第1章 物质结构.doc

第1章 物质结构、元素周期律本章教学重点：周期表结构，元素周期律；元素在表中位置、结构、性质的关系；离子键、共价健。本章教学难点：元素周期律的应用、共价键。课时安排：第1节 元素周期表2课时；第2节 元素周期律2课时；第3节 化学键 2课时；本章复习1课时第一节 元素周期表（第1课时）三维目标知识与技能：1、初步掌握周期表的结构；2、初步掌握元素性质与原子结构的关系。过程与方法：1、引导学生自主学习：认识周期表的结构；2、自主探究：探究原子结构与性质的关系。情感、态度与价值观：通过化学史学习，培养勇于创新、不断探索的科学品质。教学重点难点重点：1、周期表的结构；2、碱金属元素的原子结构与性质的关系。难点：碱金属元素的原子结构与性质的关系。教学过程导入：多媒体展示元素周期表教师：我们按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。原子序数与原子结构间存在什么关系？（结合118号元素的原子结构）板书一、元素周期表1、原子序数核电荷数质子数核外电子数问题：(1)元素周期表有多少横行，多少纵行？(2)每横行、纵行所含的元素种类是否相同？学生：（分析、讨论并回答）问题：(3)请同学们看书：什么叫周期？什么叫族？表中A、B、O的含义是什么？板书 2、周期表的结构：(1)周期：三个短周期（2、8、8）；三个长周期（18、18、32）；一个不完全周期(2) 族：七个主（A）族；七个副（B）族；第族；O族问题：(4) 周期序数、主族序数与原子结构有什么关系？ (5)各个族所处的纵行数有什么规律？学生：（分析、讨论并回答）教师：周期序数电子层数；主族序数最外层电子数；记住各主族、副族所在的纵行板书 3、周期序数电子层数；主族序数最外层电子数【随堂训练】【例1】国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式周期表原先的主、副族及族号取消：从左至右改为第118列，碱金属族为第1列，稀有气体为第18列按这个规定，下列说法不正确的是 ( )A第15列元素的最高价氧化物为R205 B第2列元素中肯定没有非金属元素 C第17列元素的第一种元素无含氧酸D第16、17列元素都是非金属元素 教师精讲 据题中所给信息，对周期表族序号重新排列，但内容不变，因此，要熟悉原周期表结构，在原表中分析各选项是否正确。答案：D教师：在主题1，我们已经学习了Na的性质，现象是本质的反映，客观是微观的体现。现在让我们从原子结构这一微观角度来研究微观结构与客观性质的关系。板书：二、元素的性质与原子结构1、碱金属元素教师：请同学们看书P5，科学探究，并完成该表。由此可以得出什么结论？实验展示：1、Na、K在空气中燃烧引导学生观察，得出结论。2、请两名学生上台，在教师指导下，同时演示K、Na与水反应。教师：指导学生观察现象，并写出方程式表（一）Na、K与O2反应NaK现象易燃烧，火焰呈黄色易燃烧，火焰呈紫色结论Na、K都易与O2反应，K先燃烧表（二）Na、K与H2O反应NaK现 象熔、游、嗞、红相同，有较微爆炸声方程式2Na +2H2O = 2NaOH+ H22K + 2H2O = 2KOH + H2结 论Na、K都易与水反应，但K更容易更剧烈板书：(1)相似性：(2)递变性：教师：碱金属不仅在化学性质上有很多相似的地方，在物理性质上也有很多相似之处，请同学们根据刚才的实验及表1-1推导出碱金属特理性质及变化规律。知识拓展 元素金属性判断依据：1、据金属单质置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。2、据金属元素最高价氢氧化物碱性强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性越强。3、据对应阳离子氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则单质金属性越强。【随堂训练】【例2】有某碱金属的单质和其氧化物的混合物198g，加入适量的水使成为氢氧化物后，得到氢氧化物为276g。求原来混合物中的碱金属的种类，和其单质、氧化物的质量各多少克?课堂小结：本节课我们学习了周期表结构，通过Na、K性质比较，初步理解原子结构对性质的影响.布置作业：自主学习达标体验及课时作业(一)。板书设计：第一节 元素周期表（第1课时）一元素周期表 1原子序数核电核数质子数核外电子数2周期表的结构 (1)周期：三个短周期（2、8、8）；三个长周期（18、18、32）；一个不完全周期(2) 族：七个主（A）族；七个副（B）族；第族；O族二原子结构的元素性质1碱金属：(1)相似性：(2)递变性：活动与探究上网或查阅其它资料，了解门捷列夫原始周期表排列形式，第一节 元素周期表（第2课时）三维目标知识与技能：1、掌握卤族元素的性质与原子结构的关系；2、了解核素、同位素、质量数等的概念过程与方法：1、归纳、比较法：归纳总结卤族元素性质；2、自主探究：探究卤素性质递变规律。