新課標(biāo)高中化學(xué)選修3教案

新課標(biāo)高中化學(xué)選修3教案第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)一.原子結(jié)構(gòu)原子的誕生:現(xiàn)代大爆炸宇宙學(xué)理論認為，我們所在的宇宙誕生于一次大爆炸。大爆炸后約兩小時，誕生了大量的氫、少量的氦以及極少量的鋰。其后，經(jīng)過或長或短的開展過程，氫、氦等發(fā)生原子核的熔合反響，分期分批地合成其他元素。宇宙的年齡至今有140億年了,但H仍然是宇宙中最豐富的元素.地球上的元素絕大多數(shù)是金屬,非金屬(包括稀有氣體)僅22種〖復(fù)習(xí)〗核外電子排布的一般規(guī)律(1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。(2)原子核外各電子層最多容納2n2個電子。(3)原于最外層電子數(shù)目不能超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子)。(4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個?！妓伎肌竭@些規(guī)律是如何歸納出來的呢？1、能層與能級我們已經(jīng)知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，按電子的能量差異,可以將核外電子分為不同的能層,由內(nèi)而外可以分為：第一、二、三、四、五、六、七……能層例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個電子，第三層1個電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內(nèi)層排起，當(dāng)一層充滿后再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下：能層一二三四五六七……符號……容納最多電子數(shù)28183250……即每層所容納的最多電子數(shù)是：但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下：各能層所包含的能級類型及各能層、能級最多容納的電子數(shù)見下表：能

層(n)一二三四五六七符

號KLMNOPQ能

級(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s………最

多電子數(shù)22626102610142………281832……2n2注意:(1)每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……(2)任一能層的能級數(shù)=該能層序數(shù)(3)s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍(4)不同能級的能量關(guān)系:①能層相同時:②不同能層,能級符號相同時,例1.比較以下多電子原子的能級的能量上下①2s3s②2s3d③3p3s④4f6f⑤3d4s例2、以下符號代表一些能層或能級的能量，請將它們按能量由低到高的順序排列：〔1〕EKENELEM，〔2〕E3SE2SE4SE1S，〔3〕E3SE3dE2PE4f。2、構(gòu)造原理及應(yīng)用(1)、構(gòu)造原理:隨著原子的遞增,絕大多數(shù)元素的原子核外電子的排布將遵循以下的排布順序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……如圖(2)應(yīng)用:①電子排布式：例1根據(jù)構(gòu)造原理寫出以下原子或離子的核外電子排布式O;Ca;S2-;Fe;Fe2+;Al3+;17Cl〔氯〕;21Sc(鈧);35Br-_;29Cu:;24Cr:電子排布遵守構(gòu)造原理,但有例外②簡化電子排布式例K:【Ar】4s1如NaFe練習(xí):寫出以下元素原子的簡化電子排布式O;Si;Fe;Br;38Sr;52Ti;25Mn;③外圍(價電子)電子排布式例:寫出以下元素原子的外圍電子排布式Cl:;Fe:;P:;K;Al:;Si:;S:;29Cu:;24Cr:[練習(xí)]1.根據(jù)要求完成填空:寫出具有以下電子排布的微粒的核電荷數(shù),元素符號及原子結(jié)構(gòu)示意圖A原子1s22s22p5..B-1s22s22p63s23p6..C原子[He]2s22P3..(2)外圍電子排布為3d54s2的原子,其原子結(jié)構(gòu)示意圖為,其最高價為2、A元素原子的M電子層比次外層少2個電子。B元素原子核外L層電子數(shù)比最外層多7個電子。

〔1〕A元素的元素符號是，A元素原子核外電子排布式為B元素原子外圍電子排布式為,B元素原子的原子結(jié)構(gòu)示意圖為_________〔2〕A、B兩元素形成化合物的化學(xué)式及名稱分別是________。4、A、B、C、D均為主族元素，A原子L層上的電子數(shù)是K層的三倍；B元素的原子核外K、L層上電子數(shù)之和等于M、N層電子數(shù)之和；C元素形成的C2＋離子與氖原子的核外電子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5個電子。那么〔1〕A元素在周期表中的位置是，B元素原子的簡化電子排布式為的原子序數(shù)為；〔2〕寫出C和D的單質(zhì)發(fā)生反響的化學(xué)方程式。3、電子云和原子軌道：(1)電子運動的特點：①質(zhì)量極?、谶\動空間極?、蹣O高速運動。因此，電子運動不能用牛頓運動定律來描述，只能用統(tǒng)計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物體那樣，確定核外電子在某個時刻處于原子核外空間何處，而只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。(2)原子軌道:①定義：常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，這種電子云輪廓圖成為原子軌道。②原子軌道的形狀及原子軌道數(shù)目S能級的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。ns能級各有個原子軌道P能級的原子軌道是紡錘形的，nP能級各有軌道，它們互相垂直，能量相同,分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。d能級的原子軌道是梅花形的，nd能級各有軌道，能量相同,f能級的原子軌道形狀更復(fù)雜，nf能級各有軌道，能量相同, (2)泡利原理和洪特規(guī)那么泡利原理:一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，用箭頭“↑↓”來表示。洪特規(guī)那么:當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，(3)電子軌道表示式:練習(xí):書寫以下各原子的價電子軌道表達式N;S;K;Fe;25Mn;練習(xí):寫出24號、29號元素的電子排布式，價電子排布軌道式，閱讀周期表，比較有什么不同，為什么？從元素周期表中查出銅、銀、金的外圍電子層排布。它們是否符合構(gòu)造原理?洪特規(guī)那么的特例：對于同一個能級，當(dāng)電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。練習(xí)：1、用軌道表示式表示以下原子的價電子排布。(1)N(2)Cl(3)O(4)Mg2、以以下出的是一些原子的2p能級和3d能級中電子排布的情況。試判斷，哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規(guī)那么?！`反泡利不相容原理的有，違反洪特規(guī)那么的有。3、以下原子的外圍電子排布中，那一種狀態(tài)的能量較低？試說明理由?！?1)↑↑↑↑2s2p2s2p(2)鈉原子：A．3s1B．3p1(3)鉻原子：A．3d54s1B．3d44s24、以下元素原子的電子排布式各違背了哪一規(guī)律?①6C1s22s22p2x②21Sc1s22s22p63s23p63d3③24Ti1s22s22p63s23p10④29Cu1s22s22p63s23p6小結(jié):1.核外電子排布遵從三個規(guī)那么①能量最低原理,即構(gòu)造原理②泡利原理:一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反③洪特規(guī)那么:當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，④洪特規(guī)那么的特例：對于同一個能級，當(dāng)電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。2.各能層所包含的能級類型及各能層、能級最多容納的電子數(shù)見下表：能

