高一化學必修2教案

　　高一化學使我們進入高中學習的基礎，而教師的教案是教學的根本。下面是學習啦小編為您帶來的高一化學必修2教案，幫助教堂更順利地進行。

　　高一化學必修2教案：元素同期表

　　教材分析：
　　本節(jié)教學內(nèi)容共分四個部分：第一部分是元素周期表的結構，第二部分是元素的性質與元素在周期表中位置的關系，第三部分是同位素與核素的常識，最后一部分為是元素周期律及元素周期表的意義。教材中還編寫了閱讀材料與有關資料，對學生也有一定的幫助。在四個部分的教學內(nèi)容中，要突出前三個部分為教學的重點，要充分認識到學生在學習元素在元素周期表中位置與原子結構的關系時的難度。
　　教學目的與要求：
　　1、 使學生了解元素周期表的結構以及周期、族的概念。
　　2、 使學生理解同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律，并能運用原子結構理論解釋這些遞變規(guī)律。
　　3、 使學生了解原子結構、元素性質及該元素在元素周期表中的位置三者間的關系，初步學會運用元素周期表。
　　4、 使學生了解元素周期律和周期表的重要意義，認識事物變化由量變引起質變的規(guī)律，對他信進行辯證唯物主義教育。
　　5、 使學生對核素和同位素有常識性的認識。
　　教學重點：
　　1、 元素周期表的結構
　　2、 元素性質、元素在周期表中位置和原子結構的關系
　　教學難點：
　　1、 元素的性質、元素在周期表中的位置和原子結構的關系
　　2、 核素、同位素
　　教學方法：比較發(fā)現(xiàn)法、講述法、啟發(fā)類比法、辨析法
　　教學用具：元素周期表、掛圖、課本
　　課型： 新課
　　課時： 2+1(習題課)+1(研究性學習輔導)
　　教學內(nèi)容：
　　第一課時
　　新課的準備：
　　1、思考：元素周期律中每隔一定數(shù)目的元素，元素性質呈現(xiàn)周期性變化，所隔的元素數(shù)目是否相同，即周期是否規(guī)則?與元素周期表的行是否有關系?
　　2、翻開元素周期表，讓學生以第二周期和鹵族元素、堿金屬元素為例分析周期表排列方式。
　　引出元素周期表的概念及本節(jié)標題(元素周期表概念 )。
　　元素周期表
　　新課進行：
　　一、 元素周期表的結構
　　展示元素周期表，分析元素周期表的行。
　　1. 周期
　　具有相同電子層數(shù)的元素按照原子序數(shù)遞增的順序排列的一行，叫周期。
　　比較：元素周期表結構——行，分析比較各元素原子間結構關系，并填寫表5-11。
　　發(fā)現(xiàn)：
　　① 每一周期都是從堿金屬開始→鹵素→惰性元素(第一與第七周期例外 );
　?、?周期序數(shù)=同周期元素具有的電子層數(shù)，元素周期表有7行，共有7個周期;
　　③ 第一、二、三周期，所排元素種類： 2、8、8， 短周期;
　　第四、五、六周期，所排元素種類：18、18、32，長周期;
　　第七周期，所排元素種類：26，不完全周期。
　　介紹：鑭系元素 57La～71Lu 15種元素 第六周期;
　　錒系元素 89Ac～103Lr 15種元素 第七周期;
　　超鈾元素 92U號元素以后。
　　(說明元素周期表在排列時采取“短空長出”的辦法保持兩端對齊)
　?、苊恳恢芷?，從左向右，原子半徑從大到小;主要化合價從+1～+7，-4～-1，金屬性漸弱，非金屬性漸強。
　　(展示元素周期表，分析元素周期表的列)
　　2. 族
　　比較：同一列中元素原子最外層電子數(shù)，重點分析鹵族元素及堿金屬元素的相同。
　　發(fā)現(xiàn)：①元素周期表共有18列，除8、9、10三列為一族外，其余15列各為一族;
　?、陂L短周期共同組成的族為主族，用A表示;完全由長周期元素構成的族為副族，用B表示，并用羅馬數(shù)字表示其序號;稀有氣體元素所在的列為零族，計作“0”;

　?、?ⅢB族到ⅡB族共10列通稱為過渡元素，包括Ⅷ族和七個副族，是從左邊主族向右邊主族過渡的元素。
　　新課的延伸：
　?、偎伎迹涸刂芷诒砉灿?8列，18種元素的周期是標準周期，凡不標準的周期，元素周期表是如何處理的?
