高中化學(xué)專題2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)2.2.3元素性質(zhì)的遞變規(guī)律-元素電負(fù)性的周期性變化全國(guó)公開課一

專題2原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)第二單元元素性質(zhì)的遞變規(guī)律（3）1/12元素電負(fù)性周期性改變鮑林研究電負(fù)性手稿2/12電負(fù)性：用來(lái)描述不一樣元素原子對(duì)電子吸引力大小。電負(fù)性越大原子，對(duì)電子吸引力越大。

電負(fù)性是原子吸引電子能力大小一個(gè)度量。

指定氟電負(fù)性為4.0，并以此為標(biāo)準(zhǔn)確定其它元素電負(fù)性3/12電負(fù)性周期性改變金屬性逐步減弱金屬性逐步減弱4/12同周期，從左到右，電負(fù)性增加；表明其吸引電子能力逐步增強(qiáng)。同主族，從上到下，電負(fù)性下降；表明其吸引電子能力逐步減弱。元素電負(fù)性改變規(guī)律：電負(fù)性最大元素

；電負(fù)性最小元素

。氟銫（Cs)5/12

我們都知道，化合物中相鄰原子都是經(jīng)過(guò)化學(xué)鍵結(jié)合在一起。普通情況下，活潑非金屬元素與活潑

金屬元素以離子鍵結(jié)合形成離子化合物；非金屬元素之間以共價(jià)鍵結(jié)合形成共價(jià)化合物。成鍵原子之間是形成離子鍵還是共價(jià)鍵主要取決于

【知識(shí)回想】成鍵原子吸引電子能力差異6/121.元素金屬性判別普通來(lái)說(shuō)金屬元素電負(fù)性在1.8以下,非金屬元素電負(fù)性在1.8以上,利用電負(fù)性這一概念,結(jié)合其它鍵參數(shù)能夠判斷不一樣元素原子(或離子)之間相互結(jié)合形成化合鍵類型。電負(fù)性及其應(yīng)用7/122.化學(xué)鍵型判別電負(fù)性相差較大（△x≥1.7)兩種元素原子結(jié)合形成化合物，通常形成離子鍵。電負(fù)性相差較?。ā鱴＜1.7)兩種元素原子結(jié)合形成化合物，通常形成共價(jià)鍵，且電負(fù)性不相等元素原子間普通形成極性共價(jià)健。請(qǐng)查閱以下化合物中元素電負(fù)性數(shù)值，判斷它們哪些是離子化合物，哪些是共價(jià)化合物。NaFHClNOKClCH4共價(jià)化合物：

離子化合物：

HClNOCH4NaFKCl

8/123.判斷分子中元素正負(fù)化合價(jià)：

X大者，化合價(jià)為負(fù)；

X小者，化合價(jià)為正；

△X=0，化合價(jià)為零；請(qǐng)指出以下化合物中化合價(jià)為正值元素。CH4NaHNF3SO2IClHBr+1+1+3+4+1+19/12電負(fù)性與第一電離能關(guān)系

因?yàn)殡婋x能是衡量原子吸引鍵合電子能力，所以電負(fù)性大元素原子電離能也大?！咀⒁狻?、每一周期中電負(fù)性最大是鹵素，但第一電離能最大是稀有氣體。2、電負(fù)性不存在反?，F(xiàn)象。10/12【總述】元素周期律是人們?cè)趯?duì)原子結(jié)構(gòu)和元素性質(zhì)長(zhǎng)久研究中總結(jié)出來(lái)科學(xué)規(guī)律，它對(duì)人們?cè)鯓诱J(rèn)識(shí)原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)關(guān)系含有指導(dǎo)意義，也為人們尋找新材料提供了科學(xué)路徑。如：在IA族可找到光電材料；ⅢA