1.2.3元素的电负性 课件 高二化学人教版(2019)选择性必修2
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电负性相差不大 (相差<1.7)
离子键 但也有特例（如NaH） 共价键 但也有特例（如HF）
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。
③电负性也可以用来判断化合物中元素化合价的正负。
a.电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化 合价为正值。 b.电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化 合价为负值。
事实 吸引电子能力：C＞H；Si＜H 定性
定量
一、电负性
1.化学键 元素相互化合，可理解为相邻原子之间产生化学作用力，形象地叫做 化学键。
2.键合电子 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
3.电负性 （1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）大小标准
同周期主族元素，随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电离能总的变化 趋势是逐渐增大的，但有如I1（Be）＞ I1（B）、 I1（N）＞ I1（O）这样的“异 常”现象，其中的原因分析如下：电负性是指不同元素的原子对键合电子的吸引 能力，美国化学鲍林利用实验数据进行了理论计算，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（不包括稀有气体）。 因此，元素电负性的大小与原子结构无关。而第一电离能是指气态电中性基态原 子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。因此，第一电离能的 大小与原子结构关系密切。
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。 电负性是相对值，没单位。
观察图1-23，思考各元素的电负性有何周期性变化？回答下列问题。
①同一周期中，元素的电负性如何变化？ ②同一主族中，元素的电负性如何变化？ ③电负性最大的元素和电负性最小的元素分 别在元素周期表的什么位置？
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。 a.金属元素的电负性一般小于1.8。 b.非金属元素的电负性一般大于1.8。 c.位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又 表现非金属性。
②电负性也可以用来判断化合物的化学键类型。
电负性相差很大 (相差>1.7)
（4）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。 (稀有气体元素除外)
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金属元素的电负性较小，非金属元素的电 负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
（5）应用
①电负性的大小也可以作为判断元素金属性与非金属性强弱的依据。
结构 决定 反映
元素性质
反映 总结
内容
原子半径 第一电离能
电负性
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
表中的位置是 第四周期第ⅠB族
。
,M在元素周期
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 N>O>C
(用元素符号表
示,下同),电负性由大到小的顺序为 O>N>C
。
元素周期律（表中位置）
元素性质的周期性变化
第一章 原子结构与性质
1.2.3 元素的电负性
鲍林
电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来 描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 鲍林利用实验数据进行了理论计算，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。
我们都知道SiH4硅显正价态、CH4中碳显负价态。 为什么呢？请同学们分析：C、Si、H三种元素原子吸引电子的能力？
练一练
1．下列不能根据元素电负性判断的性质是( A ) A.判断化合物的溶解度 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键类型 D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
2.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是( A ) A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
3.不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力大小可用电负性表示,若电负性 越大,则原子吸引电子的能力越大,在所形成的分子中成为显负电性的一方。下 面是某些短周期元素的电负性:
(1)通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范
围:___3_._4_4__<x(N)<
0.93 ; 1.57 <x(Mg)< 2.53 。
（6）电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子 的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
二、探究：元素的电负性变化趋势
【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第三周期元素、 第ⅠA和ⅦA 族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
电负性大的显负价，电负性小的显正价。
④电负性也可以用来解释元素的“对角线”规则。
例：“Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性 分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们 的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们 表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别 为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢 氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
(2)推测电负性(x)与原子半径的关系是 电负性越小,原子半径越大 。
(3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向 氮 (写原子
名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电
负性差值小于1.7时,一般形成共价键,试推断AlBr3中化学键的类型是 共价键 。
(5)在元素周期表中,电负性最小的元素的位置为
第六周期第ⅠA族
(放射
性元素除外)表前四周期,原子序数依次增大。
其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结
构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子 数比G多10。
二、探究：元素的电负性变化趋势
【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第三周期元素、 第ⅠA和ⅦA 族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大。 ②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势。
