原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第3課時(shí) 元素周期律（二） 【知識(shí)精講+備課精研+高效課堂】 高二化學(xué) 課件（人教版選修3）

組織建設(shè)第二節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第3課時(shí)元素周期律（二）第一章

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)3、電負(fù)性（閱讀課本p18）(1)基本概念化學(xué)鍵：元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的相互作用力，稱為化學(xué)鍵。鍵合電子：原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。電負(fù)性：用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子的吸引力的大小。（電負(fù)性是相對(duì)值，沒有單位）電負(fù)性是原子吸引鍵合電子的能力大小的一種度量三、元素周期律

鮑林L.Pauling1901～1994鮑林研究電負(fù)性的手搞【科學(xué)史話】

以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性有何規(guī)律？金屬＜1.8

類金屬≈1.8非金屬＞1.8短周期中，F(xiàn)的電負(fù)性最大，Na的電負(fù)性最?。?）衡量標(biāo)準(zhǔn)以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性。（稀有氣體未計(jì)）

①同一周期，主族元素的電負(fù)性從左到右逐漸增大，表明其吸引電子的能力逐漸增強(qiáng)。

②同一主族，元素的電負(fù)性從上到下呈現(xiàn)減小趨勢，表明其吸引電子的能力逐漸減弱。（3）變化規(guī)律（4）應(yīng)用

Ⅰ、判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱A、金屬的電負(fù)性一般

1.8，非金屬的電負(fù)性一般

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)性則在

，它們既有金屬性，又有非金屬性。B.金屬元素的電負(fù)性

，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性

，非金屬元素越活潑。越大小于大于1.8左右越小

Ⅱ、判斷元素的化合價(jià)A.電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力

，元素的化合價(jià)為

。B.電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力

，元素的化合價(jià)為

。Ⅲ、判斷化學(xué)鍵的類型A.如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值

1.7，它們之間通常形成

鍵。B.如果兩個(gè)成鍵元素原子間的電負(fù)性差值

1.7，它們之間通常形成

鍵。共價(jià)弱正值強(qiáng)負(fù)值離子大于小于

按照電負(fù)性的遞變規(guī)律可推測：元素周期表中電負(fù)性最大的元素和電負(fù)性最小的元素位于周期表中的哪個(gè)位置？

根據(jù)電負(fù)性的遞變規(guī)律，在周期表中，越往右，電負(fù)性越大；越往下，電負(fù)性越小，由此可知，電負(fù)性最強(qiáng)的元素位于周期表的右上方，最弱的元素位于周期表的左下方。下列左圖是根據(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。

金屬：＜1.8,金屬性越強(qiáng)，電負(fù)性越小。非金屬：＞1.8，非金屬性越強(qiáng)，電負(fù)性越大。（5）對(duì)角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱為“對(duì)角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強(qiáng)弱，說明對(duì)角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對(duì)角線規(guī)則。Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物為Li2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3都是兩性氫氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。這些都說明“對(duì)角線規(guī)則”的正確性。Li和Mg的相似性①在空氣中燃燒均生成正常的氧化物

4Li＋O2＝2Li2O2Mg＋O2＝2MgO②與N2的化合能力較強(qiáng)，易生成Li3N和Mg3N2

③氫氧化物堿性相當(dāng)，均為中強(qiáng)堿，溶解度較小，受熱易脫水成氧化物Be和Al的相似性①Be和Al都是兩性金屬，不僅能溶于酸，也都能溶于堿放出氫氣Be＋2NaOH＝Na2BeO2＋H2

2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2

②Be和Al的氫氧化物都是兩性化合物，易溶于強(qiáng)堿

③BeCl2和AlCl3都是共價(jià)化合物。易升華、聚合、易溶于有機(jī)溶劑④Be,Al常溫下不與水作用，與冷的濃硝酸接觸時(shí)都發(fā)生鈍化現(xiàn)象B和Si的相似性②含氧酸都是弱酸①單質(zhì)能溶于堿生成含氧酸鹽，生成H2④在自然中都不以單質(zhì)存在，是以氧化合物存在③B-O鍵和Si-O鍵都有很高的穩(wěn)定性Ka(B(OH)3)＝5.8×10-10(幾元酸？)4、元素的金屬性與非金屬性

