第三单元 物质构成的奥秘.docx

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第三单元物质构成的奥秘

第三单元物质构成的奥秘

课题1分子和原子

【课标要求】

1.认识物质的微粒性，知道分子、原子等都是构成物质的微粒。

2.能用微粒的观点解释某些常见的现象。

3.知道原子可以i结合成分子。

【重点难点】

重点：

理解物质是由分子、原子等微小粒子构成的；分子、原子的概念及基本性质；能用微粒的观点解释某些常见的现象。

难点：

分子和原子间的区别与联系；理解化学反应的实质。

【复习方法】

从微观角度了解物质的构成，理解物质及其变化的本质是化学的重要学习内容。

只有对物质的微观结构有所了解，才能理解物质的多样性和物质变化的客观性、复杂性，才能形成化学的基本概念。

在复习时应注意从学生熟悉的生活现象和已有的经验出发，促进学生加深巩固物质的微粒观，以及分子、原子的基本性质。

注意引导学生运用所学的知识解释、说明一些简单的化学问题，在应用中加深对所学知识的理解。

化学变化的本质在复习时应着重让学生用语言、文字描述常见化学反应的微观本质，提高学生的表达及书写能力。

在复习时应避免对有关概念的死记硬背，不要过分对某些概念、相似点、不同点等作机械的比较，应帮助学生通过积极思考，对比、分析、归纳，在应用中理解概念，建立起宏观和微观的联系。

【考点梳理】

一、分子

1.分子是保持物质化学性质的最小粒子。

分子是构成物质的一种粒子，但不是唯一的一种。

由分子构成的物质，分子保持了该物质的化学性质，如：

水是由水分子构成的物质，则水分子保持了水的化学性质。

但分子不能保持该物质的物理性质，因为物理性质是大量粒子聚集到一起才能表现出来的一种属性，单个分子无法体现，如：

单个分子无法体现水的颜色、气味、状态等物理性质。

同时分子也不是唯一能保持物质化学性质的粒子。

2.分子的基本性质

①分子的质量和体积都很小，但真实存在；

②分子间有间隔，一般情况下，气体分子间的间隔＞液体分子间的间隔＞固体分子间的间隔，分子间的间隔受热增大遇冷缩小；

③分子是在不断运动的；温度越高分子运动速度越快；

④同种分子性质相同，不同种分子性质不同。

3.变化中的分子

物理变化中，分子本身未变，发生变化的是分子间的间隔或分子的运动速率，其宏观表现是物质形状和状态的变化，如：

物质的三态变化。

在化学变化中，分子本身发生了改变，i先分裂为原子，原子再重新组合成新的分子或直接构成物质，其宏观表现是原物质的消失和新物质的生成。

4.由分子构成的常见物质由：

气体（除去稀有气体）、有机化合物、水、过氧化氢等。

二、原子

1.原子是化学变化中的最小粒子。

在化学变化中，分子不可再分，也不会由一种原子变为另一种原子，即化学变化中原子的种类、数目、质量都没有变化，其原因是原子核没有发生变化，所以说原子是化学变化中的最小粒子。

原子可以构成分子再构成物质，也可以直接构成物质，因此原子也是保持物质化学性质的一种粒子。

2.原子的基本性质

①原子的质量和体积都很小，但真实存在；②原子间有间隔；③原子是不断运动的。

3.变化中的原子

物理变化中，原子可以再分。

化学变化中，原子不可用再分。

4.有原子构成的常见的物质有：

稀有气体、金属、金刚石、石墨、硅等。

5.分子、原子的区别和联系

分子

原子

定义

分子是保持物质化学性质的最小粒子

原子是化学变化中的最小粒子

相似点

①都是构成物质的一种粒子

②都可以保持物质的化学性质

③粒子的基本性质

④都是既能说“种类”又能说“个数”的微观粒子

区别点

在化学反应中可以再分

在化学反应中不可以再分

联系

①分子由原子构成

②化学反应的实质就是分子破裂为原子，原子重新组合成新物质分子的过程

【研究性学习】

世界万物都是由分子、原子等微观粒子构成的，这样的微粒观世化学基本观念的重要组成部分，也是化学基本观念中最基础的部分，从微观视角认识和考察物质世界是学习化学应掌握的重要思维方法，也是近年来在中考常见的考查内容。

【回顾与梳理】

分子和原子都是构成物质的基本粒子，都能保持物质的化学性质，但不能保持物质的物理性质；分子和原子的基本性质相同，利用微粒的观点解释常见的现象（热胀冷缩、扩散、不同液体混合时体积的变化）等是近年来中考的热点。

