化學(xué)必修二第一章板書(shū)設(shè)計(jì)

1、第一章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期表第一節(jié) 元素周期表一、周期表原子序數(shù)核電荷數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)1、依據(jù)橫行：電子層數(shù)相同元素按原子序數(shù)遞增從左到右排列縱行：最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增從上向下排列2、結(jié)構(gòu)周期序數(shù)核外電子層數(shù) 主族序數(shù)最外層電子數(shù) 短周期（第1、2、3周期）周期：7個(gè)（共七個(gè)橫行）周期表 長(zhǎng)周期（第4、5、6、7周期）主族7個(gè)：A-A過(guò)渡元素族：16個(gè)（共18個(gè)縱行）副族7個(gè)：IB-B第族1個(gè)（3個(gè)縱行）零族（1個(gè)）稀有氣體元素二元素的性質(zhì)和原子結(jié)構(gòu)（一）堿金屬元素：1、原子結(jié)構(gòu)相似性：最外層電子數(shù)相同，都為1個(gè)遞變性：從上到下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，原子半徑增大

2、2、物理性質(zhì)的相似性和遞變性：（1）相似性：銀白色固體、硬度小、密度小（輕金屬）、熔點(diǎn)低、易導(dǎo)熱、導(dǎo)電、有展性。（2）遞變性（從鋰到銫）：密度逐漸增大（K反常） 熔點(diǎn)、沸點(diǎn)逐漸降低結(jié)論：堿金屬原子結(jié)構(gòu)的相似性和遞變性，導(dǎo)致物理性質(zhì)同樣存在相似性和遞變性。3、化學(xué)性質(zhì)點(diǎn)燃（1）相似性：點(diǎn)燃4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O2 2 Na + 2H2O 2NaOH + H2 2K + 2H2O 2KOH + H22R + 2 H2O 2 ROH + H2 產(chǎn)物中，堿金屬元素的化合價(jià)都為價(jià)。結(jié)論：堿金屬元素原子的最外層上都只有1個(gè)電子，因此，它們的化學(xué)性質(zhì)相似。（2）遞變性：與氧氣

3、反應(yīng)越來(lái)越容易 與水反應(yīng)越來(lái)越劇烈結(jié)論：金屬性逐漸增強(qiáng) 原子結(jié)構(gòu)的遞變性導(dǎo)致化學(xué)性質(zhì)的遞變性。注：金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：與水或酸反應(yīng)越容易，金屬性越強(qiáng)；最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物（氫氧化物）堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)。置換反應(yīng)，金屬性強(qiáng)的金屬置換金屬性弱的金屬離子的氧化性越弱對(duì)應(yīng)金屬的金屬性越強(qiáng)總結(jié)：遞變性：從上到下（從Li到Cs），隨著核電核數(shù)的增加，堿金屬原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對(duì)最外層電子的引力逐漸減弱，原子失去電子的能力增強(qiáng)，即金屬性逐漸增強(qiáng)。所以從Li到Cs的金屬性逐漸增強(qiáng)。（二）鹵族元素：、原子結(jié)構(gòu)相似性：最外層電子數(shù)相同，都為7個(gè)遞變性：從上到下，隨著核電核數(shù)的增大，電子層數(shù)增多，

4、原子半徑增大物理性質(zhì)的遞變性：（從2到2）（）鹵素單質(zhì)的顏色逐漸加深；（）密度逐漸增大；（）單質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高3、化學(xué)性質(zhì)（1）鹵素單質(zhì)與氫氣的反應(yīng)：2 H2 2 HX 鹵素單質(zhì)與H2 的劇烈程度：依次減弱 ； 生成的氫化物的穩(wěn)定性：依次減弱 （2）鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng)2NaBr +Cl2 2NaCl + Br2 氧化性：Cl2_Br2 ； 還原性：Cl_Br 2NaI +Cl2 2NaCl + I2 氧化性：Cl2_I2 ； 還原性：Cl_I2NaI +Br2 2NaBr + I2 氧化性：Br2_I2 ； 還原性：Br_I結(jié)論： 單質(zhì)的氧化性：依次減弱,對(duì)于陰離子的還原性：依次增強(qiáng)結(jié)論：非

