人教版高中化學必修二教案整理版.doc
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1、周期 周期序數=電子層數 已知碳元素、鎂元素和溴元素的原子結構示意圖：它們分別位于第幾周期？為什么？ 碳有兩個電子層，位于第二周期，鎂有三個電子層，位于第三周期；溴有四個電子層，位于第四周期。 七個周期（1、2、3短周期；4、5、6長周期；7不完全周期 類別 周期序數 起止元素 包括元素種數 核外電子層數 短周期 1 H—He 2 1 2 Li—Ne 8 2 3 Na—Ar 8 3 長周期 4 K—Kr 18 4 5 Rb—Xe 18 5 6 Cs—Rn 32 6 不完全周期 7 Fr—112號 26 7 元素周期表上列出來的元素共有112種，而事實上現在發(fā)現的元素還有：114號、116號、118號元素。 2、族 由短周期元素和長周期元素共同構成的族，叫做主族；完全由長周期元素構成的族，叫做副族。 零族元素均為稀有氣體元素。由于它們的化學性質非常不活潑，在通常狀況下難以與其他物質發(fā)生化學反應，把它們的化合價看作為零，因而叫做零族。第Ⅷ族有幾個縱行？(3個) 主族元素的族序數=元素原子的最外層電子數(或：主族序數=最外層電子數) 18個縱行（7個主族；7個副族；一個零族；一個Ⅷ族（8、9、10三個縱行） 已知某主族元素的原子結構示意圖如下，判斷其位于第幾周期，第幾族？ X位于第四周期、第一主族；Y位于第五周期、第七主族。 能判斷它們分別是什么元素嗎？可對照元素周期表。X為鉀元素，Y為碘元素。 課題：第一節(jié) 元素周期表(三) 元素周期表與堿金屬 元素的性質與原子結構的關系 一、堿金屬元素 1、 在結構上的相似性與遞變性 相同點：最外層電子數都相同為1。 不同點：核電荷數從Li到Cs逐漸增多，電子層數依次增多，從2層增大到6層。 【結論】最外層都有１個電子，化學性質相似；隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱,金屬性逐漸增強。 2、化學性質 （1）、堿金屬與氧氣的反應 堿金屬 與氧氣的化學反應方程式（加熱） 鋰 （白色、氧化鋰） 鈉 （淡黃色、過氧化鈉） 鉀 （橙黃色，超氧化鉀） 相似性：堿金屬都能與氧氣反應。 遞變性：周期表中堿金屬從上往下，與氧氣的反應越來越劇烈。鉀與氧氣反應生成比過氧化物更為復雜的氧化物（超氧化物） （2）、堿金屬與水反應 鈉與鉀都能與氧氣、水發(fā)生反應，但反應的劇烈程度不同不同點：周期表中堿金屬從上往下，與水的反應越來越劇烈。 與水反應 現象 方程式 Na 在書面上四處游動，發(fā)出嘶嘶的聲音 K 劇烈燃燒、輕微爆炸 Rb 更猛烈、燃燒、爆炸 相同點：堿金屬與水反應都生成氫氧化物和氫氣。不同點：周期表中堿金屬從上往下，與水的反應越來越劇烈。 【總結】隨著荷電荷數的增加，電子層數逐漸增加，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，最外層電子易失去，表現在參加化學反應時越來越劇烈，金屬性增強。 （3）、堿金屬元素在化學性質上的規(guī)律： 相似性：均能與氧氣、與水反應,表現出金屬性（還原性）； 遞變性：與氧氣、與水反應的劇烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反應的劇烈程度逐漸增大； 3、堿金屬的物理性質 堿金屬的主要物理性質 堿金屬單質 顏色和狀態(tài) 密度（g/cm-3） 熔點（。C） 沸點（。C） 原子半徑（nm） Li 銀白色，柔軟 0.534 180.5 1347 0.152 Na 銀白色，柔軟 0.97 97.81 882.9 0.186 K 銀白色，柔軟 0.86 63.65 774 0.227 Rb 銀白色，柔軟 1.532 38.89 668 0.278 Cs 銀白色，柔軟 1.879 28.40 678.4 0.265 【總結】隨核電荷數增加，密度逐漸增大（K除外），熔沸點逐漸降低。 元素 符號 色、態(tài) 硬度 密度 熔點 沸點 Li 均為 柔 軟 小 大 高 低 高 低 Na 銀白 K 銀白 Rb 銀白 Cs 略帶金黃 【歸納】結論：同一主族的金屬具有相似的化學性質,隨著金屬元素核電荷數的增大,單質的金屬性(還原性)逐漸增強。