第五章 物质结构 元素周期律

第一节 原子结构

教材分析：本节以基本概念为主，原子结构知识是研究元素周期律的基础，它又是学习分子结构的基础。本章是整个高一化学的重点，那么，它就是这个重点中的最基础部分，必须在教学中加强基本概念的教学，加强应用，突出教学难点。本节教材共分三个部分：原子核、原子核外电子运动的特征、原子核外电子排布，其中在讲述原子核部分时，明确质量数的概念及其外延，还要介绍word/media/image1_1.pngX的含义。

教学目的与要求：

1.复习原子构成的初步知识，使学生懂得质量数和 word/media/image1_1.pngX的含义，掌握构成原子的粒子间的关系.

2.使学生了解关于原子核外电子运动特征的常识.

3.了解核外电子排布的初步知识,能画出1∽18号元素的原子结构示意图.

教学重点：原子核外电子的排布规律.

教学难点：原子核外电子运动的特征,原子核外电子的排布规律.

教学方法：比较发现法、讲述法

教学用具：课本、小黑板

课型：新课

课时： 2

教学内容：

第一课时

新课的准备：

课前复习，着重复习：⑴原子的构成；⑵原子的特点；⑶原子核的构成；⑷质子、中子、电子的质量；⑸质子、中子、电子的电性。

讲述：今天更加深入地研究原子的结构（引入课题）

第一节 原子结构

新课进行：

1、原子核

比较：原子的构成：质子 中子 电子

质量：1.67×10-27Kg 1.675×10-27Kg 9.1×10-31Kg

相对质量：1.007 1.008 质子的1/1836

电性:单位正电荷 中性 单位负电荷

发现：⑴中子比质子略重；

⑵中子数、质子数值约等于中子质子的相对质量；

⑶原子量=原子相对质量=质子相对质量+中子相对质量+电子相对质量；质子相对质量≈质子数、中子相对质量≈中子数、电子质量忽略不计，则：

质子数+中子数=原子近似原子量

质量关系：Z + N = A

让学生明确，质量数是原子的质量数，就是原子的近似原子量。

⑷表示原子的符号： word/media/image1_1.pngX 质子数、电子数为Z，中子数为（A-Z）电性关系：原子：质子数=电子数=核外电子数

阳离子：质子数＞核外电子数

阴离子：核外电子数＞质子数

练习：让学生写出常见元素原子的符号。

2、核外电子运动特征

⑴核外电子运动特点：①电子质量小，10－31kg

②电子运动范围小，10－10m

③电子运动速度大，108m/s

⑵描述核外电子运动状态的方法

电子云的概念：电子在原子核外窨一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做“电子云”。

含义：①表示电子在核外某空间出现的机会的多少；

②它是一段时间内电子运动情况的记录。

⑶氢原子电子云：①球形；

②离核近，电子云密度大，表示电子出现机会多；

③离核远，电子云密度小，表示电子出现机会少。

解释氢原子电子云的形成过程，强调只是一个电子的运动结果，是一段时间内的统计结果。

新课的延伸：原子结构模型的演变：道尔顿模型、汤姆生模型、卢瑟福模型、玻尔模型、电子云模型。

教学小结：⑴原子的构成：质子、中子、电子；

⑵质量数及word/media/image1_1.pngX符号的含义；

⑶核外电子运动状态、电子云。

作业：P96 三、问答题 1、2

课后小结：这节课未能进行完，主要是在练习举例时介绍了同位素的概念，余下内容需要在下节课中加以消化。

第二课时

新课的准备：

1、 1、         请学生辨析几对基本概念：相对原子质量与原子质量、原子量与近似原子量、质量数与相对原子质量

2、 2、         请四位同学画出下列原子结构示意图：2He、10Ne、18Ar；Na、Cl、Mg；N、B、C，并让学生总结多个原子电子是如何排布的。

3、 3、         给出原子符号，让学生判断其质子数、中子数、电子数：word/media/image2_1.pngCa、word/media/image2_1.pngCl、word/media/image2_1.pngCl、word/media/image3_1.pngH、word/media/image4_1.pngH、word/media/image5_1.pngH。（引出新课）

新课进行：

4、 4、         原子核外电子的排布

（从上面的示意图来分析）指出原子核外电子运动区域与电子能量的关系：

word/media/image6.gif电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近的区域内运动 把原子核外分成七个运动区域，又叫电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7…表示，分别称为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。

核外电子分层运动，又叫电子分层排布。

设问：每个电子层最多可以排布多少个电子呢？引导学生分析表5-2，通过比较，发现规律：

1 ①  最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2个）；

2 ②  次外层最多只能容纳18个电子；

3 ③  倒数第三层最多只能容纳32个电子；

4 ④  每个电子层最多只能容纳2n2电子。

另外，①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；

②各电子层所能容纳的电子数必须服从于其所在的位置。

指导学生填写表5-3、表5-4。

安排学生解答讨论题。

新课的延伸：

①指导学生画出26号铁元素的原子结构示意图，说明次外层电子数可以不饱和，进而说明Fe2＋最外层电子数不是8；

②分析得出结论，截止目前，各电子层电子数不超过32个，若发展至8个电子层，容纳电子数最多的电子层是哪一层，可容纳电子数?

