1.2.4 电负性及其变化规律 课件 2023-2024学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

走进奇妙的化学世界 选择性必修2 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此 人们用电离能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。 阅读课本第24~26页，了解元素的电负性的概念，电负性的标 准和意义，元素电负性变化规律，电负性的应用。 电负性 第4课时 电负性及其应用 能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负 性解释元素的某些性质。 理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系 掌握元素周期律，分析“位一构一性”之间的关系。 学习 目标 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。 1.有关概念与意义 化学键： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 键合电子： 元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强， 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。反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的 能力越 弱，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形 成阳离子的倾向越大。 2.电负性 ① 义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 ②意义 为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，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引电子的能力。经计算确定 氟的电负性为4.0,锂的为1.0,并以此为标准确定其它与元素的电负性。 ③大小的标准 L.Pauling 0 图1-3-5 元素的电负性(鲍林标度) 电负性随原子序数的递增呈 现周期性变化 B 2.0 C 2.5 N 3.0 0 3.5 F 4.0 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 CI 3.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 2.5 TI 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po At H 2.1 IIA Li 1.0 Bo 1.5 Na 0.9 Mg 1.2 K 0.8 Ca 1.0 Rb 0.8 Sr 1.0 Cs 0.7 Ba 0.9 电负性增大 电负性增大 IIIA IVA VA VIA YIIA 原子序数 原子序数 电负性 电负性 IA √ 在图中找出电负性最大和最小的元素； √ 总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律? 电负性增大 ④ 电负性的变化规律 B 2.0 C 2.5 N 3.0 0 3.5 4.0 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4 Br 2.8 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5 Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po At 金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。 √ 一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大； √ 同族元素从上到下，元 素的电负性逐渐变小。 电负性增大 IIA Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 IA H 2.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 ⅢA IVA VA VIA VILA 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。 ①金属元素的电负性一般小于1.8。 ②非金属元素的电负性一般大于1.8。 ③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。 ④金属元素的电负性越小，金属元素越活泼； 非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大， 键的极性越大。 如H的电负性为2. 1,C1 的电负性为3 .0,C1的电负性与H的电负性之差为 3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1为共价化合物；如Al的电负性为1 . 5 ,C1的 电负性与A1的电负性之差为3.0-1.5=1.5<1.7,因此A1C1₃ 为共价化合 物；同理，BeCl₂ 也是共价化合物。 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 大于1.7 小于1.7 两成键元素间 电负性差值 (2)判断化学键的类型。 H 2.1 1[A 111A 【VA WA V1A VIIA Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 M 3.0 C 3.5 F 4.0 Ma 0.9 Mg 1.2 AI 1.5 Si 1.8 P 2.1 S CI 3.0 K 0.8 Ca 1.0 G 1.6 1.8 As 2.0 Bn 2.8 Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 2.5 Cs 0.7 Ba 0.9 TI 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po At 特别提醒 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。 1A (3)判断化学键的极性强弱 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 (4)判断化合物中各元素化合价的正负 电负性大的显负价，电负性小的显正价。 ①电负性数值小的元素，在化合物中吸引键合电子的能力弱，元素 的化合价为正值。 ②电负性数值大的元素，在化合物中吸引键合电子的能力强，元素 的化合价为负值。 体现对角线规则的相关元素 B、Si的电负性分别为2.0、1.8。 