高中化学 1.2《原子结构》与元素的性质(第2课时)导学案 新人教版选修3
《选修三第一章第二节原子结构与元素的性质》导学案（第2课时）学习时间 2020 — 2020学年上学期周
【课标要求】
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
［知识回顾］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？
［学与问］教材P16元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？
【学与问】观察教材P17图1-20表分析总结
1. 元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
2. 元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
3.粒子半径大小的比较有什么规律呢？
【阅读与思考】阅读P17电离能，电离能是反映元素的另一个什么性质？
【学与问】教材P18 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？
3.原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢？请分析P18图1—21
［思考与交流］1. 观察p18图1-21， Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg 的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？
2.结合已学知识电离能有哪些主要应用？
【典例解悟】
1.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )
A.K、Na、Li B．Al、Mg、Na C.N、O、C D．Cl、S、P
2.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是：______________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_________________________________________________________
(填写编号，多选倒扣分)。
①E(砷)>E(硒) ②E(砷) (3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________ (4)10号元素E值较大的原因是___________________________________________________。【练习】1、某元素的电离能(电子伏特)如下： 此元素位于元素周期表的族数是 A. IA B. ⅡA C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、ⅦA 2.下列说法正确的是（） A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 3、下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（） A、ns2np1 B、ns2np2 C、ns2np3 D、ns2np4 4.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（） A、电负性 B、电离能 C、电子亲和能 D、电势能 5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素 （1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。 ①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f （2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。 原子核失去核外不同电子所需的能量（KJ·mol-1） 锂X Y 失去第一个电子519 502 580 失去第二个电子7 296 4 570 1 820 失去第三个电子11 799 6 920 2 750 失去第四个电子9 550 11 600 ①通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。 ②表中X可能为13种元素中的（填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式。 ③Y是周期表中族的元素的增加，I1逐渐增大。 ④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。 .疑点反馈：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来） _____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ 《选修三第一章第二节原子结构与元素的性质》导学案（第2课时） ［知识回顾］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。 ［学与问］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 【学与问】【学生归纳总结】 1. 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 2. 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。 3.［投影小结］（1）、原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大 （2）、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。 （3）、同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子<原子<阴离子，并且价态越高的粒子半径越小。 【阅读与思考】电离能 （1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能. ①常用符号I表示，单位为KJ?mol－1 ②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。 （2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。 【学与问】教材P18 1.提示碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。 2.提示因为原子首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1 3.同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。［思考与交流］1. Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。 【典例解悟】 1.