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第3节 元素性质及其变化规律
第3课时 元素的电负性及其变化规律
美国化学家鲍林
鲍林与电负性
尽管电离能（或电子亲和能）为理解元素性质及其周期性变化提供了工具，但因为其反映的是气态原子得失电子的难易程度，当用于描述物质中不同原子吸引电子的能力、物质中原子的电荷分布等情况时会有较大偏差。因此，化学家尝试对已经测得的物理量进行组合和数学处理，以获得能更好反映变化规律的参数。
美国化学家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，鲍林于1932年首先提出了用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并且提出了定量衡量原子电负性的计算公式。电负性这一概念简单、直观、物理意义明确并且不失准确性，至今仍获得广泛应用，是描述元素化学性质的重要指标之一。
1.认识元素的电负性的周期性变化。
2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性。
1.通过原子半径、电离能、电负性的变化规律，建立“位—构—性”的本质关联。 （宏观辨识与微观探析）
2.把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质，丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值。（变化观念与平衡思想）
体会课堂探究的乐趣，
汲取新知识的营养，
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堂
电负性的周期性变化
阅读教材，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。
阅读学习
电负性
(1)定义: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“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准进而计算出其他元素的电负性。
(3)意义:元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之,电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。
电负性的周期性变化
电负性随原子序数的递增呈现周期性变化
(4)电负性的变化规律:
(4)电负性的变化规律:
电负性的周期性变化
1、一般来说，同周期元素 从左到右，元素的电负 性逐渐变大；
2、同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
3、金属元素的电负性较小，
非金属元素的电负性较大。
电负性标度的建立是为了量度原子对成键电子吸引能力的相对大小。基于建立模型的不同思路和方法，可以有不同的电负性标度。
鉴于电子亲和能数据的缺乏，鲍林建议用两种元素的原子形成化合物时的生成热的数值来计算电负性，并选定氟的电负性为4.0，进而计算出其他元素的电负性数值。电负性是相对值，所以没有单位。1934年，马利肯布（R.Mulliken）则建议用第一电离能和第一电子亲和能之和来衡量原子的电负性。1957年，阿莱（A.Allred）和罗周（E.Rochow）根据原子核对价层电子的引力来计算拟合电负性。其中，鲍林标度由于提出最早、数据易得、使用方便，是应用最广泛的标度方式。元素电负性因有不同的标度而有不同的数据，在讨论问题时要注意使用同一标度下的数据。
资料在线
至今化学家建立电负性标度的方法还在不断更新。例如，2019 年拉姆（M.Rahm）等人将电负性定义为价电子的平均结合能，由此得到了从氢到锡共96 种元素的电负性，而且这个概念还可扩展到分子或者基团中。
(5)电负性的应用:
2
2
2
强
强
金属
非金属
① 判断金属性、非金属性强弱
钫的电负性为0.7，是活泼的金属元素
氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素;
特例：如氢元素电负性为2.2，但其为非金属
(5)电负性的应用:
② 判断化学键的类型
电负性相差很大(相差>1.7)
电负性相差不大(相差<1.7)
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。
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
离子键
共价键
(5)电负性的应用:
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 判断共价化合物中元素的化合价
两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价
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。
(5)电负性的应用:
⑤ 解释对角线规则
迁移应用
(1)Li______Na， (2)O______F，
(3)Si______P， (4)K______Ca，
(5)Mg_____Al， (6)N______O。
＞
＜
＜
＜
＜
＜
比较下列元素电负性的大小。
1．同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，电负性逐渐增大。
2．同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，电负性逐渐减小。
3．对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
4．非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
5．二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
6．不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素(与其中一种位于同主族或同周期)进行参照。
归纳总结
比较元素电负性大小的方法
元素的原子半径、第一电离能、电负性等从不同角度对元素性质进行了描述，请你利用教材中所给出的短周期元素的原子半径、第一电离能及电负性数据，通过作图寻找它们之间的关系和规律，以及它们与金属活动性顺序之间的关系。基于图象对这些关系和规律进行描述和讨论，并与同学分享你的体会。
交流研讨
方法引导
如何寻找数据之间的关系
寻找数据之间的关系时，可以借鉴数学中研究函数的思路，首先确定自变量，再选取因变量，并运用函数图像表示出自变量与因变量之间的关系。例如，在本活动中可以选取原子序数作为自变量，将原子半径、第一电离能、电负性等分别作为因变量;也可以建立这些参数按周期、主族或金属活动性顺序变化的规律。作图观察、分析这些数据之间的关系。图1-3-6给出了电负性与金属活动性顺序之间的关系。
随着原子序数的递增，原子半径、第一电离能、电负性均呈现周期性变化。同周期原子序数增大，原子半径逐渐减小，第一电离能趋于增大（有起伏），电负性逐渐增大。
同周期（从左至右） 同主族
元素原子的最外层电子排布 ns1→ns2np6 相同
元素化合价 +1→+7（O、F除外）
-4 →-1 →0 相同
元素的金属性
非金属性 减弱
增强 增强
减弱
原子半径 减小 增大
电离能
电负性
归纳总结
增大趋势
减小
增大
减小趋势
电负性
定义
应用
变化规律
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
同一周期从左到右，电负性有逐渐增大
同一主族从上到下，电负性逐渐减小。
电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
判断金属性和非金属性的强弱
判断化合物中元素化合价的正负
判断化学键的类型
1.下列不能根据元素电负性判断的性质是(　　)
A.判断化合物的溶解度
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键类型
D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
A
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.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
3.不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力大小可用电负性表示,若电负性越大,则原子吸引电子的能力越大,在所形成的分子中成为显负电性的一方。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 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(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 。
(3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向　　　　　(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,试推断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　　　　　　　　　　　(放射性元素除外)。
2.53
3.44
0.93
1.57
电负性越小,原子半径越大
氮
共价键
第六周期第ⅠA族
4.已知元素的电负性和原子半径一样,也是元素的一种基本性质,下表给出14种元素的电负性:
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
试结合元素周期律知识回答下列问题:
(1)根据上表给出的数据,推知元素电负性的变化规律。
　　　　　　
(2)由上述变化规律可推知,短周期主族元素中,电负性最大的元素是　　　　　,电负性最小的元素是　　　　　　,由这两种元素形成的化合物属于　　　　　(填“离子”或“共价”)化合物。
(3)某有机化合物的结构简式为 ,在P—N键中,你认为共用电子对偏向
　　　　(写原子名称)。
元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素,从左到右电负性逐渐增大)　
F
Na
离子
氮
5.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

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