全冊教案2第1章原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)教材分析教材分析本節(jié)課通過"聯(lián)想·質(zhì)疑",回顧人類對原子結(jié)構(gòu)的認識歷程，提出需要探究的總問題：現(xiàn)代科生再次體會玻爾理論無法解釋更復雜的光譜現(xiàn)象，因此多位科學家打破原學理論，提出了電子層、能級、原子軌道、自旋概念及其量子化現(xiàn)動狀態(tài)，并且均有光譜現(xiàn)象作為證據(jù)。微觀粒子與宏觀物體運動的不同在通過光譜實驗現(xiàn)象。了解有關(guān)原子結(jié)構(gòu)模型的歷史發(fā)展過程，初步認識型，知道電子運動的能量狀態(tài)具有量子化的特征，電子可以處知道原子核外電子的運動不同于宏觀物體，不能同時準確測定對電子在空間體積里出現(xiàn)的概率大小進行描述，用波函數(shù)的圖形對原子軌道進行通過對原子光譜的實驗事實進行思考、類比、審辨與推理，體會建構(gòu)思維模型在人類認識原子科學理論是不斷發(fā)展的，感受科學家在科學創(chuàng)造中的豐功偉績。體會科學課件素材、學案【視頻導入】觀看原子結(jié)構(gòu)模型的演變微課視頻【聯(lián)想質(zhì)疑】回顧人類對原子結(jié)構(gòu)的認識過程，你收到了哪些啟發(fā)?現(xiàn)代科學對原子結(jié)構(gòu)的描述究竟是怎樣的?本節(jié)課我們學習量子力學對原子結(jié)構(gòu)模型的認識?！鹃喿x思考】閱讀教材P2-P4頁內(nèi)容思考以下問題：(1)什么是原子光譜?(2)根據(jù)盧瑟福的核式模型，原子光譜應(yīng)該是什么光譜?(3)氫原子光譜的特點是什么?(4)玻爾原子結(jié)構(gòu)模型觀點是什么?意義是什么?【板書】一.氫原子光譜和玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型【投影】觀察思考欄目含有氫氣的透鏡【講述】原子光譜是利用原子光譜儀將物質(zhì)吸收的光或發(fā)射的光的頻率(或波長)和強度分布記錄下來得到光譜。根據(jù)盧瑟福的核式模型原子的光譜應(yīng)當是連續(xù)光譜，即波長的變化呈連續(xù)分布。但實驗證明氫原子光譜是由具有特定波長、彼此分立的譜線組成的線狀光譜。這與盧瑟福原子結(jié)構(gòu)模型的推論是不一致的。如何解釋著一問題呢?【投影】盧瑟福原子結(jié)構(gòu)盧瑟福原子結(jié)構(gòu)原子的光譜應(yīng)當是連續(xù)光譜，即波長氫原子光譜是由具有特定波長、彼此分立的譜線組成的線狀光譜?！疽搿繛榱私忉屵@一實驗事實，玻爾在盧瑟福核式模型的基礎(chǔ)上提出了核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型，具體觀點如下。【投影】玻爾核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型：(1)原子中的電子在具有確定半徑的圓周軌道上繞原子核運動，并且不輻射能量。(2)在不同軌道上運動的電子具有不同的能量(E),而且能量值是不連續(xù)的，這稱為能量"量子化"。軌道能量依n值(1、2、3、…)的增大而升高，n稱為量子數(shù)。對氫原子而言，電子處在n=1的軌道時能量最低，這種狀態(tài)稱為基態(tài)；能量高于基態(tài)能量的狀態(tài)，稱為激發(fā)態(tài)。(3)只有當電子從一個軌道(能量為E;)躍遷到另一個軌道(能量為E;)時，才會輻射或吸收能量。當輻射或吸收的能量以光的形式表現(xiàn)出來并被記錄，就形成了光譜?！鹃喿x思考】閱讀教材P4“追根尋源”,利用玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型觀點，總結(jié)氫原子光譜是線狀光譜的原因。【投影】=5【總結(jié)】玻爾原子結(jié)構(gòu)模型成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實驗事實，闡明了原子光譜源自【聯(lián)想質(zhì)疑】玻爾引入一個量子數(shù)n,解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實驗事實。但是，某些復雜【閱讀思考】閱讀教材PP4-6頁思考以下問題：(1)為什么說同一量子數(shù)n所標記的核外電子運動狀態(tài)中的不同電子所具有的能量不同?(2)量子力學的主要內(nèi)容有哪些?電子層、能級、原子軌道的關(guān)系是什么?(3)玻爾原子結(jié)構(gòu)模型不能解釋的問題有哪些?如何用量子力學原理解釋這些問題?(4)霓虹燈為什么能夠發(fā)出五顏六色的光?【板書】二.量子力學對原子核外電子運動狀態(tài)的描述【講述】通過學習我們已經(jīng)了解到，原子線狀光譜的產(chǎn)生是原子核外的電子在不同的、能量量子化的狀態(tài)之間躍遷所導致的。因此，根據(jù)多電子原子光譜現(xiàn)象的復雜性及其在外磁場存在時的譜線分裂，可以推測同一量子數(shù)n所標記的核外電子運動狀態(tài)中的不同電子所具有的能量可能還存在差異。【投影】電子運動狀態(tài)n越大，電子離核的平均距離越遠，電子具有能量越高越遠、能量越高。處于同一電子層上的電子具有的能量也可能不同，可以分為不同的能級。【投影】(2)能級在同一電子層中，電子所具有的能量可能不同，同一電子層可分成不同的能級，用s、p、d、f表示?！局v述】當n相同時，電子所具有的能量也可能不同，因此，同一個電子層可分為若干個能級，不同能級的電子的空間運動狀態(tài)的能量不同。當n=x時，有x個能級，用符號s,p,d,f等表示。即每一電子層所具有的能級數(shù)等于其電子層序數(shù)。例如如n=2時，有2個能級，符號分別為s,p。這樣，當n=4和n=3時，分別對應(yīng)有4個和3個不同的能級?！就队啊侩娮訉觧能級數(shù)工S234nn【講述】科學實驗發(fā)現(xiàn)，在無外磁場的條件下，處于同一能級的原子軌道能量相同。在存在外磁場時，處于同一能級的電子的空間運動狀態(tài)的能量還會不同。因此，當有外磁場時，氫原子或多電子原子光譜中的一條譜線就可能分裂為多條?！具^度】習慣上，人們用"原子軌道"來描述原子中單個電子的空間運動狀態(tài)，不過此處定義的原子軌道被賦予了新的含義。不同的能級含有的原子軌道數(shù)不同?！就队啊俊局v述】s能級有1個原子軌道，P能級有Px、Py、Pz三個軌道。根據(jù)電子層數(shù)、能級數(shù)、原子軌道數(shù)之間的關(guān)系，我們可以推斷每電子層所含有的原子軌道數(shù)為n2.【投影】電子層、能級、軌道數(shù)關(guān)系1122339(3s、3Px、3Py、3P?、3d(5個)44nn【講述】處于同一軌道上的電子還存在一種被稱為”自旋”的量子化狀態(tài)。且處于同一原子軌道上的電子自旋狀態(tài)只能有兩種，分別用符號”個”和”↓"表示。即每個原子軌道最多容納兩個電子，切兩個電子的自旋量子化狀態(tài)不同。因此氫原子的電子由2p軌道躍遷到1s軌道得到兩條譜線和鈉原子的黃色譜線表現(xiàn)出的雙線結(jié)構(gòu)，正是由電子的自旋有兩種狀態(tài)造成的。同時我們還可以計算出每層最多容納的電子數(shù)為2n2.【投影】1原子軌道類型原子軌道數(shù)目可容納電子數(shù)12248394一【交流研討】1.量子力學從哪些方面描述原子核外電子的運動狀態(tài)?2.電子層數(shù)與該電子層中的能級數(shù)、原子軌道數(shù)有什么關(guān)系?能級與原子軌道數(shù)之間又有什么關(guān)系?3.決定電子能量高低的因素是什么?【歸納總結(jié)】(1)任一電子層的能級總是從s能級開始，能級數(shù)等于該電子層的序數(shù)：第一電子層只有1個能級(1s),第二電子層有2個能級(2s和2p),第三電子層有3個能級(3s、3p和3d),即任一電子層，能級數(shù)=電子層序數(shù)。(2)電子層與能級類似樓層與階梯之間的關(guān)系，在每一個電子層中，能級符號順序是ns、np、nd、(3)同一能級又可能包含幾個空間取向不同的原子軌道，s能級中有1個原子軌道、p能級中有3個能量相同的原子軌道，分別記作“npx、npy、npz”,d能級中有5個能量相同的原子軌道。霓虹燈為什么能夠發(fā)出五顏六色的光霓虹燈自1910年問世以來，將城市夜景裝扮得格外美麗。它之所以能夠發(fā)出五顏六色的光，其發(fā)光機制與氫原子光譜形成的機制基本相同。對霓虹燈而言，燈管中填充的氣體不同，在高電壓的激發(fā)下發(fā)出的光的顏色就不同。例如，在燈管中充入氖氣，通電后在電場作用下，放電管里氖原子中的電子吸收能量后激發(fā)到能量較高的軌道，但處在能量較高軌道上的電子會很快以光的形式輻射能量而躍遷回能量較低的軌道，所發(fā)出的光的波長恰好位于可見光區(qū)域中的紅色波段，所以我們看到的是紅色光。通電后氬氣發(fā)藍紫色光，氦氣發(fā)粉紅色光，等等。