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些 性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们 的电负性相近的缘故。 相似性：例如Li 、Mg 在空气中燃烧的产物分别为Li₂O 和MgO ; 铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸。 (5) 利用电负性解释元素的“对角线”规则 Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2; Be、Al的电负性分别为1.5、1.5; Li Be B Mg Al Si [例题1]元素电负性随原子序数的递增而增大的是力 ) A.Na K Rb B.N P As C.0 S Cl D.Si P C1 一般来说，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大； 同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。 [例题2]下列是几种基态原子的电子排布式，电负性最大的原子是( ) A.1s²2s²2p⁴ B.1s²2s²2p⁶3s²3p³ C.1s²2s²2p⁶3s²3p² D.1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s² 规律总结 电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大， 非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用 来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间 形成的化学键主要是共价键，当电负性差值为零时通常形成非极性共价键； 差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。 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 相同 增加 最外层电子数 1 →2或8 相同 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 单质的氧化 性、还原性 氧化性 增强 减弱 还原性 减弱 增强 二、元素周期律的综合应用 1.同周期、同主族元素性质的递变规律 最高价氧化物对应 水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增 大 (但 Ⅱ A>L 减小 电负性 变大 变小 非金属性逐渐增强 第一电离能、电负性增大 B Al Si Ge As Sb Te 第一电离能、电负性减小 金属性逐渐增强 注：①稀有气体电离能为同周期中最大。 ②第一电离能：Il A族>ⅢA族 ，VA 族>VA 族。 ③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。 稀有气体元素 非金属性逐渐增强 电离能电负性增大 2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 电离能电负性减小 金属性逐渐增强 二 三 四 五 六 七 [例题3]判断正误 (1)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大( √ ) (2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第 一电离能也逐渐增大( × ) (3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(× ) (4)同一周期(第一周期除外)元素中，第VIA族元素的原子半径最大(× ) (5)同主族(第I A族除外)元素中，第二周期对应元素的电负性最大，第一 电离能最大( √ ) [例题4]在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1)在第3周期中，第一电离能最小的元素是Na , 第一电离能最大的元素是 Ar ; 电负性最小的元素是Na , 电负性最大的元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元素是C s 第一电离能最大的元素是He ; 电负性最小的元素是 Cs 电负性最大的元素是 F 。(不考虑放射性元素) 列有关的比较中正确的是( A ) A.第一 电离能：④>③>②>① B.原子半径：④>③>②>① C.电负性：④>②>①>③ D.最高正化合价：④>③=②>① 1.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s²2s²2p⁶ 3s²3p⁴②1s²2s²2p⁶ 3s²3p³③1s²2s²2p³ ④1s²2s²2p⁵ ,则 下 判断：①NaF ②AICI3 ③NO ④ Mg0 ⑤BeC12 ⑥ C02 共价化合物( ②③⑤⑥ ) 离子化合物( ①④ ) 2、一般认为：如果两个成键元素的电负性相差大于1.7,它们通 常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7,它们 通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值， 元素 Na Li Mg Be Al Si B P C S N CI 0 F 电负性 0.9 1.0 1.2 1.5 1.5 1.8 2.0 2.1 2.5 2.5 3.0 3.0 3.5 4.0 3.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期，原子序数依次增 大。其中，元素A的一种核素无中子，B的单质既可以由分子组成也可以形成 空间网状结构，化合物DE₂为红棕色气体，G是前四周期中电负性最小的元 素，M 的原子核外电子数比G多10。 请回答下列问题： (1)基态G原子的电子排布式是 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ 或[Ar]4s¹ ,M在元 (2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 N>0>C (用元素 符号表示，下同),电负性由大到小的顺序为 0>N>C 素周期表中的位置是 第四周期第I B族 解析：根据题给信息可以确定A为氢元素，B为碳元素(C₆ 是由分子组成的碳 单质，金刚石形成空间网状结构),D为氮元素，E为氧元素，G为钾元素，M为 铜元素。 (1)G为钾元素，基态钾原子的核外有19个电子，电子排布式是 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ 或[Ar]4s¹;M为铜元素，在元素周期表中的位置是第四 周期第I B族。(2)同周期元素由左向右第一电离能呈递增趋势，但第VA 族元素价电子构型为ns²mp³,p能级为半充满状态，较稳定，第一电离能比同 周期第VIA族元素的第一电离能大，故元素C、N、0的第一电离能由大到小 的顺序为N>0>C,而电负性由大到小的顺序为0>N>C。 $$