归纳与整理教学设计(第二课时)

原子结构与元素的性质（第三课时） 时间：

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

一、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资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明

二、教学重点：

1.知道元素的电负性的周期性变化

2.元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系

三、教学难点：

1.用元素的电负性解释对角线规则

2.元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系

四、教学方法

复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法

五、教学过程

【复习引入】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？

【过渡】原子半径的大小和电离能的大小都属于元素性质，今天我们继续探讨元素的另一个性质

【板书】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

【学生阅读、思考】

【总结板书】（1）定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。

【说明】1.元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。

2.元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值。后人做了更精确的计算，数值有所修改。

【提出问题】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？

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。

【板书】（2）变化规律：

A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大

B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小

【问题】根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？

【生答】氧元素（氧：3.5

氯

：3.0）

【科学探究】

【引入新概念】

4. 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，被称为对角线规则

【思考】

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。

【解释】：锂的电负性：1.0

镁的电负性：1.2 。锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；

铍的电负性：1.5

铝的电负性

：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；

硼的电负性：2.0

硅的电负性：

1.8

，两者的含氧酸酸性的强度很接近。[来源:学。科。网] 这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。

【练习】

1.查阅下列化合物中的元素的电负性数值的差值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？

NaF

HCl

NO

MgO

KCl

CH4

2.根据电负性知识，请指出下列化合物中化合价为正值的元素。

CH4

NaH

NF3

HClO

ICl

HBr 【板书设计】

3. 电负性：

（1）定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。

（2）变化规律：

A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大。

B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。

4. 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，被称为对角线规则. 教学反思：