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(共26張PPT)
第3節 元素性質及其變化規律
第3課時 元素的電負性及其變化規律
美國化學家鮑林
鮑林與電負性
盡管電離能（或電子親和能）為理解元素性質及其周期性變化提供了工具，但因為其反映的是氣態原子得失電子的難易程度，當用于描述物質中不同原子吸引電子的能力、物質中原子的電荷分布等情況時會有較大偏差。因此，化學家嘗試對已經測得的物理量進行組合和數學處理，以獲得能更好反映變化規律的參數。
美國化學家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，鮑林于1932年首先提出了用以描述原子核對電子吸引能力的電負性概念，并且提出了定量衡量原子電負性的計算公式。電負性這一概念簡單、直觀、物理意義明確并且不失準確性，至今仍獲得廣泛應用，是描述元素化學性質的重要指標之一。
1.認識元素的電負性的周期性變化。
2.能說明電負性大小與原子在化合物中吸引電子能力的關系，能利用電負性判斷元素的金屬性與非金屬性。
1.通過原子半徑、電離能、電負性的變化規律，建立“位—構—性”的本質關聯。 （宏觀辨識與微觀探析）
2.把相對抽象的元素金屬性、非金屬性具體化為電離能與電負性等可量化的元素性質，豐富了元素周期表在過渡元素等領域的應用價值。（變化觀念與平衡思想）
體會課堂探究的樂趣，
汲取新知識的營養，
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堂
電負性的周期性變化
閱讀教材，了解元素的電負性的概念，電負性的標準和意義，元素電負性變化規律，電負性的應用。
閱讀學習
電負性
(1)定義:用來描述兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱。鮑林給元素的電負性下的定義是“電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度”。
(2)標準：選定氟的電負性為4.0，并以此為標準進而計算出其他元素的電負性。
(3)意義:元素的電負性越大，表示其原子在形成化學鍵時吸引電子的能力越強；反之,電負性越小，相應元素的原子在形成化學鍵時吸引電子的能力越弱。
電負性的周期性變化
電負性隨原子序數的遞增呈現周期性變化
(4)電負性的變化規律:
(4)電負性的變化規律:
電負性的周期性變化
1、一般來說，同周期元素 從左到右，元素的電負 性逐漸變大；
2、同族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小。
3、金屬元素的電負性較小，
非金屬元素的電負性較大。
電負性標度的建立是為了量度原子對成鍵電子吸引能力的相對大小。基于建立模型的不同思路和方法，可以有不同的電負性標度。
鑒于電子親和能數據的缺乏，鮑林建議用兩種元素的原子形成化合物時的生成熱的數值來計算電負性，并選定氟的電負性為4.0，進而計算出其他元素的電負性數值。電負性是相對值，所以沒有單位。1934年，馬利肯布（R.Mulliken）則建議用第一電離能和第一電子親和能之和來衡量原子的電負性。1957年，阿萊（A.Allred）和羅周（E.Rochow）根據原子核對價層電子的引力來計算擬合電負性。其中，鮑林標度由于提出最早、數據易得、使用方便，是應用最廣泛的標度方式。元素電負性因有不同的標度而有不同的數據，在討論問題時要注意使用同一標度下的數據。
資料在線
至今化學家建立電負性標度的方法還在不斷更新。例如，2019 年拉姆（M.Rahm）等人將電負性定義為價電子的平均結合能，由此得到了從氫到錫共96 種元素的電負性，而且這個概念還可擴展到分子或者基團中。
(5)電負性的應用:
2
2
2
強
強
金屬
非金屬
① 判斷金屬性、非金屬性強弱
鈁的電負性為0.7，是活潑的金屬元素
氟的電負性為4.0，是最活潑的非金屬元素;
特例：如氫元素電負性為2.2，但其為非金屬
(5)電負性的應用:
② 判斷化學鍵的類型
電負性相差很大(相差>1.7)
電負性相差不大(相差<1.7)
電負性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負性大的原子趨勢越大
，鍵的極性越大。
但也有特例（如HF）
但也有特例（如NaH）
離子鍵
共價鍵
(5)電負性的應用:
③ 判斷化學鍵的極性強弱
若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強。如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I
④ 判斷共價化合物中元素的化合價
兩種非金屬元素形成的化合物中，通常電負性大的元素顯負價，電負性小的顯正價
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是相似的，被稱為“對角線規則”。對角線相似是由于它們的電負性相近的緣故。
相似性：例如Li、Mg在空氣中燃燒的產物分別為Li2O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)電負性的應用:
⑤ 解釋對角線規則
遷移應用
(1)Li______Na， (2)O______F，
(3)Si______P， (4)K______Ca，
(5)Mg_____Al， (6)N______O。
＞
＜
＜
＜
＜
＜
比較下列元素電負性的大小。
1．同一周期從左到右，原子電子層數相同，核電荷數逐漸增大，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸增強，電負性逐漸增大。
