1、第一章第二節(jié) 原子結構與元素性質(zhì)課題：第二節(jié)原子結構與元素的性質(zhì)（3）授課班級課 時教學目的知識與技能1、了解元素電負性的涵義，能應用元素的電負性說明元素的某些性質(zhì)2、能根據(jù)元素的電負性資料，解釋元素的“對角線”規(guī)則。3、能從物質(zhì)結構決定性質(zhì)的視角解釋一些化學現(xiàn)象，預測物質(zhì)的有關性質(zhì)4、進一步認識物質(zhì)結構與性質(zhì)之間的關系，提高分析問題和解決問題的能力過程與方法情感態(tài)度價值觀重 點電負性的意義難 點電負性的應用知識結構與板書設計3、電負性(1) 鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學鍵的電子的孤電子。（2）定義：用來

2、描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。(4) 電負性大小的標準：以F的電負性為4.0和Li的電負性為1.0作為相對標準。(6) 元素電負性的應用元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關系電負性與化合價的關系判斷化學鍵的類型對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。教學過程教學步驟、內(nèi)容教學方法、手段、師生活動復習1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關系？2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什么規(guī)律？講元素相互化合，可理解

3、為原子之間產(chǎn)生化學作用力，形象地叫做化學鍵，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。電負性的概念是由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小(如圖122)。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。投影 板書3、電負性(1) 鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學鍵的電子的孤電子。講用來表示當兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。鮑林給電負性下的定義是“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”。板書（2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：

4、元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強；反之，電負性越小，相應原子在化合物中吸引電子的能力越弱。講鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為40和鋰的電負性為1。0作為相對標準，得出了各元素的電負性(稀有氣體未計)，如圖l23所示。板書(4) 電負性大小的標準：以F的電負性為4.0和Li的電負性為1.0作為相對標準。思考與交流同周期元素、同主族元素電負性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？講金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負性越小，其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電負性越大

5、，其非金屬性越強；故可以用電負性來度量金屬性與非金屬性的強弱。周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負性逐漸變小。投影講同周期元素從左往右，電負性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上往下，電負性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。板書(5) 元素電負性的周期性變化 金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。同周期從左到右，元素的電負性遞增；同主族，自上而下，元素的電負性遞減，對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現(xiàn)出這種變化趨勢。講電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。科學探究根據(jù)數(shù)據(jù)

6、制作的第三周期元素的電負性變化圖，請用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負性變化圖。投影電負性的周期性變化示例講元素的電負性用于判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及元素的活潑性。通常，電負性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負性為4，是最強的非金屬元素；鈁的電負性為0.7，是最強的金屬元素，板書(6) 元素電負性的應用 元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關系講金屬的電負性一般都小于1.8，非金屬的電負性一般都大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”

7、(如鍺、銻等)的電負性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。講利用電負性可以判斷化合物中元素化合價的正負；電負性大的元素易呈現(xiàn)負價，電負性小的元素易呈現(xiàn)正價。板書電負性與化合價的關系講電負性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負價板書判斷化學鍵的類型講一般電負性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負性差值小于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價鍵；當電負性差值為零時，通常形成非極性鍵，不為零時易形成極性鍵。當電負性差值大于1.7，形成的

8、是離子鍵點擊試題已知元素的電負性和元素的化合價等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：兩成鍵元素間電負性差值大于1.7 時，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，形成共價鍵。根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負性具有的變化規(guī)律是 。.判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC解析：元素的電負性是元素的性質(zhì)，隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及上表中數(shù)值：Mg3N2電負性差值為1.

9、8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl2 AlCl3 SiC電負性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共價鍵，為共價化合物。答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.Mg3N2；離子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均為共價化合物。板書對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負性數(shù)值相近，性質(zhì)相似?？茖W探究在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱為“對角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強弱，說明對角線規(guī)則，并用這些元素的電負性解釋對角線

10、規(guī)則。講Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物分別為Li2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均為兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對角線規(guī)則的合理性。Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2，Be、Al電負性均為1.5，B、Si的電負性分別為2.0、1.8數(shù)值相差不大,故性質(zhì)相似.）講除此之外，我們還要注意電離能和電負性間的關系。通常情況下，第一電離能大的主族元素電負性大，但IIA族，VA族元素原子的價電子排布分別為ns2,ns2np3，為全滿和半滿結構，這兩族元素原子第一電離能反常大。小結原子半徑、電離能、電負性的周期性變化規(guī)律：在元素周期表中同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，

11、第一電離能逐漸增大（趨勢），電負性逐漸增大。在元素周期表中同主族從上到下原子半徑逐漸增大，第一電離能逐漸減小，電負性逐漸減小。隨堂練習1、電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度下列關于電負性的變化規(guī)律正確的是 （ ） A周期表從左到右，元素的電負性逐漸變大B周期表從上到下，元素的電負性逐漸變大C電負性越大，金屬性越強D電負性越小，非金屬性越強2、已知X、Y元素同周期，且電負性XY，下列說法錯誤的是( )A、X與Y形成化合物是，X可以顯負價，Y顯正價B、第一電離能可能Y小于XC、最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱于于Y對應的D、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX3、根據(jù)對角線規(guī)則，下列物質(zhì)的性質(zhì)具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、鋁和鐵 C、鈹和鋁 D、銅和金學生據(jù)圖進行思考學生在課本上畫出概念的要點學生觀察圖并總結規(guī)律學生據(jù)圖總結規(guī)律學生思考并完成問題學生完成問題老師總結與展示答案教學回顧：原子結構與元素的性質(zhì)是中學化學重要的基礎理論，是整個中學化學教材中的重點內(nèi)容。教材內(nèi)容較抽象，理論性強，在教學過程中要注重學習方法的指導，