最新高中化学高一化学微观结构与物质的多样性002 精Word格式文档下载.docx
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元素符号
各电子层的电子数
K
L
M
N
O
P
氦
He
10
氖
Ne
8
18
氩
Ar
36
氪
Kr
54
氙
Xe
86
氡
Rn
32
[归纳总结]
[板书]2、各层最多能容纳的电子数目为2n2（n为电子层数）
[练习]请分别画出9号氟元素和19号钾元素的原子结构示意图？
[指导讨论]分析钾原子的核外电子排布是2，8，8，1而不是2，8，9的原因。
[板书]3、最外层最多能容纳的电子数目为8（K层为最外层，不超过2个电子），次外层电子数目不超过18，倒数第三层不超过32个电子。
[讲解]在运用中我们必须注意，这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。
[反馈练习]1、有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层少3个电子，Y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为，Y为。
2、今有
结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。
X值
微粒符号
微粒名称
结构示意图
[思考与交流]还有哪些微粒有10电子？
[小结]
【反馈练习】
已知铁原子、亚铁离子、铁离子的核外电子排布如下图所示：
、
。
说明上述原子结构示意图与核外电子排布规律有无冲突？
课时二元素周期律
（1）
掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的比较。
1、归纳法、比较法。
2、培养学生抽象思维能力。
情感、态度与价值观：
培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
[重点与难点]：
元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较。
【引入】
我们已经了解了核外电子排布的基本规律，那么，元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？
复习前面的知识。
[提问]金属性、非金属性强弱的比较依据是什么？
[板书]一、元素周期律
（一）元素周期律
[板书]1、电子层排列的周期性
[科学探究1]写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。
根据原子结构示意图总结并找出规律。
原子序数
电子层数
最外层电子数
达到稳定结构时的最外层电子数
1~2
12
3~10
11~18
结论：
核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。
[板书]2、化合价的周期性变化
[科学探究2]标出1—18号元素的化合价，找出规律。
最高正价或最低负价的变化
+1
+1+4+5
-4-1
+1+4+5+7
随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。
[板书]3、原子半径的递变规律
H
原子半径nm
0.187
Li
Be
B
C
F
0.152
0.189
0.182
0.185
0.184
0.181
Na
Mg
Al
Si
S
Cl
0.186
0.160
0.143
0.117
0.110
0.102
总结：
同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。
[练习]1、比较Na、S原子半径的大小。
2、比较Na、O原子半径的大小。
[过渡]以上我们学习了原子半径大小的比较，那么离子半径的大小怎么比较呢？
（二）、微粒半径大小的比较
1、原子半径大小的比较
同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。
2、离子半径大小的比较
（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较
电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力增强，半径减小。
（2）同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。
（3）同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径小于低价离子半径。
【小结本课】
1．ⅦA族元素单质的沸点（）;
第三周期元素的最高正化合价（）;
IA族元素单质熔点（）;
F-,Na+,Mg2+,Al3+四种离子的离子半径（）;
同周期短周期元素的原子半径（）.
2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是（）
A.Cl,S,PB.N,O,FC.Al3+,Mg2+,Na+D.K,Na,Li
3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是（）
（A）Al3+,Al,Na,K（B）F,Cl,S2-,S
（C）S2-,Cl-,K+,Ca2+（D）Mg,Si,P,K
4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是（）
A.a>
b>
cB.b>
a>
cC.c>
bD.c>
a
课时三元素周期律
（2）
1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。
2、通过实验操作，培养学生实验技能。
1、自主学习，自主归纳比较元素周期律。
2、自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
培养学生辨证唯物主义观点：
量变到质变规律。
元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。
【引入】上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈周期性变化。
元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性变化呢？
这节课，我们就以第三周期为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
[提问]元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
性质
强弱判断依据
金属性
1、
2、
非金属性
1、
3、
[过渡]从金属性和非金属性强弱的判断依据里，我们来设计实验探究第三周期元素的金属性和非金属性强弱。
[板书]（三）元素周期律
1、第三周期元素性质变化规律
[实验一]Mg、Al和水的反应：
分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3ml水，并滴入两滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
与冷水反应
现象
化学方程式
与沸水反应
Mg带表面有气泡；
Mg带表面变红
Mg+2H2O==Mg（OH）2+H2
结论
Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
