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    學科融合視野下的探究教學實踐*
    ——以物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)模塊“元素周期律”教學為例

    2023-02-09 08:33:22朱少嬌
    化學教與學 2023年3期
    關(guān)鍵詞:電負性主族電離能

    朱少嬌

    (廣東華僑中學 廣東 廣州 510000)

    學科融合是指在承認學科差異的基礎(chǔ)上不斷打破學科邊界,促進學科間相互滲透、交叉的活動。學科融合不僅是學科發(fā)展的趨勢,也是學術(shù)研究產(chǎn)生重大創(chuàng)新性成果的方式之一。

    現(xiàn)實生活中任何有意義的問題都具有綜合性和復雜性,單一的學科知識不能充分解釋或解決這些問題,這要求在分科教學的背景下實施學科融合教學。在教育部頒布的《普通高中化學課程標準(2017年版)》[1]中,也明確提出教師應(yīng)適當融合跨學科知識,拓寬學生知識視野,豐富教學情境,讓學生切身感受化學與科學、技術(shù)、社會和環(huán)境的密切聯(lián)系,以及學習化學的意義,發(fā)展學生解決綜合問題的能力。

    一、教材分析

    “元素周期律”是2019人教版高中化學選擇性必修二物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)模塊第一章第二節(jié)第二課時內(nèi)容。該課時內(nèi)容相當豐富,包括原子半徑、第一電離能、電負性共三部分知識,4張數(shù)據(jù)彩圖,2個“思考與討論”欄目,1個“探究”欄目,1個資料卡片。從教材編排上看,該課時內(nèi)容出現(xiàn)在學生學習完元素周期表之后,在分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之前,承載著整個選擇性必修二模塊編排中承前啟后的功能。一方面,元素周期律是元素周期表的“靈魂”所在,是學生在全面認識了元素周期表構(gòu)造之后,結(jié)合本章第一節(jié)所學電子排布的結(jié)構(gòu)知識,對元素性質(zhì)規(guī)律進行全面、系統(tǒng)的解釋與總結(jié),形成“位—構(gòu)—性”系統(tǒng)的思維方法,可用于解釋和預測一些陌生元素的性質(zhì)。另一方面,學習完本節(jié)內(nèi)容(電離能和電負性)后,形成了學生分析第二章分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、第三章晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的重大的理論基礎(chǔ)和依據(jù)。

    在教材中,“第一電離能”的周期性變化圖數(shù)據(jù)信息量極大,很考驗學生讀取信息、分析數(shù)據(jù)和提取有效信息的能力。面對如此大信息量的數(shù)據(jù)圖表,很多學生一下子找不到分析的角度和思路。為化解學生學習“第一電離能”的難點,筆者采用了“化整為零”的教學策略。首先利用第一電離能數(shù)據(jù),采用數(shù)學方法作圖(包括柱狀圖、折線圖、散點圖等),以此作為課堂主要的教學素材,將“第一電離能”的概念及其變化規(guī)律分解為三個學生探究活動:同一元素逐級電離能的變化規(guī)律、同主族元素第一電離能變化規(guī)律、同周期元素第一電離能變化規(guī)律。此外,利用教材“探究”欄目,對電負性的變化規(guī)律進行第四個探究活動。學生從數(shù)據(jù)、圖表中分析思考、描點作圖、獲取證據(jù)、小組討論、得出規(guī)律。課堂中學生在語言描述、師生評價、生生評價等活動中逐步建構(gòu)認識“原子半徑”“第一電離能”“電負性”的角度和方法,最后“合零為整”,形成元素周期律的周期性變化規(guī)律。

    二、教學設(shè)計

    1.教學與評價目標

    如表1所示。

    表1 “元素周期律”教學與評價目標

    2.教學思路設(shè)計

    以“尋找定量衡量原子吸引電子能力的參數(shù)”為探究線索,采用化學與數(shù)學學科融合的教學手段,從宏觀到微觀,從定性到定量,從單一指標到綜合指標,讓學生依次探究“原子半徑”“第一電離能”“電負性”作為衡量原子吸引電子的參數(shù)的演變過程,逐步構(gòu)建元素周期律認知模型。教學思路整體設(shè)計如圖1所示。

    圖1 教學流程圖

    三、教學片段

    引入:1869年,俄國化學家門捷列夫在總結(jié)前人經(jīng)驗的基礎(chǔ)上,編制出世界上第一張元素周期表。周期表不是一張簡單的表格,它有著豐富的內(nèi)涵,今天我們一起來挖掘和探討周期表中呈現(xiàn)的規(guī)律。

    環(huán)節(jié)一:溫故知新,解釋原子半徑周期性變化規(guī)律

    【教師】周期表中的原子是按照一定的規(guī)律“排好隊”的,請回顧必修模塊所學元素周期律知識,說出周期表中同周期和同主族的原子半徑的大小變化規(guī)律,思考原子半徑受哪些因素影響?

