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(共26張PPT)
走進(jìn)奇妙的化學(xué)世界
選擇性必修2
第一章
原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
第二節(jié)
原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)
在科學(xué)研究和生產(chǎn)實(shí)踐中，僅有定性的分析往往是不夠的，為此
人們用電離能、電負(fù)性來(lái)定量的衡量或比較原子得失電子能力的強(qiáng)弱。
閱讀課本第24~26頁(yè)，了解元素的電負(fù)性的概念，電負(fù)性的標(biāo)
準(zhǔn)和意義，元素電負(fù)性變化規(guī)律，電負(fù)性的應(yīng)用。
電負(fù)性
第4課時(shí)
電負(fù)性及其應(yīng)用
能從原子結(jié)構(gòu)角度理解元素的電負(fù)性規(guī)律，能用電負(fù)
性解釋元素的某些性質(zhì)。
理解元素的第一電離能、電負(fù)性與金屬性、非金屬性之間的關(guān)系
掌握元素周期律，分析“位一構(gòu)一性”之間的關(guān)系。
學(xué)習(xí)
目標(biāo)
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。
1.有關(guān)概念與意義
化學(xué)鍵：
原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子
鍵合電子：
元素的電負(fù)性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)，
表示該元素越容易接受電子，越不容易失去電子，形成陰離子的
傾向越大。反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的
能力越 弱，表示該元素越不不易接受電子，越容易失去電子，形 成陽(yáng)離子的傾向越大。
2.電負(fù)性
① 義 用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小
②意義
為了比較元素的原子吸引電子能力的大小，美國(guó)化學(xué)家鮑林于1932年首
先提出了用電負(fù)性來(lái)衡量元素在化合物中吸引電子的能力。經(jīng)計(jì)算確定 氟的電負(fù)性為4.0,鋰的為1.0,并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其它與元素的電負(fù)性。
③大小的標(biāo)準(zhǔn)
L.Pauling
0 圖1-3-5 元素的電負(fù)性(鮑林標(biāo)度)
電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增呈
現(xiàn)周期性變化
B 2.0 C 2.5 N 3.0 0 3.5
F
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5
CI
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4
Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1
2.5
TI 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po
At
H 2.1 IIA
Li 1.0 Bo 1.5
Na 0.9 Mg 1.2
K 0.8 Ca 1.0
Rb 0.8 Sr 1.0
Cs 0.7 Ba 0.9
電負(fù)性增大
電負(fù)性增大
IIIA IVA VA VIA YIIA
原子序數(shù)
原子序數(shù)
電負(fù)性
電負(fù)性
IA
√ 在圖中找出電負(fù)性最大和最小的元素；
√ 總結(jié)出元素電負(fù)性隨原子序數(shù)遞增有什么變化規(guī)律
電負(fù)性增大 ④ 電負(fù)性的變化規(guī)律
B 2.0 C 2.5 N 3.0 0 3.5
4.0
Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5
Cl
3.0
Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.4
Br
2.8
In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1
I
2.5
Tl 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po
At
金屬元素的電負(fù)性較小，
非金屬元素的電負(fù)性較大。
√ 一般來(lái)說(shuō)，同周期元素從左到右， 元素的電負(fù)性逐漸變大；
√ 同族元素從上到下，元
素的電負(fù)性逐漸變小。
電負(fù)性增大
IIA
Be
1.5
Mg
1.2
Ca
1.0
Sr
1.0
Ba
0.9
IA
H
2.1
Li
1.0
Na
0.9
K
0.8
Rb
0.8
Cs
0.7
ⅢA IVA VA VIA VILA
3.電負(fù)性的應(yīng)用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱。
①金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8。
②非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8。
③位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”,電負(fù)性在1.8左右，既表現(xiàn)金屬