金屬性：元素的原子失去電子的能力非金屬性：元素的原子得到電子的能力同周期的主族元素從左至右同主族元素從上至下金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù):①金屬單質(zhì)與水(或酸)反應(yīng)置換出H2的難易程度，越易置換出氫氣，說明金屬性越強(qiáng)。②最高價(jià)氧化物的水化物——?dú)溲趸锏膲A性強(qiáng)弱，堿性越強(qiáng)，則金屬性越強(qiáng)。③金屬活動(dòng)性順序表，位置越靠前，說明金屬性越強(qiáng)。④金屬單質(zhì)之間的置換，金屬性強(qiáng)的置換金屬性弱的。⑤金屬陽離子氧化性的強(qiáng)弱，金屬陽離子氧化性越弱，金屬的金屬性越強(qiáng)。⑥原電池的正負(fù)極，一般負(fù)極的金屬性大于正極。⑦元素的第一電離能，一般I1越小，金屬性越強(qiáng)。⑧元素的電負(fù)性，元素的電負(fù)性越小，金屬性越強(qiáng)。⑨元素在周期表中的位置，同周期從左往右，元素的金屬性減弱，同主族從上到下，金屬性增強(qiáng)。非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù):①單質(zhì)與H2化合的難易程度，與H2化合越容易，說明非金屬性越強(qiáng)。②形成的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性，形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，則非金屬性越強(qiáng)。③最高價(jià)氧化物的水化物——最高價(jià)含氧酸酸性的強(qiáng)弱，酸性越強(qiáng)，說明非金屬性越強(qiáng)。④非金屬單質(zhì)之間的置換，非金屬性強(qiáng)的置換非金屬性弱的。⑤非金屬陰離子還原性的強(qiáng)弱，非金屬陰離子還原性越弱，非金屬的非金屬性越強(qiáng)。⑥元素的第一電離能，一般I1越大，非金屬性越強(qiáng)。⑦元素的電負(fù)性，元素的電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)。⑧元素在周期表中的位置，同周期從左往右，元素的非金屬性增強(qiáng)，同主族從上到下，非金屬性減弱。核外電子排布的周期性原子電離能變化的周期性原子半徑變化的周期性元素周期律同周期、同主族元素的一般變化規(guī)律和特殊變化原子電負(fù)性變化的周期性課時(shí)小結(jié)1、下列有關(guān)電負(fù)性的說法中，不正確的是（）A.元素的電負(fù)性越大，原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)B.主族元素的電負(fù)性越大，元素原子的第一電離能一定越大C.在元素周期表中，元素電負(fù)性從左到右呈現(xiàn)遞增的趨勢D.形成化合物時(shí)，電負(fù)性越小的元素越容易顯示正價(jià)B2、下列不屬于元素電負(fù)性的應(yīng)用的是（）A.判斷一種元素是金屬還是非金屬B.判斷化合物中元素的正負(fù)化合價(jià)C.判斷化學(xué)鍵類型D.判斷單質(zhì)的熔沸點(diǎn)D

3、X和Y是原子序數(shù)大于4的短周期元素，Xm+和Yn-兩種離子的核外電子排布相同，下列說法正確的是（）A.X的原子半徑比Y小B.X和Y的核電荷數(shù)之差為：m－nC.電負(fù)性：X＞YD.第一電離能：X＜YD4、下列四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5則下列有關(guān)的比較中正確的是（）A.第一電離能：④>③>②>①B.原子半徑：④>③>②>①C.電負(fù)性：④>③>②>①D.最高正化合價(jià)：④>③＝②>①A5、根據(jù)表中信息，下列敘述正確的