物质结构与性质教案

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1、-第一节 原子构造：(第一课时) 知识与技能：1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、了解原子构造的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素136号原子核外电子的排布方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。情感和价值观：充分认识原子构造理论开展的过程是一个逐步深入完美的过程。教学过程：1、原子构造理论开展从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子构造模型经

2、过屡次演变，给我们多方面的启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的开展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反响，分期分批地合成其他元素。复习必修中学习的原子核外电子排布规律： 核外电子排布的尸般规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳29个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数

3、目不能超过32个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子思考这些规律是如何归纳出来的呢？2、能层与能级由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子

4、数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七符 号 K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O 能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能层电子数 2 8 18 32 50 （1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf（2）

5、 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍3、构造原理 根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s元素原子的电子排布：136号氢 H 1s1钠 Na 1s22s22p63s1钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：铬 24Cr Ar3d54s1铜29Cu Ar3d104s1第二节 原子构造与元素的性质(第1课时)知识与

6、技能 1、进一步认识周期表中原子构造和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子构造和位置间的关系教学过程复习必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？课前练习写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。一、原子构造与周期表1、周期系： 随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开场建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后到达8个电子，出现稀有气体。然后又开场由碱金属到稀有气

7、体，如此循环往复这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。2、周期表 我们今天就继续来讨论一下原子构造与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，则元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说到元素周期表，同学们应该还是比拟熟悉的。第一元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元

8、素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的构造是怎样的？在周期表中，把能层数一样的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数一样的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。思考元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？阅读分析周期表着重看元素原子的外围

9、电子排布及价电子总数与族序数的联系。总结元素在周期表中的位置由原子构造决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。分析探索每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层构造特征是什么？根底要点分析图1-16s区p 区d 区ds 区f 区分区原则纵列数是否都是金属区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，

10、过渡元素主要含区。思考周期表上的外围电子排布称为“价电子层，这是由于这些能级上的电子数可在化学反响中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数一样？归纳S区元素价电子特征排布为S12，价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为-1d110ns12；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np16；价电子总数等于主族序数。原子构造与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。（1） 原子核外电子总数决定所在周期数周期数=最大能层数钯除外46Pd Kr4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。（2） 外围电子总数

11、决定排在哪一族如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子构造以及递变规律的具体表达。第二章 分子构造与性质第一节 共价键第一课时教学目标：1 复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。2 知道共价键的主要类型键和键。3 说出键和键的明显差异和一般规律。教学重点、难点： 价层电子对互斥模型教学过程： 复习引入 NaCl、HCl的形成过程设问前面学习了电子云和轨道理论，对于HCl中H、Cl原子形成共价键时，电子云如何重叠？例：H2的形成讲解、小结板书1 键：以“头碰头重叠形式a 特征：以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作

12、，共价键的图形不变，轴对称图形。b 种类：S-S键 S-P键 P-P键过渡P电子和P电子除能形成键外，还能形成键板书2 键讲解a.特征：每个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 键和键比拟 重叠方式键：头碰头键：肩并肩键比键的强度较大 成键电子：键 S-S S-P P-P键 P-P 键成单键键成双键、叁键共价键的特征饱和性、方向性科学探究 讲解小结 生归纳本节重点，教师小结第二节 分子的立体构造第一课时教学目标1、 认识共价分子的多样性和复杂性；2、 初步认识价层电子对互斥模型；3、 能用VSEPR模

13、型预测简单分子或离子的立体构造；4、 培养学生严谨认真的科学态度和空间想象能力。重点难点分子的立体构造；利用价层电子对互斥模型预测分子的立体构造教学过程创设问题情境：1、阅读课本P37-40容；2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球辊模型或比例模型；3、提出问题：什么是分子的空间构造？同样三原子分子CO2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，为什么它们的空间构造不同？讨论交流1、写出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的电子式和构造式；2、讨论H、C、N、O原子分别可以形成几个共价键；3、根据电子式、构造式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子构造。模型探究由

14、CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的球辊模型，对照其电子式云哟分类比照的方法，分析构造不同的原因。引导交流引导学生得出由于中心原子的孤对电子占有一定的空间，对其他成键电子对存在排斥力，影响其分子的空间构造。引出价层电子对互斥模型VSEPR models讲解分析 价层电子对互斥模型 把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体构造可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：ABn立体构造例n=2直线型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面体型CH4 另一类是中心原子上有孤对电子未用于形成共价键的电子对的分子。如H2O和

