1.2.4原子结构与元素性质(第四课时 电负性) 课件 2023-2024学年高二化学“实用课堂”同步课件(人教版2019选择性必修 2 )

原子结构与元素的性质 安徽·滁州 蒋华新 课题 11 十二月 2023 人教版2019 选择性必修2 第二节 原子结构与元素的性质 第一章 原子结构与性质 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 第二节 原子结构与元素的性质 2019人教版选择性必修2 1、元素周期律、元素周期系和元素周期表 2、构造原理和元素周期表 3、原子半径和电离能 4、电负性 第一节 原子结构与元素的性质 定远二中 蒋华新 4 北大校园 科学史话 (课本P26) 稀有气体及其化合物的发现 1868年天文学家洛克耶和杨森在太阳光谱中发现了一种新元素，定名为氦。20年后英国化学家拉姆齐在研究钇铀矿时发现了一种神秘的气体，后来被光谱学家克鲁克斯证实是这种气体就是氦。 1892年，英国物理学家瑞利在《自然》杂志介绍了分离空气分离发现一种新元素，拉姆齐将通过光谱分析 认为是新元素。后来拉姆齐和瑞利将这种新元素定名为氩。 图1-26 (P26)：拉姆齐的实验装置图 1898年，拉姆齐与人合作在液态空气中发现了三种新元素，分别命名为氪、氖、氙。1900年放射性元素镭发生衰变时释放的气体也是一种新元素，到1923年被命名为氡。 2006年第七周期最后一种(118号)元素被人工合成，后来该元素定名为Oganesson，元素符号Og，中文名为“气奥”(“气”字头下面加“奥”，无法打出该汉字)，因该稀有元素单质是固体，我认为中文名应该为“礇”。 元素周期律 20世纪初，随着核外电子排布知识形成，人们认为，稀有气体的最外层满足8电子的稳定结构，把稀有气体元素称为惰性元素。 1962年，青年化学家巴特利特合成了氙的第一个化合物，不久XeF2、 XeF4 、 XeF6 、三种简单化合物成功合成，人们终于发现惰性气体并不“惰性”遂改称稀有气体。 元素周期律 思考1、读了这段实话，你有何感想？ 图1-27 (P26)：稀有气体化合物 稀有气体及其化合物的发现 原子结构与元素的性质 第四课时 电负性 走进《选择性必修2》，探索结构世界的奥秘，从学习原子结构与元素性质开始！ 为了比较元素原子吸电子能力，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电子的能力。 鲍林 (L.Pauling) 1901-1994 图1-24(P25)：鲍林研究电负性的手稿 鲍林与电负性 经计算确定氟电负性为4.0，锂为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。 鲍林生于美国波特兰市。1925年获加利福尼亚大学博士，1926年赴欧从师薛定谔、索默费尔德等，后历任加利福尼亚、斯坦福等大学教授。获1954年度诺贝尔化学奖。 科学视野 莱纳斯·卡尔·鲍林 二、元素周期律 元素相互化合，可理解为原子之间产生的化学作用力，形象地叫做化学键。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。 (1)化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，叫做化学键。 ①键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 ⅰ.电负性与化学键：电负性越大，对键合电子的吸引力越大 ⅱ.电负性数值：电负性是相对值，没单位 元素周期律 4、电负性 化学键、键合电子与电负性的关系 新课 New class 图1-23(课本P25) ：电负性的周期性变化 顺口溜：“F老大，O老二” 第一电 离 能 增 大 趋 势 第一电离能增大 1.8左右为类金属，大于1.8为非金属，小于1.8为金属 拓展 Open up an exhibition 电负性的周期性变化 第一电离能变化的趋势与电负性一致 以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性 Cs的电负性最小 ①同周期：主族元素同周期的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强。 电负性增大，非金属性、氧化性均增强。 ②同主族：同主族元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子能力逐渐减弱。 电负性减小，金属性、还原性均增强。 (2)电负性的周期性变化 ①金属：电负性＜1.8为金属 ②类金属：电负性≈1.8为“类金属” ③非金属：电负性＞1.8为非金属 元素周期律 (3)电负性与金属、非金属的关系 电负性可作为判断金属性和非金属性强弱的尺度 ②估计化学键的类型 ：在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。 电负性差越大，离子性越强；一般地，电负性差大于1.7可以形成离子键，小于1.7可以形成共价键(HF是共价键除外)。 (4)电负性的应用 元素周期律 ①判断元素的金属性和非金属性：金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素一般大于1.8，类金