1.2.1
原子结构与元素的性质
【教学目标】：
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义
3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系
【教学重点】：
元素的原子结构与元素周期表结构的关系
【教学难点】：元素周期表的分区
【课时划分】：三课时。
【教学过程】：
第一课时
【复习】必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？
【过渡】我们今天利用原子结构的新规律继续研究元素周期表和元素周期律。
【板书】
第二节
原子结构与元素的性质
一、原子结构与元素周期表
【练习】门捷列夫周期表中每一周期的第一个元素(除第一周期外是锂、钠、钾、铷、铯、
钫——碱金属。你能根据构造原理写出它们的电子排布吗?
碱金属
原子序数
周期
基态原子的电子排布
锂
3
二
ls2
2s1或[He]2s1
钠
11
三
1s22s22p63s1或[Ne]3s1
钾
19
四
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
铷
37
五
ls12s22p63s23p63d104s14p65s1或[Kr]5s1
铯
55
六
ls12s22p63s23p63d104s14p65s25p66s1或[Xe]6s1
【观察思考】（公布答案）根据同学们所写的电子排，思考碱金属电子排布规律。
【回答】随着元素原子的核电荷数递增每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体；然后又开始由碱金层到稀有气体。
【讲述】回答的很好，最外层电子从1到8，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布
布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布—从一个到8个，再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
【板书】1、元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
【练习】由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素自数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增渐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多，请同学们填表：
周
期
一
二
三
四
五
六
七
元素数目
2
8
8
18
18
32
32(?)
金属元素数目
0
2
3
14
15
30
?
【讲述】根据随周期序号的递增渐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多特点我们可以把元素周期系的发展形象地比喻成螺壳上的螺旋：
【科学探究】考察元素周期表，探究下列问题：
1．元素周期表共有几个周期?每个周期各有多少种元素?写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排产式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期个同?
2．元素周期表共有多少个纵列?表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?
3．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如图1—16所示。除ds①区外，
区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?
4．元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素?
5．为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内
(如图1—17)?
6．处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么?
【小组交流】公布优秀答案，重点讲解。
1、（略）
2、18个纵列，每个纵列价电子总数不相等。
3、s区元素：ⅠA和ⅡA族；p区元；ⅢA～ⅦA族元素。0族稀有气体也属于p区。d区元素：ⅢB～Ⅷ族元素；ds区元素：包括ⅠB和ⅡB族。f区元素：包括镧系和锕系元素。
4、7个主族、7个副族、一个Ⅷ族、一个零族，副族元素处于金属元素与非金属元素中间，因而又称过渡元素。
5、根据必修学习的元素周期律同一周期从左往右金属性逐渐减弱非金属逐渐增强，同一主族，从下往上金属性减弱，非金属性增强，所以周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。
6、处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准金属”，
例如，硅是非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体。
【板书】
2、s区元素：ⅠA和ⅡA族，价电子特征排布为ｎs1~2，价电子数等于族序数；p区元；ⅢA～ⅦA族元素，特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。0族稀有气体也属于p区。d区元素：ⅢB～Ⅷ族元素，价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素：包括ⅠB和ⅡB族，特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数。f区元素：包括镧系和锕系元素。
3、原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）
46Pd
[Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
外围电子总数决定排在哪一族
如：29Cu
3d104s1
10+1=11尾数是1所以，是IB。
【投影】
科学史话：
第一张元素周期表
1829年德国化学家德贝菜纳发现当时已知的44种元素中有15种元素可分成5组，每组的三个元素性质相似，而且中间元素的相对原子质量约为较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。例如，钙、锶、钡性质相似，锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。氯、溴、碘，锂、钠、钾等组元素的情况类似，由此提出了“三素组”的概念，为发现元素性质的规律性打下了基础。
1859年，24罗的俄国彼得堡大学年轻讲师门捷列夫来到德国海德堡大学本生的实验室进修。当年，本生和基尔霍夫发明了光谱仪，用光谱发现了一些新元素，掀起一股发现新元素热。次年，门捷列夫出席了在化学史土具有里程碑意义的德国卡尔斯鲁厄化学大会。门捷列夫回忆道：
“我的周期律的决定性时刻在1860年，我……在会土我聆听了意大利化学家康尼查罗的演讲……正是当时，元素的性质随原子量(相对原子质量)递增而呈现周期性变化的基本思想冲击了我。”此后，
门捷列夫为使他的思想信念转化为科学理论，作出了10年艰苦卓绝的努力，
系统地研究了元素的性质，按照相对原子质量的大小，将元素排成序，终于发现了元素周期律。
【小结】。
【课堂练习】
1、判断下列各基态元素原子的电子排布式是正确还是错误，如果错误在空格中改正。
（1）Li：
?1s2；?????
