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高中化学人教版 (2019)选择性必修2第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质精品教案
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这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质精品教案，共18页。教案主要包含了课后巩固等内容，欢迎下载使用。
第二课时 元素周期律
课题： 1.2.2 元素周期律
课时
1
授课年级
高二
课标
要求
1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性
2.能简要说明核外电子运动规律的理论探究对研究元素性质及其变化规律的意义
教材
分析
本节内容是高中化学人教版（2019版）选择性必修二第一章第二节《原子结构与元素的性质》内容，该内容是高中选修课程中，研究原子结构与元素性质的承上启下之课。本节内容分为元素周期表和元素周期律两部分内容。
在必修课程中，介绍了较多的元素周期律方面的知识。例如，结合原子结构示意图，介绍了碱金属和卤族元素的金属性和非金属性的递变规律；介绍了1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化规律；探究了第三周期元素性质的递变规律；介绍了元素周期律的应用等等。教材在此基础上，进一步介绍原子半径、电离能以及电负性等性质的周期性变化规律，并结合元素的第一电离能和元素的电负性，介绍了一些元素的性质。教材运用了图片方式呈现课程内容，其中的图1-21、图1-22和图1-23三张图的信息量比较大，原子半径、电离能以及电负性等性质的周期性变化规律，就是从这三张图的信息中归纳出来的。观察图1-21和图1-23中的信息，比较容易得出其变化规律，而图1-22中的信息相对比较隐蔽，要注意引导学生如何找出同周期元素的第一电离能和同族元素的第一电离能的变化规律，以及同周期元素的第一电离能的变化规律出现的异常现象。
元素周期律的内涵丰富多样，在必修阶段，学生已经知道，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性都呈现出周期性的变化，并且初步认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果。教学中要充分引导学生回忆和复习，在已有知识经验的基础上，重点讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化，实现对元素周期律内涵理解上的螺旋式上升，进一步建构基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。
教学
目标
（1）认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解。
（2）建构元素周期律（表）模型，能列举元素周期律（表）的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。
教学重、难点
重点：元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化
难点：电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系
核心
素养
宏观辨识与微观探析：通过宏观上对原子半径大小的对比，探究微观上，能层数和核电荷数对原子半径大小的影响，不仅能够更好地从宏观角度理解原子半径的变化规律，同时也能更好的从微观角度剖析原子半径发生改变的实质。
证据推理与模型认知：通过阅读第一电离能和电负性的图片，从定量的角度推知不同元素的金属性和非金属性的变化规律，实现对元素周期律内涵理解上的螺旋式上升，进一步建构基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维模型。
科学探究与创新意识：鲍林对电负性概念的提出，对研究元素金属性和非金属性强弱，提供了定量的研究方法，使元素周期律理论变得更加完善，体现了创新思维在科学研究中的重要价值。
科学精神与社会责任：通过对稀有气体及其化合物发现史的阅读，使学生体会到稀有气体及其化合物的发现过程是一个艰难曲折的过程。在学习活动中，使学生感受到科学家献身科学的探索精神，感受科学家在进行科学探索时所具有的创新科学态度。
学情
分析
在必修阶段，学生已经知道原子半径大小的判断方法，同周期、同主族元素金属性和非金属性的变化规律等。教学中要充分利用学生已有的知识经验，铺设阶梯，引导学生深入思考元素的原子结构与元素周期表结构的关系，帮助学生自主建构元素周期表模型。
在本节课的教学中可以充分利用学过的必修知识，从选修二的角度去探究原子半径的影响因素，加深对原子半径变化规律的理解。同时结合教材中提供的多个图片、科学史话、探究、思考与讨论，从定量的角度探究第一电离能和电负性对元素金属性和非金属性的影响，通过自主阅读、小组合作、教师讲授等方式，对电离能和电负性的相关知识进行探究，多种教学手段的采用，可以加深对复杂知识的理解。
教学过程
教学
环节
教学活动
设计意图
环节一、
情景导入
创设情境
【情景创设】播放元素周期律发现视频，导入新课
【导入】通过刚才的视频，我们一起了解了元素周期律的发展过程。在必修阶段，我们对周期律有一定的了解，今天我们在选修层面再探元素周期律。
【复习提问】回顾一下原子半径的变化规律，回答下面的问题：
1、同周期元素从左到右，原子半径的变化趋势？
2、同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势？
3、同种元素的微粒，阴离子，原子，阳离子半径如何变化？
4、一般来说，电子层数与原子半径变化的关系？
5、一般来说，电子层数相同时，原子半径受哪些因素影响，如何变化？
【学生1】同周期元素从左到右，原子半径依次减小
【学生2】同主族元素从上到下，原子半径依次增大
【学生3】同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子
【学生4】一般来说，电子层数越多，半径越大
【学生5】一般来说，电子层数相同时，原子序数越小，半径越大
【教师】评价、补充
【讲授】说明：1、稀有气体的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，所以，一般不做研究
2、特殊：Li的原子半径比第三周期的Al、Si、P、S、Cl都大
【任务一】再探原子半径的影响因素
【学生活动】阅读教材P22第2自然段，回答下列问题：
1、影响原子半径大小的因素？
2、各个因素对原子半径大小影响的方式如何？
播放元素周期律发现视频，激发学生的探究欲望
环节二、
探究原子半径的影响因素及变化规律
环节三、
探究电离能的知识
环节四、
探究电负性的知识
任务一、再探原子半径的影响因素
任务二、探究电离能的相关知识
任务三
、
探究第一电离能的特殊性
任务四、
探究电负性的相关内容
【学生1】电子的能层数和核电荷数
【学生2】
【教师】评价、补充
【思考与讨论】
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
【学生1】同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是：同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
【学生2】同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是：同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。
【教师】评价、补充。
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一个因素是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。当讨论原子半径的变化趋势时，要同时考虑以上两个因素的综合作用，有时要注意分析哪个因素起主导作用。
【对应训练1】下列化合物中，阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）
A. NaF B. MgI2 C.BaI2 D.KBr
【答案】B
【解析】四种物质中阳离子的半径：Ba2+>K+>Na+>Mg2+,阴离子的半径：I->Br->F-,MgI2含有半径最小的阳离子和半径最大的阴离子，其比值最小。
【对应训练2】X元素的阳离子和Y元素的阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确
的是（ ）
A.离子半径X>Y B.原子半径XC.原子序数X【答案】D
【解析】具有相同的核外电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，X元素的核电荷数大于Y,则离子半径XY,B错误；X位于Y元素下一周期，则原子序数X>Y,C错误；同周期元素从左到右，最外层电子数依次增大，X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有相同的核外电子层结构，则X最外层电子数小于4,Y最外层电子数大于4,所以原子最外层电子数X【对应训练3】下列原子半径大小顺序正确的是（ ）
①1s22s22p3 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p5 ④1s22s22p63s23p2
A.③>④>②>① B.④>③>②>① C.④>③>①>② D.④>②>①>③
【答案】D
【解析】①1s22s22p3是N元素，②1s22s22p63s23p3是P元素，③1s22s22p5是F元素，④1s22s22p63s23p2是Si元素，根据元素周期律分析可知，原子半径由大到小的顺序为④>②>①>③。
【小结】重点识记：
1、影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数
2、各个因素对原子半径大小影响的方式:
【过渡】通过前面的介绍，我们了解了影响原子半径的因素及变化规律。在原子结构中，原子的最外层电子数决定了原子的金属性强弱，那么，除了原子最外层电子数，还有哪些因素可以用来衡量原子的金属性强弱，可以用来衡量原子失电子能力呢，电离能就是这样一个物理量，接下来，我们就来研究电离能的相关内容。
【任务二】探究电离能的相关知识
【学生活动】阅读教材P23第2、3自然段及图1-22，小组讨论，回答下列问题：
1、第一电离能的定义?
