高中化學選擇性必修二 1.2.3 原子結構與元素周期律 第三課時 教案

1、原子結構與元素的性質(zhì)第二課時 教學設計課題原子結構與元素的性質(zhì)單元1學科化學年級高二教材分析本節(jié)教學內(nèi)容是人教版高中化學選擇性必修第二冊第一章原子結構與性質(zhì)第二節(jié)原子結構與元素的性質(zhì)第三課時。這一課時的教學內(nèi)容主要是電負性的概念以及周期性變化規(guī)律。前一節(jié)已經(jīng)學習了 “元素第一電離能”的概念及周期性變化相關內(nèi)容，了解了電離能隨原子序數(shù)的變化而變化的周期性規(guī)律。本節(jié)內(nèi)容在元素第一電離能的基礎上，進一步從電負性探究元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。重點探究電負性的周期性變化。 本節(jié)安排了“電負性”這部分內(nèi)容。學生通過學習這部分知識，了解電負性的概念。知道電負性的概念是由美國著名化學家鮑林提出。通過主動探究，

2、理解電負性的周期性變化趨勢。通過思考討論，學會應用電負性判斷元素的原子半徑大小、化合物元素化合價正負、元素金屬性與非金屬性強弱、解釋對角線規(guī)則。加深對元素周期律、元素周期表及元素“位構性”三者關系的理解。教學目標與核心素養(yǎng)證據(jù)推理與模型認知：通過數(shù)據(jù)，主動繪制變化圖探究元素電負性的變化趨勢。理解電負性的周期性變化趨勢。通過綜合比較與分析電離能與電負性的周期性變化異同點，加深對元素周期律、元素周期表及元素“位構性”三者關系的理解?？茖W精神與社會責任：通過了解電負性的概念是由美國著名化學家鮑林提出的，認識到科學是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務實、不斷進步的科學精神與社會責任感。重點難點電負性的周期性變化

3、。教學過程教學環(huán)節(jié)教師活動學生活動設計意圖導入新課 【舊知回顧】 根據(jù)已學知識回顧：我們學過的化學鍵有哪幾種類型？ 離子鍵、共價鍵。 【思考】什么是化學鍵？如何理解？復習舊知通過之前已有知識的復習，給新內(nèi)容學習奠基基礎，提高學生學習積極性。講授新課第二節(jié) 原子結構與元素的性質(zhì)第三課時 電負性一、電負性1.化學鍵元素相互化合，可理解為相鄰原子之間產(chǎn)生化學作用力，形象地叫做化學鍵。2.鍵合電子原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。電負性的概念是由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負

4、性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。一、電負性（1）定義用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（2）意義電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。（3）大小標準以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性。注意：電負性是相對值，沒單位。【思考與討論】觀察圖1-23，思考各元素的電負性有何周期性變化？并回答下列問題。同一周期中，元素的電負性如何變化？同一主族中，元素的電負性如何變化？電負性最大的元素和電負性最小的元素分別在元素周期表的什么位置？（3）變化規(guī)律同一周期：主族元素的電負性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強

5、。(稀有氣體元素除外)同一主族：元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。電負性最大的是氟，最小的是銫。（4）應用電負性的大小也可以作為判斷元素金屬性與非金屬性強弱的依據(jù)。電負性越大,元素的非金屬性越強,電負性越小,元素的非金屬性越弱。a.金屬元素的電負性一般小于1.8。b.非金屬元素的電負性一般大于1.8。c.位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負性在1.8左右,既表現(xiàn)金屬性,又表現(xiàn)非金屬性。電負性也可以用來判斷化合物的化學鍵類型。電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。電負性也可以用來判

6、斷化合物中元素化合價的正負。a.電負性數(shù)值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價為正值。b.電負性數(shù)值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強,元素的化合價為負值。注意：電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。電負性也可以用來解釋元素的“對角線”規(guī)則。例：“Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負性分別為1.5、1.5;B、Si的電負性分別為2.0、1.8。它們的電負性接近,說明它們對鍵合電子的吸引力相當,它們表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。（

7、5）第一電離能與電負性的關系電負性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負性大的原子吸引電子的能力強，所以一般來說，電負性大的原子對應元素的第一電離能也大。【探究】元素的電負性變化趨勢【繪制變化圖】請利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期元素、 第A和A族元素的電負性變化圖，并找出其變化趨勢。同一周期：主族元素的電負性從左到右逐漸增大。同一主族：元素的電負性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢?！颈容^與分析】根據(jù)圖1-22，找出上述相關元素的第一電離能的變化趨勢，與電負性的變化趨勢有什么不同？并分析其原因。同周期主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，電負性逐漸增大，第一電離能總的變化趨勢是逐漸增大的，但有如I1（Be） I1（

8、B）、 I1（N） I1（O）這樣的“異?！爆F(xiàn)象，其中的原因分析如下：電負性是指不同元素的原子對鍵合電子的吸引能力，美國化學鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性（不包括稀有氣體）。因此，元素電負性的大小與原子結構無關。而第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。因此，第一電離能的大小與原子結構關系密切?！菊n堂練習】1判斷正誤(正確的打“”，錯誤的打“”)原子半徑:r(Si)r(C)r(B)。 ()離子半徑:r(Li+)r(Na+)r(K+)r(Rb+)r(Cs+)。()能層數(shù)多的元素的

9、原子半徑一定比能層數(shù)少的元素的原子半徑大。()原子失去2個電子所需要的能量是其失去1個電子所需能量的2倍。()一般認為元素的電負性小于1.8的為金屬元素,大于1.8的為非金屬元素。()同周期元素從左到右,第一電離能有增大的趨勢,故第一電離能CNO。()元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小。()主族元素的電負性越大,元素原子的第一電離能一定越大。()答案： 。2下列不能根據(jù)元素電負性判斷的性質(zhì)是()A.判斷化合物的溶解度B.判斷化合物中元素化合價的正負C.判斷化學鍵類型D.判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素答案為 A。3.下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式,電負性最大的原子是()A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2答案為 A。4.不同元素的原子在化合物中吸引電子的能力大小可用電負性表示,若電負性越大,則原子吸引電子的能力越大,在所形成的分子中成為顯負電性的一方。下面是某些短周期元素的電負性:(1)通過分析電負性的變化規(guī)律,確定N、Mg的電負性(x)范圍: x(N) ;x(Mg)OC ONC 思考與討論思考主動探究思考問題檢測反饋檢測反饋知道電負性