    【學生】同主族原子從上到下,電子能層數(shù)遞增,原子半徑變大;同周期原子從左到右,電子能層數(shù)相同,但核電荷數(shù)遞增,原子半徑變小。

    【教師】同主族從上往下,原子電子能層數(shù)增多(導致原子半徑增大)的同時,核電荷數(shù)也在變大(導致原子半徑變?。?。如何解釋同主族原子半徑逐漸增大呢?同周期從左到右,核電荷數(shù)增大的同時,價電子數(shù)也在增大,可原子半徑逐漸減小。這又該如何解釋呢?

    【學生思考與討論】對原子半徑大小影響程度排序:電子能層數(shù)變化>核電荷數(shù)變化>價電子數(shù)變化。

    【教師點撥】當多個因素同時產(chǎn)生影響時,應(yīng)抓住主要矛盾??偟膩碚f,原子半徑隨原子序數(shù)的遞增,呈現(xiàn)周期性變化規(guī)律,如圖2所示。

    圖2 主族元素原子半徑變化的周期性

    人們可以定性地根據(jù)原子半徑大小來分析元素原子得失電子能力強弱。

    環(huán)節(jié)二:數(shù)據(jù)探究,剖析第一電離能周期性變化規(guī)律

    過渡:“得失電子能力強或弱”都是定性的描述,這在科學研究和生產(chǎn)實踐中是不夠的。有沒有具體的、量化的指標,可以定量衡量原子吸引電子能力呢?

    探究1:同一元素逐級電離能變化規(guī)律探究

    【問題1】電離能是基態(tài)氣態(tài)原子失去電子過程中,克服核電荷對電子的引力所需要的最小能量,單位kJ/mol,符號I?!盎鶓B(tài)、氣態(tài)原子”的界定是為了保證能量最低。以鎂為例,請思考為什么鎂原子的逐級電離能越來越大(如表2所示)?

    表2 1 mol氣態(tài)基態(tài)鎂原子逐級失去電子吸收的能量表

    【學生思考與討論1】失去的第二個、第三個、第四個電子距離原子核比較近,原子核對它們的吸引力大,失去所需能量就高。

    【學生思考與討論2】每失去一個電子,原子正電性增強,對其余電子的吸引力增大,所以越是失去電子,所需的能量越大。

    【問題2】逐級電離能數(shù)據(jù)和元素化合價有什么關(guān)系?(如表3所示)

    【教師】以鎂為例,它核外的電子一個一個地失去,失去幾個比較常見呢?為什么?

    【學生】鎂原子常見失去兩個電子,因為最外層價電子數(shù)是2。

    【教師】你能用逐級電離能來解釋為什么失去兩個電子比較常見嗎?

    【學生】從逐級電離能的角度看,前兩級電離能比較小,第三電離能開始大很多。

    【教師】同學們很細心,觀察到第三電離能跟第二電離能相比大很多,失去第3個電子需要的能量很高,我們稱這個是“突增”點(如圖3所示)。所以,鎂原子一般失去幾個電子,鎂元素化合價是多少?

    圖3 1 mol氣態(tài)基態(tài)鎂原子逐級失去電子吸收的能量圖

    【學生】鎂原子一般失去2個電子,鎂元素化合價為+2價。

    【教師】同樣道理,鈉和鋁元素的電離能的突增點分別在哪里?一般失去幾個電子?化合價是多少?

    【學生】鈉元素的突增點在第一和第二電離能之間,鈉原子一般失去1個電子,鈉元素化合價為+1價。鋁元素的突增點在第三和第四電離能之間,鋁原子一般失去3個電子,鋁元素化合價為+3價。

    探究2:同主族元素第一電離能變化規(guī)律探究

    【預測】根據(jù)同主族元素原子半徑變化規(guī)律,預測同主族元素第一電離能的變化趨勢。

    【觀察】觀察同主族元素第一電離能的變化趨勢(見圖4),思考原因。

    圖4 同主族元素(ⅠA、ⅡA、ⅦA)第一電離能變化趨勢

    【解釋】原子半徑越大,原子核對價電子吸引力減小,失去一個價電子所需能量變低,元素第一電離能減小。

    探究3:同周期元素第一電離能變化規(guī)律探究

    【預測】根據(jù)同周期元素原子半徑變化規(guī)律,預測同周期元素第一電離能的變化趨勢。

    【觀察】觀察第三周期各元素實際電離能數(shù)據(jù)(見表4),繪圖分析。[2]

    表4 第三周期各元素實際電離能數(shù)據(jù)

    學生活動:分別以元素的原子序數(shù)為橫坐標、第一電離能為縱坐標,描點法繪出第三周期元素第一電離能,并連成折線,觀察其變化趨勢。

    【解釋】為什么有些元素的電離能“異常高”?