③改错：写出一些错误的原子结构示意图，让学生判断其正确性，说明其违背了核外电子排布规律中的哪一条。

例题1 元素B的电荷数为z，已知Bn+和Am+有相同的电子数，则A元素的核电荷数用Z、n、m来表示，应为 。（Z+m+n）

例题2 X、Y、Z三元素的电子层数不超过3，其核电荷数X＞Y＞Z，最外层电子数X＞Y＞Z，达到稳定结构所需要的电子数Y＞X＞Z，Y与Z的电子数之和等于X的核外电子数，由此推断：

①元素符号依次为：X Y Z 。（O、N、H）

②由三种元素形成的离子化合物的化学式 。（NH4NO3）

教学小结：

1 ①  核外电子排布规律；

2 ②  原子结构示意图的三个要素。

作业：P95 一、填空题 1、2题 思考

二、选择题 课堂练习

三、问答题 3课堂简答

课后小结：①教学中应用通俗的言语介绍“能量最低原理”，从而明确电子排布的最基本原理；②举例再多一些。

第五章 物质结构 元素周期律

第二节 元素周期律

教材分析：

在已经学习了碱金属、卤素两个元素族以后，引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。教材以1～18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素的金属性、非金属性几个方面，导出元素周期律。教材在处理新课时，不是直接给出新知识点及规律，而是通过课堂讨论、实验及数据分析，总结出规律。

教学目的与要求：

1． 1．         使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。

2． 2．         了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

3． 3．         认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

4． 4．         通过教学，培养学生的逻辑推理能力。

教学重点：原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

教学方法：实验法、比较发现法、讲述法

教学用具及实验用品：

1.教学挂图、小黑板、课本

2.实验用品:试管、酒精灯、胶头滴管、蒸馏水、培养皿、镁带、砂布、铝片、酚酞试液、1mol/L盐酸、1mol/LalCl3溶液、3mol/L硫酸溶液、6mol/LNaOH溶液

课型：新课

课时：2

教学内容：

第一课时

新课的准备：

设问：碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？

结论：结构决定性质，（性质决定用途）。

讲述：目前已发现了100多种元素，它们的结构与性质各有什么联系？这其中有没有什么规律？（引出板书）

第二节 元素周期律

新课进行：

讲述：在三年或五年时间里，春夏秋冬是如何变化的，有何特点？“月有圆缺”月亮的圆缺是如何变化的？引出周期的概念。

设问：多少小时为一天的周期？多少天为一星期的周期？（分析它们的特点：均匀）

讲述：100多种元素在排列时，也是按一定规律排列的，也有一定的周期，那么，这里面周期是什么？有哪些规律可言？

建立原子序数概念后让学生阅读：表5-5、图5-5，解决以下问题：

1 ①         随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？

2 ②         随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？

3 ③         随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？

4 ④         随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？

板书：原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

分析：周期性变化的起点、终点的一致性，并分析主要化合价中正价与负价的关系，还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的，表现最强的金属性，同理，原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的，表现最强的非金属性。再根据原子半径与最外层电子数的变化引出元素金属性与非金属性周期性变化规律。

发现：填写表5-6、5-7、5-8

结论：

1.随着原子序数的递增，元素种类、元素原子最外层电子排布、元素原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化。

2.元素性质（原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性）呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。

3.元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果。

新课的延伸：1. 所隔的元素数目是不是相同？所呈现的周期是否规则？

2．每一个变化周期与元素周期表中的横行有什么关系？

教学小结：1.原子序数、元素周期律的概念。2.元素性质周期性变化的表现形式及与最外层电子排布周期性变化的关系

作业：P103 习题一：2、3，三。

课后小结：①教学中以课本为序来进行教学，一定要启发引导学生通过阅读来发现规律；②教学时间较紧，课堂教学密度较大，应在下次课前加大巩固力度;③需要进行一节课的补充与矫正。

第二课时

新课的准备：

提问：⑴原子序数、元素同期律的概念；

⑵元素性质同期性变化的形式。

设问：元素的金属性、非金属性是否也随着原子序数的递增呈现同期性变化？

新课进行：

讲述：“越易越强、越强越强”即：

⑴金属：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

⑵非金属性：与氢气化合越容易，非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强。

类推：“越难越弱、越弱越弱”。

以1～18号元素为例，通过实验以说明。

比较1：⑴钠与水反应（回忆）

⑵镁与水反应【实验5-1】

发现1：①条件不同，反应速度不同，镁在沸水中反应快；

②化学反应方程式：Mg＋2H2Oword/media/image7_1.pngMg(OH)2 +H2↑；

③钠与水反应比镁与水反应剧烈、容易，钠的金属性比镁强；

5 ⑤    NaOH为强碱，而Mg(OH)2的酚酞溶液为浅红色，即为中强碱，钠的金属性比镁强。

比较2：①镁与2mL1mol/L盐酸反应

②铝与2mL1mol/L盐酸反应

发现2：①镁比铝与酸反应速度快，镁的金属性比铝强；

②化学反应方程式：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑

2Al+6HCl=2AlCl3+ 3H2↑。

比较3：氧化铝与盐酸和NaOH溶液反应，化学反应方程式为：

Al2O3+6HCl=2AlCl3+3 H2O

Al2O3+2NaOH=NaAlO2+H2O

发现3：Al2O3既能与酸反应又能与碱反应，均生成盐和水→两性氧化物。

比较4：【实验5-3】先制备一定量的Al(OH)3,再分别与3mL1mol/L H2SO4溶液和6 mL1mol/L NaOH溶液反应.

