2019-2020年高中化學 1.3.2原子結構與元素性質教案 魯教版選修3.doc

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2019-2020年高中化學 1.3.2原子結構與元素性質教案 魯教版選修3 1.了解電負性的概念及內涵； 2.認識主族元素電負性的變化規(guī)律并能給予解釋。 3.了解化合價與原子結構的關系。 【教學重點】電負性概念及其變化規(guī)律。 【教學難點】電負性變化規(guī)律 【教學媒介】多媒體演示 【教學方法】誘導——啟發(fā)式、演繹推理和邏輯探究相結合教學 【教學過程】 教 學 環(huán) 節(jié) 活 動 時 間 教學內容 教師活動 學生活動 設計意圖 一 、復習舊課 2分鐘 第一電離能的變化規(guī)律，并解釋為什么N的第一電離能大于O的第一電離能 學生回答問題 復習強化上一節(jié)課的知識點 二、 聯(lián)想質疑 3分 鐘 電子親和能 第一電離能是原子失電子能力的定量描述，那么原子得電子能力的有如何用定量去描述呢？ 閱讀電子親和能 引起學生知識的沖突，激發(fā)學習動機 找出電子親和能的變化規(guī)律 學生討論：沒有規(guī)律 研究電子親和能沒有太多的意義 三、 新 課 20分鐘 1.電負性的概念 思考與交流： 1、電負性的概念： 2、電負性的數值： 3、電負性的意義： 學生自學回答問題 1、元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度。 2、以氟元素的電負性數值為4。無單位。 3、（1）、電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強，反之越弱。 （2）、電負性大于2的元素大部分為金屬元素，小于2的元素大部分為非金屬元素。 （3）電負性大，元素易呈現負價；電負性小的元素易呈現正價。 （4）判斷原子間成鍵的類型。一般兩元素電負性的差值大于1.7，易形成離子鍵，差值小于1.7，易形成共價鍵。 培養(yǎng)自學能力 2.電負性的變化規(guī)律 讀圖，找規(guī)律 同周期，從左到右： 電負性依次增大 同主族，從上到下： 電負性依次減小 培養(yǎng)讀圖能力和分析歸納的能力。 化合價與電子排布的關系 3.電負性的意義 元素的最高正價等于它所在的族序數（除Ⅷ族和0族外） 反映了原子間的成鍵能力和成鍵類型 閱讀課本總結規(guī)律： 1.一般認為： 電負性大于2.0的元素為非金屬元素 電負性小于2.0的元素為金屬元素。 2.一般認為： 如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，他們之間通常形成離子鍵 如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，他們之間通常形成共價鍵 3.電負性小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值； 電負性大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。 四 、 概括整合 5 分鐘 1. 電負性的概念 2. 電負性的變化規(guī)律 3. 電負性的意義 分析第一電離能的數據與電負性的數據的關系，將電負性與第一電離能變化規(guī)律的統(tǒng)一起來 學會比較學習 練習 分值 評分 1、下列各組元素按電負性大小順序排列正確的是： A.F>N>O B.O>Cl C.As>P>H D.Cl>S>As 20 分 2、電負性為4.0的元素，在化合物中一般現： A.正價 B.負價 C.即顯正價有顯負價 D.不能確定 20 分 3、電負性差值為零時，可形成： A.極性共價鍵 B.非極性共價鍵 C.金屬鍵 D.離子鍵 20 分 4、寫出下列元素原子的電子排布式，并給出原子序數和元素名稱。 （1）第三個稀有氣體元素。 （2）第四周期的第六個過渡元素。 （3）電負性最大的元素。 （4）3p半充滿的元素。 （5）1～36號元素中，未成對電子數最多的元素。 （6） 1～36號元素中，第一電離能最小的元素 40 分 【板書設計】 二、元素的電負性及其變化規(guī)律 1. 電負性的概念 2. 電負性的變化規(guī)律 3. 電負性的意義