人教版高中化学选修3《物质结构与性质》教师用书WORD版

人教版高中化学选修3 《物质结构与性质》

教师用书

第一章原子结构与性质

本章说明

一、教学目标

1. 了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。

2. 了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3. 了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4. 认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。

5. 能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

6. 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 二、内容分析 1. 地位与功能

本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 2. 内容的选择与呈现

根据课程标准对“物质结构与性质”模块的要求，本章依据本模块的“主题1 原子结构与元素的性质”的要求进行内容的选取，充分考虑了初中化学和化学2中的原子结构知识的基础，注意知识的衔接与深化。

在第一节“原子结构”中，在学生已有知识的基础上，教科书不再重复建立原子结构的概念，而是直接建立核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）的概念，给出每一能层有几个能级，每个能级最多可以容纳几个电子，教科书没有介绍原子核的组成；有了能层和能级的概念，直接给出构造原理，并根据构造原理进行核外电子排布；有了构造原理，又由构造原理引出了能量最低原理，并同时引出了基态和激发态的概念，以及原子光谱；由于在第二章介绍共价键时需要涉及电子云和原子轨道等概念，该节在描述原子核外电子的运动状态时介绍了这两个概念，有了原子轨道的概念，结合原子核外电子的轨道排布式，简单介绍了泡利原理和洪特规则。本节内容在陈述方式上可以说是一种倒叙式，即直接给出知识而不加以理论上解释，如把

2

构造原理看作是一个经验规律，直接给出了原子核外电子排布的次序。但随着学习的不断深入，前面直接给出的一些结论性的知识也不断地得到了解释。

在第二节“原子结构与元素的性质”中，首先由原子核外电子排布的变化规律引出元素周期系，接着介绍了元素周期表，由于学生对元素周期表的结构已有一定的了解，为了避免重复，教科书设计了一个“科学探究”，要求学生从更高的视角来进一步认识元素周期表的结构；元素周期律的内涵比较广泛，教科书重点讨论了原子半径、电离能和电负性的周期性变化，而对于学生已知同周期的主族元素的最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的周期性变化，教科书设计了一个“学与问”；在本节的最后设计了一个“科学探究”，结合元素周期表与元素的电负性简单介绍了对角线规则。本节在呈现方式上，充分体现了学生自主学习，设计了两个“科学探究”和三个“学与问”，以及两个“科学史话”；另外，教科书还使用了多样化的图表。

除学科知识外，本章内容的选取也注意了对学生进行科学方法、科学态度的教育，如“科学史话”中提供的素材，既有利于对学生进行科学方法、科学态度的教育，也有利于激发学生的学习兴趣。

关于章图和节背景图的说明：①本章章图由一幅主图、一幅组图和一小图组成，主图为原子隧道扫描显微镜的探测器正检测原子存储的信息；组图包含七幅小图，描述了人类认识原子结构的发展史；另一小图是在固体表面操纵原子写出的“原子”两字。②节背景图是用隧道扫描显微镜获得的铜原子的图像。 3. 内容结构

三、课时建议

第一节 原子结构3课时

3

第二节 原子结构与元素的性质 3课时

复习与机动 2课时

4

第一节原子结构

一、教学设计

本节从介绍原子的诞生（宇宙大爆炸）入手，在介绍能层、能级的概念后，直接给出构造原理并根据构造原理进行原子的核外电子排布；在原子的基态与激发态概念的基础上介绍电子的跃迁和光谱分析；根据电子云与原子轨道等概念，进一步介绍核外电子的运动状态，并导出泡利原理和洪特规则。本节内容比较抽象，教学过程中应注意培养学生的空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力。

教学重点：

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。

教学难点：

1. 电子云与原子轨道；

2. 基态、激发态与光谱。

具体教学建议：

1. 结合本章章图可以课前安排学生收集有关原子结构理论发展史的材料，课上组织交流讨论。通过活动使学生了解原子结构理论发展史中各种理论的要点和相关科学家的重要贡献，体会人类对原子结构的认识是一个逐步深入的过程，科学理论的发展是一个逐步完善的过程。在活动中使学生感悟科学家献身科学的精神和进行科学探索中所具有的科学态度。

2. 在介绍能层与能级时，可以通过思考“电子是怎样在核外空间排布的？”，引发学生对核外电子分层排布的复习。根据学生已有的核外电子分层排布的知识进一步明确核外电子是按照能量的不同分成不同的能层及能级。在理解能层与能级之间的关系时，可利用教科书中的形象比喻：“能层是楼层，能级是楼梯的阶级”。

3. 对于构造原理的教学，重点应放在应用上。构造原理给出了电子的排布次序，教学时要求学生会应用构造原理写出基态原子的电子排布式，不要求学生深究构造原理中能级次序的原因。

4. 对于电子云与原子轨道的教学，可以运用电脑模拟或制作原子轨道模型等手段帮助学生理解电子云与原子轨道的概念。

教学方案参考

【方案Ⅰ】问题探究学习能层、能级和构造原理

创设问题情景：从宇宙大爆炸、原子的诞生等素材引发学生探索原子奥秘的兴趣。

提出问题：组织学生交流课前收集的有关原子结构理论发展的历史资料，结合本章章图中人类认识原子结构理论发展的图示，形成对现代原子结构理论的初步认识，进而提出问题——核外电子是怎样排布的？

5

问题探究：（1）学生根据已有的核外电子分层排布的知识，结合“学与问”的三个问题，阅读教科书，形成对能层、能级的认识；（2）让学生带着问题去分析构造原理（教科书中的图12），探究其中的规律。

讨论与交流：根据上述问题学生发表自己的见解，并相互交流补充。

总结评价：引导学生总结核外电子排布所遵循的规律和方法。（1）根据构造原理给出的电子排布次序，可以写出基态原子的电子排布式；（2）对于处在不同能层的英文字母不同的能级，电子排布的先后次序为：(n－2)f、(n－1)d、ns。

应用反馈：通过练习书写一些元素（如N、Cl、K、Fe等）原子的核外电子排布式，进一步掌握构造原理。

【方案Ⅱ】问题解决学习原子基态、激发态与光谱

创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。

提出问题：这些光现象是怎样产生的？

问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。

问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。

应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。

【方案Ⅲ】问题探究学习电子云、原子轨道、泡利原理及洪特规则

提出问题：组织学生从质量、运动速度、运动范围等方面对比核外电子运动和宏观物体运动的区别，得出不能用描述宏观物体运动的方法来描述微观粒子运动的结论，并提出问题——如何描述电子在原子核外的运动？

问题探究：（1）指导学生阅读教科书的相关内容，分析理解电子在原子核外空间出现概率的方式来描述电子的运动。通过电脑动画演示电子云的形成过程、用模型直观地展示原子轨道等手段认识电子云和原子轨道的概念；（2）根据教科书中“科学探究”给出的第二周期基态原子的电子排布图，组织学生讨论电子在同一能级上排布的规律。

