原子结构与元素周期表 (1)

1、上午上午12时时31分分知识回顾知识回顾元素周期表的结构 一、元素周期表的结构周期周期短周期短周期长周期长周期第第1周期：周期：2 种元素种元素第第2周期：周期：8 种元素种元素第第3周期：周期：8 种元素种元素第第4周期：周期：18 种元素种元素第第5周期：周期：18 种元素种元素第第6周期：周期：32 种元素种元素不完全周期不完全周期第第7周期：周期：26种元素种元素镧镧57La 镥镥71Lu 共共15 种元素称镧系元素种元素称镧系元素锕锕89Ac 铹铹103Lr 共共15 种元素称锕系元素种元素称锕系元素周期序数周期序数 = = 电子层数（能层数）电子层数（能层数） （横行）（横行） 族

2、族主族：主族：副族：副族：A , A , A , A ,A , A , A 第第VIII 族：族：稀有气体元素稀有气体元素主族序数主族序数= =最外层电子数最外层电子数= =价电子数价电子数 = =最高正价数最高正价数（纵行）（纵行） 零族：零族：共七个主族共七个主族B , B , B , B ,B , B , B 共七个副族共七个副族三个纵行三个纵行(8、9、10），位于），位于 B 与与B中间中间 一、元素周期表的结构复习回忆复习回忆元素周期表的结构：元素周期表的结构： 七主七副七周期，七主七副七周期， 族零族镧锕系。族零族镧锕系。1、在周期表中，把、在周期表中，把 相同的元素，按相同的元

3、素，按 的顺序从左到右排成横行，称之的顺序从左到右排成横行，称之为为 ，有，有 个；个； 再把不同横行中再把不同横行中 相同的元素，按相同的元素，按 递递增的顺序由上而下排成纵行，称之为增的顺序由上而下排成纵行，称之为 ，共有，共有 个纵行，个纵行， 个族。个族。16个族又可分为个族又可分为 主族、主族、 副族、副族、 族、族、 0族。族。能层数能层数原子序数递增原子序数递增周期周期7最外层电子数最外层电子数能层数能层数族族18167个个7个个1个个1个个课堂练习课堂练习v2、某周期、某周期A族元素的原子序数为族元素的原子序数为x，则同周，则同周期的期的族元素的原子序数是族元素的原子序数是(

4、)vA 只有只有x+1 vB 可能是可能是x+8或或x+18 vC 可能是可能是x+2 vD 可能是可能是x+1或或x+11或或x+25 课堂练习课堂练习D二、原子结构和元素周期表二、原子结构和元素周期表( (一一) )原子的电子排布与周期的划分原子的电子排布与周期的划分(1)结合周期表结合周期表,我们会发现我们会发现,每一周期的第一种每一周期的第一种元素元素(除第一周期外除第一周期外)是是 _, 最外层电最外层电子排布为子排布为_,每一周期的最后一种元素都每一周期的最后一种元素都是是 _ , 这些元素的最外层电子排这些元素的最外层电子排布除布除He为为1s2 外外,其余都是其余都是_. 碱金

5、属碱金属nsns1 1稀有气体稀有气体nsns2 2npnp6 6(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素的周期中元素的_.能层数能层数结论：随着核电荷数的增加，核外电子的结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周期性的变化。排布发生周期性的变化。周期周期一一二二三三四四五五六六七七八八元素元素数目数目28818183226？金属金属元素元素数目数目023141530？50312 2、你能否根据原子结构与各周期中元素种、你能否根据原子结构与各周期中元素种数的关系分析元素周期系周期发展规律？数的关系分析元素周期系周期发展规律？思考与探究思考与探

6、究32 由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不不是单调的是单调的，每一周期里元素的数目不总是一，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多渐渐增多。因而，我们可以把元素周期系的周期发展形因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象的比喻成象的比喻成螺壳上的螺旋螺壳上的螺旋。元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋元素周期系周期发展像螺壳上的螺旋思考与探究思考与探究3 3、周期表上的、周期表上的“外围电子排布外围电子排布”简称简称“价电子价电子