NaOH
Mg（OH）2
中强碱
Al（OH）3
[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较
反应迅速，放出大量的H2
反应方程式
Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
[总结]Na、Mg、Al与水反应越来不越剧烈，对应氧化物水化物的碱性越来越弱，金属性逐渐减弱。
[过渡]我们再研究第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性的强弱。
[资料]
单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
强酸（比H2SO4酸性强）
第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
[总结]第三周期元素NaMgAlSiPSCl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[过渡]如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：
元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
[板书]2、同周期元素性质递变规律
从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考]写出1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。
[讲解]原子结构周期性变化（核外电子排布、原子半径）决定元素性质周期性变化（元素的化合价、元素的金属性、元素的非金属性）可归纳出元素周期律
[板书]3、元素周期律
（1）定义：
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律。
（2）实质：
原子核外电子排布的规律性变化。
1．X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2，Z的质子数比Y多4，1摩尔X的单质跟足量的酸起反应能置换出1克氢气，这时X转为具有氖原子相同的电子层结构的离子，根据上述条件推测：
（1）X
Y
Z
；
（2）X、Y最高价氧化物对应水化物跟的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式分别为
①，②。
2．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是
（A）铍（Be）是一种轻金属,它的氧化物的水化物可能具有两性
（B）砹是一种有色固体,HAt很不稳定,AgAt是有色难溶于水且感光性很强的固体
（C）硫酸锶（SrSO4）是难溶于水和盐酸的白色固体
（D）硒化氢（H2Se）是无色,有毒,比H2S稳定的气体
【教后记】
课时四元素周期表
（1）
了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；
了解周期、主族序数和原子结构的关系
通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力。
通过精心设计的问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。
周期表的结构；
周期、主族序数和原子结构的关系。
[引入]至今已经发现了100多种元素，人们根据一定的原则将其编排起来，得到了我们现在的元素周期表，而绘制出第一个元素周期表的是俄国化学家门捷列夫。
[板书]一、元素周期表
[讲解]按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
在发现原子的组成及结构之后，人们发现，原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：
[板书]原子序数═核电荷数═质子数═核外电子数
[科学探究]
1．画出1－18号元素原子的结构示意图。
2．认真分析、观察原子结构上有哪些相同点与不同点。
3．将上述1－18号元素排列成合理的元素周期表，说明你编排的理由。
[板书]
（一）、元素周期表编排原则：
1、按原子序数递增的顺序从左到友排列。
2、将电子层数相同的元素排列成一个横行。
3、把最外层电子数相同的元素排列成一个纵行。
[过渡]下面我们就一起来研究一下元素周期表的结构，请大家阅读书本第5页的内容。
[板书]
（二）、元素周期表的结构
[指导阅读]1、周期
2．族
过渡元素：
[讲解]周期表中还有些族还有一些特别的名称。
例如：
第IA族：
碱金属元素第VIIA族：
卤族元素0族：
稀有气体元素
[随堂练习]
1．下列各表中的数字代表的是原子序数，表中数字所表示的元素与它们在元素周期表中的位置相符的是（）
2．指出原子序数为5、19、23、35的元素的位置在哪里？
（用周期和族表示）
3．原子序数为x的元素位于周期表中的第ⅡA族，则原子序数为x＋1的元素可能处在第
（ ）
A．ⅢA族B．ⅠA族C．ⅠB族D．ⅢB族
4．下列各组原子序数的表示的两种元素，能形成AB2型化合物的是（）
A.12和17B.13和16C.11和17D.6和8
5．在下列各元素组中，除一种元素外，其余都可以按某种共性归属一类，请选出各组的例外元素，并将该组其他元素的可能归属，按所给六种类型的编号填入表内。
元素组
例外元素
其他元素所属类型编号
S、N、Na、Mg
P、Sb、Sn、As
Rb、B、Te、Fe
归属类型：
（1）主族元素
（2）过渡元素（3）同周期元素（4）同族元素
（5）金属元素（6）非金属元素
课时五元素周期表
（2）
[教学目标]
知识与技能
1、掌握元素周期表和元素周期律的应用。
2、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。
3、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。
过程与方法
1、归纳、比较。
通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。
2、自主学习。
自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。
情感、态度与价值观
培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。
[教学重点]周期表、周期律的应用
[教学难点]
“位、构、性”的推导
[教学过程]
【引入】元素周期表、元素周期律是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？
这就是我们这节课要学习的内容。
【板书】二、元素周期表、元素周期律的应用
【讲述】元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。
因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。
【设问】请根据学过的碱金属元素（ⅠA），卤族元素（ⅦA）的性质递变规律思考：
1、哪种元素的金属性最强？
（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？
2、哪种元素的非金属性最强？
位于周期表中什么位置?
