《2019-2020年高中化學(xué)集體備課 《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)教案 蘇教版選修3.doc》由會(huì)員分享，可在線(xiàn)閱讀，更多相關(guān)《2019-2020年高中化學(xué)集體備課 《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)教案 蘇教版選修3.doc（15頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

2019-2020年高中化學(xué)集體備課 《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)教案 蘇教版選修3 課題：第二節(jié)　原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（2） 授課班級(jí) 課 時(shí) 教 學(xué) 目 的 知識(shí) 與 技能 1、掌握原子半徑的變化規(guī)律 2、能說(shuō)出元素電離能的涵義，能應(yīng)用元素的電離能說(shuō)明元素的某些性質(zhì) 3、進(jìn)一步形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的基本觀(guān)念，初步認(rèn)識(shí)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系 4、認(rèn)識(shí)主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系 5、認(rèn)識(shí)原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，了解元素周期系的應(yīng)用價(jià)值 過(guò)程 與 方法 情感 態(tài)度 價(jià)值觀(guān) 重 點(diǎn) 電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系 難 點(diǎn) 電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系 知 識(shí) 結(jié) 構(gòu) 與 板 書(shū) 設(shè) 計(jì) 二、元素周期律 1、原子半徑 2、電離能 （1）定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量叫做電離能. ①常用符號(hào)I表示，單位為KJ?mol－1 ②意義：通常用電離能來(lái)表示原子或離子失去電子的難易程度。 （2）元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子，生成+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量稱(chēng)為第一電離能，常用符號(hào)I1表示。 (5) 電離能的應(yīng)用 、根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布 根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價(jià)。 判斷元素的金屬性、非金屬性強(qiáng)弱 教學(xué)過(guò)程 教學(xué)步驟、內(nèi)容 教學(xué)方法、手段、師生活動(dòng) ［引入］我們知道元素性質(zhì)是由元素原子結(jié)構(gòu)決定的，那具體影響哪些性質(zhì)呢？ ［講］元素的性質(zhì)指元素的金屬性和非金屬性、元素的主要化合價(jià)、原子半徑、元素的第一電離能和電負(fù)性。 ［學(xué)與問(wèn)］元素周期表中，同周期的主族元素從左到右，最高化合價(jià)和最低化合價(jià)、金屬性和非金屬性的變化規(guī)律是什么？ ［投影小結(jié)］同周期主族元素從左到右，元素最高化合價(jià)和最低化合價(jià)逐漸升高，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。 ［講］元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變，稱(chēng)為元素周期律。元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，下面，我們來(lái)討論原子半徑、電離能和電負(fù)性的周期性變化。 ［板書(shū)］二、元素周期律 1、原子半徑 ［投影］觀(guān)察圖1—20分析： ［學(xué)與問(wèn)］1．元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？應(yīng)如何理解這種趨勢(shì)？ 2．元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢(shì)如何？應(yīng)如何理解這種趨勢(shì)？ ［小結(jié)］同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要原因是由于核電荷數(shù)的增加使核對(duì)電子的引力增加而帶來(lái)原子半徑減小的趨勢(shì)大于增加電子后電子間斥力增大帶來(lái)原子半徑增大的趨勢(shì)。 同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。其主要原因是由于電子能層增加，電子間的斥力使原子的半徑增大。 ［講］原子半徑的大小取決于兩個(gè)相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個(gè)是核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負(fù)電排斥將使原子半徑增大，所以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大。而當(dāng)電子能層相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，核對(duì)電子的吸引力也越大，將使原子半徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。 ［問(wèn)］那么，粒子半徑大小的比較有什么規(guī)律呢？ ［投影小結(jié)］1、原子半徑大小比較：電子層數(shù)越多，其原子半徑越大。當(dāng)電子層數(shù)相同時(shí)，隨著核電荷數(shù)增加，原子半徑逐漸減小。最外層電子數(shù)目相同的原子，原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大 2、核外電子排布相同的離子，隨核電荷數(shù)的增大，半徑減小。 3、同種元素的不同粒子半徑關(guān)系為：陽(yáng)離子<原子<陰離子，并且價(jià)態(tài)越高的粒子半徑越小。 ［過(guò)渡］那么，什么叫電離能呢，電離能與元素的金屬性間有什么樣的關(guān)系呢？ ［板書(shū)］2、電離能 （1）定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量叫做電離能. ①常用符號(hào)I表示，單位為KJ?mol－1 ②意義：通常用電離能來(lái)表示原子或離子失去電子的難易程度。 ［講］原子為基態(tài)原子，保證失去電子時(shí)消耗能量最低。電離能用來(lái)表示原子或分子失去電子的難易程度。