第二节 原子结构与元素的性质第一课时教学实录

高二化学

选修3 物质结构与性质

第一章

物质结构与性质教案

第二节 原子结构与元素的性质(第三课时) 教学目标：

1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质

2、能根据元素的电负性数据，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明

3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质

4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力

教学重点：元素电负性的变化规律和应用

教学难点：对角线规则的应用

教学方法：讨论法、小组合作学习

教学手段：多媒体辅助

学情分析：

1、学生已掌握元素周期表中元素金属性、非金属性的递变规律

2、学生已研究过电离能的概念、变化规律及其应用

教学设计：

课前预习：

1、 叫键合电子；我们用电负性描述 。

2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 的电负性一般小于1.8， 的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有 性又有 性。

学习过程

〖复习〗1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？

2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？

(3)电负性：

〖思考与交流〗1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表

同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？

[科学探究] 1、根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。

2、电负性的周期性变化示例

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〖归纳与总结〗

1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。

2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

[思考5]对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？

3、在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。

4、对角线规则

【课堂练习】

1、CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为 。 2、C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。

(1)写出Si的基态原子核外电子排布式

。

从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为

。

3、根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：

(1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂_________鉴别，其离子方程式为：______________________ (3)BeCl2是________化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为_______________. 4. 一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2

共价化合物（ ） 离子化合物（ ）

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【课后作业】

1、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ ）

A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性

C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能

2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ） A．Na > K > Rb B．N > P > As C．O > S > Cl D．Si > P > Cl 3、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是 （ ） A．碱性：NaOH

B．第一电离能：NaMg>Al D．还原性：Na>Mg>Al

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