　?、诰毩暎涸刂芷诒韽牡?列到第18列，主族、副族、Ⅷ族及零族的分布情況。
　　教學小結：
　　① 關于周期表、周期、族的概念;
　?、?周期與電子層數(shù)，主族序數(shù)與最外層電子數(shù)的關系;
　?、?元素的原子結構與所在周期表中的位置的關系。
　　作業(yè)：P111習題一、1
　　課后小結：
　　第二課時
　　新課的準備：
　　游戲：各小組同學派五名同學，依次分別在黑板上寫出：1～18列對應的族序數(shù)、族類、所包含的周期數(shù)、對應的元素數(shù)、有關主族元素的最外層電子數(shù)。各小組其它同學在座位上也做同樣的工作，并可以幫助本組同學進行修改，最后進行評比，看哪個小組做的又對又快。
　　新課進行：
　　講述：元素原子結構與元素在元素周期表中位置有關，由于原子結構決定元素的性質，因此，元素性質與元素在元素周期表中位置有著十分密切的關系。
　　二、元素性質與元素在周期表中位置的關系 主要化合價
　　元素在周期表中位置 原子結構 元素性質
　　元素金屬性等
　　1、 元素的金屬性、非金屬性與元素在周期表中位置的關系
　　同一周期，從左向右：原子半徑逐漸變小，最外層電子數(shù)逐漸增多，失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強;
　　同一主族，從上到下：原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱;　　說明：①齒狀線右上區(qū)為非金屬區(qū)，左下區(qū)為金屬區(qū);
　　②齒狀線兩側為往往表現(xiàn)一定金屬性，又表現(xiàn)一定的非金屬性,是尋找半導體材料的區(qū)域;
　?、劢饘傩宰顝姷脑貫镃s，最強的非金屬元素為F。
　　設問：元素化合價與元素在周期表中位置有何關系呢?
　　講述：元素化合價與原子電子層結構關系密切，通常把最外層電子稱為價電子。
　　關系：主族元素最高正化合價=等于它所在的主族的族序數(shù)=最外層電子數(shù)(價電子數(shù))=原子所能失去或偏移的電子數(shù);
　　負化合價與最高正價絕對值之和等于8。
　　三、 核素 同位素

　　建立概念 它們是質子數(shù)相同的同種元素，但中子數(shù)不同又是不同種原子，引出：
　?、僖欢〝?shù)目質子和一定數(shù)目的中子的一種原子，叫做核素;
　?、?質子數(shù)相同，中子數(shù)不同的同一元素的不同原子間，互稱同位素。
　　強調(diào)：①同一元素的各種核素雖然質量數(shù)不同，但它們的化學性質基本相同;
　?、谠谔烊淮嬖诘母鞣N元素里，無論是游離態(tài)還是化合態(tài)，各種核素所占的原子個數(shù)百分比是不變的。
　　H屬于幾種原子，幾種元素，構成幾種分子，組成幾種物質?
　?、跒槭裁从?5種分子，只有13種質量?15種分子的相對質量如何計算?
　?、墼叵鄬υ淤|量的求法

　　計算方法:①34.969×75.77%+36.966×24.23%=35.45
　　③ 35×75.77%+37×24.23%=35.48
　　四、 元素周期律和元素周期表的意義
　　史實：1869年，門捷列夫發(fā)現(xiàn)了元素周期律，并編制了第一張元素周期表。
　　元素周期表是學習研究的一種重要工具。
　　門捷列夫用元素周期律預言了未知元素，為發(fā)現(xiàn)新元素提供了線索。
　　元素周期律與元素周期表可以指導工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)。
　　教學小結：
　　1、 元素性質與元素所在周期表結構的關系
　　2、 概念：同位素、核素
　　3、 元素周期表的意義
　　作業(yè)：P111 習題一、 2、3、4、5、6、8 (課堂鞏固)
　　習題二、 1、2(課堂鞏固)
　　習題三、1、2 (書面)
　　習題三、3、4、5、6(書面)
　　課后小結：
　　第三課時 輔導課
　　新課的準備：
　　復習幾組關系：①元素原子結構與元素在周期表位置的關系
　　②主族元素最高正化合價=等于它所在的主族的族序數(shù)=最外層電子數(shù)(價電子數(shù))=原子所能失去或偏移的電子數(shù);
　?、圬摶蟽r與最高正價絕對值之和等于8。
　　新課進行：
　　一、 化合物性質遞變規(guī)律
