高中化学第1章原子结构第3节原子结构与元素性质第2课时元素的电负性及其变化规律学案鲁科版选修(1)
高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质 第2课时 元素的电负性及其变化规律名师课件 鲁科版选修
①MgO ②BeCl2 ③CO2 ④Mg3N2 ⑤IBr ⑥SOCl2 (2)判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4 ①离子化合物：__①__M_＋_g_2－O_2___②__B_＋_e2__C－_l1_2___③__＋C_4__O_－_22___④__M_＋_g2 _3N－_3_2_ _⑤__＋_I1_B_－r_1__⑥__＋S_4_－O_2C_－l_12___； ②共价化合物：_①__N_a_F_、__M__g_O__、__C_a__C_l_2 __②__H__C_l_、__N_O__2_、__C_H__4 __。
()
A．3s2
B．3s23p3
C．3s23p4
D．3s23p5
解析：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，A、B、
C、D 分别为 Mg、P、S、Cl，故 Mg 的电负性最小，选 A。
答案：A
2．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )
A．O＜S＜Se＜Te
B．C＜N＜O＜F
C．P＜S＜O＜F
(2)利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最 大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是 C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的 元素是 N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的 元素是 O。
④单质最轻的元素是 H；单质最轻的金属元素是 Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是 Br；金属元素是 Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与 强碱反应的元素是 Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起 化合反应的元素是 N；能起氧化还原反应的元素是 S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是 Li、Na、F。
高二化学物质结构与性质精品学案：1.3.2 元素的电负性及其变化规律
第2课时元素的电负性及其变化规律[目标导航] 1.了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用，认识元素性质与电负性的关系。
2.认识原子结构与元素性质周期性变化的本质联系。
一、电负性的变化规律及应用1．电负性(1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)意义：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；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
(3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。
2．电负性周期性变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。
(3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。
(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。
3．电负性的应用(1)判断元素的类别通常，电负性小于2的元素大部分是金属元素，电负性大于2的元素大部分是非金属元素。
(2)判断元素的性质非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。
(3)判断化合物中元素化合价的正负在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的易呈现正价。
(4)利用元素的电负性差值可以判断化学键的性质电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键，电负性差值小或相同的非金属元素的原子之间主要形成共价键。
议一议1．同周期第一电离能大的主族元素电负性一定大吗？[答案]不一定。
通常情况下，同周期主族元素第一电离能越大的主族元素电负性越大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为n s2、n s2n p3，为全满和半满结构，同周期这两族元素原子第一电离能反常。
如电负性N<O，第一电离能N >O。
2．电负性差值大于1.7的两种元素一定能够形成离子化合物吗？[答案]不一定能形成离子化合物。
如H的电负性为2.1，氟的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
高中化学选知识点总结
高中化学选知识点总结高中化学选知识点总结化学选修3篇一：【人教版】高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑ ”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为↑ ↑ ↑ 或↑ ↑洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
第一章 原子结构与性质课件 高中化学人教版(2019)选择性必修二
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第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
构造原理
原子核外电子排列
能级
能层
