2.2.2元素电负性的周期性变化 课件 2022-2023学年高二化学苏教版（2020）选择性必修2

2.2.2元素电负性的周期性变化 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。 温故知新 一、元素电负性的周期性变化 1、电负性 衡量元素在化合物中吸引电子的能力。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 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。 为什么氟无正价？ 思考：随原子序数递增，元素的电负性同周期或者同族有什么规律？ 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，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。 2、应用 1.8 金属 非金属 （1）金属性与非金属性的强弱 （2）判断化学键的类型 电负性相差＞1.7的两种元素的原子，通常形成离子键。 电负性相差＜1.7的两种元素的原子通常形成共价键。 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。 （3）判断共价化合物中元素的化合价的正负 电负性大的显负价，电负性小的显正价。 1、请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物 NaF HCl NO MgO KCl AlCl3 CH4 离子化合物： 共价化合物： 课堂练习 HCl、 NO、AlCl3、 CH4 NaF、 MgO、 KCl 2、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物中为正价的元素 NaH ICl NF3 SO2 H2S CH4 NH3 HBr 课堂练习 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 族 周期 1 2 3 4 5 6 7 核电荷数增大，原子半径减小，得电子能力增强，非金属性增强，第一电离能增强（2-3、5-6），电负性增强 核电荷数增大，电子层数变多，原子半径增大，失电子能力变强，金属性增强 3、对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族电负性接近，，表现出的性质相似，被称为“对角线规则”。 在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅 锂和镁的相似性： 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： ① 单质在冷的浓硝酸中钝化； ② 氧化物、氢氧化物都有两性； ③ 氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 硼和硅的相似性： ① 硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3 和2.336 g·cm-3，两者相近； ② 硼和硅的氢化物在常温下都是气体，都能直接被水氧化； ③ 最高价氧化物的水化物都是酸等。 “对角线”规则的表现，举例如下： 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 学以致用 1．下列各组元素按电负性大小排列正确的是　(　　) A．O>Cl>F B．F>N>O C．As>P>N D．Cl>S>P 答案：D 课堂检测 2．已知几种元素的电负性，请回答下列问题。 元素 Li Mg Al Ge H C N As O Cl 电负性 1.0 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 2.0 3.5 3.0 （1）工业上制备金属镁，采用电解熔融的MgCl2的方法，而制备金属铝，采用电解熔融Al2O3(加冰晶石)不用电解熔融AlCl3的方法。试解释原因。 （2）判断化合物GeCl4、AsCl3是共价化合物，还是离子化合物？ （3）判断化合物OF2、NH4Cl、Al4C3、LiAlH4中各元素的化合价。 答案：（1）根据电负性，MgCl2、Al2O3是离子化合物，熔化时存在自由移动的离子，能导电；AlCl3是共价化合物，AlCl3的熔化态以分子形式存在，