層(n)一二三四五六七符

號能

級(l)………每個能級的軌道數(shù)最多容納電子數(shù)……………2n23.核外電子排布的表示方法總結(jié)(以Na為例)①原子結(jié)構(gòu)示意圖②電子排布式③簡化電子排布式④外圍電子排布式⑤軌道表示式4.電子排布的特殊性:Cr,Cu二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表課前復(fù)習(xí)：1、元素周期表中的周期是指；元素周期表中的族是指2、，叫做元素周期律，在化學(xué)〔必修2〕中元素周期律主要表達在、、、等的周期性變化。3.寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態(tài)原子的電子排布式和簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。堿金屬周期基態(tài)原子的電子排布式和簡化電子排布式0族周期基態(tài)原子的電子排布式和簡化電子排布式鋰二1s22s1或[He]2s1氦鈉氖鉀氬銣氪銫氙〔一〕、原子結(jié)構(gòu)與周期表1、元素周期系：(1)元素周期系的形成:隨著元素原子的遞增,每到出現(xiàn),就開始建立一個新的,隨后最外層上的電子逐漸增多,最后到達個電子,出現(xiàn),然后又開始由到,如此循環(huán)往復(fù)形成元素周期系.可見元素周期系的形成是由于元素的原子核外電子的排布發(fā)生的重復(fù).2、核外電子排布與周期的劃分根據(jù)構(gòu)造原理,將能量相近的能級分為一組,按能量由低到高可分為七個能級組,同一能級組內(nèi),各能級能量相差較小,各能級組之間能量相差較大①每一能級組對應(yīng)一個周期②周期.能級組.元素數(shù)目的對應(yīng)關(guān)系周期對應(yīng)能級組對應(yīng)能級組電子最大容量周期中所含元素的數(shù)目一1s2二2s.2p8三3s.3p四五六七3.核外電子排布與族的劃分:族的劃分依據(jù)是原子的價層電子排布族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0族價電子排布最高正價過渡元素的價電子排布族ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB價電子排布3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d6∽84s23d104s13d104s2最高正價=族數(shù)=族數(shù)=族數(shù)=族數(shù)=族數(shù)<族數(shù)>族數(shù)=族數(shù)(1)同主族元素原子的價層電子排布完全相同,價電子全部排布在ns或nsnp軌道上,價電子數(shù)與族相同(2)稀有氣體的價電子排布為1s2或(3)過渡元素同一縱行原子的價層電子排布根本相同,價電子排布為(n―1)d1―10ns1―2ⅢB∽ⅦB族的價電子數(shù)與族序數(shù)相同,4.元素周期表的分區(qū)按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。元素的分區(qū)和族

(1)s區(qū):,最后的電子填在上,包括,屬于活潑金屬,為堿金屬和堿土金屬;

(2)p區(qū):,最后的電子填在上,包括族元素,為非金屬和少數(shù)金屬;

(3)d區(qū):,最后的電子填在上,包括族元素,為過渡金屬;

(4)ds區(qū):,(n-1)d全充滿,最后的電子填在上,包括,過渡金屬(d和ds區(qū)金屬合起來,為過渡金屬);

(5)f區(qū):,包括元素,稱為內(nèi)過渡元素或內(nèi)過渡系.總結(jié):1.周期表分區(qū)分區(qū)元素分布外圍電子排布價電子數(shù)與族的關(guān)系元素性質(zhì)特點s區(qū)ⅠA.ⅡAns1∽2價電子數(shù)等于族序數(shù)除H外都是活潑金屬p區(qū)ⅢA∽ⅦA和0族價電子總數(shù)等于主族序數(shù)(0族除外)最外層電子參與反響d區(qū)ⅢB∽ⅧⅢB∽ⅦB價電子總數(shù)等于副族序數(shù)d軌道也不同程度的參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)ⅠB∽ⅡB價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；金屬元素f區(qū)鑭系和錒系鑭系元素化學(xué)性質(zhì)相近;錒系元素化學(xué)性質(zhì)相近;2.區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主要集中區(qū)。主族主要含區(qū)，副族主要含區(qū)，過渡元素主要含區(qū)。3.周期數(shù)=最大能層數(shù)〔鈀除外〕46Pd[Kr]4d10,最大能層數(shù)是4，但卻在第五周期。外圍電子總數(shù)決定排在哪一族如：29Cu3d104s1，10+1=11尾數(shù)是1所以是IB?！揪毩?xí)】1、外圍電子構(gòu)型為4f75d16s2元素在周期表中的位置是(

)A、第四周期ⅦB族B、第五周期ⅢB族C、

第六周期ⅦB族D、

第六周期ⅢB族2、鐳是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。下面關(guān)于鐳的性質(zhì)的描述中不正確的選項是()A、 在化合物中呈+2價B、單質(zhì)使水分解、放出氫氣C、 氫氧化物呈兩性D、碳酸鹽難溶于水3.某元素的原子序數(shù)為29,試問:(1)該元素原子的電子排布式為,外圍電子構(gòu)型是.(2)該元素原子有個電子層,有個能級,有個軌道(3)它在周期表中的位置是,屬于區(qū),有個未成對電子.完成下表空白處原子序數(shù)電子排布式在周期表中的位置是金屬還是非金屬最高價氧化物的水化物化學(xué)式及酸堿性氣態(tài)氫化物的化學(xué)式151s22s22p63s23p4第二周期VA族4.具有如下電子層結(jié)構(gòu)的原子,其相應(yīng)元素一定屬于同一主族的是A.3p能級上有2個未成對電子的原子和4p能級上有2個未成對電子的原子B.3p能級上只有1個空軌道的原子和4p能級上只有1個空軌道的原子C.最高能層電子排布為1s2的原子和最高能層電子排布為4s2的原子D.最高能層電子排布為1s2的原子和最高能層電子排布為2s22p6的原子5.以下各組原子中,彼此化學(xué)性質(zhì)一定相似的是A.原子核外電子排布式為1s2的X原子和原子核外電子排布式為1s22s2的Y原子B.原子核外M層上僅有兩個電子的X原子與原子核外N層上僅有兩個電子的Y原子C.2p軌道上有一個未成隊的電子的X原子與3p軌道上有一個未成隊的電子的Y原子D.最外層都只有一個電子的X.Y原子6.以下為周期表的一局部,其中的編號代表對應(yīng)的元素,請答復(fù)以下問題:(1)表中屬于d區(qū)的元素是(填編號)(2)表中元素①的6個原子與元素③的6個原子形成的某種環(huán)狀分子名稱為(3)某元素的特征電子排布式為nsnnpn+1,該元素原子的核外電子層電子的孤對電子對數(shù)為;該元素與元素①形成的分子X的空間購型為(4)某些不同族元素的性質(zhì)也有一定的相似性,如表中元素⑤與元素②的氫氧化物有相似的性質(zhì).請寫出元素②的氫氧化物與NaOH溶液反響的化學(xué)方程式(二).原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)1.元素周期律①原子半徑〖探究〗觀察以下圖表分析總結(jié)：同周期主族元素從左到右，原子半徑依次減小;同主族元素從上到下，原子半徑依次增大電離能1.電離能的定義、第一電離能I1：態(tài)原子失去個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的叫做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越。同一元素的第二電離能第一電離能。解釋:氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系：I1<I2<I3<I4<I5……即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。2、第一電離能的意義:衡量元素的原子失去一個電子的難易程度,第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。3、元素第一電離能的變化規(guī)律同周期,從左往右，第一電離能呈增大的趨勢,但有反常同一族,從上到下，第一電離能逐漸減小解釋:1.同主族,同周期元素原子的第一電離變化規(guī)律2.為什么Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga？答:Be有價電子排布為2s2，是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什么呢？3、電離能的應(yīng)用:(1)確定元素核外電子的排布(2)確定元素在化合物中的化合價(3)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱例1:閱讀分析表格數(shù)據(jù)：NaMgAl各級電離能(KJ/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293思考:為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關(guān)系？數(shù)據(jù)的突躍變化說明了什么？答:Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。電離能變化規(guī)律【練習(xí)】1、以下各組微粒按半徑逐漸增大，復(fù)原性逐漸增強的順序排列的是A．Na、K、RbB．F、Cl、BrC．Mg2+、Al2+、Zn2+D．Cl-、Br-、I-2、失去氣態(tài)原子中的一個電子使之成為氣態(tài)+1價陽離子時所需外界提供的能量叫做該元素的第一電離能。右圖是周期表中短周期的一局部，其中第一電離能最小的元素是3、在下面的電子結(jié)構(gòu)中,第一電離能最小的原子可能是(