在物理变化中分子和原子都不会发生变化而变成其他物质的分子或原子，仅仅是粒子之间的间隔或运动速率发生了变化；在化学变化中分子发生了变化，变成了其他物质的分子，而原子没有发生变化，仅仅是重新组合成新的分子，这就是化学变化的微观实质。

在化学反应前后，原子的种类、数目、质量均未发生变化，因此原子是化学变化中的最小粒子。

分子是由原子构成的，不能误解为分子比原子大，只能说分子比构成该分子的原子大。

有些物质的分子是由同种原子构成，这类物质属于单质，有些物质的分子由不同种原子构成，这类物质属于化合物。

由不同种分子构成的物质一定是混合物，但混合物不一定都是由不同种分子构成的。

分子可以用化学式（或分子式）表示，原子用元素符号来表示。

课题2原子的结构

【课标要求】

1.知道原子是由原子核和核外电子构成的。

2.知道同一元素的原子和离子可以相互转化，初步认识核外电子在化学反应中的作用。

3.认识物质的微粒性，知道分子、原子、离子等都是构成物质的微粒。

【重点难点】

重点：

原子的内部结构及构成原子的各粒子间的关系；离子的形成。

难点：

核外电子的分层排布，相对原子质量的概念。

【复习方法】

本课题内容是中考必考知识点之一，在复习时应注意：

构成物质以及原子的粒子众多，涉及到的概念也较多，各粒子之间的相互关系也很多，容易混淆，应用对比的方法将有关概念进行比较，从而实现明确概念、熟练运用的目的。

如可以通过列表的方法比较原子、分子、离子的区别与联系。

离子符号是每年中考的必考点之一，在复习时要注意引导学生从分析原子结构，特别是原子的核外电子排布，明确离子所带电荷的数目和正负号的来龙去脉，再通过一定量的强化训练，使学生能熟练书写常见的离子符号。

【考点梳理】

一、原子的构成

1.原子的构成：

原子是由居于原子中心带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的，而原子核又是由质子和中子两种粒子构成的。

原子核（+）质子（+）：

每个质子带一个单位正电荷

原子中子（不带电）

核外电子（—）：

每个电子带一个单位负电荷

2.原子中各粒子的电性、质量和相互关系

（1原子不显电性的原因：

由于中子不带电，每个质子带一个单位正电荷，所以原子核所带电荷数由质子个数决定。

原子核所带电量和核外电子的电量相等，但电性相反，因此整个院子不显电性。

既有：

核电荷数=质子数=核外电子数。

（2质量关系：

电子的质量很小，只相当于质子或中子质量的1/1836，所以原子的质量即为原子中质子和中子质量的总和，或者说原子的质量主要集中在原子核上。

（3不同的原子质子数（或核电荷数）不同，因此质子数（或核电荷数）决定了原子的种类。

原子核内质子数不一定等于中子数，普通氢原子的原子核内无中子。

二、原子核外电子的排布

1.核外电子的分层排布

（1电子层：

电子是质量很小的带负电的粒子，在原子核外一定空间内做高速运动，运动时经常出现的区域，称之为电子层。

在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，能量高的通常在离核较远的区域运动，能量低的通常在离核较近的区域运动，就好像分层一样，能量不同的电子在不同的区域运动，这样的运动称为分层运动，又叫核外电子的分层排布。

