1.2.2核外電子排布與元素周期表核心素養目標1.宏觀辨識與微觀探析：能從原子結構的微觀角度理解元素性質的周期性變化，如原子半徑、電離能、電負性等，同時能從宏觀上描述和解釋元素性質及其變化規律，建立微觀結構與宏觀性質之間的聯系。?2.證據推理與模型認知：通過對元素性質實驗數據和事實的分析，如不同元素與水、酸反應的劇烈程度，形成證據意識，能基于證據對元素性質及其變化規律進行推理和論證。同時，構建元素周期律的認知模型，如“位-構-性”模型，利用該模型預測元素的性質，解釋元素之間的內在聯系。??3.科學態度與社會責任：認識到元素周期律對化學研究和生產生活的重要指導意義，培養嚴謹認真的科學態度。了解元素周期律在新材料研發、元素的發現和應用等方面的貢獻，增強對化學學科的認同感和社會責任感。學習重難點學習重點?1.元素周期律的實質，即元素原子核外電子排布的周期性變化如何引起元素性質的周期性變化，包括原子半徑、電離能、電負性、金屬性和非金屬性等方面的周期性變化規律。?2.同周期、同主族元素性質的遞變規律及其應用，能夠運用這些規律預測元素的性質，判斷元素之間的金屬性、非金屬性強弱關系，以及比較化合物的性質等。3.?“位-構-性”三者之間的關系，能夠根據元素在周期表中的位置，推斷其原子結構和性質，反之，也能根據原子結構和性質確定元素在周期表中的位置。學習難點?1.理解電離能、電負性等概念及其變化規律背后的本質原因，電離能和電負性的變化不僅與原子結構有關，還涉及到電子間的相互作用等復雜因素。?2.運用元素周期律和“位-構-性”關系解決實際問題。新課導入元素的電負性及其變化規律回顧元素周期律原子半徑電離能同周期：從左到右，元素的第一電離能整體趨勢_____。增大ⅡA＞ⅢA；ⅤA＞ⅥA同主族：從上到下，元素的第一電離能整體趨勢_____。減小元素的逐級電離能越來越大同周期：從左→右，原子半徑逐漸

。同主族：從上→下，原子半徑逐漸

。增大減小影響因素1)電子的能層數2)核電荷數回顧鹵素的化學性質KBr溶液+氯水（加入CCl4）Cl2+2Br-

2Cl-+Br2KI溶液+氯水（加入CCl4）Cl2+2I-

2Cl-+I2KI溶液+溴水（加入CCl4）Br2+2I-

2Br-+I2鹵素元素自上而下非金屬性逐漸減弱1.電負性元素金屬性逐漸增強盡管電離能為理解元素性質及其周期性變化提供了工具，但其反映的是氣態原子得失電子的難易程度，當用于描述物質中不同原子吸引電子的能力、物質中原子的電荷分布等情況時會有較大偏差。能否對元素的非金屬性進行定量描述？元素非金屬性逐漸減弱1.電負性定義確定依據意義用來描述兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。鮑林給元素的電負性下的定義是“電負性時元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”鮑林的電負性是以最活潑的非金屬元素氟的電負性4.0作為標度計算出來的。電負性是相對值，沒有單位元素的電負性越大，表示其原子在形成化學鍵時吸引電子的能力越強；反之，電負性越小，相應元素的原子在形成化學鍵時吸引電子的能力越弱。1.電負性化學鍵可以看作兩個原子為爭奪電子而進行的“拔河”。圖1-3-5元素的電負性(鮑林標度)1.電負性1989年，L.C.Allen根據光譜實驗數據以基態自由原子價層電子的平均單位電子能量為基礎獲得主族元素的電負性1956年，A.L.阿萊和E.羅周提出的建立在核和成鍵原子的電子靜電作用基礎上的電負性1934年，R.S.馬利肯從電離勢和電子親和能計算的絕對電負性，即電離能和電子親和能的平均值1932年，L.C.鮑林提出的標度。根據熱化學數據和分子的鍵能，指定氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0，計算其他元素的相對電負性（稀有氣體未計）2.電負性的周期性變化隨著核電荷數的遞增，元素電負性的周期性變化如圖所示。一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸變大。一般來說，同族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小。2.電負性的周期性變化隨著核電荷數的遞增，元素電負性的周期性變化如圖所示。電負性最大的元素是位于元素周期表右上角的氟（稀有氣體元素除外）電負性最小的元素是位于元素周期表左下角的銫（放射性元素除外）3.電負性的應用(1)判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱電負性大于1.8：一般為非金屬元素，且電負性越大，非金屬性越強小于1.8：一般為金屬元素，且電負性越小，金屬性越強1.8左右：一般是位于非金屬三角區邊界的“類金屬”，它們既有金屬性，又有非金屬性3.電負性的應用(2)判斷化學鍵的類型兩成鍵元素間電負性差值大于1.7小于1.7通常形成離子鍵通常形成共價鍵PS：①電負性之差大于1.7的元素之間不一定都形成離子鍵，如F的電負性與H的電負性之間為1.9，但HF中的H—F為共價鍵。②電負性之差小于1.7的元素之間不一定都形成共價鍵，如H的電負性與Na的電負性之差為1.2，但NaH中的化學鍵為離子鍵。3.電負性的應用請根據上述規律，試判斷AlCl3和BeCl2

