高一化学泉州市高中新课程实验统一备课参考.docx
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高一化学泉州市高中新课程实验统一备课参考
泉州市高中新课程实验统一备课参考教案（教学设计）
普通高中课程标准实验教科书
化学2
泉州市教科所化学组
2007年2月8日
前言
去年秋季我省高中统一进行新课程实验，在全体高中化学教师参加通识培训的基础上，对于如何按照新课程的理念，把握好教学的内容、重点，合理安排教学进度，以利于课程教学评价，以利于课程教学质量监控。
我们组织泉州市部分骨干教师编写“泉州市高中新课程实验化学科统一备课教案（化学1）”，供我市高中化学教师参考。
试用以来，受到我市化学教师的普遍好评。
为此，决定继续编写（化学2）的教学设计。
教学设计遵循以下原则：
（1）以课程改革的理念编写本教学设计。
教学设计注意激发学生的学习兴趣、注意突出学生为学习主体、注意突出实验与探究、注意突出教与学的评价、注意突出能力与素质的培养。
（2）以课程标准的要求为依据，以江苏版、山东版两套教材交集的内容为重点。
（3）参照国家颁布的《考试大纲•化学》。
（4）注重泉州市化学教学的实际，以中等水平的学校、学生的的实际为基准，对一级达标校控制要求的深度、广度。
对未达标校要提出基本要求。
本教学设计是在“化学1参考教案”的基础上，征求很多一线老师的意见和建议，进行必要的修改和进一步完善，力求更能体现新课程理念，更贴近我市教育教学实际，更具有参考价值。
为此，新增了一些内容如：
单元练习、专题练习等。
本教学设计的编撰过程得到很多老师的大力支持，他们认真研究课程理念和教材，编写教学设计及相关练习，并一次次修改和完善，值此机会表示衷心的谢意。
参加编写、组稿及审校的老师有：
蔡景东、彭宏亮、骆志森、吕端芳、林志鹏、戴南阳、陈跃生、李勇、魏高昌、黄福恭、洪碧瑜、黄志华等。
苏教版化学2参考教案（教学设计）
专题1微观结构与物质的多样性
第一单元核外电子排布与周期律
一、教学目标与教学设计的核心问题
在化学1的基础上，学生已对原子结构、核外电子排布及元素的金属性和非金属性有所了解。
本单元则较为系统地学习核外电子排布与周期律的重要原理和规律。
本教案侧重引导学生，在学习相关知识的同时，让学生理解：
（1）.科学家得出元素周期律所用的思维方式与方法。
重点有归纳与演绎。
（2）.利用原子结构更好的学习元素周期律与元素周期表。
（3）.利用元素周期表的典型应用示例，认识科学理论的应用价值。
二、教学目标
1.知识与技能：
（1）.了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。
（2）.认识元素周期律，了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。
（3）.了解周期表的基本结构，了解主族元素在周期表中的位置与其原子结构及性质之间的关系。
知道同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。
2.过程与方法：
（1）.利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等，学习归纳思维方法。
（2）.利用元素周期表的应用学习演绎思维方法。
3.情感态度与价值观
利用元素周期表及元素周期律发现简史，学习科学研究中的去伪存真，培养学生的创新意识。
4.教学重点：
（1）.1-18号元素核外电子排布。
（2）.元素周期律。
（3）.元素周期表的基本结构。
5.教学难点：
元素周期律
三、教学过程
[板书][第一课时原子核外电子的排布]
[问题情景]
画出1-18号所有元素的原子结构示意图。
[问题与探究]
按某些共同特征，将上述18种元素分组，说明你分组的依据及优势（注意：
不能与图1-2重复）
例如：
可以按核外电子偶数分组，可以按单质状态分组。
[小结]
科学理论来自于客观事实。
但科学理论在被证实之前，会有很多瑕疵，从简单到复杂，是所有科学理论的发展路线。
[问题与讨论]
图1-2中核外电子排布依据的规律主要有以下几个要点：
[板书]1.元素核外电子排布所遵循的规律
（1）.核外电子依据电子能量的高低不同划分电子层（K、L、M、N、O、P、Q或n=1、2、3、4、5、6、7）。
离核近的电子层能量低，离核远的电子层能量高。
（2）.电子总是尽先占据能量最低的电子层。
（3）.各层最多可容纳的电子数为2n2（n=1、2、3…）
（4）.最外层最多不超过8个电子
[思考]
（1）.依据上述规律解释Na
为什么不是
？
（2）.上述规律能否解下列现象。
