2019-2020年高中化学元素周期律教案鲁科版必修2.doc

2019-2020年高中化学元素周期律教案鲁科版必修2一、 基础知识：（1） 知识体系： 横：周期 结构 纵：族元素周期律 编排 元素周期表 元素在周期表的位置、性质及原子结构 三者间的关系周期性 质子 2个变 原子核 同位素化 中子（A-2）个原子结构 核外电子运动的特征电子云相 核外电子互 核外电子排布的规律作用 化学键：离子键 共价键 金属键 配位键 极性键 非极性键 （特殊） 网状 极性分子 结构 非极性分子 分子间 作用力 （范德华力）晶体结构：离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体（二）知识要点：相对质量 带电量 作 用质子1.007111个单位正电荷 质子数决定元素的种类中子1.00811不带电质子数相同,中子数不同,互为同位素电子质子质量的1个单位的负电荷主要决定元素的化学性质(一般指最外电子层的电子数)1、 原子结构 1 原子组成：原子组成符号： 位于原子的中心，半径 原子核 只有原子半径的几万分 之一，却集中了几乎全 部的原子的质量。 原子 核外电子运动的特征 核外电子 （高速运动但无固定轨 迹，因此用电子云来 形容它的运动状态） 核外电子分层排布规律 各电子层最多容纳的电子数目为2（n为层数） 最外电子层电子数目不超过8个 次外电子层电子数目不超过18个 遵循能量最低原理 2 n种关系： 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数 A：若质子数=核外电子数（原子） B：若质子数核外电子数（阳离子） C：若质子数核外电子数（阴离子）质子数-电荷数=核外电子数 如：Al3+ 核外电子数=13-3=10 S2- 核外电子数=16-（-2）=18 A：原子的原子量（同位素的原子量）：以一种碳原子（）的质量的作为标准，某种同位素的一个原子质量跟它相比较所得的数值（相对质量）就是该种原子的原子量（同位素的原子量）。如的原子量为34.969，的原子量为36.966。 B:某种元素的原子量:是根据各种天然同位素的原子量,按各种天然同位素原子所占的一定百分比(原子微粒数的百分比)算出的平均值(即为元素原子量表中数值)。 如：氯元素的原子量 34.96975.77%+36.96924.23%=35.453 C：某种元素的近似原子量：根据各种天然同位素的质量数，按各种天然同位素的原子所占的一定百分比（原子微粒数的百分比）算出平均值。 如：氯元素的近似原子量3575.77%+3724.23%=35.4852、元素周期律及元素周期表1 元素周期律：元素的性质随着元素的原子序数的递增而呈周期性变化的规律。元素周期律从自然科学上有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。2 元素周期表：把己知的元素根据元素的原子电子层结构按原子序数递增的顺序排列成的表（横行-具有相同的电子层数的元素，纵行-最外电子层的电子数目相同的元素）3 相互关系与知识网络： 相互关系：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。元素周期表则是 元素周期律的具体表现形式，它表现了元素之间的相互联系的规律。 知识网络需注意:A:周期序数=该周期元素原子的核外电子层数B:主族族序数=该主族元素原子的最外电子层电子数=该主族元素的最高正化合价C:原子序数=元素原子的质子数=元素原子的核电荷数 D:主族元素负化合价=-(8-族序数)4 元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律： 项目同周期(从左右)同主族(从上下) 电子层结构电子层数相同最外电子层电子数渐多电子层数递增最外电子层电子数相同原子半径大小 突大(O族)小大主要化合价最高正价 +1+7非金属元素负价=-(8-族序数)最高正价=族序数(O,F除外)非金属元素负价=-(8-族序数)失电子能力逐渐减小逐渐增大得电子能力逐渐增大逐渐减小金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物酸碱性酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱酸性逐渐增强非金属气态氢化物形成难易;稳定性、还原性形成由难易稳定性逐渐增强还原性逐渐减弱形成由易难稳定性逐渐减弱还原性逐渐增强3、化学键与晶体结构1 从整体上认识化学键与晶体结构的相互关系：2 切实掌握化学键的概念、分类、实质与特征：类型 