4新人教化学选修3《物质结构与性质》全部教学案

4新⼈教化学选修3《物质结构与性质》全部教学案

新课标⼈教版选修3《物质结构与性质》全部教学案

引⾔

【知识要点】

组成和性质

化学研究

1、分⼦的组成不同——结构不同——性质不同

元素种类⼀样

2、分⼦组成相同——结构不同——性质不同

3、分⼦组成不同，但结构相似——性质相似

4、⽆机物中，化学组成相同，但晶体结构不同，从⽽导致性质不同。

第⼀章原⼦结构与性质

第⼀节原⼦结构

【学习重点】

1、根据构造原理写出1～36号元素原⼦的电⼦排布式；

2、核外电⼦的运动状态，电⼦云与原⼦轨道；

3、泡利原理、洪特规则。

【学习难点】

1、电⼦云和原⼦轨道；

2、基态、激发态和光谱。

（第1课时）

【知识要点】

⼀、原⼦的诞⽣

1932年勒梅特⾸次提出了现代宇宙⼤爆炸理论：整个宇宙最初聚集在⼀个“原始原⼦”中，后来发⽣了⼤爆炸，碎⽚向四⾯⼋⽅

散开，形成了我们的宇宙。⼤爆炸后两⼩时，诞⽣了⼤量的、少量的及极少量的Li，然后经过长或短的发展过程，以上元素发

⽣原⼦核的熔合反应，分期分批的合成了其它元素。

元素宇宙中最丰富的元素占88.6%（氦1／8），地球上的元素⼤多数是⾦属，⾮⾦属元素（包括稀有⽓体）仅种。

⼆、原⼦结构模型（⼈类对原⼦结构的认识历史）

古希腊哲学家德谟克利特是原⼦学说的奠基⼈，他认为原⼦是构成物质的粒⼦。万物都是由间断的、不可分的粒⼦即原⼦构成

的，原⼦的结合和分离是万物变化的根本原因。

1、道尔顿原⼦模型（1803年）英国科学家道尔顿是近代原⼦学说的创始⼈。他认为原⼦是组成物质的基本粒⼦，它们是坚

实、不可再分的实⼼球，同种原⼦的质量和性质都相同。

2、汤姆⽣原⼦模型（1904年）英国科学家汤姆⽣发现了电⼦。他认为原⼦是⼀个平均分布着正电荷的粒⼦，其中镶嵌着许多

电⼦，中和了正电荷，从⽽形成了中性原⼦。（也称“枣糕”模型或“葡萄⼲布丁”模型）

3、卢瑟福原⼦模型（1911年）英国物理学家卢瑟福根据α—粒⼦散射实验提出：在原⼦的中⼼有⼀个带正电荷的核，它的质

量⼏乎等于原⼦的全部质量，电⼦在它的周围沿着不同的轨道运转，就象⾏星环绕太阳运转⼀样。（电⼦绕核旋转的原⼦结构

模型）

4、玻尔原⼦模型（1913年）丹麦物理学家玻尔通过光谱研究提出电⼦在核外空间的⼀定轨道内绕核做⾼速圆周运动的理论。

（核外电⼦分层排布的原⼦结构模型）

5、电⼦云模型（1927年—1935年）⼜称现代物质结构学说。奥地利物理学家薛定谔等⼈以量⼦⼒学为基础，根据微观世界

的波粒⼆象性规律，提出⽤量⼦⼒学的⽅法描述核外电⼦运动，即⽤电⼦云描述核外电⼦的运动。

随着现代科学技术的发展，科学家已经能利⽤电⼦显微镜和扫描隧道显微镜来拍摄表⽰原⼦图像的照⽚，并且能在晶体硅表⾯

上⽤探针对硅原⼦进⾏“搬迁”。

三、能层与能级

1、对于多电⼦原⼦的核外电⼦，按能量的差异将其分成不同的；在同⼀个原⼦中，离核越近，电⼦能量越。由⾥向外，分别

⽤字母：、、、、、、…表⽰相应的分别第⼀、⼆、三、四、五、六、七能层。各能层最多容纳的电⼦数为。

2、对于多电⼦原⼦，同⼀能层的电⼦能量也可能不同，将其分成不同的。同⼀能层⾥，能级的能量按s、p、d、f、……的次

序，即E（s）＜E（p）＜E（d）＜E（f）。

注意：K层指包含⼀个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能

级，s、p、d、f能级。每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

（2）任⼀能层，能级数能层序数（填“＞”“＜”或“＝”）

（3）s、p、d、f……可容纳的电⼦数依次是、、、……的两倍

（4）同⼀能级容纳的电⼦数相同

［练习］：写出下列原⼦的电⼦排布式。

H 2He 5B

1

Ne 11Na 19K

10

［思考］钾原⼦的电⼦排布为什么是2、8、8、1⽽⾮2、8、9？

三、构造原理——基态原⼦电⼦排布式

构造原理：

电⼦填充的先后顺序（构造原理）为：

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p…… ns (n－2)f (n－1)d np 构造原理揭⽰了原⼦核外电⼦的能级分布。不同能