（2现在发现的原子核外电子最少的有1层，最多的有7层。

核外电子排布是有规律的。

2.原子结构示意图的涵义：

圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示质子数；

弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数；

3.原子（或元素）种类的划分方法：

根据原子的最外层电子数可将原子（或元素）划分为以下三类：

原子种类

最外层电子数

结构稳定性

得失电子趋势

稀有气体原子（元素）

8个（氦为2个）

相对稳定

不易得失电子

金属的原子（元素）

一般少于4个

不稳定

易失电子

非金属的原子（元素）

一般多于或等于4个

不稳定

易得电子

4.离子

（1概念：

带电的原子或原子团。

（2分类及所带的电荷

阳离子：

带正电荷的原子或原子团，如Na+、NH4+等；

核电荷数=质子数＞核外电子数

阴离子：

带负电荷的原子或原子团，如Cl-、OH-等；

核电荷数=质子数＜核外电子数

（3表示方法：

离子符号

①在元素符号的右上角标出离子所带电荷数目和正负号，数值在前，正负号在后。

如镁离子Mg2+、氧离子O2-等。

②离子带1个单位的电荷时，“1”必须省略不写，如钠离子Na+、氯离子Cl-等。

（4分子、原子、离子的比较

项目

分子

原子

离子

概念及存在

保持物质化学性质的最小粒子，能独立存在

化学变化中的最小粒子，能独立存在

带电的原子或原子团，单个离子不能独立存在

电性

中性

中性

带电荷

核电荷数与核外电子数的关系

核电荷数=质子数=核外电子数

核电荷数=质子数=核外电子数

核电荷数=质子数≠核外电子数

表示方法

用化学式（分子式）表示，如O2

用元素符号表示，如：

O

用离子符号表示，如：

O2-

变化中的改变

化学变化中分子发生改变，物理变化中分子不发生改变

化学变化中原子种类和数目不发生改变

离子运动的结果可能是物理变化，也可能是化学变化

相同点

1.都能构成物质，都能保持物质的化学性质；

2.都可计“种类”和“个数”；

3.当化学式、元素符号、离子符号前面加上计量数时，则只表示“个数”，不表示元素和物质（即微观化，不能再表示宏观涵义）

相互转化

分子分解为原子，原子构成分子；

原子得失电子变为离子，离子得失电子变为原子。

三、相对原子质量

1.概念：

以一种碳原子（原子核中含有6个质子和6个中子）质量的1/12作为标准，气体原子的质量跟它相比较所得的比，作为这种原子的相对原子质量，符号为Ar。

2.定义式：

相对原子质量（Ar）=

一个该原子的实际质量（kg）/一个碳12原子实际质量的1/12（kg）

3.单位：

相对原子质量是一个比值，单位为“1”，一般不写出。

4.由于电子的质量很小，可以忽略不计，质子和中子的质量和相对原子质量相比均约等于1，所以相对原子质量约等于质子数加上中子数，即：

相对原子质量≈质子数+中子数。

5.原子的质量和相对原子质量的关系

原子的质量

相对原子质量

得出方式与性质

测定得出，绝对的

比较得出，相对的

数值与单位

非常小，单位为“kg”

大于1，符号为“Ar”，单位为“1”，一般不写

联系

相对原子质量（Ar）=

一个该原子的实际质量（kg）/一个碳12原子实际质量的1/12（kg）

【回顾与梳理】

1.有关原子构成的一些问题

（1并不是所有的原子核都是由质子和中子构成的，如在氢原子核中只有质子，没有中子。

（2并不是所有的氢原子中都没有中子，有些氢原子中有中子，有些氢原子中没有中子。

（3区分原子种类的依据是原子的质子数，质子数=核电荷数。

为何不看电子数？

因为原子在发生化学变化时，最外层的电子有得有失，电子数发生了变化。

2.分子、原子、离子都是构成物质的基本粒子，都能保持物质的化学性质；物理变化中，分子、原子、离子都不会发生变化；化学变化中，分子发生变化，原子不会发生变化，离子可能发生变化（如原子团发生变化）。

已知的带电荷的粒子有质子、电子和离子。

有的物质是由离子构成的，由离子构成的物质都是化合物，因此离子只存在于化合物中。

由于化合物不显电性，所以构成这种化合物的离子必是带异性电荷的两种离子，同时二者所带电荷的总电量相等。

3.核外电子排布规律

（1核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，即排满了第一层才能排第二层，排满了第二层才能排第三层，依此轮推。

（2每个电子层上的电子数不超过该层数的平方的2倍，即2n2（n为电子层数）。

（3最外层电子数不超过8个（若只有一层不超过2个）。

（4关于含有多个电子的原子核外电子排布规律遵循“288”规律。

以上规律在使用时互相制约，不能独立存在。

18号以后的其他元素的核外电子排布还有其他规律，不必硬套，高中还会学到。

4.原子的最外层电子数目相同，则对应元素的化学性质相似，但要注意像氢、氦这样只有一个电子层的原子，与钠、镁等有多个电子层的原子，即使最外层电子数相同，化学性质也是不相似的。

