中专化学教案

第一章第一节 物质的结构 〖教学目标〗 1.了解原子的组成和原子核外电子的排布规律。 2.了解元素周期表的结构，理解元素周期表中元素性质的递变规律及应用。 〖教学重点〗 1.质量数（A）和的含义，以及原子核外电子的排布规律。 2.元素周期律和元素周期表的结构。 〖教学难点〗 1．质量数与相对原子质量概念的理解。 2．元素周期表中元素性质的递变规律及应用。 〖课时安排〗： 2课时（90分钟） 〖教法建议〗 借助课件，组织学生复习初中化学课本中有关原子的内容，以此导入新课，使这些知识成为新知识的生长点，温故而知新，使学生较为系统地了解构成原子的粒子间的关系。在此基础上，引导学生探索原子结构与元素性质的关系。 〖教学内容〗 引 言：丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的。在初中化学中，我们已初步认识到物质在不同条件下表现出来的各种性质，都与它们的化学组成和微观结构有关。例如，用来刻画玻璃的金刚石和用作铅笔芯的石墨，它们都是由碳组成的，但前者碳原子呈立方体结构，后者碳原子呈鳞片形层状结构；还有我们平时食用的食盐——氯化钠晶体，呈立方体结构等。本章我们将在此基础上，进一步学习和了解原子结构和元素周期律的基本知识，理解元素性质与原子结构之间的关系，并从氧化、还原的角度认识物质所发生的变化。 新 授： 第一章 物质的结构及变化 第一节 物质的结构 一、原子结构 1．原子的组成 在初中化学中，已经学过原子是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的，原子核是由质子和中子组成的，电子在核外空间一定范围内作高速绕核运动。 每个质子带一个单位正电荷，中子呈电中性，所以原子核所带的正电荷数即核电荷数等于核内质子数。每个电子带一个单位的负电荷，原子核所带的正电荷数与核外电子所带的负电荷数相等。因此，原子作为一个整体不显电性。 核电荷数（Z）＝核内质子数＝核外电子数 由于电子的质量约为质子或中子质量的1/1836，所以原子的质量主要集中在原子核上。质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，所得的数值叫做质量数。 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N） 例如，知道氯原子的核电荷数为17，质量数为35，则中子数＝35－17＝18。 归纳起来，如以代表一个质量数为A、质子数为Z的原子，那么，原子组成可表示为： 原子（） 2．原子核外电子的排布 在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，这些不同的“区域”称之为电子层，按从内到外的顺序分别用n＝1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q来表示。核外电子总是尽可能地先从内层（能量最低的第1电子层）排起，当第1层排满后再排第2层，即按由内到外顺序依次排列。 原子核外电子的排布规律： （1） 各电子层最多容纳的电子数是2n2个（如n＝1，即K层最多容纳的电子数为2×12 ＝2个）。 （2）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。 （3）次外层的电子数不超过18个，倒数第三层的电子数不超过32个。 二、元素周期律 元素周期表 1．元素周期律 随着科学技术的发展，人们发现的元素种类也在不断地增加，在这些众多的元素中是否存在着内在的联系或是某种规律呢？ 元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。该规律是由俄国化学家门捷列夫于1869年在前人工作的基础上总结出来的。 2．元素周期表 把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵列，这样就得到一个元素周期表。元素周期表是元素周期律的具体表现形式。 （1）周期 元素周期表中，每一横行称为一个周期，共有7个周期。每一周期中元素的电子层数相同，周期的序数就是该周期元素具有的电子层数，即： 周期序数＝电子层数 第一周期最短，只有两种元素；第二、三周期各有8种元素，这三个周期所含元素较少，称为短周期； 第四、五、六周期所含元素较多，分别为18、18、32种，称为长周期； 第七周期还未填满，称为不完全周期。 （2）族 元素周期表中有18个纵列，除第8、9、10三个纵列为一族外，其余每个纵列称为一族，共有16个族，即7个主族、7个副族、1个零族和1个第Ⅷ族。 其中，由短周期元素和长周期元素共同构成的族叫主族，分别用ⅠA、ⅡA……ⅦA表示。周期表中，主族的序数就是该主族元素的最外层电子数，即： 主族序数＝最外层电子数 完全是由长周期元素构成的族叫副族，分别用ⅠB、ⅡB……ⅦB表示。由稀有气体元素构成的族叫零族，用“0”表示。由第8、9、10三个纵行的元素构成的族叫第Ⅷ族，用“Ⅷ”表示。 3．元素周期表中元素性质的递变规律 金属性通常用元素的单质跟水或酸起反应置换出氢的难易程度，以及形成最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，来判断元素的金属性的强弱。非金属性通常用单质跟氢气生成气态氢化物的难易程度，或形成最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，来判断元素的非金属性的强弱。 同一周期的元素，从左到右随着核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。因此，金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱，如NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3；非金属元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，如H3PO4酸）。 同一主族的元素，从上到下随着电子层数逐渐增多，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。因此，其氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，如LiOH属性N>P，因此，其最高价氧化物对应的水化物的酸性HNO3>H3PO4。 4.化学键 （1）化学键：相邻的原子间强的相互作用叫化学键。 （2）化学反应中物质变化的实质： 旧化学键的断裂和新化学键的形成。

