1.2.3《 电负性 元素周期律 》课件（共29张）2020-2021学年人教版高二化学选修3
文档属性
| 名称 | 1.2.3《 电负性 元素周期律 》课件（共29张）2020-2021学年人教版高二化学选修3 |  | |
| 格式 | ppt | ||
| 文件大小 | 756.7KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2021-03-24 21:47:29 | ||
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文档简介
第三课时
电负性 元素周期律原理
第二节 原子结构与元素的性质
第一章 原子结构与性质
核心素养发展目标
1．通过阅读思考、讨论交流等学习活动，能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性判断元素的金属性与非金属性强弱，解释锂和镁、铍和铝、硼和硅元素性质上的相似性。
2．通过问题探究、小组合作学习等，能根据元素的电负性数据，解释元素的“对角线”规则，并列举实例予以说明。
3.能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质，进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高运用元素的“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
活动一、原子结构对原子半径的影响
【情景导入】通过前面的学习我们已经知道，在元素周期表中，元素的性质（如原子半径、化合价、元素金属性与非金属性、电离能等）随着核电荷数的增加呈现周期性变化，随着科学的发展，定性研究元素的性质已远远不够，定量描述元素的性质已成为科学的必然（如上节学到的电离能），本节课我们将进一步探究另外一种定量研究元素性质的物理量—电负性。
【阅读思考1】阅读教材P18-19页内容，思考键合电子和电负性的含义是什么？
【温馨提示】①键合电子是指元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 ②孤电子是元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。
③电负性是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。所以我们可以直接根据电负性的大小来判断原子在化合物中吸引电子能力的相对强弱。
④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。电负性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（如P19页图1—22）。
【阅读思考2】(2)电负性的衡量标准是如何确定的？结合教材P19页表1-23数据，思考同周期、同主族元素的电负性变化有何规律？
【温馨提示】（1）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。因此，电负性是相对值，没有单位。 (2)递变规律：①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。②同主族元素中，从上到下，元素的电负性呈减小趋势(注意：部分主族的元素间有反常)。电负性一般不用来讨论稀有气体。
【讨论交流1】（1）如何利用元素电负性大小判断金属性和非金属性强弱？
【温馨提示】①金属的电负性
一般小于1.8，电负性越小，
金属性越强；②非金属的电负性一般大于1.8，
电负性越大，非金属性越强；③位于非金属区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。（2）如何利用元素电负性大小判断化合物的类型？
【讨论交流2】（2）如何利用元素电负性大小判断化合物的类型？
【温馨提示】①一般认为，如果两成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物；如果两成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。例如：HCl中H：2.1，Cl：3.0,3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物。②并不是所有电负性差大于1.7的元素原子都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。
【讨论交流2】（3）如何判断化合物中各元素化合价的正负？
【温馨提示】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，元素的化合价为负值。例如，NaH中，Na：0.9，H：2.1，电负性数值H大于Na，故在NaH中Na显正价，H显负价。
【问题探究】下表给出了16种元素的电负性数值。
元素
H
Li
Be
B
C
N
O
F
电负性
2.1
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
0.8
问题思考：(1)根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？
(2)预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)?
