2019-2020年高中化學(xué)《原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)》第二課時(shí) 教案6 新人教版選修3.doc

2019-2020年高中化學(xué)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第二課時(shí) 教案6 新人教版選修3課題：第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（2）授課班級(jí)課 時(shí)教學(xué)目的知識(shí)與技能1、了解元素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用元素的電負(fù)性說(shuō)明元素的某些性質(zhì)2、能根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元素的“對(duì)角線”規(guī)則。3、能從物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的視角解釋一些化學(xué)現(xiàn)象，預(yù)測(cè)物質(zhì)的有關(guān)性質(zhì)4、進(jìn)一步認(rèn)識(shí)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系，提高分析問(wèn)題和解決問(wèn)題的能力過(guò)程與方法情感態(tài)度價(jià)值觀重 點(diǎn)電負(fù)性的意義難 點(diǎn)電負(fù)性的應(yīng)用知識(shí)結(jié)構(gòu)與板書(shū)設(shè)計(jì)3、電負(fù)性(1) 鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電子孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒(méi)有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。（2）定義：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。(4) 電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。(5) 元素電負(fù)性的應(yīng)用 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型對(duì)角線規(guī)則：元素周期中處于對(duì)角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。教學(xué)過(guò)程教學(xué)步驟、內(nèi)容教學(xué)方法、手段、師生活動(dòng)復(fù)習(xí)1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關(guān)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(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電子。電負(fù)性的概念是由美國(guó)化學(xué)家鮑林提出的，用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小(如圖122)。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。投影 板書(shū)3、電負(fù)性(1) 鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱(chēng)為鍵合電子孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒(méi)有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。講用來(lái)表示當(dāng)兩個(gè)不同原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱。鮑林給電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。板書(shū)（2）定義：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。講鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計(jì)算，以氟的電負(fù)性為40和鋰的電負(fù)性為1。0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))，如圖l23所示。板書(shū)(4) 電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。思考與交流同周期元素、同主族元素電負(fù)性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負(fù)性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個(gè)強(qiáng)？講金屬元素越容易失電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小，其金屬性越強(qiáng)；非金屬元素越容易得電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越大，電負(fù)性越大，其非金屬性越強(qiáng)；故可以用電負(fù)性來(lái)度量金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱。周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。投影講同周期元素從左往右，電負(fù)性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。同主族元素從上往下，電負(fù)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(qiáng)。板書(shū)(5) 元素電負(fù)性的周期性變化 金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。同周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增；同主族，自上而下，元素的電負(fù)性遞減，對(duì)副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)出這種變化趨勢(shì)。講電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角?？茖W(xué)探究根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請(qǐng)用類(lèi)似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。投影電負(fù)性的周期性變化示例講元素的電負(fù)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(fù)性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強(qiáng)的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7，是最強(qiáng)的金屬元素，板書(shū)(6) 元素電負(fù)性的應(yīng)用 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系講金屬的電負(fù)性一般都小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般都大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。講利用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)；電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)。板書(shū)電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系講電負(fù)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(fù)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(jià)為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià)板書(shū)判斷化學(xué)鍵的類(lèi)型講一般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負(fù)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(jià)鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時(shí)，通常形成非極性鍵，不為零時(shí)易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵點(diǎn)擊試題已知元素的電負(fù)性和元素的化合價(jià)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(fù)性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負(fù)性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7 時(shí)，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負(fù)性差值小于1.7時(shí)，形成共價(jià)鍵。根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律是 。.判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價(jià)化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC解析：元素的電負(fù)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(fù)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(fù)性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共價(jià)鍵，為共價(jià)化合物。答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)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(jià)化合物。板書(shū)對(duì)角線規(guī)則：元素周期中處于對(duì)角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似?？茖W(xué)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(chēng)為“對(duì)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(qiáng)弱，說(shuō)明對(duì)角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對(duì)角線規(guī)則。講Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物分別為L(zhǎng)i2O、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(duì)角線規(guī)則的合理性。Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2，Be、Al電負(fù)性均為1.5，B、Si的電負(fù)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(fù)性間的關(guān)系。通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但I(xiàn)IA族，VA族元素原子的價(jià)電子排布分別為ns2,ns2np3，為全滿和半滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常大。小結(jié)原子半徑、電離能、電負(fù)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(shì)），電負(fù)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(fù)性逐漸減小。隨堂練習(xí)1、電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度下列關(guān)于電負(fù)性的變化規(guī)律正確的是 （ A ） A周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大B周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變大C電負(fù)性越大，金屬性越強(qiáng)D電負(fù)性越小，非金屬性越強(qiáng)2、已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性XY，下列說(shuō)法錯(cuò)誤的是( C )A、X與Y形成化合物是，X可以顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià)B、第一電離能可能Y小于XC、最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于于Y對(duì)應(yīng)的D、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX3、根據(jù)對(duì)角線規(guī)則，下列物質(zhì)的性質(zhì)具有相似性的是 （ C ） A、硼和硅 B、鋁和鐵 C、鈹和鋁 D、銅和金教學(xué)回顧：原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)是中學(xué)化學(xué)重要的基礎(chǔ)理論，是整個(gè)中學(xué)化學(xué)教材中的重點(diǎn)內(nèi)容。教材內(nèi)容較抽象，理論性強(qiáng)，在教學(xué)過(guò)程中要注重學(xué)習(xí)方法的指導(dǎo)，做到“授之以漁”。與原教材相比較，原教材比較注重知識(shí)的傳授，強(qiáng)調(diào)接受形學(xué)習(xí)；新課程強(qiáng)調(diào)使學(xué)生形成積極主動(dòng)的學(xué)習(xí)態(tài)度，使獲得知識(shí)與技能的過(guò)程成為學(xué)生學(xué)會(huì)學(xué)習(xí)和形成正確價(jià)值觀的過(guò)程。因此，在實(shí)施教學(xué)的過(guò)程當(dāng)中，應(yīng)該創(chuàng)造一切條件讓學(xué)生主動(dòng)參與知識(shí)探究的全過(guò)程 ，對(duì)學(xué)生進(jìn)行科學(xué)方法的訓(xùn)練和科學(xué)思維的培養(yǎng)，提高學(xué)生的科學(xué)素養(yǎng)。