2、原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？
同周期：随原子序数的递增而 ；
同主族：随原子序数的递增而 ；
同周期中，第一电离能最小的是第 族的元素；
最大的是 元素；
第一电离能最大的元素是
【学生】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叫做第一电离能
【讲授】电离能的符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·ml-1
电离能的意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
【学生】一般规律：同周期：随原子序数的递增而 增大 ；
同主族：随原子序数的递增而 减小 ；
同周期中，第一电离能最小的是第 IA 族的元素；
最大的是 稀有气体 元素；
第一电离能最大的元素是 氦
【教师】补充、引导
【过渡】通过刚才大家的讨论，我们也发现了，在第一电离能变化的过程中，出现了“反常”现象，这些现象该如何解释，通过阅读教材，我们就能找到答案。
【任务三】探究第一电离能的特殊性
【学生活动】阅读教材P24资料卡片，回答下列问题：
1、第IIA族与第IIIA族第一电离能的大小关系及原因？（以Mg、Be和B、Al为例）
2、第VA族与第VIA族第一电离能的大小关系及原因？（以N、P和O、S为例）
【学生1】关系：第IIA族>第IIIA族
原因：B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns能级电子的高
【学生2】关系：第VA族>第VIA族
原因：N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高
【过渡】那么，过渡元素的第一电离能是如何变化的，与主族元素有何区别？
【讲授】过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
【归纳】总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
【过渡】 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叫做第一电离能，但有的金属，像Mg，通常是失去两个电子，呈现+2价，那么失去第二个电子所需要的最低能量就叫做第二电离能，以此类推，失去第n个电子所需要的最低能量叫做第n电离能，这就是逐级电离能。接下来，我们就来研究逐级电离能的相关内容。
【讲授】逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。
（2）表示： M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
（3）变化规律： ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
【思考与讨论】
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
【学生1】碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。
【学生2】随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
【教师】评价、补充
【过渡】通过刚才的探究，我们了解了电离能的相关知识，那么电离能可以应用在哪些方面呢，接下来，我们就来介绍这方面的内容。
【讲授】电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1«I2（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
（3）判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外);
I1越小，元素的金属性越强
【对应训练1】第三周期元素中，第一电离能介于Al和P之间的元素有（ ）
A.2种 B.3种 C.4种 D.5种
【答案】B
【解析】同周期主族元素的第一电离能呈增大的趋势，但由于ns能级的能量比np能级的能量低，np3处于半充满的稳定状态，存在两种反常现象，第一电离能(I1):ⅡA族>ⅢA族，VA族>ⅥA族，第三周期元素的第一电离能：Na【对应训练2】下列说法正确的是（ ）
A.钾的第一电离能比钠的第一电离能大
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大
D.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小
【答案】D
【解析】钾原子半径大于钠原子半径，K更容易失去电子，所以钾的第一电离能比钠的第一电离能小，A错误。因为Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，该能级电子的能量比Mg失去的3s能级电子的高，电子能量越高，越容易失去，电离能较低，B错误。在所有元素中，氟的电负性最大；He最难失去电子，He的第一电离能最大，C错误。第三周期所含的元素中，钠原子半径最大，最容易失去电子，钠的第一电离能最小，D正确。
【对应训练3】下列有关电离能的说法中正确的是（ ）
A.对于同一元素而言，原子的电离能I1>I2>I3……
B.钾比钠活泼，所以钾的第一电离能大于钠的第一电离能
C.同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D.可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
【答案】D
【解析】对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，A错误；钾的活泼性强于钠，说明钾失电子能力比钠强，所以钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，B错误；从总的变化趋势上看，同一周期中主族元素原子第一电离能从左到右越来越大，但也有反常，如I1(N)>I1(O),C错误；层与层之间电离能相差较大，电离能数值发生突变，层内电离能的差别较小，可以根据同一元素各级电离能的数据判断元素可能的化合价，D正确。
【对应训练4】下列各组元素，按照原子半径依次减小，第一电离能依次增大的顺序排列的是
（ ）
A.Ca、Mg、Be B.Na、Mg、Al C.C、N、O D.P、S、Cl
【答案】A
【解析】同主族元素从上到下原子半径逐渐增大、第一电离能逐渐减小，Ca、Mg、Be原子半径依次减小，第一电离能依次增大，A正确；因为Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，该能级电子的能量比Mg失去的3s能级电子的高，电子能量越高，越容易失去，所以Mg的第一电离能大于Al的第一电离能Na【小结】重点识记：
1、第一电离能的定义、符号、意义
2、第一电离能随核电荷数递增的一般规律和特殊情况
3、逐级电离能的变化规律
4、电离能的应用
【过渡】失电子能力我们可以用电离能来进行衡量，那么得电子能力，我们用什么来衡量呢，电负性解决了这个问题，接下来，我们进入电负性的研究。
【任务四】探究电负性的相关内容
【学生活动】阅读教材P24自然段和P25自然段及图1-23，回答下列问题：
1、键合电子的含义？
2、电负性的提出者及定义？
3、电负性的意义？
4、电负性的大小标准？
5、电负性相同的元素都有哪些？
6、电负性的变化规律及电负性最大和最小的元素是哪个？
7、电负性的应用？
【学生1】元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
【学生2】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
【学生3】电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大
【学生4】以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性
【学生5】C、S、I电负性都是2.5
H.、P、Te电负性都是2.1
Li、Ca、Sr电负性都是1.0
K、Rb电负性都是0.8
Si、Ge、Sn、Tl电负性都是1.8
Pb、Sb、Bi电负性都是1.9
【学生6】一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
电负性最大的是氟，最小的是铯
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
【学生7】①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
