【5A版】高中化学选修三全套课件 201页

化学选修三原子结构与性质分子结构与性质晶体结构与性质原子结构原子结构与元素的性质共价键分子的立体结构分子的性质晶体的常识分子晶体与原子晶体金属晶体离子晶体\n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\n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\n一、开天辟地——原子的诞生1、原子的诞生宇宙大爆炸2小时：大量氢原子、少量氦原子极少量锂原子140亿年后的今天：氢原子占88.6%氦原子为氢原子数1/8其他原子总数不到1%99.7%\n2、地球中的元素绝大多数为金属元素包括稀有气体在内的非金属仅22种地壳中含量在前五位：O、Si、Al、Fe、Ca\n3、原子的认识过程古希腊哲学家留基伯和德谟克立特思辨精神原子：源自古希腊语Atom，不可再分的微粒\n1803年道尔顿（英）原子是微小的不可分割的实心球体\n1897年，英国科学家汤姆生枣糕模型\n1911年，英国物理学家卢瑟福电子绕核旋转的原子结构模型\n1913年，丹麦科学家玻尔行星轨道的原子结构模型\n1926年，奥地利物理学家薛定谔等以量子力学为基础提出电子云模型\n原子原子核核外电子质子中子（正电）不显电性（负电）（正电）（不带电）分层排布与物质化学性质密切相关\n二、能层与能级1、能层电子层能层名称能层符号一二三四五六七KLMNOPQ从K至Q，能层离核越远，能层能量越大每层最多容纳电子的数量：2n2\n2、能级同一个能层中电子的能量相同的电子亚层能级名称：s、p、d、f、g、h……能级符号：ns、np、nd、nf……n代表能层能层:一二三四……KLMN……1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f能级：最多容纳电子的数量s:2p:6d:10f:14\n3、注意问题①能层与能级的关系每一能层的能级从s开始，s,p,d,f……能层中能级的数量不超过能层的序数②能量关系EK﹤EL﹤EM﹤ENEns﹤Enp﹤End﹤EnfEns﹤E(n+1)s﹤E(n+2)s﹤E(n+3)sEnp﹤E(n+1)p﹤E(n+2)p﹤E(n+3)p\n能层KLMN能级能级电子数能层电子数1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f222266610101422n2818322n22n22n2\n三、构造原理与电子排布式1、构造原理多电子基态原子的电子按能级交错的形式排布电子排布顺序1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→→5s→4d→5p→→6s→4f→5d→6p……\n\n2、电子排布式例：写出Zn的电子排布式Zn为30号元素，电子共30个依据构造原理1s22s22p63s23p64s23d10书写时：1s22s22p63s23p63d104s2写出KCaTiCoGaKrBr的电子排布式①电子排布式\nZn：1s22s22p63s23p63d104s2Ar简化Zn：[Ar]3d104s2②简化电子排布式写出KCaTiCoGaKrBr的简化电子排布式价层电子：主族、0族元素最外层副族、Ⅷ族最外层和次外层\n③特殊规则例：写出Cr和Cu的电子排布式全满规则半满规则\n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（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、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、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用\n四、电子云与原子轨道1、电子云薛定谔等以量子力学为基础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小黑点：概率密度单位体积内出现的概率小黑点越密概率密度越大①电子云小黑点不是电子！\n②电子云轮廓图电子出现的概率约为90%的空间即精简版电子云③电子云轮廓图特点a.形状nd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np能级的电子云轮廓图：双纺锤形\nb.