物質結構與性質教案

1、物質結構與性質教案第一節(jié) 原子結構：(第一課時) 知識與技能：1、進一步認識原子核外電子的分層排布 2、知道原子核外電子的能層分布及其能量關系3、知道原子核外電子的能級分布及其能量關系4、能用符號表示原子核外的不同能級，初步知道量子數(shù)的涵義5、了解原子結構的構造原理，能用構造原理認識原子的核外電子排布 6、能用電子排布式表示常見元素（136號）原子核外電子的排布方法和過程：復習和沿伸、類比和歸納、能層類比樓層，能級類比樓梯。情感和價值觀：充分認識原子結構理論發(fā)展的過程是一個逐步深入完美的過程。教學過程：1、原子結構理論發(fā)展 從古代希臘哲學家留基伯和德謨克利特的樸素原子說到現(xiàn)代量子力學模型，人類

2、思想中的原子結構模型經過多次演變，給我們多方面的啟迪。 現(xiàn)代大爆炸宇宙學理論認為，我們所在的宇宙誕生于一次大爆炸。大爆炸后約兩小時，誕生了大量的氫、少量的氦以及極少量的鋰。其后，經過或長或短的發(fā)展過程，氫、氦等發(fā)生原子核的熔合反應，分期分批地合成其他元素。復習必修中學習的原子核外電子排布規(guī)律： 核外電子排布的尸般規(guī)律(1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。(2)原子核外各電子層最多容納29個電子。(3)原于最外層電子數(shù)目不能超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子 (4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2

3、個)，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個。 說明：以上規(guī)律是互相聯(lián)系的，不能孤立地理解。例如；當M層是最外層時，最多可排8個電子；當M層不是最外層時，最多可排18個電子思考這些規(guī)律是如何歸納出來的呢？2、能層與能級由必修的知識，我們已經知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內而外可以分為： 第一、二、三、四、五、六、七能層符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個電子，第三層1個電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內層排起，當一層充滿后再填充下一層。理論研究證明，原子核

4、外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 一 二 三 四 五 六 七符 號 K L M N O P Q最多電子數(shù) 2 8 18 32 50即每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 K L M N O 能 級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能層電子數(shù) 2 8 18 32 50 （1） 每個能層中，能級符號的順序是n

5、s、np、nd、nf（2） 任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)（3） s、p、d、f可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7的兩倍3、構造原理 根據(jù)構造原理，只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。即電子所排的能級順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s元素原子的電子排布：（136號）氫 H 1s1鈉 Na 1s22s22p63s1鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有一個電子的偏差，如：鉻 24Cr Ar3d54s1銅 29Cu Ar3d104s1第二節(jié) 原子結

6、構與元素的性質(第1課時)知識與技能 1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態(tài)、元素數(shù)目等之間的關系2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義3、認識周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子核外電子排布的規(guī)律4、知道周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子結構和位置間的關系教學過程復習必修中什么是元素周期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質周期性變化的根本原因是什么？課前練習寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態(tài)原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。一、原子結構與周期表1、周期系： 隨著元素原子的核電荷數(shù)遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn)稀有

7、氣體。然后又開始由堿金屬到稀有氣體，如此循環(huán)往復這就是元素周期系中的一個個周期。例如，第11號元素鈉到第18號元素氬的最外層電子排布重復了第3號元素鋰到第10號元素氖的最外層電子排布從1個電子到8個電子；再往后，盡管情形變得復雜一些，但每個周期的第1個元素的原子最外電子層總是1個電子，最后一個元素的原子最外電子層總是8個電子。可見，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布發(fā)生周期性的重復。2、周期表 我們今天就繼續(xù)來討論一下原子結構與元素性質是什么關系？所有元素都被編排在元素周期表里，那么元素原子的核外電子排布與元素周期表的關系又是怎樣呢？說到元素周期表，同學們應該還是比較熟悉的。第一張

8、元素周期表是由門捷列夫制作的，至今元素周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15頁)到現(xiàn)在的長式元素周期表，還待進一步的完善。首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結構是怎樣的？在周期表中，把能層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個；在把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按能層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。思考元素在周期表中排布在哪個橫行，由什么決定？什么叫外圍電子排布？什么叫價電子層？什么叫價電子？要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什么決定

