人教版高中化學選擇性必修二教案:元素周期律

2024年2月9日發(作者：異鄉人歌詞)

第一章原子結構與性質第二節原子結構與元素的性質1.2.2元素周期律【教材分析】本節內容分為兩部分：第一部分在復習原子結構及元素周期表相關知識的基礎上，從原子核外電子排布的特點出發，結合元素周期表進一步探究元素在周期表中的位置與原子結構的關系。第二部分在復習元素的核外電子排布、元素的主要化合價、元素的金屬性與非金屬性周期性變化的基礎上，進一步從原子半徑、電離能以及電負性等方面探究元素性質的周期性變化規律。教學過程中應注意幫助學生根據元素原子核外電子排布特點，以及從原子半徑、電離能及電負性等方面加深對元素周期律、元素周期表及元素“位一構一性”三者關系的理解。【課程目標】課程目標1.理解電離能和電負性概念的基礎上，運用相關的原子結構理論，分析并掌握元素的原子半徑、第一電離能、電負性及元素主要化合價等元素性質同周期性變化的規律并建立模型。2、了解元素周期律的應用價值。【教學重難點】教學重點：原子半徑、第一電離能、電負性的變化規律教學難點：原子半徑、第一電離能、電負性的變化規律【教學過程】【知識回顧】【導入新課】上節學習過的元素周期表的排列規律——分類和有序排列，我們就可以知道這些元素之間存在著一定的規律，而且我們知道了同主族元素的變化規律，在這基礎上，再來探討原子半徑、電負性、第一電離能有什么樣的變化規律呢？這就是我們今天所要探討的內容——元素周期律。【新課講授】1.元素周期律元素周期律：元素的性質隨原子的核電荷數遞增發生周期性遞變【過渡】元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果，下面我a.學科素養分析原子結構中原子核對核外電子作用力的變化，理解原子半徑、第一電離能和電負性的遞變規律及其原因，培養宏觀辨析與微觀探析的核心素養。b.通過原子半徑、第一電離能和電負性的數據和規律圖示，培養證據推理與模型認知的核心素養。

們先來討論原子半徑的周期性變化。任務一：原子半徑【展示】展示常見原子的半徑。【思考與討論】1.原子半徑的大小取決于什么？2.元素周期表中同周期主族元素從左往右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這一趨勢？3.元素周期表中同主族元素從左往右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這一趨勢？【講解】1．原子半徑的大小取決于電子的能層數和核電荷數。2．同周期元素，從左到右，原子半徑逐漸減小；同主族元素，從上到下，原子半徑逐漸增大。3．同周期，核電荷數越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。同主族，電子的能層越多，電子之間的排除作用越大，將使原子的半徑增大。【重點剖析】比較微粒半徑大小的方法1、原子半徑①同周期，隨著核電荷數增多，原子(最高價陽離子或最低價陰離子)半徑都依次。。②同主族，隨著核電荷數增多，原子(同價陽離子或同價陰離子)半徑都依次

③核外電子排布(即電子層結構)相同，隨核電荷數增多，離子半徑依次④同種元素形成的粒子半徑：陽離子＜中性原子＜陰離子。【課堂練習】比較下列離子半徑大小－(1)r(Cl)r(Cl)，r(Fe)－＋2－(2)r(O)r(F)r(Na)(3)r(Li＋)r(Na＋)r(K＋)－r(Te2)(4)r(K＋)r(Na＋)r(Mg2＋)【歸納小結】r(Fe2)＋r(Mg2)r(Rb＋)＋。r(Fe3)＋r(Al3)r(Cs＋)，r(O2－)＋r(S2－)r(Se2－)【過渡】在化學實踐中,經常需要討論元素金屬性或非金屬性強弱的問題。我們衡量的標準是：對金屬元素而言,常依據它失電子能力的強弱，失電子能力強者則金屬性強,反之則弱。顯然,這只是定性的判斷,那么,在化學中定量的判斷是什么呢?【講解】1、堿金屬元素的化學性質的相似性2、堿金屬元素的化學性質的遞變性3、從原子的核外電子排布解釋堿金屬元素的化學性質的相似性與遞變性。任務二：電離能【講解】第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需的最低能量，叫第一電離能。通常用I1表示。【設疑】原子的+1價氣態離子再失去1個電子所需的最低能量叫什么呢？【講解】逐級電離能：＋1價氣態正離子失去一個電子，＋2價氣態正離子所需要的最低能量叫第二電離能，用I2表示；依次類推。【展示】常見原子的第一電離能。