金屬性強弱的比較依據： 4、金屬性強弱比較方法 （1）、根據金屬單質與水或者與酸反應置換出氫的難易程度。置換出氫越容易，則金屬性越強。 （2）、根據金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，則金屬性越強。 （3）、可以根據對應陽離子的氧化性強弱判斷。金屬陽離子氧化性越弱，則金屬性越強。 結論：同一主族的金屬具有相似的化學性質,隨著金屬元素核電荷數的增大,單質的金屬性(還原性)逐漸增強。 課題：第一節(jié) 元素周期表(四) 鹵族元素 元素的性質與原子結構的關系 二、鹵族元素 鹵素原子結構示意圖： 1、結構的相似性和遞變性 （1）在結構上：最外層都有7個電子，化學性質相似； （2）隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增, 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。 資料卡片 鹵素單質 顏色和狀態(tài)(常態(tài)) 密 度 沸點℃ 溶點℃ 溶解度(100g水中) F2 淡黃綠色氣體 1．69g/l（15℃） -188．1 -219．6 反應 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、四氯化碳等有機溶劑（萃取原理）。 遞變性：從氟到碘，單質的顏色逐漸加深，密度依次增大，熔點、沸點依次升高。 2、物理性質的變化規(guī)律 （隨原子序數的遞增） ①顏色： 淺黃綠色~黃綠色~深紅棕色~紫黑色 顏色逐漸加深 ②狀態(tài)： 氣態(tài)~液態(tài)~固態(tài) ③熔沸點： 逐漸升高 ④密度： 逐漸增大 ⑤溶解性： 逐漸減小 3、鹵族元素的化學性質 （1） 鹵素單質與H2的反應 名稱 反應條件 方程式 生成氫化物的穩(wěn)定性 F2 冷暗處爆炸 光 H2+F2====2HF HF很穩(wěn)定 Cl2 光照 H2+Cl2=====2HCl HCl穩(wěn)定 Br2 高溫 500℃ △ 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】 鹵素單質與氫氣反應 ①、鹵素單質與H2反應的劇烈程度:F2>Cl2>Br2>I2 ②、生成氫化物的穩(wěn)定性:逐漸減弱.即氫化物穩(wěn)定性次序為： HF>HCl>HBr>HI ③、反應通式：X2 + H2 === 2HX 【結論】鹵素與H2、H2O、堿的反應，從氟到碘越來越不劇烈，條件越來越苛刻，再次證明了從結構上的遞變有結構決定性質。 (2) 鹵素單質間的置換反應： NaBr溶液 滴加氯水 上層：無色 下層：橙紅色 滴加CCl4 【實驗步驟】 溶液由無色變成橙黃色 【結論】：氯可以把溴從其化合物中置換出來 2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 KI 溶液 滴加CCl4 上層：無色 下層：紫紅色 滴加氯水 【實驗步驟】 溶液由無色變成棕黃色 【結論】：氯可以把碘從其化合物中置換出來 2kI + Cl2 = 2kCl + I2 KI 溶液 滴加CCl4 上層：無色 下層：紫紅色 滴加溴水 【實驗步驟】 溶液由無色變成棕黃色 【結論】溴可以把碘從其化合物中置換出來 2kI + Br2 = 2kBr + I2 （3）隨核電荷數的增加,鹵素單質氧化性強弱順序: F2 Cl2 Br2 I2 氧化性逐漸減弱 非金屬性逐漸減弱 (4) 非金屬性強弱判斷依據： 1、非金屬元素單質與H2 化合的難易程度，化合越容易，非金屬性也越強。 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。 3、最高氧化物對應水化物的酸性強弱，酸性越強，對于非金屬元素性也越強。 第二節(jié) 元素周期律(一) 一、原子核外電子的排布 通常，能量高的電子在離核較遠的區(qū)域運動，能量低的電子在離核較近的區(qū)域運動。這就相當于物理學中的萬有引力，離引力中心越近，能量越低；越遠，能量越高。 