物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教案

1、物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教案第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)：(第一課時(shí)) 知識(shí)與技能：1、進(jìn)一步認(rèn)識(shí)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(guān)系3、知道原子核外電子的能級(jí)分布及其能量關(guān)系4、能用符號(hào)表示原子核外的不同能級(jí)，初步知道量子數(shù)的涵義5、了解原子結(jié)構(gòu)的構(gòu)造原理，能用構(gòu)造原理認(rèn)識(shí)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(hào)）原子核外電子的排布方法和過程：復(fù)習(xí)和沿伸、類比和歸納、能層類比樓層，能級(jí)類比樓梯。情感和價(jià)值觀：充分認(rèn)識(shí)原子結(jié)構(gòu)理論發(fā)展的過程是一個(gè)逐步深入完美的過程。教學(xué)過程：1、原子結(jié)構(gòu)理論發(fā)展 從古代希臘哲學(xué)家留基伯和德謨克利特的樸素原子說到現(xiàn)代量子力學(xué)模型，人類

2、思想中的原子結(jié)構(gòu)模型經(jīng)過多次演變，給我們多方面的啟迪。 現(xiàn)代大爆炸宇宙學(xué)理論認(rèn)為，我們所在的宇宙誕生于一次大爆炸。大爆炸后約兩小時(shí)，誕生了大量的氫、少量的氦以及極少量的鋰。其后，經(jīng)過或長(zhǎng)或短的發(fā)展過程，氫、氦等發(fā)生原子核的熔合反應(yīng)，分期分批地合成其他元素。復(fù)習(xí)必修中學(xué)習(xí)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(gè)電子。(3)原于最外層電子數(shù)目不能超過8個(gè)(K層為最外層時(shí)不能超過2個(gè)電子 (4)次外層電子數(shù)目不能超過18個(gè)(K層為次外層時(shí)不能超過2

3、個(gè))，倒數(shù)第三層電子數(shù)目不能超過32個(gè)。 說明：以上規(guī)律是互相聯(lián)系的，不能孤立地理解。例如；當(dāng)M層是最外層時(shí)，最多可排8個(gè)電子；當(dāng)M層不是最外層時(shí)，最多可排18個(gè)電子思考這些規(guī)律是如何歸納出來的呢？2、能層與能級(jí)由必修的知識(shí)，我們已經(jīng)知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內(nèi)而外可以分為： 第一、二、三、四、五、六、七能層符號(hào)表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：鈉原子有11個(gè)電子，分布在三個(gè)不同的能層上，第一層2個(gè)電子，第二層8個(gè)電子，第三層1個(gè)電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場(chǎng)中，電子總是盡可能先從內(nèi)層排起，當(dāng)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(hào) 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(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級(jí)是樓梯的階級(jí)。各能層上的能級(jí)是不一樣的。能級(jí)的符號(hào)和所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 K L M N O 能 級(jí) 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(gè)能層中，能級(jí)符號(hào)的順序是n

5、s、np、nd、nf（2） 任一能層，能級(jí)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(gòu)造原理 根據(jù)構(gòu)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(jí)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(hào)）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(duì)于構(gòu)造原理有一個(gè)電子的偏差，如：鉻 24Cr Ar3d54s1銅 29Cu Ar3d104s1第二節(jié) 原子結(jié)