(3)利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
【温馨提示】（1）同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
（2）电负性最大的元素为F元素，电负性最小的元素为Cs元素。
（3）由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
【对应训练】
1.已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( )
A．第一电离能Y可能小于X
B．气态氢化物的稳定性：HmY>HnX
C．最高价含氧酸的酸性：X强于Y
D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
【答案】B【解析】据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，故第一电离能Y可能小于X，A项正确；气态氢化物稳定性Y弱于X，B项错误；最高价含氧酸的酸性X强于Y，C项正确；电负性值大的吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性值小的吸引电子能力弱，在化合物中显正价，D项正确。
2．下列说法不正确的是( )
A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．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
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点
【答案】A【解析】同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，ⅠA族和ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
活动二、对角线规则及应用
【观察思考】观察教材P19页图1—23主族元素电负性数据，结合教材P20页“科学探究”，回答什么是对角线规则？
【温馨提示】在元素周期中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，
这三对元素在周期表中位置如下表
所示：
【讨论交流】如何用电负性解释对角线规则中元素性质具有相似性？请举例说明。
【温馨提示】Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为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，它们的性质表现出相似性。如Li和Mg①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)；②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2；③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O；④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2；⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。⑥Be和Al：Be(OH)2、Al(OH)3 均属于难溶的两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸等。
【问题探究】按照电负性的递变规律可推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？锂和镁的电负性分别为1.0和1.2，同时根据“对角线规则”，锂和镁性质应该相似。则锂在空气中燃烧的主要产物是什么？同时还会有少量的什么物质生成？
【温馨提示】根据电负性的递变规律，在周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。镁能和空气中的氧气、氮气反应，锂的性质与镁类似，也会发生与镁相似的反应，生成相似的产物为Li2O和Li3N。
【对应训练】
1.下列物质性质具有相似性，但与对角线规则没有联系的是( )
A．蒸发氯化铝溶液最终得到固体氧化铝；蒸发氯化铍溶液最终得到固体氧化铍(BeO)
B．镁在氮气中燃烧生成氮化镁；锂在氮气中燃烧生成氮化锂(Li3N)
C．二氧化硅熔点很高；硼晶体熔点很高
D．偏铝酸钠溶液呈碱性；铍酸钠(Na2BeO2)溶液呈碱性
【答案】 C【解析】(1)氯化铝、氯化铍都是强酸弱碱盐，水溶液中均能发生水解反应，当蒸发溶液时水解平衡向右移动，氯化氢挥发，生成的氢氧化物在加热条件下最终得到氧化物固体，A选项不符合题意；锂和镁都能与氮气反应且容易发生，B选项不符合题意；二氧化硅是硅的氧化物，而硼晶体是硼单质，C选项符合题意；偏铝酸钠和铍酸钠溶液都呈碱性，说明偏铝酸和铍酸都是弱酸，D选项不符合题意。
2．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测中不正确的是( )
①Be的氧化物可能具有两性
②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气
③At单质为有色固体，At不溶于水也不溶于稀硝酸
④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
⑤SrSO4是难溶于水的白色固体
⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④ B．②④⑥
C．①③⑤ D．②④⑤
【答案】B【解析】由“对角线规则”知氧化铍与氧化铝性质相似。铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气。锂燃烧只能生成氧化锂。硒化氢的稳定性小于硫化氢。
活动三、元素周期律
【讨论归纳】元素的性质随核电荷数递增发生周期性递变，叫元素周期律。元素周期律主要体现在哪些方面？
【温馨提示】元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、电离能、电负性等的周期性变化。
【问题探究】第二、三、四周期的同周期主族元素中，第一电离能有哪些特殊情况？电负性呢？
【温馨提示】①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。②同周期：从左到右，电负性越来越大，非金属性越来越强。③第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg＞Al，P＞S。
【归纳小结】(1)同周期主族元素性质的递变规律，完成下表内容：
性质
同周期(从左→右)
电子层结构
电子层数(能层数)相同，最外层电子数逐渐增多
原子半径
逐渐减小
第一电离能
一般规律是由小→大，但ⅡA和ⅤA族元素由于具有全空和半充满状态，比较稳定，比相邻主族元素的第一电离能大
电负性
逐渐增大
主要化合价
最高化合价由＋1→＋7(O、F除外)，非金属负价＝－(8－族序数)
非金属气态氢化物形成的难易及稳定性
形成条件由难→易，稳定性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱
得失电子能力
失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
金属性和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
(2)同主族元素性质的递变规律，完成下表内容：
性质
同主族(由上→下)
电子层结构
电子层数(能层数)递增，最外层电子数相同
原子半径
逐渐增大
第一电离能
逐渐减小
电负性
逐渐减小
得失电子能力
失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱
主要化合价
最高正化合价＝族序数(O、F除外)非金属负价＝－(8－族序数)
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强
非金属气态氢化物形成的难易
形成条件由易到难，稳定性逐渐减弱及稳定性
金属性与非金属性
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
【对应训练】
1．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是( )
元素
A
B
C
D
E
最低化合价
－4
－2
－1
－2
－1
电负性
2.5
2.5
3.0
3.5
4.0
A.C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E
B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C．元素B、C之间不可能形成化合物
