電負性及其變化規(guī)律 【新教材備課精研】高二化學(xué) （人教版2019選擇性必修2）

走進奇妙的化學(xué)世界2022-2023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、電負性來定量的衡量或比較原子得失電子能力的強弱。電負性閱讀課本第24~26頁，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(guī)律，電負性的應(yīng)用。

學(xué)習(xí)

目標第4課時電負性及其應(yīng)用PART01PART02掌握元素周期律，分析“位—構(gòu)—性”之間的關(guān)系。能從原子結(jié)構(gòu)角度理解元素的電負性規(guī)律，能用電負性解釋元素的某些性質(zhì)。理解元素的第一電離能、電負性與金屬性、非金屬性之間的關(guān)系一、電負性化學(xué)鍵：

元素相互化合，相鄰的原子之間產(chǎn)生的強烈的化學(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1.有關(guān)概念與意義2.電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小①定義②意義

元素的電負性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力越強，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，形成陽離子的傾向越大。鮑林L.Pauling為了比較元素的原子吸引電子能力的大小，美國化學(xué)家鮑林于1932年首先提出了用電負性來衡量元素在化合物中吸引電子的能力。經(jīng)計算確定氟的電負性為4.0，鋰的為1.0，并以此為標準確定其它與元素的電負性。③大小的標準電負性的周期性變化電負性隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化電負性的周期性變化在圖中找出電負性最大和最小的元素;總結(jié)出元素電負性隨原子序數(shù)遞增有什么變化規(guī)律？一般來說，同周期元素

從左到右，元素的電負性逐漸變大；同族元素從上到下，元

素的電負性逐漸變小。金屬元素的電負性較小，

非金屬元素的電負性較大。④電負性的變化規(guī)律3.電負性的應(yīng)用(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱。①金屬元素的電負性一般小于1.8。②非金屬元素的電負性一般大于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金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。如H的電負性為2.1，Cl的電負性為3.0，Cl的電負性與H的電負性之差為3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl為共價化合物；如Al的電負性為1.5，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。(2)判斷化學(xué)鍵的類型。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。特別提醒

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。(3)判斷化學(xué)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)判斷化合物中各元素化合價的正負電負性大的顯負價，電負性小的顯正價。①電負性數(shù)值小的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力弱,元素的化合價為正值。②電負性數(shù)值大的元素,在化合物中吸引鍵合電子的能力強,元素的化合價為負值。體現(xiàn)對角線規(guī)則的相關(guān)元素(5)利用電負性解釋元素的“對角線”規(guī)則

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“對角線規(guī)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(chǎn)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。Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2;Be、Al的電負性分別為1.5、1.5;B、Si的電負性分別為2.0、1.8。[例題1]元素電負性隨原子序數(shù)的遞增而增大的是(

)A.Na

K

Rb B.N

P

AsC.O

S

Cl D.Si

P

Cl一般來說,同周期元素從左到右,電負性逐漸增大;同主族元素從上到下,電負性逐漸減小。D[例題2]下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式,電負性最大的原子是(

)A.1s22s22p4

B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2

D.1s22s22p63s23p64s2A規(guī)律總結(jié)電負性是不同元素的原子對鍵合電子吸引力大小的量度,電負性越大,非金屬性越強。電負性的大小能用來判斷元素之間的成鍵類型,也可以用來判斷元素化合價的正負。電負性相同或差值小的非金屬元素的原子之間形成的化學(xué)鍵主要是共價鍵,當電負性差值為零時通常形成非極性共價鍵;差值不為零時,形成極性共價鍵;而且差值越小,形成的共價鍵極性越弱。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)__________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__________1.同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律二、元素周期律的綜合應(yīng)用相同增加相同減弱增強增強減弱增強減弱減弱增強最高價氧化物對應(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)_____電負性__________增強減弱減弱增強增強減弱增大＞＞減小變大變小注:①稀有氣體電離能為同周期中最大。②第一電離能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。③比較電負性大小時,不考慮稀有氣體元素。2.電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關(guān)系(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，元素的電負性逐漸增強，非金屬性逐漸增強，第一電離能也逐漸增大(

)(3)主族元素的電負性越大，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ⅦA族元素的原子半徑最大(

)(5)同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期對應(yīng)元素的電負性最大，第一電離能最大(

)[例題3]判斷正誤√×××√[例題4]在下列空格中，填上適當?shù)脑胤枴?1)在第3周期中,第一電離能最小的元素是，第一電離能最大的元素是；電負性最小的元素是，電負性最大的元素是。(2)在元素周期表中，第一電離能最小的元素是，第一電離能最大的元素是；電負性最小的元素是，電負性最大的元素是。(不考慮放射性元素)NaArClNaCsHeCsF1.下列四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5，則下列有關(guān)的比較中正確的是()A.第一電離能：④＞③＞②＞①B.原子半徑：④＞③＞②＞①C.電負性：④＞②＞①＞③D.最高正化合價：④＞③＝②＞①A2、一般認為：如果兩個成鍵元素的電負性相差大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性相差小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數(shù)值，判斷：①NaF②AlCl3③NO

④MgO⑤BeCl2⑥CO2共價化合物（

）離子化合物（

）②③⑤⑥①④元素NaLiMgBeAlSiBPCSNCIOF電負性0.91.01.21.51.51.82.02.12.52.53.03.03.54.03.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(shù)比G多10。請回答下列問題:(1)基態(tài)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>CO>N>C解析:根據(jù)題給信息可以確定A為氫元素,B為碳元素(C60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個電子,