隨著技術(shù)的發(fā)展，霓虹燈正在被LED燈帶等光源取代?！具^度】原子中單個電子的空間運動狀態(tài)用原子軌道來描述，而原子軌道在量子力學中是用波函數(shù)【板書】2.原子軌道的圖形描述2.原子軌道的圖形描述客球?qū)ΨQ性空間取向性道空間分布的圖形特點與s軌道明顯不同，它在空間的分布特點是分別相對于x、y、z軸對稱，類【聯(lián)想質(zhì)疑】原子軌道可以用波函數(shù)來表示，那么,又該如何理解波函數(shù)?怎樣形象地描述電子在空【板書】3.電子在核外的空間分布【講述】與對宏觀物體運動的描述不同，對于質(zhì)量非常小、運行速度極快且運動空間極小的微觀粒子而言，人們不可能同時準確地測定它的位置和速度，但能通過對波函數(shù)進行數(shù)學處理計算出電子在什么地方出現(xiàn)的概率大、在什么地方出現(xiàn)的概率小。這種描述電子在核外空間某處單位體積內(nèi)的圖1-1-8電子處在2p軌道的電子云圖圖1-1-8電子處在2p軌道的電子云圖【講述】單位體積內(nèi)小點的疏密程度表示電子在原子核外單位體積內(nèi)出現(xiàn)概率的大小。點密集的地方，表示電子在此出現(xiàn)的概率大；點稀疏的地方，表示電子在此出子在空間出現(xiàn)的概率分布呈球形對稱，而且電子在原子核附近單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率【總結(jié)】因為我們不能確定原子中的電子在某一時刻一定出現(xiàn)在何處，只可能預言在空間某處電子出現(xiàn)的概率，所以量子力學中的軌道的含義已與玻爾軌道的含義完全不同，它既不是圓周軌道，也【課堂小結(jié)】原子結(jié)構(gòu)模型玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型-量子力學對原子核外電子運動狀態(tài)的描述原子軌道s(1)、P(3)、d(5)、f(7)-自旋運動狀態(tài)↑、↓通過必修課的學習學生已經(jīng)知道原子是由原子核和核外電子構(gòu)成的，并了解到一些有關(guān)原子結(jié)構(gòu)、元素周期表和元素性質(zhì)的相關(guān)知識，但是那時所學的原子結(jié)構(gòu)的和玻爾模型的基礎(chǔ)上的，學生只是了解了原子的構(gòu)成與核外電子的簡單排對元素周期表和元素性質(zhì)的認識層次不可能觸及本質(zhì)，因此，學生需要先深入模型，然后進一步學習原子結(jié)構(gòu)的量子力學模型。本節(jié)課內(nèi)容較多，理論性較強，主要采取學生自第一章原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第1課時基態(tài)原子的核外電子排布教材分析教材分析在化學必修學習階段。學生對原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系有了一定的認識，如原子的電子層數(shù)和同期序數(shù)的關(guān)系，最外層電了數(shù)和主族序數(shù)的關(guān)系，但是并未揭示原了結(jié)構(gòu)與周期、族等元素周期表的構(gòu)成的深層關(guān)系。本節(jié)在原子結(jié)構(gòu)的量子力學模型的基礎(chǔ)上，進一步介紹基態(tài)原子的核外電子排布，為了讓學生積極主動地獲取知識，基態(tài)原子的核外電子排布的內(nèi)容是通過活動探究來完成的，從中引入三個基本原理或規(guī)則，還特別設(shè)計了針對碳原了的核外電了排布的“交流·研討”;最后通過”活動·探究"使學生根據(jù)前面所學的方法和原則，寫出的電子排布式與實際不符，從而發(fā)現(xiàn)原有模型的局限性，進而自然地產(chǎn)生進一步學習的動機，隨后以光譜實驗作為證據(jù)支持，使建立的模型進一步完善。宏觀辨識與微觀探析：了解原子核外電子排布的構(gòu)造原理，認識基態(tài)原子中核外電子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理、洪特規(guī)則，能用以上規(guī)則解釋1～36號元素基態(tài)原子的核外電子排布。證據(jù)推理與模型認知：結(jié)合基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)律及核外電子排布的原則，會書寫1～36號元素基態(tài)原子的核外電子排布式和價電子排布式。核外電子排布的原則、核外電子排布式和軌道表示式的書寫課件、學案【知識回顧】學生根據(jù)學案回顧必修有關(guān)原子排布的有關(guān)規(guī)律【投影】【聯(lián)想質(zhì)疑】你已經(jīng)了解到電子在原子核外是分層排布的。請四顧一下1—18號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖，思考以下問題：為什么第一層敢多只能容納2個電子，第二層最多只能容納8個電子?原子核外第三、四、五層及其他電子層最多容納的電子數(shù)分別是多少?原子核外電子的排布與原子軌道有什么關(guān)系?【活動探究】請你根據(jù)有關(guān)原子軌道的知識猜想1~18號元素基態(tài)原子的核外電子排布情況，并嘗試總結(jié)基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)律。【板書】一.基態(tài)原子的核外電子排布【投影】【講述】鈉原子核外11個電子，根據(jù)其原子結(jié)構(gòu)示意圖以及量子力學各層的能級以及原子軌道數(shù)，可知其電子排布如圖，根據(jù)必修學習核外電子排布總是遵循能量有低到高，距離由近到遠的原則，及遵循能量最低原理?！景鍟?.基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)律【投影】原則一：能量最低原理基態(tài)原子核外電子總是盡可能先排布在能量最低的軌道上，然后由里及外依次排布在能量較高的軌道上。也可以說，核外電子遵循的排布規(guī)則使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。【投影質(zhì)疑】【總結(jié)】氦原子有兩個電子，按照能量最低原理，這兩個電子都應(yīng)當排布在1s原子軌道上。顯然，這兩個電子在1s軌道上的排布可能是下列兩種狀態(tài)之一：自旋相同或自旋相反。泡利通過總結(jié)諸多光譜實驗事實確定，基態(tài)氦原子的電子排布只能是自旋相反?！就队啊吭瓌t二：泡利不相容原理一個原子軌道中最多只能容納兩個電子，且這兩個電子的自旋狀態(tài)不同。個圖1-2-2基態(tài)氦原子的能級和核外電子排布示意圖【引入】為了表示基態(tài)原子核外電子在各能級軌道上的排布情況，我們通常用電子排布式與軌道表示式來描述核外電子排布，請大家閱讀教材P11“方法引導欄目”,學習掌握兩種表示基態(tài)原子核外電子排布的方法?！就队啊糠椒ㄒ龑Ш送怆娮优挪嫉谋硎痉椒?1.電子排布式2.軌道表示式用方框表示一個原子軌道，用箭頭“↑”或“↓”來區(qū)別自旋狀態(tài)不同的電子?！窘涣餮杏憽客瓿山滩腜11“交流研討”內(nèi)容【投影】原則三：洪特規(guī)則對于基態(tài)原子，核外電子在能量相同的原子軌道上排布時，將盡可能分占不同的原子軌道并且自旋狀態(tài)相同，使體系的總能量達到最低?！局v述】對于基態(tài)原子，核外電子在能量相同的原子軌道上排布時，將盡可能分占不同的原子軌道并且自旋狀態(tài)相同，使體系的總能量達到最低。例如氮原子2P軌道上的電子應(yīng)該按第一種排列方【投影】AAA【遷移應(yīng)用】分別寫出1～18號元素基態(tài)原子的電子排布式和軌道表示式，完成學案表格?！就队啊縃12島3T4B56N7O8F9fPs【歸納總結(jié)】核外電子排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理、洪特規(guī)則等原則隨著原子序數(shù)的5【活動探究】按照前面介紹的原則和方法，請你嘗試寫出19~36號元素K~Kr的原子的核外電子排布【板書】2.19～36號元素基態(tài)原子的核外電子排布Br:1s22s22p?3s23p?3d1Fe:1s22s22p?3s23p?3d?4s2、Ni:1s22s22p?3s23p?3d84s2、Zn:1s22s22p?3s23p?3Se:1s22s22p?3s23p?3d10【思考交流】對比鉻和銅基態(tài)原子的電子排布式的兩種寫法區(qū)別是什么?【總結(jié)】洪特規(guī)則特例：能量相同的原子軌道在全充滿(如d10)、半充滿(如d5)和全空(如d0)狀態(tài)時，體系能量較低，原子較穩(wěn)定?！就队啊俊痉椒ㄒ龑А繛榱藭鴮懙姆奖?，我們還通常用簡化的電子排布式來表示基態(tài)原子核外電子的排布情況，元素參與化學反應(yīng)以及元素化合價一般與元素的價電子密切相關(guān)。周期表中一般都注明了元素的價電子排布情況。【投影】1.