苏教版化学选修1《优化食物品质的添加剂》ppt课件3
2022-2023学年度第一学期小学一年级语文教学计划及进度安排
2022-2023学年度第一学期小学一年级语文教学计划（2022年9月）一、学情分析一年级学生刚入学，大多还不能适应小学较为紧张与辛苦的学习生活。他们没有良好的学习习惯，如作业不知该如何完成，遵守怎样的课堂常规，如何有效倾听，怎样与人交流，
第三单元：优化食物品质的添加剂 一、食品添加剂的概述1、涵义：可在食物中加入的一些或的物质，用来改善食物的、、，或补充食品在加工过程中失去的以及防止食物变质等。天然的化学合成色香味营养成分 2、食品添加剂的功能一、提高食品质量二、增加食品
简介：专题二复习 一核外电子的排布电子层：KLMNOPQ离核远近：近远能量高低：低高1234567KLMNOPQ分层排布 （2）各层最多容纳2n2个电子（3）最外层不超过8个（K层2个）（4）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。相互制约，相互联系排布规律（一低四不超）（1）能量最低原理 核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图金属元素非金属元素稀有气体元素最外层电子数一般少于4个最外层电子数一般多于4个最外层电子数已达到最多（2个或8个） 二、原子轨道量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，轨道的形状也不同用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向 （1）原子轨道的特点:①s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的；②s轨道是球形对称的，所以只有1个轨道；③p轨道在空间上有x、y、z三个伸展方向，所以p轨道包括px、py、pz3个轨道；④d轨道有5个伸展方向（5个轨道）f轨道有7个伸展方向（7个轨道）； （2）各原子轨道的能量高低：③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga） 六、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 电负性逐渐。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小 反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义 一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。规律与总结离子共价 （1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；△X=0，化合价为零。3。电负性的应用 位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定 练习:写出下列元素的原子实表示式:Na：S：Ca:Br: 练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Br 概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：。共价化合物：。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4 规律与总结电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。弱正强负
简介：专题二复习n一核外电子的排布电子层：KLMNOPQ离核远近：近远能量高低：低高1234567KLMNOPQ分层排布n（2）各层最多容纳2n2个电子（3）最外层不超过8个（K层2个）（4）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。相互制约，相互联系排布规律（一低四不超）（1）能量最低原理n核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图金属元素非金属元素稀有气体元素最外层电子数一般少于4个最外层电子数一般多于4个最外层电子数已达到最多（2个或8个）n二、原子轨道量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，轨道的形状也不同用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向n（1）原子轨道的特点:①s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的；②s轨道是球形对称的，所以只有1个轨道；③p轨道在空间上有x、y、z三个伸展方向，所以p轨道包括px、py、pz3个轨道；④d轨道有5个伸展方向（5个轨道）f轨道有7个伸展方向（7个轨道）；n（2）各原子轨道的能量高低：③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga）n六、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。n电负性逐渐。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小n反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义n一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。规律与总结离子共价n（1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；△X=0，化合价为零。3。电负性的应用n位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定n练习:写出下列元素的原子实表示式:Na：S：Ca:Br:n练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Brn概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：。共价化合物：。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4n规律与总结电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。弱正强负
简介：专题二复习 一核外电子的排布电子层：KLMNOPQ离核远近：近远能量高低：低高1234567KLMNOPQ分层排布 （2）各层最多容纳2n2个电子（3）最外层不超过8个（K层2个）（4）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。相互制约，相互联系排布规律（一低四不超）（1）能量最低原理 核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图金属元素非金属元素稀有气体元素最外层电子数一般少于4个最外层电子数一般多于4个最外层电子数已达到最多（2个或8个） 二、原子轨道量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，轨道的形状也不同用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向 （1）原子轨道的特点:①s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的；②s轨道是球形对称的，所以只有1个轨道；③p轨道在空间上有x、y、z三个伸展方向，所以p轨道包括px、py、pz3个轨道；④d轨道有5个伸展方向（5个轨道）f轨道有7个伸展方向（7个轨道）； （2）各原子轨道的能量高低：③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga） 六、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 电负性逐渐。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小 反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义 一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。规律与总结离子共价 （1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；△X=0，化合价为零。3。电负性的应用 位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定 练习:写出下列元素的原子实表示式:Na：S：Ca:Br: 练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Br 概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：。共价化合物：。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4 规律与总结电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。弱正强负
