化学选修3第一章第二节(3课时).ppt

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1、第二节第二节 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质第第1课时课时湖北松滋二中化学组湖北松滋二中化学组原子结构和元素周期表原子结构和元素周期表1 1、周期表有、周期表有 个横行，叫做个横行，叫做 ，其中有，其中有 个短周个短周期，期，个长周期和一个个长周期和一个 周期。有周期。有 个纵行，个纵行，纵行分为纵行分为 个族，含有个族，含有 个主族、个主族、个副族、个副族、1 1个个 族（含族（含 列）、列）、1 1个个 族。族。2 2、在原子结构中，质子数、在原子结构中，质子数 温故而知新 7 7 周期周期 3 3 3 3 不完全不完全 18 18 16 7 7 16 7 7 3 3 零零 核外

2、电子数核外电子数 原子序数原子序数探究探究1 1：原子结构与元素周期系的形成：原子结构与元素周期系的形成 周期周期外围电子排布外围电子排布最外层电子最外层电子数变化趋势数变化趋势A A 0 0族族 最外层最多容纳电子数最外层最多容纳电子数 一一二二三三四四五五六六七七通式通式（周期（周期数数n n）nsns1 1nsns2 2npnp6 6除除HeHe除第一周期外除第一周期外都是都是8 8除第一周期除第一周期外都是外都是1 18 81s1s1 11s1s2 22 22s2s1 12s2s2 22p2p6 68 83s3s1 13s3s2 23p3p6 68 84s4s1 14s4s2 24p4

3、p6 68 85s5s1 15s5s2 25p5p6 68 86s6s1 16s6s2 26p6p6 68 87s7s1 1?8 81-21-21-81-81-81-81-81-81-81-81-81-8?归纳：同周期元素原子的最外层电子数从归纳：同周期元素原子的最外层电子数从1 1个个增加到增加到8 8个，随着元素原子的核电荷数递增，个，随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后，最外层上的电子逐渐增多，最后达到随后，最外层上的电子逐渐增多，最后达到8 8个个电子，出现稀有气体；然后又开始由碱金属到电子，出现稀有气体；

4、然后又开始由碱金属到稀有气体稀有气体,如此如此循环往复循环往复，可见，元素的原子，可见，元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复就形成了核外电子的排布发生周期性的重复就形成了元素周期系元素周期系。周周 期期一一二二三三四四五五六六七七元素种类元素种类2 28 88 818181818323232(?)32(?)金属元素金属元素种类种类0 02 23 3141415153030?思考：随周期序号的递增，每周期中增加的金属元素思考：随周期序号的递增，每周期中增加的金属元素与非金属元素的种类是否相同？与非金属元素的种类是否相同？结论：随周期序号的递增，增加金属元素的结论：随周期序号的递增，增加金属元

5、素的种类为主种类为主,元素周期系的周期不是单调的。元素周期系的周期不是单调的。元素周期系的发展像螺壳上的螺旋元素周期系的发展像螺壳上的螺旋探究探究2 2：原子结构与周期的建立：原子结构与周期的建立 周期 最大能层数 最大能层数与周期数的关系一二三四1234最大能层数周期数归纳：归纳：根据原子结构中的根据原子结构中的最大能层数，最大能层数，可以可以确定确定元素所在的元素所在的周期周期。应用：已知某元素应用：已知某元素A A的电子排布式为的电子排布式为1s1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p3 3，则则A A元素是元素是 元素，处于第元素，处于第_周期。周期。特殊：特殊：4

6、646号元素号元素Pd Kr4dPd Kr4d1010,最大能层数是最大能层数是4 4，但是在第五周期。，但是在第五周期。磷磷 三三主族序数主族序数AAAAAAAAAAAAAA外围电子总数外围电子总数外围电子排布外围电子排布通式通式（周期数（周期数n n）外围电子总数外围电子总数与主族序数的与主族序数的关系关系探究探究3 3：原子结构与族的建立：原子结构与族的建立1 12 23 34 45 56 67 7nsns1 1nsns2 2nsns2 2npnp1 1nsns2 2npnp2 2nsns2 2npnp3 3nsns2 2npnp4 4nsns2 2npnp5 5外围电子总数外围电子总数