情感、态度与价值观：1、通过探究、分析，培养学生创新思维能力；2、培养理论联系实际的能力教学重点难点重点：卤族元素性质与原子结构的关系：难点：质量数、同位素、核素的概念教学过程：导入：上节课我们学习了元素周表的结构，请同学们画出一、二、三短周期表的示意图。实物投影：展示2份同学的作业请几位同学点评存在的问题。教师：在化学1中我们已经学过氯气的性质，请同学们画出Cl原子结构示意简图。并在周期表中找到氯元素所在的位置，卤族元素包含哪几种元素？学生：看书。翻阅周期表。教师：借鉴上节课推导碱金属元素的性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，根据教材提供的卤素的原子结构，请同学们推测氟、溴、碘的可能性质，并比较与Cl2的相同与不同之处。学生：(思考、分析、推测)教师：推测是否正确呢？如何验证？【知识拓展】：元素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最高含氧酸酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素非金属性也越强。4相互置换反应：强可制弱。教师：请同学们看书P8，卤素单质与H2反应，总结出变化规律。学生：从F2I2与H2化合越来越困难，氢化物稳定性逐渐减弱板书二原子结构的元素性质2卤族元素： (1)相似性：都能与H2化合(2)递变性：与H2化合越来越困难，氢化物稳定性逐渐减弱教师：通过实验，我们可以证明K、Na的金属性较弱，同时，我们也可以通过实验证明Cl2、Br2、I2的非金属性强弱。【实验1-1】：教师演示，请同学认真观察，完成下表：实验内容现 象化学方程式结 论新制饱和氯水NaBr+CC14Cl2I2单质氯化性逐渐减弱KI+ CC14振荡、静置、分层，下层呈紫色溴水+KI+ CC14板书：同主族元素，从上下，失电子能力逐渐增强，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。【随堂训练】【例3】(1998全国)氯化碘（ICl）m化学性质跟氯气相似，预计它跟水反应的最初生成物是（ ）A、HI和HClO B、HCl和HIO C、HClO3和HIO D、HClO和HIO 教师精讲 在Icl中I、Cl的化合价分别为+1、-1价，与H2O反应，与Cl2相似，但毕竟不同，要注意其不同的本质：元素价态不同。答案：B。【例4】(1996年上海，4)随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是( ) A单质的溶、沸点逐渐降低 B卤素离子的还原性逐渐增强 C气态氢化物稳定性逐渐增强 D单质氧化性逐渐增强 教师精讲 本题考查的是卤族元素性质递变规律，对递变规律熟悉，即可顺利作出正确判断。答案：B【例5】(2003上海)13CNMR（核磁共振），15NNMR可用于测定蛋白质，核酸等生物大分子的空间结构，Kurt Wuthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下列有关13C，15N叙述正确的是 （ ）A、13C与15N有相同的中子数 B、13C与C60互为相素异形体C、15N与14N互为同位素。 D.15N的核外电子数与中子数相同 教师精讲本题根据新科技成果命题，但考查内容简单，属基本概念判断，解题时，不要被形式所迷惑。 答案:C展示：原子的构成可表示为AZX问题：(1)原子由什么构成？原子质量主要由什么决定？质量数由什么决定？学生：总结并回答板书三、原子结构 质子(Z带一个单位的正电荷) 原子核1、原子 中子(N)核外电子(e)教师：实验证明原子的质量主要集中在原子核上，如果忽略电子的质量，取质子和中子的相对质量近似为1。则把核内所有质子和中子的相对质量相加，得到的整数值，就叫质量数，数值上近似等于原子量。我们用“A”表示。板书2、质量数(A)质子数(Z)中子数(N)问题：(2)元素由什么决定？同种元素的原子一定相同吗？为什么？学生：思考、总结并回答投影氢元素的原子核原子名称原子符号质子数(Z)中子数(N)10氕11H11氘21H或D12氚31H或T问题：(3)三种原子结构有什异同？它们是否为同一种元素？它们之间有什么关系？ 板书 3、核素、同位素： 核素：具有一种数目质子和一定数目中子的原子称为核素。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素不同核素互称为同位素知识拓展同位素的特点：a、化学性质几乎完全相同。b、天然存在的某种元素，其各同位素所占的原子个数百分比(丰度)一般固定不变。据各同位素原子的相对原子质量，结合所占原子个数百分比，可求出元素的相对原子质量，即周期表中我们常用的元素相对原子质量。例如：C1：35.45，就是一个平均值。（计算公式:M = M1 n1%+ M2n2%）课堂小结卤族元素代表典型的非金属元素族，掌握卤族元素性质递变规律可以为以后的学习打下基础。原子很小，原子核更小，但是我们可以通过理论假设、通过现代研究手段，证明它们的存在。我们可以借助现代科学技术，使这些“看不见”的粒子为我们的生产生活服务。