人教版選修3 第一章第二節(jié)原子結構與元素的性質 教案.docVIP

第二節(jié)原子結構與元素的性質一、教材分析本節(jié)課是人教版化學選修3第一章第二節(jié)的教學內容，是在必修2第一章物質結構 元素周期律, 選修3第一章第一節(jié)原子結構基礎上進一步認識原子結構與元素性質的關系。本節(jié)教學內容分為兩部分：第一部分在復習原子結構及元素周期表相關知識的基礎上，從原子核外電子排布的特點出發(fā)，結合元素周期表進一步探究元素在周期表中的位置與原子結構的關系。第二部分在復習元素的核外電子排布、元素的主要化合價、元素的金屬性與非金屬性變化的基礎上，進一步從原子半徑、電離能以及電負性等方面探究元素性質的周期性變化規(guī)律。本節(jié)教學需要三個課時，本教學設計是第一課時的內容?？偟乃悸肥峭ㄟ^復習原子結構及元素周期表的相關知識引入新知識的學習，然后設置問題引導學生進一步探究原子結構與元素周期表的關系，再結合教材中的“科學探究”引導學生進行問題探究，最后在學生討論交流的基礎上，總結歸納元素的外圍電子排布的特征與元素周期表結構的關系。根據(jù)新課標的要求，本人在教學的過程中采用探究法，堅持以人為本的宗旨，注重對學生進行科學方法的訓練和科學思維的培養(yǎng)，提高學生的邏輯推理能力以及分析問題、解決問題、總結規(guī)律的能力。二、教學重點1、原子結構與元素周期表的關系及原子核外電子排布的周期性變化。2、電離能得定義及與原子結構之間的關系。3、電負性及其意義。3、 教學難點 1、電離能得定義及與原子結構之間的關系2、 電離能得定義及與原子結構之間的關系 3、電負性的應用。四、教學方法復習法、延伸歸納法、討論法、引導分析法1. 可以以問題思考的形式復習原子結構、元素周期律和元素周期表的相關知識，引導學生從元素原子核外電子排布特征的角度進一步認識、理解原子結構與元素在周期表中位置的關系。2. 對于電離能和電負性概念的教學，應突出電離能、電負性與元素性質間的關系。在了解電離能概念和概念要點的基礎上，重點引導學生認識、理解元素電離能與元素性質間的關系。通過教科書中圖1-21列舉的li ne、na ar第一電離能數(shù)值，討論元素的第一電離能與元素金屬性、非金屬性的關系。通過“學與問”表格中所列的na、mg、al的逐級電離能的數(shù)據(jù)引導學生尋找其中的規(guī)律并分析：na、mg、al的電離能為什么會逐漸增大？na、mg、al的逐級電離能數(shù)據(jù)為什么會出現(xiàn)突變？這與它們的化合價有何關系？等等。從而加深學生對電離能與元素性質關系的理解。 電負性概念的教學，可以通過引導學生對教科書中圖1-23所列元素的電負性數(shù)據(jù)與元素性質間規(guī)律的探究，使學生認識到：金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大；元素的電負性越小，元素的金屬性越強，元素的電負性越大，元素的非金屬性越強，電負性的大小可以作為判斷元素金屬性和非金屬性強弱的尺度。3. 可利用數(shù)據(jù)、圖表進行教學，如利用教科書中圖120引導學生推出原子半徑的變化規(guī)律：同一周期元素從左到右，原子半徑逐漸減?。煌恢髯逶貜纳系较?，原子半徑逐漸增大。利用教科書中圖121探索元素的第一電離能的變化規(guī)律。利用教科書中圖1-23探究電負性周期性變化的規(guī)律：同一周期的元素的電負性從左到右逐漸增大；同一主族的元素的電負性從上到下逐漸減小。五、學情分析第二節(jié)原子結構與元素的性質課 時第一課時教學目的知識與技能1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態(tài)、元素數(shù)目等之間的關系2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義3、認識周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子核外電子排布的規(guī)律4、知道周期表中各區(qū)、周期、族元素的原子結構和位置間的關系 過程與方法情感態(tài)度價值觀重 點1、原子核外電子排布的周期性變化2、原子結構與元素周期表的關系難 點元素周期表的結構與原子結構的關系教學過程教學步驟、內容師生活動【復習引入】什么是元素周期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質周期性變化的根本原因是什么？【生】 元素的性質隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變。 元素的性質包括：金屬性、非金屬性、原子半徑 元素性質周期性變化的根本原因是：原子電子排布的周期性變化【師】不錯，說到底元素的性質是由原子結構所決定的，今天，我們將進一步探究原子結構與元素性質的關系?！景鍟康诙?jié) 原子結構與元素的性質 元素的性質跟其在周期表中的位置有相應的關系，所以要探究原子結構與元素的性質的關系首先得研究元素周期表。在必修2中我們已經對元素周期表做過探究，請同學們結合p1516頁科學探究內容回憶元素周期表的結構的相關知識?！景鍟恳?、原子結構與元素周期表【科學探究】p1516【學生思考、討論、回答】【小結】1. 元素周期表共有7個周期，其中有三個短周期，三個長周期和一個不完全周期。每周期具有元素的數(shù)目分別為2、8、8、18、18、32、26種。一、1s11s2 二、2s12s22p6 三、3s13s23p6 四、4s1 4s24p6 五、5s1 5s25p6 六、6s16s26p6 七、7s1？通式：ns1ns2np6第一周期結尾元素只有一個1s能級，2個電子，所以電子排布跟其他周期不同2. 元素周期表共有18個縱列，【板書】1. 價電子層：能級上的電子數(shù)可在化學反應中發(fā)生變化的能層。2. 價電子：價電子層上的電子。3. 每個縱列的價電子層的電子總數(shù)相等3. s區(qū)有2個縱列，d區(qū)有8個縱列，p區(qū)有6個縱列；從元素的價電子層結構可以看出，s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)的元素在發(fā)生化學反應時容易失去最外層電子及倒數(shù)第二層的d電子，呈現(xiàn)金屬性，所以s區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)都是金屬?！練w納】s區(qū)元素價電子特征排布為s12，價電子數(shù)等于族序數(shù)。區(qū)元素價電子排布特征為（1）d110ns12；價電子總數(shù)等于副族序數(shù)；ds區(qū)元素特征電子排布為(n-1)d10ns12，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)；p區(qū)元素特征電子排布為ns2np16；價電子總數(shù)等于主族序數(shù)。