【分析】
【板书】1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
【反馈练习】X、Y是元素周期表中的两种元素。
下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）
A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多
B、X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
【过渡】我们已经知道化合价是元素的重要性质，前面也学习了同周期元素化合价随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
那么，化合价与元素在周期表中所处的位置有什么关系呢？
【板书】2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
【设问】1、标出下列有下划线元素的化合价：
NaClMgCl2AlCl3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4
2、总结最高正化合价与什么有直接关系？
【板书】
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数
【知识拓展】1、价电子数：
2、上述规律只对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。
【过渡】写出下列化合物中有下划线元素的化合价：
Na2CO3与CH4H2SO4与H2SHCl与HClO4分析最高正化合价与最低负化合价的关系，并解释其原因。
（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。
【反馈练习】某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为：
若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：
。
【过渡】通过前面的学习，我们已经感觉到元素周期律、元素周期表的重要性，那么，它在实际应用中有哪些用途呢？
（看书自学）
【板书】3、元素周期律、元素周期表的应用
1、预测未知物的位置与性质
【反馈练习】Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（）
A、原子半径是第ⅡA族中最大的
B、遇冷水能剧烈反应
C、位于第七周期
D、Ra（OH）2是两性氢氧化物
2、寻找所需物质
在能找到制造半导体材料，如；
在能找到制造农药的材料，如；
在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
【总结】
第二单元微粒之间的相互作用力
课时一离子键
【教学目标】
理解离子键的概念，能用电子式表示离子化合物及其形成过程。
通过离子键的学习，培养对微观粒子运动的想像力。
情感与价值观：
认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。
【教学重点】 离子键，离子键的形成过程
【教学难点】电子式的书写
【教学方法】讨论、比较、归纳
【教学过程】
引入：
[提问]构成物质的微粒有哪些？
它们分别是如何构成物质的？
[学生]1.原子、离子、分子等；
2.原子、离子、分子都可以直接构成物质，原子也可以先形成离子或分子，再由离子或分子构成物质。
[补充举例]p12
[进一步]那么不同的微粒之间是靠什么作用力构成物质的？
[板书]一.化学键
1.概念：
物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用。
强调：
①直接相邻；
②强烈的相互作用。
2.分类：
离子键、共价键。
[分析]以氯化钠的形成过程为例分析离子键的成因
[思考]1.在氯化钠晶体中，Na+和Cl-间存在哪些作用力？
2.阴阳离子结合在一起，彼此电荷是否会抵消呢？
[板书]二.离子键
使阴阳离子结合成化合物的静电作用。
2.特点：
①成键微粒：
阴阳离子
②成键本质：
静电作用（静电引力和静电斥力）
注：
含有离子键的化合物就是离子化合物。
[思考]哪些微粒之间容易形成离子键？
1.活泼金属与活泼非金属的原子之间（例如：
大部分的IA、IIA族与VIA、VIIA族元素的原子之间）
2.离子或离子团之间（例如：
金属阳离子、NH4+与酸根离子之间）
[例题]
1、下列说法正确的是（D）
A.离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力B.所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键
C.在化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键D.含有离子键的化合物一定是离子化合物
2、下列各数值表示有关元素的原子序数,其所表示的各原子组中能以离子键相互结合成稳定化合物的是（C）
A.10与12B.8与17C.19与17D.6与14
[疑问]那么我们用什么方式来表示离子键和离子键的形成过程呢？
[板书]3.表示——电子式：
在元素符号周围用“·
”或“×
”来表示原子最外层电子的式子。
①表示原子；
②表示简单离子；
③表示离子化合物及其形成
[小结]
[反馈练习]1、写出CaO、MgCl2的电子式。
2、如何用电子式表示OH—、NH4+离子？
课时二共价键
理解共价键、极性键和非极性键概念，能用电子式表示共价化合物的形成过程。
了解球棍模型和比例模型
通过共价键的学习，培养对微观粒子运动的想像力。
【教学重点】共价键及其形成过程
【教学难点】共价键及共价化合物的表示方法
[回顾]氯化钠的形成过程，离子键的概念及其形成条件。
[讨论]活泼的金属元素和活泼非金属元素化合时形成离子键。
请思考，非金属元素之间化合时，能形成离子键吗？
为什么？
[学生]不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向，无法发生电子的得失。
[补充]非金属元素的原子间可通过共用电子对的方法使双方最外电子层均达到稳定结构。
[分析]氯化氢分子的形成过程，引出共价键的概念
[板书]三、共价键
1．概念：
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
2．形成条件：
①非金属元素的原子之间
②非金属元素的原子与不活泼的某些金属元素原子之间形成共价键。
3．共价化合物
[思考与交流]
1.所有的由非金属元素原子组成的化合物都是共价化合物吗？
举例说明。
2.共价化合物和离子化合物的区别？
[板书]4．表示方法：
①电子式
a.共价分子；
例如：
Cl2；
Br2；
O2；
N2；
b.共价化合物的形成。
H2O；
HF。
[课堂练习]用电子式表示下列化合物：
CO2；
CH4；
NH3
[设问]在有机化合物中，构成物质的原子数目较多，用电子式表示起来相当麻烦，有没有更简便的方法来表示共价分子呢？
[板书]表示方法：
②结构式：
用“—”表示共用电子对，不用表示未成键电子
[课堂练习]用结构式表示下列化合物：
③其他方法——球棍模型，比例模型
[板书]5.共价键的类型:
①极性键；
②非极性键；
③配位键。
表3-1非极性键和极性键的比较
非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
升级会员 