鲁科版高中化学选修三《物质结构与性质》全教案WORD版文档格式.docx
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研讨]
请根据1-36号元素原子的电子排布，参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排布与元素周期表中周期划分的内在联系，回答下题。
（1）周期的划分与什么有关？
（2）每一周期（前4周期）各容纳几种元素？
这又与什么有关？
（3）周期的序数与什么有关？
（从原子中电子排布式分析）
[同步检测1]已知某元素原子的核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d34s2,根据这一排布式可知该元素所在的周期是_______________________。
2．核外电子排布与族的划分。
[练习]书写19号钾原子，24号铬原子，30号锌原子和35号溴原子的价电子排布。
[共同分析]主族元素原子的价电子排布与过渡元素原子的价电子排布有什么区别？
[观察讨论]仔细观察元素周期表中各族元素价电子排布，从中找出核外电子排布与族划分之间的内在联系，回答下列问题。
（1）同一主族元素原子的价电子排布有什么特点？
主族序数与什么有关？
（2）同一族过渡元素原子的价电子排布有什么特点？
其族序数与什么有关？
（3）零族元素的最外层电子排布有什么特点？
[同步检测2]某元素+3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d3，该元素在周期表中位于（ ）
A.VA族 B.VIB族C.IIIB族D.VIII族
（三）、核外电子排布与原子半径
1．原子半径
（1）了解原子半径的含义
（2）了解原子半径的测定方法及原子半径种类。
2．原子半径的周期性变化
仔细观察图1-2-10主族元素的原子半径变化示意图，回答下列问题。
（1）同一周期中，主族元素的原子半径怎样变化？
（2）同一主族中，元素的原子半径怎样变化？
（3）元素的原子半径随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化？
[阅读·
阅读课本18页第2、3自然段回答下面问题
（1）何为“有效核电荷”？
（2）同周期中随原子序数增加，原子半径减小与核外电子排布有什么关系？
（3）同主族中随原子序数增加原子半径增大与核外电子排布又有什么关系？
[同步检测3]
下列元素原子半径依次增大的是（ ）
A．C、N、O、F B.Ｍg、AL、Si、S
C.B、Be、Mg、NaD.Mg、Na、K、Ca
第一章
原子结构
第3节
原子结构与元素性质
【课程标准与教材分析】
本节教材包括两部分内容，1、电离能及其变化规律2、元素的电负性及其变化规律。
在《化学2（必修）》中学生学习了核外电子排布和核外电子排布与元素周期表关系，在此基础上本节教材通过“联想·
质疑”引入了电离能、电负性的概念，定量地描述元素原子的得失电子能力；
教材又通过“交流·
研讨”等活动性栏目，使学生在讨论中主动构建元素原子核外电子排布周期性变化对元素电离能、电负性、化合价等元素性质的本质影响，从而对元素周期律的认识更为深刻，并能建构起新的“构（原子结构）——位（元素在周期表中的位置）——性（元素性质）”三者关系的认识平台。
本节课计划2课时（建议连堂上）
本节主要内容是理解电离能的概念及其变化规律；
理解元素的电负性的概念及其变化规律并能够用此从定量的角度来解释元素原子核外电子排布周期性变化对元素电离能、电负性、化合价等元素性质的本质影响。
在教学过程中注意给学生必要的知识支持，如电负性数据的来源
【教学设计】
教学目标：
知识与技能目标：
1、使学生了解电离能、电负性的概念及。
认识主族元素电离能（特别是第一电离能）的周期性变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2、使学生知道主族元素电负性与元素的金属性、非金属性的关系，认识主族元素电负性的周期性变化规律。
3、使学生体会原子结构与元素周期律的本质联系。
过程与方法目标：
运用演绎推理和数据分析理解掌握电离能和电负性在元素周期表中的变化规律。
情感态度价值观目标：
通过电负性电离能的逐步引入，感受科学家们在科学创造中的丰功伟绩。
本节知识框架：
本节重点难点：
1、元素原子核外电子排布、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化
2、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系。
3、元素的电离能、电负性与元素得失电子能力的
教学媒介：
多媒体演示
教学素材：
素材1：
主族元素原子得失电子能力的变化趋势
素材2、元素的化合价
化合价是元素性质的一种体现。
观察思考：
为什么钠元素的常见价态为+1价，镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？
化合价与原子结构有什么关系？
素材3、第三周期元素的第一电离能变化趋势图
素材4、同主族元素的第一电离能变化示意图
教学方法：
诱导——启发式、演绎推理和逻辑探究相结合教学
教学过程设计：
教学环节
教学活动
可能出现的情况
设计意图
复习引入
请同学们写出第3周期及VA族元素原子的价电子排布；
请同学们根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律。
学生写的是电子排布式，没有抓住价电子，规律内容书记忆型，没什么难点，定性的记住规律。
内容如素材1
巩固第二节的学习内容，并为本节的教学做准备
过渡
