(新人教版)高中化学选修3 《物质结构与性质》全册教学案

高中化学选修3 《物质结构与性质》全册教学案

第一章原子结构与性质

教材分析：

一、本章教学目标

1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。

2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。

3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。

4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。

5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。

本章知识分析：

本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。

注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

相关知识回顾（必修2）

1.原子序数：含义：

（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：

原子序数＝＝＝＝。（3）原子组成的表示方法

a. 原子符号：A z X A z

b. 原子结构示意图：

c.电子式：

d.符号表示的意义：A B C D E （4）特殊结构微粒

汇总：

无电子微粒无中子微粒

2e-微粒8e-微粒

10e-微粒

18e-微粒

2.元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再

把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。

（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数

第一周期 2 2

第二周期 8 10

第三周期 8 18

第四周期 18 36 第五周期 18 54

第六周期 32 86

第七周期 26 118

②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。

主族 7个

副族 7 个

第VIII 族是第8、9、10纵行 零族是第 18 纵行

2 3 4 5 6 7 8 罗马数字： I II III IV V VI VII VIII （3）元素周期表与原子结构的关系：

①周期序数＝ 电子层数 ②主族序数＝ 原子最外层电子数＝元素最高正化合价数 (4)元素族的别称：①第ⅠA 族：碱金属 第ⅠIA A 族：卤族元素

③第0族：稀有气体元素

3、 有关概念：

（1） 质量数： （2） 质量数（ ）＝ （ ）＋ （ ） （3） 元素：具有相同 的 原子的总称。

（4） 核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。 （5） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。 （6） 同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同 ②在天然存在的某种元素里，

无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。

（7） 元素的相对原子质量：

a 、 某种核素的相对原子质量＝

b 、 元素的相对原子质量＝

练习：用A 质子数B 中子数C 核外电子数D 最外层电子数E 电子层数填下列空格。

①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定

③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定 ⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定 ⑦元素的化学性质由 决定 4、元素周期律：

（1）原子核外电子的排布：电子层。

分别用n＝或来表示从内到外的电子层。

（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从排起，当一层充满后再填充。

5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

6、比较微粒半径的大小

（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越

如: H+＜H＜H-; Fe ＞Fe2+＞Fe3+ Na+Na; Cl Cl-

（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越．如：

①与He电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+

②与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+

③与Ar电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+

7、电子数和核电荷数都不同的微粒：

(1)同主族的元素,半径从上到下

(2)同周期:Na+

(3)比较Ge、P、O

8、核外电子排布的规律：

（1）

（2）

（3）

第一章原子结构与性质

第一节原子结构：(第一课时)

知识与技能：

1、进一步认识原子核外电子的分层排布

2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系

3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系

4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义

5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布

6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布

方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。

情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。

教学过程：

1、原子结构理论发展

从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。

现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。

〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：

核外电子排布的尸般规律

(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次

排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层最多容纳29’个电子。

(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子

(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒

数第三层电子数目不能超过32个。

说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层

时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子

〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？

2、能层与能级

由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：

第一、二、三、四、五、六、七……能层

符号表示K、L、M、N、O、P、Q……

能量由低到高

例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：

能层一二三四五六七……

符号K L M N O P Q……

最多电子数 2 8 18 32 50……

即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)

但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。

能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：

能层K L M N O ……

能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……

最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……

各能层电子数 2 8 18 32 50 ……

（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

（2）任一能层，能级数=能层序数

（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍

3、构造原理

根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。

即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……

元素原子的电子排布：（1—36号）

氢H 1s1

……

钠Na 1s22s22p63s1

……

钾K 1s22s22p63s23p64s1【Ar】4s1

……

有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：

铬24Cr [Ar]3d54s1

铜29Cu [Ar]3d104s1

[课堂练习]

1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布

氯：1s22s22p63s23p5

钪：1s22s22p63s23p63d14s2

溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5

根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。

2、写出1—36号元素的核外电子排布式。

3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。

总结并记住书写方法。

4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg

回答下列问题：

在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；

L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有。

5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：

（1）E K E N E L E M，

（2）E3S E2S E4S E1S，

（3）E3S E3d E2P E4f。

6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。

（1）A元素的元素符号是，B元素的原子结构示意图为________________；

（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____

第一节原子结构：(第二课时)

知识与技能：

1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布

2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布

3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理

4、知道原子的基态和激发态的涵义

5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

教学过程：

〖课前练习〗1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下：

(1)根据的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为，除K

层外，其他能层作最外层时，最多只能有电子。

（2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与相等。请再写出一个规律。

2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数

之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则

（1）A元素在周期表中的位置是，B元素的原子序数为；

（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式。

〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？

4、电子云和原子轨道：

(1)电子运动的特点：①质量极小②运动空间极小③极高速运动。

因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。

S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以P x、P y、P z为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子

核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。

(2) [重点难点]泡利原理和洪特规则

量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。

一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。

↑ ↑

↑↑ ↓ ↓↑ ↑ ↓↓

↓↑ ↑

↑ ↑ ↓推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。

当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。

〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。

〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。

〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。 它们是否符合构造原理?

2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S 1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?

洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。 课堂练习

1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。

(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg

2、以下列出的是一些原子的2p 能级和3d 能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些

违反了洪特规则。

(1) (2) (3)

(4) (5) (6)

违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。 3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。 (1)氮原子：A ． B ．

2s 2p 2s 2p

；

(2)钠原子：A ．3s 1 B ．3p 1

； (3)铬原子：A ．3d 54s 1 B ．3d 44s 2

。

4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点

和不同点。

↓

↓↓↓↓↑ ↑↑ ↓ ↓↑ ↑ ↑↓

5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，说明原子核外电子排

布所遵循的原理。

第一节原子结构：(第3课时)

知识与技能：

1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理

2、知道原子的基态和激发态的涵义

3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

[重点难点]能量最低原理、基态、激发态、光谱

教学过程：

〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？

创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五

彩缤纷的焰火等。

提出问题：这些光现象是怎样产生的?

