电负性

原子结构与元素性质(第3课时）适用学科高中化学适用年级高中二年级适用区域全国新课标课时时长（分钟）60知识点1、键和电子2、电负性3、判断化学键类型教学目标1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力教学重点1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。教学难点1、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。教学过程一、课堂导入我们将在上节课的基础上学习本章的最后一个知识点电负性，学习完之后将进入本章的复习阶段。二、复习预习复习一下我们上节课讲得内容，1、原子半径的比较2、电离能三、知识讲解考点/易错点1键合电子与电负性1、基本概念（1）、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（2）、键合电子：元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象的叫做化学键。（3）、电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引能力的大小。2、电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子吸引能力越大3、电负性大小的标准：以F的电负性为4.0，和Li的电负性为1.0作为相对标准。考点/易错点2电负性的变化规律结合电负性周期性变化图可总结为：（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。考点/易错点3电负性的应用（1）、判断元素的金属性和非金属性的强弱金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。（2）、判断化学键类型一般认为，如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间形成的通常为离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间形成的通常为共价键。（3）、元素周期表中的对角线规则元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。（4）、由元素的电负性确定元素在化合物中的化合价四、例题精析【例题1】【题干】按F、Cl、Br、I顺序递增的是()A、外围电子B、第一电离能C、电负性D、原子半径【答案】D【解析】F、Cl、Br、I的外围电子数相同,故A项错误;从F~I第一电离能依次减小,原子半径依次增大,电负性依次减小,故B、C错误,D正确。【例题2】【题干】电负性的大小也可以作为判断金属和非金属性强弱的尺度，下列关于电负性的变化规律正确的是（）A、周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大B、周期表中同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐增强C、电负性越大，金属性越强D、电负性越小，非金属性越强【答案】A【解析】同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，电负性越大非金属性越强，电负性越小，金属性越强.【例题3】【题干】不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值x来表示．若x值越大．其原子吸引电子的能力越强．在分子中形成负电荷的一方．下面是某些短周期元素的x值：⑴通过分析x值变化规律,确定N、Mg的x值范围：_＜x（Mg）＜_，_＜x（N）＜__。⑵推测x值与原子半径关系是_________。根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的变化规律。⑶某有机化合物结构式为：其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？（写原子名称）。⑷经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值（Δx）即Δx＞1.7时，一般为离子键，Δx＜1.7，一般为共价键，试推断：AlBr3中化学键类型是。⑸预测元素周期表中，x值最小的元素的位置：（放射性元素除外）。【答案】：（1）0.93x(Mg)1.61，2.55x(N)3.44。（2）同周期（同主族）中，x值大，其原子半径越小；周期性。（3）氮原子。（4）共价键。（5）第六周期IA主族。【解析】题中给出第二、第三周期元素的x值（其中缺少了氮、镁两种元素的x值），x值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的x值。从表中数值可看出，同周期中元素的x值随原子半径的减少而增大，x值的变化体现了元素性质的周期变化。用x值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于S—N，由于N的x值大于S的x值，所以其中共用电子对偏向N原子。表中查不到溴的x值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，氯的x值必定比溴的x值大，而：x（Cl）-x（Al）=3.16-1.61=1.451.7，而溴与铝的x值这差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化物。x值越小，元素的金属越强，x值最小的元素应位于第六周期的IA主族。五、课堂运用【基础】1、在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是（）A、Li，FB、Na，FC、Na，C1D、Mg，O【答案】B【解析】比较两原子电负性的差，其中Na与F的电负性差最大2、下列是几种原子的基态电子排布式,电负性最大的原子是（）A、1s22s22p4B、1s22s22p63s23p3C、1s22s22p63s23p2D、1s22s22p63s23p64s2【答案】A【解析】根据四种原子的基态电子排布式可知,选项A有两个电子层,最外层有6个电子,应最容易得到电子,电负性最大【巩固】1、O、S、As三种元素比较，正确的是（）A、电负性OSAs，原子半径OSAsB、电负性OSAs，原子半径OSAsC、电负性OSAs，原子半径OSAsD、电负性OSAs，原子半径OSAs【答案】A【解析】同主族元素的电负性从上到下逐渐减小；同周期元素电负性逐渐增大，故电负性OSAs，元素的原子半径同周期从左到右逐渐减小，同主族内从上到下原子半径增大，原子半径OSAs.2、元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式是（）A、HIB、LiIC、CaFD、KI【答案】C【解析】根据电负性的变化规律，对于主族元素来讲，同周期元素随核电荷数的增大，电负性增强；同主族元素随核电荷数的增大，电负性减弱，所以电负性最强的元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为铯，所以二者形成的化合物的化学式为CsF.【拔高】1、不能说明X的电负性比Y大的是（）A、与H2化合时X单质比Y单质容易B、X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强C、X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多D、X单质可以把Y从其氢化物中置换出来【答案】C【解析】X的电负性比Y大，表明X的非金属性比Y的非金属性强.A、B、D均能说明X的非金属性比Y强，原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力.2、W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数一次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色（或砖红色）的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。（1）W位于元素周期表第周期第族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)（填“强”或“弱”）。（2）Y的基态原子核外电子排布式是，Y的第一电离能比X的（填“大”或“小”）。（3）Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是。（4）Fe(s)＋12O2(g)=FeO(s)△H=－272.0kJ·mol－12X(s)＋32O2(g)=X2O3(s)△H=－1675.7kJ·mol－1X的单质和FeO反应的热化学方程式是。【答案】（1）二VA弱（2）1s22s22p63s23p4大、（3）Cu+2H2SO4(浓)△CuSO4+SO2↑+2H2O（4）3FeO(s)+2Al(s)Al2O3△H=－859.7KJ/mol【解析】首先推出题中几种元素，W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，在结合原子序数的大小可知，W是氮元素，Y是硫元素，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，根据基态原子核外电子所遵循的原则，可以写出电子排布式为：1s22s22p63s23p1，X为铝元素，Z能够形成红色的Z2O和黑色的ZO两种氧化物，推知Z为铜元素，两种氧化物分别为Cu2O和CuO。课程小结本节课的内容主要以学习电负性为主，学习了一下内容：1、键合电子与电负性的：（1）、基本概念基本概念，（2）、电负性的意义，（3）、电负性大小的标准2、电负性的变化规律：（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。3、电负性的应用：（1）、判断元素的金属性和非金属性的强弱（2）、判断化学键类型（3）、元素周期表中的对角线规则（4）、由元素的电负性确定元素在化合物中的化合价