1.2.3 电负性的周期性变化-【核心素养新教学】2025-2026学年高二化学同步优质教学课件（人教版选择性必修2）

该高中化学课件聚焦电负性（定义、规律、应用）及对角线规则，通过电离能引出电负性，以键合电子等概念为支架，衔接原子结构与元素性质的前后知识脉络。 其亮点在于用表格数据引导学生分析电负性递变规律（科学思维），结合H₂O化合价判断、NaH离子键特例等实例突破重难点，对角线规则通过Li-Mg等元素性质对比培养模型认知（化学观念），课堂检测与小结助力知识建构，教师使用可提升教学效率，学生能深化结构决定性质的理解。

第一章 化学反应的热效应 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 本节重点 能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。 第3课时 元素周期律-电负性 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。 那么， 如何衡量元素的得电子能力？ 电负性 叶绿素铜钠盐 由美国化学家鲍林提出的，用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 元素相互化合时，原子中用于形化学键成的电子称为键合电子。 H . . . . F . . + . . . . F . . H . . 键合电子 主题1:电负性 ①键合电子 ②电负性 衡量元素在化合物中吸引电子的能力。 1、定义 3 叶绿素铜钠盐 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 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，非金属性越强。 3. 电负性的标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 电负性是相对值，没单位 主题1:电负性 2、意义 4 思考：随原子序数递增，元素的电负性同周期或者同族有什么规律？ 主题1:电负性 规律1： 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。(稀有气体元素除外) 电负性的变化规律 主题1:电负性 规律2： 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 电负性的变化规律 主题1:电负性 电负性的变化规律 叶绿素铜钠盐 （1）同周期主族元素： 从左至右电负性逐渐变大 （2）同主族元素： 从上至下电负性逐渐变小 （3）金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。 （4）对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现同主族元素的变化趋势。 主题1:电负性 8 电负性的应用 叶绿素铜钠盐 1.判断元素金属性和非金属性的强弱 电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱。 ①电负性<1.8为金属元素 ②电负性>1.8为非金属元素 ③电负性≈1.8为“类金属”，位于 非金属三角区边界，既表现金属性, 又表现非金属性。 电负性最大的是氟，最小的是铯。 金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 F＞ O ＞ N Cl ＞ Br＞ IS C ＞ P H ＞ 类金属 ＞ 金属 主题1:电负性 9 在化合物中，电负性大的显负价，电负性小的显正价。 H C H H H CH4 -4 +1 显负价 显正价 H Si H H H SiH4 +4 -1 显正价 显负价 2.判断共价化合物中元素化合价的正负 主题1:电负性 电负性相差很大 离子键 (相差>1.7) 电负性相差不大 共价键 (相差<1.7) 但也有特例（如HF） 但也有特例（如NaH） 电负性的差值较大 离子键 Na . . . . . . Cl . + . . . . . Cl . . Na+ - 电负性差 2.1 电负性 0.9 3.0 电负性的差值较小 共价键 H . . . . . . O + . . . . . O . H 电负性差 0.4 电负性 2.1 2.5 + H H 3.判断化学键的类型 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 主题1:电负性 课堂检测 1.下列各元素,最易形成离子化合物的是( ) ①第3周期第一电离能最小的元素 ②外围电子构型为2s22p6的原子 ③2p轨道为半满的元素 ④电负性最大的元素 A.①② B.③④ C.②③ D.①④ D 课堂检测 2.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 课堂检测 3.请查阅下列化合物中元素的电负性值， 指出元素的化合价 NaAlH4 ClO2 PCl3 +1 +3 -1 +4 -2 +3 -1 NaBH4 S O Cl2 +1 +3 -1 +4 -2 -1 NF3 NCl3 +3 -1 -3 +1 NCl3+ H2O =NH3 +HClO -3 +1 电负性应用的局限性 (1)电负性1.8不能作为划分金属和非金属的绝对标准,部分金属元素的电负性大于1.8。 (2)元素的电负性的值是相对量,没有单位。 (3)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都能形成离子键,电负性差值小于1.7的元素间都能形成共价键。如Na、H、F的电负性分别是0.9、2.1、4.0,Na与H的电负性差值为1.2,NaH中存在离子键,H与F的电负性差值为1.9,HF中存在共价键。 处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性（注意化合价不同） 【注】对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则，不是定理。 主题2: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的性质相类似。 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。 16 叶绿素铜钠盐 1.锂与镁的沸点较为接近： 元素 Li Na Be Mg 沸点/℃ 1 341 881.4 2 467 1 100 b.在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物，并且Li2O和MgO与水反应都十分缓慢。 生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2。 c. 能直接与氮气反应： d. 锂和镁的氢氧化物加热分解： e. 在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中： 只有锂盐是难溶于水的， 相应的镁盐也难溶于水。 主题2:对角线规则 17 叶绿素铜钠盐 2、铍和铝的相似性 1）二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高 2）都可与酸、碱反应放出氢气： 3）铍在浓硝酸中也发生钝化 4）氧化物和氢氧化物都具有两性： 既能溶于强酸又能溶于强碱溶液 5）BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。 Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4] Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O Be(OH)2+2NaOH === Na2Be(OH)4 主题2:对角线规则 18 叶绿素铜钠盐 3、硼和硅的相似性 1. 自然界中B与Si均以化合物的形式存在。 2. B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应： Si＋2KOH＋H2O= K2SiO3＋2H2↑ 2B＋2KOH＋2H2O = 2KBO2＋3H2↑， 3.硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解 4.硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解 主题2:对角线规则 19 叶绿素铜钠盐 4.对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释： 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 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8 电负性接近， 说明它们对键合电子的吸引力相当， 元素表现出的性质相似 主题2:对角线规则 20 仔细观察如图,回答下列问题: (1)B的原子结构示意图为　　　　　,B元素位于元素周期表的第　　周期 族。  (2)铍的最高价氧化物对应的水化物是　　　化合物(填“酸性”“碱性”或“两性”),证明这一结论的有关离子方程式是　　　　　　 　　 。 二 ⅢA 两性 Be(OH)2+2OH-=[BeO]42- Be(OH)2+2H+=Be2++2H2O (3)根据周期律知识,硼酸酸性比碳酸　　,理由是　　　　　　　　　　。  (4)根据Mg在空气中的燃烧情况,Li在空气中燃烧生成的产物为　　 　 (用化学式表示)。  弱 硼的非金属性比碳弱 Li2O、Li3N 类比：Mg在空气中与O2、CO2、N2反应得MgO、Mg3N2 课堂检测 原子半径渐大，第一电离能总体减小，电负性渐小 原子半径渐大，第一电离能电、负性减小 原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大 原子半径渐小，第一电离能、电负性增大 注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括 小结： 电负性 金属性 应用 金属性/非金属性 元素类型 第一电离能、电负性呈现周期性的递变 非金属性 化学键类型 化合价 第一电离能 应用 确定元素原子的核外电子排布 判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 判断元素的金属性、非金属性强弱 课堂小结 Thank you for watching $