【精選】2015年人教版_高中化學(xué)必修二全冊教案

1 教 案 課題：第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律 授課班級 目錄（人教版） 第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律 . 2 第一節(jié) 元素周期表 . 2 第二節(jié) 元素周期律 . 20 第三節(jié) 化學(xué)鍵 . 33 第二章 化學(xué) 反應(yīng)與能量 . 39 第一節(jié) 化學(xué)能與熱能 . 39 第二節(jié) 化學(xué)能與電能 . 46 第三節(jié) 化學(xué)反應(yīng)速率與 限度 . 55 第三章 有機(jī)化合物 . 62 第一節(jié) 最簡單的有機(jī)物 甲烷 . 62 第二節(jié) 來自石油和煤的兩種基 本化工原料 . 75 第三節(jié) 生活中常見的兩種有機(jī)物 . 88 第四節(jié) 基本營養(yǎng)物質(zhì) . 93 第四章 化學(xué)與自然自然的開發(fā)利用 . 89 第一節(jié) 開發(fā)和利用金屬資源與海水資源 . 89 第二節(jié) 環(huán)境保護(hù)與資源綜合利用 . 98 2 第一節(jié) 元素周期表 (一 ) 原子結(jié)構(gòu) 課 時(shí) 教 學(xué) 目 的 知識 與 技能 1、引導(dǎo)學(xué)生認(rèn)識原子核的結(jié)構(gòu)，懂得質(zhì)量數(shù)和 AZX 和含義，掌握構(gòu)成原子的微粒間的關(guān)系； 2、知道元素、核素、同伴素的涵義； 3、掌握核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)和質(zhì)量數(shù)之間的相互關(guān)系 過程與 方法 通過對構(gòu)成原子的微粒間的關(guān)系和氫元素核素等問題的探討，培養(yǎng)學(xué)生分析、 處理數(shù)據(jù)的能力，嘗試運(yùn)用比較、歸納等方法對信息進(jìn)行加工 情感態(tài)度 價(jià)值觀 1、通過構(gòu)成物質(zhì)的基本微粒的質(zhì)量、電性的認(rèn)識，了解微觀世界的物質(zhì)性，從而進(jìn)一步認(rèn)識物質(zhì)世界的微觀本質(zhì)；通過原子中存在電性不同的兩種微粒的關(guān)系，認(rèn)識原子是矛盾的對立統(tǒng)一體 2、通過人類探索原子結(jié)構(gòu)的歷史的介紹，使學(xué)生了解假說、模型等科學(xué)研究方法和科學(xué)研究的 歷程，培養(yǎng)他們的科學(xué)態(tài)度和科學(xué)精神，體驗(yàn)科學(xué)研究的艱辛與喜悅 重 點(diǎn) 構(gòu)成原子的微粒間的關(guān)系 難 點(diǎn) 培養(yǎng)分析、處理數(shù)據(jù)的能力，嘗試運(yùn)用比較、歸納等方法對信息進(jìn)行 加工。 知 識 結(jié) 構(gòu) 與 板 書 設(shè) 計(jì) 第一節(jié) 元素周期表 (一 ) - 原子結(jié)構(gòu) 一 .原子結(jié)構(gòu) 1. 原子核的構(gòu)成 核電荷數(shù) (Z) = 核內(nèi)質(zhì)子數(shù) = 核外電子數(shù) = 原子序數(shù) 2、質(zhì)量數(shù) 將原子核內(nèi)所有的質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似整數(shù)值加起來，所得的數(shù)值，叫質(zhì)量數(shù)。 質(zhì)量數(shù)（ A） = 質(zhì)子數(shù)（ Z） + 中子數(shù)（ N） =近似原子量 原子 A ZX 3、 陽離子 aWm+ ：核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù) 核外電子數(shù)，核外電子 數(shù) a m 陰離子 bYn-：核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù) 核外電子數(shù)，該離子是陽離子，帶正電荷。 當(dāng)質(zhì)子數(shù)（核電荷數(shù)） 核外電子數(shù)，核外電子數(shù) a m 陰離子 bYn-：核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù) Cl2Br2I2 2 、生成氫化物的穩(wěn)定性 :逐漸減弱 .即氫化物穩(wěn)定性次序?yàn)?HFHClHBrHI 16 反應(yīng)通式： X2 + H2 = 2HX (2) 鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)： 2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 隨 核電荷數(shù)的增加 ,鹵素單質(zhì)氧化性強(qiáng)弱順序 : F2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐漸減弱 非金屬性逐漸減弱 4、非金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)： （ 1）、非金屬元素單質(zhì)與 H2 化合的難易程度，化合越容易，非金屬性也越強(qiáng)。 (2)、形成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素的非金屬性也越強(qiáng)。 (3)、最高氧化物對應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱，酸性越強(qiáng)，對于非金屬元素性也越強(qiáng) 。 教學(xué)過程 教學(xué)步驟、內(nèi)容 教學(xué)方法 【過渡】以上我們研究了金屬族元素與原子結(jié)構(gòu)關(guān)系，下面我們繼續(xù)研究非金屬族元素鹵素 【 板書 】元素的性質(zhì)與 原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系 二、鹵族元素 【投影】鹵素原子結(jié)構(gòu)示意圖： 【科學(xué)探究一】根據(jù)堿金屬元素結(jié)構(gòu)的相似性、遞變性，根據(jù)下表總結(jié)并推測鹵族元素的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)有什么相似性和遞變性。 