电子云扩展程度同类电子云能层序数n越大，电子能量越大，活动范围越大电子云越向外扩张\n2、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态①定义②原子轨道与能级ns能级ns轨道np能级npx轨道npy轨道npz轨道nd能级ndz2轨道ndx2—y2轨道ndxy轨道ndxz轨道ndyz轨道同一能级中的轨道能量相等，称为简并轨道简并轨道\n③原子轨道的电子云轮廓图s轨道的电子云轮廓图npx轨道电子云轮廓图npy轨道电子云轮廓图npz轨道电子云轮廓图\nnd轨道电子云轮廓图\n五、泡利原理和洪特规则核外电子的基本特征能层能级轨道自旋公转自转大范围小范围磁量子数自旋量子数主量子数角量子数量子化描述\n1、泡利原理每个轨道最多只能容纳2个电子且它们的自旋方向相反2、洪特规则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怎么填填多少\n3、电子排布图例：写出O原子的电子排布图O原子的电子排布式：1s22s22p41s22s22p4\n原子结构的表示方法原子结构示意图电子排布式O原子：1s22s22p4电子排布图1s22s22p4O原子\n六、能量最低原理、基态与激发态、光谱1、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使整个原子的能量处于最低基态原子：遵循泡利原理、洪特规则、能量最低原理的原子2、基态原子基态原子吸收能量后，电子发生跃迁变为激发态原子\n3、光谱①吸收光谱②发射光谱光亮普带上的孤立暗线电子吸收能量跃迁时产生暗背景下的孤立亮线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\n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\n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\n复习元素：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同位素：质子数相同中子数不同的同一种元素的不同原子核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数质量数A=质子数Z+中子数N\n一、原子结构与元素周期表（一课时）1、周期元素周期表的横行①特点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\n周期序数起始原子序数终止原子序数元素种类短周期一122二3108三11188长周期四193618五375418六558632七87118/11232/26镧系：57～71锕系：89～103第七周期也称为不完全周期②周期的组成\n2、族元素周期表的纵行族主族：A结尾，ⅠA～ⅦA副族：B结尾，ⅢB～ⅦB，ⅠB，ⅡBⅧ族：0族：主族元素族序数＝原子最外层电子数特点：副族、Ⅷ族通称过渡元素，过渡金属一些族的别名771116\n3、分区s区p区d区ds区f区按最后填入电子所属能级符号ds区除外ⅠA、ⅡA1、2两列ⅢB～ⅦB、Ⅷ3～7、8～10八列ⅠB、ⅡB11、12两列ⅢA～ⅦA、O13～17、18六列\n二、元素周期律（第二课时）1、原子半径元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化同周期主族元素：从左至右原子半径递减同主族元素：从上至下原子半径递增决定因素层数层数多半径大电子间斥力大核电荷数核电荷数大半径小正负电荷间引力大电子层结构相同的离子原子序数小的半径大！\n2、电离能①第一电离能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最低能量同周期主族元素第一电离能从左至右逐渐升高ⅡA、ⅤA反常！比下一主族的高②逐级电离能利用逐级电离能判断化合价\n3、电负性（第三课时）原子的价电子键合电子：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①电负性\n②电负性应用一般而言金属<1.8，非金属>1.81.8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其某些性质与右下角元素相似\n4、金属性与非金属性金属性：金属单质的还原性非金属性：非金属单质的氧化性同周期的主族元素从左至右同主族元素从上至下金属性减弱，非金属性增强金属性增强，非金属性减弱\n最高价氧化物对应水化物——最高价氢氧化物碱性强弱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跟水（酸）反应置换出氢的难易程度越容易发生，金属性越强金属活动性顺序普通原电池正负极单质与盐溶液的置换反应\n气态氢化物的稳定性越稳定，非金属性越强非金属性强弱的判断依据最高价氧化物对应水化物——最高价含氧酸酸性强弱酸性越强，非金属性越强跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度越易反应，非金属性越强\n5、化合价同周期的主族元素从左至右化合价由＋1→＋7，－4→0递增巩固练习见资料主族元素族序数＝最高正价＝价电子数非金属最低负化合价＝主族元素族序数—8F、O\n第二章分子的结构与性质第一节共价键高二化学组\n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。