4. 元素周期表可分為主族、副族和0族：從圖116可知，副族元素（包括d區(qū)和ds區(qū)的元素）介于s區(qū)元素（主要是金屬元素）和p區(qū)（主要是非金屬元素）之間，處于由金屬元素向非金屬元素過渡的區(qū)域，因此把副族元素又稱為過渡元素。5. 這是由元素的價電子層結構和元素周期表中性質遞變規(guī)律決定的，在元素周期表中，同周期元素從左到右非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱，同主族元素從上到下非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，結果使元素周期表右上角三角區(qū)域的元素主要呈現(xiàn)出非金屬性。6. 由于元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴格的界線，處于非金屬三角區(qū)邊緣的元素既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性，因此，這些元素常被稱為半金屬或準金屬?！舅伎肌吭卦谥芷诒碇信挪荚谀膫€橫行，由什么決定？元素在周期表中排在哪個列由什么決定？分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數(shù)與族序數(shù)的聯(lián)系。【板書】4. 元素在周期表中的位置由原子結構決定：（1）原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期；周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外）46pd kr4d10,最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。（2）原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族；如：29cu 3d104s1 ，10+1=11尾數(shù)是1所以，是ib。總結：元素周期表是元素原子結構以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)?！具^渡】由于隨核電荷數(shù)的遞增，電子在能級里的填充順序遵循構造原理，元素周期系的周期不是單調的，每一周期里元素的數(shù)目并不總是一樣多，而是隨周期序號的遞增漸漸增多，同時，金屬元素的數(shù)目也逐漸增多，（關系見p14）因此我們可以把元素周期表畫成螺旋型的形狀。見p15 圖 115。隨堂練習1下列元素是主族元素還是副族元素？第幾周期？第幾族？（1）1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 （2）ar3d10 4s12由下列元素在周期表中的位置，給出其原子的價電子層構型（3）第四周期第b族 （4）第六周期第a族3.已知某元素的原子序數(shù)是25，寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素的名稱、符號以及所屬的周期和族。4.已知某元素在周期表中位于第五周期、a族。試寫出該元素的基態(tài)原子的電子排布式、元素名稱、符號和原子序數(shù)?？偨Y：元素周期表是元素原子結構以及遞變規(guī)律的具體體現(xiàn)。知識結構與板書設計一、原子結構與元素周期表1.價電子層：能級上的電子數(shù)可在化學反應中發(fā)生變化的能層。2.價電子：價電子層上的電子。3.每個縱列的價電子層的電子總數(shù)相等4.元素在周期表中的位置由原子結構決定：(1)原子核外電子層數(shù)決定元素所在的周期；周期數(shù)=最大能層數(shù)（鈀除外）46pd kr4d10,最大能層數(shù)是4，但是在第五周期。(2)原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族；如：29cu 3d104s1 ，10+1=11尾數(shù)是1所以，是ib。教學反思第二節(jié)原子結構與元素的性質課 時第二課時教學目的知識與技能1、掌握原子半徑的變化規(guī)律2、能說出元素電離能的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質3、進一步形成有關物質結構的基本觀念，初步認識物質的結構與性質之間的關系4、認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關系5、認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值 過程與方法情感態(tài)度價值觀重 點電離能得定義及與原子結構之間的關系難 點電離能得定義及與原子結構之間的關系教學過程教學步驟、內容師生活動引入我們知道元素性質是由元素原子結構決定的，那具體影響哪些性質呢？講元素的性質指元素的金屬性和非金屬性、元素的主要化合價、原子半徑、元素的第一電離能和電負性。學與問元素周期表中，同周期的主族元素從左到右，最高化合價和最低化合價、金屬性和非金屬性的變化規(guī)律是什么？投影小結同周期主族元素從左到右，元素最高化合價和最低化合價逐漸升高，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。講元素的性質隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素周期律。元素周期律的內涵豐富多樣，下面，我們來討論原子半徑、電離能和電負性的周期性變化。板書二、元素周期律1、原子半徑觀察圖120分析：學與問1元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？2元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？小結同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要原因是由于核電荷數(shù)的增加使核對電子的引力增加而帶來原子半徑減小的趨勢大于增加電子后電子間斥力增大帶來原子半徑增大的趨勢。 同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。其主要原因是由于電子能層增加，電子間的斥力使原子的半徑增大。講原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當電子能層相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。