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第二節(jié)
原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)
元素周期律—電負(fù)性
三、電負(fù)性
鮑林在研究化學(xué)鍵鍵能的過程中發(fā)現(xiàn)，對于同核雙原子分子，化學(xué)鍵的鍵能會隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學(xué)鍵的鍵能以及其變化趨勢，1932年首先提出用以描述原子核對電子吸引能力的電負(fù)性概念，并提出了定量衡量原子電負(fù)性的計算公式。
鮑林研究電負(fù)性的手稿
萊納斯·卡爾·鮑林
(Linus Carl Pauling)
1.電負(fù)性的基本概念
化學(xué)鍵：
元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強(qiáng)烈的化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。
鍵合電子：
原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。
原子的價電子
鍵合電子：參與化學(xué)鍵形成
孤對電子：未參與化學(xué)鍵形成
H
.
.
.
.
F
.
.
+
.
.
.
.
F
.
.
H
.
.
鍵合電子
孤對電子
電負(fù)性：
用來描述不同元素的原子對鍵合電子的吸引力的大小。（電負(fù)性是相對值，沒單位）
2.電負(fù)性的意義
電負(fù)性大的元素吸引電子的能力強(qiáng)，反之就弱。
元素的電負(fù)性越大，對鍵合電子吸引能力越大，元素的非金屬性越強(qiáng)
元素的電負(fù)性越小，對鍵合電子吸引能力越小，元素的金屬性越強(qiáng)
3.電負(fù)性的標(biāo)準(zhǔn)
鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計算，以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。得出各元素的電負(fù)性。(稀有氣體不討論電負(fù)性)
鮑林研究電負(fù)性的手稿
鮑林L.Pauling 1901-1994
4.電負(fù)性的變化規(guī)律
同周期：從左→右，
電負(fù)性逐漸 。
同主族：從上→下，
電負(fù)性逐漸 。
增大
減小
電負(fù)性最大的元素:
電負(fù)性最小的元素：
(不考慮稀有氣體及放射性元素)
F
Cs
5 .電負(fù)性的應(yīng)用：
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱：
電負(fù)性變大，
電負(fù)性變小
非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱
金屬性增強(qiáng),
非金屬性減弱
電負(fù)性 ＞ 1.8 非金屬元素
電負(fù)性 ＜ 1.8 金屬元素
電負(fù)性 ≈ 1.8 類金屬元素
(既有金屬性，又有非金屬性
在金屬與非金屬分界線附近)
【特例】H 電負(fù)性2.1，非金屬
(2)判斷共價化合物中元素化合價的正負(fù)：
電負(fù)性小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價為正值；
電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子能力較強(qiáng)，元素的化合價為負(fù)值。
H
Cl
-1
+1
顯負(fù)價
顯正價
HClO
H—O—Cl
+1
-2
+1
BrCl
Br—Cl
+1
-1
H
H
C
H
H
H
Si
H
H
H
練習(xí)：判斷甲烷和甲硅烷中各元素的化合價的正負(fù)
甲硅烷
甲烷
CH4
-4
顯負(fù)價
顯正價
+1
SiH4
+4
顯正價
顯負(fù)價
-1
指出下列化合物中各元素的化合價
+3
NF3
-1
NCl3
-3
+1
+1
+3
NaBH4
-1
(3)判斷化合物的類型：
成鍵原子之間的電負(fù)性差值
大于1.7
小于1.7
通常形成離子鍵，相應(yīng)的化合物為離子化合物
通常形成共價鍵，相應(yīng)的化合物為共價化合物
HCl
AlCl3
NaCl
Al2O3
3.0－2.1＝0.9<1.7
共價化合物
3.0－1.5＝1.5<1.7
共價化合物
3.0－0.9＝2.1>1.7
離子化合物
3.5－1.5＝2.0>1.7
離子化合物
上述規(guī)則不能絕對化
特別提醒
如：NaH
2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH為離子化合物
再如：HF
4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF為共價化合物
利用圖1-23的數(shù)據(jù)制作第三周期主族元素、第ⅠA和ⅦA族元素的電負(fù)性變化圖。并找出其變化趨勢。
探究
P26
同周期主族元素：
同主族元素：
從左至右電負(fù)性逐漸變大
從上至下電負(fù)性逐漸變小
【比較與分析】
根據(jù)圖1-22，找出上述相關(guān)元素的第一電離能的變化趨勢，與電負(fù)性的變化趨勢有什么不同？并分析其原因。
同周期第一電離能
從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢
同主族第一電離能
從上到下總體呈現(xiàn)減小趨勢
但ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA
結(jié)論：一般來說，電負(fù)性大的原子對應(yīng)元素的第一電離能也大，
但有如I1(Be)＞I1 (B)、I1 (N)＞ I1 (O)等的異常現(xiàn)象。
同周期電負(fù)性：
從左至右電負(fù)性逐漸變大
從上至下電負(fù)性逐漸變小
同主族電負(fù)性：
總結(jié)：同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
性質(zhì) 同一周期(從左到右) 同一主族(從上到下)
核外電子 的排布 能層數(shù)
最外層電子數(shù) 1→2或8
金屬性
非金屬性
單質(zhì)的氧化性、還原性 氧化性
還原性
相同
增加
相同
減弱
增強(qiáng)
增強(qiáng)
減弱
增強(qiáng)
減弱
減弱
增強(qiáng)
最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性 酸性
堿性
氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性
第一電離能 (但ⅡA ⅢA，ⅤA ⅥA)
電負(fù)性
增強(qiáng)
減弱
減弱
增強(qiáng)
增強(qiáng)
減弱
增大
減小
變大
變小
＞
＞
1.下列各元素電負(fù)性大小順序正確的是( )
A. K＞Na＞Li B. F＞O＞S
C. As＞P＞N D. C＞N＞O
B
2.如圖是第三周期主族元素的某些性質(zhì)隨原子序數(shù)變化的柱形圖，則y軸可表示( )
①第一電離能　②電負(fù)性　③原子半徑　④簡單離子半徑　
⑤最高正化合價　⑥形成簡單離子轉(zhuǎn)移的電子數(shù)
A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤
C.②④⑤ D.②⑤
D
3.不能說明X的電負(fù)性比Y的大的是( )
A.與H2化合時X單質(zhì)比Y單質(zhì)容易
B.X的最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應(yīng)的水化
物的酸性強(qiáng)
C.X原子的最外層電子數(shù)比Y原子的最外層電子數(shù)多
D.X單質(zhì)可以把Y從其氫化物中置換出來
C

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