\n一、共价键1、化学键及其分类相邻原子或离子之间强烈的相互作用按成键方式分为：金属键共价键离子键金属晶体分子晶体离子晶体\n共用电子对（两单个电子形成一对电子）2、共价键共价键：分子内原子间通过共用电子对形成的相互作用作用本质：分子内原子之间发生：于绝大多数物质中酸、碱、盐、非金属氧化物氢化物、有机物、非金属单质存在：\n3、共价键分类按共用电子对的偏移极性共价键非极性共价键不同原子成键同种原子成键按成键方式σ键π键按电子云重叠方式\n4、σ键两个原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠定义：\n①类型②特点s-sσ键s-pσ键p-pσ键例：H2例：HCl例：Cl2可绕键轴旋转重叠程度大，稳定性高头碰头轴对称\n5、π键两个原子轨道以平行即“肩并肩”方式重叠定义：\n①类型②特点d-pπ键p-pπ键例：金属配合物不能旋转重叠程度较小，稳定性较差肩并肩镜面对称例：CH2=CH2\n键型项目σ键π键成键方向电子云形状牢固程度成键判断规律沿轴方向“头碰头”平行方向“肩并肩”轴对称镜像对称强度大，不易断强度较小，易断单键是σ键，双键中一个σ键，另一个是π键，共价三键中一个是σ键，另两个为π键。\n复习回忆共价键特征饱和性共价键类型（按电子云重叠方式分）σ键π键s-ss-pp-p方向性p-pd-p头碰头轴对称肩并肩镜面对称\n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。\n二、键参数——键能、键长与键角1、键能失去电子吸引电子断键成键吸收能量释放能量气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量①定义：②单位：kJ·mol-1释放能量，取正值键能越大，键越牢固，分子越稳定③意义：\n观察表2-1某些共价键的键能④结论：同种元素形成的共价键的键能：单键<双键<叁键σ键键能>π键键能\n2、键长形成共价键的两个原子间的核间距①定义：共价半径：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②意义：键长越短，键能越大，分子越稳定\n观察表2-2某些共价键的键能③结论：同种元素间形成的共价键的键长：单键>双键>叁键\n3、键角①定义：两个共价键之间的夹角CH4CCl4109°28′NH3107°18′H2O105°CO2180°②常见键角：共价键的方向性\n总结：键能键长键角衡量共价键的稳定性描述分子的立体结构\n三、等电子原理1、定义：注意：有时将原子总数、价电子总数相同的离子也认为是等电子体原子总数相同、价电子总数相同的分子2、特点：具有相似的化学键特征许多性质是相近的3、常见等电子微粒：10e—、18e—练习见资料\n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\n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\n一、形形色色的分子1、三原子分子的空间结构2、四原子分子的空间结构3、五原子分子的空间结构①直线型：②V型：CO2、HCNH2O、SO2①平面三角型：②三角锥型：SO3、HCHONH3①四面体：CCl4、CH4②其它等\n二、价层电子对互斥（VSEPR）理论（ValenceShellElectronPairRepulsion）共价分子中，中心原子周围电子对排布的几何构型主要取决于中心原子的价层电子对的数目。价层电子对各自占据的位置倾向于彼此分离得尽可能的远，此时电子对之间的斥力最小，整个分子最稳定。1、理论要点价层电子对包括成键的σ电子对和孤电子对不包括成键的π电子对！\n2、价层电子对数计算①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层电子对数＝(中心原子价电子数＋结合原子数)/2＝配位原子数＋孤电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数O、S为结合原子时，按“0”计算N为结合原子时，按“-1”计算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孤电子对数＝价层电子对数—结合原子数\n化学式价层电子对数结合的原子数孤对电子对数HCNSO2NH2－BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO42－012010002223344404234344444\n化学式价层电子对数结合的原子数孤对电子对数H