化学人教版（2019）选择性必修2 1.2元素周期律（共45张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修2 1.2元素周期律（共45张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 16.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-09-07 21:51:55 | ||
图片预览
文档简介
(共45张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
元素周期律
第2课时 原子半径 电离能
1.含义：
元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。
2.实质：
3.内涵：
【旧知回顾 】元素周期律
元素原子的核外电子排布周期性变化的结果。
原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、电离能、电负性的周期性变化。
【任务一】原子半径
思考与讨论1：
(1)元素周期表中的
同周期的主族元素从左到右，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？
原子半径减小
原
子
半
径
增
大
【任务一】原子半径
思考与讨论1：
(2)原子半径的大小取决于什么因素？
电子的能层数
核电荷数
原子半径
取决于
(3)如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
【任务一】原子半径
同周期，从左到右：
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，原子的半径减小。
同主族，从上到下：
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，原子的半径增大。
能层数相同，
核电荷数占主导
能层数占主导
【归纳小结】原子半径
1.递变规律
(1)同周期，随着核电荷数递增，原子半径逐渐减小；
(2)同主族，随着能层数递增，原子半径逐渐增大。
2.影响因素
(1)同周期，核电荷数占主导；
(2)同主族，能层数数占主导。
【随堂训练】1.比较下列微粒半径的大小
(1) Na、Mg、Al： ；
(2) Li、Na、K： ；
(3) O、F、Na： ；
(4) O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
；
(5) Fe、Fe2＋、Fe3＋： ；
(6) K＋、Mg2＋： ；
r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
r(Na)>r(Mg)>r(Al)
r(K)>r(Na)>r(Li)
r(Na)>r(O)>r(F)
r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
r(K＋)>r(Mg2＋)
最外层电子数相同时，能层数越多，半径越大。如：Li＜Na＜K， Li+＜Na+＜K+
能层数相同时，核电荷数越大，半径越小(序大径小)，如：O2—＞F—＞Na+
二看
核电荷数
同元素的不同粒子，价态越高半径越小，
如：Fe＞Fe2+＞Fe3+。
三看
元素价态
一看
能层数
(价高径小)
【归纳小结】微粒半径大小比较方法
核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照。
【随堂训练】
2.四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3； ④1s22s22p5。
四种原子按半径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
【任务二】认识电离能(I)
1.第一电离能
(1)定义：
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。
(2)符号：I1 单位：kJ/mol
2.逐级电离能
气态＋1价离子再相继失去电子所需要的最低能量叫第二、第三……电离能，用I2、I3……表示。
M(g)= M+ (g) + e— I1 (第一电离能)
M+(g)= M2+ (g) + e— I2 (第二电离能)
M2+(g)= M3+ (g) + e— I3 (第三电离能)
【任务二】认识电离能(I)
3. 表示式
表示气态原子失去电子难易程度
4.电离能的意义：
电离能越小，气态原子(离子) 失电子；
电离能越大，气态原子(离子) 失电子。
越容易
越难
【任务三】第一电离能I1的递变规律
思考与讨论2：
请观察课本P23图1-22，分析总结：随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？
每周期的第一种元素I1最小，最后一种元素I1最大；
同一周期从左到右，随着原子序数的增大，I1在总体上呈增大趋势。
【任务三】第一电离能I1的递变规律
同族元素从上到下，I1变小
【归纳小结】第一电离能I1的递变规律
1.同一周期
(1)从左到右总体上呈增大趋势。碱金属元素I1最小，
稀有气体元素I1最大；
(2)特殊：B、Al、O、S元素的I1比同周期相邻元素低！
2.同一主族，从上到下，电离能逐渐减小。
思考与讨论3：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
【任务四】第一电离能I1的影响因素
1.同族从上到下，原子半径增大，核对最外层电子的
吸引力减小，I1逐渐减小。
原
子
半
径
增
大
2.同周期从左到右，核电
荷数增大，原子半径减
小，核对最外层电子的
吸引力增大，I1逐渐增大。
原子半径减小
3s23p4
【问题】为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们
左边元素的电离能低？
2s22p1
3s23p1
2s22p4
课本P24，资料卡片
分析：对于B和Al，第一电离能失去
的是np能级的电子，E(ns)＜E(np)，
np能级的电子能量高，更容易失去。
3s23p4
2s22p4
P24，资料卡片
N: 2s22p3
P: 3s23p3
分析：对于O和S，
一是N和P的电子排布是半充满, 较稳定；
二是O和S失去的是已配对的电子，配对
电子相互排斥，电子较易失去。
思考与讨论3：
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。
【任务五】电离能的应用
1.判断同族元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
【注意】同周期元素电离能递变会出现反常，
利用电离能判断金属性强弱有局限性。
思考与讨论3：
(2)下表是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级
电离能越来越大？
