第3课时元素周期律(二)[核心素养发展目标]1.宏观辨识与微观探析：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释元素的某些性质。2.证据推理与模型认知：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，了解元素的对角线规则，形成结构决定性质的认知模型，并能运用该模型分析“位—构—性”之间的关系。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。例2一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2中(1)属于共价化合物的是______________________________________________________。(2)属于离子化合物的是______________________________________________________。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8【考点】元素的电负性【题点】电负性的应用答案(1)②③⑤⑥(2)①④解析根据表格中的数据分别分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．观察LiMg、BeAl、BSi在周期表中的位置，思考为什么它们的性质具有相似性？答案这可以由元素的电负性得到解释：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。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，从而表现出相似的性质。2．试写出Mg在空气中燃烧的化学方程式：(已知Mg与O2、N2、CO2都能反应)答案2Mg＋O2=====2MgO、3Mg＋N2=====Mg3N2、2Mg＋CO2=====2MgO＋C3．试设计实验证明BeCl2是共价化合物。答案将BeCl2加热到熔融状态，不能导电，则证明BeCl2是共价化合物。元素的对角线规则(1)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)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐...