(
)????????
________；
（2）Be：
1s22s1
2p1
(
)????????
________；
（3）O：
?1s22s2
2px22py2；(
)???
_______；
（4）K：
?1s22s2
2p63s2
3p63d1；(?)
________；
（5）Cu：
1s22s2
2p63s2
3p63d94s2?
(?)
______。
答案：(1)
√(2)
x;
1s22s2
(3)
x;
1s22s2
2px22py12pz1(4)
x;
1s22s2
2p63s2
3p64s1
(5)
x;
1s22s2
2p63s2
3p63d104s1
2、判断下列表达是正确还是错误
（1）1s22p1属于基态；?????????????
?????（??
）
（2）1s22s2
2p63s2
3p63d54s1属于激发态；
?（??
）
（3）1s22s2
2p62d1属于激发态；????
??????（??
）
（4）1s22s2
2p63d1属于基态；??????
??????（??
）
答案：(1)
x(2)
x(3)√(4)
x
3、根据2n2的规律推算第一到第四电子层最多可以容纳的电子数目为?????????
。（6.
2,8,8,18）
4、已知某原子的电子分布是1s22s2
2p63s2
3p63d104s24p1。
（1）这元素的原子序数是多少？
（2）这元素属第几周期？
第几族？是主族元素还是过渡元素？
（3）哪些电子是这个原子的价电子。
答案：(1)
31(2)
4；IIIA；主族元素.(3)
4s24p1
【作业】P24
1、2、3、4、10
板书设计
第二节
原子结构与元素的性质
一、原子结构与元素周期表
1、元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
2、s区元素：ⅠA和ⅡA族；p区元；ⅢA～ⅦA族元素。0族稀有气体也属于p区。d区元素：ⅢB～Ⅷ族元素；ds区元素：包括ⅠB和ⅡB族。f区元素：包括镧系和锕系元素。
3、原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
原子核外电子总数决定所在周期数
周期数=最大能层数（钯除外）
46Pd
[Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。
外围电子总数决定排在哪一族
如：29Cu
3d104s1
10+1=11尾数是1所以，是IB。
PAGE人教版选修3《物质结构与性质》第一章第二节原子结构与元素的性质
《电离能及其变化规律》教学设计
一、教材分析
学生通过对必修2相关知识的学习，已经能够从原子结构的角度出发，结合元素周期律和元素周期表的相关知识对原子得失电子的难易进行定性地判断。但是，在实际生产、生活和科学研究中，仅有定性的判断是远远不够的。本节教材引入“电离能”这一描述元素性质的物理量，旨在从定量的角度来说明原子得失电子能力的强弱。教材通过对电离能定义的描述，电离能变化规律及其本质的讨论，引导学生在必修2对元素周期律学习的基础之上建立起新的“位(元素在周期表中的位置)—构(原子结构)—性(元素性质)”三者之间的关系。
高中化学新课程标准对本节内容的要求是：能说出元素电离能的涵义，能应用元素电离能解释或说明元素的某些性质。普通高中新课程教师用书中提出本课题的教学目标是：了解元素电离能的定义，知道同种元素逐级能及同一周期、同一主族元素第一电离能的变化规律，知道元素电离能和原子核外电子排布的关系，能够应用元素电离能说明原子或离子失去电子的难易，解释某些元素的主要化合价，理解电子是分层排布的。
二、教学过程
本节课的教学设计以培养学生的核心素养这一新的教学理念为指导，基于图表分析设置多个层层递进问题引导学生有效展开学习活动，充分运用问题教学法，以问题情景为起点（提出问题），问题探究为中心（探究问题），问题解决为终点（解决问题），以问题为主线引领整个教学过程，引导学生运用图表分析、探究、解决教师提出的问题，进而完成对“电离能及其变化规律”的知识学习与建构。
环节一：提出问题（问题情景为起点）
[PPT投影]科学史话：在布瓦博德朗发现元素镓之前，门捷列夫准确预言在锌与砷之间存在类铝元素和类硅元素。
[提问]在19世纪科技水平并不发达的时代，门捷列夫就能准确预言，让人非常钦佩。你知道门捷列夫成功预言的依据是什么吗？
[学生齐答]元素周期律。
[师]今天，就让我们每位同学也来当一次门捷列夫，依据必修2所学元素周期律的相关知识来完成下列推测。