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
能层
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
2n2
能量增加
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
Fe(26):
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三 构造原理与电子排布
构造原理
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
第一章 原子结构 第2、3节
第一章原子结构第2、3节【学习目标】（一）知识与技能：1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系5、掌握原子半径的变化规律6、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力（二）过程与方法：5、理解元素性质的周期性变化与核外电子排布周期性变化的关系6、复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法（三）情感和价值观：了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣【学习重点】1、原子核外电子排布的周期性变化2、原子结构与元素周期表的关系3、元素周期表的5个区与族的关系4、元素的原子半径周期性变化【学习难点】元素周期表的结构与原子结构的关系第1课时【自主预习提纲】一、基态原子的电子排布1．基态原子核外电子排布要遵循的三个原则是、、。
2．根据能量最底原理可知：基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序是1s，，，3s，，，3d，，，，5p，，，5d，，，5f，6d，7p，┉。
3．角量子数l相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n值越，其能量越。
如E2p E3p E4p E5p。
主量子数n相同，角量子数不同的能级，其能量随l的增大而，即发生“能级分裂”现象。
如E4s E4p E4d E4f。
主量子数和角量子数同时变化时，情况较复杂。
如E4s E3d E4p,这种现象称为“能级交宁阳二中“四步教学法”教学案化学选修3《物质结构和性质》错”。
4．洪特规则的特例：能级相同的原子轨道中，电子处于、或状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
5．泡利不相容原理可简单描述为：一个原子轨道中最多只能容纳______个电子，并且这_____个电子的自旋方向相_____。
二、19～36号元素的基态原子的核外电子排布1、熟练写出元素周期表中前36号元素的名称、元素符号和用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
第三节原子结构与元素性质电负性学案
第2课时元素的电负性及其变化规律[课标要求]1．能说出元素电负性的涵义。
2．了解电负性的应用。
3．知道元素化合价的判断方法。
1.电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
2．同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小(稀有气体除外)。
3．周期表中电负性最大的是氟，电负性最小的是钫。
4．电负性的应用：(1)判断元素金属性和非金属性的强弱。
(2)判断化合物中元素化合价的正负。
(3)判断化学键的类型。
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：指定氟的电负性为，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(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。
[特别提醒](1)决定元素电负性大小的因素：。
(2)同一周期从左到右，电子层数，核电荷数，原子半径，原子核对外层电子的吸引能力逐渐，因而电负性。
(3)同一主族自上而下，电子层数，原子半径，原子核对外层电子的吸引能力逐渐，因而电负性。
(4)在周期表中，右上方氟的电负性(稀有气体除外)，左下方钫的电负性；同一周期，碱金属元素的电负性，卤族元素的电负性。
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的元素为元素(大部分)；电负性大于2的元素为元素(大部分)。
(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。
(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成；电负性差值小的元素原子之间主要形成。
[特别提醒](1)元素的金属性与非金属性没有明显的界线，不能把电负性的大小作为衡量金属和非金属的绝对标准。
(2)电负性差值较大的元素之间易形成离子键，并不是一定形成离子键，如AlCl3、HF均为共价化合物。
(3)元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。
练习1．下列原子的价电子排布中，电负性最小的是()A．3s2B．3s23p3 C．3s23p4D．3s23p52．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是()A．O＜S＜Se＜Te B．C＜N＜O＜FC．P＜S＜O＜F D．K＜Na＜Mg＜Al3．比较下列元素电负性的大小。
人教高中化学选择性必修2教案：第1章 原子结构与性质
第1章原子结构与性质
1分钟练习1学生通过书写Li、Be、B的原子轨道表示式，巩固泡利原理和
轨道表示式书写
1分钟发现问题2学生思考基态C原子轨道表示式的可能书写方法。
1分钟知识讲授2教师根据学生反馈，介绍洪特规则。
4分钟练习2学生通过书写7~24号元素的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示式书写。
教师根据学生对Cr元素轨道表示式的书写，简介洪特规则特例。