D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
【答案】D【解析】根据电负性和最低化合价，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl。B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同。C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成SCl2等化合物。D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。
2．以下有关元素性质的说法不正确的是( )
A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl中，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
【答案】D【解析】A项，①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，正确；B项，①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为P，正确；C项，同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小；同一周期元素，电负性呈增大趋势，正确；D项，根据各级电离能变化趋势，基态原子的最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应呈＋2价，D错。
课堂检测
1．下列对电负性的理解不正确的是( )
A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B．元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小
C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
【答案】D【解析】同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此，电负性与原子结构有关。
2．下列说法中不正确的是( )
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．元素电负性：N C．电负性是相对的，所以没有单位
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
【答案】D【解析】A、B、C都是正确的。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。
3．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( )
A．第一电离能的大小：Mg>Al
B．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳
D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
【答案】B【解析】同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性C4．X和Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知下列叙述正确的是( )
A．X的原子半径大于Y的原子半径
B．X的电负性大于Y的电负性
C．X的阴离子半径小于Y的阳离子半径
D．X的第一电离能小于Y的第一电离能
【答案】 B【解析】X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，则Y在周期表中位于X的下一周期，Y比X多一个电子层，故原子半径Y＞X，电负性X＞Y，A项错误，B项正确；电子层结构相同，核电荷数越大，微粒半径越小，故X的阴离子半径大于Y的阳离子半径，C项错误；X易得电子形成阴离子，而Y易失电子形成阳离子，故第一电离能X＞Y，D项错误。
谢谢聆听！
电负性 元素周期律原理
第二节 原子结构与元素的性质
第一章 原子结构与性质
核心素养发展目标
1．通过阅读思考、讨论交流等学习活动，能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性判断元素的金属性与非金属性强弱，解释锂和镁、铍和铝、硼和硅元素性质上的相似性。
2．通过问题探究、小组合作学习等，能根据元素的电负性数据，解释元素的“对角线”规则，并列举实例予以说明。
3.能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质，进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高运用元素的“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
活动一、原子结构对原子半径的影响
【情景导入】通过前面的学习我们已经知道，在元素周期表中，元素的性质（如原子半径、化合价、元素金属性与非金属性、电离能等）随着核电荷数的增加呈现周期性变化，随着科学的发展，定性研究元素的性质已远远不够，定量描述元素的性质已成为科学的必然（如上节学到的电离能），本节课我们将进一步探究另外一种定量研究元素性质的物理量—电负性。
【阅读思考1】阅读教材P18-19页内容，思考键合电子和电负性的含义是什么？
【温馨提示】①键合电子是指元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 ②孤电子是元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。
③电负性是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。所以我们可以直接根据电负性的大小来判断原子在化合物中吸引电子能力的相对强弱。
④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。电负性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（如P19页图1—22）。
【阅读思考2】(2)电负性的衡量标准是如何确定的？结合教材P19页表1-23数据，思考同周期、同主族元素的电负性变化有何规律？
【温馨提示】（1）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。因此，电负性是相对值，没有单位。 (2)递变规律：①同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。②同主族元素中，从上到下，元素的电负性呈减小趋势(注意：部分主族的元素间有反常)。电负性一般不用来讨论稀有气体。
【讨论交流1】（1）如何利用元素电负性大小判断金属性和非金属性强弱？
【温馨提示】①金属的电负性
一般小于1.8，电负性越小，
金属性越强；②非金属的电负性一般大于1.8，
电负性越大，非金属性越强；③位于非金属区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。（2）如何利用元素电负性大小判断化合物的类型？
【讨论交流2】（2）如何利用元素电负性大小判断化合物的类型？
【温馨提示】①一般认为，如果两成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物；如果两成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。例如：HCl中H：2.1，Cl：3.0,3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物。②并不是所有电负性差大于1.7的元素原子都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。
【讨论交流2】（3）如何判断化合物中各元素化合价的正负？
【温馨提示】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，元素的化合价为负值。例如，NaH中，Na：0.9，H：2.1，电负性数值H大于Na，故在NaH中Na显正价，H显负价。
【问题探究】下表给出了16种元素的电负性数值。
元素
H
Li
Be
B
C
N
O
F
电负性
2.1
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
0.8
问题思考：(1)根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？
(2)预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)?
