《物质结构 元素周期律》教学设计.doc

-第五章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构教学目标：知识目标：1 复习原子构成的初步知识，使学生懂得质量数和AZX的含义，掌握构成原子的粒子间的关系。2 了解关于原子核外电子运动特征和常识。3 理解电子云的描述和本质。4 了解核外电子排布的初步知识，能画出118号元素的原子结构示意图。能力目标：培养自学能力、归纳总结能力、类比推理能力。教学重点：原子核外电子的排布规律。教学难点：原子核外电子运动的特征，原子核外电子的排布规律。第 一 课 时教学过程：复习原子的概念，原子的构成，原子为什么显电中性？板书一、原子核1。原子结构 质子： 1.6726kg 原子核 原子 中子： 1.6748kg电子： 1.6726kg/1836注意： 原子的粒子间的关系 核电荷数=质子数=电子数 近似原子量=质子数+中子数决定元素种类的是：质子数和中子数 ，决定原子质量的是：质子数和中子数 决定元素化学性质的主要是：核外电子数，决定原子种类的是：核内质子数 1.672610-27kg1.6610-27kg 2质量数质子的相对质量= 1.6748kg/1.66kg =1.0071中子的相对质量= 1.6748 kg / 1.66kg =1.0081将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似值整数加起来，所得的数值叫质量数（A）质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） N = A Z练习：用AZX表示原子：（1）求中性原子的中子数：N= A Z（2）求阳离子的中子数，共有x个电子，则N=A - X - n （3）求阴离子的中子数，共有x个电子，则N= A - X + n （4）求中性分子或原子团的中子数，分子中，N=6 + 8 x 2 =22 （5）A2-原子核内有x个中子，其质量数为m，则n g A2-离子所含电子的物质的量为： 二、核外电子运动的特征请一位同学讲述比较电子的运动和宏观物体的运动1 核外电子运动的特征：（1）带负电荷，质量很小。（2）运动的空间范围小。（3）高速运动。学生阅读课本P81，播放电子云形成的动画。2 电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，所以人们形象地把它叫做“电子云”。注意：（1）图中的每个小黑点并不代表一个电子，小黑点的疏密表示电子在核外单位体积内出现机会的多少。（2）“电子云”是核外电子运动的一种形象化表示。练习：1.已知一种碳原子（质子数、中子数均为6）的一个原子的质量为m kg，若一个铁原子的质量为n kg ，则铁的原子量是 :2以下有关电子云的描述，正确的是（ A ）A 电子云示意图的小黑点疏密表示电子在核外空间出现机会的多少B 电子云示意图中的每一个小黑点表示一个电子C 小黑点表示电子，黑点愈多核附近的电子就愈多D 小黑点表示电子绕核作圆周运动的轨道第 二 课 时复习1. 原子的结构。2电子云的概念及核外电子运动的特征。对于多电子的原子，核外电子的运动要复杂一些，通常，能量低的在离核较近的区域运动，能量高的在离核较远的区域运动。三、原子核外电子的排布1 电子层层序数 1 2 3 4 5 6 7电子层符号 K L M N O P Q 离核远近 由 近 而 远 能量 由 低 而 高研究下稀有气体元素原子电子层排布的情况核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P Q 2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 8 18 氩 Ar 2 8 836 氪 Kr 2 8 18 8 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8 讨论 1.根据上表和在初中学习的部分元素原子结构示意图的知识,讨论核电荷数120的元素原子核外电子排布的情形以及核外电子排布的一般规律,并将讨论的结果分别填入下表中.学生填写：核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N 1 氢2 氦3 锂 4 铍 5 硼 6 碳7 氮 8 氧 9 氟10 氖 11 钠 12 镁 13 铝 14 硅 15 磷 16 硫 17 氯18 氩 19 钾 20 钙结论：K层为最外层时，最多能容纳的电子数：2除K层外，共他各层为最外层时，最多能容纳的电子数：8次外层最多能容纳的电子数 ：18倒数第3层最多能容纳的电子数：32第n层里最多能容纳的电子数：2讨论 2.根据第n层最多能容纳2个电子的规律，请你检验下你所判断的K. L. M层最多能容纳的电子数是否符合这一规律。练习某原子共有5个电子层，则其O层可容纳电子_个，N层可容纳电子_个。四、元素性质与原子结构的关系问1，举例说明什么是“稳定结构”？2 指出金属、非金属和稀有气体元素原子的结构特点和主要性质。说明:元素的化学性与原子结构有密切的关系。练习:写出具有10个电子的微粒的符号第 二 节 元 素 周 期 律教学目标：知识目标：1 了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。2 了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。3 认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质。能力目标：通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。教学重点：原子的核外电子排布和元素金属性、非金属性变化的规律。教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。(第一课时)教学过程：引入我们在学习碱金属和卤素时，已经知道一些元素的原子结构相似其性质也相似，人类已经发现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。板书第二节 元素周期律一个星期由星期一到星期日为一周，钟表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数增加，但最外层电子依然是1个至7个，这也是周期性的一种表现，元素以什么为序排列表现周期性呢？