项目离子键共价键金属键非极性键极性键本质阴、阳离子间通过静电作用形成相邻原子间通过共用电子对（电子云重叠）与原子核间的静电作用形成金属阳离子与自由电子间较强作用成键条件（元素种类）成键原子的得、失电子能力差别很大（典型金属与典型非金属之间）成键原子，得、失电子能力相同（同种非金属）成键原子，得、失电子能力差别较小（不同非金属）同种金属，不同金属（合金）特征无方向性、饱和性有方向性、饱和性无方向性、饱和性表示方式（电子式）H ：H存在离子化合物（离子晶体）如：A族（H除外）、A族与A族、A族间形成化合物强碱大部分盐共价单质某些共价化合物中如H2O2某些离子化合物Na2O2等共价化合物某些离子化合物如NaOH等金属单质合金3从构成物质的微粒种类及其相互作用掌握各类晶体的性质特点 晶体类型项目离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体组成晶体的微粒阳离子阴离子原子分子金属离子自由电子组成晶体微粒间的相互作用离子键共价键分子间的作用力（范德华力）金属键典型实例NaOH NaCl K2S等金刚石 晶体硅SiO2 SiC冰（H2O）干冰（CO2）镁 铝 铁晶体的物理特性熔点沸点熔点较高沸点高熔、沸点高熔、沸点低多数高或较高少数较低导热性不良不良不良良导电性固态不导电 熔化或溶于水能导电差差好机械加工性能不良不良不良良硬度略硬而脆高硬度硬度较小有硬 有软（3）有关知识规律1、 比较原子、离子半径大小的规律：1 同主族元素的原子半径从上而下依次增大2 同周期主族元素原子半径从左至右依次减小3 相同电子层结构的原子或离子（如：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+）核电荷数越大，半径越小4 同种元素的原子半径比其阴离子半径小，比其阳离子半径大。2、 推断1-18号元素的几点规律：1 最外层电子数为2 为He、A族（大多数过渡元素）2 次外层电子数为2 为第二周期元素3 最外层电子数为8 为零族元素4 次外层电子数为8 为第三周期元素5 最外层比次外层多1-6个电子 为第二周期元素（Li，Be除外）最外层比次外层少7-1个电子 为第三周期元素（Ar除外）无次外层电子的元素在第一周期6 最外层电子数与电子层数之和等于该元素的原子序数，该元素在第二周期最高正价绝对值等于最低负价绝对值时，该元素在A族3、 物质结构和元素周期律的特殊规律1 最外层电子数等于电子层数的元素原子为H、Be、Al、Ge2 最外层电子数是电子层数2倍的元素原子为He、C、S、Kr3 质子数、电子数均为10的分子为：CH4、NH3、H2O HF、Ne电子数为10的单核离子：F-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+电子数为10的多核离子：NH4+、OH-4 各周期气态氢化物的质子数、电子数都与该周期惰性元素原子相同。如：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl都含有18个质子，18个电子。4、 化学键的强弱与原子、离子结构的关系：1 决定离子键强弱有两个因素： 离子所带电荷的大小 离子所带电荷越大，离子间相互作用越大，离子键越强 阴、阳离子间的距离大小 离子半径越小，离子核间距离越小，离子间相互作用也相对地强2 决定共价键强弱的因素主要是原子半径的大小，晶体中原子的排列方式，晶体结构的不同等也会影响化学键的强弱。一般来说，原子晶体中的原子半径越小，共价键越强，原子半径越大，共价键越弱，如晶体结构相似的金刚石和单晶硅： rcrsi C-C键长Si-Si键能金刚石的熔沸点及以及硬度均比单晶硅高了许多5、 一般规律与例外1 氢原子体积最小，摩尔质量最小；一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氢（）的原子核中无中子。2 A族-A族，只有碳元素形成的化合物种类最多。且A族中出现常见原子晶体。如：金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。3 A族-A族中，只有A族中无同素异形体，且单质不能与氧气直接化合，氟原子吸引电子能力最大，并只有氧化性，无正价态。4 活泼金属和活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物。5 非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等却是离子化合物6 组成和结构相似的物质（分子晶体）一般分子量越大，熔沸点越高，但也有例外。如：HFHCl，H2OH2S NH3PH37 一般元素的化合价越高，其氧化性越强。但也有例外，如：HClOHclO2HclO3HclO4