（人教版选修3）第一章
《原子结构与性质》教学设计
第二节
原子结构与元素的性质
（第三课时
电负性
元素周期律）
课题：1.2.3
电负性
元素周期律
课时
1
授课班级
教
学
分
析
本课时为人教版选修三第四章第二节《原子结构与性质》内容。本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解。本节内容共分三课时完成，本课时为第三课时，主要学习电负性的概念及与原子结构的关系、对角线规则既应用、元素周期律知识的概念和总结等知识，进一步明确元素的性质的内容及与原子结构的关系。
对于电负性概念的教学，应突出电负性与元素性质间的关系。可以通过引导学生对教科书中图1—23所列元素的电负性数据与元素性质间规律的探究，认识到金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大；元素的电负性越小，元素的金属性越强，元素的电负性越大，元素的非金属性越强，电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。在观察思考、问题探究的的基础上，认识和理解“对角线规则”的涵义及应用。元素周期律教学主要是通过在教师引导下，讨论交流、归纳总结、评价补充等活动，自然形成和加深对元素周期律的认识和理解。
教
学
目
标
知识与技能
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。
过程与方法
通过阅读思考、讨论交流、问题探究等活动，体验科学探究的过程，探索在学习化学知识的过程中如何将知识系统化，便于归纳和整理，掌握规范答题的方法和技巧。
情感态度价值观
通过探索解答具体问题的思路和方法,提升将零散知识整合成完整知识的能力，培养发现问题、分析问题和解决问题的能力，养成良好的学习习惯，形成不断探索的科学品质。
教学重点
电负性的周期性变化及电负性与元素性质的关系
教学难点
用元素的电负性解释对角线规则
教学过程
教学步骤、内容
教学方法
【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。
【板书】活动一、元素的电负性及应用
【思考1】（1）阅读教材P18-19页内容，思考键合电子、孤电子和电负性的含义是什么？
【交流1】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。
【交流2】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。
【交流3】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。
【交流4】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）。
【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？
【交流1】（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。
【交流2】(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？
【投影】
【交流1】①金属的电负性一般小于1.8，电负性越小，金属性越强；
【交流2】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；
【交流3】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。
【讨论2】（2）如何利用元素电负性大小判断化合物的类型？
【交流1】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。
【交流2】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3】（3）如何判断化合物中各元素化合价的正负？
【交流】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HLiBeBCNOF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0元素NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.82.12.53.00.8
【问题1】(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？
【交流】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。
【问题2】(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)?
【交流】电负性最大的元素为F元素，电负性最小的元素为Cs元素。
【问题3】(3)利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
【交流】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。
【典例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。
【板书】活动二、对角线规则及应用
【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？
【交流】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】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。
【交流1】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)；
【交流2】②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2；
【交流3】③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O；
【交流4】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；
【交流5】⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。
【交流6】Be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？
【交流】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。
【典例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。
【典例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。
【板书】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？
【交流】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？
【交流1】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。
【交流2】②同周期：从左到右，电负性越来越大，非金属性越来越强。
【交流3】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】(1)同周期主族元素性质的递变规律，完成下表内容：
【投影】
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
【归纳小结2】(2)同主族元素性质的递变规律，完成下表内容：
【投影】
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
【典例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ABCDE最低化合价－4－2－1－2－1电负性2.52.53.03.54.0
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。
【典例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。
【课后巩固】教材P22页7、8、9、10
【课后提升】1．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3。则下列有关比较中正确的是( )
A．第一电离能：③＞②＞①
B．原子半径：③＞②＞①
C．电负性：③＞②＞①
D．最高正化合价：③＝②＞①
【答案】
A
【解析】
由三种元素基态原子的电子排布式可知，①是硫元素、②是磷元素、③是氮元素。磷元素原子3p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S＜P，同主族自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能N>P，故第一电离能N＞P＞S，即③＞②＞①，A正确；同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径P＞S，同主族元素从上至下原子半径逐渐增大，故P＞N，B错误；同周期自左而右元素电负性逐渐增大，所以电负性P＜S，C错误；最高正化合价等于最外层电子数，所以最高正化合价：①＞②＝③，D错误。
2.
不能说明X的电负性比Y的大的是（
）
A.
与H2化合时X单质比Y单质容易
B.
X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C.
X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D.
