資源簡介

《原子結構與元素周期律》第三課時教學設計
課題 1.2.3元素周期律（第3課時） 課 型 新課
學情分析 學生在選修第一冊中已經學習了元素周期律，知道了元素非金屬性的遞變規律，即同周期元素非金屬性隨著原子序數的遞增而增大；同主族元素非金屬性隨著原子序數的遞增而減小。學生也能夠根據原子結構解釋元素非金屬性的遞變規律，并且能夠根據非金屬單質的氧化性強弱、最高價氧化物對應水化物的酸性強弱來定性比較元素的非金屬性強弱。但學生還不了解元素非金屬性可以用電負性這一參數進行定量的描述，同時可以根據元素電負性的大小解釋化學鍵類型以及共價化合物中元素化合價的正負。
教材分析 本節內容分為兩部分：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，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周期性變化的基礎上，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律。教學過程中應注意幫助學生根據元素原子核外電子排布特點，以及從原子半徑、電離能及電負性等方面加深對元素周期律、元素周期表及元素“位一構一性”三者關系的理解。
設計理念 理解電負性的含義，并能依據電負性判斷元素的金屬性和非金屬性的強弱；化學鍵的類型；并能依據電負性判斷元素的金屬性和非金屬性的強弱；化學鍵的類型；元素的化合價。
教學目標 【教學目標】 1．理解電負性的概念，掌握電負性周期性變化的規律并建立模型。 2．運用電負性的周期性變化規律比較元素非金屬性的強弱。 3．通過對比物質中元素電負性的大小，判斷化學鍵的類型和元素化合價的正負。 【評價目標】 1．通過對電負性概念的學習及其遞變規律的歸納，診斷并發展學生對元素電負性概念和遞變規律的理解。 2．通過總結電負性的周期性變化規律與元素非金屬性的強弱變化規律的關系，診斷并發展學生證據推理與模型認知的核心素養。 3．通過應用元素電負性的大小，判斷化學鍵的類型和元素化合價的正負，診斷并發展學生證據推理與模型認知的核心素養。
教學重點 原子半徑、電負性的變化規律
教學難點 原子半徑、電負性的變化規律
教學方法 對比分析法、分組討論法
課前準備 實驗視頻、PPT、相關習題等。
教 學 過 程 教師主導活動 學生主體活動 設計意圖
復習回顧電離能的概念及應用 回顧電離能的概念和應用 引入新課
我們在上節課中學習了堿金屬電離能和它們活潑性之間的聯系。堿金屬元素的第一電離能隨周期數的增加逐漸減小，并且它們的活潑性逐漸增大。類似的，人們也曾經試圖建立定量化的概念來表示鹵素的化學活潑性。結合原子結構我們回顧鹵素的化學性質。 學生回顧：鹵素的價層電子排布為ns2np5,同主族元素原子從上到下原子核外電子層數依次增多,原子半徑逐漸增大,得電子能力逐漸減弱，所以鹵素的非金屬性逐漸減弱；鹵素單質的氧化性逐漸減弱。 溫故而知新
【思考討論】對于其他的非同周期、非同族的元素來說，我們又該如何判別他們的得失電子能力的強弱呢？ 請思考如何判斷P和Se元素的非金屬性強弱？ 從周期表位置我們知道同周期硫的非金屬性比磷強，同主族，硫的非金屬性也比硒強。但是無法比較出磷和硒的非金屬性的強弱，同樣也無法比較出它們的得失電子能力的強弱。 問題引發思考
電負性的概念的提出 不同主族、不同周期的元素如何比較非金屬性呢？ 【過渡】盡管電離能為理解元素性質及其周期性變化提供了的工具，但其反映的是氣態單個原子得失電子的難易程度。在物質中，當原子彼此吸引、競爭電子時，不僅僅涉及單個原子的問題了。人們很希望建立某些定量化概念來描述得失電子能力的強弱，化學家們嘗試對已經測得的物理量進行重新組合和數學處理以此來獲得更好的能反映元素化學性質的參數。1932年美國化學家鮑林提出了電負性的概念。 聆聽、思考 提出電負性的概念
電負性的計算標準 【建立概念】 請學生閱讀P24-25的內容。 電負性的概念、大小標準等。 閱讀，歸納（一）基本概念 1.化學鍵：元素相互化合，相鄰的原子之間產生的強烈的化學作用力，形象地叫做化學鍵。 2.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。 3.電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。 4.電負性大小的標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。 閱讀教材，提高從教材獲取信息的能力
