2015-2016学年江苏江阴成华高中高二化学教案：专题2《原子结构与元素的性质》（第1课时）（苏教版选修3）.doc 124.00 KB
2015-2016学年江苏江阴成华高中高二化学教案：专题2《原子结构与元素的性质》（第2课时）（苏教版选修3）.doc 125.50 KB
2015-2016学年江苏江阴成华高中高二化学教案：专题2《原子结构与元素的性质》（第3课时）（苏教版选修3）.doc 76.50 KB
2015-2016学年江苏江阴成华高中高二化学教案：专题2《原子结构与元素的性质》（第4课时）（苏教版选修3）.doc 139.50 KB
　　教学
　　课题 专题 专题2原子结构与元素的性质
　　单元 第一单元原子核外电子运动
　　节题               原子核外电子的运动特征
　　教学目标 知识与技能 1能用电子排布式表示1~36号元素的核外电子排布
　　2了解原子结构的构造原理，知道原子核外的能级分布
　　过程与方法 进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和窨想象能力。
　　情感态度
　　与价值观 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
　　教学重点 1~36号元素的核外电子排布
　　教学难点 原子核外的能级分布
　　教学方法 探究讲练结合
　　教学准备
　　教
　　学
　　过
　　程
　　教师主导活动 学生主体活动
　　[基础知识]
　　二、原子核外电子的排布
　　（一）原子核外电子排布遵守的原理
　　1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：
　　1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……
　　[讲解]构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，
　　构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一
　　。
　　【讨论后口述】
　　（
　　如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、
　　E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。
　　教
　　学
　　过
　　程 教师主导活动 学生主体活动
　　2．能量最低原理：原子核外电子尽先占有能量最低的轨道（即优先进入能量低的能级）
　　3．泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向不同的2个电子
　　4．洪特规则：在能量相同轨道上的电子，将尽先分占不同轨道且自旋方向相同
　　5．洪特规则特例：当原子核外电子排布在能量相等的原子轨道形成全空（s0、p0、d0、f0）、半满（s1、p3、d5、f7）全满（s2、p6、d10、f14）时，原子能量、稳定。
　　（二）原子核外电子的表示
　　1．电子排布式
　　电子排布式的书写格式：①元素符号；②轨道符号；③轨道顺序按电子层由里到外和s 、p、d、f的顺序；
　　④电子个数（右上角）如
　　2．轨道表示式
　　轨道表示式的书写格式
　　①元素符号；②轨道框（一个轨道一个框，能量相同的轨道连在一起）；③电子自旋状态（用“↑”、“↓”表示）；④轨道符号（轨道框下面）
　　如Na：
　　几个名词：
　　1．原子实：原子核外内层电子已达到稀有气体结构的部分
　　2．外围电子排布式：原子电子排布式中省去原子实的剩余部分
　　3．价电子：主族元素的外围电子排布式，也就是主族元素的最外层电子
　　4．基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原
　　理解识记
　　能量低
　　写出
　　Na：1s22s22p63s1
　　课本P14
　　认真理解，举例
　　子。
　　教学
　　课题 专题 专题2原子结构与元素的性质
　　单元 第二单元元素性质的递变规律
　　节题               元素电负性的周期性变化
　　教学目标 知识与技能 1、能说出元素电离能的含义。
　　2、认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律
　　3、了解元素第一电离能和元素原子的核外电子排布的关系。
　　4、能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易。
　　过程与方法 进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和窨想象能力。
　　情感态度
　　与价值观 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
　　教学重点 认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律
　　教学难点 能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易
　　教学方法 探究讲练结合
　　教学准备
　　教
　　学
　　过
　　程
　　教师主导活动 学生主体活动
　　[回顾]
　　元素周期律？
　　[提问]
　　1、什么叫第一电离能？
　　[讲解]第一电离能其数值越大，原子越难于失去一个电子。
　　注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子；第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子
　　一、元素第一电离能：
　　I1=    M（g）—e-→   M+（g）
　　2、由P19表《1—36号元素的第一电离能》得到什么规律？
　　二、周期表中的元素第一电离能的变化规律
　　结论：周期表中铯的第一电离能最小，氟的第一电离能最大
　　回答
　　气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量
　　同一周期：随原子序数的递增，元素第一电离能呈现增大，碱金属最小、稀有气体元素最大
　　同一主族：随电子层数的增加，第一电离能减小
　　教
　　学
　　过
　　程 教师主导活动 学生主体活动
　　[讲解] 3．周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小
　　（四）I1与洪特规则的关系
　　同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。
　　基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能
　　[讲解] 应用：
　　1、 判断元素活动性（金属性、非金属性）
　　2、 推测原子核外电子排布（最外电子数、常见化合价）
　　[典型例题]
　　1、根据下列五种元素的电离能数据（单位：kJ/mol），回答下面各题。
　　元素代号 I1 I2 I3 I4
　　Q 2080 4000 6100 9400
　　R 500 4600 6900 9500
　　S 740 1500 7700 10500
