高一化学专题1《微观结构与物质的多样性》教材分析苏教版

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高一化学专题1《微观结构与物质的多样性》教材分析苏教版


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高一化学专题1《微观结构与物质的多样性》教材分析苏教版


一、课程标准分析
1.内容标准
⑴知道元素、核素的涵义。
⑵了解原子核外电子的排布。
⑶能结合有关数据和实验事实认识元素周期律,了解原子结构与元素性质的关系。
⑷能描述元素周期表的结构,知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
⑸认识化学键的涵义,知道离子键和共价键的形成。
⑹了解有机化合物中碳的成键特征。
⑺举例说明有机化合物的同分异构现象。
2.活动与探究建议
⑴查阅资料并讨论:放射性元素、 放射性同位素在能源、农业、医疗、考古等方面的应用。
⑵实验:几种金属盐的焰色反应。
⑶查阅资料并讨论:第三周期元素及其化合物的性质变化的规律。
⑷讨论或实验探究:碱金属、卤族元素的性质递变规律。
⑸查阅元素周期律的发现史料,讨论元素周期律的发现对化学科学发展的重要意义。
⑹交流讨论:离子化合物和共价化合物的区别。
⑺制作简单有机分子的结构模型。
二、各个单元教学深广度建议
第一单元  核外电子排布与周期律
基本要求
①了解元素原子核外电子排布的基本规律,能用原子结构示意图表示1~18号元素原子的核外电子排布。
②了解元素原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径、元素的金属性非金属性等随元素核电荷数递增而呈周期性变化的规律。
③了解元素周期表的结构,同主族、同周期元素原子核外电子排布、元素化学性质的递变规律;了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分布;了解主族元素在元素周期表中的位置、原子结构、元素性质三者之间的关系。
④了解元素周期表的意义与作用。
发展要求
①原子序数大于18的部分典型主族元素的核外电子排布。
②利用教材中的“化学史话”查阅有关元素周期律发现和应用的史料,并从历史和发展的观点认识元素周期表的各种形式。
③体会模型、假说等方法在科学研究中的应用,培养学生通过交流研讨、实验探究等多种方式进行综合探究的能力。
注意事项
暂不宜拓展:
①副族元素的原子结构及其性质递变。
②核外电子的运动状态、核外电子排布式、电离能、电负性等。
第二单元  微粒之间的相互作用力
基本要求
①知道构成物质的微粒之间存在不同的作用力,认识化学键和分子间作用力的含义。从微粒间相互作用的复杂性、多样性理解物质的多样性。
②知道离子键的概念和成因,离子化合物的概念。
③知道共价键的概念及其成因,共价分子的特点,了解共价化合物热稳定性差异的原因。
④用电子式表示简单的离子化合物、共价分子,能将共价分子的电子式转换成结构式。
⑤了解分子间作用力对由分子构成的物质某些物理性质的影响。
⑥从碳的成键特点认识有机化合物的多样性。
发展要求
①了解一些简单共价分子的空间结构,键能的概念。
②以水为例认识一种特殊的分子间作用力——氢键。
注意事项
暂不宜拓展:
①离子键、共价键的特点和键长、键角等参数。
②极性共价键、非极性共价键的区分。
③离子半径大小的比较。
④形成氢键的条件和原因。
第三单元  从微观结构看物质的多样性
基本要求
①从微观结构了解物质形态的多样性。
②以碳、氧的同素异形体为例认识同素异形现象。
③以C4H10和C2H6O为例认识同分异构现象。
④了解金刚石、石墨、足球烯、石英的微观结构,知道晶体可以分成原子晶体、分子晶体、离子晶体、金属晶体。
⑤初步认识结构决定性质、性质反映结构的特点。
发展要求
知道四类晶体的主要特性及简单的性质比较。
注意事项
暂不宜拓展:
①晶体、非晶态物质、液晶的区别。
②晶胞的计算。
