1.2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)高二化學(xué)教學(xué)課件導(dǎo)學(xué)案（人教版2019選擇性必修2）

年級：高二

學(xué)科：化學(xué)（人教版）課時1.2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第一章原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)【學(xué)習(xí)目標】1、熟知原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系，進一步熟悉元素周期表的結(jié)構(gòu)2、能夠從原子結(jié)構(gòu)的角度認識元素周期表中區(qū)的劃分3、能熟練比較微粒半徑大小，熟知元素原子半徑的周期性變化4、能描述電離能的含義，熟知元素第一電離能的周期性變化，能用電離能說明元素的某些性質(zhì)5、掌握電負性的相關(guān)含義，熟知電負性的周期性變化，應(yīng)用元素的電負性說明元素的某些性質(zhì)課時1.2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)元素的發(fā)現(xiàn)時間軸門捷列夫的第二張元素周期表三張有重要歷史意義的周期表一張神奇的表1871年門捷列夫預(yù)言類鋁（Ea）相對原子質(zhì)量約為69密度約為5.9g/cm3～6.0g/cm3熔點應(yīng)該很低可用分光鏡發(fā)現(xiàn)其存在1875年發(fā)現(xiàn)后測定鎵（Ga）相對原子質(zhì)量約為69.72密度約為5.94g/cm3熔點30.1℃鎵是用分光鏡發(fā)現(xiàn)的1866年12月12日，維爾納出生在法國阿爾薩斯的一個鐵匠家庭，1871年普魯士入侵法國，家鄉(xiāng)成了德占區(qū)，但他家仍堅持說法語，他從小倔強，有反抗精神。進入蘇黎世大學(xué)后，雖數(shù)學(xué)和幾何總是不及格，但幾何的空間概念和豐富想象力使他在化學(xué)中發(fā)揮了巨大作用。1893年，他發(fā)表了"論無機化合物的結(jié)構(gòu)"一文，大膽提出了劃時代的配位理論，這是無機化學(xué)和配位化學(xué)結(jié)構(gòu)理論的開端。1894年他與博士姑娘結(jié)婚并加入瑞士籍，后來擔任蘇黎世化學(xué)研究所所長，他開始從事有機化學(xué)，后轉(zhuǎn)向無機化學(xué)，最后全神貫注于配位化學(xué)。他的主要著作有"立體化學(xué)手冊"，"論無機化合物的結(jié)構(gòu)"，"無機化學(xué)領(lǐng)域的新觀點"等。由于對配位理論的貢獻，1913年獲諾貝爾化學(xué)獎。科學(xué)家簡介維爾納維爾納的特長式周期表三張有重要歷史意義的周期表玻爾是第一個對元素周期表進行物理解釋的科學(xué)家，他在1916年對門捷列夫提出的元素周期表進行了仔細研究，當時的是按相對原子質(zhì)量來排列的。玻爾首次按照電子組態(tài)的周期性進行排列，給予了元素周期表物理化的解釋。

1922年，玻爾獲諾貝爾獎時做了題為“原子結(jié)構(gòu)（TheStructureoftheaAtom）”報告，有一張元素周期表。資料在線三張有重要歷史意義的周期表構(gòu)造原理與元素周期表之間存在什么關(guān)系呢？問題探究周期表結(jié)構(gòu)周期、族周期表與電子排布周期、族與價電子層結(jié)構(gòu)周期表的5個區(qū)元素周期律電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性與非金屬性學(xué)習(xí)目標不看書，請畫出元素周期表結(jié)構(gòu)（標出族）。

請你試一試元素周期表結(jié)構(gòu)1族縱16個7主7副1個1個縱行數(shù)12族序數(shù)ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA縱行數(shù)345671112族序數(shù)Ⅷ0周期橫7個三短一、二、三四長四、五、六、七

元素周期表與電子排布關(guān)系學(xué)習(xí)任務(wù)二周期表與電子排布之間有何奧秘？1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p能層KLMNOP價電子排布Q周期第1周期第2周期第3周期第4周期第5周期第6周期第7周期2.1

周期

元素周期表與電子排布201與結(jié)構(gòu)關(guān)系周期數(shù)＝能層數(shù)02各周期元素種類一二三四五六七2

8

8

18

18

32

322.2

核外電子排布與族的劃分

元素周期表與電子排布2主族外圍電子排布ns1～2ns2np1～5外圍電子數(shù)s或s＋ps電子數(shù)/(s＋p)電子數(shù)＝主族數(shù)2.2