【教师】评价、补充
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；
非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
②判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质
【学生活动】阅读教材P26探究，小组讨论，绘制变化图，解答比较与分析的问题
【小组展示】展示绘制的变化图
【学生】 同主族元素一致，即从上到下第一电离能与电负性均依次减小；同周期主族元素总体趋势一致，即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大，但A1和S的第一电离能出现反常的现象：这是因为Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Mg失去的ns能级电子的高； P的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高
【归纳】电负性与第一电离能的关系
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。
【过渡】电负性的提出在化学发展史上具有重要的意义，他的提出者鲍林是著名的化学家和物理学家，也是两次诺贝尔奖的获得者，接下来，我们通过视频来了解一下这位著名的化学家。
【播放视频】展示鲍林的生平事迹
【对应训练1】下列有关电负性的说法中不正确的是（ ）
A.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越大
B.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C.在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D.形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
【答案】B
【解析】吸引电子的能力越大，电负性越大，则元素电负性的大小表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，A正确；N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N元素原子2p能级为半充满稳定状态，第一电离能大于O元素，B错误；对于主族元素，同周期自左而右电负性逐渐增大，过渡元素电负性没有明显规律，C正确；电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值，D正确。
【对应训练2】如图所示是第三周期11~17号元素某种性质变化趋势的柱形图，y轴表示的可
能是（ ）
A.第一电离能
B.电负性
C.原子半径
D.元素的金属性
【答案】B
【解析】第三周期的Mg和P元素因最外层电子分别为全充满、半充满结构，较为稳定，第一电离能大于相邻主族元素，与图像不符，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，与图像相符，B正确；同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，与图像不符，C错误；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减小，与图像不符，D错误。
【对应训练3】已知元素电负性数值为2.1,Y为3.5,Z为2.6,W为1.2。你认为上述四种元素中，哪两种元素最容易形成离子化合物（ ）
A.X与Y B.X与W C.Y与Z D.Y与W
【答案】D
【解析】如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7,原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7,原子之间通常形成共价键。X与Y电负性差值为3.5-2.1=1.4<1.7,通常形成共价键，A不符合题意；X与W电负性差值为21-1.2=0.9<1.7,通常形成共价键，B不符合题意；Y与Z电负性差值为3.5-2.6=0.9<1.7,通常形成共价键,C不符合题意；Y与W电负性差值为3.5-1.2=2.3>1.7,通常形成离子键，D符合题意。
【小结】强调重点记忆的内容：
1、电负性的定义、意义、确定标准
2、电负性的变化规律及应用
3、电负性与第一电离能的关系
结合教材内容，寻找问题的答案，培养学生分析问题，解决问题的能力
随讲随练，加深对知识的理解和应用
适时强调重难点，有助于明确学习目标。
小组合作学习，培养学生共同解决问题的能力和书写表达能力
对点训练，通过练习，发现问题，调控课堂，提高效率。
【课后拓展】展示稀有气体及其化合物的发现视频
【承上启下】稀有气体的发现，为元素周期表的补充提供了元素，通过本章的学习，我们了解了原子结构与元素的性质，分子是由原子构成的，分子的结构与性质又是怎样的呢，下一章我们将会讨论到这些内容。
课后拓展，展示稀有气体及其化合物的发现视频，为下章的开启留下悬念。
环节五、课后巩固
作业设计
作业：教材P28页练习与应用1，5，8，9，12。练习册习题
1.（易）对Na、Mg、A1的有关性质的叙述中，错误的是（ ）
A.金属性：Na>Mg>Al
B.第一电离能：NaC.电负性：NaD.还原性：Na>Mg>Al
【答案】B
【解析】同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，则金属性： Na>Mg>Al,A正确；Mg原子3s轨道电子能量比Al的3p轨道电子能量低，较难失去电子，其第一电离能大于Al,故第一电离能：NaMg>Al,D正确。
2.（易）下列各组元素性质的叙述中，正确的是（ ）
A.N、O、F的电负性依次增大
B.N、O、F的第一电离能依次增大
C.N、O、F的最高正化合价依次升高
D.O、F、Na的原子半径依次减小
【答案】A
【解析】同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则N、O、 F的电负性依次增大，A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但N原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能大于O,故第一电离能：O3.（易）具有下列能层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是（ ）
①3p能级上只有一对成对电子的原子②最外层电子排布式为3s23p6的原子③3p能级为半充满的原子④正三价的阳离子结构与氖相同的原子
A.②③①④ B.③①②④ C.①②③④ D.②④①③
【答案】A
【解析】①3p能级上只有一对成对电子的原子是S原子；②最外层电子排布式为3s23p6的原子是Ar原子；③3p能级为半充满的原子为P原子；④正三价的阳离子与氖相同的原子是Al原子。四种元素同处于第三周期，从左到右第一电离能呈增大趋势，但P的3p能级处于半充满的稳定状态，其第一电离能大于S,故第一电离能：Ar>P>S>Al,即②>③>①>④。
4.（易）下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2…表示）。
关于元素R的下列推断中，错误的是（ ）
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C,R元素的最高正化合价为+2价 D.R元素的第一电离能高于同周期相邻元素的
【答案】A
【解析】由题给短周期元素R的各级电离能数据可知，I2与I3存在很大差距，说明R原子最外层有2个电子，则R元素处于元素周期表中第ⅡA族，最高正化合价为+2价，B、C均正确；R处于第IIA族，可能是Be或Mg,基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2,不能判断所处周期，A错误；第ⅡA族元素的第一电离能大于同周期的第IA、ⅢA族元素，D正确。
5. （易）下列对电负性的理解不正确的是（ ）
A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B.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
C.元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
【答案】D
【解析】一般来说，同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，因此，电负性与原子结构有关。
