化学.docx
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化学
《化学》（农林牧渔类）电子教案
课题
第一章化学基本概念和理论
第一节走进微观世界——原子结构和化学键（之一）
教学目标
1．了解原子的组成、同位素及其应用，了解原子核外电子的排布规律
2．了解元素周期表的结构，理解元素周期表中元素及其化合物性质的递变规律及应用
教学重点
原子核外电子的排布规律；元素周期表中元素及其化合物性质的递变规律
教学难点
元素周期表中元素及其化合物性质的递变规律
课时安排
2学时
教学方法
启发式教学与讲练结合法、演示法
教学手段
多媒体辅助、演示实验
教学用具
投影仪、试管、药品
【教学进程】
引入
从物质的宏观组成上分析，物质是由化学元素组成的；从物质的微观结构上分析，物质是由极小的微观粒子构成的。
通过初中化学的学习已知：
构成物质的微观粒子通常有三种——分子、原子和离子。
不同的物质是由这三种微观粒子的哪一种微观粒子构成的呢？
投影
物质的宏观组成和物质的微观构成的关系。
指出
要明确物质的组成就必须先学习原子的组成。
新课
第一章化学基本概念和理论
第一节走进微观世界——原子结构和化学键
板书
一、原子组成
1．构成原子的粒子
讲述并板书
原子是由居于原子中心且带正电荷的原子核和核外电子构成的。
讲述
原子核直径约为原子的十万分之一。
在原子内部的空间里，电子绕原子核高速运动着，其速度大小接近于光速。
板书
2．粒子的电性和电荷量
原子核中的每个质子带一个单位正电荷，中子（个别原子核没有中子）不带电，核外电子带负电荷。
讲述
由于原子核所带的电荷量跟核外电子所带的电荷量相等，电性相反，原子作为一个整体是呈电中性的。
因此，原子核带的电荷数是由质子数决定的。
板书
核电荷数＝核内质子数＝核外电子数
3．粒子的质量和质量数
讲述
科学试验测定得出质子、中子和电子的质量很小，为方便起见，通常用一个12C原子质量的1/12作为标准，其他粒子的质量和它相比得出的数值，称为粒子的相对质量。
板书
投影
构成原子的粒子及其性质
构成原子的微观粒子
电性和电荷量
质量
相对质量
相对质量取整值
原子核
质子
一个质子带一个单位的正电荷
1.6726×10-27kg
1.007
1
中子
不带电荷
1.6749×10-27kg
1.008
1
核外电子
一个电子带一个单位的负电荷
9.1094×10-31kg
5.48×10-4
质量做加减时可忽略不计
讲述
原子核外电子的质量微乎其微，原子的质量几乎全部集中在原子核上。
如果电子的质量忽略不计，原子相对质量的整数部分就等于质子相对质量（取整数）和中子相对质量（取整数）之和，这个数叫做质量数。
板书
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
思考
（1）是否有的原子原子核里没有中子？
（2）硫原子的质量数为32，那么硫原子的中子数是多少？
总结并板书
原子（
）
质子（数目）Z
原子核
（质量数）A
中子（数目）N＝A－Z
核外电子（数目）Z
板书
二、核外电子的排布规律
讲解
科学实验证明，电子以接近光的速度在核外的空间里做高速运动。
在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的电子，在离核近的区域运动；能量高的电子，在离核远的区域运动。
通常用电子层来表示运动着的电子距离原子核的远近。
投影
电子层与电子离核距离和电子能量高低的关系
电子层
名称
第一层
第二层
第三层
第四层
第五层
第六层
第七层
符号表达
K
L
M
N
O
P
Q
电子离核距离
电子离核距离由近到远
电子的能量由低到高
电子的能量高低
让学生观察教材表1-4，归纳原子核外电子排布规律。
核外电子排布的一般规律：
1．核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后依次排布在能量逐步升高的电子层里。
2．各电子层最多容纳的电子数为2n2个（n为电子层数）。
3．最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。
次外层的电子数不超过18个，倒数第三层的电子数不超过32个。
思考
钠原子最外层只有1个电子，若达到8个电子的稳定结构，在化学反应中是得7个电子容易还是失去1个电子容易？