X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
【答案】
C
【解析】
A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；B项，X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；C项，X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y大，如Si的电负性比H小；D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；
答案选C。
3．下列说法正确的是( )
A．SiH4比CH4稳定
B．O2－半径比F－的小
C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na强
D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4的酸性比H3AsO4的弱
【答案】
C
【解析】
选项A中C与Si属于同主族元素，其氢化物的稳定性从上到下逐渐减弱，即CH4比SiH4稳定；选项B中O2－与F－的电子层结构相同，核电荷数小的，离子半径大，所以O2－半径大于F－半径；选项C中Na与Cs同主族，随着核电荷数的增大，原子失去电子的能力逐渐增强，即失去电子的能力：Cs>Na；选项D中根据同主族元素的最高价氧化物对应的水化物从上到下酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强，所以酸性：H3PO4>H3AsO4。
4.
X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )
A.
X的原子半径比Y小
B.
X和Y的核电荷数之差为m－n
C.
电负性X>Y
D.
第一电离能X【答案】
D
【解析】
X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，X处于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素。A.X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径X>Y，A错误；B.Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a-m=b+n，所以a-b=m+n，B错误；C.X为金属元素，Y为非金属元素，元素的金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越强，其电负性越大，所以元素的电负性：X5.
(双选)根据下表信息，判断以下叙述正确的是( )
部分短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号LMQRT原子半径/nm0.1600.1430.1120.1040.066主要化合价＋2＋3＋2＋6、－2－2
A.
氢化物的沸点为H2TQ
B.
M与T形成的化合物具有两性
C.
L2＋与R2－的核外电子数相等
D.
5种元素中L的电负性最小，T的电负性最大
【答案】
BD
【解析】
同一周期从左到右（稀有气体除外），原子半径逐渐减小，同主族从上到下，原子半径逐渐增大；根据图表信息可知：T只有-2价，为O元素，R有正价和负价，且半径比O大，应为S元素，L与Q同为+2价，为金属元素，且半径减少，Q为Be、L为Mg；M元素为金属元素，半径介于L与R之间，为Al元素；H2O分子之间存在有氢键，沸点反常，H2O>H2S；金属性Mg>Be，A错误；Al2O3既能与强酸反应，又能与强碱反应，具有两性，B正确；Mg2+
核外电子数为10,、S2-核外电子数为18，不相等，C错误；O、S、Be、Mg、Al五种元素中，金属性最强，电负性最小的为Mg，非金属性最强，电负性最大的为O，D正确；正确选项BD。
6.在周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成_______（填化学式，下同）外，也生成微量的_______。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是___________，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为________________________________________________________。
(3)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为___________________________________________________。
(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是____________
_______________________________________________________。
【答案】（1））Li2O
Li3N（2）Be(OH)2
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O（3）Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑（4）将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物
【解析】
(1)根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似。在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。(2)铍为第二周期、第ⅡA族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性，可写出离子方程式：Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3＋3CH4↑，当遇适量强碱溶液时有Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。(4)根据离子化合物在溶于水或熔融时导电，而共价化合物熔融时不导电，可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明BeCl2是共价化合物。
知识
结构
与
板书
设计
第二节
原子结构与元素的性质
第三课时
电负性
元素周期律
二、元素周期律
4、元素的电负性及应用
（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）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。
（3）特点：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0。相对量，五单位。
（4）规律：同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐变大。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。