)A

ns2np3B

ns2np5C

ns2np4D

ns〔1〕每一周期元素都是從堿金屬開始，以稀有氣體結(jié)束〔2〕f區(qū)都是副族元素，s區(qū)和p區(qū)的都是主族元素〔3〕鋁的第一電離能大于K的第一電離能〔4〕B電負性和Si相近〔5〕在200C1molNa失去1mol電子需吸收650kJ能量，〔6〕氣態(tài)O原子的電子排布為：↑↓↑↓↑↓↑↓，測得電離出1mol電子的能量約為1300KJ，那么其第一電離能約為1300KJ/mol〔7〕半徑：K+>Cl-〔8〕酸性HClO>H2SO4，堿性：NaOH>Mg(OH)2〔9〕第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，那么第五周期有2*52=50種元素〔10〕元素的最高正化合價=其最外層電子數(shù)=族序數(shù)2、下表是鈉和鎂的第一、二、三電離能〔KJ·mol－1〕。元素I1I2I3Na49645626912Mg73814517733請試著解釋：為什么鈉易形成Na＋，而不易形成Na2+？為什么鎂易形成Mg2＋，而不易形成Mg3+？電負性1.鍵合電子和電負性的含義(1)、元素相互化合時,原子中用于形成叫鍵合電子；(2)、用來描述不同元素的原子對吸引力的大小.電負性越大的原子,對的吸引力電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。2.標(biāo)準(zhǔn):以氟的電負性為和鋰的電負性為作為相對標(biāo)準(zhǔn),得出各元素的電負性,金屬的電負性一般小于1.8，的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”那么在1.8左右，他們既有性又有性。3.變化規(guī)律同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，說明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，說明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。說明:同一元素的不同價態(tài)有不同的電負性如Fe2+和Fe3+的電負性分別為1.83和1.96解釋1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。解釋2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，說明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，說明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。4.應(yīng)用:(1)判斷金屬性和非金屬性強弱例:根據(jù)電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？(2)判斷化學(xué)鍵的類型一般認為:如果兩種成鍵元素原子之間的電負性差值大于1.7,它們之間通常形成離子鍵;如果兩種成鍵元素原子之間的電負性差值小于1.7,它們之間通常形成共價鍵;(3)解釋對角線規(guī)那么:某些主族元素與右下方的主族元素的電負性接近,性質(zhì)相似，被稱為對角線原那么請查閱電負性表給出相應(yīng)的解釋？[思考1]在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱為“對角線規(guī)那么”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，例:查表說明NaH中H元素的化合價練習(xí)、根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負性變化圖?！揪毩?xí)】1、電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度以下關(guān)于電負性的變化規(guī)律正確的選項是A．周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大B．周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大C．電負性越大，金屬性越強D．電負性越小，非金屬性越強2、X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，以下說法錯誤的選項是()A、X與Y形成化合物是，X可以顯負價，Y顯正價B、第一電離能可能Y小于XC、最高價含氧酸的酸性：X對應(yīng)的酸性弱于于Y對應(yīng)的D、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX3、根據(jù)對角線規(guī)那么，以下物質(zhì)的性質(zhì)具有相似性的是〔〕A、硼和硅B、鋁和鐵C、鈹和鋁D、銅和金【課后作業(yè)】1、x、y為兩種元素的原子，x的陰離子與y的陽離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，由此可知〔〕A．x的原子半徑大于y的原子半徑B．x的電負性大于y的電負性C．x的氧化性大于y的氧化性D．x的第一電離能大于y的第一電離能2、元素電負性隨原子序數(shù)的遞增而增強的是〔〕A．Na>K>RbB．N>P>AsC．O>S>ClD．Si>P>Cl3、對Na、Mg、Al的有關(guān)性質(zhì)的表達正確的選項是〔〕A．堿性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3B．第一電離能：Na<Mg<AlC．電負性：Na>Mg>AlD．復(fù)原性：Na>Mg>Al第二章分子結(jié)構(gòu)一.共價鍵HCl的形成過程前面學(xué)習(xí)了電子云和軌道理論，對于HCl中H、Cl原子形成共價鍵時，電子云如何重疊？例：H2的形成δ鍵：〔以“頭碰頭”重疊形式〕原子軌道發(fā)生了最大程度重疊,鍵能大,不易斷裂a、特征：以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作，共價鍵的圖形不變，軸對稱圖形。b、種類：S-Sδ鍵S-Pδ鍵P-Pδ鍵P電子和P電子除能形成δ鍵外，還能形成π鍵π鍵(肩并肩重疊)特征：是原子軌道沿著鍵軸肩并肩重疊而成的,重疊程度較小,其鍵能低于δ鍵,穩(wěn)定性較差;(含有的物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)活潑,容易發(fā)生化學(xué)反響,例如乙烯比乙烷活潑)每個π鍵的電子云有兩塊組成，分別位于有兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，如果以它們之間包含原子核的平面鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。