发现4:① Al(OH)3也呈两性 →两性氢氧化物;

②化学反应离子方程式: Al(OH)3+3H+=Al3++3 H2O

Al(OH)3+OH－= AlO2－+ 2H2O

比较5：Si—SiO2—H4SiO4 （难溶弱酸） Si—SiH4（极难生成）

P—P2O5—H3PO4 （中强酸） P—PH3 （很难生成）

S—SO3—H2SO4 （强酸） S—H2S（较难生成）

Cl—Cl2O7—HClO4 （最强酸） Cl—HCl （容易生成）

组织学生阅读P102、P103页课本，结合比较：

发现5：非金属性：Cl＞S＞P＞Si

结论：1、word/media/image8_1.pngAr

金属性→弱，非金属性→强 稀有气体元素

2、元素的金属性与非金属性随着原子序数数的递增也呈现周期性变化。

新课的延伸：

1、NaHCO3既能与盐酸反应，也能与NaOH溶液反应，它是两性化合物吗？

2、氧化物分为三种：酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。

教学小结：

1、 1、          概念：两性氧化物、两性氢氧化物、元素周期律。

2、 2、          Na Mg Al Si P S Cl

氧化物：Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7

水化物：NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

氢化物： — — — SiH4 PH3 H2S HCl

主要化合价：＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7

－4 －3 －2 －1

最外层电子数：1 2 3 4 5 6 7

原子半径： 由大到小

元素的性质： 金属性→渐强，非金属性→渐弱。

作业：P103 习题一.1、2 习题二.课堂作业

课后小结：本节课教学密度太大，教学难度也很大，教学任务未能完成，事实上也难以完成，关于边讲边实验，限于条件问题，这里全部用演示实验代替。

第五章 物质结构 元素同期律

第三节 元素同期表

教材分析：

本节教学内容共分四个部分：第一部分是元素周期表的结构，第二部分是元素的性质与元素在周期表中位置的关系，第三部分是同位素与核素的常识，最后一部分为是元素周期律及元素周期表的意义。教材中还编写了阅读材料与有关资料，对学生也有一定的帮助。在四个部分的教学内容中，要突出前三个部分为教学的重点，要充分认识到学生在学习元素在元素周期表中位置与原子结构的关系时的难度。

教学目的与要求：

1、 1、          使学生了解元素周期表的结构以及周期、族的概念。

2、 2、          使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。

3、 3、          使学生了解原子结构、元素性质及该元素在元素周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用元素周期表。

4、 4、          使学生了解元素周期律和周期表的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他信进行辩证唯物主义教育。

