1.2 元素周期律2 课件 【新教材】人教版（2019）高中化学选择性必修2
文档属性
| 名称 | 1.2 元素周期律2 课件 【新教材】人教版（2019）高中化学选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 4.0MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2021-10-13 16:55:43 | ||
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文档简介
(共26张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时 元素周期律2
3.电负性
（1）化学键：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
（2）键合电子：
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
（3）电负性：
①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
③大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
电负性是相对值，没单位。
同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化
④变化规律：
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
电负性最大的是氟，最小的是铯
(4)应用:
a、判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。
b、判断化学键的类型
电负性相差很大
离子键
(相差>1.7)
电负性相差不大
共价键
c、判断化合物中各元素化合价的正负
电负性大的显负价，电负性小的显正价。
(相差<1.7)
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
(1)电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。
(2)电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
①概念:在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物),这种相似性被称为对角线规则。
②对角线规则是从相关元素及其化合物的许多
性质中总结出来的经验规则,不是定理。
③相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
体现对角线规则的相关元素
d、利用电负性解释元素的“对角线”规则
“对角线规则”可以通过元素的电负性进行解释: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,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
规律总结
电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度,电负性越大,非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型,也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
⑤电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
(1)同主族元素的电负性有何变化规律 同周期主族元素的电负性与原子半径之间有何关系
提示:同主族元素,核电荷数越大电负性越小。同周期主族元素的电负性随原子半径的减小而增大。
思考与讨论
(2)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元素;电负性最小的元素为Cs元素。
(3)钙元素的电负性应该在哪两种主族元素之间
提示:根据Ca元素在周期表中的位置,可知电负性:K(4)下列左图是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。
与前面第一电离能的变化趋势相比，电负性的大小是如何变化的？有何不同？请分析原因。
1.原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)。 ( )
2.离子半径:r(Li+)3.能层数多的元素的原子半径一定比能层数少的元素的原子半径大。( )
4.原子失去2个电子所需要的能量是其失去1个电子所需能量的2倍。( )
5.一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素,大于1.8的为非金属元素。( )
6.同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C7.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。( )
8.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
√
√
√
×
×
×
×
×
2.下列不能根据元素电负性判断的性质是( )
A.判断化合物的溶解度
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键类型
D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
A
解析:不能根据电负性判断化合物的溶解度,A项符合题意;电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素显正化合价,电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素显负化合价,B项不符合题意;根据电负性能判断化学键类型,电负性相同的非金属元素形成的化学键是非极性共价键,电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间一般形成极性共价键,相应的化合物是共价化合物,电负性差值大于1.7的两种元素化合时,一般形成离子键,相应的化合物为离子化合物,C项不符合题意;电负性也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度,一般来说,电负性大于1.8的是非金属元素,小于1.8的是金属元素,而位于非金属与金属交界处的“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,D项不符合题意。
解析:不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示,元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中的主族元素,电负性随着原子序数的增大而增大;同一主族中,元素的电负性随着原子序数的增大而减小。A是O元素,B是P元素,C是Si元素,D是Ca元素,非金属性最强的元素是O元素,即电负性最大的元素是O元素,故选A。
3.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
4.不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力大小可用电负性表示,若电负性越大,则原子吸引电子的能力越大,在所形成的分子中成为显负电性的一方。下面是某些短周期元素的电负性:
元素 Li Be B C O F
电负性 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范围:(2)推测电负性(x)与原子半径的关系是 。
