高中化学选修三全套课件-PPT.ppt

1、原子结构与性质原子结构与性质 分子结构与性质分子结构与性质 晶体结构与性质晶体结构与性质 原子结构原子结构原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质 共价键共价键 分子的立体结构分子的立体结构 分子的性质分子的性质 晶体的常识晶体的常识 分子晶体与原子晶体分子晶体与原子晶体 金属晶体金属晶体 离子晶体离子晶体 第一章 原子的结构与性质第一节 原子结构（第一课时）高二化学组 知识与技能目标：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

2、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（136号）原子核外电子的排布 一、开天辟地一、开天辟地原子的诞生原子的诞生 1 1、原子的诞生、原子的诞生 宇宙大爆炸宇宙大爆炸2小时：大量氢原子、少量氦原子小时：大量氢原子、少量氦原子 极少量锂原子极少量锂原子 140亿年后的今天：亿年后的今天： 氢原子占氢原子占88.6% 氦原子为氢原子数氦原子为氢原子数1/8 其他原子总数不到其他原子总数不到1%99.7%2 2、地球中的元素、地球中的元素 绝大多数为金属元素绝大多数为金属元素 包括稀有气体在内的非金属仅包括稀有气体在内的非金属仅22种种 地壳中含量在前五位：地壳中含量在前五

3、位：O、Si、Al、Fe、Ca 3 3、原子的认识过程、原子的认识过程 古希腊哲学家留基伯和德谟克立特古希腊哲学家留基伯和德谟克立特 思辨精神思辨精神 原子：源自古希腊语原子：源自古希腊语Atom，不可再分的微粒，不可再分的微粒 1803年年 道尔顿（英）道尔顿（英）原子是微小的不可分割的实心球体原子是微小的不可分割的实心球体1897年，英国科学家汤姆生年，英国科学家汤姆生 枣糕模型枣糕模型 1911年，英国物理学家卢瑟福年，英国物理学家卢瑟福电子绕核旋转的原子结构模型电子绕核旋转的原子结构模型 1913年，丹麦科学家玻尔年，丹麦科学家玻尔行星轨道的原子结构模型行星轨道的原子结构模型 1926

4、年，奥地利物理学家年，奥地利物理学家薛定谔薛定谔等等以以量子力学量子力学为基础提出为基础提出电子云模型电子云模型 原子原子原子核原子核核外电子核外电子质子质子中子中子（正电）（正电）不显不显电性电性 （负电）（负电）（正电）（正电）（不带电）（不带电）分层排布分层排布与物质化学性质密切相关与物质化学性质密切相关 二、能层与能级二、能层与能级1 1、能层、能层 电子层电子层 能层名称能层名称 能层符号能层符号 一一 二二 三三 四四 五五 六六 七七 K L M N O P Q 从从K至至Q ，能层离核越远，能层能量越大，能层离核越远，能层能量越大每层最多每层最多容纳电子的数量：容纳电子的数量：

5、2n2 2 2、能级、能级 同一个能层中电子的能量相同的电子亚层同一个能层中电子的能量相同的电子亚层 能级名称：能级名称：s、p、d、f、g、h 能级符号：能级符号：ns、np、nd、nf n代表能层代表能层 能层能层: 一一 二二 三三 四四 K L M N 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 能级：能级： 最多最多容纳电子的数量容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:143 3、注意问题、注意问题 能层与能级的关系能层与能级的关系 每一能层的能级从每一能层的能级从s开始，开始，s,p,d,f 能层中能级的数量不超过能层的序数能层中能级的数量不超过能层的序数 能

6、量关系能量关系 EKEL EM EN EnsEnp End Enf EnsE(n+1) s E(n+2) s E(n+3) s EnpE(n+1)p E(n+2)p E(n+3)p 能层能层KLMN能级能级 能级能级电子电子数数能层能层电子电子数数1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 2 2 2 2 6 6 6 10 10 14 2 2n2 8 18 32 2n2 2n2 2n2 三、构造原理与电子排布式三、构造原理与电子排布式 1 1、构造原理、构造原理 多电子多电子基态原子基态原子的的电子电子按按能级交错能级交错的形式的形式排布排布 电子排布顺序电子排布顺序 1s 2

7、s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p2 2、电子排布式、电子排布式 例：写出例：写出Zn的电子排布式的电子排布式 Zn为为30号元素，电子共号元素，电子共30个个 依据构造原理依据构造原理 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 书写时：书写时：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式的电子排布式 电子排布式电子排布式 Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar简化简化 Zn：Ar 3d10 4s2 简化简化电子排布式电子排布式 写

