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第二节 原子结构与元素性质
第3课时
第一章 原子结构与性质
考点
元素周期律的综合利用
电负性
01
02
科学家通过：气态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(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？
电负性
鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。
鲍林研究电负性的手稿
莱纳斯·卡尔·鲍林
(Linus Carl Pauling)
键合电子
电负性
概念与意义
电负性
电负性大小的标准
元素相互化合时，原子中用于形成________的电子称为__________。
化学键
键合电子
H
F
键合电子
※ 概念：
※ 示例：
用来描述不同元素的原子对键合电子______的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______。
吸引力
越大
※ 相对标准：
※ 概念：
鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为______和锂的电负性为______作为相对标准。
4.0
1.0
观察下表并思考：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
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
同周期：
电负性增大
结论：同周期自左到右，元素的电负性逐渐______，元素的非金属性逐渐______、金属性逐渐_______。
增大
增强
减弱
第二周期
第三周期
第四周期
电负性
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
0
1
2
3
4
电负性
递变规律——同周期
观察下表并思考：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？
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
同族：
电负性增大
电负性
递变规律——同族
电负性
第IA族
第VIA族
第VIIA族
Li
Na
K
Rb
Cs
O
S
Se
Te
F
Cl
Br
I
0
1
2
3
4
结论：同族自上到下，元素的电负性逐渐______，元素的金属性逐渐______、非金属性逐渐_______。
减小
增强
减弱
电负性
应用1——判断元素的金属性和非金属性强弱
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
电负性增大
电负性增大
非金属性增强金属性减弱
非金属性增强金属性减弱
电负性
应用1——判断元素的金属性和非金属性强弱
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
电负性增大
电负性增大
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
(既有金属性，又有非金属性)
判断依据
电负性
应用2——判断元素的化合价
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
判断依据
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力____，元素的化合价为_______。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____，元素的化合价为_______。
※ 结论：
※ 示例：
H —— Cl
+1
显正价
-1
显负价
弱
正值
强
负值
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
例1、根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
CH4
-4
+1
显正价
显负价
显负价
显正价
SiH4
+4
-1
电负性
应用3——判断化合物类型
成键原子之间的电负性差值
大于1.7
小于1.7
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
※ 示例：
电负性差 1.4
电负性 2.1
3.5
离子化合物
电负性差 2.1
电负性 0.9
3.0
共价化合物
注意：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。
回顾并判断：AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？
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
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
Al、Be的电负性为1.5，Cl的电负性与Al 、Be的电负性之差均为
3.0－1.5＝1.5<1.7
因此AlCl3、BeCl2是共价化合物。
同周期、同主族元素性质的递变规律
元素周期律的综合应用
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 能层数
最外层电子数 最外层电子数 1→2或8
金属性
非金属性
单质的氧化性、还原性 氧化性
还原性
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性
碱性
气态氢化物的稳定性
第一电离能 (但ⅡA ⅢA，ⅤA ⅥA)
电负性
相同
增加
相同
减弱
增强
增强
减弱
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
增大
减小
变大
变小
＞
＞
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
元素周期律的综合应用
增大
减小
第一电离能：
ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA
例1、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
第一个外星元素——氦气
1868年，天文学家洛克耶(J.N.Lockyer，1836－1920)和杨森(P.C.Janssen，1824－1907)在太阳光谱中发现了一种新元素，定名为氦(Helium)。20多年后，英国化学家拉姆齐(W.Ramsay，1852－1916) 在研究钇铀矿时发现了一种神秘的气体。他研究了这种气体的光谱，疑为氦，求助于光谱学家克鲁克斯，证实这种气体就是氦。这样氦在地球上也被发现了。
1、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
2、下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
① 1s22s22p63s23p4　② 1s22s22p63s23p3　③ 1s22s22p3　
④ 1s22s22p5，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
3、X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是______(填字母)。
A. 将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊
B. 加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解
C. 第一电离能：X>Y
D. 电负性：X>Y
E. 单质的熔点：X>Y
F. 气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnY
G. X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
CEF
4、元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是
_____________________________________________________________________。
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小
(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____<γ<_____。
0.8　 1.2
(3)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH：_____、NH3：_____、CH4：____、ICl：____。
Na　 H　 H　 I
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和____、B和____，它们的性质分别有一定的相似性，原因是________________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：_______________________________________________________________。
Al
Si
电负性的值相近
Be(OH)2＋2H＋＝Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－＝BeO22－＋2H2O
4、元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
[2021全国乙卷]Cr的电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大( )
[2021湖南卷] 中H、C、N的电负性由大到小的顺序为______。
[2021广东卷] 在Ⅱ( )中S元素的电负性最大( )
[2021山东卷] 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
第二节
原子结构与元素的性质
第3课时
电负性
元素周期律的综合应用
概念与意义
原子半径的递变规律
电负性
键合电子
电负性
电负性大小的标准
递变规律——同周期
递变规律——同族
子主题
应用
判断元素的金属性和非金属性强弱
判断元素的化合价
判断化合物的类型
第一电离能与金属性和非金属性的关系
THANKS
谢 谢 聆 听

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