第二节　原子结构与元素的性质

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1、教 案课题：第二节原子结构与元素的性质（2）授课班级课 时教学目的知识与技能1、掌握原子半径的变化规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、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4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值 过程与方法情感态度价值观重 点电离能得定义及与原子结构之间的关系难 点电离能得定义及与原子结构之间的关系知识结构与板书设计二、元素周期律1、原子半径2、电离能（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能.常用符号I表示，单位为K

2、Jmol1 意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。（2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。(5) 电离能的应用、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。判断元素的金属性、非金属性强弱教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动引入我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？讲元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。学与问元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属

3、性和非金属性的变化规律是什么？投影小结同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。讲元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。板书二、元素周期律1、原子半径投影观察图120分析：学与问1元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？2元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？小结同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半

4、径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 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，电子间的斥力使原子的半径增大。讲原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。显然电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，所以同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，所以同周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小。问那么，粒子半径大小的比较有什么规律呢？投影小结1、原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时

5、，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小。最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大2、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。3、同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子原子阴离子，并且价态越高的粒子半径越小。过渡那么，什么叫电离能呢，电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？板书2、电离能（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能.常用符号I表示，单位为KJmol1 意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。讲原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。电离能用来表示原子或分子失去电子的难易程度。电离能越大，表示原子或离子越难失电子；电

6、离能越小，表示原子或离子易失电子，点击试题已知Na元素的I1=496 KJmol-1,则Na (g) -e- Na +(g) 时所需最低能量为 . 板书（2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。讲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叫做第一电离能。上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。投影问读图l21。碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢? 讲从图l2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气

7、体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降)。学与问1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?讲第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。讲同周期元素：碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸

8、引作用依次增强的必然结果。同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在(n-1)d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。板书(3)电离能的变化规律：同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。讲总

9、之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果思考与交流 Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小讲但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定

10、的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。讲在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。点击试题不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如图所示，试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。（1）同主族内不同元素的E值的变化特点是 。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的 变化规律。（2）同周期内，随原子序数的增大，E值增大。

11、但个别元素的E值出现反常现象，试预测下列关系中正确的是 （填写编号）。E（砷）E（硒） E（砷）E（硒）E（溴）E（硒） E（溴）E（硒）（3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围： E 。（4）10号元素E值较大的原因是 解析：此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。（1）同主族元素最外层电子数相同，随着原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以失去最外层电子所需能量逐渐减小。（2）根据图像可知，同周期元素E（氮）E（氧），E（磷）E（硫），E值出现反常现象。故可推知第四周期E（砷）E（硒）。但A族元素和A族元素的E值未出现反常。所

12、以E（溴）E（硒）。此处应填、。（3）1mol 气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其E值应在419738之间。（4）10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。答案：（1）随着原子序数的增大，E值变小周期性。（2）、（3）419、438或填E（钾）、E（镁）（4）10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构。学与问2、下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系?讲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

13、叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而

14、I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。板书（4）第二电离能；由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。讲通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。这是因为元素的原子失去电子后，原子核对核外电子的作用增加，再失去电子消耗能量增加，失电子变得困难。讲根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度

15、。板书(5) 电离能的应用、根据电离能数据，确定元素核外电子的排布讲如Li I1I2I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层上只有一个电子板书根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。讲如K元素 I1I2I3，表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见的价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为+1，而Mg 在第三电离发生突变，故Mg的化合价为+2、板书判断元素的金属性、非金属性强弱讲I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。讲需要我们注意

16、的是，金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。过电离能主要针对的是金属，对于非金属我们通常用与其相对应的电子亲和能，下面让我们来简单了解一下电子亲和能知识拓展元素的电子亲和能1、电子亲和能：元素的一个气态原子获得1个电子成为气态阴离子时所放出的能量称为第一电子亲和能2、电子亲和能的符号和单位：E 单位为KJmol1 3、电子亲和能的意义：电子亲和能的大小反映了气态原子获得电子成为气态阴离子的难易程度。电子亲和能大，该元素的原子就容易与电子结合4、影响因素： 电子亲和能的大小

17、取决于原子核对外层电子的吸引以及电子和电子间的排斥这两个相反的因素。随着原子半径的减小，原子核对核外电子吸引作用增强，电子亲和能增大。但是，如果原子半径减小的程度使核外电子的密度增加很大，电子之间的排斥作用增加，则可能使电子亲和能减小，电子亲和能无论是在同周期还是同主族都没有简单的变化规律。随堂练习1、某元素的电离能(电子伏特)如下：I1I2I3I4I5I6I714.529.647.477.597.9551.9666.8此元素位于元素周期表的族数是A. IA B. A C. A D、A E、A F、A G、 A2.下列说法正确的是（ ）A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离

18、能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大解析：考查元素第一电离能的变化规律，一般同周期从左到右第一电离能逐渐增大，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大故A正确C不正确；但有反常，第A和VA族元素比同周期相邻两种元素第一电离能都低。同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小。，由于核外价电子排布镁为3S2，Al为3S23P1，故Al的第一电离能小于Mg的，所以B错误；根据同主族同周期规律可以推测：第一电离能KCaI1，因此说电离能是核外电子分层排布的实验佐证。答案：B5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素（1）下列 （填写