6、構(gòu)與元素的性質(zhì)(第1課時(shí))知識(shí)與技能 1、進(jìn)一步認(rèn)識(shí)周期表中原子結(jié)構(gòu)和位置、價(jià)態(tài)、元素?cái)?shù)目等之間的關(guān)系2、知道外圍電子排布和價(jià)電子層的涵義3、認(rèn)識(shí)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(jié)構(gòu)和位置間的關(guān)系教學(xué)過程復(fù)習(xí)必修中什么是元素周期律？元素的性質(zhì)包括哪些方面？元素性質(zhì)周期性變化的根本原因是什么？課前練習(xí)寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態(tài)原子的簡(jiǎn)化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡(jiǎn)化電子排布式。一、原子結(jié)構(gòu)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(gè)新的電子層，隨后最外層上的電子逐漸增多，最后達(dá)到8個(gè)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(fù)這就是元素周期系中的一個(gè)個(gè)周期。例如，第11號(hào)元素鈉到第18號(hào)元素氬的最外層電子排布重復(fù)了第3號(hào)元素鋰到第10號(hào)元素氖的最外層電子排布從1個(gè)電子到8個(gè)電子；再往后，盡管情形變得復(fù)雜一些，但每個(gè)周期的第1個(gè)元素的原子最外電子層總是1個(gè)電子，最后一個(gè)元素的原子最外電子層總是8個(gè)電子?？梢?，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(fù)。2、周期表 我們今天就繼續(xù)來討論一下原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)是什么關(guān)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(guān)系又是怎樣呢？說到元素周期表，同學(xué)們應(yīng)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(zhǎng)式元素周期表，還待進(jìn)一步的完善。首先我們就一起來回憶一下長(zhǎng)式元素周期表的結(jié)構(gòu)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(gè)；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(gè)縱行，16 個(gè)族。16個(gè)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(gè)橫行，由什么決定？什么叫外圍電子排布？什么叫價(jià)電子層？什么叫價(jià)電子？要求學(xué)生記住這些術(shù)語。元素在周期表中排在哪個(gè)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(jià)電子總數(shù)與族序數(shù)的聯(lián)系。總結(jié)元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價(jià)電子總數(shù)決定元素所在的族。分析探索每個(gè)縱列的價(jià)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(gè)區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。s區(qū)、d區(qū)和p區(qū)分別有幾個(gè)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(jià)電子層結(jié)構(gòu)特征是什么？基礎(chǔ)要點(diǎn)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(jià)電子層”，這是由于這些能級(jí)上的電子數(shù)可在化學(xué)反應(yīng)中發(fā)生變化。元素周期表的每個(gè)縱列上是否電子總數(shù)相同？歸納S區(qū)元素價(jià)電子特征排布為S12，價(jià)電子數(shù)等于族序數(shù)。區(qū)元素價(jià)電子排布特征為（-1）d110ns12；價(jià)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(jià)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(jià)電子總數(shù)等于主族序數(shù)。原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置是有一定的關(guān)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(jié)構(gòu)以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)。第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié) 共價(jià)鍵第一課時(shí)教學(xué)目標(biāo)：1 復(fù)習(xí)化學(xué)鍵的概念，能用電子式表示常見物質(zhì)的離子鍵或共價(jià)鍵的形成過程。2 知道共價(jià)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(xué)重點(diǎn)、難點(diǎn)： 價(jià)層電子對(duì)互斥模型教學(xué)過程： 復(fù)習(xí)引入 NaCl、HCl的形成過程 設(shè)問前面學(xué)習(xí)了電子云和軌道理論，對(duì)于HCl中H、Cl原子形成共價(jià)鍵時(shí)，電子云如何重疊？例：H2的形成講解、小結(jié)板書1 鍵：（以“頭碰頭

12、”重疊形式）a 特征：以形成化學(xué)鍵的兩原子核的連線為軸作旋轉(zhuǎn)操作，共價(jià)鍵的圖形不變，軸對(duì)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(gè)鍵的電子云有兩塊組成，分別位于有兩原子核構(gòu)成平面的兩側(cè)，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(duì)稱。3 鍵和鍵比較 重疊方式 鍵：頭碰頭 鍵：肩并肩鍵比鍵的強(qiáng)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(jià)鍵的特征飽和性、方向性科學(xué)探究 講解小結(jié) 生歸納本節(jié)重點(diǎn)，老師小結(jié)第二節(jié) 分子的立體結(jié)構(gòu)第一課時(shí)教學(xué)目標(biāo)1、 認(rèn)識(shí)共價(jià)分子的

