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第3课时 元素周期律(二),第一章 第二节 原子结构与元素的性质,1.能说出元素电负性的关系。 2.能应用元素的电负性说明元素的某些性质，了解电负性的周期性变化。 3.理解元素的第一电离能、元素的电负性、元素金属性、非金属性之间的关系。 4.了解元素的对角线规则。,学习目标定位,内容索引,一 元素的电负性,二 元素的对角线规则,当堂检测,一 元素的电负性,1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子称为 。电负性用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 作为相对标准。,导学探究,化学键,键合电子,吸引力,越大,4.0,2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。,(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 、金属性逐渐 。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐 ，元素的金属性逐渐 、非金属性逐渐 。,增大,增强,减弱,减小,增,强,减弱,3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属的电负性一般 1.8，非金属的电负性一般 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 ，它们既有金属性，又有非金属性。 金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，非金属元素越活泼。,小于,大于,1.8左右,越小,越,大,(2)判断元素的化合价 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。 电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。 (3)判断化学键的类型 如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。 如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。,弱,正值,强,负值,大于,离子,小于,共价,1.下列有关电负性的说法中，不正确的是( ) A.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 B.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C.在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D.形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价,活学活用,1,2,解析 本题考查的是对电负性的理解。B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不同之处，如电负性：ON，第一电离能为ON。,B,1,2,2.下列不属于元素电负性的应用的是( ) A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素的正负化合价 C.判断化学键类型 D.判断单质的熔沸点,解析 本题是对元素电负性的应用的考查。利用电负性可以判断：元素的金属性和非金属性； 化合物中元素的化合价是正还是负； 化学键类型等，但不能判断单质的熔沸点高低。,D,二 元素的对角线规则,1.观察Li-Mg、Be-Al、B-Si在周期表中的位置，思考为什么它们的性质具有相似性？,导学探究,答案 这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们性质的相似性。,2.试写出下列反应的化学方程式 (1)Li在空气中燃烧： 。 (2)Be(OH)2与HCl、NaOH的反应： ； 。,Be(OH)22HCl=BeCl22H2O,Be(OH)22NaOH=Na2BeO22H2O,3.试设计实验证明BeCl2是共价化合物。,答案 将BeCl2加热到熔融状态，不能导电则证明BeCl2是共价化合物。,元素的对角线规则 (1)在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族 元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐 都能形成玻璃，且互熔)，被称为“对角线规则”。 (2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是：由于它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质。,归纳总结,3.仔细观察右图，回答下列问题： (1)B的原子结构示意图为_，B元素位于元素周期表的第_周期_族。,活学活用,解析 B是5号元素，原子结构示意图为 。,二,A,(2)铍的最高价氧化物的水化物是_化合物(填“酸性”、“碱性”或“两性”)，证明这一结论的有关离子方程式是_ _。,解析 Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是2价。,两性,Be(OH)22H=Be22H2O,(3)根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸_，理由是_。,解析 B比C的非金属性弱。,弱,硼的非金属性比碳弱,(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成产物为_(用化学式表示)。,解析 Mg在空气中与O2、CO2、N2反应得MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。,Li2O、Li3N,学习小结,原子结构与元素的性质,当堂检测,1,2,4,3,1.元素的性质呈现周期性变化的根本原因是( ) A.原子半径呈周期性变化 B.元素的化合价呈周期性变化 C.元素的电负性呈周期性变化 D.元素原子的核外电子排布呈周期性变化,D,5,解析 元素的性质如原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属性、非金属性等呈周期性变化都是由元素原子核外电子排布呈周期性变化决定的。,1,2,4,3,2.下列依据不能用来比较元素的非金属性强弱的是( ) A.元素最高价氧化物对应的水化物的酸性 B.1 mol单质在发生反应时得电子数的多少 C.元素气态氢化物的稳定性 D.元素电负性的大小,5,B,1,2,4,3,3.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： 1s22s22p63s23p4 1s22s22p63s23p3 1s22s22p3 1s22s22p5 则下列有关的比较中正确的是( ) A.第一电离能： B.原子半径： C.电负性： D.最高正化合价：,5,解析 由电子排布式可知：为S，为P，为N，为F。第一电离能为，A正确； B不正确，原子半径应是最大，最小； C不正确，电负性：最大，最小； D不正确，F无正价，最高正价：。,A,1,2,4,3,5,4.已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是( ) A.X与Y形成的化合物，X显负价，Y显正价 B.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性 C.气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX D.第一电离能Y一定小于X,1,2,4,3,5,解析 X、Y元素同周期，且电负性XY，则非金属性XY。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A正确； 非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性XY，则X对应的酸性强于Y对应的酸的酸性，B正确； 非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX，C正确； 一般非金属性强的第一电离能大，但O的非金属性比N大，第一电离能却NO，D错误。 答案 D,5.已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质。下面给出了14种元素的电负性：,1,2,4,3,5,试结合元素周期律知识完成下列问题： (1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。,解析 根据表中的数据，结合题干信息知，电负性是元素的一种基本性质，而元素的性质是随元素的原子序数递增而呈规律性变化的。这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由大到小的顺序整理如下：,1,2,4,3,5,经过上述整理后可以看出：从39号元素，元素的电负性由小到大；从1117号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。,1,2,4,3,5,答案 元素的电负性随着原子序数的递增是呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大),(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是_，电负性最小的元素是_，由这两种元素构成的化合物属于_(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合 物的形成过程：_。,1,2,4,3,5,解析 根据上述规律不难得出短周期主族元素中，电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，二者形成的化合物NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。,F,Na,离子,本课结束,
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