问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。

问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这

些概念解释光谱产生的原因。

应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利

用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们

的知识面。

〖总结〗

原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。

处于最低能量的原子叫做基态原子。

当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较

低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。

不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。

阅读p8科学史话，认识光谱的发展。

〖课堂练习〗

1、同一原子的基态和激发态相比较（）

A、基态时的能量比激发态时高

B、基态时比较稳定

C、基态时的能量比激发态时低

D、激发态时比较稳定

2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（）

A、钢铁长期使用后生锈

B、节日里燃放的焰火

C、金属导线可以导电

D、卫生丸久置后消失

3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（）

A．元素原子的核电荷数B．原子核外电子的多少

C．电子离原子核的远近D．原子核外电子的大小

4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时( )

A. 产生的光谱为吸收光谱

B. 产生的光谱为发射光谱

C. 产生的光谱线的条数可能是2 条

D. 电子的势能将升高.

第一章原子结构与性质

第二节原子结构与元素的性质(第1课时)

知识与技能

1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系

2、知道外围电子排布和价电子层的涵义

3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律

4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系

教学过程

〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？

〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。

一、原子结构与周期表

1、周期系：

随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。

2、周期表

我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？

说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。

首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。

〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？

阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。

〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。

〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s 区、d区和ds区的元素都是金属?

元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？

[基础要点]分析图1-16

区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。

[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？

〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为

(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为

ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。

（1）原子核外电子总数决定所在周期数

周期数=最大能层数（钯除外）

Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。

46

（2）外围电子总数决定排在哪一族

如：29Cu 3d104s1

10+1=11尾数是1所以，是IB。

元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。

原子结构与元素的性质(第2课时)

知识与技能：

1、掌握原子半径的变化规律

2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质

3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系

4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系

5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值

教学过程：

二、元素周期律

(1)原子半径

〖探究〗观察下列图表分析总结：

元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。

(2)电离能

[基础要点]概念

1、第一电离能I1；态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越。同一元素的第二电离能第一电离能。

2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I

3、I

4、I5…… ？分析下表：

〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be 的第一电离能大于B ，N 的第一电离能大于O ，Mg 的第一电离能大于Al ，Zn 的第一电离能大于Ga ？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？ 2、阅读分析表格数据：

为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？

数据的突跃变化说明了什么？ 〖归纳总结〗

1、递变规律

2越强。

3．气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I 1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I 2表示)，依次类推，可得到I 3、I 4、I 5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I 1

4、Be 有价电子排布为2s 2，是全充满结构，比较稳定，而B 的价电子排布为2s 22p1，、比Be 不稳定，因此失去第一个电子B 比Be 容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？ Mg ：1s 22s 22p 63s 2 P:1s 22s 22p 63s 23p 3

那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N 的第一电离能大于O ，Mg 的第一电离能大于Al ，Zn 的第一电离能大于Ga 。

5、Na 的I 1，比I 2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na 容易失去一个电子形成+1价离子；Mg 的I 1和I 2相差不多，而I 2比I 3小很多，所以Mg 容易失去两个电子形成十2价离子；

Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

〖课堂练习〗

1、某元素的电离能(电子伏特)如下：

此元素位于元素周期表的族数是

A. IA

B. ⅡA

C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、ⅦA

2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：

回答下列各问：

(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。

为什么?______________________________________

(2)I1为什么最小?________________________________

(3) I7和I8为什么是有很大的数值__________________________

(4)I6到I7间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?

_________________________________________________________

(5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小?

______________________________________________

(6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值

__________________________________________________

(7)此元素原子的电子层有__________________层。最外层电子构型为

______________，电子轨道式为________________________________，此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。

2、讨论氢的周期位置。为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置，为什么?

答：氢原子核外只有一个电子(1s1)，既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个能。电子变成一l 价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA，又可以放在ⅦA。

3、概念辩析：

（1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束

（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素

（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能

（4）B电负性和Si相近

（5）已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol

（6）Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属

（7）气态O原子的电子排布为：，测得电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol

（8）半径：K+>Cl-

（9）酸性HClO>H2SO4，碱性：NaOH > Mg(OH)2

（10）第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素

元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数

4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气态原子失去1个电

子，形成＋1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。

（1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是：

元素的电离能和元素性质之间的关系是：

（2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。

（3）请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？

原子结构与元素的性质(第3课时)

知识与技能：

1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质

2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明

3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质

4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力

教学过程：

〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？

2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？

(3)电负性：

〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表

同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？

[科学探究]

1.根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。

2.电负性的周期性变化示例

〖归纳志与总结〗

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？

3.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资

料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，

说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。

4.对角线规则

课时作业：

题目 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15

答案

一、选择题

1．居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准，居里夫人（Marie Curie）因对Ra元素的研究两度获得诺贝尔奖。下列叙述中正确的是

A．RaCl2的熔点比CaCl2高B．Ra元素位于元素周期表中第六周期ⅡA族

C．一个22688Ra原子中含有138个中子D．Ra(OH)2是一种两性氢氧化物

2．下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（）

A、D3O+

B、Li+

C、ODˉ

D、OHˉ

3．最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是

A．是一种新的氧化物B．不可能含有极性键

C．是氧元素的一种同位素D．是臭氧的同分异构体

4．下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是( )

A. N: 1s22s22p3

B. S2-: 1s22s22p63s23p6

C. Na: 1s22s22p53s2

D. Si: 1s22s22p63s23p2

5．有四种氯化物，它们的通式为XCl2，其中最可能是第IIA族元素的氯化物是:

A. 白色固体，熔点低，完全溶于水，得到一种无色中性溶液，此溶液导电性差

B. 绿色固体，熔点高，易被氧化，得到一种蓝绿色溶液，此溶液具有良好的导电性

C. 白色固体，极易升华，如与水接触，可慢慢分解

D. 白色固体，熔点较高，易溶于水，得无色中性溶液，此溶液具有良好的导电性

6．气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是

A. 1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1

B. 1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2

C. 1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3

D. 1s22s22p63s23p64s24p2→1s22s22p63s23p64s24p1

7．等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量的稀盐酸反应，所得氢气的体积依次为V A、V B、V C，已知V B=2V C，V A=V B+V C，则在C的生成物中，该金属元素的化合价为

A．+1 B．+2 C．+3 D．+4

8．元素周期表中ⅠA族元素有R′和R″两种同位素，R′和R″的原子量分别为a和b，R元素中R′和R″原子的百分组成分别为x 和y ，则R元素的碳酸盐的式量是

A、2（ax+by）+60

B、ax+by+60

C、（ax+by）/2+60

D、ay+bx+60

9．下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是

A.半导体材料砷化镓

B.吸氢材料镧镍合金

C.透明陶瓷材料硒化锌

D.超导材K3C60

10．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y所形成的化合物的电子式可表示为( )