1分钟练习3学生通过书写Cu的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示
式书写。
2分钟知识讲授3教师通过以上核外电子的排布，给出能量最低原理的定义。
1分钟小结学生整理归纳电子在原子轨道排布的三原则。
4分钟思考与练习学生通过讨论问题，运用电子排布三原则分析综合问题。
1分钟总结教师引导学生完成本节知识结构的思维导图。
同时提出新的问
题：原子结构与元素性质之间的联系，引出下一节内容。
环节二环节三通过学生活动诊断1-36号元素基态原子的价电子排布式，
学习原子核外电子排布与元素周期系结构的联系，落实核外电子排布与周期、族、分区的划分
了解化合价与族的关系，过渡元素的特点
【元素周期表的未来】
通过学生活动展望元素周期表远景图，预测119号元素的基态原子价电子排布，来诊断学生对于构造原理和元素周期表关系的学习效果
环节三一电离能变化的一般规律，找到其与电子排布的联系
【电离能与化合价的联系】
通过学生活动，让学生自主发现逐级电离能与元素化合价的关系，将此作为诊断学生的活动
识与微观探析的核心素养。
高中化学 专题2 原子结构与元素的性质 2.2 元素电负性的周期性变化教案 苏教版选修3
专题2原子结构与元素的性质程结论：推断金属性、非金属性强弱。
【沟通与争辩】标出下列化合物中元素的化合价。
(1)MgO (2)BeCl2 (3)CO2 (4)Mg3N2（5） IBr（6）SOCl2试分析化合价的正负与电负性的关系：2、衡量元素在化合物中吸电子力量的大小。
电负性小的元素在化合物中吸引电子的力量弱，元素的化合价为正值；电负性大的元素在化合物中吸引电子的力量强，元素的化合价为负值。
结论：推断元素在同一化合物中的正、负化合价。
小于，小于口答电负性大，吸电子力量强，显负价教学过程老师主导活动同学主体活动【规律应用】 P22问题解决33、电负性反映了原子间的吸引力和排斥力。
一般认为，假如两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间通常形成离子键；假如两个成键元素间的电负性差值小于1.7，他们之间通常形成共价键。
结论：推断由两种元素组成的化合物是离子化合物还是共价化合物。
【规律应用】 P22问题解决2【沟通与争辩】推断HF是离子化合物还是共价化合物？查表计算再推断？，到底哪一种正确？怎么办？是离子化合物，有局限性。
氢取外只差一个电子[典型例题]1932年美国化学家首先提出了电负性的概念。
电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：请认真分析，回答下列有关问题：① 猜测周期表中电负性最大的元素应为_____；估量钙元素的电负性的取值范围：_______＜ X ＜______。
② 依据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系________。
③ 阅历规律告知我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。
试推断AlBr3中形成的化学键的类型为______________，其理由是_____________________。
高中化学 第1章 原子结构与元素性质 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律
促敦市安顿阳光实验学校元素的电负性及其变化规律(建议用时：40分钟)[合格过关练]1．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )A．1s22s22p4B．1s22s22p63s23p3C．1s22s22p63s23p2D．1s22s22p63s23p64s2A [A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的是氧。
]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．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度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D [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．(素养题)下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：A．小于0.8 B．大于1.2C．在0.8与1.2之间D．在0.8与1.5之间C [同一周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
]4．下列说法中不正确的是( )A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的A [第一电离能是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要的最低能量，同周期从左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但当原子p轨道处于全空、半充满或全充满的稳状态时，元素的第一电离能大于同周期相邻元素，故A说法错误；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，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故B说法正确；元素的性质随着核电荷数(原子序数)的增大而呈周期性变化，故C说法正确；鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的，故D说法正确。
高中化学第1章第3节原子结构与元素性质第2课时元素的电负性及其变化规律课件鲁科版选修
(5)在元素周期表中，某些位于相邻周期、相邻主族且处于左上右下位置的两种元素， 它们的单质及其化合物的性质相似，如Li－Mg、Be－Al，请解释其原因。
答案 Li、Mg的电负性分别为、，Be、Al的电负性均为，由于电负性接近，说明 它们吸引电子的能力相当，表现的性质相似。
归纳总结
