第一节(物质的结构及变化)(共21页)

1、 物质(wzh)的结构及变化章节题目 合计(hj)（6学时）章节学时1、物质(wzh)的结构（2学时）2、元素周期律与元素周期表（2学时）学时分配教学目的：1、了解原子的组成和原子核外电子的排布规律。2、了解元素周期表的结构，理解元素周期表中元素性质的递变规律及应用。教学目的1、原子组成表达式的含义及原子核外电子的排布规律。2、元素周期律和元素周期表的结构。教学重点1、质量数与相对原子质量概念的理解。2、元素周期表中元素性质的递变规律及应用教学难点引入例题师生互动观察思考总结归纳教学过程安排通过课堂讲授、视图分析、例题、讨论等教学方法、手段P15-1、2、3作业一、教学(jio xu)进程进程

2、教学活动教学方法手段引言（10分钟）本节课是课程的第一堂课，教师简介“走进化学”，让学生产生学习兴趣；然后从学生原有知识基础引入新课让学生对物质结构形成初步的感性认识新授（160分钟）一、原子结构1、引入原子组成，得出两个等式并辅以例题2、引导学生观察表1-1、表1-2共同归纳核外电子排布规律二、元素周期表、元素周期律1、引导学生观察表1-4和图1-1，从原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价三方面归纳出元素周期律2、展示元素周期表，让学生认识周期和族的概念3、引导学生观察表1-5，和学生共同归纳出元素性质的递变规律利用比喻进行直观教学通过师生互动，共同得出变化规律，体现科学发现过程在激发学

3、习热情中中引发思考总结与布置作业（10分钟）梳理所学知识点，通过练习予以巩固提问，讨论二、引言(ynyn) 丰富多彩的物质世界(shji)是由一百多种元素组成的。在初中化学中，我们初步认识到物质在不同条件下表现出来的各种性质，都与它们的化学组成和微观结构有关。例如，用来刻画玻璃(b l)的金刚石和用作铅笔芯的石墨，它们都是由碳组成的，但前者碳原子呈立方体结构，后者碳原子呈鳞片形层状结构；还有我们平时食用的食盐-氯化钠晶体，呈立方体结构等。本章我们将在此基础上，进一步学习和了解原子结构和元素周期律的基本知识，理解元素性质与原子结构之间的关系，并从氧化、还原的角度认识物质所发生的变化。三、教学内容

4、1、原子的组成在初中化学中，已经学过原子是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的，原子核是由质子和中子组成的，电子在核外空间一定范围内作高速绕核运动。 每个质子带一个单位正电荷，中子呈电中性，所以原子核所带的正电荷数即核电荷数等于核内质子数。每个电子带一个单位的负电荷，原子核所带的正电荷数与核外电子所带的负电荷数相等。因此，原子作为一个整体不显电性。核电荷数（Z）核内质子(zhz)数核外电子数由于电子的质量约为质子或中子(zhngz)质量的1/1836，所以原子的质量主要集中在原子核上。质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似

5、值加起来，所得的数值叫做质量数质量数（A）=质子(zhz)数（Z）+中子数（N）例如，知道氯原子的核电荷数为17，质量数为35，则中子数=35-17=18.2、原子核外电子的排布在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，这些不同的“区域”称之为电子层，按从内到外的顺序分别用n=1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q来表示。核外电子总是尽可能地先从内层（能量最低的第1层）排起，当第1层排满后再排第2层，即按由内到外顺序依次排列。原子核外电子的排布规律：各电子层最多容纳的电子数是2n2个（如n=1，即K层

6、最多容纳的电子数为212=2）；最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；次外层(wi cn)的电子数不超过18个，倒数第三层的电子数不超过32个。3、元素周期律 按核电荷数由小到大的顺序给元素(yun s)编号，这种序号叫做元素的原子序数(yunz xsh)。原子序数在数值上与该种元素的原子核电荷数相等。3.1核外电子排布的周期性可以看到，原子序数为1-2的元素的原子，即从氢到氦，只有1个电子层，电子由1个增加到2个，氦原子达到稳定结构。原子序数为3-10的元素的原子，即从锂到氖，有2个电子层，最外层电子由1个递增到8个，氖原子达到稳定结构。原子序数为11-18的元素的原子，即从钠

