1.2.3 电负性与位构性 -2023-2024学年高二化学同步教学讲与练（人教版2019选择性必修2）

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素性质 第3课时 电负性与位构性 课程标准 核心素养目标 1.能从原子结构的角度理解电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较电负性的相对大小。 2.通过对电负性递变规律的学习，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。 1.宏观辨识和微观探析：通过学习原子结构与元素性质的关系，培养学生“宏观辨识和微观探析”的学科素养。 2.证据推理和模型认知：通过原子结构和元素在周期表中的位置分析其他元素的位置及性质，培养学生“证据推理和模型认知”的学科素养。 一、电负性 1．电负性有关概念与意义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准。 2．电负性递变规律 (1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 、金属性逐渐 。 (2)同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 ，元素的金属性逐渐 、非金属性逐渐 。 3．电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 ①金属元素的电负性一般 1.8，非金属元素的电负性一般 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 ，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为正值。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为负值。 (3)判断化合物的类型 如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是 化合物。 【特别提醒】 ①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 ②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 二、元素推断 1.利用元素原子或离子的核外电子排布推断 (1)最外层电子排布式为ns2np1～6的元素一定是 族或0族元素，位于p区。若是最外层电子排布式为ns2np1～5，则位于第ⅢA～ⅦA族；若最外层电子排布式为ns2np6，则位于0族。 (2)若最外层只有ns能级上有电子，价层电子排布式可能为ns1～2(He除外)，位于s区；也可能为(n－1)d1～10ns1～2，属于过渡元素，位于 区、 区。 (3)一些元素原子核外电子排布的特殊性，如前18号元素中： ①族序数等于周期序数的元素： 。 ②族序数等于周期序数两倍的元素： 。 ③族序数等于周期序数三倍的元素： 。 ④周期序数等于族序数两倍的元素： 。 ⑤周期序数等于族序数三倍的元素： 。 2.利用元素的特殊性质推断 (1)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素： 。 (2)最高正价是最低负价绝对值三倍的短周期元素： 。 (3)除H外，原子半径最小的主族元素： 。 (4)第一电离能最大的主族元素： ；第一电离能最小的主族元素：Cs(放射性元素除外)。 (5)电负性最小的主族元素：Cs(0.7，放射性元素除外)；电负性最大的主族元素：F(4.0)。 (6)同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系，此两种元素为O和S。 3.利用元素的单质或化合物的性质、用途、存在的特殊性推断 (1)地壳中含量最多的元素或通常氢化物呈液态的元素： 。 (2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素： 。 (3)形成化合物种类最多的元素或形成的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素： 。 (4)地壳中含量最多的金属元素或常见氧化物、氢氧化物呈两性的元素： 。 (5)最活泼的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或氢化物最稳定的元素： 。 (6)焰色呈黄色的元素： 。 (7)焰色呈紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素： 。 (8)最轻的金属元素