中的化學鍵類型。元素電負性Be1.5Al1.5Cl3.0相應元素電負性差值小于1.7，因此，AlCl3和BeCl2

中均為共價鍵，AlCl3和BeCl2

均為共價化合物。3.電負性的應用(3)判斷化合物中各元素化合價的正負電負性的大小能夠衡量元素原子在化合物中吸引電子能力的大小電負性小的元素原子電負性大的元素原子在化合物中吸引電子的能力弱元素的化合價為正值在化合物中吸引電子的能力強元素的化合價為負值3.電負性的應用“對角線規則”是指：某些主族元素與位于其右下方的主族元素的有些性質是相似的。主族元素與位于其右下方的主族元素的電負性相差不大，如：Li和Mg的電負性數據接近，Be和Al的電負性數據均為1.5，B和Si的電負性數據接近。因此，元素電負性也可以作為“對角線”經驗規則的依據之一。(4)解釋對角線規則原子結構與元素性質的周期性變化規律1.原子結構與元素性質的周期性變化規律（1）元素周期律的實質——元素原子核外電子排布的周期性①同族元素性質相似的原因是元素原子的價電子排布相似；同族元素性質遞變的原因是元素核外電子層數的增加。②同周期元素性質變化的原因是元素原子核電荷數的增加，導致價電子數遞增。（2）周期性變化規律原子結構與元素性質同周期主族元素（左→右）同主族元素（上→下）最外層電子數原子半徑相同逐漸增多（1e-→7e-）逐漸減小逐漸增大1.原子結構與元素性質的周期性變化規律原子結構與元素性質同周期主族元素（左→右）同主族元素（上→下）主要化合價第一電離能電負性得失電子能力元素的金屬性和非金屬性最高價氧化物對應水化物的酸堿性非金屬元素氣態氫化物的穩定性最高正價相同(O、F除外)；最低負價相同；最高正價：+1→+7(O、F除外)；最低負價：-4→-1總體上呈增大的趨勢逐漸減小逐漸減小逐漸增大失電子能力減弱；得電子能力增強失電子能力增強；得電子能力減弱金屬性逐漸減弱；非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強；非金屬性逐漸減弱堿性逐漸減弱；酸性逐漸增強堿性逐漸增強；酸性逐漸減弱逐漸增強逐漸減弱2.元素“位—構—性”的關系原子結構元素在周期表中的位置元素性質決定反映決定反映同周期：遞變性

左→右同主族：遞變性、相似性質子數=電子總數=核電荷數=原子序數最外層電子數=主族序數電子層數=周期序數得失電子能力，金屬性、非金屬性強弱，電負性，第一電離能大小最外層電子數核電荷數電子層數決定得失電子能力質子數決定元素種類隨堂訓練1.下列關于電負性的敘述不正確的是()

電負性越大的主族元素，其原子的第一電離能越大

電負性是以氟為4.0作為標準的相對值

元素的電負性越大，元素的非金屬性越強同一周期元素從左到右，電負性逐漸變大A隨堂訓練2.現有四種元素的基態原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5則下列有關比較中正確的是 (

)AA.第一電離能：④＞③＞②＞①B.原子半徑：④＞③＞②＞①C.電負性：④＞③＞②＞①D.最高正化合價：④＞③＝②＞①隨堂訓練3.A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期,原子序數依次增大。其中,元素A的一種核素無中子,B的單質既可以由分子組成也可以形成空間網狀結構,化合物DE2為紅棕色氣體,G是前四周期中電負性最小的元素,M的原子核外電子數比G多10。請回答下列問題:(1)基態G原子的電子排布式是

,M在元素周期表中的位置是

。(2)元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序為

(用元素符號表示,下同),電負性由大到小的順序為

。

1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1第四周期第ⅠB族N>O>CO>N>C隨堂訓練4.有A、B、C、D、E五種元素，它們的核電荷數依次增大，且都小于20。其中C、E是金屬元素；A和E屬同一族，它們原子的最外層電子排布為ns1。B和D也屬同一族，它們原子最外層的p能級電子數是s能級電子數的兩倍，C原子最外層上電子數等于D原子最外層上電子數的一半。A、B、C、D、E五種元素的電負性分別為2.1,3.5,1.5,2.5,0.8，請回答下列問題：(1)A是________，B是________，C是________，D是__________，E是________(用元素符號填空，下同)。(2)由電負性判斷，以上五種元素中金屬性最強的是______________，非金屬性最強的是__________。HOAISKK