1.2.3 元素周期律（电负性）课件 2023-2024学年高二化学人教版（2019）选择性必修2

第一章 第二节 原子结构与元素性质 第三课时 电负性 1 1.元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做化学键。 一、化学键与键合电子 H × + F F H × H F 化学键 键合电子 2.原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 列： 二、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。 概念： 描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (美国·鲍林) 1954年诺贝尔化学学奖 1962年诺贝尔和平学奖 研究电负性的手稿 元素的电负性随原子序数的递增，同周期同主族有什么规律？ 利用图中的数据制作第二、第三周期元素、第IA和VIIA族元素的电负性变化图 衡量标准: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(稀有气体未计)。 电负性是相对值，没单位。 第二、第三周期元素的电负性变化图： 同周期,从左到右，元素的电负性逐渐增大。 说明原子吸电子能力增强。 第三周期 Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3 电负性 第二周期 Li Be B C N O F 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 电负性 第IA族和VIIA族元素的电负性变化图： 同主族,从上到下，元素的电负性逐渐减小。 说明原子吸电子能力减弱。 第IA族 Li Na K Rb Cs 1 0.9 0.8 0.8 0.7 电负性 第VIIA族 F Cl Br I 4 3 2.8 2.5 电负性 三、电负性的应用 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 金属性增强, 非金属性减弱 非金属性增强，金属性减弱 最小 最大 三、电负性的应用 应用2:判断金属元素与非金属元素（一般） 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 【特例】H 电负性2.1，非金属 三、电负性的应用 应用3:判断化学键的类型（一般） 成键原子之间的电负性差值 >1.7 <1.7 离子键—离子化合物 共价键—共价化合物 0.9 3.0 Δ=2.1 离子键 离子化合物 3.0 2.1 Δ=0.9 共价键 共价化合物 【特例】NaH 【特例】HF 三、电负性的应用 应用4:判断元素化合价正负 H Cl -1 +1 显负价 显正价 C H4 +1 -4 显负价 显正价 ①电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，化合价为正价。 ②电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，化合价为负价。 三、电负性的应用 应用5:判断化学键极性强弱 非金属元素A和B形成极性共价键，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.下列各元素电负性大小顺序正确的是( ) A.K＞Na＞Li B.F＞O＞S C.As＞P＞N D.C＞N＞O 【课堂练习】 B 2.下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是（ ） A.4s1 B.2s22p4 C.3s23p4 D.3d64s2 B 【课堂练习】 3. 下列关于电负性的叙述不正确的是( ) 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大 电负性是以氟为 4.0 作为标准的相对值 元素的电负性越大，元素的非金属性越强 同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大 A 【课堂练习】 4.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下 ①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5则下列有关比较中正确的是（ ） A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>① A 四、课堂小结 学习愉快，学有所获 16 $$