元素 名稱 元素 符號 核電 荷數(shù) 原子結(jié) 構(gòu)示意圖 最外層 電子數(shù) 電子 層數(shù) 原子半徑 鹵族元素 氟 0 71nm 氯 0 99nm 溴 1 14nm 碘 1 33nm 【 歸納 】 相似性：最外層電子數(shù)相同，均為 7； 遞變性：鹵素隨著荷電荷 數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增加，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引能力逐漸減小，得電子能力越來越差，非金屬性減弱。 【板書】 1、結(jié)構(gòu)的相似性和遞變性 （ 1）在結(jié)構(gòu)上：最外層都有 7 個(gè)電子，化學(xué)性質(zhì)相似； （ 2）隨著核電荷數(shù)的增加，原子的電子層數(shù)遞增 ,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱 ,得電子的能力逐漸減弱，非金屬性逐漸減弱。 【 科學(xué)探究二 】根據(jù)下表，總結(jié)鹵素的物理性質(zhì)有什么相似性、遞變性。 【投影】 資料卡片 鹵素單質(zhì) 顏色和狀態(tài) (常態(tài) ) 密 度 沸點(diǎn) 溶點(diǎn) 溶解度 (100g 水中 ) 17 NaBr溶液 滴加氯水 滴加CCl4 上層：無色 下層：橙紅色 F2 淡黃綠色氣體 1 69g/l（ 15 ） -188 1 -219 6 反應(yīng) Cl2 黃綠色氣體 3 214g/l（ 0 ） -34 6 -101 226cm3 Br2 深紅棕色液體 3 119g/cm3（ 20 ） 58 78 -7 2 4 17g I2 紫黑色固體 4 93g/cm3 184 4 113 5 0 029g 【歸納】 相似性： 都是雙原子分子，有顏色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有機(jī)溶劑（萃取原理）。 遞變性： 從氟到碘，單質(zhì)的顏色逐漸加深，密度依次增大，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)依次升高。 【板書】 2、 物理性質(zhì) 的變化規(guī)律 （隨原子序數(shù)的遞增） 顏色： 淺黃綠色 黃綠色 深紅棕色 紫黑色 顏色逐漸加深 狀態(tài)： 氣態(tài) 液態(tài) 固態(tài) 熔沸點(diǎn)： 逐漸升高 密度： 逐漸增大 溶解性： 逐漸減小 【板書】 2、鹵族元素的化學(xué)性質(zhì) （ 1） 鹵素單質(zhì)與 H2的反應(yīng) 名稱 反應(yīng)條件 方程式 生成 氫化物的穩(wěn)定性 F2 冷暗處爆炸 H2+F2=2HF HF 很穩(wěn)定 Cl2 光照 H2+Cl2=2HCl HCl 穩(wěn)定 Br2 高溫 H2+Br2=2HBr HBr 較不穩(wěn)定 I2 高溫、持續(xù)加熱 H2+I2 2HBr HI 很不穩(wěn)定 【 歸納 】 鹵素單質(zhì)與氫氣反應(yīng) 、鹵素單質(zhì)與 H2 反應(yīng)的劇烈程度 :F2Cl2Br2I2 、生成氫化物的穩(wěn)定性 :逐漸減弱 .即氫化物穩(wěn)定性次序?yàn)椋?HFHClHBrHI 、反應(yīng)通式： X2 + H2 = 2HX 【 結(jié)論 】 鹵素與 H2、 H2O、堿的反應(yīng)，從氟到碘越來越不劇烈，條件越來越苛刻，再次證明了從結(jié)構(gòu)上的遞變有結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)。 【科學(xué)探究三】完成下列實(shí)驗(yàn)，觀察現(xiàn)象。寫出有關(guān)反應(yīng)的化學(xué)方程式。 實(shí)驗(yàn) 現(xiàn)象 化學(xué)方程式 1將少量新制的飽和氯水分別加入盛有 NaBr 溶液和 KI 溶液的試管中，用力振蕩后加入少量四氯化碳，振蕩、靜置。 1 2 2將少量溴水加入盛有 KI 溶液的試管中，用力振蕩后加入少量四氯化碳，振蕩、靜置。 3 【 演示實(shí)驗(yàn) 】 鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng) 【 實(shí)驗(yàn) 步驟 】 溶液由無色變成橙黃色 【結(jié)論】：氯可以把溴從其化合物中置換出來 【板書】 (2) 鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)： 2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 光 500 18 KI 溶液 滴加氯水 滴加CCl4 上層：無色 下層：紫紅色 KI 溶液 滴加溴水 滴加CCl4 上層：無色 下層：紫紅色 【 實(shí)驗(yàn) 步驟 】 溶液由無色變成棕黃色 【結(jié)論】：氯可以把碘從其化合物中置換出來 【板書】 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 【 實(shí)驗(yàn) 步 驟 】 溶液由無色變成棕黃色 【結(jié)論】 溴可以把碘從其化合物中置換出來 【板書】 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 【 講解 】 請同學(xué)們指出上述三個(gè)反應(yīng)的氧化劑和氧化產(chǎn)物，得出氟氯溴碘的氧化性依次減弱的結(jié)論。 【板書】（ 3）隨核電荷數(shù)的增加 ,鹵素單質(zhì)氧化性強(qiáng)弱順序 : F2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐漸減弱 非金屬性逐漸減弱 【思考與交流】 主族元素隨原子核外電子層數(shù)增加，它們得失電子能力、金屬性、非金屬性、遞變的趨勢。 【板書】 (4) 非金屬性強(qiáng)弱判斷依據(jù)： 1、非金屬元素單質(zhì)與 H2 化合的難易程度，化合越容易，非金屬性也越強(qiáng)。 2、形成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素的非金屬性也越強(qiáng)。 3、最高氧化物對應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱，酸性越強(qiáng)，對于非金屬元素性也越強(qiáng)。 【隨堂練習(xí)】 1.