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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.Pauling1901-1994,鲍林研究电负性的手搞,元素电负性,增 大,减小,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 AlCl3 NO MgO BeCl2 CO2共价化合物( )离子化合物( ),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Li2O、MgO,Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物,H3BO3、H2SiO3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。,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200C 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: HClO4>H2SO4 ,碱性:NaOH > Mg(OH)28、第一周期有212=2种元素,第二周期有222=8种元素,则第五周期有252=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 Na2O Na2O2 CaCl2 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,碱金属,ns1,稀有气体,ns2np6,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,I1,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I1最小,_的I1最大;同族,上下I1_。,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,>1.8,>1.7,<1.7,
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