高中化学鲁科版必修2学案

第2课时核外电子排布[课标要求]1．了解原子核外电子排布规律，能画出核电荷数1～18元素的原子结构示意图。

2．了解原子的最外层电子排布与元素原子得、失电子能力和化合价的关系。

1．核外电子是分层排布的，电子层离原子核越远，能量越高。

2．核外电子排布规律：每层最多容纳2n2个电子，最外层电子数不超过8(K层为最外层时不超过2)。

3．金属原子最外层电子数一般小于4，易失去电子形成阳离子，非金属原子最外层电子数一般大于或等于4，能获得电子形成阴离子。

4．常见“10电子”微粒：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH＋4；NH－2、N3－、O2－、F－、OH－。

5．常见“18电子”微粒：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2；Ca2＋、K＋；P3－、S2－、Cl－、HS－。

核外电子排布规律1．核外电子排布规律(1)能量规律：离核由近到远，电子能量由低到高。

(2)数量规律：①每层最多容纳电子数为2n2(n为电子层数)。

②最外层电子数不超过8(K层为最外层时不超过2)。

③次外层电子数不超过18。

[特别提醒](1)电子层序数与符号的关系(2)电子能量大小关系：Q>P>O>N>M>L>K。

2．原子结构示意图氯离子结构示意图为。

[特别提醒](1)原子结构示意图与离子结构示意图的比较(2)原子、离子的转化阳离子得电子失电子原子得电子失电子阴离子1．画出下列微粒的结构示意图N________，O________，Mg2＋______，Al3＋______，Si________，S2－________，Ar________，Ca________。

答案：2．对于核电荷数1～18的元素，根据核外电子排布规律填空：(1)最外层电子数为1的原子有__________、________、________。

(2)最外层电子数为2的原子有__________、________、________。

第2章第3节利用化学反应制备新物质第1课时课前学案
【课程目标】知道化学反应的一般原理，了解它们在生产、生活和化学科学研究中的应用；举例说明化学能与电能的转化关系及其应用；认识提高燃料的燃烧效率、开发高能清洁燃料和研制新型电池的重要性。

第1课时
【学习目标】
1、通过已经熟悉的气体（如O
2、NH3等）的实验室制法，并根据氯气的性质总结实验室制氯气的原理、净化、收集和尾气处理等方法；
2、通过探究氯气的实验室制法初步体会制备新物质的一般思路；
3、养成良好的观察能力、实验能力和分析推理能力。

1、阅读教材P47并根据你已有的知识储备，思考下列问题：
⑴化学反应的实质是什么？
⑵请举例说明在日常生活和生产中，化学反应都有哪些应用？
2、回顾氯气的物理、化学性质制成“知识小卡片”，上课交流展示。

3、四种常见气体的实验室制法比较（要求每种气体分别制成知识小卡片，便于上课交
流）
气体
【交流研讨】结合常见气体的实验室制法，初步推测：实验室制备气体的一般思路是什么？【预习反馈】通过预习你存在的疑惑有哪些？。

基础课时6 研究同主族元素的性质预测元素及其化合物的性质学 习 任 务1．以ⅠA 族和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系，培养“证据推理与模型认知”的化学学科核心素养。

2．从“宏观辨识与微观探析”的视角学习金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

3．能设计实验探究同主族元素的非金属性、金属性强弱，培养“科学探究与创新意识”的化学学科核心素养。

一、ⅠA 族(除H 外)元素性质的递变规律探究 1．原子结构特点 (1)原子结构(2)对比归纳①相似性：最外层电子数都是1。

②递变性：随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。

2．单质及化合物性质的递变性结构及性质 规律原子半径――――――――――→Li Na K Rb Cs原子半径增大单质的还原性 ――――――――――→Li Na K Rb Cs 单质还原性增强 与水、氧气反应 的剧烈程度―――――――――――――→Li Na K Rb Cs 与H 2O 、O 2反应越来越剧烈最高价氧化物对应 水化物的碱性 ――――――――――――――――――→LiOH NaOH KOH RbOH CsOH碱性逐渐增强3．碱金属元素的性质与原子结构之间的关系从Li →Cs ，最外层电子数均为1，但随核电荷数的增加，电子层数逐渐增多→原子半径逐渐增大→原子核对最外层电子(1个)的引力逐渐减弱→元素原子的失电子能力逐渐增强→元素的金属性逐渐增强。