8、出写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式的简化电子排布式 价层电子：主族、价层电子：主族、0族元素最外层族元素最外层 副族、副族、族最外层和次外层族最外层和次外层特殊规则特殊规则 例：写出例：写出Cr和和Cu的电子排布式的电子排布式 全满规则全满规则 半满规则半满规则 第一章第一节原子结构（第二课时） 知识与技能目标： 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（136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、泡利原理和洪特规则泡利原理和洪特规则 4、知道原子的基态和激发态的涵义 5、初步知道原子

9、核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用 四、电子云与原子轨道四、电子云与原子轨道 1 1、电子云、电子云 薛定谔薛定谔等等 以以量子力学量子力学为基础为基础 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述间的概率密度分布的形象化描述小黑点：概率密度小黑点：概率密度 单位体积内出现的概率单位体积内出现的概率 小黑点越密概率密度越大小黑点越密概率密度越大 电子云电子云 小黑点不是电子！小黑点不是电子！电子云轮廓图电子云轮廓图 电子出现的概率约为电子出现的概率约为90%的空间的空间 即精简版电子云即精简版电子云 电子云轮廓图特点电子云

10、轮廓图特点 a.形状形状 nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形能级的电子云轮廓图：多纺锤形 ns能级的电子云轮廓图：球形能级的电子云轮廓图：球形 np能级的电子云轮廓图：双纺锤形能级的电子云轮廓图：双纺锤形 b.电子云扩展程度电子云扩展程度 同类电子云能层序数同类电子云能层序数n越大，电子能量越越大，电子能量越 大，活动范围越大电子云越向外扩张大，活动范围越大电子云越向外扩张 2 2、原子轨道、原子轨道 电子在原子核外的一个空间运动状态电子在原子核外的一个空间运动状态 定义定义 原子轨道与能级原子轨道与能级 ns能级能级 ns轨道轨道np能级能级 npx轨道轨道 npy轨道轨道 npz轨道轨道 n

11、d能级能级 ndz2轨道轨道 ndx2y2轨道轨道 ndxy轨道轨道 ndxz轨道轨道 ndyz轨道轨道 同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道 简简并并轨轨道道原子轨道的电子云轮廓图原子轨道的电子云轮廓图 s轨道的电子云轮廓图轨道的电子云轮廓图npx轨道电轨道电子云轮廓图子云轮廓图 npy轨道电轨道电子云轮廓图子云轮廓图 npz轨道电轨道电子云轮廓图子云轮廓图 nd轨道电子云轮廓图轨道电子云轮廓图 五、泡利原理和洪特规则五、泡利原理和洪特规则 核外电子的基本特征核外电子的基本特征能层能层 能级能级 轨道轨道 自旋自旋 公转公转 自转自转 大范围大范围 小

12、范围小范围 磁量子数磁量子数 自旋量子数自旋量子数 主量子数主量子数 角量子数角量子数 量子化描述量子化描述 1 1、泡利原理、泡利原理 每个轨道最多只能容纳每个轨道最多只能容纳2个电子个电子 且它们的自旋方向相反且它们的自旋方向相反 2 2、洪特规则、洪特规则 电子总是优先单独地占据简并轨道电子总是优先单独地占据简并轨道 且它们的自旋方向相同且它们的自旋方向相同 怎么填怎么填 填多少填多少 3 3、电子排布图、电子排布图 例：写出例：写出O原子的电子排布图原子的电子排布图 O原子的电子排布式：原子的电子排布式： 1s2 2s2 2p41s2 2s2 2p4原子结构的表示方法原子结构的表示方法

13、 原子结构示意图原子结构示意图 电子排布式电子排布式 O原子：原子：1s2 2s2 2p4电子排布图电子排布图 1s2 2s2 2p4O原子原子六、能量最低原理、基态与激发态、光谱六、能量最低原理、基态与激发态、光谱 1 1、能量最低原理、能量最低原理 能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理能量最低原理：原子电子排布遵循构造原理 能使整个原子的能量处于最低能使整个原子的能量处于最低 基态原子：基态原子：遵循泡利原理、洪特规则、能量遵循泡利原理、洪特规则、能量 最低原理的原子最低原理的原子 2 2、基态原子、基态原子 基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激发