　　同一周期元素：最高價氧化物對應的水化物酸性漸強，堿性漸弱;
　　同一主族元素：①最高價氧化物對應的水化物酸性漸弱，堿性漸強;
　?、跉浠锓€(wěn)定性漸小，氫化物還原性漸強。
　　二、 元素屬性判定規(guī)律
　?、?第n周期，有n種主族金屬元素，最后一種金屬屬nA族;有(8-n)種非金屬(含稀有氣體元素)。
　?、?過渡族元素，元素化合價高于電子層數(shù)，表現(xiàn)非金屬性，如，Mn2O7;元素化合價不高于電子層數(shù)，表現(xiàn)金屬性，如，MnO。
　　三、 氫化物質子數(shù)、電子數(shù)規(guī)律
　　各周期非金屬元素的氫化物質子數(shù)、電子數(shù)與該周期稀有氣體元素的相同。
　　HF H2O NH3 CH4 10個電子、10個質子
　　F- OH- NH2- 10個電子、9個質子
　　H3O+ NH4+ 10個電子、11個質子
　　四、 原子序數(shù)差規(guī)律
　?、磐芷谠?br/>　?、駻元素原子序數(shù)為n，同周期ⅢA元素的原子序數(shù)為m
　　二、三周期，m-n =1 ;
　　四、五周期，m-n =11 ;
　　六、七周期，m-n =25。
　　⑵同主族元素
　　左側： H →Li → Na →K → Rb→ Cs → Fr
　　各周期容納的元素數(shù) 2 8 8 18 18 32 32
　　右側 F → Cl → Br→ I → At
　　五、 常見元素原子的特征結構
　　① 最外層電子數(shù)=次外層電子數(shù)：Be、Ar;
　?、?最外層電子數(shù)=電子層數(shù)：H、Be、Al、Ge;
　?、?最外層電子數(shù)為電子層數(shù)2倍：He、C、S、Kr;
　　④ 最外層有兩個電子的元素為：ⅡA、He、B+Ⅷ族;
　　⑤ 次外層上有2電子的元素為：第二周期;;
　?、?次外層上有8電子的元素的為：第三周期、ⅠⅠA、ⅡA。
　　新課的延伸：
　　例題：1.X、y是短周期元素，兩者能組成化合物X2Y3，已知X原子的原子序數(shù)為n，則Y的原子序數(shù)不可能是：
　　(A)n+11 (B)n-6 (C)n+3 (D)n+5
　　2.A和B兩元素在周期表中分別排有m和n種元素，若A、B同在一族，且B在A的上一周期，當A的原子序數(shù)為x時，B的原子序數(shù)為
　　(A)x-n (B)x+m (C)x-m (D)x+n
　　3.A、B兩元素原子的電子層均小于或等于3，它們的離子的電子層相差兩層，已知A原子最外層電子數(shù)為m，B原子最外層電子數(shù)為n，且A只有正化合價，則A、B兩元素的原子核外電子總數(shù)分別為：
　　(A)m+2，n+10 (B)m，n(C)3，7(D)m-2，10-n
　　4.A、B、C是周期表中相鄰的三種元素，其中A和B同周期，B和C同主族。此三種元素原子的最外層電子數(shù)之和為17，質子數(shù)總和為31。則A、B、C分別是N、O、S 。
　　5.已知，某元素的一種核素的n個原子的質量為Wg，其摩爾質量為M g/mol ，則氯元素的一種核素35Cl的一個原子的質量是35W/Mng 。
　　教學小結：略
　　簡單重述五個方面的規(guī)律。
　　作業(yè)：P112 習題二、7 課后練習
　　習題四 課后練習
　　課后小結：
　　第四課時 研究性學習課程輔導
　　研究性課題的目的：
　　1. 訓練學生綜合運用各學科知識分析問題和解決問題的能力，并培養(yǎng)他們的的探究能力;
　　2. 培養(yǎng)學生自己動手查閱資料、獲取信息的技能。
　　新課的準備：
　　介紹上一次研究性課題關于家用能源性能、價格、資源蘊藏及燃燒產(chǎn)物對環(huán)境的影響情況的調(diào)查的結果。綜合同學們的調(diào)查，公布家用燃料的最佳選擇及使燃料充分燃燒的一些做法。
　　新課進行：
　　指導學生讀第113頁的“研究性課題”：搜集資料，找出人體組織的主要元素、我國儲量最大的礦產(chǎn)元素、地殼組成中含量最高的前16種元素在周期表中位置。
　　研究過程：
　　1. 查找資料
　　介紹主要參考書：①有關營養(yǎng)的、生理的科普書籍;②初中地理課本、化學書中的元素豐度表;③高等無機化學教材;④其它各種科普讀物。
　　2. 請教教師幫助
　　向生物教師及地理教師請教，可以詢問，也可以書面提出問題，請老師給予輔導。