5、 5、          使学生对核素和同位素有常识性的认识。

教学重点：

1、 1、          元素周期表的结构

2、 2、          元素性质、元素在周期表中位置和原子结构的关系

教学难点：

1、 1、          元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系

2、 2、          核素、同位素

教学方法：比较发现法、讲述法、启发类比法、辨析法

教学用具：元素周期表、挂图、课本

课型： 新课

课时： 2＋1(习题课)＋1（研究性学习辅导）

教学内容：

第一课时

新课的准备：

1、思考：元素周期律中每隔一定数目的元素，元素性质呈现周期性变化，所隔的元素数目是否相同，即周期是否规则？与元素周期表的行是否有关系？

2、翻开元素周期表，让学生以第二周期和卤族元素、碱金属元素为例分析周期表排列方式。

引出元素周期表的概念及本节标题（元素周期表概念 ）。

第三节 元素周期表

新课进行：

一、 一、    元素周期表的结构

展示元素周期表，分析元素周期表的行。

1． 1．         周期

具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。

比较：元素周期表结构——行，分析比较各元素原子间结构关系，并填写表5-11。

发现：

1 ①              每一周期都是从碱金属开始→卤素→惰性元素(第一与第七周期例外 )；

2 ②              周期序数=同周期元素具有的电子层数，元素周期表有7行，共有7个周期；

3 ③              第一、二、三周期，所排元素种类： 2、8、8， 短周期；

第四、五、六周期，所排元素种类：18、18、32，长周期；

第七周期，所排元素种类：26，不完全周期。

介绍：镧系元素 57La～71Lu 15种元素 第六周期；

锕系元素 89Ac～103Lr 15种元素 第七周期；

超铀元素 92U号元素以后。

（说明元素周期表在排列时采取“短空长出”的办法保持两端对齐）

④每一周期，从左向右，原子半径从大到小；主要化合价从+1～+7，－4～－1，金属性渐弱，非金属性渐强。

（展示元素周期表，分析元素周期表的列）

2． 2．         族

比较：同一列中元素原子最外层电子数，重点分析卤族元素及碱金属元素的相同。

发现：①元素周期表共有18列，除8、9、10三列为一族外，其余15列各为一族；

②长短周期共同组成的族为主族，用A表示；完全由长周期元素构成的族为副族，用B表示，并用罗马数字表示其序号；稀有气体元素所在的列为零族，计作“0”；

1 ①              ⅢB族到ⅡB族共10列通称为过渡元素，包括Ⅷ族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。

新课的延伸：

①思考：元素周期表共有18列，18种元素的周期是标准周期，凡不标准的周期，元素周期表是如何处理的？

②练习：元素周期表从第1列到第18列，主族、副族、Ⅷ族及零族的分布情况。

教学小结：

1 ①  关于周期表、周期、族的概念；

2 ②  周期与电子层数，主族序数与最外层电子数的关系；

3 ③  元素的原子结构与所在周期表中的位置的关系。

作业：P111习题一、1

课后小结：

第二课时

新课的准备：

游戏：各小组同学派五名同学，依次分别在黑板上写出：1～18列对应的族序数、族类、所包含的周期数、对应的元素数、有关主族元素的最外层电子数。各小组其它同学在座位上也做同样的工作，并可以帮助本组同学进行修改，最后进行评比，看哪个小组做的又对又快。

新课进行：

讲述：元素原子结构与元素在元素周期表中位置有关，由于原子结构决定元素的性质，因此，元素性质与元素在元素周期表中位置有着十分密切的关系。

二、 word/media/image9.gif二、    元素性质与元素在周期表中位置的关系 主要化合价

元素在周期表中位置 原子结构 元素性质

元素金属性等

1、 1、         元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系

同一周期，从左向右：原子半径逐渐变小，最外层电子数逐渐增多，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；

同一主族，从上到下：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，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；

说明：①齿状线右上区为非金属区，左下区为金属区；

②齿状线两侧为往往表现一定金属性，又表现一定的非金属性,是寻找半导体材料的区域；

③金属性最强的元素为Cs，最强的非金属元素为F。

设问：元素化合价与元素在周期表中位置有何关系呢？

讲述：元素化合价与原子电子层结构关系密切，通常把最外层电子称为价电子。

关系：主族元素最高正化合价=等于它所在的主族的族序数=最外层电子数（价电子数）=原子所能失去或偏移的电子数；

负化合价与最高正价绝对值之和等于8。

三、 三、    核素 同位素

复习元素的概念，给出：word/media/image2_1.pngCl、word/media/image2_1.pngCl，word/media/image3_1.pngH、word/media/image4_1.pngH、word/media/image5_1.pngH，让学生指出它们的不同。

建立概念 它们是质子数相同的同种元素，但中子数不同又是不同种原子，引出：

①一定数目质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素；

2 ②  质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子间，互称同位素。

强调：①同一元素的各种核素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同；

②在天然存在的各种元素里，无论是游离态还是化合态，各种核素所占的原子个数百分比是不变的。

word/media/image21_1.png新课的延伸：

①word/media/image2_1.pngCl、word/media/image2_1.pngCl，word/media/image3_1.pngH、word/media/image4_1.pngH、word/media/image5_1.pngH属于几种原子，几种元素，构成几种分子，组成几种物质？