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH4201010012332465304434256544\n②确定价层电子对构型价层电子对数目23456价层电子对构型直线平面三角型正四面体三角双锥正八面体注意：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电子间斥力大小：孤对间＞孤对与键合间＞键合间\n3、确定分子构型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\n电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数电子对的排列方式分子的空间构型实例2直线20直线BeCl2CO23三角型30三角型BF3SO321V—型SnBr2PbCl2\n电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数电子对的排列方式分子的空间构型实例4四面体40四面体CH4CCl4NH4＋SO42—31三角锥NH3PCl3SO32－H3O+22V—型H2O\n电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数电子对的排列方式分子的空间构型实例5三角双锥50三角双锥PCl541变形四面体SF432T—型BrF323直线型XeF2\n微粒结构式VESPR模型分子或离子构型HCNNH4＋H3O＋SO2BF3\n1.下列物质中分子立体结构与水分子相似的是A．CO2B．H2SC．PCl3D．SiCl42.下列分子立体结构其中属于直线型分子的是A．H2OB．CO2C．C2H2D．P43.下列分子立体结构其中属正八面体型分子的A．H3O+B．CO32—C．PCl5D．SF6BBCD\n本节重点：会利用VSEPR理论得出孤电子对数价层电子对构型分子构型\n第二课时教学目标：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\n三、杂化轨道理论1、理论要点①同一原子中能量相近的不同种原子轨道在成键过程中重新组合，形成一系列能量相等的新轨道的过程叫杂化。形成的新轨道叫杂化轨道,用于形成σ键或容纳孤对电子②杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道数目之和③杂化轨道成键能力强，有利于成键④杂化轨道成键时，满足化学键间最小排斥原理，不同的杂化方式，键角大小不同⑤杂化轨道又分为等性和不等性杂化两种\n2、杂化类型①sp3杂化基态激发杂化激发态2s2p以C原子为例1个s轨道和3个p轨道杂化形成4个sp3杂化轨道构型109°28′正四面体型4个sp3杂化轨可形成4个σ键价层电子对数为4的中心原子采用sp3杂化方式\n②sp2杂化基态激发杂化激发态2s2p以C原子为例1个s轨道和2个p轨道杂化形成3个sp2杂化轨道构型120°正三角型剩下的一个未参与杂化的p轨道用于形成π键3个sp2杂化轨道可形成3个σ键价层电子对数为3的中心原子采用sp2杂化方式\n③sp杂化基态激发杂化激发态2s2p以C原子为例1个s轨道和1个p轨道杂化形成2个sp杂化轨道构型180°直线型剩下的两个未参与杂化的p轨道用于形成π键2个sp杂化轨道可形成2个σ键价层电子对数为2的中心原子采用sp杂化方式\n除C原子外，N、O原子均有以上杂化当发生sp2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π键N、O原子杂化时，因为有孤对电子的存在称为不等性杂化\n④其它杂化方式dsp2杂化、sp3d杂化、sp3d2杂化、d2sp3杂化、sp3d2杂化例如：sp3d2杂化：SF6构型：四棱双锥正八面体此类杂化一般是金属作为中心原子用于形成配位化合物\n杂化类型spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2d2sp3杂化轨道234456轨道夹角180°120°109°28′180°/90°90°/120°/180°90°/180°空间构型直线型平面三角型正四面体平面正方形三角双锥正八面体示例BeCl2CO2BF3CH4CCl4Cu(NH3)42＋PCl5SF6SiF62－\n第三课时教学目标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\n四、配合物理论简介1、配位键①定义：共用电子对由一个原子单方向提供给另一个原子共用所形成|的共价键称配位键。②表示方法③形成条件A→BH－N→HHH＋一个原子有孤对电子，另一个原子有空轨道。