9、？閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數(shù)與族序數(shù)的聯(lián)系?？偨Y元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。分析探索每個縱列的價電子層的電子總數(shù)是否相等?按電子排布，可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構造原理最后填入電子的能級的符號。s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個縱列?為什么s區(qū)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬?元素周期表可分為哪些族?為什么副族元素又稱為過渡元素？各區(qū)元素的價電子層結構特征是什么？基礎要點分析圖1-16s區(qū)p 區(qū)d 區(qū)ds 區(qū)f 區(qū)分區(qū)原則縱列數(shù)是否都是金屬 區(qū)全是金屬元素，非金屬元素主

10、要集中 區(qū)。主族主要含 區(qū)，副族主要含 區(qū)，過渡元素主要含 區(qū)。思考周期表上的外圍電子排布稱為“價電子層”，這是由于這些能級上的電子數(shù)可在化學反應中發(fā)生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數(shù)相同？歸納S區(qū)元素價電子特征排布為S12，價電子數(shù)等于族序數(shù)。區(qū)元素價電子排布特征為（-1）d110ns12；價電子總數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns12，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np16；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。（1） 原子核外電子總數(shù)決定所在周期數(shù)周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外）46Pd Kr4d1

11、0,最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。（2） 外圍電子總數(shù)決定排在哪一族如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾數(shù)是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子結構以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)。第二章 分子結構與性質第一節(jié) 共價鍵第一課時教學目標：1 復習化學鍵的概念，能用電子式表示常見物質的離子鍵或共價鍵的形成過程。2 知道共價鍵的主要類型鍵和鍵。3 說出鍵和鍵的明顯差別和一般規(guī)律。教學重點、難點： 價層電子對互斥模型教學過程： 復習引入 NaCl、HCl的形成過程 設問前面學習了電子云和軌道理論，對于HCl中H、Cl原子形成共價鍵時，電子云如何重疊？例：H2的形成講解、小結板書1 鍵：（以“頭碰頭

12、”重疊形式）a 特征：以形成化學鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉操作，共價鍵的圖形不變，軸對稱圖形。b 種類：S-S鍵 S-P鍵 P-P鍵過渡P電子和P電子除能形成鍵外，還能形成鍵板書2 鍵講解 a.特征：每個鍵的電子云有兩塊組成，分別位于有兩原子核構成平面的兩側，如果以它們之間包含原子核的平面鏡面，它們互為鏡像，這種特征稱為鏡像對稱。3 鍵和鍵比較 重疊方式 鍵：頭碰頭 鍵：肩并肩鍵比鍵的強度較大 成鍵電子：鍵 S-S S-P P-P 鍵 P-P 鍵成單鍵鍵成雙鍵、叁鍵共價鍵的特征飽和性、方向性科學探究 講解小結 生歸納本節(jié)重點，老師小結第二節(jié) 分子的立體結構第一課時教學目標1、 認識共價分子的

13、多樣性和復雜性；2、 初步認識價層電子對互斥模型；3、 能用VSEPR模型預測簡單分子或離子的立體結構；4、 培養(yǎng)學生嚴謹認真的科學態(tài)度和空間想象能力。重點難點分子的立體結構；利用價層電子對互斥模型預測分子的立體結構教學過程創(chuàng)設問題情境：1、閱讀課本P37-40內容；2、展示CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4分子的球輥模型（或比例模型）；3、提出問題：什么是分子的空間結構？ 同樣三原子分子CO2和H2O，四原子分子NH3和CH2O，為什么它們的空間結構不同？討論交流1、寫出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的電子式和結構式；2、討論H、C、N、O原子分別可以形成幾個共價鍵；3、根據(jù)

14、電子式、結構式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子結構。模型探究由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的球輥模型，對照其電子式云喲內分類對比的方法，分析結構不同的原因。引導交流引導學生得出由于中心原子的孤對電子占有一定的空間，對其他成鍵電子對存在排斥力，影響其分子的空間結構。引出價層電子對互斥模型（VSEPR models）講解分析 價層電子對互斥模型 把分子分成兩大類：一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它們的立體結構可用中心原子周圍的原子數(shù)來預測，概括如下： ABn立體結構范例n=2直線型CO2n=3平面三角形CH2On=

