人教版_高中化学必修二全册教案.pdf
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1、教案 课题:第一章物质结构元素周期律授课班级 目录(人教版) 第一章物质结构元素周期律 2 第一节 元素周期表 2 第二节 元素周期律 20 第三节 化学键 33 第二章 化学反应与能量 40 第一节 化学能与热能 40 第二节 化学能与电能 48 第三节 化学反应速率与限度 58 第三章 有机化合物 66 第一节 最简单的有机物甲烷 . 66 第二节 来自石油和煤的两种基本化工原料 81 第三节 生活中常见的两种有机物 94 第四节 基本营养物质 105 第四章 化学与自然自然的开发利用 111 第一节 开发和利用金属资源与海水资源 111 第二节 环境保护与资源综合利用 121 第一节元素
2、周期表 (一) 原子结构课时 教 学 目 的 知识 与 技能 1、引导学生认识原子核的结构,懂得质量数和 A ZX 和含义,掌握构成原子的微粒间的关系; 2、知道元素、核素、同伴素的涵义; 3、掌握核电荷数、质子数、中子数和质量数之间的相互关系 过程与 方法 通过对构成原子的微粒间的关系和氢元素核素等问题的探讨,培养学生分析、处理数据的能力,尝 试运用比较、归纳等方法对信息进行加工 情感态度 价值观 1、通过构成物质的基本微粒的质量、电性的认识,了解微观世界的物质性,从而进一步认识物质 世界的微观本质;通过原子中存在电性不同的两种微粒的关系,认识原子是矛盾的对立统一体 2、通过人类探索原子结构
3、的历史的介绍,使学生了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的 历程,培养他们的科学态度和科学精神,体验科学研究的艰辛与喜悦 重 点构成原子的微粒间的关系 难 点培养分析、处理数据的能力,尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。 知 识 结 构 与 板 书 设 计 第一节元素周期表 (一) - 原子结构 一.原子结构 1.原子核的构成 核电荷数 (Z) = 核内质子数= 核外电子数= 原子序数 2、质量数 将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来,所得的数值,叫质量数。 质量数( A)= 质子数( Z)+ 中子数( N)=近似原子量 原子 A ZX 3、阳离子aW m+ :核电荷数
4、质子数核外电子数,核外电子数am 阴离子 bY n-:核电荷数质子数 核外电子数,该离子是阳离子,带正电荷。 当质子数(核电荷数)核外电子数,核外电子数am 阴离子 bY n-:核电荷数质子数 Cl2Br2I2 2 、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱 .即氢化物稳定性次序为 HFHClHBrHI 反应通式: X2 + H2 = 2HX (2) 卤素单质间的置换反应:2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 2NaI + Cl2= 2NaCl + I2 2NaI + Br2= 2NaBr + I2 随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序: F2Cl2Br2I2 氧化性逐渐减弱 非金属性逐渐
5、减弱 4、非金属性强弱判断依据: ( 1) 、非金属元素单质与H2 化合的难易程度,化合越容易,非金属性也越强。 (2)、形成气态氢化物的稳定性,气态氢化物越稳定,元素的非金属性也越强。 (3)、最高氧化物对应水化物的酸性强弱,酸性越强,对于非金属元素性也越强。 教学过程 教学步骤、内容教学方法 【过渡】以上我们研究了金属族元素与原子结构关系,下面我们继续研究非金属族元素卤素 【板书 】元素的性质与原子结构的关系 二、卤族元素 【投影】卤素原子结构示意图: 【科学探究一】 根据碱金属元素结构的相似性、递变性, 根据下表总结并推测卤族元素的结构和性质 有什么相似性和递变性。 元素 名称 元素 符
6、号 核电 荷数 原子结 构示意图 最外层 电子数 电子 层数 原子半径 卤 族 元 素 氟071nm 氯099nm 溴114nm 碘133nm 【归纳 】 相似性:最外层电子数相同,均为7; 递变性:卤素随着荷电荷数的增加,电子层数逐渐增加,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸 引能力逐渐减小,得电子能力越来越差,非金属性减弱。 【板书】 1、结构的相似性和递变性 (1)在结构上:最外层都有7 个电子,化学性质相似; (2)随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能 力逐渐减弱,非金属性逐渐减弱。 【科学探究二 】根据下表,总结卤素的物理性质有什么相