某兴趣小组在实验室中完成了如图所示的实验：(1)请叙述上述实验现象的异同点。

(2)你从上述实验能得出什么样的结论？提示：(1)相同点有：金属浮在水面上，熔成闪亮的小球，小球四处游动，发出“嘶嘶”的响声；反应后的溶液呈红色。

不同点有：钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧。

(2)通过上述实验可以得出与水反应剧烈程度：K>Na ；金属的活泼性：K>Na 。

二、卤族元素性质的递变规律探究 1．卤族元素原子结构和性质的相似性元素(名 称与符号) 氟(F)氯(Cl)溴(Br)碘(I)原子结构示意图最外层电子数 都为7最高正价 无 ＋7价 最低负价都为－1价自然界中存在形态 全部以化合态形式存在 最高价含氧酸 无 HClO 4 HBrO 4 HIO 4 气态氢化物HFHClHBrHI2．卤族元素性质的递变性(1)卤族元素单质的物理性质及递变性单质物理性质F 2Cl 2Br 2I 2颜色 浅黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色 状态 气体气体液体固体密度 逐渐增大 熔、沸点逐渐升高(2)卤素单质的结构及化学性质递变性结构及化学性质规律原子半径 ――――――――――→F Cl Br I 原子半径逐渐增大 单质的氧化性――――――――――→F 2 Cl 2 Br 2 I 2氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 ――――――――――→F － Cl － Br － I －还原性逐渐增强 与H 2化合的 难易程度 ――――――――――→F 2 Cl 2 Br 2 I 2与H 2化合越来越难 氢化物的稳定性 ――――――――――→HF HCl HBr HI 稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对 应水化物的酸性――――――――――→HClO 4 HBrO 4 HIO 4酸性逐渐减弱 (3)探究卤族元素性质的相似性和递变性 实验操作实验现象化学方程式静置后，液体分层，上层无色，下层橙色 Cl 2＋2NaBr===2NaCl ＋Br 2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Br2＋2KI===2KBr＋I2静置后，液体分层，上层无色，下层紫色Cl2＋2KI===2KCl＋I2结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2；卤素离子的还原性：I－>Br－>Cl－。

第3节 元素周期表的应用第1课时 认识同周期元素性质的递变规律学习任务1 第3周期Na 、Mg 、Al 失电子能力的比较NO.1 自主学习·夯实基础1.元素原子失电子能力的比较依据(1)比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。

置换反应越容易发生,说明元素原子失电子的能力越强。

(2)比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

一般来说,碱性越强,说明元素原子失电子的能力越强。

2.Na、Mg、Al失电子能力的比较(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应(2)NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较①Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较②NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较3.Al(OH)3的两性(1)类似于Al(OH)3这样既能与强酸反应也能与强碱反应的氢氧化物,叫作两性氢氧化物。

(2)Al(OH)3与盐酸的反应:Al(OH)3+3HCl AlCl3+3H2O;Al(OH)3+3H+Al3++3H2O。

(3)Al(OH)3与氢氧化钠溶液的反应:Al(OH)3+NaOHNa[Al(OH)4];Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]-。

NO.2互动探究·提升能力金属活动性顺序表是中学化学判断溶液中金属的置换顺序的准则,思考并回答下列问题。

探究金属元素原子失电子能力的判断问题1:通过前面的实验我们已经知道失电子能力Na>Mg>Al,你能从结构角度解释其原因吗?提示:Na、Mg、Al同为第3周期元素,电子层数同为3,但是核电荷数依次增加,原子半径依次减小,原子核对最外层电子的吸引力增强,导致失电子越来越难。

问题2:借助金属活动性顺序表,我们可以判断金属间能否发生置换,比如Fe+Cu2+Fe2++Cu。

从氧化还原反应原理的角度看,金属活动性顺序表能否作为判断金属元素原子失电子能力的依据?提示:金属的置换反应的实质是氧化还原反应。