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”。
[回忆复习] 原子的组成结构
核外电子是怎样排布的？
[复习讲述]
核外电子排布的一般规律——分层排布
(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
（说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
）
二、能层与能级
[说明、板书]
能层：________________________________________________
离核距离：（）（）
能量高低：（）（）
能层：
符号：
最多电子数：
[介绍]
多电子原子中，同一能级的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶梯。
[新授、板书]
能级
K L M N 0 能
层
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p ……..
能
级
……..
最多电子
数
[讨论]
1. 不同的能层分别有多少个能级，与能层的序数n存在什么关系？
2. 如何表述各能层（电子层）的各能级？
3. s、p、d、f能级所容纳的电子数怎样？
教学回顾：
知识
目标
第一章原子结构与性质第一节原子结构：(第三课时)
能力目标1.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理
2.知道原子的基态和激发态的涵义
3.初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用4．了解原子核外电子的运动状态，电子云和原子轨道的涵义
5．了解泡利原理、洪特规则及其应用
重点1.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则2．书写轨道排布式
难点1.知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则
2.基态、激发态与光谱
教学过程备注
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 2He 1s 2s 1s 2s 2p
3Li 6C 注意：、ns 能级各有1个轨道，np 能级各有3个轨道，nd 能级各有5个轨道，nf 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。
7N 8O
13Al 18Ar
26Fe 27
Co （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
↓↑
↑ ↓↑ ↑ ↑ ↓↑ ↓↑
（3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
［讲］鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4．0和锂的电负性为1。
0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)，如图l—23所示。
［板书］(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。
［思考与交流］同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？
［讲］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。
周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。
［讲］同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
［板书］(5) 元素电负性的周期性变化
○1金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
○2同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而
言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。
［讲］电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
［科学探究］根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA 元素的电负性变化图。
电负性的周期性变化示例
［讲］元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。
通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。
非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。
例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，［板书］(6) 元素电负性的应用
○1元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
［讲］金属的电负性一般都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
［讲］利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。
［板书］○2电负性与化合价的关系
［讲］电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。
电负性数值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；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价
［板书］③判断化学键的类型
［讲］一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。