7、=主族序数主族序数归纳：归纳：1 1、如果在、如果在外围外围电子排布中的只有电子排布中的只有s s能级能级和和p p能级能级，且这两个能级上的且这两个能级上的电子数之和为电子数之和为1 1到到7(7(除了氦）除了氦），则可以确，则可以确定该元素定该元素属于主族属于主族，且根据上述等式确定，且根据上述等式确定族序数族序数。副族序数副族序数BBBBBBBBBB外围电子总外围电子总数数外围电子总外围电子总数与副族序数与副族序数的关系数的关系 归纳：归纳：2 2、如果在、如果在外围电子排布中的只有外围电子排布中的只有d d能级和能级和s s能级，能级，且这两个能级上的且这两个能级上的电子数之和为电子数

8、之和为3 3到到7 7，则可以确定该元，则可以确定该元素素属于副族属于副族，且根据上述等式，且根据上述等式确定族序数确定族序数。34567外围电子总数外围电子总数=副族序数副族序数BBBB外围电子总数外围电子总数 外围电子总数与列外围电子总数与列序数的关系序数的关系 111112128 8，9 9，1010外围电子总数列序数外围电子总数列序数归纳：归纳：3 3、如果在、如果在外围电子排布中的只有外围电子排布中的只有d d能级和能级和s s能级能级，且这两个能级上的且这两个能级上的电子数之和为电子数之和为8 8到到1010，则可以确定该，则可以确定该元素元素属于属于，且根据上述等式，且根据上述等

9、式确定列数确定列数。4 4、如果在、如果在外围电子排布中的只有外围电子排布中的只有d d能级和能级和s s能级能级，且这，且这两个能级上的两个能级上的电子数之和为电子数之和为1111和和1212，则可以确定该元素，则可以确定该元素属于属于副族副族，且根据外围电子总数的，且根据外围电子总数的尾数确定族序数尾数确定族序数。应用：应用：已知某原子的电子分布是已知某原子的电子分布是1s1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 63d3d10104s4s2 24p4p1 1。（1 1）该元素的原子序数是）该元素的原子序数是（）；（2 2）该元素属第）该元素属第 周期，第周期，第 族

10、。族。3131 第四第四 AA包含元素包含元素所在族所在族价电子排布价电子排布含哪含哪几列几列s s区区nsns1 12 2 （最后的电子填在（最后的电子填在 nsns上）上）p p区区nsns2 2npnp1 16 6 （最后的电子填在（最后的电子填在npnp上）上）d d区区（n-1n-1）d d1 11010nsns1 12 2 最后的电子最后的电子填在（填在（n-1n-1）d d上上 dsds区区（n-1n-1）d d1010nsns1 12 2 （n-1n-1）d d轨道轨道全充满全充满 f f区区（n-2n-2）f f0 01414（n-1n-1）d d0 02 2 ns ns2

11、2A AA AAAA,0A,0族族BB族族BB和和BB镧系和锕系镧系和锕系1 1，2 2131318183 3101011111212探究4：原子结构与元素周期表的分区 归纳：归纳：1 1、s s区中除氢元素外都为金属元素区中除氢元素外都为金属元素2 2、d d、dsds、f f区都为金属元素。区都为金属元素。3 3、p p区既有金属元素又有非金属元素。区既有金属元素又有非金属元素。应用：应用：已知铜的外围电子排布为已知铜的外围电子排布为3d3d10104s4s1 1,根据结构分析，根据结构分析，铜位于铜位于 周期，周期，族，族，区。区。第四第四 B dsB ds门捷列夫门捷列夫 元素周期表手

12、稿元素周期表手稿课堂练习课堂练习1.1.元素周期表中第IIIA族位于第_列，ds区位于第_列和第_列，d区从第_列开始，到第_列结束。2、已知砷元素（As）为33号元素，其电子排布式为 价电子层为 ，位于 族，周期，区。再再 见见第二节第二节 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质第第2课时课时学与问学与问 元元素素周周期期表表中中，同同周周期期的的主主族族元元素素从从左左到到右右，最最高高化化合合价价和和最最低低化化合合价价、金金属属性性和和非非金金属属性性的的变变化化规律是什么？规律是什么？同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化最低化合价合