形成π鍵的兩原子不能自由旋轉(zhuǎn),否那么π鍵將破壞δ鍵和π鍵比較δ鍵π鍵：重疊方式頭碰頭肩并肩鍵的強度δ鍵強度大不易斷裂π鍵的強度較小,容易斷裂(解釋乙烯比乙烷活潑的原因成鍵電子S-SS-PP-PP-Pδ鍵成單鍵π鍵成雙鍵、叁鍵〔雙鍵中含有一個δ鍵和一個π鍵，叁鍵中含有一個δ鍵和兩個π鍵〕例1.在以下分子中:①HF②H20③N2④CO2⑤H2⑥H2O2⑦Br2⑧HCN分子中只有δ鍵的是,分子中含有π鍵的是,分子中所以原子都滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)的是,分子中含有由兩個原子的s軌道重疊形成δ鍵的是,分子中含有由一個原子的s軌道與另一個原子的p軌道重疊形成δ鍵的是,分子中含有由一個原子的p軌道與另一個原子的p軌道重疊形成δ鍵的是.４．共價鍵的特征:飽和性、方向性(1)形成共價鍵的條件:①成鍵的兩原子必須有成單電子,且自旋方向相反;②原子軌道的最大重疊(２)共價鍵的飽和性:一個原子有幾個未成對電子,便可和幾個自旋方向相反的電子配對成鍵或者說一個成單電子與另一個單電子配對成鍵后,就不能再同第三個電子配對了,這就是共價鍵的飽和性.所以不能形成H3.H2Cl.Cl3等分子,共價鍵的飽和性決定了分子的組成(３)共價鍵的方向性：原子軌道必須是最大重疊.除了S-S軌道可以在任何方向最大重疊,其他原子軌道只能沿著軌道伸展方向進行最大重疊成鍵.電軌道都有一定的形狀,所以要取得最大重疊,共價鍵必然有方向性.共價鍵的方向性決定了分子的形狀注意:共價鍵都有方向性,但H―H中的共價鍵無方向性例如:CH4分子式表達了共價鍵的飽和性,鍵角109。28表達了共價鍵的方向性指出以下分子的鍵角:CO2.H2O.NH3.SO3[練習(xí)]1．以下關(guān)于化學(xué)鍵的說法不正確的選項是A．化學(xué)鍵是一種作用力B．化學(xué)鍵可以是原子間作用力，也可以是離子間作用力C．化學(xué)鍵存在于分子內(nèi)部D．化學(xué)鍵存在于分子之間2．對δ鍵的認識不正確的選項是A．δ鍵不屬于共價鍵，是另一種化學(xué)鍵B．S-Sδ鍵與S-Pδ鍵的對稱性相同C．分子中含有共價鍵，那么至少含有一個δ鍵D．含有π鍵的化合物與只含δ鍵的化合物的化學(xué)性質(zhì)不同3．以下物質(zhì)中，屬于共價化合物的是A．I2B．BaCl2C．H2SO4D．4．以下化合物中，屬于離子化合物的是A．KNO3B．BeCl2C．KO2D．H2O小結(jié):表示共價鍵的化學(xué)用語①電子式②結(jié)構(gòu)式③路易斯結(jié)構(gòu)式練習(xí)1．寫出以下物質(zhì)的電子式。H2、N2、HCl、H2O練習(xí)2．．用電子式表示以下化合物的形成過程HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2二.鍵參數(shù)１、鍵能①概念：氣態(tài)基態(tài)原子形成１mol化學(xué)鍵所釋放出的最低能量。單位：kＪ／mol②意義:衡量共價鍵穩(wěn)定性的重要參數(shù),鍵能越大，形成化學(xué)鍵放出的能量越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定,越不易斷裂２、鍵長①概念：形成共價鍵的兩原子間的核間距.單位：１pm〔１pm＝10-12m②意義:衡量共價鍵穩(wěn)定性的另一個重要參數(shù),鍵長越短，共價鍵越牢固，形成的物質(zhì)越穩(wěn)定例如:穩(wěn)定性:HF>HCl>HBr>HI反常:F―F鍵長短,而鍵能小易反響的原因的解釋3、鍵角：多原子分子中的兩個共價鍵之間的夾角。例如：CO2結(jié)構(gòu)為Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，鍵角為１８０°，為直線形分子。H2O鍵角１０５°Ｖ形CH4鍵角１０９°２８′正四面體［小結(jié)］鍵能、鍵長、鍵角是共價鍵的三個參數(shù)鍵能、鍵長決定了共價鍵的穩(wěn)定性；鍵長、鍵角決定了分子的空間構(gòu)型三、反響熱與鍵能1.化學(xué)反響的實質(zhì):反響物中舊鍵的斷裂和生成物中新鍵的生成.斷鍵─吸收能量成鍵─放出能量2.化學(xué)鍵與化學(xué)反響中能量變化的關(guān)系吸熱反響:E(斷)>E(成);放熱反響:E(斷)>E(成).3.反響熱與鍵能的關(guān)系:⊿H=反響物的總鍵能―生成物的總鍵能例:某些化學(xué)鍵的鍵能如下表所示(kJ?mol-)計算以下反響中的能量變化：化學(xué)鍵H―HBr―BrI―ICl―ClH―IH―BrH―Cl鍵能(kJmol-1)436193151243299356431(1)1molH2在2molCl2中燃燒,放出的熱量為kJ(2)在一定條件下,1molH2與足量的Cl2.Br2.I2分別反響,放出的熱量由多到少的是(3)預(yù)測1molH2在足量的F2中燃燒比在足量Cl2中燃燒放熱(填多或少)四、等電子原理１、等電子體：原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)也相同的微粒。如：CO和N2，CH4和NH4+;CO2和N2O和N3—;CO32—與NO3—２、等電子體性質(zhì)相似例1.等電子體的結(jié)構(gòu)相似,物理性質(zhì)相近成為等電子原理.下面為局部元素等電子體分類.空間構(gòu)型表等電子體類型代表物質(zhì)空間構(gòu)型二原子10電子等電子體CO.N2，NO+.C22-.CN-二原子14電子等電子體F2.O22-三原子16電子等電子體CO2.CS2.N2O.NO2+.N3—;BeCl2四原子24電子等電子體SO3.CO32—.NO3—.BF3.BO33-平面三角形四原子26電子等電子體SO32—三角錐型五原子32電子等電子體CCl4.SO42-.PO33-.SiF4.四面體型六原子40電子等電子體PCl5三角雙錐型七原子48電子等電子體SF6八面題型試答復(fù):(1)下面物質(zhì)分子或離子的空間構(gòu)型:BrO3—CO32—;ClO4—;(2)由第一.二周期元素組成,與F2互為等電子體的離子有［練習(xí)］1、以下說法中，錯誤的選項是Ａ．鍵長越長，化學(xué)鍵越牢固Ｂ．成鍵原子間原子軌道重疊越多，共價鍵越牢固Ｃ．對雙原子分子來講，鍵能越大，含有該鍵的分子越穩(wěn)定Ｄ．