13、多樣性和復(fù)雜性；2、 初步認(rèn)識(shí)價(jià)層電子對(duì)互斥模型；3、 能用VSEPR模型預(yù)測(cè)簡(jiǎn)單分子或離子的立體結(jié)構(gòu)；4、 培養(yǎng)學(xué)生嚴(yán)謹(jǐn)認(rèn)真的科學(xué)態(tài)度和空間想象能力。重點(diǎn)難點(diǎn)分子的立體結(jié)構(gòu)；利用價(jià)層電子對(duì)互斥模型預(yù)測(cè)分子的立體結(jié)構(gòu)教學(xué)過程創(chuàng)設(shè)問題情境：1、閱讀課本P37-40內(nèi)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(jié)構(gòu)？ 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(jié)構(gòu)不同？討論交流1、寫出CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的電子式和結(jié)構(gòu)式；2、討論H、C、N、O原子分別可以形成幾個(gè)共價(jià)鍵；3、根據(jù)

14、電子式、結(jié)構(gòu)式描述CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的分子結(jié)構(gòu)。模型探究由CO2、H2O、NH3、CH2O、CH4的球輥模型，對(duì)照其電子式云喲內(nèi)分類對(duì)比的方法，分析結(jié)構(gòu)不同的原因。引導(dǎo)交流引導(dǎo)學(xué)生得出由于中心原子的孤對(duì)電子占有一定的空間，對(duì)其他成鍵電子對(duì)存在排斥力，影響其分子的空間結(jié)構(gòu)。引出價(jià)層電子對(duì)互斥模型（VSEPR models）講解分析 價(jià)層電子對(duì)互斥模型 把分子分成兩大類：一類是中心原子上的價(jià)電子都用于形成共價(jià)鍵。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)來預(yù)測(cè)，概括如下： ABn立體結(jié)構(gòu)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(duì)電子（未用于形成共價(jià)鍵的電子對(duì)）的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤對(duì)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(yīng)用反饋 應(yīng)用VSEPR理論判斷下表中分子或離子的構(gòu)型。進(jìn)一步認(rèn)識(shí)多原子分子的立體結(jié)構(gòu)?；瘜W(xué)式中心原子含有孤對(duì)電子對(duì)數(shù)中心原子結(jié)合的原子數(shù)空間構(gòu)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(jié)構(gòu)與性質(zhì)第二節(jié)分子的性質(zhì)第一課時(shí)教學(xué)目標(biāo)1、 了解極性共價(jià)鍵和非極性共價(jià)鍵；2、 結(jié)合常見物質(zhì)分子立體結(jié)構(gòu)，判斷極性分子和非

16、極性分子；3、 培養(yǎng)學(xué)生分析問題、解決問題的能力和嚴(yán)謹(jǐn)認(rèn)真的科學(xué)態(tài)度。重點(diǎn)、難點(diǎn)多原子分子中，極性分子和非極性分子的判斷。教學(xué)過程創(chuàng)設(shè)問題情境：（1） 如何理解共價(jià)鍵、極性鍵和非極性鍵的概念；（2） 如何理解電負(fù)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(jià)鍵、共用電子對(duì)在兩原子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)是否相同？討論與歸納：通過學(xué)生的觀察、思考、討論。一般說來，同種原子形成的共價(jià)鍵中的電子對(duì)不發(fā)生偏移，是非極性鍵。而由不同原子形成的共價(jià)鍵，電子對(duì)會(huì)發(fā)生偏移，是極性鍵。提出問題：（1） 共價(jià)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(fù)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(fù)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(xué)習(xí)的形式借助圖示以及數(shù)學(xué)或物理中學(xué)習(xí)過的向量合成方法，討論、研究判斷分子極性的方法?？偨Y(jié)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(fù)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(dāng)分子中各個(gè)鍵的極性的向量和等于零時(shí)，是非極性分子。如：CO2、BF3、CCl4。當(dāng)分子中各個(gè)鍵的極性向量和不等于零時(shí)，是極性分子。如

18、：HCl、NH3、H2O。（3） 引導(dǎo)學(xué)生完成下列表格分子共價(jià)鍵的極性分子中正負(fù)電荷中心結(jié)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(jié)合成的雙原子分子是極性分子。如：HCl、HF、HBrb 以非極性鍵結(jié)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(jié)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(jià)電子