性，又表現(xiàn)非金屬性。
④金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；
非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。
電負(fù)性相差越大的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)偏向電負(fù)性大的原子趨勢(shì)越大，
鍵的極性越大。
如H的電負(fù)性為2. 1,C1 的電負(fù)性為3 .0,C1的電負(fù)性與H的電負(fù)性之差為
3.0—2.1=0.9<1.7,故HC1為共價(jià)化合物；如Al的電負(fù)性為1 . 5 ,C1的
電負(fù)性與A1的電負(fù)性之差為3.0-1.5=1.5<1.7,因此A1C1 為共價(jià)化合
物；同理，BeCl 也是共價(jià)化合物。
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(jià)鍵，相應(yīng)的化合物為 共價(jià)化合物
大于1.7
小于1.7
兩成鍵元素間 電負(fù)性差值
(2)判斷化學(xué)鍵的類型。
H 2.1 1[A 111A 【VA WA V1A VIIA
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 M 3.0 C 3.5
F
4.0
Ma 0.9 Mg 1.2 AI 1.5 Si 1.8 P 2.1 S
CI
3.0
K 0.8 Ca 1.0 G 1.6 1.8 As 2.0
Bn
2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1
2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 TI 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9 Po
At
特別提醒 電負(fù)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(fù)性與H的電負(fù)性之差為1.9,但HF為共價(jià)化合物。
1A
(3)判斷化學(xué)鍵的極性強(qiáng)弱
若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價(jià)鍵，則
必為極性鍵，且成鍵原子的電負(fù)性之差越大，鍵的極性
越強(qiáng)。如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
(4)判斷化合物中各元素化合價(jià)的正負(fù)
電負(fù)性大的顯負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的顯正價(jià)。
①電負(fù)性數(shù)值小的元素，在化合物中吸引鍵合電子的能力弱，元素
的化合價(jià)為正值。
②電負(fù)性數(shù)值大的元素，在化合物中吸引鍵合電子的能力強(qiáng)，元素
的化合價(jià)為負(fù)值。
體現(xiàn)對(duì)角線規(guī)則的相關(guān)元素
B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8。
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些
性質(zhì)是相似的，被稱為“對(duì)角線規(guī)則”。對(duì)角線相似是由于它們
的電負(fù)性相近的緣故。
相似性：例如Li 、Mg 在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為L(zhǎng)i O 和MgO ;
鈹和鋁的氫氧化物均為兩性氫氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸。
(5) 利用電負(fù)性解釋元素的“對(duì)角線”規(guī)則
Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2;
Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5;
Li Be B Mg Al
Si
[例題1]元素電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增而增大的是力 )
A.Na K Rb B.N P As
C.0 S Cl D.Si P C1
一般來(lái)說(shuō)，同周期元素從左到右，電負(fù)性逐漸增大；
同主族元素從上到下，電負(fù)性逐漸減小。
[例題2]下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式，電負(fù)性最大的原子是( )
A.1s 2s 2p
B.1s 2s 2p 3s 3p
C.1s 2s 2p 3s 3p
D.1s 2s 2p 3s 3p 4s
規(guī)律總結(jié)
電負(fù)性是不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力大小的量度，電負(fù)性越大，
非金屬性越強(qiáng)。電負(fù)性的大小能用來(lái)判斷元素之間的成鍵類型，也可以用 來(lái)判斷元素化合價(jià)的正負(fù)。電負(fù)性相同或差值小的非金屬元素的原子之間 形成的化學(xué)鍵主要是共價(jià)鍵，當(dāng)電負(fù)性差值為零時(shí)通常形成非極性共價(jià)鍵； 差值不為零時(shí)，形成極性共價(jià)鍵；而且差值越小，形成的共價(jià)鍵極性越弱。
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) 相同
