2021-2022学年人教版（2019）高中化学选择性必修二1.2.3 元素周期律(二) 电负性 课件 （32张ppt）

(共32张PPT)
第2课时 元素周期律（二）
理解电负性并能进行运用
能够对原子半径、电离能、电负性等元素周期律进行综合运用
教学目标
新知导学
CH4
SiH4
-4
+1
-4
+1
吸引电子能力：C＞H Si＜H
新知导学
CH4
SiH4
-4
+1
+4
-1
同周期，从左到右，吸引电子能力逐渐增强
同主族，从上到下，吸引电子能力逐渐减弱
金属活动顺序中从左到右，吸引电子能力逐渐增强
吸引电子能力：C＞H Si＜H
新知导学
CH4
SiH4
-4
+1
+4
-1
电子亲和能：气态电中性基态原子获得一个电子变成气态基态一价负离子放出的能量
第一电离能：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
吸引电子能力：C＞H Si＜H
电负性
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（稀有气体未计）
键合电子：原子中用于形成化学键的电子
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
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大
电负性
元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱
元素的非金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
电负性
元素的电负性逐渐变大
元素的电负性逐渐变小
2.下列关于电负性的叙述中不正确的是(　　)
A． 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大
B． 电负性是以氟为4.0作为标准的相对值
C． 元素电负性越大，元素非金属性越强
D． 同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
对点练习
1.下列元素按电负性由大到小顺序排列的是（　　）
A． K、Na、Li B． N、O、F C． As、P、N D． F、Cl、S
【解析】同一周期元素从左到右电负性逐渐增大；同一主族元素从上到下电负性逐渐减小。
【解析】电负性是描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，所以电负性越大的原子，其原子的第一电离能不一定越大。
D
A
电负性的应用
(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。
1．与元素的金属性和非金属性的关系
(1) 金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，非金属三角区边界的“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。
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，反之元素的化合价即为负值
2．判断元素的化合价
CO2
ClO2
BCl2
SO2
预测
S O Cl2
+4
-2
-1
氧元素的化合价：HClO________，HFO________
－2
0
电负性的应用
如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，通常会形成离子键，反之它们之间通常会形成共价键
特例：HF
特例：NaH
3．判断化学键的类型
共价化合物
离子化合物
PCl3
Na2O
预测
AlCl3是离子化合还是共价化合物？如何进行验证呢？
共价化合物
实验证明其在熔融状态下不导电
电负性的应用
对角线规则可以通过元素的电负性进行解释：
Li Be B
Mg Al Si
电负性接近说明它们对键合电子的吸引力相当，元素表现出的性质相似
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
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
电负性的应用
探究实质
1．同周期从左到右元素的电负性逐渐变大
2．同一主族从上到下元素的电负性逐渐减小
第三周期
从左到右，能层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，对外层电子的吸引力增强，电负性增大
从上到下，能层数增多引起原子半径增大比较明显，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，电负性递减
碱金属
科学史话
莱纳斯·卡尔·鲍林（Linus Carl Pauling，1901.2.28~1994.8.19），美国著名化学家，量子化学和结构生物学的先驱者之一。1954年因在化学键方面的工作取得诺贝尔化学奖，1962年因反对核弹在地面测试的行动获得诺贝尔和平奖，成为获得不同诺贝尔奖项的两人之一。
科学史话
1932年，鲍林引入电负性概念，用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是：电负性(electronegativity)是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
科学史话
原子半径、电离能、电负性的综合运用
1．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)
2．钙元素的电负性应该在哪两种主族元素之间
电负性最大的元素为F元素：电负性最小的元素为Cs元素
根据Ca元素在周期表中的位置可知电负性：K3．下图是第三周期元素的电负性变化图，请制作ⅠA、ⅦA元素的电负性变化图。
找出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相同和不同，分析其原因。
原子半径、电离能、电负性的综合运用
同周期主族元素，随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电离能总的变化趋势是逐渐增大的，即电负性大的元素原子吸引电子的能力强，一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大，但有如I1(Be)＞I1 (B)、I1 (N)＞ I1 (O)等的异常现象。
原子半径、电离能、电负性的综合运用
电负性是指不同元素的原子对键合电子的吸引能力，美国化学家鲍林根据实验数据进行了理论计算，以氟元素的电负性为4.0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。电负性只是一个相对数值，没有单位。
第一电离能是指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。由此可知，第一电离能的大小与原子结构的关系明显。
如基态N原子的价电子排布式的轨道表示式是： ，结构相对比较稳定，能量较低，基态O原子的价层电子排布的轨道表示式是： ，相对不稳定，能量较高，所以I1 (N)＞ I1 (O)。
原子半径、电离能、电负性的综合运用
对点练习
1．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　)
A． 第一电离能Y可能小于X
B． 气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX
C． 最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性
D． X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
【解析】据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，由于同周期元素，第一电离能Y可能小于X，A不符合题意；氢化物稳定性HmY小于HnX，B符合题意；最高价含氧酸的酸性X强于Y，C不符合题意；电负性值大的吸引电子能力强，化合物中显负价，电负性值小的吸引电子能力弱，化合物中显正价，D不符合题意。
B
对点练习
A． C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E
B． 元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C． 元素B、C之间不可能形成化合物
D． 与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
2．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是(　　)
D
【解析】根据电负性和最低化合价，推知A为C元素，B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl，A错误；元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同，B错误；S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物，C错误；Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2，D正确。
对点练习
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成简单离子转移的电子数
3．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是(　　)
B
对点练习
【解析】对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A错误；同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，C错误；形成简单离子转移的电子数依次为Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，D错误。
对点练习
4．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 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(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 　。
2.5
3.5
0.9
1.5
电负性越小，原子半径越大
对点练习
(3)某有机物分子中含有S—N键，你认为在S—N键中共用电子对偏向　　(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。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　　　　　　　　　(除放射性元素)。
氮
共价键
第六周期第ⅠA族
对点练习
解析: (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键中共用电子对偏向N原子。
(4)查表知AlCl3中两元素电负性差值1.5<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。
对点练习
5．按要求填空：
(1)分析同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为______＜Al＜______(填元素符号)。
Na
Mg
(2)第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族。
第六
第ⅠA
对点练习
(3)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是：___________________________________；
___________________________________。
两
(4)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是_____________________
____________________________________________________________。
非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
Be(OH)2＋2OH－===＋2H2O
对点练习
课堂小结
元素周期律
原子半径
电 离 能
原子结构
金属性与非金属性
电 负 性
元素的性质随核电荷数
递增发生周期性的递变