1.2.3+电负性++课件+++2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修2

第一章原子结构与性质人教版

高中化学

选择性必修2第二节原子结构与元素的性质第3课时

电负性1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？碱金属第一电离能越小，越容易失去电子，碱金属越活泼。思考与讨论P242.下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。元素NaMgAl49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？问题探究电离能/kJ·mol-1NaMgAlI1496738578I2456214151817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830

为什么钠元素易形成Na＋，而不易形成Na2＋?Na(g)－e－Na+(g)496kJ·mol-14562kJ·mol-11s22s22p63s11s22s22p6易失去电子Na+(g)－e－Na2+(g)

1s22s22p61s22s22p5与Ne的核外电子一样难失去电子40662350

解答：从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因为Na＋

的电子排布式为2s22p6，是稳定结构，难失电子，同时Na＋

对电子的引力加大，导致Na＋

难再失电子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋。

电离能/kJ·mol-1NaMgAlI1496738578I2456214151817I3691277332745I495431054011575I5133531363014830问题探究

为什么镁元素易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋?易失去电子难失去电子1s22s22p63s21s22s22p63s1Mg(g)Mg+(g)+e-

Mg+(g)Mg2+(g)+e-

1s22s22p63s11s22s22p61s22s22p61s22s22p5Mg2+(g)Mg3+(g)+e-

7136282

解答：

镁元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，因为镁失去两个电子后Mg2＋的外围电子排布是2s22p6，是稳定结构，同时Mg2＋对电子的引力加大，因而不易失去第三个电子，因此镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。为什么原子的逐级电离能越来越大？同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，核电荷数未变而电子数目变少，半径变小，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2>I1，同理I3>I2。思考与讨论P24这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？元素NaMgAl49673857845621451181769127733274595431054011575133531363014830166101799518376201142170323293钠的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子变成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。思考与讨论P24任务三电负性我们都知道SiH4硅显正价态、CH4中碳显负价态。−4+1+4−1为什么呢？请同学们分析：C、Si、H三种元素原子吸引电子的能力？定性规律：同周期，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。同主族，从上到下，吸引电子能力逐渐减弱。金属活动顺序，从左到右，吸引电子能力逐渐增强。事实吸引电子能力：C＞H；Si＜H定量定性任务三电负性1932年鲍林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。鲍林研究电负性的手稿莱纳斯·卡尔·鲍林(LinusCarlPauling)任务三电负性三、电负性键合电子1、概念与意义电负性电负性大小的标准元素相互化合时，原子中用于形成_______的电子称为_________化学键键合电子HF键合电子概念：示例：用来描述不同元素的原子对键合电子______的大小电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______越大相对标准：概念：鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为_______和锂的电负性为_______作为相对标准4.01.0吸引力观察教材25页图1-23元素的电负性回答下列问题：问题解决3．电负性最大和最小的元素，分别在周期表的什么位置？观察与思考元素的电负性随原子序数的递增，同周期有什么规律？电负性增大观察与思考元素的电负性随原子序数的递增，同主族有什么规律？电负性减小电负性最大电负性最小2.02.2元素的电负性变化趋势请利用图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。探究P26任务三电负性2、探究元素电负性递变规律

元素电负性的变化规律：随核电荷数增大呈周期性变化利用下图电负性数据，制作第三周期元素、第IA和VIIA族元素的电负性变化图，并找出其变化规律。同周期元素，从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素，从上至下，元素的电负性逐渐减小。

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。元素的电负性变化趋势探究P26任务三电负性对比元素的第一电离能与电负性的变化趋势，有什么不同？并分析原因。趋势↑，个别反常趋势↑趋势↓趋势↓电负性与原子结构无关，但第一电离能与原子结构关系明显。如N原子价电子排布的半满状态，能力较低，导致电离能出现反常电离能包括稀有气体，电负性不包括稀有气体。任务三电负性3、电负性的应用应用一判断元素的金属性和非金属性强弱非金属性增强，金属性减弱非金属性增强，金属性减弱电负性＞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(既有金属性，又有非金属性)判断依据任务三电负性3、电负性的应用应用二判断化合物类型注意：电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物电负性差值大于1.7小于1.7离子键共价键离子化合物共价化合物Al：1.5Cl：3.03.0-1.5=1.5Al2O3为离子化合物Al：1.5O：3.53.5-1.5=2.0AlCl3为共价化合物任务三电负性3、电负性的应用应用三判断元素的化合价通常电负性大的元素显负价，电负性小的显正价如：SiC中C的电负性大，C显负价；IBr中Br的电负性大，Br显负价；S2Cl2中Cl的电负性大，Cl显负价。应用四解释对角线规则1.01.21.51.52.01.8对角线元素的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，故表现出的性质相似。Na

KN

PMg

AlCl

S＞＞＞＜

根据吸引电子的能力判断下列元素的电负性的大小：看谁做得既准又快回顾所学内容并判断：AlCl3、BeCl2是共价化合物还是离子化合物？AlClClClClAlClClAl的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物看谁做得既准又快判断他们哪些是离子化合物，哪些是共价化合物NaFHClNOMgOKClCH4离子化合物：

。共价化合物：

。NaF、MgO、KClHCl、NO、CH4问题解决根据电负性，标出下列化合物中元素的化合价。

+2-2+2-1

+4-2

+2-3

+1-1+4-2-1问题解决利用电负性解释元素的“对角线”规则“对角线规则”可以通过元素的电负性进行解释:Li、Mg的电负性分