13、价逐渐升高逐渐升高.金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 .元素的性质随（元素的性质随（）的递增发生周期性的递变，）的递增发生周期性的递变，称为称为元素的周期律元素的周期律二二.元素周期律元素周期律核电荷数核电荷数 原子半径原子半径、元素的金属性和非金、元素的金属性和非金属性、元素化合价、属性、元素化合价、电离能和离能和电负性等的周期性的性等的周期性的变化。化。元素的性质元素的性质1.1.原子半径原子半径主族元素原子半径的周期性变化主族元素原子半径的周期性变化元素周期表中的同周元素周期表中的同周期主族元素从左到右，期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势原子半径的变化

14、趋势如何？应如何理解这如何？应如何理解这种趋势？周期表中的种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势原子半径的变化趋势如何？应如何理解这如何？应如何理解这种趋势？种趋势？学与问学与问思考思考:如何理解同周期同主族原如何理解同周期同主族原子半径的变化趋势子半径的变化趋势?原子半径的大小取决于两个相原子半径的大小取决于两个相反的因素：反的因素：一是电子的一是电子的能层数能层数，另一个是，另一个是核核电荷数电荷数。显然电子的能层数越大，。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径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增大，所以同主族元素随着

15、原子序数的增加，电子层数逐渐增多，序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对层相同时，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，从半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。左往右，原子半径逐渐减小。总结总结同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因:是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使

16、原子的半径增大。思考思考:粒子半径大小的比较有什么规律粒子半径大小的比较有什么规律?1.原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大增大2.核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。3.同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子原子原子阴离

17、子，阴离子，并且价态越高的粒子半径越小。并且价态越高的粒子半径越小。阅读教材阅读教材:P17:P17 2 2、电离能、电离能定义：定义：气态气态电中性电中性基态原子基态原子失去失去一个电子一个电子转化为气态基态转化为气态基态正离子所需要的能量叫做正离子所需要的能量叫做第一电离能第一电离能。用符号。用符号1从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号二电离能。符号2。符号符号I I表示，单位为表示，单位为KJKJmolmol1 1 什么叫电离能什么叫电离能?电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？电离能与元素的金属性间

18、有什么样的关系呢？思考与探究：思考与探究：观察下图，总结第一电离能的变化规律。观察下图，总结第一电离能的变化规律。原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律？（同周期、同主族）（同周期、同主族）元素第一电离能的变化规律：元素第一电离能的变化规律：(1)(1)同周期：同周期：a.a.从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素；的元素；(2)(2)同主族同主族：自上而下第一电离能逐渐减少。：自上而下第一电离能逐渐减少。.电离能的意义：电离能的意义：第第AA元素和第元素和第AA元素的反常现

19、象如何解释？元素的反常现象如何解释？b.b.第第AA元素元素 AA的元素；第的元素；第AA元素元素 AA元素元素 电离能是衡量气离能是衡量气态原子失去原子失去电子子难易的物理量。元易的物理量。元素的素的电离能越小，表示气离能越小，表示气态时越容易失去越容易失去电子，即元子，即元素在气素在气态时的金属性越的金属性越强。A是半充是半充满、A是全充是全充满结构。构。1.1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？化合价是元素性质的一种体现。思考：为什么什么钠元素元素显1 1价，价，镁元素元素显2 2价，价，铝元素元素显3 3价？元素化合价与原价？元素化

20、合价与原子子结构有什么关系？构有什么关系？元素元素电离能电离能NaNaMgMgAlAlI1496738577I2456214511817I3691277332745I49540 10540 11578原子的第一原子的第一电离能越小，越易失去离能越小，越易失去电子，金属的活子，金属的活泼性性越越强。因此，碱金属元素的第一。因此，碱金属元素的第一电离能越小，金属的活离能越小，金属的活泼性就越性就越强。学与问学与问交流与讨论交流与讨论2.2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有何关系？化合价有何关系？因为首先失去的电子是能量

21、最高的电子，故第一电离能较小，因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同一元以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同一元素的逐级电离能的大小关系为：素的逐级电离能的大小关系为：I I1 1 I I2 2I I3 3 .,.,即一个原子的即一个原子的逐级电离能逐级增大。这是因为随着电子逐个失去，阳离子所带逐级电离能逐级增大。这是因为随着电子逐个失去，阳离子所带的正电荷越来越多，再失去一个电子需要克服的电性吸引力越来的正电荷越来越多，再失去一个电子需要克服的电性吸引力越来越多，即阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，消耗的能

