人教版高中化学选择性必修二教案:元素周期律

2024年2月9日发(作者：异乡人歌词)

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.2元素周期律【教材分析】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。【课程目标】课程目标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】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【教学过程】【知识回顾】【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a.学科素养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。b.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。

们先来讨论原子半径的周期性变化。任务一：原子半径【展示】展示常见原子的半径。【思考与讨论】1.原子半径的大小取决于什么？2.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？3.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】1．原子半径的大小取决于电子的能层数和核电荷数。2．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。3．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，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。。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

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④同种元素形成的粒子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子。【课堂练习】比较下列离子半径大小－(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＋)【归纳小结】r(Fe2)＋r(Mg2)r(Rb＋)＋。r(Fe3)＋r(Al3)r(Cs＋)，r(O2－)＋r(S2－)r(Se2－)【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】1、碱金属元素的化学性质的相似性2、碱金属元素的化学性质的递变性3、从原子的核外电子排布解释碱金属元素的化学性质的相似性与递变性。任务二：电离能【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。【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。【展示】常见原子的第一电离能。

【思考与讨论】1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？【学生活动】1、随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？【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。【思考交流】1、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。【思考与讨论】2.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？【讲解】碱金属越活泼，碱金属的第一电离能越小【学生活动】2、影响第一电离能的因素【小结】元素的第一电离能的周期性递变规律与原子半径和核外电子排布的周期性变化密切相关

【思考与讨论】3.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】1.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。【学生活动】3、考察逐级电离能和元素常见化合价的关系【讲解】同一元素的不同电离能变化规律：（1）逐级增大，且存在突跃。（2）根据主族元素原子不同级电离能的突跃性变化，判断元素性质（通常价态）、元素在周期表中的位置等。

【讲解】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)。【课堂练习】2．以下说法不正确的是（）A．第一电离能越小，表示气态原子越容易失电子B．同一元素的电离能，各级电离能逐级增大C．在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右一定是越来越大D．在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势【过渡】卤素的化学性质任务三：电负性【讲解】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（1）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。（2）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【学生活动】4、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1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱(1)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。【课堂练习】3.根据有关知识，回答下列问题。（1）化学元素（0族和放射性元素除外）中，第一电离能最小的元素是___（填元素符号，下同），第一电离能最大的元素是___，电负性最大的元素是___。（2）铜的原子序数是29，其价电子排布式为___。（3）元素的电负性越大，则在形成化合物时此元素___越强。（4）Be的第一电离能大于B的第一电离能，这是因为___。【课堂小结】元素周期律1.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。2.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。3.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。