高二化学元素周期律2(2)
人教版化学选择性必修2 第二节第二课时元素周期律课件
。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电 负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 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映了元素原子对键合电子吸引力的大 小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 变大 。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 变小 。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；
元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化 左大下大
同主族
原 子
能层
半
占主导
径 增
大
同周期:左大 同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多， 电子之间的排斥作用 越大，将使原子的半 径增大。 2.核电荷数越大，核 对电子的吸引作用也 就越大，将使原子的 半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期 核电荷数 占主导
知识拓展 常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同 原子 同周期 左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族 下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元 素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常 共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数 族序数
价电子排布式 最外层电子数
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时元素周期律(二)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。
【课件】原子结构与元素周期表课件2022-2023学年下学期高二化学人教版(2019)选择性必修2
4s→3d→4p
5s→4d→5p d d
图1-17 左侧对齐的周期表（一周期一行）
6s→4f→5d→6p p p
7s→5f→6d→7p
？ 思考与讨论
1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）推荐了一张元素周期表，
书末的元素周期表就是参照其新版制作的。请问：怎样将图1-17变成书末的
元素周期表？ ss
Rb Sr
Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
这张周期表最重要的特征是从第四周期开始每一周期截成两截，第1-7族分主副族，
第八族（三素组）称为过渡元素（?）。主副族和第八族的概念使用至今。
…
……
H
… He
Li
Be B C N O F Ne
Na
Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
高二化学选择性必修2-物质结构与性质-《元素周期律(二)》课时训练
第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)一、选择题1．不能说明X的电负性比Y的大的是()A．与H2化合时X单质比Y单质容易B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来2．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，X m＋和Y n－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是()A．X的原子半径比Y小B．X和Y的核电荷数之差为m－nC．电负性：X>YD．第一电离能：X<Y3．已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是()A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性弱于Y对应酸的酸性D．气态氢化物的稳定性：H m Y＜H n X4．下列说法正确的是()A．元素的第一电离能越大，其金属性一定越强B．元素的第一电离能越小，其金属性一定越强C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关D．金属单质跟酸反应越容易，表明元素的电负性越小5．(2019·辽河油田第二高级中学高二期中)下列对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是()A．电负性最大B．最高正价为＋7C．同周期中第一电离能最大D．同周期中原子半径最小6．某元素基态原子的核外电子排布为[Xe]6s2，下列关于该元素的说法不正确的是() A．其电负性比Cs大B．位于第六周期ⅡA族C．能与冷水反应放出氢气D．第一电离能比Cs小7．(2019·福建省平和第一中学高二期末)下列各组元素性质的递变情况错误的是() A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高C．N、O、F电负性依次增大D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大8．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：元素X Y Z电离能/(kJ·mol－1)I1496738577I2 4 562 1 451 1 817I3 6 9127 733 2 754I49 54010 54011 578A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出氢气的物质的量之比为1∶1∶1 D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶19．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。
