人教版高中化学必修二第一章教案Word文档下载推荐.docx
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2、加深学生对物质世界对立统一规律的认识。
3、用辩证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。
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
0.534
180.5
1347
0.152
Na
0.97
97.81
882.9
0.186
K
0.86
63.65
774
0.227
Rb
1.532
38.89
668
0.278
Cs
略带金属光泽，柔软
1.879
28.40
678.4
0.265
[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
F
9
7
2
0．71nm
氯
Cl
17
3
0．99nm
溴
Br
35
4
1．14nm
碘
I
53
5
1．33nm
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
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
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
F2＋H2＝2HF（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
Cl2＋H2＝2HCl（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
Δ
Br2＋H2＝2HBr（溴化氢）
持续加热，缓慢的化合，碘化氢不稳定同时发生分解
I2＋H2⇋2HI（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
2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑（剧烈）
很复杂
Cl2＋H2O＝HCl＋HClO（能跟水反应）
Cl2＋NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O
Br2＋H2O＝HBr＋HBrO（比氯气跟水的反应更弱一些）
Br2＋NaOH＝NaBr＋NaBrO＋H2O
I2＋H2O＝HI＋HIO（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，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。
1
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：
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）
[知识与技能]:
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。
[过程与方法]:
培养学生提出问题、分析归纳、概念辨析及应用能力
[情感态度与价值观]:
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。
[教学重难点]：
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。
[教学过程]:
[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。
[板书]：
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？
[思考与教流]：
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
10
18．998
12
22．990
Al
14
26．982
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，可得质量数与质子数和中子数间的关系。
[归纳小结]：
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。
[过渡]：
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：
①用符号
表示组成原子的微粒关系
②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。
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
①Cl
18
②
11
23
③
11H
12H
13H
2、①AXx+共有x个电子，则N=A-2X
②AXx-共的x个电子，则N=A
③B2-原子核内有x个中子，其A为m，则ngB2-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。
[提问]：
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同位素（即同一元素的不同核素间互称为同位素）。
[指导阅读]：
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：
①
④
⑤
，其中互为同位素的是①和④，质量数相等但不能互为同位素的是③和⑤，中子数相等但质子数不等的是②和③。
4、下列各组中属于同位素的是（C）
A、40K与40CaB、T2O和H2OC、40K与39KD、金刚石与石墨
[思考与交流]：
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）3Li11Na19K37Rb55Cs
（2）9F17Cl35Br53I
（3）2He10Ne18Ar36Kr54Xe
［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］除氢为2个外，其余均为8个。
［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。
［投影练习］1.写出下列离子的离子结构示意图：
2+F-Br-Ca2+
答案：
1.Mg2+
2.S2-离子的结构示意图，并且从示意图判断S元素属于周期，族，表现为S原子易电子，化合价最低为价，最高正价为价。
［小结］本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子原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。
[随堂练习]
1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为（）
A、14B、15C、16D、17
2、原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数的关系是
A、大于B、小于C、等于D不能确定
3、
C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数、电子层数，C是元素。
4、若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为（）A.b+n+2B.b+n-2C.b-n-2D.b-n+2
5、某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为
6、今有甲、乙、丙、丁四种元素。
已知：
甲元素是自然界中含量最多的元素；
乙元素为金属元素，它的原子核外K层、L层电子数之和等于M、N层电子数之和；
丙元素的单质及其化合物的焰色反应都显黄色；
氢气在丁元素单质中燃烧火焰呈苍白色。
（1）试推断并写出甲、乙、丙、丁四种元素的名称和符号；
（2）写出上述元素两两化合成的化合物的化学式。
参考答案：
1、A2、A3、Be4、A5、该元素为磷元素
6、
（1）OCaNaCl
（2）略
一、原子核外电子的排布
1、电子层的划分
第二节元素周期律
（二）
1、了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
2、了解元素周期表和元素周期律的意义。
3、认识事物变化由量变引起质变的规律。
重点难点
元素周期表和元素周期律的意义
[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。
[学生活动]
[投影展示]1～18号元素原子结构示意图。
[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]二、元素周期律
[学生活动]
[投影展示]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
1～2
3～10
1～8
11～18
结论：
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现——变化。
[讲述]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（H、He除外），这种周而复始的重现（但并不是简单的重复）的现象
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