6.（中）A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是（ ）
A.A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B.元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C.元素A、C简单离子的半径大小关系为AD.元素B、C还原性大小关系为B>C
【答案】C
【解析】A、B、C、D四种元素，A元素是地壳中含量最多的元素，则A是O元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和，则其原子核外电子数=2×(2+8)=20,则B是Ca元素；C元素是第三周期第一电离能最小的元素，则C是Na元素；D元素在第三周期中第一电离能最大，则D是Ar元素。由上述分析可知，四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar,A正确；元素O、Ca、Na两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等，B正确；O2-和Na+电子层结构相同，核电荷数越大，其离子半径越小，故离子半径：O2->Na+,C错误；Ca、Na均是金属性很强的金属，元素的金属性越强，其单质的还原性就越强，由于元素的金属性：Ca>Na,所以二者的还原性：Ca>Na,D正确。
7.（中）下列曲线表示卤族元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，正确的是（ ）
【答案】A
【解析】卤族元素从上到下，随核电荷数递增，原子半径增大，元素的电负性逐渐减小，A正确；F无正化合价，C1和Br的最高化合价均为+7，B错误；卤族元素从上到下，随核电荷数递增，原子半径增大，原子失电子能力增强，则第一电离能逐渐减小，C错误；F2、Cl2、Br2都存在范德华力，随相对分子质量增大，范德华力增大，其熔点逐渐升高，D错误。
8.（易）正误判断，正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)s区全部是金属元素（ ）
(2)电负性的大小可以作为判断元素非金属性强弱的依据（ ）
(3)第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据（ ）
(4)共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价（ ）
(5)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大（ ）
(6)第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位（ ）
(7)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属（ ）
【答案】（1）×（2）√（3）×（4）√（5）×（6）√（7）×
【解析】（1）s区含有氢元素，属于非金属
（2）根据电负性的定义和应用进行判断
（3）电离能中有特殊情况，所以不能作为判断元素金属性强弱的依据
（4）根据电负性的应用进行判断
（5）可以以N元素和O元素为例作分析判断
（6）该元素原子的价层电子排布式为3d54s1
（7）有些金属的电负性也大于1.8，例如铅的电负性是1.9
9.（中）请参照图1-22所示的元素的第一电离能的周期性曲线，画出前三周期元素的原子半径和电负性的变化曲线。
【解析】按照电负性、电离能、原子半径的变化顺序进行解析。
10.（难）W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
请完成下列空白：
(1)写出各元素的元素符号：W: 、X: 、Y: 、Z: 、N: 。
(2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序: (请填元素符号)。
(3)X、Z和N三种元素的电负性由大到小的顺序: (请填元素符号)。
(4)Y、Z和N三种元素的第一电离能由大到小的顺序: (请填元素符号)。
【答案】(1)H O Mg Si Cl (2)Mg>Si>O (3)O>Cl>Si (4)Cl>Si>Mg
【解析】W的电子只有一种自旋取向，则W是H；X、Y原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，则其电子排布式可能是1s22s22p4或1s22s22p63s2,由于X的第一电离能都低于同周期相邻元素，Y的第一电离能都高于同周期相邻元素，则X是O,Y是Mg；Z的价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，且原子序数大于Y(Mg),则Z是Si；N只有一个不成对电子，其原子序数大于Z(Si),则N是C1元素。
(2)一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越小，原子半径越大，故原子半径：Mg>Si>O。
(3)同周期主族元素的电负性随原子序数递增而逐渐增大，O和Cl形成化合物时O显负价，故电负性：O>Cl>Si。
(4)同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，则第一电离能： Cl>Si>Mg。
及时巩固、消化所学，促进掌握必备知识，评价教学效果，为后期优化教学方案提供依据，培养分析问题和解决问题等关键能力。
课堂
总结
板书
设计
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时 元素周期律
（一）原子半径
1、影响因素
2、影响方式：
（二）电离能
第一电离能
（1）定义：
（2）符号和单位：
（3）意义
（4）变化规律
2、逐级电离能
（1）含义：
（2）表示：
（3）变化规律：
（4）应用：
（三）电负性
1、键合电子的含义
2、电负性
（1）提出者和定义：
（2）意义：
（3）大小标准：
（4）电负性相同的元素：
（5）变化规律：
（6）应用：
（7）电负性与电离能的关系：
教学
反思
本课时中，学生对元素周期律进行深入探究，在高中必修阶段学生已经学习了元素周期律，会运用元素周期律知识，解决元素金属性和非金属性的变化规律，判断不同原子、离子半径的大小。因此，在教学中，应充分利用好新旧知识的联系，做好相关化学知识的衔接。
本节课的重点是元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化，难点是电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系。由于涉及的知识有一定难度，因此在课程导入中，利用多媒体播放元素周期律的发现视频进行新课的导入，激发学生再探元素周期律的兴趣。同时按照教材内容的安排，设计了不同的学习任务，主要通过让学生带着问题自主阅读，找出相应的问题答案。对于较难理解的知识，采用教师讲授和小组探究合作式学习，共同解决问题，增强对复杂知识的理解。对于原子半径影响因素的教学，主要采用学生自主阅读解决问题的教学模式；对于第一电离能的教学，采取学生自主阅读和教师讲授、小组合作探究的教学方式，多种教学手段的综合应用，能够将复杂的知识简单化，提升教学效率；对于电负性的教学，采用小组合作和教师讲授相结合的模式，并采用讲练相结合的方式，强化训练内容，促进对重点知识的掌握。
同时在每个知识点学完之后设置相应的配套习题，题型设计由易到难，通过对习题的练习，增强对所学新知的理解和掌握。最后利用多媒体辅助教学，播放了稀有气体及其化合物发现的视频，既加深了对所学知识的理解和拓展，又为下一章新课起到了铺垫的作用。
第二课时 元素周期律
课题： 1.2.2 元素周期律
课时
1
授课年级
高二
课标
要求
1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性
2.能简要说明核外电子运动规律的理论探究对研究元素性质及其变化规律的意义
教材
分析
本节内容是高中化学人教版（2019版）选择性必修二第一章第二节《原子结构与元素的性质》内容，该内容是高中选修课程中，研究原子结构与元素性质的承上启下之课。本节内容分为元素周期表和元素周期律两部分内容。
在必修课程中，介绍了较多的元素周期律方面的知识。例如，结合原子结构示意图，介绍了碱金属和卤族元素的金属性和非金属性的递变规律；介绍了1~18号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化规律；探究了第三周期元素性质的递变规律；介绍了元素周期律的应用等等。教材在此基础上，进一步介绍原子半径、电离能以及电负性等性质的周期性变化规律，并结合元素的第一电离能和元素的电负性，介绍了一些元素的性质。教材运用了图片方式呈现课程内容，其中的图1-21、图1-22和图1-23三张图的信息量比较大，原子半径、电离能以及电负性等性质的周期性变化规律，就是从这三张图的信息中归纳出来的。观察图1-21和图1-23中的信息，比较容易得出其变化规律，而图1-22中的信息相对比较隐蔽，要注意引导学生如何找出同周期元素的第一电离能和同族元素的第一电离能的变化规律，以及同周期元素的第一电离能的变化规律出现的异常现象。