讨论与交流：让学生发表自己的见解，并相互交流补充。

总结评价：引导学生总结核外电子在同一能级上排布时所遵循的规律。（1）一个轨道上最多只能容纳2个电子且自旋方向相反即泡利原理；（2）电子在同一能级上排布时，总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同，即洪特规则。

应用反馈：通过练习一些元素（如N、O、Mg、Si等）原子的电子排布图，加深对泡利原理和洪特规则的理解。

6

二、活动建议

【科学探究】

1. 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子。

2. 当电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同。

教科书在此设计一个科学探究，具有承上启下的作用，一方面把刚介绍的原子轨道图形用方框来代表，有了方框表示法就有了元素基态原子的电子排布的轨道表示式；通过探究第二周期元素基态原子的电子排布的轨道表示式，引出了泡利原理和洪特规则。在引导学生进行探究活动的过程中，要注意引导学生观察，既要观察每种元素基态原子的电子排布图，也要观察整个第二周期元素基态原子的电子排布的特点。在全面观察的基础上，要注意引导学生发现规律，并组织学生把发现的规律进行交流。

三、问题交流

【学与问】

2

1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n。 2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）。

3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。

【思考与交流】

1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理。

2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同。

2422 266262

O：［He］2s2p Si：［Ne］3s3pFe：［Ne］3s3p3d4s或［Ar］3d4s

四、习题参考答案

1. A、D 2. D 3. B 4. C 5. C

6. C是Mg的基态原子的电子排布式，而A、B、D都不是基态原子的电子排布。

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第二节原子结构与元素的性质

一、教学设计

本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解。

教学重点：

1. 元素的原子结构与元素周期表结构的关系； 2. 电离能、电负性与元素性质的关系；

3. 原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。

教学难点：

1. 元素周期表的分区； 2. 电离能、电负性。

具体教学建议：

1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。

2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值，讨论元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系。通过“学与问”表格中所列的Na、Mg、Al的逐级电离能的数据引导学生寻找其中的规律并分析：Na、Mg、Al的电离能为什么会逐渐增大？Na、Mg、Al的逐级电离能数据为什么会出现突变？这与它们的化合价有何关系？等等。从而加深学生对电离能与元素性质关系的理解。 电负性概念的教学，可以通过引导学生对教科书中图123所列元素的电负性数据与元素性质间规律的探究，使学生认识到：金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大；元素的电负性越小，元素的金属性越强，元素的电负性越大，元素的非金属性越强，电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。

3. 可利用数据、图表进行教学，如利用教科书中图120引导学生推出原子半径的变化规律：同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。利用教科书中图121探索元素的第一电离能的变化规律。利用教科书中图123探究电负性周期性变化的规律：同一周期的元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族的元素的电负性从上到下逐渐减小。

教学方案参考

【方案Ⅰ】问题探究学习原子结构与元素周期表的关系

回忆复习：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化有什么特点？（2）元素周期表的结构如何？（3）元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？

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提出问题：元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系是怎样的？进而引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系。

讨论与思考：结合上述问题开展课堂讨论，复习相关的原子结构与元素周期表知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步思考原子结构与元素在周期表中位置的关系。

问题探究与讨论：结合教科书中的“科学探究”引导学生进行问题探究，并在探究的基础上进一步讨论下列问题：（1）为什么元素周期系中的周期不是单调的？试用构造原理加以解释；（2）将元素周期表分成s区、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？（3）元素周期表中的区与族存在着什么样的关系？

总结评价：在学生讨论交流的基础上，总结归纳出元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系；元素原子的核外电子排布与元素在周期表中的位置、元素性质三者间的关系。

【方案Ⅱ】问题解决学习原子半径、电离能和电负性周期性变化的规律

回忆复习：随着元素原子的核电荷数的递增，核外电子排布、化合价、金属性和非金属性等发生周期性的变化。

提出问题：元素的原子半径、电离能、电负性等随着元素原子的核电荷数的递增是否也呈现周期性变化？

问题解决：（1）指导学生分析教科书中的图120，找出主族元素原子半径在同一周期、同一主族中的变化规律，并分析发生这种变化的原因；（2）指导学生阅读教科书相关内容，了解电离能的概念，理解“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等要点。通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值，找出元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系，以及元素第一电离能发生周期性变化的规律；（3）根据教科书中的图1-23，找出元素电负性发生周期性变化的规律，以及元素的电负性与元素性质间的关系。

讨 论与交流：通过上述解决问题的学习活动后，组织学生参与课堂讨论与交流互补，得出规律或结论。

总结评价：在分析讨论的基础上，引导学生总结原子半径、第一电离能、电负性发生周期性变化的规律；总结利用数据和图表探索规律的思想方法。

二、活动建议

【科学探究1】

1. 元素周期表共有7个周期，每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期。每个周期开头第一个元

126

素的最外层电子的排布通式为ns，结尾元素的最外层电子的排布通式为nsnp。因为第一周期元素只有一个

2

1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s，跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同。

2. 元素周期表共有18个纵列；每个纵列的价电子层的电子总数相等。

3. s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区和ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区和ds区的元素都是金属。

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4. 元素周期表可分为主族、副族和0族；从教科书中图1-16可知，副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。

5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域内的元素主要呈现出非金属性。

6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。

【科学探究2】

1. （略）

2. 锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；铍和铝的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近，都是弱酸。教科书上几对处于对角的元素在性质上相似，可以粗略认为它们的电负性相近的缘故。

三、问题交流

【学与问1】

同周期的主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

【学与问2】

同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。

同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。

【学与问3】

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

2. 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低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??同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

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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＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。

四、习题参考答案

1. 能层数最外层电子数最外层电子数能层数 2. 碱金属稀有气体

3.

2

2

6

2

5

4. （1）三 ⅦA 1s2s2p3s3p Cl HClO4

226262

（2）四ⅡA 1s2s2p3s3p4s Ca Ca(OH)2

5. 主族元素的核外电子排布最后填入的能级是s或p，而副族元素的核外电子排布最后填入的能级为d或f；主族元素的价电子层为最外层的s、p能级，都不包含d能级，而副族元素的价电子层除最外层的s、p能级外，还包含次外层的d能级及倒数第三层的f能级。

6. 氢原子核外只有一个电子（1s1），既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个电子变成-1价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在ⅠA,又可以放在ⅦA。

7. 元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化，在同一周期中，从左到右元素的金属性递减非金属性递增。例如，第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难，以及NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性递减，说明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、Cl形成氢化物越来越容易，且生成的氢化物稳定性依次增强，以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增，说明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。

8. 金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。

9. 元素原子的最外层电子数随原子的核电荷数递增呈现周期性的变化，由于原子的最外层电子数决定了元素的化合价，所以元素的化合价就会随着原子的核电荷数递增呈现周期性变化。