7、到氩，有3个电子层，最外层电子也从1个递增到8个，氩原子达到稳定结构。把原子序数为18以后的元素继续排列起来，也会发现类似的规律，即每隔一定数目的元素，重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况。由此可见，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的变化。表1-1 核电荷(dinh)数1-18的元素原子核外电子的排布3.2原子半径(bnjng)的周期性变化可以看到原子序数从3-9的元素(yun s)随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。原子序数从11-17的元素和原子序数为3-9的元素的变化趋势相似。如果把已知的元素，按原子序数的递增顺序排列起来，整个图形会重复出现相似的情况。也

8、就是说，随着原子序数的递增，元素(yun s)的原子半径呈周期性的变化。3.3元素主要化合价的周期性变化元素所表现的化合价的变化，即正价从+1(Na)逐渐递变到+7(Cl)；从中部的元素开始有负价，负价从4(Si)递变到1(Cl)。如果研究原子序数为18以后的元素的化合价，同样可以看到和前面18种元素相似的变化。也就是说，元素的化合价随着原子序数的递增呈现周期性的变化。从以上的事实，可以归纳出这样一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这个规律叫做元素周期律。该规律是1869年由俄国化学家门捷列夫发现的。 门捷列夫与元素周期律 门捷列夫（18341907）诞生于俄国西伯利亚托波

9、斯一个中学校长的家庭。1855年他以优异的成绩大学毕业后，在圣彼得堡大学任教。对原子量和物质性质的关系进行论证、分析、概括后，总结出元素周期律，编绘出第一张化学元素周期表。1871年，它又发表了化学元素的周期性的依赖关系，更加透彻的研究了化学元素的分类，他果断地修正了最初发表的元素周期表，科学地预言了一些尚未被发现的元素，纠正了一些被测错的原子量。门捷列夫的周期表震动了科学界，被全世界科学家所承认。从而完成了科学上的的一个勋业，成为(chngwi)化学史上一个重要的里程碑。4、元素(yun s)周期表从左到右排成横行，再把不同横行中原子最外层(wi cn)电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从

10、上到下排列成纵行，这样得到的表叫做元素(yun s)周期表。元素周期表有多种形式，目前使用最普遍的是长式周期表4.1周期表的结构4.1.1周期具有相同电子层数，并按照原子序数递增而排列的一系列元素，叫做个周期。在元素周期表中有7个横行，也就是7个周期。周期的序数就是该周期元素的原子具有的电子层数。各周期中元素的数目不一定相同，第一周期有2种元素，第二、三周期各有8种元素，第四、五周期各有18种元素，第六周期有32种元素。含元素较少的第一、二、三周期叫做短周期，含元素较多的第四、五、六周期叫做长周期；第七周期的元素到现在为止还没有被完全发现，叫做不完全周期。 除第一周期外，同一周期中从左到右，各

11、元素原子最外电子层的电子数都是从1递增到8。除第一周期和第七周期外，其他周期的元素都是从活泼的金属元素碱金属开始，逐渐过渡到活泼的非金属元素卤素，最后以稀有气体元素结束。为了不致使周期表太长，通常将第六周期和第七周期中性质极其相似的元素，即镧系元素(57la71Lu)和锕系元素(89Ac103Lr)列在表的下方。4.1.2族周期表有18个纵行，除8、9、10这3个纵行合称为(chn wi)第族外，其余15个纵行，每个纵行构成一族。族又分为主族和副族。由短周期元素和长周期元素共同(gngtng)构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。主族元素在族的序数(习惯用罗马数字表示)后面标

12、A字，如工A、A，主族(zh z)元素族的序数与该族元素原子的最外层电子数相同。副族元素在族的序数后面标B字，如工B、B。最右边一族是稀有气体元素，化学性质非常不活泼，在通常情况下难发生化学变化，其化合价为零，故又称为零族。总之，在整个周期表中，有7个主族、7个副族、1个族、1个零族，共16个族。4.2元素(yun s)的性质与原子结构的关系4.2.1元素(yun s)的金属性和非金属性元素(yun s)的金属性通常指它的原子失去电子的能力；元素的非金属性通常指它的原子获得电子的能力。同周期元素的金属性和非金属性的递变一般来说，同周期元素核电荷数越少，半径越大，最外层电子数越少，就越容易失去电

