07年寒假培训

07年寒假培训《物质结构》教学建议基于新课标下的一、明确几个背景考纲变课标不变教材变原理不变情景变知识不变观念变方式不变1．明确独立命题与考试说明的关系2．明确考试大纲与高考命题的关系3．明确课程标准对考试的影响因素高考试题如：2006年全国理科综合卷共有五套，其中有国家考试中心的的I、II、III卷三套，而北京、天津独立命题，但就其试卷结构、命题方式、试题难度与全国三套卷相同，这就是因为依据同一个考试大纲命题之缘故。命题要求（2006）命题指导思想（2007）1.以能力测试为主导以能力测试为主导2.解决问题的能力进一步学习、化学素养、自主学习的能力3.关注科学技术和社会中的各类有关化学问题。要关注科学技术、社会经济和生态环境的协调发展4.没有要重视理论联系实际由“两个关注”变为“三个关注”并要“重视理论联系实际”07考试大纲的新变化（1）在上面元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。（2）根据NaH的存在，有人提议可把氢元素放在VIIA族，那么根据其最高正价与最低负价的绝对值相等，又可把氢元素放在周期表中的族。（3）现有甲、乙两种元素，甲元素原子核外3p亚层上有5个电子，乙元素的焰色反应显黄色。①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应位置。②甲元素与硫元素相比较，非金属性较强的是（填名称），写出可以验证该结论的一个化学反应方程式。ABC（1）在上面元素周期表中全部是金属元素的区域为。（a）A（b）B（c）C（d）D（2）有人认为形成化合物最多的元素不是IVA族的碳元素，而是另一种短周期元素，请你根据学过的化学知识判断这一元素是。（3）现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置。②甲、乙两元素相比较，金属性较强的是（填名称），可以验证该结论的实验是。(a)将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中(b)将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应(c)将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液(d)比较这两种元素的气态氢化物的稳定性ABC教学中关注新课程理念的体现ABCD（1）在上面元素周期表中全部是金属元素的区域为。（a）A（b）B（c）C（d）D（2）有人认为形成化合物最多的元素不是IVA族的碳元素，而是另一种短周期元素，请你根据学过的化学知识判断这一元素是。（3）现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置。②甲、乙两元素相比较，金属性较强的是（填名称），可以验证该结论的实验是。(a)将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中(b)将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应(c)将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液(d)比较这两种元素的气态氢化物的稳定性课改前关注知识（1）在上面元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。（2）根据NaH的存在，有人提议可把氢元素放在VIIA族，那么根据其最高正价与最低负价的绝对值相等，又可把氢元素放在周期表中的族。（3）现有甲、乙两种元素，甲元素原子核外3p亚层上有5个电子，乙元素的焰色反应显黄色。①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应位置。②甲元素与硫元素相比较，非金属性较强的是（填名称）写出可以验证该结论的一个化学反应方程式。关注了技能和方法课改后每堂课都应该努力实现三个目标知识与技能是学生认识知识的载体，是学生搭建知识结构的必然阶段。过程与方法是到达彼岸的桥梁，是学生掌握知识、运用知识、提高认识、丰富学习经历的重要途径。情感态度价值观是一种升华，是构建完善素质、人格和高质量生活观、世界观的重要保证。对近年高考题的简单分析二、教学参考建议必修部分选修部分研究物质世界，就是研究物质的组成、结构、性质及其变化规律。万事皆有缘宏观物质的性质、变化规律缘由于微观物质。化学研究什么？物质世界五光十色、千变万化归根结底由物质的组成、结构决定化学主要是研究化合物的组成、结构、性质数学、物理、化学是一切自然科学的基础科学，或称为中心科学。宏观物质微观结构分子原子基本粒子化学物理物理化学研究的总体思路化合物的性质化合物存在的状态化学反应的历程能量最低原理电子效应空间效应1原子结构的近代概念2原子核外电子的排布和元素周期律3化学键1对必修部分内容的深化2共价分子的空间构型3分子间力和氢键4晶体结构必修部分选修部分经典原子模型1．J.Dalton原子模型——原子是物质的不可再分的最小实心微粒。阴极射线19世纪末，X射线、电子射线被发现，结果表明原子是可以分割的，不是最后质点。2．J.J.Thomson的“浸入式”原子模型——认为原子是由带正电的均匀连续体和在其中运动的负电子构成。3．E.Ruthorford的“含核”原子模型——认为原子中心有一个小而重的带正电荷的原子核，核外有电子绕核的外围作空间运动。4．Bohr原子模型——指出微观粒子运动具有量子化的特征，提出了关于原子轨道能级的概念。原子核外电子的排布和元素周期律核外电子排布的规则①Pauli(泡利）不相容原理②能量最低原理③Hund(洪特)规则核外电子排布与元素周期律原子结构与元素周期表的关系元素性质变化的周期性核外电子排布与元素周期律周期表从氢元素开始，迄后的各元素随着原子核电荷（即原子序数）的增加,依次增加一个电子到核外电子层，并遵从上述三原则，随着元素原子序数的增加，其原子中的电子在轨道中按照能量由低到高的顺序填充。如基态的钛原子（n=22）a.能级顺序1s22s22p63s23p64s23d2b.电子层顺序1s22s22p63s23p63d24s2c.