解析本题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，故A项正确。 答案 A ①通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为n s2、n s2n p3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。 ②金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。 2.解析此题考查了元素第一电离能的变化规律和同学们的归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na 到Ar呈现明显的周期性。 (2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。 (3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K) (4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。 答案(1)随着原子序数的增大，E值变小周期性 (2)①③(3)485 kJ·mol－1738 kJ·mol－1(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构 要综合考虑图示信息，抓住同一主族(如原子序数为1、3、11、19的碱金属族)的E值的大小，同一周期(如3～10号元素)E值的大小规律，且要注意哪些有反常现象。 【练习】1、2.答案：A 3、答案：C 4.解析：答案：B 5、答案：（1）①④（2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难②a；Na2O或Na2O2③ⅢA ④ m 第二节原子结构与元素的性质 【知识回顾】（必修2） 1. 元素周期表中的周期是指；元素周期表中的族是指 2. ，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在、、、等的周期性变化。 【预习导学】 写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的电子排布 式。 锂：氦： 钠：氖： 钾：氩： 铷：氪： 銫：氙： 从中你能体会出什么来？ 一、原子结构与元素周期表 1、周期系 随着元素原子的核电荷数递增，每到出现，就开始建立一个新的电子层， 随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。可见，元素周期 系的形成是 [讨论与探究]请运用构造原理解释为什么周期系中每一周期里元素的数目并不总是一样 多（分别是多少）？ 2、元素周期表的结构与原子结构的关系 请认真思考课本14～15页的6个科学探究！ （1）元素周期表共有个周期，每周期具有元素的数目分别为 一二三四五六七通式开头元素电子排布式 结尾元素电子排布式 第一周期结尾元素只有一个能级，个电子，所以电子排布跟其他周期不同 （2）元素周期表共有个纵列， ①价电子层： ②价电子：价电子层上的电子。 ③每个纵列的价电子层的电子总数（填“相等”或“不相等”或不知道） （3）s区有个纵列，d区有个纵列，P区有个纵列；从元素的价电子层结构可 以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层的及的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。 【归纳】 S区元素价电子特征排布为，价电子数等于序数。 ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ－1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数； ds区元素特征电子排布为，价电子总数等于所在的序数； p区元素特征电子排布为；价电子总数等于序数。 （4）元素周期表可分为族、族、族和族：从图1—16可知，副族元素（包括区和区。 区的元素）介于s区元素（主要是元素）和区（主要是非金属元素）之间，处于由元素向元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。 s区p 区 d 区ds 区 f 区分区原则 纵列数 是否都是金属 区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区， 铁及其化合物的性质 1.在FeCl3和CuCl2的混合溶液中加入铁屑,反应结束后滤出固体物质,滤液中的阳离子可能是() ①Fe2+②Fe2+、Fe3+③Fe2+、Cu2+ ④Cu2+、Fe3+ A.①③ B.②④ C.①④ D.②③ 答案:A解析:“滤出固体”说明剩余单质Cu或Cu、Fe的混合物,因为氧化性顺序为 Fe3+>Cu2+>Fe2+,则溶液没有Fe3+,有Fe2+,可能有Cu2+。 2.欲除去FeSO4溶液中含有的CuSO4和Fe2(SO4)3等少量杂质,应选用的试剂是() A.氨水 B.铝粉 C.铁粉 D.NaOH溶液 答案:C解析:加入铁粉后,Cu2++Fe Cu+Fe2+,2Fe3++Fe3Fe2+,然后将过量的铁粉及Cu 过滤即可。 3.要证明某溶液中不含Fe3+而可能含Fe2+,进行如下实验操作时,最佳顺序是() ①加足量氯水②加足量KMnO4溶液③加少量KSCN溶液 A.①② B.③② C.③① D.①②③ 答案:C解析:本题检验方法的关键是Fe3+与SCN-反应,溶液显红色。加入KSCN溶液不显红色证明无Fe3+,再加氯水,如有Fe2+可被氧化为Fe3+,与SCN-反应使溶液显红色。KMnO4溶液本身呈紫色,使Fe3+与SCN-反应显红色的实验现象不易观察,C项正确。 4.选择合适试剂完成甲、乙两组实验。 甲组:检验含Fe3+的溶液中是否含有Fe2+; 乙组:检验含Fe2+的溶液中是否含有Fe3+。 下列试剂及加入试剂顺序能达到实验目的的是() 选项甲组乙组 A新制氯水、KSCN溶液NaOH溶液 1 答案:B解析:甲组,在Fe3+存在的条件下检验Fe2+,要排除Fe3+的干扰。所选试剂具备下列条件:一是能与Fe2+发生有明显现象的反应;二是与Fe3+不反应。KMnO4酸性溶液符合条件:5Fe2++Mn O4-+8H+5Fe3++Mn2++4H2O,实验现象是溶液紫红色变浅。乙组,在Fe2+存在的条件下检验Fe3+,用KSCN溶液检验Fe3+即可,Fe2+不会造成干扰。 5.下列各组物质中,X是主体物质,Y是少量杂质,Z是为除去杂质所要加入的试剂,其中所加试剂正确的一组是() 答案:C解析:A项中Cl2能把FeCl2氧化,B项中Fe能把FeCl3还原,D项除去了C O3和 S O42-又引入了Cl-,均不合要求。A应加适量铁粉,B可加足量铁粉过滤后,向滤液中通足量Cl2,D应加适量稀硫酸。 6.从某含有FeCl2、FeCl3、CuCl2的工业废液中回收铜并制备氯化铁晶体的流程如下: 则下列说法正确的是() A.试剂a是铁、试剂b是稀硫酸 B.操作Ⅰ、操作Ⅱ、操作Ⅲ所用仪器相同 C.