D.1:3:3 3.1987年2月，未经武（Paul Chu）教授等发现钛钡铜氧化合物在90K温度下即具有超导性。若该化合物的结构如右图所示，则该化合物的化学式可能是（） A.YBa2CuO7－x B.YBa2Cu2O7－x C.YBa2Cu3O7－x D.YBa2Cu4O7－x 4.白磷分子如图所示：则31 g白磷分子中存在的共价键数目为（） A．4 NA B．NA C．1.5 NA D．0.25 NA 5．某离子化合物的晶胞如右图所示立体结构，晶胞是整个晶体中最基本的重复单位。阳离子位于此晶胞的中心，阴离子位于8个顶点，该离子化合物中，阴、阳离子个数比是（）A、1∶8 B、1∶4 C、1∶2 D、1∶1 6.如右图石墨晶体结构的每一层里平均每个最小的正六边形占有碳原子数目为（）A、2 B、3 C、4 D、6 7.许多物质在通常条件下是以晶体的形式存在，而一种晶体又可视作若干相同的基本结构单元构成，这些基本结构单元在结构化学中被称作晶胞。已知某化合物是由钙、钛、氧三种元素组成的晶体，其晶胞结构如图所示，则该物质的化学式为（） A．Ca4TiO3 B．Ca4TiO6 C．CaTiO3 D．Ca8TiO12 8.下列有关晶体的特征及结构的陈述中不正确的是（）A 单晶一般都有各向异性 B 晶体有固定的熔点 C 所有晶体都有一定的规整外形 D 多晶一般不表现各向异性 9.晶体中最小的重复单元--晶胞，①凡处于立方体顶点的微粒，同时为 个晶胞共有；②凡处于立方体棱上的微粒，同时为 个晶胞共有；③凡处于立方体面上的微粒，同时为 个晶胞共有；④凡处于立方体体心的微粒，同时为 个晶胞共有。 10.现有甲、乙、丙(如下图》三种晶体的晶胞：(甲中x处于晶胞的中心，乙中a处于晶胞的中心)，可推知：甲晶体中x与y的个数比是__________，乙中a与b的个数比是_______，丙晶胞中有_______个c离子，有____________个d离子。 11.右图是超导化合物----钙钛矿晶体的晶胞结构。请回答：(1)该化合物的化学式为。 (2)在该化合物晶体中，与某个钛离子距离最近且相等的其他钛离子共有 个。12．右图是石英晶体平面示意图，它实际上是立体的网状结构，其中硅、氧原子数之比为。原硅酸根离子SiO44－的结构可表示为 二聚硅酸根离子Si2O76－中，只有硅氧键，它的结构可表示为。 13.在干冰晶体中每个CO2分子周围紧邻的 CO2分子有___________个 在晶体中截取一个最小的正方形；使正方形的四个顶点部落到CO2分子的中心，则在这个正方形的平面上有___________个C02分子。14.如图为NaCl晶体结构图，图中直线交点处为NaCl晶体中Na+与Cl-所处的位置(不考虑体积的大小)。 (1)请将其代表Na+的用笔涂黑圆点，以完成 NaCl晶体结构示意图。(2)确定晶体的晶胞，分析其构成。 (3)从晶胞中分Na+周围与它最近时且距离相等的 Na+共有多少个? [拓展提高] 1996年诺贝化学奖授予对发现C60有重大贡献的三位科学家。C60分子是形如球状的多面体(如图)，该结构的建立基于以下考虑： ①C60分子中每个碳原子只跟相邻的3个碳原子形成化学键； ②C60分子只含有五边形和六边形； ③多面体的顶点数、面数和棱边数的关系，遵循欧拉定理： 顶点数＋面数－棱边数＝2 据上所述，可推知C60分子有12个五边形和20个六边形，C60分子所含的双键数为30。请回答下列问题： 15.固体C60与金刚石相比较，熔点较高者应是____________，理由是： _________________________________________________________.16.试估计C60跟F2在一定条件下，能否发生反应生成C60F60(填”可能“或”不可能")_________________________，并简述其理由： ________________________________________________________。 17.通过计算，确定C60分子所含单键数。C60分子所含单键数为。18.C70分子也已经制得,它的分子结构模型可以与C60同样考虑面推知。通过计算确定C70分子中五边形和六边形的数目。 参考答案 1.D 2.A 3.C 4.C 5.D 6.A 7.C 8.D 9.8、4、2、1 10.解析：x:y＝4:3 a：b＝1：1 4个c 4个d 处于晶胞中心的x或a为该晶胞单独占有，位于立方体顶点的微粒为8个立方体共有，位于立方体棱边的微粒为四个立方体共有，位于立方体面的微粒为两个立方体共有，所以x:y＝l：6×1／8＝4：3；a:b=1:8×1／8＝1：1；丙晶胞中c离子为12×1／4+1＝4(个)；d离子为8×1／8+6×1／2＝4(个)11.解析：这个晶胞对位于顶点上的每个钛原子占有的份额为1/8，所以，它单独占有的钛原子个数为8×1/8=1个；它对位于棱上的每个氧原子占有的份额为1/4，所以，它单独占有的氧原子个数为12×1/4=3个；它全部拥有体内的那一个钙原子，所以，该晶胞中单独占有的钛原子、氧原子和钙原子的个数分别为：1、3、1.钛位于立方体的顶点上，与一个钛离子距离最近的钛离子是与它共棱的,与它共棱的离子都是二个，所以，共6个。答案：(1)该化合物的化学式为CaTiO3(2)6个 12.1∶2 13.12个 4个 14.(1)含8个小立方体的NaCl晶体示意图为一个晶胞(2)在晶胞中Na+与Cl-个数比为1:1.(3)12个 15.金刚石 金刚石属原子晶体,而固体C60不是,故金刚石熔点较高.16.可能 因C60分子含30个双键,与极活泼的F2发生加成反应即可生成C60F60 17.依题意，C60分子形成的化学键数为：1/2（3*60）=90 也可由欧拉定理计算键数(即棱边数):60+(12+20)-2=90 C60分子中单键为:90-30=60 18.设C70分子中五边形数为x,六边形数为y.依题意可得方程组: 解得:五边形数x=12,六边形数y=25 第二节 分子晶体与原子晶体 [学习目标] [知识梳理] 1.分子间作用力 (1)分子间作用力__________；又称范德华力。分子间作用力存在于____________之间。(2)影响因素：①分子的极性 ②组成和结构相似的 2.分子晶体 (1)定义：________________________________(2)构成微粒________________________________(3)粒子间的作用力：________________________________(4)分子晶体一般物质类别________________________________(5)分子晶体的物理性质________________________________________________ 3.原子晶体：相邻原子间以共价键相结合而形成的空间网状结构的晶体。4.构成粒子：______________。5.粒子间的作用______________，6.原子晶体的物理性质 (1)熔、沸点__________，硬度___________(2)______________一般的溶剂。(3)______________导电。原子晶体具备以上物理性质的原因____________________________ 原子晶体的化学式是否可以代表其分子式______________ 原因____________________________。 7.常见的原子晶体有____________________________等。[方法导引] 1.判断晶体类型的依据 (1)看构成晶体的微粒种类及微粒间的相互作用。 对分子晶体,构成晶体的微粒是______________，微粒间的相互作用是___________； 对于原子晶体，构成晶体的微粒是_______，微粒间的相互作用是___________键。(2)看物质的物理性质(如：熔、沸点或硬度)。 一般情况下，不同类晶体熔点高低顺序是 ________晶体>_______晶体。原子晶体比分子晶体的熔、沸点高得多 （3）依据物质的分类判断 金属氧化物（如K2O、Na2O2等），强碱（如NaCl、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质（除汞外）与合金都是金属晶体。2．晶体熔、沸点比较规律： （1）不同晶体类型的物质：原子晶体>分子晶体。 （2）同一晶体类型的物质，需比较晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。原子晶体：要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。 分子晶体：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：O2>N2, HI>HBr>HCl。组成结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点：CO>N2。由上述可知，同类晶体熔沸点比较思路为： 原子晶体→共价键键能→键长→原子半径 分子晶体→分子间作用力→相对分子质量 例1．共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有上述一种作用的是()A.干冰 B.氯化钠 C.氢氧化钠 D.碘 解析：干冰是分子晶体，分于内存在共价键，分子间存在范德华力。NaCl是离子晶体只存在离子键。NaOH是离子晶体，不仅存在离子键，还存在H-O间共价键。碘也是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。答案： B [例2]单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据 金刚石 晶体硅 晶体硼 熔点 >3823 1683 2573 沸点 5100 2628 2823 硬度 10 7.0 9.5 ①晶体硼的晶体类型属于____________晶体，理由是________________________。 已知晶体硼结构单元是由硼原子组成的正二十面体，其中有20个等边三角形的面和一定数目的顶点，每个项点上各有1个B原子。