課題
《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》
單元
1
學(xué)科
化學(xué)
年級(jí)
高二
教材
分析
本節(jié)教學(xué)內(nèi)容是人教版高中化學(xué)選擇性必修第二冊(cè)第一章《原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》第二節(jié)《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第三課時(shí)。這一課時(shí)的教學(xué)內(nèi)容主要是電負(fù)性的概念以及周期性變化規(guī)律。前一節(jié)已經(jīng)學(xué)習(xí)了 “元素第一電離能”的概念及周期性變化相關(guān)內(nèi)容，了解了電離能隨原子序數(shù)的變化而變化的周期性規(guī)律。本節(jié)內(nèi)容在元素第一電離能的基礎(chǔ)上，進(jìn)一步從電負(fù)性探究元素性質(zhì)的周期性變化規(guī)律。重點(diǎn)探究電負(fù)性的周期性變化。
本節(jié)安排了“電負(fù)性”這部分內(nèi)容。學(xué)生通過(guò)學(xué)習(xí)這部分知識(shí)，了解電負(fù)性的概念。
知道電負(fù)性的概念是由美國(guó)著名化學(xué)家鮑林提出。通過(guò)主動(dòng)探究，理解電負(fù)性的周期性變化趨勢(shì)。通過(guò)思考討論，學(xué)會(huì)應(yīng)用電負(fù)性判斷元素的原子半徑大小、化合物元素化合價(jià)正負(fù)、元素金屬性與非金屬性強(qiáng)弱、解釋對(duì)角線規(guī)則。加深對(duì)元素周期律、元素周期表及元素“位—構(gòu)—性”三者關(guān)系的理解。
教學(xué)目標(biāo)與核心素養(yǎng)
證據(jù)推理與模型認(rèn)知：通過(guò)數(shù)據(jù)，主動(dòng)繪制變化圖探究元素電負(fù)性的變化趨勢(shì)。理解電負(fù)性的周期性變化趨勢(shì)。通過(guò)綜合比較與分析電離能與電負(fù)性的周期性變化異同點(diǎn)，加深對(duì)元素周期律、元素周期表及元素“位—構(gòu)—性”三者關(guān)系的理解。
科學(xué)精神與社會(huì)責(zé)任：通過(guò)了解電負(fù)性的概念是由美國(guó)著名化學(xué)家鮑林提出的，認(rèn)識(shí)到科學(xué)是在不斷發(fā)展的，培養(yǎng)求真務(wù)實(shí)、不斷進(jìn)步的科學(xué)精神與社會(huì)責(zé)任感。
重點(diǎn)
難點(diǎn)
電負(fù)性的周期性變化。
教學(xué)過(guò)程
教學(xué)環(huán)節(jié)
教師活動(dòng)
學(xué)生活動(dòng)
設(shè)計(jì)意圖
導(dǎo)入新課
【舊知回顧】
根據(jù)已學(xué)知識(shí)回顧：我們學(xué)過(guò)的化學(xué)鍵有哪幾種類(lèi)型？
離子鍵、共價(jià)鍵。
【思考】什么是化學(xué)鍵？如何理解？
復(fù)習(xí)舊知
通過(guò)之前已有知識(shí)的復(fù)習(xí)，給新內(nèi)容學(xué)習(xí)奠基基礎(chǔ)，提高學(xué)生學(xué)習(xí)積極性。
講授新課
第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)
第三課時(shí) 電負(fù)性
一、電負(fù)性
1.化學(xué)鍵
元素相互化合，可理解為相鄰原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。
2.鍵合電子
原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。
電負(fù)性的概念是由美國(guó)化學(xué)家鮑林提出的，用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計(jì)算，以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。
一、電負(fù)性
（1）定義
用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。
（2）意義
電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。
（3）大小標(biāo)準(zhǔn)
以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。
注意：電負(fù)性是相對(duì)值，沒(méi)單位。
【思考與討論】
觀察圖1-23，思考各元素的電負(fù)性有何周期性變化？并回答下列問(wèn)題。
①同一周期中，元素的電負(fù)性如何變化？
②同一主族中，元素的電負(fù)性如何變化？
③電負(fù)性最大的元素和電負(fù)性最小的元素分別在元素周期表的什么位置？
（3）變化規(guī)律
①同一周期：主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng)。(稀有氣體元素除外)
②同一主族：元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢(shì)，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。
③金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。電負(fù)性最大的是氟，最小的是銫。
（4）應(yīng)用
①電負(fù)性的大小也可以作為判斷元素金屬性與非金屬性強(qiáng)弱的依據(jù)。
電負(fù)性越大,元素的非金屬性越強(qiáng),電負(fù)性越小,元素的非金屬性越弱。
a.金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8。
b.非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8。
c.位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”,電負(fù)性在1.8左右,既表現(xiàn)金屬性,又表現(xiàn)非金屬性。
②電負(fù)性也可以用來(lái)判斷化合物的化學(xué)鍵類(lèi)型。
電負(fù)性相差越大的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子趨勢(shì)越大，鍵的極性越大。
③電負(fù)性也可以用來(lái)判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)。
a.電負(fù)性數(shù)值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價(jià)為正值。
b.電負(fù)性數(shù)值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強(qiáng),元素的化合價(jià)為負(fù)值。
注意：電負(fù)性大的顯負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的顯正價(jià)。
④電負(fù)性也可以用來(lái)解釋元素的“對(duì)角線”規(guī)則。
例：“Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5;B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8。它們的電負(fù)性接近,說(shuō)明它們對(duì)鍵合電子的吸引力相當(dāng),它們表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為L(zhǎng)i2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
（5）第一電離能與電負(fù)性的關(guān)系
電負(fù)性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負(fù)性大的原子吸引電子的能力強(qiáng)，所以一般來(lái)說(shuō)，電負(fù)性大的原子對(duì)應(yīng)元素的第一電離能也大。
【探究】元素的電負(fù)性變化趨勢(shì)
【繪制變化圖】請(qǐng)利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期元素、 第ⅠA和ⅦA族元素的電負(fù)性變化圖，并找出其變化趨勢(shì)。
①同一周期：主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大。
②同一主族：元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢(shì)。
【比較與分析】根據(jù)圖1-22，找出上述相關(guān)元素的第一電離能的變化趨勢(shì)，與電負(fù)性的變化趨勢(shì)有什么不同？并分析其原因。
同周期主族元素，隨著原子序數(shù)的遞增，電負(fù)性逐漸增大，第一電離能總的變化趨勢(shì)是逐漸增大的，但有如I1（Be）＞ I1（B）、 I1（N）＞ I1（O）這樣的“異常”現(xiàn)象，其中的原因分析如下：電負(fù)性是指不同元素的原子對(duì)鍵合電子的吸引能力，美國(guó)化學(xué)鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計(jì)算，以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性（不包括稀有氣體）。
因此，元素電負(fù)性的大小與原子結(jié)構(gòu)無(wú)關(guān)。而第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。因此，第一電離能的大小與原子結(jié)構(gòu)關(guān)系密切。
【課堂練習(xí)】
1．判斷正誤(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”)
①原子半徑:r(Si)>r(C)>r(B)。 ( )
②離子半徑:r(Li+)

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第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)

版本： 人教版 (2019)

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