若用 X 代表 F、 Cl、 Br、 I 四種鹵族元素，下列屬于它們共性反應(yīng)的是 A X2+H2 = 2HX B X2+H2O = HX+HXO C 2Fe+3X2 = 2FeX3 D X2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O 2.隨 著鹵素原子半徑的增大，下列遞變規(guī)律正確的是 A單質(zhì)的熔、沸點(diǎn)逐漸降低 B鹵素離子的還原性逐漸增強(qiáng) C單質(zhì)的氧性逐漸增強(qiáng) D氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng) 3砹（ At）是放射性元素，它的化學(xué)性質(zhì)符合鹵素性質(zhì)的變化規(guī)律，下列說法正確的是（ ） A HAt 很穩(wěn)定 B AgAt 易溶于水 C砹易溶于有機(jī)溶劑 D砹 )( 2At 是白色固 4下列敘述正確的是 ( ) A. 鹵素離子（ X ）只有還原性而無氧化性 B. 某元素由化合態(tài)變成游離態(tài)，該元素一定被氧化 C. 失電子難的原子獲得電子的能力一定強(qiáng) D. 負(fù)一價(jià)鹵素離子的還原性在同一族中從上至下逐漸增強(qiáng) 6、堿金屬鈁（ Fr）具有放射性，它是堿金屬元素中最重的元素，下列對其性質(zhì)的預(yù)言中，錯(cuò)誤的是（ ） A、在堿金屬元素中它具有最大的原子半徑 B、它的氫氧化物化學(xué)式為 FrOH，是一種極強(qiáng)的堿 C、鈁在空氣中燃燒時(shí)，只生成化學(xué)式為 Fr2O 的氧化物 D、它能跟水反應(yīng)生成 相應(yīng)的堿和氫氣，由于反應(yīng)劇烈而發(fā)生爆炸 7、砹（ At）是鹵族元素中位于碘后面的元素，試推測砹和砹的化合物最不可能具備的性質(zhì)是（ ） 19 A、砹的非金屬性在鹵素中是最弱的， At-易被氧化 B、砹化氫很穩(wěn)定不易分解 C、砹化銀不溶于水或稀 HNO3 D、砹在常溫下是白色固體 教學(xué)回顧 ： 采用歸納總結(jié)的方法引導(dǎo)學(xué)生探索元素的性質(zhì)（元素原子最外層電子排布、原子半徑以及主要化合價(jià)、原子得失電子能力）和原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系從而歸納出元素周期律，揭示元素周期律的實(shí)質(zhì)； 教 案 課題：第二節(jié) 元素周期律 (一 ) 授課班級 課 時(shí) 教 學(xué) 目 的 知識與技能 1、引導(dǎo)學(xué)生了解原子核外電子排布規(guī)律，使他們能畫出 1-18 號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖； 2、了解原子的最外層電子排布與元素的原子得、失電子能力和化合價(jià)的關(guān)系 過程與方法 培養(yǎng)學(xué)生對事物認(rèn)識的方法：從宏觀到微觀，從特殊到一半 情感態(tài)度 價(jià)值觀 引導(dǎo)學(xué)生形成正確的物質(zhì)觀 重 點(diǎn) 原子核外電子的排布規(guī)律 難 點(diǎn) 原子核外電子的排布規(guī)律 知識 結(jié)構(gòu) 與 板書 設(shè)計(jì) 第二節(jié) 元素周期律 (一 ) 一、 原子核外電子的排 布 1、電子層的劃分 電子層（ n） 1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 電子層符號 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 離核距離 近 遠(yuǎn) 能量高低 低 高 2、核外電子的排布規(guī)律 教學(xué)過程 教學(xué)步驟、內(nèi)容 教學(xué)方法 【引言】我們已學(xué)習(xí)了元素周期表的結(jié)構(gòu)，那么這張表又有何意義呢？我們能否從其中總結(jié)出元素的 某些性質(zhì)規(guī)律，以方便我們應(yīng)用，解決新的問題呢？這就是我們本節(jié)課所要研究的內(nèi)容。 【板書 】 第二節(jié) 元素周期律 【教師】元素的性質(zhì)是由組成該元素的原子結(jié)構(gòu)決定的，因此我們討論性質(zhì)之前，必須先來熟悉一下 原子的結(jié)構(gòu)。 【展示】電子層模型示意圖 20 【講解】原子是由原子核和核外電子構(gòu)成的，原子核相對于原子很小，即在原子內(nèi)部，原子核外，有 一個(gè)偌大的空間供電子運(yùn)動(dòng)。如果核外只有一個(gè)電子，運(yùn)動(dòng)情況比較簡單。對于多電子原子來講，電 子運(yùn)動(dòng)時(shí)是否會(huì)在原子內(nèi)打架呢？它們有沒有一定的組織性和紀(jì)律性呢？下面我們就來學(xué)習(xí)有關(guān)知 識。 【板書】一、原子核外電子的排 布 【講解】科學(xué)研究證明，電子的能量是不相同的，它們分別在能量不同區(qū)域內(nèi)運(yùn)動(dòng)。我們把不同的區(qū) 域簡化為不連續(xù)的殼層，也稱作電子層，分別用 n=1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 來表示從內(nèi)到外的電子層， 并分別用符號 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 來表示。通常，能量高的電子在離核較遠(yuǎn)的區(qū)域運(yùn)動(dòng)，能量低 的電子在離核較近的區(qū)域運(yùn)動(dòng)。這就相當(dāng)于物理學(xué)中的萬有引力，離引力中心越近，能量越低；越遠(yuǎn)， 能量越高。 【板書】 1、電子層的劃分 電子層（ n） 1、 2、 3、 4、 5、 6、 7 電子層符號 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 離核距離 近 遠(yuǎn) 能量高低 低 高 【設(shè)疑】由于原子中的電子是處于原子核的引力場中，電子總是盡可能的從內(nèi)層排起當(dāng)一層充滿后在 填充下一層。那么，每個(gè)電子層最多可以排布多少個(gè)電子呢？核外電子的分層排布，有沒有可以遵循 的規(guī)律呢？ 【思考】下面請大家分析課本 12 頁表 1-2，根據(jù)原子光譜和理論分析得出的核電荷數(shù)為 1-20 的元素原 子核外電子層排布，看能不能總結(jié)出某些規(guī)律。 