資源簡介

教學設計
課程基本信息
學科 高中化學 年級 高二 學期 秋季
課題 原子結構與元素的性質（第二課時）
教科書 書 名：化學選擇性必修2物質結構與性質教材 出版社：人民教育出版社
教學目標
1. 學習電離能、電負性等定量元素性質，認識其周期性變化規律，理解其與元素其他性質的關系，診斷學生認識事物的水平（孤立水平、系統水平），發展學生“變化觀念與平衡思想”素養。 2. 能從電子排布的角度對元素性質的周期性變化進行解釋，促進對“結構”與“性質”關系的深入理解，診斷學生解決實際問題的能力水平（基于經驗水平、基于原理水平），發展學生“宏觀辨識與微觀探析”“證據推理”素養。
教學重難點
教學重點：元素的原子半徑、電離能、電負性等性質的周期性變化。
教學難點：1.從電子排布的角度對電離能的周期性變化進行解釋； 2.電離能、電負性的含義以及與元素其他性質的關系。
教學過程
[引入]在必修課程中，我們已經接觸了較多元素周期律方面的知識，例如1-18號元素的原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價的變化規律；堿金屬和鹵素元素、第三周期元素的金屬性和非金屬性的遞變規律。元素周期表的內涵豐富多樣，今天要必修基礎上，進一步學習原子半徑、電離能、電負性等性質的周期性變化規律。 （一）原子半徑呈現周期性變化 [呈現]按元素周期表呈現各元素原子的半徑數據（單位：pm)。 [活動1]根據表中數據，繪制主族元素原子半徑變化圖。 [引導]主族元素原子半徑變化圖中清晰呈現了主族元素原子半徑的周期性變化，同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。 [提問]請從原子結構角度分析原子半徑大小取決于哪些因素？ [學生]原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子能層數（電子的能層數越多，電子之間的排斥作用將使原子半徑增大）；二是核電荷數（核電荷數越大，核對電子的吸引作用將使原于半徑滅小）。 [引導]當討論原子半徑的變化趨勢時，要同時考慮以上兩個因素的綜合作用，要注意分析哪個因素起主導作用。 [提問]那如何對同周期/主族原子半徑的周期性變化進行解釋？ [學生]同周期主族元素電子的能層數相同，從左到右，核電荷數的增加使核對電子的吸引增強而引起原子半徑減小的趨勢，大于最外層電子數的增加使電子間的排斥增強而引起原子半徑增大的趨勢。 [學生]同主族元素從上到下，電子能層數的增加使電子間的排斥增強而引起原子半徑增大的趨勢，大于核電荷數的增加使核對電子的吸引增強而引起原于半徑減小的趨勢。 （二）電離能呈現周期性變化 [過渡]在必修課程中我們已經知道同周期主族元素從左到右金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強；同主族元素從上到下金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。今天來學習電離能、電負性這兩個考察元素金屬性與非金屬性強弱的重要的定量標準。 [呈現]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成為第一電離能。呈現前三周期部分元素第一電離能數據（單位：kJ·mol-1)。 [活動2]根據表中數據，繪制前三周期上述元素第一電離能變化圖。 [提問]通過作圖你發現了什么規律？如何解釋上述規律？ [學生]第一電離能的大致變化趨勢為：同周期主族元素從左到右原子半徑逐漸減小，核外電子受原子核吸引力逐漸增大，第一電離能逐漸增大；同主族元素從上到下原子半徑逐漸增大，核外電子受原子核吸引力逐漸減小，第一電離能逐漸減小。 [提問]請你預測B、Al、Ga這三種元素的第一電離能大小。 [學生]根據圖中大致趨勢，預測B元素的第一電離能介于Be、C之間。 [呈現]B、Al、Ga這三種元素的第一電離能數據（單位：kJ·mol-1)。 [提問]B、Al、Ga這三種元素的第一電離能分別比Be、Mg、Ca小，你能嘗試解釋嗎？ [引導]我們著眼于失去電子所處的能級。 [學生]B的第一電離能失去的電子是2p能級的，而Be的第一電離能失去的電子是2s能級的。2p能級電子的能量高于2s，故B的第一電離能比原子半徑相對大的Be小，Al、Ga也是同樣原因。 [提問]請你預測N、P、As這三種元素的第一電離能大小。 [學生]這里數據會不會也反常…… [呈現]N、P、As這三種元素的第一電離能數據（單位：kJ·mol-1)。 [提問]N、P、As這三種元素的第一電離能分別比O、S、Se大，你能嘗試解釋嗎？ [學生]N的2p能級上3個電子，為半充滿狀態，比較穩定，第一電離能比原子半徑相對小的O大，P、As也是同樣原因。 [活動2]請同學們將前三周期元素原子第一電離能變化圖完善。 [引導]堿金屬元素的第一電離能越小，原子越容易失電子，堿金屬的活潑性越強。通常可用第一電離能的大小判斷同主族元素的金屬性強弱，但用第一電離能的大小判斷同周期主族元素金屬性的強弱時，則有可能出現反常的情況。 [呈現]鈉、鎂、鋁三種元素逐級電離能數據（單位：kJ·mol-1)。 [提問]鈉、鎂、鋁逐級失去電子所需的能量（逐級電離能）越來越大，為什么？ [學生]隨著電子逐個失去，陽離子所帶的正電荷數越來越大，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，所以逐級電離能越來越大。 [提問]那這些數據與鈉、鎂、鋁的常見化合價有什么關系？ [學生]鈉的第一電離能比第二電離能小很多，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以鈉容易失去一個電子形成＋1價鈉離子；鎂的第一電離能和第二電離能相差不多，但第二電離能比第三電離能小很多，說明鎂容易失去兩個電子形成+2價鎂離子；鋁的第一電離能、第二電離能、第三電離能相差不多，但第三電離能比第四電離能小很多，說明鋁容易失去三個電子形成＋3價鋁離子。 [引導]逐級電離能突變意味著電子所在能級發生變化，借此可判斷主族元素原子最外層電子數目，即最高化合價。需強調的是過渡金屬原子失電子時，先失去最外層的s電子，后失去次外層的d電子。 （三）電負性呈現周期性變化 [過渡]對于元素游離態原子的非金屬性與金屬性，在化學實踐中，更多的要討論其在分子環境中原子吸引鍵合電子能力的強弱，這時就要用到電負性的概念。電負性的概念由美國化學家鮑林提出，用來定量描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 [呈現]按元素周期表呈現主族元素電負性數據。 [引導]鮑林利用實驗數據進行了理論計算，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。根據圖中數據我們可以認識到：金屬元素的電負性較小（一般小于1.8），非金屬元素的電負性較大（一般大于1.8），位于非金屬三角區邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。 [活動3]根據表中數據分別繪制第三周期、第ⅠA族、第ⅦA族元素原子的電負性變化圖，并歸納其周期性變化規律。 [學生]同周期主族元素從左到右電負性依次增大，非金屬性依次增強，金屬性依次減弱；同主族元素從上到下電負性依次減小，金屬性依次增強，非金屬性依次滅弱； [提問]與上述元素原子的第一電離能相比，電負性變化趨勢有什么異同？ [引導]雖然元素的電離能與電負性是兩個完全不同的概念，但第一電離能和電負性的周期性變化規律既有一致性，也有不同處。從概念上來看，第一電離能越小，表示元素的原子越容易失去電子，金屬性越強。電負性越小的原子，對鍵合電子的吸引力越小，元素的原子越容易失去電子，金屬性越強。同主族元素從上到下金屬性依次增強，第一電離能依次減小，電負性依次減小；同周期主族元素從左到右金屬性依次滅弱，第一電離能在總趨勢上依次增大（但也有反常情況），電負性依次增大。 [活動4]你有沒有見過稀有氣體的化合物？ 如果要嘗試合成稀有氣體的化合物，你會選擇哪種稀有氣體進行實驗？又會選擇哪種物質與之反應？請簡要說說你的選擇依據。 [教師引導或學生分析]我們是不是可以做以下分析：氙元素原子半徑大，與0族其他稀有氣體元素相比第一電離能相對較小；氟元素原子半徑小，電負性最大，這兩種元素形成化合物的可能性最大。 [引導]1962年，一位名叫巴特利特的青年化學家合成了氙的第一個化合物。不久，在三個不同實驗室里又分別合成了XeF2、XeF4、XeF6三種簡單化合物。迄今為止，已經發現上百種稀有氣體化合物！所有稀有氣體都能形成化合物；除氟外，與氫、氧、氮……都能形成化學鍵！ [總結]本課學習在已有知識經驗基礎上，重點討論了原子半徑、電離能和電負性的周期性變化，實現了對元素周期律內涵理解上的螺旋式上升，進一步構建了基于“位構性”關系的系統思維框架！元素周期律的內涵豐富多彩，等待同學們走出課堂再探索！

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