人教版高中化学必修2教案综述.docx

第一节 元素周期表 第二课时 知识与技能：元素的性质与原子结构的关系 过程与方法：理论与实验相结合 教学重点：同主族元素性质的相似性及递变性 教学难点：元素性质与原子结构关系的理解 导入：元素周期表中每一纵列最外层电子数相同，这样排列有什么意义？ 二、元素的性质与原子结构 1、碱金属元素 科学探究　钾、钠与氧气、水反应对比实验 结论：碱金属元素原子结构与性质的关系 （1） 原子结构 相同点：最外层都只有1个电子 不同的：随核电荷数增加，原子半径增大 （2） 性质特点 相似性：原子容易失去最外层一个电子，化学性质活泼，表现极强的金属性及还原性递变性：由上到下，金属性逐渐增强 元素金属性强弱判断方法：（1）单质与水（或酸）反应置换氢的难易程度，越易置换，金属性越强 （3） 最高价氧化物的水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强 （3）某些金属之间的置换，金属性强置换金属性弱 例如….. 单质物理性质规律 2、卤素元素 学与问P7-9 结论：卤素元素原子结构与性质关系 (1)原子结构： 相同点：最外层都有7个电子 不同的：随核电荷数增加，原子半径增大 （2）性质特点 相似性：原子最外层都容易得到1个电子，化学性质活泼，表现极强的非金属性及氧化性 差异性：由上到下，非金属性逐渐减弱 元素非金属性强弱判断方法：（1）单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性，越易化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强（2）最高价氧化物的水化物酸性，酸性越强，非金属性越强（3）单质之间的置换，非金属性强置换非金属性弱 例….. 物理性质规律 利用电性知识解释上述规律 总结：同主族元素性质相似性、递变性规律—同主族元素由上到下，随核电荷数增多，原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 第三课时 核素 知识与技能：认识元素性质与原子核的关系 教学重点：核素表示方法、同位素 教学难点：同位素的应用 导入：元素的性质与原子核外电子有密切关系，那么元素的性质与原子核有没有关系？ 三、核素 1、原子的构造 原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成，质子带正电，中子不带电，电子带负电，质子质量与中子质量基本相等，电子质量很小。 2、质量数 原子核所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 3、元素 具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称 H元素（质子数为1） 精确测试证明:同种元素原子核中，中子数不一定相同 4、核素 具有一定质子数和一定中子数的一种原子 H元素的三种原子：H D T 表示方法 …. 5、同位素 质子数相同、中子数不同的原子互称同位素 例 12C 13C 14C 互为同位素 同位意义：周期表中位置相同 元素相对原子质量：元素各种核素原子相对原子质量所占一定百分比算出的平均值 Mr (C) = Ar (12C) *a% + Ar (13C)*b% + Ar (14C) *c% 同位素应用：放射性育种、化疗；考古利用14C判断文物年代；2H和3H制造氢弹 第二节 元素周期律 知识与技能：认识元素周期律，应用元素周期表和周期律 教学重点：元素周期律理解及其应用 教学难点：元素周期律的涵义和实质 第一课时 原子核外电子排布、元素周期律 一、原子核外电子排布 电子在原子核外分层排布，由内到外，由能量低到能量高 电子层：K L M O P Q （1-7） 1-20元素原子核外电子排布规律 K: 1-2 L: 1-8 M: 1-8 N: 1-2 二、元素周期律 1、随着原子序数递增，元素原子的电子层排布、原子半径、化合价，金属性、非金属性都呈现周期性变化。 实质：原子核外电子排布随核电荷数递增呈周期性变化 第二课时：元素周期表和元素周期律的应用 1、元素位、构、性关系 原子结构决定位置和性质；位置推测结构和性质 2、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系 （1）主族元素的最高正价等于它所处的族序数 (2) 非金属元素最高正价和最低负价绝对值之和等于8 3、特性元素寻找、未知元素预测 半导体元素、有毒元素、催化性元素 第三节 化学键 第一课时 离子键 知识与技能：离子键、离子化合物的概念，电子式及电子反应式书写 过程与方法：实验与理论推导 情感态度与价值观：从化学键角度认识物质 重点：离子键、离子化合物的概念 难点：应用上述概念认识物质的构成 导入：本节目的，介绍有关化学键的内容，使我们进一步从物质结构角度认识物质的构成 实验1-2 离子键 1、 概念：带相反电荷离子之间的相互作用 2、 形成条件：得失电子能力相差较大的原子之间 3、 成键本质：阴阳离子之间的静电作用 离子化合物 1、 概念：含有离子键的