核電荷數(shù) 元 素名稱 元素符號 各層電子數(shù) K L M 1 氫 H 1 2 氦 He 2 3 鋰 Li 2 1 4 鈹 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 鈉 Na 2 8 1 21 12 鎂 Mg 2 8 2 13 鋁 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 氬 Ar 2 8 8 【講解并板書】 2、核外電子的排布規(guī)律 (1)各電子層最多容納的電子數(shù)是 2n2個(gè) (n表示電子層 ) (2)最外層電子數(shù)不超過 8 個(gè) (K 層是最外層時(shí)，最多不超過 2 個(gè) )；次外層電子數(shù)目不超過 18 個(gè)，倒數(shù)第三層不超過 32 個(gè)。 (3)核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層，然后由里向外從能量低的電子層逐步向能量高的電子層排布 (即排滿 K 層再排 L 層，排滿 L 層才排 M 層 )。 【 教師 】以上規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立地機(jī)械套用。知道了原子的核電荷數(shù)和電子層的排布規(guī)律 以后，我們就可以畫出原子結(jié)構(gòu)示意圖。 如 鈉原子的結(jié)構(gòu)示意圖可表示為 ，請大家 說出各部分所表示的含義。 【 學(xué)生 】圓圈表示原子核， +11 表示核電荷數(shù)，弧線表示電子層，弧線上的數(shù)字表示該層電子數(shù)。 【 練習(xí) 】 1、判斷下列示意圖是否正確？為什么？ 【 答案 】 (A、 B、 C、 D 均錯(cuò) )A、 B 違反了最外層電子數(shù)為 8 的排布規(guī)律， C 的第一電子層上應(yīng)為 2 個(gè)電子， D 項(xiàng)不符合次外層電子數(shù)不超過 18 的排布規(guī)律。 2.根據(jù)核外電子排布規(guī)律，畫出下列元素原子的結(jié)構(gòu)示意圖。 (1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs (2)9F 17Cl 35Br 53I （ 3） 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 【 提問 】請大家分析稀有氣體元素原子電子層排布。稀有氣體的最外層電子數(shù)有什么特點(diǎn)？ 【 學(xué)生 】除氦為 2 個(gè)外，其余均為 8 個(gè)。 【 提問 】元素的化學(xué)性質(zhì)主要決定于哪層電子？稀有氣體原名為惰性氣體，為什么？ 【 學(xué)生 】主要決定于最外層電子數(shù)。因?yàn)樗鼈兊幕瘜W(xué)性質(zhì)懶惰，不活潑，一般不易和其他物質(zhì)發(fā)學(xué)生化學(xué)反應(yīng)。 【 教師 】我們把以上分析歸納起來，會(huì)得出什么結(jié)論呢？ 【 學(xué)生 】原子最外層電子數(shù)為 8 的結(jié)構(gòu)的原子，不易起化學(xué)反應(yīng)。 【 教師 】通常，我們把最外層 8 個(gè)電子 (只有 K 層時(shí)為 2 個(gè)電子 )的結(jié)構(gòu)，稱為相對穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。一般不 與其他物質(zhì)發(fā)學(xué)生化學(xué)反應(yīng)。當(dāng)元素原子的最外層電子數(shù)小于 8(K 層小于 2)時(shí)，是不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。在化 原子核 核電荷數(shù) 電子層 電子層上的電子數(shù) 22 學(xué)反應(yīng)中，具有不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的原子，總是 想方設(shè)法 通過各種方式使自己的結(jié)構(gòu)趨向于穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。 【 教師 】原子的核外電子排布，特別是最外層電子數(shù)決定著元素的主要化學(xué)性質(zhì)。從初中所學(xué)知識， 我們知道，金屬元素的原子最外層電子數(shù)一般少于 4 個(gè)，在化學(xué)反應(yīng)中比較容易失去電子達(dá)到相對穩(wěn) 定結(jié)構(gòu)；而非金屬元素的最外層一般多于 4 個(gè)電子，在化學(xué) 反應(yīng)中易得到電子而達(dá)到 8 個(gè)電子的相對 穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。原子得到或失去電子后的陰陽離子也可用結(jié)構(gòu)示意圖來表示。 【 小結(jié) 】本節(jié)課我們重點(diǎn)學(xué)習(xí)了原子核外電子的排布規(guī)律，知道了多電子 中的電子排布并不是雜亂 無章的，而是遵循一定規(guī)律排布的。 【 遷移與應(yīng)用 】 1. 下列微粒結(jié)構(gòu)示意圖表示的各是什么微粒 ? 2. 下列微粒結(jié)構(gòu)示意圖是否正確？如有錯(cuò)誤，指出錯(cuò)誤的原因。 【點(diǎn)評】 通過上述應(yīng)用，使學(xué)生加深對核外電子排布的規(guī)律的認(rèn)識，對容易出現(xiàn)的錯(cuò)誤，讓 學(xué)生自我發(fā)現(xiàn)，以加深印象。 