1.2.2 元素周期律 课件(共28张PPT 化学人教版（2019）选择性必修二
文档属性
| 名称 | 1.2.2 元素周期律 课件(共28张PPT 化学人教版（2019）选择性必修二 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 2.7MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-12-22 17:28:11 | ||
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文档简介
(共28张PPT)
1.2.2 元素周期律
教
学
目
标
1、认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解。
2、建构元素周期律(表)模型，能列举元素周期律(表)的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。
教
学
重
点
元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化
教
学
难
点
电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系
二、元素周期律
元素周期律的本质是:
随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化叫元素周期律
1、原子半径
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
①影响因素：
原子半径
电子能层数
核电荷数
导致
越大
电子之间的排斥力也就越大
核对电子的引力也就越大
原子半径____
原子半径____
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
②原子半径的递变规律：
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径越小。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径越大。
课本P23
1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
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:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
【思考与交流】
2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。
课堂训练1、 四种元素的基态原子的电子排布式下:
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5,
则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是( )。
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
B
课堂训练2、下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ）
A、r(K) > r(Na) > r(Li) B. r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-)
C、r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) D. r(Cl-)> r(F-) > r(F)
B
1.比较原子半径大小的方法
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。
例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
小结：
2.比较离子半径大小的方法
(1)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照： r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
电子的能层数
半径_____
越大
能层数越多
核电荷数
能层数相同
半径_____
越大
核电荷数越小
①
②
核外电子数
半径_____
越大
核外电子数越多
核电荷数和能层数都相同
③
粒子半径的比较方法
比较微粒半径大小时，首先需要确定微粒间的“相同点”，即微粒间的能层数、核电荷数、核外电子数是否相同，然后再利用规律进行比较。
规律总结：
2、元素的电离能
①概念
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。用符号I1表示，单位：kJ/mol
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I2，依次类推。
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②电离能的意义
电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的___ 性越强；
电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ,即元素的______性越弱。
容易
金属
越难
金属
③第一电离能的周期性变化规律
（1）同周期:
从左到右总体呈现增大趋势
（2）同主族
从上到下总体呈现减小趋势
问题1：观察课本P23图1-22元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能变化有何规律？
反常：
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
问题2：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
(1)同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。
(2)电离能大小反常原因
(3)同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。
电子构型具有全充满、半充满及全空的元素稳定性较高，电离能数值较大。如稀有气体的电子构型为全充满状态,第一电离能在同周期元素中最大。ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态比ⅢA族的ns2np1状态稳定；ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态比ⅥA族的ns2np4状态稳定。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
（1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
（2）下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，碱金属的活泼性越强。
为什么原子的逐级电离能越来越大？
【思考与交流】
课本P24
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，所以原子的逐级电离能越来越大。
钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；
镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；
铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
结论：化合价数＝电离能突变前电离能组数
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
当电离能发生突跃变化时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
④电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
课堂训练3、在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( )
A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6
C
课堂训练4、下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。
元素 I1 I2 I3 I4
X 496 4562 6912 9543
Y 578 1817 2745 11575
根据表中所列数据的判断错误的是( )
A.元素X是第ⅠA族的元素
B.元素Y的常见化合价是＋3
C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2
D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
D
课堂训练5、分析下列图表，回答问题。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 …
kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 575 …
则该元素是_____(填写元素符号)。
Al
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_____族。
ⅡA
课堂训练6、 某元素的全部电离能(电子伏特)如下：
(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的？为什么
(2)I6到I7间，为什么有一个很大的差值 这能说明什么问题
(3)此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为 。此元素的周期位置为第_____ 周期_____族。
