1.2.3 元素周期律(二)学案【新教材】人教版（2019）高中化学选择性必修二

第二节 第3课时　元素周期律(二) 核心素养发展目标 1.能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。 2.理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系。 3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。 知识梳理 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。电负性越大的原子，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和锂的电负性为1.0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。 课堂练习 1、判断题 (1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小(　　) (2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(　　) (3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素(　　) (4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大 (　　) (5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点(　　) 答案　(1)√　(2)√　(3)