元素周期律的内涵丰富多样，在必修阶段，学生已经知道，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性都呈现出周期性的变化，并且初步认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果。教学中要充分引导学生回忆和复习，在已有知识经验的基础上，重点讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化，实现对元素周期律内涵理解上的螺旋式上升，进一步建构基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。
教学
目标
（1）认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解。
（2）建构元素周期律（表）模型，能列举元素周期律（表）的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。
教学重、难点
重点：元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化
难点：电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系
核心
素养
宏观辨识与微观探析：通过宏观上对原子半径大小的对比，探究微观上，能层数和核电荷数对原子半径大小的影响，不仅能够更好地从宏观角度理解原子半径的变化规律，同时也能更好的从微观角度剖析原子半径发生改变的实质。
证据推理与模型认知：通过阅读第一电离能和电负性的图片，从定量的角度推知不同元素的金属性和非金属性的变化规律，实现对元素周期律内涵理解上的螺旋式上升，进一步建构基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维模型。
科学探究与创新意识：鲍林对电负性概念的提出，对研究元素金属性和非金属性强弱，提供了定量的研究方法，使元素周期律理论变得更加完善，体现了创新思维在科学研究中的重要价值。
科学精神与社会责任：通过对稀有气体及其化合物发现史的阅读，使学生体会到稀有气体及其化合物的发现过程是一个艰难曲折的过程。在学习活动中，使学生感受到科学家献身科学的探索精神，感受科学家在进行科学探索时所具有的创新科学态度。
学情
分析
在必修阶段，学生已经知道原子半径大小的判断方法，同周期、同主族元素金属性和非金属性的变化规律等。教学中要充分利用学生已有的知识经验，铺设阶梯，引导学生深入思考元素的原子结构与元素周期表结构的关系，帮助学生自主建构元素周期表模型。
在本节课的教学中可以充分利用学过的必修知识，从选修二的角度去探究原子半径的影响因素，加深对原子半径变化规律的理解。同时结合教材中提供的多个图片、科学史话、探究、思考与讨论，从定量的角度探究第一电离能和电负性对元素金属性和非金属性的影响，通过自主阅读、小组合作、教师讲授等方式，对电离能和电负性的相关知识进行探究，多种教学手段的采用，可以加深对复杂知识的理解。
教学过程
教学
环节
教学活动
设计意图
环节一、
情景导入
创设情境
【情景创设】播放元素周期律发现视频，导入新课
【导入】通过刚才的视频，我们一起了解了元素周期律的发展过程。在必修阶段，我们对周期律有一定的了解，今天我们在选修层面再探元素周期律。
【复习提问】回顾一下原子半径的变化规律，回答下面的问题：
1、同周期元素从左到右，原子半径的变化趋势？
2、同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势？
3、同种元素的微粒，阴离子，原子，阳离子半径如何变化？
4、一般来说，电子层数与原子半径变化的关系？
5、一般来说，电子层数相同时，原子半径受哪些因素影响，如何变化？
【学生1】同周期元素从左到右，原子半径依次减小
【学生2】同主族元素从上到下，原子半径依次增大
【学生3】同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子
【学生4】一般来说，电子层数越多，半径越大
【学生5】一般来说，电子层数相同时，原子序数越小，半径越大
【教师】评价、补充
【讲授】说明：1、稀有气体的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，所以，一般不做研究
2、特殊：Li的原子半径比第三周期的Al、Si、P、S、Cl都大
【任务一】再探原子半径的影响因素
【学生活动】阅读教材P22第2自然段，回答下列问题：
1、影响原子半径大小的因素？
2、各个因素对原子半径大小影响的方式如何？
播放元素周期律发现视频，激发学生的探究欲望
环节二、
探究原子半径的影响因素及变化规律
环节三、
探究电离能的知识
环节四、
探究电负性的知识
任务一、再探原子半径的影响因素
任务二、探究电离能的相关知识
任务三
、
探究第一电离能的特殊性
任务四、
探究电负性的相关内容
【学生1】电子的能层数和核电荷数
【学生2】
【教师】评价、补充
【思考与讨论】
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？如何解释这种趋势？
【学生1】同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是：同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势，大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
【学生2】同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是：同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势，大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。
【教师】评价、补充。
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一个因素是电子的能层数，另一个因素是核电荷数。当讨论原子半径的变化趋势时，要同时考虑以上两个因素的综合作用，有时要注意分析哪个因素起主导作用。
【对应训练1】下列化合物中，阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）
A. NaF B. MgI2 C.BaI2 D.KBr
【答案】B
【解析】四种物质中阳离子的半径：Ba2+>K+>Na+>Mg2+,阴离子的半径：I->Br->F-,MgI2含有半径最小的阳离子和半径最大的阴离子，其比值最小。
【对应训练2】X元素的阳离子和Y元素的阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确
的是（ ）
A.离子半径X>Y B.原子半径X
【解析】具有相同的核外电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，X元素的核电荷数大于Y,则离子半径X
①1s22s22p3 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p5 ④1s22s22p63s23p2
A.③>④>②>① B.④>③>②>① C.④>③>①>② D.④>②>①>③
【答案】D
【解析】①1s22s22p3是N元素，②1s22s22p63s23p3是P元素，③1s22s22p5是F元素，④1s22s22p63s23p2是Si元素，根据元素周期律分析可知，原子半径由大到小的顺序为④>②>①>③。
【小结】重点识记：
1、影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数
2、各个因素对原子半径大小影响的方式:
【过渡】通过前面的介绍，我们了解了影响原子半径的因素及变化规律。在原子结构中，原子的最外层电子数决定了原子的金属性强弱，那么，除了原子最外层电子数，还有哪些因素可以用来衡量原子的金属性强弱，可以用来衡量原子失电子能力呢，电离能就是这样一个物理量，接下来，我们就来研究电离能的相关内容。
【任务二】探究电离能的相关知识
【学生活动】阅读教材P23第2、3自然段及图1-22，小组讨论，回答下列问题：
1、第一电离能的定义?