通过视察图形及推算，此晶体体结构单元由 ____________________个硼原子构成。其中B-B键的键角为____________。 [解析]①原子，理由：晶体的熔、沸点和硬度都介于晶体Si和金刚石之间，而金刚石和晶体Si均为原予晶体，B与C相邻与Si处于对角线处，亦为原于晶体。 ②每个三角形的顶点被5个三角形所共有，所以，此顶点完全属于一个三角形的只占到1/5，每个三角形中有3个这样的点，且晶体B中有20个这样的角形，因此，晶体B中这样的顶点(B原子)有3/5×20=12个。又因晶体B中的三角形面为正三角形，所以键角为60° 〔例3〕石墨的片层结构如右图1所示：试回答：（1）片层中平均每个六元环含碳原子数为 个。（2）在片层结构中，碳原子数、C-C键数、六元环数之比 为 【解析】在石墨的片层结构中，我们以一个六元环为研究对象，由于碳原子为三个六元环共用，即属于每个六元环的碳原子数为6×1/3＝2；另外碳碳键数为二个六元环共用，即属于每个六元环的碳碳键数为6×1/2＝3。【答案】（1）．2（2）．2:3:1 [基础训练] 1．下列晶体中属于原子晶体的是()A.氖 B．食盐 C．干冰 D．金刚石 2．下列晶体由原子直接构成，且属于分子晶体的是()A．固态氢 B．固态氖 C．磷 D．三氧化硫 3.下列晶体中不属于原子晶体的是()A.干冰 B.金刚砂 C.金刚石 D.水晶 4.在金刚石的网状结构中，含有共价键形成的碳原子环，其中最小的环上，碳原子数是()A.2个 B.3个 C.4个 D.6个 5.共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有上述一种作用的是()A.干冰 B.氯化钠 C.氢氧化钠 D.碘 6.在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与键能无关的变化规律是()A.HF、HCI、HBr、HI的热稳定性依次减弱 B.NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次减低 C.F2、C12、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高 D.H2S的熔沸点小于H2O的熔、沸点 7．在金刚石的晶体中，含有由共价键形成的碳原子环，其中最小的环上所需碳原子数及每个碳原子上任意两个C--C键间的夹角是()A．6个120° B．5个108° C．4个109°28′ D．6个109°28′ 8．结合课本上干冰晶体图分析每个CO2分子周围距离相等且最近的CO2分子数目为()A．6 B．8 C．10 D．12 9．干冰和二氧化硅晶体同属ⅣA元素的最高价氧化物，它们的熔沸点差别很大的原因是()A．二氧化硅分子量大于二氧化碳分子量 B．C、O键键能比Si、O键键能小 C．干冰为分子晶体，二氧化硅为原子晶体 D．干冰易升华，二氧化硅不能 10.最近科学家发现了一种新分子，它具有空心的类似足球的结构，分子式为C60，下列说法正确的是()A.C60是一种新型的化合物 B.C60和石墨都是碳的同素异形体 C.C60中虽然没有离子键，但固体为离子晶体 D.C60相对分子质量为720 11.支持固态氨是分子晶体的事实是()A.氮原子不能形成阳离子 B.铵离子不能单独存在 C.常温下，氨是气态物质 D.氨极易溶于水 12.石墨晶体是层状结构，在每一层内；每一个碳原于都跟其他3个碳原子相结合，如图是其晶体结构的俯视图，则图中7个六元环完全占有的碳原子数是()A.10个 B.18个 C.24个 D.14个 13.将SiCl4与过量的液氨反应可生成化合物Si(NH2)4。将该化合物在无氧条件下高温灼烧，可得到氮化硅（Si3N4）固体，氧化硅是一种新型的耐高温、耐磨材料，在工业上有广泛的应用。则氮化硅所属的晶体类型是()A.原子晶体 B.分子晶体 C.离子晶体 D.金属晶体 14.2003年美国《科学》杂志报道：在超高压下，科学家用激光器将CO2加热到1800K，成功制得了类似石英的CO2原子晶体。下列关于CO2晶体的叙述中不正确的是()A.晶体中C、O原子个数比为1∶2 B.该晶体的熔点、沸点高、硬度大 C.晶体中C-O-C键角为180° D.晶体中C、O原子最外层都满足8电子结构 15、氮化硅是一种新合成的结构材料，它是一种超硬、耐磨、耐高温的物质。下列各组物质熔化时，所克服的微粒间的作用力与氮化硅熔化所克服的微粒间的作用力都相同的是()A、硝石和金刚石 B、晶体硅和水晶 C、冰和干冰 D、萘和蒽 16.碳化硅（SiC）的一种晶体具有类似金刚石的结构，其中碳原子和硅原子的位置是交替的。在下列三种晶体①金刚石②晶体硅③碳化硅中，它们的熔点从高到低的顺序是（）A.①③② B.②③① C.③①② D.②①③ [拓展提高] 17．右图为金刚石的晶体结构。每个C原子、每条C-C键被多少个六元环共用？ 18．右图为晶体硼的基本结构单元，已知它为正二十面体?有二十个等边三角形和一定数目的顶角?，每一个顶点各有一个硼原子，通过观察，此基本结构单元由多少硼原子构成？ 19.氮化硅是一种高温陶瓷材料，它的硬度大、熔点高、化学性质稳定，工业上曾普遍采用高纯硅与纯氮在13000C反应获得。 (1)氮化硅晶体属于______________晶体。 (2)已知氮化硅的晶体结构中，原子间都以单键相连，且N原子和N原子，Si原子与Si原子不直接相连，同时每个原子都满足8电子稳定结构，请写出氮化硅的化学式_______.(3)现用四氯化硅和氮气在氢气气氛保护下，加强热发生反应，可得到较高纯度的氮化硅。反应的化学方程式为_________________.第二节 分子晶体与原子晶体 答案 1.D 2.B 3.A 4.D 5.D 6.CD 7.D 8.D 9.C 10.BD 11.C 12.D 13.A 14.C 15.B 16.A 5.[解析]干冰是分子晶体，分于内存在共价键，分子间存在范德华力。NaCl是离子晶体只存在离子键。NaOH是离子晶体，不仅存在离子键，还存在H-O间共价键。碘也是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。故只有B符合题意。 6.[解析]HF、HCl、HBr、HI热稳定性依次减弱是它们的共价键键能逐渐减小的原因，与键能有关。NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次减低是它们的离子键能随离子半径增大逐渐减小的原因。F2、C12、Br2、I2为分子晶体。熔、沸点逐渐降低由分子间作用力决定。H2S与H2O的熔沸点高低由分子间作用力及分子的极性决定。故选C、D。 7．D 根据金刚石的棱型结构特点可知最小环上碳原子数为6个，任意两个C-C键间夹角为109°28 8．D 根据干冰结构特点，干冰晶体是一种立方面心结构，每个CO2周围等距离最近的CO2有12个(同层4个，上层4个，下层4个)15．解析：本题考查由物理性质特征推知晶体类型以及如何区别不同晶体的微粒间作用力。此题为信息迁移题，解答时先由氮化硅的性质（超硬、耐磨、耐高温），可推知是原子晶体。原子晶体熔化时，要克服共价键。然后分析比较各选项。答案B。 16．[解析] 此题是给出新情境的信息迁移题。给出的新情景。是碳化硅的一种晶体具有类似金刚石的结构；此题的考查内容，是化学键与晶体结构。所列三种晶体均是原子晶体，结构相似，晶体内的结合力是呈空间网状的共价键： 共价键键长：C-C键< C-S键 < S-S键 共价键键能：C-C键> C-S键 > S-S键 共价键键长越短，键能越大，则原子晶体的熔点越高。所以三者的熔点由高到低的顺序是：金刚石、碳化硅、晶体硅。[答案] A。 17解析：任意两条相邻的C-C键参加了2个六元环的形成，每个C原子可形成4条C-C键，两面相邻的组合有C＝6种，故每个C原子被6×2＝12个六元环共用。而每条C-C键可以与相邻的3条C-C键两两相邻，故每条C-C键被3×2＝6个六元环共用。 18解析：该晶体的晶胞由二十个等边三角形构成，而每个等边三角形有3个顶点，这样共有20×3＝60个顶点，但每个顶点又被相邻的5个等边三角形所共有，所以该晶胞实际拥有的顶点数应为： 20×3×＝12个。 19．[解析]（1）这是一道信息题，从题给信息知氮化硅是一种高温陶瓷材料，它的硬度大、熔点高、化学性质稳定，应是原子晶体。 （2）氮化硅的晶体结构中，原子间都以单键相连，且N原子和N原子, Si原子和Si原子不直接相连，同时每个原子都满足8电子稳定结构，因此氮化硅的化学式为Si3N4。 强热 （3）3SiCl4 + 2N2 +6H2＝＝＝ Si3N4 + 12HCl。 第三节 金属晶体 [学习目标] [知识梳理] 1.在金属单质的晶体中，原子之间以____________相互结合.描述金属键本质的最简单理论是__________理论.构成金属晶体的粒子是_________和_________.2.金属键的强度差别_________.例如,金属钠的熔点较低,硬度较小,而_____是熔点最高,硬度最大的金属,这是由于_____________________________的缘故.铝硅合金在凝固时收缩率很小，因而这种合金适合铸造。在①铝②硅③铝硅合金三种晶体中，它们的熔点从低到高的顺序是_______________。 3.金属材料有良好的延展性是由于_____________________________.金属材料有良好的导电性是由于_____________________________.金属的热导率随温度升高而降低是由于_________________________________.4.金属原子在二维平面里有两种方式为非密置层和密置层,其配位数分别为______和__________.5.金属晶体可看成金属原子在_________________里堆积而成.金属原子堆积有4种基本模式,分别是_______________,_____________________,_________________,__________________.金属晶体的最密堆积是___________________,配位数是__________.