　　3. 書面報告結果
　　將從各方面收集到的元素，通過查閱其在元素周期表的位置后，將研究結果上報，上報時一律要求在16K白紙上自己設計表格，自己繪制及填寫表格。
　　附參考答案：
　　1. 人體組成的主要元素
　　O，C，H，N，Ca，P，K，S，Na，Cl，Mg共11種，占人體質量的99.95%，其余組成人體的元素還有50種，它們只占人體的0.05%。
　　2. 我國儲量較大的礦產(chǎn)元素
　　稀土，Ti、Li、W、Sn、Sb，其探明儲量居世界第一。
　　3. 地殼組成中含量最高的前16種元素
　　O，Si，Al，F(xiàn)e，Ca，Mg，Na，K，Ti，H，P，Mn，F(xiàn)，Ba，Sr，S。
　　研究性課題結題報告表(建議)
　　一、 人體組織的主要元素

　　二、 我國儲量較大的礦產(chǎn)元素

　　三、 地殼中含量最高的前16種元素

　　高一化學必修2教案：元素周期律

　　知識目標：1. 使學生初步掌握原子核外電子排布、原子半徑和元素主要化合價與元素金屬性、非金屬性的周期性變化;
　　2. 認識元素性質的周期性變化，是元素原子核外電子排布周期性變化的結果，從而理解元素周期律的實質。
　　3.了解兩性氧化物和兩性氫氧化物情感目標：熱愛、理解對規(guī)律探討的科學家能力目標：進行科學研究方法的教育觀點教育：量變引起質變
　　重點：核外電子排布與金屬性、非金屬性的周期性變化;元素周期律的實質
　　難點：金屬性、非金屬性的周期性變化
　　教 具 投影及有關儀器、藥品
　　教 法 探索發(fā)現(xiàn)和遷移類比。思考討論，分析講解，探索規(guī)律，總結歸納，理解實質。
　　教 學 過 程
　　教師活動 教 學 內(nèi) 容 學 生 活 動
　　提 問 (第一課時)引入：介紹門捷列夫，設問：他的最大功績是什么? 答：元素周期律。
　　板 書 第二節(jié) 元素周期律
　　講 解 元素周期表看起來很有規(guī)律，這個表的確是按一定的規(guī)律來排的，這個規(guī)律就是元素周期律。如何理解"律"和"周期"的含義?講解：質子數(shù)和核電荷數(shù)有何關系?什么叫原子序數(shù)，應如何理解?元素排序 "律" --- 規(guī)律和"周期"--- 周而復始
　　投 影 [思考討論]1. 能否說："質子數(shù)即核電荷數(shù)，也就是原子序數(shù)。"2. 閱讀P97表1-18號元素的原子結構示意圖，研究以怎樣的排列方式能使其有明顯的規(guī)律性?這種規(guī)律是什么?3. 隨著原子序數(shù)的遞增：(1)原子半徑;(2)最高正價和負價;(3)元素的金屬性和非金屬性強弱 有何規(guī)律性變化?從原子結構的角度來解釋元素周期律的實質是什么? 給出1-18號元素按周期表排列要求學生板演原子結構示意圖
　　師生活動 1. 提問后講解原子序數(shù)的含義，與質子數(shù)只是數(shù)值上相等2. 展示1-18號元素的原子結構示意圖的卡片，學生來排列(引導：橫向怎么排，縱向怎么排?排列的依據(jù)是什么?氦元素排在哪里更合理?為什么?1-18號元素原子的最外層電子數(shù)的變化有何規(guī)律?) 3. 講解元素性質的周期性變化(稀有氣體元素原子半徑突大的原因是測定方式不同引起的，解釋課本表格不列出的原因);從左到右半徑縮小的原因是電荷數(shù)和電子數(shù)增多，互相吸引能力增大，半徑縮小;最高正價與最外層電子數(shù)的關系及最高正價與負價之間的關系) 從黑板上的原子結構示意圖及課本表格數(shù)據(jù)分析講解
　　歸 納 核外電子排布介紹橫行縱列行與行之間的關系
　　講解練習 課本表5-6 對答案
　　板書小結 核外電子排布 橫行 縱列行與行之間周期性的變化
　　練 習 1。課本表5-62.投影：在下列元素中，原子半徑最小的是( )A.N B。F C。Mg D。Cl 報告答案
　　板書小結 原子半徑周期性的變化
　　講 練 結構如此，元素的性質呢?化合價是元素相互化合時表現(xiàn)出來的性質。請同學們根據(jù)核外電子排布標出1-18號元素的化合價，注意正負化合價都有。最高、最低價。 填寫課本P99 表5-8，總結規(guī)律：最外電子，次外電子，倒數(shù)第三層電子，從里往外排，2n2相互制約
　　板書小結 化合價 不變 周期性的變化
