高中化学选修三《物质结构与性质》《电离能》教案-新版

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人教版高中化学选修三课件：物质结构与性质 (共46张PPT)

例题5
（4）请用原子结构的知识解释C燃烧时发出
黄色的原因：
。
燃烧时，电子获得能量从能量低的轨道
跃迁到能量高的轨道上，跃迁到能量高的轨
道的电子处于不稳定状态，随即跃迁回原来
轨道，并向外界释放能量（光能）
2
微
粒间
化学键
作
用
与
物
质
的
分子
性
性质
质
共价键
配位键和配位化合物金属键
σ键和π键键参数杂化轨道理论
例题4
已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高
化合价氧化物的水
化物是强酸。回答下列问题：
(1)W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分
子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型
是
；
(2)Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物
是
；
(3)R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物
（子Cu4。2）＋已形往知成硫N配酸F3离铜与子溶N，H液3其的中原空加因间入是构过_型量__都氨_是水__三，__角可__锥生__形成_，_[C_单u。(NNFH32不)2]易2＋与配离解析：NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键。
(5)Cu2O的熔点比Cu2S的_________(填“高”或“低”)，请解释原因__________。解析： Cu2O和Cu2S均为离子化合物，离子化合物的熔点与离子键的强弱有关。由于氧离子的例子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜离子与氧离子形成的离子点键比C强u于2S亚的铜高离。子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔
A．共价键的方向性 B．共价键的饱和性 C．共价键原子的大小 D．共价键的稳定性

高中化学_电离能教学设计学情分析教材分析课后反思

第一章第3节原子结构与元素性质第一课时《电离能及其变化规律》教学设计【学习目标】1、知识与技能目标：了解电离能的概念与内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系；使学生体会原子结构与与元素周期律的本质联系。

2、过程与方法目标：让学生体会用定量思想认识元素的性质。

3、情感态度与价值观目标：引导学生在量子力学模型的基础上，对“结构——位置——性质”关系的认识有一个本质的提升。

【学习重点】电离能的含义和变化规律的的理解。

【学习难点】对电离能的应用的理解。

【教学设计】请看本节课的学习目标和重难点三：通过具体应用引出问题师：通过书写价电子排布，引导学生分析：元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律并引导学生从有效核电荷的角度分析出元素原子得失电子能力的递变。

教师提问：运用结论分析下面几组元素的原子得失电子能力的强弱？1、 Rb Na2. S Cl3. Li Mg1 、书写出第3周期和VA族元素原子的价电子排布2、根据写出的价电子排布分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律并解释【可能出现的情况】：前两组运用结论快速得出，但解决第三组遇到了困难。

回忆价电子排布，苇丛量子力学的角度讨论元素的性质打下基础。

使学生定性的理解原子结构与元素原子得失电子能力的关系。

由定性的不足定量的衡量或比较原子得失电子能力四、合作探究五、精讲点拨重点突破交流研讨：M(g)→M2＋(g)＋2e－所需能量是不是第二电离能？师：大家观察分析下图元素第一电离能的变化情况，按照分组，结合课本，进行讨论：（1）寻找它们的变化有哪些规律？（2）从原子结构的角度分析为什么？（3）同时你是否还能发现一些问题？师生：共同整合规律师：请看高考题在这部分知识中的呈现师：请同桌及前后位交流下列问题：【问题1】：为什么锂元素的I2远大于I1，而镁元素的I3远大于I1、I2？用所学的原子结构或离子结构知识解释。

【问题2】：观察并思考，为什么钠元素的常见价态为+1价，镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？化合价与原子结构有什么关系？学生分组讨论，合作探究，总结规律【可能出现的情况】：学生对第二周期中Be和N元素及第三周期中Mg和P的第一电离能的数据产生疑问。

【高中化学】人教版高中化学选修三 1.2 原子结构与元素的性质第2课时(教案1)

第二节原子结构与元素的性质第二课时一、教学目标1.掌握原子半径的变化规律2.能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3.认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系二、教学重点：1.元素的原子半径、元素的第一电离能的周期性变化2.元素的电离能与元素得失电子能力的关系三、教学难点：元素的电离能与元素得失电子能力的关系四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法五、教学过程【引入】前面我们学习了原子结构与元素的性质的关系，今天我们进一步探究元素周期律。

【板书】二、元素周期律【导入新课】P17 学与问【学生回忆总结】同周期的主族元素从左到右，元素的最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