轨道图1s2s2p3s3p3d4sⅠA零1H2He氢ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA氦3Li4Be金属非金属5B6C7N8O9F10Ne锂铍硼碳氮氧氟氖11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar钠镁ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB铝硅磷硫氯氩19K20Ca21Sc22Ti23V24Cr25Mn26Fe27Co28Ni29Cu30Zn31Ga32Ge33As34Se35Br36Kr钾钙钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌镓锗砷硒溴氪37Rb38Sr39Y40Zr41Nb42Mo43Tc44Ru45Rh46Pd47Ag48Cd49In50Sn51Sb52Te53I54Xe铷锶钇锆铌钼锝钌铑钯银镉铟锡锑碲碘氙55Cs56Ba57~7172Hf73Ta74W75Re76Os77Ir78Pt79Au80Hg81Tl82Pb83Bi84Po85At86Rn铯钡镧系铪钽钨铼锇铱铂金汞铊铅铋钋砹氡87Fr88Ra89~103104Rf105Db106Sg107Bh108Hs109Mt110111112钫镭锕系镧57La58Ce59Pr60Nd61Pm62Sm63Eu64Gd65Tb66Dy67Ho68Er69Tm70Yb71Lu系镧铈镨钕钷钐铕钆铽镝钬铒铥镱镥锕89Ac90Th91Pa92U93Np94Pu95Am96Cm97Bk98Cf99Es100Fm101Md102No103Lr系锕钍镤铀镎钚镅锔锫锎锿镄钔锘铹12Ⅷ过渡金属4元素周期表5673元素周期表的编排原则：1氢2氦3锂4铍5硼6碳7氮8氧9氟10氖11钠12镁13铝14硅15磷16硫17氯18氩元素1—18号元素1、按原子序数顺序从左到右排列；2、将电子层数的元素排列一个横行称为。3、把相同的元素，按电子层数的顺序由上而下排列成纵行，称为族。递增相同周期最外层电子数递增一、元素同期表结构1.周期周期序数1234567元素种类28818183223周期分类不完全周期短周期长周期周期序数=元素的电子层数周期构成:碱金属卤素稀有气体(活泼金属元素)(活泼的非金属元素)其它概念:镧系元素、锕系元素、超铀元素2、族元素周期表族序数=最外层电子数（主族）练习：试推算原子序数为34的元素在周期表中的位置主族：ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA零族副族：ⅠBⅡBⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ族分析：可根据原子的电子结构示意图来确定其位置：例：34号元素，核外电子为2、8、18、6，则元素周期表的位置为第四周期，ⅥA族。ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA零Ⅷ周期等于电子层（能级组）数。每一周期的元素数目等于该电子层所容纳电子的最大数（2n2）。族将元素按其原子最外层电子（外围电子）进行分类构成族。同族元素的原子，其最外层（外围）电子数相同。区按原子中最后一个电子填充的轨道划分为S区d区主族元素过渡元素P区ds区副族元素f区内过渡元素元素性质变化的周期性1．原子半径共价半径金属半径范德华半径2．电离能（I）3．电子亲和能(EA)4．电负性()5.氧化数1．原子半径2．电离能(I)使一个气态的基态原子失去一个电子变成一个气态的一价正离子所需要的能量，为该原子的第一电离能（I1），在相同条件下，从气态的一价正离子再失去一个电子变成一个气态的二价正离子所需要的能量，为该原子的第二电离能（I2），余此类推。随着失去电子数的增加，其电离能依次增大。电离能的大小，反映了原子失去电子变成正离子的难易。I1越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强；反之，I1越大，原子越难失去电子，元素的金属性越弱。原子的核电荷原子半径原子的电子层结构电离能的大小主要取决于:同一周期的元素，从左到右，I1总的趋势是增大；从左到右，有效核电荷增加，原子失去电子越来越困难；同一族的元素，从上到下，I1随原子半径的增大而减小。从上到下，原子半径增大，核电荷虽然也增加，但由于内层电子数增加，屏蔽效应显著增加，核对外层电子的吸引作用被屏蔽作用所削弱，故外层电子易失去。另外应注意：当电子数处于半充满或全充满时，其I1较大，如N的I1比C和O都大。3．电子亲和能（EA)气态的基态原子获得一个电子形成一个气态的负离子所放出的能量，为该原子的电子亲和能E1（取正值）；依次还有E2……。E1越大，原子越易获得电子，元素的非金属性越强。电子亲和能值测定较困难，目前尚难用于作为定量衡量非金属强弱的依据。4．电负性，()[Kai]电负性综合考虑了电离能和电子亲合能，它以一组数值的相对大小表示元素原子在分子中对成键电子的吸引能力，称为相对电负性，简称电负性。元素电负性数值越大，原子在形成化学键时对成键电子的吸引力越强。金属元素的电负性一般在2.0以下。非金属元素的电负性一般在2.0以上，最活泼的非金属元素氟的电负性值为4.0。电负性值是一个相对值，没有单位。电负性呈周期性变化，同一周期，从左至右依次增大，同一族中，从上到下，依次减小。过渡元素的电负性值无明显规律。电负性除判断元素的金属性和非金属性的强弱外，对于判断化学键的极性，对理解化学键的反应和性质都有重要的作用。价电子层是指元素原子在形成化学键时，电子构型可能发生改变的那些电子亚层。对于主族元素，价电子层就是最外电子层；对于副族元素，往往还有次外层的d亚层。价电子是指元素的原子中能用来参与反应形成化学键的电子。例如镁为3s2，2；氯为3s23p5，7；铬为3d5s1，6；锆为4d25s2，4。价电子层构型价电子数化学键和分子间作用力化学上将原子（或离子）间相互结合的强烈作用力称为化学键。由于元素的电负性不同,相互形成的化学键有多种类型,通常有离子键、共价键、金属键等，也不能用一种理论解释。离子键共价键离子键的本质是正负电荷间的静电作用力。离子键的强度常以晶格能来定量描述。晶格能强弱的影响因素：离子电荷；离子半径。离子晶体的性能比较编