人教版高中化学必修二 教案.docx
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人教版高中化学必修二教案
第一章物质结构元素周期律
第一节元素周期表
（一）
[知识与技能]:
1、了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；
2、了解周期、主族序数和原子结构的关系
[过程与方法]:
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。
[情感态度与价值观]:
通过精心设计的问题，激发学生求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。
[教学重难点]：
周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系。
[教学过程]:
[导入]：
丰富多彩的物质世界有100多种元素组成，这些元素性质不同，有的性质活泼，易与其他元素形成化合物，有的性质不活泼，不易与其他元素形成化合物，等等。
为什么他们性质不同？
他们之间存在着什么联系？
为解决以上问题，我们今天学习元素周期表。
[板书]：
第一节元素周期表
[提问]：
投影元素周期表，到目前为止人类已发现了多少种元素？
[学生回答]：
112种，那么元素周期表是谁发现呢？
[指导阅读]：
门捷列夫图象
[思考与交流]：
为什么这个表要称为元素周期表呢？
对“周期”是如何理解的。
[学生回答]：
[讲解分析]：
《现代汉语词典》第1636页解释，“事物在运动、变化的发展过程中，某些特征多次、重复出现，一个过程就是一个周期。
”
门捷列夫发现元素不是一群乌合之众，而是像一支训练有素的军队，按照严格的命令井然有序地排列着，怎么排列的呢？
[讲解分析]：
1869年，俄国化学家门捷列夫把当时已发现的60多种元素按其相对原子质量由大到小依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，通过分类归纳，制出第一张元素周期表，开创了化学历史新纪元；下面我们就来学习元素周期表的有关知识。
[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。
[思考与教流]：
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。
[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右排列。
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。
[板书]：
（二）、元素周期表的结构
[设问]：
数一数元素周期表有多少个横行？
多少个纵行？
[学生回答]：
（数后回答）有7个横行，18个纵行。
[教师精讲]：
对。
我们把元素周期表中的每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。
下面，我们先来认识元素周期表中的横行——周期。
[板书]：
1、周期
[教师精讲]：
元素周期表中共有7个周期，请大家阅读课本P5的有关内容。
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
[设问]：
把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？
[学生回答]：
依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增顺序排列在一个横行里。
[设问]：
周期序数与什么有关？
[归纳小结]：
周期序数=电子层数。
[课堂反馈]：
1、已知碳、镁和溴元素的原子结构示意图，它们分别位于第几周期？
为什么？
[学生回答]：
碳有两个电子层，位于第二周期，镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。
[教师精讲]：
元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
[归纳小结]：
七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电子层数
短周期
1
H—He
2
1
2
Li—Ne
8
2
3
Na—Ar
8
3
长周期
4
K—Kr
18
4
5
Rb—Xe
18
5
6
Cs—Rn
32
6
不完全周期
7
Fr—112号
26
7
[过渡]：
学完元素周期表中的横行——周期，我们再来认识元素周期表中的纵行——族。
[板书]：
2、.族
[教师精讲]：
将最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列，叫族。
用罗马数字表示族序数。
[设问]：
主族元素的族序数与什么有关？
[学生回答]：
主族序数=最外层电子数。
[设问]：
请大家数一下，周期表中共有多少个纵行？
[学生回答]：
18个。
[设问]：
在每一个纵行的上面，分别有罗马数字Ⅰ、Ⅱ、……及A、B、0等字样，它们分别表示什么意思呢？
[学生回答]：
族序数，A表示主族，B表示副族。
[设问]：
什么是主族？
什么是副族？
[归纳小结]：
由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。
[设问]：
元素周期表中共有多少个主族？
多少个副族？
[学生回答]：
7个主族、7个副族。
[设问]：
零族元素都是什么种类的元素？
为什么把它们叫零族？
[学生回答]：
零族元素均为稀有气体元素。
由于它们的化学性质非常不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，把它们的化合价看作为零，因而叫做零族。
[设问]：
第Ⅷ族有几个纵行？
[学生回答]：
3个。
[设问]：
分析元素周期表中从ⅢB到ⅡB之间的元素名称，它们的偏旁部首有什么特点？
说明什么？
[教师精讲]：
其偏旁均为“金”，说明它们均为金属。
很正确。
元素周期表的中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共六十多种元素，通称为过渡元素。