氯原子最外层有7个电子，若达到8个电子的稳定结构，其趋势如何？
板书
三、元素周期律元素周期表
指出
按核电荷数由小到大的顺序给元素编序号，这个序号叫做该元素的原子序数。
板书
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
（一）元素周期律
1．元素原子最外层电子排布呈周期性变化
让学生观察并分析教材图1-4所画出的原子序数为1～18号元素的原子结构示意图，找出它们最外层电子数的变化规律。
引导学生发现规律
原子序数为1、2的元素，即从氢到氦，有一个Ｋ电子层，电子数由1增加到2，K层电子数为2时是稳定结构。
原子序数为3～10号元素，即从锂到氖，都有2个电子层，最外层电子由1个递增至8个电子（稳定结构）。
原子序数为11～18号元素，即从钠到氩，都有3个电子层，最外层电子也是由1个递增至8个电子（稳定结构）。
如果继续研究18号以后的元素，尽管情况复杂一些，但每隔一定序数，元素会重复出现最外层电子数依次增加并以稀有气体元素结束，然后再次循环。
总结并板书
随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。
板书
2．元素原子半径呈周期性变化
让学生观察并分析教材图1-5，寻找原子半径的变化规律。
总结并板书
元素的原子半径随原子序数的递增而呈周期性变化。
板书
3．元素主要化合价呈周期性变化
让学生观察并分析教材表1-6所列出原子序数为1～18号元素的主要化合价，寻找它们的化合价呈周期性变化的规律。
规律：
从3Li～9F、11Na～17Cl，元素化合价都是从＋1～＋7（O、F除外）。
从4C～9F、14Si～17Cl，元素负化合价都是由－4～－1。
总结并板书
元素的化合价随着原子序数的递增也呈周期性变化。
板书
元素的性质随着原子序数即核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
板书
（二）元素周期表
1．周期表的结构
（1）周期
讲述
把电子层数相同而又按原子序数由小到大排列的一系列元素作为表中的一个横行，称为一个周期。
元素周期表中有7个横行，也就是7个周期。
板书
周期的序数＝电子层数
短周期
第1周期（2种元素）
第2周期（8种元素）
周期
第3周期（8种元素）
长周期
第4周期（18种元素）
第5周期（18种元素）
第6周期（32种元素）
第7周期不完全周期
周期表中，第6周期从57号镧到71号镥共排列有15种元素，它们的电子层结构和性质非常相似，放在周期表的同一格中，总称为镧系元素。
第7周期从89号锕到103号铹共有15种元素，它们的电子层结构和性质也非常相似，放在周期表的同一格中，总称为锕系元素。
这种排列使周期表的结构紧凑，同时将镧系和锕系元素另列两行附在下方。
板书
（2）族
讲述
元素周期表有18纵列，划分为16个族（第8、9、10三个纵列为一族）。
由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族。
只由长周期元素构成的族，叫副族。
主族和副族分别表示为ⅠA、ⅡA、ⅢA、…和ⅠB、ⅡB、ⅢB、…。
稀有气体元素的原子在通常情况下难以发生化学反应，一般把它的化合价看作0，因而叫零族。
所有的副族和Ⅷ族元素一般统称为过渡元素。
板书
主族7个：
ⅠA～ⅦA
纵列（16族）
副族7个：
ⅠB～ⅦB
Ⅷ族1个：
第8、9、10列
0族1个：
稀有气体
板书
2．元素性质的递变规律
（1）同主族元素
讲述
同一主族元素，它们的最外层电子数相同，化学性质相似，但由于从上到下电子层数增多，原子半径增大，失电子越来越容易，得电子能力逐渐减弱。
板书
从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
演示实验1-1：
取两只100mL烧杯，各加入60mL蒸馏水；切绿豆大小的金属钾和钠，分别放入盛水的烧杯中，观察现象。
现象：
钾与水的反应比钠与水的反应剧烈，并且能使生成的气体燃烧，发生轻微爆炸。
结论：
本实验证实了在金属性上：
K>Na。
板书
（2）同周期的主族元素
演示实验1-2：
取2支洁净试管，各盛3mL蒸馏水，在第一支试管里加入少量镁粉，观察现象；然后，加热至沸腾，再观察现象。
在第二支试管中加入少量铝粉，观察现象；然后加热至沸腾，观察现象。