[投影]合理推测：结合元素周期律，比较下列元素原子的失电子能力。
Li
Be、Be
Mg、
Li
Mg
[生]思考、回答上述问题。在解决问题的过程中进而发现新问题：利用必修2所学元素周期律的相关知识已无法比较出锂和镁的失电子能力大小。
[师]看来，利用必修课本中元素周期律的相关知识已无法比较出锂和镁失电子能力的大小，为了解决这个问题，今天，我们一起来学习“电离能”这一从定量的角度去描述原子失电子能力大小的物理量。
环节二：探究问题（问题探究为中心）
[师]下面，我们首先来认识什么是电离能。
[投影]请同学们认真阅读课本第17页：2.电离能
第一自然段的内容，准确把握关键字、词、句的含义，明确电离能的概念、意义及分类。
[生]在教师引导下，学生通过自主阅读课本内容，完成电离能的定义、意义及其分类等知识的学习。
[师]引导学生透彻分析电离能的定义、意义和分类。
[板书]1、定义：基态气态原子或离子失去一个电子所需要的最低能量，符号：I，单位：kJ/mol
2、意义：衡量气态原子或离子失去电子的难易程度
3、分类：I1、I2、I3……
[过渡]
I1、I2、I3等逐级电离能的大小关系如何，有没有变化规律可循呢?下面我们一起来探究同一元素逐级电离能的变化规律。
[投影](1)同一元素逐级电离能变化规律的探究
下表中的每列数据从左到右代表Na﹑Mg﹑Al逐级失去电子的电离能。
I1
I2
I3
I4
Na
496
4562
6912
9543
Mg
738
1451
7733
10540
Al
578
1817
2745
11575
[小组合作探究活动]结合表中数据，以小组为单位，讨论、解决下述两个问题。
①同一元素逐级电离能大小关系有怎样的变化规律？
②以钠元素为例，试着从原子结构的角度去解释其逐级电离能的变化趋势。
[师]对如何读取表格中相关数据信息进行示范教学。
[生]在教师引导下进行表格数据的分析，小组讨论解决上述两个问题。
[生1]同一元素逐级电离能逐渐增大。
[生2]因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大、半径越来越小，对核外电子的吸引能力越来越强，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。因此原子的逐级电离能越来越大。
[过渡]
在实际应用中，若不特殊说明，一般指的是第一电离能，下面我们共同来探究同周期主族元素第一电离能的变化规律。
[投影](2)同周期主族元素第一电离能变化规律的探究
[展示]下表为第三周期元素第一电离能的数值，请同学们结合上述数据，分别以元素的原子序数、第一电离能为横、纵坐标，绘出第三周期元素第一电离能的变化趋势图。
第三周期元素第一电离能(kJ·mo1
-1
)的数值
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
I
1
(kJ·mo1
-1
)
496
738
577
786
1012
999
1256
1520
[生]独立绘制第一电离能的变化趋势图。
[提示]①建立合理的坐标系；②用描点法在坐标系中找出关键点；③用线段顺次连接各点。
[小组合作探究活动]根据所绘出的第三周期元素第一电离能的变化趋势图，以小组为单位，思考、讨论下列问题：
①该周期中第一电离能最大和最小的各是哪种元素？分析该周期元素第一电离能有何变化趋势？你能从原子结构的角度去解释吗？
②该变化趋势中，你发现反常现象了吗？可能的原因是什么？
③预测第2周期元素从左到右第一电离能的变化趋势及反常现象。
[师]接下来，我们先来讨论第一个问题。
[提示]原子结构主要指的是核外电子排布（尤其是最外层电子排布）、核电荷数、原子半径等。（板书在影响因素处）
[生3]第三周期中第一电离能最大的元素是Ar，最小的是Na。碱金属元素核外电子排布为
ns1，同周期中（除稀有气体外）原子半径最大，易失去一个电子，形成稳定结构，因此第一电离能在同周期中最小。稀有气体最外层电子排布为ns2np6，已达稳定结构，难以失电子，因此第一电离能在同周期中最大。
该周期元素的第一电离能，从左到右递变的总趋势是依次增大，原因是同周期元素从左到右，核电荷数增多，而能层数不变，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有逐渐增大的趋势。
[生4]
Al的第一电离能反而比Mg小，S的第一电离能反而比P小。
