人教版高中化學(xué)選修三教案-1.2 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) 第三課時

教

案課：二原子結(jié)構(gòu)元的質(zhì)3）

授班課

時教學(xué)目的重點難點知識結(jié)構(gòu)與板書設(shè)計

1、了解元素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用元的電負(fù)性說明元素的某些性質(zhì)知2、能根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元“對線規(guī)。與3、能從物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的視角解釋些化學(xué)現(xiàn)象，預(yù)測物質(zhì)的有關(guān)性質(zhì)技4一步認(rèn)識物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系高分析問題和解決問題的能力過與方情態(tài)價觀電負(fù)性的意義電負(fù)性的應(yīng)用3、負(fù)(1)鍵合電：素互合，子用形成學(xué)的子為合子孤子元相化時元的電中有加成學(xué)的電的電。（2）義：來述同素原對合子引的?。?）義：素電性大表其子化物吸電的能越；之電負(fù)越，應(yīng)子化物吸電的力弱(4)電負(fù)性小標(biāo)：F的電性4.0Li的負(fù)為作為對準(zhǔn)(6)元素電性應(yīng)①素電性元的屬和金性關(guān)②負(fù)與合的系③斷學(xué)的型

eq\o\ac(○,4)eq\o\ac(○,4)對線則元周中于角位的素負(fù)數(shù)相，性相。教過教方、段師教步、容生動［復(fù)］、么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關(guān)系？2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什么規(guī)律？［］素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形地叫做化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。電負(fù)性的概念是由美國化學(xué)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如122)。負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。［影［書3、負(fù)(1)鍵合子元素互合，子用形化鍵電稱鍵電子孤子元相化時元的電中有加成學(xué)的電的電。［］來表示當(dāng)兩個不同原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的對強弱。鮑林給電負(fù)性下的定義是電性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度。［書（2）義用描不同素原對合子引的小（）意：素電性大表其子化物吸引子能越強反，負(fù)越，應(yīng)子化物吸電的力弱。［］林利用實驗數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計算，以氟的電負(fù)性0和的電負(fù)性為。作相標(biāo)，得出了各元素的電負(fù)性(稀氣體未計如圖—23所示。［書(4)電負(fù)大的準(zhǔn)以F的電性為和Li的負(fù)為1.0

作相標(biāo)。［考交］周期元素、同主族元素電負(fù)性如何變化規(guī)律？何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負(fù)性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？［］屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負(fù)性越大，其非金屬性越強；故可以用電負(fù)性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。［影［］周期元素從左往右，電負(fù)性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負(fù)性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。［書(5)元素負(fù)的期變eq\o\ac(○,1)eq\o\ac(○,2)

金元的負(fù)較，金元的負(fù)較。同期左右元的負(fù)遞；主，上下元的電性遞，副而，族素電性大呈出種化勢。［］負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)小的元素位于元素周期表的左下角。［學(xué)究根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。［影電性周性化例

［］素的電負(fù)性用于判斷一種元素是金屬元素還是非屬元素，以及元素的活潑性。通常，電負(fù)性小于的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7，是最強的金屬元素，［書(6)元素負(fù)的用eq\o\ac(○,1)

元的負(fù)與素金性非屬的系［］屬的電負(fù)性一般都小于1.8，金屬的電負(fù)性一般都大于1.8，位于非金屬三角區(qū)邊界“類金屬”(如鍺銻等的負(fù)在左右它既有金屬性，又有非金屬性。［］用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價的正負(fù)；負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價。［書

電性化價關(guān)［］負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電能力的大小。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負(fù)價［書③斷學(xué)的型［］般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子，電負(fù)性差值小于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價鍵電負(fù)性差值零時，通常形成非極性鍵，不為零時易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵［擊題已知元素的電負(fù)性和元素的化合價等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種素的電負(fù)性元素

Al

B

Be

C

Cl

F

Li

Mg

N

O

P電負(fù)性

1.5

2.01.5

2.5

2.8

4.0

1.0

1.2

3.0

0.9

3.5

2.1

eq\o\ac(○,］)223eq\o\ac(○,］)223已知：兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7時形成離子鍵，兩成鍵素間電負(fù)性差值小于時形成共價鍵。①根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律是。②判下列物質(zhì)是離子化合物還共價化合物？MgN32

BeCl2

AlCl3

SiC解析：元素的電負(fù)性是元素的性質(zhì)，隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及上表中數(shù)值MgN電性差值為1.8，大于1.7，成離子鍵，為32離子化合物BeClAlClSiC電性差值分別為1.30.8均于1.7，23形成共價鍵，為共價化合物。答案隨原子序數(shù)的遞增元素的負(fù)性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.MgN；子化合物。AlCl均共價化合物3223［書4對角規(guī)元周中于角位的素負(fù)數(shù)相，性相。［學(xué)究在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱為對線規(guī)則。閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對角線規(guī)則。［］、在氣中燃燒產(chǎn)物分為LiOMgO，（）（）223均為兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對角線規(guī)則的合理性LiMg的負(fù)性分別為、，Al電負(fù)性均為、的電負(fù)性分別為、數(shù)相差不,故質(zhì)相）［］此之外，我們還要注意電離能和電負(fù)性間的關(guān)系。通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但I(xiàn)IA族族素原子的價電子排布分別為ns,nsnp，全滿和半滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常大。［結(jié)原子半徑、電離能、電負(fù)的周期性變化規(guī)律：在元素周期表中同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，第一電離能逐漸增大（趨勢），電

負(fù)性逐漸增大。在元素周期表中同主族從上到下原子半徑逐漸增大，第一電離能逐漸減小，電負(fù)性逐漸減小。［隨堂練］1、負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度下列關(guān)于電負(fù)性的變化規(guī)律正確的是（）A．周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸大B．期表從到下，元素的電負(fù)性逐漸變大C．負(fù)性越大，金屬性越強．負(fù)性越小，非金屬性越強2、已知X、Y元同周期，且電負(fù)性XY，下列說法錯誤的是A、與形成化合物是，可以顯負(fù)價Y顯正價B、一電離可能Y小C、高價含氧酸的酸性X對的性弱于于Y對的、態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：小3、根據(jù)對角線規(guī)則，下列物質(zhì)的性質(zhì)具有相似性的是（）A、硼和硅

B、和鐵

、鈹和鋁

D、銅和教回：原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)是中學(xué)化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論，是整個中學(xué)化學(xué)教材中的重點內(nèi)容。教材內(nèi)容較抽象，理論性強，在教