2、原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？
同周期：随原子序数的递增而 ；
同主族：随原子序数的递增而 ；
同周期中，第一电离能最小的是第 族的元素；
最大的是 元素；
第一电离能最大的元素是
【学生】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叫做第一电离能
【讲授】电离能的符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·ml-1
电离能的意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；
第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
【学生】一般规律：同周期：随原子序数的递增而 增大 ；
同主族：随原子序数的递增而 减小 ；
同周期中，第一电离能最小的是第 IA 族的元素；
最大的是 稀有气体 元素；
第一电离能最大的元素是 氦
【教师】补充、引导
【过渡】通过刚才大家的讨论，我们也发现了，在第一电离能变化的过程中，出现了“反常”现象，这些现象该如何解释，通过阅读教材，我们就能找到答案。
【任务三】探究第一电离能的特殊性
【学生活动】阅读教材P24资料卡片，回答下列问题：
1、第IIA族与第IIIA族第一电离能的大小关系及原因？（以Mg、Be和B、Al为例）
2、第VA族与第VIA族第一电离能的大小关系及原因？（以N、P和O、S为例）
【学生1】关系：第IIA族>第IIIA族
原因：B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns能级电子的高
【学生2】关系：第VA族>第VIA族
原因：N和P的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高
【过渡】那么，过渡元素的第一电离能是如何变化的，与主族元素有何区别？
【讲授】过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。
【归纳】总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
【过渡】 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叫做第一电离能，但有的金属，像Mg，通常是失去两个电子，呈现+2价，那么失去第二个电子所需要的最低能量就叫做第二电离能，以此类推，失去第n个电子所需要的最低能量叫做第n电离能，这就是逐级电离能。接下来，我们就来研究逐级电离能的相关内容。
【讲授】逐级电离能
（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。
（2）表示： M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
（3）变化规律： ①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
【思考与讨论】
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
(2)下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
【学生1】碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。
【学生2】随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
【教师】评价、补充
【过渡】通过刚才的探究，我们了解了电离能的相关知识，那么电离能可以应用在哪些方面呢，接下来，我们就来介绍这方面的内容。
【讲授】电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1«I2
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
（3）判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外);
I1越小，元素的金属性越强
【对应训练1】第三周期元素中，第一电离能介于Al和P之间的元素有（ ）
A.2种 B.3种 C.4种 D.5种
【答案】B
【解析】同周期主族元素的第一电离能呈增大的趋势，但由于ns能级的能量比np能级的能量低，np3处于半充满的稳定状态，存在两种反常现象，第一电离能(I1):ⅡA族>ⅢA族，VA族>ⅥA族，第三周期元素的第一电离能：Na
A.钾的第一电离能比钠的第一电离能大
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大
D.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小
【答案】D
【解析】钾原子半径大于钠原子半径，K更容易失去电子，所以钾的第一电离能比钠的第一电离能小，A错误。因为Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，该能级电子的能量比Mg失去的3s能级电子的高，电子能量越高，越容易失去，电离能较低，B错误。在所有元素中，氟的电负性最大；He最难失去电子，He的第一电离能最大，C错误。第三周期所含的元素中，钠原子半径最大，最容易失去电子，钠的第一电离能最小，D正确。
【对应训练3】下列有关电离能的说法中正确的是（ ）
A.对于同一元素而言，原子的电离能I1>I2>I3……
B.钾比钠活泼，所以钾的第一电离能大于钠的第一电离能
C.同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D.可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
【答案】D
【解析】对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，A错误；钾的活泼性强于钠，说明钾失电子能力比钠强，所以钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，B错误；从总的变化趋势上看，同一周期中主族元素原子第一电离能从左到右越来越大，但也有反常，如I1(N)>I1(O),C错误；层与层之间电离能相差较大，电离能数值发生突变，层内电离能的差别较小，可以根据同一元素各级电离能的数据判断元素可能的化合价，D正确。
【对应训练4】下列各组元素，按照原子半径依次减小，第一电离能依次增大的顺序排列的是
（ ）
A.Ca、Mg、Be B.Na、Mg、Al C.C、N、O D.P、S、Cl
【答案】A
【解析】同主族元素从上到下原子半径逐渐增大、第一电离能逐渐减小，Ca、Mg、Be原子半径依次减小，第一电离能依次增大，A正确；因为Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，该能级电子的能量比Mg失去的3s能级电子的高，电子能量越高，越容易失去，所以Mg的第一电离能大于Al的第一电离能Na
1、第一电离能的定义、符号、意义
2、第一电离能随核电荷数递增的一般规律和特殊情况
3、逐级电离能的变化规律
4、电离能的应用
【过渡】失电子能力我们可以用电离能来进行衡量，那么得电子能力，我们用什么来衡量呢，电负性解决了这个问题，接下来，我们进入电负性的研究。
【任务四】探究电负性的相关内容
【学生活动】阅读教材P24自然段和P25自然段及图1-23，回答下列问题：
1、键合电子的含义？
2、电负性的提出者及定义？
3、电负性的意义？
4、电负性的大小标准？
5、电负性相同的元素都有哪些？
6、电负性的变化规律及电负性最大和最小的元素是哪个？
7、电负性的应用？
【学生1】元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
【学生2】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
【学生3】电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大
【学生4】以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性
【学生5】C、S、I电负性都是2.5
