鲁科版《物质结构与性质》教案(珍藏版)
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高中化学鲁科版必修3《物质结构与性质》 全册教案（珍藏） 第1章 原子结构 第1节 原子结构模型 第1课时 【教学目标】 1.了解“玻尔原子结构模型”，知道其合理因素和存在的不足。 2.知道原子光谱产生的原因。 3.能利用“玻尔原子结构模型”解释氢原子的线状光谱。 【教学重点】 1.基态、激发态及能量量子化的概念。 2.原子光谱产生的原因 3.利用跃迁规则，解释氢原子光谱是线状光谱及其他光谱现象。 【教学难点】 1.能量量子化的概念。 2.原子光谱产生的原因 【教学方法】启发式 讨论式 【教学过程】 教 活 教学内容 学 动 环 时 节 间 教师活动 学生 活 设计意图 动 第1页 一 2、联想·质疑 分钟 在美丽的城市，我们经常可以看到五光十色的霓虹灯，霓虹灯为什么能发出五颜六色的光？我们马上就会知道。 【板书】 第1节 原子结构模型 第1课时 量子力学前的原子结构模型 引起学生对本节课的学习兴趣。 二 提问 1.请同学们指出原子是由什对学生的回答加以完善。 回答问题 为评价各种原 子结构模型提供知识支持 、 复习旧3分 么构成的？ 钟 2.请同学们描述一下核外电子运动有什么特征？ 课 三 5 1.介绍道尔顿原子学说的内容。 2.让学生评价“道尔顿原子学说”有那些不足之处，并对学生的评价加以完善 同组内交培养学生合作、 分 导入钟 流、讨论，精神和分析、并对“道尔顿原子学说”进评价能力。 1.使学生认识到原子结构模新 课 行评价。 型是不断发学生思考问题并做出否定的回答。 展、完善的。 2.使学生认识到化学实验对化学理论发展的重要意义。 第2页 1.道尔顿原子学说 【板书】 一、道尔顿原子学说 1.介绍卢瑟福原子结构的核式模型。 2.让学生思考:“卢瑟福原子结构的核式模型”能解释氢原子的光谱是线状光谱吗? 【板书】 二.卢瑟福原子结构模型 1.阅读“玻尔原子结构模1.使学生认识到“玻尔原子结构模型”对四 1、 7 2.卢瑟福原子展开新课 分结构的核式模钟 型 3.玻尔原子结构模型 型”理论 原子结构理论2.交的发展起着极其重要的作用。 2.使学生认识到化学实验对交化学理论发展的起着极其重要的作用。 3.使学生知道原子光谱产生的原因。 4.使学生知道基态、激发态及能量量子化的概念。 5.使学生知道氢原子光谱为什么是线状光谱。 流·讨论原子光谱产生的原因？ 1、逐条分析“玻尔原子结构模型”。 3.【板书】 2、玻尔原子结构模型 （1）行星模型 点拨：这里的“轨道”实际上就是我们现在所说的电子层。 （2）定态假设 点拨：玻尔原子结构理论认为：同一电子层上的电子能量完全相同。 （3）量子化条件 点拨：量子化条件的内涵是： 各电子层能量差的不连续性，既E3-E2≠E2-E1。 （4）跃迁规则 点拨： ▲原子光谱产生的原因：电子由激发态跃迁到基态会释放出能量，这种能量以光的形式释放出来，所以就产生光谱。 ▲氢原子光谱是线状光谱的原因：流·讨论氢原子光谱为什么是线状光谱？ 第3页 氢原子上的电子由n=2的激发态跃迁到n=1的基态，与从n=3的激发态跃迁到n=2的激发态，释放出的能量不同， 因此产生光的波长不同。 五 、 3概括整合 练习 1.解释下列概念 （1）基态 （2）激发态 2.霓虹灯管里充入许多气体或蒸气，如：氦气、氩气、水银蒸气等，通电时霓虹灯会发出五颜六色的光，试解释其原因？ 3.填空： 玻尔原子结构模型认为，电子运动的轨迹是__________（填固定的或不变的），电子绕着原子核高速运动是否释放能量__________（填是或否），同一电子层上的电子能量__________（填相同或不同）。若电子层的能量用表示，则E3-E2_________E2-E1 （填相等或不相等） 。基态 原子吸收能量跃迁到________态，电子由激发态 跃迁到基态会_______能量（填吸收或释放）。 【板书设计】 第1节 原子结构模型 一、道尔顿原子学说 二、卢瑟福原子结构模型 1.逐条分析“玻尔原子结构模型”。 2.玻尔原子结构模型 （1）行星模型 第4页 学生自我归纳整理本节课核心知识 分钟 （2）定态假设 （3）量子化条件 （4）跃迁规则 第1节 原子结构模型 第2课时 量子力学对原子核外电子运动状态的描述（1） 【教学目标】 １.知道原子结构的发展历程 ２.知道玻尔理论的要点 ３.知道氢光谱是线状光谱的原因 【教学重点】 1.知道玻尔理论的要点 2.知道氢光谱是线状光谱的原因 【教学难点】知道氢光谱是线状光谱的原因 【教学过程】 教 活 学 动 环 时 节 间 10介绍一些光谱现象，评价―玻尔原子结构模型‖的贡献和教师在学生评价的基础上，整理评价―玻尔原子复习旧知识，引入新问题，使学生明白―玻尔原子结构模型‖的贡献和不足，并顺其自然的导入新课题。 教学内容 教师活动 学生活动 设计意图 一 分、提出问题 导入新 ―玻尔原子结构模型‖的贡献：结构模型‖的贡（1）说明了激发态原子为什么会发射光线 献，通过一些光谱现象和其他现象，知道―玻尔原子结构模型‖存在的不足。 钟 存在的不足。 （2）成功解释了氢原子光谱是线状光谱的实验现象 （3）提出了主量子数n的概念及处于不同轨道上的电子能量量子化的理论，为量子力学的原子结构模型打下了基础。 介绍一些光谱现象和其他现象： 第5页 课 （1）玻尔理论电子延着固定的轨道绕核运动的观点，不符和电子运动的特性。 （2）玻尔理论不能解释多原子光谱，也不能解释氢原子光谱的精细结构。 教师讲解：20世纪20年代中期建立的量子理论，引入了四个量子数，解释了原子光谱的实验现象，成为现代化学的理论基础。 【板书】 第1节 原子结构模型 原子结构的量子力学模型（1） 二 、 展开新5分 钟 1.主量子数n 教师讲解：主量子数n既能层或电子层。在多电子原子中根据电子离原子核的远近和能量的高了解主量子数n的大小与离核远近和能量高1.巩固新学知识。 2.培养合作意识 3.解决新课开始提出的问题。 低，分为若干电子层(或能层)。低的关系。 一般来说，主量子数n越大，处于该层的电子离原子核越远、能量越高。 【板书】 1.主量子数n 能量关系一般为： EKLMNOPQ
课
第6页
15分钟
2.角量子数ι
▲教师讲解：角量子数ι既能级或电子亚层。处于同一电子层上的电子能量也不尽相同，根据这种能量差异，一个能层分为一个或若干个能级（或电子亚层），
学生完成下列习题
1.写出下列能层相应的能级
分别用符号s、p、d、f等表示。 符号：（1）n=1▲【板书】 2.角量子数ι
①主量子数n与角量子数ι的关
（2）n=3（3）n=4
2、交流·讨论
系 钠原子光谱由对于确定的n值，ι共有n个值，n=4的状态跃分别为：0、1、2、3……(n-1) ②角量子数ι的光谱学符号 ι 符号
③能级的记录方法
举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级, 记做2s、2p。 ④能级顺序：Ens
五 17 、 分概括整合 练习
1.写出下列能级符号
钟
对学生的整理加以完善
整理本课时主题知识
培养学生归纳总结能力
0 s
1 p
2 d
3 f
迁到n=3的状态，会产生多条谱线，为什么？
第7页
（1）n=5,ι=0 （2）n=3,ι=1 （3）n=4,ι=2 （4）n=5,ι=3 2.写出下列能级的n、ι值
（1）3p （2）4s （3）6f （4）5d 3.下列能级可能存在的是（ ） (A)1p(B)2d(C)3f(D)5d
4.将下列能级按能量由高到低的顺序排列出来 （1）(A)4s(B)4d(C)4f(D)4p
_______________________________________ （2）(A)1s(B)2s(C)2p(D)3d(E)3p(F)4d(G)4f _______________________________________ 5.填写下表 主量子数n的取值 角量子数ι的取值 能级的表示方法
2
【板书设计】 第1节 原子结构模型
原子结构的量子力学模型 1.主量子数n
能量关系一般为：EKLMNOPQ 2.角量子数ι
①主量子数n与角量子数ι的关系
对于确定的n值，ι共有n个值，分别为：0、1、2、3……(n-1) ②角量子数ι的光谱学符号 ι 符号
③能级的记录方法
举例：若主量子数n=2，角量子数ι有0和1两个取值。既第二能层有两个能级, 记做2s、
0 s
1 p
2 d
3 f
第8页
2p。
④能级顺序：Ens
第1节 原子结构模型
第3课时 量子力学对原子核外电子运动状态的描述（2）
【教学目标】
１.初步认识原子结构的量子力学模型，能用n、l、m、ms 这四个量子数描述 核外电子的运动状态
２.知道主量子数n 、角量子数 l 和磁量子数m对应着n电子层中l能级中的 原子轨道
3.了解原子轨道的图象是原子轨道在空间的一种形象化表示 4.会辨认不同的原子轨道示意图 【教学重点】
1.用四个量子数描述核外电子的运动状态。 2.n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制 3.原子轨道和电子云的概念及形状 4.书写能级符号及原子轨道符号 【教学难点】
1.n、ι、m、ms的相互关系及有关量子限制。 2.原子轨道和电子云的概念 【教学过程】 教 活 学 动 环 时 节 间
教学内容 教师活动
学生活动
设计意图
第9页
一 3、复习旧课导入新
分钟
教师让学生回答下列问题
①为什么在通常条件下，钠原子中的处于n=4能层的电子跃迁到n=3能层的状态时，在高分辨光谱仪上看到的不是一条谱线，而是多条谱线？
②在高分辨光谱仪中，氢原子的电子从n=2跃迁到n=1层时，得到两条靠得很近的谱线？
1.回答问题 2.思考老师提出的问题。
复习旧知识，引入新问题，导入新课教学。
课
15分钟
3.磁量子数m
【板书】
第1节 原子结构模型 原子结构的量子力学模型（2） 教师讲解：磁量子数既原子轨道个数。原子轨道是指一个电子空间运动状态。根据光谱现象，科学家发现同一能级电子空间运动状态不尽相同，一个能级包含着一个或若干个原子轨道。 【板书】 3.磁量子数m
①角量子数ι和磁量子数m的关系 角量子数ι和磁量子数m的关系既能级与原子轨道个数的关系。对于
学生完成下列习题
1.写出写出下列各能级所有原子轨道符号
巩固新学知识。
二 、 展开新课
（1）n=1（2） n=2
2.计算下列各能层所有原子轨道数目
（1）n=1（2） n=2
（3）n=3（4）
一个确定的ι值，m值可取0、1、n=4
2、3……ι，共(2ι+1)个数值。 3.原子轨道是
当ι=2时，m有0、1、2五个取值；既d能级有五个原子轨道。 ②原子轨道的表示方法
由那几个量子数决定的？
第10页
5 分钟 4分钟
5.电子云 4.自旋磁量子数ms
s能级只有一个原子轨道，可表示为s。
p能级有3个原子轨道，可表示为px、py、pz。 d能级有5原子轨道，f能级有7原子轨道。
教师讲解并板书： 4.自旋磁量子数ms
量子力学认为，同一轨道上的电子还在做自旋运动，而且只有两种自旋运动状态，分别用自旋磁量
交流·讨论 1.氢原子上的电子由n=2的状态跳回到n=1的状态，会
1、巩固新学知识。 2、培养合作意识 3、解决新课
子数
ms
产生两条靠得开始提出的1
2（通常用符号―↑‖表很近的谱线，问题
为什么？ 1
ms
2（通常用符号―↓‖表2.电子的运动示）和示）来描述。
状态包括自旋状态是由那几个量子数决定的？
教师介绍：
（1）核外电子运动特征 （2）电子云的概念 （3）电子云和电子云的形状
4分钟
6.原子轨道
教师介绍：
（1）原子轨道的概念 （2）轨道和轨道的形状 （3）电子云和原子轨道的区别 对学生的整理加以完善
第11页
三 3、 分概括整合 练习
钟
整理本课时主题知识
培养学生归纳总结能力
1.写出下列各能级对应的所有原子轨道的符号 （1）n=4，ι=1： （2）n=5，ι=2： （3）n=7，ι=0： 2.填空 n取值 1 2 3 4
ι取值
m取值
原子轨道
3.下列说法是否正确？若不正确应如何改正。
（1）―s电子绕原子核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形‖。 （2）―主量子数为1时，有自旋相反的两个轨道‖。 （3）―主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四个轨道‖。 4.有无下列运动状态？为什么？
（1）n=1, ι=1, m=0 （2）n=2, ι=0, m=1 （3）n=3, ι=3, m=3 （4）n=4, ι=3, m=2 5.填充合理的量子数
（1）n= __________ , ι=2 , m=0 ,. ms（2）n=2 , ι= _______ , m=1,.ms
1 2
1 2
第12页
（3）n= 4 , ι=2 , m=0 ,.ms = _________ （4）n= 2 , ι=0 , m=_________ ,ms
1 2
第2节 原子结构与元素周期表
第1课时 基态原子的核外电子排布
【教学目标】
1. 理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态
原子的核外电子排布；
2. 能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元
素基态原子的核外电子排布和价电子排布； 【教学重难点】
解释1~36号元素基态原子的核外电子排布； 【教师具备】 多媒体课件 【教学方法】
引导式 启发式教学
【教学过程】 【知识回顾】
1.原子核外空间由里向外划分为不同的电子层? 2.同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动? 3.比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示） 【联想质疑】
为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？
【引入新课】 通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，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
第13页
楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。
【板书】一、基态原子的核外电子排布 【交流与讨论】（幻灯片展示）
【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2。基态原子就是所有原子轨道中的电子还没有发生跃迁的原子，此时整个原子能量处于最低． 【板书】1.能量最低原则
【讲解】原则内容：通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。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，简称能量最低原则。打个比方，我们把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鹰等鸟比作能量高的电子，把能力低的麻雀、小燕子等鸟比作能量低的电子。能力高的鸟常在离地面较高的天空飞翔，能力低的鸟常在离地面很低的地方活动。 【练习】请按能量由低到高的顺序写出各原子轨道。 【学生】 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s
【讲解】但从实验中得到的一般规律，却跟大家书写的不同，顺序为
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…………大家可以看图1-2-2。
【板书】能量由低到高顺序：
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……
【过渡】氦原子有两个原子，按照能量最低原则，两电子都应当排布在1s轨道上，电子排布式为1s2。如果用个圆圈（或方框、短线）表示满意一个给定量子数的原子轨道，这两个电子就有两种状态：自旋相同 或自旋相反。事实确定，基态氦原子的电子排布是，这也是我们对电子在原子轨道上进行排布必须要遵循的另一个原则――泡利不相容原理。原
第14页
理内容：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不会存在四个量子数完全相同的电子。 【板书】2.泡利不相容原理
【讲解】在同一个原子轨道里的电子的自旋方向是不同的，电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。在一个原子中没有两个电子具有完全相同的四个量子数。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个 【板书】一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反 【交流研讨】C：最外层的p能级上有三个规道
可能写出的基态C原子最外层p能级上两个电子的可能排布： ①2p：②2p:
③2p:④2p
p有3个轨道，而碳原子2p能层上只有两个电子，电子应优先分占，而不是挤入一个轨道，C原子最外层p能级上两个电子的排布应如①所示，这就是洪特规则。 【板书】３.洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行 【交流与讨论】
1. 写出 11Na、13Al的电子排布式和轨道表示式，思考17Cl原子核外电子的排布，总结第三周期元素原子核外电子排布的特点
2. 写出19K、22Ti、24Cr的电子排布式的简式和轨道表示式，思考35Br原子的电子排布，总结第四周期元素原子电子排布的特点，并仔细对照周期表，观察是否所有原子电子排布都符合前面的排布规律
[讲述]洪特规则的特例:对于能量相同的轨道(同一电子亚层)，当电子排布处于全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定，整个体系的能量最低。
第15页
【小结】核外电子在原子规道上排布要遵循三个原则：即能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。这三个原则并不是孤立的，而是相互联系，相互制约的。也就是说核外电子在原子规道上排布要同时遵循这三个原则。
【阅读解释表１－２－１】电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。 【板书】４.核外电子排布和价电子排布式 【活动探究】
尝试写出19～36号元素K～Kr的原子的核外电子排布式。 【小结】钾K：1s22s22p63s23p64s1； 钙Ca：1s22s22p63s23p64s2；
铬Cr：1s22s22p63s23p63d44s2；铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2； 钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2；铜Cu：1s22s22p63s23p63d94s2； 锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5； 氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6；
注意：大多数元素的原子核外电子排布符合构造原理，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：K原子的可能电子排布式与原子结构示意图，按能层能级顺序，应为
+19 2 8 9 +19 2 8 8 1 1s22s22p63s23p63d1；，但按初中已有知识，应为1s22s22p63s23p64s1； 事实上，在多电子原子中，原子的核外电子并不完全按能层次序排布。再如： 24号铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1； 29号铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1；
这是因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）、和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
【讲授】大量事实表明，在内层原子轨道上运动的电子能量较低，在外层原子轨道上运动的电子能量较高，因此一般化学反应只涉及外层原子轨道上的电子，我们称这些电子为价电子。元素的化学性质与价电子的数目密切相关，为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。例如，原子C的电子排布式为1s2s22p2，还可进一步写出其价电子构型：2s22p2。图１－２－５所示铁的价电子排布式为3d64s2。
【总结】本节课理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1～36号元素基态原子的核外电子排布；能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。
第16页
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。 【板书设计】 一、基态原子的核外电子排布 1.能量最低原则
能量由低到高顺序：
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…… 2.泡利不相容原理
一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反 ３.洪特规则
在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行 ４.核外电子排布和价电子排布式
第2节 原子结构与元素周期表
第2课时 核外电子排布与元素周期表
【教学目标】 3. 知道元素周期表中元素按周期划分的原因
4. 知道族的划分与原子中价电子数目和价电子排布的密切关系。 【教学重难点】了解核外电子排布与元素周期表的周期、族划分的关系 【教师具备】多媒体课件 【教学方法】引导式教学 【教学过程】
【学生活动，教师可适当引导】
能量由低到高顺序：
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s……泡利不相容原理指出一个原子轨道最多容纳２个电子且自旋方向必须相反。洪特规则要求在能量相同的轨道上排布，尽可能分占不同的轨道并切自旋方向平行。能量相同的原子轨道在全充满（如P6
第17页
和d10）半充满（如P3和d5）和全空（P0和d0）状态时，体系的能量最低，原子较稳定。还学习了1~36号原子的核外电子排布式书写。
[联想质疑]图1-2-6是元素周期表的轮廓图。观察此图后，你是否想过，原子的核外电子排布与元素周期表中周期、族的划分有什么内在联系？ 【复习回顾】元素周期表的知识 1.
