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2019-2020年高中化學集體備課 《第一章 原子結構與性質(zhì)》第二節(jié) 原子結構與元素的性質(zhì)教案 蘇教版選修3 課題：第二節(jié)　原子結構與元素的性質(zhì)（2） 授課班級 課 時 教 學 目 的 知識 與 技能 1、掌握原子半徑的變化規(guī)律 2、能說出元素電離能的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì) 3、進一步形成有關物質(zhì)結構的基本觀念，初步認識物質(zhì)的結構與性質(zhì)之間的關系 4、認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關系 5、認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值 過程 與 方法 情感 態(tài)度 價值觀 重 點 電離能得定義及與原子結構之間的關系 難 點 電離能得定義及與原子結構之間的關系 知 識 結 構 與 板 書 設 計 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)離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能. ①常用符號I表示，單位為KJ?mol－1 ②意義：通常用電離能來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個電子，生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號I1表示。 (5) 電離能的應用 、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。 判斷元素的金屬性、非金屬性強弱 教學過程 教學步驟、內(nèi)容 教學方法、手段、師生活動 ［引入］我們知道元素性質(zhì)是由元素原子結構決定的，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、原子半徑、元素的第一電離能和電負性。 ［學與問］元素周期表中，同周期的主族元素從左到右，最高化合價和最低化合價、金屬性和非金屬性的變化規(guī)律是什么？ ［投影小結］同周期主族元素從左到右，元素最高化合價和最低化合價逐漸升高，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。 ［講］元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素周期律。元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，下面，我們來討論原子半徑、電離能和電負性的周期性變化。 ［板書］二、元素周期律 1、原子半徑 ［投影］觀察圖1—20分析： ［學與問］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如何？應如何理解這種趨勢？ 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如何？應如何理解這種趨勢？ ［小結］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)的增加使核對電子的引力增加而帶來原子半徑減小的趨勢大于增加電子后電子間斥力增大帶來原子半徑增大的趨勢。 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相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負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。而當電子能層相同時，核電荷數(shù)越大，核對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］那么，粒子半徑大小的比較有什么規(guī)律呢？ ［投影小結］1、原子半徑大小比較：電子層數(shù)越多，其原子半徑越大。當電子層數(shù)相同時，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系為：陽離子<原子<陰離子，并且價態(tài)越高的粒子半徑越小。 ［過渡］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系呢？ ［板書］2、電離能 （1）定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能. ①常用符號I表示，單位為KJ?mol－1 ②意義：通常用電離能來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，保證失去電子時消耗能量最低。電離能用來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， ［點擊試題］已知Na元素的I1=496 KJmol-1,則Na (g) -e- →Na +(g) 時所需最低能量為 . ［板書］（2）元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子，生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號I1表示。 ［講］氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(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”“失去一個電子”等都是保證“最低能量”的條件。 ［投影］ ［問］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，每個周期的第一個元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最后一個元素(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)。 ［學與問］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。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。 ［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，表示元素原子越來越難失去電子。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，核對外層電子的有效吸引作用依次增強的必然結果。 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越容易失去電子電子。這是因為同主族元素原子的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。過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。這是因為對這些元素的原子來說，增加的電子大部分排布在(n-1)d軌道上，核對外層電子的有效吸引作用變化不是太大。 ［板書］(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，表示元素原子越來越難失去電子。 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有價電子排布為2s2，是全充滿結構，比較穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1，、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個電子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。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（p6、d10）和半滿（p3、d5）構型是比較穩(wěn)定的構型有關。當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空、半充滿和全充滿結構時，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。 ［點擊試題］不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量（設其為E）如圖所示，試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并回答下列問題。 （1）同主族內(nèi)不同元素的E值的變化特點是 。各主族中E值的這種變化特點體現(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。但個別元素的E值出現(xiàn)反常現(xiàn)象，試預測下列關系中正確的是 （填寫編號）。 ①E（砷）＞E（硒） ②E（砷）＜E（硒） ③E（溴）＞E（硒） ④E（溴）＞E（硒） （3）估計1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍： ＜E＜ 。 （4）10號元素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)律和學生的歸納總結能力。 （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）。此處應填①、③。 （3）1mol 氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子比同周期元素鉀要難，比同主族元素Mg要容易，故其E值應在419～738之間。 （4）10號元素是Ne，它的原子最外層已經(jīng)成為8電子穩(wěn)定結構，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號元素是氖，該元素原子的最外層電子排布已達到8個電子穩(wěn)定結構。 ［學與問］2、下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能。為什么原子的逐級電離能越來越大?這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系? ［講］氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(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)，從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所需消耗的能量叫做第二電離能(用I2表示)，依次類推，可得到I3、I4、I5……同一種元素的逐級電離能的大小關系：I1I1，因此說電離能是核外電子分層排布的實驗佐證。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元素 （1）下列 （填寫編號）組元素的單質(zhì)可能都是電的良導體。 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，這些電子便會擺脫原子核的束縛而離去。核外電子離開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 失去第一個電子 519 502 580 失去第二個電子 7 296 4 570 1 820 失去第三個電子 11 799 6 920 2 750 失去第四個電子 9 550 11 600 ①通過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電子時所需的能量要遠遠大于失去第一個電子所需的能量 。 ②表中X可能為13種元素中的 （填寫字母）元素。用元素符號表示X和j形成的化合物的化學式 　　　　　 。 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， （填寫字母）元素原子失去核外第一個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處于過渡元素區(qū)也一定為金屬，它們都是電的良導體；h為碳元素，其單質(zhì)中的石墨也是電的良導體，故應選①、④兩組。 （2）①鋰原子核外共有3個電子，其中兩個在K層，1個在L層，當失去最外層的一個電子后，鋰離子達到穩(wěn)定結構，根據(jù)題給信息可知，鋰離子再失去電子便會形成不穩(wěn)定結構，因此鋰原子失去第二個電子時所需能量遠大于失去第一個電子所需的能量。②由表中數(shù)據(jù)可知：X失去第二個電子所需能量遠大于失去第一個電子所需的能量（9倍多），而失去第三個、第四個電子所需能量皆不足前者的兩倍，故第一個電子為最外層的1個電子，而其他幾個電子應處于內(nèi)層。結合所給的周期表知，X應為a，即鈉元素，和j即氧元素所形成的化合物化學式分別為：Na2O和 Na2O2。③由表中所給Y的數(shù)據(jù)可知，Y失去第一、二、三個電子所需能量差別不大，而失去第四個電子所需能量遠大于失去第三個電子所需的能量，因此，Y元素的最外層有3個電子，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核外電子的吸引力有關，還與形成穩(wěn)定結構的傾向有關。結構越穩(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8e-穩(wěn)定結構，因此失去核外第一個電子需要的能量最多。 答案：（1）①④ （2）①Li原子失去1個電子后形成穩(wěn)定結構，再失去1個電子很困難 ②a；Na2O 或Na2O2 ③ⅢA ④ m 教學回顧： 表現(xiàn)性評價反映了學生學習本節(jié)知識的過程情況如何，是否達到情感態(tài)度與價值觀目標。表現(xiàn)性評價的依據(jù)是學生在問題探究的過程中表現(xiàn)出來的情感態(tài)度和對知識的整合能力，能否把自己融入科學活動和科學思維中，體驗科學研究的過程和認知的規(guī)律性。如果說紙筆評價是對學生學業(yè)的量化評價的話，表現(xiàn)性評價則是對學生學業(yè)的質(zhì)性評價。 在本節(jié)課的教學過程當中，由淺入深不斷地設置問題，引導學生進行討論探究，讓學生主動參與知識探究的全過程。從學生的表現(xiàn)和反饋情況來看，基本上能達到預定的教學目標要求。 教 案 課題：第二節(jié)　原子結構與元素的性質(zhì)（3） 授課班級 課 時 教 學 目 的 知識 與 技能 1、了解元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質(zhì) 2、能根據(jù)元素的電負性資料，解釋元素的“對角線”規(guī)則。 3、能從物質(zhì)結構決定性質(zhì)的視角解釋一些化學現(xiàn)象，預測物質(zhì)的有關性質(zhì) 4、進一步認識物質(zhì)結構與性質(zhì)之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力 過程 與 方法 情感 態(tài)度 價值觀 重 點 電負性的意義 難 點 電負性的應用 知 識 結 構 與 板 書 設 計 3、電負性 (1) 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 孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學鍵的電子的孤電子。 （2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 (4) 電負性大小的標準：以F的電負性為4.0和Li的電負性為1.0作為相對標準。 (6) 元素電負性的應用 元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關系 　電負性與化合價的關系 ③判斷化學鍵的類型 對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。 教學過程 教學步驟、內(nèi)容 教學方法、手段、師生活動 ［復習］1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關系？ 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)生化學作用力，形象地叫做化學鍵，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。電負性的概念是由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小(如圖1—22)。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。 ［投影］ ［板書］3、電負性 (1) 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 孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學鍵的電子的孤電子。 ［講］用來表示當兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。鮑林給電負性下的定義是“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”。 ［板書］（2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 ［講］鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為4．0和鋰的電負性為1。0作為相對標準，得出了各元素的電負性(稀有氣體未計)，如圖l—23所示。 ［板書］(4) 電負性大小的標準：以F的電負性為4.0和Li的電負性為1.0作為相對標準。 ［思考與交流］同周期元素、同主族元素電負性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？ ［講］金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。 ［投影］ ［講］同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。 ［板書］(5) 元素電負性的周期性變化 金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。 同周期從左到右，元素的電負性遞增；同主族，自上而下，元素的電負性遞減，對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)出這種變化趨勢。 ［講］電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。 ［科學探究］根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負性變化圖。 ［投影］電負性的周期性變化示例 ［講］元素的電負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，電負性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負性為4，是最強的非金屬元素；鈁的電負性為0.7，是最強的金屬元素， ［板書］(6) 元素電負性的應用 元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關系 ［講］金屬的電負性一般都小于1.8，非金屬的電負性一般都大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 ［講］利用電負性可以判斷化合物中元素化合價的正負；電負性大的元素易呈現(xiàn)負價，電負性小的元素易呈現(xiàn)正價。 ［板書］　電負性與化合價的關系 ［講］電負性數(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，元素的化合價為正值；電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負價 ［板書］③判斷化學鍵的類型 ［講］一般電負性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負性差值小于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價鍵；當電負性差值為零時，通常形成非極性鍵，不為零時易形成極性鍵。當電負性差值大于1.7，形成的是離子鍵 ［點擊試題］已知元素的電負性和元素的化合價等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負性： 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 電負性 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：兩成鍵元素間電負性差值大于1.7 時，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，形成共價鍵。 ①根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負性具有的變化規(guī)律是 。 ②.判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價化合物？ Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC 解析：元素的電負性是元素的性質(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電負性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共價鍵，為共價化合物。 答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.Mg3N2；離子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均為共價化合物。 ［板書］對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。 ［科學探究］ 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，被稱為“對角線規(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弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負性解釋對角線規(guī)則。 ［講］Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物分別為Li2O、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，由此可以看出對角線規(guī)則的合理性。Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2，Be、Al電負性均為1.5，B、Si的電負性分別為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性間的關系。通常情況下，第一電離能大的主族元素電負性大，但IIA族，VA族元素原子的價電子排布分別為ns2,ns2np3，為全滿和半滿結構，這兩族元素原子第一電離能反常大。 ［小結］原子半徑、電離能、電負性的周期性變化規(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），電負性逐漸增大。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，電負性逐漸減小。 ［隨堂練習］ 1、電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度下列關于電負性的變化規(guī)律正確的是 （ ） A．周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大 B．周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大 C．電負性越大，金屬性越強 D．電負性越小，非金屬性越強 2、已知X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，下列說法錯誤的是( ) A、X與Y形成化合物是，X可以顯負價，Y顯正價 B、第一電離能可能Y小于X C、最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱于于Y對應的 D、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX 3、根據(jù)對角線規(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 教學回顧： 原子結構與元素的性質(zhì)是中學化學重要的基礎理論，是整個中學化學教材中的重點內(nèi)容。教材內(nèi)容較抽象，理論性強，在教學過程中要注重學習方法的指導，做到“授之以漁”。與原教材相比較，原教材比較注重知識的傳授，強調(diào)接受形學習；新課程強調(diào)使學生形成積極主動的學習態(tài)度，使獲得知識與技能的過程成為學生學會學習和形成正確價值觀的過程。因此，在實施教學的過程當中，應該創(chuàng)造一切條件讓學生主動參與知識探究的全過程 ，對學生進行科學方法的訓練和科學思維的培養(yǎng)，提高學生的科學素養(yǎng)。