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《原子结构与元素周期律》第三课时教学设计
课题 1.2.3元素周期律（第3课时） 课 型 新课
学情分析 学生在选修第一册中已经学习了元素周期律，知道了元素非金属性的递变规律，即同周期元素非金属性随着原子序数的递增而增大；同主族元素非金属性随着原子序数的递增而减小。学生也能够根据原子结构解释元素非金属性的递变规律，并且能够根据非金属单质的氧化性强弱、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来定性比较元素的非金属性强弱。但学生还不了解元素非金属性可以用电负性这一参数进行定量的描述，同时可以根据元素电负性的大小解释化学键类型以及共价化合物中元素化合价的正负。
教材分析 本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
设计理念 理解电负性的含义，并能依据电负性判断元素的金属性和非金属性的强弱；化学键的类型；并能依据电负性判断元素的金属性和非金属性的强弱；化学键的类型；元素的化合价。
教学目标 【教学目标】 1．理解电负性的概念，掌握电负性周期性变化的规律并建立模型。 2．运用电负性的周期性变化规律比较元素非金属性的强弱。 3．通过对比物质中元素电负性的大小，判断化学键的类型和元素化合价的正负。 【评价目标】 1．通过对电负性概念的学习及其递变规律的归纳，诊断并发展学生对元素电负性概念和递变规律的理解。 2．通过总结电负性的周期性变化规律与元素非金属性的强弱变化规律的关系，诊断并发展学生证据推理与模型认知的核心素养。 3．通过应用元素电负性的大小，判断化学键的类型和元素化合价的正负，诊断并发展学生证据推理与模型认知的核心素养。
教学重点 原子半径、电负性的变化规律
教学难点 原子半径、电负性的变化规律
教学方法 对比分析法、分组讨论法
课前准备 实验视频、PPT、相关习题等。
教 学 过 程 教师主导活动 学生主体活动 设计意图
复习回顾电离能的概念及应用 回顾电离能的概念和应用 引入新课
我们在上节课中学习了碱金属电离能和它们活泼性之间的联系。碱金属元素的第一电离能随周期数的增加逐渐减小，并且它们的活泼性逐渐增大。类似的，人们也曾经试图建立定量化的概念来表示卤素的化学活泼性。结合原子结构我们回顾卤素的化学性质。 学生回顾：卤素的价层电子排布为ns2np5,同主族元素原子从上到下原子核外电子层数依次增多,原子半径逐渐增大,得电子能力逐渐减弱，所以卤素的非金属性逐渐减弱；卤素单质的氧化性逐渐减弱。 温故而知新
【思考讨论】对于其他的非同周期、非同族的元素来说，我们又该如何判别他们的得失电子能力的强弱呢？ 请思考如何判断P和Se元素的非金属性强弱？ 从周期表位置我们知道同周期硫的非金属性比磷强，同主族，硫的非金属性也比硒强。但是无法比较出磷和硒的非金属性的强弱，同样也无法比较出它们的得失电子能力的强弱。 问题引发思考
电负性的概念的提出 不同主族、不同周期的元素如何比较非金属性呢？ 【过渡】尽管电离能为理解元素性质及其周期性变化提供了的工具，但其反映的是气态单个原子得失电子的难易程度。在物质中，当原子彼此吸引、竞争电子时，不仅仅涉及单个原子的问题了。人们很希望建立某些定量化概念来描述得失电子能力的强弱，化学家们尝试对已经测得的物理量进行重新组合和数学处理以此来获得更好的能反映元素化学性质的参数。1932年美国化学家鲍林提出了电负性的概念。 聆听、思考 提出电负性的概念
电负性的计算标准 【建立概念】 请学生阅读P24-25的内容。 电负性的概念、大小标准等。 阅读，归纳（一）基本概念 1.化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。 2.键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 3.电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 4.电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 阅读教材，提高从教材获取信息的能力
请大家完成P26的探究 【活动1 】 【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第二、三、四周期主族元素，并找出其变化趋势。 动笔绘制、思考，培养信息加工能力
电负性的递变规律 同一周期，随着原子序数的递增，元素的电负性有什么变化规律吗？ 展示电负性随原子序数变化的图像。 对比同周期元素的电负性大小，思考，总结规律 提炼要点
电负性的递变规律 同一主族，随着原子序数的递增，元素的电负性有什么变化规律吗？ 【活动2】 绘制不同主族元素电负性随原子序数变化的图像。 【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第ⅠA、第VIA和 ⅦA族元素的电负性变化图 对比，对数据进行加工。
总结规律：同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 元素电负性随原子序数的递增而呈周期性的变化。 对比同主族元素的电负性大小，思考，总结规律。 概况，总结
【活动3】【比较分析】根据图1-22，找出上述相关同主族元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析原因。 同族元素从上到下，随着核电荷数增大，原子半径依次增大，第一电离能和电负性均依次减小，它们之间有很好的相关性。 动手绘图，比较
【活动4】【比较分析】根据图1-22，找出上述相关同周期元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析原因。 同周期主族元素从左到右，随着核电荷数增大，原子半径依次减小，电负性依次增大,第一电离能总体趋势也是增大。 但第一电离能出现反常：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 动手绘图，比较，学生通过交流讨论，互相学习成长，探讨元素原子半径和电离能、电负性的变化规律。