布置作业：自主学习达标体验及课时作业(二、三)。板书设计：第一节 元素周期表（第1课时）二原子结构的元素性质2卤族元素： 都有强氧化性。(1)相似性：都能与H2化合(2)递变性：与H2化合越来越困难，氢化物稳定性逐渐减弱同主族元素，从上下，失电子能力逐渐增强，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。三、原子结构 质子(Z带一个单位的正电荷) 原子核1、原子 中子(N)核外电子(e)2、质量数(A)质子数(Z)中子数(N)3、核素、同位素：定义：核素：具有一种数目质子和一定数目中子的原子称为核素。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素不同核素互称为同位素 第二节 元素周期律（第1课时）三维目标知识与技能：1、以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布规律。2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期变化规律。过程与方法：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。教学重点难点：重点：元素化合价随原子序数的递增的变化规律。难点：原子核外电子排布。教学过程：导入：我们已经知到，原子是由原子核和核外电子所构成的。电子围绕着核作高速运动。在含有多个电子原子中，电子运动情况就很复杂，如何研究电子的这种复杂运动呢？ 展示：电子核模型示意图（教材1-7图片）教师：请同学们认真观察这个示意图，它表示了什么样的含义。学生：在多电子的原子中，各个电子能量不相同，因此，它们运动的区域也是不相同的。电子在不同区域的运动，称为电子层，就好像示意图中一层一层的。层与层之间是不连续的。用n表示电子层，n=1、2、3、47或者用K、L、M、N、O、P、Q表示。K表示第一层；L表示第二层电子就排布在这些电子层中板书： 一、原子核外电子的排布1、核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近能量越低，离核越远，能量越高。2、电子层用K、L、M、N、O、P等表示，每层电子容纳数，最多不超过2n23.最外层（除K为2外）电子数最多不超过8；次外层电子数最多不超过18；倒数第3层不超过32。【随堂训练】【例题1】根据下列条件写出元素名称和元素符号，并画出原子结构示意图，把结果填在表中。(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的12。(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的15倍。(3)C元素原子的L层电子数与K层电子数之差是电子层数的25倍(4)D元素原子的次外层电子数是最外层电子数的14。【教师精讲】解本题时，要求对原子核外电子的排布规律非常熟悉，有时结合数学知识进行分析讨论。答案：Si B F Ne硅硼氟氖教师：在分析研究上表的基础上，请同学们完成下表。表（一）随原子序数的递增，原子核行电子排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数稀有气体原子最外层电子数1-23-1011-18结 论随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈现周期性变化表（二）随原子序数的递增，化合价变化的规律：原子序数最高正价或最低负价的变化1-2+1 03-10+1 +4 +5 -4 -1 011-18+1 +4 +5 +7-4 -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规律二、元素周期律随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈现周期性变化随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化规律随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化教师：请同学们回答（并投影学生填表情况）【随堂训练】【例题2】某非金属X的最高正价为+m，它的最高价氧化物的水化物中有b个氧原子一个X原子该酸的化学式为 。【教师精讲】在确定化合物的化学式时，常常根据化合价代数和为零的原则。要注意化合价有正负价之分。答案：H2b-mXOb【例题3】有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数依次增大，且均小于20，其中X、Z是金属元素；V和Z元素原子的最外层都只有一个电子；W和Y元素原子的最外层电子数相同，且W元素原子L层电子数是K层电子数的3倍；X元素原子的最外层电子数是Y元素原子最外层电子数的一半，由此推知(填元素符号)(1)V ,W ,X ,Y ,Z 。