(1)判断元素的类型 通常，电负性小于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。 (2)判断元素的性质 非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金 属元素越活泼。 (3)判断元素化合价的正负 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。
O外)
第一电离能
呈增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
失电子能力减弱；得电子能力 失电子能力增强；得电
得失电子能力
增强
子能力减弱
元素的金属性和非 金属性逐渐减弱；非金属性逐 金属性逐渐增强；非金
金属性
渐增强
属性逐渐减弱
最高价氧化物对应
碱性逐渐增强；酸性逐
碱性逐渐减弱；酸性逐渐增强
水化物的酸碱性
3.电负性的应用 (1)如何根据电负性的大小判断一种元素是金属元素还是非金属元素？
答案 通常，电负性小于的元素，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。而位于非金属与金属元素边界的元素的电负性在左右，它们既能表 现金属的性质，又能表现非金属的性质。 (2)元素的金属性、非金属性的强弱与电负性的大小有怎样的关系？
易错
警示 (1)同周期第一电离能大的主族元素电负性不一定大。如电负性：N<O， 第一电离能：N>O。
高中化学三第一章-原子结构与性质(复习教案2)
第一章原子结构与性质第一节原子结构一、开天辟地——原子的诞生现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。
大爆炸后约两小时，诞生了大量的、少量的以及极少量的锂。
其后,经过或长或短的发展过程,氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素.核外电子排布的一般规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层,然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）。
(2）原子核外各电子层最多容纳个电子。
(3)原于最外层电子数目不能超过个（K层为最外层时不能超过2个电子)。
(4）次外层电子数目不能超过个（K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过个.说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。
例如;当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M 层不是最外层时，最多可排18个电子二、能层与能级多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层符号表示K、L、M、N、O、P、Q……………………)能级的符号和所能容纳的最多电子数如下:能层K L M N O ……能级最多电子数…各能层电子数……（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（2）任一能层，能级数=能层序数（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍三、构造原理根据构造原理,只要我们知道原子序数,就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。
电子所排的能级顺序：1. 写出17Cl（氯)、21Sc(钪）、35Br(溴）的电子排布氯钪：溴:根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的. 2。
写出1—36号元素的核外电子排布式。
3。
写出1—36号元素的简化核外电子排布式。
4。
画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg回答下列问题：在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有，最外层电子数与次外层电子数相等的有，最外层电子数与电子层数相等的有；L层电子数达到最多的有，K层与M层电子数相等的有.5。
原子结构与元素的性质高中化学人教版选修第二册公开课教案
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表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“位一构一性”三者关系的理解。
教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系多媒体调试、讲义分发【导入新课】现代化学的元素周期律是1869年俄国科学家门捷列夫(Dmitri Mendeleev)首先创造的，他将当时已知的63种元素依相对原子质量大小并以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一列，制成元素周期表的雏形。
经过多年修订后才成为当代的周期表。
在化学教科书和字典中，都附有一张“元素周期表（英文：the periodic table of elements）”。
这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。
它的发明，是近代化学史上的一个创举，对于促进化学的发展，起了巨大的作用。
【新课讲授】一、元素周期律元素周期系元素周期表1.概念辨析(1)元素周期系:元素性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变(2)元素周期系：元素按原子核电荷数递增排列的序列(3)元素周期表的发展历程元素周期系只有一个，元素周期表多种多样第一张周期表——门捷列夫周期表。
门捷列夫周期表最重要的特征是从第四周期开始每个周期截成两截，第1~7族分主副族，第八族称为过渡元素。
主副族和第八族的概念使用至今，但过渡元素的概念不同了。
2017-2018年高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质(第2课时)元素的电负性及