②为什么有15种分子，只有13种质量？15种分子的相对质量如何计算？

③元素相对原子质量的求法

计算方法:①34.969×75.77%+36.966×24.23%=35.45

3 ③  35×75.77%+37×24.23%=35.48

四、 四、    元素周期律和元素周期表的意义

史实：1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。

元素周期表是学习研究的一种重要工具。

门捷列夫用元素周期律预言了未知元素，为发现新元素提供了线索。

元素周期律与元素周期表可以指导工农业生产。

教学小结：

1、 1、          元素性质与元素所在周期表结构的关系

2、 2、          概念：同位素、核素

3、 3、          元素周期表的意义

作业：P111 习题一、 2、3、4、5、6、8 （课堂巩固）

习题二、 1、2（课堂巩固）

习题三、1、2 （书面）

习题三、3、4、5、6（书面）

课后小结：

第三课时 辅导课

新课的准备：

复习几组关系：①元素原子结构与元素在周期表位置的关系

②主族元素最高正化合价=等于它所在的主族的族序数=最外层电子数（价电子数）=原子所能失去或偏移的电子数；

③负化合价与最高正价绝对值之和等于8。

新课进行：

一、 一、    化合物性质递变规律

同一周期元素：最高价氧化物对应的水化物酸性渐强，碱性渐弱；

同一主族元素：①最高价氧化物对应的水化物酸性渐弱，碱性渐强；

②氢化物稳定性渐小，氢化物还原性渐强。

二、 二、    元素属性判定规律

1 ①              第n周期，有n种主族金属元素，最后一种金属属nA族；有（8-n）种非金属（含稀有气体元素）。

2 ②              过渡族元素，元素化合价高于电子层数，表现非金属性，如，Mn2O7；元素化合价不高于电子层数，表现金属性，如，MnO。

三、 三、    氢化物质子数、电子数规律

各周期非金属元素的氢化物质子数、电子数与该周期稀有气体元素的相同。

HF H2O NH3 CH4 10个电子、10个质子

F－ OH－ NH2－ 10个电子、9个质子

H3O＋ NH4＋ 10个电子、11个质子

四、 四、    原子序数差规律

⑴同周期元素

ⅡA元素原子序数为n，同周期ⅢA元素的原子序数为m

二、三周期，m－n =1 ;

四、五周期，m－n =11 ；

六、七周期，m－n =25。

⑵同主族元素

左侧： H →Li → Na →K → Rb→ Cs → Fr

各周期容纳的元素数 2 8 8 18 18 32 32

右侧 F → Cl → Br→ I → At

五、 五、    常见元素原子的特征结构

1 ①                  最外层电子数=次外层电子数：Be、Ar；

2 ②                  最外层电子数=电子层数：H、Be、Al、Ge；

3 ③                  最外层电子数为电子层数2倍：He、C、S、Kr；

4 ④                  最外层有两个电子的元素为：ⅡA、He、B+Ⅷ族；

5 ⑤                  次外层上有2电子的元素为：第二周期；；

6 ⑥                  次外层上有8电子的元素的为：第三周期、ⅠⅠA、ⅡA。

新课的延伸：

例题：1.X、y是短周期元素，两者能组成化合物X2Y3，已知X原子的原子序数为n，则Y的原子序数不可能是：

（A）n+11 （B）n-6 （C）n+3 （D）n+5

2.A和B两元素在周期表中分别排有m和n种元素，若A、B同在一族，且B在A的上一周期，当A的原子序数为x时，B的原子序数为

（A）x-n （B）x+m （C）x-m （D）x+n

3.A、B两元素原子的电子层均小于或等于3，它们的离子的电子层相差两层，已知A原子最外层电子数为m，B原子最外层电子数为n，且A只有正化合价，则A、B两元素的原子核外电子总数分别为：

（A）m+2，n+10 （B）m，n（C）3，7（D）m-2，10-n

4.A、B、C是周期表中相邻的三种元素，其中A和B同周期，B和C同主族。此三种元素原子的最外层电子数之和为17，质子数总和为31。则A、B、C分别是N、O、S 。

5.已知，某元素的一种核素的n个原子的质量为Wg，其摩尔质量为M g/mol ，则氯元素的一种核素35Cl的一个原子的质量是35W/Mng 。

教学小结：

简单重述五个方面的规律。

作业：P112 习题二、7 课后练习

习题四 课后练习

课后小结：

第四课时 研究性学习课程辅导

研究性课题的目的：

1． 1．         训练学生综合运用各学科知识分析问题和解决问题的能力，并培养他们的的探究能力；

2． 2．         培养学生自己动手查阅资料、获取信息的技能。

新课的准备：

介绍上一次研究性课题关于家用能源性能、价格、资源蕴藏及燃烧产物对环境的影响情况的调查的结果。综合同学们的调查，公布家用燃料的最佳选择及使燃料充分燃烧的一些做法。

新课进行：

指导学生读第113页的“研究性课题”：搜集资料，找出人体组织的主要元素、我国储量最大的矿产元素、地壳组成中含量最高的前16种元素在周期表中位置。

研究过程：

1． 1．          查找资料

介绍主要参考书：①有关营养的、生理的科普书籍；②初中地理课本、化学书中的元素丰度表；③高等无机化学教材；④其它各种科普读物。

2． 2．          请教教师帮助

向生物教师及地理教师请教，可以询问，也可以书面提出问题，请老师给予辅导。

3． 3．          书面报告结果

将从各方面收集到的元素，通过查阅其在元素周期表的位置后，将研究结果上报，上报时一律要求在16K白纸上自己设计表格，自己绘制及填写表格。

附参考答案：

1． 1．          人体组成的主要元素

O，C，H，N，Ca，P，K，S，Na，Cl，Mg共11种，占人体质量的99.95%，其余组成人体的元素还有50种，它们只占人体的0.05%。

2． 2．          我国储量较大的矿产元素

稀土，Ti、Li、W、Sn、Sb，其探明储量居世界第一。

3． 3．          地壳组成中含量最高的前16种元素

O，Si，Al，Fe，Ca，Mg，Na，K，Ti，H，P，Mn，F，Ba，Sr，S。

研究性课题结题报告表（建议）

一、 一、 人体组织的主要元素

二、 二、 我国储量较大的矿产元素

三、 三、 地壳中含量最高的前16种元素

第五章 物质结构 元素周期律

第四节 化学键

教材分析：

本节教材共分两部分，一部分是关于离子键内容。这部分内容有初中化学钠与氯气反应的有关事实，只需要在复习过程中建立有关概念，但在教学中要建立电子式的概念，并教会学生用电子式表示原子结构、表示离子化合物的形成过程。第二部分是共价键，也是通过复习的方法建立总结出共价键的概念，并建立化学反应的过程，就是旧化学键断裂、新化学键形成的过程。