【 探究與應(yīng)用 】核電荷數(shù)為 1 18 的元素原子核外電子層結(jié)構(gòu)的特殊性： (1)原子中無中子的原子： (2)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)一半的元素： (3)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素： (4)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù) 2 倍的元素 : (5)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù) 3 倍的元素： (6)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù) 4 倍的元素： (7)最外層有 1 個(gè)電子的元素： (8)最外層有 2 個(gè)電子的元素： (9)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素： (10)電子總數(shù)為最外層電子數(shù) 2 倍的元素： (11)內(nèi)層電子總數(shù)是最外層電子數(shù) 2 倍的元素： 教學(xué)回顧 ： 23 教 案 課題：第二節(jié) 元素周期律 (二 ) 授課班級 課 時(shí) 教 學(xué) 目 的 知識與 技能 1、了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)的周期性變化，認(rèn)識元素周期律 2、了解元素 位、構(gòu)、性 三者間的關(guān)系，初步學(xué)會(huì)運(yùn)用元素周期表 過程與方法 通過對元素周期律的探究，培養(yǎng)學(xué)生利用各種圖表 (直方圖、折線圖 )分析、處理數(shù)據(jù)的能力 情感態(tài)度 價(jià)值觀 學(xué)習(xí)元素周期律，能使學(xué)生初步樹立 由量 變到質(zhì)變 、 客觀事物都是相互聯(lián)系和具有內(nèi)部結(jié)構(gòu)規(guī)律 、 內(nèi)因是事物變化的依據(jù) 等辯證唯物主義的觀點(diǎn) 重點(diǎn) 同一周期金屬性、非金屬性變化的規(guī)律 難點(diǎn) 元素周期律的實(shí)質(zhì) 知識 結(jié)構(gòu) 與 板書 設(shè)計(jì) 第二節(jié) 元素周期律 (一 ) 1、隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。 2、隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化 3、隨著原子序數(shù)的遞增，元素化合價(jià)呈現(xiàn)周期性變化 4、隨著原子序數(shù)的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現(xiàn)周期性變化 元素的性質(zhì)隨元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化，這個(gè)規(guī)律叫 元素周期律。 元素周期律的實(shí)質(zhì)： 元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。 教學(xué)過程 教學(xué)步驟、內(nèi)容 教學(xué)方法 【 復(fù)習(xí) 】 1、回憶有關(guān)元素原子核外電子的排布規(guī)律； 2、填寫 1 18 號元素符號以及它們的原子結(jié)構(gòu)示意圖。 【 投影 】 1 18 號元素原子結(jié)構(gòu)示意圖。 24 【 提 問 】 請大家總結(jié)一下，隨著原子序數(shù)的遞增，原子核外電子層排布有何規(guī)律性變化。 【 板書 】 第二節(jié) 元素周期律 (一 ) 【 投影 】 隨著原子序數(shù)的遞增，原子核外電子層排布變化的規(guī)律性 原子序數(shù) 電子層 數(shù) 最外層電子數(shù) 1 2 1 1 2 3 10 2 1 8 11 18 3 1 8 【 講 解 】 從上表可以看出，隨著原子序數(shù)的遞增，每隔一定數(shù)目的元素，會(huì)重復(fù)出現(xiàn)原子最外層電子從 1個(gè)遞增到 8個(gè)的情況，這種周而復(fù)始的現(xiàn)象，我們稱之為周期性。因此，原子核外電子層排布的這種規(guī)律性變化，我們便稱之為周期性變化。 【 板書 】 1、隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。 【 過 渡】 元素的性質(zhì)是與構(gòu)成元素的原子結(jié)構(gòu)密切相關(guān)的，元素原子半徑的大小，直接影響其在化學(xué)反應(yīng)中得失電子的難易程度，那么隨原子序 數(shù)的遞增。元素的原子半徑會(huì)不會(huì)像元素的最外層電子排布一樣呈現(xiàn)周期性變化呢？下面，根據(jù)我們剛剛畫出 1-18 號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖來進(jìn)行討論。 【 投影 】 元素符號 H He 原子半徑 nm 0.037 元素符號 Li Be B C N O F Ne 原子半徑 nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 元素符號 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半徑 nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 【 投影小結(jié) 】 原子序數(shù) 原子半徑的變化 3-9 大 小 11-17 大 小 【講解】 從上面的分析我們知道， 3-9、 11-17 號元素重復(fù)了相同的變化趨勢，由此，我們可以得出如下結(jié)論： 【板書】 2、隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化 【 講 解 】 稀有氣體元素的原子半徑并未列出。這是由于其原子半徑的測定與相鄰非金屬元素的依據(jù)不同，數(shù)字不同有可比性，故不列出 【提問】 怎樣根據(jù)粒子結(jié)構(gòu)示意圖來判斷原子半徑和簡單離子半 徑的大小呢？ 25 【回答】 原子半徑和離子半徑的大小主要是由核電荷數(shù)、電子層數(shù)和核外電子數(shù)決定的。 【 投影小結(jié) 】 粒子半徑大小比較規(guī)律 ： （ 1） 電子層數(shù)： 一般而言，電子層數(shù)越多，半徑越大 （ 2） 核電荷數(shù)： 電子層數(shù)相同的不同粒子，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 （ 3） 核外電子數(shù)： 電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的趨勢 【例題】 1、比較 Na 原子與 Mg 原子的原子半徑大小 2、比較 Na 原子與 Li 原子的原子半徑大小 3、比較 Na 與 Na+的半徑 大小 4、比較 Cl 與 Cl 的半徑大小 5、比較 Fe、 Fe2+與 Fe3+的半徑大小 6、比較 Na+與 Mg2+半徑大小 7、比較 O2 與 F 半徑大小 【總結(jié)】 同一周期 ，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸 _ 同一主族，隨著核電荷數(shù)的遞增， 原子半徑逐漸 _ 對于電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大，則離子半徑 _ 對于同種元素 ,電子數(shù)越多，半徑越大： _ 陰離子半徑 原子半徑 陽離子半徑 _ 陽離子所帶正電荷數(shù)越多，則離子半徑 _ 陰離子所帶負(fù)電荷數(shù)越多，則離子半徑 _ 【隨堂練習(xí)】 寫出下列微粒的半徑由大到小的順序： F- 、 O2 、 Na 、 Mg2 【 過 渡 】 從以上的學(xué)習(xí)我們可以知道，隨著元素原子序數(shù)的遞增，元素的原子結(jié)構(gòu)呈現(xiàn)周期性的變化。