学业分层测评(五) 元素的电负性及其变化规律(建议用时：45分钟)[学业达标]1．利用元素的电负性不能判断的是( )A．元素的得电子能力B．化学键的类别(离子键和共价键)C．元素的活泼性D．元素稳定化合价的数值【解析】元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。
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)、化学键的类别(两元素电负性差值小于1.7的一般是共价键，大于1.7的一般是离子键)、元素的活泼性(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)、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)，但不能判断元素稳定化合价的数值。
【答案】 D2．元素电负性随原子序数的递增而增大的是( )A．Na K Rb B．N P AsC．O S Cl D．Si P Cl【解析】根据同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律来判断。
【答案】 D3．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是( )A．O<S<Se<Te B．C<N<O<FC．P<S<O<F D．K<Na<Mg<Al【解析】同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，故A选项符合题意。
【答案】 A4．有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D 的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子，电负性顺序正确的是( )A．A>B>C>D B．D>C>B>AC．C>D>B>A D．A>B>D>C【解析】根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。
【《元素的电负性及其变化规律》教学设计】第二周期元素的原子电负性变化..
【《元素的电负性及其变化规律》教学设计】第二周期元素的原子电负性变化规律一、教材依据教材:普通高中课程标准实验教科书《物质结构与性质》山东科学技术出版社(2007年七月第3版) 章节:第一章原子结构第三节原子结构与元素性质(第二课时)P25―P26二、教材分析在《化学2(必修)》模块中,学生已经认识了从原子核外电子排布、化合价、金属性和非金属性等随着元素原子的核电荷数的递增而呈现周期性变化,能够结合元素周期表定性地判断元素原子得失电子的难易程度。
在本节第一课时中,又进一步认识了元素的原子结构与元素周期表结构的关系,从定量的角度描述了元素原子失电子的性质。
本节课进一步从电负性的周期性变化的角度来感受元素周期律,概念性强,比较抽象,故应注意以具体的数据和事实为载体,突出电负性与元素性质关系的教学。
三、设计思想依据新课标要求:让学生在科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法,增强学习化学的兴趣;进一步形成有关物质结构的基本观念,初步认识物质的结构与性质之间的关系;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,在理论分析和实验探究过程中学习辩证唯物主义的方法论,逐步形成科学的价值观。
在教学中引导学生进行自主学习、探究学习和合作学习,帮助学生形成终身学习的意识和能力。
内容结构的处理力求使学生容易理解,符合学生的认知水平;力求通过实践活动培养学生的创新意识和实践能力,让学生体验科学探究的乐趣,了解科学方法。
在设计本节课的过程中,考虑到本节课内容具有较强的衔接性,因此在教学时要充分考虑新旧知识间的联系,同时充分考虑到学生的认知水平, 从学生的已有知识水平出发,采用基于问题解决的教学思路,引导学生主动构建电负性等新的概念,同时突出概念关键字词的辨析,强化概念形成过程的教学。
在设计本节课过程中,引入电负性概念后考虑了化学家鲍林研究电负性的过程及其在化学上的巨大成就,让学生体会科学探究的过程和方法,增强学习化学的兴趣。
2022-2023学年鲁科版选择性必修二 1-3-2 元素的电离能、电负性及其变化规律 教案
第一章原子结构与元素性质第3节元素性质及其变化规律第2课时元素的电离能、电负性及其变化规律【教学目标】1.了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
2.知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律。
【教学重难点】重点：电离能和电负性的含义及其变化规律。
难点：电离能和电负性的含义及其变化规律。
【核心素养】宏观辨识与微观探析：了解电离能的概念及其内涵，认识主族元素电离能的变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。
证据推理与模型认知：知道主族元素电负性与元素性质的关系，认识主族元素电负性的变化规律，培养的化学核心素养。
【教学过程】【知识回顾】学生完成学案知识回顾内容【联想质疑】为满足科学研究和生产实践的需要，对原子得失电子的能力仅有定性的分析往往是不够的，因此人们不断尝试寻找能定量地衡量或比较原子得失电子能力的方法。
不过，在化学变化中伴随着不同原子核外电子之间的相互作用等复杂过程的发生，要想借助化学变化来确立定量描述某种原子得失电子能力的参数并不容易。
请你充分发挥想象力，尝试找到解决这个问题的思路。
【引入】科学家通常用电离能来表示元素原子或离子失去电子的难易程度。
阅读教材相关内容，了解电离能的含义。
【板书】二、元素的电离能及其变化规律1.电离能的定义【讲述】气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量称为电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol-1。
【投影】【讲述】元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。