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
学生思维活跃，什么是电离能、电负性呢？
自己会猜想
调动学生的积极性，明确学习目标。
联想质疑
电离能是元素的一种性质。
表1-3-2和表1-3-3种写出了某些元素的第一电离能数值。
从已经学过的知识出发，你能推测出电离能描述的是元素的那中性质吗？
你能分析第一电离能的数值和性质的关系吗？
展示：
表1-3-2第三周期元素（除Ar）的第一电离能的变化
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
496
738
577
786
1012
999
1256
表1-3-3VA族元素的第一电离能的变化
N
As
Sb
Bi
1402
947
834
703
学生可能会分析出是失电子的能力；
也有可能得出是得电子的能力。
对比分析，再次生成强烈的疑惑感，即为下面的进一步分析作了准备，又是他们产生了浓厚的兴趣。
阅读分析
课本内容电离能的定义部分板书
设置问题
1.什么是电离能。
2.符号和表示方法
3.意义
一、电离能及其变化规律
1.定义：
气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。
2.符号：
I
I1表示第一电离能；
I2表示第二电离能
……
3.意义：
表示原子或离子失去电子的难易程度。
电离能越小，该原子越容易失去电子；
反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。
因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度
自我的深度学习，解决问题
巩固知识，即时梳理
学生会提出疑问：
Mg的第一电离能比Al的大，所以Al比Mg易失去电子，但我们以前学习的金属失电子顺序中，Mg比Al易失电子，与酸反应时更剧烈。
同理：
P与S
有同学反驳，条件不一致，一是气态，二是溶液
让学生自己动手查阅资料，形成自己的知识体系，解决刚才生成的疑惑
产生新的疑问，为解决问题很好过渡，激发了学习兴趣
让学生爱学
讨论分析学生的质疑
肯定学生的发言，强调分析事物时看好条件是关键。
然后请同学们根据这些物质的电子排布式和我们前面学习的电子排布的特殊性来理解
可能会想到洪特指出的电子排布的特殊性，能量相同的原子轨道在全充满（P6或d10）、半充满（如P3或d5）和全空（P0或d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
学生自己动手解决，既学习了新知识，又巩固了已学知识
解疑答惑
强调学生的分析思路是正确的，鼓励学生自己继续探究。
强调Mg（1s22s22p63s23p0）正处于全空状态，能量较低，比较稳定，所以不易失去电子。
同理分析：
P和S
学生分析P和S,P（1s22s22p63s23p3）半满状态，比较稳定，所以不易失去电子。
得到了及时的提高，解决了在积极地问题，学生的积极情绪正在提升。
交流研讨
观察图1-3-5和1-3-6，请你说明原子的第一电离能随着元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的角度加以解释。
和前面所学知识对应，找出不同点，讨论分析，还是从全空、半满、全满角度分析特殊性
从前面知识很好的认识到了这种规律，使学习的知识更加准确。
学生自己也能解释原因，积极性很高。
必要的总结，注重对知识的强化
通过观察可以发现，对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；
从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数的增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。
同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。
过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。
这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排步在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。
实质分析
总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
对知识及时总结，有效增加知识的增长点
练习1
填表
练习2
2.从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出（）
A、元素原子得电子的难易
B、元素的主要化合价
C、元素原子失电子的难易
D、核外电子是分层排布的
练习3
3.下列元素中，第一电离能最小的是（）
A、KB、NaC、PD、Cl
观察思考
展示素材2，分析讨论
分析素材2，钠原子的第一电离能较低，而第二电离能突越式变高，也就是说，I2〉〉I1。
这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子，形成稀有气体元素原子的稳定状态后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强，不再失去第2个电子。
因此，钠元素的常见化合价为+1价。
同理分析镁和铝。
学生自己讨论解决以前的知识，做到了深化。
综合分析
元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。