层的能级有交错现象，

如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)等。

构造原理是书写基态原⼦电⼦排布式的依据，也是绘制基态原⼦电⼦排布图（即轨道表⽰式）的主要依据之⼀。如：Na：

1s22s22p63s1，能级符号上⾯数字是该能级上的电⼦数。

［练习］：写出下列原⼦的电⼦排布式。

Al 19K 20Ca

13

Fe 35Br 37Rb

26

也可以简写：如7N : [Ne] 2s22p211Na : [He] 3s1

［练习］：写出下列原⼦的电⼦排布式的简写形式。

Al 19K 20Ca

13

Fe 35Br 37Rb

26

注意：1~36号元素24Cr、29Cu不符合构造原理。

Cr 1s22s22p63s23p63d54s129Cu 1s22s22p63s23p63d104s1

24

四、基态、激发态、光谱

1、基态：能量状态。如处于最低能量状态的原⼦称为基态原⼦。

2、激发态：能量状态（相对基态⽽⾔）。如基态原⼦的电⼦吸收能量后，电⼦跃迁⾄较⾼能级成为激发态原⼦。

3、基态与激发态相互转化的能量转化的关系

（）能量

基态原⼦激发态原⼦

（）能量

4、光谱：不同元素的原⼦发⽣跃迁时会能量（基态→激发态）和能量（基态→激发态），产⽣不同的光谱——原⼦光谱（吸

收光谱和发射光谱）。利⽤光谱分析可以发现新元素或利⽤特征谱线鉴定元素。如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有⽓

体氦，化学研究中利⽤光谱分析检测⼀些物质的存在与含量。

五、电⼦云与原⼦轨道

核外电⼦运动的特点：①质量极⼩②运动空间极⼩③极⾼速运动

1、电⼦云：电⼦在原⼦核外空间⼀定范围内出现的，象⼀团带负电的云雾笼罩在原⼦周围。电⼦云是核外电⼦运动状态的形

象化描述。

［思考］：1s电⼦云，许多⿊点是否代表电⼦？

2、原⼦轨道——不同能级上的电⼦出现概率约为的电⼦云空间轮廓图

［思考］：原⼦轨道与宏观物体运动的轨道是否相同？

s电⼦的原⼦轨道呈对称，每个s能级能级各有个原⼦轨道，能层序数越⼤，s原⼦轨道的半径越⼤。；

p电⼦的原⼦轨道呈形，，每个p能级有个轨道，它们互相垂直，分别以p x、p y、p z为符号。p原⼦轨道的平均半径也随能层

序数增⼤⽽增⼤。

d能级各有个原⼦轨道；

f能级各有个原⼦轨道。

[⼩结]：s、p、d、f……可容纳的电⼦数依次是1、3、5、7……的两倍，此处的1、3、5、7……应为s、p、d、f……的轨道

数。据此分析每个轨道最多容纳各电⼦。

3、轨道表⽰式：⽤“□”表⽰轨道，⽤“↑”或“↓”表⽰容纳的电⼦。

1s 1s

如：1H

2

He

2s 2s 2p

3

Li 6C

注意：、ns np能级各有3nf能级各有7个轨道。⽽每个轨道⾥最多能容纳2个电⼦，通常称为电⼦对，⽤⽅向相反的箭

头“↑↓”来表⽰。

“↑” “↓”表⽰⾃选⽅向相反。

［练习］：写出下列原⼦的轨道表⽰式。

7

N 8O

13

Al 18Ar

26

Fe 27Co

（1）泡利原理：每个原⼦轨道⾥最多只能容纳个电⼦，且⾃旋⽅向。

也称泡利不相容原理，任何⼀个原⼦⾥绝不会出现运动状态完全相同的电⼦。 能层 运动状态包含 能级

轨道

⾃旋⽅向

（2）洪特规则：电⼦排布在同⼀能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道且⾃旋⽅向相同。 特例： 24Cr 1s 22s 22p 63s

