元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律課件-高二化學(xué)魯科版選擇性必修2

第3節(jié)

元素性質(zhì)及其變化規(guī)律第3課時

元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律美國化學(xué)家鮑林鮑林與電負(fù)性

盡管電離能（或電子親和能）為理解元素性質(zhì)及其周期性變化提供了工具，但因?yàn)槠浞从车氖菤鈶B(tài)原子得失電子的難易程度，當(dāng)用于描述物質(zhì)中不同原子吸引電子的能力、物質(zhì)中原子的電荷分布等情況時會有較大偏差。因此，化學(xué)家嘗試對已經(jīng)測得的物理量進(jìn)行組合和數(shù)學(xué)處理，以獲得能更好反映變化規(guī)律的參數(shù)。

美國化學(xué)家鮑林在研究化學(xué)鍵鍵能的過程中發(fā)現(xiàn)，對于同核雙原子分子，化學(xué)鍵的鍵能會隨著原子序數(shù)的變化而發(fā)生變化，為了半定量或定性描述各種化學(xué)鍵的鍵能以及其變化趨勢，鮑林于1932年首先提出了用以描述原子核對電子吸引能力的電負(fù)性概念，并且提出了定量衡量原子電負(fù)性的計算公式。電負(fù)性這一概念簡單、直觀、物理意義明確并且不失準(zhǔn)確性，至今仍獲得廣泛應(yīng)用，是描述元素化學(xué)性質(zhì)的重要指標(biāo)之一。1.認(rèn)識元素的電負(fù)性的周期性變化。2.能說明電負(fù)性大小與原子在化合物中吸引電子能力的關(guān)系，能利用電負(fù)性判斷元素的金屬性與非金屬性。1.通過原子半徑、電離能、電負(fù)性的變化規(guī)律，建立“位—構(gòu)—性”的本質(zhì)關(guān)聯(lián)。（宏觀辨識與微觀探析）2.把相對抽象的元素金屬性、非金屬性具體化為電離能與電負(fù)性等可量化的元素性質(zhì)，豐富了元素周期表在過渡元素等領(lǐng)域的應(yīng)用價值。（變化觀念與平衡思想）

體會課堂探究的樂趣，汲取新知識的營養(yǎng)，讓我們一起吧！進(jìn)走課堂電負(fù)性的周期性變化閱讀教材，了解元素的電負(fù)性的概念，電負(fù)性的標(biāo)準(zhǔn)和意義，元素電負(fù)性變化規(guī)律，電負(fù)性的應(yīng)用。閱讀學(xué)習(xí)電負(fù)性(1)定義:用來描述兩個不同原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強(qiáng)弱。鮑林給元素的電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。(2)標(biāo)準(zhǔn)：選定氟的電負(fù)性為4.0，并以此為標(biāo)準(zhǔn)進(jìn)而計算出其他元素的電負(fù)性。(3)意義:元素的電負(fù)性越大，表示其原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子的能力越強(qiáng)；反之,電負(fù)性越小，相應(yīng)元素的原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子的能力越弱。電負(fù)性的周期性變化電負(fù)性隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化(4)電負(fù)性的變化規(guī)律:(4)電負(fù)性的變化規(guī)律:電負(fù)性的周期性變化1、一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；2、同族元素從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。3、金屬元素的電負(fù)性較小，

非金屬元素的電負(fù)性較大。

電負(fù)性標(biāo)度的建立是為了量度原子對成鍵電子吸引能力的相對大小?；诮⒛Ｐ偷牟煌悸泛头椒?，可以有不同的電負(fù)性標(biāo)度。鑒于電子親和能數(shù)據(jù)的缺乏，鮑林建議用兩種元素的原子形成化合物時的生成熱的數(shù)值來計算電負(fù)性，并選定氟的電負(fù)性為4.0，進(jìn)而計算出其他元素的電負(fù)性數(shù)值。電負(fù)性是相對值，所以沒有單位。1934年，馬利肯布（R.Mulliken）則建議用第一電離能和第一電子親和能之和來衡量原子的電負(fù)性。1957年，阿萊（A.Allred）和羅周（E.Rochow）根據(jù)原子核對價層電子的引力來計算擬合電負(fù)性。其中，鮑林標(biāo)度由于提出最早、數(shù)據(jù)易得、使用方便，是應(yīng)用最廣泛的標(biāo)度方式。元素電負(fù)性因有不同的標(biāo)度而有不同的數(shù)據(jù)，在討論問題時要注意使用同一標(biāo)度下的數(shù)據(jù)。資料在線

