第一章第二节电负性课件高二化学人教版选择性必修2

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第3课时

电负性学习目标1、运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素电负性周期性变化的规律并建立模型。2、了解元素周期律的应用价值。核心素养1、宏观辨识与微观探析：分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化，理解电负性的递变规律及其原因2、证据推理与模型认知：通过电负性的数据和图示，掌握相关规律新课导入：请同学们说出所含化学键的类型请同学们写出NH4Cl、MgCl2、H2O2、Na2O2的电子式第二课时

元素周期律化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子第二课时

元素周期律电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小

定义意义

元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，元素的非金属性越强。反之，电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱，元素的金属性越弱。第二课时

元素周期律电负性

以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负性是相对值，没单位。大小的标准电负性的周期性变化同周期元素

从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，

非金属元素的电负性较大。电负性逐渐

。增大电负性有的趋势减小电负性第二课时

元素周期律电负性的应用1、判断元素金属性和非金属性的强弱

电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱。金属元素的电负性一般小于1.8。非金属元素的电负性一般大于1.8。位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属

性,又表现非金属性。特例，如铅元素电负性为1.9，但其为金属.电负性的应用2、判断化学键的类型电负性相差很大(相差>1.7)离子键电负性相差不大(相差<1.7)共价键电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。也有特例（如HF）特例（如NaH）如极性：H—FH—ClH—BrH—I

>>>例：AlCl3中，Al：1.5Cl：3.0

电负性的应用3、判断共价化合物中元素的化合价两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价BH3KSCNNaBH4电负性的周期性变化SiH4NCl3电负性的应用4、解释对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。对角线相似是由于它们的电负性相近的缘故。相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。1、正误判断(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小()(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强()(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素()√√×2、下列说法不正确的是()A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性

从上到下逐渐增大B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点A3．下列各组元素按电负性由大到小排列正确的是(

)A．F>N>OB．O>Cl>FC．As>P>ND．Cl>S>As√4．下列是几种原子的基态电子排布式，其中电负性最大的原子是(

)A．1s22s22p4B．1s22s22p63s23p3C．1s22s22p63s23p2D．1s22s22p63s23p64s2√5．(2021·朝阳一高)下列化合物中，两种元素的电负性相差最的是(

)A．HI B．NaIC．CsF D．KCl√6、不能说明X的电负性比Y的大的是()A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来C7、一般认为，如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2(1)属于共价化合物的是__________。(2)属于离子化合物的