【过渡】元素的性质随核电核数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。

元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来探讨原子半径、电离能和电负性的周期性变化。

【板书】1. 原子半径（1）定义：是由实验方法测定的两相邻同种原子核之间距离的半数值。

包括共价半径，金属半径，范氏（范德华）半径。

【讲述】共价半径：单质分子中的2个原子以共价单键结合时，它们核间距离的一半叫该原子的共价半径。

金属半径：金属晶格中金属原子的核间距离的一半叫做原子的金属半径。

范氏（范德华）半径：在分子型晶体中，不属于同一分子随两个最接近的相同原子在非键合状况下，它们核距离的一半。

（稀有气体的原子半径）在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。

【探究】观察下列图表分析总结：【学与问】1. 元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？2. 元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？【学生归纳总结】1. 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

其主要原因是由于核电荷数的增加使原子核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。

人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课

新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质构造与性质第一章原子构造与性质第二节原子构造与元素旳性质第2课时
2024/10/5
1
元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义，能应用元素旳电离能阐明元素旳某些性质。
2024/10/5
2
元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（核电荷数）旳递增发生周
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能
× 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 × 4、Ge旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 6、半径：K+>Cl-
×
√ 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
2024/10/5
16
元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
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元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
2024/10/5
12
元素周期律
3、电离能旳意义：

高二化学物质结构与性质教案5：1.3.1电离能及其变化规律教学设计

第3节原子结构与元素性质
第1课时电离能及其变化规律
【教学目标】
课标要求
1．能说出元素电离能的涵义。

2．能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

3．讨论：主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。

课标解读
1.使学生了解电离能的概念及内涵。

2．认识主族元素电离能的变化规律并能给予解释。

3．使学生掌握电离能及其变化规律。

4．使学生掌握电离能变化规律的特例。

教学地位
该节课在选修3中的地位比较突出，因为电离能理论能解释很多元素的性质，揭示核外电子分层排布的奥秘，因此它也成为了本册最重要的内容之一。

【教学方案设计】
新课导入建议
请同学们写出第3周期及ⅤA族元素原子的价电子排布式，根据写出的价电子排布式分析元素周期表中元素原子得失电子能力的变化规律。

在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此，人们用电离能、电子亲和能来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。

教学流程设计
板书设计
1. 主族元素原子得失电子能力的规律
（1）从原子半径和价电子数来分析周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。

（2）同周期各元素得失电子能力的规律
（3）同主族元素得失电子能力的规律
2. 电离能（KJ·mol-1）
（1）定义
（2）递变规律
（3）电离能的应用。

鲁科版高中化学选修三《物质结构与性质》全教案

鲁科版高中化学选修3 《物质结构与性质》教案第一章物质结构与性质教案第二节原子结构与元素周期表一、学习目标1理解能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则，学会原子核外电子排布式写法。

知道元素周期表中元素按周期划分的原因，族的划分与原子中价电子数目和价电子排布的密切关系。

2、了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素，原子半径周期性变化的原因。

3、明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论依据。

二、学习重点、难点能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则、了解核外电子排布与元素周期表的周期，族划分的关系。

三、学习过程：第一课时（一）基态原子的核外电子排布[探索新知]（1—18号）画出1—18号元素的原子结构示意图a.以H为例电子排布式轨道表示式结论:b. 以He为例电子排布式轨道表示式结论: c. 以C 为例电子排布式轨道表示式结论: [活动探究]（1—18号）书写下列基态原子核外电子排布式和轨道表示式(书写、对照、纠错、探因)N 、 O 、Ne 、Al 、Mg 、Si 、[学无止境]（19—36号）a．书写基态原子核外电子排布式(书写、对照、纠错、探因)Sc Fe 结论：b．再书写基态原子核外电子排布式(书写、对照、纠错、探因)Cr Cu 结论：练习：V、As第2、3课时（二）核外电子排布与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分。

[看图·思考]仔细观察图1-2-7鲍林近似能级图回答下面问题：鲍林近似能级图中分为几个能级组？每一能级组中共有多少个原子轨道，最多能容纳多少个电子？[交流·研讨]请根据1-36号元素原子的电子排布，参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排布与元素周期表中周期划分的内在联系，回答下题。

（1）周期的划分与什么有关？（2）每一周期（前4周期）各容纳几种元素？这又与什么有关？（3）周期的序数与什么有关？（从原子中电子排布式分析）[同步检测1] 已知某元素原子的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d34s2,根据这一排布式可知该元素所在的周期是_______________________。