教学目的与要求：

1． 1．         使学生了解离子键、共价键的概念，能用电子式表示离子化合物和共价化合物的形成；

2． 2．         使学生了解化合键的概念和化学反应的本质；

3． 3．         通过离子键和共价键的教学，培养学生对微观粒子运动的想象力。

教学重点：离子键、共价键

教学难点：化学键概念、化学反应的本质

教学方法：比较发现法、讨论法、讲述法、演绎归纳法

教学用具：课本、分子模型

课型： 新课

课时： 2

教学内容：

第一课时

新课的准备：

复习离子化合物有关知识，重点复习：①离子的特点；②离子与原子的区别；③离子化合物的形成。

新课进行：

设问：离子与离子是如何结合成化合物的？引出：

第四节 第四节        离子键

一、 一、    离子键

1．离子键的形成

【实验5-4】钠在氯气中燃烧（让学生观察现象、写出化学方程式）

现象：黄色火焰，白色烟

化学反应方程式：2Na + Cl2 = 2NaCl

讨论：金属钠与氯气是如何形成离子化合物氯化钠的？

Na－e → Na＋ Cl ＋ e → Cl－

金属与非金属原子间通过电子得失而分别形成阴阳离子，阴阳离子之间通过静电作用而结合成离子化合物。

word/media/image22.gif使阴阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。

带正电的离子与带负电的离子间的吸引作用

静电作用 原子核与原子核间的排斥作用

核外电子与核外电子间的排斥作用

强调：①成键的主要原因：电子得失

②成键的粒子：阴阳离子

③成键的性质：静电作用

④成键元素：活泼的金属元素与活泼的非金属元素

⑤存在物质：离子化合物

注意：应指出NH4NO3中也存在离子键，启发学生想一想为什么？

2．电子式

概念：“元素符号+最外层电子”所表示的式子，电子用“· ”或“*”来表示。一般要求要表明成对的电子与未成对电子，并注意对称。另外：

1 ①         阳离子的电子式用阳离子符号来表示；

2 ②         阴离子的电子式用带负电的方括号来表示，括号内应达稳定结构；

3 ③         只用“→”表示形成过程，而不用“=”；

讨论NaCl、MgBr2的形成过程。

新课的延伸：

介绍NaCl晶体的结构特点：立方体、若钠离子处于体心结构，则6个氯离子处于面心结构。

教学小结：

1 ①  离子键的成因、表现形式、成键元素、成键粒子等；

2 ②  电子式表示原子、离子、及离了子化合物的形成过程；

3 ③  简介NaCl晶体的结构。

作业：预习共价键内容及P116有关选择题。

课后小结：

第二课时

新课的准备：

复习：①基本概念：离子化合物、静电作用、离子键；

②离子键成键方式、成键元素、成键粒子

③共价化合物的概念

新课进行：

设问：氢气与氯气是如何形成氯化氢的？原子与原子是如何结合形成共价化合物的呢？

二、 二、   共价键

分析：H原子的电子层结构特点及Cl原子的电子层结构特点，要达到稳定结构，又不能通过得失电子的方式，如何形成呢？

结论：通过形成共用电子对，两个原子核共同对共用电子对产生吸引，而形成稳定的分子。

定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫共价键。

介绍下列分子电子式的书写方法：HCl、H2、Cl2、NH3、H2O，进一步用电子式表示它们的形成过程。

强调：电子式表示共价化合物时，比较复杂，将共用电子对用一根短线表示，得到结构式，写出下列分子的结构式：HCl、H2、Cl2、NH3、H2O、N2、CO2，出示有关的结构模型。

小结：成键粒子——原子 ，成键元素——非金属元素与非金属元素，成键方式——共用电子对，存在物质——单质、共价化合物、离子化合物（与离子键不同）,成键条件——有未成对电子。

引出化学键的概念：相邻的的两个或多个原子间存在的强烈的相互作用，叫化学键

说明：破坏化学键需要消耗较多的能量。

word/media/image23.gif 离子键——离子化合物

化学键

共价键——共价化合物、单质、离子化合物（含原子团）

设问：H2 、Cl2在形成HCl之前有没有化学键，由此得出什么结论？

分析HCl的形成过程分为两步：①H2 、Cl2分子中原有化学键断裂；②HCl中新的化学键的形成。

结论：一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。

新课的延伸：

任何破坏旧键的过程，都是吸热的过程，任何形成新键的过程，都是放热过程，思考：

试分析化学反应过程中能量变化的原因。

教学小结：通过填表的形式，与学生共同总结。

作业：P116 一、课堂讨论

二、三书面作业。

课后小结：

第五章 物质结构 元素周期律

第五节 非极性分子和极性分子

教材分析：

本节教材共分三个部分。第一部分介绍非极性键和极性键，实际上是对共价键的分类；第二部分是有关非极性分子和极性分子，强调与键的极性和分子空间结构有关，对学生建立正确的空间结构很有帮助；第三部分内容为分子间力，是一种比化学键要弱的多的作用，分子间力涉及到对物质物理性质的影响。

