一、教学基本信息
学情分析：学生已掌握必修阶段元素周期律的核心内容（核外电子排布、原子半径、金属性 / 非金属性递变），具备数据图表分析和实验探究基础；选修阶段需深化 “结构 — 性质” 关联，理解第一电离能、电负性的定量描述逻辑，抽象思维和规律应用能力需进一步提升。
核心素养目标
宏观辨识与微观探析：能从核电荷数、电子层数、核外电子排布（尤其是能级、屏蔽效应）微观视角，解释第一电离能、电负性的周期性变化及特殊现象（如 ⅡA 族、ⅤA 族第一电离能反常）。
科学探究与创新意识：通过分析元素第一电离能、电负性数据表格，绘制变化曲线，探究递变规律，培养数据处理、图表分析和归纳推理能力。
证据推理与模型认知：基于数据证据构建第一电离能、电负性的周期性变化模型，能运用模型预测元素性质，完善 “原子结构 — 元素性质 — 周期表位置” 的三维思维模型。
科学态度与社会责任：认识第一电离能、电负性在化合物成键类型判断、元素活泼性比较中的应用价值，体会化学定量规律对化工生产、材料研发的指导意义。
二、教学重难点
重点：第一电离能、电负性的定义；同周期、同主族元素第一电离能和电负性的周期性变化规律。
难点：第一电离能特殊递变（如 Be＞B、N＞O）的微观解释；电负性与元素化合物性质（如化学键类型、化合价）的关联。
三、教学方法
数据探究法、问题链驱动法、对比分析法、多媒体辅助教学法（能级示意图动画）
四、教学准备
教学资源：第 1-36 号元素第一电离能数据表格、电负性数据表格（苏教版选修 2 教材配套数据）、Excel 绘制的变化曲线课件、能级示意图动画、典型化合物成键案例（如 NaCl、HCl、CO₂）。
学习任务单：提前打印数据表格和探究问题清单，分发给学生。
五、教学过程
（一）复习衔接，导入新课（5 分钟）
回顾旧知：提问 “必修阶段我们学习了元素的哪些性质具有周期性变化？本质原因是什么？”（引导学生回答：原子半径、化合价、金属性 / 非金属性；核外电子排布周期性变化）。
引出新知：“金属性、非金属性是定性描述元素得失电子能力的性质，今天我们将学习两种定量描述该能力的物理量 —— 第一电离能和电负性，探究它们的周期性变化规律。”
（二）概念建构，明确内涵（10 分钟）
第一电离能概念：
教师讲解：“基态的气态原子失去最外层第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，称为第一电离能（符号 I₁，单位 kJ・mol⁻¹）”。
强调关键条件：基态、气态原子、失去第一个电子、最低能量，举例说明 “如 Na 的第一电离能是失去 3s¹ 电子所需的能量”。
追问：“第一电离能越大，说明原子失去电子的能力越强还是越弱？”（引导学生得出：第一电离能越大，失电子能力越弱，金属性越弱）。
电负性概念：
教师讲解：“电负性是用来描述不同元素原子在化合物中吸引电子能力的物理量（常用鲍林电负性标度）”。
强调核心：化合物中吸引电子的能力，举例 “HCl 中 Cl 的电负性大于 H，所以电子对偏向 Cl”。
追问：“电负性越大，元素的非金属性如何变化？”（引导学生得出：电负性越大，得电子能力越强，非金属性越强）。
（三）数据探究，归纳规律（15 分钟）
探究任务：以第 1-36 号元素为例，分析第一电离能和电负性的周期性变化规律。
学生活动：
分组（4 人一组），根据学习任务单中的数据表格，绘制 “原子序数 — 第一电离能”“原子序数 — 电负性” 变化曲线（横坐标为原子序数，纵坐标为对应物理量）。
小组讨论：
① 同周期（如第 2、3 周期）从左到右，第一电离能和电负性总体呈现什么变化趋势？有哪些特殊点？
② 同主族（如第 ⅠA、ⅤⅡA 族）从上到下，第一电离能和电负性呈现什么变化趋势？
③ 结合原子结构，分析上述变化趋势的原因。
教师指导：巡视各组，重点引导学生关注特殊现象（如第 2 周期 Be＞B、N＞O，第 3 周期 Mg＞Al、P＞S），提示结合能级排布（如 Be 的 2s² 全满、N 的 2p³ 半满结构更稳定）分析。
（四）交流展示，深化理解（10 分钟）
小组展示：邀请 2 组代表分享绘制的变化曲线，阐述发现的规律及特殊点。
师生共同总结：
第一电离能周期性变化：
① 同周期（左→右）：总体呈增大趋势（核电荷数增大，原子核对核外电子吸引力增强，失电子难度增大）。
② 特殊反常：ⅡA 族＞ⅢA 族（如 Be＞B），因 ⅡA 族元素最外层 s 轨道全满，能量低、结构稳定，失电子更难；ⅤA 族＞ⅥA 族（如 N＞O），因 ⅤA 族元素最外层 p 轨道半满，结构稳定，失电子更难。
③ 同主族（上→下）：逐渐减小（电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子吸引力减弱，失电子难度减小）。
电负性周期性变化：
① 同周期（左→右）：总体呈增大趋势（核电荷数增大，原子吸引电子能力增强）。
② 同主族（上→下）：逐渐减小（电子层数增多，原子半径增大，吸引电子能力减弱）。
③ 特殊值：电负性最大的元素是 F（4.0），最小的是 Cs（0.7）；金属元素电负性一般小于 1.8，非金属元素一般大于 1.8（交界处为半导体元素）。
微观解释：播放能级示意图动画，直观展示 Be（2s²）、B（2s²2p¹）、N（2s²2p³）、O（2s²2p⁴）的电子排布，解释 “全满、半满结构更稳定” 导致的第一电离能反常。
（五）应用拓展，课堂小结（5 分钟）
规律应用：
提问 1：“根据第一电离能规律，判断 Mg 和 Al 的金属性强弱？”（Mg 的第一电离能大于 Al，故 Mg 的金属性强于 Al）。
提问 2：“根据电负性数据，判断 NaCl、HCl、CO₂中化学键类型？”（NaCl 中 Na 电负性 0.9、Cl 3.0，差值＞1.7，离子键；HCl 中 H 2.1、Cl 3.0，差值＜1.7，共价键；CO₂中 C 2.5、O 3.5，共价键）。
课堂小结：本节课通过数据探究得出第一电离能、电负性的周期性变化规律，明确了 “核外电子排布（尤其是能级结构）” 是规律的本质原因，完善了 “结构 — 位置 — 性质” 的思维模型。
课后作业：
完成教材课后习题，分析第 4 周期元素第一电离能的变化趋势，预测 Ca 和 Ga 的第一电离能大小。
查阅资料，说明电负性在判断化合物中元素化合价正负的应用（如 H₂O 中 O 电负性大，显 - 2 价）。
六、板书设计
元素周期律（第一电离能与电负性）
核心概念：
第一电离能（I₁）：气态基态原子失去第一个电子的最低能量→衡量失电子能力
电负性：化合物中原子吸引电子的能力→衡量得电子能力
周期性变化规律：
性质 | 同周期（左→右） | 同主族（上→下） |
第一电离能 | 总体增大（ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA） | 逐渐减小 |
电负性 | 总体增大 | 逐渐减小 |
本质原因：原子核外电子排布的周期性变化（能级结构影响第一电离能反常）
思维模型：原子结构（核电荷数、电子层数、能级）→ 第一电离能 / 电负性 → 元素性质（金属性 / 非金属性、化学键类型）