高中化学第1章原子结构第3节原子结构与元素性质(第1课时)电离能及其变化规律导学案鲁科版选修3

第3节原子结构与元素性质第1课时电离能及其变化规律课程学习目标1.了解元素电离能的含义,了解元素电离能和原子核外电子排布的关系。

2.了解同一周期、同一主族中元素电离能的变化规律。

3.能应用电离能说明元素的某些性质。

知识记忆与理解知识体系梳理电离能及其变化规律(一)电离能的定义1.电离能:气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫作电离能,常用符号I表示,单位为。

2.第一电离能:处于基态气态原子失去电子形成+1价所需的最低能量称为第一电离能,常用符号表示。

+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要能量称为 ,常用符号表示。

依次还有第三、第四电离能等。

通常,原子的第二电离能第一电离能,第三电离能第二电离能。

3.第一电离能的作用:可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

I1越小,原子越 ;I1越大,原子越。

(二)I1的周期性变化1.同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现的趋势,碱金属的第一电离能最 ,稀有气体的第一电离能最。

2.同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐。

3.周期表的右上角元素的第一电离能数值 ,左下角元素的第一电离能的数值。

4.钠原子的第一电离能较低,而第电离能突跃式变高,这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价阳离子,形成具有稀有气体元素原子的稳定状态后,核对外层电子的有效吸引作用变得更强。

镁元素第电离能突跃式变高。

基础学习交流1.同周期元素第一电离能是否逐渐增大?2.已知某元素的第一至第八电离能(单位kJ·mol-1):I1=577,I2=1820,I3=2740,I4=11600,I5=14800,I6=18400,I7=23400,I8=27500(1)为什么I1至I8是增加的?(2)试推测该元素的原子最外层有几个电子。

3.参考教材中钠和镁的电离能数据分析:为什么Na易形成Na+,而不易形成Na2+?Mg易形成Mg2+,而不易形成Mg3+?预习检测1.下列原子第一电离能最大的是( )。

人教版高中化学选修3-1.2《电离能》名师教案

第二节原子结构和元素的性质第2课时电离能信阳市潢川高中陈丹教材分析电离能是高中化学选修三第一章第二节原子结构和元素的性质中的内容。

本节引入电离能和电负性，定量体现或衡量原子的得失电子的能力，能够使同学更直观的比较原子得失电子的能力。

电离能是元素的重要性质，决定电离能的主要因素是原子的结构，反过来电离能的大小又体现原子的结构，因此本节学习能使同学们加深对性质和结构之间关系的理解，为以后学习化学键、分子的结构和性质、晶体结构与性质奠定基础。

三维目标✧知识与技能：1.了解电离能的定义及其表示方法2.了解电离能的意义3.掌握逐级电离能、第一电离能的变化规律及其成因✧过程与方法目标1.通过习题归纳总结电离能的引入意义及变化规律2.根据图像、表格分析递变规律，同时注重特殊性，并分析其成因✧情感态度与价值观目标1.通过图像、表格的观察和分析，得出结论，培养学生分析问题、总结问题的能力和科学态度。

2.通过电离能数据比较原子失电子难易，推测原子结构，培养学生科学推理能力和综合运用知识解决问题的能力。

教学重点第一电离能的递变性教学难点从原子结构理论解析第一电离能的递变规律及特殊性教学方法以思维为核心，开展问题探究：通过分析图像、图表，引导学生开展积极的思维活动，培养学生科学推理能力，完成知识构建。

教学过程【引入】通过上节课的学习，我们知道，元素原子得失电子的能力是元素的重要性质，而原子得失电子的能力主要有两个影响因素：原子半径和价电子数。

因此，我们可以定性的从原子半径和价电子数来分析原子得失电子的能力。

在元素周期表中，同周期元素，从左到右价电子数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的引力逐渐增强，因此原子失去电子能力越来越弱，得到电子的能力越来越强。

同主族元素从上到下，价电子数相同，而原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的引力逐渐减弱，因此原子失去电子能力越来越强，得到电子能力越来越弱。

然而，在科学研究和生产实践中，仅用定性的分析是不够的，为此，人们常用电离能、电负性来定量地衡量或比较原子得失电子的能力，今天我们就一起来学习电离能。

高中化学选修三《物质结构与性质》《电离能》【创新教案】1

第二节原子结构与元素的性质电离能及其变化规律核心素养通过对电离能的认识和学习，培养学生科学探究精神，培养学生微观意识，使学生能够从微观结构说明同类物质的共性，解释同类的不同物质的性质变化规律，同时培养学生结构决定性质的化学思想。