短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8种）
周期 长周期（四、五、六行）（元素有18、18、32种） 不完全周期（七行）（元素有26种） 元素周期表结构
主族（1、2、13、14、15、16、17列） A族 族 副族（3、4、5、6、7、11、12列）B族 零族（18列）
第VIII族（8、9、10列）
2. 随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增，而呈现出周期性的变化。同一周期：电子层数相同，原子序数递增的元素从左到右为同一周期；同一族：最外层电子数相同，原子序数逐渐增大的元素从上到下为同一族。
【过渡】那大家知道核外电子排布与周期的划分的原因么？二者是否存在联系？ 【板书】二、核外电子排布与元素周期表
【讲解】请大家看图1-2-7鲍林近似能级图，这是美国化学家鲍林根据大量光谱实验数据及理论计算总结出的，并用图来表示的多电子原子中外层能级高低的一般次序。小方块表示原子轨道，能量相同的原子轨道连在一起；能量相近的则归为一组，并用线框框在一起，以表示它们属于同一能级组。相邻能级组之间能量相差比较大，同一能级的则能量相差较小。也就是说原子轨道的能量与主量子数n、角量子数l都有关，所以21~30号元素的核外电子排布是先排4s能级上、后排在3d能级上。
【交流研讨】请根据1~36号元素原子的电子排布，参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排布与元素周期表中周期划分的内在联系。 1. 周期的划分与什么有关？
2. 每一周期中所能容纳的元素种数与什么有关？
第18页
3. 周期序数与什么有关？ 【归纳总结】
1．周期的划分与能级组有关。
2．一个能级组对应一个周期，一个能级组所容纳的最多电子数等于一个周期所包含的元素种数，每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍，即从第1周期到第7周期所包含元素数目分别为2，8，8，18，18，32，第7周期为不完全周期。
3．主量子数（n）对应周期序数。周期表中的7个周期分别对应7个能级组。 【板书】1.周期的划分
（1）与能级组有关
（2）每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍 （3）主量子数（n）对应周期序数
【练习】书写20号钙原子、24号铬原子、29号铜原子和35号溴原子的价电子排布。 [引导学生观察完成下面的讨论]
Ca 4s2 Cr 3d54s1 Cu 3d104s1 Br 4s24p5 【讨论】
1.主族元素原子的价电子排布与过渡元素原子的价电子排布有什么区别？ 2.同一主族元素原子的价电子排布有什么特点？主族序数与什么有关？ 3.同一族过渡元素原子的价电子排布有什么特点？其族序数与什么有关？ 【归纳总结】
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关，同族元素的价电子数目相同。 主族元素的价电子全都排布在最外层的ns或np轨道上。主族元素所在的族的序数等于该元素原子的价电子数，元素的最外层电子即为价电子。
对于过渡元素的原子，价电子排布为（n－1）d1
～10
ns12。虽然同一副族内不同元素原
～
子的电子层数不同，价电子排布却基本相同，而且ⅢB～ⅦB副族的价电子的数目仍然与族序数相同。例如，金属锰的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，对应的族序数为ⅦB。价电子排布为（n－1）d68ns2的三个纵行统称为Ⅷ族。ⅠB和ⅡB则是根据ns轨道上是有一
～
个还是有两个电子来划分的。 【板书】2.族的划分
（1）与原子的价电子数目和价电子排布密切相关
（2）主族元素：族的序数=价电子数，最外层电子即为价电子
第19页
（3）过渡元素：价电子排布却基本相同，（n－1）d1
～10
ns12
～
ⅢB～ⅦB副族：价电子数=族序数 【指导阅读】核外电子排布与元素周期表的分区
1.观察元素周期表中各族元素的价电子排布 2.尝试根据价电子排布的特点将周期表分区划分
3.讨论s区、p区、d区、ds区、f区元素的价电子排布特点 4.根据各区元素的价电子排布特点讨论各区元素的性质
【例题】某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3， l＝2， m＝2， ms＝+1/2。试回答：
（1）写出该元素原子核外电子排布式。
（2）指出该元素的原子序数，在周期表中所处的分区、周期数和族序数，是金属还是非金属以及最高正化合价。
【解析】本题关键是根据量子数推出价电子排布，由此即可写出核外电子排布式及回答问题。由一个价电子的量子数可知，该电子为3d电子，则其它两个电子必为4s电子（因为E3d＜E4s＝, 所以价电子排布为3d14s2，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2。从而知原子序数为21 ，处于周期表中的d区第4周期 ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3。
答案: 核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2
原子序数为21, 处于周期表中的d区第4周期 ⅢB族，是金属元素，最高正价为＋3. 【小结】元素的位置与原子结构的关系： 周期序数由该元素原子中电子的最大主量子数决定；
族序数由该元素原子的价电子数决定； 所在区由该元素原子价电子对应的角量子数决定。 【板书设计】 二、核外电子排布与元素周期表
1.周期的划分 （1）与能级组有关
（2）每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍 （3）主量子数（n）对应周期序数 2.族的划分
（1）与原子的价电子数目和价电子排布密切相关
第20页
（2）主族元素：族的序数=价电子数，最外层电子即为价电子 （3）过渡元素：价电子排布却基本相同，（n－1）d1
～10
ns12
～
ⅢB～ⅦB副族：价电子数=族序数
第2节 原子结构与元素周期表
第3课时 核外电子排布与原子半径
【教学目标】
5. 了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的
原因；
6. 明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论依据。
【教学重难点】了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因； 【教师具备】多媒体课件 【教学方法】讨论式 启发式 【教学过程】
【学生活动，教师可适当引导】
先复习回顾了有关元素周期表的知识，然后利用鲍林近似能级图在交流研讨中我们知道了周期的划分与能级组有关，而且每个周期所含元素总数恰好是原子轨道总数的2倍，主量子数（n）对应周期序数。在族的划分讨论中我们又知道了族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关；主族元素中有这样的关系：族的序数等于价电子数，最外层电子即为价电子；过渡元素则也有一些关系：价电子排布却基本相同，（n－1）d1
～10
ns12；ⅢB～ⅦB
～
副族：价电子数等于族序数。最后还了解了s区、p区、d区、ds区、f区元素的价电子排布特点。
【联想质疑】我们知道，原子是一种客观实体，它的大小对其性质有着重要的影响。那么，人们常用来描述原子大小的―半径‖是怎样测得的？元素的原子半径与原子的核外电子排布有关吗？在元素周期表中，原子半径的变化是否有规律可循？ 【复习回顾】让学生活动回忆必修课本中学过的对应的知识。
在周期表中，同一周期从左到右，随着核电荷数的递增原子半径逐渐减小；同一主族从上而下，随着核电荷数的递增原子半径逐渐增大。
第21页
其中影响原子半径的因素：电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小；最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。
还有一个比较半径大小的方法：首先比较电子层数，电子层数越多，半径越大；如果电子层数一样，则比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小；如果电子层数和核电荷数都一样，那就比较最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。 【过渡】从现代量子力学理论中，我们知道核外电子是在具有一定空间范围的轨道上运动，而且是无规则的，我们只知道电子存在的概率，那整个原子的半径又是如何得到的呢？ 【学生阅读】课本P17的原子半径和追根寻源。 【学生归纳，教师可适当引导】
首先将原子假定为一个球体，然后采用一些方法进行测定。常用的一种方法是根据固态单质的密度算出1mol原子的体积，再除以阿伏加得罗常数，得到一个原子在固态单质中平均占有的体积，再应用球体的体积公式得到原子半径。还有一种方法是指定化合物中两个相邻原子的核间距为两个原子的半径之和，再通过实验来测定分子或固体中原子的核间距，从而求得相关原子的原子半径。有三种半径，分别为共价半径、金属半径和范德华半径。 【讲解】共价半径由共用电子对结合（共价键）结合的两个原子核之间距离的一半，比如氢气(H2)，两个氢原子共用一对电子形成，测得两原子间原子核距离，然后除以2就得到一个半径，我们称之为共价半径。金属半径是金属晶体中两个相邻金属原子原子核距离的一半，这种半径比共价半径要大，因为金属原子与金属原子之间未共用电子，也就是两原子间没有重叠。（可以画图来讲解）范德华半径或者简称范氏半径，主要针对的是那些单原子分子（稀有气体），也就是相邻两原子间距离的一半，所以范德华半径都比较大。
【板书】三、核外电子排布与原子半径 1. 原子半径 共价半径
金属半径 范德华半径
第22页
【过渡】了解完原子半径之后，我们接下来要讨论元素的原子半径与原子的核外电子排布是否有关，并且得出结论。 【指导分析图1-2-10主族元素的原子半径变化示意图】 1.观察同一周期元素原子半径的变化. 2.观察同一主族元素原子半径的变化. 【师生共同分析归纳】
1.同一周期主族元素原子半径从左到右逐渐变小,而且减小的趋势越来越弱。这是因为每增加一个电子，核电荷相应增加一个正电荷，正电荷数增大，对外层电子的吸引力增大，使外层的电子更靠近原子核，所以同一周期除了稀有气体外原子半径是逐渐减小的。但由于增加的电子都在同一层，电子之间也产生了相互排斥，就使得核电荷对电子的吸引力有所减弱。所以半径变化的趋势越来越小。
2.同一主族元素原子半径从上而下逐渐变小。这是因为没增加一个电子层，就使得核电荷对外层的电子的吸引力变小，而距离增加得更大，所以导致核对外层电子的吸引作用处于次要地位，原子半径当然逐渐变小。
【指导分析图1-2-11】
【归纳】从总的变化趋势来看，同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的减小幅度越来越小。
【思考】为什么会有这种情况产生？
【讲解】以第四周期为例，这是因为增加的电子都分布在d的轨道上，从钪到钒半径是逐渐减小的，由于d轨道的电子未充满，电子间的作用较小，而核电荷却依次增加，对外层电子云的吸引力增大，所以原子半径依次减小。到铬原子时，d轨道处于半充满状态，这种情况会使能量达到较低，核电荷虽然仍在增加，但对外层电子云的吸引力增大得并不多，所以使半径有些增大。到锰时，4s轨道电子增加，电子间的作用，核电荷增加带来的核对电子的吸引作用减缓。铁、钴、镍d轨道未处于半充满或全充满状态，核电荷增加带来的核对电子的吸引作用缓缓增加，所以半径又有所下降。而铜、锌d轨道处于全充满状态，处于能量较低状态所以又使半径增大。总之，在过渡元素中，外层电子对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的吸引作用大致相当，使有效核电荷的变化幅度不大。 【板书】2.原子半径的周期性变化 主族元素：同一周期从左到右逐渐减小，同一主族从上而下逐渐增大 过渡元素：同一周期呈波浪式变化，同一族仍是从上而下递增
第23页
【板书设计】
三、核外电子排布与原子半径
1．原子半径
共价半径 金属半径 范德华半径
2.原子半径的周期性变化
主族元素：同一周期从左到右逐渐减小，同一主族从上而下逐渐增大 过渡元素：同一周期呈波浪式变化，同一族仍是从上而下递增
第3节 原子结构与元素性质
第1课时 电离能及其变化规律
【教学目标】
1.了解电离能的概念及内涵； 2.认识主族元素电离能的变化规律并能给予解释。 【教学重点】电离能及其变化规律。 【教学难点】电离能变化规律的特例
【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学 【教学过程】 教学环节 复习引入
教学活动
请同学们写出第3周期及VA族元素原子的价电子排布；
请同学们根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律。
可能出现的情况 学生写的是电子排布式，没有抓住价电子，规律内容属记忆型，没什么难点，定性的记住规律。内容如素材1
设计意图 巩固第二节的学习内容，并为本节的教学做准备
第24页
过渡
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
电离能是元素的一种性质。表1-3-2和表1-3-3种写出了某些元素的第一电离能数值。从已经学过的知识出发，你能推测出电离能描述的是元素的那中性质吗？你能分析第一电离能的数值和性质的关系吗？
展示：表1-3-2第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化 Na M
g 496
表1-3-3 VA族元素的第一电离能的变化
N P As Sb Bi
140101948370
