【精选】2015年人教版_高中化学必修二全册教案

1 教 案 课题：第一章 物质结构 元素周期律 授课班级 目录（人教版） 第一章 物质结构 元素周期律 . 2 第一节 元素周期表 . 2 第二节 元素周期律 . 20 第三节 化学键 . 33 第二章 化学 反应与能量 . 39 第一节 化学能与热能 . 39 第二节 化学能与电能 . 46 第三节 化学反应速率与 限度 . 55 第三章 有机化合物 . 62 第一节 最简单的有机物 甲烷 . 62 第二节 来自石油和煤的两种基 本化工原料 . 75 第三节 生活中常见的两种有机物 . 88 第四节 基本营养物质 . 93 第四章 化学与自然自然的开发利用 . 89 第一节 开发和利用金属资源与海水资源 . 89 第二节 环境保护与资源综合利用 . 98 2 第一节 元素周期表 (一 ) 原子结构 课 时 教 学 目 的 知识 与 技能 1、引导学生认识原子核的结构，懂得质量数和 AZX 和含义，掌握构成原子的微粒间的关系； 2、知道元素、核素、同伴素的涵义； 3、掌握核电荷数、质子数、中子数和质量数之间的相互关系 过程与 方法 通过对构成原子的微粒间的关系和氢元素核素等问题的探讨，培养学生分析、 处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工 情感态度 价值观 1、通过构成物质的基本微粒的质量、电性的认识，了解微观世界的物质性，从而进一步认识物质世界的微观本质；通过原子中存在电性不同的两种微粒的关系，认识原子是矛盾的对立统一体 2、通过人类探索原子结构的历史的介绍，使学生了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的 历程，培养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦 重 点 构成原子的微粒间的关系 难 点 培养分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行 加工。 知 识 结 构 与 板 书 设 计 第一节 元素周期表 (一 ) - 原子结构 一 .原子结构 1. 原子核的构成 核电荷数 (Z) = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数 2、质量数 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。 质量数（ A） = 质子数（ Z） + 中子数（ N） =近似原子量 原子 A ZX 3、 阳离子 aWm+ ：核电荷数质子数 核外电子数，核外电子 数 a m 阴离子 bYn-：核电荷数质子数 核外电子数，该离子是阳离子，带正电荷。 当质子数（核电荷数） 核外电子数，核外电子数 a m 阴离子 bYn-：核电荷数质子数 Cl2Br2I2 2 、生成氢化物的稳定性 :逐渐减弱 .即氢化物稳定性次序为 HFHClHBrHI 16 反应通式： X2 + H2 = 2HX (2) 卤素单质间的置换反应： 2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 随 核电荷数的增加 ,卤素单质氧化性强弱顺序 : F2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 4、非金属性强弱判断依据： （ 1）、非金属元素单质与 H2 化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。 (2)、形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。 (3)、最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强 。 教学过程 教学步骤、内容 教学方法 【过渡】以上我们研究了金属族元素与原子结构关系，下面我们继续研究非金属族元素卤素 【 板书 】元素的性质与 原子结构的关系 二、卤族元素 【投影】卤素原子结构示意图： 【科学探究一】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 0 71nm 氯 0 99nm 溴 1 14nm 碘 1 33nm 【 归纳 】 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。 【板书】 1、结构的相似性和递变性 （ 1）在结构上：最外层都有 7 个电子，化学性质相似； （ 2）随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增 ,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱 ,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 【 科学探究二 】根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。 