14、态原子发态原子 3 3、光谱、光谱 吸收光谱吸收光谱 发射光谱发射光谱 光亮普带上的孤立暗线光亮普带上的孤立暗线电子吸收能量跃迁时产生电子吸收能量跃迁时产生暗背景下的孤立亮线暗背景下的孤立亮线电子释放能量跃迁时产生电子释放能量跃迁时产生同种原子的两种光谱是可以互补的同种原子的两种光谱是可以互补的第一章 原子的结构与性质第二节 原子结构与元素性质（共三课时）高二化学组 知识与技能目标：知识与技能目标： 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

15、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 6、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复习复习元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称 核素：含有一定数目质子和中子的一种原子核素：含有一定数目质子和中子的一种原子 同位素：质子数相同中子数不同的同位素：质子数相同中子数不同的 同一种元素的不同原子同一种元素的不同原子 核电荷数核电荷数=核内质子数核内质子数=核外电子数核外电子数=原子序数原子序数 质量数质量数A= 质子数质子数Z+ 中子数中子数N 一、原子结构与元素周期表一、原子结构与元素周期表 （

16、一课时）（一课时） 1 1、周期、周期 元素周期表的横行元素周期表的横行 特点特点 同周期元素电子层数相同同周期元素电子层数相同 同周期元素从左至右原子依次序数递增同周期元素从左至右原子依次序数递增 周期序数周期序数 起始原子序数起始原子序数 终止原子序数终止原子序数 元素种类元素种类短短周周期期一一122二二3108三三11188长长周周期期四四193618五五375418六六558632七七87118/11232/26镧系：镧系：5771 锕系：锕系：89103 第七周期也称为不完全周期第七周期也称为不完全周期 周期的组成周期的组成 2 2、族、族 元素周期表的纵行元素周期表的纵行 族族

17、主族：主族： A结尾结尾 ，AA 副族：副族： B结尾结尾 ， BB，B，B 族：族： 0族：族： 主族元素族序数原子最外层电子数主族元素族序数原子最外层电子数 特点特点： 副族、副族、族通称过渡元素，过渡金属族通称过渡元素，过渡金属 一些族的别名一些族的别名 7 71 1 16 3 3、分区、分区 s区区p区区d区区ds区区f区区按最后填入电子所属能级符号按最后填入电子所属能级符号ds区除外区除外A、A 1、2 两列两列 BB、 3 7、8 10 八列八列 B、B 11、12两列两列 AA、O 13 17、18 六列六列 二、元素周期律（第二课时）二、元素周期律（第二课时） 1 1、原子半径

18、、原子半径 元素周期律：元素的性质随着原子序数元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的递增而呈周期性的变化同周期同周期主族元素：从左至右原子半径递减主族元素：从左至右原子半径递减 同主族同主族元素：从上至下原子半径递增元素：从上至下原子半径递增 决定因素决定因素 层数层数 层数多半径大层数多半径大电子间斥力大电子间斥力大核电核电荷数荷数 核电荷数大半径小核电荷数大半径小 正负电荷正负电荷间引力大间引力大 电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！ 2 2、电离能、电离能 第一电离能第一电离能气态电中性基态原子失去一个电子转气态电中性基态原

19、子失去一个电子转化为气态基态正离子所需最低能量化为气态基态正离子所需最低能量 同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高 A、A反常！比下一主族的高反常！比下一主族的高逐级电离能逐级电离能 利用逐级电离能判断化合价利用逐级电离能判断化合价 3 3、电负性（第三课时）、电负性（第三课时） 原子的价电子原子的价电子键合电子：参与化学键形成键合电子：参与化学键形成孤对电子：未参与化学键形成孤对电子：未参与化学键形成不同元素的原子对键合电子吸引能力不同元素的原子对键合电子吸引能力电负性越大，对键合电子吸引能力越大电负性越大，对键合电子吸引能力越大同周期主族元素从左

20、至右电负性逐渐变大同周期主族元素从左至右电负性逐渐变大同主族元素从上至下电负性逐渐变小同主族元素从上至下电负性逐渐变小电负性电负性电负性应用电负性应用一般而言一般而言金属金属1.81.8左右的既有金属性，又有非金属性左右的既有金属性，又有非金属性 对角线规则：元素周期表中的某些主族元素对角线规则：元素周期表中的某些主族元素 其某些性质与右下角元素相似其某些性质与右下角元素相似 4 4、金属性与非金属性、金属性与非金属性 金属性：金属单质的还原性金属性：金属单质的还原性 非金属性：非金属单质的氧化性非金属性：非金属单质的氧化性同周期的主族元素从左至右同周期的主族元素从左至右 同主族元素从上至下同