至今化學(xué)家建立電負(fù)性標(biāo)度的方法還在不斷更新。例如，2019年拉姆（M.Rahm）等人將電負(fù)性定義為價電子的平均結(jié)合能，由此得到了從氫到錫共96種元素的電負(fù)性，而且這個概念還可擴(kuò)展到分子或者基團(tuán)中。(5)電負(fù)性的應(yīng)用:222強(qiáng)強(qiáng)金屬非金屬①

判斷金屬性、非金屬性強(qiáng)弱鈁的電負(fù)性為0.7，是活潑的金屬元素氟的電負(fù)性為4.0，是最活潑的非金屬元素;特例：如氫元素電負(fù)性為2.2，但其為非金屬(5)電負(fù)性的應(yīng)用:②

判斷化學(xué)鍵的類型電負(fù)性相差很大(相差>1.7)電負(fù)性相差不大(相差<1.7)電負(fù)性相差越大的共價鍵，共用電子對偏向電負(fù)性大的原子趨勢越大，鍵的極性越大。但也有特例（如HF）但也有特例（如NaH）離子鍵共價鍵(5)電負(fù)性的應(yīng)用:③

判斷化學(xué)鍵的極性強(qiáng)弱若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負(fù)性之差越大，鍵的極性越強(qiáng)。如極性：H—F>H—Cl>H—Br>H—I④

判斷共價化合物中元素的化合價兩種非金屬元素形成的化合物中，通常電負(fù)性大的元素顯負(fù)價，電負(fù)性小的顯正價

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。對角線相似是由于它們的電負(fù)性相近的緣故。相似性：例如Li、Mg在空氣中燃燒的產(chǎn)物分別為Li2O和MgO;鈹和鋁的氫氧化物均為兩性氫氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。(5)電負(fù)性的應(yīng)用:⑤

解釋對角線規(guī)則遷移應(yīng)用

(1)Li______Na，

(2)O______F，(3)Si______P，

(4)K______Ca，

(5)Mg_____Al，

(6)N______O。

＞＜＜＜＜＜比較下列元素電負(fù)性的大小。1．同一周期從左到右，原子電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)逐漸增大，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸增強(qiáng)，電負(fù)性逐漸增大。2．同一主族從上到下，原子核電荷數(shù)增大，電子層數(shù)逐漸增加，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱，電負(fù)性逐漸減小。3．對副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)主族元素的變化趨勢。因此，電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角。4．非金屬元素的電負(fù)性一般比金屬元素的電負(fù)性大。5．二元化合物中，顯負(fù)價的元素的電負(fù)性更大。6．不同周期、不同主族兩種元素電負(fù)性的比較可找第三種元素(與其中一種位于同主族或同周期)進(jìn)行參照。歸納總結(jié)比較元素電負(fù)性大小的方法

元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等從不同角度對元素性質(zhì)進(jìn)行了描述，請你利用教材中所給出的短周期元素的原子半徑、第一電離能及電負(fù)性數(shù)據(jù)，通過作圖尋找它們之間的關(guān)系和規(guī)律，以及它們與金屬活動性順序之間的關(guān)系。基于圖象對這些關(guān)系和規(guī)律進(jìn)行描述和討論，并與同學(xué)分享你的體會。交流研討方法引導(dǎo)如何尋找數(shù)據(jù)之間的關(guān)系尋找數(shù)據(jù)之間的關(guān)系時，可以借鑒數(shù)學(xué)中研究函數(shù)的思路，首先確定自變量，再選取因變量，并運(yùn)用函數(shù)圖像表示出自變量與因變量之間的關(guān)系。例如，在本活動中可以選取原子序數(shù)作為自變量，將原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等分別作為因變量;也可以建立這些參數(shù)按周期、主族或金屬活動性順序變化的規(guī)律。作圖觀察、分析這些數(shù)據(jù)之間的關(guān)系。圖1-3-6給出了電負(fù)性與金屬活動性順序之間的關(guān)系。隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑、第一電離能、電負(fù)性均呈現(xiàn)周期性變化。同周期原子序數(shù)增大，原子半徑逐漸減小，第一電離能趨于增大（有起伏），電負(fù)性逐漸增大。同周期（從左至右）同主族元素原子的最外層電子排布ns1→ns2np6相同元素化合價+1→+7（O、F除外）