*10. 第八周期总共应有50种元素。

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*11. （略）

复习题参考答案

1. A 2. A 3. A 4. B

5. （1）Na K Mg Al C O Cl Br Ar Ar

（2）NaOH

（3）K>Na>Mg

（4）H2O 2H2O+2Na ＝2NaOH+H2↑> （5）NaBr （6）18

6CO2和SO2。

7X在第二周期ⅥA族，Y在第三周期ⅥA族；SO2和SO3。

*8（略）*9（略）*10（略

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教学资源1

1. 原子概念和原子结构模型的演变

人类对原子的认识史可以大致划分为5个阶段：（1）古代原子论；（2）道尔顿原子论；（3）汤姆生原子模型和卢瑟福原子模型；（4）波尔原子模型；（5）原子结构（核外电子运动）的量子力学模型。 （1）古代原子论

古希腊原子论有以下5个要点：

①所有物体都是由原子构成的。原子极小，看不到，不能继续被分割成更小的组成部分。 ②原子之间是虚空。古希腊原子论者的“虚空”就是“真空”。 ③原子完完全全是实实在在的固体。换句话说，原子内部不再有虚空。 ④原子是均一的，或者说，是没有内部结构的。

⑤原子是不同的。即大小不同，形状不同，重量（质量）不同。 （2）道尔顿原子论

1805年道尔顿明确地提出了他的原子论，这个理论的要点有：每一种元素有一种原子（他称其为“简单原子”）；同种原子质量相同，不同种原子质量不同；原子不可再分；一种原子不会转变为另一种原子；化学反应只是改变了原子的结合方式，使反应前的物质变成反应后的物质。道尔顿还创立了相对原子质量的概念，认为相对原子质量是一种原子不同于另一种原子的本质特征。正是道尔顿的原子的概念明确地与化学元素挂起钩来，道尔顿的原子论可称为“化学原子论”。道尔顿建立的化学原子论揭示了物质的组成和化学变化的本质，确立了化学组成和变化的定量基础，开创了化学的现代发展。图1-1是道尔顿用来表示原子的符号，是最早的元素符号。

(某些化合物的错误组成是由于错误的相对原子质量导致的）

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图1-1道尔顿的（简单）原子和复合原子（分子） （3）汤姆生原子模型和卢瑟福原子模型

1897年汤姆生发现原子中存在电子以后，又于1904年提出了一种原子模型，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。

1911年卢瑟福在α粒子散射实验的基础上提出了“行星系式”原子模型：“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动，就像行星环绕太阳运转一样。电子在运转时产生的离心力和原子核对电子的吸引力达到平衡，因此电子能够与原子核保持一定的距离，正像行星和太阳保持一定的距离一样。原子越重，正电荷也就越大，电子数也越多。” （4）波尔原子模型

卢瑟福的原子带核模型中没有原子核外电子的结构。1913年, 年轻的丹麦物理学家玻尔在总结当时最新的物理学发现（普朗克黑体辐射和量子概念、爱因斯坦光子论、卢瑟福原子带核模型等）的基础上建立了氢原子核外电子运动模型, 解释了氢原子光谱，后人称为玻尔理论，该理论的主要内容包括“行星模型”“定态假设”“量子化条件”“跃迁规则”等内容。波尔原子模型认为：电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速的圆周运动。

（5）原子结构（核外电子运动）的量子力学模型

由于原子结构（核外电子运动）的量子学模型难度较大，在此不作专门讨论。 2. 原子的起源和演化 （1）宇宙之初

现代宇宙学理论认为现今的宇宙起源于一次“大爆炸”。构成现今宇宙的所有物质在爆炸前聚集在一个密度极大、温度极高的原始核中。由于某种未明原因，宇宙的原始核发生了大爆炸，宇宙物质均匀地分布到整个宇宙空间。一开始，宇宙中只有中子，中子的半衰期是678±30 s。一个中子发生衰变将同时得到一个质子、一个电子和一个反中微子：

n → p + e + t1/2=11.3 min

这就是说，大爆炸后的第11 min左右，整个宇宙充满着几乎等量的中子（n）、质子（p）和电子（e），还有反中微子（

）（注：按照现代粒子物理学标准模型，物质由12种基本粒子构成，它们是：6种夸克（下

--

夸克、上夸克、奇异夸克、粲夸克、底夸克和顶夸克）和6种轻子（电子、电子中微子、μ子、μ中微子、τ子、τ中微子）。2000年7月21日，在美国费米国家实验室工作的国际小组用3年时间从600多万个粒子的轨迹中鉴定出4个粒子是τ中微子，12种基本粒子的存在已全部被实验证实。此外，还有一种存在暗物质的理论，但至今尚无任何实验证据证实暗物质的存在。）。这时的温度在5003106 K左右。约经历10个中子半衰期，即2 h后，宇宙中的绝大部分物质便是氢原子了，尽管其间也合成了相当数量的氦原子。其后，氢原子和氦原子凝集成星团，其他原子之生从此开始。由现今观察到的宇宙直径可以推算出来，宇宙的年龄至今

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约140亿年了。氢仍然是宇宙中最丰富的元素，约占所有原子总数的88.6%，氦的丰度则约为氢的丰度的1/8，它们加在一起占宇宙原子总数的99.7%以上。上述宇宙大爆炸理论描述的元素诞生的情景使人回想起，早在1815年普鲁特（W.Prout）就曾经预言过所有元素之母是氢，尽管他的预言因根据不足，100多年来一直遭人嘲笑。 （2）氢燃烧

宇宙大爆炸形成的氢和氦冷凝成星团，由于自身的引力收缩作用释放热能，温度稳步上升到约107 K，引发了称之为“氢燃烧”的核反应：

1

H + H → H + e + μe （e－正电子，μe — 中微子） H + H → H + γ （γ— 高能量光子） H + He →He + 2H

10

3

4

1

1

3

12++

2

3

这三个反应的半衰期差别很大。以太阳为例，第一个反应的半衰期为1.4310 a，第二个反应短得只有0.6 s，第三个反应则为10a。于是总的结果是： 4 H → He + 2e + 2νe

由于氢转变为氦的质量亏损，则会释放出巨大的能量。如果一个恒星的质量相当于太阳，每秒有600310 kg的氢经燃烧转变为595.5310 kg氦，则有亏损的4.5310 kg质量转化为能量，以光和热的形式释放。 （3）氦燃烧