除Ⅷ外，元素的最高价化合价等于它所在的族的序数，非金属元素的最高正化合价和负化合价的绝对值之和为8（H除外）；
稀有气体元素原子的电子层结构时全充满的稳定结构，其原子既不易失去电子，也不易得到电子，因此稀有气体元素的化合价在通常情况下为0；
过渡金属元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为+2-+7。
阅读探究
阅读课本，回答下列问题
1.什么叫电负性？
2.电负性的意义？
3.电负性在元素周期表中的变化规律
4.电负性的用途
阅读教材内容，分析图1-3-7元素的电负性示意图、讨论，得出结论
一种阅读提炼的探究方法，最实用的方法之一。
元素的电负性及其变化规律
二、元素的电负性及其变化规律
1.电负性的定义：
元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
2.意义：
用于表示原子在化合物中吸引电子的能力，电负性越大，表示该原子在化合物中吸引电子的能力越强。
反之，电负性越小，表示该原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
3.变化规律
同一周期，从左到右，元素的电负性递增；
同一主族，从上到下，元素的电负性递减。
4.用途
（1）用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性如何。
（2）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负。
电负性大的元素易呈负价，电负性小的元素易呈正价
（3）确定共价键的极性的强弱
两种元素的电负性相差越大，它们之间键的极性就越强
（4）确定化学键的类型
一般的，当两个原子的电负性差值〉1.7时，形成的化学键就是离子键。
师生共同总结，强化
有学生自己画图分析变化规律，指出与得失电子能力和第一电离能的变化的关系。
电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
电负性最大的是F，电负性最小的非放射性元素是Cs。
通常，电负性小于2的元素大部分是金属元素。
电负性越小，金属元素越活泼。
电负性越大，非金属元素越活泼。
学生通过对以前知识的回顾和知识在线的帮助自己总结出了电负性的用途，既突出了学习的应用性，有工作了新知识。
结课
学生归纳本节主要内容，总结分析常见考点和知识的盲点
自由问答时间
凸现能力，解疑答或，让学生可以继续可下学习
作业
1、结合本节知识及有关数据，分析并解释第三周期元素性质递变的原因。
2、请用图示的方式表述原子结构、元素周期表和元素性质三者的关系。
让学生课后发挥自己的形象思维，做到抽象、形象相结合的地步，便于学生掌握各类知识
第2章微粒之间的相互作用
第1节共价键模型
【学习目标】
1、知识与技能目标
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；
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；
正确判断非极性键和极性键；
初步了解键能、键长、键角的概念，能根据其数据认识共价键的强弱。
2、过程与方法目标
（１）通过学生对离子键和共价键的认识与理解，培养学生的抽象思维能力；
通过电子式的书写，培养学生的归纳比较能力。
（2）在学习过程中，激发学生的学习兴趣和求知欲。
（3）培养学生从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科学方法。
3、情感态度·
价值观目标
（１）通过对共价键形成过程的分析，培养学生怀疑、求实、创新的精神。
（2）
通过观察模拟微观结构的三维动画，增强空间想象能力。
学习重点：
掌握共价键的形成，并能较为熟练地用电子式表示简单共价分子的形成过程。
学习难点：
１、
较复杂的物质电子式和结构式分析。
２、
从微观的角度和三维空间上想象物质的结构。
第1课时
【基本知识梳理】
一、共价键：
（一）定义：
原子通过用电子对而形成的化学键称为共价键；
（二）共价键的形成及本质：
NaCl、HCl的形成过程
1、共价键的本质是；
2、规律：
通常，电负性或的非金属元素的原子形成的化学键为共价键。
3、表示方法：
电子式：
是指在符号周围用小点（或×
）来描述分子中原子_____以及原子中________________________的情况的式子。
（三）共价键分类
1、按共用电子对的数目分类：
、、
2、按共用电子对是否偏移分类：
、
3、按轨道重叠方式不同可分为键、键。
（1）δ键：
（以“头碰头”重叠形式）人们把原子轨道以导致而形成的共价键称为σ键。
例：
H2的形成
a、特征：
以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键的图形不变，轴对称图形。
b、种类：
S-Sδ键S-Pδ键P-Pδ键
（2）π键：
人们把原子轨道以导致而形成的共价键称为π键。
a.特征：
每个π键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。
（3）δ键和π键比较
①重叠方式δ键：
头碰头π键：
肩并肩
②δ键比π键的强度较大
③成键电子：
δ键S-SS-PP-Pπ键P-P
④δ键成单键π键成双键、叁键（双键中含有一个δ键和一个π键，叁键中含有一个δ键和两个π键）
在由两个原子形成的多个共价键中，只能有一个键，而键可以是一个或多个。
【例题】下列分子中存在π键的是
A．H2B．Cl2C．N2D．HCl
【当堂达标训练】
1．下列关于化学键的说法不正确的是
A．化学键是一种作用力
B．化学键可以是原子间作用力，也可以是离子间作用力