23p 63d 54s 1 29Cu 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1 3d

半充满 全充满 [⼩结]：

1、电⼦排布为全充满、半充满或全空是能量最低，此时最稳定。

2、基态原⼦的核外电⼦排布要遵循的原则是 、 、 。

3、核外电⼦的表⽰⽅法 （1）电⼦式 （2）原⼦结构⽰意图 （3）核外电⼦排布式 （4）轨道表⽰式 【巩固练习】

1、下列有关电⼦云和原⼦轨道的说法正确的是（ ）

A 、原⼦核外的电⼦象云雾⼀样笼罩在原⼦核周围，故称电⼦云

B 、s 能级的原⼦轨道呈球形，处在该轨道上的电⼦只能在球壳内运动

C 、p 能级的原⼦轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p 能级原⼦轨道也在增多

D 、与s 电⼦原⼦轨道相同，p 电⼦原⼦轨道的平均半径随能层的增⼤⽽增⼤ 2、当镁原⼦由1s 22s 22p 63s 2 →1s 22s 22p

63p 2时，以下认识正确的是（ ） A 、镁原⼦由基态转化成激发态，这⼀过程中吸收能量 B 、镁原⼦由激发态转化成基态，

这⼀过程中释放能量

C 、转化后位于p 能级上的两个电⼦处于同⼀轨道，且⾃旋⽅向相同

D 、转化后镁原⼦与硅原⼦电⼦层结构相同，化学性质相似

3、⼀个电⼦排布为1s 22s 22p 63s 23p 1的元素最可能的价态是 （ ） A 、+1 B 、+2 C 、+3 D 、—1

4、下列关于稀有⽓体的叙述不正确的是 （ ） A 、原⼦的电⼦排布最外层都是以P 6结束

B 、其原⼦与同周期ⅠA 、ⅡA 族阳离⼦具有相同电⼦排布式

C 、化学性质⾮常不活泼

D 、⼀定条件下，也可以形成稀有⽓体化合物

4、下列基态原⼦的电⼦构型中，正确的是 （ ） A 、3d 94s 2 B 、3d 44s 2 C 、4d 105s 0 D 、4d 85s 2

5、同⼀原⼦的基态和激发态相⽐较（）

A、基态时的能量⽐激发态时⾼

B、基态时⽐较稳定

C、基态时的能量⽐激发态时低

D、激发态时⽐较稳定

6、若某基态原⼦的外围电⼦排布为4d15s2，则下列说法正确的是（）

A、该元素基态原⼦中共有3个电⼦

B、该元素原⼦核外有5个电⼦层

C、该元素原⼦最外层共有3个电⼦

D、该元素原⼦M能层共有8个电⼦

7、下表列出了核电荷数为21~25的元素的最⾼正化合价，回答下列问题：

（1

Sc___ ___ ___ Ti_______________________________

V ____________________________ Mn ______________________________

（2）对⽐上述五种元素原⼦的核外电⼦排布与元素的最⾼正化合价，你发现的规律

是____________________________；出现这⼀现象的原因是_____________________。

8、以下列出的是⼀些原⼦的2p能级和3d能级中电⼦排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规

则。

(1) (2) (3)

(4) (5)

违反泡利不相容原理的有，违反洪特规则的有。

9、某元素的激发态原⼦的电⼦排布式为1s22s22p63s23p34s1，则该元素基态原⼦的电⼦排布式为；元素符合为。

巩固练习参考答案：

1、D

2、A

3、C

4、AB

5、C

6、B

7、1s22s22p63s23p63d14s21s22s22p63s23p63d24s2

1s22s22p63s23p63d34s21s22s22p63s23p63d54s2

8、（1）（2）（4）（5）9、1s22s22p63s23p4S

第⼆节原⼦结构与元素的性质

⼀、原⼦结构与元素周期表

在周期表中同⼀横⾏的元素原⼦所含有的相同。同⼀纵⾏相同。

每⼀个周期总是由（ns1 ）开始到（ns2np6）结束.如此循环往复，可见元素周期系的形成是由于的排布发⽣周期性的重复。

随着核电荷数的递增，电⼦在能级⾥的填充顺序遵循原理，不同周期⾥所含元素种类不⼀定相同，并且随着周期序号的递增，

⾦属元素的种类也逐渐，⾮⾦属的种类也逐

渐。

周期⼀⼆三四五六七合计元素种类

⾦属元素种类未排满

⾮⾦属元素种类未排满

通过上述表格我们发现⾮⾦属元素种类+ 周期序数=

科学探究

1、元素的分区和族

1) s 区: , 最后的电⼦填在上, 包括, 属于活泼⾦属, 为碱⾦属和碱⼟⾦属;

2) p区:, 最后的电⼦填在上, 包括族元素, 为⾮⾦属和少数⾦属;

3) d区: , 最后的电⼦填在上, 包括族元素, 为过渡⾦属;