核外電子排布與族的劃分

元素周期表與電子排布2主族零族外圍電子排布1s2ns2np6過渡元素外圍電子排布(n－1)d1～10ns1～2族序數(shù)ⅠB、ⅡB族族數(shù)外圍電子排布ns1～2ns2np1～5外圍電子數(shù)s或s＋pⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族＝(n－1)d＋ns

電子數(shù)＝ns電子數(shù)族數(shù)2.3

核外電子排布與分區(qū)

元素周期表與電子排布2基態(tài)下，根據(jù)_____一個電子所填充的軌道將周期表分為____區(qū)最后5He例外He

指出下列元素是主族元素還是副族元素，及其在元素周期表中的位置。1.1s22s22p63s2是

族元素，位于周期表中第

周期第____

族，屬于

區(qū)元素。

2.[Kr]4d105s25p2是

族元素，位于周期表中第

周期第______族，屬于

區(qū)元素。

3.[Ar]3d14s2是

族元素，位于周期表中第

周期第______

族，屬于

區(qū)元素。

4.[Ar]3d104s1是

族元素，位于周期表中第

周期第

族，屬于

區(qū)元素。

問題解決主s三ⅡAⅣA主五pⅢB副四dⅠB

副四ds一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1、原子核外電子排布與周期的劃分(1)電子排布與周期劃分的本質(zhì)聯(lián)系【主干知識梳理】周期外圍電子排布各周期增加的能級元素種數(shù)ⅠA族0族最外層最多容納電子數(shù)一1s11s221s2二2s12s22p682s、2p8三3s13s23p683s、3p8四4s14s24p684s、3d、4p18五5s15s25p685s、4d、5p18六6s16s26p686s、4f、5d、6p32七7s17s27p687s、5f、6d、7p32(2)規(guī)律：①周期序數(shù)＝電子層數(shù)②本周期包含的元素種數(shù)＝對應(yīng)能級組所含原子軌道數(shù)的2倍＝對應(yīng)能級組最多容納的電子數(shù)(3)元素周期系：按其原子核電荷數(shù)遞增排列的序列稱為元素周期系①元素周期系的形成過程：隨著元素原子的核電荷數(shù)的遞增，每到出現(xiàn)堿金屬，就開始建立一個新的電子層，隨后最外層上的電子數(shù)逐漸增多，最后達到8個電子，出現(xiàn)稀有氣體，形成一個周期，循環(huán)往復(fù)形成周期系

②元素周期系形成的原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外電子的排布發(fā)生周期性的重復(fù)③特點：a.每一周期(除第一周期外)從堿金屬元素開始到稀有氣體元素結(jié)束，外圍電子排布從ns1遞增至ns2np6b.元素周期系的周期不是單調(diào)的，每一周期里元素的數(shù)目并不總是一樣多，而是隨周期序號的遞增逐漸增多；同時，金屬元素的數(shù)目也逐漸增多c.元素周期系只有一個，元素周期表多種多樣(4)元素周期律：元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)遞增發(fā)生周期性的重復(fù)(5)元素周期表：呈現(xiàn)元素周期系的表格2、原子核外電子排布與族的劃分(1)劃分依據(jù)：取決于原子的價電子數(shù)目和價層電子排布(2)特點：同族元素的價電子數(shù)目和價層電子排布相同(3)規(guī)律①對主族元素：同主族元素原子的價層電子排布完全相同，價電子全部排布在ns或ns、np軌道上，價電子數(shù)與族序數(shù)相同，如下表族數(shù)ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA價電子排布式ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5列數(shù)121314151617價電子數(shù)1234567②過渡元素(副族和Ⅷ族)：同一縱行原子的價層電子排布基本相同，價電子總數(shù)等于所在的列序數(shù)。價電子排布為(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的價電子數(shù)與族序數(shù)相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的價電子數(shù)與族序數(shù)不相同，如下表副族元素21Sc22Ti23V24Cr25Mn29Cu30Zn族數(shù)ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB價電子排布式3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s2價電子數(shù)目345671112列數(shù)345671112③稀有氣體元素：價電子排布為ns2np6(He除外)【對點訓(xùn)練1】二、再探元素周期表1、元素周期表的結(jié)構(gòu)2、元素周期表的分區(qū)(1)根據(jù)核外電子的排布分區(qū)

