2020年高考化学总复习高中化学选修三全套复习课件(完整版)

1、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 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、开天辟地原子的诞生 1、原子的诞生

2、 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%2、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 3、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 1803年 道尔顿（英）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 枣糕模型 1911年，英国物理学家卢瑟福电子绕核旋转的原子结构模型 1913年，丹麦科学家玻尔行星轨道的原子结构模型 1926年，奥地利

3、物理学家薛定谔等以量子力学为基础提出电子云模型 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 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 K L M N O P Q 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 2、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 K L M N 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 能级： 最多容纳电子的数量 s:2 p:6

4、d:10 f:143、注意问题 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 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KLMN能级 能级电子数能层电子数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 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 2

5、s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p2、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 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 书写时：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的电子排布式 电子排布式 Zn：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Ar简化 Zn：Ar 3d10 4s2 简化电子排布式 写出K Ca Ti Co Ga Kr Br的简化电子排布式 价层电子：主族、0族元素最外层 副族、族最外层和次外层特殊规

6、则 例：写出Cr和Cu的电子排布式 全满规则 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 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 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 电子云 小黑点不是电子

7、！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 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 b.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 2、原子轨道 电子在原子核外的一个空间运动状态 定义 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 ndx2y2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 简并轨道原子轨道的电子云轮廓图 s轨道的电子云轮廓图npx轨

8、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 nd轨道电子云轮廓图 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 1、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 3、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： 1s2 2s2 2p41s2 2s2 2p4原子结构的表示方法 原子结构示意图 电子排布式 O原子：1s2 2s2 2p4电子排布图 1s2 2s2

9、2p4O原子六、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 3、光谱 吸收光谱 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：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

10、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 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 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 周期序数起始原子序数终止原子序

11、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：5771 锕系：89103 第七周期也称为不完全周期 周期的组成 2、族 元素周期表的纵行 族 主族： A结尾 ，AA 副族： B结尾 ， BB，B，B 族： 0族： 主族元素族序数原子最外层电子数 特点： 副族、族通称过渡元素，过渡金属 一些族的别名 7 71 1 16 3、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A、A 1、2 两列 BB、 3 7、8 10 八列 B、B 11、12两列 AA、O 13 17、18 六列 二、元素周期律（

12、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！ 2、电离能 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 A、A反常！比下一主族的高逐级电离能 利用逐级电离能判断化合价 3、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

13、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电负性电负性应用一般而言金属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 4、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 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

14、负极 单质与盐溶液的置换反应 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 5、化合价 同周期的主族元素从左至右 化合价由17， 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8 F、O 第二章 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：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 1

15、、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 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： 3、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 键键按电子云重叠方式4、键两个原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠 定义：类型 特点 s-s 键s-p 键p-p 键例：H2例：HCl例：Cl2可绕键轴旋转重叠

16、程度大，稳定性高头碰头 轴对称 5、键两个原子轨道以平行即“肩并肩”方式重叠 定义：类型 特点 d-p 键p-p 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 键型项目 键 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，易断单键是键，双键中一个 键，另一个是键，共价三键中一个是键，另两个为键。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）键键s-ss-pp-p方向性p-pd-p头碰头 轴对称 肩并肩 镜面对称 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

17、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 定义： 单位： kJmol-1 释放能量，取正值 键能越大，键越牢固，分子越稳定 意义： 观察表2-1 某些共价键的键能 结论： 同种元素形成的共价键的键能： 单键双键 键键能 2、键长 形成共价键的两个原子间的核间距 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 意义： 键长越短，键能越大，分子越稳定 观察表2-2 某些共价键的键能 结论： 同种元素间形成

18、的共价键的键长： 单键双键叁键 3、键角 定义： 两个共价键之间的夹角 CH4 CCl4 10928 NH310718 H2O 105 CO2 180 常见键角： 共价键的方向性 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 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

19、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 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 直线型： V型： CO2、HCNH2O、SO2平面三角型： 三角锥型： SO3、HCHONH3四面体： CCl4、 CH4其它等 二、价层电子对互斥（VSEPR）理论 （ Valence Shell Electron Pair Repulsion ） 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

20、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电子对和孤电子对不包括成键的电子对 ！ 2、价层电子对数计算 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 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 结合原子数化学式 价层电子对数 结合的原子数孤对电子对数HCNS

21、O2NH2BF3H3O+SiCl4CHCl3NH4+SO420 1 2 0 1 0 0 0 2 2 2 3 3 4 4 4 0 4 2 34 3 4 4 4 4 4 化学式 价层电子对数 结合的原子数孤对电子对数H2OSO3NH3CO2SF4SF6PCl5PCl3CH42 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 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3、确定分子构型

22、 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 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CH4CCl4NH4SO4231三角锥NH3PCl3SO32H3O+22V型H2O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微粒

23、结构式VESPR模型分子或离子构型HCNNH4H3O SO2BF31.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 AH2O BCO2 CC2H2 DP43.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： 会利用VSEPR理论得出孤电子对数价层电子对构型分子构型 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

24、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三、杂化轨道理论 1、理论要点 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,用于形成键或容纳孤对电子 杂化轨道数目等于各参与杂化的原子轨道 数目之和 杂化轨道成键能力强，有利于成键 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 杂化轨道又分为等性和不等性杂化两种 2、杂化类型 sp3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 10928 正四面体型 4个sp3杂

25、化轨可形成4个键价层电子对数为4的中心原子采用sp3杂化方式 sp2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轨道用于形成键 3个sp2杂化轨道可形成3个键 价层电子对数为3的中心原子采用sp2杂化方式 sp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轨道用于形成键 2个sp杂化轨道可形成2个键 价层电子对数为2的中心原子采用sp杂化方式 除C原子外，N、O原子均有以上杂化当发生sp2杂