[师]对问题②中反常数据原因的分析进行引导。可能的原因要从哪个角度分析呢?（原子结构）。请同学们先写出镁、铝的价层电子排布式，再回顾洪特规则的特殊情况。有了以上知识的支撑，我们再来分析原因。
[生]写出Mg和Al
的电子排布式（1s22s22p63s2，O的核外电子排布式1s22s22p63s23p1）；回答洪特规则特例的内容（当原子核外的电子排布在能量相等的轨道上形成全空﹑半满或全满的结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能也较大）。
[生]在教师引导下，针对Mg和Al的电子排布式，结合洪特规则，学生梳理出Mg
第一电离能大于Al的原因：Mg的外围电子结构为3s2，失去的是相对稳定的已充满的3s上的电子，需要提供更多的能量；Al的外围电子结构为3s23p1，失去的是能量比3s高的
3p轨道上的电子，成为3s2全充满的稳定结构。
[小组合作探究活动]学生分析第一电离能P大于S的原因。
[生]P的外围电子结构为3s23p3，失去的是相对稳定的半充满的3p上的电子，需要提供更多的能量；S的外围电子结构为3s23p4，易失去3p上的电子成为3p3半充满的稳定结构。
[师]接下来我们来分析问题③：预测第2周期元素从左到右第一电离能的变化趋势及反常现象。
[生]第一组：Be和B；第二组：N和O。
[归纳展示]当原子核外电子排布在能量相等的原子轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子能量最低。该元素具有较大的第一电离能。如：I
1
(P
)
>
I
1
(S)
I
1
(N
)
>
I
1
(O)
ns2np3
ns2np4
[过渡]同周期主族元素的第一电离能搞明白了，同主族元素的第一电能又有什么变化规律呢?让我们一起来探究同主族元素第一电离能的变化规律。
[投影]
(3)同主族元素第一电离能变化规律的探究
[小组合作探究活动]以IA
族和第ⅦA
族元素为例，结合图像总结同主族元素第一电离能变化规律？试着从原子结构的角度解释其本质原因。
[生]在教师引导下，学生结合图像，分析、思考并解决上述问题：同主族元素从上到下，随核电荷数增大，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减小，原子失电子能力逐渐增大，第一电离能逐渐减小。
[说明]不仅仅是第IA和VIIA元素的第一电离能存在着这样的变化规律，其他主族元素也遵循着这个规律。所有的规律明白了，让我们再回到刚开始上课提出的问题中，用我们所学知识来解决这个问题。
环节三：解决问题（问题解决为终点）
[问题解决一]回归问题情景：
结合下图，
判断
Li
和
Mg
失电子能力强的元素是？
[投影](1)电离能的应用之一：比较原子失电子能力
[问题解决二]
Na、Mg、X
三种元素的逐级电离能数据
元素
I
1
(kJ·mo1
-1
)
I
2
(kJ·mo1
-1
)
I
3
(kJ·mo1
-1
)
Na
496
4562
6912
Mg
738
1451
7733
X
899
1757
14840
①从表中数据你能解释
Na2＋、Mg3＋为什么不易形成吗？你能从原子结构的角度解释原因吗？
②能否判断
X
元素位于周期表中哪一主族？
[师生活动]学生分析处理表格数据，讨论、解决上述相关问题，教师进行总结归纳。
[投影](2)电离能的应用之二：判断元素的化合价
[过渡]根据刚才所学知识，我们对下列X、Y、Z三种元素的化合价进行合理推断。
[学以致用]你能判断出下列元素的化合价吗？
X、Y、Z
三种元素的逐级电离能数据
元素
I
1
(kJ·mo1
-1
)
I
2
(kJ·mo1
-1
)
I
3
(kJ·mo1
-1
)
I
4
(kJ·mo1
-1
)
X
502
1020
6900
9500
Y
580
1800
2700
11600
Z
420
3500
4400
5900
[生]分析处理表格数据，解决问题：X——+2价，Y——+3价，Z——+1价。
[展示]下表中的每列数据从左到右代表X﹑Y﹑Z逐级失去所有电子的电离能。
表2
X﹑Y﹑Z逐级失去所有电子的电离能
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
I8
I9
I10
I11
I12
I13
X
578
1817
2745
11575
14842
18376
23293
27465
31853
38473
42647
201266
222316
Y
738
1451
7733
