1.2.2 电离能和电负性 教学设计- -2024-2025学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

优秀教案系列 第二节　原子结构与元素的性质 第2课时　电离能和电负性 教学分析 · 教学目标 1.能说出元素第一电离能、电负性的含义。 2.能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律,从电子排布的角度对这些规律进行解释,形成“位”“构”“性”关系的认知模型。 3.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系。 4.能说明构建思维模型在人类认识原子结构过程中的重要作用,培养“宏观辨识与微观探析”“证据推理与模型认知”的化学学科核心素养。 · 评价目标 通过电离能大小变化规律分析,培养学生宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。 · 教学重难点 重点:第一电离能和电负性的周期性变化规律。 难点:电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系。 · 教学方法 任务引导式、讨论法。 · 课时安排 1课时。 · 教学准备 ①课前学案、课件;②多媒体设备。 教学设计 教学环节 教师活动 学生活动 设计意图 课堂引入 　　【提出问题】元素非金属性(原子吸引电子的能力)强弱的递变规律是什么? 这些规律能否用来解释C元素的非金属性强于H元素? 【讲解】这些规律,都是“定性”地描述不同原子吸引电子能力的强弱,对于C、H非金属性的强弱比较,定性规律无法解释。为了解决这个问题,我们引入“电离能”这一概念,它是从定量角度描述原子或离子失去电子能力强弱的物理量。 　　【回答】 ①同周期元素从左到右,非金属性逐渐增强; ②同主族元素从上到下,非金属性逐渐减弱。 　　通过回顾化学必修阶段中已有的元素周期律知识,体会由定性转化为定量研究的必要性。 续　表 教学环节 教师活动 学生活动 设计意图 一、电离能 的概念及 变化规律 　　【提出任务1】请同学们认真阅读教材,明确电离能的概念及意义。 【提出问题】电离能研究的是气态原子或离子失去电子的能力,在必修阶段我们学习了元素金属性递变规律,它涉及的也是失电子能力的问题,请同学们结合以下问题,思考讨论电离能与金属性有什么关系? ①电离能反映了原子失去电子的能力大小,电离能越小,表示越难还是越容易失去电子? ②原子越容易失去电子,则金属性越强还是越弱? 【提问】气态原子或离子失去电子为什么需要能量? 【追问】这种引力和哪些因素有关系呢? 【总结】影响电离能的因素:核电荷数、原子半径。 【讲述】根据电离能的概念,我们把处于基态的气态原子失去一个电子,形成+1价阳离子所需要的最低能量称为第一电离能,用符号I1表示;由气态的+1价阳离子再失去一个电子,形成+2价阳离子所需要的能量称为第二电离能,可用I2表示,依次类推,还有第三、第四电离能。 【提问】气态原子和气态离子失去一个电子所需要的能量一样吗?换句话说,同一元素的逐级电离能之间有什么关系,出现这种变化的原因是什么? 【追问】分析教材P24“思考与讨论”的表格数据,说明这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系? 电离能逐级增大的规律应用: 应用Ⅰ:判断元素化合价。 应用Ⅱ:证明原子核外电子分层排布。 【提出任务2】在元素周期表中,元素原子的第一电离能有什么变化规律?利用前面分析电离能的影响因素及其与金属性的关系来预测同周期、同主族元素的第一电离能变化规律。 【结论】①同周期元素,从左至右,第一电离能　　　　　;  ②同主族元素,从上至下,第一电离能　　　　　。  答案:呈现增大趋势　逐渐减小 　 【追问】请同学们思考为什么稀有气体元素的第一电离能是同周期中最大的? 过渡:稀有气体原子电子排布的稳定性是决定稀有气体第一电离能较大的主要因素。能不能用相同的观点解释为什么第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能会比相邻元素的大呢?请大家书写第二周期Be、N原子的价层电子排布式。 　　学生认真阅读教材,并积极思考。 【思考并回答】 ①一般来说,电离能越小,越容易失去电子。 ②原子越容易失去电子,金属性越强。 【思考并回答】失去电子需要克服来自原子核的吸引力。 【思考并回答】可以用库仑定律来解释,电子与原子核间的作用力与电荷量的乘积成正比,与距离(原子半径)的平方成反比。 【思考并回答】同一元素的电离能逐级增大。 原因:随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子所需要克服的吸引力也越来越大,消耗的能量也越来越多,所以原子的电离能逐级增大。 【思考并回答】钠的第一电离能比第二电离能小很多,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以钠容易形成+1价钠离子;同理镁的第一、第二电离能相差不大,但第三电离能比第二电离能大很多,说明镁容易形成+2价镁离子;铝的第一、第二、第三电离能相差不大,但第四电离能比第三电离能大很多,说明铝容易形成+3价铝离子。 学生思考,并讨论探究第一电离能的变化规律。