元素周期律（二）课件-高二上学期化学人教版选择性必修

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课时元素周期律（二）电负性2H原子Cl原子谁吸引电子的能力强？电离能是原子失电子能力的定量描述，原子得电子能力如何定量描述？鲍林在研究化学键键能的过程中发现，对于同核双原子分子，化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化，为了半定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势，1932年首先提出用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念，并提出了定量衡量原子电负性的计算公式。Cl+ClClCl键合电子ClH+ClH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元素周期律（二）——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，元素的非金属性越弱。电负性大小的标准：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。元素周期律（二）——电负性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；同主族元素从上到下，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逐渐减小

元素周期律（二）——电负性的变化规律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，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。非金属元素的电负性一般大于1.8。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。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。元素周期律（二）——电负性的应用2、判断元素的化合价两种非金属元素形成的化合物中，通常电负性小的元素显正价，电负性大的元素显负价ClO2NaBH4电负性的周期性变化SiH4元素周期律（二）——电负性的应用+4-2+1+3-1+4-1通常情况下：两成键元素间电负性差值＞1.7→

离子键两成键元素间电负性差值＜1.7→

共价键差值2.1离子化合物

0.93.0

2.13.0差值0.9共价化合物

AlCl3(BeCl2)CaOH2O电负性差值:化学键类型:

共价

离子

共价

1.52.51.4元素周期律（二）——电负性的应用3、判断化学键的类型特例（如NaH）特例（如HF）

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。元素周期律（二）——电负性的应用4、解释对角线规则Li和Mg的相似性①在空气中燃烧均生成正常的氧化物

4Li＋O2＝2Li2O2Mg＋O2＝2MgO②

与N2的化合能力较强，易生成Li3N和Mg3N2

③氢氧化物碱性相当，均为中强碱，溶解度较小，受热易脱水成氧化物Be和Al的相似性①Be和Al都有两性，不仅能溶于酸，也都能溶于碱放出氢气Be＋2NaOH＝Na2BeO2＋H2

2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2

②Be和Al的氢氧化物都是两性化合物，易溶于强碱

③BeCl2和AlCl3都是共价化合物。易升华、聚合、易溶于有机溶剂④Be、Al常温下不与水作用，与冷的浓硝酸接触时都发生钝化现象B和Si的相似性②含氧酸都是弱酸①单质能溶于碱生成含氧酸盐，生成H2④在自然中都不以单质存在，是以氧化合物存在③B-O键和Si-O键都有很高的稳定性请利用图1-23的数据制作第三周期元素、第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。元素的电负性变化趋势课本：P26

探究比较与分析根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。课本：P26

探究同周期，从左到右：元素的电负性逐渐增大；元素的第一电离能总体呈增大趋势。（2/3、5/6反常）同主族,从上到下：元素的电负性逐渐减小；元素的第一电离能减小。科学史话：稀有气体及其化合物的发现原子半径渐大，第一电离能、电负性减小原子半径渐小，第一电离能总体增大，电负性渐大注意：电离能包括稀有气体，电负性不包括课堂小结(2)

根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。置换出氢气越容易，则金属性就越强元素金属性强弱的判断方法(1)

根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。(4)

根据金属活动性顺序或置换反应中单质越活泼还原性越强，对应金属阳离子的氧化性就越弱，金属性越强。(3)

根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。(5)

第一电离能越小，金属性越强；电负性越小，金属性越强。元素非金属性强弱的判断方法(1)

根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。(3)

形成气态氢化物的稳定性：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。(2)

非金属元素单质与H2化合的难易程度：化合越容易，非金属性越强。（4)

最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应非金属元素的非金属性就越强。(5)

一般情况下，非金属单质的氧化性越强，则元素的非金属性就越强；对应阴离子的还原性越强，则元素的非金属性就越弱。如氧化性Cl2>Br2，则非金属性：Cl>Br。(6)

根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu＋Cl2

CuCl2，2Cu＋SCu2S，即得非金属性：Cl>S。

(7)

第一电离能越大，非金属性越强；电负性越大，非金属性越强。同周期、同主族元素的结构与性质递变规律

同周期(从左→右)同主族(从上→下)最外层电子数从1递增到7(第一周期除外)相同金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素