5、金屬性逐漸增弱原子結(jié)構(gòu)的遞變性導(dǎo)致化學(xué)性質(zhì)的遞變性。注：非金屬性的強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：從最高價(jià)氧化物的水化物的酸性強(qiáng)弱。與H2反應(yīng)的難易程度以及氫化物的穩(wěn)定性來(lái)判斷。置換反應(yīng)，非金屬性強(qiáng)的置換非金屬性弱的非金屬離子的還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)總結(jié)：遞變性：從上到下（從F到I2），隨著核電核數(shù)的增加，鹵族元素原子的電子層數(shù)逐漸增多，原子核對(duì)最外層電子的引力逐漸減弱，原子得到電子的能力減弱，即非金屬性逐漸減弱。所以從F到I2的非金屬性逐漸減弱?？傊和髯鍙纳系较?，隨著核電核數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子核對(duì)最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子的能力減弱，失電子的能力增強(qiáng)，即非金屬性逐漸減弱，金屬性逐

6、漸增強(qiáng)。三核素（一）原子的構(gòu)成：（）原子的質(zhì)量主要集中在原子核上。（）質(zhì)子和中子的相對(duì)質(zhì)量都近似為1，電子的質(zhì)量可忽略。（）原子序數(shù)核電核數(shù)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)（）質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)中子 N個(gè)=（AZ）個(gè)（）在化學(xué)上，我們用符號(hào)X來(lái)表示一個(gè)質(zhì)量數(shù)為A，質(zhì)子數(shù)為Z的具體的X原子。質(zhì)子 Z個(gè)原子X(jué)原子核核外電子 Z個(gè)（二）核素核素：把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子稱為核素。一種原子即為一種核素。同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。或：同一種元素的不同核素間互稱為同位素。（）兩 同：質(zhì)子數(shù)相同、同一元素（）兩不同：中子數(shù)不同、質(zhì)量數(shù)不同（）

7、屬于同一種元素的不同種原子第二節(jié)元素周期律一.原子核外電子的排布 在多個(gè)電子的原子里，核外電子是分層運(yùn)動(dòng)的，又叫電子分層排布。2、核外電子的排布規(guī)律（1）核外電子總是盡先排布在能量低的電子層，然后由里向外，依次排布。(能量最低原理)。（2）各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2（n表示電子層）（3）最外層電子數(shù)不超過(guò)8個(gè)（K層是最外層時(shí)，最多不超過(guò)2個(gè)）；次外層電子數(shù)目不超過(guò)18個(gè)；倒數(shù)第三層不超過(guò)32個(gè)。二元素周期律：、核外電子層排布的周期性變化 每周期最外層電子數(shù)：從1-8（K層由12）、原子半徑呈周期性的變化：每周期原子半徑：逐漸增大3、主要化合價(jià)：每周期最高正化合價(jià)：每周期負(fù)化合價(jià)：4、元素

8、的金屬性和非金屬性呈周期性的變化。同周期元素金屬性和非金屬性的遞變性：（）Na + 2H2O 2NaOH + H2 (容易) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 （較難） 金屬性：Na > Mg）Mg + 2HCl MgCl2 + H2 (容易) 2Al + 6 HCl 2AlCl3 +3H2 （較難） 金屬性：Mg > Al 根據(jù)1、2得出：金屬性Na > Mg> Al（）堿性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金屬性：金屬性Na > Mg> AlNa Mg Al金屬性逐漸減弱（）結(jié)論：Si P S Cl 單質(zhì)與2的

9、反應(yīng)越來(lái)越容易 生成的氫化物越來(lái)越穩(wěn)定最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性逐漸增強(qiáng)故：非金屬性逐漸增強(qiáng)。Na Mg AlSi P S Cl 金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)同周期從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)（）隨著原子序數(shù)的遞增，元素的核外電子排布、主要化合價(jià)、金屬性和非金屬性都呈現(xiàn)周期性的變化規(guī)律，這一規(guī)律叫做元素周期律?？偨Y(jié) ：元素周期律：元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化的規(guī)律。實(shí)質(zhì)：元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。四、同周期、同主族金屬性、非金屬性的變化規(guī)律是：1. 周期表中金屬性、非金屬性之間沒(méi)有嚴(yán)格的界線。在分界線附近的元素具有金屬性又具有非金屬性。2.