（见表1-1）
Xe的原子结构示意图，为什么不是
或
[答案]
（1）.最外层不超过8个电子。
（2）.次外层不超过18个电子。
上述规律只是核外电子排布规律中的主要几条。
各规律之间在同一原子中互相不冲突，即科学理论解释自然现象时，不能有互相矛盾之处。
[思考与讨论]
（1）、依据图1-2分析，金属元素与非金属元素在原子结构上有什么区别。
[金属元素原子最外层电子数比较少。
但最外层电子数较少，不一定是金属元素。
]
（2）、依据Na、Mg、Al等原子核外电子排布及其金属的活泼性关系，预测Li、Be的金属性强弱。
（上述结论可以推广到所有元素吗？
）
（3）、依据几种常见元素C、N、O、Na、Mg、Al、P、S、Cl等，讨论元素的化合价与原子结构的关系。
[作业]
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？
[板书][第二课时元素周期律]
[问题与探究]
分析1-18号元素的电子层数，最外层电子数与核电荷数三者之间的关系。
[问题与讨论]
画出一个直角坐标，把1-18号元素的核电荷及其最外层电子数，标在该直角坐标中，然后把这些点逐一用线条连在一起。
（1）、说明你所画出的图包含的信息及化学意义。
（2）、该图能否说明各元素核外电子排布具有规律性？
[板书]
1.原子序数：
元素按核电荷数由小到大顺序编号。
[思考题]
指出自然界有那些现象具有循环重复的特征。
说明元素核外电子排布的周期性变化特征。
2.元素核外电子排布具有周期性变化：
随着核电荷数递增，元素原子最外层电子数由1逐渐增加到8（H→He为1→2）。
这种重复在现有全部元素中无一例外。
[问题与讨论]
在一个直角坐标中，把表1-2中各元素的核电荷及其原子半径标出，并用线条连接。
把所得到的图与前边所画的图（核电荷--最外层电子数）比较，找出二者之间的关系。
[结论]
核外电子排布与元素原子半径均呈现周期性变化，且二者之间呈对应关系。
[板书]
元素原子半径，随其核外电子排布的周期性变化而变化。
[问题与讨论]
在一个直角坐标中，标出各元素的主要化合价及核电荷数，并用线条将各点之间连起来。
所得图与前边二个图做对比，找出三者之间的关系。
[结论]
核外电子排布与元素主要化合价均呈周期性变化，且二者之间呈对应关系。
[板书]
3.元素主要化合价随核外电子排布的周期性变化而变化。
[作业]
（1）、为什么研究元素原子半径及其化合价时，都把稀有气体元素排除在外？
如果把稀有气体的原子半径及化合价与其他元素一同研究，则上述规律应如何修改？
（2）、总结一下3-9号元素，11-17号元素化合价的变化规律。
说明这两组元素化合价有什么不同之处？
[板书][第三课时元素周期律]
[问题与情境]
元素核外电子排布，原子半径、化合价都呈现周期性变化。
这对元素性质有着直接的影响，这种影响也表现出相应的周期性。
[问题与探究]
元素核外电子排布的周期性变化，导致元素金属性、非金属性也呈周期性变化。
⑴哪些事实能证明这一结论。
⑵得出这一结论用的是什么方法？
[板书]
4.金属性与核外电子排布的关系
[实验探究1]
分别完成钠、镁、铝与水的反应。
如果不反应，可以将镁、铝表面的氧化物除去并加热。
[板书]
剧烈反应
微弱反应
与水不反应（无现象出现）
[思考与讨论]
上述反应可以说明Na、Mg、Al的金属性顺序吗？
这一结论与元素原子半径的周期性变化，在说明问题上，哪一种方法更为准确？
[结论]
上述反应中钠、镁分别失去一个电子、二个电子，都做还原剂。
从反应的剧烈程度看，失电子能力：
钠﹥镁。
原子半径的周期性变化用到具体半径数据，属定量方法。
金属活泼性的比较，无法用数字比较，属于定性研究。
[实验探究2]
但如用金属单质与水反应，区分镁、铝的金属性，差别并不明显。
现改为用镁，铝分别与同浓度的稀盐酸反应，研究相应的差别。
[板书]
Mg+2HCl==MgCl2+H2↑比2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑更剧烈。
[结论]
上述反应说明镁比铝更易失电子，金属性更强。
［思考题］
（1）、上述研究钠、镁、铝的金属性初步得出的结论为，金属活泼性顺序为钠>镁>铝。
把这一事实与碱性强弱顺序氢氧化钠>氢氧化镁>氢氧化铝对比，可得出什么样的对应关系，如何验证这一对应关系，是否具有普遍性？
（2）、初中所学的金属活动顺序表，可以预测金属元素之间相互能否置换。
但对钠、镁、铝之间的相互置换却无法用实验加以证实。
试讨论可能的原因。
[板书]
金属性越活泼，相应的最高价氧化物的水化物的碱性越强。
[小结]
金属活泼性比较的几个指标。
（1）、单质与水或酸反应比较的反应的差别。