13、子，金属性就越强。反之，非金属性越强。其次，元素的金属性越强，它的单质与水或酸越容易发生反应置换出氢气；元素的非金属性越强，它的单质越易与氢气发生反应，生成气态氢化物的热稳定性越强。因此，同周期元素从左向右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素的金属性和非金属性的递变在同一主族中，各元素的原子最外层电子数相同，化学性质相似。但从上到下，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失去电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。因此，同主族元素从土至下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。已知碱金属元素的金属性从上至下逐渐增强，它们的最高价氧化物对应水化物的碱性依次增

14、强。卤素的非金属性从上至下逐渐减弱，它们的最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，它们的气态氢化物的热稳定性也依次减弱。4.2.2原子结构和主族元素的化合价元素的化合价与原子的电子层结构有密切的关系。特别是与最外层电子数目有关。一般把能够决定化合价的电子即参加化学反应的电子，称为价电子。主族元素原子的最外层电子都是价电子。在周期表中，主族元素的最高正化合价等于它们所在的族的序数(除0、F)，也等于它们的最外层电子数，即价电子数。非金属元素的最高化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。元素(yun s)周期表的应用一、人们运用元素(yun s)周期律和元素在周期表中的位置及相邻元素的性质关系，可以

15、判断元素的一般性质，预言和发现新元素，寻找和制造新材料等。例如，元素周 期表创立后相继发现了原子序数为10、31、32、34、64等天然元素和61及贴以后的人造放射性元素，使当时已发现的元素从60多种发展(fzhn)到现在的115种，对预言和发现新元素及修正相对原子质量起了巨大的作用。我国化学家张青莲教授长期从事同位素和原子相对质量的测定工作，他主持的科研小组自1991年以后曾对铟(In)、锑(Sb)、铈(Ce)、铕(Eu)、锆(Zr)等元素的原子相对质量进行了精确的测定，他们的研究成果已被国际原子相对质量委员会采纳使用。二、利用元素周期表中位置邻近的元素性质相近的规律，可指导寻找新材料。例如

16、，在农药中通常含氟、氯、硫、磷、砷等元素，这些元素都位于周期表的右上角。对于这个区域元素化合物的研究，有助于寻找对人畜安全的高效农药。根据半导体材料(如锗、硅、硒等)的特性，在元素周期表中金属与非金属分界线附近可以寻找半导体新材料。特别是用砷和镓合成的砷化镓，其优点超过了锗和硅，它使普通半导体的应用范围扩大到更高的温度和更高的频率。锑化铝是高 效光电池的材料。利用元素周期表可以寻找新的超导材料、氟里昂的代用品，以及指导矿物勘探，在过渡元素(包括稀土元素)中，可以寻找各种优良的催化剂，例如，用铁、镍等的化合物作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工中，如石油的催化裂化、重整等反应，广

17、泛采用过渡元素做催化剂；特别是近年来,发 现某些稀土元素能大大改善(gishn)催化剂的性能。钛、钽、钼、钨、铬等元素具有耐高温、耐腐蚀等特点，它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等不可缺少的金属。例如，含铬12以上的钢铁称为不锈钢； 在钢中加入10的钛制成的钛钢，坚韧而有弹性。利用钨、钼、锆、铌等稀有金属制造收音机的电子管。利用碱金属铯、铷等活泼金属制造光电管。三、北京大学(bi jn d xu)唐经寰教授等人经过多年的潜心研究和科学实验，发现元素周期表在一定程度上揭示了元素的生物学性质，这在国内外尚属首次提出。例如，他们以原生动物四膜虫作动物细胞模型，研究元

18、素周期表中主族元素和副族元素对它的作用时发现：同一族中从上而下，元素对细胞的营养促进作用逐渐减弱，而毒性抑制作用逐渐增强；同一周期中自左到右，元素对细胞的营养促进作用逐渐减弱，而毒性抑制作用逐渐增强。元素周期表中的“生物学规律”无疑(wy)对人体的元素营养，特别是微量元素营养等问题的研究与探索具有指导意义。总之，元素周期律和元素周期表的重大意义，在于它在自然科学上强有力地论证了量变到质变的规律。元素周期表是概括元素化学知识的一个宝库，且其内容随着化学知识的增加而不断丰富，一个多世纪以来(yli)，化学家们一直在为耕耘元素周期表而忙碌着。5、化学键原子既然可以互相结合成分子，原子之间必然有着相互