簡化電子排布式把電子排布式中內(nèi)層電子達到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示.K:[Ar]4s12.價電子和價電子排布式(1)價電子：一般指最外能級組中那些有可能參與化學反應(yīng)的電子。(2)價電子排布式：只表示出原子的價電子排布的式子。基態(tài)鐵原子價電子排布式為：3d?4s2(3)主族元素原子的價電子數(shù)一般等于該元素的最高正化合價?！就队啊窟w移應(yīng)用(1)最外層只有1個未成對電子的元素(2)最外層有2個未成對電子的元素(3)最外層有3個未成對電子的元素(4)核外電子排布中，未成對電子數(shù)最多的元素Cr(3d?4s1,共有6個未成對電子)。2.原子核外電子排布與原子軌道有什么關(guān)系?【課堂小結(jié)】子排布表示方法本節(jié)課主要是在學生了解原子結(jié)構(gòu)的量子力學模型后，對核外電子排“活動探究”等欄目通過提出問題—作出假設(shè)—證據(jù)支持一推廣應(yīng)用一模型建立的思路。讓學生以1~10號元素為例，以原子結(jié)構(gòu)示意圖和元素周期表為證據(jù)支持，對其基態(tài)原子核外電子排布的情況提出假設(shè)，適時引導逐漸總結(jié)出基態(tài)原子核外電子排布的基本原則，在此基礎(chǔ)上繼續(xù)討論1~18號元素基態(tài)原子的核外電子排布，進而推廣到19~36號元素核外電子排布。第一章原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)教材分析教材分析本節(jié)在學習了基態(tài)原子的核外電子排布后，利用基態(tài)原子的核外電子排布的知識分析周期、族與原子結(jié)構(gòu)的內(nèi)在聯(lián)系。這樣由表象到木質(zhì)的教材編排想路，讓學生對知識的理解和掌排.成為有源之水、有本之木，有利于學生從實質(zhì)上理解和運用元素周期表和元素周期律。對于原子結(jié)構(gòu)與元素周期表中周期和族的劃分，分別安排了"交流·研討"和”現(xiàn)察·思考”。教材還設(shè)置了"核外電子排布與元素周期表的分區(qū)”的資料性欄目，拓寬學生的視野，而"除光憲外層電子能級順序與能級組"的"資料在線"欄目突出了我國科學家在該領(lǐng)城內(nèi)的成就，激發(fā)學生的民族自豪感。宏觀辨識與微觀探析：通過認識原子結(jié)構(gòu)及價電子排布與元素在周期表中的位置，建立原子核外電子排布規(guī)律(結(jié)構(gòu))與周期表中族、周期劃分(位置)的周期性變化規(guī)律(性質(zhì))的深層關(guān)聯(lián)，培養(yǎng)宏觀辨識與微觀探析的化學核心素養(yǎng)。證據(jù)推理與模型認知：能夠根據(jù)價電子排布式推斷元素在周期表中的位置，明確原子結(jié)構(gòu)的量子力學模型的建立使完善周期表有了理論依據(jù)，培養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知的化學核心素養(yǎng)。核外電子排布與周期、族的劃分課件、學案【知識回顧】學生根據(jù)學案回顧核外電子排布的規(guī)律，泡利不相容原理和洪特規(guī)則的內(nèi)容【引入】通過必修課的學習，我們知道電子層數(shù)相同的元素在同一周期，同主族元素最外層電子數(shù)相同，原子核外的電子排布與元素周期表周期、族的劃分有什么內(nèi)在聯(lián)系。【交流研討】請觀察元素周期表的輪廓圖，分析討論原子的核外電子排布與元素周期表中周期、族的劃分有什么內(nèi)在聯(lián)系?【投影】周周期00元元鑭錒【板書】二、核外電子排布與元素周期表【講述】化學家曾嘗試建立核外電子排布、原子軌道能級與元素周期表之間的關(guān)系，以便從能量的角度解釋元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化的原因。美國化學家鮑林基于大量光譜實驗數(shù)據(jù)及近似的理論計算，提出了多電子原子的原子軌道近似能級圖，在這個圖中，他將能量相近的原子軌道歸為一組，由此得到的7個能級組與元素周期表中的7個周期相對應(yīng)。能量一【講述】在鮑林能級圖中相鄰能級組之間的能量差較大，同一能級組內(nèi)能級之間的能量差較小。關(guān)于原子中電子的能級高低，我國化學家徐光憲也進行過深入研究，提出判斷外層電子能級高低的規(guī)則。請大家閱讀教材“資料在線”內(nèi)容。【板書】1.核外電子排布與周期的劃分【投影】關(guān)于原子中電子的能級高低，我國化學家徐光憲對這一問題也進行過深入的研究，提出判斷外層電子能級高低的(n+0.7)規(guī)則。其中n就是代表電子層的量子數(shù)，是用于描述電子運動狀態(tài)的另一個量子數(shù)，對于s、p、d、f能級，分別取0、1、2、3。就原子的外層電子來說，(n+0.7)越大，則能級越高。將(n+0.71)值的第一位數(shù)字相同的能級合并為一組，稱為"能級組"。例如，4s、3d和4p的(n+0.71)依次等于4.0、4.4和4.7,它們的第一位數(shù)字都是4,故都屬于第四能級組。由此，徐光憲做出與鮑林相同的能級排序和能級組劃分。值得注意的是，不同原子的原子軌道能級順序不盡相同，并不存在一個普適的能級順序，不論是鮑林還是徐光憲所列出的能級順序都只有近似意義?！局v述】通常只有最外能級組的電子才參與化學反應(yīng)，我們把這部分電子稱為價電子。元素性質(zhì)與價電子的數(shù)目密切相關(guān)，為了便于研究元素性質(zhì)與核外電子間的關(guān)系，人們常常只表示出原子的價電子排布。請大家動手寫出基態(tài)氯原子與鐵原子的價電子排布式?！就队啊俊局v述】一般情況下主族元素原子價電子只包括最外層電子。過渡元素原子價電子除最外層電子外，還包括次外層的部分電子，甚至倒數(shù)第三層的電子。在教材最后的元素周期表中就列出各元素基態(tài)原子的價電子排布?！窘涣餮杏憽空埜鶕?jù)1~36號元素原子的電子排布，參照鮑林近似能級圖，嘗試分析原子中電子排布與元素周期表中周期劃分的內(nèi)在聯(lián)系。完成學案表格?！就队啊?12224883488495997【總結(jié)】由此可以得出原子核外電子排布與元素周期表中周期劃分的本質(zhì)聯(lián)系：一個能級組最多所能容納的電子數(shù)等于對應(yīng)的周期所包含的元素種數(shù)，所以周期表中的7個周期分別對應(yīng)7個能級組。各周期所包含的元素種數(shù)分別是2、8、8、18、18、32、32。周期與量子數(shù)n(電子層數(shù))相關(guān)。最外層電子所在軌道處于第n電子層時，該原子所屬元素屬于第n周期。【遷移應(yīng)用】完成學案“遷移應(yīng)用”題目【觀察思考】請你仔細觀察元素周期表中各族元素的價電子排布情況，思考核外電子排布與族的劃分之間有什么內(nèi)在聯(lián)系。【投影】電子數(shù)1氫鈾U氦K22外圍電子層排布，2鋰 B硼碳2.22p氟20.1823鈉鎂鋁硅2MLk44鉀鈣鈧鈦釩鉻錳鐵鈷鎳銅鋅鍺424p溴氪25銣鍶s釔鋯鈮鉬锝釕銠鈀鎘銦5s2sp2sx2sp3碲碘氙886銫鋇鉿鉭鎢錸鋨銥鉑汞鉈鉛63op3釙63p27鈁鐳2【板書】2.核外電子排布與族的劃分【自主歸納】通過觀察思考，閱讀教材P16頁相關(guān)內(nèi)容，總結(jié)歸納核外電子排布與族劃分的關(guān)系?！窘涣餮杏憽?1)主族元素原子的價電子排布與過渡元素原子的價電子排布有什么區(qū)別?(2)同一主族元素原子的價電子排布有什么特點，主族序數(shù)與什么有關(guān)?(3)同一族過渡元素原子的價電子排布有什么特點，其族序數(shù)與什么有關(guān)?【投影】(1)族的劃分與核外電子排布的關(guān)系(2)各族核外電子排布的特點族序數(shù)=價電子數(shù)ⅢB~VIB族：族序數(shù)=價電子數(shù)族序數(shù)【講述】通過觀察周期表我們還可以看到，價電子排布相似的元素集中在一起。據(jù)此，人們將元素周期表分為5個區(qū)，并以最后填入電子的軌道能級符號作為該區(qū)的符號。請大家觀察P17周期表的分區(qū)圖，了解各區(qū)元素價電子的排布情況?！就队啊?區(qū)p區(qū)d區(qū)區(qū)f區(qū)【投影講述】各區(qū)元素的原子最外層電子排布特點分區(qū)s區(qū)IA、ⅡA族、Hep區(qū)ⅢA族～VIIA族、0族(He除外)d區(qū)ⅢB族～VIIB族、VⅢ族(鑭系、錒系除外)ds區(qū)f區(qū)鑭系、錒系【講述】了解了元素周期表的分區(qū)后，就能更清楚地把握元素周期表的實質(zhì)，更便捷地認識元素及其化合物的性質(zhì)。例如，元素的化合價與原子的核外電子排布尤其是價電子排布有著密切的關(guān)系。請大家閱讀教材P17頁相關(guān)內(nèi)容，了解各組元素化合價與核外電子排布以及價電子的關(guān)系。【投影】①除VⅢ族、IB族的某些元素和0族元素外，元素的最高化合價等于它所在族的序數(shù)，如Sc、Ti、V、Cr、Mn的最高化合價分別為+3、+4、+5、+6、+7。