    【教師】從繪圖結(jié)果(見圖5)可以看出,第三周期元素電離能總體趨勢符不符合我們的預測?全部元素都符合嗎?

    【學生】Mg、P元素的第一電離能不符合遞增規(guī)律,比預測的偏高。

    【教師】同學們觀察到Mg、P元素電離能偏高導致該曲線出現(xiàn)鋸齒形。這條曲線哪個元素電離能最高?為什么最高?

    【學生】稀有氣體Ar第一電離能最高,因為它最外層八個電子,結(jié)構(gòu)穩(wěn)定,不易失電子。

    【教師】那我們能不能這樣大膽地作出推斷:Mg、P元素的核外電子排布結(jié)構(gòu)比它們相鄰的元素穩(wěn)定?

    【學生】能!應(yīng)該是!

    【教師】我們做科學研究,大膽推斷完,就要小心求證。請同學們畫出第三周期所有元素價電子軌道式,畫完后我們再來觀察(見圖6)。

    圖6 學生作品:第三周期所有元素價電子軌道式

    【學生】洪特規(guī)則告訴我們,當電子排布為全充滿、半充滿或全空時,結(jié)構(gòu)是比較穩(wěn)定的。從軌道式中可看出:Mg元素的3p軌道全空、3s軌道全滿,因此結(jié)構(gòu)比較穩(wěn)定。P元素的3p軌道為半滿,因此結(jié)構(gòu)也比較穩(wěn)定。因此Mg、P元素的第一電離能比其相鄰元素的高。

    【教師】請根據(jù)第三周期元素的變化規(guī)律,預測第二周期元素從左到右第一電離能的變化趨勢。

    【小結(jié)】每周期元素總體趨勢:堿金屬第一電離能最小,隨后越來越大,稀有氣體的第一電離能最大(IIA族和VA族異常高,如圖7所示);同族元素(從上到下):第一電離能遞減(如圖8所示)。總的來說,元素第一電離能隨原子序數(shù)遞增呈現(xiàn)周期性變化規(guī)律。

    圖7 各周期元素第一電離能與原子序數(shù)的關(guān)系

    圖8 各族元素第一電離能與原子序數(shù)的關(guān)系(虛線部分)

    環(huán)節(jié)三:對比探究,揭秘元素電負性周期性變化規(guī)律

    過渡:電離能的提出,能夠解決衡量原子得失電子能力的定量問題,是非常了不起的。但是它過于單一。實際上,原子在得失電子形成化學鍵的過程中,還受到很多因素的影響。1932年,兩次獲得諾貝爾獎的美國化學家——鮑林,他在參考電離能、電子親和能、有效核電荷、原子半徑等數(shù)據(jù)的基礎(chǔ)上,估算并提出了“電負性”的概念,它能夠綜合地、簡潔地衡量化合物中原子吸引電子的能力。電負性是指原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性值越大,吸引鍵合電子能力越強。

    探究4:對比探究第三周期、IA族、VIIA族元素的電負性及其第一電離能變化規(guī)律

    【教師】請完成教材“探究”欄目(元素的電負性變化趨勢)的活動,分別繪制第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負性變化圖,并找出其變化趨勢。

    【學生】繪制變化圖(見圖9),并比較各周期/族元素的電負性與其第一電離能變化趨勢的異同。

    圖9 第三周期元素、第ⅣA族元素、第ⅦA族元素電負性與原子序數(shù)的關(guān)系

    環(huán)節(jié)四:總結(jié)歸納,形成元素性質(zhì)周期性變化的認知模型

    四、教學反思與總結(jié)

    整節(jié)課圍繞線索“尋找定量衡量原子吸引電子能力的參數(shù)”,通過四個探究活動,從宏觀到微觀,從定性到定量,從單一指標到綜合指標,采用化學與數(shù)學學科融合的教學手段,讓學生從數(shù)據(jù)、圖表中分析、思考、獲取證據(jù)、討論交流、得出規(guī)律,依次認識和探究了用“原子半徑”“第一電離能”“電負性”作為衡量原子吸引電子的參數(shù)的演變過程。通過學生個體思考、小組討論、描點作圖、語言描述、師生評價、生生評價等活動,逐步構(gòu)建元素周期律認知模型,發(fā)展了學生“宏微辨析”“證據(jù)推理”“科學探究”等核心素養(yǎng)。

    本節(jié)課不足之處在于數(shù)據(jù)量較大,制作數(shù)據(jù)圖表耗費時間長。此外,本節(jié)知識容量較大,建議分為1.5課時來實施,以保證學生有充足的思考時間。

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