原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)

1、課題：第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)(2)授課班級課時教 學(xué) 目 的知識 與技能1、掌握原子半徑的變化規(guī)律2、能說出元素電離能的涵義，能應(yīng)用元素的電離能說明元素的某些性質(zhì)3、 進(jìn)一步形成有關(guān)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的基本觀念，初步認(rèn)識物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的 關(guān)系4、認(rèn)識主族元素電離能的變化與核外電子排布的關(guān)系5、認(rèn)識原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，了解元素周期系的應(yīng)用價值過程 與方法情感 態(tài)度 價值觀重點電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系難點電離能得定義及與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系知 識 結(jié) 構(gòu) 與 板 書 設(shè) 計二、元素周期律1、原子半徑2、電離能(1) 定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫做電離能

2、常用符號1表示，單位為KJ?mol 意義：通常用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。(2) 元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子，生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號丨1表示。(5)電離能的應(yīng)用 、根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布 根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。 判斷元素的金屬性、非金屬性強弱教學(xué)過程教學(xué)步驟、內(nèi)容教學(xué)方法、手段、師生活動引入我們知道元素性質(zhì)是由元素原子結(jié)構(gòu)決定的，那具體影響哪些性質(zhì)呢？講元素的性質(zhì)指元素的金屬性和非金屬性、元素的主要化合價、原子半徑、元素的第一電離能和電負(fù)性。學(xué)與問元素周期表中，同周期的主族元素從左到右

3、，最高化合價和最低化合價、金屬性和非金屬性的變化規(guī)律是什么？投影小結(jié)同周期主族元素從左到右，元素最高化合價和最低化合價逐漸升高，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。講元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變，稱為元素周期律。元素周期律的內(nèi)涵豐富多樣，下面，我們來討論原子半徑、電離能和電負(fù)性的周期性變化。板書二、元素周期律1、原子半徑投影觀察圖1 20分析：QjjiArEJe學(xué)與問1 元素周期表中同周期主族元素從左到右，原子半徑的變化趨勢 如何？應(yīng)如何理解這種趨勢？2元素周期表中，同主族元素從上到下，原子半徑的變化趨勢如何？應(yīng) 如何理解這種趨勢？小結(jié)同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小。其主要

4、原因是由于核 電荷數(shù)的增加使核對電子的引力增加而帶來原子半徑減小的趨勢大于增加電子 后電子間斥力增大帶來原子半徑增大的趨勢。同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。其主要原因是由于電子能層增 加，電子間的斥力使原子的半徑增大。講原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一是電子的能層數(shù)，另一個是 核電荷數(shù)。顯然電子的能層數(shù)越大，電子間的負(fù)電排斥將使原子半徑增大，所 以同主族元素隨著原子序數(shù)的增加，電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大。 而當(dāng)電子能層相同時，核電荷數(shù)越大，核對電子的吸引力也越大，將使原子半 徑縮小，所以同周期元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。問那么，粒子半徑大小的比較有什么規(guī)律 呢？投影小

5、結(jié)1、原子半徑大小比較：電子層數(shù)越多，其原子半徑越大。當(dāng)電子 層數(shù)相同時，隨著核電荷數(shù)增加，原子半徑逐漸減小。最外層電子數(shù)目相同的 原子，原子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大2、核外電子排布相同的離子，隨核電荷數(shù)的增大，半徑減小。3、 同種元素的不同粒子半徑關(guān)系為：陽離子 原子 陰離子，并且價態(tài)越高的粒 子半徑越小。過渡那么，什么叫電離能呢，電離能與元素的金屬性間有什么樣的關(guān)系呢？板書2、電離能(1)定義：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最小能量叫 做電離能 常用符號I表示，單位為KJ?mo1 意義：通常用電離能來表示原子或離子失去電子的難易程度。講原子為基態(tài)原子，保證失去電子時消耗能量最低。

6、電離能用來表示原子 或分子失去電子的難易程度。電離能越大，表示原子或離子越難失電子；電離 能越小，表示原子或離子易失電子，» - 1 +點擊試題 已知Na元素的I 1=496 KJ mol -,則Na (g) -e -宀Na (g)時所 需最低能量為板書(2)元素的第一電離能：處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子， 生成+1價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第一電離能，常用符號 I1表 示。講氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低 能量叫做第一電離能。上述表述中的“氣態(tài)”“基態(tài)”“電中性”“失去一個 電子”等都是保證"最低能量”的條件。投影問讀圖l 21。堿金屬

