1、1高中化学必修 2 人教版教案第一节 元素周期表(一) - 原子结构1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称一、原子结构1、 原子核的构成原子是由原子中心的原子核和核外电子组成，而核外电子是由质子和中子组成。1 个电子带一个单位负电荷；中子不带电；1 个质子带一个单位正电荷核电荷数(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【讲解】在化学上，我们用符号 AZX
2、 来表示一个质量数为 A、质子数为 Z 的具体的 X 原子，如 126C 表示质量数为12，原子核内有 6 个质子的碳原子 XAZ 元 素 符 号质 量 数 核 电 荷 数 （ 核 内 质 子 数 ）表 示 原 子 组 成 的 一 种 方 法a代 表 质 量 数 ；b代 表 质 子 数 既 核电 荷 数 ；c代 表 离 子 的 所 带 电荷 数 ；d代 表 化 合 价e代 表 原 子 个 数请 看 下 列 表 示ab+dXc+e原子 XA Z当质子数（核电荷数）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 bYn-：核电荷数质子数Cl2Br2I2
3、、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：X 2 + H2 = 2HX【结论】卤素与 H2、H 2O、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。(2) 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2NaBr+ Cl2 = 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2kI + Cl2 = 2kCl + 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2kI + Br2 =
4、2kBr + I2 光5007（3）随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:F2 Cl2 Br2 I2氧化性逐渐减弱非金属性逐渐减弱(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。第二节 元素周期律(一)一、原子核外电子的排布通常，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。1、电子层的划分电子层（n） 1、
5、 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 高各层电子数核电荷数 元素名称 元素符号K L M1 氢 H 12 氦 He 23 锂 Li 2 14 铍 Be 2 25 硼 B 2 36 碳 C 2 47 氮 N 2 58 氧 O 2 69 氟 F 2 710 氖 Ne 2 811 钠 Na 2 8 112 镁 Mg 2 8 213 铝 Al 2 8 314 硅 Si 2 8 415 磷 P 2 8 516 硫 S 2 8 617 氯 Cl 2 8 718 氩 Ar 2 8 82、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( n
6、 表示电子层)(2)最外层电子数不超过 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8排满 K 层再排 L 层，排满 L 层才排 M 层)。原子结构示意图。 如钠原子的结构示意图可表示为 【练习】1、判断下列示意图是否正确？为什么？【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。课题：第二节 元素周期律(二)第二节
7、元素周期律(二) 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数 电子层数 最外层电子数12 1 12310 2 181118 3 181、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。原子序数 原子半径的变化3-9 大小11-17 大小2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化【提问】怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？【回答】原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。粒子半径大小比较规律：（1）电子层数：一般而言，电子层数越多，半径越大（2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。（3）
8、核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势。观察电子数，电子数多的，半径较大。如氯离子大于氯原子。其他都一样的情况下，就像坐座位，多一个电子就像多一个人，只能往外挤了，半径就变大了。原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10元素符号 Li Be B C N O F Ne元素主要化合价 +1 +2 +3 +4,-4 =5，-3 -2 +7，-1 0原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18元素符号 Na Mg Al Si P S CL Ar元素主要化合价 +1 +2 +3 +4,-4 +5,-3 +6,-2 +7,-1 0【结论】随着原子序数的递增，元素化合价也
9、呈现周期性变化。(1) 最高正价与最外层电子数相等(2) 最外层电子数4 时出现负价9(3) 最高正化合价与负化合价绝对值和为 8(4) 金属元素无负价(5) 氟无正价对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。因此，把它们的化合价看作是 0。元素主要化合价变化规律性原子序数 主要化合价的变化 1-2 +103-10 +1+5-4-1011-18 +1+7-4-103、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化3-9、11-17 号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性
10、呈现周期性变化5、元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。元素周期律的实质： 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。1、下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）A. Na、Mg、Al B. N、O、FC. P、Si、Al D. C、Si、P课题：第二节 元素周期律(三)同周期元素从左到右电子层数相同、核电荷数增加原子半径减小原子核的吸引能力增强原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应的水化物的化学式：原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18元素符号 Na Mg