21、主族元素从上至下 金属性减弱，非金属性增强金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱金属性增强，非金属性减弱 最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物最高价氢氧化物最高价氢氧化物 碱性强弱碱性强弱 最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强最高价氢氧化物碱性越强，金属性越强 金属性强弱的判断依据金属性强弱的判断依据 跟水（酸）反应置换出氢的难易程度跟水（酸）反应置换出氢的难易程度 越容易发生，金属性越强越容易发生，金属性越强 金属活动性顺序金属活动性顺序 普通原电池正负极普通原电池正负极 单质与盐溶液的置换反应单质与盐溶液的置换反应 气态氢化物的稳定性气态氢化物的稳定性 越稳定，非金属性越

22、强越稳定，非金属性越强 非金属性强弱的判断依据非金属性强弱的判断依据 最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物最高价含氧酸最高价含氧酸酸性强弱酸性强弱 酸性越强，非金属性越强酸性越强，非金属性越强 跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度 越易反应，非金属性越强越易反应，非金属性越强 5 5、化合价、化合价 同周期的主族元素从左至右同周期的主族元素从左至右 化合价由化合价由17， 4 0递增递增巩固练习见资料巩固练习见资料 主族元素族序数最高正价价电子数主族元素族序数最高正价价电子数非金属最低负化合价主族元素族序数非金属最低负化合价主族元素族序数8 F、O 第二

23、章 分子的结构与性质第一节 共价键高二化学组 第一课时 教学目标：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键和键。 3、说出键和键的明显差别和一般规律。一、共价键一、共价键 1 1、化学键及其分类、化学键及其分类 相邻原子或离子之间强烈的相互作用相邻原子或离子之间强烈的相互作用按成键方式分为：按成键方式分为： 金属键金属键 共价键共价键 离子键离子键 金属晶体金属晶体 分子晶体分子晶体 离子晶体离子晶体 共用电子对共用电子对（两个单电子形成一对电子）（两个单电子形成一对电子） 2 2、共价键、共价键 共价键：分子内原子间通过

24、共用共价键：分子内原子间通过共用电子对形成的相互作用电子对形成的相互作用 作用作用本质：本质： 分子内原子之间分子内原子之间 发生：发生： 于绝大多数物质中于绝大多数物质中酸、碱、盐、非金属氧化物酸、碱、盐、非金属氧化物氢化物、有机物、非金属单质氢化物、有机物、非金属单质 存在：存在： 3 3、共价键分类、共价键分类 按共用电子对的偏移按共用电子对的偏移 极性共价键极性共价键 非极性共价键非极性共价键 不同原子成键不同原子成键同种原子成键同种原子成键按成键方式按成键方式 键键键键按电子云按电子云重叠方式重叠方式4 4、键键两个原子轨道两个原子轨道沿键轴沿键轴方向方向以以“头碰头头碰头”的方式的

25、方式重叠重叠 定义：定义：HHHHHHHClClH类型类型 特点特点 s-s 键键s-p 键键p-p 键键HHHHClH例：例：H2例：例：HCl例：例：Cl2可绕键轴旋转可绕键轴旋转重叠程度大，稳定性高重叠程度大，稳定性高头碰头头碰头 轴对称轴对称 5 5、键键两个原子轨道以平行两个原子轨道以平行即即“肩并肩肩并肩”方式重叠方式重叠 定义：定义：类型类型 特点特点 d-p 键键p-p 键键例：金属配合物例：金属配合物 不能旋转不能旋转 重叠程度较小，稳定性较差重叠程度较小，稳定性较差 肩并肩肩并肩 镜面对称镜面对称 例：例：CH2=CH2 键型键型项目项目 键键 键键成键方向成键方向电子云形

26、状电子云形状牢固程度牢固程度成键判断规成键判断规律律沿轴方向沿轴方向“头碰头头碰头”平行方向平行方向“肩并肩肩并肩” ” 轴对称轴对称镜像对称镜像对称强度大，不易断强度大，不易断强度较小，易断强度较小，易断单键是单键是键，双键中一个键，双键中一个 键，另键，另一个是一个是键，共价三键中一个是键，共价三键中一个是键，键，另两个为另两个为键。键。共价键特征共价键特征饱和性饱和性共价键类型共价键类型（按电子云（按电子云重叠方式分）重叠方式分）键键键键s-ss-pp-p方向性方向性p-pd-p头碰头头碰头 轴对称轴对称 肩并肩肩并肩 镜面对称镜面对称 知识点一 共价键的概念及特点1.下列不属于共价键成

