1.2.3元素周期律（電負(fù)性）課件高二化學(xué)人教版選擇性必修2

第一章

第二節(jié)

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第三課時(shí)

電負(fù)性1.元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵。一、化學(xué)鍵與鍵合電子H×+FFH×HF化學(xué)鍵鍵合電子2.原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。列：二、電負(fù)性鮑林在研究化學(xué)鍵鍵能的過(guò)程中發(fā)現(xiàn)，對(duì)于同核雙原子分子，化學(xué)鍵的鍵能會(huì)隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學(xué)鍵的鍵能以及其變化趨勢(shì)，1932年首先提出用以描述原子核對(duì)電子吸引能力的電負(fù)性概念。概念：描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。(美國(guó)·鮑林)1954年諾貝爾化學(xué)學(xué)獎(jiǎng)1962年諾貝爾和平學(xué)獎(jiǎng)研究電負(fù)性的手稿元素的電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增，同周期同主族有什么規(guī)律？利用圖中的數(shù)據(jù)制作第二、第三周期元素、第IA和VIIA族元素的電負(fù)性變化圖衡量標(biāo)準(zhǔn):以氟的電負(fù)性為4.0,鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn),

得出了各元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))。電負(fù)性是相對(duì)值，沒(méi)單位。第二、第三周期元素的電負(fù)性變化圖：同周期,從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大。說(shuō)明原子吸電子能力增強(qiáng)。第IA族和VIIA族元素的電負(fù)性變化圖：同主族,從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小。說(shuō)明原子吸電子能力減弱。三、電負(fù)性的應(yīng)用應(yīng)用1:判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱電負(fù)性變大，

電負(fù)性變小

金屬性增強(qiáng),非金屬性減弱非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱最小最大三、電負(fù)性的應(yīng)用應(yīng)用2:判斷金屬元素與非金屬元素（一般）電負(fù)性＞1.8非金屬元素電負(fù)性＜1.8金屬元素電負(fù)性≈1.8類金屬元素【特例】H電負(fù)性2.1，非金屬三、電負(fù)性的應(yīng)用應(yīng)用3:判斷化學(xué)鍵的類型（一般）成鍵原子之間的電負(fù)性差值>1.7<1.7離子鍵—離子化合物共價(jià)鍵—共價(jià)化合物0.93.0Δ=2.1離子鍵離子化合物3.02.1Δ=0.9共價(jià)鍵共價(jià)化合物【特例】NaH【特例】HF三、電負(fù)性的應(yīng)用應(yīng)用4:判斷元素化合價(jià)正負(fù)HCl-1+1顯負(fù)價(jià)顯正價(jià)CH4+1-4顯負(fù)價(jià)顯正價(jià)①電負(fù)性小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，化合價(jià)為正價(jià)。②電負(fù)性大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，化合價(jià)為負(fù)價(jià)。三、電負(fù)性的應(yīng)用應(yīng)用5:判斷化學(xué)鍵極性強(qiáng)弱非金屬元素A和B形成極性共價(jià)鍵，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-I1.下列各元素電負(fù)性大小順序正確的是()A.K＞Na＞Li B.F＞O＞S C.As＞P＞N D.C＞N＞O【課堂練習(xí)】B2.下列價(jià)電子排布式表示的四種元素中，電負(fù)性最大的是（

）A.4s1B.2s22p4C.3s23p4D.3d64s2

B【課堂練習(xí)】3.下列關(guān)于電負(fù)性的敘述不正確的是()

電負(fù)性越大的主族元素，其原子的第一電離能越大

電負(fù)性是以氟為4.0作為標(biāo)準(zhǔn)的相對(duì)值

元素的電負(fù)性越大，元素的非金屬性越強(qiáng)同一周期元素從左到右，電負(fù)性逐漸變大A【課堂練習(xí)】4.現(xiàn)有四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3④1s22s22p5則下列有關(guān)比較中正確的是（

）A．第一電離能：④>③>②>①B．原子