【思考與討論】1.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？【學生活動】1、隨原子序數遞增，同周期或者同族元素的第一電離能有什么規律？【總結】①同周期元素從左到右，第一電離能逐漸增大。但同周期過渡元素第一電離能從左到右略有增加。②同主族元素自上而下，第一電離能逐漸減小。③同周期元素從左到右，原子半徑逐漸變小（稀有氣體除外），原子核對核外電子的引力越來越大，越來越難失去電子，因此元素的第一電離能呈遞增趨勢。每個周期的第一種元素（氫和堿金屬）第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大。④同主族元素自上而下，原子半徑逐漸變大（稀有氣體除外），原子核對核外電子的引力越來越小，越來越容易失去電子，因此元素的第一電離能呈遞減趨勢。【思考交流】1、分析第ⅡA族和第ⅢA族，第ⅤA族和第ⅥA族第一電離能出現逆反的原因【講解】第ⅡA族元素的最外層p軌道全空，第ⅤA族元素的最外層p軌道半滿，全空和半滿狀態相對穩定。【思考與討論】2.堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？【講解】堿金屬越活潑，堿金屬的第一電離能越小【學生活動】2、影響第一電離能的因素【小結】元素的第一電離能的周期性遞變規律與原子半徑和核外電子排布的周期性變化密切相關

【思考與討論】3.下圖是鈉、鎂、鋁的逐級電離能，為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數據與是鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯系？【講解】1.逐級電離能增大原因：同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1＜I2＜I3，這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數未變而電子數變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量。【學生活動】3、考察逐級電離能和元素常見化合價的關系【講解】同一元素的不同電離能變化規律：（1）逐級增大，且存在突躍。（2）根據主族元素原子不同級電離能的突躍性變化，判斷元素性質（通常價態）、元素在周期表中的位置等。

【講解】電離能的應用(1)判斷元素金屬性的強弱電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。(2)判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）(3)判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就有可能發生變化。(4)反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。【課堂練習】2．以下說法不正確的是（）A．第一電離能越小，表示氣態原子越容易失電子B．同一元素的電離能，各級電離能逐級增大C．在元素周期表中，主族元素原子的第一電離能從左到右一定是越來越大D．在元素周期表中，同主族元素從上到下，第一電離能呈現遞減的趨勢【過渡】鹵素的化學性質任務三：電負性【講解】元素相互化合時，原子之間產生化學作用力，形象地叫作化學鍵，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵和電子。電負性是由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0和鋰的負電性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性(稀有氣體)。【概念辨析】電負性的概念與標準（1）概念。①鍵合電子：原子中用于形成化學鍵的電子。②電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。（2）標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性（稀有氣體未計）。

【展示】展示元素電負性【學生活動】4、結合課本p26的探究，分析同周期、同主族元素電負性變化規律【講解】①同周期（稀有氣體元素除外），自左向右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。②同主族，自上而下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。【講解】電負性的變化規律及應用1．判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱(1)金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。(2)金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。2．判斷元素的化合價正負(1)電負性數值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。(2)電負性數值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。3．判斷化學鍵的類型(1)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；(2)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。4．“對角線”規則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如原因是它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，表現出的性質相似。【課堂練習】3.根據有關知識，回答下列問題。（1）化學元素（0族和放射性元素除外）中，第一電離能最小的元素是___（填元素符號，下同），第一電離能最大的元素是___，電負性最大的元素是___。（2）銅的原子序數是29，其價電子排布式為___。（3）元素的電負性越大，則在形成化合物時此元素___越強。（4）Be的第一電離能大于B的第一電離能，這是因為___。【課堂小結】元素周期律1.同周期，從左到右，能層數相同，最外層電子數逐漸增多；同主族，從上到下，最外層電子數相同，能層數遞增。2.同周期，從左到右，原子半徑逐漸減小(0族除外)；同主族，從上到下，原子半徑逐漸增大。同周期，從左到右，元素主要化合價最高正價由+1→+7(O、F除外)，最低負價由﹣4→﹣1；同主族，從上到下，元素最高正價=主族序數(O、F除外)，非金屬元素最低負價=主族序數﹣8。3.同周期，從左到右，得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱；同主族，從上到下，得電子能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強。第一電離能與電負性的變化趨勢相同，同周期，從左到右，第一電離能呈增大的趨勢，電負性也逐漸增大；同主族，從上到下，第一電離能逐漸減小，電負性逐漸減小。同周期，從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強；同主族，從上到下，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。