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走进奇妙的化学世界
选择性必修2
第一章
原子结构与性质
第二节
原子结构与元素的性质
在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此
人们用电离能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。
阅读课本第24~26页，了解元素的电负性的概念，电负性的标
准和意义，元素电负性变化规律，电负性的应用。
电负性
第4课时
电负性及其应用
能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负
性解释元素的某些性质。
理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系
掌握元素周期律，分析“位一构一性”之间的关系。
学习
目标
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。
1.有关概念与意义
化学键：
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
键合电子：
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，
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。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，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形 成阳离子的倾向越大。
2.电负性
① 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
为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首
先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定 氟的电负性为4.0,锂的为1.0,并以此为标准确定其它与元素的电负性。
③大小的标准
L.Pauling
0 图1-3-5 元素的电负性(鲍林标度)
电负性随原子序数的递增呈
现周期性变化
B 2.0 C 2.5 N 3.0 0 3.5
F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5
CI
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4
Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1
2.5
TI 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po
At
H 2.1 IIA
Li 1.0 Bo 1.5
Na 0.9 Mg 1.2
K 0.8 Ca 1.0
Rb 0.8 Sr 1.0
Cs 0.7 Ba 0.9
电负性增大
电负性增大
IIIA IVA VA VIA YIIA
原子序数
原子序数
电负性
电负性
IA
√ 在图中找出电负性最大和最小的元素；
√ 总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律
电负性增大 ④ 电负性的变化规律
B 2.0 C 2.5 N 3.0 0 3.5
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5
Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4
Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1
I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po
At
金属元素的电负性较小，
非金属元素的电负性较大。
√ 一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大；
√ 同族元素从上到下，元
素的电负性逐渐变小。
电负性增大
IIA
Be
1.5
Mg
1.2
Ca
1.0
Sr
1.0
Ba
0.9
IA
H
2.1
Li
1.0
Na
0.9
K
0.8
Rb
0.8
Cs
0.7
ⅢA IVA VA VIA VILA
3.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。
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。
④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。
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。
如H的电负性为2. 1,C1 的电负性为3 .0,C1的电负性与H的电负性之差为
3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1为共价化合物；如Al的电负性为1 . 5 ,C1的
电负性与A1的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7,因此A1C1 为共价化合
物；同理，BeCl 也是共价化合物。
通常形成离子键，相应的化合物为 离子化合物
通常形成共价键，相应的化合物为 共价化合物
大于1.7
小于1.7
两成键元素间 电负性差值
(2)判断化学键的类型。
H 2.1 1[A 111A 【VA WA V1A VIIA
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 M 3.0 C 3.5
F
4.0
Ma 0.9 Mg 1.2 AI 1.5 Si 1.8 P 2.1 S
CI
3.0
K 0.8 Ca 1.0 G 1.6 1.8 As 2.0
Bn
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 TI 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po
At
特别提醒 电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的
电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。
1A
(3)判断化学键的极性强弱
若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则
必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性
越强。如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
(4)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。
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。
体现对角线规则的相关元素
B、Si的电负性分别为2.0、1.8。
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些
性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们
的电负性相近的缘故。
相似性：例如Li 、Mg 在空气中燃烧的产物分别为Li O 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。
(5) 利用电负性解释元素的“对角线”规则
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;
Li Be B Mg Al
Si
[例题1]元素电负性随原子序数的递增而增大的是力 )
A.Na K Rb B.N P As
C.0 S Cl D.Si P C1
一般来说，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；
同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
[例题2]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.1s 2s 2p
B.1s 2s 2p 3s 3p
C.1s 2s 2p 3s 3p
D.1s 2s 2p 3s 3p 4s
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。
性质 同一周期(从左到右)
同一主族(从上到下)
核外电子 的排布 能层数 相同
增加
最外层电子数 1 →2或8
相同
金属性 减弱
增强
非金属性 增强
减弱
单质的氧化 性、还原性 氧化性 增强
减弱
还原性 减弱
增强
二、元素周期律的综合应用
1.同周期、同主族元素性质的递变规律
最高价氧化物对应 水化物的酸碱性 酸性 增强
减弱
碱性 减弱
增强
气态氢化物的稳定性 增强
减弱
第一电离能 增 大 (但 Ⅱ A>L
减小
电负性 变大
变小
非金属性逐渐增强
第一电离能、电负性增大
B
Al Si
Ge As
Sb Te
第一电离能、电负性减小
金属性逐渐增强
注：①稀有气体电离能为同周期中最大。
②第一电离能：Il A族>ⅢA族 ，VA 族>VA 族。 ③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。
稀有气体元素
非金属性逐渐增强
电离能电负性增大
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
电离能电负性减小
金属性逐渐增强
二 三 四 五 六 七
[例题3]判断正误
(1)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大( √ )
(2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第
一电离能也逐渐增大( × )
(3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(× )
(4)同一周期(第一周期除外)元素中，第VIA族元素的原子半径最大(× )
(5)同主族(第I A族除外)元素中，第二周期对应元素的电负性最大，第一
电离能最大( √ )
[例题4]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Na ,
第一电离能最大的元素是 Ar ;
电负性最小的元素是Na ,
电负性最大的元素是 Cl 。
(2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是C s
第一电离能最大的元素是He ;
电负性最小的元素是 Cs
电负性最大的元素是 F 。(不考虑放射性元素)
列有关的比较中正确的是( A )
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
1.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s 2s 2p 3s 3p ②1s 2s 2p 3s 3p ③1s 2s 2p
④1s 2s 2p ,则 下
判断：①NaF ②AICI3 ③NO ④ Mg0 ⑤BeC12 ⑥ C02
共价化合物( ②③⑤⑥ )
离子化合物( ①④ )
2、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，
元素 Na Li Mg Be Al Si B P C S N CI 0
F
电负性 0.9 1.0 1.2 1.5 1.5 1.8 2.0 2.1 2.5 2.5 3.0 3.0 3.5
4.0
3.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DE 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 1s 2s 2p 3s 3p 4s 或[Ar]4s ,M在元
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 N>0>C (用元素
符号表示，下同),电负性由大到小的顺序为 0>N>C
素周期表中的位置是
第四周期第I B族
解析：根据题给信息可以确定A为氢元素，B为碳元素(C 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
1s 2s 2p 3s 3p 4s 或[Ar]4s ;M为铜元素，在元素周期表中的位置是第四
周期第I B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ns mp ,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、0的第一电离能由大到小 的顺序为N>0>C,而电负性由大到小的顺序为0>N>C。

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