【投影】 资料卡片 卤素单质 颜色和状态 (常态 ) 密 度 沸点 溶点 溶解度 (100g 水中 ) 17 NaBr溶液 滴加氯水 滴加CCl4 上层：无色 下层：橙红色 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 【归纳】 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、 物理性质 的变化规律 （随原子序数的递增） 颜色： 浅黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色 颜色逐渐加深 状态： 气态 液态 固态 熔沸点： 逐渐升高 密度： 逐渐增大 溶解性： 逐渐减小 【板书】 2、卤族元素的化学性质 （ 1） 卤素单质与 H2的反应 名称 反应条件 方程式 生成 氢化物的稳定性 F2 冷暗处爆炸 H2+F2=2HF HF 很稳定 Cl2 光照 H2+Cl2=2HCl HCl 稳定 Br2 高温 H2+Br2=2HBr HBr 较不稳定 I2 高温、持续加热 H2+I2 2HBr HI 很不稳定 【 归纳 】 卤素单质与氢气反应 、卤素单质与 H2 反应的剧烈程度 :F2Cl2Br2I2 、生成氢化物的稳定性 :逐渐减弱 .即氢化物稳定性次序为： HFHClHBrHI 、反应通式： X2 + H2 = 2HX 【 结论 】 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。 【科学探究三】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 【 演示实验 】 卤素单质间的置换反应 【 实验 步骤 】 溶液由无色变成橙黄色 【结论】：氯可以把溴从其化合物中置换出来 【板书】 (2) 卤素单质间的置换反应： 2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 光 500 18 KI 溶液 滴加氯水 滴加CCl4 上层：无色 下层：紫红色 KI 溶液 滴加溴水 滴加CCl4 上层：无色 下层：紫红色 【 实验 步骤 】 溶液由无色变成棕黄色 【结论】：氯可以把碘从其化合物中置换出来 【板书】 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 【 实验 步 骤 】 溶液由无色变成棕黄色 【结论】 溴可以把碘从其化合物中置换出来 【板书】 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 【 讲解 】 请同学们指出上述三个反应的氧化剂和氧化产物，得出氟氯溴碘的氧化性依次减弱的结论。 【板书】（ 3）随核电荷数的增加 ,卤素单质氧化性强弱顺序 : F2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 【思考与交流】 主族元素随原子核外电子层数增加，它们得失电子能力、金属性、非金属性、递变的趋势。 【板书】 (4) 非金属性强弱判断依据： 1、非金属元素单质与 H2 化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。 2、形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。 3、最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。 【随堂练习】 1.若用 X 代表 F、 Cl、 Br、 I 四种卤族元素，下列属于它们共性反应的是 A X2+H2 = 2HX B X2+H2O = HX+HXO C 2Fe+3X2 = 2FeX3 D X2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O 2.随 着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是 A单质的熔、沸点逐渐降低 B卤素离子的还原性逐渐增强 C单质的氧性逐渐增强 D气态氢化物的稳定性逐渐增强 3砹（ At）是放射性元素，它的化学性质符合卤素性质的变化规律，下列说法正确的是（ ） A HAt 很稳定 B AgAt 易溶于水 C砹易溶于有机溶剂 D砹 )( 2At 是白色固 4下列叙述正确的是 ( ) A. 卤素离子（ X ）只有还原性而无氧化性 B. 某元素由化合态变成游离态，该元素一定被氧化 C. 失电子难的原子获得电子的能力一定强 D. 负一价卤素离子的还原性在同一族中从上至下逐渐增强 6、碱金属钫（ Fr）具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列对其性质的预言中，错误的是（ ） A、在碱金属元素中它具有最大的原子半径 B、它的氢氧化物化学式为 FrOH，是一种极强的碱 C、钫在空气中燃烧时，只生成化学式为 Fr2O 的氧化物 D、它能跟水反应生成 相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸 7、砹（ At）是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是（ ） 19 A、砹的非金属性在卤素中是最弱的， At-易被氧化 B、砹化氢很稳定不易分解 C、砹化银不溶于水或稀 HNO3 D、砹在常温下是白色固体 教学回顾 ： 采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质； 教 案 课题：第二节 元素周期律 (一 ) 授课班级 课 时 教 学 目 的 知识与技能 1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出 1-18 号元素的原子结构示意图； 2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系 过程与方法 培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一半 情感态度 价值观 引导学生形成正确的物质观 重 点 原子核外电子的排布规律 难 点 原子核外电子的排布规律 知识 结构 与 板书 设计 第二节 元素周期律 (一 ) 一、 原子核外电子的排 布 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 2、核外电子的排布规律 教学过程 教学步骤、内容 教学方法 【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。 