教学目的与要求：

1、 1、          使学生了解非极性键、极性键、极性分子与非极性分子的概念；

2、 2、          通过对简单的非极性分子、极性分子结构的分析，了解化学键的极性分子与分子极性的关系；

3、 3、          使学生初步了解分子间作用力。

教学重点：非极性分子和极性分子

教学难点：分子结构与分子极性的关系

教学方法：比较发现法、讲述法、启发式教学法

教学用具：课本、分子结构模型

课型： 新课

课时： 2（含1节活动课）

教学内容：

第一课时

新课的准备：

比较：Cl-Cl与H-Cl中共价键的不同。

发现：Cl-Cl中共价键两端没有电性，即没有极性，H-Cl中共价键两端呈现电性，即有极性，一极带正电，一极带负电。引出板书。

新课进行：

一、 一、    非极性键和极性键

1、 1、          非极性键

分析单质分子中共价键的特点：

1 ①  用电子对不偏向任何原子；②相同原子间形成；③共价键两端不呈电性。

结论：非极性共价键，简称非极性键。

2、 2、          极性键

分析化合物分子中共价键的特点：

1 ①    用电子对偏向吸引电子能力强的一方；②不同原子间形成；③共价键两端分别呈正负电，一端相对显正电，一端相对显负电。

强调：区别极性键与非极性键的最直观方法，是成键原子是否相同。

思考：是不是只有单质中才有非极性键呢？

举例：Na2O2、H2O2、C2H2分子中均含有非极性共价键。

设问：Cl2与HCl的分子两端显不显极性，引出极性分子与非极性分子。

二、非极性分子与极性分子

比较：①Cl2分子中非极性共价键的两端就是分子的两端，共价键的极性也就是分子的极性，因此，Cl2分子为非极性分子；

2 ②    Cl分子中极性共价键的两端就是分子的两端，共价键的极性也就是分子的极性，因此，HCl分子为极性分子。

发现：①双原子分子中共价键的极性，就是分子的极性；

②非金属单质分子一般都是非极性分子；

③以极性键结合的双原子分子均为极性分子。

比较：展示多原子分子模型：CO2、H2O、NH3、CH4。

发现：①含极性键的多原子分子，结构对称，分子极性抵消，分子两端不显电性，为非极性分子，如CO2、CH4；

②含极性键的多原子分子，结构不对称，分子极性不能抵消，分子两端呈现正负电性，为极性分子，如H2O、NH3。

极性分子与非极性分子的比较

设问：水分子间有没有化学键，把冰融化为什么会消耗能量？说明分子间也有相互作用。这种作用是什么呢？

三、分子间作用力

讲述：降低温度或增大压强，分子会凝结成液态或固态，证明分子间有相互作用，表现在放出能量，使液态、固态物质气化需要吸收能量。

结论：把分子聚集在一起的作用，因存在于分子间，叫做分子间作用力，又叫范德华力。

对物质的物理性质产生影响：熔沸点、溶解度等。

新课的延伸：

1、影响分子间作用力的因素：（让学生思考）

①结构相似的物质的相对分子质量，如HCl、HBr、HI等；②分子间距离；③分子的极性；

2、分子间作用力与化学键的比较（列表）

教学小结：

1、 1、          总结概念：极性键、非极性键、分子间作用力；

2、 2、          判断极性键、非极性键、极性分子、非极性分子的方法；

3、 3、          分子间作用力及影响因素。

作业：P119 一、二、三，课堂练习

课后小结：

第二课时 活动实践课

活动课的目的：

1、培养学生动手实践能力、知识迁移能力及化抽象为具体的能力；

2、进一步巩固分子空间结构知识，提高学生空间想象能力

新课的准备：

1、 1、         让学生熟悉H2、Cl2、CO2、CH4、H2O、NH3、HCl等分子的结构，结合课本认识它们的比例模型，并给出球棒模型的表示方法：把结构式中的短线用竹签表示，元素符号用小球表示；