原子系数。设问什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？板书原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数我们把核电荷数从118的元素按课本表5-5排列。1讨论根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？将讨论的结果填在下表中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1211 223101118结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 变化板书：一。随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。2讨论根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？将讨论的结果填在下表中，并与课本图5-5对照。原子序数原子半径的变化390152nm 0。071nm大 小1117结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 的变化。板书二。随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。注意：原子半径最小的是氢原子。建议介绍原子半径似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的，原子总是以单质或化合物的形式存在，而在单质和化合物中，原子间总是以化学键结合的，一般：r（原）=r（共），共价半径为2个以共价键结合时，它们核间距离的一半。3讨论根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入下表中。原子序数化合价的变化12+1 0310+1 +5-4 -1 01118结论：随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现 的变化。板书三。随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。注意：金属无负价，O、F无正价；一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+最低负价=8一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。练习：课本习题： 一第二课时引入从上节课讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。板书四元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？小结：金属性的判断： 单质与水反应置换出氢的难易程度； 单质与酸反应置换出氢的难易程度； 最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。非金属性的判断： 与氢气反应生成氢化物的难易程度； 氢化物的稳定性； 最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。以1117号元素为例来学习。板书1。钠镁铝金属性的递变规律实验1：将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。实验2：将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。实验3：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。讨论1 镁与（冷水、热水）反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。2 镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。实验4：将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。实验5：取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL 1mol/L盐酸。观察发生的现象。讨论1.镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。2 镁和铝的金属性哪种纱？说明判断的根据。下面我们再来研究铝的氧化物的性质。实验6：取少量氧化铝粉末，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。写出化学方程式。 Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2OAl2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。实验7：取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH）3白色絮状沉淀为止。将Al（OH）3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。观察现象。讨论：上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。既能与酸起反应的生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。说明： 镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实 虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。铝是金属，但能表现出一定的非金属性 关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。 