资源简介

(共25张PPT)
第二节 原子结构与元素的性质
第3课时　元素周期律
成键原子间形成离子键还是形成共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。
1932年美国化学家鲍林提出了用电负性来衡量元素吸引电子能力。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
键合电子
H×
＋
Cl
：
：
：
.
H×
Cl
：
：
：
.
三、电负性
定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性是相对值，没单位
意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，
形成阴离子的倾向越大，非金属性越强。
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。
大小的标准
电负性的递变规律
思考：电负性最大的元素为____;电负性最小的元素为____ ;（放射性元素除外）
一般来说：
同周期，从左到右，元素原子
的电负性逐渐__________；
同主族，自上到下，元素原子的电负性有_______的趋势。
增大
减小
F
Cs
板书
电负性
一般来说同主族：从上到下，电负性逐渐减小
同周期：从左到右，电负性逐渐增大
递变规律
定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为～。
大小标准：F：4.0 Li: 1.0
概念和标准
Na K N P
Mg Al Cl S
＞
＞
＞
＜
1、根据吸引电子的能力判断下列元素的电负性的大小：
2、 下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的
A. F N O
B. O Cl F
C. Na Mg Al
D. Cl S As
D
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
O
P
Si
Ca
Si
S
P
O
Ca
A
电负性的应用
1、判断金属性与非金属性的相对强弱
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
非金属性增强，电负性逐渐增大
金属性增强
，电
负
性
逐渐减
小
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、判断金属性与非金属性的相对强弱
电负性 ＞ 1.8 非金属元素
电负性 ＜ 1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
【特例】H 电负性2.1，非金属
2、判断化学键的类型
两成键元素间电负性差值大于1.7，通常形成离子键
两成键元素间电负性差值小于1.7，通常形成共价键
思考：判断HCl、AlCl3和BeCl2的化合物类型？NaF的化合物类型？
均为共价化合物化合物。
离子化合物。
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。
注意：
①电负性差值大于1.7的元素不一定都形成离子化合物；
如：HF为共价化合物。
②电负性差值小于1.7的元素不一定形成共价化合物；
如：NaH为离子化合物。
H
Cl
-1
+1
3、判断共价化合物中元素的化合价的正负
显负价
显正价
C
H4
+1
-4
显负价
显正价
电负性大的元素显负价；电负性小的元素显正价
“对角线”规则与电负性的关系？
思考与讨论
Li Be B
Mg Al Si
Li 1.0 Mg 1.2
Be 1.5 Al 1.5
B 2.0 Si 1.8
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。
例如：H3BO3、H2SiO3都是弱酸；Be(OH)2、
Al(OH)3都是两性氢氧化物；Li、Mg在空气中
燃烧产物为Li2O、MgO。
板书
应
用
判断金属性和非金属性强弱
一般：非金属＞1.8 金属＜1.8 类金属≈1.8
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。
特例(如NaH)
判断化学
键的类型
电负性差值>1.7 离子键
电负性差值<1.7 共价键
特例(如HF)
判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素显正价
电负性大的元素显负价
(1)Cr的电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大( )
(2) 中H、C、N的电负性由大到小的顺序为_________。
(3) 在Ⅱ( )中S元素的电负性最大( )
(4) O、F、Cl电负性由大到小的顺序为___________。
CH2 S
CH S
CH2 OH
Hg
√
N>C>H
╳
F>O>Cl
1、完成下列练习。
2、如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，
则y轴可表示( )
①第一电离能　②电负性　③原子半径　④简单离子半径　
⑤最高正化合价　⑥形成简单离子转移的电子数
A、①②③④⑤⑥
B、①②③⑤
C、②④⑤
D、②⑤
D
3、下列各元素电负性大小顺序正确的是( )
A、K＞Na＞Li B、F＞O＞S
C、As＞P＞N D、C＞N＞O
B
4、下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。
A、Na、Mg、Al B、C、O、N
C、Li、Na、K D、I、Cl、F
D
5、不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A、与H2化合时X单质比Y单质容易
B、X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物
对应的水化物的酸性强
C、X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D、X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
C
6、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，下列说法中正确的是( )
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：XD
7、一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)属于共价化合物的是__________。
(2)属于离子化合物的是______。
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
②③⑤⑥
①④
8、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ； 电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。
(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 ；电负性最小的元素是 ，电负性最大的元素是 。(不考虑放射形元素!)
Na
Ar
Cl
Na
Cs
He
Cs
F
9、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＞②＞①＞③
D、最高正化合价：④＞③＝②＞①
A
10、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

展开更多......

收起↑