1.2.3电负性-【备课优选】2022-2023学年高二化学同步优选备课课件（人教版2019选择性必修二）

第一章 原子结构与性质 第二节　原子结构与元素的性质 第3课时 电负性 学习目标 1、运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素电负性周期性变化的规律并建立模型。 2、了解元素周期律的应用价值。 核心素养 1、宏观辨识与微观探析：分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化，理解电负性的递变规律及其原因 2、证据推理与模型认知：通过电负性的数据和图示，掌握相关规律 新课导入： 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。 请同学们回顾化学键的定义？ 请同学们写出HCl的电子式？ Cl ·· ·· H ·· ·· 一、电负性 用来描述不同元素的原子对键合电子 吸引力的大小 (1)定义: (2)意义： 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。 电负性是相对值，没单位 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 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，非金属性越强。 (3)大小的标准： 鲍林 (4)电负性的递变规律 1、一般来说，同周期元素 从左到右，原子半径逐渐减小，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 (5)电负性的应用 ①判断元素金属性和非金属性的强弱 a.金属元素的电负性一般小于1.8 b.非金属元素的电负性一般大于1.8 c.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。 特例，如氢元素电负性为2.2，但其为非金属 ②判断化学键的类型 电负性相差很大(相差>1.7) 离子键 电负性相差不大(相差<1.7) 共价键 但也有特例(如HF) 但也有特例(如NaH) 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 ③判断化学键的极性强弱 ④判断共价化合物中元素的化合价 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 1、正误判断 (1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小( ) (2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( ) (3)同一周期电