10、 金屬性最強(qiáng)的在周期表的左下角是，Cs；非金屬性最強(qiáng)的在周期表的右上角，是。3.元素化合價(jià)與元素在周期表中位置的關(guān)系。 元素的最高正價(jià)等于主族序數(shù)。特：F無(wú)正價(jià)，非金屬除H外不能形成簡(jiǎn)單離子。主族元素的最高正價(jià)數(shù)與最低負(fù)價(jià)的絕對(duì)值之和等于8.4元素周期表和元素周期律應(yīng)用在周期表中的左上角附近探索研制農(nóng)藥的材料。半導(dǎo)體材料：在金屬與非金屬的分界線附近的元素中尋找。在過(guò)渡元素中尋找優(yōu)良的催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。5. 元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律同 周 期（從左到右）同 主 族（從上到下）原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層排布電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)遞增電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同失電子能力

11、逐漸減弱逐漸增強(qiáng)得電子能力逐漸增強(qiáng)逐漸減弱金屬性逐漸減弱逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱主要化合價(jià)最高正價(jià)（1 7）非金屬負(fù)價(jià) = （8族序數(shù)）最高正價(jià) = 族序數(shù)非金屬負(fù)價(jià) = （8族序數(shù)）最高氧化物的酸性酸性逐漸增強(qiáng)酸性逐漸減弱對(duì)應(yīng)水化物的堿性堿性逐漸減弱堿性逐漸增強(qiáng)非金屬氣態(tài)氫化物的形成難易、穩(wěn)定性形成由難 易穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)形成由易 難穩(wěn)定性逐漸減弱第三節(jié) 化學(xué)鍵一離子鍵離子鍵：陰陽(yáng)離子之間強(qiáng)烈的相互作用叫做離子鍵。相互作用：靜電作用（包含吸引和排斥）注：（1）成鍵微粒： 陰陽(yáng)離子間（2）成鍵本質(zhì)： 陰、陽(yáng)離子間的靜性作用（3）成鍵原因：電子得失（4）形成規(guī)律： 活潑金屬和活潑非金屬化合

12、時(shí)形成離子鍵離子化合物：像NaCl這種由離子構(gòu)成的化合物叫做離子化合物。（1）活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）強(qiáng)堿：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多數(shù)鹽：如Na2CO3、BaSO4 （4）銨鹽：如NH4Cl 小結(jié)：一般含金屬元素的物質(zhì)(化合物)銨鹽。（一般規(guī)律）注意：（1）酸不是離子化合物。（2）離子鍵只存在離子化合物中，離子化合物中一定含有離子鍵。、電子式 電子式：在元素符號(hào)周?chē)眯『邳c(diǎn)(或×)來(lái)表示原子的最外層電子（價(jià)電子）的式子叫電子式。 用電子式表示離子化合物形成過(guò)程：（1）離子須標(biāo)明電荷數(shù)； （2）相同