-4→-1→0相同元素的金屬性非金屬性減弱增強(qiáng)增強(qiáng)減弱原子半徑減小增大電離能電負(fù)性歸納總結(jié)增大趨勢減小增大減小趨勢電負(fù)性定義應(yīng)用變化規(guī)律用來描述兩個不同原子在形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強(qiáng)弱同一周期從左到右，電負(fù)性有逐漸增大同一主族從上到下，電負(fù)性逐漸減小。電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角。判斷金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱判斷化合物中元素化合價的正負(fù)判斷化學(xué)鍵的類型1.下列不能根據(jù)元素電負(fù)性判斷的性質(zhì)是(

)A.判斷化合物的溶解度B.判斷化合物中元素化合價的正負(fù)C.判斷化學(xué)鍵類型D.判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素A2.下列是幾種基態(tài)原子的電子排布式,電負(fù)性最大的原子是(

)A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2A3.不同元素的原子在化合物中吸引電子的能力大小可用電負(fù)性表示,若電負(fù)性越大,則原子吸引電子的能力越大,在所形成的分子中成為顯負(fù)電性的一方。下面是某些短周期元素的電負(fù)性:元素LiBeBCOF電負(fù)性0.981.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSCl電負(fù)性0.931.611.902.192.583.16(1)通過分析電負(fù)性的變化規(guī)律,確定N、Mg的電負(fù)性(x)范圍:

<x(N)<

;

<x(Mg)<

。

(2)推測電負(fù)性(x)與原子半徑的關(guān)系是

。

(3)某有機(jī)物的分子中含有S—N鍵,在S—N鍵中,你認(rèn)為共用電子對偏向

(寫原子名稱)。

(4)經(jīng)驗(yàn)規(guī)律告訴我們當(dāng)成鍵兩元素的電負(fù)性的差值大于1.7時,一般形成離子鍵,當(dāng)電負(fù)性差值小于1.7時,一般形成共價鍵,試推斷AlBr3中化學(xué)鍵的類型是

。

(5)在元素周期表中,電負(fù)性最小的元素的位置為

(放射性元素除外)。

2.533.440.931.57電負(fù)性越小,原子半徑越大氮共價鍵第六周期第ⅠA族4.已知元素的電負(fù)性和原子半徑一樣,也是元素的一種基本性質(zhì),下表給出14種元素的電負(fù)性:元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負(fù)性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8試結(jié)合元素周期律知識回答下列問題:(1)根據(jù)上表給出的數(shù)據(jù),推知元素電負(fù)性的變化規(guī)律。

(2)由上述變化規(guī)律可推知,短周期主族元素中,電負(fù)性最大的元素是

,電負(fù)性最小的元素是

,由這兩種元素形成的化合物屬于

(填“離子”或“共價”)化合物。

(3)某有機(jī)化合物的結(jié)構(gòu)簡式為,在P—N鍵中,你認(rèn)為共用電子對偏向

(寫原子名稱)。

元素的電負(fù)性隨著原子序數(shù)的遞增呈周期性的變化(或同周期主族元素,從左到右電負(fù)性逐漸增大)

FNa離子氮5.A、B、D、E、G、M六種元素位于元素周期表前四周期,原子序數(shù)依次增大。其中,元素A的一種核素?zé)o中子,B的單質(zhì)既可以由分子組成也可以形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu),化合物DE2為紅棕色氣體,G是前四