观察教材P23图1-22,分析第一电离能变化规律是否符合所得结论。 小组汇报1:以第ⅠA族为例,同主族元素,总体自上而下第一电离能逐渐减小,表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同,但自上而下,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱。 小组汇报2:以第二周期为例,金属元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大,从左到右,元素的第一电离能呈现增大趋势,表示元素原子越来越难失去电子。这是因为同周期元素原子能层数相同,但随着核电荷数增多,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的有效吸引力作用逐渐增强。 　【思考并作答】稀有气体具有稳定的电子层结构。 【思考并作答】Be原子的价层电子排布式为2s2,N原子的价层电子排布式为2s22p3。从核外电子排布式可知 　　 　　初步形成对电离能的概念的认识,从能量的角度理解电离能的含义。 通过分析基态原子的核外电子排布,引导学生分析元素周期表的模型。 通过对原子、离子的电性差异分析,引导学生从微观结构角度分析同一元素原子的电离能逐级变化的原因,培养学生宏观辨识与微观探析的核心素养。 续　表 教学环节 教师活动 学生活动 设计意图 一、电离能 的概念及 变化规律 　　【追问】请同学们思考为什么稀有气体元素的第一电离能是同周期中最大的? 过渡:稀有气体原子电子排布的稳定性是决定稀有气体第一电离能较大的主要因素。能不能用相同的观点解释为什么第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能会比相邻元素的大呢?请大家书写第二周期Be、N原子的价层电子排布式。 【总结】电离能的影响因素:第一电离能的大小是核电荷数、原子半径、原子的价层电子排布等众多因素共同影响的结果。 概念辨识:金属活动性顺序表示自左向右,在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指基态原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力,它是基态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。 拓展视野:同学们观察教材P23图1-22可以看出,以第四周期过渡元素为例,其第一电离能的变化不太规律,对于同一周期过渡元素的第一电离能来说,从左到右随着原子序数的增加,第一电离能总体上略有增大,这是因为这些元素的原子,增加的电子大部分排在了(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太明显。 　Be原子的2s能级轨道为全充满结构,N原子的2p能级轨道为半充满结构,原子的能量较低,更稳定。因此,这些元素原子具有更大的第一电离能。 　　通过稀有气体的稳定性,将学生的思维引向影响第一电离能大小的另一个因素——原子核外电子排布的稳定性上去,解释第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能会比相邻元素的大的原因,进一步提升学生对“结构决定性质”的认识。 二、认识 电负性 　　【引出问题】电离能的大小,只能体现原子(或离子)吸引电子能力的大小,而当原子彼此间吸引,竞争电子时,已经不仅涉及单个原子,所以这些数据都不能准确地描述了。为了解决这个问题,20世纪著名的化学家鲍林提出了“电负性”这一概念。 【讲解】电负性就是鲍林将单个原子的参数组合成两原子之间的关系,用以描述原子间吸引电子能力的强弱。那么电负性变化又有什么规律呢? 【追问】根据刚才归纳而来的规律,元素周期表中电负性最大的元素是哪个? 过渡:电负性可定量描述原子间吸引电子能力的强弱,这一概念的提出可以解决许多化学问题。下面我们共同归纳一下电负性在中学化学上的主要应用。 【归纳】电负性的应用 ①可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的依据。非金属元素的电负性一般大于1.8,金属元素的电负性一般小于1.8。类金属元素电负性在1.8左右,如硅、锗等。 ②可判断化学键的键型。两个成键元素电负性相差大于1.7一般为离子键,电负性相差小于1.7一般为共价键。 ③可以判断元素在化合物中化合价的正、负。电负性相对较大的元素显负价。 　　学生先看教材P25图1-23,分析归纳电负性的周期性变化规律。 【思考并作答】①同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大。 ②同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。 学生分析并作答:氟元素。 学生聆听,并积极思考回答。 　　让学生从元素层面上,定量认识不同原子间吸引电子能力大小的差异,促进学生对科学本质的理解。 课堂小结 回顾本节课对电离能和电负性变化规律的认识和建构过程。 　积极思考梳理学习思路,体会规律类知识的学习方法。 　给学生呈现证据推理与模型构建之间的关系。让学生体会宏微结合,构建规律模型的科学研究方法。 教学反思 电离能是元素的一个重要性质,本节课采用发挥学科核心大概念的迁移类比方法,建构相似规律间的探究方式,引导学生自主进行迁移学习。