同一元素的逐级电离能逐渐增大，即I1＜I2＜I3，这是由于随着电子的逐个失去，半径变小，核对电子的吸引作用增强，再失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越多，逐级电离能逐渐增大。
思考与讨论3：
(2)这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么联系？
电离能突变说明什么？
思考与讨论3：
(2)这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么联系？
钠的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失第二个
电子容易很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价Na+。
镁的I1和I2小相差不多，但I2比I3小很多，所以镁容易失去两个电子形成+2价Mg2+。
铝的I1、I2、I3相差不多，但I3比I4小很多，所以铝容易失去两个电子形成+3价Al3+。
利用逐级电离能可判断元素的化合价
2.判断元素的化合价
【任务五】电离能的应用
1.判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
如果某元素的In+1>>In，则该元素的常见化合价为+n价。
如：钠I2>>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
3.推断元素原子的核外电子排布
同一能层的电子电离能相差较小；
不同能层的电子电离能相差较大。
推断电子是否排布在同一能层
【评价任务】课本P28，T6
6. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据
A
元素 电离能/(kJ·mol—1) I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中，错误的是( )
A. R元素基态原子的电子排布式为
B. R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C. R元素的最高正化合价是＋2价
D. R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
【评价任务】课本P232，T11
11.Mn与Fe两元素的部分电离能数据如下表所示，比较
两元素的I2、I3可知，气态Mn2+再失去一个电子比气
态Fe2+再失去一个电子更难。对此，你的解释是
元素 Mn Fe
电离能 (kJ·mol—1) I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
Mn2+的价层电子排布为3d5，3d轨道为半充满，比较稳定；Fe2+的价层电子排布为3d6，再失去一个电子即可达到3d轨道半充满比较稳定状态。
【评价任务】
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
√
4.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li ②B C Be N
③He Ne Ar ④ Na Al S P
Li >Na> K
N> C > Be > B
He >Ne > Ar
P >S >Al> Na
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，则该元素是_____(填写元素符号)。
电离能 I1 I2 I3 I4 …
kJ/mol 578 1 817 2 745 11 575 …
(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。
Al
ⅡA
课堂小结
元素周期律
原子半径
电离能
原子半径的递变规律影响原子半径的因素
微粒半径大小比较
电离能及其递变规律影响电离能的因素
电离能的应用
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
元素周期律
第3课时 电负性
【旧知回顾 】元素的金属性、非金属性
问题1：同周期、同主族元素的金属性、非金属性有何
递变规律？
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
问题2：比较元素金属性、非金属性强弱的方法有哪些？
(1)元素的金属性强弱判断依据：
①金属与水或酸反应置换出H2难易程度；
②金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱；
③金属单质与某些盐溶液的置换反应(强置换弱)。
(2)元素的非金属性强弱判断依据：
①非金属单质与H2化合难易程度；
②氢化物越稳定，非金属性越强；
③非金属元素的最高价氧化物对应的水化物
④非金属与某些盐溶液的置换反应(强置换弱)。
【提出问题】对于不同周期、不同主族的元素，如何
比较金属性、非金属性强弱？？
【任务一】认识电负性
1.相关概念
(1)化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的
强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
(2)键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
2.电负性
(1)概念：
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大
描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
键合电子
2.电负性
(1)概念: 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
【任务一】认识电负性
(2)计算标准：
以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
鲍林
电负性是相对值，没单位。
【思考与讨论1】同周期、同主族元素的
电负性变化规律是怎样的？
【任务二】电负性递变规律
电负性增大
电负性
减小
电负性最大的元素F
电负性最小的元素Cs
【任务二】电负性递变规律
1.同周期
从左到右，元素的电负性逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
2.同主族
从上到下，元素的电负性呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
【问题】电负性的递变规律与元素金属性、非金属性
的递变规律有何联系？
电负性增大
电负性
减小
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
【任务三】电负性的应用
1.判断元素种类及金属性和非金属性强弱