7、层层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵行的价电子层的电子总数应中发生变化。每个纵行的价电子层的电子总数是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关是否相等？主族元素的价电子数和族序数有何关系？系？不一定相等不一定相等相等相等( (二二) )原子的外围电子排布与族的划分原子的外围电子排布与族的划分在周期中有在周期中有18个纵列个纵列,除零族元素中除零族元素中He （1s2）与其它稀有气体与其它稀有气体ns2np6不同外不同外,一般说来一般说来,其它每其它每个族序数和价电子数是相等的个族序数和价电子数是相等的.主族元素：族序数主族元素：

8、族序数=原子的最外层电子数原子的最外层电子数 =价电子数价电子数副族元素：副族元素：大多数族序数大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数的电子数 =价电子数价电子数v4 4、已知某元素的原子序数是、已知某元素的原子序数是2525，写出该元，写出该元素原子的价电子层结构式，并指出该元素所素原子的价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。属的周期和族。 其排布式为其排布式为ArAr3d3d5 54s4s2 2，由于最高能级组数为由于最高能级组数为4 4，其中有，其中有7 7个价电个价电子，子，故该元素是第四周期故该元素是第四周期BB族。族。课堂练习课堂练习周周期期元元素素数数目目外围电子排布外围

9、电子排布AA B 族族21S18S12 2S22p1 52S22p618S123S23p1 53S23p618S12d194s23d104s124S24p1 54S24p632S124d1-95s24d105s125S25p1 55S25p632S124f1145d1105d106s126S26p1 56S26p6 1S2最外层最外层构型即构型即周周期期元元素素数数目目外围电子排布外围电子排布AA B 族族21S18S12 2S22p1 52S22p618S123S23p1 53S23p618S12d194s23d104s124S24p1 54S24p632S124d1-95s24d105s1

10、25S25p1 55S25p632S125d1104f1145d106s126S26p1 56S26p6 1S2周周期期元元素素数数目目外围电子排布外围电子排布AA B 族族21S11S28S12 2S22p1 52S22p618S123S23p1 53S23p618S12d194s23d104s124S24p1 54S24p632S124d1-95s24d105s125S25p1 55S25p632S124f1145d1105d106s126S26p1 56S26p6周周期期元元素素数数目目外围电子排布外围电子排布AA B 族族21S11S28S12 2S22p1 52S22p618S123

11、S23p1 53S23p618S12d194s23d104s124S24p1 54S24p632S124d19 5s24d105s125S25p1 55S25p632S124f1145d1105d106s126S26p1 56S26p6上午上午12时时31分分1s11s2 2s12p6 3s13p6 4s13d1 84s23d104s1-24p14p6 5s14d1 85s24d105s1-25p15p6 6s15d14f1 145d10 6p6 7s16d15f1 146d2 7(to be continued) 1. 1.已知某元素的原子序数已知某元素的原子序数为为5050，试写出该元素原

12、子的电，试写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素在周子排布式，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。期表中所属周期、族和区。4747号元素呢？号元素呢？课堂练习课堂练习元素周期律已学过的元素周期律知识回顾已学过的元素周期律知识回顾最外层最外层e-数：数：_元素元素原子原子化合物化合物结构结构性质性质原子半径：原子半径：_主要化合价：主要化合价：_元素性质：元素性质：_最高价氧化物的水化物：最高价氧化物的水化物：_氢化物氢化物由单质直接合成的条件：由单质直接合成的条件：_稳定性：稳定性：_同周期同周期18(K层例外层例外)横减竖增横减竖增(不包括稀有气体不包括稀有气体)同周期同周期+1+7(

13、F、O例外例外);-4 -1同周期金属性递减、非金属性递增同周期金属性递减、非金属性递增同周期碱性递减、酸性递增同周期碱性递减、酸性递增左右渐易、上下渐难左右渐易、上下渐难左右渐强、上下渐弱左右渐强、上下渐弱元素周期表概念元素周期表概念19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb SrCs Ba 57-71 At 85Fr Ra 89-103 107 * * VIIILi BeB C N O F Ne0123456镧系 La