同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……【投影】【板书】2.电离能的含义及应用【讲述】电离能越小，表示在气态时该元素的原子（或离子）越容易失去电子；电离能越大，表示在气态时该元素的原子（或离子）越难失去电子。
新课标人教版高中化学全部教材目录
新课标人教版高中化学全部教材目录必修第一册绪言第一章物质及其变化第一节物质的分类及其转化第二节离子反应第三节氧化还原反应整理与提升第二章海水中的重要元素——钠和氯第一节钠及其化合物第二节氯及其化合物第三节物质的量整理与提升实验活动1 配置一定物质的量浓度的溶液第三章铁金属材料第一节铁及其化合物第二节金属材料整理与提升实验活动2铁及其化合物的性质第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期表第二节元素周期律第三节化学键整理与提升实验活动3同周期、同主族元素性质的递变附录Ⅰ实验室突发事件的应对措施和常见废弃物的处理方法附录Ⅱ一些化学品安全使用标识附录Ⅲ名词索引附录Ⅳ部分酸、碱和盐的溶解性表(室温)附录V一些常见元素中英文名称对照表附录V相对原子质量表必修第二册第五章化工生产中的重要非金属元素第一节硫及其化合物第二节氮及其化合物第三节无机非金属材料整理与提升实验活动4 用化学沉淀法去除粗盐中的杂质离子实验活动5 不同价态含硫物质的转化第六章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化第二节化学反应的速率与限度整理与提升实验活动6 化学能转化成电能实验活动7 化学反应速率的影响因素第七章有机化合物第一节认识有机化合物第二节乙烯与有机高分子材料第三节乙醇与乙酸第四节基本营养物质整理与提升实验活动8 搭建球棍模型认识有机化合物分子结构的特点实验活动9 乙醇、乙酸的主要性质第八章化学与可持续发展第一节自然资源的开发利用第二节化学品的合理使用第三节环境保护与绿色化学整理与提升附录Ⅰ名词索引附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表(室温)附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表附录Ⅳ相对原子质量表元素周期表选择性必修1引言第一章化学反应的热效应第一节反应热第二节反应热的计算整理与提升第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率第二节化学平衡第三节化学反应的方向第四节化学反应的调控整理与提升实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡第二节水的电离和溶液的pH第三节盐类的水解第四节沉淀溶解平衡整理与提升实验活动2 强酸与强碱的中和滴定实验活动3 盐类水解的应用第四章化学反应与电能第一节原电池第二节电解池第三节金属的腐蚀与防护整理与提升实验活动4 简单的电镀实验实验活动5 制作简单的燃料电池附录I 某些物质的燃烧热(25℃，101kPa)附录Ⅱ某些弱电解质的电离常数(25℃)附录Ⅲ常见难溶电解质的溶度积常数(25℃) 附录Ⅳ名词索引元素周期表选择性必修2物质结构与性质第一章原子结构与性质知识点1 能层与能级知识点2 基态与激发态原子光谱知识点3 构造原理与电子排布式知识点4 电子云与原子轨道知识点5 泡利原理、洪特规则、能量最低原理知识点6 原子结构与元素周期表知识点7 原子半径知识点8 电离能知识点9 电负性第二章分子结构与性质知识点1 共价键知识点2 键参数--键能、键长和键角知识点3 分子结构的测定知识点4 多样的分子空间结构知识点5 价层电子对互斥模型知识点6 杂化轨道理论简介知识点7 共价键的极性知识点8 分子间的作用力知识点9 溶解性(相似相溶原理)知识点10 分子的手性第三章晶体结构与性质知识点1 物质的聚集状态知识点2 晶体与非晶体知识点3 晶胞知识点4 晶体结构的测定知识点5 分子晶体知识点6 共价晶体知识点7 金属键与金属晶体知识点8 离子晶体知识点9 过渡晶体与混合型晶体知识点10 配合物与超分子实验探究.【实验3-2】配合物的生成(1)【实验3-3】配合物的生成和析出【实验3-4】配合物的颜色【实验3-5】配合物的生成(2)规律方法方法比较物质熔点、沸点高低的方法选择性必修3 有机化学基础第一章有机化合物的结构特点与研究方法知识点1 有机化合物的分类知识点2 有机化合物中的共价键知识点3 有机化合物的同分异构现象知识点4 有机物的表示方法知识点5 有机化合物的分离、提纯知识点6 确定实验式--元素分析知识点7 确定分子式--质谱法知识点8 确定分子结构--波谱分析规律方法方法1 研究有机化合物的一般方法方法2 同分异构体数目的判断方法方法3 同分异构体书写方法第二章烃知识点1 烷烃的结构和性质知识点2 烷烃的系统命名法知识点3 烯烃知识点4 炔烃知识点5 乙炔的实验室制法知识点6 苯知识点7 苯的同系物知识点8 稠环芳香烃实验探究【实验2-1】苯的分子结构【实验2-2】苯的同系物的性质规律方法方法1 解有机物共线、共面问题的通用模板方法2 烃的比较第三章烃的衍生物知识点1 溴乙烷知识点2 卤代烃知识点3 醇知识点4 酚知识点5 乙醛知识点6 醛类知识点7 酮知识点8 羧酸知识点9 酯知识点10 油脂知识点11 酰胺知识点12 有机合成实验探究【实验3-1】溴乙烷的取代反应【探究】1-溴丁烷的化学性质【实验3-2】乙醇的消去反应【实验3-3】乙醇的氧化反应【实验3-4】苯酚的酸性【实验3-5】苯酚的取代反应【实验3-6】苯酚的显色反应【实验3-7】乙醛的氧化反应(银镜反应)悬浊液的反应【实验3-8】乙醛与新制Cu(OH)2【探究】羧酸的酸性第四章生物大分子知识点1 糖类的组成和分类知识点2 单糖知识点3 二糖知识点4 多糖(淀粉、纤维素)知识点5 氨基酸知识点6 蛋白质知识点7 酶知识点8 核酸实验探究【实验4-1】葡萄糖的性质【实验4-2】纤维素的水解【实验4-3】蛋白质的盐析【实验4-4】蛋白质的变性【实验4-5】蛋白质的显色反应第五章合成高分子基础知识知识点1 加成聚合反应知识点2 缩合聚合反应知识点3 通用高分子材料知识点4 功能高分子材料规律方法方法高聚物单体判断的方法。
新教材高中化学第1章原子结构与元素性质第3节第2课时电离能与电负性课后练习含解析鲁科版选择性