电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
①电负性 ＞ 1.8 非金属元素
②电负性 ＜ 1.8 金属元素
③电负性 ≈ 1.8 类金属元素
既有金属性，又有非金属性
如：电负性 N：3.0； S：2.5，非金属性：N＞S
【注意】特例：
电负性Pb:1.9、Bi:1.9,它们为金属元素
【任务三】电负性的应用
2.判断化学键的类型
成键原子间的电负性差值可作化学键类型的判断依据。
(1)电负性差值＞1.7
(2)电负性差值＜1.7
共价键
离子键
形成
形成
例如：HCl：电负性H：2.1，Cl：3.0，
Cl与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；
MgCl2：电负性Mg：1.5，Cl与Al的电负性之差为
3.0－1.2＝1.8＞1.7，因此MgCl2为离子化合物。
(NaH除外)
(HF除外)
【任务三】电负性的应用
3.判断共价化合物中元素的化合价
电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
H
C
H
H
H
甲硅烷
甲烷
H
Si
H
H
H
例如：
SiH4
+4
-1
CH4
-4
+1
电负性：
H：2.1
C：2.5
Si：1.8
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“对角线规则”。
1.0
1.2
1.5
1.5
2.0
1.8
【任务三】电负性的应用
4.解释元素的“对角线”规则
相似性：
①Li、Mg在空气中的燃烧
产物均为氧化物；
②铍和铝的氢氧化物均为
两性氢氧化物；
③B和Si的含氧酸都是弱酸。
【评价任务】课本P29，第7题
7.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×"。
(1)s区全部是金属元素( )
(2)电负性的大小可以作为判断元素非金属性强弱的依据( )
(3)第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据( )
(4)共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价( )
(5)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大( )
(6)第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于钾元素
后面第五位( )
(7)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属( )
×
氢元素为非金属
√
×
如第一电离能：Mg＞Al，但金属性：Mg＞Al
√
×
如电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N
√
×
如：Pb的电负性为1.9，但属于金属元素
【评价任务】
课本P29，第2、3、4题
5.下列是几种基态原子的电子排布式，电负性最大
的原子是( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
6.下表给出了14种元素的电负性(用γ表示)：
(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____< γ <____。
(3)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH：____、NH3：___、CH4：___、ICl：___。
0.8
1.2
Na
H
H
I
元素周期律
原子半径
电离能
原子半径的递变规律影响原子半径的因素
微粒半径大小比较
电离能及其递变规律影响电离能的因素
电离能的应用
课堂小结
电负性
电负性相关概念
电负性的递变规律
电负性的应用
课堂小结
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
元素周期律
第2课时 原子半径 电离能
1.含义：
元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。
2.实质：
3.内涵：
【旧知回顾 】元素周期律
元素原子的核外电子排布周期性变化的结果。
原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、电离能、电负性的周期性变化。
【任务一】原子半径
思考与讨论1：
(1)元素周期表中的
同周期的主族元素从左到右，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？
原子半径减小
原
子
半
径
增
大
【任务一】原子半径
思考与讨论1：
(2)原子半径的大小取决于什么因素？
电子的能层数
核电荷数
原子半径
取决于
(3)如何用这两种因素解释原子半径的递变规律？
【任务一】原子半径
同周期，从左到右：
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，原子的半径减小。
同主族，从上到下：
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，原子的半径增大。
能层数相同，
核电荷数占主导
能层数占主导
【归纳小结】原子半径
1.递变规律
(1)同周期，随着核电荷数递增，原子半径逐渐减小；
(2)同主族，随着能层数递增，原子半径逐渐增大。
2.影响因素
(1)同周期，核电荷数占主导；
(2)同主族，能层数数占主导。
【随堂训练】1.比较下列微粒半径的大小
(1) Na、Mg、Al： ；
(2) Li、Na、K： ；
(3) O、F、Na： ；
(4) O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
；
(5) Fe、Fe2＋、Fe3＋： ；
(6) K＋、Mg2＋： ；
r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
r(Na)>r(Mg)>r(Al)
r(K)>r(Na)>r(Li)
r(Na)>r(O)>r(F)
r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
r(K＋)>r(Mg2＋)
最外层电子数相同时，能层数越多，半径越大。如：Li＜Na＜K， Li+＜Na+＜K+
能层数相同时，核电荷数越大，半径越小(序大径小)，如：O2—＞F—＞Na+
二看
核电荷数
同元素的不同粒子，价态越高半径越小，
如：Fe＞Fe2+＞Fe3+。
三看
元素价态
一看
能层数
(价高径小)
【归纳小结】微粒半径大小比较方法
核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照。
【随堂训练】
2.四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3； ④1s22s22p5。
