2.2.2 元素电负性的周期性变化（备课件）-【上好课】2021-2022学年高二化学同步备课系列（苏教版2019选择性必修2）

专题2 原子结构与元素性质 第二单元 元素性质的递变规律 元素电负性的周期性变化 1．能从电子排布的角度解释主族元素电负性变化的一般规律。 2．能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律，推断化学键的类型。 3．初步形成不同事物之间存在内在联系的观点。 学习目标 交流讨论 为什么钠与氯元素以离子键结合形成离子化合物，氢元素与氯元素以共价键结合形成共价化合物？ 活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物。 非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。 成键原子吸引电子能力的差异，决定了形成化学键的类型。 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。 他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准来确定其他元素的电负性。 莱纳斯·卡尔·鲍林（Linus Carl Pauling，1901年2月28日－1994年8月19日），美国著名化学家，量子化学和结构生物学的先驱者之一。1954年因在化学键方面的工作取得诺贝尔化学奖，1962年因反对核弹在地面测试的行动获得诺贝尔和平奖，成为获得不同诺贝尔奖项的两人之一。 主族元素的电负性 电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 1.找出电负性最大和电负性最小的元素。 2.根据元素的电负性回答以下问题： （1）同一周期从左到右，主族元素的电负性的变化规律是什么？ （2）同一主族，元素的电负性的变化规律是什么？ 交流讨论 电负性最大的元素是F，最小的是Cs 一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的为非金属元素。 主族元素电负性的变化规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 课堂探究 1.电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子能力强，元素的化合价为负值。 指出下列化合价为正值的元素： CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr 2.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间形成共价键。 判断下列化合物哪些是离子化合物？哪些是共价化合物？ NaF HCl NO MgO KCl CH4 课堂小结 电负性的应用 (1) 衡量元素金属性和非金属性的强弱 一般认为电负性大于1.8的元素为非金属元素；小于1.8的元素为金属元素。 电负性数值越大，非金属性越强，电负性数值越小，金属性越强。 (2)判断化合物中元素化合价的正负 电负性数值小的元素为正值；电负性数值大为负值。 (3)判断化学键的类型 一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；小于1.7通常形成共价键。 课堂探究 电负性与原子所处的具体的化学环境紧密相关。有机化合物CH3I和CF3I发生水解的主要反应分别是： CH3I+H2O→CH3OH+HI CF3I+H2O→CF3H+HIO 从电负性的角度分析两种有机物的水解产物。 电负性：C2.5、H2.1、I2.5、F4.0 根据电负性数值可知：H2O中H带正电，—OH带负电。 CH3I中，I的电负性和C相同，H的电负性小与C和I，C带正电，I带负电，且I原子半径大，C—I不稳定，易与H原子结构和生成HI； CF3I中，由于F的电负性很大，I带正电，容易结合H2O中的HO—生成HIO。 H—OH δ+ δ- CH3—I δ+ δ- CF3—I δ- δ+ 学以致用 比较下列大小或强弱，并从原子结构角度解释。 （1）原子半径：Mg____Al，O_____S （2）第一电离能：Mg____Al，O_____S （3）电负性：Mg____Al，O_____S （4）金属性：Mg____Al，非金属性：O_____S 元素周期律对认知原子结构和元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。 (1)在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素； (2)在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。 “对角线”规则 锂和铍的相似性： ① 在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物；② 能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反 应；③ 氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属 的相应盐易溶于水等。 铍和铝的相似性