小结：钠镁铝与水反应与冷水剧烈反应与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应与冷水很难反应，与热水缓慢反应与酸反应剧烈反应迅速反应氧化物Na2O和Na2O2MgO为碱性氧化物Al2O3为两性氧化物对应碱NaOH为强碱Mg（OH）2为中强碱Al（OH）3为两性氢氧化物结论金属性逐渐减弱练习：课本习题 二第三课时复习1。钠、镁、铝金属性的递变规律；2金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？板书2。硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律讨论1：硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？介绍：硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物SiH4。磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物PH3，但相当困难。硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物H2S讨论2：在加热条件下，氯化氢易分解吗？ 介绍 SiH4很不稳定，PH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。讨论3：比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱介绍硅的氧化物SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸H2SiO3，磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。第18号元素氩是一种稀有气体元素。小结：SiPSCl最高正价最低负价单质与氢气反应的条件最高价氧化物离高价氧化物的水化物H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强无机酸酸性逐渐增强结论综上所述，我们可以从1118号元素性质的变化中得出如下结论：Na Mg Al Si P S Cl Ar金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 稀有气体元素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。讨论：比较HF、H2O、NH3的稳定性。板书五元素周期律思考什么是元素周期律？板书1。概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。2元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。练习：写出下列化学方程式：（1） 氧化铝与氢氧化钠溶液（2） 氧化铝与硝酸（3） 氢氧化铝与盐酸（4） 氢氧化铝与氢氧化钾溶液作业：课本习题一.二. 三第三节 元素周期表教学目标：知识目标：1 使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。2 使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。3 使学生了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用周期表。4 使学生对核素和同位素有常识性的认识。能力目标：1 学习前人在理论、实践研究的基础上，总结规律的创造性思维方法。2 培养搜集资料和信息处理能力。教学重点：元素周期表的结构，元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系。教学难点：元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系，核素、同位素的概念。第一课时教学过程：复习什么是元素周期律？它的实质是什么？引入根据元素周期律，每隔一定数目的原子，元素性质随原子序数的递增而呈周期性的变化，象排日历一样，将100多种元素按原子序数的递增顺序排列成一个表，叫元素周期表。板书 第三节 元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律，对学好中学化学有着重要的指导作用，因此，元素周期表是本章的教学重点。板书一、元素周期表的结构展示元素周期表挂图，指出这只是其中的一种，国外不一定用这种，指导学生归纳编排原则： 按原子序数递增的顺序从左到右排列。 将电子层数相同的元素排成一个横行。 将最外层电子相同（外围电子排布相似）的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。具在相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。板书1。周期学生观察元素周期表填下表：归纳：7个横即7个周期周期序数 = 电子层数每一周期都是以碱金属元素开始到卤素，最后以稀有气体元素结束。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1HHe2123长周期456不完全周期7Fr112介绍第6周期中，57号元素到71号元素，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中，89号元素到103号元素，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀（U）以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。思考如果不完全周期排满后，应为几种元素？同学数一数周期表中有多少个纵行。板书2。族（1） 概念：周期表中的每一个纵行称为一族，族的序号一般用罗马字母表示。（2） 分类：类别主族副族第族0族定义由 和 元素共同构成的族。由 元素组成的族。-原子结构最外电子数 至 个最外层电子数 至 个最外层电子数为 个或 个表示纵行数注意：（1）周期表中共有18个纵行，16个族。（2）主族的序数 = 最外层电子数 = 该元素的最高化合价数板书3。过渡元素介绍过渡元素。动手：指导同学们画出元素同期瑶框架图。 讨论：第A族元素的原子序数为n，则与其同周期的的原子序数可能为多少？