河南省洛阳市回民中学高二化学人教版选修三1.2原子结构与元素的性质 第2课时 课件.ppt

* * * * * * * * * * * * * * * * 课堂练习： 2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 (? ? ) A? ns2np3　　　 B? ns2np5　　　C? ns2np4　　　　D? ns2np6 C （三）电负性（阅读课本Ｐ18） 1、基本概念 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。 电负性： 用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。（电负性是相对值，没单位） 鲍林L.Pauling 1901-1994 鲍林研究电负性的手搞 金 属：＜1.8 类金属：≈1.8 非金属：＞1.8 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度 2、变化规律: ①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。 ②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 ①电负性越大，元素的非金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。 （三）电负性 3、电负性的意义： ②电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键； 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。 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。 ???????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????????? 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。 课堂练习： 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：①NaF②AlCl3③NO④MgO⑤BeCl2⑥CO2 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 ②③⑤⑥ ①④ 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 HClOH2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH)2 8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素 × √ × × × × √ × 第二节 原子结构与元素性质（2）元素周期表与元素周期律：原子半径 1、C、2、AC、3、B、4、C、5、D、6、C、7、C、8、C、 9、（1）七、IVA、金属、 （2）XO2、X(OH)4、碱 （3）XCl2、XCl4 10、A：（1）略（2）IVA（3）氯、H2S+Cl2=S+2HCl B：（1）B（2）H（3）镁、bc 第二节 原子结构与元素性质（3）电离能，电负性 1、D、2、C、3、AD、4、C、5、B、6、D、7、D 8、电子层数、核电荷数 9、气、中、1、能量、小、 10、增大、减弱、增强、减小、增强、减弱。 11、F、S、As、Zn、Ca 12、BON；同周期第一电离能呈递增趋势、N的P能级是半充满状态。 13、