　　練 習 某元素不最高價氧化物對應水化物的化學式是H2XO3，這種元素的氣態(tài)氫化物的化學式是( ) A.HX B。H2X C。XH3 D。XH4 講解
　　本課小結 核外電子排布 原子半徑 化合價橫行縱行行與行之間 周期性變化 周期性變化 周期性變化
　　今天的學習，我們認識到隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的電子排布、原子半徑和化合價均呈現(xiàn)出周期性的變化。既然結構決定性質，那么，元素的金屬性、非金屬性是否也隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)出周期性的變化呢?下節(jié)課學習。 思考：元素周期律的實質
　　布置作業(yè) 課本P103 T一2、3，T二2、3、4、5，T三課課練本節(jié)課時(1)
　　附：板書設計 一、核外電子排布的周期性變化--最外層電子數(shù)由1-8周期性變化二、原子半徑的周期性變化--從左到右半徑縮小(稀有氣體突大)三、元素的化合價 最高正價：+1 +7 負價 -4 -1四、元素金屬性和非金屬性的周期性變化 金屬性：從左到右逐漸減弱 非金屬性：從左到右逐漸增強元素周期律的實質：原子核外電子的排布呈周期性變化
　　引 入 (第二課時)上節(jié)課的學習，我們認識到隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的電子排布、原子半徑和化合價均呈現(xiàn)出周期性的變化。結構決定性質，元素的金屬性、非金屬性是否也隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)出周期性的變化呢?下面我們來研究這個問題。
　　復 習 元素性質橫行縱列行與行之間
　　演示實驗 A組 鈉、鎂與水的反應 水現(xiàn)象大量氣泡、變紅 無明顯現(xiàn)象，滴入酚酞變紅 加熱 大量氣泡、顏色加深
　　學生活動 1. 觀察實驗現(xiàn)象，寫出反應的化學方程式2. 由現(xiàn)象得出結論：鎂的金屬性不如鈉強 板演評價
　　實 驗 B組 鎂、鋁與鹽酸的反應 鎂 鋁 6mol/L鹽酸 學生做實驗
　　學生活動 1. 寫出反應的離子方程式2. 由現(xiàn)象得出結論：鋁的金屬性不如鎂強 評價
　　小 結 金屬活動性順序：Na>Mg>Al
　　板 書 金屬性遞減
　　設 問 鎂、鋁化合物的性質如何呢?
　　講 解 在初中我們學習的氧化物性質，有堿性氧化物和酸性氧化物，但有一個氧化物，即Al2O3 卻能發(fā)生這樣的反應：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2OAl2O3 + 2NaOH = NaAlO2 + H2O偏鋁酸鈉定義：兩性氧化物。
　　實 驗 C組 鈉、鎂、鋁的氫氧化物性質 NaOH溶液 MgCl2 AlCl3 現(xiàn)象：白色沉淀 白色沉淀 加稀硫酸 加NaOH溶液 加稀硫酸 加NaOH溶液觀察實驗現(xiàn)象，得出結論：Mg(OH)2不溶于NaOH溶液，而Al(OH)3既能與酸反應，也能與堿反應，表現(xiàn)出兩性。 學生做實驗
　　練 習 寫出有關化學方程式及離子方程式Mg(OH)2 + NaOH = 不反應Al(0H)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O定義：兩性氫氧化物 把Al(0H)3理解為H3AlO3 脫水為HalO2
　　分 析 比較NaOH、 Mg(OH)2 、Al(OH)3 堿性強弱，由此可得出什么結論?對比兩種金屬的活潑性，可從那些方面去比較。
　　附：板 書 單質跟水(或酸)反應置換出氫的難易程度對應的氫氧化物堿性強弱單質與鹽溶液的置換反應
　　分 析 硅、磷、硫、氯的氧化物對應水化物性質橫行縱列用堿金屬、鹵素驗證 Na Mg Al Si P S Cl Ar 金屬性減弱，非金屬性增強
　　小 結 元素性質隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)出周期性的變化。這個規(guī)律叫元素周期律。是核外電子排布周期性變化的必然結果。
　　復習 (第三課時)明辨和理解概念：氫化物酸性大小與非金屬性強弱最高價氧化物對應水化物----酸-----酸性大小比較與非金屬性強弱最高價氧化物對應水化物----堿----堿性大小比較與金屬性強弱 以堿金屬和鹵素為例進行分析比較