(2)写出 Z与V2W反应的化学方程式 。【教师精讲】解推断题首先要审清题意，找到突破口，层层推进，逐个求解。过程中，要注意相互影响，相互制约，最后，还要再验证结论。答案：（1）H、O、A1、S、K （2）2K + 2H2O = 2KOH + H2课堂小结本节课我们学习了元素原子核外电子的排布规律，学习了元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，重点是理解其变化的规律，为我们后面的学习打下基础。布置作业：自主学习达标体验及课时作业(四)板书设计：第二节 元素周期律一、原子核外电子的排布1、核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近能量越低，离核越远，能量越高。2、电子层用K、L、M、N、O、P等表示，每层电子容纳数，最多不超过2n23.最外层（除K为2外）电子数最多不超过8；次外层电子数最多不超过18；倒数第3层不超过32。二、元素周期律随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈现周期性变化随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化规律随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化第二节 周期律（第2课时）三维目标知识与技能：1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。2、通过实验操作，培养学生实验技能。过程与方法：1、自主学习，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。情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律教学重点：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。教学难点：探究能力的培养教学过程：导入：请同学们回忆我们上节课所学的内容：1、元素原子核外电子排布规律有哪些？2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？展示：核外电子排布规律、化合价、原子半径随原子序数递增而呈现周期性变化规律教师：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现周期性变化。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的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。板书说明：金属性强弱判断依据1、金属与H2O或与酸反应置换出H2的难易程度。2、金属间的相互置换反应(活泼金属可置换出不活泼金属)。3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱(碱性越强金属性越强)。实验一Mg、Al和水的反应：1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。现象：化学方程式：结论：Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。实验二Mg、Al和盐酸的反应：取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。现象：化学方程式：结论： Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈实验三：Mg(OH)2、Al(OH)3的性质：取一支试管，加入2ml，1mo1/L Al Cl3、MgCl2溶液，再逐滴加入3mo1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mo1/L的NaOH溶液、稀盐酸观察现象：化学方程式：结论：Mg(OH)2能溶于盐酸，不能溶于氢氧化钠；Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸教师：从上面几个实验，我们已经了解了Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。NaMgAl单质与水（酸）反应最高价氧化物水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3碱性强弱比较NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3弱碱结 论随着原子序数的递增，金属性Na Mg Al板书：二、元素周期律1、随着原子序数的递增，同一周期的金属元素的金属性逐渐减弱。