27、键因素的是（）A.共用电子对在两原子核间高概率出现B.共用的电子对必有配对C.成键后体系能量降低，趋于稳定D.两原子核体积大小要适中2.H2O分子中每个O原子结合2个H原子的根本原因是（）A.共价键的方向性 B.共价键的键长C.共价键的键角 D.共价键的饱和性3.共价键是有饱和性和方向性的，下列关于共价键这两个特征的叙述中，不正确的是（）A.共价键的饱和性是由成键原子的未成对电子数决定的B.共价键的方向性是由成键原子的轨道的方向性决定的C.共价键的饱和性决定了分子内部的原子的数量关系D.共价键的饱和性与原子轨道的重叠程度有关4.现有短周期三种元素A,B,C，原子序数依次增大，A元素的单质是密度

28、最小的气体，B原子获得2个电子可达到稳定结构，C与A同主族。(1) 判断A,B,C各为何种元素?(2)用电子式表示三种元素原子之间可能构成的化合物的形成过程，若含有共价键请指出共价键是键还是键，并标明该键的个数。A与B; A与C; B与C; A,B,C知识点二 键和键5.下列有关 键和键的说法错误的是（）A.含有键的分子在反应时，键是化学反应的积极参与者B.当原子形成分子时，首先形成键，可能形成键C.有些原子在与其他原子形成分子时，只能形成键不能形成键D.在分子中，化学键可能只有键而没有键6.下列物质的分子中既有键又有键的是（）a.HCl b.H2O c.N2 d.H2O2 e.C2H4 f.

29、C2H2A.abc B.cdef C.acf D.cef第二课时 教学目标： 1、了解键的参数，能用键能、键长、键角说明简单分子的性质。 2.了解等电子体原理的涵义，并能说明物质的一些性质。二、键参数二、键参数键能、键长与键角键能、键长与键角 1 1、键能、键能 失去电子失去电子吸引电子吸引电子 断键断键 成键成键 吸收能量吸收能量 释放能量释放能量 气态基态气态基态原子原子形成形成1mol 化学键化学键释放的释放的最低最低能量能量 定义：定义： 单位：单位： kJmol-1 释放能量，取正值释放能量，取正值 键能越大，键越牢固，分子越稳定键能越大，键越牢固，分子越稳定 意义：意义： 观察表观

30、察表2-1 某些共价键的键能某些共价键的键能 结论结论： 同种元素形成的共价键的键能：同种元素形成的共价键的键能： 单键单键双键双键 键键能键键能 2 2、键长、键长 形成共价键的两个原子间的核间距形成共价键的两个原子间的核间距 定义：定义： 共价半径：共价半径： 同种原子的共价键键长的一半同种原子的共价键键长的一半 稀有气体为单原子分子，无共价半径稀有气体为单原子分子，无共价半径 意义：意义： 键长越短键长越短，键能越大键能越大，分子越稳定分子越稳定 观察表观察表2-2 某些共价键的键能某些共价键的键能 结论结论： 同种元素间形成的共价键的键长：同种元素间形成的共价键的键长： 单键单键双键双

31、键叁键叁键 3 3、键角、键角 定义：定义： 两个共价键之间的夹角两个共价键之间的夹角 CH4 CCl4 10928 NH310718 H2O 105 CO2 180 常见键角：常见键角： 共价键的方向性共价键的方向性 键能键能 键长键长 键角键角 衡量共价键的稳定性衡量共价键的稳定性 描述分子的立体结构描述分子的立体结构三、等电子原理三、等电子原理 1 1、定义：、定义： 注意：有时将注意：有时将原子总数、价电子总数相同的原子总数、价电子总数相同的 离子也认为是等电子体离子也认为是等电子体 原子总数原子总数相同、相同、价电子价电子总数相同的总数相同的分子分子 2 2、特点：、特点： 具有相似

32、的化学键特征具有相似的化学键特征许多性质是相近的许多性质是相近的 3 3、常见等电子微粒：、常见等电子微粒： 10e、18e练习见资料练习见资料 第二章 分子的结构与性质第二节 分子的立体结构高二化学组 第二节分子的立体构型（第一课时） 教学目标： 认识共价分子的多样性和复杂性； 初步认识价层电子对互斥模型； 能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构； 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 一、形形色色的分子一、形形色色的分子 1 1、三原子分子的空间结构、三原子分子的空间结构 2 2、四原子分子的空间结构、四原