　　T 580 1800 2700 11600
　　U 420 3100 4400 5900
　　讨论
　　理解
　　教学
　　课题 专题 专题2原子结构与元素的性质
　　单元 第二单元元素性质的递变规律
　　节题               元素电负性的周期性变化
　　教学目标 知识与技能 1、能说出电负性的含义。
　　2、认识周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
　　3、了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系。
　　过程与方法 进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和联想比较思维能力。
　　情感态度
　　与价值观 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
　　教学重点 认识周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
　　教学难点 了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系
　　教学方法 探究讲练结合
　　教学准备
　　教
　　学
　　过
　　程
　　教师主导活动 学生主体活动
　　[基础知识]
　　1、电负性是用来来衡量         能力；指定氟的电负性为     并以些作为标准确定其它元素的      。
　　2、由P21图2-4《主族元素的电负性》得到什么规律？
　　（1）元素电负性数值最大的是      ，元素电负性数值最小的是       。
　　（2）如果两成键元素间的电负性之差      形成共价键；如果两成键元素间的电负性之差      形成离子键。
　　3、同一周期，主族元素的电负性从左到右   ，表明其         ，金属性    ，非金属性     ；同一主族，元素的电负性从上到下   ，表明其         ，金属性    ，非金属性     ；
　　回答
　　吸电子，4
　　电负性
　　F       Cs
　　小于1.7,
　　讨论后口答
　　教
　　学
　　过
　　程 教师主导活动 学生主体活动
　　[知识要点]
　　一、元素电负性：
　　（讲解）美国化学家 鲍林于1932年首先提出了用电负性，来衡量元素吸引电子能力。
　　指定氟的电负性为4，并以此为标准确定其他元素的电负性。
　　（练习）判断下列元素的电负性的大小：
　　Na     K       N     P        Mg     Al     Cl     S
　　二、周期表中的变化规律
　　1、同一周期：从左到右，主族元素电负性逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐 增强 。
　　2、同一主族：从上到下，元素电负性呈现减弱趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
　　电负性最大的元素是   F      ，最小的是   Cs 
　　（练习）不看表判断下列元素的电负性的大小：Li     S  Be     I
　　三、应用：
　　1、根据电负性数值的大小来衡量元素的   金属   和  非金属   。
　　一般认为，电负性   大于  1.8的元素为非金属元素，电负性  小于   1.8的元素为金属元素。
　　结论：判断金属性、非金属性强弱。
　　【交流与讨论】标出下列化合物中元素的化合价。
　　(1)MgO  (2)BeCl2   (3)CO2  (4)Mg3N2 （5） IBr（6）SOCl2
　　试分析化合价的正负与电负性的关系：                         
　　2、衡量元素在化合物中  吸电子能力  的大小。
　　电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力  弱  ，元素的化合价为   正 值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力  强   ，元素的化合价为  负   值。
　　结论：判断元素在同一化合物中的正、负化合价。【规律应用】     P22问题解决3
　　3、电负性反映了原子间的   吸引力    和   排斥力      。
　　讨论
　　小于，小于
　　口答
　　电负性大，吸电子能力强，显负价
　　教
　　学
　　过
　　程 教师主导活动 学生主体活动
　　一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1. 7，他们之间通常形成  共价   键。
　　结论：判断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。
　　【规律应用】     P22问题解决2
　　【交流与讨论】判断HF是离子化合物还是共价化合物？         
　　查表计算再判断？              ，到底哪一种正确？怎么办？        
　　是离子化合物，有局限性。氢取外只差一个电子
　　[典型例题]
　　1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
　　元素 H Li Be B C N O F
　　电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
　　元素 Na Mg Al Si P S Cl K
　　电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8
　　请仔细分析，回答下列有关问题：
　　① 预测周期表中电负性最大的元素应为_____；估计钙元素的电负性的取值范围：_______＜ X ＜______。
　　② 根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。
　　③ 经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。
　　解析：(1)F  0.8  1.2
　　(2)随着原子序数的递增,电负性逐渐减小; 电负性越小，金属性越强；,非金属性越强,电负性越大.
　　(3)共价键;因为二者电负性差值小于1.7.
　　板书计划 一、元素电负性：
　　二、周期表中的变化规律
　　三、应用：
　　结论：判断金属性、非金属性强弱。
　　结论：判断元素在同一化合物中的正、负化合价。
　　结论：判断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物
　　反馈 学生要加强预习。
　　[课堂练习]
　　1、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是(     )
　　A、X的第一电离能可能低于Y的第一电离能
　　B、在元素同周期表中X可能位于Y的右面
　　C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的
　　D、Y的气态氢化物的稳定性小于X的气态氢化物的稳定性
　　（解析）BC由题干判断Y在周期表中居左、X居右，哪是金属、非金属还