高二化學選修3教案

　　即使是選修3的教案，也是高二化學的重要教學資料。下面是學習啦小編為您帶來的高二化學選修3教案，這對教師和學生都將大有裨益。

　　高二化學選修3教案：物質結構與性質

　　教材分析：
　　一、本章教學目標
　　1.了解原子結構的構造原理，知道原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素(1～36號)原子核外電子的排布。
　　2.了解能量最低原理，知道基態(tài)與激發(fā)態(tài)，知道原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷產生原子光譜。
　　3.了解原子核外電子的運動狀態(tài)，知道電子云和原子軌道。
　　4.認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值。
　　5.能說出元素電離能、電負性的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質。
　　6.從科學家探索物質構成奧秘的史實中體會科學探究的過程和方法，在抽象思維、理論分析的過程中逐步形成科學的價值觀。
　　本章知識分析：
　　本章是在學生已有原子結構知識的基礎上，進一步深入地研究原子的結構，從構造原理和能量最低原理介紹了原子的核外電子排布以及原子光譜等，并圖文并茂地描述了電子云和原子軌道;在原子結構知識的基礎上，介紹了元素周期系、元素周期表及元素周期律?？傊菊掳凑照n程標準要求比較系統(tǒng)而深入地介紹了原子結構與元素的性質，為后續(xù)章節(jié)內容的學習奠定基礎。盡管本章內容比較抽象，是學習難點，但作為本書的第一章，教科書從內容和形式上都比較注意激發(fā)和保持學生的學習興趣，重視培養(yǎng)學生的科學素養(yǎng)，有利于增強學生學習化學的興趣。
　　通過本章的學習，學生能夠比較系統(tǒng)地掌握原子結構的知識，在原子水平上認識物質構成的規(guī)律，并能運用原子結構知識解釋一些化學現(xiàn)象。
　　注意本章不能挖得很深，屬于略微展開。
　　第一節(jié) 原子結構
　　第一課時
　　知識與技能：
　　1、進一步認識原子核外電子的分層排布
　　2、知道原子核外電子的能層分布及其能量關系
　　3、知道原子核外電子的能級分布及其能量關系
　　4、能用符號表示原子核外的不同能級，初步知道量子數(shù)的涵義
　　5、了解原子結構的構造原理，能用構造原理認識原子的核外電子排布
　　6、能用電子排布式表示常見元素(1～36號)原子核外電子的排布
　　方法和過程：
　　復習和沿伸、類比和歸納、能層類比樓層，能級類比樓梯。
　　情感和價值觀：充分認識原子結構理論發(fā)展的過程是一個逐步深入完美的過程。
　　教學過程：
　　1、原子結構理論發(fā)展
　　從古代希臘哲學家留基伯和德謨克利特的樸素原子說到現(xiàn)代量子力學模型，人類思想中的原子結構模型經過多次演變，給我們多方面的啟迪。
　　現(xiàn)代大爆炸宇宙學理論認為，我們所在的宇宙誕生于一次大爆炸。大爆炸后約兩小時，誕生了大量的氫、少量的氦以及極少量的鋰。其后，經過或長或短的發(fā)展過程，氫、氦等發(fā)生原子核的熔合反應，分期分批地合成其他元素。
　　〖復習〗必修中學習的原子核外電子排布規(guī)律：
　　核外電子排布的尸般規(guī)律
　　(1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。
　　(2)原子核外各電子層最多容納29’個電子。
　　(3)原于最外層電子數(shù)目不能超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子)。
　　(4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個。
　　說明：以上規(guī)律是互相聯(lián)系的，不能孤立地理解。例如;當M層是最外層時，最多可排8個電子;當M層不是最外層時，最多可排18個電子
　　〖思考〗這些規(guī)律是如何歸納出來的呢?
　　2、能層與能級
　　由必修的知識，我們已經知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內而外可以分為：
　　第一、二、三、四、五、六、七……能層
　　符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高　　例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個電子，第三層1個電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內層排起，當一層充滿后再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下：
能 層 一 二 三 四 五 六 七……　　符 號 K L M N O P Q……
最多電子數(shù) 2 8 18 32 50……　　即每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))
　　但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。
　　能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下：
　　能 層 K L M N O ……
　　能 級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
　　最多電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
　　各能層電子數(shù) 2 8 18 32 50 ……
　　(1) 每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……
　　(2) 任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)
　　(3) s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍
　　3、構造原理
