归纳与整理优秀教学设计

选修3

《物质结构与性质》

《原子结构与性质》教案

课题：第二节

原子结构与元素的性质（2）

主讲人

罗丹

1、掌握原子核外电子排布规则，会书写电子排布式电子排布图

教

学

目

标

重

点

难

点

知

识

结

构

与

板

书

设

计

2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质

3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系

4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系

5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值 元素性质与原子结构之间的关系

元素性质与原子结构之间的关系

一、

原子结构

1、

原子结构基本概念

2、

原子核外电子排布规则

（1）

按能级能量由低到高排

（2）

按能层由里到外书写

（3）

画核外电子排布图遵循洪特规则和泡利原理

二、元素周期律

1、原子半径

2、电离能

（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能. ①常用符号I表示，单位为KJ•mol ②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。

（2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。

(5) 电离能的应用

1、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布

○2根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。

○3判断元素的金属性、非金属性强弱

○3、电负性

（1）

键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；

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反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。

（4）

电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。

（5）元素电负性的应用

○1 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系

○2 电负性与化合价的关系

③判断化学键的类型

○4对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。

教学过程

教学步骤、内容

［引入］

一、

学生回顾旧知

1、

整理相关概念：能层、能级、轨道

2、

电子排布式和电子排布图有什么区别

3、

如何书写电子排布式和电子排布图

二、引出问题，学生思考

1、元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？

2、元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

3、元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？

4、什么叫电离能呢，电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？电离能有何意义？

三、生生交流、合作学习

1．学生将上述问题1、2、3、4进行交流归纳。

○1同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

○2同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。

○3同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。

○4电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。常用符号I表示，单位为KJ•mol

。通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。

［板书］二、元素周期律

1、原子半径： ［小结］原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半

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径逐渐减小。

［板书］（2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。

［讲］气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。

［问］碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢? ［讲］每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降)。

［学与问］1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?

［讲］第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。

［讲］同周期元素：碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。

同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。

［板书］(3)电离能的变化规律：

同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。

同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。

［讲］总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。

［学与问］2、书中数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系? ［讲］气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1

电离能

Na 496 Mg 738 Al 578 6

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KJ/mol 4562 6912 9543 13353 16610 20114 1451 7733 10540 13630 17995 21730 1817 2745 11575 14830 18376 23293 Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

［板书］（4）第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。

［讲］通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失去电子消耗能量增加，失电子变得困难。

［讲］根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。

［板书］(5) 电离能的应用

1、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布

○［讲］如Li I1<

［板书］○2根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。

［讲］如K元素 I1<

［板书］○3判断元素的金属性、非金属性强弱

［讲］I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。

［讲］需要我们注意的是，金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。

［过］电离能主要针对的是金属，对于非金属我们通常用与其相对应的电子亲和能，下面让我们来简单了解一下电子亲和能

［讲］但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p、d）、全满（p、d）和00610

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半满（p、d）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。

四、发现新问题

1. 什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材P19页表

2．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？

3．根据课本P20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。

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，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？

五、生生交流、合作学习

学生将上述四个问题交流汇总。

○1元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小(如图1—22)。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

○2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。

○3学生展示

○4处于对角线上的元素，电负性数值相近或相同。

三、师生交流、探究点拨

1、电负性

（1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子

孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。

（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。

［讲］鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4．0和锂的电负性为1。0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)，如图l—23所示。

(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。

［讲］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］(5) 元素电负性的周期性变化

1

金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。

○2同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族○而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。

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［讲］电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。

［讲］元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，

［板书］(6) 元素电负性的应用

1

元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系

○［讲］金属的电负性一般都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

［讲］利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。

［板书］○2

电负性与化合价的关系

［讲］电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价

［板书］③判断化学键的类型

［讲］一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。当电负性差值大于1.7，形成的是离子键

［板书］○4对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。

［科学探究］教材图1-27 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。

［讲］Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be（OH）2、

Al（OH）3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大,故性质相似.）

［小结］原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：在元素周期表中同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大（趋势），电负性逐渐增大。在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。

教学回顾：

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