A.XY

B.XY2

C.XY3

D.X2Y3

11．A、B都是短周期元素，原子半径B＞A，它们可形成化合物AB2，由此可以得出的正确判断是( )

A.原子序数：A＜B

B.A和B可能在同一主族

C.A可能在第2周期ⅣA族

D.A肯定是金属元素

12．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )

A.1s22s22p4

B.1s22s22p63s23p3

C.1s22s22p63s23p2 C.1s22s22p63s23p64s2

13．下列关于砷（As）元素的叙述中，正确的是

A、在AsCl3分子中，砷原子最外层电子数为8；

B、Na3AsO4溶液的pH大于7；

C、砷的氢化物的化学式为AsH3，它是一种强氧化剂；

D、砷的相对原子质量为74.92，由此可知砷原子核内有42个中子。

14．据酸碱质子理论，凡是能给出质子的分子或离子都是酸，凡是能给合质子的分子或离子都是碱，按照这种理论下列物质既属于酸又属于碱的是

A、NaCl

B、H2O

C、NaHCO3

D、Al2O3

15．下列说法中错误的是

A、原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数；

B、元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素；

C、除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8；

D、同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同

二、填空题（每空2分，共24分）

16．1994年度诺贝尔化学奖授予为研究臭氧作出特殊贡献的化学家。Ｏ３能吸收有害紫外线，保护人类赖以生存的空间。Ｏ３分子的结构如图5，呈V型，键角116．5℃。三个原子以一个O原子为中心，与另外两个O原子分别构成一个非极性共价键；中间O原子提供2个电子，旁边两个O原子各提供1个电子，构成一个特殊的化学键——三个O原子均等地享有这4个电子。请回答：

图5Ｏ３的分子结构

（1）臭氧与氧气的关系是___________。

（2）选出下列分子与Ｏ３分子的结构最相似的的是。

Ａ．Ｈ２ＯＢ．ＣＯ２Ｃ．ＳＯ２Ｄ．ＢｅＣｌ２

（3）分子中某原子有1对没有跟其他原子共用的价电子叫孤对电子，那么Ｏ３分子有___________对孤对电子。（4）Ｏ３分子是否为极性分子___________（是或否）。

（5）Ｏ３与Ｏ２间的转化是否为氧化还原反应___________（若否，请回答A小题；若是，请回答B小题）Ａ．Ｏ３具有强氧化性，它能氧化ＰｂＳ为ＰｂＳＯ４而Ｏ２不能，试配平：

_____ＰｂＳ＋______Ｏ３——______ＰｂＳＯ４＋______Ｏ２

Ｂ．Ｏ３在催化剂作用下生成1ｍｏｌＯ２转移电子数___________ｍｏｌ

17．已知元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：

试结合元素周期律知识完成下列问题：

(1)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中的化学键类型是______。

(2)根据上表给出的数据，简述主族元素的X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系______________________________；简述第二周期元素(除惰性气体外)的X的数值大小与原子半径之间的关系_____________________________________________。

(3)请你预测Br与I元素的X数值的大小关系________。

(4)某有机化合物分子中含有S—N键，你认为该共用电子对偏向于________原子(填元素符号)。

三、计算题（共18分）

18．（8分）某核素Z A X的氯化物XCl21.11g配成溶液后，需用1mol/L的硝酸银溶液20mL才能把氯离子完全沉淀下来，试计算：

(1)X的质量数。

(2)若X的核内中子数为20，求37gXCl2中所含质子的物质的量是多少?

19．（10分）电解普通水和重水(12H2O)的混合物，通电一段时间后，两极共生成气体18.5g，体积为33.6L(标况下)。求所生成的气体中氕和氘的原子个数比是多少?

参考答案：

一、选择题

二、填空题

16．(1)同素异形体（2）C （3）5 （4）是

（5）否 1 4 1 4

17．(1)共价键

(2)元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)原子半径越小，X的数值

越大

(3)Br大于I (4)N

二、计算题

18．(1)40 (2)18mol

19．3∶1

第二章分子结构与性质

教材分析

本章比较系统的介绍了分子的结构和性质，内容比较丰富。首先，在第一章有关电子云和原子轨道的基础上，介绍了共价键的主要类型σ键和π键，以及键参数——键能、键长、键角；接着，在共价键概念的基础上，介绍了分子的立体结构，并根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论对简单共价分子结构的多样性和复杂性进行了解释。最后介绍了极性分子和非极性分子、分子间作用力、氢键等概念，以及它们对物质性质的影响，并从分子结构的角度说明了“相似相溶”规则、无机含氧酸分子的酸性等。

化学2已介绍了共价键的概念，并用电子式的方式描述了原子间形成共价键的过程。本章第一节“共价键”是在化学2已有知识的基础上，运用的第一章学过的电子云和原子轨道的概念进一步认识和理解共价键，通过电子云图象的方式很形象、生动的引出了共价键的主要类型σ键和π键，以及它们的差别，并用一个“科学探究”让学生自主的进一步认识σ键和π键。

在第二节“分子的立体结构”中，首先按分子中所含的原子数直间给出了三原子、四原子和五原子分子的立体结构，并配有立体结构模型图。为什么这些分子具有如此的立体结构呢？教科书在本节安排了“价层电子对互斥模型”和“杂化轨道理论”来判断简单分子和离子的立体结构。在介绍这两个理论时要求比较低，文字叙述比较简洁并配有图示。还设计了“思考与交流”、“科学探究”等内容让学生自主去理解和运用这两个理论。

在第三节分子的性质中，介绍了六个问题，即分子的极性、分子间作用力及其对物质性质的影响、氢键及其对物质性质的影响、溶解性、手性和无机含氧酸分子的酸性。除分子的手性外，对其它五个问题进行的阐述都运用了

人教版高中化学选修三《创新设计》电子教案学案3-1

第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 (时间：30分钟) 考查点一晶体与非晶体 1.下列叙述中正确的是()。 A.具有规则几何外形的固体一定是晶体 B.晶体与非晶体的根本区别在于是否具有规则的几何外形 C.具有各向异性的固体一定是晶体 D.晶体、非晶体均具有固定的熔点 解析晶体与非晶体的根本区别在于其内部微粒在空间是否按一定规律做周期性重复排列,B项错误；晶体所具有的规则几何外形、各向异性是其内 微粒规律性排列的外部反映。有些人工加工而成的固体也具有规则的几何外形,但具有各向异性的固体一定是晶体,A项错误,C项正确；晶体具有固 定的熔点而非晶体不具有固定的熔点,D项错误。 答案 C 2.下列说法正确的是()。 A.玻璃是由Na2SiO3、CaSiO3和SiO2熔合成的晶体