三、课时分配建议——14课时
单元名称
内  容
建议课时
第一单元  核外电子排布与周期律
原子核外电子的排布
1
元素周期律
2
元素周期表及其应用
2
第二单元  微粒之间的相互作用力
离子键
2
共价键
分子间作用力
1
第三单元  从微观结构看物质的多样性
同素异形现象
1
同分异构现象
1
不同类型的晶体
1
专题回顾和小结
2
专题检测和讲评
2
合计
15
四、教材编写特点和教学策略建议
本专题和《化学1》的内容相衔接,从原子、分子、离子层次探究物质性质变化的规律和本质原因,帮助学生初步建立物质的微粒观,认识元素及其化合物的性质决定于它的结构,为后续课程包括《物质结构与性质》、《有机化学基础》模块的学习打下基础。因此,本专题首先研究单个原子核外电子的排布及其在化学反应中的变化,以元素周期表为线索,探究微观结构和元素性质的关系;然后从微粒的相互结合方式认识微粒间的相互作用力;最后,把微观结构与物质的多样性联系起来,分别研究同素异形现象和同分异构现象,探索几种常见晶体的结构和基本特点。
本专题教学内容涉及原子结构、元素周期律、周期表、化学键、分子间作用力、晶体结构、同分异构现象等物质结构常识,要在有限的课时内完成这些教学任务,教师要控制好教学的深广度,只作一些粗浅的介绍,不宜拓宽加深。应帮助学生了解物质结构的基本常识,能从微观角度认识物质的多样性与统一性。同时,帮助学生通过学习,了解对比、归纳、分析、综合、演绎等逻辑方法;认识模型和化学用语在化学概念和理论学习中的作用;认识化学基本理论对物质性质及其变化的指导意义;感受化学世界所体现的对立和统一;认识科学家对化学科学发展的贡献,感悟科学发现和发展的艰辛,激发学生研究化学科学的热情。例如,关于元素周期律的教学,可以通过通过实验探究并引导学生解读已经见过的元素周期表,研究元素周期表的结构,利用周期表让学生了解元素原子核外电子排布的周期性,了解元素性质变化的周期性,从而进一步认识元素周期律。
五、教辅分析
当前各种教辅鱼龙混杂,教师需要根据学生的实际情况和新课程的内容标准精心选择。建议大多数学校只用一种教辅即可,个别学校如果学生基础比较好,也可以一种为主,一种为辅(主要让学有余力的学生使用)。以下仅分析本地使用量比较大的教辅材料——由福建省普教室陈启新主编,鹭江出版社出版的《基础学习与能力提升》。
在本专题中,《基础学习与能力提升》(2006年第1版)有3份“达标训练”、1份“提高训练”和1份“专题检测”,共90题。总的看来,本专题的习题量和难度都比较适中,既符合课程标准的要求,又在“提高训练”部分有适当的发展要求,适合作为主要教辅。另外,本专题对各单元的“知识梳理”以及对整个专题的“知识整合”比较准确地体现了新课程的内容标准并比较全面和系统,这些指导材料适合作为学生课后复习时的参考材料,对教师把握新课程的内容标准也有很好的帮助作用。
《基础学习与能力提升》(2006年第1版)的“达标训练”采用整个单元习题混合编排,没有进行适当的细分,进行随堂练习时不够方便,这是第1版的不足〖注:《基础学习与能力提升》(2007年第2版)已经对“达标训练” 进行适当的细分〗。另外,《基础学习与能力提升》(2006年第1版)的“参考答案与提示”存在以下错误:
①第2页(知识梳理  4.元素周期表的结构:)
原来为:“3个长周期:第4~6周期”。
更正为:“4个长周期:第4~7周期”。
因为不完全周期也是长周期。
②第16页(第10题,第2行)
原来为:CO2  56.6℃。
更正为:CO2 -56.6℃。
③第22页(第11题(3)小题,第2行)
原来为:C的质量分数为76.9%。
更正为:C的质量分数为26.9%。
④第124页(参考答案与提示:第三单元 第14题(3)小题)
原来为:H2C为H2O。
更正为:A2C为H2O。
⑤第124页(参考答案与提示:提高训练 第13题(3)①小题)
原来为:Mg、Al的位置填写在第2周期ⅡA族、ⅢA族。
更正为:Mg、Al的位置填写在第3周期ⅡA族、ⅢA族。
⑥第125页(参考答案与提示:专题检测 第22题(2)小题)