因为这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。
[教师精讲]：
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
[课堂反馈]：
2、完成下列表格：
3、已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？
[总结]：
最后我们用一句话来概括元素周期表的结构：
三短三长一不全；七主七副Ⅷ和零。
[板书计划]：
第一章物质结构元素周期律
第一节元素周期表
一、元素周期表的结构
1．周期
周期序数=电子层数
七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不
2．族
主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数
18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））
第一节元素周期表
（二）
教学目标
（一）知识与技能：
1、会写简单的碱金属与氧气、水反应的化学反应方程式
2、运用原子结构的理论解释同主族元素性质的递变规律；
3、知道结构决定性质。
（二）过程与方法：
由原子结构理论分析推导出元素性质的递变规律并通过实验来研究物质化学性质的变化规律，理论联系实际。
（三）情感、态度与价值观：
1、辩证唯物主义理论联系实践的观点及方法。
由实践得出理论，并由理论指导实践。
2、加深学生对物质世界对立统一规律的认识。
3、用辩证唯物主义量变质变的观点，在本节内容中有着最恰当的体现。
教学重点
元素的性质与原子结构的关系；碱金属原子结构与性质的关系
教学难点
金属的性质递变判断；金属活泼性强弱的判断规律
教学过程
【引入】活泼的金属元素Na的性质是我们所熟知的，现象是本质的反应，宏观是微观的体现。
现在让我们从原子结构这一微观角度来研究微观结构与宏观性质的关系。
【板书】二、元素的性质与原子结构的关系
（一）、碱金属元素
[科学探究1]请同学们看书本P5，并完成该表。
由此可以得出什么结论？
1．核电荷数从Li到Cs逐渐增多。
2．最外层电子数都相同为1。
3．电子层数依次增多，从2层增大到6层。
[实验1]取钾、钠各一粒，分别放在石棉网上的左、右两边，同时加热。
观察实验的现象。
[现象]钾首先熔化（熔点低），先与氧气发生反应，后钠再熔化与氧气反应。
[板书]1、碱金属与氧气的反应
[思考与交流]请写出钠与氧气在加热条件下的化学反应方程式，并尝试的写出锂、钾与氧气在加热条件下的化学反应方程式。
碱金属
与氧气的化学反应方程式（加热）
锂
钠
钾
[提问]从钾、钠与氧气的反应实验中，请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变性？
[答]相似性：
碱金属都能与氧气反应。
递变性：
周期表中碱金属从上往下，与氧气的反应越来越剧烈。
[过渡]我们知道金属钠除了与氧气反应外还能与水发生反应。
[实验2]钾、钠与水的反应：
取两烧杯，放入相同量的水，然后分别取绿豆大的钾、钠各一粒同时分别放入两烧杯中，观察实验的现象。
[现象]钾燃烧，先消失；钠熔化，后消失。
[板书]2、碱金属与水的反应
[提问]根据钾、钠与水反应的实验，请请总结出碱金属与水反应有什么相同点、不同点？
生成的碱性氢氧化物的碱性如何变化？
[答]相同点：
碱金属与水反应都生成氢氧化物和氢气。
不同点：
周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越剧烈。
生成氢氧化物的碱性越来越强。
[过渡]以上我们学习的是碱金属的化学性质，下面我们来学习碱金属的物理性质。
[板书]3、碱金属的物理性质
[科学探究2]根据碱金属的物理性质表格，请总结碱金属的物理性质有什么共性、递变性？
碱金属单质
颜色和状态
密度（g/cm-3）
熔点（。
C）
沸点（。
C）
原子半径（nm）
Li
银白色，柔软
0.534
180.5
1347
0.152
Na
银白色，柔软
0.97
97.81
882.9
0.186
K
银白色，柔软
0.86
63.65
774
0.227
Rb
银白色，柔软
1.532
38.89
668
0.278
Cs
略带金属光泽，柔软
1.879
28.40
678.4
0.265
[总结]
随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。
[提问]碱金属有这样的相似性、递变性的本质原因在哪里？
[答]因为，原子结构的最外层电子，原子半径的递变，有性质的递变。
随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，最外层电子易失去，表现在参加化学反应时越来越剧烈，金属性增强。
[板书]4、结构决定性质
[讲解]金属性：
金属原子失电子的能力。
金属性强弱的比较依据：
1、金属与水或者酸反应生成氢气的剧烈程度来比较；
2、最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。
【引入】借鉴上节课推导碱金属元素性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，现在我们来进一步学习卤族元素，并比较与Cl2的相同与不同之处。
[板书]
（二）卤族元素
[科学探究1]根据碱金属元素结构的相似性、递变性，根据下表总结并推测卤族元素的结构和性质有什么相似性和递变性。
元素名称
元素符号
核电荷数
原子结构示意图
最外层电子数
电子层数
原子半径
卤族元素
氟
F
9
7
2
0．71nm
氯
Cl
17
7
3
0．99nm
溴
Br
35
7
4
1．14nm
碘
I
53
7
5
1．33nm
相似性：
最外层电子数相同，均为7；
递变性：
卤素随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱。
[讲解]非金属性：
非金属得到电子的能力。
非金属性强弱的判断依据：
1、非金属单质与H2化合的难易程度；
2、非金属单质其气态氢化物的稳定性。
[过渡]下面我们根据对卤素性质的推测来验证卤族元素性质的相似性和递变性。
[板书]1、卤素的物理性质