　　根據(jù)構造原理，只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。
　　即電子所排的能級順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……
　　元素原子的電子排布：(1—36號)
　　氫 H 1s1
　　鈉 Na 1s22s22p63s1
　　鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1
　　有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有一個電子的偏差，如：
　　鉻 24Cr [Ar]3d54s1
　　銅 29Cu [Ar]3d104s1
　　[練習]
　　1、寫出17Cl(氯)、21Sc(鈧)、35Br(溴)的電子排布
　　氯：1s22s22p63s23p5
　　鈧：1s22s22p63s23p63d14s2
　　溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5
　　根據(jù)構造原理只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出元素原子的電子排布，這樣的電子排布是基態(tài)原子的。
　　2、寫出1—36號元素的核外電子排布式。
　　3、寫出1—36號元素的簡化核外電子排布式。
　　總結并記住書寫方法。
　　4、畫出下列原子的結構示意圖：Be、N、Na、Ne、Mg
　　回答下列問題：
　　在這些元素的原子中，最外層電子數(shù)大于次外層電子數(shù)的有 ，最外層電子數(shù)與次外層電子數(shù)相等的有 ，最外層電子數(shù)與電子層數(shù)相等的有 ;
　　L層電子數(shù)達到最多的有 ，K層與M層電子數(shù)相等的有 。
　　5、下列符號代表一些能層或能級的能量，請將它們按能量由低到高的順序排列：
　　(1)EK EN EL EM ，
　　(2)E3S E2S E4S E1S ，
　　(3)E3S E3d E2P E4f 。
　　6、A元素原子的M電子層比次外層少2個電子。B元素原子核外L層電子數(shù)比最外層多7個電子。
　　(1)A元素的元素符號是 ，B元素的原子結構示意圖為________________;
　　(2)A、B兩元素形成化合物的化學式及名稱分別是__ _____ _。
　　第二課時
　　知識與技能：
　　1、了解原子結構的構造原理，能用構造原理認識原子的核外電子排布
　　2、能用電子排布式表示常見元素(1～36號)原子核外電子的排布
　　3、知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理
　　4、知道原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)的涵義
　　5、初步知道原子核外電子的躍遷及吸收或發(fā)射光譜，了解其簡單應用
　　教學過程：
　　〖課前練習〗
　　1、理論研究證明，在多電子原子中，電子的排布分成不同的能層，同一能層的電子，還可以分成不同的能級。
　　(1)根據(jù) 的不同，原子核外電子可以分成不同的能層，每個能層上所能排布的最多電子數(shù)為 ，除K層外，其他能層作最外層時，最多只能有 電子。
　　(2)從上表中可以發(fā)現(xiàn)許多的規(guī)律，如s能級上只能容納2個電子，每個能層上的能級數(shù)與 相等。請再寫出一個規(guī)律 。
　　2、A、B、C、D均為主族元素，已知A原子L層上的電子數(shù)是K層的三倍;B元素的原子核外K、L層上電子數(shù)之和等于M、N層電子數(shù)之和;C元素形成的C2+離子與氖原子的核外電子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5個電子。則
　　(1)A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序數(shù)為 ;
　　(2)寫出C和D的單質發(fā)生反應的化學方程式 。
　　〖引入〗電子在核外空間運動，能否用宏觀的牛頓運動定律來描述呢?
　　4、電子云和原子軌道：
　　(1)電子運動的特點：①質量極小 ②運動空間極小 ③極高速運動。
　　因此，電子運動來能用牛頓運動定律來描述，只能用統(tǒng)計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物體那樣，確定一定狀態(tài)的核外電子在某個時刻處于原子核外空間如何，而只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。
　　概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖成為原子軌道。
　　S的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。
　　P的原子軌道是紡錘形的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。
　　s電子的原子軌道都是球形的(原子核位于球心)，能層序數(shù)，2越大，原子軌道的半徑越大。這是由于1s，2s，3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。這是不難理解的，打個比喻，神州五號必須依靠推動(提供能量)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子核的吸引在離核更遠的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更擴散。
　　(2) [重點難點]泡利原理和洪特規(guī)則
　　量子力學告訴我們：ns能級各有一個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道.而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“↑↓”來表示。
　　一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。
　　推理各電子層的軌道數(shù)和容納的電子數(shù)。
