高二 人教版 化学 选择性必修2 第一章《第二节 原子结构与元素的性质（第3课时）》课件

高二—人教版—化学—选择性必修2—第一章

第二节原子结构与元素的性质

（第3课时）学习目标1.能说出元素电负性的概念。2.了解电负性的周期性变化。3.理解电负性的含义，并能依据电负性判断元素的金属性和非金属性的强弱、化学键的类型、元素的化合价

。4.通过原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性，预测物质的性质。电离能碱金属的活泼性原子序数第一电离能（kJ·mol-1）2s22p53s23p54s24p55s25p5价电子排布卤素的化学性质原子半径/nm0.1520.1860.2270.248能层增加，原子半径增大氟F氯Cl溴Br碘I元素符号F2Cl2

Br2I2

卤素单质的氧化性F

Cl

Br

I卤素的活泼性非金属性逐渐减弱单质氧化性逐渐减弱ns2np5ⅠA0HⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAHeLiBeBCNOFNeNaMgⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaSnAsSeBrKr【思考】如何判断P元素和Se元素的非金属性强弱？【问题】如何定量衡量原子得失电子能力?<<鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手稿1932年美国化学家鲍林首先提出电负性的概念。科学史话电负性（一）基本概念1.化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的相互作用叫做化学键。2.键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。3.电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。HFH....F..+....F..H..键合电子

图1-23

4.电负性大小的标准：（一）基本概念以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。(二）电负性的递变规律活动1.（课本26页）请利用图1-23的数据制作第二、三、四周期主族元素、第ⅠA、第VIA和第ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。(二）电负性的递变规律第二周期第三周期第四周期电负性(二）电负性的递变规律同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，并随原子序数的递增而呈周期性的变化。(二）电负性的递变规律电负性第IA族第VIA族第VIIA族(二）电负性的递变规律同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。元素电负性随原子序数的递增而呈周期性的变化。活动2.

(课本23页）根据图1-22，找出第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么相同点和不同点？并分析原因。图1-22元素性质与原子序数关系（族）同主族元素从上到下随着核电荷数增大，原子半径依次增大，第一电离能和电负性均依次减小。元素性质与原子序数关系（周期）同周期主族元素从左到右随着核电荷数增大，原子半径依次减小，电负性依次增大,第一电离能总体趋势也是增大。但第一电离能出现反常：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。10-10

1.相同之处：2.不同之处：同主族元素从上到下第一电离能和电负性均依次减小。同周期主族元素总体趋势一致即从左到右电负性依次增大,第一电离能总体趋势也是增大。同周期主族元素第一电离能总体趋势也是增大，但第一电离能出现反常：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。【归纳】从概念上来看，第一电离能越小，表示元素的原子越容易失去电子，金属性越强。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。电负性越小的原子，对键合电子的吸引力越小，金属性越强。所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。2.同周期主族元素电子层数相同，核电荷数越多、原子半径越小、核对外层电子吸引力越大、越难失去电子，越易得电子。从左到右金属性减弱，非金属性增强，所以总体趋势一致,即从左到右电负性依次增大，第一电离能总体趋势也是增大。1.同主族最外层电子数相同，从上到下核电荷数越多、能层越多，原子半径越大、核对外层电子吸引力越小、越易失去电子，越难得电子。因此从上到下金属性增强非金属性减弱，第一电离能和电负性都减小。相同之处原因分析价层电子排布式：ⅤAns2np3,ⅥA

ns2np4

第一电离能出现反常如何分析？哪一种解释更合理？需要做定量计算才能判断。ⅡA>ⅢAⅤA>ⅥA价层电子排布式：ⅡAns2,ⅢAns2np1

1）ⅡA

s能级电子排布是满的，p能级电子排布是全空的，比较稳定；2）ⅢA失去的是p能级上的电子，该能级的能量比s能级的能量高,更易失电子。1）ⅤA的p能级电子排布是半充满的，比较稳定；2）ⅥA失去的是已经配对的p电子，配对电子相互排斥，因而第一电离能较低。阅读P24资料卡片【归纳】(二）电负性的递变规律2.同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。电负性呈现周期性递变电负性变大非金属性增强，金属性减弱

非金属性减弱金属性增强

电负性变小

1.同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。电负性卤素活泼性减弱（三）电负性的应用活动3.如何利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱？位于非金属三角区边界的“类金属”(如硅、锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。电负性变大非金属性增强，金属性减弱

非金属性减弱金属性增强

电负性变小

(1)一般：电负性＞1.8非金属元素，

电负性＜1.8金属元素，

电负性

≈

1.8类金属元素。1.判断元素的金属性与非金属性强弱（三）电负性的应用(2)非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；特别提醒：1.8不是绝对标准,如Pb的电负性为1.9，

但它是金属。活动4.