原来为:O2。
更正为:O3。
六、教学设计案例或示例
教学设计案例或示例建议直接参考由王祖浩、吴星主编,江苏教育出版社出版的《高中化学教学参考书坊?(必修)》一书等教学参考书。本文仅列举以下第一单元发教学设计以供参考。
例1  第一单元  核外电子排布与周期律
一、教学目标与教学设计的核心问题
在化学1的基础上,学生已对原子结构、核外电子排布及元素的金属性和非金属性有所了解。本单元则较为系统地学习核外电子排布与周期律的重要原理和规律。本教案侧重引导学生,在学习相关知识的同时,让学生理解:
(1).科学家得出元素周期律所用的思维方式与方法。重点有归纳与演绎。
(2).利用原子结构更好的学习元素周期律与元素周期表。
(3).利用元素周期表的典型应用示例,认识科学理论的应用价值。
二、教学目标
1.知识与技能:
(1).了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律,并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。
(2).认识元素周期律,了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。
(3).了解周期表的基本结构,了解主族元素在周期表中的位置与其原子结构及性质之间的关系。知道同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。
2.过程与方法:
(1).利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等,学习归纳思维方法。
(2).利用元素周期表的应用学习演绎思维方法。
3.情感态度与价值观
利用元素周期表及元素周期律发现简史,学习科学研究中的去伪存真,培养学生的创新意识。
4.教学重点:
(1).1-18号元素核外电子排布。
(2).元素周期律。
(3).元素周期表的基本结构。
5.教学难点:
元素周期律
三、教学过程
【板书】          第一课时  原子核外电子的排布
【问题情景】
画出1-18号所有元素的原子结构示意图。
【问题与探究】
按某些共同特征,将上述18种元素分组,说明你分组的依据及优势(注意:不能与图1-2重复)
例如:可以按核外电子偶数分组,可以按单质状态分组。
【小结】
科学理论来自于客观事实。但科学理论在被证实之前,会有很多瑕疵,从简单到复杂,是所有科学理论的发展路线。
【问题与讨论】
图1-2中核外电子排布依据的规律主要有以下几个要点:
【板书】1.元素核外电子排布所遵循的规律
(1).核外电子依据电子能量的高低不同划分电子层(K、L、M、N、O、P、Q或n=1、2、3、4、5、6、7)。离核近的电子层能量低,离核远的电子层能量高。
(2).电子总是尽先占据能量最低的电子层。
(3).各层最多可容纳的电子数为2n2(n=1、2、3…)
(4).最外层最多不超过8个电子
【思考】
(1).依据上述规律解释 Na 为什么不是?
(2).上述规律能否解下列现象。(见表1-1)
Xe的原子结构示意图,为什么不是或
【答案】
(1).最外层不超过8个电子。(2).次外层不超过18个电子。
上述规律只是核外电子排布规律中的主要几条。各规律之间在同一原子中互相不冲突,即科学理论解释自然现象时,不能有互相矛盾之处。
【思考与讨论】
(1)、依据图1-2分析,金属元素与非金属元素在原子结构上有什么区别。
【金属元素原子最外层电子数比较少。但最外层电子数较少,不一定是金属元素。】
(2)、依据Na、Mg、Al等原子核外电子排布及其金属的活泼性关系,预测Li、Be的金属性强弱。(上述结论可以推广到所有元素吗?)
(3)、依据几种常见元素C、N、O、Na、Mg、Al、P、S、Cl等,讨论元素的化合价与原子结构的关系。
【作业】
已知铁原子、亚铁离子、铁离子的核外电子排布如下图所示:
、 、。
说明上述原子结构示意图与核外电子排布规律有无冲突?