【随堂训练】【例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的核电荷数比Y多4，1 mol X单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气，这时X转为与氖原子相同电子层结构的离子，根据上述条件，试回答： (1)X、Y、Z的元素符号依次为 、 、 。 (2)X、Y最高价氧化物对应水化物跟Z的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式分别为 ， 。【教师精讲】本题确定X是关键，定量关系：2XH2 不要找错。离子反应方程式写好之后，要注意检查两个守恒:质量守恒、电荷守恒。答案：(1)Na A1 C1 (2)OH_ +H+ = H2O A1(OH)3 + 3H+ =A13+ + 3H2O教师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？板书说明：元素非金属性强弱判断依据1、单质与H2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性强弱。2、单质间的相互置换反应(活泼非金属可置换出不活泼非金属)。3、最高价氧化物对立水化物酸性强弱(酸性越强非金属性越强)。多媒体展示出：请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：SPSCl气态氧化物化学式SiH4PH3单质与H2化合的条件高温磷蒸气与H2能反应加热最高价含氧酸H2SiO3HCl O4酸性强弱弱酸中强酸最强含氧酸结 论教师：从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？学生：讨论并总结板书：2、随着原子序数的递增，同一周期的非金属元素的非金属性逐渐减弱。3、元素周期律：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。4、元素周期律的实质：随着原子序数的递增核外电子排布呈现周期性变化【随堂训练】【例2】甲、乙两种非金属：甲比乙容易与H2化合；甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；甲的单质熔沸点比乙的低能说明甲比乙的非金属性强的是( ) A只有 B只有 C D 【教师精讲】元素非金属性的强弱判断是重要的知识点，其判断得标准很多：与H2化合得难易程度；气态氢化物得稳定性；含氧酸的酸性强弱。得到电子的难易程度等。答案：C。【例3】运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 ( )A铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性B砹(At)为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强C硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳定的气体 【教师精讲】元素周期律是高考的重点。解题时要充分利用同周期、同主族元素的性质变化规律。A正确，因为， 铍的性质类似于铝，氧化物可能有两性。C正确，Sr是第A族元素，其性质类似于Ca、Ba，SrSO4与BaSO4相似，难溶于水。【答案】 BD。提问：元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？ 板书三、元素周期表和元素周期律的应用。教师：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、影响着元素的性质（称简“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。教师：请同学们打开周期表观察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（B）、铝（A1）；硅（Si）、锗（Ge）；砷（As）、锑（Sb）；碲（Te）钋（Po）画一折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？ 板书1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系【例题剖析】【例4】（2004江苏）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的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低。C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定。D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。【教师精讲】本题考查元素的非金属性强弱的判断，要熟记并理解判断标准，不能随意变换标准。知识拓展元素金属性，金属活动性区别（优化设计） 板书2：元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。