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1
逐渐增大；从正电荷越多的阳离子上电离岀电子会越难。
第6个电子与第7个电子在不同的能层
8
2S22p4
二
ⅥA
①键合电子：
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。
②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。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和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
3、电负性
④递变规律
(1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大。
(2)同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。
(3)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
a.金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。
b.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。
c.解释对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故。
⑤电负性的应用：
（2）判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
HClO
BrCl
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
显正价
显负价
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
显负价
显正价
+1
（3）判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
但也有特例(如HF:1.9)
但也有特例(如NaH:1.2)
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
（4）判断化学键的极性强弱
例: Al：1.5，Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3为共价化合物
Al：1.5，O：3.5 3.5-1.5=2.0 Al2O3为离子化合物
利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
同周期主族元素：
同主族元素：
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
探究：课本P26
课堂训练6、电负性（用x表示）也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的x值：
（1）N、Mg的x值范围 ___ ＜x(N)＜ ___ ，
___＜x(Mg)＜___。
(2)推测x值与原子半径的关系是 ；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的______变化规律。
元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
x值 0.98 1.6 2.0 2.6 3.4 4.0 0.9 1.6 1.9 2.2 2.6 3.2
2.6 3.4
0.9 1.6
周期性
同一周期,x越大,其原子越小
(3)预测周期表中（放射性元素除外），x值最小的元素位于第___周期____族。
(4)根据x值，可推测化学键的类型。 BCl3 中的化学键属于_______，Al2O3属于_______化合物。
(5) HCN的结构式为H－C≡N。在C≡N键中，共用电子对偏向____。
元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
x值 0.98 1.6 2.0 2.6 3.4 4.0 0.9 1.6 1.9 2.2 2.6 3.2
6
IA
离子
共价键
N
原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小
原子半径渐大，第一电离能、电负性减小
原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大
原子半径渐小，第一电离能、电负性减大
注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括
课堂小结
1.2.2 元素周期律
教
学
目
标
1、认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对元素性质的周期性变化进行解释，促进对“结构”与“性质”关系的理解。
2、建构元素周期律(表)模型，能列举元素周期律(表)的应用，进一步建立基于“位置”“结构”“性质”关系的系统思维框架。
教
学
重
点
元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化
教
学
难
点
电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系
二、元素周期律
元素周期律的本质是:
随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。
元素的性质随原子序数的递增呈周期性的变化叫元素周期律
1、原子半径
取决于
能层数越多
能层数相同
核电荷数越大
导致
越小
①影响因素：
原子半径
电子能层数
核电荷数
导致
越大
电子之间的排斥力也就越大
核对电子的引力也就越大
原子半径____
原子半径____
这两个因素综合的结果使原子半径呈周期性的递变
②原子半径的递变规律：
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径越小。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径越大。
课本P23
1、元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
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:同周期主族元素电子的能层数相同，从左到右，核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势大于最外层电子数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势。
【思考与交流】
2、元素周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何 如何解释这种趋势
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是:同主族元素从上到下，电子能层数的增加使电子间的排斥增强而引起原子半径增大的趋势大于核电荷数的增加使核对电子的吸引增强而引起原子半径减小的趋势。
课堂训练1、 四种元素的基态原子的电子排布式下:
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5,
则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是( )。
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
B
课堂训练2、下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ）
A、r(K) > r(Na) > r(Li) B. r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-)
C、r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) D. r(Cl-)> r(F-) > r(F)
B
1.比较原子半径大小的方法
(1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小 (稀有气体元素除外)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)
例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
小结：
2.比较离子半径大小的方法
(1)同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照： r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
电子的能层数
半径_____
越大
能层数越多
核电荷数
能层数相同
半径_____
越大
核电荷数越小
①
②
核外电子数
半径_____
越大
核外电子数越多
核电荷数和能层数都相同
③
粒子半径的比较方法
比较微粒半径大小时，首先需要确定微粒间的“相同点”，即微粒间的能层数、核电荷数、核外电子数是否相同，然后再利用规律进行比较。
规律总结：
2、元素的电离能
①概念
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。用符号I1表示，单位：kJ/mol
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I2，依次类推。
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
②电离能的意义
电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的___ 性越强；
电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ,即元素的______性越弱。