4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电⼦填在上, 包括,

5) f区: , 包括元素

区全是⾦属元素，⾮⾦属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。

[思考]周期表上的外围电⼦排布称为“”，这是由于这些能级上的电⼦数可在化学反应中。

⼩结：S区元素价电⼦特征排布为ｎS1~2，价电⼦数等于族序数。

ｄ区元素价电⼦排布特征为（ｎ-1）d1~8ns1~2；价电⼦总数等于列序数；

ds区元素特征电⼦排布为(n-1)d10ns1~2，价电⼦总数等于所在的列序数；

p区元素特征电⼦排布为ns2np1~6；价电⼦总数等于主族序数。

每个纵⾏价电⼦总数是否相等？

练习：

原⼦序数电⼦排布式在周期表

中的位置

是⾦属还

是⾮⾦属

最⾼价氧化物的⽔化物

化学式及酸碱性

⽓态氢化

物的化学

式

15

1s22s22p63s23p4

第⼆周期

VA族

⼆、元素周期律

Na Mg C F

N3-O2-F-

Na+Mg2+Al3+

F-Na+

⼩结：上⼀周期的阴离⼦和下⼀周期阳离⼦核外电⼦排布，但核电荷数逐渐增加，所以上⼀周期阴离⼦的半径下⼀周期阳离⼦

的半径。

(2)电离能

1、第⼀电离能I1：态电性基态原⼦失去个电⼦，转化为⽓态基态正离⼦所需要的叫做第⼀电离能。

第⼀电离能越⼤，⾦属活动性越。

同⼀元素的第⼆电离能第⼀电离能。

2、递变规律

、第⼀电离能越，越易失电⼦，⾦属的活泼性就越。因此碱⾦属元素的第⼀电离能越⼩，⾦属的活泼性就越。

（2）．⽓态电中性原⼦失去⼀个电⼦转化为⼀价⽓态基态正离⼦所需要的能量叫做第⼀电离能(⽤I1表⽰)，从⼀价⽓态基态正

离⼦中再失去⼀个电⼦所需消耗的能量叫做第⼆电离能(⽤I2表⽰)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同⼀种元素的逐级电离能

的⼤⼩关系：I1

（3）Be的价电⼦排布为2s2，是结构，⽐较稳定，⽽B的价电⼦排布为2s22p1，、⽐Be不稳定，因此失去第⼀个电⼦B⽐Be

容易，第⼀电离能⼩。

镁的第⼀电离能⽐铝的⼤，原因

磷的第⼀电离能⽐硫的⼤，原因

（4）Na的I1⽐I2⼩很多，电离能差值很⼤，说明失去第⼀个电⼦⽐失去第⼆电⼦容易得多，所以Na容易失去⼀个电⼦形成+1

价离⼦；Mg的I1和I2相差不多，⽽I2⽐I3⼩很多，所以Mg 容易失去两个电⼦形成⼗2价离⼦；Al的I1、I2、I3相差不多，⽽I3⽐

I4⼩很多，所以A1容易失去三个电⼦形成+3价离⼦。

⽽电离能的突跃变化，说明核外电⼦是分排布的。

练习

1、下列各组微粒按半径逐渐增⼤，还原性逐渐增强的顺序排列的是( AD)

A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br

C．Mg2+、Al2+、Zn2+D．Cl-、Br-、I-

2、除去⽓态原⼦中的⼀个电⼦使之成为⽓态+1价阳离⼦时所需外界提供的能量叫做该元素的第⼀电离能。右图是周期表中短

周期的⼀部分，其中第⼀电离能最⼩的元素是C

3、在下⾯的电⼦结构中,第⼀电离能最⼩的原⼦可能是( C)

A ns2np3

B ns2np5

C ns2np4

D ns2np6

（3）电负性

1、⾦属性越强，⾦属元素原⼦越容易电⼦，对键合电⼦的吸引能⼒越，电负性越；倒过来说也成⽴。

⾮⾦属性越强；⾮⾦属元素原⼦越容易电⼦，对键合电⼦的吸引能⼒越，电负性越；倒过来说也成⽴。

故可以⽤电负性来度量⾦属性与⾮⾦属性的相对强弱。

鲍林利⽤实验数据进⾏了理论计算，以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准，得出各元素的电负性。

⾦属的电负性⼩于，⾮⾦属的电负性⼤于，

2、同周期元素从左往右，元素的电负性总体，表明⾦属性逐渐，⾮⾦属性逐渐。

同主族元素从上往下，元素的电负性总体，表明元素的⾦属性逐渐，⾮⾦属性逐渐。

3、对⾓线规则某些主族元素与右下⽅的主族元素的有些性质，被称为对⾓线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？