(3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向 (写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电负性差值小于1.7时,一般形成共价键,试推断AlBr3中化学键的类型是 。
(5)在元素周期表中,电负性最小的元素的位置为 (放射性元素除外)。
2.53
3.44
0.93
1.57
电负性越小,原子半径越大
氮
共价键
第六周期第ⅠA族
解析:由所给数据分析可知:同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。
(1)同周期中x(Na)(2)元素电负性的递变规律与原子半径递变规律恰好相反,即:同周期(或同主族)元素中,电负性越大,其原子半径越小。
(3)对比周期表中对角线位置元素的电负性(x)可知:x(B)>x(Si),x(C)>x(P),x(O)>x(Cl),则可推知:x(N)>x(S),故在S —N键中,共用电子对应偏向N原子。
(4)查表知:AlCl3中两元素电负性差值1.55<1.7,又x(Br)(5)根据电负性递变规律,周期表中电负性最小的应为Cs(Fr为放射性元素),位于第六周期第ⅠA族。
5.已知元素的电负性和原子半径一样,也是元素的一种基本性质,下表给出14种元素的电负性:
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
试结合元素周期律知识回答下列问题:
(1)根据上表给出的数据,可推知元素电负性的变化规律是 。
(2)由上述变化规律可推知,短周期主族元素中,电负性最大的元素是 ,电负性最小的元素是 ,由这两种元素形成的化合物属于 (填“离子”或“共价”)化合物。
(3)某有机化合物的结构简式为 ,在P—N键中,你认为共用电子对偏向 (写原子名称)。
元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素,从左到右电负性逐渐增大)
F
Na
离子
氮
解析:(1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下:
元素 Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl
原子 序数 3 4 5 6 7 8 9 11 12 13 14 15 16 17
电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
经过上述整理后可以看出,3~9号元素,元素的电负性由小到大;11~17号元素,元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素,从左到右电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律可得出短周期主族元素中,电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Na,二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。
(3)用电负性的大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于P—N键,由于N的电负性大于P的电负性,所以共用电子对偏向氮原子。
6.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 ,M在元素周期表中的位置是 。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
解析:根据题给信息可以确定A为氢元素,B为碳元素(C60是由分子组成的碳单质,金刚石形成空间网状结构),D为氮元素,E为氧元素,G为钾元素,M为铜元素。
(1)G为钾元素,基态钾原子的核外有19个电子,电子排布式是1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1;M为铜元素,在元素周期表中的位置是第四周期第ⅠB族。(2)同周期元素由左向右第一电离能呈递增趋势,但第ⅤA族元素价电子构型为ns2np3,p能级为半充满状态,较稳定,第一电离能比同周期第ⅥA族元素的第一电离能大,故元素C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C,而电负性由大到小的顺序为O>N>C。
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时 元素周期律2
3.电负性
（1）化学键：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
（2）键合电子：
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
（3）电负性：
①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
③大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
电负性是相对值，没单位。
同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外)
同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。
随核电荷数增大元素的电负性呈周期性变化
④变化规律：
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
电负性最大的是氟，最小的是铯
(4)应用:
a、判断元素金属性和非金属性的强弱
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又表现非金属性。
b、判断化学键的类型
电负性相差很大
离子键
(相差>1.7)
电负性相差不大
共价键
c、判断化合物中各元素化合价的正负
电负性大的显负价，电负性小的显正价。
(相差<1.7)
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
(1)电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。
(2)电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
①概念:在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物),这种相似性被称为对角线规则。
②对角线规则是从相关元素及其化合物的许多
性质中总结出来的经验规则,不是定理。
③相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
体现对角线规则的相关元素
d、利用电负性解释元素的“对角线”规则
“对角线规则”可以通过元素的电负性进行解释: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,它们表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
规律总结
电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度,电负性越大,非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型,也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
⑤电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
(1)同主族元素的电负性有何变化规律 同周期主族元素的电负性与原子半径之间有何关系