15、4正四面體型CH4 另一類是中心原子上有孤對電子（未用于形成共價鍵的電子對）的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角錐型。（如圖）課本P40。應用反饋 應用VSEPR理論判斷下表中分子或離子的構型。進一步認識多原子分子的立體結構?；瘜W式中心原子含有孤對電子對數(shù)中心原子結合的原子數(shù)空間構型H2S22V形NH2-22V形BF303正三角形CHCl304四面體SiF404正四面體第二章 分子結構與性質第二節(jié)分子的性質第一課時教學目標1、 了解極性共價鍵和非極性共價鍵；2、 結合常見物質分子立體結構，判斷極性分子和非

16、極性分子；3、 培養(yǎng)學生分析問題、解決問題的能力和嚴謹認真的科學態(tài)度。重點、難點多原子分子中，極性分子和非極性分子的判斷。教學過程創(chuàng)設問題情境：（1） 如何理解共價鍵、極性鍵和非極性鍵的概念；（2） 如何理解電負性概念；（3） 寫出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的電子式。提出問題：由相同或不同原子形成的共價鍵、共用電子對在兩原子出現(xiàn)的機會是否相同？討論與歸納：通過學生的觀察、思考、討論。一般說來，同種原子形成的共價鍵中的電子對不發(fā)生偏移，是非極性鍵。而由不同原子形成的共價鍵，電子對會發(fā)生偏移，是極性鍵。提出問題：（1） 共價鍵有極性和非極性；分子是否也有極性和非極性？（2） 由非極

17、性鍵形成的分子中，正電荷的中心和負電荷的中心怎樣分布？是否重合？（3） 由極性鍵形成的分子中，怎樣找正電荷的中心和負電荷的中心？討論交流：利用教科書提供的例子，以小組合作學習的形式借助圖示以及數(shù)學或物理中學習過的向量合成方法，討論、研究判斷分子極性的方法?？偨Y歸納：（1） 由極性鍵形成的雙原子、多原子分子，其正電中心和負電中心重合，所以都是非極性分子。如：H2、N2、C60、P4。（2） 含極性鍵的分子有沒有極性，必須依據(jù)分子中極性鍵的極性向量和是否等于零而定。當分子中各個鍵的極性的向量和等于零時，是非極性分子。如：CO2、BF3、CCl4。當分子中各個鍵的極性向量和不等于零時，是極性分子。如

18、：HCl、NH3、H2O。（3） 引導學生完成下列表格分子共價鍵的極性分子中正負電荷中心結論舉例同核雙原子分子非極性鍵重合非極性分子H2、N2、O2異核雙原子分子極性鍵不重合極性分子CO、HF、HCl異核多原子分子分子中各鍵的向量和為零重合非極性分子CO2、BF3、CH4分子中各鍵的向量和不為零不重合極性分子H2O、NH3、CH3Cl一般規(guī)律：a 以極性鍵結合成的雙原子分子是極性分子。如：HCl、HF、HBrb 以非極性鍵結合成的雙原子分子或多原子分子是非極性分子。如：O2、H2、P4、C60。c 以極性鍵結合的多原子分子，有的是極性分子也有的是非極性分子。d 在多原子分子中，中心原子上價電子

19、都用于形成共價鍵，而周圍的原子是相同的原子，一般是非極性分子。反思與評價：組織完成“思考與交流”。第二章 分子結構與性質第三節(jié) 分子的性質第二課時教學目標1 范德華力、氫鍵及其對物質性質的影響2 能舉例說明化學鍵和分子間作用力的區(qū)別3 例舉含有氫鍵的物質 4采用圖表、比較、討論、歸納、綜合的方法進行教學 5培養(yǎng)學生分析、歸納、綜合的能力教學重點 分子間作用力、氫鍵及其對物質性質的影響教學難點 分子間作用力、氫鍵及其對物質性質的影響教學過程 創(chuàng)設問題情景 氣體在加壓或降溫時為什么會變成液體或固體？ 學生聯(lián)系實際生活中的水的結冰、氣體的液化，討論、交流。 結論 表明分子間存在著分子間作用力，且這種