B.水玻璃在空气中不可能变浑浊 C.水泥在空气和水中硬化 D.制光导纤维的重要原料是玻璃 解析玻璃是由Na2SiO3、CaSiO3和SiO2熔合成的混合物,是玻璃体不是晶体,故A项错；水玻璃是Na2SiO3的水溶液,在空气中发生反应：Na2SiO3 ＋CO2＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3↓,故B项错；水泥的硬化是水泥的重要性质,是复杂的物理变化和化学变化过程,故C项正确；制光导纤维的重要原料是石英而不是玻璃,故D项错。 答案 C 3.关于晶体的自范性,下列叙述正确的是()。 A.破损的晶体能够在固态时自动变成规则的多面体 B.缺角的氯化钠晶体在饱和NaCl溶液中慢慢变为完美的立方体块 C.圆形容器中结出的冰是圆形的体现了晶体的自范性 D.由玻璃制成规则的玻璃球体现了晶体的自范性 解析晶体的自范性指的是在适宜条件下,晶体能够自发地呈现封闭的规则的多面体外形的性质,这一适宜条件一般指的是自动结晶析出的条件,A 项所述过程不可能实现；C选项中的圆形并不是晶体冰本身自发形成的,而是受容器的限制形成的；D项中玻璃是非晶体。 答案 B 4.如图是a、b两种不同物质的熔化曲线,下列说法中正确的是()。 ①a是晶体②a是非晶体③b是晶体④b是非晶体 A.①④ B.②④ C.①③ D.②③ 解析晶体有固定的熔点,由图a来分析,中间有一段温度不变但一直在吸

人教版高中化学选修1化学与生活_知识点

化学与生活 第一章关注营养平衡 第一节生命的基础能源---糖类 第二节重要的体内能源---油脂 第三节生命的基础---蛋白质 第四节维生素和微量元素 归纳与整理 第二章促进身心健康 第一节合理选择饮食 第二节正确使用药物 归纳与整理 第三章探索生活材料 第一节合金 第二节金属的腐蚀和防护 第三节玻璃、陶瓷和水泥 第四节塑料、纤维和橡胶 归纳与整理 第四章保护生存环境 第一节改善大气质量 第二节爱护水资源 第三节垃圾资源化 归纳与整理 高二化学选修1《化学与生活》 第一章关注营养平衡 1—1—生命的基础能源：糖类 人体必须的六大营养素糖类脂肪蛋白质维生素矿物质水 1 单 糖 C6H12O6 葡萄糖多羟基醛有多元醇和醛的性质,能发生银镜反应,红色Cu2O 果糖多羟基酮有多元醇和酮的性质 2 双 糖 C12H22O11 麦芽糖有醛基C12H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6葡萄糖+葡萄糖 蔗糖无醛基C12H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6葡萄糖+果糖 3 多 糖（ C6H10O5）n 淀粉无醛基,属 高分子化合 物 遇碘变蓝（C6H10O5）n + n H2O→nC6H12O6纤维素（C6H10O5）n + n H2O→nC6H12O6 4 葡萄糖 光合作用6CO2（g）＋6H2O（l）→C6H12O6（s）+6O2(g)呼 吸 作 用 有氧呼吸C6H12O6（s）+6O2(g)→6CO2（g）＋6H2O（l） 无氧呼吸C6H12O6→2C3H6O3（乳酸）→2CO2＋2C2H5OH 1—2—重要的体内能源：油脂 1 油 脂 植物油液态含不饱和烃基多—C17H33 含双 键 能加成、水解动物脂肪固态含饱和烃基多—C17H35、—C15H31水解 水 解 油脂+ 3H2O→高级脂肪酸+丙三醇（甘油） 皂 化油脂在碱性条件下的水解 油脂+ 3NaOH→高级脂肪酸钠（肥皂）+丙三醇（甘油）在人体内功能供热储存能量合成人体所需的化合物脂肪酸有生理功能 1—3—生命的基础：蛋白质

(完整word版)人教版高中化学选修3物质结构与性质教案

物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 归纳与整理复习题 第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 归纳与整理复习题 第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节金属晶体 第四节离子晶体 归纳与整理复习题 （人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

高中化学选修三知识点总结

高中化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质 1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。 2、电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 3、原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。 4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。 5、原子核外电子排布原理： （1）能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道；

（2）泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子；（3）洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1 6、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1)原子核外电子排布的周期性 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化: 每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到 ns2np6的周期性变化.

有机化合物的分类学-人教版高中化学选修5学案设计

第一节有机化合物的分类 [核心素养发展目标] 1.宏观辨识与微观探析：通过认识官能团的结构，微观分析有机物的类别，体会与宏观分类的差异，多角度认识有机物。2.证据推理与模型认知：了解碳原子之间的连接方式，能根据碳原子的骨架对有机物进行分类。 一、按碳的骨架分类 1．按碳的骨架分类 2．相关概念辨析 (1)不含苯环的碳环化合物，都是脂环化合物。 (2)含一个或多个苯环的化合物，都是芳香化合物。 (3)环状化合物还包括杂环化合物，即构成环的原子除碳原子外，还有其他原子，如氧原子(如

呋喃)、氮原子、硫原子等。 (4)链状烃通常又称脂肪烃。

例 1有下列7种有机物，请根据元素组成和碳的骨架对下列有机物进行分类：

⑥ (1)属于链状化合物的是________(填序号，下同)。 (2)属于环状化合物的是________。 (3)属于脂环化合物的是________。 (4)属于芳香化合物的是________。 答案(1)④⑤(2)①②③⑥⑦(3)①③⑥(4)②⑦ 【考点】按碳的骨架分类 【题点】环状化合物 二、按官能团分类 1．烃的衍生物及官能团的概念 (1)烃的衍生物：从结构上看，烃分子中的氢原子被其他原子或原子团所取代而衍生出一系列新的化合物。 (2)官能团：决定化合物特殊性质的原子或原子团。 2．有机物的主要类别、官能团和典型代表物 (1)烃类物质 有机物官能团结构官能团名称有机物类别 CH4烷烃 CH2===CH2碳碳双键烯烃 CH≡CH—C≡C—碳碳三键炔烃 芳香烃 (2)烃的衍生物