①區(qū)的名稱：除ds區(qū)外，是按構(gòu)造原理最后填入電子的能級符號進行命名的②ds區(qū)的名稱：ds區(qū)只有兩列，第11列銅、銀、金和第12列鋅、鎘、汞，由于該區(qū)開始的第11列銅、銀、金按構(gòu)造原理進行電子排布時，電子排布式中最后兩個能級的電子排布應(yīng)為(n－1)d9ns2，而事實上卻為(n－1)d10ns1，可理解為先填滿了(n－1)d能級而后再填充ns能級，因而得名ds區(qū)③區(qū)的種類：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)，5個區(qū)的位置關(guān)系如下圖所示④各區(qū)元素的價電子排布特點分區(qū)元素分布外圍電子排布式元素性質(zhì)特點s區(qū)ⅠA族、ⅡA族ns1-2除氫外都是活潑金屬元素p區(qū)ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1-6最外層電子參與反應(yīng)d區(qū)ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(n－1)d1-9ns1-2d軌道不同程度地參與化學(xué)鍵的形成ds區(qū)ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1-2金屬元素(2)根據(jù)元素的金屬性和非金屬性分區(qū)

金屬元素和非金屬元素的分界線為沿B、Si、As、Te、At與Al、Ge、Sb、Po之間所畫的一條連線，非金屬性較強的元素處于元素周期表的右上角位置，金屬性較強的元素處于元素周期表的左下角位置【微點撥】①處于d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素全部是金屬元素。s區(qū)的元素除氫外，也全部是金屬元素②原子的電子層數(shù)＝能級中最高能層序數(shù)＝周期序數(shù)③主族元素原子的最外層電子數(shù)＝主族元素原子的價電子數(shù)＝主族序數(shù)④價電子不一定是最外層電子，只有主族元素的價電子才是最外層電子。對于過渡元素還包括部分內(nèi)層電子⑤元素的價電子數(shù)不一定等于其所在族的族序數(shù)，這只對主族元素成立，對部分過渡元素是不成立的⑥同一族元素的價電子排布不一定相同，如過渡元素中的鑭系元素和錒系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的價電子排布也不相同【對點訓(xùn)練2】三、根據(jù)原子結(jié)構(gòu)特征判斷元素在元素周期表的位置電子排布式

價電子排布式

元素周期表的分區(qū)確定確定【對點訓(xùn)練3】四、元素周期律1、原子半徑的影響因素及遞變規(guī)律(1)原子半徑的大小取決于兩個相反的因素：一個因素是電子的

數(shù)，另一個因素是

數(shù)。電子的能層數(shù)越多，電子之間的排斥作用將使原子的半徑

；核電核數(shù)越大，核對電子的吸引力也就越大，將使原子的半徑

。能層核電核越大越小(2)原子的遞變規(guī)律(1)同周期原子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl)

(2)同主族原子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)【課后作業(yè)】(3)“三看”法比較簡單微粒的半徑大?。ㄓ行┨厥馇闆r不符合）①“一看”電子的能層數(shù)：當電子的能層數(shù)不同時，一般能層數(shù)越多，半徑越大②“二看”核電荷數(shù)：當電子的能層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越?、邸叭础焙送怆娮訑?shù)：當電子的能層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大(4)“三同法”①同核的簡單粒子：陰離子>原子>陽離子，如：r(Na)>r(Na＋)；r(Cl－)>r(Cl)；r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)；r(H－)>r(H)>r(H＋)②同周期的原子隨核電荷數(shù)的增大而減小、同主族的原子或離子：隨隨核電子層數(shù)的增大而增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)③同核外電子排布：核外電子排布相同的離子隨核電荷數(shù)的增大而減小

如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)2、離子半徑的大小比較(1)陽離子半徑總比相應(yīng)原子半徑小，如：r(Na)>r(Na＋)(2)陰離子半徑總比相應(yīng)原子半徑大，如：r(Cl)<r(Cl－)(3)同主族陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，

如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)(4)同主族陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)(5)同周期陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)(6)同周期陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小，如：r(N3—)>r(O2—)>r(F—)【微點撥】同周期：r(陰離子)＞r(陽離子)，陰離子比陽離子電子層多一層，

如：r(S2－)>r(Na＋)(7)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小，

如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)(8)同一元素不同價態(tài)的離子半徑，價態(tài)越高則離子半徑越小，

