高中化学人教版 (2019)选择性必修2原子结构与元素的性质表格教案设计

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2原子结构与元素的性质表格教案设计，共5页。教案主要包含了旧知回顾，拓展延伸，规律探索，归纳总结，比较分析，应用提升，学生活动，思考讨论等内容，欢迎下载使用。
课程基本信息
学科
化学
年级
高二
学期
春季
课题
元素周期律（二）
教科书
书 名：化学选择性必修2教材
出版社：人民教育出版社 .
教学目标
1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较电负性的相对大小。
2.通过原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
教学内容
教学重点：
1.电负性的相关概念及意义。
2.电负性的递变规律及其应用。
教学难点：
1.电负性的相关概念及意义。
2.电负性的递变规律及其应用。
教学过程
【旧知回顾】上节课我们已经学习了用电离能定量衡量元素金属性(失电子能力)，在元素周期表中 从上到下，从右至左元素金属性(失电子能力)逐渐增强，元素原子的第一电离能呈减小趋势。之前我们学习了非金属性的递变规律，周期表中从下到上，从左至右元素非金属性(吸电子能力)逐渐增强，那能否对元素的非金属性(吸电子能力)进行定量描述呢？
任务三 电负性
键合电子：原子中用于形成化学键的电子，如氟化氢中形成共价键的电子我们称之为键合电子；
电负性：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。
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。 电负性是相对值，没单位。
【拓展延伸】
鲍林提出的标度是根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0，计算其他元素的相对电负性（稀有气体未计）
到1934年马利肯从电离势和电子亲和能计算的绝对电负性，即电离能和电子亲和能的平均值。
后来到1956年阿莱和罗周提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性
直至1989年Allen根据光谱实验数据以基态自由原子价层电子的平均单位电子能量为基础获得主族元素的电负性
【规律探索】这是课本上提供的主族元素电负性数据，我们一起来探索元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同主族有什么规律？
活动1：根据课本1-23数据绘制同周期元素电负性随原子序数变化的图像
结论1：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大
活动2：绘制同主族元素电负性随原子序数变化的图像
结论2：同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小
【归纳总结】
同一主族：从上到下,元素的电负性逐渐减小,说明原子吸电子能力减弱
②同一周期：从左到右,元素的电负性逐渐增大,说明原子吸电子能力增强。
【比较分析】
这是前面我们已经学习了原子半径，第一电离能随着原子序数的递增呈现出周期性变化规律图，这跟今天所学的电负性存在哪些异同呢？
同主族元素从上到下，原子半径增大，第一电离能和电负性均依次减小。同周期主族元素从左到右，原子半径减小，电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大
【应用提升】通过电负性的学习让我们指导元素的金属性与非金属性也可以定量化，那如何从电负性的角度定量判断金属与非金属元素呢？
【学生活动】请大家在给定的元素周期表中画出金属与非金属的交界线，同时预测金属与非金属区别与电负性存在什么关系？
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,电负性在1.8左右,既有金属性,又有非金属性，故称为“类金属”元素。
【展示】应用1：用电负性判断元素的金属性与非金属性
而且从表中数据可以观察到元素非金属性(吸电子能力)逐渐增强，电负性越大。所以我们得出电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
【过渡】我们再来寻找下氯化钠、水中两种元素电负性差值与化学键的类型上有什么关系？
氯化钠中两元素电负性的差值为2.1，差值较大，形成的是离子键
水中两元素电负性的差值为0.4，差值较小，形成的是共价键
所以我们可以根据成键原子之间的电负性差值作为化学键类型的判断依据
【展示】应用2：用电负性判断化学键的类型
【教师】一般电负性差值>1.7为离子键；电负性差值