原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵叫共價鍵2、能夠用鍵能解釋的是Ａ．氮氣的化學(xué)性質(zhì)比氧氣穩(wěn)定Ｂ．常溫常壓下，溴呈液體，碘為固體Ｃ．稀有氣體一般很難發(fā)生化學(xué)反響Ｄ．硝酸易揮發(fā)，硫酸難揮發(fā)3、與NO3-互為等電子體的是Ａ．SO3Ｂ．BF3Ｃ．CH4Ｄ．NO24、根據(jù)等電子原理，以下分子或離子與SO42-有相似結(jié)構(gòu)的是A．PCl5B．CCl4C．NF3D．第二節(jié)分子的立體結(jié)構(gòu)一.形形色色的分子(1)三原子分子的空間構(gòu)型化學(xué)式電子式結(jié)構(gòu)式鍵角立體結(jié)構(gòu)CO2H2O(2)四原子分子的空間構(gòu)型CH2ONH3(3)五原子分子的空間構(gòu)型CH4根據(jù)CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的電子式、結(jié)構(gòu)式,分析空間結(jié)構(gòu)不同的原因。二.價層電子對互斥模型〔VSEPRmodels〕1．價電子對：中心原子的成鍵電子對和未成鍵電子對,統(tǒng)稱為價電子對.其中未成鍵電子對又稱孤電子對.2.價層電子對互斥理論在ABn型分子或離子中,中心原子A周圍所配置的原子B的幾何構(gòu)型,主要取決于中心原子的價電子層中各電子對間的相互排斥.這些電子對在中心原子周圍按盡可能互相遠離的位置排布,以使彼此間的排斥能最小3.價層電子對互斥模型對分子結(jié)構(gòu)的解釋:(1)中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子,最外層的4個電子全部形成共用電子對.它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)來預(yù)測，概括如下：ABn立體結(jié)構(gòu)范例n=2直線型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面體型CH4(2)中心原子上有孤對電子〔未用于形成共價鍵的電子對〕的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，對其他成鍵電子對存在排斥力，影響其分子的空間結(jié)構(gòu)。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角錐型?；瘜W(xué)式中心原子含有孤對電子對數(shù)中心原子結(jié)合的原子數(shù)空間構(gòu)型H2S22V形NH2-22V形NH313三角錐型。BF303正三角形CHCl304四面體SiF404正四面體4.確定中心原子價層的電子對數(shù)①電子對數(shù)當(dāng)出現(xiàn)單電子時,單電子算做一對②作為配位體,H提供1個電子,Cl提供1個電子③氧族元素原子作配位原子時,不提供電子,但氧族元素原子作中心原子時,價電子數(shù)為6④負離子的價電子數(shù)=中心原子價電子數(shù)+所帶負電荷數(shù)正離子的價電子數(shù)=中心原子價電子數(shù)―所帶正電荷數(shù)例如:NO3-中N的電子對數(shù)=(5+1)=3NO2-中N的電子對數(shù)=(5―1)=2NH4+中N的電子對數(shù)=(5+4―1)=45.價層電子對的空間構(gòu)型與價層電子對的數(shù)目的關(guān)系價層電子對數(shù)目23456價層電子對的空間構(gòu)型直線型平面三角形正四面體三角雙錐形正八面體6.確定成鍵電子對和孤對電子的數(shù)目,并以此確定中心原子價電子構(gòu)型和分子的空間構(gòu)型如CO2:C的價層電子對數(shù)NH3:N的價層電子對數(shù)7.如果在ABn分子中,A與B之間通過兩對或三對電子(雙鍵或三鍵)結(jié)合而成的,那么價層電子對互斥理論仍適用,這時可把雙鍵或三鍵作為一個電子對來看待.例如:(CN)2分子:N≡C―C≡N;CH2OC2H2,C2H4C2例1、用價層電子對互斥模型推測以下分子或離子的空間構(gòu)型。BeCl2；SCl2；SO32-；SF6CS2;NH2-;CHCl3;BF3;PH3H3O+;HCN;SO2;SO3;CO32-;SO42-;NO3-;OF2;H2S;[練習(xí)]：1、以下物質(zhì)中，分子的立體結(jié)構(gòu)與水分子相似的是A、CO2B、H2SC、PCl3D、SiCl42、以下分子的立體結(jié)構(gòu)，其中屬于直線型分子的是A、H2OB、CO2C、C2H2D、P3.寫出你所知道的分子具有以下形狀的物質(zhì)的化學(xué)式,并指出它們分子中的鍵角分別是多少？①直線形②平面三角形③三角錐形④正四面體4、以下分子中，各原子均處于同一平面上的是A、NH3B、CCl4C、H2OD、CH25、以下分子的結(jié)構(gòu)中，原子的最外層電子不都滿足8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的是A、CO2B、PCl3C、CCl4D、NO6、以下分子或離子的中心原子，帶有一對孤對電子的是A、XeO4B、BeCl2C、CH4D、PCl7、為了解釋和預(yù)測分子的空間構(gòu)型，科學(xué)家在歸納了許多的分子空間構(gòu)型的根底上，提出了一種十分簡單的理論模型——價層電子對互斥模型。這種模型把分子分成兩類：一類是；另一類是。BF3和NF3都是四個原子的分子，BF3的中心原子是，NF3的中心原子是；BF3分子的立體構(gòu)型是平面三角形，而NF3分子的立體構(gòu)型是三角錐形的原因是。三、雜化軌道理論問題:碳的價電子構(gòu)型是什么樣的？甲烷的分子模型說明是空間正四面體，分子中的C—H鍵是等同的，鍵角是109°28′。說明什么？答案:說明碳原子具有四個完全相同的軌道與四個氫原子的電子云重疊成鍵。碳原子的價電子構(gòu)型2s22p2，是由一個2s軌道和三個2p軌道組成的，為什么有這四個相同的軌道呢？為了解釋這個構(gòu)型Pauling提出了雜化軌道理論。1.雜化軌道的根本要點:(1)在形成分子時,由于原子間的相互影響,中心原子的假設(shè)干能量相近的不同類型的原子軌道混合起來,重新組合成一系列數(shù)目相等的新的原子軌道，這個軌道重新組合的過程叫做軌道的雜化，雜化后產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道。(2)雜化軌道的數(shù)目與組成的雜化軌道的各原子軌道的數(shù)目相等(3)雜化軌道分為等性雜化和不等性雜化甲烷分子的軌道是如何形成的呢？