引言优秀说课稿

第3课时

元素周期律(二) [目标定位]

1.能说出元素电负性的关系。2.能应用元素的电负性说明元素的某些性质，了解电负性的周期性变化。3.理解元素的第一电离能、元素的电负性、元素金属性、非金属性之间的关系。4.了解元素的对角线规则。

一、元素的电负性

1．电负性的有关概念与意义

(1)键合电子与电负性：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。电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。

2．电负性的变化规律

随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。

(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3．电负性的应用

(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱

①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价

①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。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化学键的类型

①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。

②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

归纳总结：

电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

注

①稀有气体电离能为同周期中最大。②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。

练习：

1．下列有关电负性的说法中，不正确的是(

) A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强

B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大

C．在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势

D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价

答案

B 解析

本题考查的是对电负性的理解。B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不同之处，如电负性：O>N，第一电离能为O

2.一般认为如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2中

(1)属于共价化合物的是___________________________________________________。

(2)属于离子化合物的是____________________________________________________。

元素

电负性

答案

(1)②③⑤⑥

(2)①④

解析

根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7做比较，得出结论。

Al 1.5 B 2.0 Be 1.5 C 2.5 Cl 3.0 F 4.0 Li 1.0 Mg 1.2 N 3.0 Na 0.9 O 3.5 P 2.1 S 2.5 Si 1.8

二、元素的对角线规则

1．观察Li-Mg、Be-Al、B-Si在周期表中的位置，思考为什么它们的性质具有相似性？

答案

这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们性质的相似性。

2．试写出下列反应的化学方程式。

(1)Li在空气中燃烧：4Li＋O2=====2Li2O、6Li＋N2=====2Li3N、4Li＋CO2=====2Li2O＋C。

(2)Be(OH)2与HCl、NaOH的反应：

Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O；

Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。

3．试设计实验证明BeCl2是共价化合物。

答案

将BeCl2加热到熔融状态，不能导电则证明BeCl2是共价化合物。

原子结构与元素的性质

点燃点燃点燃

检测

1．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是(

) A．原子半径呈周期性变化

B．元素的化合价呈周期性变化

C．元素的电负性呈周期性变化

D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化

答案

D 解析

元素的性质如原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属性、非金属性等呈周期性变化都是由元素原子核外电子排布呈周期性变化决定的。

2．下列依据不能用来比较元素的非金属性强弱的是(

) A．元素最高价氧化物对应的水化物的酸性

B．1 mol单质在发生反应时得电子数的多少

C．元素气态氢化物的稳定性

D．元素电负性的大小

答案

B 3．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5

则下列有关的比较中正确的是(

) A．第一电离能：④>③>②>①

B．原子半径：④>③>②>①

C．电负性：④>③>②>①

D．最高正化合价：④>③＝②>①

答案

A 解析

由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A正确；B不正确，原子半径应是②最大，④最小；C不正确，电负性：④最大，②最小；D不正确，F无正价，最高正价：①>②＝③。

4．镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂的性质的叙述，不正确的是(

) A．Li2SO4能溶于水

B．LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱

C．Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象

D．Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2

答案

B 解析

运用对角线规则，可由Mg及其化合物的性质推测Li及其相应化合物的性质。根据MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是一种难溶于水、易分解的中强碱，Mg在浓H2SO4中不会发生“钝化”，MgCO3受热易分解为MgO和CO2等性质，推测出Li2SO4易溶于水，LiOH是一种难溶于水、易分解的中强碱，Li在浓H2SO4中不会发生“钝化”，Li2CO3受热易分解为Li2O和CO2等。