2、 2、         准备泡沫塑料、胶泥、竹签、小刀、胶水、透明胶布等；

3、 3、         进行安全教育。

新课进行：

指导学生阅读课本117至118页中的分子结构示意图。

分别指导学生写出H2、Cl2、CO2、CH4、H2O、NH3、HCl等分子的结构式。

引导学生先用准备的材料制出H2、CO2、H2O、NH3的比例模型，再由它们的比例模型仿制出Cl2 、HCl、 CH4的比例模型。

提出要求：把结构式中的短线用竹签表示，元素符号用小球表示，让学生表示出H2、Cl2、CO2、CH4、H2O、NH3、HCl等分子的球棒模型。

让学生分析结构模型中键的极性，对分子空间的结构对称性，进一步认识分子的极性与共价键极性的关系。

新课的延伸：

安排学生将习题中第二题中第一小题的NO、CS2、SO2三种分子的球棒模型制作出来（兼作业）。

教学小结：

1． 1．          结构式与球棒模型的关系；

2． 2．         分子极性与键的极性、分子的空间构型的关系。

课后小结：

第五章 物质结构 元素周期律

复习课

教学目的与要求：

通过复习：1、进一步掌握本章的重要概念：核素、同位素、电子云、离子键、共价键、原子序数、族、周期、元素周期表、分子间作用力、极性分子、非极性分子等；

2、进一步了解元素周期表的结构，了解键的极性及分子极性的判断方法，了解元素周期律；明确元素的位、构、性的关系；

3、进一步学会原子结构、分子结构的表示方法。

教学重点：1、元素性质的递变规律；

2、元素位、构、性的关系。

教学难点：1、元素的推断应用

2、分子空间构型及分子极性与分子结构、化学键型的关系

教学方法：讲述法、比较发现法、例举法

课型： 单元复习课

课时： 2

教学内容：

一、 一、    原子结构

1、 1、          构成原子的粒子间的关系

word/media/image25.gif 原子核：质子（Z）、中子（A－Z）

原子word/media/image1_1.pngX

核外电子（Z）

1 ①  原子：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数

质量数（A）=质子数（Z）＋中子数（N）

2 ②  离子：阴离子 质子数＜核外电子数

阳离子 质子数＞核包外电子数

2、 2、          同位素、核素

具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素。

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，同一元素的不同核素间互称同位素。

同一元素的不同核素：①化学性质基本相同；②各自所占的原子个数百分比保持一定。

3、 3、          核外电子排布

核外电子运动特征：电子云

一“分”一“低”四“不超”

1 ①              多电子原子里，电子分层排布：K、L、M、N、O、P、Q……；

2 ②              电子按能量由低向高依次从内层向外层排布；

3 ③              每个电子层所能容纳的电子不超过2n2个；最外层电子不能超过8个；次外层电子不能超过18个；倒数第三层电子不能超过32个。

4、 4、          表示原子结构的方法

①原子结构示意图；②离子结构示意图；③电子式：原子、分子、离子化合物、共价化合物；④结构式。

5、 5、          质子数相同的粒子

1 ①  同一元素的各核素；

2 ②  同种元素的原子与离子；

3 ③  同一周期的有关分子，如，CH4、H2O、NH3、HF、Ne等；

4 ④  不同离子：Na+、NHword/media/image4_1.png、OH－。

6、 6、          元素的相对原子质量

元素相对原子质量：word/media/image26_1.pngi×P%

二、 二、    元素周期律和元素周期表

1．元素周期律

word/media/image27.gif元素性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律，叫元素周期律，它是元素原子结构周期性变化的必然结果。

最外层电子排布的周期性变化

元素原子半径的周期性变化

周期性变化形式 元素的主要化合价的周期性变化

元素的种类的周期性变化

元素的金属性与非金属性的周期性变化

强调：元素性质周期性变化是原子结构周期性变化的必然结果。

2．元素周期表

①周期 短周期 长周期 不完全周期

1（2）、2（8）、3（8） 4（18）、5（18）、6（32） 7（26）

强调：同周期元素的原子结构、元素的原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸性碱性的递变规律。

介绍镧系元素与锕系元素、超铀元素。

②族 18列、16族、4种族、7个A族、7个B族，1个Ⅷ族，1个零族。

强调：同主族元素的原子半径、金属性与非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸性与碱性、氢化物的还原性递变规律。

③元素的位、构、性的关系

电子层数=周期序数

主族序数=最外层电子数=元素的最高正化合价数

最高正化合价数+负价的绝对值=8

“越易越强”、“越强越强”

④两性化合物概念，氧化铝及氢氧化铝与酸、碱反应的化学反应方程式及离子方程式。

三、 三、    化学键

1． 1．         化学键 在原子结合成分子时，相邻的原子之间的强烈的相互作用，叫做化学键。化学反应的过程，本质上是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。

2． 2．         离子键与共价键

word/media/image28.gif 离子键 使阴阳离子结合成化合物的静电作用（平衡、多角）

化学键 非极性键 （同种原子形成，共用电子对不偏移）

共价键 原子间通过共用电子对所形成的相互作用

极性键 （不同种原子间形成，电子对发生偏移）

四、 四、    非极性分子与极性分子

以非极性键组成的分子为非极性分子。

以极性键组成的双原子分子，一定为极性分子。

以极性键组成的多原子分子，结构对称，极性抵消，为非极性分子；结构不对称，极性不能抵消，为极性分子。

知识的延伸：

讨论解决P123习题三中的4题及习题四中的2题。

作业：P121习题一中1、2、3，习题二课堂思考，习题一中的4、5、6及习题三中的1、2和习题四中的1为书面作业，分两次进行。

课后小结：

化学复习必备 第五章 物质结构元素周期律--高一化学教案