提示:同主族元素,核电荷数越大电负性越小。同周期主族元素的电负性随原子半径的减小而增大。
思考与讨论
(2)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元素;电负性最小的元素为Cs元素。
(3)钙元素的电负性应该在哪两种主族元素之间
提示:根据Ca元素在周期表中的位置,可知电负性:K
与前面第一电离能的变化趋势相比，电负性的大小是如何变化的？有何不同？请分析原因。
1.原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)。 ( )
2.离子半径:r(Li+)
4.原子失去2个电子所需要的能量是其失去1个电子所需能量的2倍。( )
5.一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素,大于1.8的为非金属元素。( )
6.同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能C
8.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
√
√
√
×
×
×
×
×
2.下列不能根据元素电负性判断的性质是( )
A.判断化合物的溶解度
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键类型
D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
A
解析:不能根据电负性判断化合物的溶解度,A项符合题意;电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素显正化合价,电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强,元素显负化合价,B项不符合题意;根据电负性能判断化学键类型,电负性相同的非金属元素形成的化学键是非极性共价键,电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间一般形成极性共价键,相应的化合物是共价化合物,电负性差值大于1.7的两种元素化合时,一般形成离子键,相应的化合物为离子化合物,C项不符合题意;电负性也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度,一般来说,电负性大于1.8的是非金属元素,小于1.8的是金属元素,而位于非金属与金属交界处的“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,D项不符合题意。
解析:不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示,元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中的主族元素,电负性随着原子序数的增大而增大;同一主族中,元素的电负性随着原子序数的增大而减小。A是O元素,B是P元素,C是Si元素,D是Ca元素,非金属性最强的元素是O元素,即电负性最大的元素是O元素,故选A。
3.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
4.不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力大小可用电负性表示,若电负性越大,则原子吸引电子的能力越大,在所形成的分子中成为显负电性的一方。下面是某些短周期元素的电负性:
元素 Li Be B C O F
电负性 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范围:
(3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向 (写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电负性差值小于1.7时,一般形成共价键,试推断AlBr3中化学键的类型是 。
(5)在元素周期表中,电负性最小的元素的位置为 (放射性元素除外)。
2.53
3.44
0.93
1.57
电负性越小,原子半径越大
氮
共价键
第六周期第ⅠA族
解析:由所给数据分析可知:同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。
(1)同周期中x(Na)
(3)对比周期表中对角线位置元素的电负性(x)可知:x(B)>x(Si),x(C)>x(P),x(O)>x(Cl),则可推知:x(N)>x(S),故在S —N键中,共用电子对应偏向N原子。
(4)查表知:AlCl3中两元素电负性差值1.55<1.7,又x(Br)
5.已知元素的电负性和原子半径一样,也是元素的一种基本性质,下表给出14种元素的电负性:
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
试结合元素周期律知识回答下列问题:
(1)根据上表给出的数据,可推知元素电负性的变化规律是 。
(2)由上述变化规律可推知,短周期主族元素中,电负性最大的元素是 ,电负性最小的元素是 ,由这两种元素形成的化合物属于 (填“离子”或“共价”)化合物。
(3)某有机化合物的结构简式为 ,在P—N键中,你认为共用电子对偏向 (写原子名称)。
元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素,从左到右电负性逐渐增大)
F
Na
离子
氮
解析:(1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下:
元素 Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl
原子 序数 3 4 5 6 7 8 9 11 12 13 14 15 16 17
电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
经过上述整理后可以看出,3~9号元素,元素的电负性由小到大;11~17号元素,元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素,从左到右电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律可得出短周期主族元素中,电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Na,二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。
(3)用电负性的大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于P—N键,由于N的电负性大于P的电负性,所以共用电子对偏向氮原子。
6.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 ,M在元素周期表中的位置是 。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C
解析:根据题给信息可以确定A为氢元素,B为碳元素(C60是由分子组成的碳单质,金刚石形成空间网状结构),D为氮元素,E为氧元素,G为钾元素,M为铜元素。
(1)G为钾元素,基态钾原子的核外有19个电子,电子排布式是1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1;M为铜元素,在元素周期表中的位置是第四周期第ⅠB族。(2)同周期元素由左向右第一电离能呈递增趋势,但第ⅤA族元素价电子构型为ns2np3,p能级为半充满状态,较稳定,第一电离能比同周期第ⅥA族元素的第一电离能大,故元素C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C,而电负性由大到小的顺序为O>N>C。