②一般來說，非金屬元素的最高正化合價和它的最低負化合價的絕對值之和等于(F無正價)。③稀有氣體元素的化合價在通常情況下為0。④過渡元素的價電子較多且所在軌道的能量相差不大，因此過渡元素具有多種價態(tài)，如錳元素的化合價為+2～+7。【自主閱讀】教材“拓展視野”欄目【遷移應(yīng)用】完成學案“遷移應(yīng)用”題目?！舅伎冀涣鳌扛鶕?jù)核外電子排布與周期、族的關(guān)系，觀察周期表思考以下問題：2.最外層電子排布式為ns2的基態(tài)原子對應(yīng)元素一定位于ⅡA族嗎?3.元素周期表中周期與族的劃分與原子結(jié)構(gòu)的哪部分有關(guān)?【課堂小結(jié)】周期族過渡元素稀有氣體價電子排布為ns2np?(He除外)容的自然延仲，也是對必修深程中元素周期表知識在原子結(jié)構(gòu)的量子力學模型基礎(chǔ)上的深化，因此本節(jié)課主要是通過教師介紹，提出問題。學生自主觀察思考，交流研討，歸納核外電子排布與周期表周期及族的關(guān)系，培養(yǎng)學生自主歸納和總結(jié)的能力。第一章原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第1課時原子半徑及其變化規(guī)律教材分析教材分析學生在學習了化學必修第二冊后就已經(jīng)能從原子結(jié)構(gòu)的角度素原子得失電子的難易程度；但是對"元素性質(zhì)周期性變化的內(nèi)在本質(zhì)是原子得失電了的能力?"這樣的問題，只有對原了結(jié)構(gòu)模型有了更本節(jié)教材的編寫就是建立在學生學習了核外電子排布和核外電子排引導學生在活動中主動認識元素原子核外電子排布周期性變化對原子半徑、原子得失電子能響，使他們對元素周期律的認識更為深刻，并能構(gòu)建起新的"構(gòu)(原子結(jié)構(gòu))一位(元素在周期表中的位置)一性(元素性質(zhì))"三者關(guān)系的認識平臺。同周期、同主族元素原子半徑的變化規(guī)律、原子半徑大【知識回顧】結(jié)合學案，學生回顧有關(guān)元素周期律的內(nèi)容和實【投影】聯(lián)想質(zhì)疑在元素周期表中，隨著原子序數(shù)的遞增，元素基態(tài)原子的核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化，元素的性質(zhì)也呈現(xiàn)周期性變化。那么,元素哪些性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化?元素性質(zhì)周期性變化的本質(zhì)是什么?如何運用元素周期表推測元素的基本性質(zhì)?【引入】通過必修課的學習我們了解到，隨著核外電子排布的周期性變化元素原子的半徑、化合價、得失電子能力等性質(zhì)也呈現(xiàn)周期性變化?！就队啊侩娮釉颇Ｐ汀舅伎肌恳罁?jù)量子力學理論，核外電子從原子核附近到離核很遠的地方都有可能出現(xiàn)，因此原子并不是一個具有明確"邊界"的實體。這就是說，原子并沒有經(jīng)典意義上的半徑。那么,原子半徑是如何測定的呢?【講述】由于核外電子運動區(qū)域的大小對于元素原子的性質(zhì)有很大的影響，為了便于討論這方面的問題，人們便假定原子是一個球體，并采用統(tǒng)計的方法來測定它的半徑。具體方法請大家閱讀教材“追根尋源”欄目。【投影】測定原子半徑的方法很多。常用的一種方法是根據(jù)固態(tài)單質(zhì)的密度算出1mol原子的體積，再除以阿伏加德羅常數(shù)，得到一個原子在固態(tài)單質(zhì)中平均占有的體積長腐共價半徑△圖1-3-1共價半徑和范德華半徑另一種更常用的方法是，指定化合物中兩個相鄰原子的核間距為兩個原子的半徑之和，再通過實驗來測的核間距，從而求得相關(guān)原子的原子半徑。有關(guān)書籍和手冊上提供的原子半徑通常是用第二種方法測定的。利用這種方法測得的原子半徑有三種：一是共價半徑，由共價分子或共價晶體中原長腐共價半徑△圖1-3-1共價半徑和范德華半徑【觀察思考】在周期表中隨著原子序數(shù)的周期性變化，元素原子的半徑呈現(xiàn)什么變化規(guī)律?觀察教材P21“元素的原子半徑及相應(yīng)的比例模型”,總結(jié)歸納元素的原子半徑隨著元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)的周期性變化規(guī)律?！就队啊俊景鍟恳?原子半徑及其變化規(guī)律【講述】主族元素同周期從左至右原子半徑逐漸減小，同主族自上至下原子半徑逐漸增大?！就队啊俊舅伎肌恐髯逶赝芷趶淖笾劣以影霃街饾u減小，同主族自上至下原子半徑逐漸增大的原因是什么?【講述】主族元素同周期從左至右，電子層數(shù)相同，核電核數(shù)和核外電子數(shù)逐漸增加，增加電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用小于核電荷數(shù)增加導致的核對外層電子的吸引作用。同主族自上至下電子層數(shù)逐漸增大，核電荷數(shù)和核外電子數(shù)增加，核電荷數(shù)增加導致的核對外層電子的吸引作用小于增加電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用?！景鍟?.過渡元素【講述】同一周期自左至右原子半徑逐漸減小，但變化幅度不大。原因是同一周期過渡元素增加的電子都分布在(n—1)d軌道上，電子間的排斥作用與核對電子的吸引作用大致相當?！窘涣餮杏憽?.影響原子半徑大小的因素是什么?2.同一周期原子半徑自左至右逐漸減小，同一周期(如第3周期)離子半徑是否逐漸減小?3.同一主族原子半徑自上而下逐漸增大，同一主族離子半徑是否逐漸增大?【遷移應(yīng)用】完成學案遷移應(yīng)用題目，總結(jié)歸納比較原子半徑大小的方法。【歸納總結(jié)】微粒半徑大小的比較方法1.影響微粒半徑的因素主要是核電荷數(shù)和電子層數(shù)。同周期中，核電荷數(shù)越大，半徑越小；同主族中，電子層數(shù)越多，半徑越大。2.陽離子半徑小于對應(yīng)的原子半徑，陰離子半徑大于對應(yīng)的原子半徑，r(Na+)<r(Na),r(S)<r(S23.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，隨核電荷數(shù)增大，離子半徑減小，如r(S2-)>r(C1-)>r(K+)>r(Ca24.不同價態(tài)的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，如r(Fe2+)>r(Fe3+),r(Cu+)>r(Cu2+)?！舅伎肌克刂芷诒碇性卦拥檬щ娮幽芰Τ尸F(xiàn)的遞變規(guī)律是什么?如何利用原子半徑和價電子數(shù)進行解釋?同周期自左至右元素原子得失電子能力如何變化?同主族自上至下元素原子得失電子能力如何變化?【自主閱讀】閱讀教材相關(guān)內(nèi)容，歸納總結(jié)有關(guān)規(guī)律?！局v述】同周期元素原子的電子層數(shù)相同，從左到右原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引作用逐漸增強。除稀有氣體元素外，同周期從左到右，元素原子失去電子的能力越來越弱，獲得電子的能力越來越強。同主族元素原子的價電子數(shù)相同，但自上而下原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引作用逐漸減弱。同主族自上而下，金屬元素原子失去電子的能力越來越強，非金屬元素原子獲得電子的能力越來越弱?！就队啊渴щ娮幽芰χ饾u減弱，得電子能力逐漸增強1BL.SI4567位于元素周期表中金屬與非金屬元素分界線周圍元素的得電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸增強周期23【講述】位于元素周期表中金屬與非金屬元素分界線周圍元素的原子獲得或失去電子的能力都不強。【回顧思考】請大家回顧必修內(nèi)容的學習，總結(jié)比較元素失電子能力(金屬性)和得電子能力(非金屬性)強弱的方法有哪些?【投影】(1)比較元素失電子能力(金屬性)強弱的方法有哪些?單質(zhì)與水或酸反應(yīng)置換出氫氣的難易程度最高價氧化物對應(yīng)水化合物堿性的強弱(2)比較元素得電子能力(非金屬性)強弱的方法有哪些?單質(zhì)與氫氣反應(yīng)的難易程度形成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性最高價氧化物對應(yīng)水化物酸性強弱【投影】元素性質(zhì)遞變規(guī)律同周期(從左→右)同主族(從上→下)原子核外電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)逐漸增多，1→7(第1周期1→遞增原子半徑逐漸減小(0族除外)最高正價由+1→+7,最低負價由—4→-1最高正價=主族序數(shù)(氟、氧除原子得、失電子能力能力逐漸減弱能力逐漸增強減弱【遷移應(yīng)用】完成學案“遷移應(yīng)用”【課堂小結(jié)】其變化規(guī)律同周期自左至右半徑依次減小同主族自上至下半徑依次增大原子核對逐漸外層電子吸引力增強原子核對外層電子吸引力逐漸減弱得電子能力逐漸增強失電子能力逐漸減弱得電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸增強對于原子半徑周期性變化，學生在必修課程中已經(jīng)初步學習了主族元素的變化模型。