如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)【微點撥】①稀有氣體元素的原子半徑比與它相鄰的鹵素原子的原子半徑大，

如：r(Ar)>r(Cl)②不同周期、不同主族元素原子半徑大小的比較。先找參照元素，使其建立起同周期、同主族的關(guān)系，然后進行比較。比較S與F的原子半徑大小，先找O做參照，因為O與F同周期，r(F)<r(O)；而O與S同主族，r(O)<r(S)，所以r(F)<r(S)【對點訓(xùn)練1】1、下列對原子半徑的理解不正確的是(

)A．同周期元素(除稀有氣體元素外)從左到右，原子半徑依次減小B．對于第三周期元素，從鈉到氯，原子半徑依次減小C．各元素的原子半徑總比其離子半徑大D．陰離子的半徑大于其原子半徑，陽離子的半徑小于其原子半徑C2、下列離子半徑的大小順序正確的是(

)①M＋：1s22s22p6

②X2－：1s22s22p63s23p6

③Y2－：1s22s22p6

④Z－：1s22s22p63s23p6A．③＞④＞②＞①B．④＞③＞②＞①C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞①D二、電離能1、元素第一電離能的概念與意義(1)概念①第一電離能：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，用符號I1表示②逐級電離能：氣態(tài)基態(tài)一價正離子再失去一個電子成為氣態(tài)基態(tài)二價正離子所需的最低能量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子后，若再失去電子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關(guān)系：I1<I2<I3……，這是因為隨著電子的逐個失去，陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越高，離子半徑也會越來越小，核對電子的引力作用增強，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高(2)意義：第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。2、元素第一電離能變化規(guī)律(1)對同一周期的元素而言，第一種(堿金屬和氫)元素的第一電離能最小，最后一種(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，表示元素原子越來越難失去電子(2)同族元素，自上而下第一電離能變小，表明自上而下原子越來越易失去電子(3)過渡元素的第一電離能變化不太規(guī)則，同一周期，從左至右，第一電離能略有增加Be:1s22s2

B:1s22s22p1Mg:1s22s22p63s2

Al:1s22s22p63s23p1Be:1s22s2

B:1s22s22p1Mg:1s22s22p63s2

Al:1s22s22p63s23p1失去的電子是np能級的，該能級的能量比左邊的ns能級的能量高，則不穩(wěn)定，容易失去電子，第一電離能較低。

B和Al第一電離能：N:1s22s22p3

O:1s22s22p4P:1s22s22p63s23p3

S:1s22s22p63s23p4N和P的電子排布：半充滿狀態(tài)，比較穩(wěn)定，難失去電子，第一電離能較高。③每周期：第一種元素（氫和堿金屬）的第一電離能最小。④每周期：最后一種元素（稀有氣體）的第一電離能最大。①同主族：從上到下元素的第一電離能整體趨勢變小。②同周期：從左到右元素的第一電離能整體趨勢變大。ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA反常：電離能的遞變規(guī)律3、影響電離能的因素：電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及原子的電子排布(1)一般來說，同一周期的元素具有相同的電子層數(shù)，從左到右核電荷數(shù)增大，原子的半徑減小，核對最外層電子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去電子，電離能也就越大。(2)同一主族元素電子層數(shù)不同，最外層的電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大起主要作用，因此半徑越大，核對最外層電子的吸引力越小，越易失去電子，電離能也就越小(3)電子排布是影響電離能的第三個因素：某些元素具有全充滿或半充滿的電子排布，穩(wěn)定性也較高，其電離能數(shù)值較大①稀有氣體的第一電離能在同周期元素中最大是因為稀有氣體的價電子排布為ns2np6，為全充滿結(jié)構(gòu)比較穩(wěn)定②同周期的第ⅡA族元素的I1大于第ⅢA族元素是因為第ⅡA族元素的價電子排布為ns2，為全充滿結(jié)構(gòu)比較穩(wěn)定，如：Be＞B③同周期的第VA族元素的I1大于第VIA族元素是因為第VA族元素的價電子排布為ns2np3，為半充滿結(jié)構(gòu)比較穩(wěn)定，如：N＞O3、電離能的應(yīng)用下表的數(shù)據(jù)從上到下是鈉、鎂、鋁逐級失去電子的電離能元素NaMgAl分析各級電離能(kJ·mol—1)源:Z§xx496738578Na的I1，比I2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I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成十2價離子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3價離子。電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的45621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293Na1s22s22p63s1Mg1s22s22p63s2Al1s22s22p63s23p1Al3+1s22s22p6