7、似性、递变性。 【投影】 资料卡片 卤素单质颜色和状态 (常态 ) 密度沸点溶点溶解度 (100g 水中 ) F2淡黄绿色气体1 69g/l(15)-188 1 -2196 反应 Cl2黄绿色气体3 214g/l(0)-346 -101 226cm 3 Br2深红棕色液体3 119g/cm 3 (20)5878 -72 417g I2紫黑色固体493g/cm 3 1844 1135 0029g 【归纳】 相似性:都是双原子分子,有颜色,不易溶于水(氟除外),易溶于苯、四氯化碳等有机溶 剂(萃取原理) 。 递变性:从氟到碘,单质的颜色逐渐加深,密度依次增大,熔点、沸点依次升高。 【板书】 2、物
8、理性质的变化规律(随原子序数的递增) 颜色:浅黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色颜色逐渐加深 状态:气态 液态 固态 熔沸点:逐渐升高 密度:逐渐增大 溶解性:逐渐减小 【板书】 2、卤族元素的化学性质 NaBr 溶液 滴 加 氯水 滴 加 CCl4 上层:无色 下层:橙红色 KI 溶液 滴 加 氯水 滴 加 CCl4 上层:无色 下层:紫红色 KI 溶液 滴 加 溴水 滴 加 CCl4 上层:无色 下层:紫红色 (1)卤素单质与H2的反应 名称反应条件方程式生成氢化物的稳定性 F2冷暗处爆炸H2+F2=2HF HF 很稳定 Cl2光照H2+Cl2=2HCl HCl 稳定 Br2高温 H2+Br
9、2=2HBr HBr 较不稳定 I2高温、持续加热 H2+I22HBr HI 很不稳定 【归纳 】 卤素单质与氢气反应 、卤素单质与H2反应的剧烈程度:F2Cl2Br2I2 、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱 .即氢化物稳定性次序为:HFHClHBrHI 、反应通式:X2 + H2 = 2HX 【结论 】 卤素与H2、H2O、碱的反应,从氟到碘越来越不剧烈,条件越来越苛刻,再次证明了从结 构上的递变有结构决定性质。 【科学探究三】完成下列实验,观察现象。写出有关反应的化学方程式。 实验现象化学方程式 1 将少量新制的饱和氯水分别加入盛有NaBr 溶液和 KI 溶液的试 管中,用力振荡后加入少量四氯
10、化碳,振荡、静置。 1 2 2将少量溴水加入盛有KI 溶液的试管中,用力振荡后加入少量 四氯化碳,振荡、静置。 3 【演示实验 】卤素单质间的置换反应 【实验步骤 】 溶液由无色变成橙黄色 【结论】:氯可以把溴从其化合物中置换出来 【板书】(2) 卤素单质间的置换反应:2NaBr+ Cl 2 = 2NaCl + Br2 【实验步骤 】 溶液由无色变成棕黄色 【结论】:氯可以把碘从其化合物中置换出来 【板书】2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 【实验步骤 】 溶液由无色变成棕黄色 【结论】溴可以把碘从其化合物中置换出来 【板书】2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 【讲解
11、】 请同学们指出上述三个反应的氧化剂和氧化产物,得出氟氯溴碘的氧化性依次减弱的结论。 【板书】(3)随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序: F2Cl2Br2I2 氧化性逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 【思考与交流】主族元素随原子核外电子层数增加,它们得失电子能力、金属性、非金属性、递变的 趋势。 光 500 【板书】 (4) 非金属性强弱判断依据: 1、非金属元素单质与H2化合的难易程度,化合越容易,非金属性也越强。 2、形成气态氢化物的稳定性,气态氢化物越稳定,元素的非金属性也越强。 3、最高氧化物对应水化物的酸性强弱,酸性越强,对于非金属元素性也越强。 【随堂练习】 1.若用 X 代表 F
12、、Cl、Br、I 四种卤族元素,下列属于它们共性反应的是 AX2+H2 = 2HX B X2+H2O = HX+HXO C2Fe+3X2 = 2FeX3D X2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O 2.随着卤素原子半径的增大,下列递变规律正确的是 A单质的熔、沸点逐渐降低B卤素离子的还原性逐渐增强 C单质的氧性逐渐增强D气态氢化物的稳定性逐渐增强 3砹( At)是放射性元素,它的化学性质符合卤素性质的变化规律,下列说法正确的是() AHAt 很稳定BAgAt 易溶于水C砹易溶于有机溶剂D砹)( 2 At是白色固 4下列叙述正确的是( ) A. 卤素离子( X )只有还原性而无氧化性 B.
