物質結構與性質教案

教案一：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（1～36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?，F(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?！紡土暋奖匦拗袑W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KLMNOPQ……最多電子數(shù)28183250……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KLMNO……能級1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f……最多電子數(shù)2262610261014……各能層電子數(shù)28183250……每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)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：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……元素原子的電子排布：（1—36號）氫H1s1……鈉Na1s22s22p63s1……鉀K1s22s22p63s23p64s1【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[Ar]3d54s1銅29Cu[Ar]3d104s1教案二：第二節(jié)原子結構與元素的性質(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?？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。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？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?！伎偨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?！挤治鎏剿鳌矫總€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ｎS1~2，價電子數(shù)等于族序數(shù)。ｄ區(qū)元素價電子排布特征為（ｎ-1）d1~10ns1~2；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)d10ns1~2，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ns2np1~6；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。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[Kr]4d10,最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。外圍電子總數(shù)決定排在哪一族如：29Cu3d104s110+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)。教案三：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：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。知道共價鍵的主要類型δ鍵和π鍵。說出δ鍵和π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]δ鍵：（以“頭碰頭”重疊形式）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。種類：S-Sδ鍵S-Pδ鍵P-Pδ鍵[過渡]P電子和P電子除能形成δ鍵外，還能形成π鍵[板書]π鍵[講解]a.特征：每個π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。δ鍵和π鍵比較重疊方式δ鍵：頭碰頭π鍵：肩并肩②δ鍵比π鍵的強度較大成鍵電子：δ鍵S-SS-PP-Pπ鍵P-Pδ鍵成單鍵π鍵成雙鍵、叁鍵４．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，老師小結教案四：分子的立體結構第一課時教學目標認識共價分子的多樣性和復雜性；初步認識價層電子對互斥模型；能用VSEPR模型預測簡單分子或離子的立體結構；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：⑴什么是分子的空間結構？⑵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（VSEPRmodels）[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=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正四面體教案五：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了解極性共價鍵和非極性共價鍵；結合常見物質分子立體結構，判斷極性分子和非極性分子；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：如何理解共價鍵、極性鍵和非極性鍵的概念；如何理解電負性概念；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：共價鍵有極性和非極性；分子是否也有極性和非極性？由非極性鍵形成的分子中，正電荷的中心和負電荷的中心怎樣分布？是否重合？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：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。含極性鍵的分子有沒有極性，必須依據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：HCl、NH3、H2O。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：以極性鍵結合成的雙原子分子是極性分子。如：HCl、HF、HBr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。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。在多原子分子中，中心原子上價電子都用于形成共價鍵，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”。教案六：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范德華力、氫鍵及其對物質性質的影響能舉例說明化學鍵和分子間作用力的區(qū)別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