Li Be B

Mg Al Si

练习：

1、电负性的⼤⼩也可以作为判断⾦属性和⾮⾦属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（A ）

A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变⼤

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变⼤

C．电负性越⼤，⾦属性越强

D．电负性越⼩，⾮⾦属性越强

2、元素电负性随原⼦序数的递增⽽增强的是（D）

A．Na K Rb B．N P As

C．O S Cl D．Si P Cl

3、根据对⾓线规则，下列物质的性质具有相似性的是（AC ）

A、硼和硅

B、铝和铁

C、铍和铝

D、铜和⾦

第⼆章分⼦结构与性质

第⼀节共价键

【教学⽬标】

1、复习化学键的概念，能⽤电⼦式表⽰常见物质的离⼦键或共价键的形成过程。

2、知道共价键的主要类型δ键和π键。

3、说出δ键和π键的明显差别和⼀般规律。

4、认识键能、键长、键⾓等键参数的概念

复习引⼊：NaCl、HCl的形成过程

离⼦键：阴阳离⼦间的相互作⽤。共价键：原⼦间通过共⽤电⼦对形成的相互作⽤。

使离⼦相结合或原⼦相结合的作⽤⼒通称为化学键。

共价键是现代化学键理论的核⼼。

第⼀节共价键

⼀、共价键

1、定义：原⼦间通过共⽤电⼦对形成的相互作⽤。

练习：⽤电⼦式表⽰H2、HCl、Cl2的形成过程

H2

HCl

Cl2

思：为什么H2、Cl2 是双原⼦分⼦，⽽稀有⽓体是单原⼦分⼦？

2、形成共价键的条件：两原⼦都有单电⼦

讨论：按共价键的共⽤电⼦对理论，是否有H3、H2Cl、Cl3的分⼦存在？

3、共价键的特性⼀：饱和性

讲：对于主族元素⽽⾔，内层电⼦⼀般都成对，单电⼦在最外层。

如：H 1s1 、Cl 1s22s22p63s23p5

H、Cl最外层各缺⼀个电⼦，于是两原⼦各拿⼀电⼦形成⼀对共⽤电⼦对共⽤，由于

Cl吸引电⼦对能⼒稍强，电⼦对偏向Cl（并⾮完全占有），Cl略带部分负电荷，H略带部分正电荷。

讨论：共⽤电⼦对中H、Cl的两单电⼦⾃旋⽅向是相同还是相反？

设问：前⾯学习了电⼦云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原⼦形成共价键时，电⼦云如何重叠？