　　當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則是洪特規(guī)則。
　　〖練習〗
　　寫出5、6、7、8、9號元素核外電子排布軌道式。并記住各主族元素最外層電子排布軌道式的特點：(成對電子對的數(shù)目、未成對電子數(shù)和它占據(jù)的軌道。
　　〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外電子排布，請說出每種符號的意義及從中獲得的一些信息。
　　〖思考〗寫出24號、29號元素的電子排布式，價電子排布軌道式，閱讀周期表，比較有什么不同，為什么?從元素周期表中查出銅、銀、金的外圍電子層排布。
　　它們是否符合構造原理?
　　2.電子排布式可以簡化，如可以把鈉的電子排布式寫成[Ne]3S1。試問：上式方括號里的符號的意義是什么?你能仿照鈉原子的簡化電子排布式寫出第8號元素氧、第14號元素硅和第26號元素鐵的簡化電子排布式嗎?
　　洪特規(guī)則的特例：對于同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。
　　練習：
　　1、用軌道表示式表示下列原子的價電子排布。
　　(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg
　　2、以下列出的是一些原子的2p能級和3d能級中電子排布的情況。試判斷，哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規(guī)則。
　　違反泡利不相容原理的有 ，違反洪特規(guī)則的有 。
　　3、下列原子的外圍電子排布中，那一種狀態(tài)的能量較低?試說明理由。
(1)氮原子：A. B.　　2s 2p 2s 2p
　　(2)鈉原子：A.3s1 B.3p1
　　(3)鉻原子：A.3d54s1 B.3d44s2
　　4、核外電子排布式和軌道表示式是表示原子核外電子排布的兩種不同方式。請你比較這兩種表示方式的共同點和不同點。
　　5、原子核外電子的運動有何特點?科學家是怎樣來描述電子運動狀態(tài)的? 以氮原子為例，說明原子核外電子排布所遵循的原理。
　　[同步訓練]
　　1、以下能級符號正確的是()
　　A.6s B.2d C.3f D.7p
　　2、下列個能層中不包含p能級的是()
　　A.N B.M C.L D.K
　　3、下列符號代表一些能層或能級的能量，請將它們按能量由低到高的順序排列：
　　(1)EK EN EL EM
　　(2)E3s E2s E4s E1s
　　(3)E3s E2d E2p E4f
　　4、下列關于1S電子在原子核外出現(xiàn)的概率分布圖的說法中，正確的是()
　　A、通常用小黑點來表示電子的多少
　　B、小黑點密表示在該核外空間的電子數(shù)多
　　C、小黑點密表示在該核外空間的單位體積內電子出現(xiàn)的概率大
　　D、通常用小黑點來表示電子繞核作高速圓周運動
　　第3課時
　　知識與技能：
　　1、知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理
　　2、知道原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)的涵義
　　3、初步知道原子核外電子的躍遷及吸收或發(fā)射光譜，了解其簡單應用
　　重點難點：
　　能量最低原理、基態(tài)、激發(fā)態(tài)、光譜
　　教學過程：
　　〖引入〗在日常生活中，我們看到許多可見光如燈光、霓虹燈光、激光、焰火與原子結構有什么關系呢?
　　創(chuàng)設問題情景：利用錄像播放或計算機演示日常生活中的一些光現(xiàn)象，如霓虹燈光、激光、節(jié)日燃放的五彩繽紛的焰火等。
　　提出問題：這些光現(xiàn)象是怎樣產生的?
　　問題探究：指導學生閱讀教科書，引導學生從原子中電子能量變化的角度去認識光產生的原因。
　　問題解決：聯(lián)系原子的電子排布所遵循的構造原理，理解原子基態(tài)、激發(fā)態(tài)與電子躍遷等概念，并利用這些概念解釋光譜產生的原因。
　　應用反饋：舉例說明光譜分析的應用，如科學家們通過太陽光譜的分析發(fā)現(xiàn)了稀有氣體氦，化學研究中利用光譜分析檢測一些物質的存在與含量，還可以讓學生在課后查閱光譜分析方法及應用的有關資料以擴展他們的知識面。
　　〖總結〗
　　原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。
　　處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。
　　當基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量。光(輻射)是電子釋放能量的重要形式之一。
　　不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發(fā)現(xiàn)的。在現(xiàn)代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。
　　〖閱讀分析〗分析教材p8發(fā)射光譜圖和吸收光譜圖，認識兩種光譜的特點。
　　閱讀p8科學史話，認識光譜的發(fā)展。
　　〖課堂練習〗
　　1、同一原子的基態(tài)和激發(fā)態(tài)相比較
　　A、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時高 B、基態(tài)時比較穩(wěn)定
　　C、基態(tài)時的能量比激發(fā)態(tài)時低 D、激發(fā)態(tài)時比較穩(wěn)定
　　2、生活中的下列現(xiàn)象與原子核外電子發(fā)生躍遷有關的是
　　A、鋼鐵長期使用后生銹 B、節(jié)日里燃放的焰火
　　C、金屬導線可以導電 D、衛(wèi)生丸久置后消失
　　3、比較多電子原子中電子能量大小的依據(jù)是
　　A.元素原子的核電荷數(shù) B.原子核外電子的多少
　　C.電子離原子核的遠近 D.原子核外電子的大小
　　4、當氫原子中的電子從2p能級，向其他低能量能級躍遷時
　　A. 產生的光譜為吸收光譜
　　B. 產生的光譜為發(fā)射光譜
　　C. 產生的光譜線的條數(shù)可能是2 條
　　D. 電子的勢能將升高.