　　補充內(nèi)容 A 微粒半徑的比較1. 原子電子層越多，半徑越大;電子層相同，核電荷越多，半徑越小 例如：Cl>F,，NaAl，OMg2+ ，S2->Cl-3. 原子和離子之間原子半徑大于陽離子半徑;原子半徑小于陰離子半徑;例如：Al>Al3+; FFe3+ 關鍵從原子核對外圍電子的引力上理解
　　后續(xù)課程前 讀 B 同位素與核素質子數(shù)相同的一類原子為同一元素，占居元素周期表的一個位置，但因中子數(shù)不同，核素不同，因此，幾種核素互稱同位素。
　　難點加強 C 幾個難點1.Al(OH)3的計算2.圖示變化3.實驗現(xiàn)象的比較 AlCl3 滴加到NaOH溶液中 NaOH 滴加到AlCl3溶液中 解釋原因
　　評 講 課課練部分題目講評
　　布置作業(yè) 講義練習

　　高一化學必修2教案：化學鍵

　　教學目標
　　1.使學生理解共價健的概念，能用電子式表示共價化合物的形成。
　　2.使學生了解化學鍵的概念和化學反應的本質。
　　3.通過離子鍵和共價鍵的教學，培養(yǎng)學生對微觀粒子運動的想象力。
　　教學重點 1.共價鍵 2.用電子式表示共價化合物及其形成過程
　　教學難點 化學鍵概念、化學反應的本質
　　教學方法 啟發(fā)、誘導、擬人、講述、練習、比較
　　教學用具 投影儀、電腦
　　教學過程
　　[引言]上節(jié)課我們介紹了化學鍵中的離子鍵，本節(jié)課我們再來認識另一種類型的化學鍵——共價鍵。
　　[板書] 第四節(jié) 化學鍵(第二課時)
　　四、共價鍵
　　[師]什么是共價鍵呢?我們初中所學的共價化合物的知識可以幫助我們找到答案。請大家看以下實驗，并描述實驗現(xiàn)象。
　　[電腦演示]氫氣在盛有氯氣的集氣瓶中燃燒。
　　氫氣在氯氣中燃燒，發(fā)出蒼白色的火焰，集氣瓶的瓶口有大量白霧出現(xiàn)。
　　[師]需要注意的是，該現(xiàn)象不能用“白氣”或“白煙”來描述。因為它是氫氣與氯氣反應生成的氯化氫分子與空氣中的水分子結合而成的鹽酸小液滴分散在瓶口所形成的現(xiàn)象，應該說是“白霧”。
　　我們前面學過，氫氣與氯氣在光照條件下的反應。這是它們在又一條件(即點燃)下反應的反應現(xiàn)象。請大家寫出該反應的化學方程式：
　　[學生活動] [教師板書] H2 + Cl2 = 2HCl
　　[師]在該條件下，氫分子被破壞成氫原子，那么，當氫原子和氯原子相遇時，它們是通過什么作用結合成氯化氫分子的呢? 它們是通過共用電子對形成氯化氫分子的。
　　[師]像氯化氫這樣以共用電子對形成分子的化合物，叫共價化合物。而原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，就叫做共價鍵。
　　[板書]原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。
　　[師]氫原子與氯原子結合成氯化氫分子的過程，我們可用下列動畫形象地表示出來。
　　[電腦演示]
　　[師]以氫原子和氯原子形成了一個共用電子對，共用電子對的共用，使它們各自都滿足了對方的要求，并把它倆緊緊地聯(lián)系在了一起，即共價鍵的存在，使氯原子和氫原子最終結合成了氯化氫分子。
　　共價鍵與離子鍵不同的地方在于：共價鍵的成鍵粒子是原子，它們相互之間屬不打不相識的關系，而形成離子鍵的粒子是陰、陽離子，它們之間是周瑜打黃蓋——一個愿打，一個愿挨。
　　從氯原子和氫原子的結構來分析，由于氯和氫都是非金屬元素，不僅氯原子易得一個電子形成最外層8個電子的穩(wěn)定結構，而且氫原子也易獲得一個電子，形成最外層兩個電子的穩(wěn)定結構。這兩種元素的原子獲得電子難易的程度相差不大，所以相遇時都未能把對方的電子奪取過來。這兩種元素的原子相互作用的結果是雙方各以最外層一個電子組成一個電子對，電子對為兩個原子所共用，在兩個原子核外的空間運動，從而使雙方最外層都達到穩(wěn)定結構。這種電子對，就是共用電子對。共用電子對受兩個核的共同吸引，使兩個原子結合在一起。在氯化氫分子里，由于氯原子對于電子對的吸引力比氫原子的稍強一些，所以電子對偏向氯原子一方。因此，氯原子一方略顯負電性，氫原子一方略顯正電性，但作為分子整體仍呈電中性。
　　以上過程也可以用電子式表示如下：