11、 Al Si P S Cl Ar气态氢化物 - - - SiH4 PH3 H2S HCl -最高价氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 -对应的水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 -一、第三周期元素性质变化规律实验一 钠、镁、铝与水反应的实验【实验一】Mg、Al 和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试中，加入 23 ml 水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。Na Mg Al现象与冷水反应 化学
12、方程式 2Na+2H2O=2NaOH+H2现象 Mg 带表面有气泡；Mg 带表面变红与沸水反应 化学方程式 Mg + 2H2O=Mg(OH)2 + H 2结论 Na 与冷水剧烈反应，Mg 只能与沸水反应，Al 与水不反应最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性(1) Na 与水反应的现象：常温下，与 H2O 剧烈反应，浮于水面并四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。【方程式】2Na+2H 2O=2NaOH+H2 10(2) 放少许镁带于试管中，加 2mL 水，滴入 2 滴酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸，再观察现象。【现象】镁与冷水反应缓慢，产生
13、少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。 加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。【方程式】Mg+2H 2O Mg(OH)2+H2【结论】镁元素的金属性比钠弱(3) 铝与水反应现象：在常温下或加热条件下，遇水无明显现象，很难与水发生反应。Na、Mg、Al 的氧化物及其最高价氧化物的水化物的性质。1、 碱性氧化物均为金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。2、 判断碱性氧化物的标准是看该氧化物能否和酸反应生成盐和水。3、 判断酸性氧化物的标准是看该氧化物能否和碱反应生成盐和水。4、 若某氧化物既能和酸反应生成盐和水，又能和碱反应生成盐和水，称其为两性氧化物。Na2O、MgO 只与酸反应
14、生成盐和水，属碱性氧化物。Al 2O3既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水，属两性氧化物。Na、Mg、Al 对应的最高价氧化物的水化物是 NaOH、M g(OH)2、A l(OH)3。其中 NaOH 是强碱，M g(OH)2 是难溶于 H2O 的中强碱，A l(OH)3 是两性氢氧化物。碱性强弱：NaOHM g(OH)2Al(OH)3 金属性：NaMgAl实验二、取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和 2mL 1mol/L 盐酸反应。【实验二】Mg、Al 与稀盐酸反应比较Mg Al现象 反应迅速，放出大量的 H2反应方程式结论 Mg、Al 都很容易与稀盐酸反应，放出 H2，但 Mg 比 A
15、l 更剧烈Mg+2HCl=MgCl2+H2 2Al+6HCl=2 AlCl 3+3H2 Mg+2H =Mg2 +H2 2 Al+6H =2 Al3 +3H2 【现象】镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈第三周期的非金属 Si、P、S、Cl 的非金属性的强弱。 非金属性：SiPSClSi P S Cl单质与氢气反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比 H2SO4酸性强）结论 第三周期的非金属 Si、P、S、Cl 的非金属性逐渐增强氢化物的稳定性：SiH
16、4PH3H2SHCl 酸性强弱：H 4SiO4 H3PO4H2SO4 HClO4 同周期元素性质递变规律：从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强1、元素周期律（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律。（2）实质：原子核外电子排布的规律性变化。元素金属性和非金属性的递变11课题：第三节 化学键(一) 离子键第三节 化学键 一、离子键方程式： 2Na+Cl 2 2NaCl 现象：钠燃烧、集气瓶内大量白色烟1.定义：阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用，叫作离子键。从定义上分析离子键形成的条件和构成粒子(1)、成键粒子：阴阳离子(2)、成键性质：静电作
17、用(静电引力和斥力)2、形成条件：活泼金属 M M n+化合 离子键活泼非金属 X X m-3.离子键的实质：阴阳离子间的静电吸引和静电排斥。由离子键构成的化合物叫做离子化合物，所以一般离子化合物都很稳定。不是只有活泼的金属元素和活泼的非金属元素之间的化合才能形成离子键，如铵离子与氯离子也能形成离子键、钠离子与硫酸根离子也能形成离子键。含有离子键的化合物就是我们初中所学过的离子化合物。大多数的盐、碱、低价金属氧化物都属于离子化合物，所以它们都含有离子键。【提问】 （1）所有金属和非金属化合物都能形成离子键吗？举例说明。【回答】AlCl 3 、AlBr 3、AlI 3 化合物中，铝与氯之间所形成
18、的并非离子键，均不是离子化合物【提问】 （2）所有非金属化合物都不能形成离子键吗？举例说明。【回答】NH 4Cl 、NH4Br 等化合物。NH 4 、CO 32 、SO 42 、OH 等原子团也能与活泼的非金属或金属元素形成离子键。强碱与大多数盐都存在离子键。二、电子式在元素符号的周围用小黑点（或）来表示原子最外层电子的式子叫电子式。如 Na、Mg、Cl、O 的电子式我们可分别表示为：1、表示原子Na Mg Cl O 习惯上，写的时候要求对称。【讲解】电子式同样可以用来表示阴阳离子，例如2、表示简单离子：阳离子：Na + Mg2+ Al3+阴离子： S 2- Cl - O 2-【讲解】.电子式
19、最外层电子数用（或）表示；.阴离子的电子式不但要画出最外层电子数，还应用 括起来，并在右上角标出“n-”电荷字样；.阳离子不要画出最外层电子数，只需标出所带的电荷数。3、表示离子化合物 NaF MgO KClNa+F - Mg2+O 2- K+Cl -【提问对于象 MgCl2、Na 2O 之类的化合物应该如何用电子式来表示呢？根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第 6 周期第A 族（左下角） ，非金属性最强的元素是氟（F),位于第 2 周期第A 族（右上角） 。位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如 Al、Si、Ge 等 +me-