10540
13630
17995
21703
25661
31653
35458
169988
189368
Z
496
4562
6912
9543
13354
16610
20114
25496
28932
141362
159076
①判断
X﹑Y﹑Z
分别代表哪种元素？第一电离能与金属的活泼性有什么联系?
②指出最高价氧化物对应水化合碱性强弱顺序关系?
③电离能的突变现象与电子的分层排布有什么关系?
[投影](3)电离能证明核外电子是分层排布的
[过渡]高中所学电离能与初中学的金属活动性相同吗?
[过渡]电离能能很好地解释金属的活泼性，是否也能合理地解释初中学的金属活动性呢?
[投影]⑷电离能与金属活动性的比较
[师]让我们来看一组数据吧。
[问题解决四]已知钠的第一电离能为
496kJ·mol
-1，钙的第一电离能和第二电离能分别为
590
kJ·mol
-1、1145
kJ·mol
-1，为什么在金属活动性顺序表中钙排在钠的前面？
[提出问题]由数据可知，电离能与金属活动性顺序出现了不一致，这是为什么呢?请同学们集体大声朗读下列内容，要求：不要读的越来越快，在读的过程中仔细体会二者的不同之处。
[生]在教师引导下，学生通过大声朗读所给材料，解决上述问题。
[追根求源]金属的活动性顺序与电离能的大小顺序为什么不一致?
你知道吗?金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱。该顺序表示从左到右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越难。电离能指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。
由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。例如，碱金属Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能分别为520
kJ·mol
-1、496
kJ·mol
-1、419
kJ·mol
-1、403
kJ·mol
-1、376
kJ·mol
-1，由此可知，气态锂原子最不易失去电子。但在溶液中锂原子却表现出异常的活泼性，其主要原因是锂原子形成水合离子时放出520
kJ·mol
-1的能量，而钠形成水合离子时放出的能量为405
kJ·mol
-1。又如，钠的第一电离能为496
kJ·mol
-1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590
kJ·mol
-1、1145kJ·mol
-1，表明气态钠原子比气态钙原子更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2+形成水合离子时放出的能量(1653
kJ·mol
-1)远比Na+形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更容易失去电子，即在金属活泼性顺序中钙排在钠的前面。由此可以看出，我们用某种规律分析问题时一定要注意具体条件。
[师]过渡元素的第一电离能变化不太规则，随元素原子序数的增加第一电离能从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排在(n-1)d或(n-2)f轨道上，原子核对外层电子的有效吸引作用变化不大。
[总结]今天，我们一起学习了电离能的概念，分析了主族元素电离能的变化规律，体会到原子结构决定了电离能的变化规律，即核外电子排布的周期性变化决定了电离能的周期性变化，在此基础上，学习了电离能的应用。总之，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。整个学习过程按照提出问题、探究问题、解决问题的思路来完成。
[投影]
[过渡]今天的知识都学懂了吗?口说无凭，能解决问题才是硬道理，让我来检验一下大家的学习情况吧。
环节五：反馈训练
[投影]1、已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是KJ/mol。根据下表所列数据判断
错误的是
(
D
)
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4600
6900
9500
Y
580
1800
2700
11600
A.元素X的常见化合价是+1价