[方法导引] 1.金属晶体性质及理论解释 导电性 导热性 延展性 金属离子和自由电子 自由电子在外加电场的作用下发生定向移动 自由电子与金属离子碰撞传递热量 晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用 2.金属晶体的熔点变化规律 ①金属晶体熔点差别较大，汞在常温下是液体，熔点很低(－38.9℃)，而钨的熔点高达3410℃．这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别． ②一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、所带的电荷数、自由电子的多少而定．金属离子半径越小，所带的电荷越多，自由电子越多，金属键越强，熔点就越高．例如，熔点：Na 解析：备选答案A、C、D都是金属共有的物理性质，这些性质都是由金属晶体所决定的，备选答案B，金属易失电子是由原子的结构决定的，所以和金属晶体无关． 答案：B 例2．关于晶体的下列说法正确的是（）A、在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子 B、在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子 C、原子晶体的熔点一定比金属晶体的高 D、分子晶体的熔点一定比金属晶体的低 解析：只有认识四类晶体物理性质差异的本质原因才能对此题进行正确判断。在四类晶体中，金属晶体的结构及物理性质最特殊，应予重视。金属晶体中，构成晶体的微粒既有金属原子，又有金属阳离子，且二者不断转换，晶体中自由电子与金属离子间的电性作用形成了金属键。因此晶体中有阳离子，不一定有阴离子，如金属晶体。金属键强弱相差很大（主要由阳离子半径大小决定），因此金属晶体的熔、沸点、硬度等物理性质相差极大，它与其他类晶体相比很特殊，有的晶体熔沸点很低，甚至小于分子晶体如金属汞、碱金属等；有的金属熔沸点很高，甚至高于原子晶体如金属钨。答案：A 例3.下列有关金属元素特征的叙述正确的是（） A、金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性 B、金属元素在一般化合物中只显正价 C、金属元素在不同的化合物中的化合价均不同 D、金属元素的单质在常温下均为金属晶体 解析：A、对于变价金属中，较低价态的金属离子既有氧化性，又有还原性，如Fe2+。B、金属元素的原子只具有还原性，故在化合物中只显正价。C、金属元素有的有变价，有的无变价，如Na+。D、金属汞常温下为液体。答案：B。 例4.物质结构理论推出：金属晶体中金属离子与自由电子之间的强烈相互作用，叫金属键．金属键越强，其金属的硬度越大，熔沸点越高，且据研究表明，一般说来金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强．由此判断下列说法错误的是()A．镁的硬度大于铝 B．镁的熔沸点低于钙 C．镁的硬度大于钾 D．钙的熔沸点高于钾 解析：价电子数Al＞Mg，原子半径Al＜Mg，所以Al的金属键更强，所以A的说法错误．Mg和Ca的价电子数相同，而原子半径Mg＜Ca，所以金属键的强弱Mg＞Ca，所以B的说法错误．价电子数Mg＞K，原子半径Mg＜Ca＜K，所以C的说法正确．价电子数Ca＞K，原子半径Ca＜K，所以D的说法也正确． 答案：AB 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 第一课时 教学目标： 1． 复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。2． 知道共价键的主要类型δ键和π键。3． 说出δ键和π键的明显差别和一般规律。教学重点、难点： 价层电子对互斥模型 教学过程： [复习引入] NaCl、HCl的形成过程 [设问] 前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？ 例：H2的形成 [讲解、小结] [板书] 1． δ键：（以“头碰头”重叠形式） a． 特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键的图形不变，轴对称图形。 b． 种类：S-Sδ键 S-Pδ键 P-Pδ键 [过渡] P电子和P电子除能形成δ键外，还能形成π键 [板书] 2． π键 [讲解] a.特征：每个π键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。 3． δ键和π键比较 ① 重叠方式 δ键：头碰头 π键：肩并肩 ②δ键比π键的强度较大 ② 成键电子：δ键 S-S S-P P-P π键 P-P δ键成单键 π键成双键、叁键 ４．共价键的特征 饱和性、方向性 [科学探究] 讲解 [小结] 生归纳本节重点，老师小结 [补充练习] 1．下列关于化学键的说法不正确的是（）A．化学键是一种作用力 B．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力 C．化学键存在于分子内部 D．化学键存在于分子之间 2．对δ键的认识不正确的是（）A．δ键不属于共价键，是另一种化学键 B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同 C．分子中含有共价键，则至少含有一个δ键 D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同3．下列物质中，属于共价化合物的是（）A．I2 B．BaCl2 C．H2SO4 D．NaOH 4．下列化合物中，属于离子化合物的是（）A．KNO3 B．BeCl C．KO2 D．H2O2 5．写出下列物质的电子式。 H2、N2、HCl、H2O ６．用电子式表示下列化合物的形成过程 HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2 [答案] 1．D 2．Ａ ３．Ｃ ４．ＡＣ ５．略 ６．略 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 第二课时 ［教学目标］： １． ２． ３． 认识键能、键长、键角等键参数的概念 能用键参数――键能、键长、键角说明简单分子的某些性质 知道等电子原理，结合实例说明“等电子原理的应用” ［教学难点、重点］： 键参数的概念，等电子原理 ［教学过程］： ［创设问题情境］ Ｎ２与Ｈ２在常温下很难反应，必须在高温下才能发生反应，而Ｆ２与Ｈ２在冷暗处就能发生化学反应，为什么？ ［学生讨论］ ［小结］引入键能的定义 ［板书］ 二、键参数 １．键能 ①概念：气态基态原子形成１mol化学键所释放出的最低能量。②单位：kＪ／mol ［生阅读书３３页，表２－１］ 回答：键能大小与键的强度的关系？（键能越大，化学键越稳定，越不易断裂） 键能化学反应的能量变化的关系？（键能越大，形成化学键放出的能量越大） ③ 键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定。 ［过渡］ ２．键长 ①概念：形成共价键的两原子间的核间距 ②单位：１pm（１pm＝１０ －１２ m） ③键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定 ［设问］ 多原子分子的形状如何？就必须要了解多原子分子中两共价键之间的夹角。３．键角：多原子分子中的两个共价键之间的夹角。例如：ＣＯ２结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０°，为直线形分子。 Ｈ２Ｏ 键角１０５°Ｖ形 ＣＨ４ 键角１０９°２８′正四面体 ［小结］ 键能、键长、键角是共价键的三个参数 键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型。［板书］ 三、等电子原理 １．等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒。 如：ＣＯ和Ｎ＋２，ＣＨ４和ＮＨ４ ２．等电子体性质相似 ［阅读课本表２－３］ ［小结］ 师与生共同总结本节课内容。［补充练习］ １．下列分子中，两核间距最大，键能最小的是（） Ａ．Ｈ２ Ｂ．Ｂr Ｃ．Ｃl Ｄ．Ｉ２ ２．下列说法中，错误的是（） Ａ．键长越长，化学键越牢固 Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固 Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定 Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键 ３．能够用键能解释的是（） Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定 Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体 Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应 Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发 ４．与ＮＯ－３互为等电子体的是（） Ａ．ＳＯ３ Ｂ．ＢＦ３ Ｃ．ＣＨ４ Ｄ．ＮＯ２ ５．根据等电子原理，下列分子或离子与ＳＯ２－ ４ 有相似结构的是（）Ａ．ＰＣl５ Ｂ．ＣＣl４ Ｃ．ＮＦ３ Ｄ．Ｎ ６．由表２－１可知．Ｈ－Ｈ的键能为４３６kＪ／mol．它所表示的意义是＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿．如果要使１molＨ２分解为２molＨ原子，你认为是吸收能量还是放出能量？＿＿＿＿．能量数值＿＿＿＿．当两个原子形成共价键时，原子轨道重叠的程度越大，共价键的键能＿＿＿＿，两原子核间的平均距离――键长＿＿＿＿． 