（2）、金属元素之间的置换。
（3）、比较最高价氧化物的水化物的碱性。
［板书］
5.元素非金属性与核外电子排布的关系
［问题与讨论］
依据以下事实
（1）硅、磷、硫、氯气等与氢气的反应差别，
（2）气态氢化物的热稳定性，结合原子结构知识，合理解释元素非金属顺序：
硅<磷<硫<氯。
［思考与讨论］
已知硅、磷、硫、氯，最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为：
硅酸<磷酸<硫酸<高氯酸。
据此说明非金属性与金属最高价氧化物的水合物的酸性强弱的关系。
利用这一结论预测一下硼酸、碳酸、硝酸的酸性强弱顺序。
［小结］
非金属性强弱比较的指标
（1）、单质与氢气反应的难易。
（2）、气态氢化物的热稳定性。
（3）、最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
［练习］
总结11-17号元素的金属性、非金属性的变化规律，以及相应的实验指标。
［板书］
元素周期律：
元素性质随核电荷数递增而呈周期性变化的规律。
［作业］
（1）.依据本单元的知识预测：
①锂、铍与水反应的难易差别。
②氢氧化锂与氢氧化铍的碱性强弱。
（2）.H2S+Cl2==与HCl+S==哪一个反应可以发生？
说明理由。
[板书][第四课时元素周期表及其应用］
[问题情景]
把元素按元素周期律排成一个表格，这就是元素周期表。
[问题与探究]
周期表中每一行为一个周期，每一列为一个族。
根据已学过的1-18号元素分析，元素所在的周期、族，各与原子结构的哪一部分有关？
[思考讨论]
（1）、指出周期表中有多少个周期，多少个族。
计算每一周期，每一族各有多少种元素？
（2）、参照1-18号元素，指出同一周期元素的金属性，非金属性的变化规律。
［练习］
依据碳、氮元素在周期表中的位置，在下列空格中填上必要的内容。
［板书］
（1）、核电荷数：
碳氮
（2）、原子半径：
碳氮
（3）、非金属性：
碳氮
（4）、氧化性：
碳氮气
（5）、热稳定性：
甲烷氨气
（6）、酸性：
碳酸硝酸
[结论]
同周期元素由左向右，随着核电荷递增，最外层电子逐渐增多，原子半径逐渐减小，原子得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[思考与探究]
根据氟、氯、溴、碘在周期表中的位置及原子结构，对下列事实给出合理解释
（1）、它们的单质与氢气反应越来越难。
（2）、它们的单质与水反应越来越难。
（3）、氯、溴、碘的置换顺序为：
氯>溴>碘。
（4）、它们气态氢化物的热稳定性顺序为：
氟>氯>溴>碘。
（5）、它们最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为：
氯>溴>碘。
[结论]
同主族元素，随着核电荷数递增，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子失去电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱；元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
[思考题]
根据氮、磷、砷在周期表中的位置，对以下各物质的性质排序
（1）热稳定性：
PH3、NH3、AsH3。
（2）酸性强弱：
H3PO4、HNO3、H3AsO4。
[作业]
砹，原子序数85，是一种人工放射性元素，化学符号源于希腊文，原意是“不稳定”。
化学性质与碘类似。
试较为详细地描述其金属性与非金属性，最高价氧化物水化物酸性，氢化物的热稳定性等，并与其它卤素加以比较。
[板书][第五课时元素周期表及其应用]
[思考与讨论]
依据元素周期表，回答下列问题。
（1）、主族元素，副族元素所在的区域。
（2）、金属元素、非金属元素所在的区域，以及二者的分界线。
（3）、了解过渡元素，所在的区域及其核外电子排布特征。
[问题情景]
铝，硅处在第三周期的金属与非金属分界线两侧。
处于该分界线二侧的元素，既有一定的金属性又有一定的非金属性。
[问题与探究]
已知有如下反应式：
2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑
Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑
2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
Si+HCl==不反应。
3S+6NaOH==2Na2S+Na2SO3+3H2O
