1.2-3 电负性 课件 (共19张PPT) 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2
文档属性
| 名称 | 1.2-3 电负性 课件 (共19张PPT) 2022-2023学年高二化学人教版（2019）选择性必修2 |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 2.1MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-02-26 17:38:22 | ||
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文档简介
(共19张PPT)
【归纳总结】粒子半径大小的比较
（1）同种元素：
化合价越低半径越大
（2）不同种元素：
①电子能层数越多，粒子半径越大
②电子能层数相同时，原子序数越大，粒子半径越大
【归纳总结】
第一电离能（I1）的变化规律
①同周期：
a、从左到右逐渐增大（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素）
②同主族,从上到下I1逐渐减小。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
b、I1:ⅡA>ⅢA；ⅤA>ⅥA
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
③过渡元素的第一电离能变化不太规则
1.2-3 元素周期律（二）
---电负性
学 习 目 标
1、掌握元素的电负性及其变化规律。
1
元素的电负性
1、基本概念
（1）化学键：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，称为化学键。
（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：
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。
（电负性是相对值，没有单位）
电负性是原子吸引键合电子的能力大小的一种度量
鲍林L.Pauling1901～1994
鲍林研究电负性的手搞
【科学史话】
以氟的电负性为4.0 、锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性
电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
①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。
②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。
2、变化规律:
①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，金属性越强。
3、电负性的意义：
②电负性相差很大（之差>1.7）的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大（之差<1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
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）元素的金属性的判别
一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。
4、电负性的应用
（2）化学键型判别
电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物,主要形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 主要形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。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。
4、电负性的应用
从原子的电负性差别来判断原子间形成共价键还是形成离子键 请填写下表
原子 Na Cl H Cl C O
电负性
电负性之差（绝对值）
结论：当原子的电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的将是_____键；而_____键是电负性相差不大的原子之间形成的化学键。 0.9 3.0
2.1 3.0
2.5 3.5
2.1
0.9
1.0
离子
共价
1.7
用电子式表示H2、HCl、Cl2分子的形成过程
共价键
离子键
2
对角线规则
核外电子排布的周期性
原子电离能变化的周期性
原子半径变化的周期性
元素周期律
同周期、同主族元素的一般变化规律和特殊变化
原子电负性变化的周期性
课时小结
3
当堂练习
1、下列有关电负性的说法中，不正确的是（ ）
A.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
B.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C.在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D.形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
B
2、下列不属于元素电负性的应用的是（ ）
A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素的正负化合价
C.判断化学键类型 D.判断单质的熔沸点
D
3、X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是（ ）
A.X的原子半径比Y小 B.X和Y的核电荷数之差为：m－n
C.电负性：X＞Y D.第一电离能：X＜Y
D
4、下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5
则下列有关的比较中正确的是（ ）
A.第一电离能：④>③>②>① B.原子半径：④>③>②>①
C.电负性：④>③>②>① D.最高正化合价：④>③＝②>①
A
【归纳总结】粒子半径大小的比较
（1）同种元素：
化合价越低半径越大
（2）不同种元素：
①电子能层数越多，粒子半径越大
②电子能层数相同时，原子序数越大，粒子半径越大
【归纳总结】
第一电离能（I1）的变化规律
①同周期：
a、从左到右逐渐增大（最小的是碱金属，最大的是稀有气体的元素）
②同主族,从上到下I1逐渐减小。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？）
b、I1:ⅡA>ⅢA；ⅤA>ⅥA
ⅤA半充满、 ⅡA全充满结构
③过渡元素的第一电离能变化不太规则
1.2-3 元素周期律（二）
---电负性
学 习 目 标
1、掌握元素的电负性及其变化规律。
1
元素的电负性
1、基本概念
（1）化学键：
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用力，称为化学键。
（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：
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。
（电负性是相对值，没有单位）
电负性是原子吸引键合电子的能力大小的一种度量
鲍林L.Pauling1901～1994
鲍林研究电负性的手搞
【科学史话】
以氟的电负性为4.0 、锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性
电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
①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。
②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。
2、变化规律:
①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，金属性越强。
3、电负性的意义：
②电负性相差很大（之差>1.7）的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大（之差<1.7）的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
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）元素的金属性的判别
一般来说金属元素的电负性在1.8以下,非金属元素的电负性在1.8以上,利用电负性这一概念,结合其它键参数可以判断不同元素的原子(或离子)之间相互结合形成化合键的类型。
4、电负性的应用
（2）化学键型判别
电负性相差较大（△x≥1.7)的两种元素的原子结合形成化合物,主要形成离子键。电负性相差较小（△x＜1.7)的两种元素的原子结合形成化合物， 主要形成共价键，且电负性不相等的元素原子间一般形成极性共价健。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。
4、电负性的应用
从原子的电负性差别来判断原子间形成共价键还是形成离子键 请填写下表
原子 Na Cl H Cl C O
电负性
电负性之差（绝对值）
结论：当原子的电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的将是_____键；而_____键是电负性相差不大的原子之间形成的化学键。 0.9 3.0
2.1 3.0
2.5 3.5
2.1
0.9
1.0
离子
共价
1.7
用电子式表示H2、HCl、Cl2分子的形成过程
共价键
离子键
2
对角线规则
核外电子排布的周期性
原子电离能变化的周期性
原子半径变化的周期性
元素周期律
同周期、同主族元素的一般变化规律和特殊变化
原子电负性变化的周期性
课时小结
3
当堂练习
1、下列有关电负性的说法中，不正确的是（ ）
A.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
B.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C.在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D.形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
B
2、下列不属于元素电负性的应用的是（ ）
A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素的正负化合价
C.判断化学键类型 D.判断单质的熔沸点
D
3、X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是（ ）
A.X的原子半径比Y小 B.X和Y的核电荷数之差为：m－n
C.电负性：X＞Y D.第一电离能：X＜Y
D
4、下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5
则下列有关的比较中正确的是（ ）
A.第一电离能：④>③>②>① B.原子半径：④>③>②>①
C.电负性：④>③>②>① D.最高正化合价：④>③＝②>①
A