过渡元素在周期表中的位置，反映了该元素的原子结构和一定的性质。因此，可以根据某元素在周期表中的位置，推测它的原子结构和某些性质。板书二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系1元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置讨论：同周期元素的原子结构与性质的关系。板书结论：同周期从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强。判断：硒酸与高溴酸的酸性强弱H2Te与HI的稳定性LiOH与Be（OH）2的碱性。讨论：以碱金属和卤素为例讨论同一主族元素从上至下，元素性质将如何递变？板书结论：同主族从上至下，元素的金属性增强，非金属性减弱。判断：H2SO4和H3AsO4的酸性 HCl和 H2Se的稳定性Ca（OH）2和Al（OH）3的碱性A A A A A A、A 01234567 BAl Si Ge As Sb Te Po At 讨论：元素周期表中什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？为什么？元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有密切的关系。板书2。元素化合价与元素在周期表中位置的关系对于主族元素：最高正价 = 族序数最高正化合价 + 最低负价 = 8作业：P111一1。2。3。4。5。6。7 P113。三 1。2。3第二课时思考：现已发现118种元素，是不是等于118种原子？问：什么叫元素？板书三、核素、同位素科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。例如：1H（氕、H）、2H（氘、D）、3H（氚、T） （D和T不稳定、易裂变）板书1。核素：人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。上述1H、2H、3H就各为一种核素。人们又把质子相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。同一元素的不同核素之间互称为同位素，如：1H、2H、3H三种核素均是氢的同位素。注意：（1）两同：同质子、同元素；两不同：不同中子、不同原子。（2）同种元素，可以有若干种不同的核素。（3）核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。（4）同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。（5）178O是一种核素，而不是一种同位素，168O、178O、188O是氧元素的三种核，互为同位素。板书2。元素、核素、同位素之间的关系如右图：3同位素：元素（1）同元素的不同核素和其它原子形成不同分子核素核素D2O 重水 T2O超重水氢有三种核素，氯有两种核素，求HCl有 种。同位素（2）同位素的特性：同种元素的核素的化学性质一致。同种元素的各种核素的原子百分比一般不变（个数比）。（3）元素的相对原子质量的计算 （各核素的相对原子质量乘以其原子百分含量相加）（4）近似原子量=各核素的原子的质量数乘以其原子百分含量相加。板书四、元素周期律和元素周期表的意义学生阅读后归纳：1 元素周期表的提出者：俄国化学家门捷列夫2 意义：（1） 预测新元素（2） 寻找原料 农药氟、氯、硫、磷、砷附近 半导体金属与非金属的分界线附近。 催化剂过渡元素 耐高温、耐腐蚀性的合金过渡元素。讨论：今后发现的第120号元素应位于周期表中的第几周期和第几族？应与哪些元素的性质相似？作业：课本习题一、8 二 三4。5。四第四节 化 学 键教学目标：知识目标：1 使学生理解离子键、共价键的概念，能用电子式表示离子化合物和共价化合物的形成。2 使学生了解化学键的概念和化学反应的本质。3. 使学生了解极性键与非极性键能力目标：通过离子键和共价键的教学，培养对微观粒子运动的想像力。教学重点：离子键、共价键教学难点：化学键的概念，化学反应的本质第 一 课 时教学过程：引入元素的性质主要决定于原子最外层的电子数。但相同原子形成不同分子时，由于分子结构不同，则分子的性质也不同，今天我们学习分子结构与物质性质的初步知识。板书第四节 化学键讲解化学变化的实质是分子分成原子，而原子又重新结合为分子的过程，在这个过程中有分子的形成和破坏，因此，研究分子结构，对于了解物质的结构和性能十分重要。人们已发现了和合成了一千多万种物质，为什么这100多种元素能形成这么多形形色色的物质？原子是怎样结合的？为什么两个氢原子结合为一个氢分子，而两个氦原子不能结合成一个氦分子呢？实验表明：水加热分解需10000C以上，破坏OH需463KJ/mol。加热使氢分子分成氢原子，即使20000C以上，分解率也不到1%，破坏HH需436KJ/mol所以，分子中原子之间存在相互作用。此作用不仅存在于相邻的原子之间，而且也存在于分子内不直接相邻的原子之间。板书一、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，叫化学键化学键主要有离子键、共价键、金属键我们先学习离子键。板书二、离子键实验取一块黄豆大已切去氧化层的金属钠，用滤纸吸净煤油，放在石棉网上，用酒精灯预热。待钠熔融成球状时，将盛氯气的集气瓶扣在钠的上方，观察现象。讨论：金属钠与氯气反应，生成了离子化合物氯化钠，试用已经学过的原子结构的知识，来分析氯化钠的形成过程，并将讨论的结果填入下表中。1离子键的形成原子结构示意图通过什么途径达到稳定结构用原子结构示意图表示氯化钠的形成过程NaCl2离子键：阴阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。 注意:此静电作用不要理解成吸引作用.3电子式：在元素符号周围用小黑点（或）来表示原子的最外层电子的式子叫做电子式。例如：4.用电子式表示离子化合物的形成过程:注意:电荷数; 离子符号; 阴离子要加括号; 不写”=”; 不合写.练习: 请同学们用电子式表示KBr Na2O的形成过程5.离子键的影响因素：离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强。作业：复习离子化合物和共价化合物第二课时复习：离子键和