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 能量高低 低 高 核電荷數 元素名稱 元素符號 各層電子數 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 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 2、核外電子的排布規(guī)律 (1)各電子層最多容納的電子數是2n2個(n表示電子層) (2)最外層電子數不超過8個(K層是最外層時，最多不超過2個)；次外層電子數目不超過18個，倒數第三層不超過32個。 (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)。 原子結構示意圖。如鈉原子的結構示意圖可表示為 【練習】1、判斷下列示意圖是否正確？為什么？ 【答案】(A、B、C、D均錯)A、B違反了最外層電子數為8的排布規(guī)律，C的第一電子層上應為2個電子，D項不符合次外層電子數不超過18的排布規(guī)律。 課題：第二節(jié) 元素周期律(二) 第二節(jié) 元素周期律(二) 隨著原子序數的遞增，原子核外電子層排布變化的規(guī)律性 原子序數 電子層數 最外層電子數 1～2 1 1～2 3～10 2 1～8 11～18 3 1～8 1、隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現周期性變化。 原子序數 原子半徑的變化 3-9 大→小 11-17 大→小 2、隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現周期性變化 【提問】怎樣根據粒子結構示意圖來判斷原子半徑和簡單離子半徑的大小呢？ 【回答】原子半徑和離子半徑的大小主要是由核電荷數、電子層數和核外電子數決定的。 粒子半徑大小比較規(guī)律： （1）電子層數：一般而言，電子層數越多，半徑越大 （2）核電荷數：電子層數相同的不同粒子，核電荷數越大，半徑越小。 （3）核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的趨勢。觀察電子數，電子數多的，半徑較大。如氯離子大于氯原子。其他都一樣的情況下，就像坐座位，多一個電子就像多一個人，只能往外擠了，半徑就變大了。 原子序數 3 4 5 6 7 8 9 10 元素符號 Li Be B C N O F Ne 元素主要化合價 +1 +2 +3 +4,-4 =5，-3 -2 +7，-1 0 原子序數 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 +1 +2 +3 +4,-4 +5,-3 +6,-2 +7,-1 0 【結論】隨著原子序數的遞增，元素化合價也呈現周期性變化。 (1) 最高正價與最外層電子數相等 (2) 最外層電子數≧4時出現負價 (3) 最高正化合價與負化合價絕對值和為8 (4) 金屬元素無負價 (5) 氟無正價 對于稀有氣體元素，由于他們的化學性質不活潑，在通常狀況下難與其他物質發(fā)生化學反應。因此，把它們的化合價看作是0。 元素主要化合價變化規(guī)律性 原子序數 主要化合價的變化 1-2 +1→0 3-10 +1→+5 -4→-1→0 11-18 +1→+7 -4→-1→0 3、隨著原子序數的遞增，元素化合價呈現周期性變化 3-9、11-17號元素隨原子序數的遞增，原子半徑逐漸變小，得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱， 4、隨著原子序數的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現周期性變化 5、元素的性質隨元素原子序數的遞增呈現周期性變化，這個規(guī)律叫元素周期律。 元素周期律的實質： 元素性質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果。 