形成甲烷分子時，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成一組新的軌道，即四條sp3雜化軌道，這些sp3雜化軌道不同于s軌道，也不同于p軌道。根據(jù)參與雜化的s軌道與p軌道的數(shù)目，除了有sp3雜化軌道外，還有sp2雜化和sp雜化，sp2雜化軌道表示由一個s軌道與兩個p軌道雜化形成的，sp雜化軌道表示由一個s軌道與一個p軌道雜化形成的。2.雜化軌道的常見類型SP3雜化:一個軌道和個軌道間的雜化.雜化軌道間的夾角為109°28′,呈正四面體構(gòu)型。SP2雜化:一個軌道和個軌道間的雜化.雜化軌道間的夾角為120°,呈平面三角形，SP雜化:一個軌道和個軌道間的雜化.雜化軌道間的夾角為180°,呈直線型3.雜化軌道形成的化學(xué)鍵全部是δ鍵4.分子的構(gòu)型與雜化類型的關(guān)系(1)當(dāng)雜化軌道全部用于形成δ鍵時(等性雜化)雜化類型軌道的夾角雜化軌道示意圖實例BeCl2BF3HCHOClO4-SO3NH4+CH4分子結(jié)構(gòu)示意圖分子結(jié)構(gòu)(2)當(dāng)雜化軌道中有未參與成鍵的孤對電子時(不等性雜化)由于孤對電子參與互相排斥,會使分子的構(gòu)型與雜化軌道的形狀有所區(qū)別.如水分子中氧原子的SP3雜化軌道有2個是由孤對電子占據(jù)的,其分子不呈正四面體構(gòu)型,而呈V型,氨分子中N原子的SP3雜化軌道有一個是由孤對電子占據(jù)的,其分子不呈正四面體構(gòu)型,而呈三角錐型.雜化類型軌道的夾角雜化軌道示意圖實例H2OOF2ClO3-PCl3SO32-NH3SO2分子結(jié)構(gòu)示意圖分子結(jié)構(gòu)例題1.應(yīng)用軌道雜化理論，探究分子的立體結(jié)構(gòu)?；瘜W(xué)式中心原子價層電子對數(shù)雜化軌道類型雜化軌道數(shù)分子結(jié)構(gòu)CH4CO2BF3CH2OC2H2[討論]：怎樣判斷有幾個軌道參與了雜化？〔提示：原子個數(shù)〕[結(jié)論]：中心原子的孤對電子對數(shù)與相連的其他原子數(shù)之和，就是雜化軌道數(shù)。[小結(jié)]：HCN中C原子以sp雜化，CH2O中C原子以sp2雜化；HCN中含有2個σ鍵和2π鍵；CH2O中含有3σ鍵和1個π鍵5.路易斯結(jié)構(gòu)式路易斯結(jié)構(gòu)式是用表示鍵合電子,表示未鍵合的價電子的結(jié)構(gòu)式.例如:HCNCH2O練習(xí)：1、以下分子中心原子是sp2雜化的是A、PBr3B、CH4C、BF3D、2、關(guān)于原子軌道的說法正確的選項是A、但凡中心原子采取sp3雜化軌道成鍵的分子其幾何構(gòu)型都是正四面體B、CH4分子中的sp3雜化軌道是由4個H原子的1s軌道和C原子的2p軌道混合起來而形成的C、sp3雜化軌道是由同一個原子中能量相近的s軌道和p軌道混合起來形成的一組能量相近的新軌道D、凡AB3型的共價化合物，其中中心原子A均采用sp3雜化軌道成鍵3、用Pauling的雜化軌道理論解釋甲烷分子的四面體結(jié)構(gòu)，以下說法不正確的選項是A、C原子的四個雜化軌道的能量一樣B、C原子的sp3雜化軌道之間夾角一樣C、C原子的4個價電子分別占據(jù)4個sp3雜化軌道D、C原子有1個sp3雜化軌道由孤對電子占據(jù)4、以下對sp3、sp2、sp雜化軌道的夾角的比較，得出結(jié)論正確的選項是A、sp雜化軌道的夾角最大B、sp2雜化軌道的夾角最大C、sp3雜化軌道的夾角最大D、sp3、sp2、sp雜化軌道的夾角相等5、乙烯分子中含有4個C—H和1個C=C雙鍵，6個原子在同一平面上。以下關(guān)于乙烯分子的成鍵情況分析正確的選項是A、每個C原子的2s軌道與2p軌道雜化，形成兩個sp雜化軌道B、每個C原子的1個2s軌道與2個2p軌道雜化，形成3個sp2雜化軌道C、每個C原子的2s軌道與3個2p軌道雜化，形成4個sp3雜化軌道D、每個C原子的3個價電子占據(jù)3個雜化軌道，1個價電子占據(jù)1個2p軌道6、ClO-、ClO2-、ClO3-、ClO4-中Cl都是以sp3雜化軌道與O原子成鍵的，試推測以下微粒的立體結(jié)構(gòu)微粒ClO-ClO2-ClO3-ClO4-立體結(jié)構(gòu)四.配合物理論配位鍵、配位化合物的概念1、配位鍵⑴概念:共用電子對由一個原子單方向提供應(yīng)另一原子共用所形成的共價鍵。配位鍵是一種特殊的共價鍵⑵表示:AB電子對給予體電子對接受體⑶條件：其中一個原子必須提供孤對電子,另一原子必須有空軌道。例如:含有配位鍵的離子或分子舉例：H2O+H+=H3O+NH3+H+=NH4+2.配合物:金屬離子或金屬原子與某些分子或離子以配位鍵結(jié)合而形成的化合物.配合物形成條件:(1)中心原子或離子必須有空軌道.如Fe3+.Fe2+.Cu2+.Zn2+.Ag+.Co2+.Ni2+.可做中心原子,水合銅離子Cu(H2O)42_(2)配體是含有孤對電子的陰離子或分子.如H2O.NH3.F-.Cl-.Br-.I-.CN-.SCN-.CO等可作為配位體3.配合物的組成硫酸四氨合銅配合物中內(nèi)界以配位鍵結(jié)合,很牢固,難以在溶液中電離,而內(nèi)界和外界之間以離子鍵結(jié)合,在溶液中是完全電離的.(1)中心離子:配合物的中心離子一般都是帶正電荷的陽離子,過渡金屬離子最常見,但也有電中性的原子或陰離子如Fe3+.Fe2+.Cu2+.Zn2+.Ag+.Co2+.Ni2+.(2)配位體:配位體可以是陰離子如X-(F-.Cl-.Br-.I-).OH-.CN-.SCN-.RCOO-.C2O42-.PO42-也可以是中性分子:H2O.NH3.CO等可作為配位體(3)配位數(shù):(4)命名:[Zn(NH3)2]Cl2;[Cu(NH3)4]SO4;K3[Fe(CN)6];[Ag(NH3)2]OH;K[Pt(NH3)Cl3];[Co(NH3)5Cl]Cl2;K3[Fe(SCN)6];Na3[AlF6]例1.現(xiàn)有兩種配合物晶體[Co(NH3)6]Cl3和[Co(NH3)5Cl]Cl2,一種為橙黃色,另一種為紫紅色.請設(shè)計實驗方案將這兩種配合物區(qū)別開來.例2.某物質(zhì)的實驗式為PtCl4?2NH3,其水溶液不導(dǎo)電,參加硝酸銀溶液也不產(chǎn)生沉淀,以強堿處理也沒有氨氣放出.寫出它的配位化學(xué)式例3.有兩種配合物:A:CoCl3?5NH3?H2O;B:CoCl3?5NH3?H2O.試根據(jù)下面的實驗結(jié)果,確定它們的絡(luò)離子,中心離子和配位體(1)A和B的水溶液呈微酸性,向其中參加強堿并加熱至沸騰,有NH3放出,同時有Co2O3沉淀生成.(2)向A和B的溶液中,參加AgNO3均有AgCl沉淀(3)沉淀過濾后,再參加AgNO3后均無變化,但加熱至沸騰,B溶液又有AgCl沉淀生成,其沉淀量為原來B溶液的一半.5.