资源简介

教学设计
课程基本信息
学科 高中化学 年级 高二 学期 秋季
课题 原子结构与元素的性质（第二课时）
教科书 书 名：化学选择性必修2物质结构与性质教材 出版社：人民教育出版社
教学目标
1. 学习电离能、电负性等定量元素性质，认识其周期性变化规律，理解其与元素其他性质的关系，诊断学生认识事物的水平（孤立水平、系统水平），发展学生“变化观念与平衡思想”素养。 2. 能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的深入理解，诊断学生解决实际问题的能力水平（基于经验水平、基于原理水平），发展学生“宏观辨识与微观探析”“证据推理”素养。
教学重难点
教学重点：元素的原子半径、电离能、电负性等性质的周期性变化。
教学难点：1.从电子排布的角度对电离能的周期性变化进行解释； 2.电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系。
教学过程
[引入]在必修课程中，我们已经接触了较多元素周期律方面的知识，例如1-18号元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化规律；碱金属和卤素元素、第三周期元素的金属性和非金属性的递变规律。元素周期表的内涵丰富多样，今天要必修基础上，进一步学习原子半径、电离能、电负性等性质的周期性变化规律。 （一）原子半径呈现周期性变化 [呈现]按元素周期表呈现各元素原子的半径数据（单位：pm)。 [活动1]根据表中数据，绘制主族元素原子半径变化图。 [引导]主族元素原子半径变化图中清晰呈现了主族元素原子半径的周期性变化，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 [提问]请从原子结构角度分析原子半径大小取决于哪些因素？ [学生]原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子能层数（电子的能层数越多，电子之间的排斥作用将使原子半径增大）；二是核电荷数（核电荷数越大，核对电子的吸引作用将使原于半径滅小）。 [引导]当讨论原子半径的变化趋势时，要同时考虑以上两个因素的综合作用，要注意分析哪个因素起主导作用。 [提问]那如何对同周期/主族原子半径的周期性变化进行解释？ [学生]同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。 [学生]同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原于半径减小的趋势。 （二）电离能呈现周期性变化 [过渡]在必修课程中我们已经知道同周期主族元素从左到右金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。今天来学习电离能、电负性这两个考察元素金属性与非金属性强弱的重要的定量标准。 [呈现]气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量成为第一电离能。呈现前三周期部分元素第一电离能数据（单位：kJ·mol-1)。 [活动2]根据表中数据，绘制前三周期上述元素第一电离能变化图。 [提问]通过作图你发现了什么规律？如何解释上述规律？ [学生]第一电离能的大致变化趋势为：同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，核外电子受原子核吸引力逐渐增大，第一电离能逐渐增大；同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，核外电子受原子核吸引力逐渐减小，第一电离能逐渐减小。 [提问]请你预测B、Al、Ga这三种元素的第一电离能大小。 [学生]根据图中大致趋势，预测B元素的第一电离能介于Be、C之间。 [呈现]B、Al、Ga这三种元素的第一电离能数据（单位：kJ·mol-1)。 [提问]B、Al、Ga这三种元素的第一电离能分别比Be、Mg、Ca小，你能尝试解释吗？ [引导]我们着眼于失去电子所处的能级。 [学生]B的第一电离能失去的电子是2p能级的，而Be的第一电离能失去的电子是2s能级的。2p能级电子的能量高于2s，故B的第一电离能比原子半径相对大的Be小，Al、Ga也是同样原因。 [提问]请你预测N、P、As这三种元素的第一电离能大小。 [学生]这里数据会不会也反常…… [呈现]N、P、As这三种元素的第一电离能数据（单位：kJ·mol-1)。 [提问]N、P、As这三种元素的第一电离能分别比O、S、Se大，你能尝试解释吗？ [学生]N的2p能级上3个电子，为半充满状态，比较稳定，第一电离能比原子半径相对小的O大，P、As也是同样原因。 [活动2]请同学们将前三周期元素原子第一电离能变化图完善。 [引导]碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。通常可用第一电离能的大小判断同主族元素的金属性强弱，但用第一电离能的大小判断同周期主族元素金属性的强弱时，则有可能出现反常的情况。 [呈现]钠、镁、铝三种元素逐级电离能数据（单位：kJ·mol-1)。 [提问]钠、镁、铝逐级失去电子所需的能量（逐级电离能）越来越大，为什么？ [学生]随着电子逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以逐级电离能越来越大。 [提问]那这些数据与钠、镁、铝的常见化合价有什么关系？ [学生]钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成＋1价钠离子；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成＋3价铝离子。 [引导]逐级电离能突变意味着电子所在能级发生变化，借此可判断主族元素原子最外层电子数目，即最高化合价。需强调的是过渡金属原子失电子时，先失去最外层的s电子，后失去次外层的d电子。 （三）电负性呈现周期性变化 [过渡]对于元素游离态原子的非金属性与金属性，在化学实践中，更多的要讨论其在分子环境中原子吸引键合电子能力的强弱，这时就要用到电负性的概念。电负性的概念由美国化学家鲍林提出，用来定量描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 [呈现]按元素周期表呈现主族元素电负性数据。 [引导]鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。根据图中数据我们可以认识到：金属元素的电负性较小（一般小于1.8），非金属元素的电负性较大（一般大于1.8），位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。 [活动3]根据表中数据分别绘制第三周期、第ⅠA族、第ⅦA族元素原子的电负性变化图，并归纳其周期性变化规律。 [学生]同周期主族元素从左到右电负性依次增大，非金属性依次增强，金属性依次减弱；同主族元素从上到下电负性依次减小，金属性依次增强，非金属性依次滅弱； [提问]与上述元素原子的第一电离能相比，电负性变化趋势有什么异同？ [引导]虽然元素的电离能与电负性是两个完全不同的概念，但第一电离能和电负性的周期性变化规律既有一致性，也有不同处。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。电负性越小的原子，对键合电子的吸引力越小，元素的原子越容易失去电子，金属性越强。同主族元素从上到下金属性依次增强，第一电离能依次减小，电负性依次减小；同周期主族元素从左到右金属性依次滅弱，第一电离能在总趋势上依次增大（但也有反常情况），电负性依次增大。 [活动4]你有没有见过稀有气体的化合物？ 如果要尝试合成稀有气体的化合物，你会选择哪种稀有气体进行实验？又会选择哪种物质与之反应？请简要说说你的选择依据。 [教师引导或学生分析]我们是不是可以做以下分析：氙元素原子半径大，与0族其他稀有气体元素相比第一电离能相对较小；氟元素原子半径小，电负性最大，这两种元素形成化合物的可能性最大。 [引导]1962年，一位名叫巴特利特的青年化学家合成了氙的第一个化合物。不久，在三个不同实验室里又分别合成了XeF2、XeF4、XeF6三种简单化合物。迄今为止，已经发现上百种稀有气体化合物！所有稀有气体都能形成化合物；除氟外，与氢、氧、氮……都能形成化学键！ [总结]本课学习在已有知识经验基础上，重点讨论了原子半径、电离能和电负性的周期性变化，实现了对元素周期律内涵理解上的螺旋式上升，进一步构建了基于“位构性”关系的系统思维框架！元素周期律的内涵丰富多彩，等待同学们走出课堂再探索！

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