電離能越大，表示原子或離子越難失電子；電離能越小，表示原子或離子易失電子， ［點(diǎn)擊試題］已知Na元素的I1=496 KJmol-1,則Na (g) -e- →Na +(g) 時(shí)所需最低能量為 . ［板書(shū)］（2）元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個(gè)電子，生成+1價(jià)氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量稱(chēng)為第一電離能，常用符號(hào)I1表示。 ［講］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叫做第一電離能。上述表述中的“氣態(tài)”“基態(tài)”“電中性”“失去一個(gè)電子”等都是保證“最低能量”的條件。 ［投影］ ［問(wèn)］讀圖l—21。堿金屬原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢? ［講］從圖l—2l可見(jiàn)，每個(gè)周期的第一個(gè)元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最后一個(gè)元素(稀有氣體)的第一電離能最大；同族元素從上到下第一電離能變小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一電離能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能也依次下降)。 ［學(xué)與問(wèn)］1、金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系? ［講］第一電離能越小，越易失去電子，金屬的活潑性就越強(qiáng)。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強(qiáng)。 ［講］同周期元素：堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢(shì)，表示元素原子越來(lái)越難失去電子。短周期元素的這種遞變更為明顯，這是同周期元素原子電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大和原子半徑減小，核對(duì)外層電子的有效吸引作用依次增強(qiáng)的必然結(jié)果。 同主族元素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來(lái)越容易失去電子電子。這是因?yàn)橥髯逶卦拥膬r(jià)電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對(duì)核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。過(guò)渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則，隨元素原子序數(shù)的增加從左到右略有增加。這是因?yàn)閷?duì)這些元素的原子來(lái)說(shuō)，增加的電子大部分排布在(n-1)d軌道上，核對(duì)外層電子的有效吸引作用變化不是太大。 ［板書(shū)］(3)電離能的變化規(guī)律： 同周期元素：從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢(shì)，表示元素原子越來(lái)越難失去電子。 同主族元素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來(lái)越容易失去電子電子。 ［講］總之，第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結(jié)果 ［思考與交流］ Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga？ Be有價(jià)電子排布為2s2，是全充滿(mǎn)結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B(niǎo)的價(jià)電子排布為2s22p1，、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個(gè)電子B比Be容易，第一電離能小 ［講］但值得我們注意的是：元素第一電離能的周期性變化規(guī)律中的一些反常：同一周期，隨元素核電荷數(shù)的增加，元素第一電離能呈增大的趨勢(shì)。主族元素：左-右：第一電離能依次明顯增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多數(shù)與全空（p0、d0）、全滿(mǎn)（p6、d10）和半滿(mǎn)（p3、d5）構(gòu)型是比較穩(wěn)定的構(gòu)型有關(guān)。當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空、半充滿(mǎn)和全充滿(mǎn)結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。故磷的第一電離能比硫的大，Mg的第一電離能比Al的第一電離能大。 ［講］在同周期元素中，稀有氣體的第一電離能最大。金屬越活潑，金屬元素的第一電離能越小，非金屬越活潑，非金屬元素的第一電離能越大。 ［點(diǎn)擊試題］不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個(gè)電子所需要的能量（設(shè)其為E）如圖所示，試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線(xiàn)的變化特點(diǎn)，并回答下列問(wèn)題。 （1）同主族內(nèi)不同元素的E值的變化特點(diǎn)是 。各主族中E值的這種變化特點(diǎn)體現(xiàn)了元素性質(zhì)的 變化規(guī)律。 （2）同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)的增大，E值增大。但個(gè)別元素的E值出現(xiàn)反?，F(xiàn)象，試預(yù)測(cè)下列關(guān)系中正確的是 （填寫(xiě)編號(hào)）。 ①E（砷）＞E（硒） ②E（砷）＜E（硒） ③E（溴）＞E（硒） ④E（溴）＞E（硒） （3）估計(jì)1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個(gè)電子所需能量E值的范圍： ＜E＜ 。 （4）10號(hào)元素E值較大的原因是 解析：此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學(xué)生的歸納總結(jié)能力。 （1）同主族元素最外層電子數(shù)相同，隨著原子核電荷數(shù)逐漸增大，原子核對(duì)最外層電子的吸引力逐漸減小，所以失去最外層電子所需能量逐漸減小。 （2）根據(jù)圖像可知，同周期元素E（氮）＞E（氧），E（磷）＞E（硫），E值出現(xiàn)反?，F(xiàn)象。故可推知第四周期E（砷）＞E（硒）。但ⅥA族元素和ⅦA族元素的E值未出現(xiàn)反常。所以E（溴）＞E（硒）。此處應(yīng)填①、③。 （3）1mol 氣態(tài)Ca原子失去最外層一個(gè)電子比同周期元素鉀要難，比同主族元素Mg要容易，故其E值應(yīng)在419～738之間。 （4）10號(hào)元素是Ne，它的原子最外層已經(jīng)成為8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故其E值較大。 答案：（1）隨著原子序數(shù)的增大，E值變小　周期性。（2）①、③（3）419、438或填E（鉀）、E（鎂）（4）10號(hào)元素是氖，該元素原子的最外層電子排布已達(dá)到8個(gè)電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。 ［學(xué)與問(wèn)］2、下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級(jí)失去電子的電離能。