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第二節 原子結構與元素性質
第3課時
第一章 原子結構與性質
考點
元素周期律的綜合利用
電負性
01
02
科學家通過：氣態基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量(第一電離能)來衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。
那么，如何衡量元素的原子在化合物中吸引電子的能力呢？
電負性
鮑林在研究化學鍵鍵能的過程中發現，對于同核雙原子分子，化學鍵的鍵能會隨著原子序數的變化而發生變化，為了半定量或定性描述各種化學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性概念，并提出了定量衡量原子電負性的計算公式。
鮑林研究電負性的手稿
萊納斯·卡爾·鮑林
(Linus Carl Pauling)
鍵合電子
電負性
概念與意義
電負性
電負性大小的標準
元素相互化合時，原子中用于形成________的電子稱為__________。
化學鍵
鍵合電子
H
F
鍵合電子
※ 概念：
※ 示例：
用來描述不同元素的原子對鍵合電子______的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力______。
吸引力
越大
※ 相對標準：
※ 概念：
鮑林利用實驗數據進行了理論計算，以氟的電負性為______和鋰的電負性為______作為相對標準。
4.0
1.0
觀察下表并思考：元素的電負性隨原子序數的遞增，同周期或者同族有什么規律？
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
同周期：
電負性增大
結論：同周期自左到右，元素的電負性逐漸______，元素的非金屬性逐漸______、金屬性逐漸_______。
增大
增強
減弱
第二周期
第三周期
第四周期
電負性
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
電負性
遞變規律——同周期
觀察下表并思考：元素的電負性隨原子序數的遞增，同周期或者同族有什么規律？
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
同族：
電負性增大
電負性
遞變規律——同族
電負性
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
結論：同族自上到下，元素的電負性逐漸______，元素的金屬性逐漸______、非金屬性逐漸_______。
減小
增強
減弱
電負性
應用1——判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
電負性增大
電負性增大
非金屬性增強金屬性減弱
非金屬性增強金屬性減弱
電負性
應用1——判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
電負性增大
電負性增大
電負性＞1.8 非金屬元素
電負性＜1.8 金屬元素
電負性≈1.8 類金屬元素
(既有金屬性，又有非金屬性)
判斷依據
電負性
應用2——判斷元素的化合價
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
判斷依據
①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力____，元素的化合價為_______。
②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力____，元素的化合價為_______。
※ 結論：
※ 示例：
H —— Cl
+1
顯正價
-1
顯負價
弱
正值
強
負值
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
例1、根據所學內容，判斷甲烷和甲硅烷中各元素的化合價的正負
CH4
-4
+1
顯正價
顯負價
顯負價
顯正價
SiH4
+4
-1
電負性
應用3——判斷化合物類型
成鍵原子之間的電負性差值
大于1.7
小于1.7
通常形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物
通常形成共價鍵，相應的化合物為共價化合物
※ 示例：
電負性差 1.4
電負性 2.1
3.5
離子化合物
電負性差 2.1
電負性 0.9
3.0
共價化合物
注意：電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性 與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物。
回顧并判斷：AlCl3、BeCl2是共價化合物還是離子化合物？
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F
4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl
3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
Al
Cl
Cl
Cl
Cl
Al
Cl
Cl
Al、Be的電負性為1.5，Cl的電負性與Al 、Be的電負性之差均為
3.0－1.5＝1.5<1.7
因此AlCl3、BeCl2是共價化合物。
同周期、同主族元素性質的遞變規律
元素周期律的綜合應用
性質 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 能層數
最外層電子數 最外層電子數 1→2或8
金屬性
非金屬性
單質的氧化性、還原性 氧化性
還原性