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O
依据上述反应事实，解释铝，硅是否同时具有金属性与非金属。
[结论]：
铝的金属性较为明显。
铝、硅、硫、氯单质均可与碱反应。
铝、硅单质与碱反应有氢气产生，明显不同于硫、氯气与氢氧化钠的反应。
说明它们有一定的非金属性。
[问题与讨论]
为什么制造半导体材料的元素，集中在金属与非金属元素分界线两侧？
[结论]
金属一般是导体，非金属单质一般不导电（石墨等少数非金属单质例外）。
在金属与非金属元素分界线两侧的元素，既具有一定的金属性，又具有一定的非金属性，故其单质适合制造半导体材料。
[问题情景]
门捷列夫据其提出的元素周期律，所画出的元素周期表，尚有许多空格。
他认为这些空格是一些有待发现的未知元素。
例如，门捷列夫预测的类铝、类硅元素的有关资料如下：
类铝（1871年门捷列夫的预言）
镓（1875年布瓦博德朗发现镓后测定）
1、原子量约为68
2、比重约为5.9-6.0
3、熔点应很低
4、不受空气的侵蚀
5、将在酸液和碱液中逐渐溶解
6、其氢氧化物必能溶于酸和碱中
7、能生成类似明矾的矾类
8、可用分光镜发现其存在
1、原子量为69.72
2、比重等于5.94
3、熔点为30.150C
4、灼热时略起氧化
5、在各种酸液和碱液中逐渐溶解
6、氢氧化物为两性，能溶于强酸和强碱中
7、能生成结晶较好的镓矾
8、镓是用光谱分析法发现的
类硅，门捷列夫15年前预言
1886年德国人温克勒尔发现锗的实际值
1、原子量约为72
2、比重约为5.5
3、氯化物比重大约是1.9
1、原子量为72-73
2、比重等于5.47
3、氯化物比重1.887
上述现象表明科学理论的一个重要价值，在于它能预测未知的事实。
[问题与讨论]
各种化学现象中，存在一个重要的规律，这一规律就是物质的结构决定物质的性质。
试指出如何根据原子结构的特征，确定元素金属性、非金属性的强弱。
[结论]
元素电子层数较多，最外层电子数较少，则金属性较强；元素电子层较少，最外层电子数较多，则非金属性较强。
[思考题]
元素周期表中蕴含着一个重要的哲学观点。
当物质的某些性质在数量上发生改变，到一定程度后，这些性质会发生明显的改变。
在周期表中，找出对应的现象。
[结论]
同周期元素，核电荷数增多，元素金属性减弱，非金属性增强。
同主族元素，电子层数增多，元素金属性增强，非金属性减弱。
[作业]
1865年，英国化学家纽兰兹提出了＂八音律＂。
他把当时已知的元素按原子量递增顺序排列成表，发现元素的性质有周期性的重复，第八个元素与第一个元素性质相近。
下表选取了其中的三个纵列。
试指出：
（1）该表与课本中元素周期表的的主要差别，
（2）该表前三个纵列中的缺陷。
H
1
F
8
Cl
15
Li
2
Na
9
K
16
G
3
Mg
10
Ca
17
Bo
4
Al
11
Cr
18
C
5
Si
12
Ti
19
N
6
P
13
Mn
20
O
7
S
14
Fe
21
[教学反思]
让学生理解科学研究中科学家的研究方法与思维方式，既是本单元的精髓，也是本单元教学的最大难点。
核外电子排布与元素周期律单元练习
一、选择题（每小题只有一个选项符合题意）
1、下列各组元素按最高正化合价递增排列的是：
A．Na、F、NB．Li、C
C．Be、Na、MgD．Al、C、N
2、下列元素的氧化物和氢氧化物都呈两性的是：
A．SiB．MgC．AlD．S
3、下列含氧酸中酸性最强的是：
A．H2SO4B．HClO4C．H3PO4D．HNO3
4、按热稳定性递增的顺序排列的一组氢化物是
A．H2S、NH3、SiH4 B．H2S、HCl、HF
C．H2O、H2S、HCl D．CH4、NH3、PH3
5、下列各微粒中,核外电子总数相等的是
A．Na和Na+B．N2和CO2C．NH4+和H3O+D．H2S和H2O
6、某短周期元素最外层只有2个电子，则该元素一定是：
A．第1、2或3周期元素B．最高正化合价为+2
C．IIA族元素D．金属元素
7、非金属性最强的元素在元素周期表的
A．右上方B．左下方C．右下方D．左上方
8、主族元素R可形成化学式为NaRO3的一种盐，则R一定是
A．FB．NC．第五或第七主族元素D．一定是第五主族元素
9、A元素的阳离子、B元素的的阴离子都具有相同的电子层结构。
则A、B元素原子序数大小是：
A．B＜AB．A＜BC．B=AD．A=B+2
10、R原子序数是15，下列关于R元素的说法中，错误的是：
A．R是第二周期第ⅤA族的元素B．R的最高正化合价是+5
C．R的氢化物分子式是RH3D．R的最高价氧化物对应的水化物的水溶液呈酸性
11、下列各组元素中，原子半径依次增大的是：