7．根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化： （1）N2（g）+3H2（g）====2NH3（g）；⊿H=（2）2H2（g）+O2（g）===2H2O（g）；⊿H= ［答案］１．Ｄ ２．Ａ ３．Ａ ４．Ｂ ５．Ｂ ６．每２mol气态Ｈ原子形成１molＨ２释放出４３６kＪ能量 吸收能量 ４３６kＪ 越大 越短 7．-90.8KJ/mol-481.9 KJ/mol 2020-2021学高考冲刺物质的结构与性质一（选修三） 1．分析下图信息，结合所学内容解答问题。 回答下列问题: (1)①第三周期某元素的前5个电子的电离能如图1所示。该元素是_______填元素符号，判断依据是_______。 ②第二周期元素的第一电离能随原子序数的变化情况如图6，I1随Z的递增而呈增大趋势，导致在a点出现齿峰的原因是 _______。 ③铝镁合金是优质储钠材料，原子位于面心和顶点，其晶胞如图2所示。1个铝原子周围有_______个镁原子最近且等距离。 (2)配合物的熔点，沸点，可用于制备纯铁。的结构如图3所示。下列关于说法不正确的是_______。 A．是非极性分子，含有δ键和π键 B．中Fe原子的配体与互为等电子体 C．含有键 D．反应中没有新化学键生成(3)独立的分子中，键键角为如图4所示是的部分结构以及其中键键角。请解释离子中键角变为的原因是_______。根据VSEPR模型判断，下列微粒中所有原子都在同一平面上的一组是_______。 A．和 B．和 C．和ClO3- D．和 (4)已知立方BN晶体硬度很大，其原因是_______;其晶胞结构如图5所示，设晶胞中最近的B、N原子之间的距离为anm，阿伏加德罗常数的值为，则晶体的密度为_______列式即可，用含a、的代数式表示 (5)在某种含镁、镍、碳3种元素的超导材料晶体中，镁原子和镍原子一起以立方最密堆积方式形成有序结构.结构中的两种八面体空隙，一种完全由镍原子构成，另一种由镍原子和镁原子共同构成，碳原子只填充在由镍原子构成的八面体空隙中，晶胞如图7所示。 ①组成该晶体的化学式为 _______。 ②完全由镍原子构成的八面体空隙与由镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙的数量比为 _______。 ③若取碳原子为晶胞顶点，则镍原子位于晶胞的_______ 位置。 2．元素周期表中第四周期某些过渡元素(如Ti、Mn、Zn等)在生产生活中有着广泛的应用。回答下列问题： (1)钛的应用越来越受到人们的关注。 ①第四周期元素中，基态原子的未成对电子数与钛相同的有___________(填元素符号)。 ②钛比钢轻、比铝硬，是一种新兴的结构材料。钛硬度比铝大的原因是___________。 (2)锰及其化合物的应用研究是前沿科学之一 ①已知金属锰有多种晶型，γ型锰的面心立方晶胞俯视图符合下列___________(选填字母编号)。 ②三醋酸锰[(CH3COO)3Mn]是一种很好的有机反应氧化剂。三醋酸锰[(CH3COO)3Mn]中阳离子的价层电子排布式中电子的自旋状态___________(填“相同”或“相反”)。 ③Mn2＋能形成配离子为八面体的配合物MnClm·nNH3，在该配合物的配离子中，Mn2＋位于八面体的中心。若含1 mol该配合物的溶液与足量AgNO3溶液作用可生成l mol AgCl沉淀，则该配离子化学式为___________。 (3)比较Fe和Mn的第三电离能，I3(Fe)___________I3(Mn)(填“大于”或“小于”)，原因是___________。 (4)某钙钛型复合氧化物如图，以A原子为晶胞的顶点，A位可以是Ca、Sr、Ba或Pb，当B位是V、Cr、Mn、Fe时，这种化合物具有巨磁电阻效应。 已知La为＋3价，当被钙等＋2价元素A替代时，可形成复合钙钛矿化合物LaxA1-xMnO3，(x＞0.9)，此时一部分＋3价锰转变为＋4价，导致材料在某一温度附近有反铁磁-铁磁、铁磁-顺磁转变及金属-半导体的转变，则复合钙钛矿化合物中＋3价锰与＋4价锰的物质的量之比为___________(用含x的代数式表示)。 (5)具有较高催化活性的材料金红石的晶胞结构如图所示。已知该晶体的密度为d g·cm-3，Ti、O原子半径分别为a pm和b pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则金红石晶体的空间利用率为___________(列出计算式)。 3．金属陶瓷是一种复合材料，兼有金属和陶瓷的优点，应用非常广泛，金属基体可为，，陶瓷基体为碳化硅等.回答下列问题： (1)位于元素周期表中第四周期_______族，与的基态原子核外未成对电子数之比为_______。 (2)与C相比，原子之间难以形成双键的原因是_______。 (3)已知的一种晶体结构与、相似，则该晶体的熔点比晶体的_______(填“高”、“低“)，原因是_______。 (4)钴献菁可显著提升二次电池的充放电效率，为增强水溶性将其改性为四氨基钴酞菁，其结构如图所示： 四氨基钴酞菁中与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是_______；水溶性得到有效改善的原因是_______。 (5)的晶胞结构如图所示.晶胞参数为，阿伏加德罗常数的值为，晶体的密度为_______.以晶胞参数为单位长度建立的坐标系，可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子的分数坐标，若图中原子1的分数坐标为，则原于2的分数坐标为_______。 4．中国古代文献中记载了大量古代化学的研究成果，《本草纲目》中记载：“(火药)乃焰消(KNO3)、硫磺、杉木炭所合，以为烽燧铳机诸药者”，反应原理为S＋2KNO3＋3C=K2S＋N2↑＋3CO2↑。 (1)氮原子的价层电子排布图为___________，烟花燃放过程中，钾元素中的电子跃迁的方式是___________，K、S、N、O四种元素第一电离能由大到小的顺序为___________。上述反应涉及的元素中电负性最大的是___________(填元素符号)。 (2)碳元素除可形成常见的氧化物CO、CO2外，还可形成C2O3(其结构如图)。C2O3与水反应可生成草酸(HOOC—COOH)。 ①C2O3中碳原子的杂化轨道类型为___________，CO2分子的立体构型为___________。 ②草酸与正丁酸(CH3CH2CH2COOH)的相对分子质量相差2，二者的熔点分别为101℃、－7.9℃，导致这种差异的最主要原因可能是___________。 ③CO分子中π键与σ键个数比为___________。 (3)磷化硼是一种超硬耐磨涂层材料，晶胞如右图所示，其密度为ρg·cm－3，设NA是阿伏加德罗常数的值，则磷原子的配位数为___________，晶胞参数为___________pm。 5．W、R、X、Y、Z是原子序数依次增大的前四周期元素，其元素性质或原子结构如下： 元素 元素性质或原子结构 W 基态原子L能层所有能级上电子数相同 R 第二周期元素基态原子中未成对电子最多 X 基态原子核外s能级上电子总数与p能级上电子总数相等，且第一电离能低于同周期相邻元素 Y 次外层电子数是最外层电子数的2倍 Z 最外层只有1个电子，其它所有轨道电子均成对 请按要求填空： (1)Y的基态原子有___________种不同的运动状态的电子，Z的价电子轨道表示式为___________ (2)W、R、X的简单氢化物中，键角由大到小排列是___________(用对应的分子式表示)，原因___________ (3)已知：羧酸的酸性可用pKa（pKa=-lgKa）的大小来衡量，pKa越小，酸性越强； 羧酸 三氯乙酸() 0.65 三氟乙酸() 0.23 由表可见，酸性：三氯乙酸___________三氟乙酸(填“大于”、“小于”或“等于”)，从键的极性角度解释原因___________ (4)W和Y两种元素可形成一种熔点为2700、摩氏硬度为9.5的化合物，该化合物的晶胞结构如图所示，Y原子紧邻的Y原子有___________个；若晶胞参数为a nm，晶体密度为，则阿伏伽德罗常数为___________(列出计算式即可)。 6．过渡金属硫族化合物为具有良好可控性的半导体材料，可用于太阳能电池制备、激光技术、光催化水的裂解等领域。的其中一种制备方法是以CuS、ZnS、和Cu为原料高能球磨后，在气氛中退火。回答下列问题： (1)所给电子排布图中，能表示基态S原子3p轨道电子状态的是_______(填标号)。 A．B． C． D． (2)基态的价层电子排布式是_______。 (3)CuS由与反应制备。根据价层电子对互斥模型，中心原子价层电子对数为_______。的空间构型为_______。 (4)的晶体类型与CuS相同，除上述用途外，也用于制作火柴头。火柴燃烧时，转化为和，这三种物质熔点由高到低的顺序是_______。 (5)的四方晶胞如图所示。 ①Sb位于晶胞的顶点和体心，则图中A代表的原子是_______。 ②原子A的坐标为，原子B的坐标为，则原子C的坐标为_______。 ③设阿伏加德罗常数的值为，则的密度为_______(列出计算表达式)。 7．锂离子电池让电动汽车飞速发展，有利于实现节能减排。LiCoO2、LiFePO4、Li4TisO12常用作电池的电极材料，LiPF6、LiAsF6常用作锂离子聚合物电池的载体材料。 回答下列问题： (1)LiCoO2中基态Co原子的电子排布式为___________，其核外电子的空间运动状态有___________种。 (2)LiFePO4与LiPF6中所含的非金属元素电负性由大到小的顺序为___________，PF的空间构型为___________。 (3)含氧酸的通式可写为(HO)mROn，根据含氧酸的结构规律，下列酸中酸性与H3PO4相近的有___________。 a．HClO b．H2SO4 c．HNO2 d．HNO3 (4)电池工作时，Li+可在电解质LiPF6或LiAsF6的中发生迁移，相同条件下，Li+在___________(选填“LiPF6”或“LiAsF6”)中迁移较快，原因是___________。 (5)Li4Ti5O12中Ti元素的化合物TiO2是一种重要的瓷器釉料。研究表明，在TiO2中通过氮掺杂反应可生成TiO2-aNb，能使TiO2对可见光具有活性，掺杂过程如图所示。 则TiO2-aNb晶体中a=___________，b=___________。 8．镍是一种硬而有延展性并具有铁磁性的金属，且抗腐蚀，是重要的合金材料和催化剂。回答下列问题： (1)基态镍原子的价电子排布式为___________。 (2)可以形成多种配离子，如[Ni(NH3)4]2+、[Ni(CN)4]2-、丁二酮肟镍分子(见下图)等。 ①CN-中碳原子的杂化方式为___________，1 mol[Ni(CN)4]2-中含有___________molσ键。 ②[Ni(NH3)4]2+中H-N-H键角比NH3分子中H-N-H键角___________(填“大”或“小”)，NH3极易溶于水的原因是___________。 ③丁二酮肟镍分子内含有的作用力有___________(填字母)。 a．配位键 b．离子键 c．氢键 d．范德华力 (3)NiO的晶胞结构如图所示，其密度是d g/cm3，距离最近的两个O2-之间的距离为___________(用含d、NA的代数式表示，设NA表示阿伏加德罗常数的值)。 9．元素的金属性、非金属性及有关单质和化合物的性质与其原子结构、分子结构等有着密切的联系。回答。下列问题： (1)下列基态原子的核外电子排布式正确的是__(填序号)。 A． B． C． D． (2)第IA、IIA族部分元素氯化物的熔点如下表，从NaCl到CsCl熔点依次降低，但BeCl2的熔点比MgCl2的低，其原因是__。 氯化物 NaCl KCl RbCl CsCl 熔点/℃ 801 776 715 645 405 714 (3)下列物质的变化破坏了极性共价键的是__(填序号)。乙酸中碳原子的杂化方式为__，1 mol乙酸分子中含有的σ键和π键的个数比为__；乙酸易溶于水的原因是相似相溶，以及___。 A．二氧化硅晶体熔化 B．乙酸溶于水 C．干冰升华 D．冰融化 (4)某晶体的晶胞如图所示，则该晶体的化学式为__；已知该晶体的晶胞边长为540 pm，阿伏加德罗常数的值为，则体积为10 cm3晶体的质量为__g(列出计算式即可)。 10．、在电化学和催化领域均有重要地位.回答下列问题： (1)基态原子核外占据最高能层电子的电子云轮廓图的形状为_______；、两种基态原子的价层电子数目之比为_______；、、的第一电离能由大到小的顺序为_______。 (2)碳有多种同素异形体，其中等质量的石墨与金刚石中共价键的数目之比为_______。 (3)、、的沸点由高到低的顺序为_______，原因为_______。 (4)的酸性弱于的原因为_______；中的杂化方式为_______。 (5)的晶胞结构如图所示。 ①晶体中，C周围距离最近且相等的的数目为_______。 ②若阿伏加德罗常数的值为，则晶体密度_______。 11．碳(C)、铜(Cu)、锡(Sn）及其化合物有许多用途。回答下列问题。 (1)在元素周期表里，锡和碳同族，锡位于第五周期。基态锡原子的最外层电子排布式为_______。 (2)磷化铜(Cu3P2)用于制造磷青铜，磷青铜是含少量锡、磷的铜合金。磷化铜与水反应产生有毒的磷化氢(PH3)气体，P、S的第二电离能(I2)的大小关系为I2(P)___I2(S)(填“＞”、“＜”或“=”)，原因是_。PH3分子的热稳定性比NH3______(填“强”或“弱”)。 (3)1mol苯中含键的数目为______。CH3CH2COOH中C的杂化方式有______； (4)磷青铜晶体的晶胞结构如图所示，该晶体中P原子与最近的Cu原子的核间距为anm，该晶体中P原子位于由铜原子形成的正八面体的空隙中，则该正八面体的边长为__________nm，该晶体密度为______gcm-3(用含NA的代数式表示)。 12．由Mg、C和Ni组成的三元合金系统具有超导电性。回答下列问题： (1)基态Ni原子核外电子排布式为_______。 (2)对羟基苯甲酸()具有防腐、防霉和X菌等作用，其中C原子的杂化轨道类型为_______，1 mol对羟基苯甲酸中键数目为_______(NA表示阿伏加德罗常数的值)。 (3)对羟基苯甲酸()沸点比邻羟基苯甲酸()____(填“高”“低”或“相等”)，原因是_______。 (4)新型超导材料晶体的晶胞结构中镁原子和镍原子位于顶点和面心，它们构成两种八面体空隙，一种由镍原子构成，另一种由镍原子和镁原子一起构成，两种八面体空隙的数量是1：3，碳原子只填充在镍原子构成的八面体空隙中，沿晶胞立方格子对角线取得的截图如图所示。 ①该新型超导材料的化学式为_______。 ②已知晶胞参数，阿伏加德罗常数的值为NA，Mg的C配位数为_______，该晶胞密度为_______(列出计算式即可)。 13．宋代《开宝本草》记载“取钢煅作叶如笏或团，平面磨错令光净，以盐水洒之，于醋瓮中阴处埋之一百日，铁上衣生，铁华成矣。”“铁华”是醋酸亚铁，其熔点约为195℃。回答： (1)基态Fe原子价层电子的电子排布图为___________，铁所在的周期第一电离能由大到小的前三种元素是___________(用元素符号表示)。 (2)醋酸亚铁中碳原子的杂化轨道类型有___________，该微粒中是否存在四面体结构___________(填“存在”或“不存在”)，其晶体类型最可能是___________。 (3)盐水若洒在煤火上会产生黄色火焰，此过程中相应原子中电子跃迁方式为___________。 (4)Fe(CO)5可用作催化剂、汽油抗爆剂等。其分子中键和键的数目之比为___________。CO的沸点高于N2的原因是___________。 (5)铁氮化合物在磁记录材料领域有着广泛的应用前景，其中一种晶胞结构如下图所示，则一个该晶胞的质量为___________g．若晶胞参数为d pm，N、Fe的原子半径分为、，则该晶胞中原子的空间利用率是___________。(用表示阿伏加德罗常数的值，表示圆周率) 14．下表中A、B、C、D、E、F为短周期主族元素，G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。 A．元素周期表中原子半径最小的元素 B．原子最外层电子数是内层电子数的2倍 C．元素原子的核外p电子总数比s电子总数少1 D．元素价电子排布式为nsnnp2n E．同D主族元素，且原子序数为D的2倍 F．元素的主族序数与周期数的差为4 G．基态原子最外层电子排布为4s1，内层处于全充满状态 (1)C基态原子电子排布式为___________，CA3中心原子的杂化方式为___________，分子空间构型为___________。 (2)E的最高价氧化物的VSEPR模型名称为___________，其属于___________(填“极性”或“非极性”)分子。 (3)A2D的沸点比A2E的沸点高，其主要原因是___________。 (4)下列关于B2A2的说法中正确的是___________(填序号)。 A．B2A2中的所有原子都满足8电子结构 B．B2A2分子中σ键和π键数目比为1：1 C．B2A2是由极性键和非极性键形成的非极性分子 D．B2A2分子发生加成反应σ键断裂 (5)下列图象可表示两个F原子间成键后的电子云的图像是___________。 (6)向G2+的硫酸盐溶液中滴加氨水直至过量，首先观察到生成蓝色沉淀，离子方程式为___________，继续滴加氨水，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液，加入乙醇后有深蓝色晶体析出，其溶质的化学式为___________(不用写结晶水)。 15．芦笋中的天冬酰胺(结构如图)和微量元素硒、铬、锰等，具有提高身体免疫力的功效。 (1)天冬酰胺中_______(名称)元素基态原子核外未成对电子数最多。 (2)天冬酰胺中碳原子的杂化轨道类型有_______种。 (3)画出基态O原子的价电子排布图_______。 (4)写出BH的等电子体_______(分子、离子各写一种)。 (5)某锰氧化物的晶胞结构如图所示，该氧化物的化学式为_______。 参考答案 1．Mg 是的5倍多，说明最外层有2个电子 基态N原子的2p能级半充满 C、D 氨分子与形成配合物后，孤对电子与形成配位键，原孤对电子与成键电子对之间的排斥作用减弱，所以键键角变大 B 立方BN晶体是原子晶体，键键能大，所以质地坚硬 1:3 棱心 【详解】 (1)①由图1可知电离能I3是I2的5倍多，说明最外层有2个电子，结合该元素是第三周期元素，则该元素为第三周期第ⅡA族元素，此元素为镁元素，元素符号为Mg； ②第二周期元素的第一电离能随原子序数的变化情况如图6，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族元素，即I1随Z的递增而呈增大趋势，而导致在a点出现齿峰的原因是基态N原子的2p能级半充满； ③根据图示，1个铝原子周围有8个镁原子最近且等距离； (2) A.根据配合物的结构图，是三角双锥结构，正负电荷分布均匀，是非极性分子，分子中含有δ键和π键，选项A正确； B.中Fe原子的配体是CO，价电子数是10，与互为等电子体，选项B正确； C.含有键，选项C不正确； D.是化学变化，有化学键的断裂和生成，断裂配位键、生成金属键，选项D不正确； 答案选CD； (3)分子与Zn2+形成配合物后，孤对电子与Zn2+成键，原孤对电子与成键电子对之间的排斥作用变为成键电子对之间的排斥作用，排斥作用减弱，所以键键角变大； A.中S原子价电子对个数＝，含有一个孤电子对，所以为三角锥形结构，中N原子价电子对个数＝，含有一个孤电子对，所以为V形结构，选项A不符合； B.中N原子价电子对个数＝，没有孤电子对，所以为平面结构，中S原子价电子对个数＝，没有孤电子对，所以为平面结构，选项B符合； C.中O原子价电子对个数＝，含有一个孤电子对，所以为三角锥形结构，ClO3-中Cl原子价电子对个数＝，含有一个孤电子对，所以为三角锥形结构，选项不C符合； D.