22、量也越多，即阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，消耗的能量也越来越多，从而电离能越来越大。钠最外层电子数为越来越多，从而电离能越来越大。钠最外层电子数为1 1，且，且I I1 1比比I I2 2小的多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电小的多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易的多，钠为子容易的多，钠为+1+1价；同理，镁的电离能价；同理，镁的电离能I I1 1和和I I2 2相差不大，而相差不大，而I I2 2 和和I I3 3相差很大，故镁为相差很大，故镁为+2+2价，铝的电离能价，铝的电离能I I1 1、I I2 2 和和I I3 3 相差不大，相差不大

23、，故铝为故铝为+3+3价。价。方法方法：看逐：看逐级电离能的突离能的突变。学与问学与问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？思考与交流思考与交流 值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（反常的原

24、因：多数与全空（p0、d0）、）、全满（全满（p6、d10）和半满（）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。电离能。Be有价电子排布为有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，是全充满结构，比较稳定，而而B的价电子排布为的价电子排布为2s22p1，、比，、比Be不稳定，因此失去第一个不稳定，因此失去第一个电子电子B比比Be容易，第一电离能小容

25、易，第一电离能小.故磷的第一电离能比硫的大，故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比的第一电离能比Al的第一电离能大。的第一电离能大。影响电离能大小的因素影响电离能大小的因素 原子核电荷原子核电荷（同一周期）即电子层数相同，核电（同一周期）即电子层数相同，核电荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不荷数越多、半径越小、核对外层电子引力越大、越不易失去电子，电离能越大。易失去电子，电离能越大。原子半径原子半径（同族元素）原子半径越大、原子核对（同族元素）原子半径越大、原子核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离能越小。电子层结构电子层

26、结构稳定的稳定的8 8电子结构（同周期末层）电电子结构（同周期末层）电离能最大。离能最大。电电 离离 能能 增增 大大 电电 He 电电 离离 离离 能能 能能 减减 增增 小小 Cs 大大 电电 离离 能能 减减 小小元素电离能在周期表中的变化规律元素电离能在周期表中的变化规律1.下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（）A、ns2np1 B、ns2np2 C、ns2np3 D、ns2np42.下列说法正确的是（下列说法正确的是（）A.第第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的

27、第一电离能大铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的电离能最大在所有元素中，氟的电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大钾的第一电离能比镁的第一电离能大巩固练习巩固练习AC3.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？值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大右：第一电

28、离能依次明显增大（但其中有些曲折）。（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（反常的原因：多数与全空（p0、d0）、）、全满（全满（p6、d10）和半满（）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。电离能。Be有价电子排布为有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，是全充满结构，比较稳定，而而B的价电子排布为的价电子排布为2s22p1，、比，、

29、比Be不稳定，因此失去第一个不稳定，因此失去第一个电子电子B比比Be容易，第一电离能小容易，第一电离能小.故磷的第一电离能比硫的大，故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比的第一电离能比Al的第一电离能大。的第一电离能大。3.不不同同元元素素的的气气态态原原子子失失去去最最外外层层一一个个电电子子所所需需要要的的能能量量（设设其其为为E）如如图图所所示示，试试根根据据元元素素在在周周期期表表中中的的位位置置，分分析析图图中中曲曲线线的的变变化化特特点点，并并回回答答下下列列问问题题。（1）同主族内不同元素的）同主族内不同元素的E值值的的变变化特点是化特点是 。各主族中。各主族中E值值的的这

30、这种种变变化化特点体特点体现现了元素性了元素性质质的的 变变化化规规律。律。（2）同周期内，随原子序数的增大，）同周期内，随原子序数的增大，E值值增大。但个增大。但个别别元素的元素的E值值出出现现反常反常现现象，象，试预测试预测下列关系中正确的是下列关系中正确的是 （填写（填写编编号）。号）。E（砷）（砷）E（硒）（硒）E（砷）（砷）E（硒）（硒）E（溴）（溴）E（硒）（硒）E（溴）（溴）E（硒）（硒）（3）估）估计计1mol气气态态Ca原子失去最外原子失去最外层层一个一个电电子所需能量子所需能量E值值的范的范围围：E 。（4）10号元素号元素E值较值较大的原因是大的原因是 随着原子序数的增大