【展示】电子层模型示意图 20 【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。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。 【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 12 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。 核电荷数 元 素名称 元素符号 各层电子数 K L M 1 氢 H 1 2 氦 He 2 3 锂 Li 2 1 4 铍 Be 2 2 5 硼 B 2 3 6 碳 C 2 4 7 氮 N 2 5 8 氧 O 2 6 9 氟 F 2 7 10 氖 Ne 2 8 11 钠 Na 2 8 1 21 12 镁 Mg 2 8 2 13 铝 Al 2 8 3 14 硅 Si 2 8 4 15 磷 P 2 8 5 16 硫 S 2 8 6 17 氯 Cl 2 8 7 18 氩 Ar 2 8 8 【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 表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。 【 练习 】 1、判断下列示意图是否正确？为什么？ 【 答案 】 (A、 B、 C、 D 均错 )A、 B 违反了最外层电子数为 8 的排布规律， C 的第一电子层上应为 2 个电子， D 项不符合次外层电子数不超过 18 的排布规律。 2.根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。 (1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs (2)9F 17Cl 35Br 53I （ 3） 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 【 提问 】请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点？ 【 学生 】除氦为 2 个外，其余均为 8 个。 【 提问 】元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？ 【 学生 】主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。 【 教师 】我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢？ 【 学生 】原子最外层电子数为 8 的结构的原子，不易起化学反应。 【 教师 】通常，我们把最外层 8 个电子 (只有 K 层时为 2 个电子 )的结构，称为相对稳定结构。一般不 与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于 8(K 层小于 2)时，是不稳定结构。在化 原子核 核电荷数 电子层 电子层上的电子数 22 学反应中，具有不稳定结构的原子，总是 想方设法 通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。 【 教师 】原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识， 我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于 4 个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳 定结构；而非金属元素的最外层一般多于 4 个电子，在化学 反应中易得到电子而达到 8 个电子的相对 稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。 【 小结 】本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子 中的电子排布并不是杂乱 无章的，而是遵循一定规律排布的。 【 迁移与应用 】 1. 下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒 ? 2. 下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。 【点评】 通过上述应用，使学生加深对核外电子排布的规律的认识，对容易出现的错误，让 学生自我发现，以加深印象。 