Na+1s22s22p6

Mg2+1s22s22p6

元素

NaMgAl各級電離能(kJ·mol-1)49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293(1)用來衡量原子失去電子的難易，比較金屬的活潑性和元素的金屬性：

I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強(2)用來判斷原子失去的電子數(shù)目和形成的陽離子所帶的電荷數(shù)(元素的化合價)：

若I(n+1)》In，即電離能在In和I(n+1)之間發(fā)生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離子，對主族元素而言，最高化合價為+n(或只有0價、+n價)(3)根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素核外電子的排布，

如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子【對點訓(xùn)練2】元素周期律原子半徑電離能

同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢_____。增大ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢_____。減小元素的逐級電離能越來越大同周期：從左→右，原子半徑逐漸

。同主族：從上→下，原子半徑逐漸

。增大減小影響因素1)電子的能層數(shù)2)核電荷數(shù)3、根據(jù)下列五種元素的電離能數(shù)據(jù)(單位：kJ·mol－1)，判斷下列說法不正確的是(

)元素代號I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900A．五種元素中電負性最大的可能是Q元素B．R和S均可能與U在同一族C．U元素可能在元素周期表的s區(qū)D．價層電子排布式為ns2np1的原子可能是T元素原子B三、電負性1、鍵合電子和電負性(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(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大(3)電負性的標準和數(shù)值：電負性的概念是美國化學(xué)家鮑林首先提出的，他利用實驗數(shù)據(jù)進行了理論計算，以氟的電負性為4.0和鋰的電負性1.0作為相對標準，得出各元素的電負性(稀有氣體未計)。因此，電負性的數(shù)值是相對值，沒有單位原子的價電子鍵合電子：參與化學(xué)鍵形成孤對電子：未參與化學(xué)鍵形成H....F..+....F..H..鍵合電子孤對電子2、電負性的變化規(guī)律：

隨原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化常見的幾種元素電負性需要牢牢記住：F=4.0、O=3.5、N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1電負性最大的元素:電負性最小的元素：(不考慮稀有氣體及放射性元素)FCs(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱3、電負性的應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱①金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑(2)判斷元素的化合價①電負性數(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②電負性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值電負性＜1.8電負性≈1.8電負性＞1.8為金屬為“類金屬”為非金屬HCl-1+1顯負價顯正價HClOBrClH—O—Cl+1-2+1Br—Cl+1-1HHCHHHSiHHH練習(xí)：判斷甲烷和甲硅烷中各元素的化合價的正負甲硅烷甲烷CH4-4顯負價顯正價+1SiH4+4顯正價顯負價-1【練習(xí)】請查閱下列化合物中元素的電負性值，指出元素的化合價+3NCl3SOCl2+4-2-1NF3

ClO2+4-2-1-3+1NCl3+H2O=NH3+HClO-3+1PCl3+3-1+1+3NaAlH4

-1+1+3NaBH4

-1SiH4+2O2SiO2+2H2O甲硅烷是一種較強還原劑+4-1+1+4-2-20氧化產(chǎn)物CH4+2O2CO2+2H2O點燃氧化產(chǎn)物(3)判斷化學(xué)鍵的類型①如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵②如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵如：Al、F、Cl的電負性分別為1.5、4.0、3.0，F(xiàn)的電負性與Al的電負性之差為4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化學(xué)鍵是離子鍵，AlF3是離子化合物；Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化學(xué)鍵是共價鍵，AlCl3是共價化合物如：NaH

2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH為離子化合物再如：HF4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF為共價化合物對角線規(guī)則也可以通過元素的電負性進行解釋：電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，元素表現(xiàn)出的性質(zhì)相似Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2Be、Al的電負性分別為1.5、1.5B、Si的電負性分別為2.0、1.8【微點撥】電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物(4)判斷化學(xué)鍵的極性強弱：若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強，如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I(5)解釋對角線規(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有些性質(zhì)是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。處于“對角線”位置的元素，它們的性質(zhì)具有相似性的根本原因是它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，因而表現(xiàn)出相似的性質(zhì)【對點訓(xùn)練3】【課后作業(yè)】性質(zhì)同一周期(從左到右)同一主族(從上到下)核外電子的排布能層數(shù)相同增加最外層電子數(shù)1→2或8相同金屬性減弱增強非金屬性增強減弱單質(zhì)的氧化性、還原性氧化性增強減弱還原性減弱增強最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性酸性增強減弱堿性減弱增強氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強減弱第一電離能增大(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)減小電負性變大變小1．同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律【歸納總結(jié)】2.電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關(guān)系特別提醒第一電離能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。【歸納總結(jié)】(1)在同周期中，稀有氣體元素的第一電離能最大(