19、作用，这种相互作用不仅存在于直接相邻的原子之间，而且也存在于分子内的非直接相邻的原子之间。这种相邻的两个或多个(du )原子之间强烈的相互作用，叫做化学键。由于不同元素的原子之间在电子层结构方面各有差异，所以原子之间的相互作用也不同，从而形成(xngchng)了不同类型的化学键。化学键的主要类型有离子键、共价键、金属键等。5.1离子键金属钠在氯气(l q)中燃烧，生成氯化钠： 2Na+Cl2=2NaCl从钠和氯的原子结构看，钠原子的最外层有1个电子，容易失去，氯原子的最外层有7个电子，容易得到1个电子，从而使最外层都达到8个电子的稳定结构。在一定条件下钠和氯气反应时，钠原子失去1个电子，形成带

20、1个单位正电荷的钠离子(Na+)，氯原子得到1个电子，形成带1个单位负电荷的氯离子(C1-)，这样，2个离子的最外电子层都具有8个电子的稳定结构。钠离子和氯离子之间由于静电相互吸引，相互靠近。随着钠离子和氯离子的 逐渐接近，两者之间的电子和电子、原子核和原子核的相互排斥作用也逐渐增强，当两种离子接近到某一定的距离时，吸引和排斥作用达到平衡，于是阴、阳离子都在一定的平衡位置上振动，形成了稳定的化学键。这种阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。在化学反应中，一般是原子的最外层电子数发生变化，为了简便起见，在元素符号周围用小黑点(或x)来表示原子的最外层电子，这种表示式叫做电子式。例如：

21、 也可以用电子式来表示物质形成的过程。例如，氯化钠形成过程用电子式表示： 活泼的金属(如钾、钙、钠等)和活泼的非金属(如氯、溴、氧等)化合时，都能形成(xngchng)离子键。例如，氯化钙就是由离子键形成的：由离子键结合(jih)的化合物叫做离子化合物。绝大多数的盐、碱和金属氧化物是离子化合物。在室温下，离子化合物是以 HYPERLINK /hep/courses/course14/courseware/chapter1and4/chapter1/03/012r01.html t _blank 离子(lz)晶体形式存在。5.2共价键5.2.1共价键的概念及共价键的形成现在以氢分子为例说明共价键

22、的形成。氢分子是由2个氢原子结合而成的，在形成氢分子的过程中，电子不是从1 个氢原子转移到另外1个氢原子，而是在2个氢原子间共用2个电子，形成共用电子对。这2个共用的电子在2个原子核周围运动，使每个氢原子都具有氦原子的稳定结构。共用电子对受两个核的共同吸引，使2个原子相互结合。氢分子的形成可以用电子式表示：在化学上常用一根(y n)短线表示1对共用电子，因此，氢分子的结构式可表示为H-H。像氢分子那样，原子间通过共用电子对所形成(xngchng)的化学键，叫做共价键。以共价键形成的化合物称为共价化合物。 双原子的02分子的形成和H2分子相似。2个氯原子共用1对电子，这样，每个氯原子都有氩原子的

23、稳定(wndng)电子层结构。氯分子也可用结构式Cl-Cl来表示。非金属元素的原子之间都是以共价键相结合。5.2.2共价键的种类同种原子形成的共价键，由于两个(lin )原子吸引电子的能力相同，共用电子对不偏向任何一个原子，成键的原子不显示电性，这样的共价键叫做非极性共价键，简称非极性键。例如，HH键、Cl-Cl键都是非极性键。不同种原子形成的共价键。由于不同种类原子吸引电子的能力不同，共用电子对必然偏向(pinxing)吸引电子能力强的原于一方,这样的共价键叫做极性共价键，简称极性键。例如HCl分子中H-C1键是极性键，称为氢氯共阶键，简称氢氯键。同理，水(H2O)分子中的H-O键，硫化氢(H2S)分子中的H-S键等都是极性键。本节总结一、 原子的构成 原子由原子核和核外电子所构成。核电荷数=质子数=核外电子数质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)二、核外电子的排布 (1)原子核外电子是分层排布的。(2)原子核外电子排布的初步规律：各电子层最多容纳的电子数目是2n2个， 最外层电子数目不超过8个；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层电子数目不超过32个。核外电子总是从能量低的逐步排布到能量高的电子层。 三、元素周期律和元素周期表 （一）、元素周期律1元素的性质随着原子序数(核电荷数)的递增而呈周期性的变化，这个规 律叫做