為什么原子的逐級(jí)電離能越來(lái)越大?這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價(jià)有什么聯(lián)系? ［講］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叫做第一電離能(用I1表示)，從一價(jià)氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個(gè)電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類(lèi)推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級(jí)電離能的大小關(guān)系：I1I1，因此說(shuō)電離能是核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)佐證。答案：B 5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分別代表某一化學(xué)元素 （1）下列 （填寫(xiě)編號(hào)）組元素的單質(zhì)可能都是電的良導(dǎo)體。 ①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f （2）如果給核外電子足夠的能量，這些電子便會(huì)擺脫原子核的束縛而離去。核外電子離開(kāi)該原子或離子所需要的能量主要受兩大因素的影響。 原子核失去核外不同電子所需的能量（KJmol-1） 鋰 X Y 失去第一個(gè)電子 519 502 580 失去第二個(gè)電子 7 296 4 570 1 820 失去第三個(gè)電子 11 799 6 920 2 750 失去第四個(gè)電子 9 550 11 600 ①通過(guò)上述信息和表中的數(shù)據(jù)分析，為什么鋰原子失去核外第二個(gè)電子時(shí)所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量 。 ②表中X可能為13種元素中的 （填寫(xiě)字母）元素。用元素符號(hào)表示X和j形成的化合物的化學(xué)式 　　　　　 。 ③Y是周期表中 族的元素的增加，I1逐漸增大。 ④以上13種元素中， （填寫(xiě)字母）元素原子失去核外第一個(gè)電子需要的能量最多。 解析：（1）從所給元素在周期表中的位置不難知道a、c、d、f分別為Na、Mg、Sr和Al，e處于過(guò)渡元素區(qū)也一定為金屬，它們都是電的良導(dǎo)體；h為碳元素，其單質(zhì)中的石墨也是電的良導(dǎo)體，故應(yīng)選①、④兩組。 （2）①鋰原子核外共有3個(gè)電子，其中兩個(gè)在K層，1個(gè)在L層，當(dāng)失去最外層的一個(gè)電子后，鋰離子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，根據(jù)題給信息可知，鋰離子再失去電子便會(huì)形成不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此鋰原子失去第二個(gè)電子時(shí)所需能量遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量。②由表中數(shù)據(jù)可知：X失去第二個(gè)電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量（9倍多），而失去第三個(gè)、第四個(gè)電子所需能量皆不足前者的兩倍，故第一個(gè)電子為最外層的1個(gè)電子，而其他幾個(gè)電子應(yīng)處于內(nèi)層。結(jié)合所給的周期表知，X應(yīng)為a，即鈉元素，和j即氧元素所形成的化合物化學(xué)式分別為：Na2O和 Na2O2。③由表中所給Y的數(shù)據(jù)可知，Y失去第一、二、三個(gè)電子所需能量差別不大，而失去第四個(gè)電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第三個(gè)電子所需的能量，因此，Y元素的最外層有3個(gè)電子，即為第ⅢA族的元素Al。④從題目所給信息知道，原子失電子所需能量不僅與原子核對(duì)核外電子的吸引力有關(guān)，還與形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向有關(guān)。結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定失電子所需能量越高，在所給13種元素中，處于零族的m元素已達(dá)8e-穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此失去核外第一個(gè)電子需要的能量最多。 答案：（1）①④ （2）①Li原子失去1個(gè)電子后形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去1個(gè)電子很困難 ②a；Na2O 或Na2O2 ③ⅢA ④ m 教學(xué)回顧： 表現(xiàn)性評(píng)價(jià)反映了學(xué)生學(xué)習(xí)本節(jié)知識(shí)的過(guò)程情況如何，是否達(dá)到情感態(tài)度與價(jià)值觀(guān)目標(biāo)。表現(xiàn)性評(píng)價(jià)的依據(jù)是學(xué)生在問(wèn)題探究的過(guò)程中表現(xiàn)出來(lái)的情感態(tài)度和對(duì)知識(shí)的整合能力，能否把自己融入科學(xué)活動(dòng)和科學(xué)思維中，體驗(yàn)科學(xué)研究的過(guò)程和認(rèn)知的規(guī)律性。如果說(shuō)紙筆評(píng)價(jià)是對(duì)學(xué)生學(xué)業(yè)的量化評(píng)價(jià)的話(huà)，表現(xiàn)性評(píng)價(jià)則是對(duì)學(xué)生學(xué)業(yè)的質(zhì)性評(píng)價(jià)。 在本節(jié)課的教學(xué)過(guò)程當(dāng)中，由淺入深不斷地設(shè)置問(wèn)題，引導(dǎo)學(xué)生進(jìn)行討論探究，讓學(xué)生主動(dòng)參與知識(shí)探究的全過(guò)程。從學(xué)生的表現(xiàn)和反饋情況來(lái)看，基本上能達(dá)到預(yù)定的教學(xué)目標(biāo)要求。 教 案 課題：第二節(jié)　原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（3） 授課班級(jí) 課 時(shí) 教 學(xué) 目 的 知識(shí) 與 技能 1、了解元素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用元素的電負(fù)性說(shuō)明元素的某些性質(zhì) 2、能根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元素的“對(duì)角線(xiàn)”規(guī)則。 3、能從物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的視角解釋一些化學(xué)現(xiàn)象，預(yù)測(cè)物質(zhì)的有關(guān)性質(zhì) 4、進(jìn)一步認(rèn)識(shí)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系，提高分析問(wèn)題和解決問(wèn)題的能力 過(guò)程 與 方法 情感 態(tài)度 價(jià)值觀(guān) 重 點(diǎn) 電負(fù)性的意義 難 點(diǎn) 電負(fù)性的應(yīng)用 知 識(shí) 結(jié) 構(gòu) 與 板 書(shū) 設(shè) 計(jì) 3、電負(fù)性 (1) 鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電子 孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒(méi)有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。 （2）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。 （3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 (4) 電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。 (6) 元素電負(fù)性的應(yīng)用 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系 　電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系 ③判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型 對(duì)角線(xiàn)規(guī)則：元素周期中處于對(duì)角線(xiàn)位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。 教學(xué)過(guò)程 教學(xué)步驟、內(nèi)容 教學(xué)方法、手段、師生活動(dòng) ［復(fù)習(xí)］1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關(guān)系？ 2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什么規(guī)律？ ［講］元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)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(如圖1—22)。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。 ［投影］ ［板書(shū)］3、電負(fù)性 (1) 鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電子 孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒(méi)有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。 ［講］用來(lái)表示當(dāng)兩個(gè)不同原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱。鮑林給電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。 ［板書(shū)］（2）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。 （3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 ［講］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(稀有氣體未計(jì))，如圖l—23所示。 ［板書(shū)］(4) 電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。 ［思考與交流］同周期元素、同主族元素電負(fù)性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負(fù)性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個(gè)強(qiáng)？ ［講］金屬元素越容易失電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小，其金屬性越強(qiáng)；非金屬元素越容易得電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越大，電負(fù)性越大，其非金屬性越強(qiáng)；故可以用電負(fù)性來(lái)度量金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱。周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。 ［投影］ ［講］同周期元素從左往右，電負(fù)性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。同主族元素從上往下，電負(fù)性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。 ［板書(shū)］(5) 元素電負(fù)性的周期性變化 金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。 同周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增；同主族，自上而下，元素的電負(fù)性遞減，對(duì)副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)出這種變化趨勢(shì)。 ［講］電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角。 ［科學(xué)探究］根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請(qǐng)用類(lèi)似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。 ［投影］電負(fù)性的周期性變化示例 ［講］元素的電負(fù)性用于判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及元素的活潑性。通常，電負(fù)性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強(qiáng)的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7，是最強(qiáng)的金屬元素， ［板書(shū)］(6) 元素電負(fù)性的應(yīng)用 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系 ［講］金屬的電負(fù)性一般都小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般都大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 ［講］利用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)；電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)。 ［板書(shū)］　電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系 ［講］電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià) ［板書(shū)］③判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型 ［講］一般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負(fù)性差值小于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價(jià)鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時(shí)，通常形成非極性鍵，不為零時(shí)易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵 ［點(diǎn)擊試題］已知元素的電負(fù)性和元素的化合價(jià)等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負(fù)性： 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 電負(fù)性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 已知：兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7 時(shí)，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負(fù)性差值小于1.7時(shí)，形成共價(jià)鍵。 ①根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律是 。 ②.判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價(jià)化合物？ Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC 解析：元素的電負(fù)性是元素的性質(zhì)，隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及上表中數(shù)值：Mg3N2電負(fù)性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl2 AlCl3 SiC電負(fù)性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共價(jià)鍵，為共價(jià)化合物。 答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.Mg3N2；離子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均為共價(jià)化合物。 ［板書(shū)］對(duì)角線(xiàn)規(guī)則：元素周期中處于對(duì)角線(xiàn)位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。 ［科學(xué)探究］ 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱(chēng)為“對(duì)角線(xiàn)規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強(qiáng)弱，說(shuō)明對(duì)角線(xiàn)規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對(duì)角線(xiàn)規(guī)則。 ［講］Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物分別為L(zhǎng)i2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均為兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對(duì)角線(xiàn)規(guī)則的合理性。Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2，Be、Al電負(fù)性均為1.5，B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8數(shù)值相差不大,故性質(zhì)相似.） ［講］除此之外，我們還要注意電離能和電負(fù)性間的關(guān)系。通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但I(xiàn)IA族，VA族元素原子的價(jià)電子排布分別為ns2,ns2np3，為全滿(mǎn)和半滿(mǎn)結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常大。 ［小結(jié)］原子半徑、電離能、電負(fù)性的周期性變化規(guī)律：在元素周期表中同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，第一電離能逐漸增大（趨勢(shì)），電負(fù)性逐漸增大。在元素周期表中同主族從上到下原子半徑逐漸增大，第一電離能逐漸減小，電負(fù)性逐漸減小。 ［隨堂練習(xí)］ 1、電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度下列關(guān)于電負(fù)性的變化規(guī)律正確的是 （ ） A．周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大 B．周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變大 C．電負(fù)性越大，金屬性越強(qiáng) D．電負(fù)性越小，非金屬性越強(qiáng) 2、已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性X＞Y，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是( ) A、X與Y形成化合物是，X可以顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià) B、第一電離能可能Y小于X C、最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于于Y對(duì)應(yīng)的 D、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX 3、根據(jù)對(duì)角線(xiàn)規(guī)則，下列物質(zhì)的性質(zhì)具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、鋁和鐵 C、鈹和鋁 D、銅和金 教學(xué)回顧： 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)是中學(xué)化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論，是整個(gè)中學(xué)化學(xué)教材中的重點(diǎn)內(nèi)容。教材內(nèi)容較抽象，理論性強(qiáng)，在教學(xué)過(guò)程中要注重學(xué)習(xí)方法的指導(dǎo)，做到“授之以漁”。與原教材相比較，原教材比較注重知識(shí)的傳授，強(qiáng)調(diào)接受形學(xué)習(xí)；新課程強(qiáng)調(diào)使學(xué)生形成積極主動(dòng)的學(xué)習(xí)態(tài)度，使獲得知識(shí)與技能的過(guò)程成為學(xué)生學(xué)會(huì)學(xué)習(xí)和形成正確價(jià)值觀(guān)的過(guò)程。因此，在實(shí)施教學(xué)的過(guò)程當(dāng)中，應(yīng)該創(chuàng)造一切條件讓學(xué)生主動(dòng)參與知識(shí)探究的全過(guò)程 ，對(duì)學(xué)生進(jìn)行科學(xué)方法的訓(xùn)練和科學(xué)思維的培養(yǎng)，提高學(xué)生的科學(xué)素養(yǎng)。