20、分子間作用力稱為范德華力。思考與討論 仔細觀察教科書中表2-4，結合分子結構的特點和數(shù)據(jù)，能得出什么結論？小結 分子的極性越大，范德華力越大。思考與交流 完成“學與問”，得出什么結論？結論 結構相似時，相對分子質量越大，范德華力越大。過渡你是否知道，常見的物質中，水是熔、沸點較高的液體之一？冰的密度比液態(tài)的水??？為了解釋水的這些奇特性質，人們提出了氫鍵的概念。閱讀、思考與歸納 學生閱讀“三、氫鍵及其對物質性質的影響”，思考，歸納氫鍵的概念、本質及其對物質性質的影響。小結 氫鍵是除范德華力之外的另一種分子間作用力。 氫鍵是由已經與電負性很強的原子（如水分子中的氫）與另一個分子中電負性很強的原子（

21、如水分子中的氧）之間的作用力。 氫鍵的存在大大加強了水分子之間的作用力，使水的熔、沸點教高。講解氫鍵不僅存在于分子之間，還存在于分子之內。一個分子的X-H鍵與另一個分子的Y相結合而成的氫鍵，稱為分子間氫鍵，如圖2-34一個分子的X-H鍵與它的內部的Y相結合而成的氫鍵稱為分子內氫鍵，如圖2-33 閱讀資料卡片總結、歸納含有氫鍵的物質，了解各氫鍵的鍵能、鍵長。小結 本節(jié)主要是分子間作用力及其對物質性質的影響，氫鍵及其對物質性質的影響。第2章 分子結構與性質第三節(jié) 分子的性質第3課時教學目標1、從分子結構的角度，認識相似相溶規(guī)律。2、了解手性分子在生命科學等方面的應用。3、能用分子結構的知識解釋無機

22、含氧酸分子的酸性。4、培養(yǎng)學生分析、歸納、綜合的能力5、采用比較、討論、歸納、總結的方法進行教學教學重點、難點手性分子和無機含氧酸分子的酸性教學過程復習過渡復習極性鍵非極性鍵，極性分子和非極性分子并舉出常見的極性分子和非極性分子。通過前面的學習我們知道碘易溶于四氯化碳而不易溶于水，氨和氯化氫易溶于水，這是為什么呢？指導閱讀課本P52，讓學生說出從分子結構的角度，物質相互溶解有那些規(guī)律？學生得出結論1、相似相溶規(guī)律：非極性物質一般易溶于非極性溶劑，極性溶質一般易溶于極性溶劑。2、若存在氫鍵，溶質和溶劑之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。3、若溶質遇水能反應將增加其在水中的溶解度鞏固練習完成思考與交

23、流指導閱讀課本P5354，了解什么叫手性異構體，什么叫手性分子，以及手性分子在生命科學等方面的應用。設問如何判斷一個分子是手性分子呢？學生思考并回答有碳原子上連有四個不同的原子或基團。教師補充我們把連有四個不同的原子或基團的碳原子叫手性碳原子過渡通過前面的學習，我們都知道硫酸的酸性強于亞硫酸，硝酸的酸性強于亞硝酸，這是為什么呢？講述從表面上來看，對于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強，這與他們的結構有關含氧酸的通式（HO）mROn，如果成酸元素R相同，則n越大，R的正電性越高，導致R-O-H中的O原子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就容易電離出氫離子，即酸性越強。

24、如硫酸中n為2，亞硫酸中n為1，所以硫酸的酸性強于亞硫酸。鞏固練習1、把下列液體分別裝在酸式滴定管中，并使其以細流流下，當用帶有靜點的玻璃棒接近液體細流時，細流可能發(fā)生偏轉的是 （ ）A 四氯化碳 B 乙醇 C 二硫化碳 D 苯2、根據(jù)相似相溶規(guī)律，你認為下列物質在水中溶解度較大的是（ ）A 乙烯 B 二氧化碳 C二氧化硫 D氫氣3、下列氯元素含氧酸酸性最強的是（）.HClO . .HClO2 .HClO3 .HClO44、下列物質中溶解度最小的是（ ）A、LiF B、NaF C、KF D、CsF第二單元 離子鍵 離子晶體學習目標1加深對離子鍵的認識，理解離子鍵沒有方向性、沒有飽和性的特點 2