\n2、配位化合物①配合物的形成天蓝色溶液蓝色沉淀深蓝色溶液Cu(OH)2H2OCuH2OH2OOH22+深蓝色晶体[Cu(NH3)4]SO4•H2O加乙醇并静置NH3CuH3NH3NNH32+CuSO4溶液滴加氨水继续滴加氨水\nCu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4]2++2OH—蓝色沉淀深蓝色溶液Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4+蓝色溶液蓝色沉淀\nH2OCuH2OH2OOH22+NH3CuH3NH3NNH32+1Cu与4O形成的结构为平面正方形1Cu与4N形成的结构为平面正方形\n②配合物的组成[Ag(NH3)2]OH内界外界配离子[Ag(NH3)2]+Ag+中心离子（有时可能是中心原子）NH3配体配位数：配位原子的个数其中N为配位原子常见配位原子：N、O、F、Cl、C、S\n③常见配合物Fe3++3SCN—=Fe(SCN)3黄色血红色Fe3++nSCN—=[Fe(SCN)n]3-n(n=1-6)Fe3+的检验血红色\n银氨溶液的配制AgOH+2NH3·H2O=[Ag(NH3)2]++OH—+2H2OAg++NH3·H2O=AgOH↓+NH4+白色沉淀二氨合银离子无色冰晶石冰晶石(六氟合铝酸钠)：Na3[AlF6]\n第二章分子的结构与性质第三节分子的性质\n第一课时教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。\n一、键的极性和分子的极性1、键的极性①非极性共价键（非极性键）按共用电子对的偏移极性共价键非极性共价键由同种原子形成化学键原子带相同电性，化合价相同\n②极性共价键（极性键）HClHClδ+δ-由不同种原子形成化学键电负性大（非金属性强）的原子带负电，显负价\n2、分子的极性①非极性分子正负电荷中心重合的分子a.大部分单质分子O3除外！b.对称性很好的分子直线形AB2正三角形AB3正四面体形AB4其他正多面体形、对称性好的平面形例：CO2例：BF3、SO3例：CH4、CCl4例：C60、C6H6、C2H4、C2H2\n②极性分子正负电荷中心不重合的分子大部分化合物分子\n化学式是否极性分子化学式是否极性分子H2OHCNSO3SO2NH3HCHOCO2BF3SF4CH3OHSF6CH3C(CH3)3PCl5CH2=CH2PCl3PH3CH4CH≡CH是是是是是是是是是否否否否否否否否否\n键的极性与分子极性的关系：A、由非极性键构成的分子一般是非极性分子B、极性键结合形成的分子不一定为极性分子\n第二课时教学目标范德华力、氢键及其对物质性质的影响能举例说明化学键和分子间作用力的区别例举含有氢键的物质采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学培养学生分析、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\n二、范德华力及其对物质性质的影响1、范德华力把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力又叫范德华力相对分子质量分子的极性相对分子质量越大范德华力越大2、影响范德华力的因素分子极性越大范德华力越大\n3、范德华力对物质性质的影响化学键影响的是分子的稳定性（化学性质）范德华力影响的是分子熔沸点等（物理性质）\n三、氢键1、氢键的定义-150-125-100-75-50-2502550751002345××××CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸点/℃周期一些氢化物沸点由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力除范德华力以外的另一种分子间作用力，不是化学键\n2、表示方法A—H…BA、B为N、O、F“—”表示共价键“…”表示形成的氢键例如：氨水中的氢键N—H…NN—H…OO—H…NO—H…O\n3、氢键的分类①分子内氢键②分子间氢键\n4、氢键的特征①饱和性②方向性一个氢原子只能形成一个氢键分子间氢键为直线型分子内氢键成一定角度中心原子有几对孤对电子就可以形成几条氢键\n5、对物质性质的影响氢键一种分子间作用力，影响的是物理性质①熔、沸点②溶解性分子间氢键使物质熔点升高分子内氢键使物质熔点降低若可以形成氢键，则能增大物质溶解度③其他方面冰的密度小于水形成缔合分子\n四、溶解性1、温度溶解性的影响因素2、压强3、相似相溶4、氢键5、化学反应非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。\n第三课时教学目标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\n五、手性连有四个不同的原子或原子团的碳原子。手性碳原子：手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子。