5.离子所带电荷数=核电荷数-核外电子数；电性：

谁大显谁性。

6.相对原子质量越大的原子，其原子质量越大，原子质量比等于相对原子质量之比。

即甲原子的相对原子质量：

乙原子的相对原子质量=甲原子的质量：

乙原子的质量。

7.不仅仅是原子得失电子后能变成离子，离子得失电子后也能再变成原子，如：

对于反应：

Fe+CuSO4=Cu+FeSO4，从微观实质看就是：

铁原子失去电子后变成亚铁离子，铜离子得到电子后变成铜原子。

课题3元素

【课标要求】

1.认识氢、碳、氧、氮等与人类关系密切的常见元素。

2.记住并能正确书写一些常见元素的名称和符号。

3.知道元素的简单分类。

4.能根据元素的原子序数在元素周期表中找到指定的元素。

5.形成“化学变化过程中元素不变”的概念。

【重点难点】

重点：

元素的概念、元素符号。

难点：

元素的概念、元素符号的涵义，能用元素周期表查一些简单信息。

【复习方法】

近年来，这部分内容在中考命题中占有比较突出的地位，通过元素将宏观的物质，微观的原子、分子联系了起来，要求学生能从宏、微、符不同的角度对物质进行掌握。

在复习时要注意引导学生对比分析元素与原子的本质区别和联系，理解原子结构与元素性质的关系。

要通过适度练习使学生确实掌握初中常见元素符号的正确书写以及表示的意义。

【考点梳理】

一、元素

1.元素的概念：

元素是具有相同核电荷数（即核内质子数）的一类原子的总称。

2.元素的种类、分类和分布：

（1元素的种类：

已经发现的元素有100多种，其中有十几种是人造元素。

（核电荷数）即核内质子数决定元素的种类。

（2元素的分类：

按元素性质来分，可分为金属元素、非金属元素和稀有气体元素三大类。

其中金属元素有80多种，非金属元素有20多种。

原子的最外层电子数决定元素的分类。

元素偏旁与分类如下表所示：

元素分类

偏旁

实例

注意事项

金属元素

“钅”字旁

钾、钙、钠

汞是一种特殊的金属，没有“钅”字旁，且常温下是液态

非金属元素

“石”字旁；

“氵”字旁；

“气”字旁；

碳、硫、磷

溴

氢、氮、氧

溴是唯一一种液体非金属

稀有气体元素

“气”字旁

氦、氖、氩

（3.元素的分布：

①地壳中含量最多的五种元素依次为：

氧、硅、铝、铁、钙。

②生物体内含量最多的三种元素依次为：

氧、碳、氢。

③空气中含量最多的两种元素依次为：

氮、氧。

3.元素与原子的关系

元素

原子

区别

宏观概念，只讲种类，不表示个数

微观概念，既讲种类，又讲数

适用范围

表示物质的宏观组成。

常用来表示物质是由哪几种元素组成

表示物质的微观构成。

常用来表示物质的分子由哪些及几个原子构成

联系

只要核电荷数相同的一类原子就是同一种元素，原子是元素的最小单位，而元素则是原子的一个归类“集体”

二、元素符号

1.国际上采用统一的符号来表示各种元素。

2.元素符号的写法：

用拉丁文名称的第一个字母，只有一个字母的大写，有两个字母组成的要“前大后小”。

3.元素符号表示的意义：

宏观上表示一种元素；微观上表示该种元素的一个原子；由原子构成的物质，如金属、稀有气体、某些固态非金属（金刚石、石墨、硅等），它们的元素符号还表示宏观上的这种物质。

4.元素符号及化学式周围数字的含义：

化学式前面的化学计量数（系数），表示的是分子的个数，只具有微观意义；

化学式中元素符号右下角的数字表示的是一个分子中所含该原子的个数；

化学式中元素符号右上角的数字表示一个离子所带的电荷数；

化学式中元素符号正上方的数字表示该元素在化合物中化合价。

2H2O：

系数2表示两个水分子；下标2表示一个水分子中有两个氢原子

2Mg2+：

系数2表示两个镁离子；右上角的2+表示一个镁离子带两个单位的正电荷

三、元素周期律和元素周期表

1.元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。

原子序数：

按元素原子核电荷数由大到小的顺序给元素编的序号。

在原子中，原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。

2.元素周期表

（1发现：

俄国的门捷列夫。

（2排列依据：

根据元素周期律，把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层递增的顺序由上而下排成纵行，这样得到的表叫元素周期表。

元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间相互联系的规律，是学习化学的重要工具。

（3元素周期表的结构：

每一横行叫一周期，共有7个周期；每一纵行叫一个族，共有18个纵行，16个族，其中8、9、10三个纵行共同组成一个族。

每一单元格中均有一种元素每格均包括元素的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量等内容。

【回顾与梳理】

1.元素是同一类原子的总称，而不是同一类粒子的总称。

粒子包括原子、分子、离子等，由于分子是由原子构成的，则分子中质子数是构成该分子的原子钟质子数之和，所以不同的原子构成的分子中，质子数之和可能相等。

2.决定元素种类的是质子数，在单核的粒子中，只要质子数相同，不考虑核外电子数和核内中子数，它们都属于同一类原子，即总称为同一类元素。

如：

Cl与Cl-核电荷数都是17，核外电子数不同，核内中子数也可能不同（原因高中会讲到）但它们都属于氯元素。

3.元素符号等化学用语的意义及书写是中考必考的，解题关键是分清化学用语所表示的对象是分子、原子、离子还是化合价，才能在化学符号前或其他位置加上适当的计量数来完整地表达其意义，并能根据物质化学式的书写规则正确书写物质的化学式，才能熟练准确的解答此类题目。

4.要熟知元素周期表的结构、原子结构示意图、离子结构示意图以及原子中各种粒子的关系才能顺利解决有关微观的题目。