试剂c是氯气,相应的反应为2Fe2++Cl22Fe3++2Cl- 2 2021人教版高中化学选修三《分子的性质》word教 案 第三节分子的性质 第一课时 教学目标 1、了解极性共价键和非极性共价键； 2、结合常见物质分子立体结构，判定极性分子和非极性分子； 3、培养学生分析问题、解决问题的能力和严谨认确实科学态度。 重点、难点 多原子分子中，极性分子和非极性分子的判定。 教学过程 创设问题情境： （1）如何明白得共价键、极性键和非极性键的概念； （2）如何明白得电负性概念； （3）写出H2、Cl2、N2、HCl、CO2、H2O的电子式。 提出问题： 由相同或不同原子形成的共价键、共用电子对在两原子显现的机会是否相同？ 讨论与归纳： 通过学生的观看、摸索、讨论。一样说来，同种原子形成的共价键中的电子对不发生偏移，是非极性键。而由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键。 提出问题： （1）共价键有极性和非极性；分子是否也有极性和非极性？ （2）由非极性键形成的分子中，正电荷的中心和负电荷的中心如何样分布？是否重合？ （3）由极性键形成的分子中，如何样找正电荷的中心和负电荷的中心？ 讨论交流： 利用教科书提供的例子，以小组合作学习的形式借助图示以及数学或物理中学习过的向量合 成方法，讨论、研究判定分子极性的方法。 总结归纳： （1）由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，因此差不多上非极性分子。如：H2、N2、C60、P4。 （2）含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性向量和是否等于零而定。 当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子。如：CO2、BF3、CCl4。当分子中各个键的极性向量和不等于零时，是极性分子。如：HCl、NH3、H2O。 （3）引导学生完成下列表格 一样规律： a．以极性键结合成的双原子分子是极性分子。如：HCl、HF、HBr b．以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子是非极性分子。如：O2、H2、P4、C60。 c．以极性键结合的多原子分子，有的是极性分子也有的是非极性分子。 d．在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是相同的原子，一样是非极性分子。 反思与评判： 组织完成“摸索与交流”。 高中化学全部知识点（化学口诀+总结） 一、化学计算 化学式子要配平，必须纯量代方程，单位上下要统一，左右倍数要相等。 质量单位若用克，标况气体对应升，遇到两个已知量，应照不足来进行。 含量损失与产量，乘除多少应分清。 二、气体制备 气体制备首至尾，操作步骤各有位，发生装置位于头，洗涤装置紧随后，除杂装置分干湿，干燥装置把水留； 集气要分气和水，性质实验分先后，有毒气体必除尽，吸气试剂选对头。 有时装置少几个，基本顺序不可丢，偶尔出现小变化，相对位置仔细求。 三、氢气还原氧化铜 试管被夹向下倾，实验开始先通氢，空气排尽再点灯，冷至室温再停氢 先点灯，会爆炸，先停氢，会氧化，由黑变红即变化，云长脸上笑哈哈。 一、化合价口诀 一价钾钠氟氢银，二价氧钙钡镁锌，三铝四硅五价磷；二三铁，二四碳。二四六硫都齐全，铜汞二价最常见。 二、溶解性口诀 钾钠铵盐溶水快①硫酸盐除去钡铅钙②氯化物不溶氯化银，硝酸盐溶液都透明。③口诀中未有皆下沉。④ 注：①钾钠铵盐都溶于水；②硫酸盐中只有硫酸钡、硫酸铅、硫酸钙不溶；③硝酸盐都溶于水； ④口诀中没有涉及的盐类都不溶于水； 三、1—20号元素顺序口诀 氢氦锂铍硼，碳氮氧氟氖；钠镁铝硅磷，硫氯氩钾钙。 青孩你别蹦，炭蛋养沸奶，那妹雨归淋，牛鹿鸭呷莱。 四、金属活动性口诀 钾钙钠镁铝。锌铁锡铅氢，铜汞银铂金。 制氧气口诀： 二氧化锰氯酸钾；混和均匀把热加。制氧装置有特点；底高口低略倾斜。 集气口诀： 与水作用用排气法；根据密度定上下。不溶微溶排水法；所得气体纯度大。 电解水口诀： 正氧体小能助燃；负氢体大能燃烧。 化合价口诀： 常见元素的主要化合价：氟氯溴碘负一价；正一氢银与钾钠。氧的负二先记清；正二镁钙钡和锌。正三是铝正四硅；下面再把变价归。全部金属是正价；一二铜来二三铁。锰正二四与六七；碳的二四要牢记。非金属负主正不齐；氯的负一正一五七。氮磷负三与正五；不同磷三氮二四。有负二正四六；边记边用就会熟。 常见根价口诀 一价铵根硝酸根；氢卤酸根氢氧根。高锰酸根氯酸根；高氯酸根醋酸根。二价硫酸碳酸根；氢硫酸根锰酸根。暂记铵根为正价；负三有个磷酸根。 金属活动性顺序表： （初中）钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。（高中）钾钙钠镁铝锰锌、铬铁镍、锡铅氢；铜汞银铂金。 化合价口诀二： 一价氢氯钾钠银；二价氧钙钡镁锌，三铝四硅五氮磷；二三铁二四碳，二四六硫都齐；全铜以二价最常见。 盐的溶解性： 钾钠铵硝皆可溶、盐酸盐不溶银亚汞；硫酸盐不溶钡和铅、碳磷酸盐多不溶。多数酸溶碱少溶、只有钾钠铵钡溶 初中化学知识记忆方法 学习初中化学，“记忆”是其中的一个重要环节。下面谈一下记忆的方法。 一、简化记忆 化学需要记忆的内容多而复杂，同学们在处理时易东扯西拉，记不全面。克服它的有效方法是：在理解的基础上，通过几个关键的字或词组成一句话，或分几个要点，或列表来简化记忆。如：用六个字组成：“一点、二通、三加热”。这一句话概括氢气还原氧化铜的关键步骤及注意事项。在研究氧气化学性质时，同学们可把所有现象综合起来分析、归纳得出如下记忆要点：一、燃烧是否有火或火焰。二、是燃烧的产物是如何确定的看到、嗅到或通过其它辅助实验。 三、所有燃烧实验均放热。抓住这几点就大大简化了记忆量。氧气、氢气的实验室制法，同学们第一次接触，新奇但很陌生，不易掌握，可分如下几个步骤简化记忆。一、原理用什么药品制取该气体；二、装置；三、收集方法；四、如何鉴别。如此记忆，既简单明了，又对以后学习其它气体制取有帮助。 二、编顺口溜记忆 初中化学有不少知识容量大，记忆难，很适合用编顺口溜的方法来记忆。如刚开始学元素符号时可这样记忆：碳、氢、氧、氮、氯、硫、磷；钾、钙、钠、镁、铝、铁、锌；溴、碘、锰、钡、铜、硅、银；氦、氖、氩、氟、铂和金。记忆化合价也是同学们比较伤脑筋的问题，也可编这样的顺口溜：钾、钠、银、氢＋1价；钙、镁、钡、锌＋2价；氧、硫－2价；铝＋3价。这样主要元素的化合价就记清楚了。 三、关键字词记忆 这是记忆概念的有效方法之一，在理解基础上，找出概念中几个关键字或词来记忆整个概念。如：能改变其它物质化学反应速度一变而本身的质量和化学性质在化学反应前后都不变二不变这一催化剂内涵可用“一变、二不变”几个关键的字来记忆。 对新旧知识中具有相似性和对立性的有关知识进行比较，找出异同点。如：学习“离子”概念时，可用第二章中所学过的“原子”概念在结构方面、所带电荷方面、性质方面、表示方面以及它们在一定条件下可以相互转化方面进行比较，找出它们的区别及联系，从而防止混淆加深记忆。另外离子的表示方法和元素化合价的表示方法也易混淆，应注 第二节原子结构与元素的性质 第1课时原子结构与元素周期表 学习目标： 1、知道外围电子排布和价电子层的涵义。 2、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。 3、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系。 学习重点： 1. 