　　高二化學選修3教案：原子結構與元素的性質

　　重點:
　　1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態(tài)、元素數(shù)目等之間的關系
　　2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義
　　3、認識周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子核外電子排布的規(guī)律
　　4、知道周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子結構和位置間的關系
　　教學過程
　　〖復習〗必修中什么是元素周期律?元素的性質包括哪些方面?元素性質周期性變化的根本原因是什么?
　　〖課前練習〗寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態(tài)原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。
　　一、原子結構與周期表
　　1、周期系：元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布發(fā)生周期性的重復。周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15頁)到現(xiàn)在的長式元素周期表，還待進一步的完善。在周期表中，把能層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個;在把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按能層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。
　　首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結構是怎樣的?
　　〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什么決定?什么叫外圍電子排布?什么叫價電子層?什么叫價電子?要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什么決定?
　　閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數(shù)與族序數(shù)的聯(lián)系。
　　〖總結〗元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。
　　〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數(shù)是否相等?按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個縱列?為什么s區(qū)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬?
　　元素周期表可分為哪些族?為什么副族元素又稱為過渡元素?各區(qū)元素的價電子層結構特征是什么?
　　[基礎要點]分析圖1-16

	s區(qū)	p 區(qū)	d 區(qū)	ds 區(qū)	f 區(qū)
分區(qū)原則
縱列數(shù)
是否都是金屬

　　區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區(qū)。主族主要含 區(qū)，副族主要含 區(qū)，過渡元素主要含 區(qū)。
　　[思考]周期表上的外圍電子排布稱為“價電子層”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學反應中發(fā)生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數(shù)相同?
　　〖歸納〗S區(qū)元素價電子特征排布為nS1~2，價電子數(shù)等于族序數(shù)。d區(qū)元素價電子排布特征為(n-1)d1~10ns1~2;價電子總數(shù)等于副族序數(shù);ds區(qū)元素特征電子排布為
　　(n-1)d10ns1~2，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù);p區(qū)元素特征電子排布為ns2np1~6;價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。
　　(1) 原子核外電子總數(shù)決定所在周期數(shù)
　　周期數(shù)=最大能層數(shù)(鈀除外)
　　46Pd [Kr]4d10,最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。
　　(2) 外圍電子總數(shù)決定排在哪一族
　　如：29Cu 3d104s1
　　10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。
　　元素周期表是元素原子結構以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)。
　　〖課堂練習〗
　　1、下列說法正確的有( )
　　A.26 號元素鐵屬于d 區(qū)
　　B.主族族序數(shù)=其價電子數(shù)=最外層電子數(shù)
　　C.在周期表中，元素周期數(shù)=原子核外電子層數(shù)
　　D.最外層電子數(shù)=8的都是稀有氣體元素
　　E.主族共有7列，副族共有7列
　　F.元素周期表中第四周期第VA主族的元素與第三周期IIA元素核電荷數(shù)相差13
　　2、在元素周期表中存在著許多的規(guī)律。同一主族元素的原子序數(shù)之間也有一定的規(guī)律，填寫下列問題：第一、二、三、四周期中包含的元素數(shù)目分別為 ，
　　鹵族元素中F、Cl、Br的原子序數(shù)分別為 ，堿金屬元素中Li、Na、K的原子序數(shù)分別為 ;體會上述數(shù)字之間的關系，找出同族元素原子序數(shù)與周期中元素數(shù)目之間的關系。 。
　　3、門捷列夫當年提出的元素周期律是 ，和現(xiàn)在的元素周期律比較，其主要的區(qū)別是 。到元素周期表中找一個與門捷列夫元素周期律不符合的元素 。
4、根據(jù)外圍電子排布的不同，元素周期表也可以 分成不同的區(qū)域，右圖是元素周期表的區(qū)域分布示意圖。請說出這樣劃分的依據(jù)，同時寫出 S區(qū)、d區(qū)和p區(qū)的外圍電子排布式?！　?、用電子排布式表示Al、Cr(原子序數(shù)為24)、Fe(原子序數(shù)為26)、As(原子序數(shù)為33)等元素原子的價電子排布，并由此判斷它們屬于哪一周期哪一族。
　　Al：
　　Cr：
　　Fe：
　　As：
　　原子結構與元素的性質(第2課時)
　　知識與技能：
　　1、掌握原子半徑的變化規(guī)律
　　2、能說出元素電離能的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質
　　3、進一步形成有關物質結構的基本觀念，初步認識物質的結構與性質之間的關系
　　4、認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關系
　　5、認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值
　　教學過程：
　　二、元素周期律
　　(1)原子半徑
　　〖探究〗觀察下列圖表分析總結：
　　元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何?應如何理解這種趨勢?元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何?應如何理解這種趨勢?
　　〖歸納總結〗原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當電子能層相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。
　　(2)電離能
　　[基礎要點]概念
　　1、第一電離能I1; 態(tài)電 性基態(tài)原子失去 個電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 叫做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越 。同一元素的第二電離能 第一電離能。
　　2、如何理解第二電離能I2、第三電離能I3 、I4、I5…… ?
　　〖科學探究〗1、原子的第一電離能有什么變化規(guī)律呢?堿金屬元素的第一電離能有什么變化規(guī)律呢?為什么Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga?第一電離能的大小與元素的金屬性和非金屬性有什么關系?堿金屬的電離能與金屬活潑性有什么關系?
　　2、閱讀分析表格數(shù)據(jù)：

	Na	Mg	Al
各級電離能(KJ/mol)	496	738	578
	4562	1415	1817
	6912	7733	2745
	9543	10540	11575
	13353	13630	14830
	16610	17995	18376
	20114	21703	23293

　　為什么原子的逐級電離能越來越大?這些數(shù)據(jù)與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關系?
　　數(shù)據(jù)的突躍變化說明了什么?
　　〖歸納總結〗
　　1、遞變規(guī)律

	周一周期	同一族
第一電離能	從左往右，第一電離能呈增大的趨勢	從上到下，第一電離能呈增大趨勢。

　　2、第一電離能越小，越易失電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。
　　3.氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用I1表示)，從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1
　　4、Be有價電子排布為2s2，是全充滿結構，比較穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，為什么呢?
　　Mg：1s22s22p63s2
　　P:1s22s22p63s23p3
　　那是因為鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于半滿或全滿狀態(tài)，相對比較穩(wěn)定，失電子較難。如此相同觀點可以解釋N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga。
　　5、Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子;Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子;Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。
　　〖課堂練習〗
　　1、某元素的電離能(電子伏特)如下：