31、，随着原子序数的增大，E E值变小。值变小。、419419、438438或填或填E E（钾）、（钾）、E E（镁）（镁）周期性周期性1010号号元元素素是是氖氖，该该元元素素原原子子的的最最外外层电子排布已达到层电子排布已达到8 8个电子稳定结构。个电子稳定结构。第二节第二节 原子结构与元素的性质原子结构与元素的性质第第3课时课时阅读课本阅读课本18 元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性的概念是由美国化学家鲍林提

32、出的，用来描述不同元素的原子对的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小键合电子吸引力的大小(如图如图)。电负性越大的原子，对键合电子。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。的吸引力越大。(1)(1)键合电子键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子 称为键合电子称为键合电子.孤电子孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学 键的电子的孤电子。键的电子的孤电子。三三.电负性电负性（2 2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。）定

33、义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。（3 3）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电 子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化 合物中吸引电子的能力越弱。合物中吸引电子的能力越弱。(4)(4)电负性大小的标准：以电负性大小的标准：以F F的电负性为的电负性为4.04.0和和LiLi的电负性为的电负性为1.01.0作作 为相对标准。为相对标准。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？根据电负性大小

34、，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？思考与交流思考与交流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

35、负性逐渐变小。逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。分析分析元素电负性的周期性变化元素电负性的周期性变化1 1 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。2 2同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。变化趋势。总结总结:元素电负性的周期性变化元素电负性的周期性变化1 1 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。金属元素的电负性较小，非

36、金属元素的电负性较大。2 2同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。变化趋势。总结总结:1.下下列列左左图图是是根根据据数数据据制制作作的的第第三三周周期期元元素素的的电电负负性性变变化化图图，请请用用类类似似的的方方法法制制作作IA、VIIA元素的电负性变化图。元素的电负性变化图。对角线规则：对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。性数

37、值相近，性质相似。在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为相似，被称为“对角线规则对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃。查阅资料，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。则。Li、Mg在空气中燃烧产物分别为在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均为两性氢氧化物，硼和硅

38、的含氧酸均为弱酸，由此均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。可以看出对角线规则的合理性。Li、Mg的电负性分别为的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为的电负性分别为2.0、1.8数值相差数值相差不大不大,故性质相似故性质相似.）根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知合物的性质相似，又知AlClAlCl3 3熔沸点较低，易升华，熔沸点较低，易升华，试回答下列问题：试回答下列问题：(1)(1)写出写出BeBe与与NaOHNaOH溶液反应的离子方程

39、式：溶液反应的离子方程式：(2)Be(OH)(2)Be(OH)2 2和和Mg(OH)Mg(OH)2 2可用试剂可用试剂 鉴别，其鉴别，其离子方程式为：离子方程式为：(3)BeCl(3)BeCl2 2是是 化合物化合物(填填“离子离子”或或“共价共价”)，其电子式为其电子式为 ，BeClBeCl2 2水溶液水溶液显酸性，原因是显酸性，原因是(用离子方程式表示用离子方程式表示)：Be+2OH-BeO22-+H2NaOH溶液溶液Be(OH)2+2OH-BeO22-+2H2O共价共价Be2+2H2O Be(OH)2+2H+Cl Be Cl 1 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系金属的电负性一般

40、都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。元素电负性的应用元素电负性的应用2电负性与化合价的关系讲电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价判断化学键的类型判断化学键的类型 一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于性差值小于1.71.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键

41、；当或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。当电负性差值大于当电负性差值大于1.71.7，形成的是离子键，形成的是离子键题题:已知元素的已知元素的电负电负性和元素的化合价等一性和元素的化合价等一样样，也是元素的一种基本，也是元素的一种基本性性质质。下面。下面给给出出14种元素的种元素的电负电负性：性：元素元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负电负性性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：两成已知：两成键键元素元素

42、间电负间电负性差性差值值大于大于1.7 时时，形成离子，形成离子键键，两成，两成键键元素元素间间电负电负性差性差值值小于小于1.7时时，形成共价，形成共价键键。根据表中根据表中给给出的数据，可推知元素的出的数据，可推知元素的电负电负性具有的性具有的变变化化规规律律是是 。.判断下列物判断下列物质质是离子化合物是离子化合物还还是共价化合物？是共价化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。Mg3N2；离子化合物。；离子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。均为共价化合物。