原子核外电子排布的周期性变化 2. 原子结构与元素周期表的关系 学习难点：元素周期表的结构与原子结构的关系 知识准备 1、元素周期表的结构是怎样的？ 2、怎样书写基态原子的电子排布？同主族最外层电子排布式有什么关系？ 1．碱金属元素基态原子的电子排布 碱金属原子序数周期基态原子的电子排布 锂 3 二1s22s1或[He]2s1 钠_____ 三_______________或_______________ 钾_____ 四____________________或____________________ 铷_____ 五1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1 铯_____ 六1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s1 2 随着元素原子的_______递增，每到出现_______，就开始建立一个新的_______，随后最外层上的电子数逐渐增多，最后达到___个电子，出现_______；然后又开始由_______到_______，如此循环往复形成周期系。 3．元素周期表 (1) 周期 ①每周期所含元素种数：从第一到第七周期种类数分别为____、____、____、____、____、____、____。 ②每周期开头及结尾元素的最外层电子排布：开头元素______________，结尾元素____________________。 (2) 族 ①纵列与族 纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8~10 族ⅠA ⅡA ⅣB ⅤB 纵列序数11 12 13 14 15 16 17 18 族ⅠB ⅡB ⅣA ⅤA ②价电子层元素的___________ ________简称“价电子层”，是由于这些能级上的电子数可在化学 精心整理 分子的结构与性质 【知识动脉】 知识框架 1.形成杂化轨小结：引导学生分析、归纳、总结多原子分子立体结构的判断规律，完成下表。 思考：怎样判断有几个轨道参与了杂化？ [讨论总结]：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为°的直线型杂化轨道，SP2杂化轨道为°的平面三角形，SP3杂化轨道为°′的正四面体构型。 小结：HCN中C原子以sp杂化，CH 2O中C原子以sp2杂化；HCN中含有2个σ键和2π键；CH 2 O 中含有 【 解析与评价 面型； 答案：sp2 已知X、Y元素原子的最外层 子。请回答下列问题： （1）X 2 把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如 C 另一类是中心原子上有孤对电子 ．．．．（未用于形成共价键的电子对 ．．．．．．．．．．．．）的分子。如 H 2O和NH 3 中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H 2 O分子呈 V型，NH 3 分子呈三角锥型。练习2 3.等电子原理 等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒，如：CO和N 2，CH 4 和NH 4 +；等电子体具有相似 的化学键特征，性质相似。 练习3、（09江苏卷21A）（12分）生物质能是一种洁净、可再生的能源。生物质气（主要成分为 CO、CO 2、H 2 等）与H 2 混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。 （1）根据等电子原理，写出CO分子结构式。 【Y的 5 ， W与Q 电子数相同的有 电子 （1 （2 （3 总结归纳： （1）由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。如：。 （2）含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性向量和是否等于零而定。 当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子。如：。当分子中各个键的极性向量和不等于零时，是极性分子。如：。 （3）引导学生完成下列表格 《元素周期律》学案授课人：孙燕红学习目标： 1、了解原子结构与元素性质之间的关系，认识元素周期律。 2、学习透过现象看本质的科学抽象的方法。 3、初步形成世界是有规律的，并且规律是可以认识的。 学习方法：归纳推理、自主探究、合作学习 教学过程： 二、元素周期律 学与问： （1）随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布的周期性与原子半径的周期性之间是什么关系呢？ （2）随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布的周期性与元素化合价的周期性之间是什么关系呢？ 小结： 4、元素的金属性和非金属性的规律性变化（以第三周期元素为例） （Ⅰ）实验探究元素的金属性（Na、Mg、Al）强弱 学生自主探究：设计实验验证Na、Mg、Al的金属性强弱 小结：金属性强弱的判断依据： （1） （2） （3） 实验探究一： 自主探究 知识迁移：碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是（）A．NaOH B．Al(OH)3C．Fe(OH)3D．RbOH （Ⅱ）元素的非金属性（Si、P、S、Cl）强弱 请阅读课本16页表三，总结： 同周期从左到右，非金属性逐渐；同主族从下到上，非金属性逐渐。小结：非金属性强弱的判断依据： （1） （2） （3） 知识迁移： PH3、H2S、HCl的氢化物的稳定性逐渐；HClO4、H2SO4、H3PO4的酸性逐渐。 归纳： 通过以上对第三周期元素性质的比较，我们可以得出的结论： Na 、Mg 、Al 、Si 、P 、S 、Cl的金属性逐渐，非金属性逐渐 归纳总结：元素周期律：。 元素周期律的实质：。 知识线 能力提升： 方法线 创新应用： 1、原子序数从3~10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是（）： A.电子层数 B.原子半径 C.最外层电子数 D.