7、原子的第一電離能隨核電荷數(shù)遞增有什么規(guī)律呢？講從圖l 21可見，每個周期的第一個元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最后一個元素(稀有氣體)的第一電離能最大；同族元素從上到下第一電離能變 小(如 He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一電離能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一電離能也依次下降)。學(xué)與問1、金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯(lián)系？講第一電離能越小，越易失去電子，金屬的活潑性就越強。因此堿金屬元素的第一電離能越小，金屬的活潑性就越強。講冋周期元素：堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離 能最大；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢，表 示

8、兀素原子越來越難失去電子。短周期兀素的這種遞變更為明顯，這是冋周期 元素原子電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大和原子半徑減小，核對外層電子 的有效吸引作用依次增強的必然結(jié)果。冋主族兀素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越容 易失去電子電子。這是因為同主族元素原子的價電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增 大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱。過渡元素的第一電離能的變 化不太規(guī)則，隨元素原子序數(shù)的增加從左到右略有增加。這是因為對這些元素 的原子來說，增加的電子大部分排布在（n-1）d軌道上，核對外層電子的有效吸引作用變化不是太大。板書（3）電離能的變化規(guī)律：同周期元素：從左到右，元素的第

9、一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的 變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。同主族兀素：自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來 越谷易失去電子電子。講總之，第一電離能的周期性遞變規(guī)律是原子半徑、核外電子排布周期性 變化的結(jié)果思考與交流 Be的第一電離能大于 B, N的第一電離能大于 0, Mg的第一電 離能大于Al , Zn的第一電離能大于 Ga?2Be有價電子排布為2s，是全充滿結(jié)構(gòu)，比較穩(wěn)定，而B的價電子排布為2s22p1,、比Be不穩(wěn)定，因此失去第一個電子B比Be容易，第一電離能小講但值得我們注意的是：元素第一電離能的周期性變化規(guī)律中的一些反常： 同一周期，隨元素核電荷數(shù)的增加，

10、元素第一電離能呈增大的趨勢。主族元素：左-右：第一電離能依次明顯增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多數(shù)與全空（p0、d°）、全滿（p6、d10）和半滿（p3、d5）構(gòu)型是比較穩(wěn)定的構(gòu)型有關(guān)。 當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空、半充滿和全充滿結(jié)構(gòu)時， 原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。故磷的第一電離能比硫的大，Mg的第一電離能比Al的第一電離能大。講在冋周期元素中，稀有氣體的第一電離能最大。金屬越活潑，金屬元素 的第一電離能越小，非金屬越活潑，非金屬元素的第一電離能越大。點擊試題不冋兀素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量（設(shè)其為 E ）如圖所示，試根據(jù)元素

11、在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并 回答下列冋題。（1） 同主族內(nèi)不同元素的 E值的變化特點是 。各主族中E值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質(zhì)的 變化規(guī)律。（2） 同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)的增大，E值增大。但個別元素的 E值出現(xiàn)反?，F(xiàn)象，試預(yù)測下列關(guān)系中正確的是（填寫編號）。 E （砷） E （硒）E （砷）V E （硒）E （溴） E （硒）E （溴） E （硒）（3） 估計1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子所需能量E值的范圍：V E V 。（4）10號元素E值較大的原因是 解析：此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學(xué)生的歸納總結(jié)能力。（1） 同主族元素最外層電子數(shù)相同，隨著原子核電荷

12、數(shù)逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減小，所以失去最外層電子所需能量逐漸減小。（2）根據(jù)圖像可知，同周期元素 E （氮） E （氧）,E （磷） E （硫）,E值出 現(xiàn)反?，F(xiàn)象。故可推知第四周期 E （砷） E （硒）。但W A族元素和四A族元素 的E值未出現(xiàn)反常。所以 E （溴） E （硒）。此處應(yīng)填、。（3） 1mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個電子比同周期元素鉀要難，比同主族元 素Mg要容易，故其 E值應(yīng)在419738之間。（4） 10號元素是Ne,它的原子最外層已經(jīng)成為 8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故其 E值較 大。答案：（1 ）隨著原子序數(shù)的增大，E值變小 周期性。（2、（3） 419、43

13、8或填E （鉀）、E （鎂）（4） 10號元素是氖，該元素原子的最外層電子排布 已達(dá)到8個電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。學(xué)與問2、下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能。為什么原子的逐級電離能越來越大 ？這些數(shù)據(jù)跟鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯(lián)系?講氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能（用11表示），從一價氣態(tài)基態(tài)正離子中再失去一個電子所 需消耗的能量叫做第二電離能 （用I 2表示），依次類推，可得到 I 3、I 4、I 5 同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系：I 1I 2I 3I 4I5即一個原子的逐級電離能是逐漸增大的。這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所

