1.2.3元素周期律(电负性） 课件 -2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修2

1.2.3 元素周期律（电负性） 新人教版 选择性必修2 第一章 原子结构与性质 知识与技能 结合有关数据认识元素周期律，即电负性、元素的金属性和非金属性呈周期性变化的规律。 过程与方法 情感态度与价值观 引导学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。 模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛。 1 2 3 学习目标 更多模版：亮亮图文旗舰店https://liangliangtuwen.tmall.com 2 【学生活动】 1、分析第ⅡA族和第ⅢA族，第ⅤA族和第ⅥA族第一电离能出现逆反的原因 2、碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。 碱金属越活泼，碱金属的第一电离能越小。 课堂探究 温故知新 3 【学生活动】 3、下图是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与是钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 逐级电离能增大原因：同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。 逐级电离能的突变可以判断元素的化合价。 课堂探究 温故知新 4 科学家通过：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量(第一电离能)来衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 电负性 那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引电子的能力呢？ 课堂探究 新课导入 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) 课堂探究 新课导入 1.定义：电负性是原子在分子中吸引键合电子能力的标度 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 2.电负性计算标准 H F H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 相对标准：F：4.0 Li：1.0 依据此，得到电负性数据表格 鲍林 课堂探究 一、电负性 电负性期性变化 【学生活动】观察下表并思考：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？ 课堂探究 一、电负性 根据上表数据（课本25页），绘制二、三、四三个周期电负性变化图，总结递变规律。 3、电负性的递变规律 同周期（稀有气体除外），从左往右，元素的电负性逐渐增大， 元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱 课堂探究 一、电负性 第二周期 第三周期 第四周期 电负性 Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br 0 1 2 3 4 3、电负性的递变规律 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小， 元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱 课堂探究 一、电负性 电负性 第IA族 第VIA族 第VIIA族 Li Na K Rb Cs O S Se Te F Cl Br I 0 1 2 3 4 非金属性增强，金属性减弱 非金属性增强，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) 判断依据 4、电负性的应用 课堂探究 一、电负性 ①电负性可判断元素的金属性和非金属性及其强弱 非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 Na . . . . . . Cl . + . . . . . Cl . . Na+ - 电负性差 2.1 电负性 0.9 3.0 H . . . . . . O + . . . . . O . H 电负性差 0.4 电负性 2.1 2.5 + H H (1)成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键 (2)成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键 特殊：HF 电负性差值：1.9，但形成共价键 4、电负性的应用 课堂探究 一、电负性 ②判断化学键的类型规律 H Cl -1 +1 显负价 显正价 (1)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 (2)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 OF2 O无最高正价，F无正价 4、电负性的应用 课堂探究 一、电负性 ③判断元素的化合价正负规律 “对角线”规则 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， 原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。 4、电负性的应用 课堂探究 一、电负性 14 回顾所学内容并判断： AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？ Al Cl Cl Cl Cl Al Cl Cl 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也是共价化合物 课堂探究 一、电负性 【学生活动】 【学生活动】根据所学内容，判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负 CH4 -4 +1 显正价 显负价 显负价 显正价 SiH4 +4 -1 课堂探究 一、电负性 16 判断以下氧化还原反应的氧化产物分别是什么？ SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 点燃 甲硅烷是一种较强还原剂，氧化产物是H2O 课堂探究 一、电负性 【学生活动】 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) 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) 电负性 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 增大 减小 变大 变小 ＞ ＞ 课堂探究 一、电负性 元素周期律的综合应用 1.下列说法不正确的是(　　) A．第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D．NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点 A 课堂练习 2、如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示( ) ①第一电离能　②电负性　③原子半径　④简单离子半径　⑤最高正化合价　⑥形成简单离子转移的电子数 A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤ C.②④⑤ D.②⑤ D 课堂练习 3．(2023上·全国·高二假期作业)元素性质呈现周期性变化的根本原因是 A．元素的电负性呈周期性变化 B．元素的第一电离能呈周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性、非金属性呈周期性变化 【答案】C 【详解】元素原子的核外电子排布呈周期性变化是元素性质呈现周期性变化的根本原因 课堂练习 4．离子键的百分数是依据电负性的差值计算出来的，差值越大，离子键的百分数越大，下列几种化合物的化学键中离子键的百分数最大的是 A．LiF B．AlCl3 C．MgO D．SO3 【答案】A 【详解】根据电负性的递变规律，上述化合物中金属元素电负性：Al>Mg>Li，非金属元素的电负性F>O>Cl>S，故上述化合物中电负性差值最大的是LiF，离子键的百分数最大的是LiF，A项符合题意。 答案选A。 课堂练习 5．(2022·河南许昌·高二鄢陵一中校考阶段练习)利用电负性数值可以预测 A．分子的极性 B．分子的对称性 C．化学键的极性 D．分子的空间构型 【答案】C 【详解】电负性是元素的原子吸引电子能力的一种相对标度，元素的电负性愈大，吸引电子的倾向愈大。若两种原子的电负性不同，吸引电子的能力不同，形成的化学键为极性键，所以利用电负性数值可以预测化学键的极性，故选C。 课堂练习 6．(2023上·天津红桥·高二期末)下列各组元素中，电负性依次减小的是 A．F、N、O B．Cl、C、 F C．Cl、S、P D．P、N、H 【答案】C 【详解】A．元素周期表中，同周期主族元素从左向右电负性逐渐增强，则F>O>N，A错误； B．同主族元素从上到下，电负性逐渐减弱，则F>Cl，B错误； C．同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增强，则Cl>S>P，C正确； D．元素周期表中，同主族元素从上到下电负性逐渐减弱，则N>P，故N>P>H，D错误； 故选C。 课堂练习 7．(2023上·高二课前预习)不能说明X的电负性比Y的大的是 A．X单质比Y单质容易与H2化合 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 【答案】C 【详解】电负性大说明非金属性强，A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明电负性的大小。 课堂练习 1.2.2 元素周期律 电负性 元素周期律的综合应用 概念与意义 原子半径的递变规律 键合电子 电负性 电负性大小的标准 递变规律——同周期 递变规律——同族 应用 判断元素的金属性和非金属性强弱 判断元素的化合价 判断化合物的类型 电负性 第一电离能与金属性和非金属性的关系 课堂小结 新人教版 选择性必修2 感谢您的观看! $$