【板书】             【第二课时  元素周期律】
【问题与探究】
分析1-18号元素的电子层数,最外层电子数与核电荷数三者之间的关系。
【问题与讨论】
画出一个直角坐标,把1-18号元素的核电荷及其最外层电子数,标在该直角坐标中,然后把这些点逐一用线条连在一起。
(1)、说明你所画出的图包含的信息及化学意义。
(2)、该图能否说明各元素核外电子排布具有规律性?
【板书】
1.原子序数:元素按核电荷数由小到大顺序编号。
【思考题】
指出自然界有那些现象具有循环重复的特征。说明元素核外电子排布的周期性变化特征。
2.元素核外电子排布具有周期性变化:
随着核电荷数递增,元素原子最外层电子数由1逐渐增加到8(H→He为1→2)。这种重复在现有全部元素中无一例外。
【问题与讨论】
在一个直角坐标中,把表1-2中各元素的核电荷及其原子半径标出,并用线条连接。把所得到的图与前边所画的图(核电荷--最外层电子数)比较,找出二者之间的关系。
【结论】
核外电子排布与元素原子半径均呈现周期性变化,且二者之间呈对应关系。
【板书】
元素原子半径,随其核外电子排布的周期性变化而变化。
【问题与讨论】
在一个直角坐标中,标出各元素的主要化合价及核电荷数,并用线条将各点之间连起来。所得图与前边二个图做对比,找出三者之间的关系。
【结论】
核外电子排布与元素主要化合价均呈周期性变化,且二者之间呈对应关系。
【板书】
3.元素主要化合价随核外电子排布的周期性变化而变化。
【作业】
(1)、为什么研究元素原子半径及其化合价时,都把稀有气体元素排除在外?如果把稀有气体的原子半径及化合价与其他元素一同研究,则上述规律应如何修改?
(2)、总结一下3-9号元素,11-17号元素化合价的变化规律。说明这两组元素化合价有什么不同之处?
【板书】                   【第三课时   元素周期律】
【问题与情境】
元素核外电子排布,原子半径、化合价都呈现周期性变化。这对元素性质有着直接的影响,这种影响也表现出相应的周期性。
【问题与探究】
元素核外电子排布的周期性变化,导致元素金属性、非金属性也呈周期性变化。
⑴ 哪些事实能证明这一结论。
⑵ 得出这一结论用的是什么方法?
【板书】
4.金属性与核外电子排布的关系
【实验探究1】
分别完成钠、镁、铝与水的反应。如果不反应,可以将镁、铝表面的氧化物除去并加热。
【板书】
  剧烈反应
 微弱反应
与水不反应(无现象出现)
【思考与讨论】
上述反应可以说明Na、Mg、Al的金属性顺序吗?这一结论与元素原子半径的周期性变化,在说明问题上,哪一种方法更为准确?
【结论】
上述反应中钠、镁分别失去一个电子、二个电子,都做还原剂。从反应的剧烈程度看,失电子能力:钠﹥镁。
原子半径的周期性变化用到具体半径数据,属定量方法。金属活泼性的比较,无法用数字比较,属于定性研究。
【实验探究2】
但如用金属单质与水反应,区分镁、铝的金属性,差别并不明显。现改为用镁,铝分别与同浓度的稀盐酸反应,研究相应的差别。
【板书】
Mg 2HCl == MgCl2 H2↑ 比 2Al 6HCl == 2AlCl3 3H2↑ 更剧烈。
【结论】
上述反应说明镁比铝更易失电子,金属性更强。
[思考题]
(1)、上述研究钠、镁、铝的金属性初步得出的结论为,金属活泼性顺序为钠>镁>铝。把这一事实与碱性强弱顺序氢氧化钠>氢氧化镁>氢氧化铝对比,可得出什么样的对应关系,如何验证这一对应关系,是否具有普遍性?