【 探究与应用 】核电荷数为 1 18 的元素原子核外电子层结构的特殊性： (1)原子中无中子的原子： (2)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素： (3)最外层电子数等于次外层电子数的元素： (4)最外层电子数等于次外层电子数 2 倍的元素 : (5)最外层电子数等于次外层电子数 3 倍的元素： (6)最外层电子数等于次外层电子数 4 倍的元素： (7)最外层有 1 个电子的元素： (8)最外层有 2 个电子的元素： (9)电子层数与最外层电子数相等的元素： (10)电子总数为最外层电子数 2 倍的元素： (11)内层电子总数是最外层电子数 2 倍的元素： 教学回顾 ： 23 教 案 课题：第二节 元素周期律 (二 ) 授课班级 课 时 教 学 目 的 知识与 技能 1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律 2、了解元素 位、构、性 三者间的关系，初步学会运用元素周期表 过程与方法 通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表 (直方图、折线图 )分析、处理数据的能力 情感态度 价值观 学习元素周期律，能使学生初步树立 由量 变到质变 、 客观事物都是相互联系和具有内部结构规律 、 内因是事物变化的依据 等辩证唯物主义的观点 重点 同一周期金属性、非金属性变化的规律 难点 元素周期律的实质 知识 结构 与 板书 设计 第二节 元素周期律 (一 ) 1、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、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化 3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化 4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化 元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫 元素周期律。 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。 教学过程 教学步骤、内容 教学方法 【 复习 】 1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律； 2、填写 1 18 号元素符号以及它们的原子结构示意图。 【 投影 】 1 18 号元素原子结构示意图。 24 【 提 问 】 请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。 【 板书 】 第二节 元素周期律 (一 ) 【 投影 】 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性 原子序数 电子层 数 最外层电子数 1 2 1 1 2 3 10 2 1 8 11 18 3 1 8 【 讲 解 】 从上表可以看出，随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从 1个递增到 8个的情况，这种周而复始的现象，我们称之为周期性。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。 【 板书 】 1、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。 【 过 渡】 元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序 数的递增。元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出 1-18 号元素的原子结构示意图来进行讨论。 【 投影 】 元素符号 H He 原子半径 nm 0.037 元素符号 Li Be B C N O F Ne 原子半径 nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径 nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 【 投影小结 】 原子序数 原子半径的变化 3-9 大 小 11-17 大 小 【讲解】 从上面的分析我们知道， 3-9、 11-17 号元素重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论： 【板书】 2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化 【 讲 解 】 稀有气体元素的原子半径并未列出。这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不同有可比性，故不列出 【提问】 怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半 径的大小呢？ 25 【回答】 原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。 【 投影小结 】 粒子半径大小比较规律 ： （ 1） 电子层数： 一般而言，电子层数越多，半径越大 （ 2） 核电荷数： 电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。 （ 3） 核外电子数： 电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势 【例题】 1、比较 Na 原子与 Mg 原子的原子半径大小 2、比较 Na 原子与 Li 原子的原子半径大小 3、比较 Na 与 Na+的半径 大小 4、比较 Cl 与 Cl 的半径大小 5、比较 Fe、 Fe2+与 Fe3+的半径大小 6、比较 Na+与 Mg2+半径大小 7、比较 O2 与 F 半径大小 【总结】 同一周期 ，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐 _ 同一主族，随着核电荷数的递增， 原子半径逐渐 _ 对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径 _ 对于同种元素 ,电子数越多，半径越大： _ 阴离子半径 原子半径 阳离子半径 _ 阳离子所带正电荷数越多，则离子半径 _ 阴离子所带负电荷数越多，则离子半径 _ 【随堂练习】 写出下列微粒的半径由大到小的顺序： F- 、 O2 、 Na 、 Mg2 【 过 渡 】 从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价 (一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质 )和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。 【 投影 】 原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10 元素符号 Li Be B C N O F Ne 核电荷数（影响半径次重要的因素） 核外电子数 电子层数（影响半径最关键的因素 26 元素主要化合价 +1 +2 +3 +4,-4 =5， -3 -2 +7， -1 0 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号 Na Mg Al Si P S CL Ar 元素主要化合价 +1 +2 +3 +4,-4 +5,-3 +6,-2 +7,-1 0 【 结论 】 随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。 【 提问 】 请大家参考 1-18 号元素的原子结构示意图，结合上表同内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律？ 【 投影小结 】 (1) 最高正价与最外层电子数相等 (2) 最 外层电子数 4 时出现负价 (3) 最高正化合价与负化合价绝对值和为 8 (4) 金属元素无负价 (5) 氟无正价 【 讲 解 】 大家总结很详细，要熟记这些知识，对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。因此，把它们的化合价看作是 0。 【 投影小结 】 元素主要化合价变化规律性 原子序数 主要化合价的变化 1-2 +1 0 3-10 +1 +5 -4 -1 0 11-18 +1 +7 -4 -1 0 【板书】 3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化 【 过 渡 】 元 素的化学性质是由元素的原子结构决定的，原子结构决定了原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据己学知识分析 3-9、 11-17 号元素，随原子序数的递增得失电子的难易程度 【讲解】 3-9、 11-17 号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱， 【 讲 解 】 我们知道，原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性与非金属性强弱。 【板书】 3、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化 【讲解】 纵观以上结论，我们可归纳出这样一条规律： 【板书】 4、 元素的性质随元素原子序 数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。 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。 【 总结 】 由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化，这也是元素周期律的实质。 【 自我评价 】 1、下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ） A. Na、 Mg、 Al B. N、 O、 F C. P、 Si、 Al D. C、 Si、 P 2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ） A NaF B LiI C CsF D LiF 3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 （ ） A C N、 O、 F B K、 Mg、 C S C F、 Cl、 Br、 I D Li、 Na K、 Rb 4、下列半径最大的微粒是 （ ） 27 A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+ 教学回顾 ： 本节课主要 采用的是讨论法教学，在整个教学活动中始终注意学生 学习的主动性，突出自主与合作的学习方式，充分调动了学生学习的积极性。 