第一章 第二节 第3课时 元素周期律(二)

第3课时元素周期律(二)一、电负性1．有关概念与意义(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，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．递变规律(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．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)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。

特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。

例1(2018·北京朝阳区期中)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【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案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，电负性逐渐减小，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。

人教必修二第一章第二节元素周期律第三课时元素周期律和元素周期表的应用.教学设计[教学设计]*教学目标知识与技能：1、了解原子结构与元素性质的关系。

2、知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

3、了解元素周期表和元素周期律的应用。

过程与方法：1、通过对前面所学知识的归纳、比较，加深对“位、构、性”统一关系的认识。

2、阅读教材、查阅资料，体会元素周期表和元素周期律对生产、生活及科学研究的指导作用情感、态度与价值观：1、通过对“位、构、性”三者关系的分析，培养学生辩证唯物主义观点和科学创新精神。

2、培养学生由个别到一般的研究问题的方法；从宏观到微观、从现象到本质的认识事物的科学方法。

*教学分析元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

学会使用周期表，能运用“位、构、性”辩证统一的关系进行准确推断，是本节的教学目的。

元素周期表学生已不陌生，但学生并不能够系统、全面的认识；元素周期律已初步了解，但学生从原子结构的角度去认识元素性质的递变规律还有一定的难度。

针对这种情况，可让学生根据原子结构理论及周期律有关知识对同一周期、同一主族元素性质的递变规律进行理论推导，从而使学生更深刻地理解结构与性质的关系，及量变引起质变的辩证唯物主义观点。

更重要的是使学生会用辩证的思想指导自己的学习。

具体教学思路是：引导观察阅读→自主合作讨论→归纳总结规律→分析本质原因→具体应用。

*重点难点元素性质和原子结构的关系。

*教学媒介和教学方法1、教学媒介：多媒体，实物投影仪2、教学方法：引导分析法、归纳比较法、逻辑推理法*教学过程设计（新课引入]师：首先我给大家讲一则故事---门捷列夫预言亚铝密度师：听完这则故事，你有何感想？生1：门捷列夫的预言太神奇啦！简直不可思议。

生2：元素周期律对新元素的发现及结构、性质的预测提供了重要的线索，对科学技术的发展具有重大的指导意义。

师：说得好。

元素周期表、元素周期律的作用和意义是重大而深远的，今天我们就具体学习一下元素周期律和元素周期表的应用。

第一章 物质结构 元素周期律第一节 元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核得构成原子 A Z X核电荷数(Z) = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数2、质量数将原子核内所有得质子与中子得相对质量取近似整数值加起来,所得得数值,叫质量数。

XA Z ——元素符号质量数——核电荷数——（核内质子数）表示原子组成的一种方法a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数请看下列表示a b+dXc+e质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)阳离子 a W m+ :核电荷数＝质子数>核外电子数,核外电子数＝a －m阴离子 b Y n -:核电荷数＝质子数<核外电子数,核外电子数＝b ＋n补充:1、原子就是化学变化中得最小粒子;2、分子就是保持物质得化学性质中得最小粒子;3、元素就是具有相同核电荷数即核内质子数得一类原子得总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子得一种原子称为核素。

同位素:质子数相同而中子数不同得同一元素得不同核素(原子)互为同位素。

2、同位素得特点 ①化学性质几乎完全相同原子核核外电子 Z 个中子 (A -Z)个质子 Z 个②天然存在得某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占得原子个数百分比(即丰度)一般就是不变得。

练习:1、法国里昂得科学家最近发现一种只由四个中子构成得粒子,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元素”。

下列有关“四中子”粒子得说法不正确得就是( )A.该粒子不显电性B.该粒子质量数为4C.与氢元素得质子数相同D.该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子得核外电子数相等,与它们对应得原子得核电荷数由大到小得顺序就是___________ 。

3、现有b X n－与aY m＋两种离子,它们得电子数相同,则 a 与下列式子有相等关系得就是( )(A)b－m－n (B) b＋m＋n(C)b－m＋n (D) b＋m－n4、某元素得阳离子R n＋,核外共用x个电子,原子得质量数为A,则该元素原子里得中子数为( )(A)A－x－n (B)A－x＋n (C)A＋x－n (D)A＋x＋n三、元素周期表得结构．．．．．．．．1、编排原则:①按原子序数递增得顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．得各元素从左到右排成一横行．．。

教案
［讲］同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性
元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。

通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于的元素，大部分是非金属元素。

非金属元素的电负性越大，非金属元素越
［科学探究］
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”。

查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和。

第二节元素周期律学案（第三课时）知识点一、元素的位、构、性三者之间的关系：一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系⑴同一周期的元素，从左到右，一般是：原子的电子层数且周期数等于；原子序数逐渐；原子的得电子能力逐渐；元素的非金属性逐渐；元素氢化物的稳定性逐渐；元素最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性逐渐；原子失去电子越来越难；元素金属性逐渐；元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐；原子半径逐渐。

⑵同一主族内的元素，从上到下，一般是：原子的最外层电子数且族序数等于，原子序数逐渐；原子的电子层数逐渐；原子核对最外层电子的吸引力逐渐；原子得电子能力逐渐；元素的非金属性逐渐；元素氢化物的稳定性逐渐；元素最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性逐渐；原子失电子能力越来越易；元素金属性逐渐；元素最高价氧化物对应的水化物（碱）的碱性逐渐；金属单质的熔点、沸点等物理性质逐渐；非金属单质的熔点、沸点等物理性质逐渐。

知识点二、元素周期表应用：⑴确定元素在周期表中的位置：例：原子序数为34 的元素，确定其在周期表中的位置。

⑵推断元素最高价氧化物及其对应水化物；气态氢化物的化学式：例：在短周期元素中，如果元素气态氢化物为H n R，其最高价氧化物水化物分子中含m个氧原子，则最高价氧化物对应水化物的化学式是。

⑶推断元素的金属性或非金属性；最高价氧化物对应水化物的碱性或酸性的强弱，气态氢化物的稳定性，还原性的强弱。

例1：X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素，下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）。

A、X原子的电子层数比Y原子的多B、X的气态氢化物比Y的稳定C、X的氢化物的沸点比Y的低D、Y的单质能将X从NaX溶液中置换出来。

例2：下列各项叙述中一定能说明元素X的非金属性比Y的非金属性强的是（）。

A、X的最高正价比Y的高B、气态氢化物溶于水后的酸性X比Y强。

C、X的单质能与Y的氢化物反应生成Y单质。

D、在反应中，X原子比Y原子得到的电子数少。