人教版高一化学《原子结构》(共12页).doc

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1、精选优质文档-倾情为你奉上第一节 原子结构 第1课时一、教学目标（一）知识与技能：1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布（二）方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳。能层类比楼层，能级类比楼梯。（三）情感、态度和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。二、教学重难点：1、能层、能级的表示。2、每一个能层、能级所容纳

2、的最多电子数。三、教学方法：复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法四、教学过程一、开天辟地原子的诞生【引入】初中我们学习了原子结构的初步知识，原子由原子核和核外电子构成。那么原子核和核外电子在原子中的相对关系是怎样的呢？下面我们重温一下著名的卢瑟福实验。【多媒体动画演示1】 卢瑟福的粒子散射实验及实验现象。【学生活动】 学生观看实验，总结现象，分析现象并思考问题： 1、大部分粒子穿过金箔不偏转，说明了什么？ 2、少数粒子被偏转，个别粒子被反射分别说明了什么？ 3、试想象推测原子的结构模型 【多媒体演示2】展示卢瑟福的解释：原子：原子核（带正电）；核外电子（带负电）在此实验的基础上，卢瑟福提出了

3、“核式原子模型”，较好的解释了原子核与核外电子的关系，那么，原子核内部的结构又是怎样的？【复习】原子核外电子排布规律： 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子【思考】这些规律是如何归纳出来的呢？二、能层与能级理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七符 号 K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O 能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多电子数 2

4、 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能层电子数 2 8 18 32 50 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf任一能层，能级数=能层序数s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍三、构造原理电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s元素原子的电子排布：（136号） 见 p6【案例练习】1、以下能级符号正确的是（ ）A. 6s B.2d C.3f D.7p2、下列能级中轨道数为5的是（ ）A.s能级 B.p能级 C.d能级 D.f能级 3、比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低（1）1s,

5、3d (2) 3s,3p,3d (3)2p,3p,4p 4、请根据构造原理，写出下列基态原子的电子排布式（1）N （2）Ne （3）29Cu （4）Ca第一节 原子结构 第2课时教学目标：1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理2、知道原子的基态和激发态的涵义3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用教学重点难点：能量最低原理、基态、激发态、光谱【课前预习】：1、现代物质结构理论原理证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低状态能量的原子叫做 原子。2、基态原子的核外电子排布要遵循的原则是 、 、 。3、不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不

6、同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的原子的 ，总称原子光谱。教学过程【引入】在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？【提出问题】：这些光现象是怎样产生的?【问题探究】：从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。【问题解决】：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。 【应用反馈】：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。【阅读分析】分析教

7、材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点以及光谱的发展。【课堂练习】1、同一原子的基态和激发态相比较 （ ） A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（ ） A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火C、金属导线可以导电 D、夜空中的激光3、当碳原子的核外电子排布由 转变为 时，下列说法正确的是A碳原子由基态变为激发态 B碳原子由激发态变为基态C碳原子要从外界环境中吸收能量 D碳原子要向外界环境释放能量第一节 原子结构 第3课时教学目标：1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理

8、认识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理4、知道原子的基态和激发态的涵义5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用教学重难点：S、P电子云的特征；泡利原理；洪特规则的应用。教学过程： 【练习】理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下： (1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为 ，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有 电子。 （2）从上表中可以发现许多

9、的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律 。【引入】电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？电子云和原子轨道：1、电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。电子云：S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。2、 重点难点泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电

10、子对，用方向相反的箭头“”来表示。 这个原理称为泡利原理。 这个规则是洪特规则。【学生练习】：写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。【思考】：下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。【思考、交流】：写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理?洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。【课堂练习】

11、1、有关核外电子运动规律的描述错误的是（ ）A核外电子质量很小，在原子核外作高速运动B核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释 C在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动D在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多2基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（ ） A B C D3、下面是s能级p能级的原子轨道图，试回答问题：s电子的原子轨道呈 形，每个s能级有 个原子轨道；p电子的原子轨道呈 形，每个p能级有 个原子轨道。s电子原子轨道、p电子原子轨道的半径与什么因素有关？是什么关系？第二节 原子结构与元素的性质 第