B.元素Y是ⅢA族的元素
C.元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D.若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
2、现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4
②1s22s22p63s23p3
③1s22s22p3
④1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是（
A
）
A．第一电离能：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．最高正化合价：④＞③=②＞①
D．非金属性：④＞③＞②＞①
[引出问题]N和S的非金属性强弱关系怎样比较呢?这就得通过我们下一节课要学习的电负性来解决。
环节六：布置作业
[师]为了更好深入地学习下一节的内容，请同学们课后完成预习作业，具体要求如下：
方式：上网查阅相关资料。
内容：完成课本第20页：科学探究第2题。
要求：用相关的化学反应方程式来表示。
三、板书设计
电离能及其变化规律
1、定义：基态气态原子或离子失去一个电子所需要的最低能量，符号：I，单位：kJ/mol
2、意义：衡量气态原子或离子失去电子的难易程度
3、分类：I1、I2、I3……
4、变化规律
5、影响因素：有效核电荷数、原子半径、电子层结构
6、应用
四、教学总结
本节课是在教师引领下，学生基于图表分析展开知识建构，采用问题教学法作为主要教学策略。首先创设问题情境引领学生回顾元素周期律，运用周期律去解决问题，进而产生矛盾冲突，激发学生进一步求知的欲望，从而引入本节课的主题。接着，采用教师引导、学生自主归纳、思考总结的方式完成“电离能”相关概念的学习。然后，在教师引导下，以学生为主体，基于图表分析展开三组问题的探究，从而完成对“电离能及其变化规律”这一重难点的突破。随后，采用任务驱动的方式，引导学生解决三个问题，进而完成对“电离能的应用”的知识学习。最后，设置了两道习题来检测学生的学习情况，并提出下节课要解决的问题。整节课的教学，在教师引导下，学生充分运用了图表这一学习工具，开展对“电离能及其变化规律”的知识建构，与此同时使培养了学生观察图表、提取与加工信息、归纳和整理等多种的综合应用能力，有效地提升了学生的科学探究能力，为学生的终身发展奠定良好的基础。
2课题
原子结构与元素的性质（第三课时）
【教学目标】
知识与技能：
1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质；
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则；
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质；
4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
过程与方法：
自主探究：电负性与原子结构的关系。
情感态度价值观：
培养学生的阅读能力、归纳总结，培养不断探索的科学品质。
【教学重点】
电负性的意义
【教学难点】
电负性的应用
【教学过程】
导入语：通过前面的学习我们已经知道，在元素周期表中，元素的性质随着核电荷数的增加呈现周期性变化，如原子半径、化合价、元素金属性与非金属性等。随着科学的发展，定性研究元素的性质已远远不够，定量描述元素的性质已成为科学的必然，今天我们就来深入研究两种定量研究元素性质的物理量。
[板
书]电离能、电负性及其应用
[导
入]首先让我们跟随科学的脚步，慢慢揭开电离能与电负性的研究起源。
[视
频]放影电离能、电负性的发展历史。
科学发展至今，电离能与电负性早已被人们广泛应用。那么什么是电离能？它又有哪些规律和应用呢？下面我们逐一研究。
[板
书]一、电离能
1.定义：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.表示方法：符号：I1
，单位：kJ/mol
3.
规律：
[展示模型]
展示自制的第一电离能模型。
这是我根据主族元素和零族元素的第一电离能数据自制的比例模型，它们的高度代表能量的高低。请同学们观察模型探究第一电离能的变化规律。
[问题探究]
请以小组为单位，探究下列问题并尝试解释原因。
1.同周期、同主族元素第一电离能的变化规律?
