2019-2020年高中化學 1.2.2《元素周期律》（1） 新人教選修3.doc
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2019-2020年高中化學 1.2.2《元素周期律》（1） 新人教選修3 一、教學目標 1.掌握原子半徑的變化規(guī)律 2.能說出元素電離能的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì) 3.認識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關系 二、教學重點： 1.元素的原子半徑、元素的第一電離能的周期性變化 2.元素的電離能與元素得失電子能力的關系 三、教學難點： 元素的電離能與元素得失電子能力的關系 四、教學方法 復習法、延伸歸納法、討論法、引導分析法 五、教學過程 【引入】前面我們學習了原子結(jié)構與元素的性質(zhì)的關系，今天我們進一步探究元素周期律。 【板書】二、元素周期律 【導入新課】 P17 學與問 【學生回憶總結(jié)】 同周期的主族元素從左到右，元素的最高化合價和最低化合價逐漸升高；金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。 【過渡】元素的性質(zhì)隨核電核數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素周期律。 元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，下面，我們來探討原子半徑、電離能和電負性的周期性變化。 【板書】1. 原子半徑 （1）定義：是由實驗方法測定的兩相鄰同種原子核之間距離的半數(shù)值。包括共價半徑，金屬半徑，范氏（范德華）半徑。 【講述】 共價半徑：單質(zhì)分子中的2個原子以共價單鍵結(jié)合時，它們核間距離的一半叫該原子的共價半徑。 金屬半徑：金屬晶格中金屬原子的核間距離的一半叫做原子的金屬半徑。 范氏（范德華）半徑：在分子型晶體中，不屬于同一分子隨兩個最接近的相同原子在非鍵合狀況下，它們核距離的一半。（稀有氣體的原子半徑） 在一般的資料里，金屬元素有金屬半徑和共價半徑的數(shù)據(jù)，非金屬元素則有共價半徑和范氏半徑的數(shù)據(jù)，稀有氣體只有范氏半徑的數(shù)據(jù)。 【探究】觀察下列圖表分析總結(jié)： 【學與問】 1. 元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？ 2. 元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應如何理解這種趨勢？ 【學生歸納總結(jié)】 1. 同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要原因是由于核電荷數(shù)的增加使原子核對電子的引力增加而帶來原子半徑減小的趨勢大于增加電子后電子間斥力增大帶來原子半徑增大的趨勢。 2. 同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。其主要原因是由于電子能層增加，電子間的斥力使原子半徑增大。 【板書】（2）變化規(guī)律： A.同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。 B.同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。 【過渡】元素的另一個性質(zhì)是電離能 【板書】2. 電離能（KJmol-1） （1）定義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子而變成氣態(tài)＋1價陽離子所吸收的最低能量叫第一電離能（I1），通常叫電離能，（電離勢）I1
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