13、的原子可以合并寫(xiě)，相同的離子要單個(gè)寫(xiě)； （3）陰離子要用方括號(hào)括起； （4）不能把“”寫(xiě)成“”； （5）用箭頭標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移方向(也可不標(biāo))。二共價(jià)鍵1共價(jià)鍵：原子間通過(guò)共用電子對(duì)所形成的相互作用叫做共價(jià)鍵。用電子式表示HCl的形成過(guò)程：注：（1）成鍵微粒： 原子（2）成鍵實(shí)質(zhì)： 靜電作用（3）成鍵原因： 共用電子對(duì)（4）形成規(guī)律： 非金屬元素形成的單質(zhì)或化合物形成共價(jià)鍵共價(jià)化合物：以共用電子對(duì)形成分子的化合物叫做共價(jià)化合物?；衔镫x子化合物 共價(jià)化合物 化合物中不是離子化合物就是共價(jià)化合物共價(jià)鍵的存在：非金屬單質(zhì)：H2、X2 、2等（稀有氣體除外）共價(jià)化合物：H2O、 CO2 、SiO2、 H

14、2S等復(fù)雜離子化合物：強(qiáng)堿、銨鹽、含氧酸鹽共價(jià)鍵的分類(lèi)：非極性鍵：在同種元素的原子間形成的共價(jià)鍵為非極性鍵。共用電子對(duì)不發(fā)生偏移。極性鍵：在不同種元素的原子間形成的共價(jià)鍵為極性鍵。共用電子對(duì)偏向吸引能力強(qiáng)的一方。三電子式：定義：在元素符號(hào)周?chē)眯『邳c(diǎn)(或×)來(lái)表示原子的最外層電子（價(jià)電子）的式子叫電子式。 原子的電子式：陰陽(yáng)離子的電子式：（）陽(yáng)離子簡(jiǎn)單陽(yáng)離子：離子符號(hào)即為電子式，如Na+、Mg2等復(fù)雜陽(yáng)離子：如NH4+ 電子式： （）陰離子 簡(jiǎn)單陰離子：、 復(fù)雜陰離子：物質(zhì)的電子式：離子的電子式：陽(yáng)離子的電子式一般用它的離子符號(hào)表示；在陰離子或原子團(tuán)外加方括弧，并在方括弧的右上角標(biāo)出

15、離子所帶電荷的電性和電量。 分子或共價(jià)化合物電子式，正確標(biāo)出共用電子對(duì)數(shù)目。離子化合價(jià)電子式，陽(yáng)離子的外層電子不再標(biāo)出，只在元素符號(hào)右上角標(biāo)出正電荷，而陰離子則要標(biāo)出外層電子，并加上方括號(hào)，在右上角標(biāo)出負(fù)電荷。陰離子電荷總數(shù)與陽(yáng)離子用電子式表示形成過(guò)程： 用電子式表示單質(zhì)分子或共價(jià)化合物的形成過(guò)程用電子式表示離子化合物的形成過(guò)程四、分子間作用力和氫鍵1、分子間作用力定義：把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力。特點(diǎn)：分子間作用力比化學(xué)鍵弱得多；影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解性等物理性質(zhì)；只存在于由共價(jià)鍵形成的多數(shù)共價(jià)化合物和絕大多數(shù)氣態(tài)非金屬單質(zhì)分子，及稀有氣體分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共

16、價(jià)鍵形成的物質(zhì)的微粒之間不存在分子間作用力。變化規(guī)律：一般來(lái)說(shuō)，對(duì)于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)也越高。例如，熔沸點(diǎn)：I2Br2Cl2F2。2、氫鍵定義：分子間存在著一種比分子間作用力稍強(qiáng)的相互作用。形成條件：除H原子外，形成氫鍵的原子通常是N、O、F。存在作用：氫鍵存在廣泛，如H2O、NH3、HF等。分子間氫鍵會(huì)使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)升高。五、化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)：一個(gè)化學(xué)反應(yīng)的過(guò)程，本質(zhì)上就是舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成過(guò)程。離子鍵、共價(jià)鍵與離子化合物、共價(jià)化合物的關(guān)系提高篇：一、化學(xué)鍵與物質(zhì)類(lèi)別關(guān)系規(guī)律1、只含非極性鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如：I2、N2、P4、金剛石、晶體硅等。2、只含有極性鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價(jià)化合物、如：HCl、NH3、SiO2、CS2等。3、既有極性鍵又有非極性鍵