高中化学人教版 (2019)选择性必修2原子结构与元素的性质课文内容课件ppt

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选择性必修2(人教版2019)2025-2026学年第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质第4课时 电负性及其应用 在科学研究和生产实践中，仅有定性的分析往往是不够的，为此人们用电离能、电负性来定量的衡量或比较原子得失电子能力的强弱。 阅读课本第24~26页，了解元素的电负性的概念，电负性的标准和意义，元素电负性变化规律，电负性的应用。 学习 目标第4课时 电负性及其应用掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系化学键： 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1.有关概念与意义[任务一]认识电负性2.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 ①定义②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，表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的倾向越大。反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形成阳离子的倾向越大。鲍林L.Pauling为了比较元素的原子吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用电负性来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。经计算确定氟的电负性为4.0，锂的为1.0，并以此为标准确定其它与元素的电负性。③大小的标准问题：元素的电负性随原子序数的递增，同周期或者同族有什么规律？电负性的递变规律第二周期第三周期第四周期电负性电负性的递变规律电负性第IA族第VIA族第VIIA族电负性的递变规律电负性随原子序数的递增呈现周期性变化在图中找出电负性最大和最小的元素;总结出元素电负性随原子序数递增有什么变化规律？一般来说，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。④电负性的变化规律3.电负性的应用应用1：判断金属性与非金属性(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱。①金属元素的电负性一般小于1.8。②非金属元素的电负性一般大于1.8。③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。④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越大，非金属元素越活泼。成键原子之间的电负性差值可作化学键类型的判断依据应用2：判断化学键的类型(2)判断化学键的类型。若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。如极性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I特别提醒　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。HCl-1+1应用3：判断共价化合物中元素化合价的正负显负价显正价HCHHHHSiHHH甲硅烷甲烷SiH4 + 2O2 SiO2 + 2H2O甲硅烷是一种较强还原剂应用3：判断共价化合物中元素的化合价的正负体现对角线规则的相关元素(5) 利用电负性解释元素的“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。Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。电负性金属性应用金属性/非金属性元素类型电负性不同元素的原子对吸引键合电子能力的大小电负性呈现周期性的递变非金属性 小结化学键类型化合价[例题1]元素电负性随原子序数的递增而增大的是(　　) A.Na　K　Rb B.N　P　As C.O　S　Cl D.Si　P　Cl一般来说,同周期元素从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。D2、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：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2共价化合物（ ） 离子化合物（ ）②③⑤⑥①④[例题2]下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是(　　) A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2A规律总结 电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度,电负性越大,非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型,也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。 总结电负性电离能金属性原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变非金属性原子半径大大大大强强小小小小1.同周期、同主族元素性质的递变规律[任务二]元素周期律的综合应用相同增加相同减弱增强增强减弱增强减弱减弱增强增强减弱减弱增强增强减弱增大＞＞减小变大变小注:①稀有气体电离能为同周期中最大。②第一电离能:ⅡA族>ⅢA族,ⅤA族>ⅥA族。③比较电负性大小时,不考虑稀有气体元素。2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系1．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，则下列有关的比较中正确的是(　　)A．第一电离能：④＞③＞②＞①B．原子半径：④＞③＞②＞①C．电负性：④＞②＞①＞③D．最高正化合价：④＞③＝②＞①AS元素 P元素N元素F元素②＞①＞③＞④②＜①＜③＜④①＞②＝③F元素没有正化合价A． C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>EB． 元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子C． 元素B、C之间不可能形成化合物D． 与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应2．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是(　　)DCSClOF稳定性：HF>H2O>HCl2s22p2可形成S2Cl2等化合物Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H23.氧化镁载体及镍催化反应中涉及到CH4、CO2和 CH3OH等物质。元素Mg、O和C的第一电离能由小到大排序为 。Mg＜C＜O4.第二周期元素的第一电离能(I1)随原子序数(Z)的变化情况如图。I1随Z的递增而呈增大趋势的原因是 ，原子核对外层电子的引力增大。导致I1在a点出现齿峰的原因是___________ ____。随原子序数增大，核电荷数增大，原子半径逐渐减小N元素原子的2p能级轨道半满，更稳定