（5）应用：判断非金属性强弱
5、对角线规则及应用
（1）定义：
（2）应用：对角线元素性质表现出相似性。如Li和Mg
6、元素周期律
（1）定义：元素的性质随核电荷数递增发生周期性递变。
（2）体现：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。
教学
回顾
原子结构与元素的性质是中学化学重要的基础理论，是整个中学化学教材中的重点内容。教材内容较抽象，理论性强，在教学过程中要注重学习方法的指导，做到“授之以渔”。与原教材相比较，原教材比较注重知识的传授，强调接受形学习；新课程强调使学生形成积极主动的学习态度，使获得知识与技能的过程成为学生学会学习和形成正确价值观的过程。因此，在实施教学的过程当中，应该创造一切条件让学生主动参与知识探究的全过程
，对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的科学素养。（人教版选修3）1.2.3《电负性
元素周期律》课时训练试题
（时间：40分钟
满分：100分）
一、单项选择题：本题包括12小题，每小题5分，共60分。
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O2．下列各组元素的电负性大小顺序正确的是( )
A．S＜N＜O＜F
B．S＜O＜N＜F
C．Si＜Na＜Mg＜Al
D．Br＜H＜Zn
【答案】 A
【解析】 电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。同一周期从左到右元素的电负性增大；同一主族从上到下电负性减小。根据这一规律判断，可得出正确答案。
3．下列是几种原子的基态电子排布式，其中电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4
B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2
D．1s22s22p63s23p64s2
【答案】
A
【解析】
根据四种原子的基态电子排布式可知，选项A中原子有两个电子层，最外层有6个电子，最容易得到电子，电负性最大。
4．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述不正确的是( )
A．还原性：Na>Mg>Al
B．电负性：NaC．第一电离能：NaD．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
【答案】
C
【解析】
第一电离能同周期从左到右一般呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的p轨道全空或半充满是较稳定结构，所以其电离能较相邻元素的略大。
5．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是( )
A．原子半径：④>③>②>①
B．第一电离能：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】
B
【解析】
由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。根据元素周期律可知：第一电离能为④>③>②>①，A正确；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；F无正价，②、③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。
6．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中，正确的是( )
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性：X>Y
D．第一电离能：X【答案】
D
【解析】
Xm＋和Yn－的核外电子排布相同，则质子数：X>Y，在元素周期表中，X应在Y的下一周期的左边，所以原子半径X>Y，X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y，电负性X小于Y。
7．a、b、c、d是四种短周期元素。a、b、d同周期，c、d同主族。
a的原子结构示意图为，b与c形成的化合物的电子式为。下列说法中正确的是( )
A．原子半径：a＞c＞d＞b
B．电负性：a＞b＞d＞c
C．原子序数：d＞a＞c＞b
D．最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a
【答案】
D
【解析】
由a的原子结构示意图分析得，a应为硅元素，位于第三周期；因为a、b、d同周期，b元素显＋1价，故b应为Na；又因c显－3价，则c应为氮或磷，但d为第三周期元素，且c与d同主族，故d应为磷，c应为氮元素。将a、b、c、d四种元素代入分析即可解答。
8.下列不属于元素电负性的应用的是( )
A.判断一种元素是金属还是非金属
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键的类型
D.判断化合物的溶解度
【答案】
D
【解析】
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,A项属于;化合物中电负性大的显负价,电负性小的显正价,B项属于;若电负性差值大于1.7则形成离子键,小于1.7则形成共价键,C项属于;D项,不能从电负性角度判断化合物的溶解度,D项不属于。
9.
锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物叙述正确的是( )
A.
Li2SO4难溶于水
B.
Li与N2反应的产物是Li3N
C.
LiOH易溶于水
D.
LiOH与Li2CO3受热都很难分解
【答案】
B
【解析】
元素周期表中，处于对角线位置的元素具有相似的性质，则根据??MgSO4，Mg，Mg(OH)2，?MgCO3的性质可推断Li2SO4，Li，LiOH，Li2CO3的性质。A．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，硫酸镁易溶于水，所以硫酸锂易溶于水，故A错误；B．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，镁和氮气反应生成氮化镁，所以锂和氮气反应生成?Li3N，故?B正确；C．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，氢氧化镁不易溶于水，所以氢氧化锂属于不易溶物质，故C错误；D．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，氢氧化镁和碳酸镁受热易分解，所以氢氧化锂和碳酸锂受热也易分解，故D错误。答案选B。
10.
下列各组元素性质的递变情况错误的是
A.
Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B.
P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
C.
N、O、F电负性依次增大
D.