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。

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。

人教版选修三电离能

元素第一电离能的周期性变化图
第一电离能随电荷数递增规律
同周期从左到右逐渐增大
同主族从上到下逐渐减小
元素第一电离能的周期性变化规律：
【规律1】同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势。为什么？（提示：从原子结构的变化来解释）
[参考答案]：同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增大，第一电离能有逐渐增大的趋势。
第一电离能
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。
M（g）- e -→M+（g）符号为 I1 .单位是 kJ·mol .
-1
1、已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低能量为 502 kJ· -1 . mol 502KJ，则M元素的I1=
2、已知Na元素的I1=496 KJ· -1,则Na (g) mol e- →Na +(g) 时所需最低能量为 496 kJ .
第一电离能反映了原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能概念第一电离能周期性变化规律特殊： I1（Be）>I1（B）, I1（N）>I1（O） I1（Mg）>I1（Al），I1（P）>I1（S）
人教版选修三<<物质结构与性质>>
电离能
什么是电离
什么是电离？
电离有两种：一种是物理上的电离，另一种是化学上的电离。物理上的电离是指不带电的粒子在高压电弧或者高能射线等的作用下，变成了带电的粒子的过程。化学上的电离是指电解质在一定条件下（例如溶于某些溶剂、加热熔化等），电离成可自由移动的离子的过程。
N F Be B C O
Li

高中化学选修三《物质结构与性质》《电离能、电负性及其应用》【创新教案】

《原子结构与元素的性质》第2课时——电离能、电负性及其应用知识目标：1.了解电离能的涵义，并应用电离能说明元素的某些性质；2.认识主族元素电离能的变化规律，了解元素电离能的变化规律与核外电子排布的关系；3.了解电负性的涵义，并应用电负性说明元素的某些性质；4.运用电负性知识解释对角线规则。

能力目标：通过本节课使学生体验结构化学的学习方法，掌握一般与特殊、共性与个性的辩证关系，通过模型、折线图等展示与探究提升学生的读图能力，进一步培养学生分析问题、解决问题的能力。

情感态度与价值观：1.由化学史教育导入，使学生了解电离能、电负性的研究源由和发展历史，激发学生的学习兴趣，培养学生热爱化学的情感。

使学生体验科学源自需要，科学研究其实离我们并不远；2.通过自制模型，将抽象问题具体化，使学生感受化学的结构美与规律美。

【教学方法】观察法、归纳法、探究法、小组互助学习法等。

【教学设计】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/mol3.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。

高二化学物质结构与性质教案1：1.3.1电离能及其变化规律教学设计

总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
四、课堂练习:
1.下列各组元素,按原子半径依次减小,第一电离能逐渐增大的顺序排列的是(A)
A.K、Na、LiB.Al、Mg、Na
C.N、O、CD.Cl、S、P
[解析]:A中元素为同主族元素,符合题目中的变化规律;B项中,半径依次增大,第一电离能的顺序为:I(Mg)>I(Al)>I(Na);C项中,原子半径:r(C)>r(N)>r(O);D项中,原子半径:r(P)>r(S)>r(Cl)。
课题
备课日期
课型
新课
教
学
目
标
知识与技能
1.了解电离能的概念及内涵；认识主族元素电离能的变化规律并能给予解释。
2.了解电负性的概念及内涵；认识主族元素电负性的变化规律并能给予解释。了解化合价与原子结构的关系。
过程与方法
引导学生按已形成的思路进行分析，在讨论的基础上进行归纳总结，形成简要的话进行记忆，使认识得以提升。
……
1.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能越小，该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度
【师】肯定学生的发言，强调分析事物时看好条件是关键。然后请同学们根据这些物质的电子排布式和我们前面学习的电子排布的特殊性来理解
2.在基态多电子原子中,关于核外电子能量的叙述错误的是(C)
A.最易失去的电子能量最高
B.电离能最小的电子能量最高
C.p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D.在离核最近区域内运动的电子能量最低
[解析]:A项,原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子,其能量最高,A正确;B项,电离能最小的电子离原子核最远,受原子核的吸引力最小,能量最高,B正确;处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高,C错误;能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上,D正确。