请思考为何NaCl中的化学键为离子键，而HCl和H2中的化学键为共价键？（三）电负性的应用电负性的差值较大

离子键Na......Cl.+.....Cl..Na+-电负性差=2.1电负性0.93.0成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据。HHH+H..电负性差=0HHHCl非极性共价键极性共价键电负性的差值较小

共价键电负性差=

0.9电负性2.13.0（三）电负性的应用电负性的差值0非极性键极性键离子键Na和Cl的电负性的差值大H和Cl的电负性的差值小0.92.1（三）电负性的应用2.判断化学键的类型HCl-1+1应用3.判断共价化合物中元素的化合价的正负显负价显正价（三）电负性的应用HCHHHHSiHHH甲硅烷甲烷（三）电负性的应用活动5.请思考如何判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负？HCHHH甲烷CH4-4+1应用3.判断共价化合物中元素的化合价的正负显负价显正价HSiHHH甲硅烷SiH4+4-1显正价显负价（三）电负性的应用甲硅烷是一种较强还原剂。SiH4+2O2SiO2+2H2O+4-1+1+4-2-20氧化产物CH4+2O2CO2+2H2O点燃氧化产物-4+1+1+4-2-20应用3.判断共价化合物中元素的化合价的正负（三）电负性的应用3.判断元素的化合价的正负（1）电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，

元素的化合价为正值。（2）电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，

元素的化合价为负值。（三）电负性的应用活动6.(课本22页)请完成思考与讨论。在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（如图1-20）的有些性质是相似的这种相似性被称为对角线规则。(1)对角线规则是从相关元素及化合物的许多性质中总结出来的经验规则。你对类似对角线规则这样的经验规则有何看法？（2）以“对角线规则”为关键词，利用互联网搜索有关资料，比较锂和镁、铍和铝、硼和硅三对元素及其化合物性质的相似性。图1-20体现对角线规则的相关元素（三）电负性的应用4.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性质有些相似，被称为“对角线规则”。Li和Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be和Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。（三）电负性的应用（1）Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO；Li3N、Mg3N2（2）铍和铝的氧化物，氢氧化物都呈两性（3）H3BO3、H2SiO3都是弱酸。

4.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性质有些相似，被称为“对角线规则”。（三）电负性的应用3.判断元素的化合价(1)电负性数值小的元素化合价为正值。(2)电负性数值大的元素化合价为负值。4.对角线规则（三）电负性的应用1.判断元素的金属性与非金属性强弱2.判断化学键的类型【归纳】【思考】如何判断P元素和Se元素的非金属性强弱？电负性数值：P

的电负性为2.1；Se

的电负性为2.4；

非金属性:Se>P酸性：H2SeO4

＞H3PO4

稳定性：H2Se＞PH3电负性：Se>P电负性电负性不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小电负性呈现周期性的递变

小结应用金属性/非金属性元素类型化学键类型化合价电负性变大非金属性增强，金属性减弱

非金属性增强，金属性减弱

电负性变大

原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变原子半径大小大小总结第一电离能（趋势）、电负性变大非金属性增强，金属性减弱

非金属性减弱、金属性增强

电离能、电负性变小

谢谢观看高二—人教版—化学—选择性必修2—第一章第二节原子结构与元素的性质（第3课时）答疑1.已知：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。（1）请结合图1-23计算HCl、AlCl3、MgCl2的电负性差值，并判断其成键类型及化合物类型。（2）如何用实验证明某化合物是离子化合物还是共价化合物？练习1因此HCl、AlCl3为共价化合物；MgCl2为离子化合物。MgCl2电负性差值：3.0-1.2=1.8>1.7，

离子键；HCl电负性差值：3.0-2.1=0.9<1.7，共价键；AlCl3电负性差值：3.0-1.5=1.5<1.7，共价键；如何用实验证明某化合物是离子化合物还是共价化合物？实验方法：将化合物加热到熔融态，进行导电性实验。如果不导电，说明是共价化合物。如果导电，说明是离子化合物。【归纳】电负性的应用2.共价键:

电负性差=0，

为非极性共价键；

0<电负性差<1.7，为极性共价键。成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据。1.一般情况特别提醒F与H的电负性之差为1.9，但HF形成的是共价键电负性之差1.7不是判断离子键共价键的绝对界限。电负性的应用H与Na的电负性之差为1.2，但NaH形成的是离子键

2.请指出下列化合物中各元素化合价，并写出BrCl与NaOH水溶液反应的化学方程式。

BrClHClOHCHO+1+1-2HOCl

+1-2+1-2+2+1-1+1-10解析

电负性数值小的元素在化合物中显正价。练习2+1-1+10+1-2BrCl+2NaOH=NaBrO+NaCl+H2O+1-1+1-13.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：元素AlBBeCClFH电负性1.52.01.52.53.04.02.1元素MgNNaOPKSi电负性1.23.00.93.52.10.81.8（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是________。练习3(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____<γ<____。(3)表中符合“对角线规则”的元素有Be和

、B和

，它们的性质分别有一定的相似性，原因是

，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：

，

。(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是

。

元素AlBBeCClFH电负性1.52.01.52.53.04.02.1元素MgNNaOPKSi电负性1.23.00.93.52.10.81.8同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小。3.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：练习3(2)估计钙元素的电负性的取值范围：____<γ<____。元素AlBBeCClFH电负性1.52.01.52.53.04.02.1元素MgNNaOPKSi电负性1.23.00.93.52.10.81.80.81.2解析结合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：K<Ca<Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8<γ<1.2。MgKCaSr<>>(3)表中符合