I1	I2	I3	I4	I5	I6	I7
14.5	29.6	47.4	77.5	97.9	551.9	666.8

 

　　此元素位于元素周期表的族數(shù)是
　　A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、 ⅦA
　　2、某元素的全部電離能(電子伏特)如下：

I1	I2	I3	I4	I5	I6	I7	I8
13.6	35.1	54.9	77.4	113.9	138.1	739.1	871.1

 

　　回答下列各問：
　　(1)由I1到I8電離能值是怎樣變化的?___________________。
　　為什么?______________________________________
　　(2)I1為什么最小?________________________________
　　(3) I7和I8為什么是有很大的數(shù)值__________________________
　　(4)I6到I7間，為什么有一個很大的差值?這能說明什么問題?
　　_________________________________________________________
　　(5)I1到I6中，相鄰的電離能間為什么差值比較小?
　　______________________________________________
　　(6)I4和I5間，電離能為什么有一個較大的差值
　　__________________________________________________
　　(7)此元素原子的電子層有 __________________層。最外層電子構型為
　　______________，電子軌道式為________________________________，此元素的周期位置為________________________ 周期___________________族。
　　2、討論氫的周期位置。為什么放在IA的上方?還可以放在什么位置，為什么?
　　答：氫原子核外只有一個電子(1s1)，既可以失去這一個電子變成+1價，又可以獲得一個能。電子變成一l價，與稀有氣體He的核外電子排布相同。根據(jù)H的電子排布和化合價不難理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。
　　3、概念辯析：
　　(1) 每一周期元素都是從堿金屬開始，以稀有氣體結束
　　(2) f區(qū)都是副族元素，s區(qū)和p區(qū)的都是主族元素
　　(3) 鋁的第一電離能大于K的第一電離能
　　(4) B電負性和Si相近
　　(5) 已知在200C 1mol Na失去1 mol電子需吸收650kJ能量，則其第一電離能為650KJ/mol
　　(6) Ge的電負性為1.8，則其是典型的非金屬
　　(7) 氣態(tài)O原子的電子排布為： ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↓ ，測得電離出1 mol電子的能量約為1300KJ，則其第一電離能約為1300KJ/mol
　　(8) 半徑：K+>Cl-
　　(9) 酸性 HClO>H2SO4 ，堿性：NaOH > Mg(OH)2
　　(10) 第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，則第五周期有2*52=50種元素
　　元素的最高正化合價=其最外層電子數(shù)=族序數(shù)
　　4、元素的電離能與原子的結構及元素的性質均有著密切的聯(lián)系，根據(jù)下列材料回答問題。氣態(tài)原子失去1個電子，形成+1價氣態(tài)離子所需的最低能量稱為該元素的第一電離能，+l價氣態(tài)離子失去1個電子，形成+2價氣態(tài)離子所需要的最低能量稱為該元素的第二電離能，用I2表示，以此類推。下表是鈉和鎂的第一、二、三電離能(KJ·mol-1)。