請大家完成P26的探究 【活動1 】 【繪制變化圖】請利用圖1-23的數據制作第二、三、四周期主族元素，并找出其變化趨勢。 動筆繪制、思考，培養信息加工能力
電負性的遞變規律 同一周期，隨著原子序數的遞增，元素的電負性有什么變化規律嗎？ 展示電負性隨原子序數變化的圖像。 對比同周期元素的電負性大小，思考，總結規律 提煉要點
電負性的遞變規律 同一主族，隨著原子序數的遞增，元素的電負性有什么變化規律嗎？ 【活動2】 繪制不同主族元素電負性隨原子序數變化的圖像。 【繪制變化圖】請利用圖1-23的數據制作第ⅠA、第VIA和 ⅦA族元素的電負性變化圖 對比，對數據進行加工。
總結規律：同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小。 元素電負性隨原子序數的遞增而呈周期性的變化。 對比同主族元素的電負性大小，思考，總結規律。 概況，總結
【活動3】【比較分析】根據圖1-22，找出上述相關同主族元素的第一電離能的變化趨勢，與電負性的變化趨勢有什么不同？并分析原因。 同族元素從上到下，隨著核電荷數增大，原子半徑依次增大，第一電離能和電負性均依次減小，它們之間有很好的相關性。 動手繪圖，比較
【活動4】【比較分析】根據圖1-22，找出上述相關同周期元素的第一電離能的變化趨勢，與電負性的變化趨勢有什么不同？并分析原因。 同周期主族元素從左到右，隨著核電荷數增大，原子半徑依次減小，電負性依次增大,第一電離能總體趨勢也是增大。 但第一電離能出現反常：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 動手繪圖，比較，學生通過交流討論，互相學習成長，探討元素原子半徑和電離能、電負性的變化規律。
【原因分析】(再次閱讀課本24頁資料卡片）：第一電離能出現反常分析如何分析？請再次閱讀P24資料卡片。 相同之處原因分析：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。電負性越大的原子，對鍵和電子的吸引力越大，非金屬性越強。電負性越小的原子，對鍵和電子的吸引力越小，金屬性越強。所以一般來說，電負性大的原子對應元素的第一電離能也大。 1.同主族最外層電子數相同，從上到下核電荷數越多、能層越多，半徑越大、核對外層電子引力越小、越易失去電子，越難得電子。從上到下金屬性增強非金屬性減弱，所以第一電離能和電負性都減小。 2.同周期主族元素電子層數相同，核電荷數越多、原子半徑越小、核對外層電子引力越大、越難失去電子，越易得電子。 從左到右金屬性減弱，非金屬性增強，所以總體趨勢一致即從左到右電負性依次增大，第一電離能總體趨勢也是增大。 【學生匯報】 1.相同之處：同主族元素從上到下第一電離能和電負性均依次減小。 2.不同之處：同周期主族元素總體趨勢一致即從左到右電負性依次增大，第一電離能總體趨勢也是增大，但Al 和S第一電離能出現反常。 為什么第一電離能：ⅡA>ⅢA？ 價層電子排布式：ⅡA為 ns2 , ⅢA 為 ns2np1 1）ⅡA s能級滿的，p能級電子排布是全空的，比較穩定； 2）ⅢA失去的是p能級上的電子，該能級的能量比s能級的能量高,更易失電子。 為什么第一電離能：ⅤA>ⅥA？ 價層電子排布式：ⅤA 為 ns2np3 ,ⅥA 為ns2np4 1）ⅤA的p能級電子排布是半充滿的，比較穩定； 2）ⅥA失去的是已經配對的p電子，配對電子的相互排斥，因而電離能較低。 引導學生閱讀教材，從書本中尋找答案 對比、分析聯系、樹立結構決定性質、性質反映結構的觀念。
【歸納】(二）電負性的遞變規律 1.同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸變大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。 2.同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。 歸納整理
設問：如何利用電負性判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱？ 1.判斷元素的金屬性非金屬性強弱 同周期和同主族元素電負性的大小變化與元素非金屬性變化規律一致。 根據元素電負性的大小判斷元素的金屬性與非金屬性強弱 以任務驅動形式，逐步引導學生掌握電負性的應用。