向两支试管中各滴入酚酞两滴，观察现象（钠与水的反应实验1-1已看到，可作对比）。
投影
与水的反应及反应式
Na
剧烈反应，有大量气体产生，溶液迅速由无色变为红色
2Na＋2H2O2NaOH＋H2↑
Mg
不与冷水发生反应，加热至沸腾后，有少量气泡产生，溶液变为浅红色
Mg＋2H2OMg（OH）2＋H2↑
Al
不与冷水发生反应，加热至沸腾后，几乎观察不到反应的发生
K
钾与水的反应比钠与水的反应更加剧烈，甚至钾在水面上燃烧，有大量气体产生，溶液迅速由无色变为红色
2K＋2H2O2KOH＋H2↑
与盐酸反应及反应式
Mg
反应较为剧烈，有大量气体产生
Mg＋2HClMgCl2＋H2↑
Al
反应不如镁剧烈，有气体产生
2Al＋6HCl2AlCl3＋3H2↑
演示实验1-3：
另取两支洁净试管，各盛3mL稀盐酸，分别加入少许镁粉、铝粉，观察现象。
结论：
金属性：
Na>Mg>Al。
板书
从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
投影
在周期表中对金属元素和非金属元素可进行分区。
元素金属性和非金属性的递变
指出
除氢元素例外，虚线的左侧是金属元素，右侧是非金属元素。
左下方是金属性最强的元素，右上方是非金属性最强的元素。
最后一个纵列是稀有气体元素。
元素的金属性、非金属性并无严格界线，位于分界线附近的元素，往往既表现某些金属性质，又表现某些非金属性质。
（三）元素周期律和元素周期表的意义及作用（由学生课下自学解决）。
小结
1．原子的组成。
2．核外电子排布规律。
3．元素周期律。
4．元素周期表的结构及递变规律。
作业
综合练习1、2。
【板书设计】
第一章化学基本概念和理论
第一节走进微观世界——原子结构和化学键
一、原子组成
1．构成原子的粒子
原子是由居于原子中心且带正电荷的原子核和核外电子构成的。
2．粒子的电性和电荷量
原子核中的每个质子带一个单位正电荷，中子不带电，核外电子带负电荷。
核电荷数＝核内质子数＝核外电子数
3．粒子的质量和质量数
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
质子（数目）Z
原子核
（质量数）A
原子（
）
中子（数目）N＝A－Z
核外电子（数目）Z
二、核外电子的排布规律
1．核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后依次排布在能量逐步升高的电子层里。
2．各电子层最多容纳的电子数为2n2个（n为电子层数）。
3．最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。
次外层的电子数不超过18个，倒数第三层的电子数不超过32个。
三、元素周期律元素周期表
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
（一）元素周期律
1．元素原子最外层电子排布呈周期性变化
随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化。
2．元素原子半径呈周期性变化
元素的原子半径随原子序数的递增而呈周期性变化。
3．元素主要化合价呈周期性变化
元素的化合价随着原子序数的递增也呈周期性变化。
元素的性质随着原子序数即核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
（二）元素周期表
1．周期表的结构
（1）周期
周期的序数＝电子层数
短周期
第1周期（2种元素）
周期
第2周期（8种元素）
第3周期（8种元素）
长周期
第4周期（18种元素）
第5周期（18种元素）
第6周期（32种元素）
第7周期不完全周期
（2）族
主族7个：
ⅠA～ⅦA
纵列（16族）
副族7个：
ⅠB～ⅦB
Ⅷ族1个：
第8，9，10列
0族1个：
稀有气体
2．元素性质的递变规律
（1）同主族元素
从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（2）同周期的主族元素
从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
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