中P原子价电子对个数＝，没有孤电子对，所以为四面体结构，中S原子价电子对个数＝，含有一个孤电子对，所以为三角锥形结构，选项D不符合； 答案选B； (4)立方BN晶体是原子晶体，键键能大，所以质地坚硬； 根据均摊原则，1个晶胞中含有N原子数是4、含有B原子数是，晶胞中最近的B、N原子之间的距离为anm，则晶胞体对角线为4anm，晶胞边长是nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体的密度为＝； (5)①根据均摊法，C原子位于晶胞内部，个数为1，Mg原子位于顶点，个数为1，Ni原子位于面心，个数为3，所以化学式为MgNi3C； ②据图可知镍原子构成的八面体空隙数目为1，每条棱上的两个镁原子与相邻面心的镍原子构成正八面体空隙的，所以镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙为3，则完全由镍原子构成的八面体空隙与由镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙的数量比为1：3； ③若取碳原子为晶胞顶点，镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙中有2个镁原子、4个镍原子，则镍原子位于晶胞的棱心位置。 2．Ni、Ge、Se Ti原子的价电子数比Al多，金属键更强 D 相同 小于 Mn2+的3d能级是半充满的相对稳定结构，较难失去电子 【详解】 (1)①Ti是22号元素，价电子排布是，Ti的基态未成对电子数为2个，同周期中未成对电子数为2个的价电子排布还有Ni()、Ge()、Se()共3种； ②Ti原子的价电子数比Al多，金属键更强； (2)①金属锰的晶胞构型和氯化钠的相同，都属于面心立方构型，晶胞俯视图符合D； ②Mn是25号元素，根据构造原理知，Mn的基态原子核外电子排布式[Ar]3d54s2，失电子时，从最外层失去，即失去4s上2个电子和3d上一个电子，Mn3+核外价电子排布为3d4，则电子的自旋状态相同； ③配离子是八面体，即中心离子的配体共6个，含1 mol该配合物的溶液与足量AgNO3溶液作用可生成l mol AgCl沉淀，说明外界有1个Cl-，其余Cl-和氨都在内界，作为配体，外界是一个单位负电荷，则整个内界应带一个单位正电荷，锰离子有两个单位正电荷，氨不带电荷，只需要一个带负电荷的氯离子即可，故配离子的化学式为； (3)Fe的电子排布是[Ar]3d64s2，Mn的电子排布为[Ar]3d54s2，则Fe2+的电子排布为[Ar]3d6，Mn2+的电子排布为[Ar]3d5，Mn2+的3d能级是半充满相对稳定结构，较难失去电子，故第三电离能I3(Fe)较小； (4)设中三价锰与四价锰的物质的量分别是m和n，则有3x+2(1-x)+3m+4n=6，m+n=1，解得m=x，n=1-x，则中三价锰和四价锰的物质的量之比为； (5)晶胞中Ti原子数目=，O原子数目=，因此该物质的化学式为TiO2，则晶胞中原子总体积为，晶胞的质量=，则晶胞体积=，故晶胞的空间利用率是 3．Ⅷ 3:1 Si的原子半径大于C的原子半径，原子间难以形成π键 高 碳氧键的键长比硅氧键短、键能比硅氧键大，碳氧键的共价键比硅氧键强 1,3 氨基中氮原子能与水分子形成氢键 【详解】 (1)钴元素的原子序数为27，位于元素周期表第四周期Ⅷ族；铬元素的原子序数为24，价电子排布式为3d54s1，核外有6个不成对电子，镍元素的原子序数为28，价电子排布式为3d84s2，核外有2个不成对电子，则铬与镍的基态原子核外未成对电子数之比为3:1，故答案为：Ⅷ；3:1； (2) C原子的原子半径较小，C原子中p轨道能形成肩并肩的π键，与C原子相比，Si原子的原子半径较大，Si原子中p轨道难以形成肩并肩的π键，则Si原子之间难以形成双键，故答案为：Si的原子半径大于C的原子半径，原子间难以形成π键； (3)由题意可知，二氧化碳晶体和二氧化硅晶体都为原子晶体，原子晶体的熔点取决于共价键的强弱，由于碳原子的原子半径比硅原子小，非金属性比硅原子强，二氧化碳晶体中碳氧键的键长比二氧化硅晶体中硅氧键短、键能比硅氧键大，则二氧化碳晶体中碳氧键的共价键二氧化硅晶体中比硅氧键强，熔点比二氧化硅晶体大，故答案为：大；碳氧键的键长比硅氧键短、键能比硅氧键大，碳氧键的共价键比硅氧键强； (4) 含有孤对电子的氮原子与钴离子通过配位键结合，形成配位键后氮原子能形成4个共价键，由钻酞菁的结构可知，1、3号氮原子形成4个共价键，2、4号氮原子形成3个共价键，则四氨基钴酞菁中与钴离子通过配位键结合的氮原子为1、3号；四氨基钴酞菁中含有4个氨基，氨基中氮原子能与水分子形成氢键，增大在水中的溶解性，故答案为：1、3；氨基中氮原子能与水分子形成氢键； (5)由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点和面心的碳原子的个数为8×+6×=4，位于体内的硅原子个数为4，设晶体的密度为dg/cm3，由质量公式可得：=(c×10—10)3，解得d=；由位于体对角线四分之一处上部原子1的分数坐标为可知，晶胞的边长为1，则位于体对角线四分之一处下部原子2的分数坐标为，故答案为：。 4．由高能量状态跃迁到低能量状态 N>O>S>K O sp2 直线型 草酸分子间能形成更多氢键 2∶1 【详解】 (1)基态N原子价电子排布式为2s2p3，结合泡利原理、洪特规则，价电子排布图为；烟花燃放过程中，钾元素中的电子由高能量状态跃迁到低能量状态，以光的形式释放能量；金属的第一电离能小于非金属元素的，N原子元素2p能级为半充满稳定状态，N元素的第一电离能高于O元素的，同主族自上而下第一电离能减小，故第一电离能：N>O>S>K；同周期自左而右电负性增大、同主族自上而下电负性减小，故O的电负性最大，故答案为：，由高能量状态跃迁到低能量状态，N>O>S>K，O。 (2)①C2O3中碳原子没有孤对电子、形成3个σ键，杂化轨道数目为3，C原子采取sp2杂化；CO2分子中碳原子没有孤对电子，价层电子对数为2，其立体构型为直线形，故答案为：sp2，直线形。 ②草酸分子含有2个“O—H”键，正丁酸分子含有1个“O—H”键，草酸分子之间形成更多的氢键，故草酸的沸点比正丁酸高的多，故答案为：草酸分子之间形成更多的氢键。 ③CO分子与N2互为等电子体，结构相似，故CO的结构式为C≡O，三键含有1个σ键、2个π键，故CO分子中π键与σ键个数比为2：1，故答案为：2：1。 (3)根据晶体结构可知每个B原子被四个距离相等且最近的P原子包围，每个P原子被四个距离相等且最近的B原子包围，所以P原子的配位数是4；在一个晶胞中含有的P原子数目：8×＋6×=4，在一个晶胞中含有的B原子数目：4×1=4，即1个晶胞中含有4个BP，晶胞的质量是m==g，由于晶胞密度为ρg·cm-3，所以晶胞的体积为==cm3，所以晶胞参数为cm=×1010pm，故答案为：4，×1010。 5．14 CH4＞NH3＞H2O NH3中心原子有一对孤电子对H2O中心原子有两对孤电子对，CH4中心原子没有孤电子对，而孤电子对排斥力比键合电子对排斥力大，所以孤电子对越多，键角减小 小于 F的电负性比Cl大，F-C极性大于Cl-C的极性，使F3C-C极性大于Cl3C-C的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子 【分析】 W基态原子L能层所有能级上电子数相同，W的电子排布式为1s22s22p2，为C元素；R第二周期元素基态原子中未成对电子最多，故R为N元素；X基态原子核外s能级上电子总数与p能级上电子总数相等，且第一电离能低于同周期相邻元素，X为O元素；Y次外层电子数是最外层电子数的2倍，K、L、M层电子数分别为2、8、4，故Y为Si元素；Z最外层只有1个电子，其它所有轨道电子均成对，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，为Cu元素。 【详解】 (1)根据分析，Y是Si元素，核外所有电子的运动状态均不同，因此有14种不同的运动状态的电子；Z为Cu，价电子为3d104s1，价电子排布图为； (2) W、R、X的简单氢化物分别为CH4、NH3、H2O，三个分子的中心原子均为sp3杂化，孤电子对排斥力比键合电子对排斥力大，所以孤电子对越多，键角减小，CH4、NH3、H2O中中心原子的孤电子对分别为0、1、2，故键角CH4＞NH3＞H2O； (3)由于pKa越小，酸性越强，由表可以看出，三氯乙酸的pKa大于三氟乙酸的，故酸性三氯乙酸小于三氟乙酸；同主族元素电负性从上到下依次减弱，F的电负性比Cl大，所以F与C形成的共价键极性较大，CF3COOH中F3C-C极性大于CCl3COOH中Cl3C-C的极性，导致三氟乙酸的负电性偏向-CF3，致使羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子，酸性更强； (4)由均摊法可知，晶胞中W的个数为8×+6×=4，Y的个数为4，故该物质的化学式为SiC，由图可以看出，C在8个顶点和6个面心，与C紧邻的C有12个，由于化学式为SiC，故Si原子紧邻的Si原子也有12个；晶胞密度，故NA=。 6．AC 正三角形 Cu (1，) 【详解】 (1)硫元素的原子序数为16，基态硫原子的价电子排布式为3s23p4； A．符合核外电子排布规律，故正确； B．由洪特规则可知，电子在能量相同的轨道上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同，则违背洪特规则，故错误； C． 符合核外电子排布规律，故正确； D．