2 2 7 4 3
73
8
Al 577
Si 786
P 1012
S 999
Cl 1256
学生思维活跃，什么是电离能、电负性呢？
自己会猜想 学生可能会分析出是失电子的能力；也有可能得出是得电子的能力。
调动学生的积极性，明确学习目标。 对比分析，再次生成强烈的疑惑感，即为下面的进一步分析作了准备，又是他们产生了浓厚的兴趣。
联想质疑
阅读分析
课本内容电离能的定义部分板书
设置问题
1.什么是电离能。 2.符号和表示方法 3.意义
一、电离能及其变化规律 1.定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。 2.符号：I
I1表示第一电离能；I2表示第二电离能 „„
3.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能越小，该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度
自我的深度学习，解决问题
让学生自己动手查阅资料，形成自
巩固知识，即时梳理 己的知识体 系，解决刚学生会提出疑问：才生成的疑Mg的第一电离能比惑 Al的大，所以Al比 Mg易失去电子，但 我们以前学习的金 属失电子顺序中，
Mg比Al易失电子，产生新的疑与酸反应时更剧烈。 问，为解决同理：P与S 问题很好过有同学反驳，条件不渡，激发了一致，一是气态，二学习兴趣 是溶液 让学生爱学
第25页
讨论分析学生的质疑
肯定学生的发言，强调分析事物时看好条件是关键。然后请同学们根据这些物质的电子排布式和我们前面学习的电子排布的特殊性来理解
可能会想到洪特指出的电子排布的特殊性，能量相同的原子轨道在全充满（P6或d10）、半充满（如P3或d5）和全空（P0或d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
学生分析P和S, P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较稳定，所以不易失去电子。
学生自己动
手解决，既学习了新知识，又巩固了已学知识
解疑答惑
强调学生的分析思路是正确的，鼓励学生自己继续探究。强调Mg(1s22s22p63s23p0)正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。同理分析：P和S
得到了及时的提高，解决了在积极地问题，学生的积极情绪正在提升。 从前面知识很好的认识到了这种规律，使学习的知识更加准确。学生自己也能解释原因，积极性很高。
交流研讨
观察图1-3-5和1-3-6，请你说明原子的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的角度加以解释。
和前面所学知识对应，找出不同点，讨论分析，还是从全空、半满、全满角度分析特殊性
必要的总结，注重对知识的强化
通过观察可以发现，对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子
层数相同，但随着核电荷数
的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排步在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。 总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
对知识及时总结，有效增加知识的增长点
实质分析
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练习1 填表
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
周期 1
2 3 4 5 6 7
原子的第一电离能增大
原子第一电离能增大
原子的第一电离能减小
原子的第一电离能减小
练习2
2.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（ ） A、元素原子得电子的难易 B、元素的主要化合价 C、元素原子失电子的难易 D、核外电子是分层排布的
3.下列元素中，第一电离能最小的是（ ） A、K B、 Na C、P D、Cl
练习3
第3节 原子结构与元素性质
第2课时 元素的电负性及其变化规律
【教学目标】
1.了解电负性的概念及内涵；
2.认识主族元素电负性的变化规律并能给予解释。 3.了解化合价与原子结构的关系。 【教学重点】电负性概念及其变化规律。 【教学难点】电负性变化规律 【教学媒介】多媒体演示
【教学方法】诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学 【教学过程】 教 活 教学内容 学 动 环 时
第27页
教师活动 学生活动 设计意图
节 间 一 2、复习旧课 二
电子亲和能
第一电离能是原子失电子能力的定量描述，那么原子得电子能力的有如何用定量去描述呢？ 找出电子亲和能的变化规律
学生讨论：没有规律 研究电子亲和能没有太多的意义
三
2
1.电负性的概念
思考与交流： 1、电负性的概念： 2、电负性的数值： 3、电负性的意义：
学生自学回答问题
1、元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 2、以氟元素的电负性数值为4。无单位。
3、（1）、电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强，反之越弱。 （2）、电负性大于2的元素大部分为金属元素，小于2的元素大部分为非金属元素。 （3）电负性大，元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现
培养自学能力
阅读电子亲和能
引起学生知识的冲突，激发学习动机
分钟
第一电离能的变化规律，学生回答问题 并解释为什么N的第一电离能大于O的第一电离能
复习强化上一节课的知识点
、 联想·质
3分 钟
疑
、 0新 分课 钟
第28页
正价。
（4）判断原子间成键的类型。一般两元素电负性的差值大于1.7，易形成离子键，差值小于1.7，易形成共价键。
2.电负性的变化规律
读图，找规律
同周期，从左到右： 电负性依次增大 同主族，从上到下： 电负性依次减小
培养读图能力和分析归纳的能力。
化合价与电子排布的关系 3.电负性的意义
元素的最高正价等于它所在的族序数（除Ⅷ族和0族外）
反映了原子间的成键能力和成键类型
阅读课本总结规律： 1.一般认为： 电负性大于2.0的元素为非金属元素 电负性小于2.0的元素为金属元素。 2.一般认为：
如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键
如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键
3.电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合
第29页
物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
四 、 5 概括整
分钟
1. 电负性的概念 2. 电负性的变化规律 3. 电负性的意义
分析第一电离能的数据与电负性的数据的关系，将电负性与第一电离能变化规律的统一起来
学会比较学习
合 练习
1、下列各组元素按电负性大小顺序排列正确的是： A.F>N>O B.O>Cl C.As>P>H D.Cl>S>As 2、电负性为4.0的元素，在化合物中一般现：
A.正价 B.负价 C.即显正价有显负价 D.不能确定 3、电负性差值为零时，可形成：
A.极性共价键 B.非极性共价键 C.金属键 D.离子键 4、写出下列元素原子的电子排布式，并给出原子序数和元素名称。 （1）第三个稀有气体元素。 （2）第四周期的第六个过渡元素。 （3）电负性最大的元素。 （4）3p半充满的元素。
（5）1～36号元素中，未成对电子数最多的元素。 （6） 1～36号元素中，第一电离能最小的元素
【板书设计】
二、元素的电负性及其变化规律
1. 电负性的概念 2. 电负性的变化规律 3. 电负性的意义
第30页
分值 20 分 20 分 20 分 40 分
评分
第2章 化学键与分子间作用力
第1节 共价键模型
第1课时 共价键
【教学目标】
1. 使学生认识共价键的形成和实质，了解共价键的特征。
2. 使学生了解共价键的主要类型，能利用电负性判断共价键的极性。 【重点、难点】共价键的形成、实质，对δ键与π键的认识。 【教学方法】启发，讲解，观察，练习 【教师具备】课件 【教学过程】 【新课引入】
这节课开始我们学习第二章 微粒间的相互作用。我们知道物质是由原子、分子、离子等微粒构成。微粒间的相互作用（化学键或分子间相互作用）理论是物质构成的基本理论。 【回顾】回忆化学必修课程中有关化学键的知识，回答以下几个问题： （1）化学键的定义及基本分类 （2）离子键、共价键的定义 （3）离子化合物、共价化合物的定义 【过渡】
为什么原子之间可以通过共用电子对形成稳定的分子？共价键究竟是怎样形成的，它又具备怎样的特征呢？下面我们来一起学习第一节 共价键模型 【板书】第一节 共价键模型 一、共价键的形成及本质
【指导阅读】课本P31——P32回答以下问题： （1)氢原子间距离与能量的关系： (2)为什么会出现这种情况? 【板书】氢分子形成过程示意图
【板书】1.本质：高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用 说明：电性作用包括吸引和排斥，当吸引和排斥达到平衡时即形成了稳定的共价键 【练习】以HCl、H2、Cl2为例描述共价键的形成过程(分析成键原子的价电子排布及参与成
第31页
键的价电子)
【提问】共价键的形成需要满足哪些条件呢？是不是所有的非金属元素原子之间都能形成共价键？He与Cl之间能形成共价键吗，为什么？ 【板书】2.共价键的形成条件：
① 通常电负性相同或差值小的非金属元素原子形成的化学键； ② 成键原子一般有未成对电子，用来相互配对成键（自旋反向）； ③ 成键原子的原子轨道在空间重叠使体系能量降低。 【小结】
（1）多数共价化合物中只含非金属元素，但AlCl3、FeCl3 等共价化合物中含有金属元素。 （2）NH4Cl均由非金属元素组成，但它是离子化合物。
【提出问题】 为什么Cl2是双原子分子，而H2O则是1个O原子与2个H原子形成分子？ 【师】给出饱和性概念。并以H2S为例分析理解，同时引出方向性概念。 【板书】二、共价键的特征（饱和性、方向性）
【板书】1.饱和性：原子有几个未成对电子就形成几个共价键。
【过渡】共价键的方向性决定了分子的立体构型，同时，原子沿着不同的方向所形成的共价键也是不同的
【板书】2.饱和性：原子沿着不同的方向所形成的共价键
【师】给出δ键与π键的概念。并以HCl、H2为例分析理解，同时引出δ键的类型。 【讨论】①氮气性质非常稳定，其结构如何？②N2分子中，除了δ(Pz－Pz)键外还有没有可能其他的原子轨道也发生重叠？重叠方式是否相同？ 【板书】三、共价键的分类
1. δ键与π键：二者的定义差别及在两原子间形成多个共价键中的个数 【指导阅读】―身边的化学‖－防晒霜与π键。
【阅读】―学海无涯‖氧分子中的共价键与分子轨道。本部分内容只作为常识性了解。 【提出问题】
1. 非金属元素氢，氯比较，谁的非金属性强？ 2. 非金属性强弱有什么表现？ 【讨论分析】
H2、HCl分子中共用电子对与原子的位置关系及原子的电性情况 判断下列分子中键的极性：
第32页
①O2 ②HO ③HF ④O=C=O ⑤H–O–O–H⑥ 【板书】2.极性键与非极性键：
非极性键：共用电子对不偏向任何原子的共价键，同种非金属元素的原子形成的共价键。 极性键：共用电子对发生偏向的共价键，不同种非金属元素的原子形成的共价键。成键原子的电负型相差越大，键的极性越强。 【小结】 【板书设计】
第一节 共价键模型 一、共价键的形成及本质
1. 本质： 2. 形成条件： （1） （2） （3） 二、共价键的特征
1. 饱和性： 2. 方向性： 三、共价键的分类
1. δ键与π键： 2. 极性键与非极性键
第1节 共价键模型
第2课时 键参数
【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 【教学重点】键参数的概念 【教学难点】键参数的概念，
【教学方法】运用类比、归纳、判断、推理的方法，注意各概念的区别与联系，熟悉掌握各
第33页
知识点的共性和差异性。 【教师具备】多煤体、图像 【教学过程】
【联想质疑】氯化氢、碘化氢的分子结构十分相似，它们都是双原子分子。分子中都有一个共价键，但它们表现出来的稳定性却大不一样。这是为甚麽呢？ 【板书】二、键参数——键能、键长与键角
【学生活动】引导学生利用表格与数据学习键能与键长，理解它们的含义。 【阅读与思考】认真阅读教科书中的表2—1-1，2－1-2了解一些共价键的键能、键长，并思考下列问题： 【提出问题】
(1)键能是共价键强度的一种标度，键能的大小与键的强度有什么关系?
(2)键能与化学反应的能量变化有什么联系?怎样利用键能的数据计算反应的热效应? 【板书】 1. 键能
(1)概念：在101.3kPa，298K的条件下，断开1molAB（g）分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，叫A--B键的键能，
(2)表示方式为 EA-B ，单位是 kJ/mol
(3)意义：表示共价键强弱的强度，键能越大，键越牢固 2．键长：
(1)概念：两个成键原子之间的原子核间间隔叫键长。
(2)意义：键长越短，化学键越强，键越牢固。 【归纳总结】在上述学习活动的基础上，归纳
1.键能的概念及其与分子性质的关系，即键能是气态基态原子形成1mol共价键释放的最低能量。键能通常取正值键能越大，化学键越稳定。
2.分子内的核间距称为键长，它是衡量共价键稳定性的另一个参数，键长越短，往往键能越大，共价键越稳定 【过渡】
【提出问题】怎样知道多原子分子的形状?
