2022年人教版高中化學(xué)選修三 1-2-2 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（第二課時） 教案1

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1、2022年人教版高中化學(xué)選修三 1-2-2 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（第二課時） 教案1 一、教學(xué)目標(biāo) 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(yīng)用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì) 3.認(rèn)識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系 二、教學(xué)重點(diǎn)： 1.元素的原子半徑、元素的第一電離能的周期性變化 2.元素的電離能與元素得失電子能力的關(guān)系 三、教學(xué)難點(diǎn)： 元素的電離能與元素得失電子能力的關(guān)系 四、教學(xué)方法 復(fù)習(xí)法、延伸歸納法、討論法、引導(dǎo)分析法 五、教學(xué)過程 【引入】前面我們學(xué)習(xí)了原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)的關(guān)系，今天我們進(jìn)一步探究元素周期律。 【板書】二、元素

2、周期律 【導(dǎo)入新課】 【學(xué)生回憶總結(jié)】 同周期的主族元素從左到右，元素的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(qiáng)。 【過渡】元素的性質(zhì)隨核電核數(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，我們來探討原子半徑、電離能和電負(fù)性的周期性變化。 【板書】1. 原子半徑 （1）定義：是由實(shí)驗(yàn)方法測定的兩相鄰?fù)N原子核之間距離的半數(shù)值。包括共價半徑，金屬半徑，范氏（范德華）半徑。 【講述】 共價半徑：單質(zhì)分子中的2個原子以共價單鍵結(jié)合時，它們核間距離的一半叫該原子的共價半徑。 金屬半徑：金屬晶格中金屬原子的核間距離的一半叫做原子的

3、金屬半徑。 范氏（范德華）半徑：在分子型晶體中，不屬于同一分子隨兩個最接近的相同原子在非鍵合狀況下，它們核距離的一半。（稀有氣體的原子半徑） 在一般的資料里，金屬元素有金屬半徑和共價半徑的數(shù)據(jù)，非金屬元素則有共價半徑和范氏半徑的數(shù)據(jù)，稀有氣體只有范氏半徑的數(shù)據(jù)。 【探究】觀察下列圖表分析總結(jié)： 【學(xué)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(yīng)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(yīng)如何理解這種趨勢？ 【學(xué)生歸納總結(jié)】 1. 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

4、原子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。 2. 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半徑增大。[來源:] 【板書】（2）變化規(guī)律： A.同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。 B.同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。 【過渡】元素的另一個性質(zhì)是電離能 【板書】2. 電離能（KJ·mol-1） （1）定義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子而變成氣態(tài)＋1價陽離子所吸收的最低能量叫第一電離能（I1），通常叫電離能，（電離勢）I1

5、1價陽離子再失去1個電子而變成氣態(tài)＋2價陽離子所吸收的能量叫第二電離能（I2）,I3I4依次類推，逐級電離能逐步升高。 1. 第一電離能I1： 態(tài)電 性基態(tài)原子失去 個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的 叫做第一電離能。第一電離能越大，金屬活動性越 弱 。 同一元素的第二電離能 大于 第一電離能。 【過渡】 原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么變化規(guī)律呢？ 請分析圖1—21 【學(xué)生觀察、思考、總結(jié)】 【歸納總結(jié)并板書】 （2）遞變規(guī)律 A.同一周期：從左往右，第一電離能呈增大的趨勢 B.同一族：從

6、上到下，第一電離能呈增大趨勢。 【提出問題】 堿金屬元素的第一電離能有什么變化規(guī)律呢？ 【生答】 從上到下，第一電離能呈增大趨勢。 【提出問題】 為什么Be的第一電離能大于B，N的第一電離能大于O的電離能，Mg的第一電離能大于Al，Zn的第一電離能大于Ga？ 【解釋】 Be有價電子排布為2s2，是全充滿結(jié)構(gòu)，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。鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大，原理相同。 【學(xué)與問】1. 堿金屬的電離能與金屬活潑性有什么關(guān)系？ 【生討論回答】第一電離能越小，越易失電子，金屬的活

7、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)。 【師】閱讀分析表格數(shù)據(jù)： Na Mg Al 各級電離能(KJ/mol) 496 738 578 4562 1415 1817 6912 7733 2745 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 xx4 21703 23293 2. 為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數(shù)據(jù)與鈉、鎂、鋁的化合價有什么關(guān)系？ 【生討論回答】 【小結(jié)】 同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系：I1

8、5……即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因?yàn)殡S著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。 Na的I1，比I2小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。 【問題】數(shù)據(jù)的突躍變化說明了什么？ 【解釋】而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。 【板書設(shè)計】 二、元素周期律 1. 原子半徑 （1）定義：是由實(shí)驗(yàn)方法測定的兩相鄰?fù)N原子核之間距離的半數(shù)值。包括共價半徑，金屬半徑，范氏（范德華）半徑。 （2）變化規(guī)律 2. 電離能（KJ·mol-1） （1）定義 （2）遞變規(guī)律