简介：专题二复习 一核外电子的排布电子层：KLMNOPQ离核远近：近远能量高低：低高1234567KLMNOPQ分层排布 （2）各层最多容纳2n2个电子（3）最外层不超过8个（K层2个）（4）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。相互制约，相互联系排布规律（一低四不超）（1）能量最低原理 核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图金属元素非金属元素稀有气体元素最外层电子数一般少于4个最外层电子数一般多于4个最外层电子数已达到最多（2个或8个） 二、原子轨道量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，轨道的形状也不同用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向 （1）原子轨道的特点:①s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的；②s轨道是球形对称的，所以只有1个轨道；③p轨道在空间上有x、y、z三个伸展方向，所以p轨道包括px、py、pz3个轨道；④d轨道有5个伸展方向（5个轨道）f轨道有7个伸展方向（7个轨道）； （2）各原子轨道的能量高低：③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga） 六、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 电负性逐渐。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小 反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义 一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。规律与总结离子共价 （1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；△X=0，化合价为零。3。电负性的应用 位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定 练习:写出下列元素的原子实表示式:Na：S：Ca:Br: 练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Br 概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：。共价化合物：。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4 规律与总结电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。弱正强负
简介：专题二复习 一核外电子的排布电子层：KLMNOPQ离核远近：近远能量高低：低高1234567KLMNOPQ分层排布 （2）各层最多容纳2n2个电子（3）最外层不超过8个（K层2个）（4）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。相互制约，相互联系排布规律（一低四不超）（1）能量最低原理 核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图金属元素非金属元素稀有气体元素最外层电子数一般少于4个最外层电子数一般多于4个最外层电子数已达到最多（2个或8个） 二、原子轨道量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，轨道的形状也不同用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向 （1）原子轨道的特点:①s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的；②s轨道是球形对称的，所以只有1个轨道；③p轨道在空间上有x、y、z三个伸展方向，所以p轨道包括px、py、pz3个轨道；④d轨道有5个伸展方向（5个轨道）f轨道有7个伸展方向（7个轨道）； （2）各原子轨道的能量高低：③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga） 六、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 电负性逐渐。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小 反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义 一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。规律与总结离子共价 （1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；△X=0，化合价为零。3。电负性的应用 位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定 练习:写出下列元素的原子实表示式:Na：S：Ca:Br: 练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Br 概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：。共价化合物：。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4 规律与总结电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。弱正强负
简介：专题二复习n一核外电子的排布电子层：KLMNOPQ离核远近：近远能量高低：低高1234567KLMNOPQ分层排布n（2）各层最多容纳2n2个电子（3）最外层不超过8个（K层2个）（4）次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。相互制约，相互联系排布规律（一低四不超）（1）能量最低原理n核电荷数为1~18的元素的原子结构示意图金属元素非金属元素稀有气体元素最外层电子数一般少于4个最外层电子数一般多于4个最外层电子数已达到最多（2个或8个）n二、原子轨道量子力学研究表明，处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动。轨道的类型不同，轨道的形状也不同用s、p、d、f分别表示不同形状的轨道形状相同的原子轨道在原子核外空间还有不同的伸展方向n（1）原子轨道的特点:①s原子轨道是球形的，p原子轨道是纺锤形的；②s轨道是球形对称的，所以只有1个轨道；③p轨道在空间上有x、y、z三个伸展方向，所以p轨道包括px、py、pz3个轨道；④d轨道有5个伸展方向（5个轨道）f轨道有7个伸展方向（7个轨道）；n（2）各原子轨道的能量高低：③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns I（B）,I（Mg）>I（Al）I（N）>I（O）,I（P）>I（S）I（Zn）>I（Ga）n六、元素电负性的周期性变化1。电负性的概念（X）为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林(L．Pauling)于1932年首先提出了用电负性(electronegativity)来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。n电负性逐渐。增大电负性有的趋势减小电负性最大电负性最小n反映了原子间的成键能力和成键类型。一般认为，电负性1.8的元素为非金属元素，电负性1.8的元素为金属元素。小于大于3。电负性的意义n一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成键。规律与总结离子共价n（1）元素非金属性的判别一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。（2）化学键型判别电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物，通常形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。（3）判断分子中元素的正负化合价：X大者，化合价为负；X小者，化合价为正；△X=0，化合价为零。3。电负性的应用n位、构、性三者关系原子结构元素性质元素在表中位置决定反映决定反映反映决定n练习:写出下列元素的原子实表示式:Na：S：Ca:Br:n练习:写出下列原子的电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图、原子实表示式、原子外围电子排布式、主族元素的电子式。①H②He③C④N⑤Ne⑥Na⑦Cl⑧K⑨Sc⑩Cr⑾Fe⑿Cu⒀Brn概念应用请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：。共价化合物：。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4n规律与总结电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力，元素的化合价为值。弱正强负