　　[板書]略
　　[講解]氯化氫分子中，共用電子對僅發(fā)生偏移，沒有發(fā)生電子得失，未形成陰、陽離子，因此，書寫共價化合物的電子式不能標電荷。
　　[投影練習]用電子式表示下列共價化合物的形成過程。
　　CO2 、NH3 、CH4
　　[學生活動，教師巡視，并讓三個同學到黑板上各寫一個]
　　[師]在用電子式表示共價化合物時，首先需分析所涉及的原子最外層有幾個電子;若形成穩(wěn)定結構，需要幾個共用電子對;然后再據(jù)分析結果進行書寫。
　　[對三個同學書寫的結果進行評價，并糾錯]容易出現(xiàn)的問題是：
　　1、不知怎樣確定共用電子對的數(shù)目和位置;
　　2、受離子鍵的影響，而出現(xiàn)中括號，或寫成離子的形式;
　　3、把“”寫成“=”。
　　[把正確結果書寫于黑板上]
　　[板書]略
　　[過渡]由以上分析可以知道，通過共用電子對可形成化合物的分子，那么，通過共用電子對，能不能形成單質的分子呢?下面，我們以氫分子為例，來討論這個問題。
　　[師]請大家寫出氫原子的電子式。 (H×)
　　[問]要使氫原子達到穩(wěn)定結構還差幾個電子? 一個電子
　　[問]氫分子是由氫原子構成的，要使每個氫原子都達到兩電子穩(wěn)定結構，氫原子與氫原子之間應怎樣合作? 形成共用電子對
　　[師]那么，請大家用電子式表示出氫分子的形成過程。
　　[讓一個同學把結果板書于黑板上]
　　[板書] H× + ×H —→

　　[師]氫原子和氫原子結合成氫分子時，由于兩個氫原子得失電子的能力相等，所以其形成的共用電子對位于兩原子的正中間，誰也不偏向誰。
　　[師]由氫分子的形成過程也可以解釋為什么氫氣分子為雙原子分子。那是因為氫原子和氫原子相遇時，每兩個結合就可以達到穩(wěn)定結構。
　　[問]為什么稀有氣體是單原子組成的? 因為稀有氣體元素的原子都已達到穩(wěn)定結構
　　[師]請大家用電子式表示氯氣、氧氣、氮氣。
　　[學生活動，教師巡視][對具有典型錯誤的寫法進行分析、評價][易出現(xiàn)的錯誤是]
　　1.把用電子式表示物質寫成了用電子式表示其形成過程;
　　2.把氮氣的電子式寫成∶N∶∶∶N∶
　　[寫出正確結果][板書]略
　　[師]由此，我們得出以下結論：即同種或不同種非金屬元素化合時，它們的原子之間都能通過共用電子對形成共價鍵(稀有氣體除外)。
　　以上共價鍵中的共用電子對都是成鍵原子雙方提供的，共用電子對能不能由成鍵原子單方面提供呢?我們可通過NH4+的形成及結構進行說明。
　　已知氨分子和氫離子可結合生成銨根離子。那么，它們是通過什么方式結合的呢?分析氨分子和氫離子的電子式，即可揭開此謎。
　　[板書]略
　　[講解]從氨分子的電子式可以看出，氨分子的氮原子周圍還有一對未共用電子，而氫離子的周圍正好是空的。當氨分子和氫離子相遇時，它們一拍即合，即氫離子和氨分子結合時各原子周圍都是穩(wěn)定結構。這樣，在氮原子和氫離子之間又新成了一種新的共價鍵，氨分子也因氫分子的介入而帶正電荷，變成了銨根離子(NH4+)，其電子式可表示如下：
　　[板書]略
　　[師]像這種共用電子對由成鍵原子單方提供的共價鍵，叫做配位鍵。配位鍵的性質和共價鍵相同，只是成鍵方式不同。
　　在多數(shù)共價鍵分子中的原子，彼此形成共用電子對后都達到穩(wěn)定結構，還有一些化合物，它們的分子中并不是所有的原子都達到穩(wěn)定結構。如BF3分子中的硼離子，外層只有6個電子;PCl5分子中的磷原子共用5對電子后，磷原子外層成了10個電子。同樣的情況還有CO、NO2等分子，因此，化學鍵理論仍在不斷發(fā)展中。
　　[過渡]在化學上，我們常用一根短線來表示一對共用電子，這樣得到的式子又叫結構式。以上提到的幾種粒子，表示成結構式分別為：
　　[板書]H—Cl O=C=O
　　H—H Cl—Cl O=O N≡N
　　[過渡]從上節(jié)課的學習我們知道，含有離子鍵的化合物一定是離子化合物。那么，含有共價鍵的化合物是不是一定是共價化合物呢?下面，我們通過分析氫氧化鈉的結構來對此結論進行判斷。
　　[問]氫氧化鈉是否為離子化合物?判斷依據(jù)是什么?氫氧化鈉是強堿，所以是離子化合物
　　[師]已知氫氧化鈉是由鈉離子和氫氧根離子組成的，試用電子式表示氫氧化鈉。
　　[由學生和老師共同完成]
　　[板書]略
　　[問]根據(jù)氫氧化鈉的電子式分析，氫氧化鈉中存在什么類型的化學鍵?