本節(jié)課增加了同周期過渡元素原子半徑變化規(guī)律，并從核外電子排布的角度探討原子周期性變化的原因，使模型更加完整。因此本節(jié)課內(nèi)容對學生來說較為加單，因此在教學時主要是通過對“元素的原子半徑及相應(yīng)的比例模型”的分析歸納，總結(jié)相關(guān)規(guī)律并利用原子結(jié)構(gòu)知識進行分析原因，培養(yǎng)學生信息的分析歸納和歸納總結(jié)能力。第一章原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)教材分析教材分析進一步學習元素原子核外電子排布周期性變化對元素電離能、電負性等性質(zhì)的本元素周期律的認識更為深刻，進一步加深”構(gòu)(原子結(jié)構(gòu))一位(元素在周期表中的位置)一性(元素性質(zhì))"三者關(guān)系的。了解電離能的概念及其內(nèi)涵，認識主族元素電離能的變化規(guī)律，知道電離能與元素化合價的關(guān)系。知道主族元素電負性與元素性質(zhì)的關(guān)系，認識主族元素電負性的變化規(guī)律，培養(yǎng)的化學核心素養(yǎng)?！局R回顧】學生完成學案知識回顧內(nèi)容【聯(lián)想質(zhì)疑】為滿足科學研究和生產(chǎn)實踐的需要，對原子得失電子的能力僅有定性的分析往往是不夠的，因此人們不斷嘗試尋找能定量地衡量或比較原子得失電子能力的方法。不過，在化學變化中伴隨著不同原子核外電子之間的相互作用等復雜過程的發(fā)生，要想借助化學變化來確立定量描述某【引入】科學家通常用電離能來表示元素原子或離子失去電子的難易程度。閱讀教材相關(guān)內(nèi)容，了解電離能的含義?！景鍟慷?、元素的電離能及其變化規(guī)律1.電離能的定義【講述】氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量稱為電離能，常用符號I表示，單位為kJ·mol-1。【投影】【講述】元素原子失去一個電子的電離能稱為第一電離能，常用符號I?表示；在此基礎(chǔ)上再失去一個電子的電離能稱為第二電離能，常用符號I?表示；以此類推，還有第三、第四電離能等。同一原【投影】Li、Mg的電離能數(shù)據(jù)【板書】2.電離能的含義及應(yīng)用【講述】電離能越小，表示在氣態(tài)時該元素的原子(或離子)越容易失去電子；電離能越大，表示在氣態(tài)時該元素的原子(或離子)越難失去電子。通常運用電離能數(shù)值來判斷金屬元素的原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度?！舅伎肌繛槭裁翠囋匾仔纬蒐i+,而不易形成Li2+;鎂元素易形成Mg2+,而不易形成Mg3+?【總結(jié)】當相鄰逐級電離能突然變大時，說明其電子層發(fā)生變化，即同一電子層中電離能相近，不同電子層中電離能有很大的差距。Li原子最外層一個電子，第一電離能小，容易失去，第二電離能為次外層電子不易失去；Mg原子最多外層兩個電子，第一和第二電離能遠大于此外層的第三電離能，易失去兩個電子?！居^察思考】觀察圖1-3-4,請你說明元素的第一電離能隨著元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)怎樣的變化規(guī)律，并從原子結(jié)構(gòu)的角度加以解釋。【板書】3.電離能的變化規(guī)律【講述】同周期元素原子電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大，原子核對外層電子的有效吸引作用增強。同一周期的元素，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子?！舅伎肌康诙芷贐e第一電離能大于B,N大于0;第三周期Mg大于A1,P大于S的原因是什么?【講述】具有全充滿、半充滿及全空的電子構(gòu)型的元素穩(wěn)定性較高，其電離能數(shù)值較大。如稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態(tài)，其電離能均比同周期相鄰元素大。N:1S22S22P3(0:1S22S22P4)Mg:1S22S22P63S23P?(AP:1S22S22P?3S23P3(S:1S22S22P?3S23P4)【講述】同主族元素原子的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱。同主族元素，自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越容易失去電子。過渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則，對同一周期的元素而言，總體上隨元素原子序數(shù)的增加第一電離能從左到右略有增加?！具w移應(yīng)用】完成學案遷移應(yīng)用題目【質(zhì)疑】金屬活動性順序為K、Ca、Na、Mg、A1、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。鈉元素的第一電離能為496kJ·mol-1,鈣元素的第一電離能和第二電離能分別為590kJ·mol-1、1145kJ·mol-1,表明氣態(tài)鈉原子比氣態(tài)鈣原子更容易失去電子，更加活潑。金屬的活動性順序與金屬元素電離能的大小順序為什么不一致?請大家閱讀教材“追根尋源”內(nèi)容?！就队啊孔犯鶎ぴ?【講述】元素第一電離能的周期性遞變規(guī)律與原子半徑和核外電子排布的周期性變化密切相關(guān)。與電離能想對應(yīng)電子親和能的大小反映了氣態(tài)原子獲得電子成為氣態(tài)陰離子的難易程度。請閱讀教材“拓展視野”欄目，了解電子親和能含義?！就队啊縃BCNOFPSK【過度】盡管電離能(或電子親和能)為理解元素性質(zhì)及其周期性變化提供了工具，但因為其反映的是氣態(tài)原子得失電子的難易程度，當用于描述物質(zhì)中不同原子吸引電子的能力、物質(zhì)中原子的電荷分布等情況時會有較大偏差。因此，化學家嘗試對已經(jīng)測得的物理量進行組合和數(shù)學處理，以獲得能更好反映變化規(guī)律的參數(shù)?！就队啊旷U林與電負性美國化學家鮑林【板書】三、元素的電負性及其變化規(guī)律【講述】電負性用來描述兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。元素的電負性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力越強；元素的電負性越小，其原子在化合物中吸引電子的能力越弱。觀察元素電負性表，總結(jié)元素電負性變化規(guī)律。【投影】IBIIBA(14)(15)(【總結(jié)】分析元素電負性數(shù)值可以看出，金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。對主族元素而言，同一周期從左到右，元素的電負性遞增；同一主族自上而下，元素的電負性遞減。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素集中在元素周期表的左下角。【投影】電負性標度的建立是為了量度原子對成鍵電子吸引能力的相對大小?；诮⒛Ｐ偷牟煌悸泛头借b于電子親和能數(shù)據(jù)的缺乏，鮑林建議用兩種元素的原子形成化合物時的生成熱的數(shù)值來計算電負性，并選定氟的電負性為4.0,進而計算出其他元素的電負性數(shù)值。電負性是相對值，所以沒有單位。1934年，馬利肯布(R.Mulliken)則建議用第一電離能和第一電子親和能之和來衡量原子的電負性。1957年，阿萊(A.Alred)和羅周(E.Rochow)根據(jù)原子核對價層電子的引力來計算擬合電負性。其中，鮑林標度由于提出最早、數(shù)據(jù)易得、使用方便，是應(yīng)用最廣泛的標度方式。元素電負性因有不同的標度而有不同的數(shù)據(jù)，在討論問題時要注意使用同一標度下的數(shù)據(jù)。至今化學家建立電負性標度的方法還在不斷更新。例如，2019年拉姆(M.Rahm)等人將電負性定義為價電子的平均結(jié)合能，由此得到了從氫到錫共96種元素的電負性，而且這個概念還可擴展到分【講述】電負性標度的建立是為了量度原子對成鍵電子吸引能力的相對大小?；诮⒛Ｐ偷牟煌悸泛头椒ǎ梢杂胁煌碾娯撔詷硕?。至今化學家建立電負性標度的方法還在不斷更新。利用元素的電負性數(shù)值可以判斷元素的活潑性、化合價以及化學鍵的性質(zhì)。