原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

1、課題：第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)(2)授課班級(jí)課時(shí)教 學(xué) 目 的知識(shí) 與技能1、掌握原子半徑的變化規(guī)律2、能說(shuō)出元素電離能的涵義，能應(yīng)用元素的電離能說(shuō)明元素的某些性質(zhì)3、 進(jìn)一步形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的基本觀念，初步認(rèn)識(shí)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的 關(guān)系4、認(rèn)識(shí)主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系5、認(rèn)識(shí)原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，了解元素周期系的應(yīng)用價(jià)值過(guò)程 與方法情感 態(tài)度 價(jià)值觀重點(diǎn)電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系難點(diǎn)電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系知 識(shí) 結(jié) 構(gòu) 與 板 書(shū) 設(shè) 計(jì)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(gè)電子所需要的最小能量叫做電離能

2、常用符號(hào)1表示，單位為KJ?mol 意義：通常用電離能來(lái)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(gè)電子，生成+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量稱(chēng)為第一電離能，常用符號(hào)丨1表示。(5)電離能的應(yīng)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(jià)。 判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱教學(xué)過(guò)程教學(xué)步驟、內(nèi)容教學(xué)方法、手段、師生活動(dòng)引入我們知道元素性質(zhì)是由元素原子結(jié)構(gòu)決定的，那具體影響哪些性質(zhì)呢？講元素的性質(zhì)指元素的金屬性和非金屬性、元素的主要化合價(jià)、原子半徑、元素的第一電離能和電負(fù)性。學(xué)與問(wèn)元素周期表中，同周期的主族元素從左到右

3、，最高化合價(jià)和最低化合價(jià)、金屬性和非金屬性的變化規(guī)律是什么？投影小結(jié)同周期主族元素從左到右，元素最高化合價(jià)和最低化合價(jià)逐漸升高，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。講元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變，稱(chēng)為元素周期律。元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，下面，我們來(lái)討論原子半徑、電離能和電負(fù)性的周期性變化。板書(shū)二、元素周期律1、原子半徑投影觀察圖1 20分析：QjjiArEJe學(xué)與問(wèn)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(shì) 如何？應(yīng)如何理解這種趨勢(shì)？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(shì)如何？應(yīng) 如何理解這種趨勢(shì)？小結(jié)同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要

4、原因是由于核 電荷數(shù)的增加使核對(duì)電子的引力增加而帶來(lái)原子半徑減小的趨勢(shì)大于增加電子 后電子間斥力增大帶來(lái)原子半徑增大的趨勢(shì)。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(gè)相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個(gè)是 核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負(fù)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(dāng)電子能層相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，核對(duì)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(wèn)那么，粒子半徑大小的比較有什么規(guī)律 呢？投影小

5、結(jié)1、原子半徑大小比較：電子層數(shù)越多，其原子半徑越大。當(dāng)電子 層數(shù)相同時(shí)，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(guān)系為：陽(yáng)離子 原子 陰離子，并且價(jià)態(tài)越高的粒 子半徑越小。過(guò)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(guān)系呢？板書(shū)2、電離能(1)定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量叫 做電離能 常用符號(hào)I表示，單位為KJ?mo1 意義：通常用電離能來(lái)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(shí)消耗能量最低。

6、電離能用來(lái)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，» - 1 +點(diǎn)擊試題 已知Na元素的I 1=496 KJ mol -,則Na (g) -e -宀Na (g)時(shí)所 需最低能量為板書(shū)(2)元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子， 生成+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量稱(chēng)為第一電離能，常用符號(hào) I1表 示。講氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)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(gè) 電子”等都是保證"最低能量”的條件。投影問(wèn)讀圖l 21。堿金屬

7、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l 21可見(jiàn)，每個(gè)周期的第一個(gè)元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最后一個(gè)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(xué)與問(wèn)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(qiáng)。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(qiáng)。講冋周期元素：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(shì)，表 示

8、兀素原子越來(lái)越難失去電子。短周期兀素的這種遞變更為明顯，這是冋周期 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(duì)外層電子 的有效吸引作用依次增強(qiáng)的必然結(jié)果。冋主族兀素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來(lái)越容 易失去電子電子。這是因?yàn)橥髯逶卦拥膬r(jià)電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增 大，原子核對(duì)核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。過(guò)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?yàn)閷?duì)這些元素 的原子來(lái)說(shuō)，增加的電子大部分排布在（n-1）d軌道上，核對(duì)外層電子的有效吸引作用變化不是太大。板書(shū)（3）電離能的變化規(guī)律：同周期元素：從左到右，元素的第

