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第3節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)
第2課時 元素的電負性及其變化規(guī)律
高考資源網(wǎng)【教學目標】w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1.了解電負性的概念及內(nèi)涵；
2.認識主族元素電負性的變化規(guī)律并能給予解釋。
3.了解化合價與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。
【教學重點】電負性概念及其變化規(guī)律。
【教學難點】電負性變化規(guī)律
【教學媒介】多媒體演示
【教學方法】誘導——啟發(fā)式、演繹推理和邏輯探究相結(jié)合教學
【教學過程】
教
學
環(huán)
節(jié)
活
動
時
間
教學內(nèi)容
教師活動
學生活動
設(shè)計意圖
一
、復習舊課
2分鐘
2、
第一電離能的變化規(guī)律，并解釋為什么N的第一電離能大于O的第一電離能
學生回答問題
復習強化上一節(jié)課的知識點
二、
聯(lián)想·質(zhì)疑
3分
鐘
電子親和能
第一電離能是原子失電子能力的定量描述，那么原子得電子能力的有如何用定量去描述呢？
閱讀電子親和能
引起學生知識的沖突，激發(fā)學習動機
找出電子親和能的變化規(guī)律
學生討論：沒有規(guī)律
研究電子親和能沒有太多的意義
?三、
新
課
20分鐘
1.電負性的概念
思考與交流：
1、電負性的概念：
2、電負性的數(shù)值：
3、電負性的意義：
w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
學
3、生自學回答問題
1、元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度。
2、以氟元素的電負性數(shù)值為4。無單位。
3、（1）、電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強，反之越弱。
（2）、電負性大于2的元素大部分為金屬元素，小于2的元素大部分為非金屬元素。
（3）電負性大，元素易呈現(xiàn)負價；電負性小的元素易呈現(xiàn)正價。
（4）判斷原子間成鍵的類型。一般兩元素電負性的差值大于1.7，易形成離子鍵，差值小于1.7，易形成共價鍵。
培養(yǎng)自學能力
2.電負性的變化規(guī)律
讀圖，找規(guī)律
同周期，從左到右：
電負性依次增大
同主族，從上到下：
電負性依次減小
w.w.w
4、.k.s.5.u.c.o.m
培養(yǎng)讀圖能力和分析歸納的能力。
化合價與電子排布的關(guān)系
3.電負性的意義
元素的最高正價等于它所在的族序數(shù)（除Ⅷ族和0族外）
反映了原子間的成鍵能力和成鍵類型
閱讀課本總結(jié)規(guī)律：
1.一般認為： 電負性大于2.0的元素為非金屬元素
電負性小于2.0的元素為金屬元素。
2.一般認為：
如果兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，他們之間通常形成離子鍵
如果兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，他們之間通常形成共價鍵
3.電負性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；
電負性大的元素在化合物中吸引電子
5、的能力強，元素的化合價為負值。
四
、
概括整合
?5
分鐘
1. 電負性的概念
2. 電負性的變化規(guī)律
3. 電負性的意義
分析第一電離能的數(shù)據(jù)與電負性的數(shù)據(jù)的關(guān)系，將電負性與第一電離能變化規(guī)律的統(tǒng)一起來
學會比較學習
練習
分值
評分
1、下列各組元素按電負性大小順序排列正確的是：
A.F>N>O B.O>Cl C.As>P>H D.Cl>S>As
20
分
?
2、電負性為4.0的元素，在化合物中一般現(xiàn)：
A.正價 B.負價 C.即顯正價有顯負價 D.不能確定
20
分
?
6、
3、電負性差值為零時，可形成：
A.極性共價鍵 B.非極性共價鍵 C.金屬鍵 D.離子鍵
?20
分
?
4、寫出下列元素原子的電子排布式，并給出原子序數(shù)和元素名稱。
（1）第三個稀有氣體元素。
（2）第四周期的第六個過渡元素。
（3）電負性最大的元素。
（4）3p半充滿的元素。
（5）1～36號元素中，未成對電子數(shù)最多的元素。
（6） 1～36號元素中，第一電離能最小的元素
40
分
【板書設(shè)計】
二、元素的電負性及其變化規(guī)律
1. 電負性的概念
2. 電負性的變化規(guī)律
3. 電負性的意義w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
專心---專注---專業(yè)
《元素的電負性及其變化規(guī)律》