與配位鍵有關(guān)的幾個重要反響(1)Cu2++2NH3?H2O=Cu(OH)2+4NH3?H2O=(2)向氯化鐵溶液中參加一滴硫氰化鉀溶液,現(xiàn)象是,離子方程式為(3)AgCl+2NH3?H2O=(4)AgNO3+NH3?H2O=AgOH+2NH3?H2O=(5)氨氣與鹽酸反響的離子方程式,銨根離子中的化學(xué)鍵類型是,立體結(jié)構(gòu)是,氮原子的雜化方式是[練習(xí)]1、銨根離子中存在的化學(xué)鍵類型按離子鍵、共價鍵和配位鍵分類，應(yīng)含有A、離子鍵和共價鍵B、離子鍵和配位鍵C、配位鍵和共價鍵D、離子鍵2、以下屬于配合物的是A、NH4ClB、Na2CO3.10H2OC、CuSO4.5H2OD、Co〔NH3〕6Cl33、以下分子或離子中，能提供孤對電子與某些金屬離子形成配位鍵的是=1\*GB3①H2O=2\*GB3②NH3=3\*GB3③F—=4\*GB3④CN—=5\*GB3⑤COA、=1\*GB3①=2\*GB3②B、=1\*GB3①=2\*GB3②=3\*GB3③C、=1\*GB3①=2\*GB3②=4\*GB3④D、=1\*GB3①=2\*GB3②=3\*GB3③=4\*GB3④=5\*GB3⑤4、配合物在許多方面有著廣泛的應(yīng)用。以下表達不正確的選項是A、以Mg2+為中心的大環(huán)配合物葉綠素能催化光合作用。B、Fe2+的卟啉配合物是輸送O2的血紅素。C、[Ag〔NH3〕2]+是化學(xué)鍍銀的有效成分。D、向溶液中逐滴參加氨水，可除去硫酸鋅溶液中的Cu2+。5．以下微粒：①H3O+②NH4+③CH3COO-④NH3⑤CH4中含有配位鍵的是A、①②B、①③C、④⑤D、②④6．亞硝酸根NO2-作為配體，有兩種方式。其一是氮原子提供孤對電子與中心原子配位；另一是氧原子提供孤對電子與中心原子配位。前者稱為硝基，后者稱為亞硝酸根。[Co〔NH3〕5NO2]Cl2就有兩種存在形式，試畫出這兩種形式的配離子的結(jié)【案例練習(xí)】1、在[Cu(NH3)4]2+配離子中NH3與中心離子Cu2+結(jié)合的化學(xué)鍵是A．離子鍵B．非極性鍵C．極性鍵D．配位鍵2、與人體血液中血紅蛋白以配位鍵結(jié)合的一種有毒氣體是A．氯氣B．氮氣C．一氧化碳D．甲烷3、向盛有硫酸銅水溶液的試管里參加氨水，首先形成難溶物，繼續(xù)添加氨水，難溶物溶解得到深藍色的透明溶液。以下對此現(xiàn)象說法正確的選項是A．反響后溶液中不存在任何沉淀，所以反響前后Cu2+的濃度不變。B．沉淀溶解后，將生成深藍色的配合離子[Cu〔NH3〕4]2+。C．向反響后的溶液參加乙醇，溶液將會沒有發(fā)生變化，因為[Cu〔NH3〕4]2+不會與乙醇發(fā)生反響。D．在[Cu〔NH3〕4]2+離子中，Cu2+給出孤對電子，NH3提供空軌道。4、以下屬于配合物的是〔〕A、NH4ClB、Na2CO3﹒10H2OC、CuSO4﹒5H2OD、Co〔NH3〕6Cl3【課后作業(yè)】1、在AgNO3溶液中參加過量的氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了〔〕A．AgNO3B．[Ag(NH3)2]+C．NH3·H2OD．NH4NO32、如圖是卟啉配合物葉綠素的結(jié)構(gòu)示意圖(局部)，有關(guān)的表達正確的選項是〔〕A．該葉綠素含有H、Mg、C、N元素B．該葉綠素是配合物，中心離子是鎂離子C．該葉綠素是配合物，其配體是N元素D．該葉綠素不是配合物，而是高分子化合物3、對鹽類物質(zhì)可有以下分類：如氯化硝酸鈣[Ca(NO3)Cl]是一種混鹽，硫酸鋁鉀KAl(SO4)2是一種復(fù)鹽，冰晶石〔六氟合鋁酸鈉〕Na3AlF6是一種絡(luò)鹽。對于組成為CaOCl2的鹽可歸類于〔〕A．混鹽B．復(fù)鹽C．絡(luò)鹽D．無法歸屬于上述類別第三節(jié)分子的極性，范德化力和氫鍵復(fù)習(xí):①如何理解共價鍵、極性鍵和非極性鍵的概念；②如何理解電負性概念；③寫出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的電子式。問題1：由相同或不同原子形成的共價鍵、共用電子對在兩原子出現(xiàn)的時機是否相同？答:一般說來，同種原子形成的共價鍵中的電子對不發(fā)生偏移，是非極性鍵。而由不同原子形成的共價鍵，電子對會發(fā)生偏移，是極性鍵。問題2：共價鍵有極性和非極性；分子是否也有極性和非極性？由非極性鍵形成的分子中，正電荷的中心和負電荷的中心怎樣分布？是否重合？由極性鍵形成的分子中，怎樣找正電荷的中心和負電荷的中心？一.鍵的極性與分子的極性極性鍵:兩個成鍵原子,電子對發(fā)生了1.鍵的極性:共價鍵非極性鍵:兩個成鍵原子,電子對不發(fā)生極性分子:正電荷中心與負電荷中心鍵的極性的向量和2.分子的極性:分子非極性分子:正電荷中心與負電荷中心鍵的極性的向量和3.鍵的極性與分子的極性的關(guān)系〔1〕全部由非極性鍵形成的雙原子、多原子分子，大都是非極性分子。(O3例外)如：H2、N2、Cl2.I2.C60、P4(２)．含極性鍵的分子不一定是極性分子a.當(dāng)分子的空間結(jié)構(gòu)對稱，是非極性分子。如：CO2、CS2.C2H4.C2H2.BF3、BF3、SO3、CCl4.CH4b.當(dāng)分子的空間結(jié)構(gòu)不對稱，是極性分子。如：雙原子分子HCl、NO.BrI;V型分子H2O.H2S.SO2;三角錐型分子NH3、PH3;非正四面體分子CH3Cl.CH2Cl2.CHCl3.(3)判斷ABn型分子是是極性分子還是非極性分子的方法在ABn型分子中,中心原子A的化合價的絕對值等于該元素的最高化合價的絕對值,那么為非極性分子。假設(shè)不等那么為極性分子。假設(shè)中心原子A無孤對電子為非極性分子;假設(shè)A有孤對電子,那么為極性分子。練習(xí)：1、以下說法中不正確的選項是A、共價化合物中不可能含有離子鍵B、有共價鍵的化合物，不一定是共價化合物C、離子化合物中可能存在共價鍵D、原子以極性鍵結(jié)合的分子，肯定是極性分子2、以極性鍵結(jié)合的多原子分子，分子是否有極性取決于分子的空間構(gòu)型。以下分子屬極性分子的是A、H2OB、CO2C、BCl3D、NH3、以下各分子中所有原子都滿足最外層8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)且共用電子對發(fā)生偏移的是A、BeCl2B、PCl3C、PCl5D、N4、分子有極性分子和非極性分子之分。