第3節(jié)原子構造與元素的性質第2課時元素的電負性及其變化規(guī)律【教課目的】1.認識電負性的觀點及內涵；2.認識主族元素電負性的變化規(guī)律并能賜予解說。3.認識化合價與原子構造的關系。【教課要點】電負性觀點及其變化規(guī)律。【教課難點】電負性變化規(guī)律【教課媒介】多媒體演示【教課方法】引誘——啟迪式、演繹推理和邏輯研究相聯(lián)合教課【教課過程】教活教課內容教師活動學生活動設計企圖學動環(huán)時節(jié)間一2第一電離能的變化規(guī)學生回答以下問題復習加強上、分律，并解說為何N一節(jié)課的知復鐘的第一電離能大于O識點習的第一電離能舊課二電子親和第一電離能是原子失閱讀電子親和能惹起學生知、能電子能力的定量描繪，識的矛盾，聯(lián)3那么原子得電子能力激發(fā)學習動想分的有怎樣用定量去描機·鐘述呢？質找出電子親和能的變學生議論：沒有規(guī)律疑化規(guī)律研究電子親和能沒有太多的意義1.電負性思慮與溝通：學生自學回答以下問題培育自學能三2的觀點、電負性的觀點：、元素的原子在化合物中力11、0、電負性的數(shù)值：吸引電子能力的標度。2新分3、電負性的意義：2、以氟元素的電負性數(shù)值課鐘為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的元素大多數(shù)為金屬元素，小于2的元素大多數(shù)為非金屬元素。（3）電負性大，元素易呈現(xiàn)負價；電負性小的元素易體現(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。2.電負性讀圖，找規(guī)律同周期，從左到右：培育讀圖能的變化規(guī)電負性挨次增大力和剖析歸律同主族，從上到下：納的能力。電負性挨次減小化合價與元素的最高正價等于閱讀課本總結規(guī)律：電子排布它所在的族序數(shù)（除Ⅷ1.一般以為：電負性大的關系族和0族外）于2.0的元素為非金屬元3.電負性反應了原子間的成鍵素電負性小于2.0的元素的意義能力和成鍵種類為金屬元素。2.一般以為：假如兩個成鍵元素間的電負性差值大于1.7，他們之間往常形成離子鍵假如兩個成鍵元素間的電負性差值小于1.7，他們之間往常形成共價鍵3.電負性小的元素在化合物中吸引電子的能力衰，元素的化合價為正當；電負性大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。四1.電負性的觀點剖析第一電離能的數(shù)據(jù)與學會比較學、52.電負性的變化規(guī)律電負性的數(shù)據(jù)的關系，將習概分3.電負性的意義電負性與第一電離能變化括鐘規(guī)律的一致同來整合練習分值評分1、以下各組元素按電負性大小次序擺列正確的選項是：20A.F>N>OB.O>ClC.As>P>HD.Cl>S>As分2、電負性為4.0的元素，在化合物中一般現(xiàn)：20A.正價B.負價C.即顯正價有顯負價D.不可以確立分3、電負性差值為零時，可形成：20A.極性共價鍵B.非極性共價鍵C.金屬鍵D.離子鍵分4、寫出以下元素原子的電子排布式，并給出原子序數(shù)和元素名稱。40（1）第三個罕有氣體元素。分（2）第周圍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