那么，元素的性質(zhì)是否也會(huì)有周期性的變化呢？我們從元素的化合價(jià) (一種元素的原子在和其他元素一定數(shù)目的原子化合時(shí)所表現(xiàn)出來的性質(zhì) )和金屬性和非金屬性兩個(gè)方面來進(jìn)行探討。 【 投影 】 原子序數(shù) 3 4 5 6 7 8 9 10 元素符號 Li Be B C N O F Ne 核電荷數(shù)（影響半徑次重要的因素） 核外電子數(shù) 電子層數(shù)（影響半徑最關(guān)鍵的因素 26 元素主要化合價(jià) +1 +2 +3 +4,-4 =5， -3 -2 +7， -1 0 原子序數(shù) 11 12 13 14 15 16 17 18 元素符號 Na Mg Al Si P S CL Ar 元素主要化合價(jià) +1 +2 +3 +4,-4 +5,-3 +6,-2 +7,-1 0 【 結(jié)論 】 隨著原子序數(shù)的遞增，元素化合價(jià)也呈現(xiàn)周期性變化。 【 提問 】 請大家參考 1-18 號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖，結(jié)合上表同內(nèi)容，能夠發(fā)現(xiàn)哪些有關(guān)元素化合價(jià)知識的規(guī)律？ 【 投影小結(jié) 】 (1) 最高正價(jià)與最外層電子數(shù)相等 (2) 最 外層電子數(shù) 4 時(shí)出現(xiàn)負(fù)價(jià) (3) 最高正化合價(jià)與負(fù)化合價(jià)絕對值和為 8 (4) 金屬元素?zé)o負(fù)價(jià) (5) 氟無正價(jià) 【 講 解 】 大家總結(jié)很詳細(xì)，要熟記這些知識，對于稀有氣體元素，由于他們的化學(xué)性質(zhì)不活潑，在通常狀況下難與其他物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。因此，把它們的化合價(jià)看作是 0。 【 投影小結(jié) 】 元素主要化合價(jià)變化規(guī)律性 原子序數(shù) 主要化合價(jià)的變化 1-2 +1 0 3-10 +1 +5 -4 -1 0 11-18 +1 +7 -4 -1 0 【板書】 3、隨著原子序數(shù)的遞增，元素化合價(jià)呈現(xiàn)周期性變化 【 過 渡 】 元 素的化學(xué)性質(zhì)是由元素的原子結(jié)構(gòu)決定的，原子結(jié)構(gòu)決定了原子在參加化學(xué)反應(yīng)時(shí)得失電子的難易程度。請大家根據(jù)己學(xué)知識分析 3-9、 11-17 號元素，隨原子序數(shù)的遞增得失電子的難易程度 【講解】 3-9、 11-17 號元素隨原子序數(shù)的遞增，原子半徑逐漸變小，得電子能力逐漸增強(qiáng)，失電子能力逐漸減弱， 【 講 解 】 我們知道，原子得失電子能力的強(qiáng)弱決定了元素金屬性與非金屬性強(qiáng)弱。 【板書】 3、隨著原子序數(shù)的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現(xiàn)周期性變化 【講解】 縱觀以上結(jié)論，我們可歸納出這樣一條規(guī)律： 【板書】 4、 元素的性質(zhì)隨元素原子序 數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化，這個(gè)規(guī)律叫元素周期律。 元素周期律的實(shí)質(zhì)： 元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。 【 總結(jié) 】 由于元素的性質(zhì)是由組成該元素的原子結(jié)構(gòu)決定的，元素的核外電子排布的周期性變化，決定了元素性質(zhì)的周期性變化，這也是元素周期律的實(shí)質(zhì)。 【 自我評價(jià) 】 1、下列元素的原子半徑依次減小的是（ AB ） A. Na、 Mg、 Al B. N、 O、 F C. P、 Si、 Al D. C、 Si、 P 2.下列化合物中，陽離子與陰離子半徑比最小的是（ ） A NaF B LiI C CsF D LiF 3.下列各組元素中，按最高正價(jià)遞增順序排列的是 （ ） A C N、 O、 F B K、 Mg、 C S C F、 Cl、 Br、 I D Li、 Na K、 Rb 4、下列半徑最大的微粒是 （ ） 27 A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+ 教學(xué)回顧 ： 本節(jié)課主要 采用的是討論法教學(xué)，在整個(gè)教學(xué)活動(dòng)中始終注意學(xué)生 學(xué)習(xí)的主動(dòng)性，突出自主與合作的學(xué)習(xí)方式，充分調(diào)動(dòng)了學(xué)生學(xué)習(xí)的積極性。 教 案 課題：第二節(jié) 元素周期律 (三 ) 授課班級 28 課 時(shí) 教 學(xué) 目 的 知識與技能 1、通過 實(shí)驗(yàn)探究 ， 觀察思考 ，培養(yǎng)學(xué)生實(shí)驗(yàn)?zāi)芰σ约皩?shí)驗(yàn)結(jié)果的分析、處理和總結(jié)能力 2、認(rèn)識元素的周期性變化是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果，從而理解元素周期律的實(shí)質(zhì) 過程與方法 1、學(xué)會(huì)運(yùn)用元素周期律和元素周期表指導(dǎo)探究化學(xué)知識的學(xué)習(xí)方法。 