第2课时电离能与电负性课后篇素养形成必备知识基础练1.下列是几种基态原子的电子排布式,第一电离能最大的原子是( )A.1s22s22p6B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s222s22p6是Ne元素的电子排布式,1s22s22p63s23p3是P元素的电子排布式,1s22s22p63s23p2是Si 元素的电子排布式,1s22s22p63s23p64s2是Ca元素的电子排布式,这几种元素中Ne元素最外电子层达8电子稳定结构,最难失去电子的是Ne元素,所以第一电离能最大的是Ne元素。
2.下列四种元素中,第一电离能由大到小顺序正确的是( )①原子含有未成对电子最多的第2周期元素②原子核外电子排布为1s2的元素③元素周期表中电负性最强的元素④原子最外层电子排布为2s22p4的元素A.②③①④B.③①④②C.①③④②D.②③④①N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。
He为稀有气体元素,难以失去电子,第一电离能最大。
同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子的最外层p能级为半充满结构,第一电离能大于相邻的O元素,则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。
3.XY是由电负性相差最大的两种主族元素所形成的化合物(放射性元素除外),下列有关XY及其组成元素的说法不正确的是( )A.X元素的第一电离能远大于其第二电离能B.Y元素的单质中含有共价键C.Y元素位于元素周期表的右上角D.XY一定是离子化合物,XY为CsF。
Cs原子最高能级上有1个电子,第一电离能较小,第二电离能远远大于第一电离能,故A错误;Y为F元素,其单质F2中含有共价键,故B正确;Y为F元素,F元素位于元素周期表中第2周期ⅦA族,在元素周期表右上角,故C正确;CsF是由活泼的金属元素和活泼的非金属元素形成的化合物,属于离子化合物,故D正确。
4.下列说法或有关化学用语的表达正确的是( )A.在基态多电子原子中,p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量B.基态铁原子的价电子轨道表示式为:C.因氧元素电负性比氮元素大,故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大D.根据原子核外电子排布的特点,Cu在周期表中属于s区元素解析同一电子层中p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高,但外层s轨道电子能量则比内层p轨道电子的能量高,故A错误;基态铁原子价电子排布式为3d64s2,其轨道表示式为,故B正确;氮原子的2p轨道处于半满状态,第一电离能大于氧原子,故C错误;铜原子的价电子排布式为3d104s1,位于元素周期表的ds区,故D错误。
1.2课时3元素的电负性课件高二上学期化学人教版选择性必修2
共价。键
(5)在元素周期表中,电负性最小的元素的位置为
第六周期第ⅠA族
(放射
性元素除外)。
学习目标
新知讲学
课堂总结
4．A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。
其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结
构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子 数比G多10。
元素性质的周期性变化
结构 决定 反映
元素性质
反映 总结
内容
原子半径 第一电离能
电负性
事实 吸引电子能力：C＞H；Si＜H 定性
定量
鲍林
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。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负 性为和锂的电负性为作为相对标准，得出了各元 素的电负性。
学习目标
一、电负性
学习目标
新知讲学
课堂总结
②电负性也可以用来判断化合物的化学键类型。
电负性相差很大 (相差>1.7)
电负性相差不大 (相差<1.7)
离子键 但也有特例（如NaH） 共价键 但也有特例（如HF）
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势 越大，键的极性越大。
学习目标
新知讲学
课堂总结
③电负性也可以用来判断化合物中元素化合价的正负。
;
<x(Mg)<
。
(2)推测电负性(x)与原子半径的关系是 电负性越小,原子半径越大。 (3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向 氮 (写原子
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第2课时元素的电负性及其变化规律
课程学习目标
1.了解电负性的含义及其变化规律。
2.能应用元素的电负性说明元素的某些性质。
知识记忆与理解
知识体系梳理
元素的电负性及其变化规律
1.元素电负性的概念:元素的原子在化合物中电子的能力。
2.元素电负性的周期性变化规律
(1)同周期:从左到右,元素电负性由到稀有气体除外)。
(2)同主族:从上到下,元素电负性由到。
由以上规律得出:元素周期表中,右上角元素的电负性最大,左下角元素的电负性最小。
3.元素电负性的应用
(1)元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属性元素
电负性>2为元素, 电负性<2为元素。
(2)元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱
元素A和B,若电负性:χA>χB,则非金属性:A B,得电子能力:A B。
(3)元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型
χA-χB>1.7,所形成的化学键为 ;χA-χB<1.7,所形成的化学键为。
(4)元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负
若元素A和B形成的化合物中,电负性χA>χB,则A呈价,B呈价。
基础学习交流
1.元素的电负性大其第一电离能也一定大吗?
2.根据电负性大小判断ICl中各元素的化合价。
3.查找Cl和Al的电负性数据,判断AlCl3是共价化合物还是离子化合物?