充分挖掘数据图表的功能,让学生自主发现规律,帮助学生实现认识思路的结构化,应用模型解决新问题。对化学概念的教学,要充分关注学生已有的认识基础,使学生不是简单地把概念从课本移植到记忆中,而是在与原有知识的相互比较中形成新概念,在比较中加深理解,更有利于知识的掌握。 本节课所涉及的内容理论性较强,不需要过度提高理论性内容的深度,从学生实际的认识水平出发,根据学生现有的理解水平实施教学即可。 布置作业巩固练习教学反思 1.完成学案中的【核心素养专练】。 2.完成教材第P28~29第2、3、4、6、7、10、11、12题。 板书设计 第二节　原子结构与元素的性质 第2课时　电离能和电负性 一、电离能的概念及变化规律 1.概念 2.影响因素 3.应用 4.变化规律 二、认识电负性 1.概念及变化规律 2.应用 备课资源 (一)一般,同一周期元素的第一电离能(I1)基本上随原子序数的递增而增大,同一主族元素的I1从上到下一般趋于减小,这些都和元素金属性递变规律一致。有时候也有反常和交错的现象,这跟过渡元素和锕系元素半径的收缩或出现轨道全充满、半充满状态等因素有关。 科研工作者发现,气态氢原子的1s电子,若得到13.6 eV的能量,将从基态跃迁到n=∞的高能级,成为自由电子;氢原子失去一个电子变为+1价的气态阳离子。氢的电离能(I1)为13.6 eV,又如典型碱金属Na的电离能为5.139 eV(I1),表示只需5.139 eV的能量,Na原子就会失去最外层的一个电子,变成金属阳离子。而5.139 eV<13.6 eV,可见Na金属性很强。相应的非金属元素,如氟的第一电离能为17.422 eV,比氢的I1还要大,且远比Na的I1大,足以说明氟不可能显金属性,氟的电子亲和能为327.9 kJ·mol-1,表示氟原子结合一个电子时,要放出327.9 kJ·mol-1的能量,即它得电子的能力很强,是典型的非金属元素。 相对于元素游离态原子的非金属性与金属性,在化学实践中,更多的要讨论在分子环境中原子吸引电子能力的强弱,这时就要用到电负性的概念。这个统一的标准可以把金属元素与非金属元素放到一起,综合考察它们的性质及在元素周期表中的递变规律。前面提到的Na,它的电负性为0.9,而F的电负性为4.0,是所有元素中最大的,当然也是非金属性最强的元素。又据鲍林标度大体规律,金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上。这样判断元素的这两种性质有了统一尺度,而且两种不同元素间也有分界。 由此可见,元素的金属性和非金属性与上述三者性质紧密结合在一起。元素的电离能、电子亲和能、电负性作为判断元素金属性与非金属性的定量尺度发挥着重要作用。然而,化学理论产生于化学实践。为了度量元素在水溶液中金属性与非金属性强弱,我们又引入了元素电极电势的概念。对于金属元素,如铜半电池的标准电极电势为+0.341 9 V,锌半电池的标准电极势为-0.761 8 V,显然0.341 9>-0.761 8 V,即锌比铜金属性强。锌的电极电势比铜的小得多,金属锌是较强的还原剂,而锌离子能在溶液中较稳定存在,是弱氧化剂。相反,Cu2+是比Zn2+强的氧化剂,而金属铜是比金属锌更弱的还原剂。这样,在水溶液中讨论元素金属性或非金属性强弱就必须用到元素的电极电势。以上概念是在两种环境下(气态环境和在水溶液中)考察元素金属性与非金属性强弱的重要的定量标准。 (二)电负性 鲍林给电负性下的定义为“电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度”。元素电负性数值越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强;反之,电负性数值越小,相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱(稀有气体原子除外)。一个物理概念,确立概念和建立标度常常是两回事。同一个物理量,标度不同,数值不同。电负性可以通过多种实验和理论的方法来建立标度。电负性可以理解为元素的非金属性,但二者不完全等价。电负性强调共用电子对偏移方向,而非金属性侧重于电子的得失。 首先需要说明,电负性是相对值,所以没有单位。而且电负性的计算方法有多种(即采用不同的标度),因而每一种方法的电负性数值都不同,所以利用电负性值时,必须是同一套数值进行比较。比较有代表性的电负性计算方法有3种: ①1932年L.C.鲍林提出的标度。根据热化学数据和分子的键能,指定氟的电负性为4.0,计算其他元素的相对电负性(稀有气体未计)。 ②1934年R.S.马利肯从电离能和电子亲和能计算的绝对电负性,即电离能和电子亲和能的平均值。 即XM=(I+A),I为电离能,A为电子亲和能(放热为正,吸热为负)。 ③1956年A.L.阿莱和E.罗周提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性。 即X=+0.744,其中Z*为有效核电荷数,r为半径。 ④1989年L.C.Allen根据光谱实验数据以基态自由原子价层电子的平均单位电子能量为基础获得主族元素的电负性。 历年高考题荟萃 1.Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题: I1/(kJ·mol-1) Li 520 Be 900 B 801 Na 496 Mg 738 Al 578 Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。