12、1课时一、教学目标1. 进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2. 知道外围电子排布和价电子层的涵义3. 认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4. 知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系二、教学重点：1. 原子核外电子排布的周期性变化2. 原子结构与元素周期表的关系三、教学难点：w.w.w.GkStK.c.o.m元素周期表的结构与原子结构的关系四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法五、教学过程【复习引入】w.w.w.GkStK.c.o.m什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？【生】 元素

13、的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。 元素的性质包括：金属性、非金属性、原子半径 元素性质周期性变化的根本原因是：原子电子排布的周期性变化【师】不错，说到底元素的性质是由原子结构所决定的，今天，我们将进一步探究原子结构与元素性质的关系。w.w.w.GkStK.c.o.m【板书】第二节 原子结构与元素的性质 元素的性质跟其在周期表中的位置有相应的关系，所以要探究原子结构与元素的性质的关系首先得研究元素周期表。在必修2中我们已经对元素周期表做过探究，请同学们结合P1516页科学探究内容回忆元素周期表的结构的相关知识。【板书】一、原子结构与元素周期表【科学探究】P14【学生思考、讨论、回答】【小结

14、】1. 元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。一、1s11s2 二、2s12s22p6 三、3s13s23p6 四、4s1 4s24p6 五、5s1 5s25p6 六、6s16s26p6 七、7s1？通式：ns1ns2np6第一周期结尾元素只有一个1s能级，2个电子，所以电子排布跟其他周期不同2. 元素周期表共有18个纵列，【板书】w.w.w.GkStK.c.o.m1. 价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。2. 价电子：价电子层上的电子。3. 每个纵列的价电子层的电子总数相等3.每

15、个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？分析图1-16s区p 区d 区ds 区f 区分区原则纵列数是否都是金属 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。思考周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学 s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6个纵列；从元素的

16、价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。【归纳】S区元素价电子特征排布为S12，价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为（1）d110ns12；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np16；价电子总数等于主族序数。4. 元素周期表可分为主族、副族和0族：从图116可知，副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的

17、区域，因此把副族元素又称为过渡元素。5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域的元素主要呈现出非金属性。6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。【思考】元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？元素在周期表中排在哪个列由什么决定？（分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。）

18、【板书】4. 元素在周期表中的位置由原子结构决定：（1）原子核外电子层数决定元素所在的周期；周期数=最大能层数（钯除外）46Pd Kr4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。（2）原子的价电子总数决定元素所在的族；如：29Cu 3d104s1 ，10+1=11尾数是1所以，是IB。w.w.w.GkStK.c.o.m总结：元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。【过渡】由于随核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多，而是随周期序号的递增渐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多，（关系见P14）因此我们可以把元素周

19、期表画成螺旋型的形状。见P14 图 115。【课堂练习】1下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第几族？（1）1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 （2）Ar3d10 4s1 2由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型（3）第四周期第B族（4）第六周期第A族3.已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素的名称、符号以及所属的周期和族。4.已知某元素在周期表中位于第五周期、A族。试写出该元素的基态原子的电子排布式、元素名称、符号和原子序数。5.下列说法正确的有（ ） A26 号元素铁属于d 区B主族族序数=其价电子数=最外层电子数 C在周期表中，元素周

20、期数=原子核外电子层数D最外层电子数=8的都是稀有气体元素E主族共有7列，副族共有7列F元素周期表中第四周期第VA主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差136.用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族。 【板书设计】w.w.w.GkStK.c.o.m一、原子结构与元素周期表1.价电子层：能级上的电子数可在化学反应中发生变化的能层。2.价电子：价电子层上的电子。3.每个纵列的价电子层的电子总数相等4.元素在周期表中的位置由原子结构决定：(1)原子核外电子层数决定元素所在的周期；周期数=