氢燃烧使近10%的氢转变为氦时，若恒星的质量足够大，由于引力收缩，温度继续升高，发生“氦燃烧”得到C：

12

9

6

9

1

4

+6

12

16

20

24

反应得到的C导致诞生O、Ne、Mg等原子的新的氦燃烧反应：

（4）碳燃烧

由氦燃烧得到的足够大的红巨星的密度若达到10 g/cm，会发生如下的“碳燃烧”：

12

43

C + C → Mg + γ C + C → Na +H C + C → Ne +He

12

20

4

12

23

1

1224

12

12

碳燃烧得到的元素的质量数为20左右，但还有氢和氦生成，为继续生成新元素成为可能。

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（5）α过程

质量大于1.4个太阳质量的红巨星在碳燃烧后再次收缩使温度上升到10 K左右，引发了一个吸收γ射线而放出α粒子的核反应：Ne(γ,α)O，这是一个吸热反应（括号前是反应物，括号后是生成物，括号里逗号前的是反应吸收的粒子，逗号后是反应放出的粒子）。反应放出的氦核（即α粒子）熔入C核产生更多的O，熔入Ne核产生更多的Mg，熔入Mg核产生Si，熔入Si产生S，熔入S核产生Ar，最后，反应停止再生成Ca。这个过程称为α过程。在α过程中还发生其他核反应得到钛、钪等元素。发生α过程后，红巨星演变成白矮星。 （6）e过程

对于质量处于1.4~3.5个太阳质量的恒星，氢燃烧的同时会发生氦燃烧，发生猛烈的爆炸，向星际喷发大量物质，称为“超新星爆发”。几秒钟或几分钟之内温度升至3310 K以上，导致许多新的核反应，产生从钛到铜各种原子，其中Fe的丰度最大。这个过程叫做e过程。 （7）重元素的诞生

更重的原子的诞生被认为是在红巨星中发生“中子俘获”和“质子俘获”的结果。中子俘获不仅诞生了质量数Ar=63~209的核素，还得到更多的质量数Ar=23~46的核素。质子俘获过程诞生了36种核素，从最轻的Se到最重的

196

74

56

9

40

16

20

24

24

28

28

32

32

3612

20

16

9

Hg。寿命最长的重核素如

232

Th(t1/2=1.4310a)、U(t1/2=4.5310a)和

10

102389235

U(t1/2=7.0310a)的半衰

8

期很长，钍的半衰期甚至与宇宙年龄（约1.8310a）相仿，因此，对于太阳系而言，它们肯定诞生在太阳系之前，因为太阳系的年龄为4.63109~5.0310 a。

最后需要指出，太阳的质量不大，是一个年轻的恒星，尚未发生氦燃烧，不可能合成比氦重的原子，因此，太阳以及太阳系各星体，包括地球的组成中的所有比氦重的原子都是在形成太阳系时从其他星体的喷发物质中俘获的。太阳中重元素的存在，特别是碳和氮的存在却大大催化了太阳的氢燃烧。这种催化反应被称为C-N循环。

（8）宇宙大爆炸理论的是非

有3个观察事实支撑了宇宙大爆炸理论。它们是：整个宇宙的元素丰度、宇宙的背景辐射以及恒星光谱的红移现象。早在1925—1928年人们就用光谱技术得出了宇宙元素丰度。大爆炸理论很好地解释了元素丰度分布位于氢氦、碳氮氧、铁等处的峰值的存在。1965年探测到，整个星际空间的温度不是0 K而是2.7 K，相当于存在一个各向同性的黑体热辐射，称为宇宙的背景辐射。大爆炸理论认为这是大爆炸的残余。早在1842年奥地利科学家多普勒（C. J.Doppler 1803—1853）就发现，声波的波长会因物体的运动而发生改变，这种现象被称为多普勒效应。观测发现，发自星体的光的波长都长于地球上同一种元素的光谱数据，称为“红移”。大爆炸理论用星体因大爆炸后的膨胀而背离我们运动来解释红移。迄今为止，除了大爆炸理论，尚没有另一种理论能够这样全面解释这3个基本观察事实。

大爆炸理论是不是宇宙起源的终极理论？还有没有可能创造一种完全不同的理论来否定宇宙大爆炸理论，正像达尔文进化论否定了神创论一样？这还不能定论。还有，即使认为宇宙大爆炸是客观事实，至今人们仍难

16

9

以就涉及宇宙年龄、宇宙大小和宇宙膨胀速度3个宇宙学基本数据相关的所谓“哈勃常数”的取值达成一致意见，因为获得它的主要依据是来自远离地球的星体的光谱强度，而人们无法知道某一强度的光究竟是因为星体离地球的远近还是星体发光的强弱所致，也难以确切估计它达到地球之前被吸收了多少。我们相信，随着新事实的发现，如黑洞、暗物质或反物质、反引力等，在21世纪十分有可能产生一种新的宇宙学，当然也十分可能只是修正大爆炸理论。不过，即使大爆炸理论被推翻，我们在此讨论到的以及尚未涉及的诸多从氢燃烧开始的元素诞生理论似乎不会受到根本的影响。

（摘编自北京师范大学等编《无机化学（上册2第四版）》，高等教育出版社，2002年版） 3. 对构造原理的一些说明 （1）能量最低原理

构造原理是元素随原子序数的递增，绝大多数基态原子的核外电子的排布规律。在教科书中，我们是用一张图来表述这个规律的。构造原理的提出是在量子力学建立以前，它是一个经验规律，是可以通过原子光谱确定的。在教科书中，只要求学生把这个原理作为一个事实知道这个原理，没有要求对它作任何解释。

首先应当指出，在许多其他教科书中，把对构造原理的解释，如“能级交错”“屏蔽效应”“钻穿效应”等写在构造原理之前，把它们作为构造原理提出的依据。我们认为这种观念是值得商榷的，并认为“能级交错”“屏蔽效应”“钻穿效应”等，只是对构造原理的解释而已，构造原理并不是这些解释的逻辑结果。

其次应该指出，多电子原子的电子排布，是以一系列假设和近似为基础的，如当描述该体系的一个电子时，不描述其他电子，而将其他电子对该电子的排斥集中到原子核上，得到所谓“单电子函数”，或称“独立子”，这种近似称为中心力场近似。只有作这种近似，才使描述多电子原子体系中的电子成为可能，才可借用氢原子核外电子的运动状态，即1s，2s，2p??来描述它们；这时，电子的能量被称为“轨道能”，而每一个电子的轨道能多大，不仅跟原子核电荷多少有关，而且还与核外存在几个电子以及这些电子处于什么状态（1s，2s，2p??）有关。例如，Fe和Fe，核电荷数都是26，然而，对于核外有26个电子的Fe，按［Ar］3d4s排布得到的轨道能的总和小于按［Ar］3d排布的轨道能总和，因而基态Fe的电子排布是前者而不是后者；而对于核外只有24个电子的Fe2+，按［Ar］3d6排布的轨道能总和比按［Ar］3d4s排布的轨道能总和小，因而基态Fe的电子排布是前者而不是后者。换句话说，4s轨道和3d轨道的能量哪个低，不是一成不变的，而是随核电荷数、电子数、电子所处的状态3个因素相关的，是动态可变的。因此，在教科书中，能量最低原理的表述是“整个原子处于能量最低的状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去。 （2）能级交错