I1(Be)>I1(B)>I1(Li),原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案:Na元素与Li元素同主族,Na元素的能层数更大,原子半径更大,故第一电离能更小　Li、Be和B为同周期元素,同周期元素从左至右,第一电离能呈现增大的趋势;但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态,能量更低更稳定,故其第一电离能大于B元素 解析:同主族元素,从上至下,原子半径逐渐增大,第一电离能逐渐减小,所以I1(Li)>I1(Na);同周期元素,从左至右,第一电离能呈现增大的趋势,但由于第ⅡA族元素基态原子s能级轨道处于全充满的状态,能量更低更稳定,所以其第一电离能大于同一周期的第ⅢA族元素,因此I1(Be)>I1(B)>I1(Li)。 2.钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料,回答下列问题: CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是　　　　。  答案:O>Ti>Ca 解析:CaTiO3晶体中含有Ca、Ti、O三种元素,Ca、Ti是同为第四周期的金属元素,Ca元素在Ti元素的左边,根据同一周期元素的电负性从左往右呈增大趋势,故Ti>Ca,O为非金属元素,故其电负性最强,故三者电负性由大到小的顺序是O>Ti>Ca。 3.在普通铝中加入少量Cu和Mg后,形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒,其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小,形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。回答下列问题: 下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是　　　　(填字母)。  　　　　　　　　　　　　　　　　 答案:A 解析:A项,[Ne]3s1表示基态的Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能,故其再失去一个电子所需能量较高;B项,[Ne]3s2表示基态Mg原子,其失去一个电子变为基态Mg+;C项,[Ne]3s13p1表示激发态Mg原子,其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子;D项,[Ne]3p1表示激发态Mg+,其失去一个电子所需能量低于基态Mg+。综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1。 4.Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。回答下列问题: Li2O是离子晶体,其晶格能可通过下图的Born—Haber循环计算得到。 可知,Li原子的第一电离能为　　　　 kJ·mol-1。  答案:520 解析:根据示意图可知Li原子的第一电离能是1 040 kJ·mol-1÷2=520 kJ·mol-1。 5.锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。回答下列问题: 黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能:I1(Zn)　　　　(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案:大于　Zn核外电子排布为全充满的稳定结构,较难失电子 解析:Zn元素的第一电离能高于Cu元素,原因是Zn元素原子的核外电子排布已经达到了每个能级都是全充满的稳定结构,所以失电子比较困难。同时也可以考虑到Zn元素原子最外层上是一对电子,而Cu元素原子的最外层是一个电子,Zn元素原子电离最外层一个电子还要拆开电子对,额外吸收能量。 6.我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题: 元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如上图所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是　　　　　　　　　　　　;氮元素的E1呈现异常的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案:同周期元素随着核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大　氮元素的2p能级处于半充满状态,相对稳定,不易结合一个电子 解析:根据图示,同周期随着核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大;氮元素的2p能级达到半充满状态,原子相对稳定,不易得到电子。 第 1 页 共 1 页 学科网（北京）股份有限公司 $$