(2)、初中所学的金属活动顺序表,可以预测金属元素之间相互能否置换。但对钠、镁、铝之间的相互置换却无法用实验加以证实。试讨论可能的原因。
【板书】
金属性越活泼,相应的最高价氧化物的水化物的碱性越强。
【小结】
金属活泼性比较的几个指标。
(1)、 单质与水或酸反应比较的反应的差别。
(2)、 金属元素之间的置换。
(3)、 比较最高价氧化物的水化物的碱性。
[板书]
5.元素非金属性与核外电子排布的关系
[问题与讨论]
依据以下事实
(1)硅、磷、硫、氯气等与氢气的反应差别,
(2)气态氢化物的热稳定性,结合原子结构知识,合理解释元素非金属顺序:硅<磷<硫<氯。
[思考与讨论]
已知硅、磷、硫、氯,最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为:硅酸<磷酸<硫酸<高氯酸。
据此说明非金属性与金属最高价氧化物的水合物的酸性强弱的关系。利用这一结论预测一下硼酸、碳酸、硝酸的酸性强弱顺序。
[小结]
非金属性强弱比较的指标
(1)、 单质与氢气反应的难易。
(2)、气态氢化物的热稳定性。
(3)、 最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
[练习]
总结11 -17号元素的金属性、非金属性的变化规律,以及相应的实验指标。
[板书]
元素周期律:元素性质随核电荷数递增而呈周期性变化的规律。
[作业]
(1).依据本单元的知识预测:
①锂、铍与水反应的难易差别。
②氢氧化锂与氢氧化铍的碱性强弱。
(2). H2S Cl2 ==    与HCl S ==    哪一个反应可以发生?说明理由。
【板书】            【第四课时  元素周期表及其应用]
【问题情景】
把元素按元素周期律排成一个表格,这就是元素周期表。
【问题与探究】
周期表中每一行为一个周期,每一列为一个族。根据已学过的1-18号元素分析,元素所在的周期、族,各与原子结构的哪一部分有关?
【思考讨论】
(1)、指出周期表中有多少个周期,多少个族。计算每一周期,每一族各有多少种元素?
(2)、参照1-18号元素,指出同一周期元素的金属性,非金属性的变化规律。
[练习]
依据碳、氮元素在周期表中的位置,在下列空格中填上必要的内容。
[板书]
(1)、核电荷数:  碳      氮
(2)、原子半径:  碳      氮
(3)、非金属性:  碳        氮
(4)、氧 化 性:  碳        氮气
(5)、热稳定性:  甲烷      氨气
(6)、酸    性:  碳酸      硝酸
【结论】
同周期元素由左向右,随着核电荷递增,最外层电子逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱;金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
【思考与探究】
根据氟、氯、溴、碘在周期表中的位置及原子结构,对下列事实给出合理解释
(1)   、它们的单质与氢气反应越来越难。
(2)   、它们的单质与水反应越来越难。
(3)   、氯、溴、碘的置换顺序为:氯>溴>碘。
(4)   、它们气态氢化物的热稳定性顺序为:氟>氯>溴>碘。
(5)   、它们最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为:氯>溴>碘。
【结论】
同主族元素,随着核电荷数递增,电子层数逐渐增加,原子半径逐渐增大,原子失去电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱;元素金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
【思考题】
根据氮、磷、砷在周期表中的位置,对以下各物质的性质排序
(1)热稳定性:PH3、 NH3、AsH3。
(2)酸性强弱:H3PO4、 HNO3、H3AsO4。
【作业】
砹,原子序数85,是一种人工放射性元素,化学符号源于希腊文,原意是“不稳定”。化学性质与碘类似。试较为详细地描述其金属性与非金属性,最高价氧化物水化物酸性,氢化物的热稳定性等,并与其它卤素加以比较。
【板书】             【第五课时  元素周期表及其应用】
【思考与讨论】
依据元素周期表,回答下列问题。
(1)、主族元素,副族元素所在的区域。
(2)、金属元素、非金属元素所在的区域,以及二者的分界线。
(3)、了解过渡元素,所在的区域及其核外电子排布特征。
【问题情景】
铝,硅处在第三周期的金属与非金属分界线两侧。处于该分界线二侧的元素,既有一定的金属性又有一定的非金属性。
【问题与探究】
已知有如下反应式:
2Al 2NaOH 2H2O == 2NaAlO2 3H2↑
Si 2NaOH H2O == Na2SiO3 2H2↑
2Al 6HCl == 2AlCl3 3H2↑
Si HCl== 不反应。
3S 6NaOH == 2Na2S Na2SO3 3H2O
Cl2 2NaOH == NaCl NaClO H2O
依据上述反应事实,解释铝,硅是否同时具有金属性与非金属。
【结论】:
铝的金属性较为明显。
铝、硅、硫、氯单质均可与碱反应。铝、硅单质与碱反应有氢气产生,明显不同于硫、氯气与氢氧化钠的反应。说明它们有一定的非金属性。
【问题与讨论】
为什么制造半导体材料的元素,集中在金属与非金属元素分界线两侧?