14、帶的正電荷數(shù)越 來越大，再要失去一個電子需克服的電性引力也越來越大，消耗的能量也越來越多。NaMgAl電離能4967385784 5621 4511 817kj/nol69127 7332 74595431054011 67513 35313 63014 83016 61017 9951837620 1142170323293Na的li,比12小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二 電子容易得多，所以Na容易失去一個電子形成 +1價離子；Mg的11和I2相差不 多，而丨2比丨3小很多，所以 Mg容易失去兩個電子形成十 2價離子；Al的li、 12、I 3相差不多，而I 3比丨4小

15、很多，所以A1容易失去三個電子形成 +3價離子。 而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。板書(4)第二電離能；由+1價氣態(tài)陽離子再失去1個電子形成 +2價氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為第二電離能，常用符號 12表示， 依次還有第三、第四電離能等。講通常，原子的第二電離能高于第一電離能，第三電離能又高于第二電離 能。這是因為元素的原子失去電子后，原子核對核外電子的作用增加，再失去 電子消耗能量增加，失電子變得困難。講根據(jù)電離能的定義可知，電離能越小，表示在氣態(tài)時該原子越容易失去 電子；反之，電離能越大，表明在氣態(tài)時該原子越難失去電子。因此，運用電 離能數(shù)值可以判斷金屬原子在氣態(tài)時失電子的難

16、易程度。板書(5)電離能的應(yīng)用、根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布講如Li I 1<<l2<l3,表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上，且最 外層上只有一個電子板書根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中的化合價。講如K元素I 1<<12<13,表明K原子易失去一個電子形成 +1價陽離子。一般 來講，在電離能較低時，原子失去電子形成陽離子的價態(tài)為該元素的常見的價 態(tài)。女口 Na的第一電離能較小，第二電離能突然增大(相當(dāng)于第一電離能的 10倍)，故Na的化合價為+1,而Mg在第三電離發(fā)生突變，故 Mg的化合價為+2、板書判斷元素的金屬性、非金屬性強弱講11

17、越大，元素的非金屬性越強，11越小，元素的金屬性越強。講需要我們注意的是，金屬活動性表示的是在水溶液中金屬單質(zhì)中的原子失去電子的冃匕力，而電離冃匕疋扌曰金屬兀素在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的 能力，二者對應(yīng)條件不冋，所以排列順序不完全一致。過電離能主要針對的是金屬，對于非金屬我們通常用與其相對應(yīng)的電子親 和能，下面讓我們來簡單了解一下電子親和能知識拓展元素的電子親和能1、電子親和能：兀素的一個氣態(tài)原子獲得 1個電子成為氣態(tài)陰離子時所放出的 能量稱為第一電子親和能2、 電子親和能的符號和單位：E單位為KJ?mol 13、電子親和能的意義： 電子親和能的大小反映了氣態(tài)原子獲得電子成為氣態(tài)陰 離子

18、的難易程度。電子親和能大，該元素的原子就容易與電子結(jié)合4、影響因素： 電子親和能的大小 取決于原子核對外層電子的吸引以及電子和 電子間的排斥這兩個相反的因素。隨著原子半徑的減小，原子核對核外電子吸 引作用增強，電子親和能增大。但是，如果原子半徑減小的程度使核外電子的 密度增加很大，電子之間的排斥作用增加，則可能使電子親和能減小，電子親和能無論是在同周期還是同主族都沒有簡單的變化規(guī)律。隨堂練習(xí)1、某元素的電離能（電子伏特）如下：11121314I5161714.529.647.477.597.9551.9666.8此兀素位于兀素周期表的族數(shù)是A. IAB. H AC.川 A D、閃 A E、W

19、A F、V AG、 W a2. 卜列說法正確的是（）A. 第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小B. 鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C. 在所有元素中，氟的電離能最大D. 鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大解析：考查元素第一電離能的變化規(guī)律，一般同周期從左到右第一電離能逐漸增大，堿金屬兀素的第 電離能最小，稀有氣體最大故A止確C不止確；但有反常，第川A和VA族元素比冋周期相鄰兩種元素第一電離能都低。冋主族 從上到下元素的第一電離能逐漸減小。，由于核外價電子排布鎂為3S2, Al為3S23P1,故Al的第一電離能小于 Mg的，所以B錯誤；根據(jù)冋主族冋周期規(guī)律可 以推測：第一電離能 K<Ca