例：H 2的形成

1s1 相互靠拢1s1 电⼦云相互重叠形成H2分⼦的共价键（H-H）由此可见，共价键可看成是电⼦云重叠的结果。电⼦云重叠程

度越⼤，则形成的共价键越牢固。

H2⾥的共价键称为δ键。形成δ键的电⼦称为δ电⼦。

4、共价键的种类

（1）δ键：（以“头碰头”重叠形式）

a、特征：以形成化学键的两原⼦核的连线为轴作旋转操作，共价键电⼦云的图形不变，

这种特征称为轴对称。

讲：H2分⼦⾥的δ键是由两个s电⼦重叠形成的，可称为S-Sδ键。

下图为HCl、Cl2中电⼦云重叠：

未成对电⼦的电⼦云相互靠拢电⼦云相互重叠形成的共价单键的电⼦云图像

未成对电⼦的电⼦云相互靠拢电⼦云相互重叠形成的共价单键的电⼦云图像HCl分⼦⾥的δ键是由H的⼀个s电⼦和Cl的⼀个P

电⼦重叠形成的，可称为S-P δ键。

Cl2分⼦⾥的δ键是由Cl的两个P电⼦重叠形成的，可称为P-P δ键。

b、种类：S-S δ键S-P δ键P-P δ键

思考：N2中两个N电⼦云如何重叠？

结论：P电⼦和P电⼦除能形成δ键外，还能形成π键, 形成π键的电⼦称为π电⼦。（2）π键（以“肩并肩”重叠形式）

两个原⼦相互接近电⼦云重叠π键的电⼦云

a．特征：每个π键的电⼦云由两块组成，分别位于由两原⼦核构成平⾯的两侧，如果

以它们之间包含原⼦核的平⾯为镜⾯，它们互为镜像，这种特征称为镜像对

称。

由此可见，共价键还具有⽅向性。

3、共价键的特性⼆：⽅向性（离⼦键没有饱和性和⽅向性。）

⼩结：δ键和π键⽐较

分析：哪些共价键是δ键，哪些共价键是π键？

⼀般规律是：共价单键是δ键；共价双键中有⼀个是δ键，另⼀个是π键，共价叁键中含⼀个δ键和两个π键。

练习：⼄烷、⼄烯和⼄炔分⼦中的共价键分别由⼏个δ键和⼏个π键组成？

【巩固练习】

1、下列关于化学键的说法不正确的是

（D）

A．化学键是⼀种作⽤⼒B．化学键可以是原⼦间作⽤⼒，也可以是离⼦间作⽤⼒C．化学键存在于分⼦内部D．化学键存在于

分⼦之间

2、下列物质中，属于共价化合物的是

（C）

A．I2B．BaCl2C．H2SO4 D．NaOH 3、对δ键的认识不正确的是

（A）

A．δ键不属于共价键，是另⼀种化学键B．S-S δ键与S-P δ键的对称性相同C．分⼦中含有共价键，则⾄少含有⼀个δ键

D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同

5、⼄烯分⼦中C-C之间有 1 个σ键， 1个π键。⼄烯易发⽣加成反应是因为分⼦中C-C

之间的⼀个π键易断裂。

过渡：不同原⼦间的价键轨道，其强度、性质等也有所不同，如何⽐较？

⼆、键参数

在第⼀章中讨论过电离能，我们知道，原⼦失去电⼦要吸收能量。反过来，原⼦吸引电⼦，要放出能量。因此，原⼦形成共价

键相互结合，放出能量，由此形成了键能的概念。１、键能

（1）概念：⽓态基态原⼦形成１mol化学键所释放出的最低能量。

（2）单位：kJ／mol，取正值。

阅读：课本30页，表2-1

思考：①键能⼤⼩与键的强度的关系？

②键能化学反应的能量变化的关系？

（3）意义：键能越⼤，形成化学键放出的能量越⼤，化学键越稳定，越不容易被打断。

思考与交流：课本32页1、2

２、键长

（1）概念：形成共价键的两原⼦间的核间距。（相同原⼦的共价键键长的⼀半称为共价半径）

（2）单位：pm（１pm＝10-12m）

（3）意义：键长越短，往往键能越⼤，共价键越牢固，形成的物质越稳定。

⼩结：键能、键长都可以⽤来衡量共价键的稳定性。

设问：多原⼦分⼦的形状如何？这就涉及到多原⼦分⼦中两共价键之间的夹⾓的问题。3、键⾓：多原⼦分⼦中的两个共价键

之间的夹⾓。

是描述分⼦⽴体结构的重要参数。

例如：CO2 结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键⾓为180°，为直线形分⼦。

H2O键⾓105°Ｖ形CH4键⾓109°28′正四⾯体

总结：键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键⾓决定了分⼦的空间构型。

三、等电⼦原理

阅读课本32页表２－３

１．等电⼦原理：原⼦总数相同，价电⼦总数也相同的微粒，其具有相似的化学键特征，使得许多性质相近。

2．等电⼦体：原⼦总数相同，价电⼦总数也相同的微粒。

如：CO和N2，CH4和NH4+

【巩固练习】

1、能够⽤键能解释的是

（A）

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

2、与NO3-互为等电⼦体的是

（AB）

Ａ．SO3Ｂ．BF3Ｃ．CH4Ｄ．NO2

3、根据等电⼦原理，下列分⼦或离⼦与SO42-有相似结构的是（ B ）

A．PCl5B．CCl4C．NF3D．N2

4、下列分⼦中键⾓最⼤的是（D）

A．CH4B．NH3C．H2O D．CO2

5、根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化：

N2（g）+ 3H2（g）==== 2NH3（g）；△H = —92kJ/mol

2H2（g）+ O2（g）=== 2H2O（g）；△H= —482.07kJ/mol

第⼆节分⼦的⽴体结构

【学习重点】

1、分⼦的⽴体结构；