13、 某元素由化合态变成游离态,该元素一定被氧化 C. 失电子难的原子获得电子的能力一定强 D. 负一价卤素离子的还原性在同一族中从上至下逐渐增强 6、碱金属钫( Fr)具有放射性,它是碱金属元素中最重的元素,下列对其性质的预言中,错误的是 () A、在碱金属元素中它具有最大的原子半径 B、它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱 C、钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O 的氧化物 D、它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸 7、砹( At)是卤族元素中位于碘后面的元素,试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是() A、砹的非金属性在卤素中是最弱的,At -易被氧化 B、砹
14、化氢很稳定不易分解 C、砹化银不溶于水或稀HNO 3 D、砹在常温下是白色固体 教学回顾: 采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质(元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电 子能力)和原子结构的关系从而归纳出元素周期律,揭示元素周期律的实质; 教案 课题:第二节元素周期律 (一) 授课班级 课时 教 学 目 的 知识与技能 1、引导学生了解原子核外电子排布规律,使他们能画出1-18 号元素的原子结构示意图; 2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系 过程与方法培养学生对事物认识的方法:从宏观到微观,从特殊到一半 情感态度 价值观 引导学生形成正确
15、的物质观 重 点原子核外电子的排布规律 难 点原子核外电子的排布规律 知识 结构 与 板书 设计 第二节 元素周期律 (一) 一、原子核外电子的排布 1、电子层的划分 电子层( n)1、 2、3、4、5、6、7 电子层符号K、L、M、N、O、P、Q 离核距离近远 能量高低低高 2、核外电子的排布规律 教学过程 教学步骤、内容教学方法 【引言】我们已学习了元素周期表的结构,那么这张表又有何意义呢?我们能否从其中总结出元素的 某些性质规律,以方便我们应用,解决新的问题呢?这就是我们本节课所要研究的内容。 【板书 】第二节元素周期律 【教师】元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的,因此我们讨论性质
16、之前,必须先来熟悉一下 原子的结构。 【展示】电子层模型示意图 【讲解】原子是由原子核和核外电子构成的,原子核相对于原子很小,即在原子内部,原子核外,有 一个偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子,运动情况比较简单。对于多电子原子来讲,电 子运动时是否会在原子内打架呢?它们有没有一定的组织性和纪律性呢?下面我们就来学习有关知 识。 【板书】一、原子核外电子的排布 【讲解】科学研究证明,电子的能量是不相同的,它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区 域简化为不连续的壳层,也称作电子层,分别用n=1、2、3、4、5、6、7 来表示从内到外的电子层, 并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q
17、来表示。通常,能量高的电子在离核较远的区域运动,能量低 的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力,离引力中心越近,能量越低;越远, 能量越高。 【板书】 1、电子层的划分 电子层( n)1、 2、3、4、 5、6、7 电子层符号K、L、M、N、O、P、Q 离核距离近远 能量高低低高 【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中,电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在 填充下一层。那么,每个电子层最多可以排布多少个电子呢?核外电子的分层排布,有没有可以遵循 的规律呢? 【思考】下面请大家分析课本12 页表 1-2,根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20 的元素原 子核
18、外电子层排布,看能不能总结出某些规律。 核电荷数元素名称元素符号各层电子数 K L M 1 氢H 1 2 氦He 2 3 锂Li 2 1 4 铍Be 2 2 5 硼B 2 3 6 碳C 2 4 7 氮N 2 5 8 氧O 2 6 9 氟F 2 7 10 氖Ne 2 8 11 钠Na 2 8 1 12 镁Mg 2 8 2 13 铝Al 2 8 3 14 硅Si 2 8 4 15 磷P 2 8 5 16 硫S 2 8 6 17 氯Cl 2 8 7 18 氩Ar 2 8 8 【讲解并板书】2、核外电子的排布规律 (1)各电子层最多容纳的电子数是2n 2 个(n 表示电子层 ) (2)最外层电子数不超