【比较与分析】根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势， 与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。
离子键 但也有特例（如NaH） 共价键 但也有特例（如HF）
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。
③电负性也可以用来判断化合物中元素化合价的正负。
a.电负性数值小的元素,在化合物中吸引键合电子的能力弱,元素的化 合价为正值。 b.电负性数值大的元素,在化合物中吸引键合电子的能力强,元素的化 合价为负值。
事实 吸引电子能力：C＞H；Si＜H 定性
定量
一、电负性
1.化学键 元素相互化合，可理解为相邻原子之间产生化学作用力，形象地叫做 化学键。
2.键合电子 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
3.电负性 （1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 （2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 （3）大小标准
同周期主族元素，随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电离能总的变化 趋势是逐渐增大的，但有如I1（Be）＞ I1（B）、 I1（N）＞ I1（O）这样的“异 常”现象，其中的原因分析如下：电负性是指不同元素的原子对键合电子的吸引 能力，美国化学鲍林利用实验数据进行了理论计算，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（不包括稀有气体）。 因此，元素电负性的大小与原子结构无关。而第一电离能是指气态电中性基态原 子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。因此，第一电离能的 大小与原子结构关系密切。
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。 电负性是相对值，没单位。
观察图1-23，思考各元素的电负性有何周期性变化？回答下列问题。
①同一周期中，元素的电负性如何变化？ ②同一主族中，元素的电负性如何变化？ ③电负性最大的元素和电负性最小的元素分 别在元素周期表的什么位置？
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。 a.金属元素的电负性一般小于1.8。 b.非金属元素的电负性一般大于1.8。 c.位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现金属性,又 表现非金属性。
②电负性也可以用来判断化合物的化学键类型。
电负性相差很大 (相差>1.7)
（4）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。 (稀有气体元素除外)
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金属元素的电负性较小，非金属元素的电 负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
（5）应用
①电负性的大小也可以作为判断元素金属性与非金属性强弱的依据。
结构 决定 反映
元素性质
反映 总结
内容
原子半径 第一电离能
电负性
请回答下列问题:
(1)基态G原子的电子排布式是 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
表中的位置是 第四周期第ⅠB族
。
,M在元素周期
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 N>O>C
(用元素符号表
示,下同),电负性由大到小的顺序为 O>N>C
。
元素周期律（表中位置）
元素性质的周期性变化
第一章 原子结构与性质
1.2.3 元素的电负性
鲍林
电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，用来 描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 鲍林利用实验数据进行了理论计算，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。
我们都知道SiH4硅显正价态、CH4中碳显负价态。 为什么呢？请同学们分析：C、Si、H三种元素原子吸引电子的能力？
练一练
1．下列不能根据元素电负性判断的性质是( A ) A.判断化合物的溶解度 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键类型 D.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
2.下列是几种基态原子的电子排布式,电负性最大的原子是( A ) A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
3.不同元素的原子在化合物中吸引电子的能力大小可用电负性表示,若电负性 越大,则原子吸引电子的能力越大,在所形成的分子中成为显负电性的一方。下 面是某些短周期元素的电负性:
(1)通过分析电负性的变化规律,确定N、Mg的电负性(x)范
围:___3_._4_4__<x(N)<
0.93 ; 1.57 <x(Mg)< 2.53 。
（6）电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子 的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
二、探究：元素的电负性变化趋势
【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第三周期元素、 第ⅠA和ⅦA 族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
电负性大的显负价，电负性小的显正价。
④电负性也可以用来解释元素的“对角线”规则。
例：“Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性 分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们 的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们 表现出的性质相似。如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别 为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢 氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
(2)推测电负性(x)与原子半径的关系是 电负性越小,原子半径越大 。
(3)某有机物的分子中含有S—N键,在S—N键中,你认为共用电子对偏向 氮 (写原子
名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键两元素的电负性的差值大于1.7时,一般形成离子键,当电
负性差值小于1.7时,一般形成共价键,试推断AlBr3中化学键的类型是 共价键 。
(5)在元素周期表中,电负性最小的元素的位置为
第六周期第ⅠA族
(放射
性元素除外)表前四周期,原子序数依次增大。
其中,元素A的一种核素无中子,B的单质既可以由分子组成也可以形成空间网状结
构,化合物DE2为红棕色气体,G是前四周期中电负性最小的元素,M的原子核外电子 数比G多10。
二、探究：元素的电负性变化趋势
【绘制变化图】请利用图1-23的数据制作第三周期元素、 第ⅠA和ⅦA 族元素的电负性变化图，并找出其变化趋势。
①同一周期：主族元素的电负性从左到右逐渐增大。 ②同一主族：元素的电负性从上到下呈现减小趋势。
【比较与分析】根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势， 与电负性的变化趋势有什么不同？并分析其原因。