)(2)同周期，從左到右，元素的電負性逐漸增強，非金屬性逐漸增強，第一電離能也逐漸增大(

)(3)主族元素的電負性越大，元素原子的第一電離能一定越大(

)(4)同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半徑最大(

)(5)同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期對應(yīng)元素的電負性最大，第一電離能最大(

)判斷正誤√×××√課堂檢測1.下列說法不正確的是（

）A.第ⅠA族元素的電負性從上到下逐漸減小，而第ⅦA族元素的電負性從上到下逐漸增大B.電負性的大小可以作為衡量元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度C.元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引電子能力越強D.NaH的存在能支持可將氫元素放在第ⅦA族的觀點A2.下列選項中的各組元素(從左到右)同時滿足下列三個條件的是（

）①原子半徑依次減?。虎诘谝浑婋x能逐漸升高；③電負性逐漸增大。A.Na、Mg、AlB.C、O、NC.Li、Na、KD.I、Cl、FD3.下列關(guān)于Al、Na原子結(jié)構(gòu)的分析正確的是（

）A.原子半徑：Al＞NaB.第一電離能：Al＞NaC.電負性：Na＞AlD.基態(tài)原子未成對電子數(shù)：Na＞AlB4.下列關(guān)于元素電負性大小的比較中，不正確的是（

）A.P＜S＜O＜FB.C＜N＜O＜FC.O＜S＜Se＜TeD.K＜Na＜Mg＜AlC5.下列對價電子構(gòu)型為2s22p5的元素描述正確的是（

）A.電負性最大 B.最高正價為＋7C.同周期中第一電離能最大 D.同周期中原子半徑最小A6.某元素基態(tài)原子的核外電子排布為[Xe]6s2，下列關(guān)于該元素的說法不正確的是（

）A.其電負性比Cs大 B.位于第六周期ⅡA族C.能與冷水反應(yīng)放出氫氣 D.第一電離能比Cs小D7.不能說明X的電負性比Y的大的是（

）A.與H2化合時X單質(zhì)比Y單質(zhì)容易B.X的最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強C.X原子的最外層電子數(shù)比Y原子的最外層電子數(shù)多D.X單質(zhì)可以把Y從其氫化物中置換出來C8.X、Y是同周期的兩種非金屬元素，不能說明X元素的非金屬性比Y元素強的事實是______(填字母)。A.將X的單質(zhì)通入HnY溶液中產(chǎn)生渾濁B.加熱至300℃，HnY發(fā)生分解而HmX不分解C.第一電離能：X>YD.電負性：X>YE.單質(zhì)的熔點：X>YF.氣態(tài)氫化物的水溶液的酸性：HmX>HnYG.X與Y形成的化合物YmXn中X元素顯負價CEF9.如圖是部分短周期元素的原子序數(shù)與其某種常見化合價的關(guān)系圖，若用原子序數(shù)代表所對應(yīng)的元素，則下列說法正確的是（

）（雙選）A.31d和33d屬于同種核素B.第一電離能：d>e，電負性：d<eC.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：a>d>eD.a和b形成的化合物可能含共價鍵BD10.如圖是元素周期表前四周期的一部分，下列有關(guān)R、W、X、Y、Z五種元素的敘述中，正確的是（

）A.通常情況下五種元素的單質(zhì)中，Z單質(zhì)的沸點最高B.Y、Z的陰離子電子層結(jié)構(gòu)都與R原子的相同C.W的電負性比X的電負性小D.第一電離能：R＞W(wǎng)＞YCDNPSBrAr11.元素的電負性(用γ表示)和元素的化合價一樣，也是元素的一種性質(zhì)。下表給出了14種元素的電負性：元素AlBBeCClFH電負性1.52.01.52.53.04.02.1元素MgNNaOPKSi電負性1.23.00.93.52.10.81.8已知：兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時，一般形成離子鍵；兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，一般形成共價鍵。(1)根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負性具有的變化規(guī)律是____________________________