【结论】
金属一般是导体,非金属单质一般不导电(石墨等少数非金属单质例外)。在金属与非金属元素分界线两侧的元素,既具有一定的金属性,又具有一定的非金属性,故其单质适合制造半导体材料。
【问题情景】
门捷列夫据其提出的元素周期律,所画出的元素周期表,尚有许多空格。他认为这些空格是一些有待发现的未知元素。例如,门捷列夫预测的类铝、类硅元素的有关资料如下:
类铝(1871年门捷列夫的预言)
镓(1875年布瓦博德朗发现镓后测定)
1、原子量约为68
2、比重约为5.9-6.0
3、熔点应很低
4、不受空气的侵蚀
5、将在酸液和碱液中逐渐溶解
6、其氢氧化物必能溶于酸和碱中
7、能生成类似明矾的矾类
8、可用分光镜发现其存在
1、原子量为69.72
2、比重等于5.94
3、熔点为30.150C
4、灼热时略起氧化
5、在各种酸液和碱液中逐渐溶解
6、氢氧化物为两性,能溶于强酸和强碱中
7、能生成结晶较好的镓矾
8、镓是用光谱分析法发现的
类硅,门捷列夫15年前预言
1886年德国人温克勒尔发现锗的实际值
1、原子量约为72
2、比重约为5.5
3、氯化物比重大约是1.9
1、原子量为72-73
2、比重等于5.47
3、氯化物比重1.887
上述现象表明科学理论的一个重要价值,在于它能预测未知的事实。
【问题与讨论】
各种化学现象中,存在一个重要的规律,这一规律就是物质的结构决定物质的性质。试指出如何根据原子结构的特征,确定元素金属性、非金属性的强弱。
【结论】
元素电子层数较多,最外层电子数较少,则金属性较强;元素电子层较少,最外层电子数较多,则非金属性较强。
【思考题】
元素周期表中蕴含着一个重要的哲学观点。当物质的某些性质在数量上发生改变,到一定程度后,这些性质会发生明显的改变。在周期表中,找出对应的现象。
【结论】
同周期元素,核电荷数增多,元素金属性减弱,非金属性增强。同主族元素,电子层数增多,元素金属性增强,非金属性减弱。
【作业】
1865年,英国化学家纽兰兹提出了"八音律"。他把当时已知的元素按原子量递增顺序排列成表,发现元素的性质有周期性的重复,第八个元素与第一个元素性质相近。下表选取了其中的三个纵列。试指出:
(1)该表与课本中元素周期表的主要差别,
(2)该表前三个纵列中的缺陷。
H
1
F
8
Cl
15
Li
2
Na
9
K
16
G
3
Mg
10
Ca
17
Bo
4
Al
11
Cr
18
C
5
Si
12
Ti
19
N
6
P
13
Mn
20
O
7
S
14
Fe
21
【教学反思】
让学生理解科学研究中科学家的研究方法与思维方式,既是本单元的精髓,也是本单元教学的最大难点。


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