有机物官能团结构官能团名称有机物类别 CH3CH2Br —Br 溴原子卤代烃 CH3CH2OH —OH 羟基醇 —OH 羟基酚 CH3—O—CH3醚键醚CH3CHO —CHO 醛基醛 羰基酮 CH3COOH —COOH 羧基羧酸 酯基酯 —NH2氨基 氨基酸 —COOH 羧基 酰胺基酰胺 例

高中化学选修3物质结构与性质步步高全套学案课件第一章 重难点专题突破 2

2 元素金属性、非金属性强弱的判断方法集锦 1.元素的金属性强弱判断方法 (1)单质跟水或酸置换出氢的反应越容易发生,说明其金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,说明其金属性越强。 (3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。 (4)金属活动性顺序表 ――――――――――――――――――――→K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H )Cu Hg Ag Pt Au 金属性逐渐减弱 (5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱。 (6)原电池反应中的正负极：两金属同时作原电池的电极,负极的金属性较强。 (7)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小,元素的原子越易失去电子,元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如Mg(3s 2为全充满状态,稳定)的第一电离能大于Al 的第一电离能。 (8)元素电负性越小,元素失电子能力越强,元素金属性越强。 2.元素的非金属性强弱判断方法 (1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H 2化合,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,说明其非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应。例如,Cl 2＋2KI===2KCl ＋I 2,说明Cl 的非金属性大于I 。 (4)元素的原子对应阴离子的还原性越强,元素的非金属性越弱。 (5)元素的第一电离能的数值越大,表明元素失电子的能力越弱,得电子的能力越强,元素的非金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I 1(P)>I 1(S),但非金属性：P

人教版高中化学选修5教案(绝对经典版)

课题：第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 教学目的 知识 技能 1、了解有机化合物常见的分类方法 2、了解有机物的主要类别及官能团 过程 方法 根据生活中常见的分类方法，认识有机化合物分类的必要性。利用投影、动画、多媒体等教学手段，演示有机化合物的结构简式和分子模型，掌握有机化合物结构的相似性。价值观体会物质之间的普遍联系与特殊性，体会分类思想在科学研究中的重要意义 重点了解有机物常见的分类方法；难点了解有机物的主要类别及官能团 板书设计第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 一、按碳的骨架分类 二、按官能团分类 教学过程 ［引入］我们知道有机物就是有机化合物的简称，最初有机物是指有生机的物质，如油脂、糖类和蛋白质等，它们是从动、植物体中得到的，直到1828年，德国科学家维勒发现由无机化合物通过加热可以变为尿素的实验事实。我们先来了解有机物的分类。 ［板书］第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 ［讲］高一时我们学习过两种基本的分类方法—交叉分类法和树状分类法，那么今天我们利用树状分类法对有机物进行分类。今天我们利用有机物结构上的差异做分类标准对有机物进行分类，从结构上有两种分类方法：一是按照构成有机物分子的碳的骨架来分类；二是按反映有机物特性的特定原子团来分类。［板书］一、按碳的骨架分类 链状化合物（如CH 3－CH 2 －CH 2 －CH 2 －CH 3 ） (碳原子相互连接成链) 有机化合物 脂环化合物（如）不含苯环 环状化合物 芳香化合物（如）含苯环 ［讲］在这里我们需要注意的是，链状化合物和脂环化合物统称为脂肪族化合物。而芳香族化合物是指包含苯环的化合物，其又可根据所含元素种类分为芳香烃和芳香烃的衍生物。而芳香烃指的是含有苯环的烃，其中的一个特例是苯及苯的同系物，苯的同系物是指有一个苯环，环上侧链全为烷烃基的芳香烃。除此之外，我们常见的芳香烃还有一类是通过两个或多个苯环的合并而形成的芳香烃叫做稠环芳香烃。 ［过］烃分子里的氢原子可以被其他原子或原子团所取代生成新的化合物，这种决定化合物特殊性质的原子或原子团叫官能团，下面让我们先来认识一下主要的官能团。

(完整版)高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 （2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 （2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律

人教版高中化学选修三《原子结构》教学案

原子结构 一、教学目标 1. 了解电子云和原子轨道的含义。 2. 知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理 二、教学重难点 1. 原子轨道的含义 2. 泡利原理和洪特规则 三、教学方法 以科学探究、思考与交流等方式，探究泡利原则、洪特规则以及原子结构之间的关系，充分认识结构决定性质的化学基础 四、教具准备 多媒体 【教学过程】 【导入】 复习构造原理

Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 【引入】电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？ 五、电子云和原子轨道： 1. 电子云 宏观物体的运动特征： 可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；可以描画它们的运动轨迹。 微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会多少。 【讲述】电子运动的特点： ①质量极小②运动空间极小③极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。 2. 原子轨道 【讲述】S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以P x、P y、P z为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。 【讲述】s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核 更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s 电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s 大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。 3.轨道表示式 （1）表示:用一个小方框表示一个原子轨道，在方框中用“↑”或“↓”表示该轨道上排入的电子的式子。