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 課題：第二節(jié) 元素周期律(三) 同周期元素從左到右→電子層數相同、核電荷數增加→原子半徑減小→原子核的吸引能力增強→原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強 填寫下列各元素的氣態(tài)氫化物、最高價氧化物及最高價氧化物對應的水化物的化學式： 原子序數 11 12 13 14 15 16 17 18 元素符號 Na Mg Al Si P S Cl Ar 氣態(tài)氫化物 -- -- -- SiH4 PH3 H2S HCl --- 最高價氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 -- 對應的水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 --- 一、第三周期元素性質變化規(guī)律 實驗一 鈉、鎂、鋁與水反應的實驗 【實驗一】Mg、Al和水的反應：分別取一小段鎂帶、鋁條，用砂紙去掉表面的氧化膜，放入兩支小試 中，加入2~3 ml水，并滴入兩滴酚酞溶液。觀察現象。 過一會兒，分別用酒精燈給兩試管加熱至沸騰，并移開酒精燈，再觀察現象。 Na Mg Al 與冷水反應 現象 化學方程式 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 與沸水反應 現象 Mg帶表面有氣泡；Mg帶表面變紅 化學方程式 Mg + 2H2O==Mg(OH)2 ↓ + H2↑ 結論 Na與冷水劇烈反應，Mg只能與沸水反應，Al與水不反應 最高價氧化物對應的水化物堿性強弱 NaOH 強堿 Mg(OH)2 中強堿 Al(OH)3 兩性 (1) Na與水反應的現象：常溫下，與H2O劇烈反應，浮于水面并四處游動，同時產生大量無色氣體，溶液變紅。 【方程式】2Na+2H2O==2NaOH+H2 ↑ (2) 放少許鎂帶于試管中，加2mL水，滴入2滴酚酞試液，觀察現象；過一會加熱至沸，再觀察現象。 【現象】鎂與冷水反應緩慢，產生少量氣泡，滴入酚酞試液后不變色。 加熱后鎂與沸水反應較劇烈，產生較多氣泡，溶液變?yōu)榧t色。 【方程式】Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑ 【結論】鎂元素的金屬性比鈉弱 (3) 鋁與水反應現象：在常溫下或加熱條件下，遇水無明顯現象，很難與水發(fā)生反應。 Na、Mg、Al的氧化物及其最高價氧化物的水化物的性質。 1、 堿性氧化物均為金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物。 2、 判斷堿性氧化物的標準是看該氧化物能否和酸反應生成鹽和水。 3、 判斷酸性氧化物的標準是看該氧化物能否和堿反應生成鹽和水。 4、 若某氧化物既能和酸反應生成鹽和水，又能和堿反應生成鹽和水，稱其為兩性氧化物。 Na2O、MgO只與酸反應生成鹽和水，屬堿性氧化物。Al2O3既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水，屬兩性氧化物。 Na、Mg、Al對應的最高價氧化物的水化物是NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3。其中NaOH是強堿，Mg(OH)2是難溶于H2O的中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物。 堿性強弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金屬性：Na>Mg>Al 實驗二、取鋁片和鎂帶，擦去氧化膜，分別和2mL 1mol/L鹽酸反應。 【實驗二】Mg、Al與稀鹽酸反應比較 Mg Al 現象 反應迅速，放出大量的H2 反應方程式 結論 Mg、Al都很容易與稀鹽酸反應，放出H2，但Mg比Al更劇烈 Mg+2HCl==MgCl2+H2 ↑ 2Al+6HCl==2 AlCl3+3H2 ↑ Mg+2H＋==Mg2＋+H2 ↑ 2 Al+6H＋==2 Al3＋+3H2 ↑ 【現象】鎂與鋁均能與鹽酸反應產生氣泡。但鎂反應更劇烈 第三周期的非金屬Si、P、S、Cl的非金屬性的強弱。 非金屬性：Si
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