19、都用于形成共價(jià)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(píng)價(jià)：組織完成“思考與交流”。第二章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第三節(jié) 分子的性質(zhì)第二課時(shí)教學(xué)目標(biāo)1 范德華力、氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響2 能舉例說明化學(xué)鍵和分子間作用力的區(qū)別3 例舉含有氫鍵的物質(zhì) 4采用圖表、比較、討論、歸納、綜合的方法進(jìn)行教學(xué) 5培養(yǎng)學(xué)生分析、歸納、綜合的能力教學(xué)重點(diǎn) 分子間作用力、氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響教學(xué)難點(diǎn) 分子間作用力、氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響教學(xué)過程 創(chuàng)設(shè)問題情景 氣體在加壓或降溫時(shí)為什么會(huì)變成液體或固體？ 學(xué)生聯(lián)系實(shí)際生活中的水的結(jié)冰、氣體的液化，討論、交流。 結(jié)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(xì)觀察教科書中表2-4，結(jié)合分子結(jié)構(gòu)的特點(diǎn)和數(shù)據(jù)，能得出什么結(jié)論？小結(jié) 分子的極性越大，范德華力越大。思考與交流 完成“學(xué)與問”，得出什么結(jié)論？結(jié)論 結(jié)構(gòu)相似時(shí)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，范德華力越大。過渡你是否知道，常見的物質(zhì)中，水是熔、沸點(diǎn)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(zhì)，人們提出了氫鍵的概念。閱讀、思考與歸納 學(xué)生閱讀“三、氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響”，思考，歸納氫鍵的概念、本質(zhì)及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響。小結(jié) 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(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子（如水分子中的氫）與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)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(qiáng)了水分子之間的作用力，使水的熔、沸點(diǎn)教高。講解氫鍵不僅存在于分子之間，還存在于分子之內(nèi)。一個(gè)分子的X-H鍵與另一個(gè)分子的Y相結(jié)合而成的氫鍵，稱為分子間氫鍵，如圖2-34一個(gè)分子的X-H鍵與它的內(nèi)部的Y相結(jié)合而成的氫鍵稱為分子內(nèi)氫鍵，如圖2-33 閱讀資料卡片總結(jié)、歸納含有氫鍵的物質(zhì)，了解各氫鍵的鍵能、鍵長(zhǎng)。小結(jié) 本節(jié)主要是分子間作用力及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響，氫鍵及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響。第2章 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第三節(jié) 分子的性質(zhì)第3課時(shí)教學(xué)目標(biāo)1、從分子結(jié)構(gòu)的角度，認(rèn)識(shí)相似相溶規(guī)律。2、了解手性分子在生命科學(xué)等方面的應(yīng)用。3、能用分子結(jié)構(gòu)的知識(shí)解釋無機(jī)

22、含氧酸分子的酸性。4、培養(yǎng)學(xué)生分析、歸納、綜合的能力5、采用比較、討論、歸納、總結(jié)的方法進(jìn)行教學(xué)教學(xué)重點(diǎn)、難點(diǎn)手性分子和無機(jī)含氧酸分子的酸性教學(xué)過程復(fù)習(xí)過渡復(fù)習(xí)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(xué)習(xí)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(dǎo)閱讀課本P52，讓學(xué)生說出從分子結(jié)構(gòu)的角度，物質(zhì)相互溶解有那些規(guī)律？學(xué)生得出結(jié)論1、相似相溶規(guī)律：非極性物質(zhì)一般易溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般易溶于極性溶劑。2、若存在氫鍵，溶質(zhì)和溶劑之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。3、若溶質(zhì)遇水能反應(yīng)將增加其在水中的溶解度鞏固練習(xí)完成思考與交

23、流指導(dǎo)閱讀課本P5354，了解什么叫手性異構(gòu)體，什么叫手性分子，以及手性分子在生命科學(xué)等方面的應(yīng)用。設(shè)問如何判斷一個(gè)分子是手性分子呢？學(xué)生思考并回答有碳原子上連有四個(gè)不同的原子或基團(tuán)。教師補(bǔ)充我們把連有四個(gè)不同的原子或基團(tuán)的碳原子叫手性碳原子過渡通過前面的學(xué)習(xí)，我們都知道硫酸的酸性強(qiáng)于亞硫酸，硝酸的酸性強(qiáng)于亞硝酸，這是為什么呢？講述從表面上來看，對(duì)于同一種元素的含氧酸來說，該元素的化合價(jià)越高，其含氧酸的酸性越強(qiáng)，這與他們的結(jié)構(gòu)有關(guān)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(dǎo)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(qiáng)。