元素	I1	I2	I3
Na	496	4 562	6 912
Mg	738	1 451	7 733

　　(1)分析表中數(shù)據(jù)，請你說明元素的電離能和原子結構的關系是：
　　元素的電離能和元素性質之間的關系是：
　　(2)分析表中數(shù)據(jù)，結合你已有的知識歸納與電離能有關的一些規(guī)律。
　　(3) 請試著解釋：為什么鈉易形成Na+，而不易形成Na2+?
　　第二節(jié) 原子結構與元素的性質(第三課時)
　　【教學重點】
　　1、了解元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質
　　2、能根據(jù)元素的電負性資料，解釋元素的“對角線”規(guī)則。
　　3、能從物質結構決定性質的視角解釋一些化學現(xiàn)象，預測物質的有關性質
　　4、進一步認識物質結構與性質之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力
　　【課前預習】
　　1、 叫鍵合電子;我們用電負性描述 。
　　2、電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。 的電負性一般小于1.8， 的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性則在1.8左右，他們既有 性又有 性。
　　【教學過程】
　　【復習】
　　1、什么是電離能?它與元素的金屬性、非金屬性有什么關系?
　　2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什么規(guī)律?
　　【思考與交流】
　　1、什么是電負性?電負性的大小體現(xiàn)了什么性質?
　　同周期元素、同主族元素電負性如何變化規(guī)律?如何理解這些規(guī)律?根據(jù)電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強?
　　2、電負性.
　?、鸥拍睿弘娯撔允窃釉诨瘜W鍵中對鍵合電子____能力的標度，常用符號x表示。x為相對值，無單位。
　　由圖1-23可見， 的電負性最大; 的電負性最小;H的電負性為 ，s區(qū)金屬電負性大多數(shù)小于 。
　?、苮變化規(guī)律：同周期，x左右__ ___;同族，x上下__ ___。
　　⑶應用：①用于比較元素金屬性、非金屬性的相對強弱。一般，金屬的x__ ___，非金屬的x_ ___。
　　②判斷化學鍵類型。一般認為如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵;如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵，Δx___ __成離子鍵，Δx__ ____成共價鍵。
　?、蹖蔷€規(guī)則
　　元素周期中處于對角線位置的元素電負性數(shù)值相近，性質相似。
       【科學探究】　　1、根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負性變化圖。
　　3、電負性的周期性變化示例
　　【歸納與總結】
　　1、金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強;非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強;故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大;周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。
　　2、同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
　　3、在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似，被稱為“對角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負性解釋對角線規(guī)則。
　　(Li、Mg在空氣中燃燒產物分別為Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3均為兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對角線規(guī)則的合理性。Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2，Be、Al電負性均為1.5，B、Si的電負性分別為2.0、1.8數(shù)值相差不大,故性質相似.)
　　4、原子半徑、電離能、電負性的周期性變化規(guī)律：
　　在元素周期表中同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，第一電離能逐漸增大(趨勢)，電負性逐漸增大。
　　在元素周期表中同主族從上到下原子半徑逐漸增大，第一電離能逐漸減小，電負性逐漸減小。
　　【例題】
　　1、電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度下列關于電負性的變化規(guī)律正確的是 ( )
　　A.周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大
　　B.周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大
　　C.電負性越大，金屬性越強
　　D.電負性越小，非金屬性越強
　　2、已知X、Y元素同周期，且電負性X>Y，下列說法錯誤的是( )
　　A、X與Y形成化合物是，X可以顯負價，Y顯正價
　　B、第一電離能可能Y小于X
　　C、最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱于于Y對應的
　　D、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX
　　3、根據(jù)對角線規(guī)則，下列物質的性質具有相似性的是 ( )
　　A、硼和硅 B、鋁和鐵 C、鈹和鋁 D、銅和金
　　【練習】
　　1、x、y為兩種元素的原子，x的陰離子與y的陽離子具有相同的電子層結構，由此可知( )
　　A.x的原子半徑大于y的原子半徑 B.x的電負性大于y的電負性
　　C.x的氧化性大于y的氧化性 D.x的第一電離能大于y 的第一電離能
　　2、元素電負性隨原子序數(shù)的遞增而增強的是 ( )
　　A.Na > K > Rb B.N > P > As
　　C.O > S > Cl D.Si > P > Cl
　　3、對Na、Mg、Al的有關性質的敘述正確的是 ( )
　　A.堿性：NaOH
　　B.第一電離能：Na
　　C.電負性：Na>Mg>Al
　　D.還原性：Na>Mg>Al
　　4、下列用核電荷數(shù)表示出的各組元素，有相似性質的是
　　A.19和55 B.6和14 C.16和17 D.12和24
　　5、已知元素的電負性和元素的化合價一樣，也是元素的一種性質。下面給出14種元素的電負性：

元素	Al	B	Be	C	Cl	F	Li	Mg	N	Na	O	P	S	Si
電負性	1.5	2.0	1.5	2.5	2.8	4.0	1.0	1.2	3.0	0.9	3.5	2.1	2.5	1.7

 

　　(1) 根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù),可推知元素的電負性具有的變化規(guī)律是 。
　　(2) (2)判斷下列物質是離子化合物還是共價化合物?
　　M3N2 BeCL2 AlCl3 SiC

　　高二化學選修3教案：分子的立體結構

　　教學目標
　　1、認識共價分子的多樣性和復雜性;
　　2、初步認識價層電子對互斥模型;
　　3、能用VSEPR模型預測簡單分子或離子的立體結構;
　　4、培養(yǎng)嚴謹認真的科學態(tài)度和空間想象能力。
　　重點難點：分子的立體結構;利用價層電子對互斥模型預測分子的立體結構
　　課前預習：
　　1、化學式：
　　2、結構式：
　　3、結構簡式：
　　4、電子式：
　　5、價電子：
　　學習過程
　　創(chuàng)設問題情境：
　　1、閱讀課本P37-40內容;
　　2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球輥模型(或比例模型);
　　3、提出問題：
　　⑴什么是分子的空間結構?
　?、仆瑯尤臃肿覥O2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，為什么它們的空間結構不同?
　　[討論交流]
　　1、寫出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的結構式和電子式;
　　2、討論H、C、N、O原子分別可以形成幾個共價鍵;
　　3、根據(jù)電子式、結構式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子結構。
　　[模型探究]
　　由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的立體結構模型，對照其電子式，分析結構不同的原因。
　　[引導交流]
　　——引出價層電子對互斥模型(VSEPR models)
　　[分析] 價層電子對互斥模型
　　把分子分成兩大類：一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它們的立體結構可用中心原子周圍的原子數(shù)來預測，概括如下：

ABn	立體結構	范例
n=2	直線型	CO2
n=3	平面三角形	CH2O
n=4	正四面體型	CH4

　　另一類是中心原子上有孤對電子(未用于形成共價鍵的電子對)的分子。如
　　H2O和NH3中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角錐型。(如圖)課本P40。
　　[應用反饋]
　　應用VSEPR理論判斷下表中分子或離子的構型。進一步認識多原子分子的立體結構。