当电负性差值大于1.7，形成的是离子键
［点击试题］已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。
下面给出14种元素的电负性：
元素Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 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 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。
②.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC
解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。
据已知条件及上表中数值：Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2 AlCl3 SiC 电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。
2.Mg3N2；离子化合物。
SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
［板书］○4对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。
［科学探究］
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。
查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
［讲］Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大,故性质相似.）［讲］除此之外，我们还要注意电离能和电负性间的关系。
通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但IIA族，VA族元素原子的价电子排布分别为ns2,ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常大。
［小结］原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大（趋势），电负性逐渐增大。
在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。
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，说明核外电子是分能层排布的。
［介绍］第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。
［讲］通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。
这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失去电子消耗能量增加，失电子变得困难。
［讲］根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时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。
［板书］(5) 电离能的应用
○1、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布
［讲］如Li I1<<I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层上只有一个电子
［板书］○2根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。
［讲］如K元素 I1<<I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。
一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价态。
如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为+1，而Mg 在第三电离发生突变，故Mg的化合价为+2、
［板书］○3判断元素的金属性、非金属性强弱
［讲］I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。
［讲］需要我们注意的是，金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。
教学回顾：
知识
目标
第二章分子结构与性质第二节分子的立体构型
能力目标1、会判断一些典型分子的立体结构，认识分子结构的多样性和复杂性。
2、初步认识价层电子对互斥模型；理解价层电子对互斥模型。
3、能用VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构；
重点分子的立体结构；利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构
难点利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构
教学过程备注
1、阅读课本P37-40内容；
2、填写红对勾33页；
一、行行色色的分子
1、典型的分子的空间构型
化学式电子式结构式键角立体构型
CO2
H2O
CH2O
NH3
CH4
P4
2、共价键的形成具有方向性。
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
ABn 立体结构范例
双原子分子n=1 直线形H2、HCl等
三原子分子n=2 直线形CO2、CS2、BeCl2等
V形H2O、H2S等
四原子分子n=3 平面三角形BF3、CH2O等
三角锥形NH3、H3O+、PCl3等
五原子分子n=4 正四面体形CH4、CCl4、NH4＋等
此外，还有一些结构特殊、更复杂的常见分子的结构见课本36页图2—12。
