高中化学第一章第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)教案高二化学教案

【第

3课时

元素周期律

(

二)

】之小船创作[

核心修养发展目标

]

1.宏观辨别与微观探析：能从原子结构角度理解元素的电负性及递变规律，能利用元素的电负性解说元素的某些性质。2.凭证推理与模型认知：理解元素的第一电离能、电负性与元素金属性、非金属性之间的关系，认识元素的对角线规则，形成构造决定性质的认知模型，并能运用该模型剖析“位—构—性”之间的关系。一、电负性1．相关看法与意义键合电子：元素互相化合时，原子顶用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性：用来描绘不一样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。电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。2．递变规律同周期，自左到右，元素的电负性渐渐增大，元素的非金属性渐渐加强、金属性渐渐减弱。同主族，自上到下，元素的电负性渐渐减小，元素的金属性渐渐加强、非金属性渐渐减弱。3．应用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界限的“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，金属元素越开朗；非金属元素的电负性越大，非金属元素越开朗。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衰，元素的化合价为正当。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。判断化合物的种类如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

，所以

AlCl

3为共价化合物；同理，

BeCl2也是共价键形成的共价化合物。特别提示电负性之差大于1.7的元素不必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·北京旭日区期中

)

以下说法不正确的选项是

(

)A．ⅠA族元素的电负性从上到下渐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下渐渐增大B．电负性的大小能够作为权衡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族的看法【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A分析同主族自上而下元素的金属性渐渐加强，非金属性逐渐减弱，电负性渐渐减小，A项不正确；电负性的大小能够作为权衡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，与卤素相像，能支持可将氢元素放在ⅦA

族的看法，

D项正确。例

2

一般以为，假如两个成键元素的电负性相差大于

1.7，它们往常形成离子键；假如两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们往常形成共价键。查阅以下元素的电负性数值，判断以下化合物：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2中(1)属于共价化合物的是______________________________________________________。(2)属于离子化合物的是______________________________________________________。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi1.2.1.2.3.4.1.3.0.3.2.2.1.电负性1.25055000095158【考点】元素的电负性【题点】电负性的应用答案(1)②③⑤⑥(2)①④分析依据表格中的数据分别剖析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。二、元素的对角线规则1．察看Li-Mg、Be-Al、B-Si在周期表中的地点，思虑为什么它们的性质拥有相像性？答案这能够由元素的电负性获得解说：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性靠近，说明它们对键合电子的吸引力相当，进而表现出相像的性质。2．试写出Mg在空气中焚烧的化学方程式：(已知Mg与O2、N2、CO2都能反响)答案点燃点燃点燃2Mg＋O2=====2MgO、3Mg＋N2=====MgN、2Mg＋CO=====3222MgO＋C3．试设计实考证明BeCl2是共价化合物。答案将BeCl2加热到熔融状态，不可以导电，则证明BeCl2是共价化合物。元素的对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相像的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互熔)，被称为“对角线规则”。处于“对角线”地点的元素，它们的性质拥有相像性的根来源因是它们的电负性靠近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因此表现出相像的性质。例3认真察看如图，回答以下问题：(1)B的原子构造表示图为________，B元素位于元素周期表的第________周期________族。铍的最高价氧化物的水化物是________化合物(填“酸性”“碱性”或“两性”)，证明这一结论的相关离子方程式是__________________________________________________。依据周期律知识，硼酸酸性比碳酸______________，原由是___________________。依据Mg在空气中的焚烧状况，Li在空气中焚烧生成的产物为________(用化学式表示)。【考点】对角线规则【题点】对角线规则及其应用答案(1)二ⅢA(2)两性－2－＋Be(OH)2＋2OH===BeO2＋2H2O，Be(OH)2＋2H2＋＋2H2O===Be弱硼的非金属性比碳弱(4)Li2O、Li3N分析

(1)B

是5号元素，原子构造表示图为

。(2)Be(OH)

2与

Al(OH)