H.、P、Te电负性都是2.1
Li、Ca、Sr电负性都是1.0
K、Rb电负性都是0.8
Si、Ge、Sn、Tl电负性都是1.8
Pb、Sb、Bi电负性都是1.9
【学生6】一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；
同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
电负性最大的是氟，最小的是铯
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
【学生7】①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
【教师】评价、补充
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；
非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
②判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质
【学生活动】阅读教材P26探究，小组讨论，绘制变化图，解答比较与分析的问题
【小组展示】展示绘制的变化图
【学生】 同主族元素一致，即从上到下第一电离能与电负性均依次减小；同周期主族元素总体趋势一致，即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大，但A1和S的第一电离能出现反常的现象：这是因为Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Mg失去的ns能级电子的高； P的电子排布是半充满的，比较稳定，电离能较高
【归纳】电负性与第一电离能的关系
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。
【过渡】电负性的提出在化学发展史上具有重要的意义，他的提出者鲍林是著名的化学家和物理学家，也是两次诺贝尔奖的获得者，接下来，我们通过视频来了解一下这位著名的化学家。
【播放视频】展示鲍林的生平事迹
【对应训练1】下列有关电负性的说法中不正确的是（ ）
A.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越大
B.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C.在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D.形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
【答案】B
【解析】吸引电子的能力越大，电负性越大，则元素电负性的大小表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，A正确；N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N元素原子2p能级为半充满稳定状态，第一电离能大于O元素，B错误；对于主族元素，同周期自左而右电负性逐渐增大，过渡元素电负性没有明显规律，C正确；电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值，D正确。
【对应训练2】如图所示是第三周期11~17号元素某种性质变化趋势的柱形图，y轴表示的可
能是（ ）
A.第一电离能
B.电负性
C.原子半径
D.元素的金属性
【答案】B
【解析】第三周期的Mg和P元素因最外层电子分别为全充满、半充满结构，较为稳定，第一电离能大于相邻主族元素，与图像不符，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，与图像相符，B正确；同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，与图像不符，C错误；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减小，与图像不符，D错误。
【对应训练3】已知元素电负性数值为2.1,Y为3.5,Z为2.6,W为1.2。你认为上述四种元素中，哪两种元素最容易形成离子化合物（ ）
A.X与Y B.X与W C.Y与Z D.Y与W
【答案】D
【解析】如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7,原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7,原子之间通常形成共价键。X与Y电负性差值为3.5-2.1=1.4<1.7,通常形成共价键，A不符合题意；X与W电负性差值为21-1.2=0.9<1.7,通常形成共价键，B不符合题意；Y与Z电负性差值为3.5-2.6=0.9<1.7,通常形成共价键,C不符合题意；Y与W电负性差值为3.5-1.2=2.3>1.7,通常形成离子键，D符合题意。
【小结】强调重点记忆的内容：
1、电负性的定义、意义、确定标准
2、电负性的变化规律及应用
3、电负性与第一电离能的关系
结合教材内容，寻找问题的答案，培养学生分析问题，解决问题的能力
随讲随练，加深对知识的理解和应用
适时强调重难点，有助于明确学习目标。
小组合作学习，培养学生共同解决问题的能力和书写表达能力
对点训练，通过练习，发现问题，调控课堂，提高效率。
【课后拓展】展示稀有气体及其化合物的发现视频
【承上启下】稀有气体的发现，为元素周期表的补充提供了元素，通过本章的学习，我们了解了原子结构与元素的性质，分子是由原子构成的，分子的结构与性质又是怎样的呢，下一章我们将会讨论到这些内容。
课后拓展，展示稀有气体及其化合物的发现视频，为下章的开启留下悬念。
环节五、课后巩固
作业设计
作业：教材P28页练习与应用1，5，8，9，12。练习册习题
1.（易）对Na、Mg、A1的有关性质的叙述中，错误的是（ ）
A.金属性：Na>Mg>Al
B.第一电离能：Na
【答案】B
【解析】同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，则金属性： Na>Mg>Al,A正确；Mg原子3s轨道电子能量比Al的3p轨道电子能量低，较难失去电子，其第一电离能大于Al,故第一电离能：Na
2.（易）下列各组元素性质的叙述中，正确的是（ ）
A.N、O、F的电负性依次增大
B.N、O、F的第一电离能依次增大
C.N、O、F的最高正化合价依次升高
D.O、F、Na的原子半径依次减小
【答案】A
【解析】同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，则N、O、 F的电负性依次增大，A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但N原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能大于O,故第一电离能：O
①3p能级上只有一对成对电子的原子②最外层电子排布式为3s23p6的原子③3p能级为半充满的原子④正三价的阳离子结构与氖相同的原子
A.②③①④ B.③①②④ C.①②③④ D.②④①③
【答案】A
【解析】①3p能级上只有一对成对电子的原子是S原子；②最外层电子排布式为3s23p6的原子是Ar原子；③3p能级为半充满的原子为P原子；④正三价的阳离子与氖相同的原子是Al原子。四种元素同处于第三周期，从左到右第一电离能呈增大趋势，但P的3p能级处于半充满的稳定状态，其第一电离能大于S,故第一电离能：Ar>P>S>Al,即②>③>①>④。
4.（易）下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2…表示）。
关于元素R的下列推断中，错误的是（ ）
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C,R元素的最高正化合价为+2价 D.R元素的第一电离能高于同周期相邻元素的
【答案】A
【解析】由题给短周期元素R的各级电离能数据可知，I2与I3存在很大差距，说明R原子最外层有2个电子，则R元素处于元素周期表中第ⅡA族，最高正化合价为+2价，B、C均正确；R处于第IIA族，可能是Be或Mg,基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2,不能判断所处周期，A错误；第ⅡA族元素的第一电离能大于同周期的第IA、ⅢA族元素，D正确。