在以上讨论中，我们并没有提到“能级交错”。其实，对于多电子原子，本来就只有轨道能而无所谓“能层”，说“能层”只是跟氢原子对比的形象化说法所作的近似，因而鲍林（L.Pauling）称其为“近似能级”（即能层）。在只有1个电子的氢原子中，主量子数相同的各能级中的电子的能量是相同的，如4s，4p，4d，4f的能量是相等的，然而在多电子原子中，由于处于不同能级的电子受到其他电子的相互作用（排斥力不同），导致同一能层不同能级的电子的能量不同，即对于多电子原子来说，由于原子中各电子之间的相互作用，当电

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2+

4

2

8

2+

6

2

子处在不同状态时，其能量不仅与主量子数n有关，而且还与角量子数l有关。例如，在主量子数n相同时，l的数值越大，其电子的能量越高。也就是说在同一能层中，s电子的能量低于p电子，p电子低于d电子，d电子低于f电子的能量： E4s＜E4p＜E4d＜E4f

l取值：0 1 2 3

是由元素的精细光谱实验得到的结果，一般地说，电子的能量完全取决于主量子数n和角量子数l，如果n、l的数值相同，则电子的能量就相同，由不同的n和l组成的各分层，如2s，3p，4d??其能量必然不同，从能量的角度看，这些分层也常称为能级。

鲍林根据光谱实验的结果，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图。应当指出的是，鲍林近似能级图中的能级顺序只是指价电子层中填入电子时各能级能量的相对高低，正如前面已经指出的，当电子填入原子轨道后，电子的能量会发生变化，各电子的轨道能不再维持鲍林的近似能级图顺序。

对于n和l值都不同的原子轨道的能级能量高低，我国化学家徐光宪归纳出这样的规律，即用该轨道的（n+0.7l）值来判断，（n+0.7l）值越小，能级的能量越低。如4s和3d两个能级，它们的（n+0.7l）值分别为（4+0.730）=4.0和（3+0.732）=4.4，因此E4s＜E3d，这种现象称为能级交错。 （3）屏蔽效应

在多电子原子中，一个电子不仅受到原子核的引力，还要受到其他电子的排斥力。如锂原子核带有三个正电荷，核外有三个电子，第一层有两个电子，第二层有一个电子，对于第二层的这一个电子来说，除了受核对它的吸引力以外，还受到第一层两个电子对它的排斥力的作用，这种排斥力实际上相当于减弱了原子核对外层电子的吸引力，相当于使核的有效电荷数减少。我们把由于其他电子对某一电子的排斥作用而抵消了一部分核电荷，使有效核电荷降低，消弱了核电荷对该电子的吸引，这种作用称为屏蔽作用或屏蔽效应。

屏蔽效应与原子内电子的多少和电子所处的轨道有关，内层电子对外层电子的屏蔽作用较大，电子越靠近原子核，它对外层电子屏蔽作用越大，同层电子屏蔽作用较小，外层电子对内层电子几乎没有屏蔽作用。 （4）钻穿效应

由电子云径向分布图可以看出，n值较大的电子在离核较远的区域出现的概率大，但在离核较近的区域也有概率较小的峰出现，这种外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象称为钻穿效应。钻穿效应主要表现在钻入内层的小峰上，峰的数目越多，钻穿效应越大。电子的钻穿效应和屏蔽效应是相互联系的，某电子的钻穿效应越强，其被屏蔽的可能性就越小。钻穿效应可以用来解释能级交错现象。 4. 有关电子云的一些问答

（1）电子云图中的小点的总数可多可少吗？

电子云图中的小点的总数是可多可少的。这要看你“记录”的电子在核外空间出现的次数。通俗地讲，每个小点相当于一次记录。如果电子云图里有500个小点，就相当于记录了500次;如果有10 000个点，就相当于记录了10 000次。记录的次数越多，小点就越多。

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（2）如何制作电子云图？

用计算机程序可以制作电子云图。如果在上课时能够直接上网，可打开如下网站：http://www.phy.davidson.edu/StuHome/cabell_f/Density.html，在该网页的电子概率密度applet程序上直接输入主量子数（n）、角量子数(l)和磁量子数（m），可快速地得到不同状态的电子云的图像。该程序得到的图像还分为单色（实为Ψ即ρ的图像）和彩色（实为Ψ的图像），该网站还有径向函数的曲线可供教师参考（建议不要在教学中讨论）。

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图1－2概率与概率密度

（3）为什么说电子云图是电子的概率密度分布图而不是概率分布图？

首先，我们需要理解概率的概念。无论电子云图里有多少个点，我们都必须设定这张图的总概率P=1（即100%）。如图1-2中共有500个点，在图的左上角的方框内有18个点，我们就可以说，在这个长方形区域里找到电子的概率为P=18/500=0.036；同样，在图的左上角的椭球形区域内找到电子的概率为P=5/500=0.01。

其次，我们来讨论概率密度。概率密度等于概率除以体积，用希腊小写字母ρ（读音“ru”）为符号，概率与概率密度的关系式是：ρ=P/V。设图中的某体积为V的区域（就说是左上角的椭球内吧）的概率密度为ρ=P/V。如果我们再设这个椭球区域里小点的分布是完全均匀的，接着我们仅考察半个椭球的概率密度，我们得到它的概率密度为ρ=(P/2)/(V/2)，结果仍为P/V！如果我们取这个椭球里更小的区域，假设在这个区域里电子的概率分布（即小点的分布）仍是均匀的，结果概率密度还等于ρ=P/V！把所取的区域划定得更小，等于小点的体积（只要这个体积不等于零就行），这个微小的区域内的概率密度仍等于ρ=P/V！由此可见，电子云图中的每个点都代表了电子在一个微小区域里出现的概率密度，而电子云图给出了这些小点在空间里的分布，小点越密处，电子的概率密度越大，因此，电子云图是电子的概率密度分布图！

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教学资源2

5. 长式周期表中主副族的划分

近年来，长式周期表为许多国家所采用。但是在这种周期表中关于主族和副族的划分方法，曾引起过争议。1923年，戴明（Deming）把包含典型元素的族定为主族，在族序数后标以符号A，把过渡元素的各族定为副族，在族序数后标以符号B。我国基本上采用Deming的划分法，只是把稀有气体定为0族，而且对它和第Ⅷ族均不划分主、副族，不标A、B符号。另一种划分法是把碱金属、碱土金属和除铜族、锌族外的过渡元素均定为主族，标以符号A，把铜族、锌族以及其后的各族均定为副族，标以符号B。1970年国际纯粹和应用化学联合会（IUPAC）支持这种划分法。由于在长式周期表中主、副族的划分方式不一致，在学术界引起了混乱。因此，在1989年国际纯粹和应用化学联合会建议不再划分主、副族，把长式周期表的各族自左至右统一编号为1~18列。现在许多国家已经采用了这种表述形式。长式周期表主副族元素划分方式的演变见表1－1。