增加
最外層電子數(shù) 1 →2或8
相同
金屬性 減弱
增強(qiáng)
非金屬性 增強(qiáng)
減弱
單質(zhì)的氧化 性、還原性 氧化性 增強(qiáng)
減弱
還原性 減弱
增強(qiáng)
二、元素周期律的綜合應(yīng)用
1.同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律
最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng) 水化物的酸堿性 酸性 增強(qiáng)
減弱
堿性 減弱
增強(qiáng)
氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性 增強(qiáng)
減弱
第一電離能 增 大 (但 Ⅱ A>L
減小
電負(fù)性 變大
變小
非金屬性逐漸增強(qiáng)
第一電離能、電負(fù)性增大
B
Al Si
Ge As
Sb Te
第一電離能、電負(fù)性減小
金屬性逐漸增強(qiáng)
注：①稀有氣體電離能為同周期中最大。
②第一電離能：Il A族>ⅢA族 ，VA 族>VA 族。 ③比較電負(fù)性大小時(shí)，不考慮稀有氣體元素。
稀有氣體元素
非金屬性逐漸增強(qiáng)
電離能電負(fù)性增大
2.電負(fù)性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關(guān)系
電離能電負(fù)性減小
金屬性逐漸增強(qiáng)
二 三 四 五 六 七
[例題3]判斷正誤
(1)在同周期中，稀有氣體元素的第一電離能最大( √ )
(2)同周期，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸增強(qiáng)，第
一電離能也逐漸增大( × )
(3)主族元素的電負(fù)性越大，元素原子的第一電離能一定越大(× )
(4)同一周期(第一周期除外)元素中，第VIA族元素的原子半徑最大(× )
(5)同主族(第I A族除外)元素中，第二周期對(duì)應(yīng)元素的電負(fù)性最大，第一
電離能最大( √ )
[例題4]在下列空格中，填上適當(dāng)?shù)脑胤?hào)。
(1)在第3周期中，第一電離能最小的元素是Na ,
第一電離能最大的元素是 Ar ;
電負(fù)性最小的元素是Na ,
電負(fù)性最大的元素是 Cl 。
(2)在元素周期表中，第一電離能最小的元素是C s
第一電離能最大的元素是He ;
電負(fù)性最小的元素是 Cs
電負(fù)性最大的元素是 F 。(不考慮放射性元素)
列有關(guān)的比較中正確的是( A )
A.第一 電離能：④>③>②>① B.原子半徑：④>③>②>①
C.電負(fù)性：④>②>①>③
D.最高正化合價(jià)：④>③=②>①
1.下列四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：
①1s 2s 2p 3s 3p ②1s 2s 2p 3s 3p ③1s 2s 2p
④1s 2s 2p ,則 下
判斷：①NaF ②AICI3 ③NO ④ Mg0 ⑤BeC12 ⑥ C02
共價(jià)化合物( ②③⑤⑥ )
離子化合物( ①④ )
2、一般認(rèn)為：如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差大于1.7,它們通
常形成離子鍵；如果兩個(gè)成鍵元素的電負(fù)性相差小于1.7,它們 通常形成共價(jià)鍵。查閱下列元素的電負(fù)性數(shù)值，
元素 Na Li Mg Be Al Si B P C S N CI 0
F
電負(fù)性 0.9 1.0 1.2 1.5 1.5 1.8 2.0 2.1 2.5 2.5 3.0 3.0 3.5
4.0
3.A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期，原子序數(shù)依次增
大。其中，元素A的一種核素?zé)o中子，B的單質(zhì)既可以由分子組成也可以形成 空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，化合物DE 為紅棕色氣體，G是前四周期中電負(fù)性最小的元
素，M 的原子核外電子數(shù)比G多10。
請(qǐng)回答下列問題：
(1)基態(tài)G原子的電子排布式是 1s 2s 2p 3s 3p 4s 或[Ar]4s ,M在元
(2)元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序?yàn)? N>0>C (用元素
符號(hào)表示，下同),電負(fù)性由大到小的順序?yàn)? 0>N>C
素周期表中的位置是
第四周期第I B族
解析：根據(jù)題給信息可以確定A為氫元素，B為碳元素(C 是由分子組成的碳
單質(zhì)，金剛石形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)),D為氮元素，E為氧元素，G為鉀元素，M為 銅元素。
(1)G為鉀元素，基態(tài)鉀原子的核外有19個(gè)電子，電子排布式是
1s 2s 2p 3s 3p 4s 或[Ar]4s ;M為銅元素，在元素周期表中的位置是第四
周期第I B族。(2)同周期元素由左向右第一電離能呈遞增趨勢(shì)，但第VA 族元素價(jià)電子構(gòu)型為ns mp ,p能級(jí)為半充滿狀態(tài)，較穩(wěn)定，第一電離能比同 周期第VIA族元素的第一電離能大，故元素C、N、0的第一電離能由大到小 的順序?yàn)镹>0>C,而電負(fù)性由大到小的順序?yàn)?>N>C。

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