25、認識幾種典型的離子晶體3能大致判斷離子鍵的強弱，知道晶格能的概念，了解影響晶格能的因素 4晶格能對離子晶體硬度和熔沸點的影響，能預測晶體熔點高低順序 5能運用電子式表示離子化合物的形成過程 6強化結構決定性質的意識課時安排 2課時第一課時學習內容【問題引入】1、鈉原子與氯原子是如何結合成氯化鈉的？你能用電子式表示氯化鈉的形成過程嗎？ 2、根據(jù)元素的金屬性和非金屬性差異，你知道哪些原子之間能形成離子鍵？ 【板書】 第二單元 離子鍵 離子晶體 3-2-1離子鍵的形成一、離子鍵的形成【學生活動】寫出鈉在氯氣中燃燒的化學方程式；思考：鈉原子與氯原子是如何結合成氯化鈉的？請你用電子式表示氯化鈉的形成過程

26、。 【過渡】以陰、陽離子結合成離子化合物的化學鍵，就是離子鍵。 【板書】1、離子鍵的定義：使陰、陽離子結合成離子化合物的靜電作用2. 離子鍵的形成過程【講解】以 NaCl 為例，講解離子鍵的形成過程： 1） 電子轉移形成離子：一般達到稀有氣體原子的結構【學生活動】分別達到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結構，形成穩(wěn)定離子。 2）判斷依據(jù)：元素的電負性差要比較大【講解】元素的電負性差要比較大，成鍵的兩元素的電負性差用X表示，當 X 1.7, 發(fā)生電子轉移, 形成離子鍵;當X 1.7, 實際上是指離子鍵的成分(百分數(shù))大于50%.【小結】：1、活潑的金屬元素（IA、IIA）和活潑的非金屬元素（V

27、IA、VIIA）形成的化合物。 2、活潑的金屬元素和酸根離子（或氫氧根離子）形成的化合物 3、銨根和酸根離子（或活潑非金屬元素離子）形成的鹽?！景鍟慷?、用電子式表示離子化合物的形成【練習】1、寫出下列微粒的電子式：（1）Na+、Mg2+、Cl-、O2-、 （2）NaCl MgO MgCl 小結：離子化合物電子式的書寫1.簡單陰離子的電子式不但要表達出最外層所有電子數(shù)（包括得到的電子），而且用方括號“ ”括起來，并在右上角注明負電荷數(shù) 2.簡單陽離子的電子式就是離子符號3.離子化合物的電子式由陰離子和陽離子電子式組成，相同的離子不能合并 【練習】2、用電子式表示NaCl、K2S的形成過程 小結

28、：用電子式表示離子鍵的形成過程1.左邊是組成離子化合物的各原子的電子式 , 右邊是離子化合物的電子式 2.連接號為“ ”3.用 表示電子轉移的方向 【板書】三、離子鍵的實質思考：從核外電子排布的理論思考離子鍵的形成過程 【板書】： 實質是靜電作用靠靜電吸引， 形成化學鍵 離子相互吸引,保持一定距離時, 體系最穩(wěn)定, 即當靜電引力與靜電斥力達到平衡時，形成穩(wěn)定的離子鍵，整個體系達到能量最低狀態(tài)?！景鍟克摹㈦x子鍵的特征【講解】通常情況下，陰、陽離子可以看成是球形對稱的，其電荷分布也是球形對稱的，只要空間條件允許，一個離子可以同時吸引多個帶相反電荷的離子。因此離子鍵沒有方向性和飽和性?！居懻摗烤蚇aCl的晶體結構，交流你對離子鍵沒有飽和性和方向性的認識 【板書】 （1）. 離子鍵無方向性（2）. 離子鍵無飽和性【板書】五、 離子鍵的強度晶格能（1）. 鍵能和晶格能 【講解】以 NaCl 為例:鍵能:1mol 氣態(tài) NaCl 分子, 離解成氣體原子時, 所吸收的能量. 用Ei 表示:【板書】（2）.晶格能（符號為U）:拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量【講解】在離子晶體中，陰、陽離子間靜電作用的大小用晶格能來衡量。晶格能（符號為U）是指拆開1mol離子