原子结构与元素的性质第二课时
[复习]元素周期表结构，核外电子排布式书写。 [板书]二、元素周期律
[提问]思考回答元素周期表中，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有什么规律?
[回答] 同周期的主族元素从左到右，最高化合价从+1～+7，最低化合价从－4～－1价，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
[讲解]元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。 [板书] 元素周期律：元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。 1、原子半径
[讨论]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，另一个因素是核电荷数。这两个因素怎样影响原子半径？
[总结]电子的能层越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小。这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变。
[板书]影响因素：能层数、核电荷数。 [投影]主族元素的原子半径如图l—20所示。
[学与问]元素周期表中的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?周期表中的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?
[回答] 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减少，电子层数数相同，核电荷数起主要作用；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，电子层数起主要作用。 [板书]2、电离能
[讲解] 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。
[板书]（1）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要的最
低能量叫做第一电离能。 [投影]
[问题] 请考察图l—21。碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢?
[回答]从图l—2l可见，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)。
[板书]（2）规律：每个周期的第一个元素第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小。 [学与问]
1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?
2、下表的数据从上到下是钠、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? [回答]1、碱金属越活泼，第一电离能越小。
2、逐级电离时，原子核对核外电子的吸引能力是越来越大，所以原子的逐级电离能越来越大。
[板书]3、电负性
[讲解]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。
[板书]（1）键合电子：原子中用于形成化学键的电子。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。
[讲述]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．o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。
[总结]学生自我总结递变规律。
[回答]从图l—23我们可以看到，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。
[板书]（2）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。
[讲解]电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。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。
[板书]（3）电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。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。 [投影]讲述鲍林事迹：
[动手实践]图1—26左是用图l—23的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第工A和ⅦA族元素的电负性变化图。
[查阅资料]在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图l—27)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，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。
[汇报] 1、锂和镁的相似性
（1）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（Li2O和MgO），不生成过氧化物。 （2）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（Li3N和Mg3N2），而其他碱金属不能和氮作用。
（3）.锂、镁和氟化物（LiF、MgF2）、碳酸盐（Li2CO3、MgCO3）、磷酸盐（Li3PO4、Mg3
（PO4）2）均难（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。
（4）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。 （5）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。
（6）IA中只有锂能直接和碳生成Li2C2镁和碳生成Mg2C3((C=C=C)) （7）锂、镁的氯化物均溶于有机溶剂中表现出共价特性。
略…………
[阅读]科学史话—稀有气体及稀有气体化合物的发现
1892年在门捷列夫及其同时代人制作的元素周期表中没有稀有气体。早在1868年，天文学家洛克耶()．Lockyer)和杨森(P．)anssen)已经在太阳光谱中发现一种新元素，定名为氦(Hel山m)，希腊文意为“太阳元素”，以为地球上没有这种元素。， 1892年英国物理学家雷利在《自然》杂志上发表一篇文章，说他在测……
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[问题]阅读完后，请谈谈自己的感想。 [小结]略。
[作业]P24 5、6、7、8、9、11 [板书计划] 二、元素周期律
元素周期律：元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。 1、原子半径
影响因素：能层数、核电荷数。 2、电离能
（1）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要的最低能量叫做第一电离能。
（2）规律：每个周期的第一个元素第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小。 3、电负性
（1）键合电子：原子中用于形成化学键的电子。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。
（2）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）电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。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。
高中化学《原子结构与元素的性质》第二课时 教案3 新人教版选修3