Na、K、Rb第一电离能逐渐增大
【答案】
D
【解析】
A．Li、Be、B原子最外层电子数分别为1、2、3，则原子最外层电子数依次增多，选项A正确；B．P、S、Cl元素最外层电子数分别为5、6、7，最高正价分别为+5、+6、+7，最高正价依次升高，选项B正确；C．同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增强，则N、O、F电负性依次增大，选项C正确，D．同主族元素从上到下元素的第一电离能依次减小，则Na、K、Rb元素的第一电离能依次减小，选项D错误。答案选D。
11．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是( )
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2
080
4
000
6
100
9
400
R
500
4
600
6
900
9
500
S
740
1
500
7
700
10
500
T
580
1
800
2
700
11
600
U
420
3
100
4
400
5
900
A.元素的电负性最大的可能是Q元素
B．R和S均可能与U在同一主族
C．U元素可能在元素周期表的s区
D．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素
【答案】
B
【解析】
由表中数据可知，A项正确；根据第一电离能的数据可知，R的最外电子层应该有1个电子，S的最外电子层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；U的最外电子层有1个电子，可能属于s区元素，C项正确；T元素最外层有3个电子，价电子排布可能是ns2np1，D项正确。
12.A、B、C、D四种元素,已知A元素是地壳中含量最多的元素;B元素为金属元素,它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和;C元素是第三周期第一电离能最小的元素;D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是( )
A.四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B.元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C.元素A、C简单离子的半径大小关系为AD.元素B、C电负性大小关系为B>C
【答案】
C
【解析】
地壳中含量最高的元素是氧,A为氧元素;从B元素的电子排布可知,其为钙元素;第三周期第一电离能最小的元素是钠,故C为钠元素;0族元素是同周期第一电离能最大的元素,故D元素是Ar。A、C离子分别是O2-、Na+,二者具有相同的电子层结构,钠的原子序数较大,故离子半径O2->Na+,C项错误。
二、非选择题：本体包括3小题，共40分。
13．（10分）(1)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________。
(2)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。
(3)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________。
(4)电负性N________O(用“＞”或“＜”填空)。
(5)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________。
【答案】 (1)O＞Ge＞Zn (2)O (3)H＜C＜O
(4)＜ (5)C
【解析】 (1)Zn和Ge为同周期元素，Ge在Zn的右边，因此Ge的电负性比Zn的强；O为活泼的非金属元素，电负性强于Ge和Zn，因此三者电负性由大至小的顺序为O、Ge、Zn。(2)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型，则A为O元素，B为Na元素；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C为P元素，D为Cl元素；非金属性越强，元素的电负性越大，则四种元素中电负性最大的是O元素。(3)非金属性越强，则电负性越大，故H、C、O三种元素的电负性依次增大。(4)同周期元素，原子序数越大，电负性越大，故电负性N＜O。(5)Ni的外围电子排布为3d84s2,3d能级上有2个未成对电子。第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小。
14．（12分）仔细观察如下示意图：
回答下列问题：
(1)B原子的电子排布式为________，B元素位于元素周期表的第________周期________族。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是________(填“酸性”、“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是___________________。
(3)根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸________(填“强”或“弱”)，理由是_____________________________________________________________。
【答案】 (1)1s22s22p1 二 第ⅢA
(2)两性 Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O，
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
(3)弱 硼的非金属性比碳弱
【解析】 (1)B是5号元素，电子排布式为1s22s22p1。
(2)Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，差别在于Be的化合价是＋2价。
(3)B比C的非金属性弱。
15.（18分）下列给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
已知两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)一般来说，同一周期中，从左到右，元素的电负性________________；同一主族中，从上到下，元素的电负性______________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：_________________________________________。
(3)Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为________化合物。在S和Cl元素形成的化合物中，________元素呈负价，理由是________________________________________________________________________。
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Li和________、Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是________________________。写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：____________________________________________________________。
【答案】 (1)逐渐变大 逐渐变小 周期性
(2)F Na 离子
(3)离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大
(4)Mg Al Si 电负性数值相近 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
【解析】 本题考查的是电负性知识的综合应用。(1)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，电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度，电负性越大，非金属性越强。(2)短周期元素中，F元素的电负性最大(为4.0)，Na元素的电负性最小(为0.9)，两种元素的电负性差值为3.1，大于1.7，故NaF为离子化合物。(3)F和Al元素的电负性差值为2.5，大于1.7，故AlF3也为离子化合物；Cl和Al的电负性差小于1.7，故AlCl3为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S元素显正价，Cl元素显负价(电负性：Cl>S)。(4)根据“对角线规则”，Be和Al的性质相似，Be(OH)2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。第一章
《原子结构与性质》导学案
第二节
原子结构与元素的性质
（第三课时
电负性
元素周期律）
【学习目标】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。
【学习重点】电负性的周期性变化及电负性与元素性质的关系
【学习难点】用元素的电负性解释对角线规则
【自主学习】
旧知回顾：1.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
所需的
最低能量叫做第一电离能。元素第一电离能符号：
I1
。第一电离能数值越
小
，原子越容易失去一个电子，元素金属性越
强
。
2.对同一周期的元素而言，
第一种(碱金属和氢)
元素的第一电离能最小，
最后一种(稀有气体)
元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从
小
到
大
的变化趋势，表示元素原子越来越
难
失去电子。但同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为
ns2
，第ⅤA族元素的价电子排布为
ns2np3
，分别为
全充满
和
半充满
状态，比较稳定，所以第一电离能比同周期相邻元素的要
高
。同主族元素，自上而下第一电离能逐渐
减小
，表明自上而下原子越来越
易
失去电子。
新知预习：1.键合电子是元素相互化合时，原子中用于形成
化学键
的电子。
2.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
。电负性的数值是以氟的电负性为
4.0
作为相对标准，得出各元素的电负性。
3.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。
【同步学习】
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。
活动一、元素的电负性及应用
1.阅读思考：（1）阅读教材P18-19页内容，思考键合电子、孤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）。
(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。
2.讨论交流：（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？
【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。
（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。
3.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？
【温馨提示】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)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)?