問那么，粒子半徑大小的比較有什么規(guī)律呢？投影小結1、原子半徑大小比較：電子層數(shù)越多，其原子半徑越大。當電子層數(shù)相同時，隨著核電荷數(shù)增加，原子半徑逐漸減小。最外層電子數(shù)目相同的原子，原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大2、核外電子排布相同的離子，隨核電荷數(shù)的增大，半徑減小。3、同種元素的不同粒子半徑關系為：陽離子原子陰離子，并且價態(tài)越高的粒子半徑越小。過渡那么，什么叫電離能呢，電離能與元素的金屬性間有什么樣的關系呢？板書2、電離能（1）定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫電離能。常用符號i表示，單位為kjmol1 意義：通常用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。講原子為基態(tài)原子，保證失去電子時消耗能量最低。電離能用來表示原子或分子失去電子的難易程度。電離能越大，表示原子或離子越難失電子；電離能越小，表示原子或離子易失電子，點擊試題已知na元素的i1=496 kjmol-1,則na (g) -e- na +(g) 時所需最低能量為 . 板書（2）元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子，生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號i1表示。講氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。上述表述中的“氣態(tài)”“基態(tài)”“電中性”“失去一個電子”等都是保證“最低能量”的條件。問讀圖l21。堿金屬原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢? 講從圖l2l可見，每個周期的第一個元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最后一個元素(稀有氣體)的第一電離能最大；同族元素從上到下第一電離能變小(如he、ne、ar、kr、xe、rn的第一電離能依次下降，h、li、na、k、rb、cs的第一電離能也依次下降)。學與問1、金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系?講第一電離能越小，越易失去電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。講同周期元素：堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。短周期元素的這種遞變更為明顯，這是同周期元素原子電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大和原子半徑減小，核對外層電子的有效吸引作用依次增強的必然結果。同主族元素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越容易失去電子電子。這是因為同主族元素原子的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。過渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則，隨元素原子序數(shù)的增加從左到右略有增加。這是因為對這些元素的原子來說，增加的電子大部分排布在(n-1)d軌道上，核對外層電子的有效吸引作用變化不是太大。板書(3)電離能的變化規(guī)律：同周期元素：從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。同主族元素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越容易失去電子電子。講總之，第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結果思考與交流 be的第一電離能大于b，n的第一電離能大于o，mg的第一電離能大于al，zn的第一電離能大于ga？be有價電子排布為2s2，是全充滿結構，比較穩(wěn)定，而b的價電子排布為2s22p1，、比be不穩(wěn)定，因此失去第一個電子b比be容易，第一電離能小講但值得我們注意的是：元素第一電離能的周期性變化規(guī)律中的一些反常：同一周期，隨元素核電荷數(shù)的增加，元素第一電離能呈增大的趨勢。主族元素：左-右：第一電離能依次明顯增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多數(shù)與全空（p0、d0）、全滿（p6、d10）和半滿（p3、d5）構型是比較穩(wěn)定的構型有關。當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空、半充滿和全充滿結構時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。故磷的第一電離能比硫的大，mg的第一電離能比al的第一電離能大。講在同周期元素中，稀有氣體的第一電離能最大。金屬越活潑，金屬元素的第一電離能越小，非金屬越活潑，非金屬元素的第一電離能越大。點擊試題不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量（設其為e）如圖所示，試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并回答下列問題。（1）同主族內不同元素的e值的變化特點是 。各主族中e值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質的 變化規(guī)律。（2）同周期內，隨原子序數(shù)的增大，e值增大。但個別元素的e值出現(xiàn)反?，F(xiàn)象，試預測下列關系中正確的是 （填寫編號）。e（砷）e（硒） e（砷）e（硒）e（溴）e（硒） e（溴）e（硒）（3）估計1mol氣態(tài)ca原子失去最外層一個電子所需能量e值的范圍： e 。（4）10號元素e值較大的原因是 解析：此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學生的歸納總結能力。（1）同主族元素最外層電子數(shù)相同，隨著原子核電荷數(shù)逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減小，所以失去最外層電子所需能量逐漸減小。