【讨论与启示】：要想知道分子在空间的形状，就必须知道多原子分子中两个共价键之间的夹角，即键角。
第34页
【学生活动】制作模型学习键角制作模型：利用泡沫塑料、彩泥、牙签等材料制作CO2、H20和CH4的分子模型，体会键角在决定分子空间形状中的作用。 【归纳板书】 3.键角
（1）定义：概念：多原子分子中，两个化学键之间的夹角叫键角。
多原子分子中，两个化学键之间的夹角，键角是描述分子空间立体结构的重要参数。例如，在C02中，∠OCO为180°，所以C02为直线形分子；而在H20中，∠HOH为105°，故H20为角形分子。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。键角是描述分子立体结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。
(2)写出下列分子的键角：CO2： H20： NH3： (3)键角、键长、键的极性决定着分子的空间构型。 【练习】
1. 下列说法中，错误的是 Ａ．键长越长，化学键越牢固
Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固
Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定 Ｄ．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 Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定 Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体 Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应 Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发 【板书设计】
二、键参数——键能、键长与键角 1．键能
(1)概念：在101.3kPa，298K的条件下，断开1molAB（g）分子中的化学键，使
其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，叫A--B键的键能， (2)表示方式为 EA-B ，单位是 kJ/mol
(3)意义：表示共价键强弱的强度，键能越大，键越牢固 2．键长：
第35页
(1)概念：两个成键原子之间的原子核间间隔叫键长。 (2)意义：键长越短，化学键越强，键越牢固。 3．键角：
概念：多原子分子中，两个化学键之间的夹角叫键角。
第2节 共价键与分子的立体构型
第1课时 一些典型分子的空间构型(1)
【教学目标】
1. 理解杂化轨道理论的主要内容，掌握三种主要的杂化轨道类型； 2. 学会用杂化轨道原理解释常见分子的成键情况与空间构型过程与方法： 【教学重点】
理解杂化轨道理论的主要内容，掌握三种主要的杂化轨道类型 【教学难点】
理解杂化轨道理论的主要内容，掌握三种主要的杂化轨道类型 【教学方法】
采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学 【教学过程】
【课题引入】
在宏观世界中，花朵、蝴蝶、冰晶等诸多物质展现出规则与和谐的美。科学巨匠爱因斯坦曾感叹：―在宇宙的秩序与和谐面前，人类不能不在内心里发出由衷的赞叹，激起无限的好奇。‖实际上，宏观的秩序与和谐源于微观的规则与对称。
通常，不同的分子具有不同的空间构型。例如，甲烷分子呈正四面体形、氨分子呈三角锥形、苯环呈正六边形。那么，这些分子为什么具有不同的空间构型呢? 【思考】
美丽的鲜花、冰晶、蝴蝶与微观粒子的空间构型有关吗？ 【活动探究】
你能身边的材料动手制作水分子、甲烷、氨气、氯气的球棍模型吗？ 【过渡】
第36页
我们知道，共价键具有饱和性和方向性，所以原子以共价键所形成的分子具有一定的空间构型。
【板书】
一、一些典型分子的空间构型 （一） 甲烷分子的形成及立体构型 【联想质疑】
研究证实，甲烷(CH4)分子中的四个C—H键的键角均为l09．5º，从而形成非常规则的正四面体构型。原子之间若要形成共价键，它们的价电子中应当有未成对的电子。碳原子的价电子排布为2s22p2，也就是说，它只有两个未成对的2p电子，若碳原子与氢原子结合，则应形成CH2；即使碳原子的一个2s电子受外界条件影响跃迁到2p空轨道，使碳原子具有四个未成对电子，它与四个氢原子形成的分子也不应当具有规则的正四面体结构。那么，甲烷分子的正四面体构型是怎样形成的呢? 【过渡】
为了解决这一矛盾，鲍林提出了杂化轨道理论， 【阅读教材40页】 【板书】
1. 杂化原子轨道
在外界条件影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫做原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。 【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，2py，2pz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杂化外，还有sp2 杂化和sp杂化，sp2 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 【板书】
2. 常见的SP杂化过程 （1）sp3杂化
第37页
【阐述】
杂化轨道在角度分布上比单纯的S或P轨道在某一方向上更集中(比较图2-2-2中的S、P轨道和杂化后形成的sp，杂化轨道)，从而使它在与其他原子的原子轨道成键时重叠的程度更大，形成的共价键更牢固。由于甲烷分子中碳原子的杂化轨道是由一个2s轨道和三个2p轨道重新组合而成的，故称这种杂化为sp3杂化形成的四个杂化轨道则称为sp3杂化轨道。鲍林还根据精确计算得知每两个sp3杂化轨道的夹角为l09．5º。由于这四个杂化轨道的能量相同，根据洪特规则，碳原子的价电子以自旋方向相同的方式分占各个轨道。因此，当碳原子与氢原子成键时，碳原子中每个杂化轨道的一个未成对电子与一个氢原子的1s电子配对形成一个共价键，这样所形成的四个共价键是等同的，从而使甲烷分子具有正四面体构型， 【过渡】
s轨道与p轨道的杂化(简称sp型杂化)有多种情况 【板书】
（2）SP杂化：一个s轨道和一个P轨道杂化可形成两个sp杂化轨道，这种杂化称为sp1杂化
直线型（BeCl2）
第38页
【交流与讨论】
用杂化轨道理论分析乙炔分子的成键情况 （3）sp2杂化
平面正三角形（BF3） 【交流与讨论】
用杂化轨道理论分析乙烯分子的成键情况 【交流·研讨】
氮原子的价电子排布为2s22p3，，三个2p轨道中各有一个未成对电子，可分别与一个氢原子的ls电子形成一个盯键。如果真是如此，那么三个2p轨道相互垂直，所形成的氨分子中N—H键间的键角应约为90º。但是，实验测得氨分子中N—H键的键角为107．30º。试解释其中的原因，并与同学们进行交流。 【阐述】
在形成氨分子时，氮原子的2s和2p原子轨道也发生了sp，杂化，生成四个sp3杂化轨道。在所生成的四个Sp3杂化轨道中，有三个轨道各含有一个未成对电子，可分别与一个氢原子的1s电子形成一个σ键，另一个sp3杂化轨道中已有两个电子(孤对电子)，不能再与氢原子形成σ键了。所以，一个氮原子只能与三个氢原子结合，形成氨分子。 【总结评价】
应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。 化学式 CH4 C2H4 BF3 CH2O
杂化轨道数
杂化轨道类型
分子结构
第39页
C2H2
【板书设计】
一、一些典型分子的立体结构 （一） 甲烷分子的形成及立体构型 1. 杂化原子轨道 2. 常见的SP杂化过程 （1）sp3杂化
（2）SP杂化 （3）sp2杂化
第2节 共价键与分子的立体构型
第2课时 一些典型分子的空间构型(2)
【教学目标】
1. 学会用杂化轨道原理解释常见分子的成键情况与空间构型； 2. 了解等电子原理，结合实例说明―等电子原理的应用‖ 3. 初步认识价层电子对互斥模型 【教学重点】
学会用杂化轨道原理解释常见分子的成键情况与空间构型 【教学难点】
学会用杂化轨道原理解释常见分子的成键情况与空间构型 【教学方法】
采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学 【教学过程】 【复习填空】 杂化轨道
杂化类型 sp sp2
杂化轨道数目 2 3
杂化轨道间夹角 1800 1200
空间构型 直线 平面三角形
实例 BeCl2 BF3
第40页
理sp3 论
4
109028’
四面体形 CH4
【引入课题】通过化学必修课程的学习，你已知道苯分子的结构简式为
从结构简式来看，苯分子好像具有双键，苯应当具有类似乙烯的化学性质，能使酸性KMn04溶液退色或使溴的四氯化碳溶液退色，但实验事实并非如此。那么，苯为什么不能使酸性KMn04溶液或溴的四氯化碳溶液退色呢?苯分子中究竟存在着怎样的化学键呢? 【板书】
2. 苯分子的空间构型 【阅读p-42-43】 【探究内容】
1. 苯分子中碳原子采用的哪种杂化方式，碳碳间，碳氢间是如何成键的？ 2. 大π键是如何形成的？ 【阐述】
根据杂化轨道理论，形成苯分子时，每个碳原子中的原子轨道发生sp2杂化（如S、Px、Py），由此形成的三个SP2杂化轨道在同一平面上，这样，每个碳原子的两个SP2杂化轨道上的电子分别与邻近的两个碳原子的SP2杂化轨道上的电子配对形成σ键，于是六个碳原子组成一个正六边形的碳环;每个碳原子的另一个SP2杂化轨道上的电子分别与一个氢原子的1S电子配对形成σ键。与此同时，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参加杂化的2P轨道（如2PX），它们均含有一个未成对电子。这六个碳原子的2p轨道相互平行，它们以―肩并肩‖的方式相互重叠，从而形成含有六个电子、属于六个原子的π键。人们把这种在多原子间形成的多电子的π键称为大π键。所以，在苯分子中，整个分子呈平面正六边形、六个碳碳键完全相同，键角皆为120°。正是由于苯分子所具有的这种结构特征，使得它表现出特殊的稳定性，而不象乙烯那样容易被酸性高锰酸钾溶液氧化或溴的四氯化碳溶液褪色。 【拓展视野】
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 【板书】
3.价层电子对互斥模型 【讲解分析】
价层电子对互斥模型
第41页
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HgCl2、BF3、CCL4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 n=2 n=3 n=4
【归纳总结】
（1）对ABm型分子，若中心原子A价层电子对只有成键电子对（即中心原子的价电子都用于形成共价键），则价层电子对的相对位置就是分子的构型；
（2）若中心原子A价层电子对包括成键电子对和孤对电子（中心原子上有孤对电子），则价层电子对的相对位置不是分子的构型 【活动探究】
等电子原理 【板书】
3.等电子原理及其应用 【阅读后思考】
1. 等电子原理的概念
2. 根据上述原理，思考并讨论仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是： 和 ； 和 。
3. 此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数 相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。
根据上述原理，思考并讨论在短周期元素组成的物质中，与NO2—互为等电子体的分子有： 、 。 【课堂练习】
1. 下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 ( )
A．CO2与SO2 B．CH4与NH3 C．BeCl2与BF3 D．C2H2与C2H4 2. 对SO2与CO2说法正确的是( )
第42页
立体结构 直线型 平面三角形 正四面体型
范例 HgCl2 BF3 CCL4
A．都是直线形结构 B．中心原子都采取sp杂化轨道
C．S原子和C原子上都没有孤对电子 D． SO2为V形结构， CO2为直线形结构 【板书设计】 2.苯分子的空间构型 3.价层电子对互斥模型 3.等电子原理及其应用
第2节 共价键与分子的立体构型
第3课时 分子构型与分子性质
【教学目标】
1. 使学生了解一些分子在对称性方面的特点，知道手性化学在现代化学领域医药的不对称合成领域中的重大意义。
2. 了解分子的极性；
3. 能判断一些简单分子是极性分子还是非极性分子； 4. 知道分子的极性与分子的立体构型密切相关； 【教学重点】
1. 了解一些分子在对特性方面的特点
2. 能判断一些简单分子是极性分子还是非极性分子； 【教学难点】
1. 了解一些分子在对特性方面的特点 2. 键的极性与分子极性的关系。 【教学方法】
采用图表、比较、讨论、归纳、综合的方法进行教学 【教学过程】 【联想质疑】
请你举出身边显示一定对称性的物体。宏观物体具有对称性，构成它们的微观粒子也具有对称性吗？ 【板书】
二、分子的空间构型与分子性质
第43页
【阅读思考】 1.分子的对称性
（1）含义：对称性是指一个物体包含若干等同部分，这些部分相互对应且相称，它们经过不改变物体内任意两点间距离的操作能够复原，即操作前在物体中某地方有的部分，经操作后在原有的地方依旧存在相同的部分，也就是说无法区别操作前后的物体。
（2）对称轴：分子中的所有原子以某条轴线为对称，沿该轴线旋转1200或2400时，分子完全复原，我们称这根连线为对称轴。
（3）对称面：对于甲烷分子而言，相对于通过其中两个氢和碳所构成的平面，分子被分割成相同的两部分，我们称这个平面为对称面。
（4）联系：分子的许多性质如极性、旋光性及化学反应等都与分子的对称性有关。 2. 手性
（1）手性和手性分子定义：如果一对分子，它们的组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠，这对分子互称手性异构体。有手性异构体的分子称为手性分子。
（2）手性碳原子：当四个不同的原子或基团连接在碳原子（如CHBrC1F）上时，形成的化合物存在手性异构体。其中，连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手性碳原子。
【讨论】
1. 有人说“手性分子和镜像分子完全相同，能重叠”是吗？二者什么关系？分别用什么标记？
2. 举例说明手性分子对生物体内进行的化学反应的影响？ 3. 构成手性碳原子的条件？
第44页
【课堂练习】媒体展示 【学生分组实验】
在滴定管中加入四氯化碳，打开活塞，将用毛皮摩擦过的橡胶棒靠近液流，观察液流方向是否发生变化；再改用水做实验。 【引入】分子极性 【思考】
1. 为什么水分子中有正、负两极
2. 根据电荷分布是否均匀，共价键有极性、非极性之分，以共价键结合的分子是否也有极性、非极性之分呢？
3. 分子的极性又是根据什么来判定呢？ 【板书】
3. 分子极性
（1）极性分子：分子内存在正、负两极的分子； （2）非极性分子：分子内没有正、负两极的分子 【讨论】
分子极性如何判断? ①双原子分子的极性：
双原子分子的极性取决于成键原子之间的共价键是否有极性，以极性键结合的双原子分子是极性分子；以非极性键结合的双原子分子为非极性分子。
由此可知，对双原子分子来说，键的极性与分子的极性是一致的：化学键有极性，分子就有极性;反之，化学键无极性，通常分子也无极性。
②多原子分子的极性
多原子分子的极性与分子中的键的极性关系比较复杂。如果组成分子的所有化学键均为非极性键，则分子通常为非极性分子， 【讨论总结】
分子极性判断方法 1. 化合价法
①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；
②若中心原子有孤对电子(未参与成键的电子对)则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。
第45页
2. 物理模型法
将分子中的共价键看作作用力，不同的共价键看作不相等的作用力，运用物理上力的合成与分解，看中心原子受力是否平衡，如平衡则为非极性分子；否则为极性分子 【小结】
⑴只含有非极性键的单质分子是非极性分子。 ⑵含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。
⑶含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的为极性分子。 巩固练习：
1. 下列叙述正确的是（ ）：
1) 凡是含有极性键的分子一定是极性分子。 2) 极性分子中一定含有极性键。 3) 非极性分子中一定含有非极性键。 4) 非极性分子中一定不含有极性键。 5) 极性分子中一定不含有非极性键。 6) 凡是含有极性键的一定是极性分子。 7) 非金属元素之间一定形成共价键。 8) 离子化合物中一定不含有共价键。 【板书设计】
二、分子的空间构型与分子性质 1.分子的对称性 2.手性 3.分子极性
第3节 离子键、配位键与金属键
第1课时 离子键
【教学目标】
1. 认识离子键的实质，并能结合具体实例说明离子键的形成过程。 2. 知道成键原子所属元素电负性差值交大通常形成离子键。 3. 认识离子键的特征——没有方向性和饱和性。 【教学重点】 1. 离子键的实质
2. 离子键的特征——没有方向性和饱和性
第46页
【教学难点】
知道成键原子所属元素电负性差值交大通常形成离子键 【教学方法】 讨论 启发
【教师具备】 多媒体课件 【教学过程】 【联想质疑】
通过化学必修课程和上一节的学习，你对化学键尤其是共价键有了一定的了解，对离子键也有了初步的认识。那么，离子键有哪些特征？除了共价键和离子键，原子之间还有其他的结合方式吗？ 【板书】
一、离子键 1. 离子键的形成
【活动探究】
讨论：以下原子间哪些可以形成离子键？判断的依据是什么？ Cs Mg K H F Cl S O 【思考】
哪些物质中含有离子键？
