2021学年第二节 原子结构与元素的性质教学设计及反思

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 第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素性质第2课时教学设计【教学目标】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。【教学重难点】元素周期律的应用【教学过程】1.新课导入[创设情境]由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。[设计意图]直接由学生已学知识元素周期表及族内元素性质变化导入到元素周期律，既直观又形成新旧知识间的联系。2.新课讲授1.元素周期律[获取概念]元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。[讲解]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。[讲解]原子半径的大小取决于电子的能层数和核电荷数。[学生活动]试分析原子半径的周期性变化：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。[讲解]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。[总结]①同周期，随着核电荷数增多，原子(最高价阳离子或最低价阴离子)半径都依次增大。②同主族，随着核电荷数增多，原子(同价阳离子或同价阴离子)半径都依次减小。③核外电子排布(即电子层结构)相同，随核电荷数增多，离子半径依次减小。④同种元素形成的粒子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子。[过渡]了解了半径的变化规律，接下来我们要了解的是电离能，什么是电离能？原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？[获取概念]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。用符号I1表示，常用单位是kJ/mol。[展示]常见原子的第一电离能。[学生活动]分析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。[学生活动]试解释同周期第一电离能的变化趋势。[回答]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。[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？[获取概念]原子的+1价气态离子再失去1个电子所需的最低能量叫第二电离能，以此类推。原子的+2价气态离子再失去1个电子所需的最低能量叫第三电离能。[讲解]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。[总结](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）如果某元素的In+1>In，则该元素的常见化合价为+n价。如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。(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]我们知道元素相互化合时，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)。[展示]展示元素电负性。[设疑]那么同周期、同主族元素电负性呈现什么变化规律？[回答]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]我们可以利用电负性判断元素的金属性、非金属性强弱；判断化合物的类型；判断化合物中各元素化合价的正、负。[设疑]电负性之差大于1.7一定是离子化合物，电负性之差小于1.7一定是共价化合物吗？[回答]电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如H的电负性与Na的电负性之差为1.2，但NaH为离子化合物。3.课堂小结[师]回顾本节课内容，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。4.板书1.2.2元素周期律1、元素周期律2、半径①同周期，随着核电荷数增多，原子(最高价阳离子或最低价阴离子)半径都依次增大。②同主族，随着核电荷数增多，原子(同价阳离子或同价阴离子)半径都依次减小。③核外电子排布(即电子层结构)相同，随核电荷数增多，离子半径依次减小。④同种元素形成的粒子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子。3、电离能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。4、电负性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。