5. （易）下列对电负性的理解不正确的是（ ）
A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B.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
C.元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
【答案】D
【解析】一般来说，同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，因此，电负性与原子结构有关。
6.（中）A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是（ ）
A.A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B.元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C.元素A、C简单离子的半径大小关系为A
【答案】C
【解析】A、B、C、D四种元素，A元素是地壳中含量最多的元素，则A是O元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和，则其原子核外电子数=2×(2+8)=20,则B是Ca元素；C元素是第三周期第一电离能最小的元素，则C是Na元素；D元素在第三周期中第一电离能最大，则D是Ar元素。由上述分析可知，四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar,A正确；元素O、Ca、Na两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等，B正确；O2-和Na+电子层结构相同，核电荷数越大，其离子半径越小，故离子半径：O2->Na+,C错误；Ca、Na均是金属性很强的金属，元素的金属性越强，其单质的还原性就越强，由于元素的金属性：Ca>Na,所以二者的还原性：Ca>Na,D正确。
7.（中）下列曲线表示卤族元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，正确的是（ ）
【答案】A
【解析】卤族元素从上到下，随核电荷数递增，原子半径增大，元素的电负性逐渐减小，A正确；F无正化合价，C1和Br的最高化合价均为+7，B错误；卤族元素从上到下，随核电荷数递增，原子半径增大，原子失电子能力增强，则第一电离能逐渐减小，C错误；F2、Cl2、Br2都存在范德华力，随相对分子质量增大，范德华力增大，其熔点逐渐升高，D错误。
8.（易）正误判断，正确的打“√”,错误的打“×”。
(1)s区全部是金属元素（ ）
(2)电负性的大小可以作为判断元素非金属性强弱的依据（ ）
(3)第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据（ ）
(4)共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价（ ）
(5)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大（ ）
(6)第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位（ ）
(7)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属（ ）
【答案】（1）×（2）√（3）×（4）√（5）×（6）√（7）×
【解析】（1）s区含有氢元素，属于非金属
（2）根据电负性的定义和应用进行判断
（3）电离能中有特殊情况，所以不能作为判断元素金属性强弱的依据
（4）根据电负性的应用进行判断
（5）可以以N元素和O元素为例作分析判断
（6）该元素原子的价层电子排布式为3d54s1
（7）有些金属的电负性也大于1.8，例如铅的电负性是1.9
9.（中）请参照图1-22所示的元素的第一电离能的周期性曲线，画出前三周期元素的原子半径和电负性的变化曲线。
【解析】按照电负性、电离能、原子半径的变化顺序进行解析。
10.（难）W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5短周期元素，其元素性质或原子结构如下：
请完成下列空白：
(1)写出各元素的元素符号：W: 、X: 、Y: 、Z: 、N: 。
(2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序: (请填元素符号)。
(3)X、Z和N三种元素的电负性由大到小的顺序: (请填元素符号)。
(4)Y、Z和N三种元素的第一电离能由大到小的顺序: (请填元素符号)。
【答案】(1)H O Mg Si Cl (2)Mg>Si>O (3)O>Cl>Si (4)Cl>Si>Mg
【解析】W的电子只有一种自旋取向，则W是H；X、Y原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，则其电子排布式可能是1s22s22p4或1s22s22p63s2,由于X的第一电离能都低于同周期相邻元素，Y的第一电离能都高于同周期相邻元素，则X是O,Y是Mg；Z的价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，且原子序数大于Y(Mg),则Z是Si；N只有一个不成对电子，其原子序数大于Z(Si),则N是C1元素。
(2)一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越小，原子半径越大，故原子半径：Mg>Si>O。
(3)同周期主族元素的电负性随原子序数递增而逐渐增大，O和Cl形成化合物时O显负价，故电负性：O>Cl>Si。
(4)同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，则第一电离能： Cl>Si>Mg。
及时巩固、消化所学，促进掌握必备知识，评价教学效果，为后期优化教学方案提供依据，培养分析问题和解决问题等关键能力。
课堂
总结
板书
设计
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时 元素周期律
（一）原子半径
1、影响因素
2、影响方式：
（二）电离能
第一电离能
（1）定义：
（2）符号和单位：
（3）意义
（4）变化规律
2、逐级电离能
（1）含义：
（2）表示：
（3）变化规律：
（4）应用：
（三）电负性
1、键合电子的含义
2、电负性
（1）提出者和定义：
（2）意义：
（3）大小标准：
（4）电负性相同的元素：
（5）变化规律：
（6）应用：
（7）电负性与电离能的关系：
教学
反思
本课时中，学生对元素周期律进行深入探究，在高中必修阶段学生已经学习了元素周期律，会运用元素周期律知识，解决元素金属性和非金属性的变化规律，判断不同原子、离子半径的大小。因此，在教学中，应充分利用好新旧知识的联系，做好相关化学知识的衔接。
本节课的重点是元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化，难点是电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系。由于涉及的知识有一定难度，因此在课程导入中，利用多媒体播放元素周期律的发现视频进行新课的导入，激发学生再探元素周期律的兴趣。同时按照教材内容的安排，设计了不同的学习任务，主要通过让学生带着问题自主阅读，找出相应的问题答案。对于较难理解的知识，采用教师讲授和小组探究合作式学习，共同解决问题，增强对复杂知识的理解。对于原子半径影响因素的教学，主要采用学生自主阅读解决问题的教学模式；对于第一电离能的教学，采取学生自主阅读和教师讲授、小组合作探究的教学方式，多种教学手段的综合应用，能够将复杂的知识简单化，提升教学效率；对于电负性的教学，采用小组合作和教师讲授相结合的模式，并采用讲练相结合的方式，强化训练内容，促进对重点知识的掌握。
同时在每个知识点学完之后设置相应的配套习题，题型设计由易到难，通过对习题的练习，增强对所学新知的理解和掌握。最后利用多媒体辅助教学，播放了稀有气体及其化合物发现的视频，既加深了对所学知识的理解和拓展，又为下一章新课起到了铺垫的作用。
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