四种原子按半径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
【任务二】认识电离能(I)
1.第一电离能
(1)定义：
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。
(2)符号：I1 单位：kJ/mol
2.逐级电离能
气态＋1价离子再相继失去电子所需要的最低能量叫第二、第三……电离能，用I2、I3……表示。
M(g)= M+ (g) + e— I1 (第一电离能)
M+(g)= M2+ (g) + e— I2 (第二电离能)
M2+(g)= M3+ (g) + e— I3 (第三电离能)
【任务二】认识电离能(I)
3. 表示式
表示气态原子失去电子难易程度
4.电离能的意义：
电离能越小，气态原子(离子) 失电子；
电离能越大，气态原子(离子) 失电子。
越容易
越难
【任务三】第一电离能I1的递变规律
思考与讨论2：
请观察课本P23图1-22，分析总结：随原子序数递增，同周期或者同族元素的第一电离能有什么规律？
每周期的第一种元素I1最小，最后一种元素I1最大；
同一周期从左到右，随着原子序数的增大，I1在总体上呈增大趋势。
【任务三】第一电离能I1的递变规律
同族元素从上到下，I1变小
【归纳小结】第一电离能I1的递变规律
1.同一周期
(1)从左到右总体上呈增大趋势。碱金属元素I1最小，
稀有气体元素I1最大；
(2)特殊：B、Al、O、S元素的I1比同周期相邻元素低！
2.同一主族，从上到下，电离能逐渐减小。
思考与讨论3：从原子结构角度解释为何呈现这样的规律？
【任务四】第一电离能I1的影响因素
1.同族从上到下，原子半径增大，核对最外层电子的
吸引力减小，I1逐渐减小。
原
子
半
径
增
大
2.同周期从左到右，核电
荷数增大，原子半径减
小，核对最外层电子的
吸引力增大，I1逐渐增大。
原子半径减小
3s23p4
【问题】为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们
左边元素的电离能低？
2s22p1
3s23p1
2s22p4
课本P24，资料卡片
分析：对于B和Al，第一电离能失去
的是np能级的电子，E(ns)＜E(np)，
np能级的电子能量高，更容易失去。
3s23p4
2s22p4
P24，资料卡片
N: 2s22p3
P: 3s23p3
分析：对于O和S，
一是N和P的电子排布是半充满, 较稳定；
二是O和S失去的是已配对的电子，配对
电子相互排斥，电子较易失去。
思考与讨论3：
(1)碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。
【任务五】电离能的应用
1.判断同族元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
【注意】同周期元素电离能递变会出现反常，
利用电离能判断金属性强弱有局限性。
思考与讨论3：
(2)下表是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级
电离能越来越大？
同一元素的逐级电离能逐渐增大，即I1＜I2＜I3，这是由于随着电子的逐个失去，半径变小，核对电子的吸引作用增强，再失去一个电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越多，逐级电离能逐渐增大。
思考与讨论3：
(2)这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么联系？
电离能突变说明什么？
思考与讨论3：
(2)这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么联系？
钠的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失第二个
电子容易很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价Na+。
镁的I1和I2小相差不多，但I2比I3小很多，所以镁容易失去两个电子形成+2价Mg2+。
铝的I1、I2、I3相差不多，但I3比I4小很多，所以铝容易失去两个电子形成+3价Al3+。
利用逐级电离能可判断元素的化合价
2.判断元素的化合价
【任务五】电离能的应用
1.判断元素金属性的强弱
电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
如果某元素的In+1>>In，则该元素的常见化合价为+n价。
如：钠I2>>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。
3.推断元素原子的核外电子排布
同一能层的电子电离能相差较小；
不同能层的电子电离能相差较大。
推断电子是否排布在同一能层
【评价任务】课本P28，T6
6. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据
A
元素 电离能/(kJ·mol—1) I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中，错误的是( )
A. R元素基态原子的电子排布式为
B. R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C. R元素的最高正化合价是＋2价
D. R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
【评价任务】课本P232，T11
11.Mn与Fe两元素的部分电离能数据如下表所示，比较
两元素的I2、I3可知，气态Mn2+再失去一个电子比气
态Fe2+再失去一个电子更难。对此，你的解释是
元素 Mn Fe
电离能 (kJ·mol—1) I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
Mn2+的价层电子排布为3d5，3d轨道为半充满，比较稳定；Fe2+的价层电子排布为3d6，再失去一个电子即可达到3d轨道半充满比较稳定状态。
【评价任务】
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
√
4.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li ②B C Be N
③He Ne Ar ④ Na Al S P
Li >Na> K
N> C > Be > B
He >Ne > Ar
P >S >Al> Na
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，则该元素是_____(填写元素符号)。
电离能 I1 I2 I3 I4 …
kJ/mol 578 1 817 2 745 11 575 …
(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。