15、NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。如图课本P40。应用反响 应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。进一步认识多原子分子的立体构造。化学式中心原子含有孤对电子对数中心原子结合的原子数空间构型H2S22V形NH2-22V形BF303正三角形CHCl304四面体SiF404正四面体第二章 分子构造与性质第二节分子的性质第一课时教学目标1、 了解极性共价键和非极性共价键；2、 结合常见物质分子立体构造，判断极性分子和非极性分子；3、 培养学生分析问题、解决问题的能力和严谨认真的科学态度。重点、难点多原子分子中，极性

16、分子和非极性分子的判断。教学过程创设问题情境：（1） 如何理解共价键、极性键和非极性键的概念；（2） 如何理解电负性概念；（3） 写出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的电子式。提出问题：由一样或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子出现的时机是否一样？讨论与归纳：通过学生的观察、思考、讨论。一般说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是非极性键。而由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键。提出问题：（1） 共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？（2） 由非极性键形成的分子中，正电荷的中心和负电荷的中心怎样分布？是否重合？（3） 由极性键形成的分子中，怎样

17、找正电荷的中心和负电荷的中心？讨论交流：利用教科书提供的例子，以小组合作学习的形式借助图示以及数学或物理中学习过的向量合成方法，讨论、研究判断分子极性的方法。总结归纳：（1） 由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。如：H2、N2、C60、P4。（2） 含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性向量和是否等于零而定。当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子。如：CO2、BF3、CCl4。当分子中各个键的极性向量和不等于零时，是极性分子。如：HCl、NH3、H2O。（3） 引导学生完成以下表格分子共价键的极性分子中正负电荷中心结论举例同

18、核双原子分子非极性键重合非极性分子H2、N2、O2异核双原子分子极性键不重合极性分子CO、HF、HCl异核多原子分子分子中各键的向量和为零重合非极性分子CO2、BF3、CH4分子中各键的向量和不为零不重合极性分子H2O、NH3、CH3Cl一般规律：a 以极性键结合成的双原子分子是极性分子。如：HCl、HF、HBrb 以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子是非极性分子。如：O2、H2、P4、C60。c 以极性键结合的多原子分子，有的是极性分子也有的是非极性分子。d 在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是一样的原子，一般是非极性分子。反思与评价：组织完成“思考与交流。第

19、二章 分子构造与性质第三节 分子的性质第二课时教学目标1 德华力、氢键及其对物质性质的影响2 能举例说明化学键和分子间作用力的区别3 例举含有氢键的物质 4采用图表、比拟、讨论、归纳、综合的方法进展教学5培养学生分析、归纳、综合的能力教学重点分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响教学难点 分子间作用力、氢键及其对物质性质的影响教学过程创设问题情景 气体在加压或降温时为什么会变成液体或固体？ 学生联系实际生活中的水的结冰、气体的液化，讨论、交流。 结论 说明分子间存在着分子间作用力，且这种分子间作用力称为德华力。思考与讨论 仔细观察教科书中表2-4，结合分子构造的特点和数据，能得出什么结论？小结

20、 分子的极性越大，德华力越大。思考与交流 完成“学与问，得出什么结论？结论 构造相似时，相对分子质量越大，德华力越大。过渡你是否知道，常见的物质中，水是熔、沸点较高的液体之一？冰的密度比液态的水小？为了解释水的这些奇特性质，人们提出了氢键的概念。阅读、思考与归纳 学生阅读“三、氢键及其对物质性质的影响，思考，归纳氢键的概念、本质及其对物质性质的影响。小结 氢键是除德华力之外的另一种分子间作用力。 氢键是由已经与电负性很强的原子如水分子中的氢与另一个分子中电负性很强的原子如水分子中的氧之间的作用力。 氢键的存在大大加强了水分子之间的作用力，使水的熔、沸点教高。讲解氢键不仅存在于分子之间，还存在于