预习检测
1.下列四种元素:①C ②N ③F ④O,电负性由大到小的顺序为 ()。
A.①②③④
B.④③②①
C.③④②①
D.③④①②
2.关于氮族元素(用R代表)的下列叙述不正确
．．．的是 ()。
A.电负性比同周期的氧族元素大
B.氢化物的通式为RH3
C.电负性由上到下递减
D.第一电离能由上到下递减
3.在下列空格中,填上适当的元素符号。
(1)在第三周期中,第一电离能最小的元素是,第一电离能最大的元素
是。
(2)在元素周期表中,电负性最大的元素是,电负性最小的元素是(不包括放射性元素)。
它们形成的化合物的电子式是。
(3)第二、三、四周期元素原子中p轨道半充满的元素是。
思维探究与创新
重点难点探究
探究:电负性及其变化规律
互动探究
下图为第三周期元素电负性的柱状图。
(1)根据如图规律推测电负性的大小:Be (填“>”或“<”,下同)B,N O。
(2)电子层数相同时,最外层电子数越多,电负性越;最外层电子数相同时,电子层数越多,电负性越。
(3)元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
是。
探究拓展
1.电负性的大小与哪些因素有关?
2.如何理解同周期元素电负性的递变规律?
3.如何理解同主族元素电负性的递变规律?
技能应用与拓展
当堂检测
1.下列有关电负性的说法中正确的是()。
A.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大
B.在元素周期表中,同周期元素电负性从左到右越来越小
C.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性
D.在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显正价
2.元素电负性随原子序数的递增而增大的是()。
A.Li、Na、K
B.N、P、As
C.O、S、Cl
D.Si、P、Cl
3.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小于X
B.气态氢化物的稳定性:H m Y小于H n X
C.最高价含氧酸的酸性:X对应的酸性强于Y对应的
D.X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
4.下面给出了7种元素的电负性数值:
请结合元素周期律的知识回答下列问题:
(1)X属于(填“金属”或“非金属”)元素。
(2)经验规律告诉我们:当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时,所形成的一般为离子键;当电负性差值小于1.7时,所形成的一般为共价键。
试推断AlCl3中的化学键类型:。
(3)Cl与S形成的化合物中,显正化合价的是。
总结评价与反思
思维导图构建
学习体验分享
参考答案
知识记忆与理解
知识体系梳理
1.吸引
2. (1)小大 (2) 大小氟钫
3. (1)非金属金属 (2) > > (3)离子键共价键 (4)负价正
基础学习交流
1.【答案】电负性的大小与第一电离能的大小有一定的一致性,但没有绝对的一致,如镁的电负性比铝小,但镁的第一电离能比铝大。
2.【答案】I为+1价,Cl为-1价。
3.【答案】电负性χCl=3.0,电负性χAl=1.5,χCl-χAl=1.5<1.7,所以AlCl3是共价化合物。
预习检测
1.【答案】C
2.【解析】电负性比同周期氧族元素小。
【答案】A
3.【答案】(1)Na;Ar
(2)F;Cs;Cs+]-
(3)N、P、As
思维探究与创新
重点难点探究
互动探究
【解析】根据电负性的周期性递变规律确定。
【答案】(1)<;<
(2)大;小
(3)电负性越大,非金属性越强;电负性越小,金属性越强
探究拓展
1.【答案】原子半径、核电荷数。
2.【答案】同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,核电荷数逐渐增多,原子核吸引电子的能力逐渐增强,电负性逐渐增大。
3.【答案】同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,原子核吸引电子的能力逐渐减弱,电负性逐渐减小。
技能应用与拓展
当堂检测
1.【解析】稀有气体的电负性比较小,C项错误。
【答案】D
2.【解析】同周期,从左向右,电负性越来越大;同主族,自上而下,电负性越来越小。
A、B中均为同一主族,电负性随着原子序数的增大而减小。
C中,O、S同主族,电负性O>S,S、Cl同周期,电负性Cl>S。
D中为同一周期元素,电负性随原子序数的递增而增大。
【答案】D
3.【解析】据电负性X>Y推知,原子序数X>Y,由于同周期元素,第一电离能从左到右呈增大趋势,但有反常,如ⅡA族和ⅤA族元素,原子结构为全满和半充满状态,电离能比相邻元素的高,如电负性O>N,而第一电离能N>O,A项错误;氢化物稳定性H m Y小于H n X,B项正确;最高价含氧酸的酸性X的强于Y,C项正确;电负性大的吸引电子能力强,化合物中显负价,电负性小的吸引电子能力弱,化合物中显正价。
【答案】A
4.【解析】(1)金属的电负性一般小于1.8,X元素电负性为1,属于金属。
(2)Al、Cl的电负性差值=2.8-1.5=1.3<1.7,AlCl3中的化学键类型是共价键。
(3)Cl的电负性大于S,因此Cl吸引电子能力强,显负价,S显正价。
【答案】(1)金属
(2)共价键
(3)S。