3的化学性质相像，但差异在于

Be的化合价是＋

2价。(3)B

比C的非金属性弱。(4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反响得MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。1．正误判断电负性是相对的，没有单位(√)金属元素的电负性必定大于1.8(×)形成化合物时，电负性越小的元素，越易显负价(×)电子排布为1s22s22p6的元素，电负性最大(×)一般状况下，电负性相差越大的两种元素，越易形成离子化合物(√)依据对角线规则，B和Mg的电负性靠近(×)2．以下对于电负性的表达中不正确的选项是()A．电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大B．电负性是以氟为4.0作为标准的相对值C．元素电负性越大，元素非金属性越强D．同一周期元素从左到右，电负性渐渐变大【考点】元素的电负性【题点】电负性的看法及变化规律答案A分析电负性是描绘不一样元素的原子对键合电子吸引力的大小，所以电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。3．(2019·泉州高二调研)元素电负性随原子序数的递加而增大的是()A．NaKRbB．NPAsC．OSClD．SiPCl【考点】元素的电负性【题点】电负性的看法及变化规律答案D分析一般来说，同周期元素从左到右，电负性渐渐增大；同主族元素从上到下，电负性渐渐减小。4．利用元素的电负性不可以判断的是()A．元素原子的得电子能力B．化学键的类型(离子键和共价键)C．元素的活动性D．元素稳固化合价的数值【考点】元素的电负性【题点】电负性的应用答案D分析元素电负性是元素原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大，元素原子得电子能力越强)、化学键的类型(两元素电负性差值小于1.7的一般是形成共价键，大于1.7的一般是形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越开朗，电负性越大的非金属元素越开朗)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价)，但不可以判断元素稳固化合价的数值。5．元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价同样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：元素AlBBeCClFH电负性1.52.01.52.53.04.02.1元素MgNNaOPKSi电负性1.23.00.93.52.10.81.8已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。依据表中给出的数据，可推知元素的电负性拥有的变化规律是________________________________________________________________________________________。预计钙元素的电负性的取值范围：________<γ<________。请指出以下化合物中显正价的元素：NaH：__________、NH3：__________、CH4：________、ICl：____________。(4)表中切合“对角线规则”的元素有Be和________、B和________，它们的性质分别有必定的相像性，原由是___________________________________________________________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：________________________________________。【考点】元素的电负性【题点】元素电负性的综合答案(1)同周期从左到右，元素原子的电负性渐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性渐渐减小(3)NaHHI(4)AlSi电负性值邻近Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、－2－＋2HOBe(OH)2＋2OH===BeO22分析(1)由题给信息可知，同周期从左到右，元素原子的电负性渐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性渐渐减小。(2)联合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：K<Ca<Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8<γ<1.2。电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。(4)“对角线规则”指在元素周期表中某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相像，其原由是元素的电负性值邻近。题组一电负性的比较和应用1．(2019·桂林高二月考)以下对电负性的理解不正确的选项是()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应了元素原子对键合电子吸引力的大小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，与原子构造没关【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案D分析一般来说，同周期从左到右主族元素的电负性渐渐增大，同主族元素从上到下元素的电负性渐渐减小，所以，电负性与原子构造相关。2．以下各组元素按电负性大小摆列正确的选项是()A．F>N>OB．O>Cl>FC．As>P>ND．Cl>S>As【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案D分析电负性的变化规律一般是：同一周期，从左到右，递增；同一主族自上而下，递减。所以，F>O>N、F>O>Cl、N>P>As、Cl>S>As。3．以下说法不可以说明X的电负性比Y的大的是()A．与氢化合时X单质比Y单质简单B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强C．X原子的最外层电子数比Y原子的多D．X的单质能够把Y从其氢化物中置换出来【考点】元素的电负性【题点】电负性的综合答案C分析若X的电负性比Y的大，则表示X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不可以决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，所以C项不可以说明X的非金属性比Y的强。4．(2018·湖南师大附中高二月考)从电负性角度看，以下各组元素原子间最易形成离子键的是()A．H、FB．Ca、SC．Na、ClD．K、O【考点】元素的电负性【题点】电负性的应用答案D分析H、F均是非金属元素，其原子间只好形成共价键；电负性相差越大的金属元素与非金属元素的原子之间越易形成离子键，题述元素中K的电负性最小而O的电负性比S、Cl的大。题组二元素周期律的综合考察5．(2019·苏州高二检测)以下对于元素周期律和元素周期表的表达正确的选项是()A．室温下，0族元素的单质均为气体B．同一周期(第一周期除外)元素中，碱金属元素的第一电离能最大C．同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大D．同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期元素的电负性最小【考点】元素周期律的综合考察【题点】元生性质的递变规律答案A分析0族元素为罕有气体，其单质在常温下均为气体，A项正确；同一周期(第一周期除外)中，元素的第一电离能从左到右呈增大趋向，故碱金属元素的第一电离能最小，B项错误；同一周期(第一周期除外)中，元素的原子半径从左到右渐渐减小，故第ⅦA族元素的原子半径最小，C项错误；同主族(第ⅠA族除外)中，元素的电负性从上到下渐渐减小，故第二周期元素的电负性最大，D项错误。6．(2018·长郡中学高二月考)以下选项中的各组元素(从左到右)同时知足以下三个条件的是()①原子半径挨次减小；②第一电离能渐渐高升；③电负性逐渐增大A．Na、Mg、AlB．C、O、NC．Li、Na、KD．I、Cl、F【考点】元素周期律的综合考察【题点】元生性质的递变规律答案D分析Na、Mg、Al为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径渐渐减小，电负性渐渐增大，