高中化学苏教版选修3有机化学基础学案-酚

11酚类 基础知识 1、苯酚的分子结构 分子式为结构简式官能团名称 2、苯酚的物理性质 纯净的苯酚是色的晶体，具有的气味，熔点是43℃，露置在空气中因小部分发生而显色。常温时，苯酚在水中溶解度，当温度高于时，能跟水以任意比互溶。苯酚溶于乙醇，乙醚等有机溶剂。苯酚毒，其浓溶液对皮肤有强烈的，使用时要小心!如果不慎沾到皮肤上，应立即用洗涤。 3、化学性质 ⑴弱酸性（俗名） ① ② ③ ⑵取代反应：与浓溴水（反应方程式）： ⑶显色反应：向苯酚的溶液中加入FeCl3溶液，溶液呈现，这是苯酚的反应， ⑷缩聚反应：与甲醛 四、苯酚的用途：重要化工原料，制酚醛树脂、染料、药品，稀溶液可用于防腐剂和消毒剂。 苯中含有苯酚杂质，有甲乙两位同学设计了下列两个实验方案，请仔细思考，哪个方案合理？为什么？ 甲方案：向混合物中加入足量的溴水后，过滤 乙方案：向混合物中加入NaOH溶液后，分液。巩固练习 1．下列关于苯酚的叙述中，正确的是（） A．纯净的苯酚是粉红色晶体B．苯酚有毒，因此不能用来制洗涤剂和软膏 C．苯比苯酚容易发生苯环上的取代反应 D．苯酚分子里羟基上的氢原子比乙醇分子呈羟基上的氢原子活泼 2.有机物分子中的原子间（或原子与原子团间）的相互影响会导致物质化学性质的不同。下列各项的事实不能说明上述 观点的是（） A．甲苯能使酸性高锰酸钾溶液褪色，而苯不能使酸性高锰酸钾溶液褪色 B．乙烯能发生加成反应，而乙烷不能发生加成反应 C．苯酸能和氢氧化钠溶液反应，而乙醇不能和氢氧化钠溶液反应 D．苯酚苯环上的氢比苯分子中的氢更容易被卤原子取代 3．要鉴别苯和苯酚溶液，可以选用的正确试剂是（） A．紫色石蕊试液B．饱和溴水Ｃ．氢氧化钠溶液D．三氯化铁溶液 4．能证明苯酚具有弱酸性的实验是( ) A．加入浓溴水生成白色沉淀B．苯酚钠溶液中通入ＣO2后，溶液由澄清变浑浊 Ｃ．苯酚的浑浊液加热后变澄清D．苯酚的水溶液中加NaOH，生成苯酚钠 5．除去苯中所含的苯酚,可采用的适宜方法是（） A. 加70℃以上的热水,分液 B. 加适量浓溴水,过滤 C. 加足量NaOH溶液,分液 D. 加适量FeCl3溶液,过滤 6．下列物质羟基氢原子的活动性有弱到强的顺序正确的是（） ①水；②乙醇；③碳酸；④石炭酸；⑤乙酸；⑥2-丙醇 A.①②③④⑤⑥ B.⑥②①③④⑤ C.⑥②①④③⑤ D.①②⑤④③⑥ 7．下列说法正确是（） A．苯与苯酚都能与溴水发生取代反应。 B ）分子组成相差一个—CH2原子团，因而它们互为同系物。 C FeCl3溶液，溶液立即呈紫色。 D．苯酚分子中由于羟基对苯环的影响，使苯环上5个氢原子都容易取代。 8.下列物质中不．能与溴水反应的是() A．苯酚B．碘化钾溶液 C．乙醇D．H2S 9.) 10.使用一种试剂即可将酒精、苯酚溶液、己烯、甲苯4种无色液体区分开来，这种试剂是（） A．FeCl3溶液 B．溴水 C．KMnO4溶液 D．金属钠 11．漆酚（）是我国特产漆的主要成分，黄色能溶于有机溶剂中，生漆涂在物质表面，能在空气中 干燥为黑色漆膜，对它的性质有如下描述：①可以燃烧；②可以与溴发生加成反应；③可使酸性KMnO4溶液褪色； ④与NaHCO3反应放出CO2气体；⑤可以与烧碱溶液反应。其中有错误的描述是 （） 2 OH 1

高中化学选修三-教师用书(人教版)

本书根据教育部制订的《普通高中化学课程标准（实验）》和人民教育、课程教材研究所化学课程教材研究开发中心编著的《普通高中课程标准实验教科书物质结构与性质（选修3）》的容和要求编写的，供使用该书的高中化学教师教学时参考。 全书按教科书的章节顺序编排，每章包括本章说明、教学建议和教学资源三个部分。 本章说明是按章编写的，包括教学目标、容分析和课时建议。教学目标指出本章在知识与技能、过程与方法和情感态度与价值观等方面所要达到的目标要求；容分析从地位和功能、容的选择与呈现以及容结构等方面对全章容做出分析；课时建议则是建议本章的教学课时。 教学建议是分节编写的，包括教学设计、活动建议、问题交流和习题参考答案。教学设计对各节的容特点、重点和难点、具体教学建议等作了较详细的分析，并提供了一些教学方案供参考。活动建议是对“科学探究”“实验”等学生活动提出具体的指导和建议。问题交流是对“学与问”“思考与交流”等栏目所涉及的有关问题给予解答或提示。习题参考答案则是对各节后的习题和每章的复习题给予解答或提示。 教学资源是按章编写的，主要编入一些与本章容有关的教学资料、疑难问题解答，以及联系实际、新的科技信息和化学史等容，以帮助教师更好地理解教科书，并在教学时参考。 由于时间仓促，本书的容难免有不妥之处，希望广大教师和教学研究人员提出意见和建议，以便修订改进。 本书编写者：吴国庆、俊、徐伟念、王建林、忠斌、胡晓萍、学英、王乾（按编写顺序）本书审定者：文鼎、王晶 责任编辑：俊 责任绘图：宏庆 人民教育课程教材研究所

化学课程教材研究开发中心 2005年6月第一章原子结构与性质 本章说明 教学建议 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 教学资源 第二章分子结构与性质 本章说明 教学建议 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 教学资源 第三章晶体结构与性质 本章说明 教学建议 第一节晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节金属晶体

人教版高中化学选修3学案设计-金属晶体

第三节金属晶体 [学习目标] 1.知道金属键的含义，能用金属键理论即“电子气”理论解释金属的物理性质，提高知识的运用能力。 2．通过模型理解金属晶体的基本堆积模型。 3．了解金属晶体性质的一般特点，在此基础上进一步体会金属晶体类型与性质的关系。 一、金属键与金属晶体 1．金属键 (1)概念：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子共用，从而把所有金属原子维系在一起。 (2)成键微粒是金属阳离子和自由电子。 2．金属晶体 (1)概念：金属原子通过金属键形成的晶体。 (2)构成微粒：金属阳离子、自由电子。 (3)金属阳离子：由于金属原子的价电子较少，容易失去电子而成为金属阳离子。 (4)自由电子：从金属原子上脱落下来的价电子在整个金属晶体中自由运动，所以称为自由电子。 (5)微粒间的相互作用：金属键。 (6)物理性质上的共性： ①常温下绝大多数是固体。 ②具有良好的导热性、导电性、延展性。 ③硬度差别比较大。 ④熔、沸点差别比较大。有些熔点较低，如汞常温时是液态；有些熔点很高，如钨的熔点可达三千多度。 ⑤金属间能“互溶”，易形成合金。 3．金属晶体的基本堆积模型 (1)几个概念

