电负性及其变化规律 【新教材备课精研】高二化学 （人教版2019选择性必修2）

走进奇妙的化学世界2022-2023选择性必修2第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质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。电负性阅读课本第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PART01PART02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一、电负性化学键：

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大小的标准电负性的周期性变化电负性随原子序数的递增呈现周期性变化电负性的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(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。如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al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。(2)判断化学键的类型。电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。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。(3)判断化学键的极性强弱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(4)判断化合物中各元素化合价的正负电负性大的显负价，电负性小的显正价。①电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化合价为正值。②电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化合价为负值。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。[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

AsC.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。D[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.1s22s22p63s23p3C.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。性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)核外电子的排布能层数__________最外层电子数1→2或8_____金属性__________非金属性__________单质的氧化性、还原性氧化性__________还原性__________1.同周期、同主族元素性质的递变规律二、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最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性__________碱性__________气态氢化物的稳定性__________第一电离能

(但ⅡA

ⅢA，ⅤA

ⅥA)_____电负性__________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)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大(

)(2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第一电离能也逐渐增大(

)(3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(

)(4)同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大(

)(5)同主族(第ⅠA族除外)元素中，第二周期对应元素的电负性最大，第一电离能最大(

)[例题3]判断正误√×××√[例题4]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。(不考虑放射性元素)NaArClNaCsHeCsF1.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＞①A2、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：①NaF②AlCl3③NO

④MgO⑤BeCl2⑥CO2共价化合物（

）离子化合物（

）②③⑤⑥①④元素NaLiMgBeAlSiBPCSNCIOF电负性0.91.01.21.51.51.82.02.12.52.53.03.03.54.03.A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期,原子序数依次增大。其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子数比G多10。请回答下列问题:(1)基态G原子的电子排布式是

,M在元素周期表中的位置是

。

(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为

(用元素符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为

。

1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1第四周期第ⅠB族N>O>CO>N>C解析:根据题给信息可以确定A为氢元素,B为碳元素(C60是由分子组成的碳单质,金刚石形成空间网状结构),D为氮元素,E为氧元素,G为钾元素,M为铜元素。(1)G为钾元素,基态钾原子的核外有19个电子,