教 案 课题：第二节 元素周期律 (三 ) 授课班级 28 课 时 教 学 目 的 知识与技能 1、通过 实验探究 ， 观察思考 ，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力 2、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质 过程与方法 1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。 2、 通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习 情感态度价值观 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 重 点 元素周期律的涵义 难 点 元素周期律的实质 知 识 结 构 与 板 书 设 计 第二节 元素周期律 (二 ) 一 、 同周期元素原子的结构与性质 1、 金属性： NaMgAl 2、 碱性强弱： NaOHM g ( O H ) 2 A l ( O H ) 3 3、 非金属性： SiM g ( O H ) 2 A l ( O H ) 3 【 提问 】 上述现象说明了 Na、 Mg、 Al 的金属性强弱顺序怎样？ 【板书】金属性： NaMgAl 【 讲解 】请大家预测一下， Mg、 Al 分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同呢？若不同，应有什么样的区别？ 【 回答 】 Mg 与盐酸反应要比 Al 剧烈 【讲解】 实践是检验真理的唯一标准，下面，我们通过实验来进行验证。 【投影】 实验二 、 取铝片和 镁带，擦去氧化膜，分别和 2mL 1mol/L 盐酸反应。 【 实验二 】 Mg、 Al 与稀盐酸反应比较 Mg Al 现象 反应迅速，放出大量的 H2 反应方程式 结论 Mg、 Al 都很容易与稀盐酸反应，放出 H2，但 Mg 比 Al 更剧烈 【讲解】 从刚才的实验现象我们可知， Mg 与稀盐酸的反应，比 Al 与稀盐酸的反应要剧烈得多，同时放出大量的热。说明大家预测的是正确的。根据 Na、 Mg、 Al 三者金属性可推出， Na 与盐酸反应将会更剧烈，甚至发生爆炸，请大家写出反应方程式。 【投影】 Mg+2HCl=MgCl2+H2 2Al+6HCl=2 AlCl3+3H2 2Na+2H =2Na +H2 Mg+2H =Mg2 +H2 2 Al+6H =2 Al3 +3H2 【现象】 镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈 【 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 】 总结 【 讲解 】 请大家根据原子结构的知识，判断下列元素的非金属性强弱。 【板书】非金属性： SiB B. 原子序数 :AB C. 离子半径 :A2+B3+ D. 质量数 :AB 教学回顾 ： 采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性 质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质； 33 教 案 课题：第三节 化学键 (一 ) 离子键 授课班级 课 时 教 学 目 的 知识与技能 1、掌握离子键的概念 2、掌握离子键的形成过程和形成条件，并能熟练地用电子式表示离子化合物的形成过程 过程与方法 通过对离子键形成过程中的教学，培养学生抽象思维和综合概括能力 情感态度 价 值观 1、培养学生用对立统一规律认识问题；由个别到一般的研究问题的方法； 2、结合教学培养学生认真仔细、一丝不苟的学习精神 重 点 离子键的概念和形成过程 难 点 用电子式表示离子化合物的形成过程 知 识 第三节 化学键 一、离子键 1.定义：阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用，叫作离子键。 34 结 构 与 板 书 设 计 (1)、成键粒子：阴阳离子 (2)、成键性质：静电作用 (静电引力和斥力 ) 2、形成条件： 活泼金属 M Mn+ 化合 离子键 活泼非金属 X Xm- 3.离子键的实质：阴阳离子间的静电吸引和静电排斥。 二 .电子式 1.表示原子： 2.表示简单离子： 3.表示离子化合物 ： 4.表示离子化合物的形成过程 教学过程 教学步骤、内容 教学方法活动 【引言】 从元素周期表我们可以看出，到目前为止，已经发现了一百多元素，元素 原子可以相互碰撞形成分子，那是不是所有的原子都可以相互碰撞形成新的物质呢？ 学生举例说明 【讲解】 以上例子可知，原子和原子相遇时，有的能够反应有的不能反应。在能够组合的原子之间一定存在某种力的作用，比如说，苹果能掉在地上因为有万有引力的存在。对于微观世界里的物质来说也是一样，也存在力的作用。元素的原子通过什么作用形成物质的呢？这就是化学键，也是我们这节要学习的内容。 【板书】 第三节 化学键 【讲解】 根据原子和原子相互作用的实质不同，我们可以将化学键分为离子键、共价键、金属键等不同种类。首先我们 来学习离子键。 【板书】一、离子键 【展示】 氯化钠样品和氯化钠晶体结构示意图 -ne- +me- 吸引、排斥 达到平衡 35 【思考与交流】 氯原子和钠原子为什么能自动结合形成稳定的氯化钠呢？ 