最高價氧化物對應水化物的酸堿性 酸性
堿性
氣態氫化物的穩定性
第一電離能 (但ⅡA ⅢA，ⅤA ⅥA)
電負性
相同
增加
相同
減弱
增強
增強
減弱
增強
減弱
減弱
增強
增強
減弱
減弱
增強
增強
減弱
增大
減小
變大
變小
＞
＞
電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關系
元素周期律的綜合應用
增大
減小
第一電離能：
ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA
例1、如圖是第三周期主族元素的某些性質隨原子序數變化的柱形圖，則y軸可表示( )
①第一電離能　②電負性　③原子半徑　④簡單離子半徑　⑤最高正化合價　⑥形成簡單離子轉移的電子數
A. ①②③④⑤⑥ B. ①②③⑤
C. ②④⑤ D. ②⑤
D
第一個外星元素——氦氣
1868年，天文學家洛克耶(J.N.Lockyer，1836－1920)和楊森(P.C.Janssen，1824－1907)在太陽光譜中發現了一種新元素，定名為氦(Helium)。20多年后，英國化學家拉姆齊(W.Ramsay，1852－1916) 在研究釔鈾礦時發現了一種神秘的氣體。他研究了這種氣體的光譜，疑為氦，求助于光譜學家克魯克斯，證實這種氣體就是氦。這樣氦在地球上也被發現了。
1、下列選項中的各組元素(從左到右)同時滿足下列三個條件的是( )
① 原子半徑依次減小；② 第一電離能逐漸升高；③ 電負性逐漸增大。
A. Na、Mg、Al B. C、O、N
C. Li、Na、K D. I、Cl、F
D
2、下列四種元素的基態原子的電子排布式如下：
① 1s22s22p63s23p4　② 1s22s22p63s23p3　③ 1s22s22p3　
④ 1s22s22p5，則下列有關的比較中正確的是( )
A. 第一電離能：④＞③＞②＞①
B. 原子半徑：④＞③＞②＞①
C. 電負性：④＞②＞①＞③
D. 最高正化合價：④＞③＝②＞①
A
3、X、Y是同周期的兩種非金屬元素，不能說明X元素的非金屬性比Y元素強的事實是______(填字母)。
A. 將X的單質通入HnY溶液中產生渾濁
B. 加熱至300 ℃，HnY發生分解而HmX不分解
C. 第一電離能：X>Y
D. 電負性：X>Y
E. 單質的熔點：X>Y
F. 氣態氫化物的水溶液的酸性：HmX>HnY
G. X與Y形成的化合物YmXn中X元素顯負價
CEF
4、元素的電負性(用γ表示)和元素的化合價一樣，也是元素的一種性質。下表給出了14種元素的電負性：
(1)根據表中給出的數據，可推知元素的電負性具有的變化規律是
_____________________________________________________________________。
已知：兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時一般形成離子鍵；兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，一般形成共價鍵。
元素 Al B Be C Cl F H
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
電負性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
同周期從左到右，元素的電負性逐漸增大；同主族從上到下，元素的電負性逐漸減小
(2)估計鈣元素的電負性的取值范圍：____<γ<_____。
0.8　 1.2
(3)請指出下列化合物中顯正價的元素：
NaH：_____、NH3：_____、CH4：____、ICl：____。
Na　 H　 H　 I
(4)表中符合“對角線規則”的元素有Be和____、B和____，它們的性質分別有一定的相似性，原因是________________，寫出表示Be(OH)2顯兩性的離子方程式：_______________________________________________________________。
Al
Si
電負性的值相近
Be(OH)2＋2H＋＝Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－＝BeO22－＋2H2O
4、元素的電負性(用γ表示)和元素的化合價一樣，也是元素的一種性質。下表給出了14種元素的電負性：
已知：兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時一般形成離子鍵；兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，一般形成共價鍵。
元素 Al B Be C Cl F H
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
電負性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
[2021全國乙卷]Cr的電負性比鉀高，原子對鍵合電子的吸引力比鉀大( )
[2021湖南卷] 中H、C、N的電負性由大到小的順序為______。
[2021廣東卷] 在Ⅱ( )中S元素的電負性最大( )
[2021山東卷] O、F、Cl電負性由大到小的順序為___________。
CH2 S
CH S
CH2 OH
Hg
√
N>C>H
╳
F>O>Cl
第二節
原子結構與元素的性質
第3課時
電負性
元素周期律的綜合應用
概念與意義
原子半徑的遞變規律
電負性
鍵合電子
電負性
電負性大小的標準
遞變規律——同周期
遞變規律——同族
子主題
應用
判斷元素的金屬性和非金屬性強弱
判斷元素的化合價
判斷化合物的類型
第一電離能與金屬性和非金屬性的關系
THANKS
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