师：请同学们写出氢氧化锂、氢氧化钠、氢氧化钾的化学式，并标出Li、Na、K三种元素的化合价。板书（1）主族元素最高正化合价二族序数=最外层电子数=价电子数。知识拓展1、价电子数：元素外层电子一般指最外层电子，有时还包括次外层电子，对主族元素而言，价电子数就是最外层电子数。2、上述规律对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。 板书（2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8。【例5】：氧化还原反应中除了原子守恒（质量守恒）外，氧化剂得电子总数和还原剂失电子总数相等，在一定条件下，RO3n-和I发生反应的离子方程式为：RO3n-+6I-+6H+=R-+3I2+3H2O（R为主族元素）则：（1）RO3n-中R的化合价为 ，n值为 。（2）R元素最外层电子数为 个。【教师精讲】很好，解题时，要注意一题多解，当然，还要注意选择最简单的方法。（2）题，容易错为5个，忽略了题中所给的信息“R-”。因此，分析时要合理，不能有遗漏。答案：（1）+5，1（2）7教师：现在我们来共同归纳一下元素周期律、元素周期表的用途。展示：元素周期律、周期表的用途预测新元素。寻找半导体材料。合成新农药。寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金。进行“位、构、性”的推导。【例3】(2002上海市高考题)致冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到致冷的目的。人们曾用乙醚、NH3、CH3C1等作致冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的致冷剂。据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下： (1)氢化物的易燃性：第2周期： H20HF；第3周期：SiH4PH3 (2)化合物的毒性：PH3NH3；H2S H20；CS2 C02；CCl4CF4(选填“”、“；(3)CFCl3(或CF3Cl)；(4)使大气臭氧层出现空洞，a。课堂小结：本节课我们重点讨论了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过事实，我们得出了元素周期律，以及元素金属性、非金属元素化合价与元素在周期表中的位置的关系，通过学习，我们了解元素周期律、元素周期表对我们的生活、生产及科学研究有多么巨大的指导作用。希望同学们能掌握这种分析问题的方法，培养自己的创新能力。布置作业：自主学习达标体验及课时作业(五)板书设计：第二节元素周期率(第2课时)金属性强弱判断依据：1、金属与H2O或与酸反应置换出H2的难易程度。2、金属间的相互置换反应(活泼金属可置换出不活泼金属)。3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱(碱性越强金属性越强)。二、元素周期律1、随着原子序数的递增，同一周期的金属元素的金属性逐渐减弱。元素非金属性强弱判断依据：1、单质与H2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性强弱。2、单质间的相互置换反应(活泼非金属可置换出不活泼非金属)。3、最高价氧化物对立水化物酸性强弱(酸性越强非金属性越强)。2、随着原子序数的递增，同一周期的非金属元素的非金属性逐渐减弱。3、元素周期律：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。4、元素周期律的实质：随着原子序数的递增核外电子排布呈现周期性变化三、元素周期表和元素周期律的应用。（1）主族元素最高正化合价二族序数=最外层电子数=价电子数。（2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8。 第三节 化学键（第1课时）三维目标知识与技能：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：1通过对离子键形成过程的教学，培养学生抽象思维和综合概括能力；2通过电子式的书写，培养学生的归纳比较能力，通过分子构型的教学培养学生的空间想像能力。情感、态度与价值观：1培养学生用对立统一规律认识问题。2培养学生怀疑、求实、创新的精神。教学重点难点：重点：1离子键和离子化合物的概念2用电子式表示离子化合物的形成过程。难点：用电子式表示离子化合物的形成过程教学过程导入从前面所学知识我们知道，元素的化学性质主要决定于该元素的原子的结构。而化学反应的实质就是原子的重新组合，那么，是不是任意两个或多个原子相遇就都能形成新物质的分子或物质呢?板书：第三节 化学键教师：根据原子和原子相互作用的实质不同，我们可以把化学键分为离子键、共价键、金属键等不同的类型。首先我们来学习离子键。