2.判斷化學鍵的類型 展示NaCl，HCl中各元素的電負性大小及差值。 一般來說，兩元素電負性的差值較大，則形成離子鍵，兩元素電負性的差值較小，則形成共價鍵。 計算不同物質中兩元素電負性的差值，總結化學鍵與電負性差值的關系
3.判斷共價化合物中元素化合價的正負 請思考如何判斷甲烷和甲硅烷中各元素的化合價的正負。 (1)電負性數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。 (2)電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。 歸納元素化合價的正負與電負性大小的關系。 根據H、C和Si三種元素的電負性，判斷甲烷和甲硅烷中各元素的化合價。
【師生共同歸納】歸納電負性的應用。 【反思】如何判斷P和Se元素的非金屬性強弱？ 電負性數值：P 的電負性為2.1；Se 的電負性為2.4； 由電負性：Se>P ， 可推導出：非金屬性:Se>P，繼而推出 酸性：H2SeO4 ＞ H3PO4 穩定性：H2Se ＞ PH3 學以致用
【活動5】請完成課本22頁思考與討論 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素（如圖1-20）的有些性質是相似的這種相似性被稱為對角線規則。 圖1-20體現對角線規則的相關元素 二、對角線規則 1.對角線規則：是指處于周期表中對角線位置（左上和右下方）的兩元素,其性質具有相似性。對角線位置兩元素的電負性相近，所以它們的性質相似。 (1)對角線規則是從相關元素及化合物的許多性質中總結出來的經驗規則。你對類似對角線規則這樣的經驗規則有何看法？ （2）以“對角線規則”為關鍵詞，利用互聯網搜索有關資料，比較鋰和鎂、鈹和鋁、硼和硅三對元素及其化合物性質的相似性。 思考討論。 培養合作精神。
【講授】同學們通過互聯網資料搜索，找到很多性質相似點，我們簡單歸納如下： 2.對角線性質相似舉例 （1）Li、Mg在空氣中燃燒的產物為Li2O、MgO；Li3N、Mg3N2 （2）鈹和鋁的氧化物，氫氧化物都呈兩性 （3）H3BO3、H2SiO3都是弱酸。 聆聽，思考 深入理解對角線規則。
元素周期律的內涵：原子半徑、電離能、電負性的周期性變化。 總結，歸納
課堂小結：通過本節課的學習，我們更深入地理解了位置-結構-性質三者關系，元素的性質和元素在周期表中的位置有密切的關系。在性質學習中新增加了兩個“定量”表示金屬性和非金屬性的概念：第一電離能和電負性。在學習中我們要進一步建構“位”-“構”-“性”的關系，充分理解元素周期律，建立“結構決定性質”的認知模型，并能利用認知模型解釋元素性質的規律性和特殊性，預測物質的性質。
教學評價 分析原子結構中原子核對核外電子作用力的變化，理解原子半徑、第一電離能的遞變規律及其原因，培養宏觀辨析與微觀探析的核心素養。通過原子半徑、第一電離能的數據和規律圖示，培養證據推理與模型認知的核心素養。
作業設計 1．下列元素電負性隨原子序數的遞增而增強的是 A Na、K、Rb B N、P、As C O、S、Cl D Si、P、Cl 2. 下列關于電負性的敘述不正確的是 A 電負性越大的主族元素，其原子的第一電離能越大 B 電負性是以氟為 4.0 作為標準的相對值 C 元素的電負性越大，元素的非金屬性越強 D 同一周期元素從左到右，電負性逐漸變大 3. 下列判斷正確的是 A 第一電離能：B > Al > Ga B 電負性：F > N > O C 最高正化合價：F > S > Si D 原子半徑：P > N > C 4. A元素的陽離子與B元素的陰離子具有相同的電子層結構，有關兩元素的下列敘述：①原子半徑A < B,②離子半徑A > B, ③原子序數A > B, ④原子最外層電子數A < B, ⑤電負性A < B, ⑥第一電離能A > B,其中正確的是 A ① ② ⑥ B ③ ④ ⑤ C ③ ⑥ D ③ ④ ⑤ ⑥ 5. 已知元素的電負性和原子半徑一樣，也是元素的一種基本性質。下面給出了14 種元素的電負性： 試結合元素周期律知識，回答下列問題： （1）根據上表給出的數據，可推知元素的電負性具有的變化規律是 。 （2）由上述變化規律可推知，短周期主族元素中，電負性最大的元素是 ， 電負性最小的元素是 ，由這兩種元素構成的化合物屬于 （填“離子”或“共價”）化合物
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