2、价层电⼦对互斥模型、杂化轨道理论和配位键。

【学习难点】

1、分⼦的⽴体结构；

2、价层电⼦对互斥模型、杂化轨道理论。

【知识要点】

⼀、⾏⾏⾊⾊的分⼦

1、共价键的形成具有⽅向性。单原⼦分⼦（稀有⽓体）、双原⼦分⼦不存在⽴体结构问题。⼤多数分⼦是由两个以上原⼦构

成的，在多原⼦分⼦中，原⼦的空间关系不同，便形成不同的⽴体结构。

常见典型分⼦的⽴体结构

2、分⼦的⽴体结构的测定：见课本P37【科学视野】

测定分⼦的⽴体结构

【过渡】：C、O的价电⼦结构分别为2s22p2、2s22p4，C原⼦有两个单电⼦，2个p轨道垂直，理论上与O原⼦上的p电⼦应

该“头碰头”重叠形成，夹⾓应为90°，为何是180°？

⼆、杂化轨道理论

杂化轨道理论是⼀种价键理论，是为了解释分⼦的⽴体结构提出的。

1、杂化的概念：原⼦形成分⼦时，由于原⼦的相互影响，同⼀原⼦中若⼲能量相近的原⼦轨道，在外界条件的影响下重新组

合形成⼀组新轨道过程叫做轨道的杂化，产⽣的新轨道

叫。

2、杂化结果：重新分配能量和空间，组成和都相等且成键能⼒更强的原⼦轨道。

3、杂化的过程：杂化轨道理论认为在形成分⼦时，通常存在、和等过程。例如：基态碳原⼦的电⼦排布为，其2s能级上的1

个电⼦跃迁到2p能级上则形成激发态

1s22s12p3（1s22s12p x12p y12p z1），此时2s与2p轨道的能量不相同，然后1个2s轨道与3个、2个或1个2p轨道混合⽽形

成4个、3个或2个能量相等、成分相同、电⼦云形状（原⼦轨道的电

⼦云轮廓图）完全相同的新的原⼦轨道，此过程即为杂化，形成的新的原⼦轨道分别称为sp 3、sp 2、sp 杂化轨道，每个杂

化轨道中有1个不成对电⼦且⾃旋平⾏，再与其它原⼦中的电⼦发⽣电⼦云重叠⽽形成σ键，可⽤下图表⽰：

激发

→ 2s 2p 2s 2p sp 3 基态 激发态 杂化轨道

此处中⼼原⼦的2s 和2p x ，2p y ，2p z 等四条原⼦轨道发⽣杂化，形成⼀组新的轨道，即四条sp 3杂化轨道，这些sp 3杂化

轨道不同于s 轨道，也不同于p 轨道。 3、杂化轨道类型：

（1）sp 杂化：sp 杂化轨道是由 个s 轨道与 个p 轨道杂化⽽得的。

sp 杂化得到夹⾓为 的 形杂化轨道。如CO 2、BeCl 2 、CS 2、C 2H 2等。 分析CO 2化学键的形成：

C 、O 原⼦形成CO 2时，C 原⼦的⼀个2s 电⼦激发到能量相近的2p 轨道上，同时原来空的2p 轨道与2s 轨道发⽣了sp 杂化，

形成了两个在同⼀条直线上能量相等的相同轨道，每个轨道上⼀个单电⼦，两个没有参与杂化的2p 轨道保持原状，与这两个

杂化轨道相互垂直（相当于3个2p 轨道的分布，实际上是4个轨道：两个p 轨道，两个sp 杂化轨道）。这样O 原⼦的⼀个p 轨

道先与C 的⼀个杂化轨道重叠时形成σ键，该O 原⼦的另⼀个p 轨道则与C 原⼦的⼀个p 轨道形成π键。另⼀个O 原⼦的⼀个p

轨道再与C 余下的⼀个杂化轨道形成σ键，该O 原⼦的另⼀个p 轨道则与C 余下的p 轨道形成键π键。实际上CO 2中的两个π键

是相互垂直的。同理可得CS 2、C 2H 2的结构。

请分析BeCl 2 、CS 2、C 2H 2化学键的形成：

（2）sp 2杂化：sp 2杂化轨道表⽰由 个s 轨道与 个p 轨道杂化⽽得。

sp 2

杂化得到三个夹⾓为 的 形杂化轨道。如BF 3、C 2H 4、HCHO 等。 分析BF 3化学键的形成：

B、F原⼦间形成BF3时，B原⼦的⼀个2s电⼦激发到⼀个空的2p轨道上，这个2s和2个有单电⼦的2p轨道发⽣sp2杂化，形成

三个能量相等、相互间夹⾓为120°的三个相同轨道（每个轨道上有⼀个单电⼦）。每个F原⼦的2p轨道与B的⼀个杂化轨道形

成电⼦σ键，这样的三个σ键完全等同，在平⾯上对称分布，因⽽B—F键间的夹⾓是120°。BF3是平⾯三⾓形分⼦。

请分析C2H4、HCHO化学键的形成：

注意：sp杂化、sp2杂化这两种杂化形式还有未参与杂化的p轨道，可⽤于形成键，⽽杂化轨道只⽤于形成键或者⽤来容纳未

参与成键的孤对电⼦。

（3）sp3杂化：sp3杂化轨道表⽰由个s轨道与个p轨道杂化⽽得。

sp3杂化

sp3杂化得到夹⾓为的形杂化轨道。如CH4、CCl4等。

分析CH4化学键的形成：

C、H原⼦形成CH4时，C原⼦的⼀个2s电⼦激发到空的2p轨道上，这个2s 形轨道与3个2p轨道再发⽣sp3杂化，形成了4个能

量相等的相互夹⾓是109°28′，在空间呈正四⾯体形分布的杂化轨道（每个轨道上⼀个单电⼦），4个H原⼦的s电⼦与这四个

杂化轨道形成4个完全等同的σ键，在空间对称分布。因⽽CH4分⼦的键⾓是109°28′。

请分析CCl4的化学键的形成：

【思考】：为何CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3不是正四⾯体？

三、价层电⼦对互斥模型（VSEPR models）

不同的分⼦由于其原⼦在空间排列⽅式不同⽽导致分⼦的⽴体结构不同。但对于⼀些组成相似的分⼦，如CO2和H2O、NH3

和BF3分⼦等，它们的空间结构并不相同，为什么？

把分⼦分成两⼤类：⼀类是中⼼原⼦上的价电⼦都⽤于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分⼦中的C原⼦。