【原因分析】(再次阅读课本24页资料卡片）：第一电离能出现反常分析如何分析？请再次阅读P24资料卡片。 相同之处原因分析：从概念上来看，第一电离能越小，表示元素的原子越容易失去电子，金属性越强。电负性越大的原子，对键和电子的吸引力越大，非金属性越强。电负性越小的原子，对键和电子的吸引力越小，金属性越强。所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 1.同主族最外层电子数相同，从上到下核电荷数越多、能层越多，半径越大、核对外层电子引力越小、越易失去电子，越难得电子。从上到下金属性增强非金属性减弱，所以第一电离能和电负性都减小。 2.同周期主族元素电子层数相同，核电荷数越多、原子半径越小、核对外层电子引力越大、越难失去电子，越易得电子。 从左到右金属性减弱，非金属性增强，所以总体趋势一致即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大。 【学生汇报】 1.相同之处：同主族元素从上到下第一电离能和电负性均依次减小。 2.不同之处：同周期主族元素总体趋势一致即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大，但Al 和S第一电离能出现反常。 为什么第一电离能：ⅡA>ⅢA？ 价层电子排布式：ⅡA为 ns2 , ⅢA 为 ns2np1 1）ⅡA s能级满的，p能级电子排布是全空的，比较稳定； 2）ⅢA失去的是p能级上的电子，该能级的能量比s能级的能量高,更易失电子。 为什么第一电离能：ⅤA>ⅥA？ 价层电子排布式：ⅤA 为 ns2np3 ,ⅥA 为ns2np4 1）ⅤA的p能级电子排布是半充满的，比较稳定； 2）ⅥA失去的是已经配对的p电子，配对电子的相互排斥，因而电离能较低。 引导学生阅读教材，从书本中寻找答案 对比、分析联系、树立结构决定性质、性质反映结构的观念。
【归纳】(二）电负性的递变规律 1.同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 2.同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 归纳整理
设问：如何利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱？ 1.判断元素的金属性非金属性强弱 同周期和同主族元素电负性的大小变化与元素非金属性变化规律一致。 根据元素电负性的大小判断元素的金属性与非金属性强弱 以任务驱动形式，逐步引导学生掌握电负性的应用。
2.判断化学键的类型 展示NaCl，HCl中各元素的电负性大小及差值。 一般来说，两元素电负性的差值较大，则形成离子键，两元素电负性的差值较小，则形成共价键。 计算不同物质中两元素电负性的差值，总结化学键与电负性差值的关系
3.判断共价化合物中元素化合价的正负 请思考如何判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负。 (1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 (2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 归纳元素化合价的正负与电负性大小的关系。 根据H、C和Si三种元素的电负性，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价。
【师生共同归纳】归纳电负性的应用。 【反思】如何判断P和Se元素的非金属性强弱？ 电负性数值：P 的电负性为2.1；Se 的电负性为2.4； 由电负性：Se>P ， 可推导出：非金属性:Se>P，继而推出 酸性：H2SeO4 ＞ H3PO4 稳定性：H2Se ＞ PH3 学以致用
【活动5】请完成课本22页思考与讨论 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（如图1-20）的有些性质是相似的这种相似性被称为对角线规则。 图1-20体现对角线规则的相关元素 二、对角线规则 1.对角线规则：是指处于周期表中对角线位置（左上和右下方）的两元素,其性质具有相似性。对角线位置两元素的电负性相近，所以它们的性质相似。 (1)对角线规则是从相关元素及化合物的许多性质中总结出来的经验规则。你对类似对角线规则这样的经验规则有何看法？ （2）以“对角线规则”为关键词，利用互联网搜索有关资料，比较锂和镁、铍和铝、硼和硅三对元素及其化合物性质的相似性。 思考讨论。 培养合作精神。
【讲授】同学们通过互联网资料搜索，找到很多性质相似点，我们简单归纳如下： 2.对角线性质相似举例 （1）Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO；Li3N、Mg3N2 （2）铍和铝的氧化物，氢氧化物都呈两性 （3）H3BO3、H2SiO3都是弱酸。 聆听，思考 深入理解对角线规则。
元素周期律的内涵：原子半径、电离能、电负性的周期性变化。 总结，归纳
课堂小结：通过本节课的学习，我们更深入地理解了位置-结构-性质三者关系，元素的性质和元素在周期表中的位置有密切的关系。在性质学习中新增加了两个“定量”表示金属性和非金属性的概念：第一电离能和电负性。在学习中我们要进一步建构“位”-“构”-“性”的关系，充分理解元素周期律，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性，预测物质的性质。
教学评价 分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化，理解原子半径、第一电离能的递变规律及其原因，培养宏观辨析与微观探析的核心素养。通过原子半径、第一电离能的数据和规律图示，培养证据推理与模型认知的核心素养。
作业设计 1．下列元素电负性随原子序数的递增而增强的是 A Na、K、Rb B N、P、As C O、S、Cl D Si、P、Cl 2. 下列关于电负性的叙述不正确的是 A 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大 B 电负性是以氟为 4.0 作为标准的相对值 C 元素的电负性越大，元素的非金属性越强 D 同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大 3. 下列判断正确的是 A 第一电离能：B > Al > Ga B 电负性：F > N > O C 最高正化合价：F > S > Si D 原子半径：P > N > C 4. A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A < B,②离子半径A > B, ③原子序数A > B, ④原子最外层电子数A < B, ⑤电负性A < B, ⑥第一电离能A > B,其中正确的是 A ① ② ⑥ B ③ ④ ⑤ C ③ ⑥ D ③ ④ ⑤ ⑥ 5. 已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质。下面给出了14 种元素的电负性： 试结合元素周期律知识，回答下列问题： （1）根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 。 （2）由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是 ， 电负性最小的元素是 ，由这两种元素构成的化合物属于 （填“离子”或“共价”）化合物
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