3、分子的稳定性与其立体结构
（1）皇冠式的S8分子更稳定（2）椅式的C6H12稳定
*4、分子的立体结构的测定：红外光谱测定分子的立体结构见课本P37[科学视野]
提出问题：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？
二、价层电子对互斥理论
1、价层电子对互斥理论：对ABn型的分子或离子，中心原子A价层电子对（包括用于形成σ键电子对和没有成键的孤对电子）之间存在排斥力，将使分子中的原子处于尽可能远的相对位置上，以使彼此之间斥力最小，分子体系能量最低。
[讲]这种模型把分子分成以下两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，如C02、CH20、CH4等分子中的碳原子，在这类分子中，由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，成键原子的几何构型总是采取电子对排斥最小的那种结构。
它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测，概括如下：
（1）第一类：是中心原子没有孤对电子（中心原子上的价电子都用于形成共价键）的分子。
如：中心原子为Be B C等族原子时。
它们的立体结构可用中心原子周围的原子数（n）来预测（即σ键数目），概括如下：
AB n 价层
电子
对数
电子对排布方式空间构型键角范例
n=2 2
CS2、BeCl2、CO2
n=3 3 BF3、CH2O
n=4 4 109º28' CH4、CCl4
（2）第二类：是中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子，如中心原子为N、O、S等族元素时。
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。
化学式结构
式
价层电
子对
含孤电子对的
VSEPR模型
分子的立体构
型
立体
构型
H2O NH3
［投影］
［讲］杂化轨道理论认为：在形成分子时，通常存在激发、杂化、轨道重叠等过程。
但应注意，原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，而孤立的原子是不可能发生杂化的。
同时只有能量相近的原子轨道才能发生杂化，而1s 轨道与2p 轨道由于能量相差较大，它是不能发生杂化的。
［讲］我们需要格外注意的是，杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤对电子剩余的p 轨道可以形成π键
[投影] sp 3
杂化轨道见书40页图2-16
[板书]2、杂化轨道的类型：
(1) sp 3杂化：1个s 轨道和3个p 轨道会发生混杂，得到4个相同的轨道，夹角109°28′，称为sp 3杂化轨道。
[讲]价层电子对互斥模型时我们知道，H 20和NH 3的VSEPR 模型跟甲烷分子一样，也是四面体形的，因此它们的中心原子也是采取sp 3
杂化的。
所不同的是，水分子的氧原子的sp 3杂化轨道有2个是由孤对电子占据的，而氨分子的氮原子的sp 3
杂化轨道有1个由孤对电子占据。
[板书]空间结构：空间正四面体或V 型、三角锥型。
［讲］凡属于VESPR 模型的AY 4的分子中心原子A 都采取sp3 杂化类型。
例如CH 4、NH 3、H 2O 等。
其中像CH 4这类与中心原子键合的是同一种原子，因此分子呈高度对称的正四面体构型，其中的4个sp3杂化轨道自然没有差别，这种杂化类型叫做等性杂化。
而像NH 3、H 2O 这类物质的中心原子的4个sp3杂化轨道用于构建不同的σ键或孤对电子，这个的4个杂化轨道显然有差别，叫做不等性杂化，
[讲]除sp 3杂化轨道外，还有sp 杂化轨道和sp 2杂化轨道。
sp 2
杂化轨道由1个s 轨道和2个p 轨道杂化而得。
[板书] (2) sp 2杂化：同一个原子的一个 ns 轨道与两个 np 轨道进行杂化组合为 sp 2 杂化轨道。
［投影］
[板书] sp 2 杂化轨道间的夹角是120°，分子的几何构型为平面正三角形。
[投影]书40页图2-17
[讲]应当注意的是，杂化过程中还有未参与杂化的p 轨道，可用于形成π键，而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤对电子。
而没有填充电子的空轨道一般
2s 2p B 的基态
2p 2s 激发态正三角形sp 2 杂化态BF 3分子形成
B
F F
F
激发
120°
轨道和1个p 轨道杂化而得
杂化：同一原子中 ns-np 杂化成新轨道：一个 s 轨道和一轨道杂化组合成两个新的 sp 杂化轨道。
杂化：夹角为180°的直线形杂化轨道，
40页
分子形成
激发
2s
2p
杂化
直线形
[科学探究]1、写出HCN分子和CH20分子的路易斯结构式。
2．用VSEPR模型对HCN分子和CH2O分子的立体结构进行预测(用立体结构模型表示) 3．写出HCN分子和CH20分子的中心原子的杂化类型。
4．分析HCN分子和CH2O分子中的π键。
[汇报]1、
2、直线型平面三角型
3、sp杂化 sp2杂化
4、HCN分子中有2个σ键和2个Π键，
即C-H和C-N之间各有一个σ键，另外C-N之间有两个Π键。
甲醛分子中C-H之间有2个σ键，C-O之间有1个σ键和1个Π键
［板书］3、AB m杂化类型的判断
公式：电子对数
n=
2
荷数电
配位原子的成键电子数
中心原子的价电子数+
+
［讲］在上述公式使用时，电荷为正值时，取负号，电荷为负值时，取正号。
当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零。
［投影小结］
电子对数n 2 3 4
杂化类型sp Sp2Sp3
［讲］例如，SO2电子对数为(6+0)/2=3,为sp2杂化。
［小结］无论是价层电子对互斥理论还是杂化轨道理论，我们都是为了合理的解释分子的空间构型，
［投影］
杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间的夹角空间构型实例
Sp 2 180°直线BeCl2
Sp2 3 120°平面三角形BF3
Sp3 4 109°28′四面体形CH4
有能够接受孤对电子的空轨道原子。
