1.2.3 元素周期律（二） 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修2

该高中化学课件聚焦“电负性”核心知识点，系统呈现其定义、变化规律及应用。通过“原子得电子能力如何定量描述”等问题衔接电离能，构建从失电子到得电子能力的学习支架，引导学生形成知识脉络。 其亮点在于以科学思维为核心，通过比较电负性与第一电离能趋势、制作变化图等探究活动，结合ClO₂化合价判断、NaCl化学键类型分析等实例，用表格系统呈现周期律递变规律。培养学生证据推理能力，为教师提供结构化教学资源，提升课堂效率。

第一章 原子结构与性质 第二节　原子结构与元素的性质 第3课时 元素周期律（二） 电负性 1 2 H原子 Cl原子 谁吸引电子的能力强？ 电离能是原子失电子能力的定量描述， 原子得电子能力如何定量描述？ 2 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。 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 Cl + Cl Cl Cl 键合电子 Cl H + Cl H 化学键： 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。 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子 元素周期律（二）—— 电负性 4 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 定义： 意义： 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， 元素的非金属性越强。 反之，电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱， 元素的非金属性越弱。 电负性 大小的标准： 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准， 得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。 元素周期律（二）—— 电负性 5 电负性的周期性变化 同周期元素 从左到右， 元素的电负性逐渐变大； 同主族元素从上到下， 元素的电负性逐渐变小。 金属元素的电负性较小， 非金属元素的电负性较大。 电负性逐渐 增大 电负性逐渐 减小 元素周期律（二）—— 电负性的变化规律 6 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。 金属元素的电负性一般小于1.8， 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一般大于1.8。 非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 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。 特例：如铅元素电负性为1.9，但其为金属。 元素周期律（二）—— 电负性的应用 7 2、判断元素的化合价 两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性小的元素显正价，电负性大的元素显负价 ClO2 NaBH4 电负性的周期性变化 SiH4 元素周期律（二）—— 电负性的应用 +4 -2 +1 +3 -1 +4 -1 8 通常情况下： 两成键元素间电负性差值＞1.7 → 离子键 两成键元素间电负性差值＜1.7 → 共价键 差值 2.1 离子化合物 0.9 3.0 2.1 3.0 差值 0.9 共价化合物 AlCl3(BeCl2) CaO H2O 电负性差值: 化学键类型: 共价 离子 共价 1.5 2.5 1.4 元素周期律（二）—— 电负性的应用 3、判断化学键的类型 特例（如NaH） 特例（如HF） 9 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。 元素周期律（二）—— 电负性的应用 4、解释对角线规则 10 Li和Mg的相似性 ① 在空气中燃烧均生成正常的氧化物 4Li＋O2＝2Li2O 2Mg＋O2＝2MgO ② 与N2的化合能力较强，易生成Li3N和Mg3N2 ③ 氢氧化物碱性相当，均为中强碱，溶解度较小， 受热易脱水成氧化物 Be和Al的相似性 ① Be和Al都有两性，不仅能溶于酸，也都能溶于碱放出氢气 Be＋2NaOH＝Na2BeO2＋H2 2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2 ② Be和Al的氢氧化物都是两性化合物，易溶于强碱 ③ BeCl2和AlCl3都是共价化合物。易升华、聚合、易溶于有机溶剂 ④ Be、Al常温下不与水作用，与冷的浓硝酸接触时都发生钝化现象 B和Si的相似性 ② 含氧酸都是弱酸 ① 单质能溶于碱生成含氧酸盐，生成H2 ④ 在自然中都不以单质存在，是以氧化合物存在 ③ B-O键和Si-O 键都有很高的稳定性 请利用图1-23的数据制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。 元素的电负性变化趋势 课本：P26 探究 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 第ⅦA族 F Cl Br I 4 3 2.8 2.5 第ⅠA族 Li Na K Rb Cs 1 0.9 0.8 0.8 0.7 第三周期 Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3 比较与分析 根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。 课本：P26 探究 同周期，从左到右： 元素的电负性逐渐增大； 元素的第一电离能总体呈 增大趋势。（2/3、5/6反常） 同主族,从上到下： 元素的电负性逐渐减小； 元素的第一电离能减小。 小杨老师 15521324728 版权归属于微信公众号：杨sir化学 侵权必究 科学史话：稀有气体及其化合物的发现 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 注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括 课堂小结 高中化学 (2) 根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强 元素金属性强弱的判断方法 (1) 根据元素周期表进行判断： 同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。 同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。 (4) 根据金属活动性顺序或置换反应中单质越活泼还原性越强，对应金属阳离子的氧化性就越弱，金属性越强。 (3) 根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。 (5) 第一电离能越小，金属性越强；电负性越小，金属性越强。 元素非金属性强弱的判断方法 (1) 根据元素周期表进行判断： 同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。 同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。 (3) 形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。 (2) 非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。 （4) 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。 (5) 一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。 (6) 根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu＋Cl2 CuCl2 ，2Cu＋S Cu2S，即得非金属性：Cl>S。 (7) 第一电离能越大，非金属性越强；电负性越大，非金属性越强。 同周期、同主族元素的结构与性质递变规律 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 最外层电子数 从1递增到7(第一周期除外) 相同 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价 最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 气态氢化物 的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 EVCapture4.1.9软件录制 Lavf57.25.100 本视频由湖南一唯信息科技开发的EV录屏软件录制，www.ieway.cn $