33、子分子的空间结构 3 3、五原子分子的空间结构、五原子分子的空间结构 直线型直线型： V V型：型： CO2、HCNH2O、SO2平面三角平面三角型型： 三角锥三角锥型型： SO3、HCHONH3四面体：四面体： CCl4、 CH4其它其它等等 二、价层电子对互斥（二、价层电子对互斥（VSEPRVSEPR）理论）理论 （ Valence Shell Electron Pair Repulsion ） 共价分子中，中心原子周围电子对排布的共价分子中，中心原子周围电子对排布的几何几何构型构型主要主要取决于中心原子取决于中心原子的的价层电子价层电子对的数对的数目。目。价层电子对价层电子对各自占据的位

34、置倾各自占据的位置倾向于彼此分向于彼此分离得尽可能离得尽可能的远，此时电子对的远，此时电子对之间的之间的斥力最小斥力最小，整个，整个分子最稳定分子最稳定。 1 1、理论要点、理论要点 价层电子对包括价层电子对包括成键的成键的电子对电子对和和孤电子对孤电子对不包括不包括成键的成键的电子对电子对 ！ 2 2、价层电子对数计算、价层电子对数计算 确定中心原子价层电子对数目确定中心原子价层电子对数目 价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待价电子数出现奇数时，单电子当作电子对看待 价层电价层电子对数子对数 (中心原子价电子数结合原子数中心原子价电子数结合原子数)/2 配位原子数孤电子对数配位原子数孤电

35、子对数 键电子对数孤电子对数键电子对数孤电子对数 O、S为结合原子时，按为结合原子时，按“0 ”计算计算 N为结合原子时，按为结合原子时，按“- 1 ”计算计算 离子计算价电子对数目时，阴离子加上所带离子计算价电子对数目时，阴离子加上所带电荷数，阳离子减去所带电荷数电荷数，阳离子减去所带电荷数 孤电子对数价层电子对数孤电子对数价层电子对数 结合原子数结合原子数化学式化学式 价层电价层电子对数子对数 结合的原结合的原子数子数孤对电子孤对电子对数对数HCNSO2NH2BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO420 1 2 0 1 0 0 0 2 2 2 3 3 4 4 4 0 4 2 34

36、3 4 4 4 4 4 化学式化学式 价层电价层电子对数子对数 结合的原结合的原子数子数孤对电子孤对电子对数对数H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl32 0 1 0 1 0 0 1 2 3 3 2 4 6 5 3 0 4 4 34 2 5 6 5 4 4 确定价层电子对构型确定价层电子对构型 价层电子价层电子对数目对数目23456价层电子价层电子对构型对构型直直线线平面平面三角型三角型正四正四面体面体三角三角双锥双锥正八正八面体面体注意：孤对电子的存在会改变键合电子对注意：孤对电子的存在会改变键合电子对 的分布方向，从而改变化合物的键角的分布方向，从而改变化合物的键角电子间斥力大

37、小：电子间斥力大小： 孤对间孤对与键合间键合间孤对间孤对与键合间键合间3 3、确定分子构型、确定分子构型 在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对在价层电子对构型的基础上，去掉孤电子对由真实原子形成的构型由真实原子形成的构型 电子对电子对数目数目电子对的电子对的空间构型空间构型成键电成键电子对数子对数孤电子孤电子对对 数数电子对的电子对的排列方式排列方式分子的分子的空间构型空间构型实实 例例2直直 线线20直直 线线BeCl2CO23三角三角型型30三角三角型型BF3SO321V型型SnBr2PbCl2电子对电子对数目数目电子对的电子对的空间构型空间构型成键电成键电子对数子对数孤电子孤电子对对

38、数数电子对的电子对的排列方式排列方式分子的分子的空间构型空间构型实实 例例4四面体四面体40四面体四面体CH4CCl4NH4SO4231三角锥三角锥NH3PCl3SO32H3O+22V型型H2O电子对电子对数目数目电子对的电子对的空间构型空间构型成键电成键电子对数子对数孤电子孤电子对对 数数电子对的电子对的排列方式排列方式分子的分子的空间构型空间构型实实 例例5三角三角双锥双锥50三角双锥三角双锥PCl541变形变形四面体四面体SF432T型型BrF323直线直线型型XeF2微粒微粒结构式结构式VESPR模型模型分子或离子构型分子或离子构型HCNNH4H3O SO2BF3BFFFSOOOHHH