化合价 2、下列有关物质性质的比较正确的是（） A、同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 B、元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 C、同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 D、元素的非金属性越强，它的气态氢化物越不稳定 3、下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（） A、原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 B、ⅦA族元素是同周期中非金属性最弱的元素 C、第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6 D、原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族 4、下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是( ) A、Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多 B、第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强 C、因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的金属性强 D、O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强 5、下列排列顺序正确的是（） A、热稳定性：H2O＞HF＞NH3 B、原子半径：Na＞Al＞S C、酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4 D、金属性：Al＞Mg＞Na 6、同一周期的X、Y、Z三元素，已知最高价氧化物对应水化物的化学式是：H3XO4、H2YO4、HZO4，则： （1）X、Y、Z的非金属性强弱顺序为_____________。 （2）气态氢化物的化学式分别为________________, 它们稳定性强弱为_____________________________。 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为_______________________________________。 铁及其化合物的性质》学案 【教学目标】 1. 了解铁在自然界中的存在、铁的物理性质及用途。 2. 掌握铁的化学性质、Fe2+M Fe3+的检验及性质、铁的氢氧化物的制备及性质。 3. 了解铁盐的净水原理。 【教学重点】 1. 铁与水蒸气 2. Fe2+及Fe3+的检验及性质。 3. 铁的氢氧化物的制备及性质。 【突破方法】 立足初中所学相关基础知识，运用物质间相互转化的基本反应规律及氧化还原反应中的基本概念和规律来进行指导学习，并以此设计相关实验进行探究验证学习。 【教学方法】 实验探究教学法。 【教学过程】 阅读并回答问题： 人类用铁的历史 人类使用铁的历史可以追溯到4500 多年前，不过那时的铁是从天而降的陨铁（其中含铁90％以上）。铁是天体演化过程中的一个重要产物。在漫长的岁月中，宇宙中的氢、氦经一代又一代的、聚变，产生了碳氧、氖、镁，镁再聚合成硅，最后形成铁。铁很稳定，是浩渺宇宙中普遍存在的一种重要元素。铁在地球的生物进化过程中也至关重要。距地面 3 000 km 深处的地心就是铁和镍的熔融体（含铁90％），但目前还无法开采。目前，铁的主要来源是 蕴藏在地表层的铁矿石。 铁（Fe）这元素占地壳元素总量的 5.5 %，世界上的金属总产量中钢铁占99.5 %。自然 界中自然铁极少，大部份和氧结合成铁矿石。纯铁呈灰白色，强度不是很大，故用处不大。 通常我们所说的铁，或钢，其实是一种合金，这种合金主要成份为纯铁（Fe,含有锰，铬，钨等金属元素及碳，硅，硫磷等非金属元素。其中碳所扮演的角色最为重要，它决定铁是否有展延性，是不是很 脆，容不容易熔化。 将铁矿石加入高炉还原而得的"熔铳”（hotmetal，即熔融生铁）含碳2到7.5 %。将熔 铳浇注到模中得一定的形状，称为铸铁（castiro n ）。铳铁（或生铁）无法锻造、轧制或压 制，换句话说，它不允许作任何形式的机械变形。铳铁有白铳（whitepig iron ）和灰铳（grey pig iron ）的区别。白铳中的碳以碳化铁（Fe3C）的形式存在，故新的断口呈银白色；且因 碳化铁硬而脆，所以白铳较硬且脆。至于灰铳中的碳以石墨的形式出现，故断口为灰色，且较白铳软且勒。 磷与硫对铁来说，是很令人讨厌的元素，虽然磷可使铁之流动性变佳，但也使得铁变脆（此因磷与铁结合或硬脆的Fe s P）。至于硫呢？如果铁中含硫过多，则有热脆现象发生，即 铁在高温加工的操作下脆裂（这是因为硫与铁结合成为硫化铁，铁与硫化铁成为共晶，形成网状，围绕在铁的晶体周围，因为共晶体的熔点较铁为低，所以在高温加工的温度下，铁与硫的共晶体熔融而铁未熔；此时若加以外力，铁即生裂痕）。 如果加入某些特定的合金元素一一锰、铬、镍、钼等等，可以增加钢铁的延性、抗拉强度，硬度，改进其铸造性质，增加其对腐蚀与热的抵抗力。经过热处理（即将钢料加热至某一预定高温，再以各种速率使其冷却），可以改变钢料的机械性质和物理性质。再者，钢铁容易施以机械加工而得到所需要的尺寸和形状。钢铁因为具有这些特性，所以广泛地用来制造各种机械，设备及建筑楼房。一般将含碳量高于2%的铳铁或铸铁称为铁，而将含量少于2% 的称为钢。 1、铁在自然界中以____________________ 存在，这是因为其化学性 质_______________________________ 。 2、纯铁具有__________________________ 金属光泽，质_______________ ，有良好 3 的_____________________ 性，铁的密度是7.86g/cm，熔点1535 C,沸点2750 C。铁还是电和 热的导体。鉴别铁和铜最简单的方法是 ________________________________ 。 3、赤铁矿主要成分________________________________ ，黄铁矿主要成 分_____________________________ ，菱铁矿主要成分_______________________ （写化学式），由赤铁矿炼铁的化学反应方程式 为__________________________________________________________________________ 4、完成下列表格： 设计思想：通过对铁的历史回顾，不仅让学生了解铁的性质，以及铁与人类生活、社会发展紧密联系在一起，更重要的是通过这样的教学设计，尝试探索培养学生阅读能力，自学能力，获取信息的能力的有效途径。 【实验探究】 高中化学-铝及铝合金导学案 【学习目标】 1、了解铝的性质，掌握铝的化学性质。 2、了解铝制品的相关使用知识，体验化学与生活的紧密联系。 3、铝合金含义及特性；铝及铝的重要化合物之间的转变关系。 【重点难点】 重点：铝的化学性质及应用 难点：铝与强碱的反应、铝的钝化 【导学流程】 一、自主预习 1、铝的物理性质： 铝是色的金属，密度 ,属于金属，具有导电性、导热性和延展性。 2、铝可制成各种合金，铝合金的优点 铝合金主要用于 3、铝的化学性质：铝在化学反应中容易电子，化合价，表现出性。 （1）活泼金属的通性（写出有关化学方程式）： ①与S、Cl 2、O 2 等非金属单质反应： ②与稀硫酸等非氧化性酸的反应： ③与硫酸铜等某些盐溶液的反应：（2）特性： ①与NaOH等强碱反应 ②与氧化铁等发生铝热反应 ③钝化： 二、合作探究 1、钝化： 浓硫酸、浓硝酸可贮存在铝制容器中，说明铝与浓硝酸、浓硫酸不发生反应，该观点对吗？ 2、合金：一种金属与另一种或几种金属或非金属熔合而成的具有金属特性的物质。 常见的合金有 3、铝与强酸反应的离子方程式 铝与强碱反应的离子方程式 结论：铝是一种的金属。 4、铝热反应： （1）铝热反应是反应（“吸热”或“放热”）；实验中用到了镁条和氯酸钾，其作用分别是。 三、典型例题 【典例1】不宜用铝热法冶炼的金属是： A．镁B．铁C．铬 D．