2．同一主族從上到下，原子核電荷數增大，電子層數逐漸增加，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱，電負性逐漸減小。
3．對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現主族元素的變化趨勢。因此，電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。
4．非金屬元素的電負性一般比金屬元素的電負性大。
5．二元化合物中，顯負價的元素的電負性更大。
6．不同周期、不同主族兩種元素電負性的比較可找第三種元素(與其中一種位于同主族或同周期)進行參照。
歸納總結
比較元素電負性大小的方法
元素的原子半徑、第一電離能、電負性等從不同角度對元素性質進行了描述，請你利用教材中所給出的短周期元素的原子半徑、第一電離能及電負性數據，通過作圖尋找它們之間的關系和規律，以及它們與金屬活動性順序之間的關系。基于圖象對這些關系和規律進行描述和討論，并與同學分享你的體會。
交流研討
方法引導
如何尋找數據之間的關系
尋找數據之間的關系時，可以借鑒數學中研究函數的思路，首先確定自變量，再選取因變量，并運用函數圖像表示出自變量與因變量之間的關系。例如，在本活動中可以選取原子序數作為自變量，將原子半徑、第一電離能、電負性等分別作為因變量;也可以建立這些參數按周期、主族或金屬活動性順序變化的規律。作圖觀察、分析這些數據之間的關系。圖1-3-6給出了電負性與金屬活動性順序之間的關系。
隨著原子序數的遞增，原子半徑、第一電離能、電負性均呈現周期性變化。同周期原子序數增大，原子半徑逐漸減小，第一電離能趨于增大（有起伏），電負性逐漸增大。
同周期（從左至右） 同主族
元素原子的最外層電子排布 ns1→ns2np6 相同
元素化合價 +1→+7（O、F除外）
-4 →-1 →0 相同
元素的金屬性
非金屬性 減弱
增強 增強
減弱
原子半徑 減小 增大
電離能
電負性
歸納總結
增大趨勢
減小
增大
減小趨勢
電負性
定義
應用
變化規律
用來描述兩個不同原子在形成化學鍵時吸引電子能力的相對強弱
同一周期從左到右，電負性有逐漸增大
同一主族從上到下，電負性逐漸減小。
電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。
判斷金屬性和非金屬性的強弱
判斷化合物中元素化合價的正負
判斷化學鍵的類型
1.下列不能根據元素電負性判斷的性質是(　　)
A.判斷化合物的溶解度
B.判斷化合物中元素化合價的正負
C.判斷化學鍵類型
D.判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素
A
2.下列是幾種基態原子的電子排布式,電負性最大的原子是(　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
3.不同元素的原子在化合物中吸引電子的能力大小可用電負性表示,若電負性越大,則原子吸引電子的能力越大,在所形成的分子中成為顯負電性的一方。下面是某些短周期元素的電負性:
元素 Li Be B C O F
電負性 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
電負性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)通過分析電負性的變化規律,確定N、Mg的電負性(x)范圍:　 　　 (2)推測電負性(x)與原子半徑的關系是 。
(3)某有機物的分子中含有S—N鍵,在S—N鍵中,你認為共用電子對偏向　　　　　(寫原子名稱)。
(4)經驗規律告訴我們當成鍵兩元素的電負性的差值大于1.7時,一般形成離子鍵,當電負性差值小于1.7時,一般形成共價鍵,試推斷AlBr3中化學鍵的類型是　　　　　　。
(5)在元素周期表中,電負性最小的元素的位置為　　　　　　　　　　　(放射性元素除外)。
2.53
3.44
0.93
1.57
電負性越小,原子半徑越大
氮
共價鍵
第六周期第ⅠA族
4.已知元素的電負性和原子半徑一樣,也是元素的一種基本性質,下表給出14種元素的電負性:
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
試結合元素周期律知識回答下列問題:
(1)根據上表給出的數據,推知元素電負性的變化規律。
　　　　　　
(2)由上述變化規律可推知,短周期主族元素中,電負性最大的元素是　　　　　,電負性最小的元素是　　　　　　,由這兩種元素形成的化合物屬于　　　　　(填“離子”或“共價”)化合物。
(3)某有機化合物的結構簡式為 ,在P—N鍵中,你認為共用電子對偏向
　　　　(寫原子名稱)。
元素的電負性隨著原子序數的遞增呈周期性的變化(或同周期主族元素,從左到右電負性逐漸增大)　
F
Na
離子
氮
5.A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期,原子序數依次增大。其中,元素A的一種核素無中子,B的單質既可以由分子組成也可以形成空間網狀結構,化合物DE2為紅棕色氣體,G是前四周期中電負性最小的元素,M的原子核外電子數比G多10。
請回答下列問題:
(1)基態G原子的電子排布式是　　　　　　　　　　　　　　　　,M在元素周期表中的位置是　　　　　　　　　　　　。
(2)元素B、D、E的第一電離能由大到小的順序為　　　　　　　(用元素符號表示,下同),電負性由大到小的順序為　　　　　　　　　　。
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
第四周期第ⅠB族
N>O>C
O>N>C

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