以下對極性分子和非極性分子的認識正確的選項是A、只含非極性鍵的分子一定是非極性分子B、含有極性鍵的分子一定是極性分子C、非極性分子一定含有非極性鍵D、極性分子一定含有極性鍵5、請指出表中分子的空間構(gòu)型，判斷其中哪些屬于極性分子，哪些屬于非極性分子，并與同學(xué)討論你的判斷方法。分子空間構(gòu)型分子有無極性分子空間構(gòu)型分子有無極性O(shè)2HFCO2H2OBF3NH3CCl46、根據(jù)以下要求，各用電子式表示一實例：〔1〕、只含有極性鍵并有一對孤對電子的極性分子；〔2〕、只含有離子鍵、極性共價鍵的物質(zhì)；〔3〕、只含有極性共價鍵、常溫下為液態(tài)的非極性分子；(4).以極性鍵結(jié)合的具有sp3雜化軌道結(jié)構(gòu)的分子是(5).以極性鍵結(jié)合的具有sp2雜化軌道結(jié)構(gòu)的分子是7、二氯乙烯的同分異構(gòu)體有非極性分子和極性分子兩種，其中屬于極性分子的結(jié)構(gòu)簡式是；屬于非極性分子的結(jié)構(gòu)簡式是。8、化合物B4F4中每個硼原子結(jié)合一個氟原子，且任意兩個硼原子間的距離相等，試畫出B4F二.分子間作用力對物質(zhì)性質(zhì)的影響1.范德華力的含義:分子間存在著的相互作用力，它使得許多物質(zhì)能以一定的凝聚態(tài)(固態(tài)和液態(tài))存在.注意:范德華力只存在于分子之間,比化學(xué)鍵弱得多,2.影響范德華力大小的因素(1)分子的極性越大，范德華力越大。(2)結(jié)構(gòu)和組成相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大。組成和結(jié)構(gòu)不同的物質(zhì)的熔沸點不能簡單用相對分子質(zhì)量大小比較(3)分子的極性越大，范德華力越大如CO>N23.對物質(zhì)性質(zhì)的影響范德華力主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì),如熔、沸點;化學(xué)鍵主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)(1)對物質(zhì)熔、沸點的影響一般來說:對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì),相對分子質(zhì)量越大,范德華力越大,物質(zhì)的熔沸點越高,如:F2<Cl2<Br2<I2;CF4<CCl4<CBr4<CI4;CH3OH<CH3CH2OH;CO>N2(2)對物質(zhì)溶解性的影響:如O2在水中溶解度比N2大例1.以下表達與分子間作用力無關(guān)的是A.氣體物質(zhì)加壓或降溫時能凝結(jié)或凝固B.干冰易于升華C.氟.氯.溴.碘單質(zhì)的熔.沸點依次升高D.氯化鈉的熔點較高例2.以下物質(zhì)的變化,破壞的主要是分子間的作用力的是A.碘單質(zhì)的升華B.KCl溶于水C.將水加熱變?yōu)闅鈶B(tài)D.NH4Cl受熱分解例3.以下表達正確的選項是A.同主族金屬的原子半徑越大熔點越高B.稀有氣體原子序數(shù)越大沸點越高C.分子間的作用力越弱該物質(zhì)的熔點越低D.同周期元素的原子半徑越小越易失去電子小結(jié):1.物質(zhì)的變化與作用力的關(guān)系(1)離子化合物,金屬單質(zhì),原子晶體(硅,SiO2,石墨,金剛石)的熔化,汽化要斷鍵;電解質(zhì)在水中的(NaCl.HCl.H2SO4)電離要斷鍵;化學(xué)變化要斷鍵;(2)其它共價化合物,單質(zhì)熔化,汽化是克服分子間的作用力,不斷鍵如:冰→水→水蒸氣;干冰汽化;碘單質(zhì)升華;汽油揮發(fā);白磷的熔化2.化學(xué)鍵與物質(zhì)類型(1)只含有非極性鍵的物質(zhì):非金屬單質(zhì)如H2.Cl2.O2.N2.P4.金剛石.晶體硅等;(2)只含有極性鍵的物質(zhì):不同非金屬構(gòu)成的共價化合物HCl.NH3.SiO2.CS2等(3)既含有極性鍵又含有非極性鍵的物質(zhì):C2H2.H2O2.CH3CH3;(4)只含有離子鍵的物質(zhì):活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物NaCl.CaCl2.Na2S.K2O等(5)既含有離子鍵又含有非極性鍵的物質(zhì):Na2O2.NaN3.(6)既含有離子鍵又含有極性鍵的物質(zhì):NaNO3.NaOH.(7)由離子鍵.共價鍵.配位鍵構(gòu)成的物質(zhì):NH4Cl.(8)只含有共價鍵而無范德化力的物質(zhì):金剛石.晶體硅.SiO2.SiC等(9)無化學(xué)鍵的物質(zhì):稀有氣體(10)共價單鍵只有δ鍵,共價雙鍵有一個δ鍵和一個π鍵,共價三鍵有一個δ鍵和兩個π鍵,3.物質(zhì)中化學(xué)鍵存在的規(guī)律離子化合物中一定存在離子鍵,也可以含有共價鍵,甚至可以存在非極性共價鍵.如Na2O2共價化合物中一定存在共價鍵,但一定無離子鍵.非金屬單質(zhì)中(除惰性氣體單質(zhì)不含化學(xué)鍵外)一定含非極性共價鍵.金屬單質(zhì)中一定含有金屬鍵.4.如何區(qū)別離子化合物和共價化合物?5.如何判斷分子中各原子是否到達8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)?:一是無氫原子,二是原子族數(shù)+化合價絕對值=8三、氫鍵及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響1.氫鍵的形成條件:①分子中必須有一個與電負性極大的元素原子(F.O.N)形成強極性鍵的H原子②分子中必須有孤電子對,電負性大,而且原子半徑小的原子,主要是F.O.N即只有與F.O.N結(jié)合的H原子才能與F.O.N原子形成氫鍵.:F―H…F>O―H…O>N―H…N能形成氫鍵的分子有:HF、H2O、NH3.醇.醛.羧酸等2.氫鍵的存在形式①存在于分子間:HF分子間存在的氫鍵是;HF與水分子間存在的氫鍵是;H2O分子間存在的氫鍵是;NH3分子間存在的氫鍵是;氨水中存在的氫鍵是;乙醇分子間存在的氫鍵是;乙醇水溶液中存在的氫鍵是;甲酸.乙酸形成二聚物”苯甲酸與丙酮形成氫鍵:②存在于分子內(nèi):如鄰羥基苯甲醛而對羥基苯甲醛那么不能形成分子內(nèi)氫鍵HNO3分子內(nèi)形成氫鍵:3.比較氫鍵的強弱①氫鍵是一種較弱的作用力,其大小界于范德華力和化學(xué)鍵之間,氫鍵不屬于化學(xué)鍵②同一種氫鍵在不同分子間其鍵能大小不同.同樣是O―H…O,在冰中,其鍵能為18.8KJ/mol,在醇中,其鍵能為25.9KJ/mol③在HF分子間、H2O分子間、NH3分子間,F―H…F,O―H…O,N―H…N三種氫鍵的強弱順序是④在氫鍵X―H…Y中,氫鍵的鍵能的大小與X.Y