高中化学 电负性
高中化学 第1章 原子结构 第3节 原子结构与元素性质 第2课时 元素的电负性及其变化规律名师课件 鲁科版选修
①MgO ②BeCl2 ③CO2 ④Mg3N2 ⑤IBr ⑥SOCl2 (2)判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4 ①离子化合物：__①__M_＋_g_2－O_2___②__B_＋_e2__C－_l1_2___③__＋C_4__O_－_22___④__M_＋_g2 _3N－_3_2_ _⑤__＋_I1_B_－r_1__⑥__＋S_4_－O_2C_－l_12___； ②共价化合物：_①__N_a_F_、__M__g_O__、__C_a__C_l_2 __②__H__C_l_、__N_O__2_、__C_H__4 __。
()
A．3s2
B．3s23p3
C．3s23p4
D．3s23p5
解析：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，A、B、
C、D 分别为 Mg、P、S、Cl，故 Mg 的电负性最小，选 A。
答案：A
2．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是 ( )
A．O＜S＜Se＜Te
B．C＜N＜O＜F
C．P＜S＜O＜F
(2)利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最 大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是 C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的 元素是 N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的 元素是 O。
④单质最轻的元素是 H；单质最轻的金属元素是 Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是 Br；金属元素是 Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与 强碱反应的元素是 Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起 化合反应的元素是 N；能起氧化还原反应的元素是 S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是 Li、Na、F。
化学元素的电负性
化学元素的电负性电负性是化学元素的一种重要性质，它反映了原子吸引外部电子对的能力。
电负性是描述元素之间化学键的极性的关键因素之一。
电负性是通过一种尺度来度量的，在化学领域，普遍采用的是最为著名的鲍林(Bowen)电负性尺度。
在这个尺度上，氢元素的电负性定义为2.20，而最电负的元素是氟，其电负性为3.98。
通过这个尺度，我们可以比较不同元素之间的电负性差异，从而推断化学键的极性和分子的性质。
电负性的值越大，表示原子对电子的吸引力越强，也就意味着它更容易从其他原子或离子中夺取电子。
这也意味着原子会产生一个带负电的离子。
相反，电负性较低的元素更容易将其电子分享给其他原子，形成带正电的离子。
在化学键形成的过程中，电负性差异决定了化学键的类型。
当两个原子的电负性差异越小，它们之间的键越是共价键；而当差异越大时，它们之间的键则更可能是离子键。
共价键在共享电子对时局部产生电荷，使得分子具有极性，例如氯化氢(HCl)分子中氯原子更具电负性，因此在极性分子中，正负电荷不完全重叠，形成极性分子的偏离。
另一个重要的应用是预测分子极性。
通过考察分子中各原子的电负性差异以及分子的几何结构，我们可以推断分子的极性。
当相对电负性较大的原子聚集在一起时，可预测分子是极性的。
例如，在水分子中，氧元素的电负性较高，氢元素的电负性较低，所以水分子是极性的。
电负性还可以解释一些化学现象。
例如，当一个氯原子接近一个氧原子时，氧原子的电负性比氯原子更高，因此氯原子倾向于从氧原子中夺取一个电子，形成Cl离子。
这种现象也可以用于解释为什么含有氧的化合物更容易被氯原子取代。
电负性的概念在化学研究中起着重要的作用。
通过理解和应用电负性，我们可以更好地理解化学键的性质、分子的极性和一些化学反应的机理。
因此，电负性的研究对于进一步推动化学研究和应用具有重要意义。
此外，电负性还与其他一些化学性质密切相关。
例如，电负性与元素的化合价有关。
一般而言，电负性较高的元素倾向于以较低的化合价与其他元素形成化合物，例如，氧通常以化合价-2形式存在，因为其电负性较高；而电负性较低的元素倾向于以较高的化合价存在。
高中化学的解析如何解读化学键的类型和特性
高中化学的解析如何解读化学键的类型和特性化学键是化学中最重要的概念之一，它在化合物的性质和化学反应中起着关键作用。
了解和解读化学键的类型和特性对于理解化学现象和问题至关重要。
本文将介绍解析化学键的类型和特性的几种方法和技巧。
一、轨道重叠模型解析化学键轨道重叠模型是解析化学键的一种常用方法。
它基于原子轨道之间的重叠程度来解释和预测化学键的形成和性质。