又称为对映异构体。手性分子：有手性异构体的分子。\n1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OH练习：CH2—OHCH2—OHOH\n1．下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2B.CH3—CH—COOHC.CH3CH2OHD.CH—OHCH2—OHCH2—OHOH\nA.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是()\n六、无机含氧酸分子的酸性1、利用规律无机含氧酸可以写成(HO)mROn，含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越强。2、最高价含氧酸酸性非金属性强的元素，其最高价含氧酸酸性强\nA.OHC—CH—CH2OHB.OHC—CH—C—ClC.HOOC—CH—C—C—ClD.CH3—CH—C—CH3HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32．下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是()\n第三章晶体的结构与性质第一节晶体的常识\n第一课时教学目标：了解晶体的初步知识,知道晶体与非晶体的本质差异，学会识别晶体与非晶体的结构示意图。知道晶胞的概念，了解晶胞与晶体的关系，学会通过分析晶胞得出晶体的组成。培养空间想像能力和进一步认识“物质结构决定物质性质”的客观规律\n一、晶体与非晶体1、晶体与非晶体晶体——具有规则几何外形的固体非晶体——没有规则几何外形的固体又称玻璃体晶体离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体\n2、晶体与非晶体性质对比自范性微观结构各向异性熔沸点晶体非晶体有无原子在三维空间里呈周期性有序排列原子排列相对无序强度、导热性、光学性质等无有固定熔沸点无固定熔沸点自范性晶体能自发地呈现多面体外形的性质自范性前提：晶体生长的速率适当本质差异各向异性不同方向上，性质有差异\n3、晶体形成的途径①熔融态物质凝固②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)③溶质从溶液中析出\n3、晶体的鉴别①物理性质差异如：外形、硬度、熔点、折光率②最科学的方法是对固体进行X-射线衍射实验\n1、下列关于晶体与非晶体的说法正确的是A、晶体一定比非晶体的熔点高B、晶体有自范性但排列无序C、非晶体无自范性而且排列无序D、固体SiO2一定是晶体2、区别晶体与非晶体最可靠的科学方法是A、熔沸点B、硬度C、颜色D、x-射线衍射实验CD[课堂练习]\n二、晶胞1、晶胞:描述晶体结构的基本单元晶胞是无形的，是人为划定的\n2、晶胞特征一般是平行六面体晶体由晶胞“无隙并置”而成平行六面体无隙并置\n3、三种典型立方晶体结构\n4.晶胞中原子个数的计算晶胞顶角原子为8个晶胞共用，每个晶胞占1/8晶胞棱上原子为4个晶胞共用，每个晶胞占1/4晶胞面上原子为2个晶胞共用，每个晶胞占1/2晶胞内部的原子为1个晶胞独自占有，即为1\n1、现有甲、乙、丙、丁四种晶胞,可推知：甲晶体中A与B的离子个数比为；乙晶体的化学式为；丙晶体的化学式为______；丁晶体可能的化学式为______。1：1C2DEFXY3Z\n2、下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(12)、金刚石(C)晶胞的示意图，数一数，它们分别平均含有几个原子?NaZnI2金刚石\n3、钙-钛矿晶胞结构如图所示。观察钙-钛矿晶胞结构，求该晶体中，钙、钛、氧的微粒个数比为多少？\n(8×+6×)×3=124、下图是CO2分子晶体的晶胞结构示意图，其中有多少个原子？\n5、最近发现一种由钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，如下图所示，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。Ti14C13\n第三章晶体的结构与性质第二节分子晶体与原子晶体\n第一课时教学目标：了解分子晶体的晶体结构模型及其性质的一般特点。理解分子晶体的晶体类型与性质的关系了解分子间作用力对物质物理性质的影响了解氢键及其物质物理性质的影响。\n一、分子晶体1．结构特点(1)构成微粒及微粒间的作用力课前自主学案分子分子间作用力\n(2)微粒堆积方式①若分子间只有范德华力，则分子晶体有______特征，即每个分子周围有___个紧邻分子。②若分子间含有其他作用力，如氢键。由于氢键具有_____，使分子不能采取密堆积的方式，则每个分子周围紧邻的分子要少于12个。