选择性必修2第一节 原子结构第三课时教案及反思

这是一份选择性必修2第一节 原子结构第三课时教案及反思，共8页。教案主要包含了旧知回顾，思考与讨论，绘制变化图，比较与分析，课堂练习等内容，欢迎下载使用。


课题
《原子结构与元素的性质》
单元
1
学科
化学
年级
高二
教材
分析
本节教学内容是人教版高中化学选择性必修第二册第一章《原子结构与性质》第二节《原子结构与元素的性质》第三课时。这一课时的教学内容主要是电负性的概念以及周期性变化规律。前一节已经学习了 “元素第一电离能”的概念及周期性变化相关内容，了解了电离能随原子序数的变化而变化的周期性规律。本节内容在元素第一电离能的基础上，进一步从电负性探究元素性质的周期性变化规律。重点探究电负性的周期性变化。
本节安排了“电负性”这部分内容。学生通过学习这部分知识，了解电负性的概念。
知道电负性的概念是由美国著名化学家鲍林提出。通过主动探究，理解电负性的周期性变化趋势。通过思考讨论，学会应用电负性判断元素的原子半径大小、化合物元素化合价正负、元素金属性与非金属性强弱、解释对角线规则。加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解。
教学目标与核心素养
证据推理与模型认知：通过数据，主动绘制变化图探究元素电负性的变化趋势。理解电负性的周期性变化趋势。通过综合比较与分析电离能与电负性的周期性变化异同点，加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解。
科学精神与社会责任：通过了解电负性的概念是由美国著名化学家鲍林提出的，认识到科学是在不断发展的，培养求真务实、不断进步的科学精神与社会责任感。
重点
难点
电负性的周期性变化。
教学过程
教学环节
教师活动
学生活动
设计意图
导入新课
【旧知回顾】
根据已学知识回顾：我们学过的化学键有哪几种类型？
离子键、共价键。
【思考】什么是化学键？如何理解？
复习旧知
通过之前已有知识的复习，给新内容学习奠基基础，提高学生学习积极性。
讲授新课
第二节 原子结构与元素的性质
第三课时 电负性
一、电负性
1.化学键
元素相互化合，可理解为相邻原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。
2.键合电子
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，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。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。
一、电负性
（1）定义
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（2）意义
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小标准
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
注意：电负性是相对值，没单位。
【思考与讨论】
观察图1-23，思考各元素的电负性有何周期性变化？并回答下列问题。
①同一周期中，元素的电负性如何变化？
②同一主族中，元素的电负性如何变化？
③电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的什么位置？
（3）变化规律
①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
③金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
（4）应用
①电负性的大小也可以作为判断元素金属性与非金属性强弱的依据。
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
a.金属元素的电负性一般小于1.8。
b.非金属元素的电负性一般大于1.8。
c.位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。
②电负性也可以用来判断化合物的化学键类型。
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
③电负性也可以用来判断化合物中元素化合价的正负。
a.电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。
b.电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。
注意：电负性大的显负价，电负性小的显正价。
④电负性也可以用来解释元素的“对角线”规则。
例：“Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
（5）第一电离能与电负性的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，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。
【探究】元素的电负性变化趋势
【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第三周期元素、 第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大。
②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势。
【比较与分析】根据图1-22，找出上述相关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？并分析其原因。
同周期主族元素，随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电离能总的变化趋势是逐渐增大的，但有如I1（Be）＞ I1（B）、 I1（N）＞ I1（O）这样的“异常”现象，其中的原因分析如下：电负性是指不同元素的原子对键合电子的吸引能力，美国化学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（不包括稀有气体）。
因此，元素电负性的大小与原子结构无关。而第一电离能是指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。因此，第一电离能的大小与原子结构关系密切。
【课堂练习】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
①原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)。 ( )
②离子半径:r(Li+)③能层数多的元素的原子半径一定比能层数少的元素的原子半径大。( )
④原子失去2个电子所需要的能量是其失去1个电子所需能量的2倍。( )
⑤一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素,大于1.8的为非金属元素。( )
⑥同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C⑦元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。( )
⑧主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )
答案：× √ × × √ × √ ×。
2．下列不能根据元素电负性判断的性质是( )
A.判断化合物的溶解度
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键类型
D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
答案为 A。
3.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是( )
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
答案为 A。
4.不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力大小可用电负性表示,若电负性越大,则原子吸引电子的能力越大,在所形成的分子中成为显负电性的一方。下面是某些短周期元素的电负性:
(1)通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范围: (2)推测电负性(x)与原子半径的关系是 。
(3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向 (写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电负性差值小于1.7时,一般形成共价键,试推断AlBr3中化学键的类型是 。
(5)在元素周期表中,电负性最小的元素的位置为 (放射性元素除外)。
答案：（1）2.53 3.44 0.93 1.57
（2）电负性越小,原子半径越大
（3）氮
（4）共价键
（5）第六周期第ⅠA族
5．A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 ,M在元素周期表中的位置是 。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 。
答案：（1） 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
（2） N>O>C O>N>C

思考与讨论
思考
主动探究
思考问题
检测反馈
检测反馈
知道电负性的含义。
通过思考讨论，激发学生学习兴趣，培养学生语言表达能力。
通过数据，主动绘制变化图探究元素电负性的变化趋势。理解电负性的周期性变化趋势。通过综合比较与分析电离能与电负性的周期性变化异同点，加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解。
课堂小结
原子结构与元素的性质

板书
原子结构与元素的性质