2、 通過本節(jié)課的學(xué)習(xí)，使學(xué)生對以前學(xué)過的知識進(jìn)行概括、綜合，實(shí)現(xiàn)由感性認(rèn)識上升到理性認(rèn)識；同時(shí)，也會(huì)以理論來指導(dǎo)后續(xù)學(xué)習(xí) 情感態(tài)度價(jià)值觀 通過自學(xué)、思考、對比、實(shí)驗(yàn)等方法培養(yǎng)觀察、分析、推理、歸納等探究式學(xué)習(xí)能力 重 點(diǎn) 元素周期律的涵義 難 點(diǎn) 元素周期律的實(shí)質(zhì) 知 識 結(jié) 構(gòu) 與 板 書 設(shè) 計(jì) 第二節(jié) 元素周期律 (二 ) 一 、 同周期元素原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1、 金屬性： NaMgAl 2、 堿性強(qiáng)弱： NaOHM g ( O H ) 2 A l ( O H ) 3 3、 非金屬性： SiM g ( O H ) 2 A l ( O H ) 3 【 提問 】 上述現(xiàn)象說明了 Na、 Mg、 Al 的金屬性強(qiáng)弱順序怎樣？ 【板書】金屬性： NaMgAl 【 講解 】請大家預(yù)測一下， Mg、 Al 分別與稀鹽酸反應(yīng)時(shí)，現(xiàn)象是否會(huì)相同呢？若不同，應(yīng)有什么樣的區(qū)別？ 【 回答 】 Mg 與鹽酸反應(yīng)要比 Al 劇烈 【講解】 實(shí)踐是檢驗(yàn)真理的唯一標(biāo)準(zhǔn)，下面，我們通過實(shí)驗(yàn)來進(jìn)行驗(yàn)證。 【投影】 實(shí)驗(yàn)二 、 取鋁片和 鎂帶，擦去氧化膜，分別和 2mL 1mol/L 鹽酸反應(yīng)。 【 實(shí)驗(yàn)二 】 Mg、 Al 與稀鹽酸反應(yīng)比較 Mg Al 現(xiàn)象 反應(yīng)迅速，放出大量的 H2 反應(yīng)方程式 結(jié)論 Mg、 Al 都很容易與稀鹽酸反應(yīng)，放出 H2，但 Mg 比 Al 更劇烈 【講解】 從剛才的實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象我們可知， Mg 與稀鹽酸的反應(yīng)，比 Al 與稀鹽酸的反應(yīng)要?jiǎng)×业枚?，同時(shí)放出大量的熱。說明大家預(yù)測的是正確的。根據(jù) Na、 Mg、 Al 三者金屬性可推出， Na 與鹽酸反應(yīng)將會(huì)更劇烈，甚至發(fā)生爆炸，請大家寫出反應(yīng)方程式。 【投影】 Mg+2HCl=MgCl2+H2 2Al+6HCl=2 AlCl3+3H2 2Na+2H =2Na +H2 Mg+2H =Mg2 +H2 2 Al+6H =2 Al3 +3H2 【現(xiàn)象】 鎂與鋁均能與鹽酸反應(yīng)產(chǎn)生氣泡。但鎂反應(yīng)更劇烈 【 總結(jié) 】 Na、 Mg、 Al 與水反應(yīng)越來不越劇烈，對應(yīng)氧化物水化物的堿性越來越弱，金屬性逐漸減弱 。 【 過渡 】 我們再研究第三周期的非金屬 Si、 P、 S、 Cl 的非金屬性的強(qiáng)弱。 【 資料 】 總結(jié) 【 講解 】 請大家根據(jù)原子結(jié)構(gòu)的知識，判斷下列元素的非金屬性強(qiáng)弱。 【板書】非金屬性： SiB B. 原子序數(shù) :AB C. 離子半徑 :A2+B3+ D. 質(zhì)量數(shù) :AB 教學(xué)回顧 ： 采用歸納總結(jié)的方法引導(dǎo)學(xué)生探索元素的性 質(zhì)（元素原子最外層電子排布、原子半徑以及主要化合價(jià)、原子得失電子能力）和原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系從而歸納出元素周期律，揭示元素周期律的實(shí)質(zhì)； 33 教 案 課題：第三節(jié) 化學(xué)鍵 (一 ) 離子鍵 授課班級 課 時(shí) 教 學(xué) 目 的 知識與技能 1、掌握離子鍵的概念 2、掌握離子鍵的形成過程和形成條件，并能熟練地用電子式表示離子化合物的形成過程 過程與方法 通過對離子鍵形成過程中的教學(xué)，培養(yǎng)學(xué)生抽象思維和綜合概括能力 情感態(tài)度 價(jià) 值觀 1、培養(yǎng)學(xué)生用對立統(tǒng)一規(guī)律認(rèn)識問題；由個(gè)別到一般的研究問題的方法； 2、結(jié)合教學(xué)培養(yǎng)學(xué)生認(rèn)真仔細(xì)、一絲不茍的學(xué)習(xí)精神 重 點(diǎn) 離子鍵的概念和形成過程 難 點(diǎn) 用電子式表示離子化合物的形成過程 知 識 第三節(jié) 化學(xué)鍵 一、離子鍵 1.定義：陰陽離子結(jié)合形成化合物時(shí)的這種靜電的作用，叫作離子鍵。 34 結(jié) 構(gòu) 與 板 書 設(shè) 計(jì) (1)、成鍵粒子：陰陽離子 (2)、成鍵性質(zhì)：靜電作用 (靜電引力和斥力 ) 2、形成條件： 活潑金屬 M Mn+ 化合 離子鍵 活潑非金屬 X Xm- 3.離子鍵的實(shí)質(zhì)：陰陽離子間的靜電吸引和靜電排斥。 二 .電子式 1.表示原子： 2.表示簡單離子： 3.表示離子化合物 ： 4.表示離子化合物的形成過程 教學(xué)過程 教學(xué)步驟、內(nèi)容 教學(xué)方法活動(dòng) 【引言】 從元素周期表我們可以看出，到目前為止，已經(jīng)發(fā)現(xiàn)了一百多元素，元素 原子可以相互碰撞形成分子，那是不是所有的原子都可以相互碰撞形成新的物質(zhì)呢？ 學(xué)生舉例說明 【講解】 以上例子可知，原子和原子相遇時(shí)，有的能夠反應(yīng)有的不能反應(yīng)。在能夠組合的原子之間一定存在某種力的作用，比如說，蘋果能掉在地上因?yàn)橛腥f有引力的存在。對于微觀世界里的物質(zhì)來說也是一樣，也存在力的作用。元素的原子通過什么作用形成物質(zhì)的呢？這就是化學(xué)鍵，也是我們這節(jié)要學(xué)習(xí)的內(nèi)容。 【板書】 第三節(jié) 化學(xué)鍵 【講解】 根據(jù)原子和原子相互作用的實(shí)質(zhì)不同，我們可以將化學(xué)鍵分為離子鍵、共價(jià)鍵、金屬鍵等不同種類。首先我們 來學(xué)習(xí)離子鍵。 【板書】一、離子鍵 【展示】 氯化鈉樣品和氯化鈉晶體結(jié)構(gòu)示意圖 -ne- +me- 吸引、排斥 達(dá)到平衡 35 【思考與交流】 氯原子和鈉原子為什么能自動(dòng)結(jié)合形成穩(wěn)定的氯化鈉呢？ 【講解】 下面我們帶著這個(gè)問題來看氯化鈉的形成。 