2.以第二周期元素为例，说明为什么第一电离能会出现异常现象？
如ⅡA
>ⅢA
;
ⅤA
>
ⅥA
3.根据递变规律推知，哪种元素第一电离能最大？哪种元素第一电离能最小？（过渡元素与放射性元素除外）
4.同种元素逐级电离能的变化规律？
[探索发现]师生共同针对上述4个问题进行探索交流，一问题一交流，一探究一规律，一规律一探索。
互动交流1
规律1：
（1）同主族元素从上到下第一电离能逐渐减少；
（2）同周期元素从左到右第一电离能总体呈增大趋势。
（最小的是氢或碱金属元素，最大的是稀有气体元素）
互动交流2
规律2：
同周期元素从左到右第一电离能总体呈增大趋势的同时出现异常现象，
一般地，ⅡA
>ⅢA
;
ⅤA
>
ⅥA。
从元素原子核外电子排布分析原因，运用原子轨道表示式结合洪特规则特例解释。
互动交流3
规律3：
由同主族、同周期规律知，周期表中He元素第一电离能最大，Cs元素第一电离能最小。
互动交流4
展示Na元素的逐级电离能表，找出规律并进行原因解释。
规律4：
同种元素的逐级电离能依次升高，从能量的角度和阳离子所带正电荷对电子吸引力增强的角度解释。
[板
书]4.应用
（1）判断元素原子失电子的能力，即金属性强弱；
（2）判断元素的最高化合价；（以Na、Mg、Al为例分析）
（3）说明元素原子的核外电子是分层排布的。（以Na为例分析）
由I1<推广I1[思考题]
1．碱金属的电离能与碱金属的活动性有什么联系？
[拓
展]元素的第一电离能大小与金属活动性一致吗？示例Mg、Al。
2．为什么Na易形成Na+，而不是Na2+，Mg易形成Mg2+，而不是Mg3+等？
[过
渡]
电离能是描述元素原子失电子难易程度的物理量，但在反应中，许多元素不易失电子，甚至也不易得电子，如C、H元素，该如何定量描述它们在化学反应中对电子的吸引力呢？1932年，美国化学家鲍林（L.Pauling,1901-1994）首先提出电负性的概念，那么什么是电负性？它又能用来说明元素的哪些性质呢？
[板
书]二、电负性
1.定义：描述不同元素的原子对键合电子吸引力大小的物理量。
2.意义：电负性越大的原子，对键合电子的引力越大；反之越小。
3.标准：F:
4.0
，Li:
1.0
依据电负性标准通过对比得出其他元素的电负性，故电负性是相对数值，没有单位。
4.规律：同周期元素的电负性逐渐增大，同主族元素的电负性逐渐减小。
5.应用：
（1）判断元素金属性、非金属性强弱；
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。位于非金属三角区边界元素（如锗、锑等）的电负性一般在1.8左右，被称为“类金属”“准金属”，它们既有金属性也有非金属性。
（2）判断化合物中元素的化合价；
化合物中电负性大的通常表现为负价，电负性小的通常表现为正价。
如NaH中Na元素显正价，H元素显负价。
（3）判断化学键的类型；
电负性差值
>1.7
以离子键为主
<1.7
以共价键为主
如NaCl、HCl等。
（4）解释“对角线规则”；
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，被称为对角线规则。如Li
与Mg；Be与Al；B与Si等。
观察它们的电负性数值，非常接近，实验研究表明，它们的某些性质也很相似。
（5）解释某些有机化学反应中的断键原理。
如乙醇的化学性质。
[拓展创新]
元素的电离能、金属性、非金属性是否呈一致的关系？元素电负性相差1.7能上所形成的化合物一定为离子化合物吗？
[作
业]
[总
结]
电离能与电负性是定量描述物质金属性与非金属性的两个物理量……
从知识总结中得出事物发展变化中的一般与特殊，共性与个性，前进与曲折的辩证关系。