請大家閱讀教材相關(guān)內(nèi)容，了解電負性的應(yīng)用。(1)判斷元素活潑性金屬元素：電負性<2非金屬元素：電負性>2電負性越小，金屬元素越活潑。電負性越大，非金屬元素越活潑。(2)判斷化合物中元素化合價正負(3)判斷化學鍵的性質(zhì)【遷移應(yīng)用】完成學案遷移應(yīng)用題目【歸納總結(jié)】比較元素電負性大小的方法(1)同一周期從左到右，原子電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)逐漸增大，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸增強，電負性逐漸增大。(2)同一主族從上到下，原子核電荷數(shù)增大，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有效吸引作用逐漸減弱，電負性逐漸減小。(3)對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)主族元素的變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。(4)非金屬元素的電負性一般比金屬元素的電負性大。(5)二元化合物中，顯負價的元素的電負性更大。(6)不同周期、不同主族兩種元素電負性的比較可找第三種元素(與其中一種位于同主族或同周期)進行參照?！窘涣餮杏憽吭氐脑影霃?、第一電離能、電負性等從不同角度對元素性質(zhì)進行了描述，請你利用教材中所給出的短周期元素的原子半徑、第一電離能及電負性數(shù)據(jù)，通過作圖尋找它們之間的關(guān)系和規(guī)律，以及它們與金屬活動性順序之間的關(guān)系。基于圖象對這些關(guān)系和規(guī)律進行描述和討論，并與同學分享你的體會。方法引導如何尋找數(shù)據(jù)之間的關(guān)系方法引導尋找數(shù)據(jù)之間的關(guān)系時，可以借鑒數(shù)學中研究函數(shù)的思路，首先確定自變量，再選取因變量，并運用函數(shù)圖像表示出自變量與因變量之間的關(guān)系。例如，在本活動中可以選取原子序數(shù)作為自變量，將原子半徑、第一電離能、電負性等分別作為因變量；也可以建立這些參數(shù)按周期、主族或金屬活動性順序變化的規(guī)律。作圖觀察、分析這些數(shù)據(jù)之間的關(guān)系。圖1-3-6給出了電負性與金屬活動性順序之間的關(guān)系?！菊故尽空故緦W生作圖，并分享其體會【總結(jié)】隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑、第一電離能、電負性均呈現(xiàn)周期性變化。同周期原子序數(shù)增大，原子半徑逐漸減小，第一電離能趨于增大(有起伏),電負性逐漸增大?！練w納總結(jié)】完成學案表格應(yīng)用判斷金屬元素的原子在氣態(tài)時失去電子的難易程度。應(yīng)用。本節(jié)課主要是介紹電離能和電負性的概念以及變化規(guī)律，主要教學方法是通過教材所給信息，讓學生分析總結(jié)歸納電離能和電負性的概念，進一步加深"構(gòu)(原子結(jié)構(gòu))一位(元素在周期表中的位置)一性(元素性質(zhì))"三者關(guān)系的思維模型。第二章微粒間相互作用與物質(zhì)性質(zhì)第1節(jié)共價鍵模型教材分析教材分析本節(jié)課內(nèi)容是在原子結(jié)構(gòu)模型知識、核外電子運動狀態(tài)的理論基礎(chǔ)上建立分子中的共價鍵模型；同時共價鍵模型的建立，又能為本章第2節(jié)內(nèi)容及后續(xù)晶體結(jié)構(gòu)知識的學習提供基礎(chǔ)。通過本課時的學習，在進一步深化化學鍵知識的基礎(chǔ)上構(gòu)建共價鍵模型，同時深化物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間關(guān)系的認識，發(fā)展學生“宏戲辨識與微觀探析”"證據(jù)推理與校相認知"化學學科核心素養(yǎng)，引導他們養(yǎng)成實事求是的科學態(tài)度。共價鍵模型是在必修課程中已經(jīng)學習了共價鍵概念的基礎(chǔ)上，運用原子結(jié)構(gòu)模型和核外電子運動規(guī)律等知識，進一步剖析共價鍵的本質(zhì)，尤其是在共價鍵的本質(zhì)、構(gòu)成條件、類型以及特征等方面進行分析，構(gòu)建較為完整的共價鍵模型，并運用共價健模型解釋物質(zhì)的性質(zhì)；同時，以基于電子配對理論的共價鍵模型不能解釋”氧分子具有順題性”的事實來引發(fā)學生思維沖突，認識到其局限性，意識到修正模型或建立新模型的必要性。教材中以氫分子形成為例，從電子運動狀態(tài)、體系能量、電子運動規(guī)律等入手構(gòu)建共價鍵模型；以氮分子中共價鍵形成過程為例，依據(jù)軌道重疊的方式引出共價鍵的類型，構(gòu)建o鍵、π鍵模型；從原子軌道在空間取向以及兩個原子之間原子軌道重疊程度最大化視角學習共價鍵的方向性；從原子的未成對電子數(shù)是一定的認識共價鍵的飽和性。證據(jù)推理和模型認知：通過氫分子中共價鍵的形成過程分析，能舉例說明共價鍵本質(zhì)、形成條件、表示方法。宏觀辨宏觀辨識與微觀探析：通過共價鍵模型的深度劑析(軌道重疊方問、泡利不相容原理),知道共價鍵的方向性、飽和性含義，并能解釋簡單分子中各元素原子的個數(shù)比。通過分析氮氣分子中原子軌道重疊方式，能說出o健、π健含義，并能判新常見分子的共價鍵類型、氮氣分子異常穩(wěn)定的原因。知道鍵能、鍵長、鍵角可以用來描述鍵的強弱和分子的空間結(jié)構(gòu)。認識微觀粒子間的相互作用與物質(zhì)性質(zhì)的關(guān)系。變化觀念與平衡思想：了解共價鍵的主要類型，會判斷共價鍵的極性。能從內(nèi)因和外因、量變與質(zhì)變等方面較全面地分析物質(zhì)的化學變化?？茖W態(tài)度與創(chuàng)新意識：通過"用共價鍵模型不能解釋氧分子的順磁性"的事實分析，意識到共價鍵模型的局限性共價鍵的形成和分類、σ健、π健含義、鍵參數(shù)及其對分子性質(zhì)的影響課件、學案【知識回顧】根據(jù)學案回顧化學鍵、離子鍵、共價鍵、離子化合物以及共價化合物的概念?！韭?lián)想質(zhì)疑】通過化學必修課程的學習你已經(jīng)知道，氫氣在氧氣和氯氣中燃燒分別生成水(H20)和氯化氫(HCl),而且在這兩種化合物的分子內(nèi)部，原子之間通過共用電子形成了共價鍵。你是否產(chǎn)生過這樣的疑問：氫原子為什么會與氧原子或氯原子結(jié)合形成穩(wěn)定的分子?氫原子與氯原子結(jié)合成氯化氫分子時原子個數(shù)比為1:1,而氫原子與氧原子結(jié)合成水分子時原子個數(shù)比卻為2:1,這又是為什么?為什么原子之間可以通過共用電子形成穩(wěn)定的分子?共價鍵究竟是怎樣形成的，其特征又是怎樣的呢?【引入】原子間通過共用電子形成的化學鍵為共價鍵，根據(jù)原子結(jié)構(gòu)的量子力學理論，思考氫原子是如何形成氫分子中的共價鍵的?請同學們閱讀教材P37頁內(nèi)容，了解共價鍵的形成過程和實質(zhì)?！景鍟恳弧⒐矁r鍵的形成和特征【投影】請分子中共價鍵的形成過程電子云相互重疊形成H?分子的氫原子0.074核間距/nm0圖2-1-1氫分子形成過程中的能量變化【講述】當兩個氫原子靠近時，原子軌道相互重疊，導致兩個氫原子的電子更多地處于兩個原子核之間，即電子在核間區(qū)域出現(xiàn)的概率增加?！就队啊縃HHH【講述】電子在兩個原子核之間出現(xiàn)的概率增大，使它們同時受到兩個原子核的吸引，從而導致體系能量降低，形成共價鍵。我們把原子間通過共用電子形成的化學鍵稱為共價鍵。通常，電負性相同或差值小的非金屬元素原子之間形成的化學鍵為共價鍵。常用一條短線表示由一對共用電子所形成的共價鍵?！就队啊縃【講述】二氧化碳分子原子間共用兩對電子所形成的共價鍵，稱為共價雙鍵；氮氣分子中原子間共用三對電子所形成的共價鍵稱為共價三鍵?！举|(zhì)疑】為什么不同原子之間形成共價鍵的數(shù)目不相同，不同原子形成分子時相互結(jié)合的數(shù)量也不相同?【投影】【板書】2.共價鍵的特征【講述】按照價鍵理論，未成對的電子通過相互配對形成共價鍵，因為每個原子最外層軌道的數(shù)目是一定的，所以每個原子所能形成共價鍵的總數(shù)或以單鍵連接的原子數(shù)目是一定的，這稱為共價鍵的飽和性。【投影】NH未成對電子數(shù)：1未成對電子數(shù)：3未成對電子數(shù)：1【講述】共價鍵的飽和性決定了各種原子形成分子時相互結(jié)合的數(shù)量關(guān)系。另一方面，除s軌道是球形對稱外，其他原子軌道都具有一定的空間取向。在形成共價鍵時，原子軌道重疊得多，電子在核間出現(xiàn)的概率大，所形成的共價鍵就牢固。因此，共價鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向形成，這就是共價鍵的方向性。共價鍵的方向性決定著分子的空間結(jié)構(gòu)。