元素周期律(电负性)课件-高二化学人教版(2019)选择性必修2
（4）电负性的应用
① 判断元素的金属性和非金属性
电负性＞1.8 非金属元素； 电负性＜1.8 金属元素； 电负性 ≈ 1.8 类金属元素
② 判断元素化合价正负
+1
-1
2.1
H——Cl
3.0
显正价 显负价
电负性大的元素在化合物中吸引电子的 能力强，化合价为负价
（4）电负性的应用
③ 判断化学键类型
通常情况下： 两成键元素间电负性差值＞1.7：离子键 两成键元素间电负性差值＜1.7：共价键
0.8 0.6 0.4 0.2
0 Li Na K Rb Cs
第ⅦA族
4.5
4
3.5
3
2.5
2
1.5
1
0.5
0
F
Cl
Br
I
课本：P26 探究
比较与分析
根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势 有什么不同？并分析其原因。
同周期,从左到右： 元素的电负性逐渐增大； 元素的第一电离能总体呈增大趋 势。（2/3、5/6反常）
同主族,从上到下： 元素的电负性逐渐减小； 元素的第一电离能减小。
课堂小结
教材P26
科学史话：稀有气体及其化合物的发现
【思 考】
原子的电负性随核电荷数递增有什么变化规律呢？
（3）电负性周期性变化规律
上大
右大
一般来说： ①同周期： 从左到右，元素的电负性逐渐变大； （表明其吸引电子的能力逐渐增强） ②同主族： 从上到下，元素的电负性逐渐减小。 （表明其吸引电子的能力逐渐减弱） ③金属元素的电负性较小，非金属元素 的电负性较大。
A.Na、Mg、Al
人教版高二化学选择性必修2第一章 第二节 第3课时 元素周期律(二)
同周期自左而右电负性增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族自上而 下电负性减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电 负性：P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误； F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。
123456
5.X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元 素强的事实是__C_E_F__(填字母)。 A.将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊 B.加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解 C.第一电离能：X>Y D.电负性：X>Y E.单质的熔点：X>Y F.气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnY G.X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 增大
减小 特别提醒 第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
判断正误
(1)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大( √ )
(2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第
一电离能也逐渐增大( × ) (3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( × ) (4)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( × )
深度思考 1.按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负 性最小的元素位于周期表中的哪个位置？ 提示 根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大； 越往下，电负性越小，由此可知，电负性最强的元素位于周期表的右上 方，最弱的元素位于周期表的左下方。 2.(1) 根 据 化 合 物 SiC 、 CCl4 判 断 ， Si 、 C 、 Cl 的 电 负 性 大 小 的 顺 序 是 _C_l_＞__C_＞__S_i_。 (2) 根 据 化 合 物 HCl 、 HClO 判 断 ， H 、 Cl 、 O 的 电 负 性 大 小 顺 序 是 _O_＞__C__l＞__H__。
高二化学元素周期律知识点
高二化学元素周期律知识点元素周期律，也称为元素周期表，是化学中最重要的基础知识之一。
它将元素按照其原子序数的增加以及其化学性质的变化进行了系统的分类和排列。
元素周期律的发现和建立，对于理解元素的性质、化学反应以及原子结构的研究都具有重要的意义。
本文将以高二化学课程中的元素周期律为主题，简要介绍相关的知识点。
1. 元素周期律的历史元素周期律的起源可以追溯到19世纪的俄国化学家门捷列夫。
他将已知的元素按照原子质量的增加进行了排列，并发现了原子性质的周期性变化。
后来，英国化学家门德莱夫对元素周期律进行了改进和解释，提出了现代元素周期表的基本形式。
2. 元素周期表的组成元素周期表由水平行（期）和垂直列（族）组成。
水平行表示元素的周期数，垂直列表示元素的族别。
在周期表中，元素按照原子序数的增加从左到右排列，同时具有周期性的特点。
同一族中的元素拥有相似的化学性质，而同一周期则代表着原子结构的变化。
3. 元素周期表的分类根据元素周期表的结构和元素性质，元素可以分为主族元素、过渡元素、稀有气体和内过渡元素。
主族元素包括I A至VIII A族元素，具有明显的周期性特点，在化学反应中呈现出明显的价态变化。
过渡元素则位于周期表的B族，具有复杂的原子结构和多样的化学性质。
稀有气体是周期表中的VIII A族元素，具有高度稳定的原子结构和极低的化学活性。
内过渡元素即为f块元素，其电子填充在f轨道上。
4. 周期性规律元素周期表中的元素性质具有周期性变化的规律。
这些周期性规律包括电子层结构、原子半径、电离能、电负性以及金属性等。
随着原子序数的增加，电子层逐渐填满，电子云的半径增大。
而电离能则随着电子层的增加而增大；金属性则在元素周期表的左下角达到最大值。
这些规律的发现和理解，为解释化学反应以及元素的化学性质提供了重要的依据。
5. 核外电子的排布规律元素周期表中核外电子的排布也具有一定的规律。
电子的排布顺序可以用三个规则来描述：洪特规则、奥布规则和泡利不相容原理。
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