如冰中每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。分子密堆积12方向性\n2．属于分子晶体的物质(1)所有_________，如H2O、NH3、CH4等。(2)部分非金属单质，如卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)、稀有气体等。(3)部分____________，如CO2、P4O6、P4O10、SO2等。(4)几乎所有的____，如HNO3、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等。(5)绝大多数有机物的晶体，如苯、乙醇。非金属氢化物非金属氧化物酸\n一、分子晶体1、分子晶体概念：只含分子的晶体组成微粒：分子粒子间作用力：分子内原子间以共价键结合相邻分子间靠分子间作用力（范德华力、氢键）相互吸引化学式就是分子式\n2、常见的分子晶体①所有非金属氢化物②部分非金属单质③部分非金属氧化物④几乎所有的酸⑤绝大多数有机物的晶体\n3、结构特征分子间作用力范德华力氢键①若分子间只有范德华力时以1个分子为中心，周围有12个紧邻分子，即分子密堆积结构\nCO2干冰晶胞\n②若分子间主要为氢键时以1个分子为中心，周围有4个相邻分子，即分子非密堆积结构。如：HF、NH3、冰等氢键具有方向性\n4、物理性质熔沸点较低;易升华硬度很小固态和熔融状态时都不导电只有酸的水溶液有的导电相似相溶原理\n1.下列性质适合于分子晶体的是()A.熔点1070℃，易溶于水，水溶液导电B.熔点10.31℃，液态不导电、水溶液能导电C.易溶于CS2、熔点112.8℃，沸点444.6℃D.熔点97.81℃，质软、导电、密度0.97g／cm3BC2.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B练习:3.下列分子晶体：①H2O②HCl③HBr④HI⑤CO⑥N2⑦H2熔沸点由高到低的顺序是()A.①②③④⑤⑥⑦B.④③②①⑤⑥⑦C.①④③②⑤⑥⑦D.⑦⑥⑤④③②①C\n5．下列过程中，共价键被破坏的是()A．碘升华B．溴蒸气被木炭吸附C．酒精溶于水D．HCl气体溶于水4.当S03晶体熔化或气化时，下述各项中发生变化的是()A.分子内化学键B.分子间距离C.分子构型D.分子间作用力BDD6.下列有关共价化合物的说法：①具有较低的熔、沸点②不是电解质③固态时是分子晶体④都是由分子构成⑤液态时不导电，其中一定正确的是()A.①③④B.②⑤C.①②③④⑤D.⑤D\n7．已知氯化铝的熔点为190℃(2．202×lO5Pa)，但它在180℃即开始升华。(1)氯化铝是____________。(填“离子化合物”“共价化合物”)(2)无水氯化铝在空气中强烈的“发烟”，其原因是__________________________________________________________________________________________。(3)设计一个可靠的实验，判断氧化铝是离子化合物还是共价化合物。你设计的实验是______________________________________________。(4)在500K和1.01×105Pa时，它的蒸气密度(换算为标准状况时)为11.92g·L－1，试确定氯化铝在蒸气状态时的化学式为____________。共价化合物Al2Cl6氯化铝与空气中的水蒸气发生水解反应产生HCl气体，HCl在空气中形成酸雾而“发烟”。在其熔融状态下，试验其是否导电；若不导电是共价化合物。\n1、下列物质属于分子晶体的化合物是（）A、石英B、硫磺C、干冰D、食盐C练习2、干冰气化时，下列所述内容发生变化的是A、分子内共价键B、分子间作用力C、分子键距离D、分子间的氢键BC3、冰醋酸固体中不存在的作用力是（）A、离子键B、极性键C、非极性键D、范德华力A\n4、水分子间存在着氢键的作用，使水分子彼此结合而成（H2O）n。在冰中每个水分子被4个水分子包围形成变形的正四面体，通过“氢键”相互连接成庞大的分子晶体，其结构如图：试分析：①1mol冰中有mol氢键？②H2O的熔沸点比H2S高还是低？为什么？2氢键\n第二课时了解原子晶体的晶体结构模型及其性质的一般特点。理解原子晶体的晶体类型与性质的关系\n二、原子晶体1、原子晶体概念：原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体，又称共价晶体组成微粒：原子粒子间作用力：共价键无分子式化学式表示原子最简整数比\n2、常见原子晶体①某些非金属单质：②某些非金属化合物：硼（B）、硅（Si）锗（Ge）、金刚石（C）等SiC、BN、SiO2、Al2O3等\n3、结构特征晶体中只存在共价键，无单个分子存在；晶体为空间网状结构。