【投影】x十xxP軌道空間取向2px【思考】是不是所有的共價鍵都具有方向性?【交流研討】通過“人工固氮”將空氣中的氮氣轉(zhuǎn)化為含氮化合物用于生產(chǎn)化肥或其他化工產(chǎn)品是人類突破的重要課題。解決這個課題的難點在于氮分子中的共價三鍵使構(gòu)成氮分子的兩個氮原子緊緊地結(jié)合在一起，由此氮氣的性質(zhì)非常穩(wěn)定。請從軌道重疊的角度解釋氮分子中的共價三鍵是如何形成的?！景鍟慷⒐矁r鍵的類型1.o鍵和Ⅱ鍵【投影】【講述】按電子云的重疊方式，原子軌道以“頭碰頭”方式相互重疊導致電子在核間出現(xiàn)的概率增大而形成的共價鍵稱為o鍵；原子軌道以"肩并肩"方式相互重疊導致電子在核間出現(xiàn)的概率增大而形成的共價鍵為Ⅱ鍵?！就队啊康肿又械膐鍵與Ⅱ鍵【思考】HCl、Cl?、H?中的共價鍵也都是σ鍵，它們的σ鍵是如何形成的?H?中σ鍵的形成：HCI中σ鍵的形成：Cl?中σ鍵的形成：【總結(jié)】根據(jù)形成σ鍵的軌道類型，可分為s-so鍵、s-po鍵、p-po鍵等?！窘涣餮杏憽咳绾闻袛喙矁r鍵是σ鍵，還是π鍵?【講述】一般規(guī)律：共價單鍵是o鍵；共價雙鍵中有一個o鍵，另一個是π鍵；共價三鍵由一個o鍵和兩個π鍵組成。兩個s軌道只能形成o鍵，不能形成π鍵。兩個原子形成共價鍵鍵。所以兩個原子間可以只形成o鍵，但不能只形成π鍵，即多原子分子中一定有o鍵，可能有子軌道重疊程度較小，電子在核間出現(xiàn)的概率較小，強度較小，容易斷裂。總之，o鍵一般比π鍵強度大，表現(xiàn)在化學性質(zhì)上的不同，通常含π鍵的物質(zhì)的化學性質(zhì)更活潑，如乙烯比乙烷更活潑?！具^度】根據(jù)共用電子對是否發(fā)生偏移還可以將共價鍵分為即興共價鍵和非極性共價鍵。【板書】2.極性鍵和非極性鍵【講述】構(gòu)成分子的是同種元素的兩個原子，它們吸引電子的能力相同，所以共用的電子不偏向其中任何一個原子，參與成鍵的原子都不顯電性，這種共價鍵叫作非極性共價鍵，簡稱非極性鍵。如△圖2-1-6氯分子中的非極性鍵【講述】構(gòu)成分子的兩個原子是不同元素的原子時，由于兩個原子吸引電子的能力不同，共用的電子必然偏向吸引電子能力大的原子一方，這個原子因附近電子出現(xiàn)的概率較大而帶部分負電荷，而另一原子則帶部分正電荷，這種共價鍵叫作極性共價鍵，簡稱極性鍵。如氯化氫中的共價鍵為極性【投影】【講述】形成機型鍵的原子由于電負性的不同，對電子吸引能力不同導致電子對發(fā)生偏移，電負性強的帶部分負電荷，化合價為負價，電負性弱的部分帶正電荷，化合價顯正價。成鍵原子電負性差值大，共用電子對偏移程度大，鍵的極性強，原子的電負性差值越大，形成的共價鍵極性越強【思考】如何判斷共價鍵是極性鍵還是非極性鍵，如何判斷極性鍵的強弱?【講述】同種元素原子之間通常形成非極性鍵；不同種元素原子之間通常形成極性共價鍵，且原子電負性差值越大，形成的共價鍵的極性就越強?！揪毩暋客瓿蓪W案“遷移應(yīng)用”題【歸納總結(jié)】共價鍵的分類分類標準原子軌道重疊方式0鍵、π鍵【投影】氧分子中的共價鍵與分子軌道(學生閱讀教材有關(guān)內(nèi)容)軌道能級升高軌道能級升高←一(a)分子軌道能級和電子排布示意圖(b)光電子能譜圖(c)光電子能譜儀0【板書】三、鍵參數(shù)【講述】鍵參數(shù)通常是指表明化學鍵性質(zhì)的物理量，包括鍵能、鍵長和鍵角。鍵長通常指兩個成鍵原子的原子核間的距離(簡稱核間距)?！鲌D2-1-8氯分子中Cl—Cl鍵的鍵長【講述】一般而言，化學鍵的鍵長愈短，化學鍵就愈強，鍵就愈牢固。鍵長是影響分子空間構(gòu)型的因素之一?！局v述】在多原子分子中，兩個化學鍵的夾角稱為鍵角，鍵角多用于描述分子的空間結(jié)構(gòu)。NH?【講述】在101.3kPa、298K條件下，斷開1molAB(g)分子中的化學鍵，使其分別生成氣態(tài)A原子和氣態(tài)B原子所吸收的能量稱為A—B鍵的鍵能。鍵能通常用來表示化學鍵的強弱。鍵能愈大，斷開時需要的能量就愈多，化學鍵就愈牢固；鍵能愈小，斷開時需要的能量就愈少，化學鍵就愈不牢固。【歸納總結(jié)】鍵長和鍵角決定了分子的空間結(jié)構(gòu)，鍵長和鍵能決定分子的穩(wěn)定性。鍵能鍵角決定【遷移應(yīng)用】完成學案相關(guān)練習【講述】波長為300nm的紫外光的光子所具有的能量約為399kJ·mol’,這一能量比蛋白質(zhì)分子中重要的化學鍵，如C—C鍵、C—N鍵和C—S鍵的鍵能都大。因此，紫外光的能量足以使這些化學鍵斷裂，從而破壞蛋白質(zhì)分子。【講述】防曬霜之所以能有效地減輕紫外光對人體的傷害，其原因之一是它的有效成分的分子中有π鍵。這些分子中的π鍵的電子在吸收紫外光后被激發(fā)，從而能阻擋部分紫外光?！就队啊俊咀灾鲗W習】閱讀教材“化學與技術(shù)”了解分子光譜?！就队啊?335003.000圖2-1-121-戊烯和1-戊炔的紅外光譜圖【課堂小結(jié)】共價鍵形成共價鍵特征共價鍵模型共價鍵分類表示方法二單鍵、雙鍵、三鍵鍵能鍵長鍵角本節(jié)課首先通過"聯(lián)想·質(zhì)疑",以化學必修課程中學習過的H?0、HCl為例，使學生回憶共價鍵，并以他們迫切想了解的問題設(shè)疑，激起他們的學習興趣；展開本節(jié)課重點知識的學習。首先，以簡單的氫分子為例進行”共價鍵的形成與特征”的討論，便于學生理解。然后，以HC1、Cl?、H?0為例引導學生討論形成共價鍵的條件。接著，以N?為例引導學生體會結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的密切關(guān)系。最后，結(jié)合教材數(shù)據(jù)、圖片和”化學與生命""化學與技術(shù)"等欄目，使學生體會鍵長、鍵角和鍵能等鍵參數(shù)的重要作用。第二章微粒間相互作用與物質(zhì)性質(zhì)教材分析教材分析在化學必修階段的學習中，學生對分子的空間結(jié)構(gòu)有了一定的感性認識，在學習了原子軌道和共價鍵的內(nèi)容后對于如何認識分子的空間結(jié)構(gòu)有了一定的理論基礎(chǔ)。為了進一步解釋分子空間結(jié)構(gòu)的成因，教材在第1節(jié)“共價鍵模型”的基礎(chǔ)上，引入了鮑林的雜化軌道理論，該理論較好地解釋了簡單分子的空間結(jié)構(gòu)的的成因；但是雜化軌道理論對未知分子空間結(jié)構(gòu)的預測性不強。為了更深入地認識分子的空間結(jié)構(gòu)，教材繼續(xù)介紹了價電對互斥理論，以此預測簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。本節(jié)教材按用由簡單到復余的思路選取代表物，例如，雜化軌道理論部分從對甲烷分子的分析人手到對乙烯、乙炔和苯分子的分析，逐漸實現(xiàn)“單中心雜化→兩個中心雜化→多個中心雜化”的理解價電子對互斥理論和等電子原理，能根據(jù)有關(guān)理論、原理判斷簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)?！局R回顧】根據(jù)學案回顧有關(guān)原子軌道價電子排布以及共價鍵知識【聯(lián)想質(zhì)疑】通常，不同的分子具有不同的空間結(jié)構(gòu)。例如，甲烷分子呈正四面體形，氨分子呈三角錐形，乙烯分子呈平面結(jié)構(gòu)。那么,這些分子為什么具有不同的空間結(jié)構(gòu)呢?分子的空間結(jié)構(gòu)對物質(zhì)的性質(zhì)會帶來怎樣的影響?【交流研討】教材P45頁相關(guān)內(nèi)容，結(jié)合碳原子的價電子排布，交流研討甲烷分子的正四面體形結(jié)構(gòu)是怎樣形成的呢?【投影】躍遷↑【板書】一.分子空間結(jié)構(gòu)的理論分析【講述】美國化學家鮑林提出的軌道雜化理論很好的解釋了甲烷分子的空間結(jié)構(gòu)。請同學們閱讀教材P46頁，了解雜化軌道理論的內(nèi)容，以及對甲烷分子結(jié)構(gòu)的解釋?！就队啊俊鹃喿x探究】學生閱讀教材內(nèi)容【板書】1.雜化軌道理論【講述】原子內(nèi)部能量相近的原子軌道，重新組合雜化形成新的原子軌道成為雜化軌道，雜化軌道不僅改變了原有s和p軌道的空間取向，而且使它在與其他原子的原子軌道成鍵時重疊的程度更大，形成的共價鍵更牢固。常見的雜化軌道類型有sp雜化、sp2雜化、sp3雜化?！就队啊炕鶓B(tài)碳原子價電子排布四個原子軌道四個sp3原子軌道【講述】由1個s軌道和3個p軌道的雜化稱為sp3雜化，所形成的四個雜化軌道稱為sp3雜化軌道。x3pZy【講述】四個H原子分別以4個s軌道與C原子上的四個sp3雜化軌道相互重疊后，就形成了四個性質(zhì)、能量和鍵角都完全相同的S-SP3o鍵，形成一個正四面體構(gòu)型的分子。甲烷的形成HCCH甲烷分子中的共價鍵甲烷分子的填充模型甲烷分子的球棍模型【講述】一個s軌道和二個p軌道雜化，產(chǎn)生三個等同的sp2雜化軌道，sp2雜化軌道間夾角120°,個基態(tài)碳原子價電子排布四個原子軌【講述】乙烯分子中兩個碳原子個以一個sp2雜化軌道重疊形成一個o鍵，同時以p軌道重疊形成一個Ⅱ鍵，每個碳原子都以另外兩個sp2雜化軌道分別與兩個氫原子的1s軌道重疊形成兩個o鍵?！