人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质教学设计及反思

这是一份人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质教学设计及反思，共10页。教案主要包含了导入新课，新课讲授，思考与讨论，重点剖析，学生活动，概念辨析，课堂小结等内容，欢迎下载使用。
1.2.2 元素周期律
本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
教学重点：原子半径、第一电离能、电负性的变化规律
教学难点：原子半径、第一电离能、电负性的变化规律
多媒体调试、讲义分发
【导入新课】
上节学习过的元素周期表的排列规律——分类和有序排列，我们就可以知道这些元素之间存在着一定的规律，而且我们知道了同主族元素的变化规律，在这基础上，再来探讨原子半径、电负性、第一电离能有什么样的变化规律呢？这就是我们今天所要探讨的内容——元素周期律。
【新课讲授】
1.元素周期律
元素周期律：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变
【过渡】元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，下面我们先来讨论原子半径的周期性变化。
【展示】展示常见原子的半径。
【思考与讨论】
原子半径的大小取决于什么？
元素周期表中同周期主族元素从左往右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这一趋势？
元素周期表中同主族元素从左往右，原子半径的变化趋势如何？如何解释这一趋势？
【讲解】
原子半径的大小取决于电子的能层数和核电荷数。
同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。
同周期，核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。同主族，电子的能层越多，电子之间的排除作用越大，将使原子的半径增大。
【重点剖析】
比较微粒半径大小的方法
1、原子半径
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。例r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。例：r(Li)r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例:r(Li＋)r(Mg2＋)
【过渡】
在化学实践中, 经常需要讨论元素金属性或非金属性强弱的问题。我们衡量的标准是：对金属元素而言,常依据它失电子能力的强弱，失电子能力强者则金属性强, 反之则弱。显然, 这只是定性的判断, 那么, 在化学中定量的判断是什么呢?
【讲解】
第一电离能：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的最低能量，叫第一电离能。通常用I1表示。
【展示】常见原子的第一电离能。
【学生活动】
分析并解释同周期元素第一电离能的变化趋势，同主族元素第一电离能的变化趋势。
【总结】
①同周期元素从左到右，第一电离能逐渐增大。但同周期过渡元素第一电离能从左到右略有增加。
②同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小。
③同周期元素从左到右，原子半径逐渐变小（稀有气体除外），原子核对核外电子的引力越来越大，越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金属）第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。
④同主族元素自上而下，原子半径逐渐变大（稀有气体除外），原子核对核外电子的引力越来越小，越来越容易失去电子，因此元素的第一电离能呈递减趋势。
【学生活动】
分析第ⅡA族和第ⅢA族，第ⅤA族和第ⅥA族第一电离能出现逆反的原因
【讲解】
第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。
【设疑】
原子的+1价气态离子再失去1个电子所需的最低能量叫什么呢？
【讲解】
逐级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，＋2价气态正离子所需要的最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
【思考与讨论】
碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
下图是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与是钠、镁、铝的化合价有什么联系？
【讲解】
碱金属越活泼，碱金属的第一电离能越小。
逐级电离能增大原因：同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
逐级电离能的突变可以判断元素的化合价。
【总结】
电离能的应用
(1)判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
(2)判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）
(3)判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
【过渡】
元素相互化合时，原子之间产生化学作用力，形象地叫作化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键和电子。
电负性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。以氟的电负性为4.0和锂的负电性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体)。
【概念辨析】
电负性的概念与标准
概念。
①键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
标准：
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性（稀有气体未计）。
【展示】展示元素电负性
【设疑】
结合课本p26的探究，分析同周期、同主族元素电负性变化规律
【讲解】
①同周期（稀有气体元素除外），自左向右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
【讲解】
电负性的变化规律及应用
判断元素的金属性和非金属性及其强弱
金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属
性，又有非金属性。
(2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
2．判断元素的化合价正负
(1)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。
(2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
3．判断化学键的类型
(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；
(2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
