归纳与整理优秀教案

中学物质结构复习课

这一节课是建立在学生对中学结构化学部分知识全部学习后进行的一节课，中学结构化学包括了必修2部分的第一章跟选修三两部分内容，主要是针对化学物质的微观世界的学习研究，突破学生通过学习结构，认清结构决定了性质跟应用。同时这又是一节复习课，要对这部分知识进行高度的概括跟总结，帮助学生掌握好重点，能够突破难点。

教学目标：帮助学生落实物质结构的重难点

帮助学生理清物质结构部分的学习思路跟解题方法

教学重难点：物质结构部分解题方法技巧

教学方法：传统的讲练结合

1.三组电子层结构相同的微粒及在表中的位置关系:

质子，氢离子（0电子结构）

He（2电子结构）:H ;Li+;Be2+;

Ne（10电子结构）:N3-;O2-;F-;Na+;Mg2+;Al3+; Ar（18电子结构）:P3-;S2-;Cl-;K+;Ca2+;

电子层结构相同的离子在下一周期金属元素与上一周期非金属元素之间（阳离子在下一周期，阴离子在上一周期）。

2具有10个电子的微粒: 分子：CH4；NH3；H2O；HF；Ne；

阴离子：N3-;O2-;F-；OH-；

阳离子：NH4+；H3O+；Na+；Mg2+；Al3+；

3怎样比较微粒半径的大小: ⑴

、同主族元素原子、离子半径均从上到下增大

⑵、同种元素，核外电子数越多半径越大

（3）同周期元素原子从左到右半径减小，离子半径阳离子减小，中间最大，后面阴离子减小；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

4怎样判断化学键的类型和强弱

（1）键的类型判断：

同种非金属元素的原子之间形成非极性键，不同种非金属元素的原子之间形成极性键。金属元素与非金属元素的原子之间大多形成离子键。（铵根离子所形成化合物含离子键。）

（2）键的强弱判断：

离子键：离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强；

共价键：原子半径越小，键长越短，键能越高；

分子间作用力：氢键影响最大，相对分子质量次之，接着分子的极性。孤电子对越多，键角越小

5极性分子与非极性分子的判断:

极性分子中可能含非极性键（H2O2），非极性分子中不一定含非极性键，可能只含极性键（CH4）。

经验规律：在ABn型分子中，当A 的化合价数值等于其族序数时，该分子为非极性分子，否则是极性分子。

中心原子没有孤电子对

完全对称的分子

中心原子杂化轨道的理想构型与分子的立体构型一致的

示例如下：

6周期表中元素性质的递变规律: 随着核电荷数的增大

同一周期

结论

金属性递减

非金属性递增

原因

原子半径变小，

原子核对核外

电子吸引力能力加大

元素性质的判断依据

1、单质的还原性减弱，氧化性增强。

2、单质与水（或酸）反应置换出氢的能力减弱。

3、单质与氢气反应变易以及生成的氢化物稳定性增强。

4、最高价氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强。

1、单质的还原性增强，氧化性减弱。

2、单质与水（或酸）反应置换出氢的能力增强。

3、单质与氢气反应变难以及生成的氢化物稳定性减弱。

4、最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性减弱。

同一主族

金属性递增

非金属性递减

原子半径变大

原子核对核外电子吸引能力减弱

注意：将元素性质变化比较设计成实验描述

7怎样写电子式

判断化合价

确定化合物类型

共价化合物中不同原子间共用电子对数等于其化合价数值；

离子化合物中离子所带电荷数等于其化合价数值；同种离子须分开写，阴离子要加括号；电子要守恒，通常还须满足8电子结构。

8晶体类型的判断与比较

1、判断晶体类型的方法

（1）依据物质的分类判断

金属氧化物（如K2O、Na2O2等），强碱（如NaCl、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质（除汞外）与合金都是金属晶体。

（2）依据物质的性质判断

离子晶体的熔点较高，常在数百至1000余度；原子晶体熔点高，常在1000度至几千度；分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。

离子晶体水溶液及熔化时能导电，晶体不导电；原子晶体一般为非导体，但石墨等导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质（主要是酸和非金属氢化物）溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子也能导电，但熔化不导电，金属晶体是良导体。