板书：一、离子键教师：要知道什么是离子键，还须从我们初中学过的离子化合物说起。什么是离子化合物?请举例说明。演示实验12：钠在氯气中燃烧。板书:2Na+Cl2=2NaCl教师：从宏观上看，钠和氯气发生了化学反应，生成了新物质氯化钠。如若从微观的角度，又应该怎样理解上述反应呢?思考与交流1画出钠和氯的原子结构示意图。2试解释氯化钠是怎样形成的。多媒体展示图1-3-3板书定义：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。思考与交流：同一种元素的原子和离子的化学性质是否相同?为什么?学生：分析、讨论并回答教师：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，为了分析化学反应实质的方便，我们引进了只表示元素原子最外层电子的这么一种式子电子式。板书：二、电子式讲述：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电子式。如Na、Cl、Mg、S的电子式我们可分别表示为：教师：这样，我们就可以很方便地用电子式来表示出离子化合物氯化钠的形成过程。板书： 讲解：上述式子中的“+”表示“相遇”；“”表示电子转移的方向；“ ” 表示原子相遇电子的移动方向； 即为氯化钠的电子式。在电子式里面， 阳离子的电子式与其离子符号相同。知钠离子、镁离子的电子式分别为：Na Mg2教师：阴离子的电子式要在元素符号周围标出其最外层的8个电子，并用方括号括起来，要在方括号的右上角标明该离子所带的负电荷数。如Cl，S2的电子式分别为：教师：请大家用电子式表示离子化合物氯化镁的形成过程。学生活动，教师巡视，并把书写过程中出现的各种错误让学生展示于黑板上，进行讲解：过渡：要写出离子化合物的电子式或用电子式表示其形成过程，我们首先须知道其是否能形成离子键，那么，哪些元素之间能形成离子键?并进而得到离子化合物呢?课堂小结本节课我们主要学习了化学键中的离子键及电子式的有关知识。知道离子键是阴、阳离子之间的静电作用，电子式不仅可以用来表示原子、离子，还可以用来表示物质及物质的形成过程。布置作业：自主学习达标体验及课时作业(六)板书设计第三节 化学键（第1课时）一、离子键 使阴、阳离子结合成化合物时的静电作用，叫做离子键。2Na+Cl2=2NaCl二、电子式 注意：1.离子须标明电荷；2.相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；3.阴离子要用方括号括起来；4.不能把“”写成“=”；5.用箭头标明电子转移方向(也可不标)。活动与探究 1为什么NaCl中N原子与Cl原子的个数比为11，而Na2O中Na原子与O原子的个数比却是21。2离子键的强弱与离子化合物性质的关系。第三节 化学键（第2课时）三维目标知识与技能：1使学生理解共价键的概念，初步掌握共价键的形成，加深对电子配对法的理解。2能较为熟练地用电子式表示共价分子的形成过程和分子结构。3理解极性键、非极性键、化学键的概念。过程与方法：1通过对共价键形成过程的教学，培养学生抽象思维和综合概括能力。2通过电子式的书写，培养学生的归纳比较能力，通过分子构型的教学培养学生的空间想像能力。情感、态度与价值观：1培养学生用对立统一规律认识问题。2培养学生怀疑、求实、创新的精神。教学重点：1共价键和共价化合物的概念。2用电子式表示共价化合物的形成过程。教学难点：1用电子式表示共化合物的形成过程；2极性键与非极性键的判断教学过程导入：上节课我们介绍了化学键中的离子键，本节课我们再来认识另一种类型的化学键共价键板书：二、共价键问题：什么是共价键呢?我们初中所学的共价化合物的知识可以帮助我们找到答案。请大家看以下实验，并描述实验现象。多媒体课件演示氢气在盛有氯气的集气瓶中燃烧。板书 H2Cl2=2HCl1、定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。教师：从氯原子和氢原子的结构来分析，这两种元素的原子获得电子难易的程度相差不大，所以相遇时都未能把对方的电子夺取过来，结果是双方各以最外层一个电子组成一个电子对，电子对为两个原子所共用，在两个原子核外的空间运动，从而使双方最外层都达到稳定结构。这种电子对，就是共用电子对。共用电子对受两个核的共同吸引，使两个原子结合在一起。在氯化氢分子里，由于氯原子对于电子对的吸引力比氢原子的稍强一些，所以电子对偏向氯原子一方。因此，氯原子一方略显负电性，氢原子一方略显正电性，但作为分子整体仍呈电中性。以上过程也可以用电子式表示如下：板书 问题：用电子式表示离子化合物与表示共价化合物有什么此区别？学生：离子化合物要写成阴阳离子，共价化合物没有是离子，要写成共用电子对练习：用电子式表示下列共价化合物的形成过程：CO2、NH3、CH4学生活动，教师巡视，并让三个同学到黑板上各写一个：板书： 过渡：由以上分析可以知道，通过共用电子对可形成化合物的分子，那么，通过共用电子对，能不能形成单质的分子呢?下面，我们以氢分子为例，来讨论这个问题。教师：请大家用电子式表示氯气、氧气、氮气。