在长式周期表中氢的位置也有一个演变过程。从前把氢放在长式周期表的上中部，以两条线分别跟碱金属和卤素相连，表示氢既跟碱金属相似，又跟卤素相似。另一些周期表把氢放在碱金属或者卤素的顶部，个别的还在碱金属和卤素的顶部都标上氢。1989年，国际纯粹和应用化学联合会推荐的18列周期表中，把氢列在碱金属的顶部，这跟近年来研究金属氢取得进展及制得Na-（相当于H-）化合物、发现锂键（相当于氢键）等有关。

表1-1长式周期表主副族划分方式的演变

6. 元素周期系的远景

元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。人们发现，原子序数大于83（铋之后）的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后（超铀元素）的元素，全部是用人工方法合成的元素

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（Np、Pu在自然界中也有，但含量极微）。目前已公认了112号元素的合成方法。人们要问：新的人工合成的元素究竟还可以合成多少种？

物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，将会完成第七周期（零族元素的原子序数应为118），并进入第八周期，甚至第九周期。在未来的第八、九周期中，原子中的电子依次填充新的能级——5g能级和6g能级。依照已有的规律，可以推知g能级最多能容纳18个电子。

能级： s p d f g 电子数：2 6 10 14 18

由此可以预见，第八、九周期都将有50种元素，是超长周期。在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超锕系”的5g~6f和6g~7f内过渡系（各为32种元素）。 7. 不同历史阶段的元素周期表

（1）拉瓦锡在1778年出版的《化学大纲》中，对33种化学元素的分类 ①气体元素：氧、氮、氢、光、热；

②金属元素：银、锡、铜、砷、锑、铋、镍、金、钴、铁、钼、钨、锰、铂、铅、锌、汞； ③非金属元素：硫、磷、碳、盐酸基、氟酸基、硼酸基； ④能成盐的土质元素：石灰、镁土、钡土、铝土、硅土。

由于拉瓦锡（A.L.Lavoisier）受时代的限制，把一些不是元素的东西都当成元素；同时又把元素分为“土质元素”，这显然含有亚里士多德（Aristotle）水、火、土、气“四素说”的思想痕迹。 （2）1829年，德国化学家德贝莱纳（D.beriner）的“三元素组”

①锂、钠、钾；②钙、锶、钡；③氯、溴、碘；④硫、硒、碲；⑤磷、砷、锑。 （3）门捷列夫（Д.И.Менделеев）的第一个元素周期表（1869年）

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(4)德国化学家迈尔的化学元素周期系（1869年10月作，1870年发表）

（5）门捷列夫化学元素周期表（1871年12月）

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7由山西省实验中学杨瑞光、骆小三、耿录莲提供） （资料

8. 形形色色的元素周期表

图1-3形形色色的元素周期表 9. 原子半径

原子半径，似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的。原子总是以单质或化合物的形式存在。而在单质或化合物中，原子间总是以化学键结合的（稀有气体除外），因此原子半径就跟原子间以哪种键结合有关。一般来说，原子半径是指共价半径或金属半径。

共价半径：如单质分子中的2个原子以共价单键结合时，它们核间距离的一半叫做该原子的共价半径。 金属半径：金属晶格中金属原子的核间距离的一半叫做原子的金属半径。原子的金属半径一般比它的单键共价半径大10%~15%。

范氏（范德华）半径：非金属元素还有另一种半径，叫范氏半径。如图1-4所示，表示了氯原子的共价半径和范氏半径。

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图1-4氯原子的共价半径与范氏半径

对非金属元素，r范>r共，从图1-4可以清楚地看出这一关系。图1-4表示出2个Cl2，在同一个Cl2里，2个Cl核间距的一半BF是共价半径（r共）；在不同的2个Cl2间，2个Cl的核间距的一半CE是范氏半径（r范）。显而易见，r范>r共。

稀有气体在极低的温度下形成单原子分子的分子晶体。在这种晶体里，2个原子核的核间距的一半，就是稀有气体原子的范氏半径。表1-2列出了非金属元素和稀有气体的范氏半径。 表1-2非金属元素和稀有气体的范氏半径（r范/nm）

从表1-2可以看出，r范也有一定的规律性。在同一周期中，从左到右逐渐减小；在同一族中，从上到下逐渐增大。

在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。 10. 同周期和同族元素的第一电离能 （1）同周期元素

表1-3是二、三周期部分元素的核外电子排布和第一电离能，图1-5是第二周期和第三周期元素的第一电离能。

表1-3 第二、三周期部分元素的核外电子排布和第一电离能

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图1-5第二、三周期元素的第一电离能

①同周期元素的第一电离能，从左到右递变的总趋势是依次增大，原因是核电荷数增多，而能层数不变，核电荷对核外电子的吸引力增大；

②为什么B的第一电离能反而比Be小？原因是B失去的电子是2p电子，2p电子的轨道能比2s电子的轨道能高；同理，Al的第一电离能比Mg的第一电离能小；

③氧的第一电离能为什么反而比氮的第一电离能小？原因是氧的第一电离能是失去已经成对的2p电子所需能量，成对电子的相互排斥的能量比核电荷增加吸引2p电子的能量还大，导致氧的第一电离能反比氮的第一电离能低；同理，硫的第一电离能反而小于磷的第一电离能。

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图1-6第ⅠA族元素的第一电离能 （2）同族元素

图1-6是碱金属元素的第一电离能。

一般来说，同主族元素的第一电离能，从上到下递变的总趋势是依次降低，原因是核外电子的层数增加而且原子半径递增，核电荷对最外层电子的吸引力降低。

应当注意的是，副族元素的第一电离能从上到下变化趋势与主族不相同，大多是从上到下第一电离能反而增加，原因是虽然核外电子层数增加但原子半径增加却不显著甚至减小，导致核电荷对最外层电子的吸引力增加。

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第二章分子结构与性质单元

本章说明

一、教学目标

1. 知道共价键的主要类型σ键和π键，能用键参数——键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；能举例说明“等电子原理”的含义及应用。

2. 认识共价分子结构的多样性和复杂性，能根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论判断简单分子或离子的构型；能说明简单配合物的成键情况。

3. 了解极性共价键和非极性共价键、极性分子和非极性分子；能举例说明化学键和分子间作用力的区别、分子间作用力对物质性质的影响、氢键对物质性质的影响，以及了解“手性分子”在生命科学等方面的应用。 4. 知道“相似相溶”规则的实际应用和运用分子结构的知识解释无机含氧酸分子的酸性。

5. 在分子水平上进一步形成有关物质结构的基本观念，能从物质结构决定性质的视角解释分子的某些性质，并预测物质的有关性质，体验科学的魅力，进一步形成科学的价值观。 二、内容分析 1. 地位与功能

