2.2.2 元素电负性的周期性变化 课件 2024-2025学年高二下学期苏教版（2019）选择性必修2

专题2 原子结构与元素性质 第二单元 元素性质的递变规律 2.2.2 元素电负性的周期性变化 学习目标 1．能从电子排布的角度解释主族元素电负性变化的一般规律。 2．能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律，推断化学键的类型。 3．初步形成不同事物之间存在内在联系的观点。 钠原子与氯原子结合生成的氯化钠是离子化合物，而氢原子与氯原子结合生成的氯化氢是共价化合物，这是为什么？ 温故知新 一般情况下，活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物。 非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。 成键原子之间是形成离子键还是形成共价键，主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。 如何定量描述成键原子吸引电子的能力大小？ 为了比较元素的原子在化合物中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。他指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 莱纳斯·卡尔·鲍林（Linus Carl Pauling，1901年2月28日－1994年8月19日），美国著名化学家，量子化学和结构生物学的先驱者之一。1954年因在化学键方面的工作取得诺贝尔化学奖，1962年因反对核弹在地面测试的行动获得诺贝尔和平奖，成为获得不同诺贝尔奖项的两人之一。 图 2-14 主族元素的电负性 1. 元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素，电负性小于1.8的元素为金属元素。 请在图2-14中找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结元素电负性的周期性变化规律。 学以致用 最大 最小 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 同一主族，主族元素的电负性从上到下逐渐减小，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 理解应用 1、下列各组元素按电负性大小排列正确的是　(　　) A．O>Cl>F B．F>N>O C．As>P>N D．Cl>S>P D 位置→规律→结论 2、下列关于电负性的叙述中，不正确的是（ ） A．电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值 C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强 C 2. 电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 请指出下列化合物中化合价为正值的元素。 CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr 学以致用 类比 3. 两种成键元素的电负性差值，可用于判断两种元素的原子间形成化学键的类型。 请查阅有关元素的电负性数值，计算下列两种成键元素间电负性的差值： Na—F、C—H、N—H。 学以致用 一般的，电负性相差很大(相差>1.7)→离子键，有特例：如HF 电负性相差不大(相差<1.7)→共价键，有特例：如NaH 电负性与原子所处的具体的化学环境紧密相关。有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是：CH3I+H2O→CH3OH+HI和CF3I+H2O→CF3H+HIO。从电负性的角度分析，为什么CF3I水解的产物不是HI？请与同学交流你的想法。 批判性思维 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。 异性相吸 电负性：C 2.5、H 2.1、I 2.5、F 4.0 根据电负性数值可知：H2O中H带正电，—OH带负电。 CH3I中，I的电负性和C相同，H的电负性小与C和I，C带正电，I带负电，且I原子半径大，C—I不稳定，易与H原子结构和生成HI； CF3I中，由于F的电负性很大，I带正电，容易结合H2O中的HO—生成HIO。 H—OH δ+ δ- CH3—I δ+ δ- CF3—I δ- δ+ 理解应用 1、HClO中Cl为+1，O为-2，可知Cl和O的电负性大小为 。 O>Cl 2、Al2O3为离子化合物，AlCl3为共价化合物，可知Cl和O的电负性大小为 。 O>Cl 3.溴与氯能以 键结合形成BrCl，BrCl中Br的化合价为 ， 写出BrCl与水发生反应的化学方程式 。 Br和Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，由于电负性Br的小于Cl的，所以Br为＋1价，BrCl＋H2O＝HCl＋HBrO 异性相吸 元素周期律是人们在对原子结构和元素性质的长期研究中总结出来的科学规律，它对人们认识原子结构与元素性质的关系具有指导意义，也为人们寻找新材料提供了科学的途径。例如，在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素，在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。 “对角线”规则 “对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似，这种现象称为“对角线”规则。 在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。 有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 “对角线”规则的表现，举例如下： 锂和镁的相似性： ① 在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物； ② 能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应； ③ 氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 铍和铝的相似性： ① 单质在冷的浓硝酸中钝化； ② 氧化物、氢氧化物都有两性； ③ 氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 硼和硅的相似性： ① 硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3和2.336 g·cm-3，两者相近； ② 硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化。 ③ 最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 课堂总结 电负性 规律 应用 同周期：从左→右，电负性逐渐增大 同主族：从上→下，电负性逐渐减小 判断元素的金属性与非金属性的强弱 判断元素化合价的正负 判断化学键的类型 判断共价键极性的大小 $$