（2）根據(jù)圖像可知，同周期元素e（氮）e（氧），e（磷）e（硫），e值出現(xiàn)反?，F(xiàn)象。故可推知第四周期e（砷）e（硒）。但a族元素和a族元素的e值未出現(xiàn)反常。所以e（溴）e（硒）。此處應填、。（3）1mol 氣態(tài)ca原子失去最外層一個電子比同周期元素鉀要難，比同主族元素mg要容易，故其e值應在419738之間。（4）10號元素是ne，它的原子最外層已經成為8電子穩(wěn)定結構，故其e值較大。答案：（1）隨著原子序數(shù)的增大，e值變小周期性。（2）、（3）419、438或填e（鉀）、e（鎂）（4）10號元素是氖，該元素原子的最外層電子排布已達到8個電子穩(wěn)定結構。學與問2、下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能。為什么原子的逐級電離能越來越大?這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系?講氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能(用i1表示)，從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用i2表示)，依次類推，可得到i3、i4、i5同一種元素的逐級電離能的大小關系：i1i2i3i4i5即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。na的i1，比i2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以na容易失去一個電子形成+1價離子；mg的i1和i2相差不多，而i2比i3小很多，所以mg容易失去兩個電子形成十2價離子；al的i1、i2、i3相差不多，而i3比i4小很多，所以a1容易失去三個電子形成+3價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。板書（4）第二電離能；由+1價氣態(tài)陽離子再失去1個電子形成+2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能，常用符號i2表示，依次還有第三、第四電離能等。講通常，原子的第二電離能高于第一電離能，第三電離能又高于第二電離能。這是因為元素的原子失去電子后，原子核對核外電子的作用增加，再失去電子消耗能量增加，失電子變得困難。講根據(jù)電離能的定義可知，電離能越小，表示在氣態(tài)時該原子越容易失去電子；反之，電離能越大，表明在氣態(tài)時該原子越難失去電子。因此，運用電離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失電子的難易程度。板書(5) 電離能的應用、根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布講如li i1i2i3，表明li原子核外的三個電子排布在兩個能層上，且最外層上只有一個電子板書根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。講如k元素 i1i2i3，表明k原子易失去一個電子形成+1價陽離子。一般來講，在電離能較低時，原子失去電子形成陽離子的價態(tài)為該元素的常見的價態(tài)。如na的第一電離能較小，第二電離能突然增大(相當于第一電離能的10倍)，故na的化合價為+1，而mg 在第三電離發(fā)生突變，故mg的化合價為+2、板書判斷元素的金屬性、非金屬性強弱講i1越大，元素的非金屬性越強，i1越小，元素的金屬性越強。講需要我們注意的是，金屬活動性表示的是在水溶液中金屬單質中的原子失去電子的能力，而電離能是指金屬元素在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，二者對應條件不同，所以排列順序不完全一致。過電離能主要針對的是金屬，對于非金屬我們通常用與其相對應的電子親和能，下面讓我們來簡單了解一下電子親和能知識拓展元素的電子親和能1、電子親和能：元素的一個氣態(tài)原子獲得1個電子成為氣態(tài)陰離子時所放出的能量稱為第一電子親和能2、電子親和能的符號和單位：e 單位為kjmol1 3、電子親和能的意義：電子親和能的大小反映了氣態(tài)原子獲得電子成為氣態(tài)陰離子的難易程度。電子親和能大，該元素的原子就容易與電子結合4、影響因素： 電子親和能的大小 取決于原子核對外層電子的吸引以及電子和電子間的排斥這兩個相反的因素。隨著原子半徑的減小，原子核對核外電子吸引作用增強，電子親和能增大。但是，如果原子半徑減小的程度使核外電子的密度增加很大，電子之間的排斥作用增加，則可能使電子親和能減小，電子親和能無論是在同周期還是同主族都沒有簡單的變化規(guī)律。隨堂練習1.下列說法正確的是（ ）a.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小b.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大c.在所有元素中，氟的電離能最大d.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大答案：a2、下列原子的價電子排布中，對應于第一電離能最大的是（ ） a、ns2np1 b、ns2np2 c、ns2np3 d、ns2np4答案：c3.能夠證明電子在核外是分層排布的事實是（ ）a、電負性 b、電離能 c、電子親和能 d、電勢能答案：b4、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分別代表某一化學元素（1）下列 （填寫編號）組元素的單質可能都是電的良導體。a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f（2）如果給核外電子足夠的能量，這些電子便會擺脫原子核的束縛而離去。核外電子離開該原子或離子所需要的能量主要受兩大因素的影響。原子核失去核外不同電子所需的能量（kjmol-1）鋰xy失去第一個電子519502580失去第二個電子7 2964 5701 820失去第三個電子11 7996 9202 750失去第四個電子9 55011 600通過上述信息和表中的數(shù)據(jù)分析，為什么鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠遠大于失去第一個電子所需的能量 。表中x可能為13種元素中的 （填寫字母）元素。用元素符號表示x和j形成的化合物的化學式 。y是周期表中 族的元素的增加，i1逐漸增大。以上13種元素中， （填寫字母）元素原子失去核外第一個電子需要的能量最多。 