20、<Mg所以D錯誤。答案：A3. 卜列原子的價電子排布中，對應(yīng)于第 電離能最大的疋（）”21_222324A、ns npB、ns npC、ns npD、ns np解析：當(dāng)原子軌道處于全滿、半滿時，具有的能量較低，原子比較穩(wěn)定，電離能較大。答案：C4. 能夠證明電子在核外是分層排布的事實是（）A、電負(fù)性B、電離能C、電子親和能D、電勢能解析：各級電離能逐級增大，11, 12, |3。外層電子只有一個電子的堿 金屬元素很容易失去一個電子變?yōu)?1價陽離子，而達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，Il較小，但再失去一個電子變?yōu)? 2價陽離子卻非常困難。即 I2突躍式升高，即I2Il , 又如外層只有兩個的 Mg Ca等堿

21、土金屬元素，I 1和I2差別較小，但失去2個電 子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)后，在失去電子變?yōu)?3價陽離子卻非常困難，即I3突躍式變大，I 3I 2>I 1，因此說電離能是核外電子分層排布的實驗佐證。答案：B5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分別代表某一化學(xué)元素(1)下列(填寫編號)組元素的單質(zhì)可能都是電的良導(dǎo)體。 a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f(2)如果給核外電子足夠的能量，這些電子便會擺脫原子核的束縛而離去 核外電子離開該原子或離子所需要的能量主要受兩大因素的影響。原子核失去核外不同電子所需的能量(KJ mol-1)鋰XY失去第一個電子519502580失去第二個電子7

22、2964 5701 820失去第三個電子11 7996 9202 750失去第四個電子9 55011 600通過上述信息和表中的數(shù)據(jù)分析，為什么鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個電子所需的能量 表中X可能為13種元素中的(填寫字母)元素。用元素符號表示X和j形成的化合物的化學(xué)式。 Y是周期表中族的元素的增加，I1逐漸增大。 以上13種元素中，(填寫字母)元素原子失去核外第一個電子需要的能量最多。解析：(1)從所給元素在周期表中的位置不難知道 a、c、d、f分別為Na、Mg Sr和Al, e處于過渡元素區(qū)也一定為金屬， 它們都是電的良導(dǎo)體；h為碳元素， 其單質(zhì)中的石墨也是電

23、的良導(dǎo)體，故應(yīng)選、兩組。(2)鋰原子核外共有 3個電子，其中兩個在 K層，1個在L層，當(dāng)失去最外 層的一個電子后，鋰離子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，根據(jù)題給信息可知，鋰離子再失去電 子便會形成不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此鋰原子失去第二個電子時所需能量遠(yuǎn)大于失去第 一個電子所需的能量。由表中數(shù)據(jù)可知：X失去第二個電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第一個電子所需的能量（9倍多），而失去第三個、第四個電子所需能量皆 不足前者的兩倍，故第一個電子為最外層的1個電子，而其他幾個電子應(yīng)處于內(nèi)層。結(jié)合所給的周期表知，X應(yīng)為a,即鈉元素，和j即氧元素所形成的化合物化學(xué)式分別為：NqO和Na2Q。由表中所給 Y的數(shù)據(jù)可知，Y失去第一、二、 三個電子

24、所需能量差別不大，而失去第四個電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第三個電 子所需的能量，因此，Y元素的最外層有 3個電子，即為第川A族的元素Al。從題目所給信息知道，原子失電子所需能量不僅與原子核對核外電子的吸引 力有關(guān)，還與形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向有關(guān)。結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定失電子所需冃匕量越咼，在 所給13種元素中，處于零族的 m元素已達(dá)8e穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此失去核外第一個 電子需要的能量最多。答案：（1）（2Li原子失去1個電子后形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去1個電子很困難a; NqO或NqQ川A m教學(xué)回顧：表現(xiàn)性評價反映了學(xué)生學(xué)習(xí)本節(jié)知識的過程情況如何，是否達(dá)到情感態(tài)度與價值觀目標(biāo)。表現(xiàn) 性評價的依據(jù)是學(xué)生在問題探究的過程中表