19、过8 个(K 层是最外层时,最多不超过2 个 );次外层电子数目不超过18 个,倒数 第三层不超过32 个。 (3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层,然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子 层排布 (即排满 K 层再排 L 层,排满L 层才排 M 层)。 【教师 】以上规律是相互联系的,不能孤立地机械套用。知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律 以后,我们就可以画出原子结构示意图。如钠原子的结构示意图可表示为,请大家 说出各部分所表示的含义。 【学生 】圆圈表示原子核,+11 表示核电荷数,弧线表示电子层,弧线上的数字表示该层电子数。 【练习 】 1、判断下列示意图是否正确?为什
20、么? 【答案 】 (A 、B、C、D 均错 )A 、B 违反了最外层电子数为8 的排布规律,C 的第一电子层上应为2 个 电子, D 项不符合次外层电子数不超过18 的排布规律。 2.根据核外电子排布规律,画出下列元素原子的结构示意图。 (1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs (2)9F 17Cl 35Br 53I (3)2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 【提问 】请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点? 【学生 】除氦为2 个外,其余均为8 个。 【提问 】元素的化学性质主要决定于哪层电子?稀有气体原名为惰性气体,为什么? 【学生 】
21、主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰,不活泼,一般不易和其他物质发学生 化学反应。 【教师 】我们把以上分析归纳起来,会得出什么结论呢? 【学生 】原子最外层电子数为8 的结构的原子,不易起化学反应。 【教师 】通常,我们把最外层8 个电子 (只有 K 层时为 2 个电子 )的结构,称为相对稳定结构。一般不 与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K 层小于 2)时,是不稳定结构。在化 学反应中,具有不稳定结构的原子,总是“ 想方设法 ” 通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。 【教师 】原子的核外电子排布,特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知
22、识, 我们知道,金属元素的原子最外层电子数一般少于4 个,在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳 定结构;而非金属元素的最外层一般多于4 个电子,在化学反应中易得到电子而达到8 个电子的相对 稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。 【小结 】本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律,知道了多电子中的电子排布并不是杂乱 无章的,而是遵循一定规律排布的。 【迁移与应用 】 1. 下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒? 2. 下列微粒结构示意图是否正确?如有错误,指出错误的原因。 原子核 核电荷数 电子层 电子层上的电子数 【点评】 通过上述应用,使学生加深对核外电子排布
23、的规律的认识,对容易出现的错误,让学生自我 发现,以加深印象。 【探究与应用 】核电荷数为118 的元素原子核外电子层结构的特殊性: (1)原子中无中子的原子: (2)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素: (3)最外层电子数等于次外层电子数的元素: (4)最外层电子数等于次外层电子数2 倍的元素 : (5)最外层电子数等于次外层电子数3 倍的元素: (6)最外层电子数等于次外层电子数4 倍的元素: (7)最外层有1 个电子的元素: (8)最外层有2 个电子的元素: (9)电子层数与最外层电子数相等的元素: (10)电子总数为最外层电子数2 倍的元素: (11)内层电子总数是最外层电子数2
24、倍的元素: 教学回顾: 教案 课题:第二节元素周期律 (二) 授课班级 课时 教 学 目 的 知识与 技能 1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化,认识元素周期律 2、了解元素 “ 位、构、性 ” 三者间的关系,初步学会运用元素周期表 过程与方法通过对元素周期律的探究,培养学生利用各种图表(直方图、折线图)分析、处理数据的能力 情感态度 价值观 学习元素周期律,能使学生初步树立“ 由量变到质变 ” 、 “ 客观事物都是相互联系和具有内 部结构规律 ” 、“ 内因是事物变化的依据” 等辩证唯物主义的观点 重点 同一周期金属性、非金属性变化的规律 难点 元素周期律的实质 知
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