24、如硫酸中n為2，亞硫酸中n為1，所以硫酸的酸性強(qiáng)于亞硫酸。鞏固練習(xí)1、把下列液體分別裝在酸式滴定管中，并使其以細(xì)流流下，當(dāng)用帶有靜點(diǎn)的玻璃棒接近液體細(xì)流時(shí)，細(xì)流可能發(fā)生偏轉(zhuǎn)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(rèn)為下列物質(zhì)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(qiáng)的是（）.HClO . .HClO2 .HClO3 .HClO44、下列物質(zhì)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(xué)習(xí)目標(biāo)1加深對(duì)離子鍵的認(rèn)識(shí)，理解離子鍵沒有方向性、沒有飽和性的特點(diǎn) 2

25、認(rèn)識(shí)幾種典型的離子晶體3能大致判斷離子鍵的強(qiáng)弱，知道晶格能的概念，了解影響晶格能的因素 4晶格能對(duì)離子晶體硬度和熔沸點(diǎn)的影響，能預(yù)測(cè)晶體熔點(diǎn)高低順序 5能運(yùn)用電子式表示離子化合物的形成過程 6強(qiáng)化結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的意識(shí)課時(shí)安排 2課時(shí)第一課時(shí)學(xué)習(xí)內(nèi)容【問題引入】1、鈉原子與氯原子是如何結(jié)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(xué)生活動(dòng)】寫出鈉在氯氣中燃燒的化學(xué)方程式；思考：鈉原子與氯原子是如何結(jié)合成氯化鈉的？請(qǐng)你用電子式表示氯化鈉的形成過程

26、。 【過渡】以陰、陽離子結(jié)合成離子化合物的化學(xué)鍵，就是離子鍵。 【板書】1、離子鍵的定義：使陰、陽離子結(jié)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(zhuǎn)移形成離子：一般達(dá)到稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)【學(xué)生活動(dòng)】分別達(dá)到 Ne 和 Ar 的稀有氣體原子的結(jié)構(gòu)，形成穩(wěn)定離子。 2）判斷依據(jù)：元素的電負(fù)性差要比較大【講解】元素的電負(fù)性差要比較大，成鍵的兩元素的電負(fù)性差用X表示，當(dāng) X 1.7, 發(fā)生電子轉(zhuǎn)移, 形成離子鍵;當(dāng)X 1.7, 實(shí)際上是指離子鍵的成分(百分?jǐn)?shù))大于50%.【小結(jié)】：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(xí)】1、寫出下列微粒的電子式：（1）Na+、Mg2+、Cl-、O2-、 （2）NaCl MgO MgCl 小結(jié)：離子化合物電子式的書寫1.簡(jiǎn)單陰離子的電子式不但要表達(dá)出最外層所有電子數(shù)（包括得到的電子），而且用方括號(hào)“ ”括起來，并在右上角注明負(fù)電荷數(shù) 2.簡(jiǎn)單陽離子的電子式就是離子符號(hào)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(xí)】2、用電子式表示NaCl、K2S的形成過程 小結(jié)

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(hào)為“ ”3.用 表示電子轉(zhuǎn)移的方向 【板書】三、離子鍵的實(shí)質(zhì)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(shí)質(zhì)是靜電作用靠靜電吸引， 形成化學(xué)鍵 離子相互吸引,保持一定距離時(shí), 體系最穩(wěn)定, 即當(dāng)靜電引力與靜電斥力達(dá)到平衡時(shí)，形成穩(wěn)定的離子鍵，整個(gè)體系達(dá)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(duì)稱的，其電荷分布也是球形對(duì)稱的，只要空間條件允許，一個(gè)離子可以同時(shí)吸引多個(gè)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(jié)構(gòu)，交流你對(duì)離子鍵沒有飽和性和方向性的認(rèn)識(shí) 【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(qiáng)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(shí), 所吸收的能量. 用Ei 表示:【板書】（2）.晶格能（符號(hào)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(hào)為U）是指拆開1mol離子