金刚石二氧化硅\n4、原子晶体的物理性质熔沸点高硬度大一般不导电难溶于溶剂\n在SiO2晶体中，每个Si原子和（）个O原子形成（）个共价键即每个Si原子周围结合（）个O原子；同时，每个O原子和（）个Si原子相结合。在SiO2晶体中，最小的环是（）元环。()单个的SiO2分子存在。444212没有\n第三章晶体的结构与性质第三节金属晶体\n第一课时教学目标：知道金属键的涵义能用金属键理论解释金属的物理性质能列举金属晶体的基本堆积模型了解金属晶体性质的一般特点理解金属晶体的类型与性质的关系．\n一、金属键1、金属键金属离子与自由电子之间强烈的相互作用①定义②本质电子气理论金属原子的价电子发生脱落，形成金属阳离子和自由电子自由电子被所有原子所共用从而把所有的金属原子维系在一起无饱和性无方向性\n2、金属晶体金属离子与自由电子通过金属键结合而成的晶体叫做金属晶体粒子间的作用力：金属键构成金属晶体的粒子：金属离子、自由电子常见金属晶体：金属、合金\n3、金属性质与电子气理论①金属导电性电子气的运动是没有一定方向的，但在外加电场的条件下，自由电子定向运动形成电流，所以金属容易导电\n②金属的导热性自由电子在运动时与金属离子碰撞，把能量从温度高的部分传到温度低的部分，从而使整块金属达到相同的温度。高温下热运动剧烈，因此电子的定向移动程度减弱，所以，随着温度的升高，金属的导电性减弱\n③金属的延展性金属离子和自由电子间相互作用没有方向性，在外力作用下各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用\n金属键的强弱与离子半径、离子电荷有关④金属的熔点、硬度金属的熔点、硬度与金属键的强弱有关离子半径越小或离子所带电荷越多，则金属键越强，金属的熔沸点越高、硬度越大。\n二、金属晶体的原子堆积模型1、几个概念配位数：在晶体中与每个微粒紧密相邻且距离相等的微粒个数空间利用率：晶体的空间被微粒占满的体积百分数用来表示紧密堆积程度\n金属的二维堆积方式非密置层配位数为4密置层配位数为6\n2、金属的三维堆积方式①简单立方堆积唯一金属——钋\n简单立方堆积的配位数=6\n简单立方堆积的空间占有率=52%球半径为r正方体边长为a=2r\n②体心立方堆积（钾型）K、Na、Fe\n体心立方堆积的配位数=8\n体心立方堆积的空间占有率=68%体对角线长为c面对角线长为b棱线长为a球半径为rc2=b2+a2b2=a2+a2c=4r(4r)2=3a2\n\n③六方最密堆积（镁型）Mg、Zn、TiABABA123456\n六方最密堆积的配位数=12\n六方最密堆积的晶胞\n六方最密堆积的晶胞\n六方最密堆积的空间占有率=74%上下面为菱形边长为半径的2倍2r高为2倍正四面体的高\n\n④面心立方最密堆积（铜型）Cu、Ag、AuABCAABC\n123456\n立方面心最密堆积的配位数=12\n立方面心最密堆积的空间占有率=74%\n第三章晶体的结构与性质第四节离子晶体\n第一课时能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。知道离子化合物的热稳定性与阴、阳离子的半径和电荷有关。了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱能说出分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构基元以及物理性质方面的主要区别\n一、离子晶体1、离子晶体概念：由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体叫做离子晶体组成微粒：阴阳离子粒子间作用力：离子键无分子式化学式表示离子最简整数比配位数（缩写为C.N.）一个离子周围最邻近的异电性离子的数目\n2、常见离子晶体强碱、金属氧化物、部分盐类①NaCl晶体阴离子配位数阳离子配位数66\nNaCl晶体每个Cl—周围最近且等距离的Cl—有个每个Na+周围最近且等距离的Na+有个1212每个晶胞中Cl—有个Na+有个44\n②CsCl晶体阴离子配位数阳离子配位数88\n每个Cl—周围最近且等距离的Cl—有个每个Cs+周围最近且等距离的Cs+有个66每个晶胞中Cl—有个Cs+有个11\nCsCl晶胞NaCl晶胞\n阴离子配位数阳离子配位数48③CaF2晶体CaF2晶胞\n每个F—周围最近且等距离的F—有个每个Ca2+周围最近且等距离的Ca2+有个612每个晶胞中F—有个Ca2+有个84CaF2晶胞\n3、影响离子晶体配位数的因素①几何因素：晶体中正负离子的半径比②电荷因素：正负离子的电荷比③键性因素：离子键的纯粹程度\n4、离子晶体的物理性质熔沸点较高，硬度较大，难挥发难压缩。一般易溶于水，而难溶于非极性溶剂固态不导电，水溶液或者熔融状态下能导电\n二、晶格能1、定义：气态离子形成1摩离子晶体时释放的能量2、晶格能的大小的影响因素电荷、离子半径随着离子电荷的增加或者核间距离的缩短晶格能增大晶格能越大，离子晶体越稳定熔点越高，硬度越大