1. 活泼的金属元素（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）形成的化合物。 2. 活泼的金属元素和酸根离子（或氢氧根离子）形成的化合物 3. 铵根和酸根离子（或活泼非金属元素离子）形成的盐 【归纳总结】
离子键的概念:使阴、阳离子结合成化合物的静电作用
依据的规律:当成键原子所属元素的电负性存在差值，原子间可以形成离子键 【观察讨论】
原子得失电子的能力可以用电负性表示，以上元素的电负性数据如下： Cs 0.7 Mg 1.2 K0.8 H2.0 F4.0 Cl 3.0S 2.5 O3.5 根据以上数据验证你的结论是否符合？ 【结论】
一般认为：当成键原子所属元素的电负性的差值大于1.7时，原子间可以形成离子键。 【阐述】
镁光灯的工作原理：
在用于照相的镁闪光灯里，镁与氧气在通电的情况下生成氧化镁，同时发出强光。
第47页
请从微观的角度分析氧化镁的形成过程： 【思考】
在形成离子键的过程中一定有电子得失吗？举例说明 用电子式表示出氧化镁的形成过程： 【板书】 2. 离子键的实质 【思考】
1. 从核外电子排布的理论思考离子键的形成过程如何度量阴、阳离子间静电力的大小？
+-kqq (k 为比例系数) 库仑力的表达式：F= r2
2. 在氧化镁的形成过程中，镁离子和氧离子之间是否只存在静电引力呢？试分析之。 【板书】 3. 离子键的特征
右图1是氯化钠的晶体结构模型：右图2是氯化铯的晶体结构模型
（图1） （图2）
【思考】
1. 在氯化钠晶体中氯离子和钠离子在空间是如何结合的？ 2. 在氯化钠晶体中氯离子和铯离子在空间是如何结合的？ 3. 在氯化钠和氯化铯晶体中，离子的排列方式不同，为什么？ 4. 与共价键相比，离子键在方向性和饱和性上有何特点？ 【归纳总结】
1. 离子键没有方向性和饱合性。
2. 没有方向性的原因：离子键的实质是静电作用，离子的电荷分布通常被看成是球形对称的，因此一种离了对带异性电荷离子的吸引作用与其所处的方向无关。
3. 没有饱合性铁原因：在离子化合物中，每个离子周围最邻近的带异性电荷离子数目的多少，取决于阴阳离子的相对大小。只要空间条件允许， 阳离子将吸引尽可能多的阴离子排列在其周围，阴离子也将吸引尽可能多的阳离子排列在其周围，以达到降低体系能量的目的。所以离子键是没有饱和性的。 【板书设计】
一、离子键
Cs+
Cl-
第48页
1. 离子键的形成 2. 离子键的实质 3. 离子键的特征
第3节 离子键、配位键与金属键
第2课时 配位键
【教学目标】
1.使学生了解简单配位键的概念及形成实质和配位化合物在生物、化学等领域的广泛应用。
2.配位键的形成条件及简单配位键形成表示 【教学重点】配位键的实质。 【教学难点】配位键的实质。 【教师具备】制作课件、准备实验。 【教学方法】交流研讨、引导探究 【教学过程】 【新课引入】
通过化学必修课程和上一节的学习，你对化学键尤其是共价键和离子键有了一定的了解。那么，除了共价键和离子键，原子之间还有其他的结合方式吗？
【提出问题】实验证明，氨分子能与H+反应生成铵离子（NH4+），其反应可用NH3 + H+= NH4+表示，那么，氨作为一个分子是怎样与H+结合的呢？
【学生】学生可以想到NH3分子与H+的结合与我们学习过的共价键、离子键有所不同，可以用电子式写出NH4+的形成。
【讲述】铵离子（NH4+）的形成过程：氨分子中氮原子的2P轨道上有一对没有与其他原子共用的电子，这对电子称为孤对电子，氢离子上具有1S空轨道。在氨分子与氢原子作用时，氨分子的孤对电子进入氢离子的空轨道，与氢共用形成配位键。配位键用―→‖表示，箭头指向电子对的接受体。
【展示课件】NH3与H+的形成过程。 【板书】二、配位键：
第49页
1. 配位键的含义：是一种特殊的共价键，它是由一个原子单方面提供一对电子与另一个有空轨道的原子（或离子）共用而形成的共价键，称配位共价键，简称配位键。 【活动探究】那么，配位键的形成条件是什么？ 【板书】2. 配位键的形成条件
【学生总结】凡一方有空轨道，另一方有未共用电子对的两者就可形成配位键。 进一步得出配位键中提供电子对的原子称电子的给予体；接受电子对的原子称电子对的接受体。让学生回忆配位键的形成过程，总结出配位键的形成条件 【思考】配位键与共价键有何区别？
【练习】用电子式表示H3O+形成过程并写出H3O+的结构式。 学生写出H3O+的形成过程和结构式。
【讲述】在铵离子中虽然1个N-H键和其他3个N-H键的形成过程不同，但一旦形成铵离子，这4个氮氢键的性质（键长、键能、键角）完全相同，同理，水合氢离子中的氧氢键的性质也一样。
【展示课件】铵离子的空间构型
【讲述】展示NH4+的空间结构与第2节介绍的非极性分子联系，得出NH4+为非极性离子。 【探究实验】
①向盛有AgNO3溶液的试管里逐滴的加入氨水。 ②向盛有CuSO4溶液的试管里逐滴的加入氨水
得出结论：
①Ag++ NH3·H2O= AgOH↓+ NH4+ AgOH+2 NH3·H2O=〔Ag（NH3）2〕++OH-+2 H2O ②Cu2++2 NH3·H2O=Cu（OH）2↓+2 NH4+
Cu（OH）2+4 NH3·H2O=〔 Cu（NH3）4〕2++2 OH-+4 H2O 〔Ag（NH3）2〕OH 、〔 Cu（NH3）4〕SO4易溶于水。 【板书】3. 配位化合物
含义：配位化合物是一类含有配位单元的复杂的化合物 。 【学生观察得到反应现象】
①先产生白色沉淀后溶解，溶液最后无色透明；
②先产生蓝色沉淀后溶解，溶液最后蓝色透明学生通过现象可以进一步得到出现上述现象的原因：
第50页
先产生AgOH白色沉淀后又溶解了； 先产生Cu（OH）2蓝色沉淀后又溶解了。 【思考】配合物的应用：
进行溶解、沉淀或萃取操作来达到分离提纯、分析检测等目的
【总结】这节课我们研究了配位键的形成；形成条件—成键原子一方（A）能够提供孤对电子，另一方（B）具有能够接受孤对电子的空轨道；是一种特殊的共价键。 【课堂练习】
1.下列分子或离子中都存在着配位键的是 ( ) A．NH3、H2O B．NH4 + 、H3O+ C．N2、HClO D．[Cu(NH3) 4]2+ 、PCI3 2.下列各种说法中错误的是（ ）
A. 形成配位键的条件是一方有空轨道一方有孤对电子。 B. 配位键是一种特殊的共价键。
C. 配位化合物中的配体可以是分子也可以是阴离子。 D. 共价键的形成条件是成键原子必须有未成对电子。 【阅读】身体里的化学 【板书设计】 二、配位键： 1. 配位键的含义 2. 配位键的形成条件 3. 配位化合物
第3节 离子键、配位建与金属键
第3课时 金属键
【教学目标】
1. 知道金属键的实质
2. 会用金属键解释金属的某些特征性质 【教学重点】金属键的实质，某些性质的解释 【教学难点】金属键的实质
第51页
【教学方法】 交流研讨、引导探究 【教师具备】多媒体课件 【教学过程】
【引入】用精美的金属图片引入
Ti
【讨论】请一位同学归纳，其他同学补充。
1. 金属有哪些物理共性？金属为什么具有这些共同性质呢?
2. 金属原子的外层电子结构、原子半径和电离能？金属单质中金属原子之间怎样结合的？ 【板书】三、金属键 1. 金属共同的物理性质
容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。
2. 金属键及其实质
【展示】金属键的模型图 ，从金属元素的原子结构出发，结合电负性引导学生讨论金属原子能否以共价键或离子键成键；进而以能量为立足点明确金属键的成键本质。 组成离子：金属阳离子和自由电子
第52页
【讲解】在金属固体中，由于金属元素的电负性和电离能较小，金属原子的价电子容易脱离原子核的束缚在金属阳离子之间“自由”运动，即成为“自由电子”。正是由于“自由电子”在整个金属固体中不停的运动，使得体系的能量大大降低。这种在金属阳离子和“自由电子”之间存在的强烈的相互作用叫做金属键。金属键本质上也是一种电性作用。 【板书】 1．构成微粒：金属阳离子和自由电子
2．金属键：金属阳离子和自由电子之间的较强的相互作用 3. 成键特征：自由电子被许多金属离子所共有；无方向性、饱和性 【板书】
3. 金属键与金属性质
【学生分组讨论】如何应用金属键理论来解释金属的特性？请一位同学归纳，其他同学补充。
【讨论1】(1)金属为什么易导电 ？ 在金属晶体中，存在着许多自由电子，这些自由电子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就会发生定向运动，因而形成电流，所以金属容易导电。 【讨论2】(2)金属为什么易导热？
金属容易导热，是由于自由电子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。 【讨论3】(3)金属为什么具有较好的延展性？
金属晶体中由于金属离子与自由电子间的相互作用没有方向性，各原子层之间发生相对滑动以后，仍可保持这种相互作用，因而即使在外力作用下，发生形变也不易断裂
+ + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
自由电子
位错
+ + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +
金属原子
【拓展】金属之最 熔点最低的金属是--------汞 熔点最高的金属是--------钨 密度最小的金属是--------锂
+
金属离子
第53页
密度最大的金属是--------锇 硬度最小的金属是--------铯 硬度最大的金属是--------铬 延性最好的金属是--------铂 展性最好的金属是--------金 最活泼的金属是----------铯 最稳定的金属是----------金 【课堂小结】 结构
性质
金属内部的特殊结构 金属的物理共性
金属阳离子 自由电子 导电性 导热性延展性 【课堂练习】
1. 金属晶体的形成是因为晶体中存在 （ ） A.金属离子间的相互作用 B．金属原子间的相互作用
C.金属离子与自由电子间的相互作用 D.金属原子与自由电子间的相互作用 2．金属能导电的原因（ ）
A.金属晶体中金属阳离子与自由电子间的相互作用较弱 B．金属晶体中的自由电子在外加电场作用下可发生定向移动 C．金属晶体中的金属阳离子在外加电场作用下可发生定向移动 D．金属晶体在外加电场作用下可失去电子 3. 下列叙述正确的是（ ）
A.任何晶体中，若含有阳离子也一定含有阴离子
B．原子晶体中只含有共价键 C.离子晶体中只含有离子键，不含有共价键D．分子晶体中只存在分子间作用力，不含有其他化学键 三、金属键
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1. 金属共同的物理性质
容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。 2. 金属键及其实质 3. 金属键与金属性质 (1)金属为什么易导电 (2)金属为什么易导热？
(3)金属为什么具有较好的延展性？
第4节 分子间作用力与物质性质
第1课时 范德华力与物质性质
【教学目标】
1.使学生知道分子间作用力的广泛存在及其对物质性质（如熔点、沸点）的影响。 2.使学生了解分子间作用力对于水的特殊性质的影响作用 【教学重点】
1. 掌握化学键、范德华力的区别
2. 掌握范德华力对物质熔、沸点等性质的影响。
【教学难点】掌握范德华力存在的条件以及它对物质熔沸点的影响。 【教学方法】自学为主，重点讲解，分析归纳训练相结合。 【教师具备】酒精灯、烧杯、圆底烧瓶、多媒体 【教学过程】
【展示图片】水在通电条件下分解和冰与水的转化，引导学生分析、讨论两个过程的区别 【交流讨论】
（1）电解水的过程是一个 （填―物理‖或―化学‖）过程，而冰与水的转化过程是一个 （填―物理‖或―化学‖ ） 过程。
（2）前者的实质是 而后者 （填―有‖或―无‖）破坏化学键。
（3）通过对两个过程的分析，你对冰与水之间的转化有什么看法？（从化学键的破坏角度分析）
【导入】分子晶体在物质状态发生变化时，没有破坏化学键，而是破坏了另外的一种作用力，我们把这种作用力称为分子间作用力，并且分子间作用力也影响着物质的性质。
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【阅读】教材第一段，完成练习： ①分子间作用力存在于 和 之间。 ②常见的分子间作用力有 和 。
③与化学键相比，分子间作用力是一种 （填―强‖或―弱‖）的作用力 【板书】 第四节 分子间作用力与物质性质 【师】引导学生阅读教材完成练习 【生】阅读教材，分组讨论，完成练习。
1.范德华力的实质是 ，一般地，范德华力存在于 ________微粒之间。 2.化学键作用能一般为 ，而分子间作用能一般为 。 3.完成表格 物质名称 氯化钠 氯化氢
熔点
沸点 不填
熔化时破坏的作用力
氯化钠熔点比氯化氢高的原因 。
4.通过对氯化钠氯化氢熔点的分析，你对分子间作用力与化学键的区别的看法 。
5.从日常生活中，具体说明破坏范德华力的例子。 【师】我们先来学习范德华力以及它与物质的性质。 【板书】一、范德华力与物质性质 1.范德华力 实质：电性作用 存在微粒：分子之间
它的作用能远远小于化学键键能
【生】学生阅读教材，分析思考并且完成练习： ⑴卤素单质的熔沸点高低顺序为 ⑵卤素单质相对分子质量大小顺序为
⑶通过卤素单质的分析，你对分子熔沸点高地比较有何方法？
【师】范德华力越大熔沸点越高那么如何来比较都是范德华力德大小呢？先引导学生阅读教材，分析卤族元素单质熔沸点高低变化规律，让学生自己去分析卤族元素单质熔沸点高低变
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化规律和相对分子质量的变化规律的关系。 【板书】2. 范德华力与分子熔沸点的关系
结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高 【师】了解了熔沸点比较依据以后，让学生进行巩固练习 【生】巩固练习： 1. 比较熔沸点高低，并且说明理由。
⑴CF4、CCl4、CBr4、CI4，顺序为 理由为 ⑵HCl、HBr、HI，顺序为 理由为
2. N2中含有氮氮叁键，键能很大，为什么熔沸点很低？
【师】我们学习了范德华力，知道了它的大小影响着分子熔、沸点的高低，那么范德华力的成因与什么有关？（引导学生自学，并展示课件，让学生到黑板上给同学们讲解）。 【思考】阅读教材进行了解，分析课件的问题。 (1) 范德华力有哪些形成原因？
(2) 取向力、诱导力、色散力如何形成？它们各自所对应的分子类型是什么？ 从范德华力的成因等角度怎么样来解释卤素单质熔、沸点变化的原因？
【生】展开讨论，交流分析，利用刚学过的范德华力与分子晶体熔、沸点高低的关系，得出结论。 【思考】 1. 将干冰气化，破坏了CO2分子晶体的 2. 将CO2气体溶于水，破坏了CO2分子的 3. 比较H2O、H2S、H2Se、H2Te的熔沸点大小？
【师】学生分析自己得到的结果和实际变化规律以后，这就是分子间作用力的另一种叫氢键我们下一节课再讨论。
【板书设计】 第四节 分子间作用力与物质性质 一、范德华力与物质性质 1. 范德华力
2. 范德华力与分子熔沸点的关系
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第4节 分子间作用力与物质性质
第2课时 氢键与物质性质
【教学目标】
1. 知道氢键的形成条件、类型、特点以及氢键对物质性质（如熔点、沸点、溶解度）的影响。
2. 了解氢键对于水特殊性质的影响作用，了解氢键对于自然界存在和生命科学的重大意义。 【教学重点】掌握氢键对物质熔、沸点等性质的影响。 【教学难点】掌握氢键存在的条件以及它对物质熔沸点的影响。 【教学方法】自学为主，重点讲解，分析归纳训练相结合。 【教师具备】酒精灯、烧杯、圆底烧瓶、多媒体 【教学过程】
【引入】在上节课中我们知道水出现了反常是因为氢键，那么氢键到底是什么？它又是如何形成的呢
【板书】二、氢键与物质性质 【师】引导学生阅读教材，完成思考题
【生】阅读教材，分析思考。写出水分子的电子式______，其中氢元素的电负性比氧元素的____，（填―大‖或―小‖），氢与氧之间的电子对偏向____原子，此时氢原子几乎变成了________，与此时的氧原子产生了相互作用，此作用称为_________ 【师】思考下列问题： （1）以水分子为例分析氢键的形成过程 （2）氢键的表示方法键长键能能
（3）氢健形成的条件（以水分子为例进行分析）
【板书】1. 氢键的定义：静电作用和一定程度的轨道重叠作用 。氢键的表示形式：X—H···Y 【生】结合教材中水分子中氢键的形成特点，
1. 氢键的实质是_______，氢键的形成条件为________，常见电负性大的元素为_____ 2. 如果升高温度，分子晶体变成气态时，______（填―能‖或―不能‖）形成氢键。
【师】根据学生对氢键的了解，进一步通过练习来引导学生对氢键的认识，巩固氢键的知识。 【师】通过学习，我们对氢键有了大体了解，它与物质性质之间有什么关系？ 【板书】2. 氢键形成的条件
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【师】（展示课件）引导学生观察氧族元素、卤族元素、 氮族元素、碳族元素氢化物的溶沸点的变化趋势，分析和讨论其原因。 IV-VII族元素氢化物的熔沸点的变化趋势
【师】总结规律：分子中如果含有氢键，分子的熔、沸点会较高。 【生】分析图片，分组讨论，进行自由发言，填写空白。
（1）通过图片上各族元素氢化物的熔、沸点的变化规律，哪些物质的熔、沸点出现了反常？__________________通过对比，请你分析出现反常现象的原因是什么？___________________
(2) 分析碳族元素氢化物的变化规律是否也有反常现象？___________ 通过对比，请你分析出现反常现象的原因是什么？___________ 【生】填写表格。范德华力、氢键和共价键的对比 概念 存在范围 强度 对物质的影响 【生】巩固练习：
比较下列熔、沸点高低并且说明原因。