9、一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的 變化趨勢(shì)，表示元素原子越來(lái)越難失去電子。同主族兀素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來(lái) 越谷易失去電子電子。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(jié)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 0, Mg的第一電 離能大于Al , Zn的第一電離能大于 Ga?2Be有價(jià)電子排布為2s，是全充滿(mǎn)結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B(niǎo)的價(jià)電子排布為2s22p1,、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個(gè)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，

10、元素第一電離能呈增大的趨勢(shì)。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、d°）、全滿(mǎn)（p6、d10）和半滿(mǎn)（p3、d5）構(gòu)型是比較穩(wěn)定的構(gòu)型有關(guān)。 當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空、半充滿(mǎn)和全充滿(mǎn)結(jié)構(gòu)時(shí)， 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。講在冋周期元素中，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(diǎn)擊試題不冋兀素的氣態(tài)原子失去最外層一個(gè)電子所需要的能量（設(shè)其為 E ）如圖所示，試根據(jù)元素

11、在周期表中的位置，分析圖中曲線(xiàn)的變化特點(diǎn)，并 回答下列冋題。（1） 同主族內(nèi)不同元素的 E值的變化特點(diǎn)是 。各主族中E值的這種變化特點(diǎn)體現(xiàn)了元素性質(zhì)的 變化規(guī)律。（2） 同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)的增大，E值增大。但個(gè)別元素的 E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象，試預(yù)測(cè)下列關(guān)系中正確的是（填寫(xiě)編號(hào)）。 E （砷） E （硒）E （砷）V E （硒）E （溴） E （硒）E （溴） E （硒）（3） 估計(jì)1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個(gè)電子所需能量E值的范圍：V E V 。（4）10號(hào)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(xué)生的歸納總結(jié)能力。（1） 同主族元素最外層電子數(shù)相同，隨著原子核電荷

12、數(shù)逐漸增大，原子核對(duì)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W A族元素和四A族元素 的E值未出現(xiàn)反常。所以 E （溴） E （硒）。此處應(yīng)填、。（3） 1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個(gè)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(yīng)在419738之間。（4） 10號(hào)元素是Ne,它的原子最外層已經(jīng)成為 8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，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、43

13、8或填E （鉀）、E （鎂）（4） 10號(hào)元素是氖，該元素原子的最外層電子排布 已達(dá)到8個(gè)電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。學(xué)與問(wèn)2、下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能。為什么原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大 ？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系?講氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)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11表示），從一價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個(gè)電子所 需消耗的能量叫做第二電離能 （用I 2表示），依次類(lèi)推，可得到 I 3、I 4、I 5 同一種元素的逐級(jí)電離能的大小關(guān)系：I 1I 2I 3I 4I5即一個(gè)原子的逐級(jí)電離能是逐漸增大的。這是因?yàn)殡S著電子的逐個(gè)失去，陽(yáng)離子所

14、帶的正電荷數(shù)越 來(lái)越大，再要失去一個(gè)電子需克服的電性引力也越來(lái)越大，消耗的能量也越來(lái)越多。NaMgAl電離能4967385784 5621 4511 817kj/nol69127 7332 74595431054011 67513 35313 63014 83016 61017 9951837620 1142170323293Na的li,比12小很多，電離能差值很大，說(shuō)明失去第一個(gè)電子比失去第二 電子容易得多，所以Na容易失去一個(gè)電子形成 +1價(jià)離子；Mg的11和I2相差不 多，而丨2比丨3小很多，所以 Mg容易失去兩個(gè)電子形成十 2價(jià)離子；Al的li、 12、I 3相差不多，而I 3比丨4小

15、很多，所以A1容易失去三個(gè)電子形成 +3價(jià)離子。 而電離能的突躍變化，說(shuō)明核外電子是分能層排布的。板書(shū)(4)第二電離能；由+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子再失去1個(gè)電子形成 +2價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量稱(chēng)為第二電離能，常用符號(hào) 12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?yàn)樵氐脑邮ル娮雍?，原子核?duì)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(shí)該原子越容易失去 電子；反之，電離能越大，表明在氣態(tài)時(shí)該原子越難失去電子。因此，運(yùn)用電 離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時(shí)失電子的難

