1.2.3 电负性 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原子结构与元素性质，核心涵盖电离能与电负性。通过“思考与讨论”（如碱金属电离能与活泼性关系）及“问题探究”（钠、镁形成特定离子的原因）导入，衔接电离能知识，搭建从电离能到电负性的学习支架。 其特色在于数据驱动探究与问题链设计，以科学思维（证据推理）和科学探究与实践（数据分析）为核心。如通过钠、镁、铝的电离能数据对比，引导学生推理化合价；用电负性规律判断AlCl₃为共价化合物，深化结构决定性质的化学观念，为教师提供直观教学实例，助力学生理解抽象概念。

第一章 原子结构与性质 人教版 高中化学 选择性必修2 第二节 原子结构与元素的性质 第3课时 电负性 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？ 碱金属第一电离能越小，越容易失去电子，碱金属越活泼。 思考与讨论P24 2.下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 元素 Na Mg Al 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 问题探究 电离能/kJ·mol-1 Na Mg Al I1 496 738 578 I2 4 562 1 415 1 817 I3 6 912 7 733 2 745 I4 9 543 10 540 11 575 I5 13 353 13 630 14 830 为什么钠元素易形成Na＋，而不易形成Na2＋? Na(g) － e－ Na+(g) 496 kJ·mol -1 4 562 kJ·mol -1 1s22s22p63s1 1s22s22p6 易失去电子 Na+(g) － e－ Na2+(g) 1s22s22p6 1s22s22p5 与Ne的核外电子一样 难失去电子 4 066 2 350 解答：从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因为Na＋ 的电子排布式为2s22p6 ，是稳定结构，难失电子，同时Na＋ 对电子的引力加大，导致Na＋ 难再失电子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。 电离能/kJ·mol-1 Na Mg Al I1 496 738 578 I2 4 562 1 415 1 817 I3 6 912 7 733 2 745 I4 9 543 10 540 11 575 I5 13 353 13 630 14 830 问题探究 为什么镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋? 易失去电子 难失去电子 1s22s22p63s2 1s22s22p63s1 Mg(g) Mg+(g) + e- Mg+(g) Mg2+(g) + e- 1s22s22p63s1 1s22s22p6 1s22s22p6 1s22s22p5 Mg2+(g) Mg3+(g) + e- 713 6 282 解答： 镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，因为镁失去两个电子后Mg2＋的外围电子排布是2s22p6，是稳定结构，同时Mg2＋对电子的引力加大，因而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。 为什么原子的逐级电离能越来越大？ 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价阳离子后，核电荷数未变而电子数目变少，半径变小，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2>I1，同理I3>I2。 思考与讨论P24 这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？ 元素 Na Mg Al 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 钠的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子变成＋1价离子； Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子； Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。 思考与讨论P24 任务三 电负性 我们都知道SiH4硅显正价态、CH4中碳显负价态。 −4 +1 +4 −1 为什么呢？ 请同学们分析：C、Si、H三种元素原子吸引电子的能力？ 定性规律： 同周期，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。 同主族，从上到下，吸引电子能力逐渐减弱。 金属活动顺序，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。 事实 吸引电子能力：C＞H；Si＜H 定量 定性 任务三 电负性 1932年鲍林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) 任务三 电负性 三、电负性 键合电子 1、概念与意义 电负性 电负性大小的标准 元素相互化合时，原子中用于形成_______的电子称为_________ 化学键 键合电子 H F 键合电子 概念： 示例： 用来描述不同元素的原子对键合电子______的大小 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______ 越大 相对标准： 概念： 鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为_______和锂的电负性为_______作为相对标准 4.0 1.0 吸引力 观察教材25页图1-23元素的电负性回答下列问题： 问题解决 3．电负性最大和最小的元素，分别在周期表的什么位置？ 观察与思考 元素的电负性随原子序数的递增，同周期有什么规律？ 电负性 增大 观察与思考 元素的电负性随原子序数的递增，同主族有什么规律？ 电负性 减小 电负性最大 电负性最小 2.0 2.2 元素的电负性变化趋势 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。 探究P26 任务三 电负性 2、探究元素电负性递变规律 元素电负性的变化规律：随核电荷数增大呈周期性变化 利用下图电负性数据，制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的电负性变化图，并找出其变化规律。 同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大； 同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。 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。 元素的电负性变化趋势 探究P26 任务三 电负性 对比元素的第一电离能与电负性的变化趋势，有什么不同？并分析原因。 趋势↑，个别反常 趋势↑ 趋势↓ 趋势↓ 电负性与原子结构无关，但第一电离能与原子结构关系明显。 如N原子价电子排布的半满状态，能力较低，导致电离能出现反常 电离能包括稀有气体，电负性不包括稀有气体。 任务三 电负性 3、电负性的应用 应用一 判断元素的金属性和非金属性强弱 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 任务三 电负性 3、电负性的应用 应用二 判断化合物类型 注意：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 电负性差值 大于1.7 小于1.7 离子键 共价键 离子化合物 共价化合物 Al：1.5 Cl：3.0 3.0-1.5=1.5 Al2O3为离子化合物 Al：1.5 O：3.5 3.5-1.5=2.0 AlCl3为共价化合物 任务三 电负性 3、电负性的应用 应用三 判断元素的化合价 通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价 如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。 应用四 解释对角线规则 1.0 1.2 1.5 1.5 2.0 1.8 对角线元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，故表现出的性质相似。 Na K N P Mg Al Cl S ＞ ＞ ＞ ＜ 根据吸引电子的能力判断下列元素的电负性的大小： 看谁做得既准又快 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 看谁做得既准又快 判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物 NaF HCl NO MgO KCl CH4 离子化合物： 。 共价化合物： 。 NaF、 MgO、 KCl HCl、 NO、 CH4 问题解决 根据电负性，标出下列化合物中元素的化合价。 +2 -2 +2 -1 +4 -2 +2 -3 +1 -1 +4 -2 -1 问题解决 利用电负性解释元素的“对角线”规则 “对角线规则”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。 感受﹒ 理解 它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似。 如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 $