25、現(xiàn)出來的情感態(tài)度和對知識的整合能力，能否把自己融 入科學(xué)活動和科學(xué)思維中，體驗科學(xué)研究的過程和認(rèn)知的規(guī)律性。如果說紙筆評價是對學(xué)生學(xué)業(yè)的 量化評價的話，表現(xiàn)性評價則是對學(xué)生學(xué)業(yè)的質(zhì)性評價。在本節(jié)課的教學(xué)過程當(dāng)中，由淺入深不斷地設(shè)置問題，引導(dǎo)學(xué)生進(jìn)行討論探究，讓學(xué)生主動參 與知識探究的全過程。從學(xué)生的表現(xiàn)和反饋情況來看，基本上能達(dá)到預(yù)定的教學(xué)目標(biāo)要求。課題：第二節(jié) 原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)（3）授課班級課時教 學(xué) 目 的知識 與技能1、了解兀素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用兀素的電負(fù)性說明兀素的某些性質(zhì)2、 能根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元素的對角線”規(guī)則。3、能從物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的視角解釋一些化學(xué)現(xiàn)象，預(yù)測物

26、質(zhì)的有關(guān)性質(zhì)4、 進(jìn)一步認(rèn)識物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系，提高分析問題和解決問題的能力過程 與方法情感 態(tài)度 價值觀重點電負(fù)性的意義難點電負(fù)性的應(yīng)用知 識 結(jié) 構(gòu) 與 板 書 設(shè) 計3、電負(fù)性（1）鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電 子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤 電子。（2）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（3）意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強； 反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。（4）電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo) 準(zhǔn)

27、。（6）元素電負(fù)性的應(yīng)用 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系 電負(fù)性與化合價的關(guān)系 判斷化學(xué)鍵的類型（對角線規(guī)則：元素周期中處于對角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相 似。教學(xué)過程教學(xué)步驟、內(nèi)容教學(xué)方法、手段、師生活動復(fù)習(xí)1、什么是電離能？它與兀素的金屬性、非金屬性有什么關(guān)系？2、冋周期元素、冋主族元素的電離能變化有什么規(guī)律？講元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué) 鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。電負(fù)性的概念是由美國化 學(xué)家鮑林提出的，用來描述不冋兀素的原子對鍵合電子吸引力的大小(如圖122)。電負(fù)性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。投影板書3、電

28、負(fù)性(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱 為鍵合電子孤電子：元素相互化合時，元素的價電子中沒有參加形成化學(xué)鍵的 電子的孤電子。講用來表示當(dāng)兩個不冋原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強弱。 鮑林給電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的 標(biāo)度”。板書(2)定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的 大小。(3)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子 的能力越強；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的 能力越弱。講鮑林利用實驗數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計算，以氟的電負(fù)性為4. 0和鋰的電負(fù)性為1。0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性(稀有

29、氣體未計)，如圖l 23所示。板書(4)電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù) 性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。思考與交流冋周期元素、冋主族元素電負(fù)性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負(fù)性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個強？講金屬元素越容易失電子，對鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小， 其金屬性越強；非金屬元素越容易得電子，對鍵合電子的吸引能力越大，電 負(fù)性越大，其非金屬性越強；故可以用電負(fù)性來度量金屬性與非金屬性的強 弱。周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。投影逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。板書(5)元素電負(fù)性的周期性變化 金屬元素的電負(fù)

30、性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。 同周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增；同主族，自上而下，元素 的電負(fù)性遞減，對副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)出這種 變化趨勢。講電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元 素周期表的左下角?？茖W(xué)探究根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請用類似的方 法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。投影電負(fù)性的周期性變化示例講元素的電負(fù)性用于判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及元 素的活潑性。通常，電負(fù)性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越 活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，

31、金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7,是最強的金屬元素，板書(6)元素電負(fù)性的應(yīng)用元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系講金屬的電負(fù)性一般都小于 1.8，非金屬的電負(fù)性一般都大于 1.8，而 位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬” （如鍺、銻等）的電負(fù)性在1.8左右，它 們既有金屬性，又有非金屬性。講禾U用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價的正負(fù)；電負(fù)性大的元素易 呈現(xiàn)負(fù)價，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價。板書電負(fù)性與化合價的關(guān)系講電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電 負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值；電 負(fù)性

32、數(shù)值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(fù)價板書判斷化學(xué)鍵的類型講一般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負(fù)性差值小 于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時，通常形成非極性鍵，不為零時易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵點擊試題已知元素的電負(fù)性和元素的化合價等一樣，也是元素的一種基 本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負(fù)性：元糸AIBBeCCIFLiMgNNaOP電負(fù)性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.已知：兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7時，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負(fù)性差值小于1.7時，形成共價鍵。根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價化合物?Mg3N2BeCl2 AICI 3 SiC解析：元素的電負(fù)性是元素的性質(zhì)，隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及上表中數(shù)值： MgNk電負(fù)性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為 離子化合物；BeCl2 AICI 3 SiC 電負(fù)性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于 1.7，形成共價鍵，為共價化合物。答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.Mg 3