容易
金属
越难
金属
③第一电离能的周期性变化规律
（1）同周期:
从左到右总体呈现增大趋势
（2）同主族
从上到下总体呈现减小趋势
问题1：观察课本P23图1-22元素的第一电离能的周期性，总结同周期、同主族元素第一电离能变化有何规律？
反常：
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
问题2：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
(1)同周期原子半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，越不易失去电子，第一电离能越大。
(2)电离能大小反常原因
(3)同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，越易失电子，第一电离能越小。
电子构型具有全充满、半充满及全空的元素稳定性较高，电离能数值较大。如稀有气体的电子构型为全充满状态,第一电离能在同周期元素中最大。ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态比ⅢA族的ns2np1状态稳定；ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态比ⅥA族的ns2np4状态稳定。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
（1）碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
Na Mg Al
各级 电离能 (kJ·mol-1) 496 738 578
4562 1451 1817
6912 7733 2745
9543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
（2）下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
碱金属元素的第一电离能从上到下逐渐变小，碱金属的活泼性越强。
为什么原子的逐级电离能越来越大？
【思考与交流】
课本P24
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，所以原子的逐级电离能越来越大。
钠的第一电离能比第二电离能小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；
镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；
铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
结论：化合价数＝电离能突变前电离能组数
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
当电离能发生突跃变化时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
④电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
④ 反映元素原子的核外电子排布特点
课堂训练3、在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是( )
A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6
C
课堂训练4、下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。
元素 I1 I2 I3 I4
X 496 4562 6912 9543
Y 578 1817 2745 11575
根据表中所列数据的判断错误的是( )
A.元素X是第ⅠA族的元素
B.元素Y的常见化合价是＋3
C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2
D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
D
课堂训练5、分析下列图表，回答问题。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I1 I2 I3 I4 …
kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 575 …
则该元素是_____(填写元素符号)。
Al
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第_____族。
ⅡA
课堂训练6、 某元素的全部电离能(电子伏特)如下：
(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的？为什么
(2)I6到I7间，为什么有一个很大的差值 这能说明什么问题
(3)此元素原子的核外有____个电子。最外层电子排布式为 。此元素的周期位置为第_____ 周期_____族。
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 I8
13.6 35.1 54.9 77.4 113.9 138.1 739.1 871.1
逐渐增大；从正电荷越多的阳离子上电离岀电子会越难。
第6个电子与第7个电子在不同的能层
8
2S22p4
二
ⅥA
①键合电子：
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。
②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。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和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。
3、电负性
④递变规律
(1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大。
(2)同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。
(3)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
a.金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。
b.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。
c.解释对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故。
⑤电负性的应用：
（2）判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
HClO
BrCl
H—O—Cl
-2
+1
Br—Cl
+1
-1
H
Si
H
H
H
甲硅烷
SiH4
+4
显正价
显负价
-1
H
H
C
H
H
甲烷
CH4
-4
显负价
显正价
+1
（3）判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7)
共价键
但也有特例(如HF:1.9)
但也有特例(如NaH:1.2)
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。
如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
（4）判断化学键的极性强弱
例: Al：1.5，Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 AlCl3为共价化合物
Al：1.5，O：3.5 3.5-1.5=2.0 Al2O3为离子化合物
利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
同周期主族元素：
同主族元素：
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
探究：课本P26
课堂训练6、电负性（用x表示）也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表是某些短周期元素的x值：
（1）N、Mg的x值范围 ___ ＜x(N)＜ ___ ，
___＜x(Mg)＜___。
(2)推测x值与原子半径的关系是 ；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的______变化规律。
元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
x值 0.98 1.6 2.0 2.6 3.4 4.0 0.9 1.6 1.9 2.2 2.6 3.2
2.6 3.4
0.9 1.6
周期性
同一周期,x越大,其原子越小
(3)预测周期表中（放射性元素除外），x值最小的元素位于第___周期____族。
(4)根据x值，可推测化学键的类型。 BCl3 中的化学键属于_______，Al2O3属于_______化合物。
(5) HCN的结构式为H－C≡N。在C≡N键中，共用电子对偏向____。
元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
x值 0.98 1.6 2.0 2.6 3.4 4.0 0.9 1.6 1.9 2.2 2.6 3.2
6
IA
离子
共价键
N
原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小
原子半径渐大，第一电离能、电负性减小
原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大
原子半径渐小，第一电离能、电负性减大
注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括
课堂小结