21、分子之。一个分子的*-H键与另一个分子的Y相结合而成的氢键，称为分子间氢键，如图2-34一个分子的*-H键与它的部的Y相结合而成的氢键称为分子氢键，如图2-33 阅读资料卡片总结、归纳含有氢键的物质，了解各氢键的键能、键长。小结 本节主要是分子间作用力及其对物质性质的影响，氢键及其对物质性质的影响。第二章 分子构造与性质第三节 分子的性质第3课时教学目标1、从分子构造的角度，认识相似相溶规律。2、了解手性分子在生命科学等方面的应用。3、能用分子构造的知识解释无机含氧酸分子的酸性。4、培养学生分析、归纳、综合的能力5、采用比拟、讨论、归纳、总结的方法进展教学教学重点、难点手性分子和无机含氧酸分子

22、的酸性教学过程复习过渡复习极性键非极性键，极性分子和非极性分子并举出常见的极性分子和非极性分子。通过前面的学习我们知道碘易溶于四氯化碳而不易溶于水，氨和氯化氢易溶于水，这是为什么呢？指导阅读课本P52，让学生说出从分子构造的角度，物质相互溶解有那些规律？学生得出结论1、相似相溶规律：非极性物质一般易溶于非极性溶剂，极性溶质一般易溶于极性溶剂。2、假设存在氢键，溶质和溶剂之间的氢键作用力越大，溶解性越好。3、假设溶质遇水能反响将增加其在水中的溶解度稳固练习完成思考与交流指导阅读课本P5354，了解什么叫手性异构体，什么叫手性分子，以及手性分子在生命科学等方面的应用。设问如何判断一个分子是手性分子

23、呢？学生思考并答复有碳原子上连有四个不同的原子或基团。教师补充我们把连有四个不同的原子或基团的碳原子叫手性碳原子过渡通过前面的学习，我们都知道硫酸的酸性强于亚硫酸，硝酸的酸性强于亚硝酸，这是为什么呢？讲述从外表上来看，对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强，这与他们的构造有关含氧酸的通式HOmROn，如果成酸元素R一样，则n越大，R的正电性越高，导致R-O-H中的O原子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就容易电离出氢离子，即酸性越强。如硫酸中n为2，亚硫酸中n为1，所以硫酸的酸性强于亚硫酸。稳固练习1、把以下液体分别装在酸式滴定管中，并使其以细流流下，当用带有静点的

24、玻璃棒接近液体细流时，细流可能发生偏转的是 A 四氯化碳 B 乙醇 C 二硫化碳 D 苯2、根据相似相溶规律，你认为以下物质在水中溶解度较大的是 A 乙烯 B 二氧化碳 C二氧化硫 D氢气3、以下氯元素含氧酸酸性最强的是.HClO . .HClO2 .HClO3 .HClO44、以下物质中溶解度最小的是 A、LiF B、NaF C、KF D、CsF第二单元 离子键 离子晶体学习目标1加深对离子键的认识，理解离子键没有方向性、没有饱和性的特点 2认识几种典型的离子晶体3能大致判断离子键的强弱，知道晶格能的概念，了解影响晶格能的因素 4晶格能对离子晶体硬度和熔沸点的影响，能预测晶体熔点上下顺序 5

25、能运用电子式表示离子化合物的形成过程 6强化构造决定性质的意识课时安排 2课时第一课时学习容【问题引入】1、钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？你能用电子式表示氯化钠的形成过程吗？ 2、根据元素的金属性和非金属性差异，你知道哪些原子之间能形成离子键？ 【板书】 第二单元 离子键 离子晶体 3-2-1离子键的形成一、离子键的形成【学生活动】写出钠在氯气中燃烧的化学方程式；思考：钠原子与氯原子是如何结合成氯化钠的？请你用电子式表示氯化钠的形成过程。 【过渡】以阴、阳离子结合成离子化合物的化学键，就是离子键。 【板书】1、离子键的定义：使阴、阳离子结合成离子化合物的静电作用2. 离子键的形成过程【讲

26、解】以 NaCl 为例，讲解离子键的形成过程： 1 电子转移形成离子：一般到达稀有气体原子的构造【学生活动】分别到达 Ne 和 Ar 的稀有气体原子的构造，形成稳定离子。 2判断依据：元素的电负性差要比拟大【讲解】元素的电负性差要比拟大，成键的两元素的电负性差用*表示，当 * 1.7, 发生电子转移, 形成离子键;当* 1.7, 实际上是指离子键的成分(百分数)大于50%.【小结】：1、活泼的金属元素IA、IIA和活泼的非金属元素VIA、VIIA形成的化合物。 2、活泼的金属元素和酸根离子或氢氧根离子形成的化合物 3、铵根和酸根离子或活泼非金属元素离子形成的盐。【板书】二、用电子式表示离子化合

