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课件网) 第2课时 元素的电负性及其变化规律 (基础课) 第1章 原子结构与元素性质 第3节 元素性质及其变化规律 素养目标 1．认识元素的电负性的周期性变化。形成“结构决定性质”的观念，能从宏观和微观相结合的视角认识元素性质的变化规律。 2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。 3．了解元素周期律的应用价值。 旧知 回顾 元素原子得电子能力的判断依据 1．同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体元素)。 2．非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。 3．非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的简单气态氢化物越稳定，得电子能力越强。 4．不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力M>N。 必备知识 自主预习 一、元素的电负性及其变化规律与应用 1．电负性 (1)概念：元素的原子在化合物中_____能力的标度。 (2)标准：选定氟的电负性为 ____，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．电负性的变化规律(主族元素) (1)同一周期从左到右，元素的电负性____。 (2)同一主族自上而下，元素的电负性____。 吸引电子 4.0 递增 递减 3．电负性的应用 (1)判断金属性和非金属性的强弱 通常，电负性小于2的元素大部分是____元素；电负性大于2的元素大部分是_____元素。 (2)判断化合物中元素化合价的正负 化合物中，电负性大的元素易呈现__价；电负性小的元素易呈现__价。 金属 非金属 负 正 (3)判断化学键的类型 电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是_____；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是_____。 离子键 共价键 判一判 (正确的打“√”，错误的打“×”) (1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。 ( ) (2)非金属性越强的元素，电负性越小。 ( ) (3)电负性差值大的元素原子之间一定形成离子键。 ( ) × × × 原子核外电子排布 价电子 想一想 周期表中元素的电负性为什么出现周期性变化？ 提示：原子的核外电子排布出现周期性变化，故引起元素电负性出现周期性变化。 关键能力 情境探究 [问题探究] 1．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？ 电负性规律及其应用 提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。 2．同一周期元素的电负性如何变化？同一主族元素的电负性如何变化？解释原因。 提示：同一周期元素随着核电荷数递增，原子核对核外电子吸引力逐渐增强，故元素电负性逐渐增大；同一主族元素随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引力逐渐减小，故元素电负性逐渐减小。 3．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？ 提示：不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。 [归纳总结] 1．判断元素电负性大小的方法 (1)非金属电负性>金属电负性。 (2)运用同周期、同主族电负性变化规律。 (3)利用简单气态氢化物的稳定性。 (4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱。 (5)利用单质与H2化合的难易程度。 (6)利用单质与水或酸反应置换氢气的难易程度。 (7)利用化合物中所呈现的化合价。 (8)利用置换反应。 2．电负性的应用 (1)判断元素类型 (2)判断化合物中元素化合价的正负 ①在共价化合物中，电负性大的元素吸引电子能力强，共用电子对偏向该元素，该元素显负价；反之该元素显正价。 ②在离子化合物中，可以把离子键看成极强的共价键，然后利用元素电负性进行化合价正负的判断。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，则钠元素显正价， ... ...