C．化学键存在于分子内部
D．化学键存在于分子之间
2．对δ键的认识不正确的是
A．δ键不属于共价键，是另一种化学键
B．S-Sδ键与S-Pδ键的对称性相同
C．分子中含有共价键，则至少含有一个δ键
D．含有π键的化合物与只含δ键的化合物的化学性质不同
3．下列物质中，属于共价化合物的是
A．I2B．BaCl2C．H2SO4D．NaOH
4．下列化合物中，属于离子化合物的是
A．KNO3B．BeClC．KO2D．H2O2
5．写出下列物质的电子式。
H2、N2、HCl、H2O
６．用电子式表示下列化合物的形成过程
HCl、NaBr、MgF2、Na2S、CO2
第二课时
（四）．共价键的特征
1、饱和性：
因为每个原子所提供的的数目是一定的，所以在共价键的形成过程中，一个原子的未成对电子与另一个原子中未成对电子配对成键后，，一般不能与其它原子的未成对电子配对成键了，就即每个原子所能，这称为共价键的饱和性。
显然，共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相结合的关系。
2、方向性：
在形成共价键时，愈多，电子愈大，所形成的共价键愈，因此共价键尽可能沿着，这就是共价键的方向性。
共价键的方向性决定了分子的立体空间构型。
二、键参数
１、键能
①概念：
气态基态原子形成１mol化学键所释放出的最低能量。
②单位：
kＪ／mol
③键能越大，形成化学键放出的能量越大，化学键越稳定，越不易断裂。
２、键长
形成共价键的两原子间的核间距
１pm（１pm＝10-12m）
③键长越短，共价键越牢固，形成的物质越稳定
几种共价键的键长
H－H0.74×
10-10mC－C1.54×
10-10m
Cl－Cl1.98×
10-10mN－N1.15×
3、键角：
多原子分子中的两个共价键之间的夹角。
例如：
CO2结构为Ｏ＝Ｃ＝Ｏ，键角为１８０°
，为直线形分子。
H2O 键角１０５°
Ｖ形CH4 键角１０９°
２８′
正四面体
规律总结：
在三个键参数中，键能，分子越；
键长越，化学键越。
1、下列说法中，错误的是
Ａ．键长越长，化学键越牢固
Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固
Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定
Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键
2、能够用键能解释的是
Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定
Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体
Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应
Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发
3、与NO3-互为等电子体的是
Ａ．SO3 Ｂ．BF3 Ｃ．CH4 Ｄ．NO2
4、根据等电子原理，下列分子或离子与SO42-有相似结构的是
A．PCl5 B．CCl4 C．NF3 D．N2
5、根据课本中有关键能的数据，计算下列反应中的能量变化：
N2（g）+3H2（g）====2NH3（g）；
△H=
N2（g）+O2（g）===2NO（g）；
第二章第1节共价键模型习题训练
1．下列各说法中正确的是（）
A．分子中键能越高，键长越大，则分子越稳定
B．元素周期表中的ⅠA族（除H外）和ⅦA族元素的原子间不能形成共价键
C．水分子可表示为HO—H，分子中键角为180°
D．H—O键键能为463KJ/mol，即18克H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×
463KJ
2．下列各组指定原子序数的元素，不能形成AB2型共价化合物是（）
A．6和8B．16和8C．14和8D．19和17
3．下列过程中，共价键被破坏的是：
（）
A．碘晶体升华B．溴蒸气被木炭吸附C．酒精溶于水D．HCl气体溶于水
4．下列事实中，能够证明HCl是共价化合物的是（）
A．HCl易溶于水B．液态的HCl不导电
C．HCl不易分解D．HCl溶于水能电离，呈酸性
5．下列化合物中没有共价键的是（）
A．PBr3B．IBrC．HBrD．NaBr
6．下列说法中，正确的是（）
A．在N2分子中，两个原子的总键能是单个键能的三倍。
B．N2分子中有一个σ键、两个π键
C．N2分子中有两个个σ键、一个π键
D．N2分子中存在一个σ键、一个π键
7．下列分子中，含有非极性键的化合物的是（）
A．H2B．CO2C．H2OD．C2H4
8．下列化合物中价键极性最小是（）
A．MgCl2B．AlCl3C．SiCl4D．PCl5
9．根据化学反应的实质是原化学键的断裂和新化学键的形成这一观点，下列变化不属于化学反应的是（）
A．白磷在260℃时可转化成红磷
B．石墨在高温高压下转化成金刚石
C．单质碘发生升华现象
D．硫晶体（S8）加热到一定温度可转变成硫蒸气（S2）
10．下列分子中键能最大的是（）
A．HFB．HClC．HBrD．HI
11．下列说法中正确的是（）
A．双原子分子中化学键键能越大，分子越牢固
B．双原子分子中化学键键长越长，分子越牢固
C．双原子分子中化学键键角越大，分子越牢固
D．在同一分子中，σ键要比π键的分子轨道重叠程度一样多，只是重叠的方向不同
12．CH4、NH3、H2O、HF分子中，共价键的极性由强到弱的顺序是（）
A．CH4、NH
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