14、Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Td Dy Ho Er Tm Yb LuHHeIIIA IVA VA VIA VIIAIAIIIB IVB VB VIB VIIBIIAAl Si P S Cl ArIB IIBNa Mg主族主族副族副族零族零族第第VIII族族非金属非金属短周期短周期镧系元素镧系元素稀有气体稀有气体金属金属放射元素放射元素人造元素人造元素过渡元素过渡元素催化剂、耐高温、耐腐蚀元素周期表意义元素周期表意义制农药半导体不完全周期不完全周期长周期长周期元素性质周期律元素性质周期律7元素周期律元素周期律元素周期律是指元素元素周期律是指元素性质性质随随核电荷数递增发生周期性的递

15、变核电荷数递增发生周期性的递变元素元素原子核外电子排布的周原子核外电子排布的周期性变化期性变化是导致元素性质周期性是导致元素性质周期性变化的根本原因。变化的根本原因。1. 原子半径的周期性变化原子半径的周期性变化 元素周期表中元素周期表中的同周期主族元的同周期主族元素从左到右，原素从左到右，原子半径的变化趋子半径的变化趋势如何？应如何势如何？应如何理解这种趋势？理解这种趋势？周期表中的同主周期表中的同主族元素从上到下，族元素从上到下，原子半径的变化原子半径的变化趋势如何？应如趋势如何？应如何理解这种趋势？何理解这种趋势？同周期主族元素从左至右，原子半径逐渐减小。同周期主族元素从左至右，原子半径

16、逐渐减小。影响同周期元素原子半径主要原因有两个影响同周期元素原子半径主要原因有两个.由于核电荷数的增加使核对最外层电子的引由于核电荷数的增加使核对最外层电子的引力带来原子半径减小的趋势。力带来原子半径减小的趋势。.增加电子后电子间斥力增大带来的原子半径增加电子后电子间斥力增大带来的原子半径增大的趋势。增大的趋势。 而而同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。的斥力使原子的半径增大。v原子半径的大小取决于原子半径的大小取决于_、_ 两个因素；电子的能层两个因素；电子

17、的能层越多，电子之间的负电排斥使原越多，电子之间的负电排斥使原子半径子半径_ ；核电荷数越大，；核电荷数越大，核对电子的引力越大，将使原子核对电子的引力越大，将使原子半径半径_。能层数能层数核电荷数核电荷数增大增大缩小缩小下列微粒中，半径大小的次序下列微粒中，半径大小的次序正确的是正确的是AK+Ca2+Cl-S2- BCa2+K+S2-Cl-CCa2+K+Cl-S2- DS2-Cl-K+Ca2+C一、电离能一、电离能1、电离能定义：、电离能定义：气态电中性基态气态电中性基态原子或原子或气态气态基态基态离子离子失去失去一个一个电子电子所需要的最小能量。所需要的最小能量。 常用符号常用符号 I 表

18、示，单位为表示，单位为kJ/mol。2、第一电离能：、第一电离能： 气态气态电中性电中性基态原子基态原子失去失去一个电子一个电子转化为转化为气态基态正离子所需要的气态基态正离子所需要的最低能量最低能量叫做叫做第一第一电电离能。用符号离能。用符号1 1表示，单位：表示，单位：kJ/molkJ/molM （g) M+ （g) + e- ; 问题探究一问题探究一元素的第一电离能大小与原子失去电子元素的第一电离能大小与原子失去电子能力能力大致大致有何关系？有何关系？第一电离能越小，越第一电离能越小，越易易失去电子，金属性越失去电子，金属性越强强第一电离能越大，越第一电离能越大，越难难失去电子，金属性越

19、失去电子，金属性越弱弱概念应用概念应用1 1、已知、已知M M(g)(g)e eM+M+(g)(g)时所需的最低能量时所需的最低能量 为为738KJ738KJ。则。则M M元素的元素的I I1 1= = 738KJ738KJmolmol-1-1496KJ496KJ2 2、已知钠元素的、已知钠元素的I I1 1=496KJ/mol=496KJ/mol。则则NaNa（g g）e eNaNa（g g）时时所需的最小能量为所需的最小能量为3、试比较、试比较M元素和元素和Na元素的金属性元素的金属性 元素的第一电离能大致有何周期性？元素的第一电离能大致有何周期性？同一周期：由左至右同一周期：由左至右大致