化學式	中心原子含有孤對電子對數(shù)	中心原子結合的原子數(shù)	空間構型
H2S	2	2	V形
NH2-	2	2	V形
BF3	0	3	正三角形
CHCl3	0	4	四面體
SiF4	0	4	正四面體

 

　　【案例練習】
　　1、下列物質中，分子的立體結構與水分子相似的是 ( )
　　A、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl4
　　2、下列分子的立體結構，其中屬于直線型分子的是 ( )
　　A、 H2O B、CO2 C、C2H2 D、P4
　　3、寫出你所知道的分子具有以下形狀的物質的化學式，并指出它們分子中的鍵角分別是多少?
　　(1)直線形
　　(2)平面三角形
　　(3)三角錐形
　　(4)正四面體
　　4、下列分子中，各原子均處于同一平面上的是 ( )
　　A、NH3 B、CCl4 C、H2O D、CH2O
　　【課后作業(yè)】
　　1、為了解釋和預測分子的空間構型，科學家在歸納了許多已知的分子空間構型的基礎上，提出了一種十分簡單的理論模型——價層電子對互斥模型。這種模型把分子分成兩類：一類是 ;另一類是 。BF3和NF3都是四個原子的分子，BF3的中心原子是 ，NF3的中心原子是 ;BF3分子的立體構型是平面三角形，而NF3分子的立體構型是三角錐形的原因是。
　　2、用價層電子對互斥模型推測下列分子或離子的空間構型。
　　BeCl2 ;SCl2 ;SO32- ;SF6
　　第二節(jié) 分子的立體結構(第二課時)
　　教學目標：
　　1、認識雜化軌道理論的要點
　　2、進一步了解有機化合物中碳的成鍵特征
　　3、能根據(jù)雜化軌道理論判斷簡單分子或離子的構型
　　4、采用圖表、比較、討論、歸納、綜合的方法進行教學
　　5、培養(yǎng)學生分析、歸納、綜合的能力和空間想象能力
　　教學重點：雜化軌道理論的要點
　　教學難點：分子的立體結構，雜化軌道理論
　　課前預習
　　1、雜化軌道理論是一種價鍵理論，是 為了解釋分子的立體結構提出的。
　　2、雜化及雜化軌道： 叫做雜化， 稱為雜化軌道。
　　學習過程
　　[展示甲烷的分子模型]
　　[創(chuàng)設問題情景]
　　碳的價電子構型是什么樣的?甲烷的分子模型表明是空間正四面體，分子中的C—H鍵是等同的，鍵角是109°28′。
　　碳原子的價電子構型2s22p2，是由一個2s軌道和三個2p軌道組成的，為什么有這四個相同的軌道呢?為了解釋這個構型Pauling提出了雜化軌道理論。
　　三、雜化軌道理論
　　1、雜化的概念：在形成多原子分子的過程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的軌道，這個過程叫做軌道的雜化，產生的新軌道叫雜化軌道。
　　[思考與交流]
　　甲烷分子的軌道是如何形成的呢?
　　形成甲烷分子時，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成一組新的軌道，即四條sp3雜化軌道，這些sp3雜化軌道不同于s軌道，也不同于p軌道。
　　根據(jù)參與雜化的s軌道與p軌道的數(shù)目，除了有sp3雜化外，還有sp2 雜化和sp雜化，sp2 雜化軌道表示由一個s軌道與兩個p軌道雜化形成的，sp雜化軌道表示由一個s軌道與一個p軌道雜化形成的。
　　[討論交流]：
　　應用軌道雜化理論，探究分子的立體結構。

化學式	雜化軌道數(shù)	雜化軌道類型	分子結構
CH4
C2H4
BF3
CH2O
C2H2

　　[總結評價]：引導學生分析、歸納、總結多原子分子立體結構的判斷規(guī)律，完成下表。

化學式	中心原子孤對電子對數(shù)	雜化軌道數(shù)	雜化軌道類型	分子結構
CH4
C2H4
BF3
CH2O
C2H2

　　[討論]：怎樣判斷有幾個軌道參與了雜化?
　　[討論總結]：三種雜化軌道的軌道形狀，SP雜化夾角為 °的直線型雜化軌道，SP2 雜化軌道為 °的平面三角形，SP3雜化軌道為 ° ′的正四面體構型。
　　[科學探究]：課本42頁
　　[小結]：HCN中C原子以sp雜化，CH2O中C原子以sp2雜化;HCN中含有2個σ鍵和2π鍵;CH2O中含有3σ鍵和1個π鍵
　　【案例練習】
　　1、下列分子中心原子是sp2雜化的是( )
　　A、PBr3 B、CH4 C、BF3 D、H2O
　　2、氨氣分子空間構型是三角錐形，而甲烷是正四面體形，這是因為
　　A.兩種分子的中心原子的雜化軌道類型不同，NH3為sp2型雜化，而CH4是sp3型雜化
　　B.NH3分子中N原子形成三個雜化軌道，CH4分子中C原子形成4個雜化軌道
　　C.NH3分子中有一對未成鍵的孤對電子，它對成鍵電子的排斥作用較強
　　D.氨氣分子是極性分子而甲烷是非極性分子
　　3、用Pauling的雜化軌道理論解釋甲烷分子的四面體結構，下列說法不正確的是( )
　　A、C原子的四個雜化軌道的能量一樣
　　B、C原子的sp3雜化軌道之間夾角一樣
　　C、C原子的4個價電子分別占據(jù)4個sp3雜化軌道
　　D、C原子有1個sp3雜化軌道由孤對電子占據(jù)
　　4、用VSEPR 理論判斷