(1) H2O和H2S____原因________ (2) HF和HCl____原因________ (3) NH3和PH3____原因________ (4) CH4和CCl4____原因________
【师】强调：氢键的存在使物质的熔、沸点升高，并且分子间氢键影响物质的熔、沸点较大。 【师】氢键除了影响物质的熔、沸点以外，还影响着物质在水中的溶解度，比如NH3是极易溶于水的，这与氢键也有关系，所以说氢键的存在使物质的溶解度增大 【板书】3. 氢键与物质性质
【师】展示邻羟基苯甲醛和对羟基苯甲醛的熔、沸点 对羟基苯甲醛的熔、沸点：熔点 115ºC,沸点250ºC 邻羟基苯甲醛的熔、沸点：熔点 2ºC,沸点196.5ºC 【师】设计练习
范德华力
氢键
共价键
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(1) 它们都存在氢键吗？ (2) 请同学们自己思考，它们熔、沸点为什么不同？
(3) 通过分析结果，你对氢键与分子晶体熔、沸点的高低有何看法？
【师】强调：氢键的存在使物质的熔、沸点升高，并且分子间氢键影响物质的熔、沸点较大。 【师】氢键除了影响物质的熔、沸点以外，还影响着物质在水中的溶解度，比如NH3是极易溶于水的，这与氢键也有关系，所以说氢键的存在使物质的溶解度增大 【师】练习：请运用氢键有关知识，解释下面的事实。 【生】综合练习。请运用氢键的有关知识，解释下面的事实。 （1） 水和乙醇可以完全互溶
（2） 氯化氢气体极易溶于水 【师】实际上氢键普遍存在于自然界中，并且具有重要意义 【板书】4. 氢键的意义
【师】氢键不仅存在于我们比较熟悉的DNA中，在其他生物分子结构中也有氢键的存在，比如生物体内的碳酸酐酶分子中也有氢键，从而体现了氢键对我们生物体的重要性 【师】展示图片，讲解DNA结构对生命的重要性，以及DNA中氢键形成的特点 【思考】 （1）DNA分子中是否存在氢键？ （2）氢键的存在对生命有什么意义？ （3）氢键对我们的生活有着什么重要意义？
【生】请结合所学的生物内容，在举例说明氢键随我们生命的重要性 【课堂小结】 概念
分子间作用力
物质分子之间存在的微弱的相互作用
氢键
分子中与氢原子形成共价键的非金属如果吸引电子的能力很强，原子半径很小，则氢原子几乎成为―裸露‖的质子，带部分正电荷。这样的分子之间，氢核与带部分负电荷的非金属原子相互吸引，这种静电作用就是氢键。
存在
分子与分子之间
某些含强极性键的氢化物分子间，如
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范围 强度比较 影响强度因素
（1）随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
（2）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大
对物质性质的影响
（1） 影响物质的熔、沸点及溶解度等
物理性质
（2）组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高 比化学键弱得多
HF、H2O、NH3
比化学键弱的多，氮比分子间作用力稍强。
形成氢键的非金属原子吸引电子的能力越强，半径越小，则氢键越强。
分子间氢键的存在，是物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大
【板书设计】
二、氢键与物质性质 1. 氢键的定义 2. 氢键形成的条件 3. 氢键与物质的性质 4. 氢键的意义
第3章 物质的聚集状态与物质性质
第1节 认识晶体
第1课时 晶体的特征
【教学目标】
1．能区分晶体与非晶体。 2. 认识晶体的重要特征。 【教学重难点】
晶体的特征 【教学方法】探究法 【教学过程】
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【新课引入】 【投影】几种常见的晶体图片 【联想·质疑】
1.食盐、冰、金属、宝石、水晶、大部分矿石等 都是晶体，那么什么样的物质才能称为晶体？
2.晶体与玻璃、橡胶等非晶体有什么不同？ 3.为什么晶体具有明显不同于非晶体的特性？ 【讲述】
像上面这一类固体，有着自己有序的排列，我们把它们称为晶体；而像玻璃这一类固体，本身原子排列杂乱无章，称它为非晶体，今天我们的课题就是一起来探究晶体与非晶体的有关知识。 【板书】 一、晶体的特征
【板书】 1. 晶体与非晶体的本质差异 【提问】
在初中化学中，大家已学过晶体与非晶体，你知道它们之间有没有差异？ 【回答】
学生：晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点。 【讲解】
晶体有固定熔点，而非晶体无固定熔点，这只是晶体与非晶体的表观现象，那么他们在本质上有哪些差异呢？ [投影] 晶体与非晶体的本质差异
晶体 非晶体 【讲述】
通过前面对晶体与非晶体的讨论，现在我们来总结一下，晶体有哪些特点： 【板书】
2. 晶体的特点：
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固定熔点 有 没有
微观结构
原子在三维空间里呈周期性有序排列
原子排列相对无序
【阅读思考】 晶体具有何种特性
（1）在适宜条件下，晶体能自发呈现封闭的、规则的多面体外形---自范性； （2）在不同的方向上表现不同的物理性质（如导电）----向异性 （3）具有特定的对称性---对称性 【过渡】
通过以上的学习如何给晶体下一定义？晶体又有何分类？分类的依据又是什么？ 【板书】 3.晶体的分类
（1）晶体： 内部微粒在空间按一定的俄规律做周期性重复排列构成的固体物质 （2）依据：根据晶体内部微粒的种类和微粒间相互作用 （3）分类：离子晶体、金属晶体、原子晶体和分子晶体 【思考】各类晶体有何区别？ 【学生归纳】
【问题】晶体有何用途呢？
【板书】 4.晶体的用途（学生阅读教材） 【练习】
1. 从我们熟悉的食盐、金属、冰到贵重的钻石等都是晶体，而同样透明的玻璃却是非晶体。下列关于晶体和非晶体的本质区别的叙述中，正确的是（ ）
A.是否具有规则的几何外形的固体
B.是否具有固定组成的物质 C.是否具有美观对称的外形
D.内部基本构成微粒是否按一定规律做周期性重复排列 2.下列物质中属于晶体的是（ ）
A.橡胶 B.玻璃 C.食盐 D.水晶
3. 关于晶体的自范性，下列叙述正确的是（ ） A.破损的晶体能够在固态时自动变成规则的多面体
B.缺角的氯化钠晶体在饱和的NaCl溶液中慢慢变为完美的立方块 C.圆形容器中结出的冰是圆形的
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D.由玻璃制成的圆形的玻璃球 4.下列物质具有固定熔点的是（ ）
A.橡胶 B.玻璃 C.水玻璃 D.CuSO4•5H2O 5.下列关于晶体的性质叙述中，不正确的是（ ）
A．晶体的自范性指的是在适宜条件下晶体能够自发地呈现封闭规则的多面体几何外形 B．晶体的各向异性和对称性是矛盾的
C．晶体的对称性是微观粒子按一定规律做周期性重复排列的必然结果 D．晶体的各向异性直接取决于微观粒子的排列具有特定的方向性
6.晶体材料有着十分广泛的用途，人们常常利用晶体的性能制造各种有用的材料。下列对晶体材料的应用与水晶有关的是（ ）。
A.制造红宝石激光器 B.制造晶体管等电子元件
C.用于遥控器.电子表.手机.声呐等实现能量转化 D.应用于杀菌和快速准确进行外科手术 1. D 2.CD 3.B 4.D 5.B 6.C 【板书设计】 一、晶体的特征
1.晶体与非晶体的本质差异 2.晶体的特点
（1）在适宜条件下，晶体能自发呈现封闭的、规则的多面体外形---自范性； （2）在不同的方向上表现不同的物理性质（如导电）----向异性 （3）具有特定的对称性---对称性 3.晶体的分类 4.晶体的用途
第1节 认识晶体
第2课时 晶体结构的堆积模型
【教学目标】
1.了解最基本的两种类型（A1 A3）的等径圆球的密堆积型式
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2.知道离子晶体的可视为不等径圆球的密堆积 【教学重难点】
了解最基本的两种类型（A1 A3）的等径圆球的密堆积型式 【教学方法】探究法 【教学过程】 【新课引入】
【问题】晶体具有规则的几何外形是有什么决定的？ 【回答】晶体的内部微粒按一定的规律周期性重复排列。
【联想质疑】晶体具有的规则几何外形源于组成晶体的微粒按一定规律周期性地重复排列。 那么晶体中的微粒是如何排列的？ 如何认识晶体内部微粒排列的规律性？ 【板书】二、晶体结构的堆积模型 我们先来探讨金属晶体的内部结构
【讲述】密堆积：由无方向性的金属键、离子键和范德华力等结合的晶体中，原子、离子或分子等微观粒子总是趋向于相互配位数高，能充分利用空间的堆积密度最大的那些结构。 密堆积方式因充分利用了空间，而使体系的势能尽可能降低，而结构稳定。 1.等径圆球的密堆积
【活动探究】把乒乓球装入盒中，盒中的乒乓球怎样排列才能使装入的乒乓球数目最多？ 【活动提示】
（1）将小球先排成列，然后排成一层，认真观察每一个小球周围最多排几个小球，有几个空隙。
（2）将球扩展到两层有几种方式，认真观察两层球形成的空隙种类。 （3）扩展到三层，有几种排列方式，并寻找重复性排列的规律。 【思考】
1. 将等径圆球在一列 上的最紧密排列有几种？ 如何排列？
2.等径圆球在同一平面上的堆积方式是唯一的吗？ 最紧密堆积有几种排列？ 在最紧密堆积方式中每个等径圆球与周围几个球相接触？
【板书】密置层：在同一平面上，每个等径圆球与周围其它六个球相接触形成最紧密堆积方式
【思考】取A、B两个密置层，将B层放在A层的上面，有几种堆积方式？最紧密的堆积方式是哪种？它有何特点？
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【讲述】
1.在第一层上堆积第二层时，要形成最密堆积，必须把球放在第二层的空隙上。这样，仅有半数的三角形空隙放进了球，而另一半空隙上方是第二层的空隙。
2.第一层上放了球的一半三角形空隙，被4个球包围，形成四面体空隙；另一半其上方是第二层球的空隙，被6个球包围，形成八面体空隙。
【板书】密置双层：将B层放在A层上面时，两层平行地错开，使B层每个球的球心恰好对应于A层中相邻三个球所围成的空隙中心，并使两层紧密接触
【思考】如果将密置层C放在刚才堆成的密置双层的上面，有几种最密堆积方式？如何堆积？
【讲述】第二层堆积时形成了两种空隙：四面体空隙和八面体空隙。那么，在堆积第三层时就会产生两种方式：
1.第三层等径圆球的突出部分落在正四面体空隙上，其排列方式与第一层相同，但与第二层错开，形成ABAB…堆积。这种堆积方式可以从中划出一个六方单位来，所以称为六方最密堆积（A3）。
2.另一种堆积方式是第三层球的突出部分落在第二层的八面体空隙上。这样，第三层与第一、第二层都不同而形成ABCABC…的结构。这种堆积方式可以从中划出一个立方面心单位来，所以称为面心立方最密堆积（A1）。
【讲述】一个原子或离子周围所邻接的原子或离子数目叫配位数。 【小结】
由于金属键没有方向性和饱和性，每个金属原子周围总是尽可能多的与邻近金属原子密堆积在一起，以使能量达到最低。
金属晶体的结构型式可以归结为等径圆球密堆积。
事实上，大部分金属采用最密堆积方式，例如金属镁就属于A3型密堆积，金属铜就属于A1型密堆积。只有少数金属采用非密堆积的方式。金属采取哪种堆积方式可以通过X射线衍射实验证实。
【过渡】构成离子晶体的微粒是什么?它们的作用力是什么? 离子键的特点? 【回答】阳离子和阴离子，通过离子键(静电引力)结合。 没有方向性和饱和性。 【启发】对比金属晶体的结构，阳离子和阴离子之间怎样排列最稳定?
【讲解】阳、阴离子也是球对称的。但阳、阴离子半径不同，一般情况下阴离子的半径比阳离子的半径大。因此，离子晶体的结构可以看做不等径圆球密堆积。
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【板书】2．不等径圆球密堆积 一个离子周围尽可能多地吸引带相反电荷的离子以降低能量。
堆积方式：大球先按一定方式做等径圆球密堆积，小球再填入大球所形成的空隙中。 举例：CsCl晶体、NaCl晶体、ZnS晶体。
配位数概念，三种晶体中离子配位数分别为：8：8，6：6，4：4。 同学们想深入了解离子晶体的结构，可以自学“知识点击”部分。
【小结】晶体中的微粒通过没有方向性的金属键力、离子键力结合尽可能进行紧密堆积，以使能量达到最低。
【讲述】分子晶体属非等径圆球密堆积方式，分子晶体尽可能采取紧密堆积的方式，但受到分子形状的影响。原子晶体不服从紧密堆积方式 【板书设计】
二、晶体结构的堆积模型 1. 等径圆球的密堆积
2．不等径圆球密堆积
第1节 认识晶体
第【教学目标】
1.知道晶胞是晶体的最小结构重复单元。 2.能用切割法计算一个晶胞中实际拥有的微粒数 【教学重难点】
能用切割法计算一个晶胞中实际拥有的微粒数 【教学方法】探究法 【教学过程】 【新课引入】 【联想质疑】
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3课时 晶体结构的最小重复单元——晶胞
通过前面的学习你已经知道，晶体可以看成是微粒按照一定的规律无限堆积而得到的，整个晶体里排列着无数个微粒。那么，如何研究晶体内部微粒的排列规律呢？ 【板书】
三.晶体结构的基本单元
1.晶胞定义：晶胞是晶体中最小的结构重复单元。晶胞都是从晶体结构中截取下来的大小、形状完全相同的平行六面体。 【多媒体展示】各种类型的晶胞
【问题讨论】晶胞必须符合两个条件？我们又如何去划分晶胞呢？ 【总结】
晶胞必须符合两个条件： 一是代表晶体的化学组成 二是代表晶体的对称性 。 划分晶胞要遵循2个原则：一是尽可能反映晶体内结构的对称性；二是尽可能小 【陈述】由A3密堆积中可以划分出六方晶胞，从A1密堆积中可以划分出立方面心晶胞。
整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞无隙并置而成，所谓无隙是指相邻晶胞之间没有任何间隙，所谓并置是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。晶胞是具有代表性的体积最小的平行六面体。
【交流研讨】既然晶体是由无数个晶胞堆积形成的，晶胞内威力的组成就能反映整个晶体的组成。那么？应如何来分析一个晶胞中的微粒数呢？ 【板书】2.晶胞中原子个数的计算方法：（分割法）
分割法是一种计算一个晶胞中实际拥有微粒数目的一种方法。
分割法的根本原则是：晶胞任意位置上的一个原子如被X个晶胞所共有，那么每个晶胞对这个原子分享1/X。如对于立方晶胞
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（1） 每个顶点上的原子被8个晶胞共有，所以晶胞对顶点的每个原子占有1/8。 （2） 每条棱上的原子被4个晶胞共有，所以晶胞对棱上的每个原子只占有1/4。 （3） 每个面上的原子被2个晶胞共有，所以晶胞对面上的每个原子只占有1/2。 （4） 晶胞内部的原子属于晶胞自己，不与其它晶胞分享。 【思考】你能用这种方法分析一下NaCl、CsCL晶体吗？(多媒体展示) 【计算】NaCl晶胞、CsCl晶胞中含有的阴、阳离子数目分别是多少？
NaCl晶胞：钠离子：1＋12×1/4 ＝ 4 氯离子：8 ×1/8＋6×1/2 ＝ 4 CsCl晶胞：铯离子：1 氯离子：8 ×1/8＝ 1
【迁移应用】计算物质的化学式
【例题】如图所示的晶体结构是一种具有优良的压电、铁电、光电等功能的晶体材料的晶胞。晶体内与每个“Tｉ”紧邻的氧原子数和这种晶体材料的化学式分别是（各元素所带的电荷均已略去）
【解析】Ba：1x1 Ti：8x(1/8) O：12x(1/4) 化学式为：BaTiO3 【板书设计】
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三.晶体结构的基本单元
1.晶胞定义 2.晶胞中原子个数的计算方法：
第2节 金属晶体与离子晶体
第1课时 金属晶体
【教学目标】
1. 知道金属原子的三种常见堆积方式：A1、A2、A3型密堆积
2. 能从构成金属晶体的微粒间的作用力和微粒的密堆积出发解释金属晶体的延展性 【教学重点】金属晶体内原子的空间排列方式， 【教学难点】金属晶体内原子的空间排列方式。 【教学方法】借助模型课件教学 【教师具备】制作课件 【教学过程】 【复习提问】
1.如何用金属键解释金属的导热性、导电性？ 2.哪些因素会影响金属键的强弱呢？
3. 何谓金属键？成键微粒是什么？有何特征？ 4. A1型密堆积？何谓A3型密堆积？
【联想质疑】通过上一节的学习，你已知道金属铜的晶体属于A1型密堆积，金属镁属于A3型密堆积，那么，金属铁、钠、铝、金、银等属于哪种类型的密堆积？除了A1型和A3型外，金属原子的密堆积还有哪些型式？ 【板书】一、金属晶体
【讨论】什么是金属晶体？它有何特征？ 【回答】
【板书】
1.定义：金属晶体是指金属原子通过金属键形成的晶体。
2.金属键的特征：由于自由电子为整个金属所共有，所以金属键没有方向性和饱和性。
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【陈述】金属原子的外层电子数比较少，容易失去电子变成金属离子和电子，金属离子间存在反性电荷的维系――带负电荷的自由移动的电子（运动的电子使体系更稳定），这些电子不是专属于某几个特定的金属离子这就是金属晶体的形成的原因。 【练习】金属晶体的形成是因为晶体中存在( )
①金属原子②金属离子③自由电子④阴离子 A.只有① B.只有③ C.②③ D.②④
解析：金属晶体内存在的作用力是金属键，应该从金属键的角度考虑，分析金属键的组成和特征：由自由电子和离子组成，自由电子具有良好导电性，即金属晶体是金属离子和自由电子通过金属键形成的。
【过渡】金属原子的密堆积还有哪些型式 【板书】
3.金属晶体的结构型式：
【思考】如果把金属晶体中的原子看成直径相等的球体,把他们放置在平面上,有几种方式? 【学生活动】利用20个大小相同的玻璃小球进行探讨？
【思考】上述两种方式中,与一个原子紧邻的原子数(配位数)分别是多少?哪一种放置方式对空间的利用率较高?