19、编号）组元素的单质可能都是电的良导体。a、c、h b、g、k c、h、l d、e、f（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。原子核失去核外不同电子所需的能量（KJmol-1）锂XY失去第一个电子519502580失去第二个电子7 2964 5701 820失去第三个电子11 7996 9202 750失去第四个电子9 55011 600通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量 。表中X可能为13种元素中的 （填写字母）元素。用元素符号表示X和j

20、形成的化合物的化学式 。Y是周期表中 族的元素的增加，I1逐渐增大。以上13种元素中， （填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。 解析：（1）从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h为碳元素，其单质中的石墨也是电的良导体，故应选、两组。（2）锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L层，当失去最外层的一个电子后，锂离子达到稳定结构，根据题给信息可知，锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个电子所需的能量。由表中数据可知：X失去第二个电子所需

21、能量远大于失去第一个电子所需的能量（9倍多），而失去第三个、第四个电子所需能量皆不足前者的两倍，故第一个电子为最外层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。结合所给的周期表知，X应为a，即钠元素，和j即氧元素所形成的化合物化学式分别为：Na2O和 Na2O2。由表中所给Y的数据可知，Y失去第一、二、三个电子所需能量差别不大，而失去第四个电子所需能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此，Y元素的最外层有3个电子，即为第A族的元素Al。从题目所给信息知道，原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定失电子所需能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元

22、素已达8e-稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。答案：（1） （2）Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难 a；Na2O 或Na2O2 A m教学回顾：表现性评价反映了学生学习本节知识的过程情况如何，是否达到情感态度与价值观目标。表现性评价的依据是学生在问题探究的过程中表现出来的情感态度和对知识的整合能力，能否把自己融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性。如果说纸笔评价是对学生学业的量化评价的话，表现性评价则是对学生学业的质性评价。 在本节课的教学过程当中，由浅入深不断地设置问题，引导学生进行讨论探究，让学生主动参与知识探究的全过程。从学生的表

23、现和反馈情况来看，基本上能达到预定的教学目标要求。教 案课题：第二节原子结构与元素的性质（3）授课班级课 时教学目的知识与技能1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。3、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4、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过程与方法情感态度价值观重 点电负性的意义难 点电负性的应用知识结构与板书设计3、电负性(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孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的

24、孤电子。（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （3）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。(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。(6) 元素电负性的应用 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系电负性与化合价的关系判断化学键的类型对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动复习1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规

25、律？讲元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。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(如图122)。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。投影 板书3、电负性(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孤电子：元素相互化合时，元素的价电子中没有参加形成化学键的电子的孤电子。讲用来表示当两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。板书（2）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸

26、引力的大小。 （3）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。讲鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为40和锂的电负性为1。0作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)，如图l23所示。板书(4) 电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。思考与交流同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？讲金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子

27、的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。投影讲同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。板书(5) 元素电负性的周期性变化 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。同周期从左到右，元素的电负性递增；同主族，自上而下，元素的电负性递减，对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现出这种变化趋势。讲电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表

28、的左下角。科学探究根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。投影电负性的周期性变化示例讲元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。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。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。例如，氟的电负性为4，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素，板书(6) 元素电负性的应用 元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系讲金属的电负性一般都小于1.8，非金属的电负性一般都大于1.8，而位于非

29、金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。讲利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负；电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。板书电负性与化合价的关系讲电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。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；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价板书判断化学键的类型讲一般电负性差值大的元素原子间形成的主要是离子键，电负性差值小于1.7或相同的非金属原子之间形成的主要是共价键；当电负性差值为零时，通常形成非极性键，不为零时易形成极性键。当电

30、负性差值大于1.7，形成的是离子键点击试题已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7已知：两成键元素间电负性差值大于1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 。.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：

31、Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2 AlCl3 SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。2.Mg3N2；离子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。板书对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。科学探究在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，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性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用

32、这些元素的电负性解释对角线规则。讲Li、Mg在空气中燃烧产物分别为Li2O、MgO，Be（OH）2、Al（OH）3均为两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则的合理性。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al电负性均为1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8数值相差不大,故性质相似.）讲除此之外，我们还要注意电离能和电负性间的关系。通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但IIA族，VA族元素原子的价电子排布分别为ns2,ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常大。小结原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律：在元素周期表中同周期元素从

33、左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐增大（趋势），电负性逐渐增大。在元素周期表中同主族从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。随堂练习1、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下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ） A周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C电负性越大，金属性越强D电负性越小，非金属性越强2、已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是( )A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，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对应的酸性弱于于Y对应的D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金教学回顾：原子结构与元素的性质是中学化学重要的基础理论，是整个中学化学教材中的重点内容。教材内容较抽象，理论性强，在教学过程中要注重学习方法的指导，做到“授之以渔”。与原教材相比较，原教材比较注重知识的传授，强调接受形学习；新课程强调使学生形成积极主动的学习态度，使获得知识与技能的过程成为学生学会学习和形成正确价值观的过程。因此，在实施教学的过程当中，应该创造一切条件让学生主动参与知识探究的全过程 ，对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的科学素养。