1.2.3化学选修三第一章第二节.ppt

第一章原子结构与性质 * 第二节 原子结构与 元素的性质 （第3课时） 二、元素周期律 (三). 电负性 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，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。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。(电负性是相对值，没单位) 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。 鲍林L.Pauling 1901-1994 鲍林研究电负性的手稿 观察这组电负性数据，找出其变化规律： (三) 电负性 2、变化规律： ①同主族，从上到下，电负性递减； ②同周期，从左到右，电负性递增。 (三) 电负性 3、电负性的应用： 电负性＜1.8 电负性≈1.8 电负性＞1.8 为金属 为“类金属” 为非金属 ①判断金属与非金属 (三) 电负性 3、电负性的应用： ②判断化学键类型 在化合物中，可以根据电负性的差值大小，估计化学键的类型。 电负性差越大，离子性越强，一般说来，电负性差大于1.7时，可以形成离子键，小于1.7时形成共价键。 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（ ） 1.8 2.5 2.1 3.5 0.9 3.0 1.2 1.0 4.0 3.0 2.5 1.5 2.0 1.5 电负性 Si S P O Na N Mg Li F Cl C Be B Al 元素 ②③⑤⑥ ①④ (2010山东) CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为 。 C H Si (2009山东) C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。 (1)写出Si的基态原子核外电子排布式　　 　　。 从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为　　 　　。 1s22s22p63s23p2 O＞C＞Si 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。这些都可解释“对角线规则” 科学探究 根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别，其离子方程式为： (3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”) Be+2OH-＝BeO22-+H2↑ NaOH溶液 Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O 共价 课堂练习 元素周期律小结 主族元素原子半径的周期性变化 半径减小 半径增大 元素周期律小结 元素的第一电离能周期性变化 第一电离能增大 第一电离能减小 *