由泡利不相容原理可知，一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋相反，则违背泡利不相容原理，故错误； AC正确，故答案为：AC； (2)铜元素的原子序数为29，价层电子排布式为3d104s1，则基态亚铜离子的价层电子排布式为3d10，故答案为：3d10； (3)硫化氢分子中硫原子的价层电子对数为4；硝酸根离子中氮原子的价层电子对数为3，孤孤对电子对数为0，则离子的空间构型为平面正三角形，故答案为：4；正三角形； (4)分子晶体的熔点小于离子晶体，二氧化硫为分子晶体，三氧化二锑和三硫化二锑都为离子化合物，则二氧化硫的熔点最低；离子晶体中，离子键越强，晶体的熔点越高，由于氧离子的离子半径小于硫离子，锑离子和氧离子形成的离子键强于锑离子和硫离子形成的离子键，三氧化二锑的熔点高于三硫化二锑，则三种物质熔点由高到低的顺序为，故答案为：； (5) ①由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点和体心的锑原子个数为8×+1=2，位于面上的小黑球的个数为8×=4，位于面心和棱上的小灰球的个数为2×+4×=2，位于体内的大白球的个数为8，由晶体的化学式为可知，小黑球A、B、C均为铜原子，小灰球为锌原子，大白球为硫原子，故答案为：Cu； ②由位于yz面上的原子A的坐标为和位于xz面上的原子B的坐标为可知，位于xyz面上的原子C的坐标为(1，)，故答案为：(1，)； ③设晶胞的密度为dg/cm3，由晶胞的质量公式可得：=[ (a×10—10) ×2a×10—10]×d，解得d=，故答案为：。 7．1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 F>O>P 正八面体形 C LiAsF6 PF的半径比AsF的小，PF与Li+的作用比AsF的强，迁移速度就慢 【详解】 (1)基态Co原子核外有27个电子，根据能量最低原理书写电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；s轨道有一种空间运动状态，p轨道有三种空间运动状态，d轨道有五种空间运动状态，因此基态Co厦于的核外电于的空间运动状态有15种，故答案为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；15； (2)LiFePO4与LiPF6中所含的非金属元素为P、O、F，电负性由大到小的顺序为F>O>P；PF的价层电子对数为6+(5+1-6)=6，没有孤电子对，空间构型为正八面体形，故答案为：F>O>P；正八面体形； (3)H3PO4的通式可写为(HO)3PO，HClO的通式可写为HOCl，H2SO4的通式可写为(HO)2PO2，HNO2的通式可写为HONO，HNO3的通式可写为(HO)3N，HNO2和H3PO4的非羟基氧原子数n相同，酸性相近，故答案为：C； (4)PF的半径比AsF的小，PF与Li+的作用比AsF的强，迁移速度就慢，故答案为：LiAsF6；PF的半径比AsF的小，PF与Li+的作用比AsF的强，迁移速度就慢； (5)由图可知，在TiO2 晶胞中，Ti 原子位于顶点、面上和体心处，O 原子位于面上、棱边以及晶胞内部，因此 个晶胞中含有的Ti 原子个数为：8×+4×+1=4，O 原子个数为：8×+8×+2=8，进行 N 掺杂后，棱边上和晶胞内部分别有 个 O 原子形成氧空穴，面上有 个 O 原子被 N 原子替代，则掺杂后晶体中 N 原子个数为：12，O 原子个数为：8−1−−=，晶胞内各原子数为：Ti4ON，将 Ti 原子数定为 1，可得：TiON，即2-a=，a=，b=，故答案为：。 8．3d84s2 sp 大 氨气和水都是极性分子，且它们之间能形成氢键 ac 【详解】 (1)Ni是28号元素，根据构造原理，可知基态Ni原子核外电子排布是1s22s22p63s23p63d84s2，则基态镍原子的价电子排布式为3d84s2； (2)①在CN-中C、N原子之间以共价三键结合，C原子的价层电子对数为1+=1，所以C原子杂化方式是sp杂化； 在[Ni(CN)4]2-中，中心Ni2+与4个配位体CN-之间以配位键结合，配位键属于σ键；在CN-中含有1个C≡N键，其中1个为σ键，2个为π键，因此1个[Ni(CN)4]2-中含有σ键含有4+1×4=8个σ键，则在1 mol [Ni(CN)4]2-中含有8 mol σ键； ②NH3中N原子上有1对孤电子对，在[Ni(NH3)4]2+中NH3的孤电子对形成配位键后，使N-H成键电子对所受斥力减小，键角增大，则[Ni(NH3)4]2+中H-N-H键角大于NH3分子中的H-N-H键角；氨气和水都是极性分子，根据相似相溶原理可知NH3易溶于水；且NH3、H2O分子之间能形成氢键，增加了分子之间的吸引作用，也增大了氨在水中溶解度； ③在丁二酮肟镍分子内，配位体的N原子与中心Ni原子之间以配位键结合；N=O键的O原子与O-H键的H原子之间以氢键结合，故丁二酮肟镍分子内含有的作用力有配位键、氢键，合理选项是ac； (3)在NiO晶胞中含有Ni原子数为：，含有的O原子数为；晶胞质量m=，晶胞体积边长L=，O原子在晶胞边长L的一半，则晶胞中距离最近的两个O2-之间的距离为a=。 9．C 从NaCl到CsCl均为离子晶体，阳离子半径逐渐增大，离子键逐渐减弱，熔点降低；但BeCl2是分子晶体，MgCl2是离子晶体，分子晶体的熔点低于离子晶体 AB sp3、sp2 7∶1 乙酸分子与水分子间能形成氢键 ZnS 【详解】 (1)A．根据构造原理可知原子的核外电子排布式应该为，A错误； B．根据构造原理可知原子的核外电子排布式应该为是； C．原子核外电子排布遵循构造原理，C正确； D．原子核外3d轨道全满时原子处于稳定状态，则其电子排布式应该是，D错误； 故合理选项是C； (2)NaCl、KCl、RbCl、CsCl均为离子晶体，由于金属阳离子半径按Na+、K+、Rb+、Cs+顺序逐渐增大，离子半径越大，离子键越弱，断裂离子键消耗的能量就越低，物质的熔点就越低，所以从NaCl到KCl、RbCl、CsCl逐渐降低；而BeCl2在固态时属于分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合，分子间作用力比化学键弱，因此其熔沸点比较低；而MgCl2属于离子晶体，Mg2+与Cl-通过离子键结合，离子键是一种强烈的相互作用力，断裂消耗能量较高，所以BeCl2的熔点比MgCl2低； (3)A．SiO2为共价晶体，熔化时将破坏Si-O共价键，Si-O属于极性共价键，A符合题意； B．乙酸溶于水时电离产生H+和CH3COO-，破坏的是H-O共价键，H-O共价键属于极性共价键，B符合题意； C．干冰是固体CO2，由分子通过分子间作用力结合而成。干冰气化破坏的是分子间作用力，与分子内的共价键无关，C不符合题意； D．冰是固体H2O，由分子通过分子间作用力结合而成。冰熔化破坏的是分子间作用力，与分子内的共价键无关，D不符合题意； 故合理选项是AB； 乙酸是由分子构成的物质，结构简式是CH3COOH，其中甲基(-CH3)中的碳原子形成4个单键，杂化轨道数目为4，采用的是sp3杂化；羧基(-COOH)中的碳原子形成3个σ键，杂化轨道数目为3，采用的是sp2杂化，因此乙酸分子中C原子杂化类型为sp3、sp2杂化； 在1个CH3COOH分子中含有7个σ键和一个π键，因此在一个CH3COOH分子中含有的σ键和π键的个数比为其个数比为7∶1； 乙酸分子、水分子都是极性分子，且乙酸分子与水分子间会形成氢键，增加了分子间的作用力，因此乙酸易溶于水； (4)晶胞中Zn在8个顶角和6个面心上，所以每个晶胞中含有Zn原子个数为，在每个晶胞内部含有4个S原子，晶体中Zn、S原子个数比为4：4=1：1，所以该晶体的化学式为ZnS；每个晶胞的质量为m=，晶胞体积为V=(540×10-10cm)3，则晶胞密度ρ=，故体积为10 cm3的晶体的质量m(晶体)=。 10．球形 2∶3 3∶4 分子间能形成氢键，的相对分子质量大于，分子间作用力大于 中非羟基氧原子数小于中非羟基氧原子数，中的正电性弱于中的正电性，更难电离出氢离子 【详解】 (1)为28号元素，基态原子价层电子排布式为，的电子云轮廓图的形状为球形；基态原子的价层电子排布式为、基态原子的价层电子排布式为，二者的价层电子数目之比为2∶3；同周期元素的原子半径越小，第一电离能往往越大，故、、的第一电离能由大到小的顺序为； (2)石墨与金刚石的质量相等，物质的量相等，石墨中含有共价键，金刚石中含有共价键，二者数目之比为3∶4； (3)三种物质中，分子间能形成氢键，沸点最高，的相对分子质量大于，分子间作用力更大，沸点高于，则三种物质沸点由高到低的顺序为； (4)同种元素形成的含氧酸中，非羟基氧原子数越多，酸性越强；中的价层电子对数目为4，杂化方式为杂化； (5)①由的组成和晶胞结构知，晶胞顶角处为C，与之距离最近且相等的的数目为6； ②由晶胞结构知，每个晶胞中含有1个C和2个，则晶体密度。 11．5s25p2 ＜ P失去的是3P2上的电子，S失去的是3P3上的电子，3P3为半充满结构、较稳定、难失去电子 弱 12NA sp3、sp2 【详解】 (1)锡和碳同族，碳属于ⅣA族元素，价电子排布式为2s22p2，则基态锡原子的最外层电子排布式为5s25p2。答案为：5s25p2； (2)P失去1个电子后，其价电子排布式为3s23p2，S失去1个电子后，其价电子排布式为3s23p3，从价电子排布式可以看出，失去1 个电子后的S最外层处于半满状态，所以P、S的第二电离能(I2)的大小关系为I2(P)＜I2(S)，原因是P失去的是3P2上的电子，S失去的是3P3上的电子，3P3为半充满结构、较稳定、难失去电子；元素的非金属性越弱，其氢化物的稳定性越差，P、N属于同主族元素，P在N的下方，P的非金属性比N弱，所以PH3分子的热稳定性比NH3弱。答案为：＜；P失去的是3P2上的电子，S失去的是3P3上的电子，3P3为半充满结构、较稳定、难失去电子；弱； (3)苯的结构式为，但苯不是单双键交替，而是形成大π键，所以1mol苯中含有6 NA个碳碳键和6 NA个碳氢键，键的数目为12NA。CH3CH2COOH中，-CH3、-CH2-中C原子的价层电子对数都为4，-COOH中C的价层电子对数为3，所以C的杂化方式有sp3、sp2。答案为：sp3、sp2； (4)该正八面体的边长为晶体中P原子与最近的两个Cu原子构成的直角三角形的斜边，所以该正八面体的边长为nm；在晶胞中，含有1个P原子、Sn原子个数为、Cu原子个数为，则该晶体密度为=gcm-3。