20、大致增大增大同一主族：由上至下同一主族：由上至下大致大致减小减小总体上：金属元素的第一电离能都总体上：金属元素的第一电离能都 ，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都都 。在同一周期中第一电离能最小的是在同一周期中第一电离能最小的是 元元素，最大的是素，最大的是 元素。元素。碱金属碱金属稀有气体稀有气体较较 大大较较 小小规律与总结规律与总结周期表中第一电离能最小的是周期表中第一电离能最小的是 元素，元素，最大的是最大的是 元素。元素。CsHe O NFNe He价电子构型与电离能价电子构型与电离能I1Na Al Mg S P Na K Rb Cs半满半满全

21、满全满LiBeBCNOFNe 5 10 15 20 25 30 35 原子序数原子序数I1NBeMgCaPAs1-36 1-36 号元素第一电离能变化趋势号元素第一电离能变化趋势I I1 1与洪特规则的关系与洪特规则的关系 I1(Mg) I1(Al)、I1(P) I1(S)，这是为什么？，这是为什么？ 基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成上形成 、 和和 结构时，结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 如第一电离能：如第一电离能：O N，Be B全空、全空、 半满、半满、 全满全

22、满将下列元素按第一电离能由大到小的将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：顺序排列： K Na Li K Na Li B C Be N B C Be N He Ne ArHe Ne ArNa Al S PNa Al S P课堂练习课堂练习LiLiNaNa K KN NC CBeBeB BHeHeNeNeArArP PS SAlAlNaNa 根据第一电离能的定义，根据第一电离能的定义，你能说出什么是第二电离能、你能说出什么是第二电离能、第三电离能第三电离能.吗？讨论后吗？讨论后回答回答问题探究问题探究 气态电中性基态气态电中性基态原子失去原子失去一个一个电子转化电子转化为为气态基态正离子气态基

23、态正离子所需要的最低能量叫做所需要的最低能量叫做第第一电离能一电离能( (用用I I1 1表示表示) )，从，从一价气态基态正离一价气态基态正离子子中再失去中再失去一个电子一个电子所需消耗的最低能量叫所需消耗的最低能量叫做做第二电离能第二电离能( (用用I I2 2表示表示) )，依次类推，可得，依次类推，可得到到I I3 3、I I4 4、I I5 5同一种元素的逐级电离能的大小关系同一种元素的逐级电离能的大小关系I I1 1II2 2II3 3II4 4II5 5原子的逐级电离能越来越大的原因？原子的逐级电离能越来越大的原因？ 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一首先失去的电子是能量最高

24、的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时失去电子的电子，所需要吸收的能量多；同时失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。离能越来越大。问题探究四问题探究四元素元素I I1 1 KJ/molKJ/mol I I2 2 KJ/molKJ/mol I I3 3 KJ/molKJ/molNaNa4964964562456269126912MgMg7387381451145177337733观察分析下表电离能数据回答问题：观察分析下表电离能数据回答问题： 为

25、什么钠元素易形成为什么钠元素易形成NaNa，而不易，而不易形成形成NaNa2 2；镁元素易形成；镁元素易形成MgMg2 2，而不易，而不易形成形成MgMg3 3？从表中数据可知：从表中数据可知：NaNa元素的元素的I I2 2远大于远大于I I1 1，因此，因此NaNa容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；容易失去第一个电子，而不易失去第二个电子；即即NaNa易形成易形成NaNa，而不易形成，而不易形成NaNa2 2 。镁元素的。镁元素的I I1 1、I I2 2相差不大，相差不大，I I3 3远大于它们，说明镁容易失远大于它们，说明镁容易失去两个电子，而不易失去第三个电子，因此镁去两个电