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本章比较系统地介绍了分子的结构和性质，内容比较丰富。首先，在第一章有关电子云和原子轨道等概念的基础上，介绍了共价键的主要类型σ键和π键，以及键参数——键能、键长、键角；接着，在共价键概念的基础上，介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释；最后，介绍了极性分子和非极性分子、分子间作用力、氢键等概念，以及它们对物质性质的影响，并从分子结构的角度说明了“相似相溶”规则、无机含氧酸分子的酸性等。

通过本章的学习，学生能够在分子水平上，从分子结构的视角认识物质的性质，进一步形成有关物质结构的基本观念；学生的学习兴趣能得到有效保持，学生的科学素养能得到进一步提高。 2. 内容的选择与呈现

根据课程标准对“物质结构与性质”模块的要求，本章依据“主题2 化学键与物质的性质”内容标准中的第3、4、5、6条，以及“主题3 分子间作用力与物质的性质”内容标准中的第1、2、3条的要求选取内容，同时注意与第一章知识的衔接。

化学2已介绍了共价键的概念，并用电子式的方式描述了原子间形成共价键的过程。本章第一节“共价键”是在化学2中已有知识的基础上，运用第一章学过的电子云和原子轨道的概念来进一步认识和理解共价键，通过电子云图像的方式，很形象生动地引出了共价键的主要类型σ键和π键，以及它们的差别，并用一个“科学探究”让学生自主地进一步认识σ键和π键。在共价键概念的基础上，接着介绍键参数——键能、键长、键角，并描述了这些参数对分子性质的影响，很简洁地用表格形式列出了某些共价键的键能和键长，通过“思考与交流”中的具体问题让学生解释键参数对分子性质的影响。在已知N2的结构与性质的基础上，根据CO和N2都有10个价电子，它们是等电子体，再比较CO和N2的某些性质，引出了等电子原理的概念；教科书中提到了等电子体“具有相似的化学结构”，但只知道N2的结构，没有介绍CO的结构，这是由于CO中的三重键与N2的不同，相对复杂而不作介绍。

在第二节“分子的立体结构”中，首先按分子中所含的原子数直接给出了三原子、四原子和五原子分子的立体结构，并配有立体结构模型图。为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教科书在本节安排了“价层电子对互斥模型”和“杂化轨道理论”来判断简单分子或离子的立体构型；在介绍这两个理论时，要求比较低，文字叙述比较简洁并配有图示，还设计了“思考与交流”“科学探究”等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。最后，根据课程标准的要求，把简单配合物的成键情况也安排在本节介绍。

在第三节“分子的性质”中，共介绍了六个问题，即分子的极性、分子间作用力及其对物质性质的影响、氢键及其对物质性质的影响、溶解性、手性和无机含氧酸分子的酸性。除分子的手性外，对其他五个问题进行的阐述都运用了前面的已知知识，如根据共价键的概念，介绍了键的极性和分子的极性；根据化学键、分子的极性等概念介绍了范德华力的特点及其对物质性质的影响；根据电负性的概念介绍了氢键的特点及其对物质性质的影响；根据极性分子与非极性分子的概念介绍了“相似相溶”规则；根据分子中电子的偏移解释了无机含氧酸分子的酸性强弱；等等。对于手性，教科书通过图示简单介绍了手性分子的概念，以及手性分子在生命科学和生产手性药物方面的应用。

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关于章图和节背景图的说明：①本章章图由一幅主图和三幅小图组成，主图为合成ATP分子的模拟图；三幅小图分别是一个复杂分子的结构模型图；一对手性分子（反应停）；雪、冰、水和北极熊。②节背景图是B12分子模型图。 3. 内容结构

三、课时建议

第一节 共价键 2课时 第二节 分子的立体结构 3课时 第三节 分子的性质 3课时 复习与机动 2课时

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第一节共价键

一、教学设计

在化学2中学习了化学键的初步知识，知道了离子键和共价键的形成过程。本节将在电子云和原子轨道等概念基础上继续学习共价键的知识，包括共价键的主要类型σ键和π键，以及键能、键长、键角等知识。教学时要注意运用图片引导学生形象思维，理解σ键和π键的特征；充分利用数据和具体例子帮助学生理解键能、键长、键角等与简单分子的某些性质的关系。 教学重点：

1. σ键和π键的特征和性质；

2. 用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 教学难点：

1. σ键和π键的特征； 2. 键角。

具体教学建议：

1. 可以通过制作原子轨道模型的方式来帮助学生理解σ键和π键的特征。

2. 可以引导学生充分利用表2-1和表2-2，从定量的角度理解键能、键长与分子性质的关系。 3. 键角是本节的一个难点，可以介绍一些学生比较熟悉的分子的键角，如CO2、H2O、CH4、NH3等，并引出共价键具有方向性。介绍键角时不要求对具体角度做解释，留待下一节继续学习。

4. 关于等电子原理，只需以教科书上的CO和N2为例，简单介绍等电子原理的概念即可。还可例举CH4

和NH4，但不要做太多的扩展。 教学方案参考

【方案Ⅰ】制作模型学习σ键和π键

创设问题情景：（1）复习以NaCl为代表的离子键的形成过程；（2）复习共价键的概念。 提出问题：（1）两个H在形成H2时，电子云如何重叠？（2）在HCl、Cl2中，电子云如何重叠？ 制作模型：学生以小组合作学习的形式，利用泡沫塑料、彩泥、牙签等材料制作s轨道和p轨道的模型。根据制作的模型，以H2、HCl、Cl2为例，研究它们在形成分子时原子轨道的重叠方式，即σ键和π键的成键过程，体会σ键可以旋转而π键不能旋转。

归纳总结：σ键是两原子在成键时，电子云采取“头碰头”的方式重叠形成的共价键，这种重叠方式符合能量最低，最稳定；σ键是轴对称的，可以围绕成键的两原子核的连线旋转。π键是电子云采取“肩

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+

并肩”的方式重叠，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，互为镜像，不可以围绕成键的两原子核的连线旋转。在分子结构中，共价单键是σ键；而双键中一个是σ键，另一个是π键；共价三键是由一个σ键和两个π键组成的。

反思与评价：组织学生完成教科书中的“科学探究”。 【方案Ⅱ】利用表格与数据学习键能与键长

提出问题：N2与H2在常温下很难发生化学反应，必须在高温下才能发生化学反应，而F2与H2在冷暗处就能发生化学反应，为什么？

讨论与启示：学生就上述问题展开讨论，认识到化学反应是一个旧键断裂、新键生成的过程，N2与H2在常温下很难发生化学反应，而F2与H2在冷暗处就能反应，说明断开N≡N键比断开F—F键困难。 阅读与思考：认真阅读教科书中的表2-1，了解一些共价键的键能，并思考下列问题：（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？（3）完成“思考与交流”中的第1、2题。

归纳总结：在上述学习活动的基础上，归纳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1 mol共价键释放的最低能量。键能通常取正值，键能越大，意味着该化学键越稳定。

创设问题情景：共价键的强度还有一种描述方法，即用键长来描述，认真阅读教科书中的表2-2，结合键能的概念，你认为键长是什么？它怎样描述共价键的强度？

讨论与总结：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。 【方案Ⅲ】制作模型学习键角

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。 制作模型：利用泡沫塑料、彩泥、牙签等材料制作CO2、H2O和CH4的分子模型，体会键角在决定分子空间形状中的作用。

归纳总结：知道了键角，就能确定分子在空间的形状，键角是描述分子空间立体结构的重要参数。例如，在CO2中，∠OCO为180°，所以CO2为直线形分子；而在H2O中，∠HOH为105°，故H2O为角形分子。 反思与评价：完成下表。

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二、活动建议 【科学探究】

1.