学生活动，教师巡视：对具有典型错误的写法进行分析、评价：板书：过渡：在化学上，我们常用一根短线来表示一对共用电子，这样得到的式子又叫结构式。以上提到的几种粒子，表示成结构式分别为：板书：2、结构式：用短线来表示共用电子对，这样得到的式子叫结构式HCl O=C=O NHH教师：同种原子形成共价键，成键原子吸引共用电子对的能力相同，共用电子对不发生偏移，这样的共价键称为非极性键；不同种原子形成共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对偏向吸引电子能力强的一方，这样的共价键称为极性键。板书 3、极性键和非极性键共用电子对偏向某一方的叫极性共价键，简称极性键；共用电子对不偏向任何一方的叫非极性共价键，简称非极性键。练习：下列物质中含有非极性键的是_；含有极性键的是_。A：H2OB：N2C：NaID：Na2O2E：NaOHF：CO2过渡：从有关离子键和共价键的讨论中，我们可以看到，原子结合成分子时，原子之间存在着相互作用。我们把这种相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。板书：三、化学键相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。板书 一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。教师：请大家用化学键的观点来分析，H2分子与Cl2分子作用生成HCl分子的过程。学生：先是H2分子与Cl2分子中的HH键、ClCl键被破坏，分别生成氯原子和氢原子，然后氯原子与氢原子又以新的共价键结合成氯化氢分子。教师：大家理解得很好。离子键和共价键是两种不同类型的化学键，它们之间的区别我们可总结如下：展示：离子键与共价键的比较课堂小结本节课我们主要介绍了共价键的实质及化学反应过程的本质，离子键与共价键的区别，极性键与非极性键的区别，用电子式表示离子化合物和共价化合物的区别。布置作业：自主学习课时作业(六)及章末检测(一)板书设计二、共价键H2Cl2=2HCl1定义：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、结构式：用短线来表示共用电子对，这样得到的式子叫结构式HCl O=C=O OONN3、极性键和非极性键：共用电子对偏向某一方的叫极性共价键，简称极性键；共用电子对不偏向任何一方的叫非极性共价键，简称非极性键。三、化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。活动与探究：分子间作用力和氢键第一章 复习课三维目标知识与技能：1掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。2以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。3理解离子键、共价键的涵义。了解键的极性。过程与方法：培养学生的空间想象能力、抽象思维能力、科学的分析推理能力情感、态度与价值观：1使学生初步意识到物质的结构决定物质的性质。2科学地、辩证地看问题教学重点难点重点：1原子的组成及同位素的概念。2掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。3理解离子键、共价键的涵义。难点：1原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。2用电子式表示离子化合物或共价化合物的形成过程教学过程板书 一、原子结构板书 质子（Z）原子原子核（X） 中子（N） 核外电子 1.原子结构及离子结构中各种基本微粒间的关系原子种类微粒之间的关系中性原子A Z X原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数AZN阳离子A Z X n+原子序数=核电荷数=核内质子数 =核外电子数+n阴离子A Z X m原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数m练习：有关3517Cl粒子，回答下列问题： (1)所含质子数；中子数，电子数；质量数。 (2)该粒子的结构示意图；电子式。 (3)它与3517Cl、3717Cl之间的关系是。 (4)它与3517Cl的半径大小的关系是。 (5)已知Cl元素的相对原子质量为35.5，可知3517Cl、3717Cl原子在自然界的原子质量分数之比为。教师：学习原子的结构时，要注意，并非所有的原子核内都有中子，如11H原子核中就无中子；同一种元素的同位素只与中子数有关，而与核外电子数无关。如3517Cl、3717Cl是同位素的关系，而3517Cl、3717Cl也是同位素关系。【例题剖析】【例1】R原子的核内质子数为m，中子数为，则下列叙述错误的是( )A这种元素的相对原子质量为B不能由此确定该元素的相对原子质量C其原子质量与126C原子质量之比约为：()12D原子核内中子数为的原子可能是R原子的同