【讲解】 下面我们带着这个问题来看氯化钠的形成。 【 视 频实验】 钠在氯气中燃烧 取一块绿豆大小的金属钠（切去氧化层），再用滤纸吸干上面煤油，放在石棉网上，用酒精灯微热，待钠熔化成球状时，将盛有氯气的集气瓶倒扣在钠的上方。 【 学生 】 学生观察实验现象 【投影】 现象：钠燃烧、集气瓶内大量白色烟 方程式 ： 2Na+Cl2 2NaCl 【讲解】 从宏观上讲钠在氯气中燃烧，生成新的物质氯化钠，若从微观角度考虑，又该如何解释呢？ 【 讲解 】 在加热的情况下氯气分子先被破坏成氯原子，氯原子在和钠原子组合生成新的物质。 【讲解】 那么氯原子和钠原子又是以怎样方式结合在一起的？他们之间存在什么样的作用力？ 【投影】 视频演示 NaCl 的微观形成过程 【讲解】 钠与氯气反应时，由于钠的金属性很强，在反应中容易失去一个电子而形 8 电子稳定结构；而氯的非金属性很强，在反应中容易得到一个电子而形成 8 电子稳定结构。当钠原子和氯原子相遇时，钠原 子最外层的一个电子转移到氯原子的最外层上，使钠原子和氯原子分别形成了带正电荷的钠离子和带负电荷的氯离子。因此离子通过静电作用，形成了离子化合物。我们把阴阳离子结合形成化合物时的这种 静电的作用 ，叫作离子键。 【板书】 1.定义：阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用，叫作离子键。 【讲解】 从定义上分析离子键形成的条件和构成粒子 【板书】 (1)、成键粒子：阴阳离子 (2)、成键性质：静电作用 (静电引力和斥力 ) 【思考与交流】 在氯化钠晶体中， Na+和 Cl- 间存在哪些力？ 【 回答 】 Na+离子和 Cl-离子原子核和 核外电子之间的静电相互吸引作用 【 讲解 】 阴阳离子间电子与电子、原子核与原子核间的相互排斥作用 ， 当阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，阴阳离子间形成稳定的化学键。 【板书】 2、形成条件： 活泼金属 M Mn+ 化合 离子键 活泼非金属 X Xm- 【讲解】 原子形成离子键以后离子间吸引和排斥作用达到平衡，成 键后体系能量降低。 【板书】 3.离子键的实质：阴阳离子间的静电吸引和静电排斥。 【讲解】 由离子键构成的化合物叫做离子化合物，所以一般离子化合物都很稳定。 【提问】 要想形成离子键、就必须有能提供阴、阳离子的物质，那么哪些物质能提供阴、阳离子由宏观展示，引入学生微观思考 由旧知识引入新知识，抓住学生的知识生长点 从原子结构入手，激发学生求知欲，从宏观到微观训练学生抽象思维能力。 +11 2 8 1 +17 8 2 7 e- +11 8 2 +17 8 2 8 Na+ Cl- +me- 36 呢？ 【投影小结】 (1) 活泼的金属元素（ IA， IIA）和活泼的非金属元素（ VIA， VIIA）之间的化合物。 (2) 活泼的金属元素和酸根离子形成的盐 (3) 铵盐子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。 【讲解】 不是只有活泼的金属元素和活泼的非金属元素之间的化合才能形 成离子键，如铵离子与氯离子也能形成离子键、钠离子与硫酸根离子也能形成离子键。 【 讲解】 含有离子键的化合物就是我们初中所学过的离子化合物。大多数的盐、碱、低价金属氧化物都属于离子化合物，所以它们都含有离子键。 【 提问 】 （ 1）所有金属和非金属化合都能形成离子键吗？举例说明。 【 回答 】 AlCl3 、 AlBr3、 AlI3 化合物中，铝与氯之间所形成的并非离子键，均不是离子化合物 【 提问 】 （ 2）所有非金属化合都不能形成离子键吗？举例说明。 【 回答 】 NH4Cl 、 NH4Br 等化合物。 NH4 、 CO32 、 SO42 、 OH 等原子团也能与活泼的非金属或金属元素形成离子键。强碱与大多数盐都存在离子键。 【 思考与交流 】 Cl 和 Na 通过离子键形成离子化合物 NaCl， 那么 NaCl 晶体到底是不是由 NaCl分子构成的呢？ 【 回答 】在 NaCl 晶体中不存在 NaCl 分子，只有在蒸气状态时才有 NaCl 分子 【讲解】 在 NaCl 晶体中，每个 Na+ 同时吸引着 6 个 Cl-，每个 Cl- 也同时吸引着 6 个 Na+， Na+和 Cl- 以离子键相结合，构成晶体的粒子是离子，不存在单个的 NaCl 分子，晶体里阴阳离子个数比是 1： 1，所以 NaCl 表示离子晶体中离子个 数比的化学式，而不是表示分子组成的分子式 【 讲解 】 由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发学生变化，为了分析化学反应的实质的方便，我们引进只表示元素原子最外层电子的一个式子 电子式。 【板书】二 、 电子式 【 讲解 】 在元素符号的周围用小黑点（或）来表示原子最外层电子的式子叫电子式。如 Na、Mg、 Cl、 O 的电子式我们可分别表示为： 【板书】 1、 表示原子 Na Mg Cl O 【 练习 】 Al Si P S H 【讲解】 习惯上，写 的时候要求对称。 【讲解】 电子式同样可以用来表示阴阳离子，例如 【板书】 2、 表示简单离子： 阳离子： Na+ Mg2+ Al3+ 阴离子： S 2- Cl - O 2- 【练习 】 Ca2+ Br- K+ F 【 讲解 】 .电子式最外层电子数用 （或）表示； .阴离子的电子式不但要画出最外层电子数，还应用 括起来，并在右上角标出“ n-”电荷字样； .阳离子不要画出最外层电子数，只需标出所带的电荷数。 【板书】 3、 表示离子化合