[科学探究2]根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。
卤素单质
颜色和状态（常态）
密 度
沸点
℃
溶点
℃
溶解度
（100g水中）
F2
淡黄绿色气体
1．69g/l（15℃）
-188．1
-219．6
反应
Cl2
黄绿色气体
3．214g/l（0℃）
-34．6
-101
226cm3
Br2
深红棕色液体
3．119g/cm3（20℃）
58．78
-7．2
4．17g
I2
紫黑色固体
4．93g/cm3
184．4
113．5
0．029g
相似性：
都是双原子分子，有颜色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂（萃取原理）。
递变性：
从氟到碘，单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高。
[板书]2、卤族元素的化学性质
（1）卤素单质与H2的反应
化学式
跟氢气的反应
反应化学方程式
F2
在冷、暗处就能剧烈化合而爆炸，生成的氟化氢很稳定
F2＋H2＝2HF（氟化氢）
Cl2
在光照或点燃下发生反应，生成的氯化氢较稳定
加热或光照
Cl2＋H2＝2HCl（氯化氢）
Br2
在加热至一定温度下才能反应，生成的溴化氢不如氯化氢稳定
Δ
Br2＋H2＝2HBr（溴化氢）
I2
持续加热，缓慢的化合，碘化氢不稳定同时发生分解
Δ
I2＋H2?
2HI（碘化氢）
卤素单质与水、碱反应的比较
化学式
与水的反应
与碱的反应
F2
2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑（剧烈）
很复杂
Cl2
Cl2＋H2O＝HCl＋HClO（能跟水反应）
Cl2＋NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O
Br2
Br2＋H2O＝HBr＋HBrO（比氯气跟水的反应更弱一些）
Br2＋NaOH＝NaBr＋NaBrO＋H2O
I2
I2＋H2O＝HI＋HIO（只有很微弱的反应）
不写
[总结]卤素与H2、H2O、碱的反应，从氟到碘越来越不剧烈，条件越来越苛刻，再次证明了从结构上的递变有结构决定性质。
（2）卤素单质间的置换反应
[实验1-1]完成下列实验，观察现象。
写出有关反应的化学方程式。
实验
现象
化学方程式
1．将少量新制的饱和氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。
1
2
2．将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。
3
[思考与交流]分析以上三个反应的电子转移方向和数目，找出氧化剂、氧化产物，比较氧化性强弱。
再次证明了，结构决定性质，卤族元素从氟到碘，氧化性逐渐降低。
【总结】在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。
所以，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【板书设计】
第一节元素周期表
（二）
（一）、碱金属元素
1、碱金属与氧气的反应
2、碱金属与水的反应
3、碱金属的物理性质随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。
4、结构决定性质
金属性强弱的比较依据：
1、金属与水或者酸反应生成氢气的剧烈程度来比较；
2、最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。
（二）卤族元素
1、卤素的物理性质
2、卤族元素的化学性质
（3）卤素单质与H2的反应
（4）卤素单质间的置换反应
非金属性强弱的判断依据：
1、非金属单质与H2化合的难易程度；
2、非金属单质其气态氢化物的稳定性。
第一节元素周期表（三）
[知识与技能]:
1、使学生理解核素及同位素概念，元素性质与原子核的关系。
2、了解同位素在工农业生产中的应用。
[过程与方法]:
培养学生提出问题、分析归纳、概念辨析及应用能力
[情感态度与价值观]:
通过精心设计的问题，激发学生求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。
[教学重难点]：
构成原子的粒子之间的关系和数目,以及元素、核素、同位素之间的关系。
[教学过程]:
[复习导入]：
请同学们回忆：
质子带正电，电子带负电，而原子不显电性的原因。
[学生回答]：
核内质子数＝核电荷数＝核外电子数，所以，整个原子呈电中性，原子核由质子和中子构成。
下面我们对原子的结构做进一步认识。
[板书]：
三、核素
（一）、原子结构
原子核质子
原子中子
核外电子
[设问]：
请同学们回忆初中所学的知识，得出原子的质量主要取决于哪种微粒？
[思考与教流]：
1、填写下表，总结A与相对原子质量的关系。
原子
质子数
（Z）
中子数
（N）
质子数＋中子数
（A）
相对原子质量
F
10
18．998
Na
12
22．990
Al
14
26．982
[教师精讲]：
原子的质量主要集中在原子核，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加起来，所得的数值叫做质量数。
[板书]：
质量数：
将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加。
[设问]：
根据质量数的定义，可得质量数与质子数和中子数间的关系。
[归纳小结]：
1、质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
2、强调：
质量数不是原子的真实质量，只表示某元素的某个原子。
[过渡]：
在化学上，我们为了方便地表示某一原子。
在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数
X。
3、应用：
①用符号
表示组成原子的微粒关系
②根据上述关系，A、Z、N三个数可知二求一
[设问]：
原子形成离子之后构成原子的微粒哪些发生了变化？
如何改变？
质量数呢？
[归纳小结]：
和
中的质子数、中子数、质量数和电子数。
离子指的是带电的原子或原子团。
带正电荷的粒子叫阳离子，带负电荷的粒子叫阴离子。