苏教版高中化学选修三2.2《元素第一电离能的周期性变化》参考教案

[课堂练习]1、镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素。

下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )A．在化合物中呈+2价B．单质使水分解放出氢气C．氢氧化物呈两性D．碳酸盐难溶于水2、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是( )A．ns2np3 B．ns2np5 C．ns2np4 D．ns2np63、下列说法正确是A、第3周期所含元素中钠的第一电离能最小B、铝的第一电离能比镁的第一电离能大C、所有元素中氟的第一电离能最大D、钾的第一电离能比镁的第一电离能大4、A、B、C是短周期元素，核电荷数依次增大；A、C同族，B+ 离子核外有10个电子，回答下列问题（1）A、B、C三种元素分别是_________、_________、_________。

（2）A、B、C之间形成多种化合物，其中属于离子化合物的化学式分别为_________、__________、___________。

（3）分别写出A、B、C的电子排列式：A.________________B._____________C._____________[直击高考]5.（03上海）下表是元素周期表的一部分。

表中所列的字母分别代表某一化学元素。

（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h ②b、g、k ③c、h、1 ④d、e、f（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。

核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：1．原子核对核外电子的吸引力2．形成稳定结构的倾向下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（kJ·mol－1）：①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。

②表中X可能为以上13种元素中的（填写字母）元素。

用元素符号表示X和j形成化合物的化学式。

③Y是周期表中族元素。

④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

高中化学电离能教案

高中化学电离能教案
一、教学目标：
1. 理解电离能的概念及重要性；
2. 掌握电离能的计算方法；
3. 能够分析电子亲和能的实验数据。

二、教学重点：
1. 电离能的定义和计算方法；
2. 电离能与原子结构的关系；
3. 电离能与元素的位置在周期表中的关系。

三、教学过程：
1. 引入：通过实验或示意图引入电离能的概念，让学生了解电离能的重要性和意义。

2. 概念讲解：解释电离能的概念及其在原子结构中的作用，引导学生理解电离能与电子亲
和能之间的关系。

3. 计算方法：讲解电离能的计算方法，并通过实例演示如何计算不同元素的电离能值。

让
学生掌握计算电离能的技巧。

4. 实验分析：引导学生分析电子亲和能的实验数据，让他们理解电离能与元素性质的关系。

5. 总结：总结电离能的概念和计算方法，强调电离能在化学研究中的重要性。

四、教学评估：
1. 复习练习：布置相关的练习题，让学生巩固所学知识；
2. 课堂讨论：组织学生讨论电离能对元素性质的影响，鼓励他们发表自己的见解；
3. 小测验：进行一次小测验，测试学生对电离能的理解程度。

五、作业布置：
1. 完成相关的练习题；
2. 阅读相关资料，进一步了解电离能的应用领域。

六、课后反思：
通过本节课的教学，学生对电离能的概念和计算方法有了更深入的理解，能够独立计算不同元素的电离能值，并理解电离能在化学领域的重要性。

同时，也要不断反思和改进教学方法，以提高教学效果。

2024_2025学年高中化学第1章第3节第1课时电离能及其变化规律教案鲁科版选修3

第1课时电离能及其改变规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。

2.正确理解元素电离能的含义及其改变规律，会用电离能的概念分析说明元素的某些性质。

一元素的电离能及其改变规律1．元素的电离能(1)电离能的概念：气态原子或气态离子失去一个电子所须要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。

电离能越小，表示在气态时该原子越简单失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。

(2)第一电离能是处于基态的气态原子失去一个电子，生成＋1价气态阳离子所须要的能量，符号为I1。

M(g)===M＋(g)＋e－I1原子为基态时，失去电子时消耗的能量最低。

(3)其次电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所须要的能量，符号为I2。

依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。

M＋(g)===M2＋(g)＋e－I2M2＋(g)===M3＋(g)＋e－I3同一元素的电离能按I1、I2、I3……依次，改变规律是依次增大。

2．元素第一电离能改变规律(1)元素第一电离能的改变趋势如下图所示：(2)视察分析上图，回答下列问题：①同一周期元素的第一电离能有怎样的改变规律？其缘由是什么？答案同一周期，从左到右，第一电离能总体上渐渐增大，表示元素原子越来越难失去电子。

缘由：随着核电荷数增大，原子半径渐渐减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增加。

②同一主族元素的第一电离能有怎样的改变规律？其缘由是什么？答案同一主族，自上而下，第一电离能渐渐减小，表明元素原子越来越简单失去电子。

缘由：同主族元素原子的价电子数相同，原子半径渐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用渐渐减弱。