16、易程度。板書(shū)(5)電離能的應(yīng)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 I 1<<l2<l3,表明Li原子核外的三個(gè)電子排布在兩個(gè)能層上，且最 外層上只有一個(gè)電子板書(shū)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)。講如K元素I 1<<12<13,表明K原子易失去一個(gè)電子形成 +1價(jià)陽(yáng)離子。一般 來(lái)講，在電離能較低時(shí)，原子失去電子形成陽(yáng)離子的價(jià)態(tài)為該元素的常見(jiàn)的價(jià) 態(tài)。女口 Na的第一電離能較小，第二電離能突然增大(相當(dāng)于第一電離能的 10倍)，故Na的化合價(jià)為+1,而Mg在第三電離發(fā)生突變，故 Mg的化合價(jià)為+2、板書(shū)判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱講11

17、越大，元素的非金屬性越強(qiáng)，11越小，元素的金屬性越強(qiáng)。講需要我們注意的是，金屬活動(dòng)性表示的是在水溶液中金屬單質(zhì)中的原子失去電子的冃匕力，而電離冃匕疋扌曰金屬兀素在氣態(tài)時(shí)失去電子成為氣態(tài)陽(yáng)離子的 能力，二者對(duì)應(yīng)條件不冋，所以排列順序不完全一致。過(guò)電離能主要針對(duì)的是金屬，對(duì)于非金屬我們通常用與其相對(duì)應(yīng)的電子親 和能，下面讓我們來(lái)簡(jiǎn)單了解一下電子親和能知識(shí)拓展元素的電子親和能1、電子親和能：兀素的一個(gè)氣態(tài)原子獲得 1個(gè)電子成為氣態(tài)陰離子時(shí)所放出的 能量稱(chēng)為第一電子親和能2、 電子親和能的符號(hào)和單位：E單位為KJ?mol 13、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

18、的難易程度。電子親和能大，該元素的原子就容易與電子結(jié)合4、影響因素： 電子親和能的大小 取決于原子核對(duì)外層電子的吸引以及電子和 電子間的排斥這兩個(gè)相反的因素。隨著原子半徑的減小，原子核對(duì)核外電子吸 引作用增強(qiáng)，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(wú)論是在同周期還是同主族都沒(méi)有簡(jiǎn)單的變化規(guī)律。隨堂練習(xí)1、某元素的電離能（電子伏特）如下：11121314I5161714.529.647.477.597.9551.9666.8此兀素位于兀素周期表的族數(shù)是A. IAB. H AC.川 A D、閃 A E、W

19、A F、V AG、 W a2. 卜列說(shuō)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解析：考查元素第一電離能的變化規(guī)律，一般同周期從左到右第一電離能逐漸增大，堿金屬兀素的第 電離能最小，稀有氣體最大故A止確C不止確；但有反常，第川A和VA族元素比冋周期相鄰兩種元素第一電離能都低。冋主族 從上到下元素的第一電離能逐漸減小。，由于核外價(jià)電子排布鎂為3S2, Al為3S23P1,故Al的第一電離能小于 Mg的，所以B錯(cuò)誤；根據(jù)冋主族冋周期規(guī)律可 以推測(cè)：第一電離能 K<Ca

20、<Mg所以D錯(cuò)誤。答案：A3. 卜列原子的價(jià)電子排布中，對(duì)應(yīng)于第 電離能最大的疋（）”21_222324A、ns npB、ns npC、ns npD、ns np解析：當(dāng)原子軌道處于全滿(mǎn)、半滿(mǎn)時(shí)，具有的能量較低，原子比較穩(wěn)定，電離能較大。答案：C4. 能夠證明電子在核外是分層排布的事實(shí)是（）A、電負(fù)性B、電離能C、電子親和能D、電勢(shì)能解析：各級(jí)電離能逐級(jí)增大，11, 12, |3。外層電子只有一個(gè)電子的堿 金屬元素很容易失去一個(gè)電子變?yōu)?1價(jià)陽(yáng)離子，而達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，Il較小，但再失去一個(gè)電子變?yōu)? 2價(jià)陽(yáng)離子卻非常困難。即 I2突躍式升高，即I2Il , 又如外層只有兩個(gè)的 Mg Ca等堿

