資源簡介

第二節 原子結構與元素的性質
第3課時
教學目標
1.認識元素的第一電離能、電負性的周期性變化，能從電子排布的角度對元素性質的周期性變化進行解釋，促進“結構”與“性質”關系的理解。
2.建構元素周期表、周期律模型，能列舉元素周期律的應用，進一步建立基于“位-構-性”關系的系統思維框架
教學重難點
電離能、電負性的含義，從原子結構的角度理解遞變規律
對比二者的異同。建立二者與宏觀元素性質的關聯。
教學過程
一、講授新課
一、電離能
1.電離能的含義：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。
A(g)→ A+(g) + e- I1
類比第一電離能的含義，給出第二、第三、……電離能的含義。
在失去一個電子的基礎上再失去一個電子的電離能稱為第二電離能，常用符號 I2 表示；以此類推，還有第三、第四電離能等。
A+(g) → A2+(g) + e- I2
A2+(g) → A3+(g) + e- I3
深度思考：
【提問】（1）為什么通常元素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？
【講解】形成正離子后，原子核對電子的束縛力整體提升，且越后電離的電子可能處于距離原子核更近的軌道之上，因此對于同一元素，電離能逐級增加。
觀察書P23的圖1-22，思考并回答下列問題，從中總結發現規律：
【提問】（2）同周期元素的電離能變化有何趨勢？嘗試從原子結構的角度對這種趨勢做出解釋。
【講解】對于同一周期的元素而言，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從小到大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。
其原因在于同周期元素原子電子層數相同，但隨著核電荷數增大，原子核對外層電子的有效吸引作用增強。
【提問】（3）同主族元素的電離能變化有何趨勢？
試以IA族和0族為例說明。
嘗試從原子結構的角度對這種趨勢做出解釋。
【講解】同主族元素，總體上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。
這是因為同主族元素原子的價電子數相同，但自上而下，雖然核電荷數在增加，但原子半徑逐漸增大占據主導，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱 。
【提問】（4）B、Al和O、S等元素的電離能比他們左邊元素的電離能低？閱讀p24的資料卡片，分別做出解釋。
【講解】答案見教材P24
【小結】
電離能同周期、同主族的變化規律仍可以從原子結構的角度加以分析，大趨勢中的反常點也有原因。
2.電離能與元素性質的關聯
深度思考：
【提問】（5）堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？
【講解】堿金屬電離能越小，堿金屬的金屬性越強，金屬單質越活潑。
堿金屬在反應中失去一個電子變成+1價的陽離子，故依據其第一電離能可以判斷出金屬性強弱。
【提問】（6）觀察P24頁的表格，能否依據鈉、鎂、鋁三種金屬的的第一電離能大小判斷它們的金屬性強弱？給出你的猜測或理由。
【講解】不能，因為第一電離能Mg > Al > Na，而金屬性Na > Mg > Al。它們之間無單調對應關系。
三者的單質在體現金屬性失去電子時，失去的電子數量不同，電子所處的能級也不同，故無法直接比較。
【提問】（7）三種元素的化合價與表中的數據有何關聯？
【講解】逐級電離能發生“突躍”時，較小的一級所對應的失去的總電子數即為其化合價。
二、電負性
1.電負性的含義：
電負性大小與吸引鍵合電子能力強弱的關系：
2.規律探究
觀察書P25的圖1-23，思考并回答下列問題，從中總結發現規律：
【提問】（1）同周期元素自左向右、同主族元素自上而下的變化規律為何？
【講解】同周期元素自左向右電負性逐漸增大；同主族元素自上而下電負性逐漸減小。
【提問】（2）從原子結構的角度對上述變化規律做出解釋。
【講解】同周期自左向右，原子半徑減小，原子核中質子數增加，原子對形成化學鍵的電子的吸引增強，電負性逐漸增大。
同主族自上而下，核電荷數增加，但電子層數的增加使原子半徑增大占主導，原子對形成化學鍵的電子的吸引減弱，電負性減小。
【提問】（3）電負性與金屬性、非金屬性有何關聯？
【講解】元素的電負性可用于初步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如何。通常，電負性小于 1.8 的元素一般是金屬元素，電負性大于 1.8 的元素一般是非金屬元素。位于金屬、非金屬分界線附近的類金屬電負性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。
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 4.0，是最活潑的非金屬元素；銫的電負性為 0.7，是最活潑的金屬元素。
【提問】（4）同周期主族元素自左向右、同主族元素自上而下，它們的電離能變化趨勢和電負性變化趨勢有何異同？
【講解】同周期自左向右，元素的第一電離能在總趨勢上依次增大（有反常情況）
元素的電負性在總趨勢上依次增大
同主族自上而下，元素的第一電離能依次減小
元素的電負性依次減小
電離能和電負性都反映了原子對電子的吸引能力，但電子種類不同。電離能的對象是原子失去其自身的電子，電負性的對象是形成化學鍵的電子
【思維啟迪】
3.電負性與元素性質的關聯
電負性作為一種泛用的標度，它的用途還有：
（1）判斷化合物中元素化合價的正負，電負性大的元素易呈現負價，電負性小的元素易呈現正價。而依據化合價又可以對物質性質做出一定預言。
如NaBH4，依圖知B和Na的電負性均小于H，故NaBH4中H為-1價，H處于最低價，應具有還原性。
（2）判斷化學鍵的性質，電負性差值大的元素原子之間形成的化學鍵主要是離子鍵，電負性相同或差值小的非金屬元素原子之間形成的化學鍵主要是共價鍵。
二、課堂小結
原子半徑、第一電離能和電負性都隨著原子序數的遞增表現出周期性的變化，它們的變化趨勢表現出一定程度的相關性。
隨著原子序數的遞增，第一電離能呈現出起伏變化，而電負性的規律性則更強。
同時，電負性與金屬性、非金屬的單調關系也更明顯。由此說明，電負性是與物質宏觀性質表現關聯性更強的參數。
三、課堂練習
1. 判斷正誤
(1)電負性的大小可以作為判斷元素非金屬性強弱的判據(　√　)
(2)第一電離能的大小可以作為判斷元素金屬性強弱的依據(　×　)
(3) 共價化合物中，電負性大的成鍵元素表現為負價(　√　)
(4) 電負性越大，元素的非金屬性越強，第一電離能越大(　√　)
(5)電負性大于1.8的一定為金屬，小于1.8的一定為金屬 (　×　)
2. 對Na、Mg、Al的有關性質敘述中，錯誤的是
A.金屬性：Na > Mg > Al
B.第一電離能Na < Mg < Al
C.電負性：Na < Mg D.還原性 Na > Mg > Al
答案 B
解析　同周期元素電負性的變化是單調的，而電負性又可以作為金屬性強弱的判據，故由此可以推出金屬性也是單調變化的。金屬性又可以通過單質的還原性強弱體現，故還原性強弱也是單調的。而電離能的變化不是單調的。
3. 下列各組元素性質的敘述中，正確的是
A. N、O、F的電負性依次增大
B. N、O、F的第一電離能依次增大
C. N、O、F的最高正化合價依次升高
D. O、F、Na的原子半徑依次減小
答案 A
解析 A和B項，同周期元素電負性的變化是單調的，而電離能的變化不是單調的，第一電離能O < N < F。C項，O因電負性大，故O的最高正價為+2(OF2中)，而F電負性最大，無正價。D項，Na原子有3層電子，半徑最大。

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