人教版高中化学必修二第一章教案文档格式.docx

1、多少个纵行？ （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。1、周期 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：原子序数 核电荷数 质子数 核外电子数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？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。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

2、么？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。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。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1HHe2LiNe83NaAr长周期4KKr185RbXe6CsRn32不完全周期7Fr112号26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。2、.族 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。主族元素的族序

3、数与什么有关？主族序数=最外层电子数。请大家数一下，周期表中共有多少个纵行？18个。在每一个纵行的上面，分别有罗马数字、及A、B、0等字样，它们分别表示什么意思呢？族序数， A表示主族，B表示副族。什么是主族？什么是副族？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。元素周期表中共有多少个主族？多少个副族？7个主族、7个副族。零族元素都是什么种类的元素？为什么把它们叫零族？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。第族有几个纵行？3个。分析元素周期表中从B到B之间的

4、元素名称，它们的偏旁部首有什么特点？说明什么？ 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B族到B族10个纵行，包括了第族和全部副族元素，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。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；七主七副和零。 板书计划：小结略板书计划 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

5、结构 1周期 周期序数=电子层数 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

6、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

7、。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

8、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（。原子半径（nm）Li银白色，柔软0.534180.513470.15

9、2Na0.9797.81882.90.186K0.8663.657740.227Rb1.53238.896680.278Cs略带金属光泽，柔软1.87928.40678.40.265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

10、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F9071nm氯Cl17099nm溴Br35114nm碘I53133nm相似性：最外层电子数相同，均为7；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

11、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169g/l（15）-1881-2196反应Cl2黄绿色气体3214g/l（0）-346-101226cm3Br2深红棕色液体3119g/cm3（20）5878-72417gI

12、2紫黑色固体493g/cm3184411350029g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）。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 式在冷、暗处就能剧烈化合而爆炸，生成的氟化氢很稳定F2H22HF（氟化氢）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Cl2H22HCl（氯化氢）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Br2H22HBr（溴化氢）持续加热，缓慢的化合，碘化氢不稳定同时发生分解I2H

13、22HI（碘化氢）卤素单质与水、碱反应的比较与水的反应与碱的反应2F22H2O4HFO2（剧烈）很复杂Cl2H2OHClHClO（能跟水反应）Cl2NaOHNaClNaClOH2OBr2H2OHBrHBrO（比氯气跟水的反应更弱一些）Br2NaOHNaBrNaBrOH2OI2H2OHIHIO（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，

14、用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。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。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）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

15、质（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）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。培养学生提出问题、分析归纳、概念辨析及应用能力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。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。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。 核内质子数核电荷数核外

16、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。三、核素（一）、原子结构 原子核 质子原子 中子 核外电子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？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10189981222990Al1426982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。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。根据质量数的定义，可得质量数与质子

17、数和中子数间的关系。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。 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：用符号表示组成原子的微粒关系 根据上述关系，A、Z、N三个数可知二求一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？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。

18、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Cl112311H12H13H2、AXx+共有x个电子，则N= A-2X AXx-共的x个电子，则N= A B2-原子核内有x个中子，其A为m，则ng B2-离子所含电子的物质的量：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.（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H H（D）H（T）就各为一种核素。那么H、H和H间我们把他们互称为什么？（三）、同位素质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称

19、同位素（即同一元素的不同核素间互称为同位素）。P10同位素的特点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。P10几种重要同位素及应用3、有以下一些微粒：，其中互为同位素的是 和 ，质量数相等但不能互为同位素的是 和 ，中子数相等但质子数不等的是 和 。4、下列各组中属于同位素的是（ C ）A、40K

20、与40Ca B、T2O和H2O C、40K与39K D、金刚石与石墨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？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）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。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

21、排布 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

22、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

23、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