物質	成鍵電子對數(shù)	孤電子對數(shù)	分子或離子的形狀
H2O
NH4+
BF3
H3O+

 

　　【課后作業(yè)】
　　1、下列對sp3 、sp2 、sp雜化軌道的夾角的比較，得出結論正確的是( )
　　A、 sp雜化軌道的夾角最大 B、 sp2雜化軌道的夾角最大
　　C、 sp3雜化軌道的夾角最大 D、 sp3 、sp2 、sp雜化軌道的夾角相等
　　2、有關苯分子中的化學鍵描述正確的是
　　A.每個碳原子的sp2雜化軌道中的其中一個形成大π鍵
　　B.每個碳原子的未參加雜化的2p軌道形成大π鍵
　　C.碳原子的三個sp2雜化軌道與其它形成三個σ鍵
　　D.碳原子的未參加雜化的2p軌道與其它形成σ鍵
　　3、根據(jù)雜化軌道理論，請預測下列分子或離子的幾何構型：
　　CO2 ， CO32- H2S ， PH3
　　4、為什么H2O分子的鍵角既不是90°也不是109°28′而是104.5°?
　　第二節(jié) 分子的立體結構(第三課時)
　　教學目標：
　　1、配位鍵、配位化合物的概念
　　2、配位鍵、配位化合物的表示方法
　　3、采用圖表、比較、討論、歸納、綜合的方法進行教學
　　4、培養(yǎng)學生分析、歸納、綜合的能力
　　教學重點：配位鍵、配位化合物的概念
　　教學難點：配位鍵、配位化合物的概念
　　課前預習
　　1、配位鍵：
　　2、配位化合物(簡稱 )：
　　學習過程
　　[創(chuàng)設問題情景]
　　什么是配位鍵?配位鍵如何表示?配位化合物的概念?
　　閱讀教材，討論交流。
　　1、配位鍵
　　(1)概念
　　(2)表示
　　(3)條件：
　　[提問]舉出含有配位鍵的離子或分子
　　舉例：
　　[過渡]什么是配位化合物呢?
　　[講解]金屬離子或原子與某些分子或離子以配位鍵結合而形成的化合物稱為配合物。
　　[小結]
　　本節(jié)主要講述了配位鍵和配位化合物。
　　【案例練習】
　　1、在[Cu(NH3)4]2+配離子中NH3與中心離子Cu2+結合的化學鍵是
　　A.離子鍵 B.非極性鍵 C.極性鍵 D.配位鍵
　　2、與人體血液中血紅蛋白以配位鍵結合的一種有毒氣體是
　　A.氯氣 B.氮氣 C.一氧化碳 D.甲烷
　　3、向盛有硫酸銅水溶液的試管里加入氨水，首先形成難溶物，繼續(xù)添加氨水，難溶物溶解得到深藍色的透明溶液。下列對此現(xiàn)象說法正確的是
　　A.反應后溶液中不存在任何沉淀，所以反應前后Cu2+的濃度不變。
　　B.沉淀溶解后，將生成深藍色的配合離子[Cu(NH3)4] 2+。
　　C.向反應后的溶液加入乙醇，溶液將會沒有發(fā)生變化，因為[Cu(NH3)4] 2+不會與乙醇發(fā)生反應。
　　D.在[Cu(NH3)4] 2+離子中，Cu2+給出孤對電子，NH3提供空軌道。
　　4、下列屬于配合物的是( )
　　A、NH4Cl B、Na2CO3﹒10H2O C、CuSO4﹒5H2O D、Co(NH3)6Cl3
　　【課后作業(yè)】
　　1、在AgNO3溶液中加入過量的氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了( )
　　A.AgNO3 B.[Ag(NH3)2]+ C.NH3·H2O D.NH4NO3
　　2、如圖是卟啉配合物葉綠素的結構示意圖(部分)，有關的敘述正確的是 ( )
　　A.該葉綠素含有H、Mg、C、N元素 B.該葉綠素是配合物，中心離子是鎂離子
　　C.該葉綠素是配合物，其配體是N元素 D.該葉綠素不是配合物，而是高分子化合物
　　3、對鹽類物質可有下列分類：如氯化硝酸鈣[Ca(NO3)Cl]是一種混鹽，硫酸鋁鉀KAl(SO4)2是一種復鹽，冰晶石(六氟合鋁酸鈉)Na3AlF6是一種絡鹽。對于組成為CaOCl2的鹽可歸類于 ( )
　　A.混鹽 B.復鹽 C.絡鹽 D.無法歸屬于上述類別