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内容简介：

第一章 物质结构与性质教案教材分析：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(136 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。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（136 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：2n 2(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：（136 号）氢 H 1s1钠 Na 1s22s22p63s1钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s 1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 Ar3d54s1铜 29Cu Ar3d104s1练习1、写出 17Cl（氯） 、 21Sc(钪)、 35Br（溴）的电子排布氯：1s 22s22p63s23p5钪：1s 22s22p63s23p63d14s2溴：1s 22s22p63s23p63d104s24p5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 136 号元素的核外电子排布式。3、写出 136 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）E K EN EL EM ，（2）E 3S E2S E4S E1S ，（3）E 3S 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（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： 质量极小 运动空间极小 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、P y、P z 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Ne3S 1。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。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 B2s 2p 2s 2p；(2)钠原子：A3s 1 B3p 1；(3)铬原子：A3d 54s1 B3d 44s2。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。同步训练1、以下能级符号正确的是（）A.6s B.2d C.3f D.7p2、下列个能层中不包含 p 能级的是（）A.N B.M C.L D.K3、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）E K EN EL EM（2）E 3s E2s E4s E1s（3）E 3s E2d E2p E4f4、下列关于 1S 电子在原子核外出现的概率分布图的说法中，正确的是（）A、通常用小黑点来表示电子的多少B、小黑点密表示在该核外空间的电子数多C、小黑点密表示在该核外空间的单位体积内电子出现的概率大D、通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动 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 键和 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 键和 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 键和 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 键和 键。3、说出 键和 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：H 2 的形成讲解、小结板书1、 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-S 键 S-P 键 P-P 键过渡P 电子和 P 电子除能形成 键外，还能形成 键板书2、 键讲解a.特征：每个 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、 键和 键比较重叠方式 键：头碰头 键：肩并肩 键比 键的强度较大成键电子： 键 S-S S-P P-P 键 P-P 键成单键 键成双键、叁键（双键中含有一个 键和一个 键，叁键中含有一个 键和两个 键）共价键的特征饱和性、方向性练习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 键的认识不正确的是A 键不属于共价键，是另一种化学键BS-S 键与 S-P 键的对称性相同C分子中含有共价键，则至少含有一个 键D含有 键的化合物与只含 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AI 2 BBaCl 2 CH 2SO4 DNaOH4下列化合物中，属于离子化合物的是AKNO 3 BBeCl CKO 2 DH 2O25写出下列物质的电子式。H2、N 2、HCl 、 H2O用电子式表示下列化合物的形成过程HCl、 NaBr、MgF 2、Na 2S、CO 2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、键能概念：气态基态原子形成mol 化学键所释放出的最低能量。单位：k 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）键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定。过渡、键长概念：形成共价键的两原子间的核间距单位：pm（pm10 -12m）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：CO 2 结构为，键角为，为直线形分子。H2O 键角形CH4 键角 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、等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒。如：CO 和 N2，CH 4 和 NH4+、等电子体性质相似阅读课本表小结师与生共同总结本节课内容。练习1、下列说法中，错误的是键长越长，化学键越牢固成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键2、能够用键能解释的是氮气的化学性质比氧气稳定常温常压下，溴呈液体，碘为固体稀有气体一般很难发生化学反应硝酸易挥发，硫酸难挥发3、与 NO3-互为等电子体的是SO 3 BF 3 CH 4 NO 24、根据等电子原理，下列分子或离子与 SO42-有相似结构的是APCl 5 BCCl 4 CNF 3 DN 25、根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化：N2（ g） +3H2（g ）=2NH 3（g） ；H= 2H2（g）+O 2（g）=2H 2O（g） ；H= 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、H 2O、NH 3、CH 2O、CH 4 分子的球辊模型（或比例模型） ；3、提出问题：什么是分子的空间结构？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、H 2O、NH 3、CH 2O、CH 4 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、H 2O、NH 3、CH 2O、CH 4 的分子结构。模型探究由 CO2、H 2O、NH 3、CH 2O、CH 4 的球辊模型，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、CH 2O、 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 CO2n=3 平面三角形 CH2On=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，NH 3 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 正四面体练习：1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是 A、CO 2 B、H 2S C、PCl 3 D、SiCl 42、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是 A、H 2O B、CO 2 C、C 2H2 D、P 43、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？直线形 平面三角形 三角锥形 正四面体 4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是 A、NH 3 B、CCl 4 C、H 2O D、CH 2O5、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、CO 2 B、PCl 3 C、CCl 4 D、NO 26、下列分子或离子的中心原子，带有一对孤对电子的是 A、XeO 4 B、BeCl 2 C、 CH4 D、PCl 37、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 。BF 3 和 NF3 都是四个原子的分子， BF3 的中心原子是 ，NF 3 的中心原子是 ；BF 3 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 ；SCl 2 ；SO 32- ；SF 6 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教学难点：分子的立体结构，杂化轨道理论教学过程：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 CH 键是等同的，键角是 10928。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。板书：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，2p y，2p z 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，sp 2 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CH4C2H4BF3CH2OC2H2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CH4C2H4BF3CH2OC2H2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，SP 2 杂化轨道为 120的平面三角形，SP 3 杂化轨道为 10928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，CH 2O 中 C 原子以 sp2 杂化；HCN 中含有 2 个 键和 2键；CH 2O 中含有 3键和 1 个 键练习：1、下列分子中心原子是 sp2 杂化的是A 、 PBr3 B、 CH4 C、 BF3 D、 H2O2、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 、CH 4 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 、sp 2 、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 、sp 2 、sp 杂化轨道的夹角相等5、乙烯分子中含有 4 个 CH 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 -、ClO 2-、ClO 3-、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 10928而是 104.5？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。表示A B电子对给予体 电子对接受体条件：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：H 3O+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)4Cl2 K3Fe(SCN)6Na3AlF6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、NH 4Cl B、Na 2CO3.10H2OC、 CuSO4. 5H2O D、Co（NH 3） 6Cl33、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 H2O NH3 F CN COA、 B、 C、 D、 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、Fe 2+的卟啉配合物是输送 O2 的血红素。C、 Ag（NH 3） 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：H 3O+NH4+CH3COO- NH3CH4 中含有配位键的是A、 B、 C、 D、 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（NH 3）5NO 2Cl2 就有两种存在形式，试画出这两种形式的配离子的结第三节 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：如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；如何理解电负性概念；写出 H2、Cl 2、N 2、HCl、CO 2、H 2O 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：H 2、N 2、C 60、P 4。（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：CO 2、BF 3、CCl 4。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、NH 3、H 2O。（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、N 2、O 2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、BF 3、CH4分子中各键的向量和不为零 不重合 极性分子H2O、NH 3、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、HBrb 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、H 2、P 4、 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。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、 NH33、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、 N24、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