4．“对角线”规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如 原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
【课堂小结】
元素周期律
同周期，从左到右，能层数相同，最外层电子数逐渐增多；同主族，从上到下，最外层电子数相同，能层数递增。
同周期，从左到右，原子半径逐渐减小(0族除外)；同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。同周期，从左到右，元素主要化合价最高正价由+1→+7(O、F除外)，最低负价由﹣4→﹣1；同主族，从上到下，元素最高正价=主族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价=主族序数﹣8。
同周期，从左到右，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；同主族，从上到下，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强。第一电离能与电负性的变化趋势相同，同周期，从左到右，第一电离能呈增大的趋势，电负性也逐渐增大；同主族，从上到下，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强；同主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X与Y形成的某一化合物易生成二聚体，且X、Y两基态原子的核外电子的空间运动状态相同，Z的基态原子的最高能级的电子数是Y的基态原子的最低能级电子数的一半，W的周期数与族序数相等。下列说法正确的是
A. X、Y、Z、W四种元素中，X的非金属性最强
B. 简单离子的半径：
C. 电负性大小：
D. 第一电离能：
【答案】B
【解析】
短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X与Y形成的某一化合物易生成二聚体，且X、Y两基态原子的核外电子的空间运动状态相同，可知X为N元素，Y为O元素，Z的基态原子的最高能级的电子数是Y的基态原子的最低能级电子数的一半，则Z为钠元素，W的周期数与族序数相等，则W为铝元素。
A.X、Y、Z、W四种元素分别为N、O、Na、Al，O的非金属性最强，故A错误；
B.N、O、Na、Al四种元素简单离子核外电子排布相同，则核电荷数越大半径越小，即半径大小为：，故B正确；
C.同一周期从左往右电负性逐渐增强，同一主族从上到下电负性逐渐减弱，则N、O、Na、Al四种元素电负性大小：，故C错误；
D.第一电离能同一周期从左到右呈增大趋势，同一主族从上到下逐渐减小，但ⅤA族元素p能级处于半满状态，较稳定，第一电离能高于同周期相邻元素，则第一电离能：，故D错误。
今年是门捷列夫发现元素周期律151周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是
A. 原子半径：B. 常温常压下，Y单质为固态
C. 气态氢化物热稳定性：D. X的最高价氧化物的水化物是强碱
【答案】D
【解析】
W、X、Y、Z为短周期主族元素，根据图示可知，W位于第二周期，X、Y、Z位于第三周期，设W的最外层电子数为x，则X的最外层电子数为，W、X的最高价分别为x、，W与X的最高化合价之和为8，则，解得：，则W为N，结合各元素在周期表中相对位置可知，X为Al，Y为Si，Z为P，即W为N，X为Al，Y为Si，Z为P，据此解答。
A.同一周期从左到右原子半径逐渐减小，同一主族从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径：，故A正确；
B.Y是Si，常温常压下单质硅为固态，故B正确；
C.非金属性：，非金属性越强，气态氢化物的稳定性越强，则气态氢化物热稳定性：，故C正确；
D.X的最高价氧化物的水化物为氢氧化铝，氢氧化铝为两性氢氧化物，故D错误。
故选D。
运用元素周期律分析，下列说法错误的是
A. Sr是第五周期第ⅡA族的元素，的碱性比的碱性强
B. As是第四周期第ⅤA族的元素，的稳定性比的稳定性弱
C. Cs的原子半径比Na的原子半径大，Cs与水反应比Na与水反应更剧烈
D. Cl的核电荷数比S的核电荷数大，Cl的含氧酸比S的含氧酸的酸性强
【答案】D
【解析】
A.同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，元素的金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，故A正确；
B.同主族元素从上往下，非金属性依次减弱，则非金属性，非金属性越强，对应氢化物越稳定，则的稳定性比的稳定性弱，故B正确；
C.Cs与Na位于同一主族，Cs原子半径较大，金属性较强，Cs与水反应比Na与水反应更剧烈，故C正确；
D.非金属性越强，对应的最高价含氧酸的酸性越强，如不是最高价，则酸性强弱不能比较，故D错误。
故选D。
如图是第三周期主族元素号某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是
A. 若X轴为原子序数，y轴表示的可能是第一电离能
B. 若X轴为原子序数，y轴表示的可能是原子半径
C. 若X轴为最高正化合价，y轴表示的可能是电负性
D. 若X轴为族序数，y轴表示的可能是最高价氧化物对应水化物溶液的pH
【答案】C
【解析】
A.如果X轴为原子序数，则该图中从左到右原子序数依次增大，其第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，其中第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，所以图象不符合，故A错误；
B.如果X轴为原子序数，同一周期元素原子半径随着原子序数增大而减小，所以图象不符合，故B错误；
C.如果X轴为最高正化合价，其最高正化合价随着原子序数增大而增大；同一周期元素电负性随着原子序数增大而增大，所以图象符合，故C正确；
D.如果X轴为族序数，其最高价氧化物的水合物pH依次减小，所以图象不符合，故D错误。
2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷同周期。下列说法不正确的是
A. In是第五周期第ⅢA族元素
B. 的中子数与电子数的差值为17
C. 原子半径：
D. 碱性：
【答案】D
【解析】
A.In是第五周期第ⅢA族元素，故A错误；
B.的中子数为，电子数为49，中子数与电子数的差值，，故B正确；
C.同主族元素，随电子层数增多，原子半径增大，则原子半径：，故C正确；
D.同周期元素，随原子序数增多，金属性减弱，最高价氧化物水化物碱性减弱，则碱性：，故D错误。
故选D。
本节课在理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性及元素主要化合价等元素性质周期性变化的规律并建立模型，培养宏观辨析与微观探析、证据推理与模型认知的核心素养。
课程目标
学科素养
1. 理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性及元素主要化合价等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。
2、了解元素周期律的应用价值。
分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化，理解原子半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因，培养宏观辨析与微观探析的核心素养。
通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和规律图示，培养证据推理与模型认知的核心素养。