钨 【典例2】将铝及铝合金的应用与性质用短线相连： 铝制炊具、热交换器良好的导电性 制作导线、电缆良好的导热性 飞机制造密度小 用作包装良好的延展性 房屋门窗强度大、抗腐蚀能力强 建筑外墙装饰强还原性且反应放出大量热 焊接钢轨外观好 汽车车轮骨架反射性好 【典例3】Array 四、当堂检测 1、正误判断： （1）铝元素在人体内积累可导致脑损伤，所以在制炊具、净水、制电线等方面要加以控制。（2）铝热反应常用于制取某些金属、焊接钢轨，因为铝在反应中易得电子表现出强还原性。 （3）铝在空气中表现出良好的抗腐蚀性，是因为其表面牢固地覆盖着一层致密的氧化膜， 分子的结构与性质 【知识动脉】 知识框架 产生原因：共价键的方向性 Sp3 决定因素：杂化轨道方式sp2 分子的空间构型sp 空间构型的判断：VSEPR理论 空间构型决定性质等电子原理 手性分子 配合物 一、杂化轨道理论 1. 杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。 思考：甲烷分子的轨道是如何形成的呢？ 形成甲烷分子时，中心原子的2s和2p x，2p y，2p z等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。 根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化外，还有sp2杂化和sp杂化，sp2杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。 思考： 应用轨道杂化理论，探究分子的立体结构。 C2H4 BF3 CH2O C2H2 思考：怎样判断有几个轨道参与了杂化？ [讨论总结]：三种杂化轨道的轨道形状，SP杂化夹角为°的直线型杂化轨道，SP2杂化轨道为°的平面三角形，SP3杂化轨道为°′的正四面体构型。 小结：HCN中C原子以sp杂化，CH2O中C原子以sp2杂化；HCN中含有2个σ键和2π键；CH2O中含有3σ键和1个π键 【例1】（09江苏卷21 A部分）（12分）生物质能是一种洁净、可再生的能源。生物质气（主要成分为CO、CO2、H2等）与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。甲醛分子中碳原子轨道的杂化类型为。甲醛分子的空间构型是；1mol甲醛分子中σ键的数目为。 解析与评价：甲醛分子中含有碳氧双键，故碳原子轨道的杂化类型为sp2杂化；分子的空间构型为平面型；1mol甲醛分子中含有2mol碳氢δ键，1mol碳氧δ键，故含有δ键的数目为3N A 答案：sp2平面型3N A 【变式训练1】（09宁夏卷38）［化学—选修物质结构与性质］（15分） 已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题： （1）X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为____________; 2、价层电子对互斥模型 把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C 原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下： ABn 立体结构范例 n=2 直线型CO2 n=3 平面三角形CH2O n=4 正四面体型CH4 另一类是中心原子上有孤对电子 ．．．．．．．．．．．．）的分子。如 ．．．．（未用于形成共价键的电子对 H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。 练习2、应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。进一步认识多原子分子的立体结构。 化学式中心原子含有孤对电子对数中心原子结合的原子数空间构型 H2S 第2课时元素的性质与原子结构 1.了解碱金属、卤素在周期表中的位置。 2.了解碱金属、卤素的原子结构特点及原子结构与元素性质的关系。 3.了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性,并能初步运用原子结构理论进行解释。 4.认识结构与性质的因果关系,从而认识事物变化过程中量变引起质变的规律性,接受辩证唯物主义观点教育。 本课时内容较多,可以把碱金属和卤素的实验作为复习内容提前布置给学生完成,课堂上要控制好学生实验的时间,花一部分时间用于师生共同总结同主族元素性质的相似性和递变性。 一、碱金属元素 1.碱金属元素的元素符号分别是①Li、Na、K、Rb、Cs,它们的原子最外层都含有②1个电子,在周期表中位于③第ⅠA族,从上至下,电子层数逐渐④增多,原子半径逐渐⑤增大,原子核对最外层电子的引力逐渐⑥减弱,失去最外层电子的能力逐渐⑦增强,因此它们的金属性逐渐 ⑧增强。 2.写出下列反应的化学方程式: (1)锂在氧气中加热:⑨4Li+O22Li2O; (2)钠在氧气中加热:⑩2Na+O2Na2O2; (3)钾与水的反应:2K+2H2O2KOH+H2↑。 二、卤族元素 1.卤族元素的元素符号分别是F、Cl、Br、I、At,它们的原子最外层都含有7个电子,在周期表中位于第ⅦA族,从上至下,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,得电子能力逐渐减弱,因此它们的非金属性逐渐减弱。 2.写出卤素单质的化学式、状态和颜色: 卤素单 化学式状态颜色 质 氟F2气态淡黄绿色 氯Cl2气态黄绿色 溴Br2液态深红棕色 碘I2固态紫黑色 3.比较卤素单质与氢化合的条件,并分析由此能得出的结论: 卤素单质 与氢气化合的条件 与氢气化合的产物 结论 氟 阴暗处能反应 HF 与氢气化合越来越难,生成的氢化物越来越不稳定 氯 光照或点燃 HCl 溴 加热至一定温度 HBr 碘 不断加热 HI 4.写出下列反应的化学方程式: (1)氯气与溴化钠溶液反应:Cl 2+2NaBr 2NaCl+Br 2; (2)氯气与碘化钾溶液反应:Cl 2+2KI 2KCl+I 2; (3)溴与碘化钾溶液反应:Br 2+2KI 2KBr+I 2。 1.碱金属单质的密度,是随着元素原子序数的增大而依次增大的吗? 【答案】整体上依次增大,但钠的密度比钾大。 2.实验室中,钠通常保存在煤油中,锂也能保存在煤油中吗?为什么? 【答案】不能;锂的密度比煤油小,保存在煤油中会浮在煤油表面,与空气中的氧气接触,因此锂不能保存在煤油中,通常封在石蜡里。 3.结合碱金属元素、卤族元素的性质,谈谈你是如何理解同主族元素化学性质的相似性。 【答案】碱金属单质都有较强的还原性,都能与水反应生成对应的碱和氢气;卤素单质都有较强的氧化性,都能与氢气化合生成对应的氢化物。 探究:同主族元素性质的递变 某同学在实验室中进行如下实验: 【实验1】分别取绿豆大的钠、钾,用滤纸吸干表面煤油后,投入盛有水的表面皿中,其现象是 。 【实验2】①将少量新制的饱和氯水加入盛有溴化钠溶液的试管中,振荡后加入CCl 4,再振荡、静置。其现象是 。 ②将少量新制的饱和氯水加入盛有碘化钾溶液的试管中,振荡后加入CCl 4,再振荡、静置。其现象是 。 ③将少量溴水加入盛有碘化钾溶液的试管中,振荡后加入CCl 4,再振荡、静置。其现象是 。 请回答下列问题: (1)请帮助他完成实验现象。 (2)锂、钠、钾、铷、铯中, 与水反应最剧烈。 (3)根据氯、溴、碘单质间的置换反应,你能得出的结论是 。 【答案】实验1:钠、钾与水反应的现象相似,钾与水反应更剧烈 高中化学镁铝铁知识归纳【知识网络】 一、镁及其化合物 相关化学方程式 2Mg+O2=2MgO 3Mg+N2Mg3N2 Mg+Cl2MgCl2 Mg+2H+=Mg2++H2↑ Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑ 2Mg+CO22MgO+C MgO+H2O=Mg(OH)2 MgO+2HCl=MgCl2+H2O MgCl2(熔融) Mg+Cl2↑ Mg2++CO32-＝MgCO3↓ MgCO3+2H+＝Mg2++CO2↑+H2O MgCO3+CO2+H2O＝Mg(HCO3)2 MgCO3+H2O Mg(OH)2+CO2↑ Mg(OH)2MgO+H2O Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓+2NH3↑二、铝及其化合物 相关化学方程式 4Al+3O2＝2Al2O3 3S+2Al Al2S3 2Al+3Cl22AlCl3 2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑ 2Al+6H2O 2Al(OH)3+3H2↑ 2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe 2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑Al2O3+6HCl＝2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+2H2O Al3++3H2O=Al(OH)3+3H+ Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+ Al3++3OH-=Al(OH)3↓ Al3++4OH-=AlO2-+2H2O Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O AlO2-+CO2+2H2O=Al(OH)3↓+HCO3-AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓ AlO2-+4H+=Al3++2H2O 3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓三、铁及其化合物 高中化学：铝与铝合金学案 [学习目标] 1.能从物质类别，元素化合价的角度，依据复分解反应规律和氧化还原反应原理，预测铝及其化合物的性质及物质之间的转化，设计实验进行初步验证，并能分析、解释 有关实验现象，设计制备、分离、检验等简单任务的方案.2.了解Al、Al 2O 3 、Al(OH) 3 的主要 性质和用途. 一、铝与铝合金 1．铝的存在 铝在地壳中的含量仅次于□01氧和□02硅，居第三位.在自然界中铝元素以□03化合态存在. 2．铝的性质 (1)物理性质：□04银白色固体，质□05软，密度□06小，导电性仅次于 □07银和□08铜. (2)化学性质 ①铝与非金属的反应 铝与O 2反应：铝在氧气中燃烧的化学方程式为□094Al＋3O2===== 点燃 2Al 2 O 3 . 该反应的现象为：□10发出耀眼的白光、放出大量的热. ②铝与酸的反应 与非氧化性酸：如盐酸、稀硫酸等反应，离子方程式为□112Al＋6H＋ ===2Al3＋＋3H 2 ↑. 与氧化性酸：如Al常温下遇冷的浓硫酸、浓硝酸会发生□12钝化. ③铝与强碱溶液反应 铝与氢氧化钠溶液反应的化学方程式为□132Al＋2NaOH＋ 6H 2O===2Na[Al(OH) 4 ]＋3H 2 ↑，离子方程式：□142Al＋2OH－＋ 6H 2O===2[Al(OH) 4 ]－＋3H 2 ↑. ④铝热反应 Al在高温下与Fe 2O 3 反应的方程式为□152Al＋Fe2O3===== 高温 2Fe＋Al 2 O 3 .该反应常用于□16焊接 钢轨、冶炼难熔的金属等. 3．铝合金及其制品 (1)形成：铝中加入其他元素(如铜、镁、硅、锌、锂等)熔合而形成铝合金. (2)性能：密度□17小、强度□18高、塑性□19好、易于成型、制造工艺简单、成本低廉等. 二、铝的重要化合物 1．氢氧化铝[Al(OH) 3 ]——两性氢氧化物 (1)物理性质 ①色态：□01白色胶状固体物质. ②溶解性：几乎□02不溶于水. (2)实验室制备 ①试剂：常用Al 2(SO 4 ) 3 溶液(或AlCl 3 溶液)与□03氨水反应制取氢氧化铝. ②现象：生成□04白色沉淀，加过量氨水，沉淀不溶解. ③化学方程式：□05AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl. ④离子方程式：□06Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4. (3)化学性质 两性氢氧化物：既能与□09强酸反应，又能与□10强碱反应的氢氧化物. (4)用途 ①能□11凝聚水中的悬浮物并能吸附色素，可用来净水. 分子结构与性质 一、共价键 1.本质：原子间形成共用电子对 分类{非极性共价键：两个相同的非金属元素的原子间形成的共价键 极性共价键：两个不相同的非金属元素的原子间形成的共价键 、HCl的形成 思考：用电子式表示H 2 共价键特征： ①饱和性：每个原子形成共价键的数目是确定的 ②方向性：原子轨道沿一定方向重叠使成键的原子轨道最大程度地重叠 2.σ键和π键 ①σ键--原子轨道沿着连线方向以“头碰头”方式重叠形成的共价键 特点：以形成化学键的两个原子核的连线为轴旋转，σ键电子云的图形不变 电子云描述氢原子形成氢分子的过程（s-s σ键） ②π键--原子轨道沿着连线方向以“肩并肩”方式重叠形成的共价键 特点：（1）电子云为镜像，即是每个π键的电子云由两块组成，分别位于由两个原子核构成的平面的两侧 （2）不稳定,容易断裂 p-p π键的形成 N 2 分子中的N≡N 思考：分析CH 3CH 3 、CH 2 =CH 2 、CH≡CH、CO 2 分子中键的类别和个数 3.键参数--键能、键长与键角 ①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量 键能越大，即形成化学键时放出的能量越多，化学键越稳定 应用--计算化学反应的反应热ΔH=反应物键能总和-生成物键能总和 ②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距 键长是衡量共价稳定性的另一个参数 规律：键长越短，一般键能越大，共价键越稳定 一般地，形成的共价键的键能越大，键长越短，共价键越稳定，含有该键的分子越稳定，化学性质越稳定 ③键角：两个共价键之间的夹角 键角是描述分子立体结构的重要参数，分子的许多性质与键角有关 思考：N 2、O 2 、F 2 跟H 2 的反应能力依次增强，从键能的角度如何理解 4.等电子原理 等电子体：原子总数相同、价电子（最外层电子）总数相同的分子如N 2 和CO 是等电子体，但N 2和C 2 H 4 不是等电子体 等电子体原理：原子总数、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的物理性质是相近的。例如N 2 和CO的熔沸点、溶解性、分子解离能等都非常接近 5.