Mg原子的

3s

能级处于全充满状态，故

Mg的第一电离能大于

Al

的第一电离能，

A项错误；C、O、N为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径渐渐减小，故原子半径：N>O，B项错误；同主族元素从上到下，原子半径渐渐增大，故Li、Na、K的原子半径逐渐增大，C项错误；I、Cl、F是同主族元素，同主族元素从下到上，原子半径渐渐减小，第一电离能渐渐高升，电负性渐渐增大，D项正确。7．在元素周期表中的某些元素之间存在着特别的“对角线”关系，如Li～Mg、Be～Al、B～Si性质相像。以下说法不正确的选项是()A．氢氧化铍是两性氢氧化物B．B、Si的电负性数值邻近C．Li、Mg的原子半径邻近，且核外电子排布邻近D．Li在O2中焚烧能生成Li2O【考点】元素的对角线规则【题点】元素对角线规则及应用答案C分析处于“对角线”地点的元素，其电负性靠近，性质相似，但原子半径差异较大，核外电子排布截然相反，故C项错误。8．以下相关微粒性质的摆列次序中，错误的选项是()A．元素的电负性：P<O<FB．元素的第一电离能：C<N<O2－＋2＋C．离子半径：O>Na>MgD．原子的未成对电子数：Mn>Si>Cl【考点】元素周期律的综合考察【题点】元生性质的综合比较答案B分析同一周期从左到右，元素的电负性渐渐变大，所以电负性N<O<F，同一主族从上到下，元素的电负性渐渐变小，所以电负性N>P，故元素的电负性P<O<F，A正确；C、N、O中N的第一电离能最大，B错误；核外电子排布同样的微粒，依据核电荷数越大部分径越小知，离子半径2－＋2＋，CO>Na>Mg正确；Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1，即原子的未成对电子数Mn>Si>Cl，D正确。9．(2019·烟台高二月考)以下表达中，A的金属性必定比B的金属性强的是()A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A的氢氧化物为两性化合物，B的氢氧化物为弱碱C．1molA与酸反响生成的H2比1molB与酸反响生成的H2多D．A元素的电负性比B元素的电负性小【考点】元素周期律的综合考察【题点】元素金属性、非金属性强弱比较答案D分析Mg的最外层电子数为2，Cu的最外层电子数为1，但Mg的金属性比Cu强。Al(OH)3为两性化合物，Mg(OH)2为弱碱，但Mg的金属性比Al强。金属与酸或水反响时的强烈程度可作为判断金属性强弱的依照，但金属性强弱与生成H2的多少无必定联系。对于金属元素，电负性越小，金属性越强，故D项正确。10．如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示()①第一电离能②电负性③原子半径④简单离子半径⑤最高正化合价⑥形成简单离子转移的电子数A．①②③④⑤⑥B．①②③⑤C．②④⑤D．②⑤【考点】元素周期律的综合考察【题点】元生性质的递变规律答案D分析第三周期元素中Mg元素原子3s能级为全充满状态，P元素原子3p能级为半充满状态，均较稳固，则第一电离能：Mg>Al，P>S，①错误；同周期主族元素从左到右，电负性渐渐增大，②正确；同周期主族元素从左到右，原子半径渐渐减小，③错误；对于电子层构造同样的离子，原子序数越大，离子半径越小，同周期金属元素形成的简单阳离子半径从左到右渐渐减小，④错误；Na→Cl，最高正化合价由＋1→＋7，⑤正确；同周期主族元素原子形成简单离子转移的电子数，从左到右，金属元素原子渐渐增加，非金属元素原子渐渐减少，⑥错误。综上可知，D项正确。题组三“位—构—性”综合考察11．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常有化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则以下说法正确的是()A．31d和33d属于同种核素B．第一电离能：d>e，电负性：d<eC．气态氢化物的稳固性：a>d>eD．a和b形成的化合物不行能含共价键【考点】对于“位—构—性”的综合考察【题点】由原子构造为起点的综合考察答案