2、化学键的类型 分析：HCl 分子的形成过程 （1）共价键： 定义：原子间通过共用电子形成的化学键，叫做共价键。 共价键形成条件：一般在非金属元素原子之间易形成。 成键原因：微粒由不稳定结构通过电子转移共用电子后变成相对稳定结构。 成键微粒：原子。 共价键的类型： ①极性共价键：不同的非金属原子之间或非金属与金属原子之间。 ②非极性共价键：相同的非金属原子之间形成的共价键。 知识拓展：用电子式表示HCl 分子的形成过程。 分析：NaCl的形成过程用.。 （2）离子键： 定义：阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键，叫做离子键。 离子键形成条件：活泼金属元素原子与活泼非金属元素原子之间易形成。 成键原因：微粒由不稳定结构通过电子得失后变成相对稳定结构。 成键微粒：阴、阳离子。 总结归纳： 课后作业：

第二章第一节 〖教学目标〗 1.理解物质的量及摩尔质量 2.理解溶液物质的量浓度的表示方法。 3．掌握物质的量浓度溶液的配制。 〖教学重点〗 1. 物质的量浓度的表示方法。 2. 物质的量浓度溶液的配制。 〖教学难点〗 物质的量浓度溶液的配制。 〖教法建议〗 借助课件，组织学生复习初中学过的有关溶液配制的内容和上一堂课学习的有关物质的量的内容，以此导入新课，使这些知识成为新知识的生长点，前后联系，使学生正确理解溶液物质的量浓度的概念和表示方法。在此基础上，引导学生学习掌握物质的量浓度溶液的配制及其简单运算。 〖教学内容〗 一、物质的量 1.物质的量是一个物理量，符号为 n，单位为摩尔(mol)。 2.1 mol粒子的数目是0.012 kg 12C中所含的碳原子数目，约为6.02×1023个。 3.1 mol粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为NA，单位mol－1。 物质的量只规定了所含粒子数目的多少，但并没规定粒子种类，所以，使用摩尔时应注明所指粒子是哪种。 在初中化学中，已经学过溶质的质量分数的概念和配制一定质量分数溶液的方法和步骤，上一节课又学习了质量浓度的概念，物质的量、物质的摩尔质量及相关换算关系。本节着重讨论溶液的物质的量浓度，以及配制一定物质的量浓度溶液的方法。练习：判断正误，说明理由。 A. 1 mol氢 × 没有指出是分子、原子或离子 B. 1 molCO2 √ C. 1 mol小米 × 小米不是微观粒子 4.使用摩尔时，必须指明粒子的种类，可以是分子、原子、离子、电子等。 练习：根据摩尔的有关知识，进行计算。 （1） 1.204×1024个H2含多少 摩尔氢分子？ （2） 5 mol O2中有多少个氧分子？ （3） NA个水分子的物质的量是多少？ 教师引导学生总结得出：粒子数目、阿伏加德罗常数、物质的量三者的关系为： 5. N=n·NA 练习： （1）0.5 mol H2O中含有 个水分子。 （2）2 mol H2O中含有 个水分子， 个氢原子。 （3）1 mol H2SO4中含有 个H2SO4分子， 个硫酸根离子。 （4）1 mol HCl溶于水，水中存在的溶质粒子是什么?它们的物质的量各是多少? （5）1个水分子中有 个电子，1 mol H2O中呢? 二、摩尔质量 1.定义：1 mol任何物质的质量，称为该物质的摩尔质量。用符号M表示，常用单位为g·mol－1 ［问题解决1］ 参考下列解题方式，完成下列计算： （1）9.8 g H2SO4的物质的量 。（0.1 mol） （2）10.6 g Na2CO3的物质的量 。（0.1 mol） （3）0.25 mol CaCO3的质量 。（25 g） （4）2.0 mol H2O的质量 。（36 g） 新 授： 三、物质的量浓度 以单位体积的溶液中所含溶质的物质的量来表示的溶液浓度，叫做物质的量浓度，用符号“c”表示，单位为mol/dm3 或mol/L。其数学表达式为： 即