(3)利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
【温馨提示】（1）同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
（2）电负性最大的元素为F元素，电负性最小的元素为Cs元素。
（3）由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
【对应训练】
1.已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( )
A．第一电离能Y可能小于X
B．气态氢化物的稳定性：HmY>HnX
C．最高价含氧酸的酸性：X强于Y
D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
【答案】B【解析】据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，故第一电离能Y可能小于X，A项正确；气态氢化物稳定性Y弱于X，B项错误；最高价含氧酸的酸性X强于Y，C项正确；电负性值大的吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性值小的吸引电子能力弱，在化合物中显正价，D项正确。
2．下列说法不正确的是( )
A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．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
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点
【答案】A【解析】同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，ⅠA族和ⅦA族元素的电负性从上到下都逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
活动二、对角线规则及应用
【观察思考】观察教材P19页图1—23主族元素电负性数据，结合教材P20页“科学探究”，回答什么是对角线规则？
【温馨提示】在元素周期中，某些主族元素与右下方的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，
这三对元素在周期表中位置如下表
所示：
【讨论交流】如何用电负性解释对角线规则中元素性质具有相似性？请举例说明。
【温馨提示】Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为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，它们的性质表现出相似性。如Li和Mg①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)；②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2；③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O；④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2；⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。⑥Be和Al：Be(OH)2、Al(OH)3 均属于难溶的两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸等。
【问题探究】按照电负性的递变规律可推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？锂和镁的电负性分别为1.0和1.2，同时根据“对角线规则”，锂和镁性质应该相似。则锂在空气中燃烧的主要产物是什么？同时还会有少量的什么物质生成？
【温馨提示】根据电负性的递变规律，在周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。镁能和空气中的氧气、氮气反应，锂的性质与镁类似，也会发生与镁相似的反应，生成相似的产物为Li2O和Li3N。
【对应训练】
1.下列物质性质具有相似性，但与对角线规则没有联系的是( )
A．蒸发氯化铝溶液最终得到固体氧化铝；蒸发氯化铍溶液最终得到固体氧化铍(BeO)
B．镁在氮气中燃烧生成氮化镁；锂在氮气中燃烧生成氮化锂(Li3N)
C．二氧化硅熔点很高；硼晶体熔点很高
D．偏铝酸钠溶液呈碱性；铍酸钠(Na2BeO2)溶液呈碱性
【答案】 C【解析】(1)氯化铝、氯化铍都是强酸弱碱盐，水溶液中均能发生水解反应，当蒸发溶液时水解平衡向右移动，氯化氢挥发，生成的氢氧化物在加热条件下最终得到氧化物固体，A选项不符合题意；锂和镁都能与氮气反应且容易发生，B选项不符合题意；二氧化硅是硅的氧化物，而硼晶体是硼单质，C选项符合题意；偏铝酸钠和铍酸钠溶液都呈碱性，说明偏铝酸和铍酸都是弱酸，D选项不符合题意。
2．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测中不正确的是( )
①Be的氧化物可能具有两性
②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气
③At单质为有色固体，At不溶于水也不溶于稀硝酸
④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
⑤SrSO4是难溶于水的白色固体
⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④ B．②④⑥
C．①③⑤ D．②④⑤
【答案】B【解析】由“对角线规则”知氧化铍与氧化铝性质相似。铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气。锂燃烧只能生成氧化锂。硒化氢的稳定性小于硫化氢。
活动三、元素周期律
【讨论归纳】元素的性质随核电荷数递增发生周期性递变，叫元素周期律。元素周期律主要体现在哪些方面？
【温馨提示】元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、电离能、电负性等的周期性变化。
【问题探究】第二、三、四周期的同周期主族元素中，第一电离能有哪些特殊情况？电负性呢？
