1.2 原子结构与元素的性质3 课件 2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

第二节 原子结构与元素的性质 元素周期律—电负性 三、电负性 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，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。 鲍林研究电负性的手稿 莱纳斯·卡尔·鲍林 (Linus Carl Pauling) 1.电负性的基本概念 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，形象地叫做化学键。 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 原子的价电子 键合电子：参与化学键形成 孤对电子：未参与化学键形成 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 孤对电子 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。（电负性是相对值，没单位） 2.电负性的意义 电负性大的元素吸引电子的能力强，反之就弱。 元素的电负性越大，对键合电子吸引能力越大，元素的非金属性越强 元素的电负性越小，对键合电子吸引能力越小，元素的金属性越强 3.电负性的标准 鲍林利用实验数据进行了理论计算，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。(稀有气体不讨论电负性) 鲍林研究电负性的手稿 鲍林L.Pauling 1901-1994 4.电负性的变化规律 同周期：从左→右， 电负性逐渐 。 同主族：从上→下， 电负性逐渐 。 增大 减小 电负性最大的元素: 电负性最小的元素： (不考虑稀有气体及放射性元素) F Cs 5 .电负性的应用： (1)判断元素的金属性和非金属性强弱： 电负性变大， 电负性变小 非金属性增强，金属性减弱 金属性增强, 非金属性减弱 电负性 ＞ 1.8 非金属元素 电负性 ＜ 1.8 金属元素 电负性 ≈ 1.8 类金属元素 (既有金属性，又有非金属性 在金属与非金属分界线附近) 【特例】H 电负性2.1，非金属 (2)判断共价化合物中元素化合价的正负： 电负性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； 电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。 H Cl -1 +1 显负价 显正价 HClO H—O—Cl +1 -2 +1 BrCl Br—Cl +1 -1 H H C H H H Si H H H 练习：判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负 甲硅烷 甲烷 CH4 -4 显负价 显正价 +1 SiH4 +4 显正价 显负价 -1 指出下列化合物中各元素的化合价 +3 NF3 -1 NCl3 -3 +1 +1 +3 NaBH4 -1 (3)判断化合物的类型： 成键原子之间的电负性差值 大于1.7 小于1.7 通常形成离子键，相应的化合物为离子化合物 通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物 HCl AlCl3 NaCl Al2O3 3.0－2.1＝0.9<1.7 共价化合物 3.0－1.5＝1.5<1.7 共价化合物 3.0－0.9＝2.1>1.7 离子化合物 3.5－1.5＝2.0>1.7 离子化合物 上述规则不能绝对化 特别提醒 如：NaH 2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化合物 再如：HF 4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物 利用图1-23的数据制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。并找出其变化趋势。 探究 P26 同周期主族元素： 同主族元素： 从左至右电负性逐渐变大 从上至下电负性逐渐变小 【比较与分析】 根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。 同周期第一电离能 从左到右总体呈现增大趋势 同主族第一电离能 从上到下总体呈现减小趋势 但ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA 结论：一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大， 但有如I1(Be)＞I1 (B)、I1 (N)＞ I1 (O)等的异常现象。 同周期电负性： 从左至右电负性逐渐变大 从上至下电负性逐渐变小 同主族电负性： 总结：同周期、同主族元素性质的递变规律 性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 核外电子 的排布 能层数 能层数 最外层电子数 最外层电子数 1→2或8 金属性 非金属性 单质的氧化性、还原性 氧化性 还原性 相同 增加 相同 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 碱性 气态氢化物的稳定性 第一电离能 (但ⅡA ⅢA，ⅤA ⅥA) 电