另⼀类是中⼼原⼦上有（未⽤于形成共价键的电⼦对）的分⼦。如H2O和NH3中⼼原⼦上的孤对电⼦也要占据中⼼原⼦周围

的空间，并参与互相排斥。因⽽H2O分⼦呈V型，NH3分⼦呈三⾓锥型。

例如：可⽤AX n a±来表⽰只含⼀个中⼼原⼦的分⼦或离⼦的组成。

各符号含义：A——中⼼原⼦

X——中⼼原⼦结合的原⼦（可以是⼀种，也可以是多种）

n——中⼼原⼦结合的原⼦的总数

A的价电⼦数－︱X的化合价︳×n±a

公式：m ＝

2

说明：①阳离⼦时相当于中⼼原⼦失电⼦，则“－”a，如NH4＋中，m=0

阴离⼦时相当于中⼼原⼦得电⼦，则“＋”a，如SO42—、PO43—、NO3—中，m=0

HCN、CH2O中m=0，H3O＋中m=1

②若m为⼩数时，则进⼀步取整数，如NO2中m＝0.5，这时应当作m=1。

（因为单电⼦也要占据⼀个轨道）

③m+n指中⼼原⼦的孤对电⼦对数与相连的其他原⼦数之和，称为价层电⼦对数，即杂化轨道数。

2

写出HCN分⼦和CH2O分⼦的路易斯结构式。

分析：HCN中C原⼦以杂化，CH2O中C原⼦以杂化；HCN中含有个σ键和个π键；CH2O中含有个σ键和个π键。

【巩固练习】

1、关于原⼦轨道的说法正确的是（D）

A、凡是中⼼原⼦采取sp3杂化轨道成键的分⼦其⼏何构型都是正四⾯体

B、CH4分⼦中的sp3杂化轨道是由4个H原⼦的1s 轨道和C原⼦的2p轨道混合起来⽽形成的

C、sp3杂化轨道是由同⼀个原⼦中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的⼀组能量相近的新轨道

D、凡AB3型的共价化合物，其中⼼原⼦A均采⽤sp3杂化轨道成键

2、对SO2与CO2说法正确的是（D）

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

3、写出下列分⼦的路易斯结构式（是⽤短线表⽰键合电⼦，⼩⿊点表⽰未键合的

价电⼦的结构式），并指出中⼼原⼦可能采⽤的杂化轨道类型，并预测分⼦的⼏何构型。

（1）PCl3（2）BCl3（3）CS2（4）C12O

4、⼄烯分⼦中含有4个C—H和1个C=C双键，6个原⼦在同⼀平⾯上。下列关于⼄烯分⼦的成键情况分析正确的是（）

A、每个C原⼦的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道

B、每个C原⼦的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道

C、每个C原⼦的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道

D、每个C原⼦的3个价电⼦占据3个杂化轨道，1个价电⼦占据1个2p轨道

5、ClO—、ClO2—、ClO3—、ClO 4—中Cl都是以sp3杂化轨道与O原⼦成键的，试推测下列微粒的

⽴体结构：

【过渡】：NH4+呈正四⾯体，4个N—H键长完全相等，键⾓也完全相同，但从形成过程看，相当于NH3 + H+ = NH4+，4个

N—H键有3个是N、H共同提供电⼦形成共⽤电⼦对；还有⼀个N—H 键中是N原⼦单独提供⼀对电⼦与H共⽤。

四、配合物理论简介

1、配位键：⼀种特殊的共价键

（1）概念：成键的两个原⼦⼀⽅提供，⼀⽅提供⽽形成的共价键。即共⽤电⼦对由⼀个原⼦单⽅向提供给另⼀原⼦共⽤所形

成的共价键。

以NH4+的形成为例说明配位键的形成。NH3分⼦的电⼦式中，N原⼦上有⼀

对孤对电⼦，⽽H+的核外没有电⼦，1s上是空轨道。因此当NH3分⼦与H+靠近时，NH3分⼦中N原⼦上的孤对电⼦进⼊H+的

1s空轨道，与H+共⽤。H+与N原⼦间的共⽤电⼦N原⼦单⽅⾯提供，不同于⼀般的共价键，是⼀种配位键（特殊的共价

键）。

（2）表⽰

A B

电⼦对给予体电⼦对接受体

（3）条件：其中⼀个原⼦提供孤对电⼦。另⼀原⼦提供空轨道。可⽤电⼦式表⽰NH4+的形成过程：

NH4+：+ H+

为了区别普通共价键与培违纪案，可⽤“→”表⽰配位键，箭头指向接受电⼦（提供空轨道）的原⼦，因此的结构式可表⽰为：

从形成过程看，尽管⼀个N－H键与其它的三个不同，但形成NH4+后，这四个共价键⽆论从、、三个参数看都是完全相同

的。表现的化学性质也完全相同，所以NH4+为正四⾯体，与CH4、CCl4相似。

【思考】分析H3O+中的配位键成键情况：

据此思考，⽓态氯化铝（Al2Cl6）中具有配位键，分解原⼦间的共价键关系如图所⽰，将图中的配位键标上箭头。

Al2Cl6