B分析

短周期元素中，

a为－2

价，e

为＋

6

价，均处于第ⅥA族，可推知

a为

O，e

为

S，b

有＋1

价，原子序数大于

O，则b为Na，由原子序数可知d处于第三周期，化合价为＋5，则d为P。31P和33P质子数同样，中子数不一样，是不一样的核素，互为同位素，A错误；同周期元素从左到右第一电离能增大，可是P原子3p轨道电子为半充满稳固状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S，电负性：P<S，B正确；元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳固性越强，则稳固性：H2O>H2S>PH3，C错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。12．(2018·扶余市第一中学期末)如图是元素周期表前周围期的一部分，以下相关R、W、X、Y、Z五种元素的表达中，正确的选项是

(

)A．往常状况下五种元素的单质中，

Z单质的沸点最高B．Y、Z

的阴离子电子层构造都与

R原子的同样C．W的电负性比

X的的电负性大D．第一电离能：

R＞W＞Y【考点】对于“位—构—性”的综合考察【题点】以部分元素周期表为起点的综合考察答案D分析依据元素在周期表中的地点可判断出：R为Ar、Z为Br、Y为S、W为P、X为N。Br2在常温下为液体，而S和P在常温下为固体，所以五种元素的单质中，不是Br2的沸点最高，A错误；S2－的电子层构造与Ar同样，而Br－的电子层构造与Ar不同样，B错误；N的电负性大于P的电负性，错误；同周期，从左到右，元素的第一电离能渐渐增大，但第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族的第一电离能，第ⅡA族的第一电离能大于第ⅢA族的第一电离能，所以第一电离能大小关系为Ar>P>S，D正确。13．下表给出了14种元素的电负性：元素电负性元素电负性元素电负性Al1.5B2.0Be1.5C2.5Cl3.0F4.0Li1.0Mg1.2N3.0Na0.9O3.5P2.1S2.5Si1.8运用元素周期律知识达成以下各题。同一周期中，从左到右，主族元素的电负性______________________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________________。所以主族元素的电负性随原子序数递加呈__________变化。短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于________化合物，用电子式表示该化合物的形成过程________________________________________。已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，往常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，往常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是__________，为共价化合物的是______________________________________________。【考点】元素的电负性【题点】电负性的综合答案(1)渐渐增大渐渐减小周期性(2)(3)Mg3N2BeCl2、AlCl3、SiC分析(1)剖析可知，所给元素位于元素周期表的第二、三周期，分属于7个主族：第二周期元素LiBeBCNOF电负性第三周期元素NaMgAlSiPSCl电负性能够看出：a.同周期从左到右，元素的电负性渐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性渐渐减小；b.跟着核电荷数的递加，元素的电负性体现周期性变化。(3)Mg3N2中Mg、N两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，故Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中构成元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，故这3种物质均为共价化合物。14．某班学生对BeCl2是离子化合物仍是共价化合物进行集体研究，从经验看铍是金属元素，易失掉电子，氯元素易得到电子，请回答以下问题。查表得悉，Be的电负性是1.5，Cl的电负性是3.0，则BeCl2应为________化合物。工业上制取BeCl2的方法是将获得的BeCl2溶液在HCl气流中蒸干灼烧，防备BeCl2水解，请写出BeCl2水解的化学方程式：______________________________________________。经实验考证，熔融的BeCl2不可以导电，说明它是________化合物；BeCl2能溶于水，水溶液能导电，是由于它在溶液中能电离，写出它的电离方程式________________________。在周期表中，铍元素和铝元素恰巧处于对角线地点，根据对角线规则，BeCl2应与________(填“MgCl2”或“AlCl3”)化学性质更相像。(5)0.1mol氢氧化铍恰巧能和100mL2mol·L－1的氢氧化钠溶液发生反响，写出反响的化学方程式_________________________________________________________________________。【考点】元素的对角线规则【题点】元素的对角线规则及其应用答案(1)共价(2)BeCl2＋2H2O2HCl＋Be(OH)22＋－(3)