2.

3. 乙烷的分子中，有一个碳碳σ键和六个碳氢σ键；乙烯分子中，有一个碳碳σ键和一个碳碳π键，还有四个碳氢σ键；乙炔分子中有一个碳碳σ键和两个碳碳π键，还有两个碳氢σ键。 三、问题交流 【学与问】

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【思考与交流】

1. 经过计算可知：1 mol H2与1 mol Cl2反应生成2 mol HCl放热184.9 kJ，而1 mol H2与1 mol Br2反应生成2 mol HBr放热102.3 kJ。显然生成氯化氢放热多，或者说溴化氢分子更容易发生热分解。

2. 从表2-1的数据可知，N—H键、O—H键与H—F键的键能依次增大，意味着形成这些键时放出的能量依次增大，化学键越来越稳定。所以N2、O2、F2与H2的反应能力依次增强。 3. 简言之，分子的键长越短，键能越大，该分子越稳定。 四、习题参考答案 1. （略）

2. 氧原子最外层有6个电子，还差两个电子达到8e稳定结构，氢原子只有一个电子，差一个电子达到2e稳定结构，所以一个氧原子只能与两个氢原子成键，氢气和氧气化合生成的分子为H2O。 3. 二氧化碳的结构为O=C=O，所以其分子中有两个碳氧σ键和两个碳氧π键。

4. 键能和键长都是对共价键稳定程度的描述，Cl2、Br2、I2的键能依次下降，键长依次增大，表明Cl2、Br22、I2分子中的共价键的牢固程度依次减弱。

5. 键能数据表明，N≡N键能大于N—N键能的三倍，N≡N键能大于N—N键能的两倍；而C=C键能却小于C—C键能的三倍，C=C键能小于C—C键能的两倍，说明乙烯和乙炔中的π键不牢固，容易被试剂进攻，故易发生加成反应。而氮分子中N≡N非常牢固，所以氮分子不易发生加成反应。

--

6.

（注：此题的键长数据和热分解温度，需要通过查阅课外资料获得）

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第二节分子的立体结构

一、教学设计

本节以三原子、四原子和五原子分子的立体结构模型为例，介绍典型分子的立体结构；然后从价层电子对互斥模型和杂化轨道理论解释分子结构的多样性和复杂性，并根据上述理论判断简单分子或离子的构型；最后，介绍配合物的概念、成键的条件和表示方法。 教学重点：

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。 教学难点：

1. 分子的立体结构；

2. 价层电子对互斥模型、杂化轨道理论。 具体教学建议：

1. 从H、C、N、O的原子结构，依据共价键的饱和性和方向性，用电子式、结构式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子结构，为学习本节课的内容做好知识准备。

由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的球棍模型（或比例模型），对照其电子式采取对比的方法，引导学生对中心原子的共用电子对和未成键电子对与空间结构的关系进行分类，并用下表形式进行归纳。

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经分析、比较可知，由于中心原子的孤对电子对占有一定的空间，对其他成键电子对存在排斥力，影响其分子的空间结构——建立价层电子对互斥模型理论。进而应用该理论判断简单分子或离子的构型，认识多原子分子的立体结构。

2. 介绍杂化轨道理论时，可以从甲烷分子中碳原子的价电子构型2s2p及3个2p轨道相互垂直，对照甲烷分子正四面体结构，引出问题——如何解释甲烷正四面体空间结构？

由于甲烷分子中的4个C—H键是等同的，键角皆为109°28′，由此推出：碳原子具有与4个氢原子电子云重叠的完全相同的4个轨道，进而引入sp杂化轨道——杂化轨道理论。除sp杂化轨道外，还有sp杂化轨道和sp杂化轨道。

结合价层电子对互斥模型理论，下表列举了一些多原子分子中心原子的杂化轨道类型。

3

3

2

2

2

*杂化轨道数：中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。

3. 介绍配合物理论时，通过观察CuSO4、CuCl222H2O、CuBr2等固体及其水溶液颜色的实验，分析得知天蓝色的物质——四水合铜离子，探究其结构，由孤对电子对和空轨道形成的配位键，引出配位键和配合物的概念。再通过形成［Cu(NH3) 4］和［Fe(SCN)］的实验，进一步介绍一些简单配合物及其成键情况。 教学方案参考

【方案Ⅰ】模型探究学习分子空间结构

2+

2+

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创设问题情景：展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子的球棍模型（或比例模型），提出问题：（1）什么是分子的空间结构？（2）同样三原子分子CO2和H2O、四原子分子NH3和CH2O，为什么它们的空间结构不同？

讨论交流：从H、C、N、O的原子结构（写出电子式），依据共价键的饱和性和方向性，讨论H、C、N、O的原子分别可形成1、4、3、2个共价键，并用电子式、结构式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4等分子结构。 模型探究：由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的球棍模型（或比例模型），对照其电子式，运用分类、对比的方法，分析结构不同的原因。引导学生得出由于中心原子的孤对电子对占有一定的空间，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理论。进一步用表格形式进行分类、归纳（参见具体教学建议1中的表格）。

应用反馈：应用该理论判断下表中分子或离子的构型，进一步认识多原子分子的立体结构。

【方案Ⅱ】问题探究学习杂化轨道理论

提出问题：课前提出要解决的问题，由学生自学并制定活动方案。（1）甲烷分子中碳原子的价电子构型为2s2p，而碳原子的3个2p轨道相互垂直，对照甲烷分子正四面体结构，为什么甲烷分子中的4个C—H键是等同的，键角皆为109°28′？（2）氨分子的空间结构为三角锥形，键角为107°18′，结合氢离子形成铵根离子后的空间结构却是正四面体，为什么铵根离子中的4个N—H键是等同的，键角皆为109°28′？ 阅读与思考：（1）阅读教科书相关内容及一些相关的课外资料，理解及解决上述相关问题，并把发现的问题记录下来供课堂讨论；（2）结合价层电子对互斥模型理论，分析CH4、NH3及NH+4等分子或离子成键情况，归纳总结出轨道杂化理论。

讨论交流：应用轨道杂化理论，探究下表中分子的立体结构。

2

2

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