1.2.3元素周期律--元素的电负性(精品)

单击此处编辑母版标题样式,单击此处编辑母版文本样式,第二级,第三级,第四级,第五级,*,3,、电负性,(1),键合电子,元素相互化合时，原子中用于形成,_,的电子。,(2),电负性,用来描述不同元素的原子对,_,吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力,_,。,化学键,键合电子,越大,电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力的大小,1.,电负性是相对值，所以没有单位,2.,电负性的计算方法有多种，,鲍林的计算方法是指定,氟,的电负性为,4.0,，,锂,的电负性,1.0,，计算其他元素的相对电负性。,电负性越大的原子对键合电子吸引力,，,最大的元素是,。,越大,氟（,F,）,鲍林,L.Pauling,1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,元素电负性,电负性逐渐,。,增 大,电负性有 的趋势,减小,电负性最大,电负性最小,2,、电负性的递变规律：,原因？,解释,1,、同周期从左至右元素的电负性逐渐增大,原因：同周期从左至右，电子层数相同，,核电荷数增大,，原子半径递减，有效核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性值增加,2,、同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小,原因：同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但,电子层数增多,引起原子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的电负性值递减,规 律 一,一般认为：,电负性,1.8,的元素 为非金属元素；,电负性,1.8,的元素 为金属元素；,电负性,的元素为,类金属元素,。,小 于,大 于,等 于,1.8,一般认为：,如果两个成键元素间的电负性差值大于,1.7,，他们之间通常形成,键,如果两个成键元素间的电负性差值小于,1.7,，他们之间通常形成,键,离 子,共 价,规 律 二,电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力,，元素的化合价为,值；,电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力,，元素的化合价为,值。,弱,正,强,负,规 律 三,课堂练习：,1,、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：,NaF,AlCl,3,NO,MgO,BeCl,2,CO,2,共价化合物（）,离子化合物（）,元素,AI,B,Be,C,CI,F,Li,Mg,N,Na,O,P,S,Si,电负性,1.5,2.0,1.5,2.5,3.0,4.0,1.0,1.2,3.0,0.9,3.5,2.1,2.5,1.8,科学探究,1.,下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作,IA,、,VIIA,元素的电负性变化图。,科学探究,2.,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,”,。,查阅资料，,比较锂和镁在空气中燃烧的产物,，,铍和铝的氢氧化物的酸碱性,以及,硼和硅的含氧酸酸性的强弱,，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。,解答：,Li,、,Mg,在空气中燃烧的产物为,Li,2,O,、,MgO,，,Be(OH),2,、,Al(OH),3,都是两性氢氧化物，,H,3,BO,3,、,H,2,SiO,3,都是弱酸。,这些都说明,“,对角线规则”的正确性。,“对角线规则”,1,、金属非金属分界线：,在周期表中，,n,周期,n,主族元素,Al,、,Ge,、,Sb,、,Po,属于金属,；,n,周期（,n+1,）主族,元素,B,、,Si,、,As,、,Te,、,At,属于非金属,。,这,9,种元素之间的梯形线对元素分区：,左下构成金属区，右上构成非金属区。,B,C,N,Al,Si,P,Ga,Ge,As,In,Sn,Sb,2,、右上左下对角相邻元素序列（此对角线与分界线方向垂直）,金属性：左下右上 非金属性：右上左下,3,、右下左上对角相邻元素序列（此对角线与分界线平行或重合）,金属性或非金属性：右下、左上元素性质相似，活动性相当。,如金属性：,In,Ge,非金属性：,N,Si,B,、,Si,元素性质相似，,Li,、,Mg,活动性相当,.,1,、每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束,2,、,f,区都是副族元素，,s,区和,p,区的都是主族元素,3,、已知在,20,0,C 1mol Na,失去,1 mol,电子需吸收,650kJ,能量，则其第一电离能为,650KJ/mol,。