【思考交流】对于非密置层在三维空间有几种堆积方式?
【讲述】一种：上下对齐 的简单立方。 另一种：将上层金属原子填入下层金属原子形成的凹穴中,每层均照此堆积.钾、钠、铁等金属采用这种堆积方式，简称为A2型。
Ca、Al、Cu、Ag、Au等金属晶体属于A1型最密堆积，Mg、Zn等金属晶体属于A3
型最密堆积，A2型密堆积又称为体心立方密堆积，Li、Na、K、Fe等金属晶体属于A2型密堆积。A1型配位数为12，A2型配位数为8，A3型配位数为 12。 【联想·质疑】金属晶体有哪些共同的性质？为什么？ 【回答】导电导热性强;不透明、有金属光泽;延展性好;
【讨论】金属晶体中的金属键和原子的堆积方式与金属晶体的物理性质的关系如何？ 【板书】4. 金属晶体中的金属键和原子的堆积方式与金属晶体的物理性质的关系 【总结讲述】
（1）金属晶体具有良好的导电性：金属中有自由移动的电子，金属晶体中的自由电子在没有外加电场存在时是自由运动的，当有外加电场存在的情况下，电子发生了定向移动形成了电流，呈现良好的导电性。
第71页
（2）金属晶体具有良好的导热性：自由电子在运动时经常与金属离子碰撞，从而引起两者能量的交换。当金属某一部分受热时，在那个区域里的自由电子能量增加，运动速度加快，于是通过碰撞，自由电子把能量传给金属离子。金属容易导热就是由于自由电子运动时，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。
（3）金属晶体具有良好的延展性：金属有延性，可以抽成细丝，例如最细的白金丝直径不过1/5000 mm。金属又有展性，可以压成薄片，例如最薄的金箔只有1/10000 mm厚。金属晶体的延展性可以从金属晶体的结构特点加以解释。当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，由于金属离子与自由电子之间的相互作用没有方向性，滑动以后，各层之间仍保持着这种相互作用，在外力作用下，金属虽然发生了变形，但不会导致断裂。
（4）金属的熔点、硬度等取决于金属晶体内部作用力的强弱。一般来说金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属晶体内部作用力越强。因而晶体熔点越高、硬度越大。
金属晶体的熔点变化差别较大。如：Hg在常温下为液态，熔点低（－38.9℃）,而铁等金属熔点高（1355℃），这是由于金属晶体紧密堆积方式，金属阳离子与自由电子的作用力不同造成的。同类型金属金属晶体，金属晶体的熔点由金属阳离子半径，离子所带的电荷决定，阳离子半径越小，所带电荷越多，相互作用力就越大，熔点就越高。如：熔点：Li>Na>K>Rb>Cs，Na。
【练习】金属晶体堆积密度大，原子配位数高，能充分利用空间的原因是（ ）
A.金属原子的价电子数少 C.金属原子的原子半径大
B.金属晶体中有自由电子 D.金属键没有饱和性和方向性
解析：这是因为分别借助于没有方向性的金属键形成的金属晶体的结构中，都趋向于使原子吸引尽可能多的原子分布于周围，并以密堆积的方式降低体系的能量，使晶体变得比较稳定。答案：D
【思考】合金为何比纯金属的性质优越？
【学生】阅读—追根寻源并思考1.合金的概念？2.合金的特点？3.合金的类型及其性质特点？
【板书】5. 合金及合金的优点 【总结】合金及合金的优点
⑴合金：
①定义：把两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成具有金属特性的物质叫
第72页
做合金。
②特点：
a.合金的熔点比其成分中各金属的熔点都要低，而不是介于两种成分金属的熔点之间。 b.具有比各成分金属更好的硬度、强度和机械加工性能。例如：金属铝很软，但如果将铝与铜、镁按一定的比例混合，经高温熔融后冷却可以得到硬铝，硬度大大提高。
⑵合金的不同类型及各自的性质特点
①当两种金属的电负性、化学性质和原子半径相差不大时，形成的合金称为金属固熔体，如铜镍、银金合金。这类合金的强度和硬度一般都比组成它的各成分金属的强度和硬度大。
②当两种金属元素的电负性或原子大小相差较大时，形成的合金称为金属化合物，如Ag3Al合金。这类合金通常具有较高的熔点，较大的强度，较高的硬度和耐磨性，但塑性和韧性较低。
③原子半径较小时氢、硼、氮等非金属元素渗入过渡金属结构的间隙中，称为金属间隙化合物或金属间隙固熔体。这类合金具有很高熔点和很大的硬度，遮住要是填隙原子和金属原子之间存在共价键的原因。 【概括整合】
【板书设计】 一、金属晶体
1.定义：金属晶体是指金属原子通过金属键形成的晶体。 2.金属键的特征；金属键没有方向性和饱和性。 3.金属晶体的结构型式：
4. 金属晶体中的金属键和原子的堆积方式与金属晶体的物理性质的关系 5. 合金及合金的优点
第2节 金属晶体与离子晶体
第2课时 离子晶体
【教学目标】
1. 使学生认识几种常见的AB型离子晶体（NaCl、CsCl、ZnS）的结构，了解其配位数情况。 2. 能用―切割法‖计算一个给定的简单离子晶体晶胞中实际拥有的阴、阳离子个数。
第73页
3. 了解晶格能的概念，知道离子晶体的熔、沸点等性质决定于晶格能的大小；知道晶格能的大小与离子晶体的结构型式和阴、阳离子所带电荷以及阴、阳离子的间距有关。 【教学重点、难点】离子晶体的空间堆积方式，离子晶体的结构特点。 【教学方法】借助模型课件教学 【教师具备】制作课件 【教学过程】 【复习引入】 1. 晶体有哪些类型？ 2. 什么叫离子晶体？ 【回答】
1. 金属晶体，离子晶体，分子晶体和原子晶体。
２.离子晶体是阴、阳离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列所形成的晶体。 那么，离子晶体的结构是怎样的，有什么特点呢？我们这节课就来学习离子晶体的结构。 【板书】二、离子晶体
我们先来探讨NaCl晶体的内部结构
【提出问题】请同学们观察NaCl晶体的堆积模型，思考以下问题： １. NaCl晶体采取哪种堆积方式？
2. 像NaCl这样的离子晶体采取密堆积的原因是什么？ 【回答】
１. NaCl晶体中的Cl-采取A1型密堆积，Na+填在Cl-所形成的空隙中，整体是采取不等径
圆球的密堆积。
２. 离子晶体微粒间的作用力为离子键，离子键无方向性和饱和性，因此离子晶体尽可能采取密堆积，以使得体系能量降低，达到稳定状态。
【过渡】我们知道晶体中最小的结构重复单元称为晶胞，将一个个晶胞上、下、前、后、左右并置起来，就构成整个晶体结构，那么NaCl晶胞是怎样的呢？ 【展示】NaCl的堆积模型
请同学们观察NaCl晶胞，思考以下几个问题： 1.NaCl晶体中Na+ 和Cl-的配位数分别为多少？
2. NaCl晶体中在Na+周围与它最近且距离相等的 Na+共有几个？
３.一个NaCl晶胞中含有的Na+ 和Cl-各是多少？
第74页
４.―NaCl‖这一化学式表示什么含义？
学生看到屏幕上NaCl晶胞中体心上的Na+，6个面心上的Cl-不停地闪烁 【回答】
1.在NaCl晶体中，每个Na+同时吸引6个Cl-，每个Cl-同时吸引6个Na+，所以Na+ 、Cl-配位数均为6。 2.12个
3.Na+：12ⅹ１／４＋１＝４ Cl-：８ⅹ１／８＋６ⅹ１／２＝４
4.离子晶体中，并不存在单独的―NaCl‖分子，在整个晶体Na+与Cl-的个数比为１：１，因此，―NaCl‖这一化学式表示的只是氯化钠的组成。 【过渡】通常哪些物质为离子化合物呢？ 【答案】强碱、大部分金属氧化物和盐
请同学们观察课本80页介绍的几种常见的AB型离子晶体：NaCl型、CsCl型、ZnS型，根据CsCl、ZnS的晶胞找出它们的配位数和每个晶胞中含有的阴、阳离子的个数。 学生通过简单计算，迅速给出答案，然后教师简单总结： CsCl配位数：８：８ ZnS配位数：４：４ CsCl晶胞中 Cs+：１个 Cl-：１个 ZnS晶胞中 Zn2+：４个 S2-：４个
【过渡】我们知道，离子晶体中阴阳离子通过离子键相互结合，因此离子晶体的熔点和离子晶体的稳定性与离子键的强弱有关。离子键的强弱在一定程度上可以用离子晶体的晶格能来衡量。
请同学们自学81页到872页，通过交流研讨，弄清楚以下几个问题： １.什么叫晶格能？
2.结构相似的离子晶体，晶格能的大小与哪些因素有关？ 【回答】 晶格能∝q1ⅹq2／r
晶格能的大小还与离子晶体的结构型式有关
【总结】对结构相似的离子晶体，阴阳离子间的距离越小，所带电荷数越多，晶格能越大，熔点越高。
【练习】试比较CaO、BaO、NaCl、KCl的熔点高低顺序 【回答】CaO>BaO>NaCl>KCl
第75页
【过渡】我们知道结构决定性质，在学习了晶体的结构以后，请同学们总结离子晶体具有哪些特性？
【讨论总结】引导学生共同总结出离子晶体的特性：
１. 熔点、沸点较高，而且随着离子电荷的增加，核间距离的缩短，晶格能增大，熔点升高。 ２. 一般易溶于水，而难溶于非极性溶剂。 ３. 固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电。
【小结】离子晶体是阴阳离子通过离子键结合在空间城县有规律的排列所形成的晶体。离子晶体的结构型式可归结为不等径圆球的密堆积。离子晶体的性质主要由晶格能决定。 【回忆概括】
【板书设计】 二、离子晶体 1.NaCl的堆积方式 2.NaCl晶胞的分析 3.哪些物质为离子化合物 4.晶格能 (1) 定义
（2）影响晶格能大小的因素 5.离子晶体的特性
第3节 原子晶体与分子晶体
第1课时 原子晶体
【教学目标】
1. 通过了解典型原子晶体金刚石的宏观性质，引导学生理解原子晶体的空间结构特点及
微粒的堆积方式，
2. 认识由共价键构成的晶体特点。 【重点难点】
重点：掌握原子晶体的结构与性质特点。
难点：理解原子晶体与离子晶体、金属晶体的区别。 【教学方法】
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自主合作探究型学案教学 【教学过程】
第77页
教 师 活 动
学 生 活 动 学生聆听、思考。
设 计 意 图 提出问题，引起学生思考，激发学生学习的兴趣。
情【设问】通过初中和必修课程的学习我们知道，碳景和硅虽然都是ⅣA族元素，但他们的氧化物二氧化导硅和二氧化碳的性质却差别较大。例如，常温下，入 二氧化碳是气体，二氧化硅却是熔点高、硬度大的
晶体，这是为什么呢？这与它们的结构有什么关系？这一节我们就来研究他们的结构及性质上的不同。
问【自学】请同学们先自学课本，然后完成学案中的题[基础自测]内容，再相互讨论，将发现的疑难问题发写到学案的[问题发现]栏目中。（教师巡视，指导现 学生自学及正确使用学案。）
学生先阅读教材，然后完成学案中的相应内
充分发挥学生的主体作用，提高课堂效率，培
容。相互讨论，养学生的自学提出问题。
能力。
【问题探究1】在初中我们都学习过金刚石的性质（展示金刚石的图片），金刚石有哪些特性？这些性质显然是由金刚石的结构决定的，已知金刚石中的碳原子的杂化轨道是sp3，那么，金刚石有怎样的结构呢？请各小组相互讨论，并根据自己的想象制作金刚石的结构模型。 思考
1. 在金刚石晶体中每个碳原子周围紧邻的碳原子有多少个？
2. 在金刚石晶体中每个碳原子连接有几个共价键？
3. 在金刚石晶体中碳原子个数与C-C共价键个数之比是多少？ 【板书】一．原子晶体
１.概念：相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体．
学生分组讨论、通过问题探究探究，并根据想象动手制作金刚石的球棍模型。然后小组代表发表自己的看法。
学生回顾复习
和迁移应用，学习金刚石的知识。
杂化轨道知识， 完善自己的金
刚石球棍模型。
通过问题探究及迁移应用，学习二氧化硅的知识。
第78页
【归纳拓展】（展示甲烷和金刚石的微观结构图，学生练习，巩固结合学生回答情况，共同分析总结）甲烷分子中的碳原子的杂化轨道是sp3杂化轨道，甲烷分子是正四面体形分子。金刚石中的碳原子的杂化轨道也是
有关金刚石的知识。
sp3杂化轨道，故每个碳原子以sp3杂化轨道和它近邻的四个碳原子以共价键相互结合在一起形成正四面体形的空间立体网状结构。其中C—C键键长
学生分组讨论、
1．金属晶体、离子晶体、原子晶体在结构和性质上有何不同？请填写下表。 晶体类型 构成微粒 微粒间的作用力 概
化学键 括
特征 整
实 例 合
2．常见的原子晶体有金刚石、晶体硅、金刚砂、水晶，比较并填写下表。 常见原 子晶体 金刚石 碳化硅 晶体硅 二氧化硅
学生填表练习，以问题的形式比较总结几种
呈现，让学生讨论、总结，归纳出本节主要内容及有关规律。
金属晶体 离子晶体 原子晶体 晶体的有关结构和性质。
学生填表练习，比较总结常见的几种原子晶
键长与 键能比较
体的有关结构和性质。
原子数与化 最小环上 学键数比值 的原子数
【板书设计】 一．原子晶体
１.概念：相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体． 2.常见的原子晶体 3.原子晶体的物理特性