Al
ⅡA
课堂小结
元素周期律
原子半径
电离能
原子半径的递变规律影响原子半径的因素
微粒半径大小比较
电离能及其递变规律影响电离能的因素
电离能的应用
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
元素周期律
第3课时 电负性
【旧知回顾 】元素的金属性、非金属性
问题1：同周期、同主族元素的金属性、非金属性有何
递变规律？
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
问题2：比较元素金属性、非金属性强弱的方法有哪些？
(1)元素的金属性强弱判断依据：
①金属与水或酸反应置换出H2难易程度；
②金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱；
③金属单质与某些盐溶液的置换反应(强置换弱)。
(2)元素的非金属性强弱判断依据：
①非金属单质与H2化合难易程度；
②氢化物越稳定，非金属性越强；
③非金属元素的最高价氧化物对应的水化物
④非金属与某些盐溶液的置换反应(强置换弱)。
【提出问题】对于不同周期、不同主族的元素，如何
比较金属性、非金属性强弱？？
【任务一】认识电负性
1.相关概念
(1)化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的
强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
(2)键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
2.电负性
(1)概念：
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大
描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
键合电子
2.电负性
(1)概念: 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
【任务一】认识电负性
(2)计算标准：
以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
鲍林
电负性是相对值，没单位。
【思考与讨论1】同周期、同主族元素的
电负性变化规律是怎样的？
【任务二】电负性递变规律
电负性增大
电负性
减小
电负性最大的元素F
电负性最小的元素Cs
【任务二】电负性递变规律
1.同周期
从左到右，元素的电负性逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
2.同主族
从上到下，元素的电负性呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
【问题】电负性的递变规律与元素金属性、非金属性
的递变规律有何联系？
电负性增大
电负性
减小
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
【任务三】电负性的应用
1.判断元素种类及金属性和非金属性强弱
电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
①电负性 ＞ 1.8 非金属元素
②电负性 ＜ 1.8 金属元素
③电负性 ≈ 1.8 类金属元素
既有金属性，又有非金属性
如：电负性 N：3.0； S：2.5，非金属性：N＞S
【注意】特例：
电负性Pb:1.9、Bi:1.9,它们为金属元素
【任务三】电负性的应用
2.判断化学键的类型
成键原子间的电负性差值可作化学键类型的判断依据。
(1)电负性差值＞1.7
(2)电负性差值＜1.7
共价键
离子键
形成
形成
例如：HCl：电负性H：2.1，Cl：3.0，
Cl与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；
MgCl2：电负性Mg：1.5，Cl与Al的电负性之差为
3.0－1.2＝1.8＞1.7，因此MgCl2为离子化合物。
(NaH除外)
(HF除外)
【任务三】电负性的应用
3.判断共价化合物中元素的化合价
电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
H
C
H
H
H
甲硅烷
甲烷
H
Si
H
H
H
例如：
SiH4
+4
-1
CH4
-4
+1
电负性：
H：2.1
C：2.5
Si：1.8
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“对角线规则”。
1.0
1.2
1.5
1.5
2.0
1.8
【任务三】电负性的应用
4.解释元素的“对角线”规则
相似性：
①Li、Mg在空气中的燃烧
产物均为氧化物；
②铍和铝的氢氧化物均为
两性氢氧化物；
③B和Si的含氧酸都是弱酸。
【评价任务】课本P29，第7题
7.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×"。
(1)s区全部是金属元素( )
(2)电负性的大小可以作为判断元素非金属性强弱的依据( )
(3)第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据( )
(4)共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价( )
(5)电负性越大，元素的非金属性越强，第一电离能也越大( )
(6)第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于钾元素
后面第五位( )
(7)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属( )
×
氢元素为非金属
√
×
如第一电离能：Mg＞Al，但金属性：Mg＞Al
√
×
如电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N
√
×
如：Pb的电负性为1.9，但属于金属元素
【评价任务】
课本P29，第2、3、4题
5.下列是几种基态原子的电子排布式，电负性最大
的原子是( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
6.下表给出了14种元素的电负性(用γ表示)：
(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____< γ <____。
(3)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH：____、NH3：___、CH4：___、ICl：___。
0.8
1.2
Na
H
H
I
元素周期律
原子半径
电离能
原子半径的递变规律影响原子半径的因素
微粒半径大小比较
电离能及其递变规律影响电离能的因素
电离能的应用
课堂小结
电负性
电负性相关概念
电负性的递变规律
电负性的应用
课堂小结