A．I、Br、ClB．Al、Si、PC．O、S、NaD．C、N、B
12、最外电子层上电子数目最少的微粒是
A．OB．ArC．Na+D．Mg
13、已知硒元素与氧元素同族，下列关于硒的描述不正确的是
A．H2SeO4是一种弱酸B．SeO3是酸性氧化物
C．元素的非金属性比氧弱D．H2Se的热稳定性比HCl强
14、有X、Y两种主族元素。
下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是
A．X原子的电子层数比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．X的阴离子还原性，比Y的阴离子强
15、A、B两种元素能形成AB2型化合物，则A和B的原子序数可能是：
A．11和8 B．12和17 C．11和16 D．8和12
16、下列叙述中，正确的是
A．两种微粒，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同
B．两原子，如果核外电子排布相同，则一定属于同种元素
C．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布式
D．阴离子的核外电子排布与上一周期稀有气体元素原子核外电子排布相同
二、填空题
17在MgCl2与AlCl3的混合溶液中滴入少量NaOH溶液，现象是________________________。
反应的离子方程式。
继续加入NaOH溶液直到过量，有_________现象，此反应的离子方程式为_______________________________。
上述实验说明，Mg（OH）2、Al（OH）3碱性强弱的顺序是_________________________。
18元素最高正化合价为+6，其负化合价为________。
某元素R与氢形成的气态氢化物的化学式为RH3，其最高价氧化物的化学式为____________。
19．书写下列微粒的电子式：
（1） NH4+：
_________________________；
（2）CO2：
________________________。
三、推断题：
（共30分）
20.有A、B、C三种短周期元素。
A+是质子；B的正、负化合价绝对值相等，在同族元素中其氢化物最稳定；C的原子核内质子数是B的价电子数的3.5倍。
试推断：
⑴这三种元素分别是：
A____，B____。
（用元素符号表示）
⑵C元素的氧化物与NaOH溶液反应的离子方程式为________________________________。
四、计算题（本大题共14分）
21.主族元素R的族序数是其周期序数的2倍，R在其最高价氧化物中的质量分数为320/0。
已知R原子核内的质子数与中子数相等。
试通过计算，确定R元素在周期中的位置。
答案
一、选择题
1
2
3
4
5
6
7
8
D
C
B
B
C
A
A
C
9
10
11
12
13
14
15
16
A
A
C
D
D
C
B
B
二、填空题
17产生白色沉淀，Mg2++2OH-==Mg（OH）2↓Al3++3OH-==Al（OH）3↓，沉淀部分溶解，
Al（OH）3＋OH-==AlO2-+2H2O，Mg（OH）2>Al（OH）3.
18.–2，R2O5
19.
（1）
（2）
20.AH，BC。
SiO2＋2OH-==SiO32-+H2O。
三、计算题
21．第3周期第六主族。
第二单元微粒之间的相互作用力
【课标要求】
1.知道构成物质的微粒之间存在不同的作用，认识化学键和分子间作用。
2.知道离子键，共价键及其形成，知道离子化合物和共价化合物。
知道离子，分子，原子可以分别构成离子晶体，分子晶体，原子晶体。
3.了解有机化合物中碳的成键特点和成键方式。
4.学习用电子式表示离子键，共价键以及离子化合物，共价分子；会用结构式表示共价健以及共价分子。
了解可以用球棍模型，比例模型表示分子结构。
【教材分析】
本单元帮助学生探究构成物质的微粒之间的作用力，重点解释离子键和共价键，学习用电子式表示离子化合物和共价化合物。
不同的分子间作用力各不相同，对物质的物理性质有影响。
本单元从学生熟悉的物质——氯化钠入手，引入离子键的概念，帮助学生认识活泼金属和活泼非金属的原子间能形成典型的离子键。
运用原子结构示意图和电子式来形象的表示离子化合物，说明离子化合物的形成过程。
在第二个内容中，从学生熟悉的物质——氯化氢入手，引入共价键的概念，帮助学生认识非金属和非金属元素的原子间能形成共价
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