39、NHHHHCNH1.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是下列物质中分子立体结构与水分子相似的是 ACO2 BH2S CPCl3 DSiCl42.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是下列分子立体结构其中属于直线型分子的是 AH2O BCO2 CC2H2 DP43.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的下列分子立体结构其中属正八面体型分子的 AH3O + BCO32 CPCl5 DSF6 B BC D 本节重点：本节重点： 会利用会利用VSEPR理论得出理论得出孤电子对数孤电子对数价层电子对构型价层电子对构型分子构型分子构型 第二课时 教学目标：教学目标： 1、认识杂化轨道理论的要点 2、进一

40、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：教学重点： 杂化轨道理论的要点三、杂化轨道理论三、杂化轨道理论 1 1、理论要点、理论要点 同一原子中能量相近的同一原子中能量相近的不同不同种种原子轨道原子轨道 在成键过程中在成键过程中重新组合重新组合，形成一系列能量相等，形成一系列能量相等的新轨道的过程的新轨道的过程叫杂化叫杂化。形成的。形成的新轨道新轨道叫叫杂化杂化轨道轨道, ,用于形成用于形成键或容纳孤对电子键或容纳孤对电子 杂化轨道数目等于各参与杂化

41、的原子轨道杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道 数目之和数目之和 杂化轨道成键能力强，有利于成键杂化轨道成键能力强，有利于成键 杂化杂化轨道成键轨道成键时，时，满足满足化学键化学键间间最小排斥最小排斥原理原理，不同不同的的杂化杂化方式，方式，键角键角大小大小不同不同 杂化轨道又杂化轨道又分为等性分为等性和和不等性杂化不等性杂化两种两种 2 2、杂化类型、杂化类型 sp3杂化杂化 基态基态 激发激发 2s2pC杂化杂化 激发态激发态 sp3C杂化2s2p以以C原子为例原子为例1个个s轨道和轨道和3个个p轨道杂化形成轨道杂化形成4个个sp3杂化轨道杂化轨道 构型构型 10928 正四面体型正四面体

42、型 4个个sp3杂化轨可形成杂化轨可形成4个个键键价层电子对数为价层电子对数为4的中心原子的中心原子采用采用sp3杂化方式杂化方式 sp2杂化杂化 基态基态 激发激发 2s2pC杂化杂化 激发态激发态 2s2p以以C原子为例原子为例1个个s轨道和轨道和2个个p轨道杂化形成轨道杂化形成3个个sp2杂化轨道杂化轨道 构型构型 120 正三角型正三角型 sp22pC杂化剩下剩下的一个未参与杂化的一个未参与杂化的的p轨道用于轨道用于形成形成键键 +-+-+-3个个sp2杂化轨道可形成杂化轨道可形成3个个键键 价层电子对数为价层电子对数为3的中心原子的中心原子采用采用sp2杂化方式杂化方式 sp杂化杂化

43、 基态基态 激发激发 2s2pC杂化杂化 激发态激发态 2s2p以以C原子为例原子为例1个个s轨道和轨道和1个个p轨道杂化形成轨道杂化形成2个个sp杂化轨道杂化轨道 构型构型 180 直线型直线型 sp2pC杂化剩下剩下的两个未参与杂化的的两个未参与杂化的p轨道轨道用于用于形成形成键键 +-2个个sp杂化轨道可形成杂化轨道可形成2个个键键 价层电子对数为价层电子对数为2的中心原子采的中心原子采用用sp杂化方式杂化方式 除除C原子外，原子外，N、O原子均有以上杂化原子均有以上杂化当发生当发生sp2杂化时，孤对电子优先参与杂化杂化时，孤对电子优先参与杂化单电子所在轨道优先不杂化，以利于形成单电子所

44、在轨道优先不杂化，以利于形成键键 N、O原子杂化时，因为有孤对电子的存在原子杂化时，因为有孤对电子的存在称为不等性杂化称为不等性杂化 其它杂化方式其它杂化方式 dsp2杂化、杂化、sp3d杂化、杂化、sp3d2杂化、杂化、d2sp3杂化、杂化、 sp3d2杂化杂化例如：例如：sp3d2杂化：杂化：SF6构型：四棱双锥构型：四棱双锥 正八面体正八面体 此类杂化一般是金属作为中心原子此类杂化一般是金属作为中心原子用于形成配位化合物用于形成配位化合物 杂化杂化类型类型spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2d2sp3杂化杂化轨道轨道234456轨道轨道夹角夹角18012010928180/9090