当质子数（核电荷数）＞核外电子数时，该粒子是阳离子，带正电荷；
当质子数（核电核数）＜核外电子数时，该粒子是阴离子，带负电荷。
[课堂反馈]：
1、请大家做如下练习
粒子符号
质子数（Z）
中子数（N）
质量数（N）
用
X表示为
①Cl
17
18
35
Cl
②
11
12
23
③
1
0
1
11H
1
1
2
12H
1
2
3
13H
2、①AXx+共有x个电子，则N=A-2X
②AXx-共的x个电子，则N=A
③B2-原子核内有x个中子，其A为m，则ngB2-离子所含电子的物质的量：
[过渡]：
研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。
如组成氢元素的氢原子，就有以上三种：
我们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的原子叫核素.
[板书]：
（二）、核素
定义：
把一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称核素
[教师精讲]：
H
H（D）
H（T）就各为一种核素。
[提问]：
那么
H、
H和
H间我们把他们互称为什么？
[板书]：
（三）、同位素
定义：
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素（即同一元素的不同核素间互称为同位素）。
[指导阅读]：
P10同位素的特点
[归纳小结]：
1对象：
核素是指单个原子而言，而同位素则是指核素之间关系。
2“同位”是指质子数相同，周期表中位置相同，各同位素原子结构几乎相同（除中子数），同一元素的各种同位素化学性质几乎相同。
3不同：
不同的同位素构成的物质物理性质不同。
4同位素特性：
在天然存在的某种元素中，不论是游离态，还是化合态，各种同位素所占的丰度（原子百分比）一般是不变的。
[指导阅读]：
P10几种重要同位素及应用
[课堂反馈]：
3、有以下一些微粒：
①
②
③
④
⑤
，其中互为同位素的是①和④，质量数相等但不能互为同位素的是③和⑤，中子数相等但质子数不等的是②和③。
4、下列各组中属于同位素的是（C）
A、40K与40CaB、T2O和H2OC、40K与39KD、金刚石与石墨
[思考与交流]：
2、元素、核素、同位素的不同和联系。
在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？
[归纳小结]：
元素、核素、同位素的比较和关系
元素
具有相同核电荷数即质子数的同一类原子的总称。
核素
具有一定数目的质子和中子的一种原子。
即：
原子=核素
同位素
具有相同质子数不同中子数的同一种元素的不同种原子（核素），互称同位素。
[小结]：
略
第二节元素周期律
（一）
教学目标
（一）知识与技能：
1、了解原子核外电子排布，
2、培养学学生分析问题，总结归纳的能力。
（二）过程与方法：
利用归纳法、比较法培养学生抽象思维能力。
（三）情感态度价值观：
培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
教学重点、难点
元素原子核外电子排布
教学过程
[引言]我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？
我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？
这就是我们本节课所要研究的内容。
[板书]第二节元素周期律
[教师]元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。
[讲解]原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。
如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。
对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？
它们有没有一定的组织性和纪律性呢？
下面我们就来学习有关知识。
[板书]一、原子核外电子的排布
[讲解]科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。
（形象比喻：
鸡蛋或者洋葱）
通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。
这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。
[讲解并板书]1、电子层的划分
电子层（n）1、2、3、4、5、6、7
电子层符号K、L、M、N、O、P、Q
离核距离近远
能量高低低高
[设疑]由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。
那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？
核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？
[思考]下面请大家分析课本13页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。
[学生活动]填写表1-2，并总结规律。
[讲解并板书]
2、核外电子的排布规律
（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2个（n表示电子层）
（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。
（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。
[教师]以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。
知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原子结构示意图。
如钠原子的结构示意图可表示为
，请大家说出各部分所表示的含义。
[学生]圆圈表示原子核，+11
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