27、物的形成【练习】1、写出以下微粒的电子式：1Na+、Mg2+、Cl-、O2-、 2NaCl MgO MgCl 小结：离子化合物电子式的书写1.简单阴离子的电子式不但要表达出最外层所有电子数包括得到的电子，而且用方括号“ 括起来，并在右上角注明负电荷数 2.简单阳离子的电子式就是离子符号3.离子化合物的电子式由阴离子和阳离子电子式组成，一样的离子不能合并 【练习】2、用电子式表示NaCl、K2S的形成过程 小结：用电子式表示离子键的形成过程1.左边是组成离子化合物的各原子的电子式 , 右边是离子化合物的电子式 2.连接号为“3.用 表示电子转移的方向 【板书】三、离子键的实质思考：从核外电子排布

28、的理论思考离子键的形成过程 【板书】： 实质是静电作用靠静电吸引， 形成化学键 离子相互吸引,保持一定距离时, 体系最稳定, 即当静电引力与静电斥力到达平衡时，形成稳定的离子键，整个体系到达能量最低状态。【板书】四、离子键的特征【讲解】通常情况下，阴、阳离子可以看成是球形对称的，其电荷分布也是球形对称的，只要空间条件允许，一个离子可以同时吸引多个带相反电荷的离子。因此离子键没有方向性和饱和性。【讨论】就NaCl的晶体构造，交流你对离子键没有饱和性和方向性的认识 【板书】 1. 离子键无方向性2. 离子键无饱和性【板书】五、 离子键的强度晶格能1. 键能和晶格能 【讲解】以 NaCl 为例:键能

29、:1mol 气态 NaCl 分子, 离解成气体原子时, 所吸收的能量. 用Ei 表示:【板书】2.晶格能符号为U:拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量【讲解】在离子晶体中，阴、阳离子间静电作用的大小用晶格能来衡量。晶格能符号为U是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。例如：拆开 1mol NaCl 晶体使之形成气态钠离子和氯离子时, 吸收的能量. 用 U 表示:NaCls Na+g + Cl-g U= 786 KJ.mol-1 晶格能 U 越大,说明离子晶体中的离子键越结实。一般而言，晶格能越大，离子晶体的 离子键越强. 破坏离子键时吸收的能量就越

30、多,离子晶体的熔沸点越高，硬度越大。键能和晶格能, 均能表示离子键的强度, 而且大小关系一致. 通常, 晶格能比拟常用.【板书】3. 影响离子键强度的因素离子的电荷数和离子半径【思考】由以下离子化合物熔点变化规律 ,分析离子键的强弱与离子半径、离子电荷有什么关系?1NaF NaCl NaBr NaI988 801 747 660 2NaF CaF2 CaO 988 1360 2614 提示：Ca2+半径略大于Na+半径【讲解】从离子键的实质是静电引力出发, 影响 F 大小的因素有: 离子的电荷数q 和离子之间的距离 r (与离子半径的大小相关)1) 离子电荷数的影响：电荷高，晶格能大，离子晶体

31、的熔沸点高、硬度大。 NaCl MgO 晶格能KJ.mol-1 786 3791 熔点 801 2852 摩氏硬度 2.5 6.52) 离子半径的影响：半径大, 导致离子间距大, 晶格能小，离子晶体的熔沸点低、硬度小。3) 离子半径概念及变化规律+- 将离子晶体中的离子看成是相切的球体, 正负离子的核间距 d 是r 和r 之和:离子半径的变化规律a) 同主族, 从上到下, 电子层增加, 具有一样电荷数的离子半径增加.b) 同周期: 主族元素, 从左至右 离子电荷数升高, 最高价离子, 半径最小. 如:过渡元素, 离子半径变化规律不明显.c) 同一元素, 不同价态的离子, 电荷高的半径小. 如:高中化学新课标教版?物质构造与性质?教案d) 一般负离子半径较大; 正离子半径较小e) 周期表对角线上, 左上元素和右下元素的离子半径相似. 如: Li 和 Mg, Sc4+和 Zr 的半径相似.【小结】离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大，离子键越牢，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。高 一选 修 课 教 案朱 志 珍. z.