电负性

电负性学习目标1.能说出元素电离能、电负性的涵义；2.能应用元素的电离能说明元素的某些性质；3.了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化；4.了解元素的“对角线”规则。自学指导阅读课本P16~20内容，并思考以下问题：1.电负性的定义，电负性大小与元素性质的关系是什么？2.电负性的变化规律是什么？3.对角线规则的内容是什么，其原因是什么？鲍林L.Pauling1901-1994鲍林研究电负性的手搞6、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相互作用，称为化学键。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：描述不同元素(不包括稀有气体)的原子对键合电子吸引力大小（电负性是相对值，没有单位）。以氟的电负性为作为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。⑴变化规律①同周期主族元素的电负性从左到右逐渐增大；②同主族元素的电负性从上到下呈现减小趋势。⑵电负性的意义①判断元素的金属性、非金属性的强弱。金属元素的电负性越小，金属性越强，非金属元素的电负性越大，非金属性越强。金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性大于1.8，而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。②判断元素的化合价在化合物中，电负性数值小的元素对键合电子的吸引能力弱，显正价；电负性数值较大的元素对键合电子的吸引能力强，显负价。③判断化学键的类型：若两成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；反之，则它们通常形成共价键，且电负性数值差值越大，共价键的极性越强。④对角线规则（仅限于第2、3周期）：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。例1:不能说明X的电负性比Y的电负性大的是()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C例2:在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分，下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是（）A.Li、FB.Na、FC.Na、ClD.Mg、OB例3: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!)NaArClNaCsHeCsF⑴每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束。⑵f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素。⑶已知在20℃1molNa失去1mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650kJ/mol。⑷Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属。⑸气态O原子的电子排布为：⑹半径：K+Cl-。⑺酸性HClO4H2SO4，碱性：NaOHMg(OH)2。⑻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。××××××√×例4:判断正误。科学史话稀有气体的发现①1868年发现氦(He)―“太阳元素”；②1892年发现分解氨气制取的N2比分离空气制取的N2的密度要小，拉姆塞等科学家通过实验从空气中分离未知气体—氩(Ar)—“懒惰”；③1898年拉姆塞等人发现氪(Kr)—“隐藏”；氖(Ne)—“新”；氙(Xe)—“陌生”；④1923年发现氡(Rn)—“源自镭”。②之后又合成了XeF2、XeF4、XeF6；除氦外其它稀有气体都能形成化合物。惰性不惰，改称稀有气体。①1962年巴特利特在实验室合成了氙的化物(XeF+XeF6-)科学史话稀有气体化合物的发现7、元素的金属性与非金属性比较⑴根据在周期表中的位置⑵根据金属活动性顺序或非金属活动性顺序表非金属性：F＞O＞Cl＞Br＞I＞S。⑶根据实验元素金属性强弱的比较①金属单质与水(或酸)反应的难易程度或剧烈程度；②单质间的置换反应；③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱；④高价氧化物对应水化物的碱性强弱；⑤电化学反应；⑥电负性或第一电离能的大小。元素非金属性强弱的比较①单质与H2化合的难易程度；②形成的氢化物的稳定性；③置换反应；④最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；⑤单质的氧化性或简单阴离子的还原性强弱；⑥电化学反应；⑦电负性或第一电离能的大小。