,4,、,Ge,的电负性为,1.8,，则其是典型的非金属,5,、气态,O,原子的电子排布为：,6,、,半径：,K,+,Cl,-,7,、酸性：,HClO,4,H,2,SO,4,，,碱性：,NaOH,Mg(OH),2,8,、第一周期有,2,1,2,=2,种元素，第二周期有,2,2,2,=8,种元素，则第五周期有,2,5,2,=50,种元素。,概念辩析,2,、判断正误,3.,下列各组元素按电负性由大到小顺序排列的是,()A.F N O B.O,Cl,F C.As P H D.,Cl,S As,D,4.,下列哪个系列的排列顺序正好是电负性减小的顺序,()A.K Na Li B.O,Cl,H C.As P H D.,三者都是,B,巩固练习,6.,下列不是元素电负性的应用的是,()A.,判断一种元素是金属还是非金属,B.,判断化合物中元素化合价的正负,C.,判断化学键的类型,D.,判断化合物的溶解度,D,5.,电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为,()A.,共价键,B.,离子键,B,7.,在下列空格中，填上适当的元素,符号,。,(1),在第,3,周期中,第一电离能最小的元素是,，第一电离能最大的元素是,；,电负性最小的元素是,，电负性最大的元素是,。,(2),在元素周期表中，第一电离能最小的元素是,，第一电离能最大的元素是,；,电负性最小的元素是,，电负性最大的元素是,。,(,不考虑放射形元素,!),Na,Ar,Cl,Na,Cs,He,Cs,F,8.A,、,B,、,C,、,D,四种元素，已知,A,元素是自然界中含量最多的元素,；,B,元素为金属元素，已知它的原子核外,K,、,L,层上电子数之和等于,M,、,N,层电子数之和,；,C,元素是第,3,周期第一电离能最小的元素，,D,元素在第,3,周期中电负性最大。,(1),试推断,A,、,B,、,C,、,D,四种元素的名称和符号。,(2),写出上述元素两两化合生成的离子化合物的化学式。,氧（,O,）钙（,Ca,）钠（,Na,）氯（,Cl,）,CaO,Na,2,O Na,2,O,2,CaCl,2,NaCl,1,、说说你对电负性的认识。,2,、电负性大小如何比较？有什么道理？,3,、学了电负性你有什么收获？,读书札记,重点知识梳理,一,.,原子结构与元素周期表,观察周期表，我们发现，每一周期,(,第一周期除外,),的开头元素均是,_,，它们的价电子构型为,_,；,每一周期结尾元素均是,_,，它们的价电子构型为,_(,第一周期除外,),。,周期表中，周期序数,=,该周期元素基态原子的,_,通常把“构造原理”中能量接近的,_,划分为一个能级组。,17,周期的价电子能级组分别是,_.,可见，各周期元素的数目,=_,碱金属,ns,1,稀有气体,ns,2,np,6,能层数,原子轨道,(,见黑板,),该周期元素的价电子能级组所容纳的最大,e,-,数,重点知识梳理,二,.,元素周期律,_,性质随,_,的递增发生周期性变化，称为元素周期律。,1.,原子半径,.r,的大小取决于,_,、,_,两个因素,.,电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径,_,；,Z,越大，则核对电子的引力越大，使原子半径,_,。,2.,电离能,.,概念,：气态的原子或离子失去一个电子所需要的,_,叫做电离能，用符号,_,表示，单位是,_,。,第一电离能,：处于基态的气态原子生成,_,价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号,_,表示。,元素的,原子序数,Z,能层数,增大,减小,能量,I,kJ/mol,+1,I,1,重点知识梳理,2.,电离能,.,意义,：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子,_,电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示,气态,时越容易,_,电子，即元素在气态时的,_,性越强。,I,变化规律,：同周期，左右总体呈,_,趋势，,_,元素的,I,1,最小，,_,的,I,1,最大；同族，上下,I,1,_,。,3.,电负性,.,概念,：电负性是原子在化学键中对键合电子,_,能力的标度，常用符号,x,表示。,x,为相对值，无单位。,x,变化规律,：同周期，,x,左右,_,；同族，,x,上下,_,。,意义,：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的,x_,，非金属的,x_,x,_,成离子键，,x,_,成共价键。,失去,失去,金属,增大,碱金属,稀有气体,减小,吸引,增大,减小,1.8,1.7,1.7,