①紧密堆积：微粒之间的作用力，使微粒间尽可能地相互接近，使它们占有最小的空间。 ②空间利用率：空间被晶格质点占据的百分数。用来表示紧密堆积的程度。 ③配位数：在晶体中，一个原子或离子周围最邻近的原子或离子的数目。 (2)二维空间模型 ①非密置层：配位数为4，如图(左)所示： ②密置层：配位数为6，如图(右)所示： (3)三维空间模型 ①非密置层在三维空间堆积 a．简单立方堆积 相邻非密置层原子的原子核在同一直线上的堆积，空间利用率太低，只有金属Po采用这种堆积方式。 b．体心立方堆积——钾型 将上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，并使非密置层的原子稍稍分离。这种堆积方式所得的晶胞是一个含有两个原子的

苏教版高中化学选修3-有机化学基础学案

专题1认识有机化合物 第1课时有机化合物的发展和应用 学习目标 1了解化学史实 2知道有机化合物的分类 3通过对典型实例的分析，初步了解测定有机元素含量、相对分子质量的一般方法。【课前达标】 1 .18世纪初期，_______化学家___________提出有机化学概念，有机化学成为化学的一个重要分支。 2. 19世纪中叶，德国化学家______，第一次由无机物合成有机物——尿素，推翻“生命力论” 3 .1965年我国首次在人类历史上合成蛋白质——_________________。 4. 目前人工合成有机物超过3000万中。 【课堂印象】 一有机化学的发展 1、我国早期的有机化学： 2、有机化学的形成： 3、现代有机化学： 【介绍】德国化学家维勒 1828年，贝采利乌斯的学生、德国年轻的化学家维勒，在实验室中加热无机物氰酸铵时无意中得到了尿素。 NH4CNO CO(NH2)2 第一次用无机物合成有机物。 有机物的生成不必借助于所谓生命力的作用。 4、目前人类发现和合成的有机物超过4000万种。 二、有机化合物的概念及分类 1 、有机物——含碳化合物，除CO、CO2和碳酸盐外。 2 、有机物的分类 【经典例题展示】例．某含氧有机物0.5mol与1.75mol氧气混合后,可恰好完全燃烧,生

成33.6 L CO2(标准状况)和27g水,求该有机物的分子式 三、有机化学的应用 1、人类的衣食住行离不开有机物： 2、具有特殊功能有机物的合成和使用改变了人们的生活习惯，提高了人类的生活质量。 3、有机物在维持生命活动的过程中发挥着重要作用。 4、药物中大多数是有机化合物，在帮助人们战胜疾病，延长寿命的过程中发挥着重要的作用。 5、1965年，世界上第一次用人工方法合成的蛋白质——结晶牛胰岛素在中国诞生。 【课后反刍】 1、有机化学概念是下列哪位科学家提出的（） A、道尔顿 B、阿伏加德罗 C、贝采利乌斯 D、门捷列夫 2、下列常见物质的主要成分不是有机物的是（） A、塑胶跑道 B、面包 C、植物油 D、水泥 3、迄今为止，人类发现和合成的有机化合物已经超过3000万种，从1995年开始，每年 新发现和新合成的有机化合物已超过100万种。有机化合物种类繁多的主要原因是（） A、含有H元素 B、含有O元素 C、含有C元素 D、研究的人多 4、人类第一次用无机化合物人工合成的有机物是（） A、乙醇 B、食醋 C、甲烷 D、尿素 5、世界上第一次人工合成的蛋白质——结晶牛胰岛素是由下列哪国科学家完成的（） A、美国 B、俄国 C、中国 D、英国 6、NH4CNO与尿素的关系是（） A、同种物质 B、同分异构体 C、同素异形体 D、同位素 7、上海环保部门为了使城市生活垃圾得到合理利用，近年来逐步实施了生活垃圾分类投 放的办法。其中塑料袋、废纸、旧橡胶制品等属于（） A、无机物 B、有机物 C、盐类 D、非金属单质 8、鉴别四氯化碳和乙醇两种有机溶剂应该使用什么方法是最简单？书写出鉴别的原理和实验的步骤。 9、经元素分析后，发现某烃的含碳量为82.76%，氢的质量分数则为17.24%，且相对分子质量为58，试推断该烃的分子式。

人教版高中化学选修1教案全册

第一章关注营养平衡 第一节生命的基础能源----糖类 教学目标: 1. 使学生掌握葡萄糖、蔗糖、淀粉、纤维素的组成和重要性质,以及它们之间的相互转变和跟烃的衍生物的关系. 2. 了解合理摄入营养物质的重要性，认识营养均衡与人体健康的关系。 3. 使学生掌握葡萄糖蔗糖淀粉的鉴别方法. 教学重点：认识糖类的组成和性质特点。 教学难点：掌握葡萄糖蔗糖淀粉的鉴别方法 教学方法：讨论、实验探究、调查或实验、查阅收集资料。 教学过程： [问题]根据P2～P3图回答人体中的各种成分。 我们已经知道化学与生活关系多么密切。在这一章里，我们将学习与生命有关的一些重要基础物质，以及它们在人体内发生的化学反应知识。如糖类、油脂、蛋白质、微生素

和微量元素等。希望学了本章后，有利于你们全面认识饮食与健康的关系，养成良好的饮食习惯。 [导入]讨论两个生活常识：①“饭要一口一口吃”的科学依据是什么?若饭慢慢地咀嚼会感觉到什么味道?②儿童因营养过剩的肥胖可能引发糖尿病来进行假设：这里盛放的是三个肥儿的尿样，如何诊断他们三个是否患有糖尿病？今天我们将通过学习相关知识来解决这两个问题.下面我们先来学习糖类的有关知识。 糖类: 从结构上看,它一般是多羟基醛或多羟基酮,以及水解生成它们的物质. 大部分通式C n(H2O)m。 糖的分类: 单糖低聚糖多糖 一、葡萄糖是怎样供给能量的 葡萄糖的分子式: C6H12O6、白色晶体，有甜味，溶于水。 1、葡萄糖的还原性 结构简式: CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO或CH2OH(CHOH)4CHO。