26、子，而不易失去第三个电子，因此镁易形成易形成MgMg2 2，而不易形成，而不易形成MgMg3 3。如果逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能如果逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然急剧变大说明电子的能层发生了变化，可突然急剧变大说明电子的能层发生了变化，可以通过这种现象判断元素最外层电子及其化合以通过这种现象判断元素最外层电子及其化合价。价。【巩固】已知某元素的第一至第八电离能（单位【巩固】已知某元素的第一至第八电离能（单位kJ/mol）：）：I1=577，I2=1820，I3=2740，I4=11600，I5=14800，I6=18400，I7=23400， I8=27500试推测该元素的

27、原子最外层有试推测该元素的原子最外层有 个电子个电子 3【规律总结规律总结】v不同元素第一电离能的变化规律：不同元素第一电离能的变化规律：1 1、同周期元素、同周期元素I I1 1从左到右呈增大趋势，碱金属元从左到右呈增大趋势，碱金属元素的素的I I1 1最小，稀有气体元素的最小，稀有气体元素的I I1 1最大。最大。2 2、同一主族元素、同一主族元素I I1 1从上到下逐渐减小。从上到下逐渐减小。3 3、元素的、元素的I I1 1随原子序数的递增呈现周期性变化。随原子序数的递增呈现周期性变化。4 4、同周期元素、同周期元素I I1 1变化存在反常现象：变化存在反常现象： AAAA， AAAA

28、5 5、同周期过渡元素的、同周期过渡元素的I I1 1变化不太规则变化不太规则, ,从左到右从左到右略有增加略有增加 第一章第一章 原子结构原子结构第第2节节 原子结构与元素性质原子结构与元素性质（第三课时）电负性、对角线规则（第三课时）电负性、对角线规则成键原子之间是形成离子键还是共价键，主要取决于？成键原子之间是形成离子键还是共价键，主要取决于？ 离子化合物离子化合物共价化合物共价化合物【知识回忆知识回忆】为了比较元素的原子为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于美国化学家鲍林于19321932年首先提出了用电负性年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中来

29、衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计吸引电子的能力。经计算确定算确定氟的电负性为氟的电负性为4.04.0，锂的为，锂的为1.01.0，并以，并以此为标准确定其它元素此为标准确定其它元素的电负性。的电负性。电负性电负性概念概念键合电子：键合电子：元素相互化合时，原子中用于形元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。成化学键的电子。电负性：电负性：用来描述不同元素的原子对键合电用来描述不同元素的原子对键合电 子吸引力的大小。子吸引力的大小。标准：标准：以氟为以氟为4.0和锂为和锂为1.0作为相对标准作为相对标准 3、意义：、意义： 用于表示原子在化合物中吸引电子的能力，用于表示原子在化合物中吸

30、引电子的能力，电负性越大，表示该原子在化合物中电负性越大，表示该原子在化合物中吸引电子的能力吸引电子的能力_。电负性越小，表示该原子在化合物中电负性越小，表示该原子在化合物中吸引电子的能力吸引电子的能力_ 。越强越强越弱越弱金属元素越容易失电子，对键合电子的吸金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力引能力 ，电负性，电负性 ，其金属性越，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力电子的吸引能力 ，电负性，电负性 ，其，其非金属性越强；故电负性可以用来度量非金属性越强；故电负性可以用来度量金属性与非金属性的强弱。金属性与非金属性的强弱。越弱越弱

31、越小越小越强越强越大越大v 请同学们仔细阅读电负性数值的表格，并请同学们仔细阅读电负性数值的表格，并分析电负性的周期性递变。说出同周期、分析电负性的周期性递变。说出同周期、同主族元素电负性的递变规律。同主族元素电负性的递变规律。电负性逐渐电负性逐渐 。增增 大大电负性有电负性有 的趋势的趋势减小减小电负性最大电负性最大电负性最小电负性最小4 4、电负性的递变规律：、电负性的递变规律： 原因？原因？原因解释v1、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大 原因：同周期从左至右，电子层数相同，原因：同周期从左至右，电子层数相同，核电核电荷数增大荷数增大，原子半径递减，有