【温馨提示】①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。②同周期：从左到右，电负性越来越大，非金属性越来越强。③第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg＞Al，P＞S。
【归纳小结】(1)同周期主族元素性质的递变规律，完成下表内容：
性质
同周期(从左→右)
电子层结构
电子层数(能层数)相同，最外层电子数逐渐增多
原子半径
逐渐减小
第一电离能
一般规律是由小→大，但ⅡA和ⅤA族元素由于具有全空和半充满状态，比较稳定，比相邻主族元素的第一电离能大
电负性
逐渐增大
主要化合价
最高化合价由＋1→＋7(O、F除外)，非金属负价＝－(8－族序数)
非金属气态氢化物形成的难易及稳定性
形成条件由难→易，稳定性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱
得失电子能力
失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
金属性和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
(2)同主族元素性质的递变规律，完成下表内容：
性质
同主族(由上→下)
电子层结构
电子层数(能层数)递增，最外层电子数相同
原子半径
逐渐增大
第一电离能
逐渐减小
电负性
逐渐减小
得失电子能力
失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱
主要化合价
最高正化合价＝族序数(O、F除外)非金属负价＝－(8－族序数)
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强
非金属气态氢化物形成的难易
形成条件由易到难，稳定性逐渐减弱及稳定性
金属性与非金属性
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
【对应训练】
1．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是( )
元素
A
B
C
D
E
最低化合价
－4
－2
－1
－2
－1
电负性
2.5
2.5
3.0
3.5
4.0
A.C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E
B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C．元素B、C之间不可能形成化合物
D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
【答案】D【解析】根据电负性和最低化合价，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl。B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同。C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成SCl2等化合物。D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。
2．以下有关元素性质的说法不正确的是( )
A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl中，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋
【答案】D【解析】A项，①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，正确；B项，①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为P，正确；C项，同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小；同一周期元素，电负性呈增大趋势，正确；D项，根据各级电离能变化趋势，基态原子的最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应呈＋2价，D错。
课堂检测
1．下列对电负性的理解不正确的是( )
A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B．元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小
C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
【答案】D【解析】同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此，电负性与原子结构有关。
2．下列说法中不正确的是( )
A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果
B．元素电负性：N
D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小
【答案】D【解析】A、B、C都是正确的。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。
3．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( )
A．第一电离能的大小：Mg>Al
B．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳
D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
【答案】B【解析】同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性C
A．X的原子半径大于Y的原子半径
B．X的电负性大于Y的电负性
C．X的阴离子半径小于Y的阳离子半径
D．X的第一电离能小于Y的第一电离能
【答案】 B【解析】X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，则Y在周期表中位于X的下一周期，Y比X多一个电子层，故原子半径Y＞X，电负性X＞Y，A项错误，B项正确；电子层结构相同，核电荷数越大，微粒半径越小，故X的阴离子半径大于Y的阳离子半径，C项错误；X易得电子形成阴离子，而Y易失电子形成阳离子，故第一电离能X＞Y，D项错误。
谢谢聆听！