21、最大能层数（钯除外）46Pd Kr4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。(2)原子的价电子总数决定元素所在的族；如：29Cu 3d104s1 ，10+1=11尾数是1所以，是IB。总结：元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。w.w.w.GkStK.第二节 原子结构与元素的性质 第2课时一、教学目标 1、掌握原子半径的变化规律 2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质 3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系 4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系 5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值二、教学

22、重点：原子半径的变化规律三、教学难点：w电离能的应用四、教学方法 复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法五、教学过程 【复习引入】w.w.w.GkStK.c.o.m二、元素周期律 (1)原子半径【探究】观察下列图表分析总结：【学生思考、讨论、回答】元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？【归纳总结】原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原

23、子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)电离能【阅读，理解概念】概念1、第一电离能I1； 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能 第一电离能。2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3 、I4、I5 ？分析下表：【科学探究】1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？第

24、一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？2、阅读分析表格数据：NaMgAl各级电离能(KJ/mol)49673857845621415181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？【归纳总结】1、递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈增大趋势。2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱

25、金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 3气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be

26、容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？Mg：1s22s22p63s2P:1s22s22p63s23p3那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易

27、失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。【课堂练习】1、某元素的电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I714.529.647.477.597.9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是A. IA B. A C. A D、A E、A F、A G、 A2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I7I813.635.154.977.4113.9138.1739.1871.1回答下列各问：(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?_。为什么?_ (2)I1为什么最小?_ (3) I7和I8为什么是有很大的数值_(4)I6到I7

28、间，为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题? (5)I1到I6中，相邻的电离能间为什么差值比较小? (6)I4和I5间，电离能为什么有一个较大的差值 (7)此元素原子的电子层有 _层。最外层电子构型为 _，电子轨道式为_，此元素的周期位置为_ 周期_族。4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系，根据下列材料回答问题。气态原子失去1个电子，形成1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能，+l价气态离子失去1个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能，用I2表示，以此类推。下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJmol1）。元素I1I2I3Na4964

29、5626 912Mg7381 4517 733（1）分析表中数据，请你说明元素的电离能和原子结构的关系是： 元素的电离能和元素性质之间的关系是： （2）分析表中数据，结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。 （3）请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na2+？第二节 原子结构与元素的性质 第3课时一、教学目标1.能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2.能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明二、教学重点：1.知道元素的电负性的周期性变化2.元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系三、教学难点：1.用元素的电负性解释对角线规则2.元素

30、的电负性与元素的金属性、非金属性的关系四、教学方法w.w复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法五、教学过程【复习引入】1.什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2.同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？【过渡】原子半径的大小和电离能的大小都属于元素性质，今天我们继续探讨元素的另一个性质【板书】3.电负性：w.w.w.GkStK.c.o.m【思考与交流】1.什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材p20页表【学生阅读、思考】【总结板书】（1）定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。【说明】1.元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能

31、力强，反之就弱。 2.元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值。后人做了更精确的计算，数值有所修改。【提出问题】同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？1. 金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。 2. 同周期元素

32、从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。w.w.w.GkStK.c.o.m【板书】（2）变化规律：A：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小【问题】根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？【生答】氧元素（氧：3.5 氯 ：3.0）【科学探究】w.w.w.GkStK.c.o.m1.根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。2.电负性的周期性变化示例【引入新概念】4. 对角线规则：某

33、些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线规则【思考】 比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。【解释】：锂的电负性：1.0 镁的电负性：1.2 。锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；铍的电负性：1.5 铝的电负性 ：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼的电负性：2.0 硅的电负性： 1.8 ，两者的含氧酸酸性的强度很接近。这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。【练习】w.w.w.GkStK.c.o.m1.查阅下列化合物中的元素的电负性数值的差值，判断它们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？ NaF HCl NO MgO KCl CH42.根据电负性知识，请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 HClO ICl HBr【板书设计】3. 电负性：（1）定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。（2）变化规律：w.w.w.GkStK.c.o.mA：同周期元素从左到右，电负性逐渐增大。B：同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。4. 对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线规则专心-专注-专业