用质谱测定分子的结构 原理：不同质核比的粒子在磁场中运动轨迹不同 eg：1.下列物质中能证明某化合物中一定有离子键的是（） A.可溶于水 B.熔点较高 C.水溶液能导电 D.熔融状态能导电 2.下列关于化学键的叙述中，正确的是（） A.离子化合物可以含共价键 B.共价化合物可能含离子键 C.离子化合物中只含离子键 D.只有活泼金属与活泼非金属间才能形成离子键 高中化学所有知识点整理 一、中学化学实验操作中的七原则 掌握下列七个有关操作顺序的原则，就可以正确解答"实验程序判断题"。 1."从下往上"原则。以Cl2实验室制法为例，装配发生装置顺序是：放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好 铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。 2."从左到右"原则。装配复杂装置应遵循从左到右顺序。如 上装置装配顺序为：发生装置→集气瓶→烧杯。 3.先"塞"后"定"原则。带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以 免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧或因用力过猛而损坏仪 器。 4."固体先放"原则。上例中，烧瓶内试剂MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。总之固体试剂应在固 定前加入相应容器中。 5."液体后加"原则。液体药品在烧瓶固定后加入。如上例中 浓盐酸应在烧瓶固定后在分液漏斗中缓慢加入。 6.先验气密性(装入药口前进行)原则。 7.后点酒精灯(所有装置装完后再点酒精灯)原则。 二、中学化学实验中温度计的使用分哪三种情况以及哪些实 验需要温度计 1.测反应混合物的温度：这种类型的实验需要测出反应混合 物的准确温度，因此，应将温度计插入混合物中间。 ①测物质溶解度。②实验室制乙烯。 2.测蒸气的温度：这种类型的实验，多用于测量物质的沸点，由于液体在沸腾时，液体和蒸气的温度相同，所以只要测蒸 气的温度。①实验室蒸馏石油。②测定乙醇的沸点。 3.测水浴温度：这种类型的实验，往往只要使反应物的温度 保持相对稳定，所以利用水浴加热，温度计则插入水浴中。 ①温度对反应速率影响的反应。②苯的硝化反应。 三、常见的需要塞入棉花的实验有哪些 需要塞入少量棉花的实验： 热KMnO4制氧气 制乙炔和收集NH3 其作用分别是：防止KMnO4粉末进入导管；防止实验中产生 的泡沫涌入导管；防止氨气与空气对流，以缩短收集NH3的时间。 四、常见物质分离提纯的10种方法 1.结晶和重结晶：利用物质在溶液中溶解度随温度变化较 大，如NaCl，KNO3。 2.蒸馏冷却法：在沸点上差值大。乙醇中(水)：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏。 3.过滤法：溶与不溶。 4.升华法：SiO2(I2)。 《选修三第一章第二节原子结构与元素的性质》导学案（第1课时） 学习时间 2020 — 2020学年上学期周 【课标要求】 1. 进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系 2. 知道外围电子排布和价电子层的涵义 3. 认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律 4. 知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系 【课前预习】 1. 元素周期表中的周期是指；元素周期表中的族是指 2. ，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在、、、等的周期性变化。 【复习】 什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？ 一、原子结构与周期表 【课前练习】完成下表： 【科学探究】教材P14 考察（观察）元素周期表，探究下列问题： 1.元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？ 2.元素周期表共有多少个纵列？周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？ 3.按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，课本图1－16所示。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列？为什 么s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属？ 4.元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？ 5.为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？ 6.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？ 【归纳】S区元素价电子特征排布为，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为；价电子总数等于主族序数。 原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。 1. 原子核外电子总数决定所在周期数 周期数= （钯除外）46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。 2.外围电子总数决定排在哪一族如：29Cu 3d104s1，10+1=11尾数是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。 【思考】元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？元素在周期表中排在哪个列由什么决定？ （分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。） 【学与问】1.元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？ 2.元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 【典例解悟】1.三河一中高三物质结构系列导学案(二)《原子结构与元素的性质》
人教版高中化学必修一 铁及其化合物的性质
2021人教版高中化学选修三《分子的性质》word教案
高中化学全部知识点(化学口诀+总结)
高一化学必修2第二学期第一章第二节原子结构与元素的性质导学案
高中化学_分子的结构与性质
元素周期律---学案.pdf
高一化学铁及其化合物的性质
高中化学-铝及铝合金导学案
高中化学分子的结构与性质
【 精品导学案】高中化学 1.1.2元素的性质与原子结构学案 新人教版必修二 (2)
高中必修一化学镁铝铁知识归纳
高中化学：铝与铝合金学案
高中化学选修三——分子结构与性质
高中化学所有知识点整理
高中化学 1.2《原子结构》与元素的性质(第1课时)导学案 新人教版选修3