就队啊恳蚁┑男纬梢蚁┓肿又械膐鍵乙烯分子中的π鍵乙烯分子中的共價鍵乙烯填充模型乙烯球棍模型呈直線形?！就队啊恐本€形【投影】【投影】圖2-2-6苯分子的填充模型【自主探究】學生閱讀教材相關(guān)內(nèi)容，了解用雜化軌道理論解釋苯分子的空間結(jié)構(gòu)【講述】苯分子中碳原子的雜化方式為sp2,每個碳原子的兩個雜化軌道分別與臨近的兩個碳原子的雜化軌道形成6個C-Co鍵，組成正六邊形環(huán)。每個碳原子的另一個雜化軌道與氫原子的1s軌道形成Ⅱ鍵，每個碳原子剩余的未雜化的P軌道肩并肩形成大Ⅱ鍵?！就队啊俊局v述】苯分子中6個碳原子和6個氫原子在同一平面內(nèi)，整個分子呈平面正六邊形，鍵角皆為120°?！就队啊勘椒肿拥钠矫嬲呅谓Y(jié)構(gòu)苯分子填充模型苯分子球棍模型【交流研討】氮原子的價電子排布為2s2p3,三個2p軌道中各有一個未成對電子，可分別與一個氫原子的1s電子形成一個o鍵。如果真是如此，那么三個2p軌道相互垂直，所形成的氨分子中N-H鍵的鍵角應(yīng)約為90°。但是，實驗測得的氯分子中N-H鍵的鍵角為107.3°.試解釋其鍵角不是90°的原因，并與同學們交流討論?！就队啊俊局v述】氮原子的2s和2p軌道發(fā)生sp3雜化形成sp3雜化軌道，軌道間夾角為109°28′。氮原子與三個氫原子形成三個o鍵，在另外一個sp3雜化軌道中，含有一個未成鍵的孤電子對，它對成鍵電子對的排斥作用較強，使三個N—H鍵的空間分布發(fā)生變化，鍵角減小為107.3°,所以NH?為三角錐形?！就队啊克膫€sp雜化軌道氨分子的三角錐形結(jié)構(gòu)氨分子填充模型氨分子球棍模型【總結(jié)】美國化學家鮑林一生獲得過兩次諾貝爾獎。他在關(guān)于化學鍵本質(zhì)的研究及其在物質(zhì)結(jié)構(gòu)中的應(yīng)用方面作出過重大貢獻，雜化軌道理論較好地解釋了簡單分子的空間結(jié)【投影】鮑林對物質(zhì)結(jié)構(gòu)研究的貢獻【引入】但是雜化軌道理論對未知分子空間結(jié)構(gòu)的預測性不強?？茖W家們通過歸納總結(jié)提出了價電【講述】價電子對互斥理論的基本觀點是：分子中的中心原子的價電子對——成鍵電子對(bp)和孤電子不論是單鍵還是多重鍵，都看作一個空間取向，即成鍵電子對等于o鍵的數(shù)目，一對價電子對有一個空間取向。常見的價電子對數(shù)目和空間取向如下?！就队啊?不同價電子對數(shù)的空間取向6立體結(jié)構(gòu)：直線形面三角形正四面體形三角雙錐形正八面體形【講述】當中心原子無孤電子對時，即價電子對全是成鍵電子對，則價電子對的空間結(jié)構(gòu)即為分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。如當價電子對為2、3、4、5、6時，分子的空間結(jié)構(gòu)分別為直線形、三角形、四面體形、三角雙錐形和八面體形?！就队啊縩=3n=4三【方法指導】中心原子上的孤電子對數(shù)，可以通過寫出該分子或離子的電子式來確定，也可以利用如下公式來計算：【投影】2【講述】例如，H?O的中心原子為0原子，其價電子數(shù)為6,H原子的未成對電子數(shù)為1,可知：【投影】【活動探究】請用價電子對互斥理論預測甲烷、乙烯、乙醇和乙酸的空間結(jié)構(gòu)，并用棍棒、球等搭建它們的分子模型，或利用計算機軟件繪制分子的模型?！就队啊恐行脑觾r電子對數(shù)n(C)=4n(C)=3【思考】NH?、CH?兩分子中，N、C原子都采用sp3雜化，為什么NH?分子的空間結(jié)構(gòu)是三角錐形，CH?分子是正四面體形?【講述】形成的4個sp3雜化軌道中，NH?分子中只有三個軌道中的未成對電子與H原子的1s電子成鍵。另1個軌道中有一對未成鍵的孤電子對不參與成鍵，但對成鍵電子對有較強的排斥作用，使三個N—H鍵角變小，成為三角錐形。而CH?分子中4個雜化軌道都分別與4個H原子形成共價鍵，軌道夾角=共價鍵鍵角=109°28′,為正四面體形。【講述】當價電子對包含孤電子對且成鍵電子對中也有多重鍵時，由于它們之間的斥力不同，會對分子的空間結(jié)構(gòu)產(chǎn)生影響。通常，多重鍵、成鍵電子對與孤電子對的斥力大小順序可定性地表示為：【投影】三鍵一三鍵>三鍵-雙鍵>雙鍵-雙鍵>雙鍵-單鍵>單鍵一單鍵0H?O-V形IIC【講述】化學通式相同且價電子總數(shù)相等的分子或離子具有相同的空間結(jié)構(gòu)和相同的化學鍵類型等結(jié)構(gòu)特征，這是等電子原理的基本觀點?！就队啊康入娮釉砘瘜W通式相同且價電子總數(shù)相等的分子或離子具有相同的空間結(jié)構(gòu)和相同的化學鍵類型等結(jié)構(gòu)特征，這是等電子原理的基本觀點。利用該原理可以判斷一些簡單分子或原子團的空間結(jié)構(gòu)。例如，SO?2、PO?3等離子具有AX?通式，價電子總數(shù)為32,中心原子(S和P)采取sp3雜化，使整個離子呈四面體形空間結(jié)構(gòu)；類似地，SO?2、CIO?等離子具有AX?通式，價電子總數(shù)為26,中心原子(S和C1)采取sp3雜化，孤電子對，分子均呈三角錐形空間結(jié)構(gòu)?！練w納總結(jié)】完成學案“常見分子的VSEPR模型和空間結(jié)構(gòu)”【課堂小結(jié)】結(jié)構(gòu)理論應(yīng)用應(yīng)用方法軌道雜化理論和價電子對互斥理論都是解釋或推測分子空間結(jié)構(gòu)的知識，本節(jié)課和到一起學習，課堂容量較大，主要時對理論的理解和認識，需要增加習題課進行加深理解和鞏固。第二章微粒間相互作用與物質(zhì)性質(zhì)教材分析教材分析通過學習鮑林的雜化軌道理論、價電對互斥理論，學生對分子結(jié)構(gòu)有了深入的認識，既能解釋簡單分子的空間結(jié)構(gòu)的的成因，也能預測簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)。本節(jié)課在此基礎(chǔ)上進一步討論了分子空間結(jié)構(gòu)對分子某些性質(zhì)的影響。通過對分子空間結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(手性，極性)的討論，有利于發(fā)展學生“結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)”的科學思想，提升化學學科核心素養(yǎng)。證據(jù)推理與模型認知：知道手性分子的概念，會判斷不對稱碳原子。理解共價鍵的極性、分子的空間結(jié)構(gòu)與分子極性的關(guān)系，學會判斷簡單分子極性的方法。分子的對稱性、手性與分子的極性判斷課件、分子模型、學案【知識回顧】學生根據(jù)學案回顧常見分子的空間構(gòu)型以及極性共價鍵和非極性共價鍵的含義?！窘涣餮杏憽吭谌粘Ｉ钪?，你肯定會注意到身邊的許多物體如建筑物、汽車、動物、植物甚至某些自然景觀等，都顯示出一定的對稱性，并常常用"美"來描述它們。宏觀物體具有對稱性，那么,構(gòu)成它們的微觀粒子如分子也具有對稱性嗎?請你以水、二氧化碳、氨、甲烷等分子為例，分析它們具有怎樣的對稱性?！就队啊俊景鍟慷?分子的空間結(jié)構(gòu)與分子性質(zhì)【投影】【講述】依據(jù)對稱軸的旋轉(zhuǎn)或借助對稱面的反映能夠復原的分子稱為對稱分子，分子所具有的這種性質(zhì)稱為對稱性。分子的許多性質(zhì)如極性、旋光性等都與分子的對稱性有關(guān)。在光透過某些化合物【投影】【講述】分子本身和它們在鏡中的像，就如同人的左手和右手，相似但不能重疊，因而稱這類分子表現(xiàn)出手性。具有手性的分子稱為手性分子。手性分子是一類對稱性比較低的分子，如它們不具有對稱面。一個手性分子和它的鏡像分子構(gòu)成一對對映異構(gòu)體，互為對應(yīng)異構(gòu)體的分子的旋光性相反，等物質(zhì)的量濃度對映異構(gòu)體溶液，旋光性相互抵消，溶液不表現(xiàn)旋光性?！菊故尽緾HBrCIF兩種分子模型【質(zhì)疑】什么樣的分子具有手性?如何判斷分子是否具有手性呢?【講述】對于僅通過單鍵連接其他原子的碳原子，當其所連接的四個原子或基團均不相同時，這個碳原子稱為不對稱碳原子。由于大多數(shù)的手性分子都含有不對稱碳原子，因此有機化學中常用有無不對稱碳原子推測分子是否為手性分子?！就队啊縃甘油醛H【講述】在生命的產(chǎn)生和演變過程中，往往對一對對映異構(gòu)體中的一種手性分子有所“偏愛”,閱讀教材“化學與生命”欄目?！就队啊俊具^度】我們知道，原子在分子中的空間排布會影響分子的性質(zhì)。類似地，分子中的電荷分布也會【觀察思考】在酸式滴定管中加入四氯化碳，打開活塞讓四氯化碳緩緩流下，可看到四氯化碳呈直線狀垂直流入燒杯中。將用毛皮摩擦過的橡膠棒靠近四氯化碳液流，觀察四氯化碳的流動方向是否【實驗演示】學生觀察實驗，記錄實驗現(xiàn)象，完成學案表格【討論】(1)使用四氯化碳、水做實驗時，觀察到的現(xiàn)象是否相同?【投影】【討論】(2)請畫圖分析四氯化碳和