32、效核电荷递增，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性只增加只增加v2、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小渐减小 原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但增多，但电子层数增多电子层数增多引起原子半径增大比较引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减元素的电负性值递减下图是用表格中的数据制作的第三下图是用表格中的数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类

33、似周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作第的方法制作第A A和和A A族元素的电负族元素的电负性变化图。性变化图。应用应用: :1 1、判断元素金属性和非金属性的强弱、判断元素金属性和非金属性的强弱金属的电负性一般小于金属的电负性一般小于1 1. .8 8，非金属的电负性，非金属的电负性一般大于一般大于1 1. .8 8，而位于非金属三角区边界的，而位于非金属三角区边界的“类金属类金属” ( (如锗、锑等如锗、锑等) )的电负性则在的电负性则在1 1. .8 8左右，它们既有金属性又有非金属性。左右，它们既有金属性又有非金属性。2 2、判断化学键的类型、判断化学键的类型一般认为，电负性一般

34、认为，电负性1.71.7，形成离子键，形成离子键 电负性电负性1.71.7，形成共价键，形成共价键3 3、判断化合物中元素化合价的正负、判断化合物中元素化合价的正负电负性大的元素显负价电负性大的元素显负价电负性小的元素显正价电负性小的元素显正价（3）判断化合物中各元素化合价的正负判断化合物中各元素化合价的正负v 电负性数值小的元素在化合物里吸引电子电负性数值小的元素在化合物里吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物里吸引电子的能力数值大的元素在化合物里吸引电子的能力强，元素的化合价为负值；强，元素的化合价为负值； NaH SO2 IC

35、l 在元素周期表中，某些主在元素周期表中，某些主族元素与族元素与右下方右下方的的主族主族元素元素( (如图如图l l27)27)的有些性质是相的有些性质是相似的似的( (如硼和硅的含氧酸盐都如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔能形成玻璃且互熔) )，被称为，被称为“对角线规则对角线规则”。查阅资料，查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线这些元素的电负性解释对角线规则。规则。查阅资料：查阅资料

36、：科学探究科学探究如何利用电负性理论，结合我们所学如何利用电负性理论，结合我们所学的元素化合物知识，理解这三对元素的元素化合物知识，理解这三对元素的的”对角线对角线”规则？规则？1 1、锂和镁的相似性、锂和镁的相似性 （1 1）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（）锂、镁在氧气中燃烧，均生成氧化物（LiLi2 2O O和和MgOMgO），不生成过氧化物。），不生成过氧化物。 （2 2）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（）锂、镁在加热时直接和氮反应生成氮化物（LiLi3 3N N和和MgMg3 3N N2 2），而其他碱金属不能和氮作用。），而其他碱金属不能和氮作用。 （3 3）锂、镁和氟化物

37、（）锂、镁和氟化物（LiFLiF、MgFMgF2 2）、碳酸盐（）、碳酸盐（LiLi2 2COCO3 3、MgCOMgCO3 3）、磷酸盐（）、磷酸盐（LiLi3 3POPO4 4、MgMg3 3（POPO4 4）2 2）均难）均难（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。（或微）溶于水，其他相应化合物为易溶盐。 （4 4）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。）水合锂、镁氯化物晶体受热发生水解。 （5 5）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。）锂和镁、硝酸盐分解产物相似。 2 2、BeBe和和AlAl的氢氧化物均为两性氢氧化物的氢氧化物均为两性氢氧化物3 3、B B和和SiSi的含氧酸都是弱酸的含氧酸都是弱酸LiLi、MgMg的电负性分别为的电负性分别为1.01.0、1.21.2； BeBe、AlAl的电负性分别为的电负性分别为1.51.5、1.51.5； B B、SiSi的电负性分别为的电负性分别为2.02.0、1.81.8；它们的电负性接近，说明它们对键合它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。电子的吸引力相当。 判断他们哪些是离子化合物，哪判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物些是共价化合物NaF HCl NO MgO CHNaF HCl NO MgO CH4 4离子化合物：离子化合物： 。共价化