21、土金屬元素，I 1和I2差別較小，但失去2個(gè)電 子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)后，在失去電子變?yōu)?3價(jià)陽(yáng)離子卻非常困難，即I3突躍式變大，I 3I 2>I 1，因此說(shuō)電離能是核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)佐證。答案：B5、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(xué)元素(1)下列(填寫(xiě)編號(hào))組元素的單質(zhì)可能都是電的良導(dǎo)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(huì)擺脫原子核的束縛而離去 核外電子離開(kāi)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(KJ mol-1)鋰XY失去第一個(gè)電子519502580失去第二個(gè)電子7

22、2964 5701 820失去第三個(gè)電子11 7996 9202 750失去第四個(gè)電子9 55011 600通過(guò)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(gè)電子時(shí)所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量 表中X可能為13種元素中的(填寫(xiě)字母)元素。用元素符號(hào)表示X和j形成的化合物的化學(xué)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(xiě)字母)元素原子失去核外第一個(gè)電子需要的能量最多。解析：(1)從所給元素在周期表中的位置不難知道 a、c、d、f分別為Na、Mg Sr和Al, e處于過(guò)渡元素區(qū)也一定為金屬， 它們都是電的良導(dǎo)體；h為碳元素， 其單質(zhì)中的石墨也是電

23、的良導(dǎo)體，故應(yīng)選、兩組。(2)鋰原子核外共有 3個(gè)電子，其中兩個(gè)在 K層，1個(gè)在L層，當(dāng)失去最外 層的一個(gè)電子后，鋰離子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，根據(jù)題給信息可知，鋰離子再失去電 子便會(huì)形成不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此鋰原子失去第二個(gè)電子時(shí)所需能量遠(yuǎn)大于失去第 一個(gè)電子所需的能量。由表中數(shù)據(jù)可知：X失去第二個(gè)電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量（9倍多），而失去第三個(gè)、第四個(gè)電子所需能量皆 不足前者的兩倍，故第一個(gè)電子為最外層的1個(gè)電子，而其他幾個(gè)電子應(yīng)處于內(nèi)層。結(jié)合所給的周期表知，X應(yīng)為a,即鈉元素，和j即氧元素所形成的化合物化學(xué)式分別為：NqO和Na2Q。由表中所給 Y的數(shù)據(jù)可知，Y失去第一、二、 三個(gè)電子

24、所需能量差別不大，而失去第四個(gè)電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第三個(gè)電 子所需的能量，因此，Y元素的最外層有 3個(gè)電子，即為第川A族的元素Al。從題目所給信息知道，原子失電子所需能量不僅與原子核對(duì)核外電子的吸引 力有關(guān)，還與形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向有關(guān)。結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定失電子所需冃匕量越咼，在 所給13種元素中，處于零族的 m元素已達(dá)8e穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此失去核外第一個(gè) 電子需要的能量最多。答案：（1）（2Li原子失去1個(gè)電子后形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去1個(gè)電子很困難a; NqO或NqQ川A m教學(xué)回顧：表現(xiàn)性評(píng)價(jià)反映了學(xué)生學(xué)習(xí)本節(jié)知識(shí)的過(guò)程情況如何，是否達(dá)到情感態(tài)度與價(jià)值觀目標(biāo)。表現(xiàn) 性評(píng)價(jià)的依據(jù)是學(xué)生在問(wèn)題探究的過(guò)程中表

25、現(xiàn)出來(lái)的情感態(tài)度和對(duì)知識(shí)的整合能力，能否把自己融 入科學(xué)活動(dòng)和科學(xué)思維中，體驗(yàn)科學(xué)研究的過(guò)程和認(rèn)知的規(guī)律性。如果說(shuō)紙筆評(píng)價(jià)是對(duì)學(xué)生學(xué)業(yè)的 量化評(píng)價(jià)的話(huà)，表現(xiàn)性評(píng)價(jià)則是對(duì)學(xué)生學(xué)業(yè)的質(zhì)性評(píng)價(jià)。在本節(jié)課的教學(xué)過(guò)程當(dāng)中，由淺入深不斷地設(shè)置問(wèn)題，引導(dǎo)學(xué)生進(jìn)行討論探究，讓學(xué)生主動(dòng)參 與知識(shí)探究的全過(guò)程。從學(xué)生的表現(xiàn)和反饋情況來(lái)看，基本上能達(dá)到預(yù)定的教學(xué)目標(biāo)要求。課題：第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（3）授課班級(jí)課時(shí)教 學(xué) 目 的知識(shí) 與技能1、了解兀素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用兀素的電負(fù)性說(shuō)明兀素的某些性質(zhì)2、 能根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元素的對(duì)角線(xiàn)”規(guī)則。3、能從物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的視角解釋一些化學(xué)現(xiàn)象，預(yù)測(cè)物