26、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 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 杂化类型spsp2sp3dsp2sp3dsp3d2d2sp3杂化轨道234456轨道夹角18012010928180/9090/120/180 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BeCl2CO2BF3CH4 CCl4Cu(NH3)42PCl5SF

27、6SiF62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、配位化合物的概念四、配合物理论简介 1、配位键 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。 表示方法 形成条件 AB HN HH H 一个原子有孤对电子，另一个原子有空轨道。 2、配位化合物 配合物的形成 天蓝色溶液蓝色沉淀深蓝色溶液Cu(OH)2H2OCu H2OH2OOH22+深蓝色晶体Cu(NH3) 4 SO4H2O加乙醇并静置 NH

28、3Cu H3NH3NNH32+CuSO4溶液 滴加氨水 继续滴加氨水 Cu(OH)2 + 4NH3 = Cu(NH3)42+ + 2OH蓝色沉淀深蓝色溶液Cu2+ 2NH3H2O = Cu(OH)2+ 2NH4+蓝色溶液蓝色沉淀H2OCu H2OH2OOH22+ NH3Cu H3NH3NNH32+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 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 常见配合物 Fe3+ +

29、3SCN = Fe(SCN)3黄色血红色Fe3+ + nSCN = Fe(SCN)n 3-n (n=1-6)Fe3+的检验 血红色银氨溶液的配制 AgOH+2NH3H2O = Ag(NH3)2+ OH+2H2O Ag+ NH3H2O = 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)：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

30、的极性 1、键的极性 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 极性共价键（极性键） HClHCl+-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 2、分子的极性 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 极性分子 正负电荷中心不重合的分子 大部分化合物分子 化学式是否

31、极性分子化学式是否极性分子H2OHCNSO3SO2NH3HCHOCO2BF3SF4CH3OHSF6CH3C(CH3) 3PCl5CH2=CH2PCl3PH3CH4CHCH是 是 是 是 是 是 是 是 是 否 否 否 否 否 否 否 否 否 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

32、力、氢键及其对物质性质的影响二、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 3、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） 三、氢键 1、氢键的定义 -150-125-100-75-50-2502550751002345CH4SiH4GeH4SnH4NH3PH3AsH3SbH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te沸点/周期一些氢化物沸点 由已经与电负性很大的原子形

33、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2、表示方法 AHB A、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 NHN NHO OHN OHO 3、氢键的分类 分子内氢键 分子间氢键 4、氢键的特征 饱和性 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 5、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 熔、沸点 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 其他方面 冰的密度小于

34、水 形成缔合分子 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。 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

35、的分子。1下列化合物中含有手性碳原子的是( )A.CCl2F2 B.CH3CHCOOHC.CH3CH2OH D.CHOH 练习：CH2OHCH2OHOH1下列化合物中含有手性碳原子的是( )A.CCl2F2 B.CH3CHCOOHC.CH3CH2OH D.CHOH CH2OHCH2OHOHA.OHCCHCH2OH B. OHCCHCClC.HOOCCHCCCl D.CH3CHCCH3 HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是( )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

36、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 A.OHCCHCH2OH B. OHCCHCClC.HOOCCHCCCl D.CH3CHCCH3 HClOHBrOHClHBrBrCH3CH32下列化合物中含有2个“手性”碳原子的是( )第三章 晶体的结构与性质第一节 晶体的常识第一课时教学目标：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 一、晶体与

37、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 2、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 3、晶体形成的途径 熔融态物质凝固 气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华) 溶质从溶液中析出 3、晶体的鉴别 物理性质差异 如：外形、硬度、熔点、折光率 最科学的方

38、法是对固体进行X-射线衍射实验 1、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2、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3、三种典型立方晶体结构 4.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

39、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 1、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_。1：1C2DEFXY3Z2、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3、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？(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？5、最近发现一种由钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，

40、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第三章 晶体的结构与性质第二节 分子晶体与原子晶体第一课时教学目标：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。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(2)微粒堆积方式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。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

41、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2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 2、常见的分子晶

42、体所有非金属氢化物部分非金属单质部分非金属氧化物几乎所有的酸绝大多数有机物的晶体3、结构特征 分子间作用力 范德华力 氢键 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CO2干冰晶胞 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4、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 1.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

43、.8 ，沸点444.6 D.熔点97.81，质软、导电、密度0.97gcm3BC2.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：H2O HCl HBr HI CO N2 H2熔沸点由高到低的顺序是( ) A. B. C. D. C5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 DHCl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

44、化合物的说法：具有较低的熔、沸点 不是电解质 固态时是分子晶体 都是由分子构成 液态时不导电，其中一定正确的是( ) A. B. C. D. D7已知氯化铝的熔点为190(2202lO5Pa)，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1.01105Pa时，它的蒸气密度(换算为标准状况时)为11.92gL1，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

45、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。1、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A4、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：1mol 冰中有 mol氢键？H2O的

46、熔沸点比H2S高还是低？为什么？2氢键 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 2、常见原子晶体 某些非金属单质： 某些非金属化合物：硼（B）、硅（Si）锗（Ge）、金刚石（C）等 SiC、BN、SiO2、Al2O3等3、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 4、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 在SiO2晶

47、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。 4 4 4 2 12 没有 第三章 晶体的结构与性质第三节 金属晶体第一课时教学目标：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 定义 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2、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3、金属性质与电子气理论 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，所以金属容易导电金属的导热性