答案：（1） （2）li原子失去1個電子后形成穩(wěn)定結構，再失去1個電子很困難 a；na2o 或na2o2 a m知識結構與板書設計二、元素周期律1、原子半徑2、電離能（1）定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能.常用符號i表示，單位為kjmol1 意義：通常用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。（2）元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子，生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號i1表示。(5) 電離能的應用、根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。判斷元素的金屬性、非金屬性強弱教學反思課題：第二節(jié)原子結構與元素的性質（3）課 時第二課時教學目的知識與技能1、了解元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質2、能根據(jù)元素的電負性資料，解釋元素的“對角線”規(guī)則。3、能從物質結構決定性質的視角解釋一些化學現(xiàn)象，預測物質的有關性質4、進一步認識物質結構與性質之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力過程與方法情感態(tài)度價值觀重 點電負性的意義難 點電負性的應用知識結構與板書設計3、電負性(1) 鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學鍵的電子的孤電子。（2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。(4) 電負性大小的標準：以f的電負性為4.0和li的電負性為1.0作為相對標準。(6) 元素電負性的應用 元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關系電負性與化合價的關系判斷化學鍵的類型對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負性數(shù)值相近，性質相似。教學過程教學步驟、內容師生活動復習1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關系？2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什么規(guī)律？講元素相互化合，可理解為原子之間產生化學作用力，形象地叫做化學鍵，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(如圖122)。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。 板書3、電負性(1) 鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學鍵的電子的孤電子。講用來表示當兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。鮑林給電負性下的定義是“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”。板書（2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。講鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為40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(稀有氣體未計)，如圖l23所示。板書(4) 電負性大小的標準：以f的電負性為4.0和li的電負性為1.0作為相對標準。思考與交流同周期元素、同主族元素電負性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？講金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，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，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。課本電負性變化圖講同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，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。板書(5) 元素電負性的周期性變化 金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。同周期從左到右，元素的電負性遞增；同主族，自上而下，元素的電負性遞減，對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)出這種變化趨勢。講電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。科學探究根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作ia、viia元素的電負性變化圖。電負性的周期性變化示例講元素的電負性用于判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及元素的活潑性。通常，電負性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負性為4，是最強的非金屬元素；鈁的電負性為0.7，是最強的金屬元素，板書(6) 元素電負性的應用 元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關系講金屬的電負性一般都小于1.8，非金屬的電負性一般都大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。講利用電負性可以判斷化合物中元素化合價的正負；電負性大的元素易呈現(xiàn)負價，電負性小的元素易呈現(xiàn)正價。板書電負性與化合價的關系講電負性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數(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；電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力