答案为：。 【点睛】 当原子或离子的价电子轨道处于全满、半满或全空时，电子的能量低，原子或离子稳定，再失去1个电子时的电离能大。 12．sp2 16NA 低 高两个化合物都可以形成氢键，但前者因取代基在对位，易形成分子间氢键，沸点较高；后者因取代基在邻位，易形成分子内氢键，故沸点较低 MgCNi3 【详解】 (1)Ni为第四周期VIII族的28号元素，基态原子核外电子排布式为或。 (2)对羟基苯甲酸()苯环中C原子和羧基中C原子的杂化轨道类型均为sp2；单键是一根σ键，双键含一根σ键，苯环中6个碳原子间形成6根σ键，则1 mol对羟基苯甲酸中σ键数目为16NA。 (3)对羟基苯甲酸()沸点比邻羟基苯甲酸()高，原因是两个化合物都可以形成氢键，但前者因取代基在对位，易形成分子间氢键，沸点较高；后者因取代基在邻位，易形成分子内氢键，故沸点较低。 (4)①在如图晶胞中，八面体空隙位于体心位置和所有棱心位置，它们的比例是1：3，体心位置的八面体由镍原子构成，可填入碳原子，而棱心位置的八面体由2个镁原子和4个镍原子一起构成，不填碳原子，所以C处于体心位置，则Mg处于顶点位置，Ni处于面心位置，该超导材料晶体的结构如图所示：，含Mg的个数为=1，含Ni的个数为=3，含C的个数为1，该新型超导材料的化学式为MgCNi3。 ②由图可知，与Mg距离最近的C的个数为8，该晶胞密度。 13．Kr＞Br＞As sp3、sp2 存在分子晶体 由激发态跃迁到基态(或由较高能量的轨道跃迁到较低能量的轨道) 1：1 二者相对分子质量相同，CO为极性分子，N2为非极性分子，CO的分子间作用力大于N2的(即相对分子质量相同，组成和结构相似，极性越强，分子间作用力越大，沸点越高。) 【详解】 (1)Fe是26号元素，根据构造原理可知基态Fe原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布式是3d64s2，原子核外电子总是尽可能成单排列，而且自旋方向相同，则其基态价电子排布图为； Fe位于第四周期第VIII族，一般情况下同一周期元素的原子序数越大，其第一电离能就越大，当元素处于第IIA、第VA时，其第一电离能大于同一周期相邻元素，故铁所在的周期第一电离能由大到小的前三种元素是Kr＞Br＞As； (2)Fe(CH3COO)2中甲基C形成4个σ键，为sp3杂化；羰基C形成了碳、氧双键，为sp2杂化；故Fe(CH3COO)2中C原子杂化类型为sp3、sp2杂化； 由于其中含有CH3—，与该C原子连接的4个原子构成的是四面体结构，故该微粒中是否存在四面体结构；醋酸亚铁的熔点约为195℃，相对来说比较低，因此其晶体类型可能是分子晶体； (3)盐水若洒在煤火上会产生黄色火焰，这是由于NaCl中的Na+在灼烧时，电子由能量低基态跃迁到能量高的激发态，电子处于高能量状态不稳定，会再回到能量比较低的基态，多余的能量以光的形式释放出来，即此过程中相应原子中电子跃迁方式为由激发态跃迁到基态(或由较高能量的轨道跃迁到较低能量的轨道)； (4)Fe(CO)5为络合物，Fe与5个CO形成配位键，配位键属于σ键；在配位体CO分子中含有1个键和2个键，则Fe(CO)5分子中键和键的数目之比为(5+5)：(2×5)=1:1； CO、N2为等电子体，CO的沸点高于N2是由于二者相对分子质量相同，CO为极性分子，N2为非极性分子，CO的分子间作用力大于N2的(即相对分子质量相同，组成和结构相似，极性越强，分子间作用力越大，沸点越高)； (5)在一个晶胞含有的Fe原子数目为：；含有的N原子数为：1个，则晶胞质量为m=； 晶胞体积为V(晶胞)=(d×pm)3= d3pm3；在一个晶胞中含有的4个Fe原子和1个N原子的体积为V(Fe)总+V(N)=()，故该晶胞中原子空间利用率是。 14．1s22s22p3 sp3 三角锥 平面三角形 非极性 水分子之间存在氢键 C B Cu2++2NH3•H2O=Cu(OH)2↓+2 NH [Cu(NH3)4]SO4 【分析】 A为元素周期表中原子半径最小的元素，则A为H元素，B原子最外层电子数是内层电子数的2倍，则B为C元素，C元素原子的核外p电子总数比s电子总数少1，则C为N元素，D元素价电子排布式为2s22p4，则D为O元素，E与D同主族，且原子序数为D的2倍，则E为S元素，G基态原子最外层电子排布为4s1，内层处于全充满状态，则G为Cu元素，据此分析解题。 【详解】 (1)C为N元素，基态原子电子排布式为：1s22s22p3；CA3为NH3，有三条σ键一个孤电子对，中心原子的杂化方式为sp3杂化，分子空间构型为三角锥形。 (2)E的最高价氧化物为SO3无孤对电子，VSEPR模型名称为平面三角形，SO3是平面三角形分子，键角120度，因此它是非极性分子。 (3)A2D(H2O)的沸点比A2E(H2S)的沸点高，其主要原因是因为水分子之间存在氢键。 (4)下列关于B2A2(C2H2)为乙炔含有三键，A．B2A2中的氢原子不满足8电子结构，故A错误； B．B2A2分子中σ键和π键数目比为3：2，故B错误； C．B2A2是由极性键(C-H)和非极性键(CC)形成的非极性分子，故C正确； D．B2A2分子发生加成反应Π键断裂，故D错误； 故选C。 (5)两个F原子间成键后为F2，图象可表示其电子云的图像是B，因为F原子之间形成p-pσ键。 (6)向Cu2+的硫酸盐溶液中滴加氨水直至过量，首先观察到生成蓝色沉淀，沉淀为氢氧化铜，离子方程式为：Cu2++2NH3•H2O=Cu(OH)2↓+2NH，继续滴加氨水，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液，生成[Cu(NH3)4]2+，加入乙醇后有深蓝色晶体析出，其溶质的化学式为[Cu(NH3)4]SO4。 15．氮 CH4、NH MnO2 【详解】 (1)根据天冬酰胺结构可判断所含元素为碳、氢、氧、氮；C、H、N、O的价电子排布式分别为：2s22p2、1s1、2s22p3、2s22p4，未成对电子分别为：2、1、3、2，所以氮元素未成对电子最多，答案为：氮； (2)根据题干给的天冬酰胺结构可以看出碳原子形成的化学键的类型有单键和双键，碳原子以sp3和sp2杂化，所以碳原子的杂化类型有2种，正确答案：2； (3)基态O原子的价电子排布式为:：2s22p4，则O原子的价电子排布图为：。 (4)原子数和价电子数都相等的为等电子体，所以BH的等电子体的分子有CH4，离子有NH。 (5)在立方晶胞的八个顶点各有一个Mn，立方晶胞体心也有一个Mn，根据均摊法可知一个晶胞中含有8×+1=2个Mn；在立方晶胞上下两个面上共含有4个O，立方晶胞内含有2个O，所有一个晶胞含有4×+2=4个O，Mn的个数与O的个数比为1：2，所以该氧化物的化学式为：MnO2。 高二是高中教学承上启下的阶段，高二学生的素质关系到高三的复习策略以及高考成绩单，《物质结构与性质》教学反思。本学期所教的课程为《物质结构与性质》是研究物质的微观世界，理论性较强，对学生的逻辑思维与化学素养都是很好的培养教材，本学期的教学主线为化学微观概念的重建，围绕这主轴我们高二备课组针对每个专题进行了详细的备课。 在初中阶段所学化学用语主要是元素符号、化学式、化学方程式等概念的建设，这些又是众多化学用语的基础，所以初中阶段化学用语的学习则显得尤为重要，但是又显得凌乱，学生很难建设出基本概念的知识网络。学习《物质结构与性质》时，学生更重要的是理解所学化学用语的涵义，做到“名”与“实”结合，形成基本概念系统，培使学生的抽象思维中建设出基本化学素养。化学用语是代表物质的组成、结构和变化的一系列符号或图式，化学用语不仅代表化学事物，且表达特定化学概念，让学生理解化学用语的涵义，把符号、图式与物质的特征、化学反应发生和现象结合起来，丰富联想线索，减少机械记忆，增加理解记忆，减轻学生的记忆负担，提高记忆效率。 从微观世界了解物质的组成是本书的教学重点也是难点。学生需要先对元素的实体----原子的结构建立起基本和清楚的认识之后，才能探讨元素之间存在怎样的规律性联系（本质是元素的原子结构属性之间的联系），教学反思《《物质结构与性质》教学反思》。对于原子结构，我们只要求学生掌握几代科学家建立的原子结构模型，而对于不同种的原子具体结构我们在这里不做强调，并扩展到离子与分子的涵义是元素周期表的科学本质是在原子结构水平上对元素性质及其规律性联系的认识成果。而元素周期表，以及电离能，电负性等性质的周期性变化的解读对于学生了解元素的化合价以及物质化合的化学式的书写都有很大的帮助。对于学生来说，并没有建立起用原子结构的观点理解、分析元素性质的联系，所以原子结构、元素的化合价、化合物的化学式等都成为了孤立的知识点。 其实《物质结构与性质》是在分析元素周期表，将元素周期表“立体化”，要求学生会用表，能从表中找出相应的信息，如原子的符号、质子数、相对原子质量，以及在此基础上的如何计算中子数，会计算相对分子质量、物质中各元素质量之比或元素在改物质中的质量分数等等。有能力的学生还可以在此基础上分析概括一类元素（同一族）的特点，使得对其产生的离子以及化合物有更深的认识。可以要求能力强的学生从物质看到元素，从元素看到原子，从原子看到原子结构，从原子的孤立构成看到核电荷数、原子半径、核外电子、最外层电子数及其之间的关系，再看到这些原子结构属性与得失电子能力以及氧化还原性之间的初步关系，并对晶体类型进一步地了解。 在《物质结构与性质》这部分内容的教学中，发现学生就简单的概念的定义是理解的，但是复述还是有这样或那样的科学术语的缺失，但是对一些基础的解题的规范就生疏多了。因此我们一定要将这部分概念原理知识功能化。例如，要学生计算二氧化碳中各元素的质量比，学生知道其中的氧元素和碳元素的质量比是8：3，但是要他们写出具体的解题过程，他们就呆住了，不知道从何下手，在复习的时候就要把要求放低，动员每一个同学都同手写一写解题的格式，不在于答案而是在于过程的熟悉。第三篇：2015年高中化学《物质结构与性质》2.1共价键教案 新人教版选修3
第四篇：高考冲刺物质的结构与性质一（选修三）
第五篇：《物质结构与性质》教学反思
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