【温馨提示】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)利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
【温馨提示】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
1.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：
2.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。
3.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
1.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。
2.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。
3.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：NC．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。
【课后巩固】教材P22页7、8、9、10
【课后提升】1．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3。则下列有关比较中正确的是( )
A．第一电离能：③＞②＞①
B．原子半径：③＞②＞①
C．电负性：③＞②＞①
D．最高正化合价：③＝②＞①
【答案】
A
【解析】
由三种元素基态原子的电子排布式可知，①是硫元素、②是磷元素、③是氮元素。磷元素原子3p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S＜P，同主族自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能N>P，故第一电离能N＞P＞S，即③＞②＞①，A正确；同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径P＞S，同主族元素从上至下原子半径逐渐增大，故P＞N，B错误；同周期自左而右元素电负性逐渐增大，所以电负性P＜S，C错误；最高正化合价等于最外层电子数，所以最高正化合价：①＞②＝③，D错误。
2.
不能说明X的电负性比Y的大的是（
）
A.
与H2化合时X单质比Y单质容易
B.
X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C.
X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D.
X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
【答案】
C
【解析】
A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；B项，X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；C项，X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y大，如Si的电负性比H小；D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y大；
答案选C。
3．下列说法正确的是( )
A．SiH4比CH4稳定
B．O2－半径比F－的小
C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na强
D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4的酸性比H3AsO4的弱
【答案】
C
【解析】
选项A中C与Si属于同主族元素，其氢化物的稳定性从上到下逐渐减弱，即CH4比SiH4稳定；选项B中O2－与F－的电子层结构相同，核电荷数小的，离子半径大，所以O2－半径大于F－半径；选项C中Na与Cs同主族，随着核电荷数的增大，原子失去电子的能力逐渐增强，即失去电子的能力：Cs>Na；选项D中根据同主族元素的最高价氧化物对应的水化物从上到下酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强，所以酸性：H3PO4>H3AsO4。
4.
X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是( )
A.
X的原子半径比Y小
B.
X和Y的核电荷数之差为m－n
C.
电负性X>Y
D.
第一电离能X【答案】
D
【解析】
X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，X处于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素。A.X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径X>Y，A错误；B.Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a-m=b+n，所以a-b=m+n，B错误；C.X为金属元素，Y为非金属元素，元素的金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越强，其电负性越大，所以元素的电负性：X5.
(双选)根据下表信息，判断以下叙述正确的是( )
部分短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.143
0.112
0.104
0.066
主要化合价
＋2
＋3
＋2
＋6、－2
－2
A.
氢化物的沸点为H2TQ
B.
M与T形成的化合物具有两性
C.
L2＋与R2－的核外电子数相等
D.
5种元素中L的电负性最小，T的电负性最大
【答案】
BD
【解析】
同一周期从左到右（稀有气体除外），原子半径逐渐减小，同主族从上到下，原子半径逐渐增大；根据图表信息可知：T只有-2价，为O元素，R有正价和负价，且半径比O大，应为S元素，L与Q同为+2价，为金属元素，且半径减少，Q为Be、L为Mg；M元素为金属元素，半径介于L与R之间，为Al元素；H2O分子之间存在有氢键，沸点反常，H2O>H2S；金属性Mg>Be，A错误；Al2O3既能与强酸反应，又能与强碱反应，具有两性，B正确；Mg2+
核外电子数为10,、S2-核外电子数为18，不相等，C错误；O、S、Be、Mg、Al五种元素中，金属性最强，电负性最小的为Mg，非金属性最强，电负性最大的为O，D正确；正确选项BD。
6.在周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成_______（填化学式，下同）外，也生成微量的_______。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是___________，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为________________________________________________________。
(3)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为___________________________________________________。
(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是____________
_______________________________________________________。
【答案】（1））Li2O
Li3N（2）Be(OH)2
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O（3）Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑（4）将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物
【解析】
(1)根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似。在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。(2)铍为第二周期、第ⅡA族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性，可写出离子方程式：Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3＋3CH4↑，当遇适量强碱溶液时有Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。(4)根据离子化合物在溶于水或熔融时导电，而共价化合物熔融时不导电，可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明BeCl2是共价化合物。
【我的思】
。