45、/120/180 90/180空间空间构型构型直线型直线型平面三角平面三角型型正四面体正四面体平面正方形平面正方形三角双锥三角双锥正八面体正八面体示例示例BeCl2CO2BF3CH4 CCl4Cu(NH3)42PCl5SF6SiF62第三课时 教学目标教学目标 1.配位键、配位化合物的概念 2.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 教学重点教学重点 配位键、配位化合物的概念 教学难点教学难点 配位键、配位化合物的概念四、配合物理论简介四、配合物理论简介 1 1、配位键、配位键 定义：定义：共用电子对由共用电子对由一个原

46、子单方向一个原子单方向 提供提供给另一个原子共用所形成给另一个原子共用所形成| 的的共价键共价键称配位键。称配位键。 表示方法表示方法 形成条件形成条件 AB HN HH H 一个原子有一个原子有孤对电子孤对电子，另一个原子有，另一个原子有空轨道空轨道。 2 2、配位化合物、配位化合物 配合物的形成配合物的形成 天蓝色天蓝色溶液溶液蓝色蓝色沉淀沉淀深蓝色深蓝色溶液溶液Cu(OH)2H2OCu H2OH2OOH22+深蓝色深蓝色晶体晶体Cu(NH3) 4 SO4H2O加乙醇加乙醇并静置并静置 NH3Cu H3NH3NNH32+CuSO4溶液溶液 滴加氨水滴加氨水 继续滴继续滴加氨水加氨水 Cu(

47、OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)42+ + 2OH蓝色沉淀蓝色沉淀深蓝色溶液深蓝色溶液Cu2+ 2NH3H2O = Cu(OH)2+ 2NH4+蓝色溶液蓝色溶液蓝色沉淀蓝色沉淀H2OCu H2OH2OOH22+ NH3Cu H3NH3NNH32+1Cu与与4O形成的结构形成的结构为平面正方形为平面正方形 1Cu与与4N形成的结构形成的结构为平面正方形为平面正方形 配合物的组成配合物的组成 Ag(NH3)2 OH内界内界外界外界配离子配离子Ag(NH3)2+ Ag+中心离子中心离子 （有时可能（有时可能是中心原子）是中心原子） NH3配体配体 配位数：配位原子的个数配位数：配位原子的个

48、数 其中其中N为配位原子为配位原子 常见配位原子：常见配位原子：N、O、F、Cl、C、S 常见配合物常见配合物 Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3黄色黄色血红色血红色Fe3+ + nSCN = Fe(SCN)n 3-n (n=1-6)Fe3+的检验的检验 血红色血红色银氨溶液的配制银氨溶液的配制 AgOH+2NH3H2O = Ag(NH3)2+ OH+2H2O Ag+ NH3H2O = AgOH+ NH4+ 白色沉淀白色沉淀 二氨合银离子二氨合银离子无色无色 冰晶石冰晶石 冰晶石冰晶石(六氟合铝酸钠六氟合铝酸钠)：Na3AlF6 第二章 分子的结构与性质第三节 分子的性质第一课时 教

49、学目标 了解极性共价键和非极性共价键； 结合常见物质分子立体结构，判断极性分子和非极性分子； 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。一、键的极性和分子的极性一、键的极性和分子的极性 1 1、键的极性、键的极性 非极性非极性共价键（非极性键）共价键（非极性键） 按共用电子对的偏移按共用电子对的偏移 极性共价键极性共价键 非极性共价键非极性共价键 由同种原子形成化学键由同种原子形成化学键 原子带相同电性，化合价相同原子带相同电性，化合价相同 极性极性共价键（极性键）共价键（极性键） HClHCl+-由不同种原子形成化学键由不同

50、种原子形成化学键 电负性大（非金属性强）的原子电负性大（非金属性强）的原子带负电，显负价带负电，显负价 2 2、分子的极性、分子的极性 非极性非极性分子分子 正负电荷中心重合的分子正负电荷中心重合的分子 a.大部分单质分子大部分单质分子 O3除外！除外！ b.对称性很好的分子对称性很好的分子直线直线形形AB2 正三角正三角形形AB3 正四面体正四面体形形AB4 其他正多面体其他正多面体形、对称性好的平面形形、对称性好的平面形例：例：CO2 例：例：BF3、SO3 例：例：CH4 、 CCl4 例：例：C60 、C6H6、C2H4 、C2H2 极性极性分子分子 正负电荷中心不重合的分子正负电荷中