【 視 頻實(shí)驗(yàn)】 鈉在氯氣中燃燒 取一塊綠豆大小的金屬鈉（切去氧化層），再用濾紙吸干上面煤油，放在石棉網(wǎng)上，用酒精燈微熱，待鈉熔化成球狀時(shí)，將盛有氯氣的集氣瓶倒扣在鈉的上方。 【 學(xué)生 】 學(xué)生觀察實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象 【投影】 現(xiàn)象：鈉燃燒、集氣瓶內(nèi)大量白色煙 方程式 ： 2Na+Cl2 2NaCl 【講解】 從宏觀上講鈉在氯氣中燃燒，生成新的物質(zhì)氯化鈉，若從微觀角度考慮，又該如何解釋呢？ 【 講解 】 在加熱的情況下氯氣分子先被破壞成氯原子，氯原子在和鈉原子組合生成新的物質(zhì)。 【講解】 那么氯原子和鈉原子又是以怎樣方式結(jié)合在一起的？他們之間存在什么樣的作用力？ 【投影】 視頻演示 NaCl 的微觀形成過程 【講解】 鈉與氯氣反應(yīng)時(shí)，由于鈉的金屬性很強(qiáng)，在反應(yīng)中容易失去一個(gè)電子而形 8 電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；而氯的非金屬性很強(qiáng)，在反應(yīng)中容易得到一個(gè)電子而形成 8 電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。當(dāng)鈉原子和氯原子相遇時(shí)，鈉原 子最外層的一個(gè)電子轉(zhuǎn)移到氯原子的最外層上，使鈉原子和氯原子分別形成了帶正電荷的鈉離子和帶負(fù)電荷的氯離子。因此離子通過靜電作用，形成了離子化合物。我們把陰陽離子結(jié)合形成化合物時(shí)的這種 靜電的作用 ，叫作離子鍵。 【板書】 1.定義：陰陽離子結(jié)合形成化合物時(shí)的這種靜電的作用，叫作離子鍵。 【講解】 從定義上分析離子鍵形成的條件和構(gòu)成粒子 【板書】 (1)、成鍵粒子：陰陽離子 (2)、成鍵性質(zhì)：靜電作用 (靜電引力和斥力 ) 【思考與交流】 在氯化鈉晶體中， Na+和 Cl- 間存在哪些力？ 【 回答 】 Na+離子和 Cl-離子原子核和 核外電子之間的靜電相互吸引作用 【 講解 】 陰陽離子間電子與電子、原子核與原子核間的相互排斥作用 ， 當(dāng)陰陽離子接近到某一定距離時(shí)，吸引和排斥作用達(dá)到平衡，陰陽離子間形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵。 【板書】 2、形成條件： 活潑金屬 M Mn+ 化合 離子鍵 活潑非金屬 X Xm- 【講解】 原子形成離子鍵以后離子間吸引和排斥作用達(dá)到平衡，成 鍵后體系能量降低。 【板書】 3.離子鍵的實(shí)質(zhì)：陰陽離子間的靜電吸引和靜電排斥。 【講解】 由離子鍵構(gòu)成的化合物叫做離子化合物，所以一般離子化合物都很穩(wěn)定。 【提問】 要想形成離子鍵、就必須有能提供陰、陽離子的物質(zhì)，那么哪些物質(zhì)能提供陰、陽離子由宏觀展示，引入學(xué)生微觀思考 由舊知識引入新知識，抓住學(xué)生的知識生長點(diǎn) 從原子結(jié)構(gòu)入手，激發(fā)學(xué)生求知欲，從宏觀到微觀訓(xùn)練學(xué)生抽象思維能力。 +11 2 8 1 +17 8 2 7 e- +11 8 2 +17 8 2 8 Na+ Cl- +me- 36 呢？ 【投影小結(jié)】 (1) 活潑的金屬元素（ IA， IIA）和活潑的非金屬元素（ VIA， VIIA）之間的化合物。 (2) 活潑的金屬元素和酸根離子形成的鹽 (3) 銨鹽子和酸根離子（或活潑非金屬元素）形成的鹽。 【講解】 不是只有活潑的金屬元素和活潑的非金屬元素之間的化合才能形 成離子鍵，如銨離子與氯離子也能形成離子鍵、鈉離子與硫酸根離子也能形成離子鍵。 【 講解】 含有離子鍵的化合物就是我們初中所學(xué)過的離子化合物。大多數(shù)的鹽、堿、低價(jià)金屬氧化物都屬于離子化合物，所以它們都含有離子鍵。 【 提問 】 （ 1）所有金屬和非金屬化合都能形成離子鍵嗎？舉例說明。 【 回答 】 AlCl3 、 AlBr3、 AlI3 化合物中，鋁與氯之間所形成的并非離子鍵，均不是離子化合物 【 提問 】 （ 2）所有非金屬化合都不能形成離子鍵嗎？舉例說明。 【 回答 】 NH4Cl 、 NH4Br 等化合物。 NH4 、 CO32 、 SO42 、 OH 等原子團(tuán)也能與活潑的非金屬或金屬元素形成離子鍵。強(qiáng)堿與大多數(shù)鹽都存在離子鍵。 【 思考與交流 】 Cl 和 Na 通過離子鍵形成離子化合物 NaCl， 那么 NaCl 晶體到底是不是由 NaCl分子構(gòu)成的呢？ 【 回答 】在 NaCl 晶體中不存在 NaCl 分子，只有在蒸氣狀態(tài)時(shí)才有 NaCl 分子 【講解】 在 NaCl 晶體中，每個(gè) Na+ 同時(shí)吸引著 6 個(gè) Cl-，每個(gè) Cl- 也同時(shí)吸引著 6 個(gè) Na+， Na+和 Cl- 以離子鍵相結(jié)合，構(gòu)成晶體的粒子是離子，不存在單個(gè)的 NaCl 分子，晶體里陰陽離子個(gè)數(shù)比是 1： 1，所以 NaCl 表示離子晶體中離子個(gè) 數(shù)比的化學(xué)式，而不是表示分子組成的分子式 【 講解 】 由于在化學(xué)反應(yīng)中，一般是原子的最外層電子發(fā)學(xué)生變化，為了分析化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)的方便，我們引進(jìn)只表示元素原子最外層電子的一個(gè)式子 電子式。 【板書】二 、 電子式 【 講解 】 在元素符號的周圍用小黑點(diǎn)（或）來表示原子最外層電子的式子叫電子式。如 Na、Mg、 Cl、 O 的電子式我們可分別表示為： 【板書】 1、 表示原子 Na Mg Cl O 【 練習(xí) 】 Al Si P S H 【講解】 習(xí)慣上，寫 的時(shí)候要求對稱。 【講解】 電子式同樣可以用來表示陰陽離子，例如 【板書】 2、 表示簡單離子： 陽離子： Na+ Mg2+ Al3+ 陰離子： S 2- Cl - O 2- 【練習(xí) 】 Ca2+ Br- K+ F 【 講解 】 .電子式最外層電子數(shù)用 （或）表示； .陰離子的電子式不但要畫出最外層電子數(shù)，還應(yīng)用 括起來，并在右上角標(biāo)出“ n-”電荷字樣； .陽離子不要畫出最外層電子數(shù)，只需標(biāo)出所帶的電荷數(shù)。 【板書】 3、 表示離子化合