2、葡萄糖是人体内的重要能源物质 C6H12O6（s）+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l) 3、二糖（1）蔗糖：分子式：C12H22O11 物理性质：无色晶体，溶于水，有甜味 化学性质：无醛基，无还原性，但水解产物有还原性。 C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6 (蔗糖) (葡萄糖) (果糖) （2）麦芽糖: 物理性质: 白色晶体, 易溶于水,有甜味(不及蔗糖). 分子式: C12H22O11(与蔗糖同分异构) 化学性质: （1）有还原性: 能发生银镜反应(分子中含有醛基),是还原性糖. （2）水解反应: 产物为葡萄糖一种. C12H22O11 + H2O 2 C6H12O6 (麦芽糖) (葡萄糖)

【人教版】高中化学选修3知识点总结

选修3知识点总结 第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 记忆方法有哪些？

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。 说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3的轨道式为 或，而不是。 洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p 0、d 0、f 0、p3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有： 7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6 、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6 。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s 1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 举例： ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

人教版高中化学选修三复习学案：选修3.3晶体结构与性质(含答案)

第三节晶体结构与性质 考纲定位 1. 理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 2. 了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。（中频） 3. 理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。 4. 了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。（高频） 5. 能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。（高频） 6. 了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。 固考基?教材梳理I基础知识分类盘点 ■圭■壬?知?识橋?理 知识1晶体常识 1 ?晶体与非晶体 晶体非晶体 结构特征结构微粒在三维空间里呈周期性有序排 列 结构微粒无序排 列 性质特 征自范性有无［: 熔点固定不固定异同表 现 各向异性无各向异性 区别方 法熔点法有固定熔点无固定熔点X射线对固体进行X-射线衍射实验 2. 晶胞 （1）概念：描述晶体结构的基本单元。 ⑵晶体中晶胞的排列一一无隙并置。 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙;

②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 知识2 分子晶体和原子晶体 1 .分子晶体 (1) 结构特点 ①晶体中只含分子。 ②分子间作用力为范德华力，也可能有氢键。 ③分子密堆积：一个分子周围通常有12个紧邻的分子。 (2) 典型的分子晶体 ①冰：水分子之间的主要作用力是氢键，也存在范德华力，每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。 ②干冰：CO分子之间存在范德华力，每个CO分子周围有12个紧邻的CO分子。 2.原子晶体 (1) 结构特点 ①晶体中只含原子。 ②原子间以共价键结合。 ③三维空间状结构。 (2) 典型的原子晶体一一金刚石 ①碳原子取sp3杂化轨道形成共价键，碳碳键之间夹角为109。28'。 ②每个碳原子与相邻的4个碳原子结合。 知识3 金属晶体 1?“电子气理论”要点 (1) 该理论把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共______________________ 用，从而把所有金属原子维系在一起。 (2) 金属晶体是由金属阳离子、自由电子通过金属键形成的一种“巨分子”。 (3) 金属键的强度差异很大。 2.金属晶体的构成、通性及其解释

人教版高中化学选修一知识点总结

《选修1·化学与生活》知识点总结 第一章关注营养平衡第一节 生命的基础能源—糖类 1、糖类是绿色植物光合作用的产物。由C 、H 、O 三种元素组成的一类有机化合物，也叫碳水化合物(通式为C n （H 20）m )，但其实此名称并不能真实反应糖类的组成和特征，如鼠李糖C 6H 12O 5是糖却不符合此通式，而符合此通式的，如甲醛HCHO 、乙酸CH 3COOH 却不是糖类。 2、葡萄糖分子式C 6H 12O 6，是一种白色晶体，有甜味，能溶于水 3、葡萄糖的还原性: 和银氨溶液反应： 3224324422()()23()Ag NH OH CH OH CHOH CHO Ag NH CH OH CHOH COONH H O +????→+++水浴加热↓↑； 和新制Cu(OH)2反应： 22422422()()()2Cu OH CH OH CHOH CHO Cu O CH OH CHOH COOH H O +??→++△↓。 4、葡萄糖为人体提供能源 ①葡萄糖提供能量的方程式：6126222666;0C H O O CO H O H +??→+酶△＜； ②粮食中的糖类在人体中转化成葡萄糖而被吸收，在体内有三条途径，即：a 、直接氧化供能；b 、转化成糖元被肝脏和肌肉储存，当血液中的葡萄糖即血糖的质量分数比正常值低时，糖元就释放出来维持血糖浓度的相对稳定；c 、转变为脂肪，储存在脂肪组织里。 5、蔗糖和麦芽糖是二糖，它们水解的化学方程式分别是： 122211261266126 C H O H O C H O C H O +??→+酶（蔗糖）（葡萄糖）（果糖）12221126126 2C H O H O C H O +??→酶（麦芽糖）（葡萄糖） 6、淀粉是一种重要的多糖，分子式（C 6H 10O 5）n ，是一种相对分子质量很大的天然高分子有机化合物，没有甜味，是一种白色粉末，不溶于冷水，但在热水中一部分淀粉溶解在水中，一部分悬浮在水里，长时间或高温可产生糊化。它能水解。淀粉在人体内的水解过程可表示 为6105n 6105m 1222116126C H O C H O C H O C H O ??→??→??→酶酶酶（）淀粉（）糊精麦芽糖葡萄糖，也可在酸的

人教版高中化学选修3课本“问题交流”“课后习题”参考答案

人教版高中化学选修3课本“问题交流”“课后习题”参考答案三、问题交流 【学与问】 1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2。 2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）。 3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。 【思考与交流】 1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理。 2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同。 O：［He］2s22p4 Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2 四、习题参考答案 1. A、D 2. D 3. B 4. C 5. C 6. C是Mg的基态原子的电子排布式，而A、B、D都不是基态原子的电子排布。 【科学探究1】 1. 元素周期表共有7个周期，每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期。每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为ns1，结尾元素的最外层电子的排布通式为ns2np6。因为第一周期元素只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同。 2. 元素周期表共有18个纵列；每个纵列的价电子层的电子总数相等。 3. s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区和ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d 区和ds区的元素都是金属。

4. 元素周期表可分为主族、副族和0族；从教科书中图1-16可知，副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。 5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域内的元素主要呈现出非金属性。 6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。 【科学探究2】 1. （略） 2. 锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；铍和铝的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近，都是弱酸。教科书上几对处于对角的元素在性质上相似，可以粗略认为它们的电负性相近的缘故。 三、问题交流 【学与问1】 同周期的主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 【学与问2】 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。 【学与问3】 1. 第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 2. 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（用I1表示），从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示），依次类推，可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1