（5）配位键的表示方法：A→B（表明共用电子对由A原子提供而形成配位键）
[讲]存在配位键的物质有很多，比如我们常见的NH4＋、H3O＋、SO42－、P2O5、Fe（SCN）3、血红蛋白等等。
通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。
[板书]2、配合物
（1）定义：通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物。
[讲]已知配合物的品种超过数百万，是一个庞大的化合物家族。
［板书］（2）配合物的组成
中心原子：配合物的中心原子一般都是带正电中心原子：配合物的中心原子一般都是带正电的阳离子，过渡金属离子最常见。
配位体：可以是阴离子，也可以是中性分子，配位体中直接同中心原子配合的原子叫配位原子，配位原子必须是含有孤对电子的原子。
配位数：直接同中心原子配位的原子的数目叫中心原子的配位数。
配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心离子和配位体的总电荷数的代数和。
［板书］
［练习］如：[Co(NH3)5Cl]Cl2这种配合物，其配位体有两种：NH3、Cl-，配位数为5+1=6。
［讲］配合物的命名，关键在于配合物内界（即配离子）的命名。
命名顺序：自右向左：配位体数（即配位体右下角的数字）——配位体名称——“合”字或“络”字——中心离子的名称——中心离子的化合价。
例如[Zn(NH3)2]SO4读作硫酸二氨合锌
[实验2－2]
[问题]有谁上黑版写出有关的化学方程式？
[板书]3、配合物的形成：
Cu2＋+2NH3·H2O=Cu（OH）2↓+2NH4＋
Cu（OH）2+4 NH3·H2O=[Cu（NH3）4]2＋+2OH－+4H2O
[Cu（NH3）4]2＋深蓝色
[讲]在[Cu（NH3）4]2＋里，NH3分子的氮原子给出孤对电子对，Cu2＋接受电子对，以配位键形成了[Cu（NH3）4]2＋
［板书］4、配合物的性质
可以认为成键电子对完全移到电负性很大的原子一方。
这时原子转变成为离子，从而形成离子键。
[讲]分子有极性分子和非极性分子之分。
我们可以这样认为，分子中正电荷的作用集中于一点，是正电中心；负电荷的作用集中于一点，是负电中心。
在极性分子中，正电荷中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+)，另一部分呈负电性(δ一)；非极性分子的正电中心和负电中心重合。
如果正电中心和负电中心重合，这样的分子就是非极性分子
[板书]二、分子的极性
1、极性分子和非极性分子：极性分子中，正电荷中心和负电中心不重合；非极性分子的正电中心和负电中心重合。
[书45页]图2—28
[思考与交流]根据图2—28，思考和回答下列问题：
1、以下双原子分子中，哪些是极性分子，分子哪些是非极性分子？H2 02 C12 HCl 2．以下非金属单质分子中，哪个是极性分子，哪个是非极性分子?P4 C60
3．以下化合物分子中，哪些是极性分子，哪些是非极性分子？
CO2 HCN H20 NH3 BF3 CH4 CH3Cl
[汇报]1、H2、02、C12极性分子 HCl ，非极性分子。
2、P4、C60都是非极性分子。
3、CO2 BF3 CH4 为非极性分子，CH3Cl HCN H20 NH3为极性分子。
[板书]
（1）分子的极性是分子中化学键的极性的向量和。
只含非极性键的分子也不一定是非极性分子（如O3）；
含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性的向量和是否等于零而定。
（2）如果分子结构是空间对称的，则键的极性相互抵消，各个键的极性和为零，整个分子就是非极性分子，否则是极性分子。
2、分子极性的判断
（1）单质分子大多是非极性分子，但O3（V形）不是
（2）双原子化合物分子都是极性分子
（3）多原子化合物分子空间结构对称的是非极性分子，不对称的是极性分子
（4）、ABm型分子极性的判断方法
(1) 化合价法
［讲］ABm型分子中中心原子的化合价的绝对值等于该元素的价电子数时，该分子为非极性分子，此时分子的空间结构对称。
反之为极性分子。
［投影］
化学式BF3CO2PCl5SO3(g) H2O NH3SO2
中心原子化合价绝对值 3 4 5 6 2 3 4
中心原子价电子数 3 4 5 6 6 5 6
分子极性非极性非极性非极性非极性极性极性极性
(2)孤对电子法
［讲］分子中的中心原子无孤对电子，此分子一般为非极性分子；反之一般为极性分子。
[自学]科学视野—表面活性剂和细胞膜
［引入］我们知道，化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成的过程，化学键主要影响了化学性质，那么，物质的溶沸点、溶解性又受什么影响呢？这节课就让我们来主要研究一下物理性质的影响因素。
[讲]降温加压气体会液化，降温液体会凝固，这一事实表明，分子之间存在着相互作用力。
范德华(vandcrWaRls)是最早研究分子间普遍存在作用力的科学家，因而把这类分子问作用力称为范德华力。
[板书]三、分子间作用力及其对物质的影响
1、分子间作用力
(1) 定义：把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，又称范德华力，其实质是分子间的电性引力
［讲］从气体在降低温度、增大压强时能够凝结成液态或固态(在这个过程中，气体分子间的距离不断缩小，并由不规则运动的混乱状态转变成为规则排列)的事实可以证明分子存在着相互作用。
[投影]
（3）特征：
范德华力很弱，存在于分子之间，且分子间充分接近时才有，如固体和液体中，约比化学键能小l一2数量级。
相对分子质量越大，范德华力越大；
分子的极性越大，范德华力也越大。
[学与问]怎样解释卤素单质从F2～I2的熔、沸点越来越高？
[汇报]相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越来越高。
[板书]2、范德华力越大，物质的熔沸点越高。
［讲］能量远小于化学键能，分子间作用力一般只有每摩尔几千焦至几十千焦，比化学能小1-2个数量极，分子间作用力主要影响分子晶体类型物质的物理性质，而化学键主。
