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。