2、晶体中的几个不一定

（1）离子晶体除含离子键外不一定不含其他化学键。如氨盐中除含离子键，还含极性键和配位键；Na2O2中除含离子键还含非极性键。

+（2）离子晶体不一定肯定含金属阳离子，如NH4Cl中含的阳离子是NH4(凡是氨盐、肯定同时含离子键、极性键和配位键)。

（3）离子晶体的熔点不一定肯定低于原子晶体，如MgO的熔点高于SiO2。

（4）含有阳离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中就含有金属阳离子。

（5）金属和非金属形成的晶体不一定都是离子晶体，如AlCl3就是含共价键的分子晶体

（6）具有金属光泽且能导电的单质不一定就是金属，如石墨具有金属光泽且能导电，却是非金属。

3、四类晶体的比较：

晶体类型

晶体质点

（粒子）

熔沸点

硬度

溶解性

导电情况

离子晶体

阴、阳离子

原子晶体

原子

共价键

很高

很硬

分子晶体

分子

分子间作用力

很低

一般较软

相似相溶

一般不导电

金属晶体

金属阳离子、自由电子

复杂的静电作用

一般较高，少部分低

一般较硬，少部分软

难溶（Na等与水反应）

良导体

粒子间作用（力）

离子键

较高

较硬

易溶于极性溶剂

难溶解

固体不导电，熔化或溶于水后导电

NaCl、CaCO3

NaOH等

不导电

（除硅）

金刚石、水晶、碳化硅等

事例

干冰、冰、纯硫酸、H2(S) Na、Mg、Al等

9怎样比较熔点的高低

1）先看晶体的类型。

不同晶体类型的物质其熔点的一般规律为：原子晶体>离子晶体>分子晶体；但是要注意金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯等。

2）同一晶体类型的物质，需比较晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。

原子晶体：要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。

离子晶体：要比较离子键的强弱，一般地说，阴、阳离子的电荷数越大，离子半径越小，则离子间作用就越强，其离子晶体熔沸点越高。如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>KCl。

分子晶体：组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：O2>N2,

HI>HBr>HCl。组成结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点：CO>N2。

金属晶体：要比较离子的电荷数和离子的半径，离子的电荷数越多，半径越小，其金属键就越强，金属熔沸点越高，如熔点:Al>Mg>Na。

由上述可知，同类晶体熔沸点比较思路为：

原子晶体→共价键键能→键长→原子半径

分子晶体→分子间作用力→相对分子质量

离子晶体→离子键强弱→离子电荷、离子半径

（3）常温常压下状态：

①熔点：固体物质>液态物质

②沸点：液态物质>气态物质

10晶体结构的计算

晶体结构类习题最常见的题型就是已知晶胞的结构而求晶体的化学式。解答这类习题首先要明确一个概念：由晶胞构成的晶体，其化学式不一定是表示一个分子中含有多少个原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的个数，即各类原子的最简个数比。解答这类习题，通常采用分摊法。

在一个晶胞结构中出现的多个原子，这些原子并不是只为这个晶胞所独立占有，而是为多个晶胞所共有，那么，在一个晶胞结构中出现的每个原子，这个晶体能分摊到多少比例呢。这就是分摊法。分摊法的根本目的就是算出一个晶胞单独占有的各类原子的个数。

分摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的一个原子如果是被x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是1/x。

在立体晶胞中，原子可以位于它的顶点，也可以位于它的棱上，还可以在它的面上（不含棱），当然，它的体内也可以有原子；

（1）

每个顶点被8个晶胞共有，所以晶胞对自己顶点上的每个原子只占1/8份额；

（2）

每条棱被4个晶胞共有，所以晶胞对自己棱上的每个原子只占1/4份额；

（3）

每个面被2个晶胞共有，所以晶胞对自己面上（不含棱）的每个原子只占1/2份额；

（4）

晶胞体内的原子不与其他晶胞分享，完全属于该晶胞。

常见的几种晶体结构分析

（1）氯化钠晶体

+-+NaCl晶体中Na和Cl交替占据立方体的顶点而向空间延伸。在每个Na周围最近的等距--+ 离（设为a）的Cl有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl周围最近的等距离的Na亦有6个；在每个Na周围最近的等距离（必为2a）的Na有12个（同层4个，上层4个，++下层4个），在每个Cl周围最近的等距离的Cl亦有12个。

（2）氯化铯晶体

+-CsCl晶体是一种立方体结构——每8个Cs、8个Cl各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子（Cl或Cs）。在每个Cs周围最近的等距离（设为3a/2）的Cl有8-++---个，在每个Cl周围最近的等距离的Cs亦有8个；在每个Cs周围最近的等距离（必为a）+--的Cs有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl周围最近的等距离的Cl亦有6个。

（3）二氧化碳晶体

干冰晶体中每8个CO2构成立方体且再在6个面的中心又各占据1个CO2。在每个CO2-++

周围等距离（2a/2, a为立方体棱长）最近的CO2有12个（同层4个，上层4个、下层4个）。

（4）金刚石晶体

金刚石晶体是一种空间网状结构——每个C与另4个C以共价键结合，前者位于正四面0体顶点。晶体中所有C-C键长相等、键角相等（均为10928’）；晶体中最小碳环由6个C组成且它们不在同一平面内；晶体中每个C参与了4个C-C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，故C原子个数与C-C键数之比为1： 4×1=1:2。

2（7）二氧化硅晶体

SiO2中每个Si与4个O结合，每个o与2个Si结合，故晶体中Si原子与O原子个数比为1：（4×1/2）=1：2 （8）石墨晶体

石墨晶体是一种混合型晶体——层内存在共价键，层间以范德华力结合，兼具有原子晶体、分子晶体的特征和特性。在层内，每个C与3个C形成C-C键，构成正六边形，键长相等，键角0相等（均为120）；在晶体中，每个C参与3条C-C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，故每个正六边形平均只占有6×1/3=2个C,C原子个数与C-C键数之比为2：6×1 =2：3。

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