　　鈉離子和氫氧根離子之間是離子鍵，氧原子和氫原子之間是共價鍵。
　　[師]十分正確。
　　[板書](把離子鍵和共價鍵的字樣標在氫氧化鈉電子式對應位置的下方)
　　[問]含有共價鍵的化合物一定是共價化合物。這句話是否正確? 不正確
　　[師]因此，我們說含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，而含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物。
　　[師]下面，讓我們來認識幾種化合物的電子式。
　　[板書]略
　　[師]請大家標出其中存在的化學鍵。
　　[請一位同學上黑板在相應位置寫上離子鍵、共價鍵]
　　[師]通過以上實例及以前的學習，我們可以得出這樣的結論：即在離子化合物中可能有共價鍵，而在共價化合物中卻不可能有離子鍵。
　　非金屬和非金屬原子之間，某些不活潑金屬與非金屬原子之間，形成的都是共價鍵。如HCl中的H—Cl鍵和AlCl3的Al—Cl鍵。
　　[過渡]從有關離子鍵和共價鍵的討論中，我們可以看到，原子結合成分子時，原子之間存在著相互作用。這種作用不僅存在于直接相鄰的原子之間，而且也存在于分子內(nèi)非直接相鄰的原子之間。前一種相互作用比較強烈，破壞它要消耗比較大的能量，是使原子互相聯(lián)結成分子的主要因素。我們把這種相鄰的原子之間強烈的相互作用叫做化學鍵。
　　[板書] 五、化學鍵
　　相鄰的原子之間強烈的相互作用叫做化學鍵。
　　[師]理解化學鍵的定義時，一定要注意“相鄰”和“強烈”。如水分子里氫原子和氧原子之間存在化學鍵，而兩個氫原子之間及水分子與水分子之間是不存在化學鍵的。
　　學了有關化學鍵的知識，我們就可以用化學鍵的觀點來概略地分析化學反應的過程。如鈉與氯氣反應生成氯化鈉的過程，第一步是金屬鈉和氯氣分子中原子之間的化學鍵發(fā)生斷裂(舊鍵斷裂)，其中金屬鈉破壞的是金屬鍵，氯氣分子斷開的是共價鍵，它們分別得到鈉原子和氯原子;第二步是鈉原子和氯原子相互結合，形成鈉氯之間的化學鍵——離子鍵(新鍵形成)。分析其他化學反應，也可以得出過程類似的結論。因此，我們可以認為：
　　[講解并板書]一個化學反應的過程，本質上就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
　　[師]請大家用化學鍵的觀點來分析，H2分子與Cl2分子作用生成HCl分子的過程。
　　先是H2分子與Cl2分子中的H—H鍵、Cl—Cl鍵被破壞，分別生成氯原子和氫原子，然后氯原子與氫原子又以新的共價鍵結合成氯化氫分子。
　　[師]離子鍵和共價鍵是兩種不同類型的化學鍵，它們之間的區(qū)別我們可總結如下：
　　[投影展示]　　　　　　　　　離子鍵與共價鍵的比較

　　注：以上內(nèi)容也可由學生自己填寫。
　　[小結]
　　本節(jié)課我們主要介紹了共價鍵的實質及化學反應過程的本質。
　　[布置作業(yè)]
　　課本一、2，3，4;二、1;三、2，3。
　　[參考練習]
　　1.下列說法中正確的是———————————————————————(　AD　)
　　A.含有離子鍵的化合物必是離子化合物　　B.具有共價鍵的化合物就是共價化合物
　　C.共價化合物可能含離子鍵　　　　　　　D.離子化合物中可能含有共價鍵
　　2.下列物質中含有共價鍵的離子化合物是———————————————(　A　)
　　A.Ba(OH)2　　　　　　B.CaCl2　　　　C.H2O　　　　　　　D.H2
　　3.在下列分子結構中，原子的最外層電子不能滿足8電子穩(wěn)定結構的是——( D )
　　A.CO2 　　　　　B.PCl3　　　C.CCl4 　　　　D.NO2