第3节 原子晶体与分子晶体
第79页
第2课时 分子晶体
【教学目标】
1.了解干冰的宏观性质，明确分子晶体的概念。 2.理解分子晶体的空间结构特点及微粒的堆积方式。
3.知道分子晶体熔沸点高低与晶体结构及微粒间作用力的关系。 【教学 重难点】掌握分子晶体的结构与性质特点。 【教学方法】
1.利用多媒体手段展示图片，激发学生学习兴趣，引导学生去探究分析分子晶体的结构特点。 2.利用图片、模型以及教材上的―联想·质疑‖―交流·研讨‖等栏目，承上启下，使课堂学习环环相扣。
3.课堂上利用学案导学，通过学生自学、小组讨论、上黑板展示、师生评价等形式，完成学习目标。并通过迁移应用、当堂反馈等习题的设置，巩固所学知识、检测学生的学习效果，使教学更有针对性。 【教学过程】 教学活动
学生活动
设计意图 启发学生思考：冰、干冰、碘的性质与离子晶体、金属晶体、原子晶体的区别。
[板书]二、分子晶体 [板书]1.分子晶体的概念
[讨论]（1）干冰的宏观性质和应用有哪些？
观察碘晶体和干冰 通过设置的讨晶体的晶胞，熟悉典型论题可加深学生分子晶体的结构。
对分子晶体结构
【引入问题情景】我们已知道，冰易融化，干冰易气化，聆听、观看图片 碘晶体易升华，你知道这些晶体为什么具有上述的特殊性质吗？它们的结构是怎样的呢？（利用多媒体展示冰融化，干冰气化，碘晶体升华等图片）
（2）分子晶体中分子的排列是否采取紧密堆积的方式？ 讨论给定的有关问题 特点的认为什么？
（3）分子晶体的结构特点有哪些？
学生思考讨论并展示结识。 通过迁论，学生之间相互评
移应用，使学生学以致用，达到
[思考]CO2中C原子和O原子之间以共价键相结合，故价。
CO2形成的晶体为原子晶体。你认为正确吗？为什么？ [讨论题答案：（1）常见巩固提高的目
第80页
（教师对学生的讨论结果做出评价并用多媒体展示） [迁移·应用]下列物质形成的晶体中属于分子晶体的化合物是（ ）。
A.NH3、H2、C10H8 B.H2S、CO2、H2SO4 C.SO2、SiO2、P2O5 D.CH4、Na2S、H2O
的干冰呈块状或丸状，的。 在低温实验、人工降雨等场合常用做致冷剂。 （2）分子晶体中分子的排列采取紧密堆积的方式，因分子间的相互作用不具有方向性。 （3）分子以分子间作用力相互结合形成晶体，并采取紧密堆积方式排列。
思考题答案：不正确，因为CO2中C原子和O原子之间虽然以共价键相结合，但CO2分子与分子之间是通过分子间作用力相结合而形成的分子晶体。
迁移应用答案：B]
[板书]2.冰晶体的结构与性质 [阅读思考]
（1）冰晶体中微粒间的作用力有哪几种？
阅读教师指定内容，参
考课本图示，思考、讨通过思考和组论学案提出的问题。
内、组间的交流，
（2）冰晶体的结构特点如何？冰中水分子的排列是否采（1）六人一组，组内合让学生自己发现取紧密堆积的方式？为什么？
作，集思广益。 （2）规律和方法。
（3）由水变为冰，水的密度如何变化？为什么？ （指导各小组上黑板展示问题学生思考问题）
的结论。
[迁移·应用]冰晶体中，在每个水分子周围结合的水分子的（3）有问题的先同组内个数为 。
（教师对学生的结论作出评价并用多媒体展示）
同学改，再小组之间改。 [思考题答案：（1）范德
第81页
华力和氢键
（2）冰晶体主要是水分子依靠氢键而形成的。因氢键具有一定的方向性，故冰中水分子不能采取紧密堆积方式。 （3）密度减小；因冰中水分子的间距教大，分子的排列比较松散。 迁移应用答案：4]
[板书]3.分子晶体的物理性质 [阅读思考]
（1）分子晶体的物理性质有何特点？
阅读教师指定内容，思
考、讨论学案提出的问以问题的形式将题。 （1）六人一组，内容具体化，使
（2）分子晶体的熔点为什么比原子晶体和离子晶体的熔组内合作，集思广益。 学生在探究、讨点低？
（2）各小组上黑板展示论问题的过程中
掌握学习目
（3）与同族元素的氢化物形成的分子晶体相比，为什么问题的结论。 水的熔沸点相对较高？
（3）有问题的先同组内标。
（4）如何判断组成和结构相似的分子晶体的熔沸点的相同学改，再小组之间改。 对高低？为什么？ （指导学生阅读相关内容，完成学案对于迁移应用给出的题 提出的问题）
[迁移·应用] 1.下列各组物质按熔点由低到高的顺序排列的是 。 A.F2、Cl2、Br2、I2 B.H2O、H2S、H2Se C.CO2、H2O、 D.白磷、金刚石
目，学生独立完成，然 后同桌之间相互批阅， 指出合理或不合理之
配以适当的练
处。 [阅读思考答案：（1）习，巩固所学知熔沸点低、硬度较小，识。 有较强的挥发性。 （2）分子晶体熔化时破
2.试解释甲烷晶体在常温常压不能存在的原因是什么？ 坏的是分子间作用力，（教师对迁移·应用答案进行评析） 【板书】4. 哪些晶体属于分子晶体
而原子晶体或离子晶体熔化时破坏的是化学
第82页
较典型的分子晶体有： 键，故分子晶体的熔点
(1)所有非金属氢化物，如水、硫化氢、氨、氯化氢、较低。 甲烷，等等；
（3）水分子间除了分子
(2)部分非金属单质，如卤素(X2)(如图3-9的碘)、氧间作用力外，还有氢键。 (O2)(如图3-10)、硫(S8)、氮(N2)、白磷(P4)、碳60(C60)(如（4）对组成和结构相似图3-10)，等等；
且晶体中不含氢键的物
(3)部分非金属氧化物，如CO2、P4O6、P4O10、SO2，质来说，相对分子质量等等
越大，物质的熔沸点越高。因相对分子质量越大，分子间作用力越大。 迁移应用答案：1.C 2.AC
3.甲烷形成的晶体是分子晶体，分子间依靠范德华力相结合，因范德华力较弱，故其熔点低，在常温常压下只能以气体形式存在。]
[小结]教师引导、启发学生总结本节所学主要知识内容框回忆、概括整合： 分子再现本节课主要架 （多媒体展示本节主要内容） [开拓思考]
间通过分子间作用力结学习过程。 抓住合形成的晶体称为分子要点。
金刚石与石墨的熔点均很高，那么二者熔点是否相同？为晶体。分子晶体中的分什么？若不相同，哪种更高一些？ [板书]5.混合晶体 【学生】阅读教材归纳总结结构特点
子以范德华力或氢键相结合，并采取紧密堆积方式。由于分子间作用力较小，因此分子晶体的熔点和硬度都比较低。
第83页
【板书设计】
二、分子晶体 1.分子晶体的概念 2.冰晶体的结构与性质 3.分子晶体的物理性质 4、哪些晶体属于分子晶体 [板书]5.混合晶体
第4节 几类其他聚集状态的物质
【教学目标】
1.初步了解非晶体、液晶、等离子体、纳米尺度聚集体等不同物质聚集态的结构及特殊性质。
2.初步了解这些聚集体的实际用途及作用。
3.能从物质聚集状态按不同类型和不同聚集程度来区分物质。 【教学重难点】不同聚集状态物质的结构与性质特点。 【教师具备】多媒体辅助教学
【教学方法】查阅资料、交流研讨、比较、归纳、概括、自我评价 【教学过程】 教学环节 提前布置学生走访商场或查阅资料或通过其他可能途径搜集信息资料 导入新课
教师活动
布置走访任务或查找信息 1了解非晶体，
2什么是液晶？有什么特性和用途？
3什么是纳米材料，又什么特性和用途？（能举例说明）
4什么是等离子体，有什么性质和用途？
显示：一块食盐晶体、一杯液态物质、一集气瓶二氧化氮气体。 提出问题：固、液、气三态有什么区别？
学生思考、讨论、从宏观物质的状态回答。
微观上学生可能回答不出来
利用多媒体技术，激起学习兴趣。提出问题，引起学生思考。
学生活动
学生自愿报名分小组： 走访商场的为一组 查阅资料的为一组 规定时间汇总
教学意图 培养学生搜集处理信息的能力。
第84页
从微观上探究固液气三态的区别
老师指导学生阅读课本。
然后填写下表（投影） 板书：
一、固、液、气三态区别
构成物质的微粒间距离 固体 液体 气体
学生阅读
学生思考、讨论。最后独立完成表中内容。
一学生回答。其余补充完善。
从结构方面指出固、液、气间的区别，使学生对三者的认识提高到一个新高度
微粒微观运动
性质
学生已经搜集好资料，踊跃举手回答，展示自己成果。 其他学生聆听。 交流研讨 学生阅读课本
学生独立完成表中内容。 一学生回答，其余评价完善
晶体 何形状
微粒排列 物理性质 举例
非 晶 体 教 学
过渡：我们知道晶体是有规则几何外形的固体，有自己的性质、特点，但对于同属于固体的非晶体你知道多少呢？那位同学来给我们介绍一下？
指导学生看书。
学生填写下表内容（投影） 板书：
二、晶体和非晶体的区别 外形 微粒排列 物理性质 举例
培养学生勇于展示自己的品质，培养学生共同学习的能力
非晶体 没有规则几何形状
外形 有规则几
晶体
非晶体
第85页
提出问题：根据你搜集的资料，你能举例说明晶体和非晶体可以相互转化吗？
师生共同总结：
实际上，一种物质可能以晶体和非晶体两种不同的形态出现，并不是绝对的。既许多非晶体在一定的条件下可以转化为晶体。
指导阅读：
固体除了以晶体和非晶体形态存在外，还有其他存在形态。请同学们阅读课本，了解一下准晶体的知识。
学生搜集了不同的资料，抢着举手回答。如：天然水晶是晶体，而熔化后再凝结的水晶（即石英玻璃）就是非晶体。晶体硫与弹性硫的转化等。
学生补充。
温故知新，拓展学生视野
学生阅读 培养学生的阅读能力，进一步拓展学生视野，让学生知道固体的其他存在形态
液 晶 教 学
提出问题：你知道显示屏上的图像是用什么方法显示出来的吗？ 投影学生收集的资料。
学生根据搜集的资料，交流研讨，联系实际，积极举手回答。 其他学生聆听。补充。
展示与学生密切相关的物-品，使课本知识与生活实际联系起来，提高学生学习兴趣。
第86页
请同学们总结：什么是液晶？有什么性质特点？各向异性的原因是什么？有什么重要用途？ 师生共同总结 投影： 三、液晶
1. 定义:在一定温度范围内既
具有流动性又具有各项异性的液体，称为液态晶体，简称液晶。
2. 性质特点：流动性，各向异
性
3. 各向异性的原因： 4. 用途：制造液晶显示器 提出问题：你知道液晶是怎么发现的吗？
学生认真总结 回答 补充
培养学生提炼知识、总结知识的能力。
学生根据搜集的信息，回答。 利用液晶发现的故事，对学生进行化学史教育。并对液晶与液体晶体的区别进一步了解。
纳 米 材 料 教 学
播放关于纳米材料的录像
投影学生搜集到的有关资料
学生观看，学生感到纳米材料的神奇，产生浓厚兴趣。 学生带着兴趣阅读有关资料。 思考：纳米材料为什么这么神奇？它的构造是怎样的？
创设情景，使学生对世界的神奇、科技对生活的影响产生浓厚的学习兴趣。
第87页
提出问题：你对纳米材料有那些了解？
学生根据录像、资料积极回答，从不同侧面对纳米材料的结构、性质、用途作答。
设计开放性的问题，有利于学生从不同侧面思考，有利于使学生真正成为学习的主体。
第88页
对学生提出的其他问题简要解释。
请同学们总结纳米材料的定义、组成、结构、性质、用途，并回答。
师生共同总结（投影） 板书： 四、纳米材料
1. 定义：是指三维空间尺度至少
有一维处于纳米尺度（1～100nm）的.具有特定功能的材料。
2. 组成：有纳米颗粒和颗粒间界
面组成
3. 结构：纳米颗粒是长程有序的
晶状结构 ，界面是既不长程有序也不短程有序的无序结构
4. 性质：有既不同于微观粒子又
有不同于宏观物体的独特性质
5. 用途：医疗上的用途.日常生活
中的用途等 指导学生阅读 纳米技术
学生根据收集到的资料可能还列举出纳米材料的其他性质和更广更多的用途，或提出其他有关问题。 学生总结 回答 补充
明确学生本部分内容应达到的要求，使学生学习有的放矢。
学生认真阅读 拓展学生视野，引起探究热情
等 离 子 体 教 学
提出问题：100℃时水会变为气体，若温度升高到几千度，会发生什么变化呢？
产生联想，质疑 利用问题情景，引起学生联想，引入等离子体教学。
请学生展示搜集的有关资料：图片、文字
学生观看、思考，获取知识 培养学生自主学习，获取信息的能力
第89页
提出问题：什么是等离子体？ 是怎样产生的？ 有什么性质和特点? 师生共同总结（投影） 板书： 五、等离子体
电子）和中性微粒（原子或分子）所组成的物质聚集体称为物质的等离子体。 2. 产生原因：
3. 性质特点：很好的导电性.很高
的温度.有流动性.呈准电中性。 4. 存在： 5. 用途：
本节概括整合
布置学生自己将本节知识进行整合。 学生板书。 师生共同完善。
学生总结。 讨论。 回答。
充分调动学生的积极性。 发挥教师的主导作用和学生主体作用。
1. 定义：有大量带电微粒（离子.补充完善。
学生回忆、整合本节知识 再现本节主要学习过程，完善知识结构，培养学生总结、整合知识的能力
【板书设计】
一、固、液、气三态区别 二、晶体和非晶体的区别 三、液晶 四、纳米材料 五、等离子体 作业布置
查阅资料，了解纳米技术发展状况，以“纳米技术与未来生活”为题写一片小论文
学生课后查阅资料，完成小论文。
培养学生的创新能力、热爱科学的品质、深入研究的科学精神。
第90页
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本文来源：https://www.wddqw.com/doc/344b8439f28583d049649b6648d7c1c708a10bf5.html