26、質(zhì)的有關(guān)性質(zhì)4、 進(jìn)一步認(rèn)識(shí)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系，提高分析問(wèn)題和解決問(wèn)題的能力過(guò)程 與方法情感 態(tài)度 價(jià)值觀重點(diǎn)電負(fù)性的意義難點(diǎn)電負(fù)性的應(yīng)用知 識(shí) 結(jié) 構(gòu) 與 板 書(shū) 設(shè) 計(jì)3、電負(fù)性（1）鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電 子孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒(méi)有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤 電子。（2）定義：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。（3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)； 反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。（4）電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo) 準(zhǔn)

27、。（6）元素電負(fù)性的應(yīng)用 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系 電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系 判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型（對(duì)角線(xiàn)規(guī)則：元素周期中處于對(duì)角線(xiàn)位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相 似。教學(xué)過(guò)程教學(xué)步驟、內(nèi)容教學(xué)方法、手段、師生活動(dòng)復(fù)習(xí)1、什么是電離能？它與兀素的金屬性、非金屬性有什么關(guān)系？2、冋周期元素、冋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(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué) 鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電子。電負(fù)性的概念是由美國(guó)化 學(xué)家鮑林提出的，用來(lái)描述不冋兀素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小(如圖122)。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。投影板書(shū)3、電

28、負(fù)性(1)鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng) 為鍵合電子孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒(méi)有參加形成化學(xué)鍵的 電子的孤電子。講用來(lái)表示當(dāng)兩個(gè)不冋原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱。 鮑林給電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的 標(biāo)度”。板書(shū)(2)定義：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的 大小。(3)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子 的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的 能力越弱。講鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計(jì)算，以氟的電負(fù)性為4. 0和鋰的電負(fù)性為1。0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性(稀有

29、氣體未計(jì))，如圖l 23所示。板書(shū)(4)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù) 性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。思考與交流冋周期元素、冋主族元素電負(fù)性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(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(gè)強(qiáng)？講金屬元素越容易失電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小， 其金屬性越強(qiáng)；非金屬元素越容易得電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越大，電 負(fù)性越大，其非金屬性越強(qiáng)；故可以用電負(fù)性來(lái)度量金屬性與非金屬性的強(qiáng) 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。投影逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。板書(shū)(5)元素電負(fù)性的周期性變化 金屬元素的電負(fù)

30、性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。 同周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增；同主族，自上而下，元素 的電負(fù)性遞減，對(duì)副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)出這種 變化趨勢(shì)。講電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元 素周期表的左下角。科學(xué)探究根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請(qǐng)用類(lèi)似的方 法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。投影電負(fù)性的周期性變化示例講元素的電負(fù)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(fù)性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的元素，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，

31、金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強(qiáng)的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7,是最強(qiáng)的金屬元素，板書(shū)(6)元素電負(fù)性的應(yīng)用元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系講金屬的電負(fù)性一般都小于 1.8，非金屬的電負(fù)性一般都大于 1.8，而 位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬” （如鍺、銻等）的電負(fù)性在1.8左右，它 們既有金屬性，又有非金屬性。講禾U用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)；電負(fù)性大的元素易 呈現(xiàn)負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)。板書(shū)電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系講電負(fù)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(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(jià)為正值；電 負(fù)性

32、數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià)板書(shū)判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型講一般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，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(jià)鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時(shí)，通常形成非極性鍵，不為零時(shí)易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵點(diǎn)擊試題已知元素的電負(fù)性和元素的化合價(jià)等一樣，也是元素的一種基 本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負(fù)性：元糸AIBBeCCIFLiMgNNaOP電負(fù)性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.已知：兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7時(shí)，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負(fù)性差值小于1.7時(shí)，形成共價(jià)鍵。根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價(jià)化合物?Mg3N2BeCl2 AICI 3 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： MgNk電負(fù)性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為 離子化合物；BeCl2 AICI 3 SiC 電負(fù)性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于 1.7，形成共價(jià)鍵，為共價(jià)化合物。答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.Mg 3