③过渡元素的第一电离能改变有何特点？其缘由是什么？答案过渡元素的第一电离能改变不太规则，同一周期，从左到右，第一电离能略有增加。

缘由：对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(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改变不是太大。

高中化学第一章原子结构与性质1.2原子结构与元素性质(第2课时)教案新人教版选修3

第一章第二节原子构造与元素性质〔第二课时〕投影小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价与最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

讲］元素性质随核电荷数递增发生周期性递变，称为元素周期律。

元素周期律内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能与电负性周期性变化。

板书］二、元素周期律1、原子半径投影］观察图1—20分析：学与问］1．元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径变化趋势如何？应如何理解这种趋势？2．元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径变化趋势如何？应如何理解这种趋势？小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。

其主要原因是由于核电荷数增加使核对电子引力增加而带来原子半径减小趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大趋势。

同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

其主要原因是由于电子能层增加，电子间斥力使原子半径增大。

讲］原子半径大小取决于两个相反因素：一是电子能层数，另+(g) 时所需最低能量为 .板书］〔2〕元素第一电离能：处于基态气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要能量称为第一电离能，常用符号I1表示。

讲］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最低能量叫做第一电离能。

上述表述中“气态〞“基态〞“电中性〞“失去一个电子〞等都是保证“最低能量〞条件。

投影］问］读图l—21。

碱金属原子第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢讲］从图l—2l可见，每个周期第一个元素(氢与碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs第一电离能也依次下降)。

学与问］1、金属电离能与碱金属活泼性存在什么联系讲］第一电离能越小，越易失去电子，金属活泼性就越强。

因此碱金属元素第一电离能越小，金属活泼性就越强。

讲］同周期元素：碱金属元素第一电离能最小，稀有气体元素讲］但值得我们注意是：元素第一电离能周期性变化规律中一些反常：同一周期，随元素核电荷数增加，元素第一电离能呈增大趋势。

高中化学专题2 第2单元第2课时电离能和电负性教案苏教版选修3

第2课时电离能和电负性目标与素养：1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。

(宏观辨识与微观探析)2.了解电离能和电负性的简单应用，能够运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题。

(科学态度与社会责任)一、元素第一电离能的周期性变化1．第一电离能(1)含义某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：kJ·mol－1。

(2)意义第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。

(3)(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

2．第二电离能和第三电离能(1)第二电离能＋1价气态离子失去1个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。

(2)第三电离能＋2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。

(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增大。

二、元素电负性的周期性变化1．电负性的意义电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。

元素的电负性越大，表明元素原子在化合物中吸引电子能力越大，反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子能力越小。

2．电负性的标准指定氟元素的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。

3．元素电负性的周期性变化规律(1)同一周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大。

(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性大的元素集中在周期表右上角，电负性小的元素集中在周期表左下角。

4．电负性的应用(1)元素的电负性可用于判断一种元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱。

一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。

2020高中化学第一章原子结构与性质第二节第2课时元素周期律教案新人教版选修3

第2课时元素周期律[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。

2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。

3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。

学生自主学习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．变化规律05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐同周期主族元素，从左到右原子半径□渐增大。

二、电离能1．第一电离能03最低(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。

(2)变化规律：如下图所示04增大趋势(有例外)。

①同周期：从左往右，第一电离能呈□05减小趋势。

②同主族：从上到下，第一电离能呈□2．逐级电离能(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。

可以表示为M(g)===M ＋(g)＋e －I 1(第一电离能) M ＋(g)===M 2＋(g)＋e －I 2(第二电离能) M 2＋(g)===M 3＋(g)＋e －I 3(第三电离能) (2)变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I 1＜I 2＜I 3＜…，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对外层电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。

同理，I 3＞I 2、I 4＞I 3…I n ＋1＞I n 。

三、电负性与对角线规则 1．电负性2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。

如：1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？提示：不正确。

此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。

高中化学选修3全册教案

新课标（人教版）高中化学选修 3 全部教学案第一章原子结构与性质教材分析：一、本章教学目标1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素 (1 ～36 号 ) 原子核外电子的排布。

2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。

3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。

4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。

5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。

6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。

本章知识分析：本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。

总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。

尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。

注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

相关知识回顾（必修2）1.原子序数：含义：（1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝＝＝＝。

（ 3）原子组成的表示方法a. 原子符号：Az z X Ab.原子结构示意图：c.电子式：d. 符号表示的意义：A B C D E（4）特殊结构微粒汇总：无电子微粒无中子微粒2e- 微粒8e- 微粒10e- 微粒18e- 微粒2.元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。