根据电子云的总体特征，化学键可以分为两类：共价键和离子键。
1. 共价键共价键是指两个原子通过共享电子对来形成的键。
它通常存在于非金属原子之间。
共价键的形成需要主要考虑两个原子价层外层电子云的重叠情况。
共价键的类型包括单键、双键和三键，它们分别对应着一个、两个和三个电子对的共享。
单键通常由两个原子的两个价层外层电子云轨道之间的重叠形成。
双键由两个价层外层电子云轨道的两个电子对进行共享形成。
三键则需要三个电子对的共享。
共价键的特性包括键长、键能和键角，它们直接决定了化合物的性质、结构和反应特点。
2. 离子键离子键是指由带正电荷的金属离子和带负电荷的非金属离子之间的静电相互作用形成的键。
离子键的形成源于原子间的电荷转移，其中正离子失去一个或多个电子形成正电荷，而负离子获得这些电子形成负电荷。
离子键的特性包括离子的电荷数和离子半径大小，它们决定了化合物的晶体结构、熔点和溶解度等性质。
二、电负性解析化学键电负性是描述原子或原子团相对吸引共享电子对的能力的物理量。
通过比较两个原子或原子团的电负性差异，可以预测和解析化学键的类型。
1. 非极性共价键当两个原子的电负性相等或接近时，它们之间形成的是非极性共价键。
非极性共价键的电子密度均匀分布在两个原子之间。
典型的非极性共价键包括氢气分子中的氢键和氮气分子中的氮键。
2. 极性共价键当两个原子的电负性差异较大时，它们之间形成的是极性共价键。
极性共价键的电子密度在空间中有明显的偏移，偏向电负性较大的原子。
极性共价键的特点是两个原子之间存在部分正负电荷分离，形成偶极子。
高中化学元素电负性的周期性变化精品ppt课件
怎样从定量角度研究非金属原子吸引电子能力 的强弱？ 电负性
三、元素电负性的周期性变化
1、电负性的含义
电负性：以一组数值的相对大小表示元素的原子 在分子中对成键电子的吸引能力 。元素的电负 性愈大，对成键电子的吸引力愈大，非金属性也 愈强。
指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他 鲍林研究电负性的手稿 元素的电负性。
2、电负性的应用
（1）判断金属性与非金属性的强弱 请排出常见非金属的强弱顺序
非金属性逐渐增强
非 金 属 性 逐 渐 增 强
过渡元素的电负性值无明显规律。
2、电负性的应用
（2）区分金属与非金属
一般认为
电负性＜1.8 为金属 在判断时通常以电负性值2.0 电负性＝ 作为标准。电负性值大于 2.0的为 1.8 为类金属 非金属元素,大于2.5的为活泼非金属元素;小于2.0的为金属元 电负性＞1.8 为非金属 素,小于1.5的为活泼金属元素。实际上金属与非金属并没有严
则他们的第一电离能按从大到 C＞A＞B ＞D 小的顺序为 ， 电负性的大小顺序为 C＞B＞A＞D 。
巩固练习
4、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 Na ，第一电离能最大的元素是 Ar ； 电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的 元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元 素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ； 电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元 素是 F 。(不考虑放射形元素!)
巩固练习 1、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要 为( B ) 差值若为零时呢? A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
2、下列不是元素电负性的应用的是( A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度
高中化学(五)元素的电负性及其变化规律 3高二3化学试题
实蹲市安分阳光实验学校课时跟踪检测（五）元素的电负性及其变化规律1．下列各组元素中，电负性依次减小的是( )A．K、Na、Al B．O、Cl、HC．As、P、H D．O、S、Cl解析：选B A项，电负性：Al＞Na＞K；B项，电负性：O＞Cl＞H；C项，电负性：P＞As＞H；D项，电负性：O＞Cl＞S。
2．元素电负性随原子序数的递增而增大的是( )A．Li、Na、K B．N、P、AsC．O、S、Cl D．Si、P、Cl解析：选D 同周期，从左向右，电负性越来越大；同主族，自上而下，电负性越来越小。
A、B中均为同一主族，电负性随着原子序数的增大而减小；C中，O、S同主族，电负性O>S，S、Cl同周期，电负性Cl>S；D中为同一周期元素，电负性随原子序数的递增而增大。
3．对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是( )A．原子半径最小B．原子序数为7C．第一电离能最大D．电负性最大解析：选D 该元素为氟元素，因F为非金属性最强的元素，所以电负性最大。
4．下列各组元素的电负性大小顺序正确的是( )A．S<N<O<F B．S<O<N<FC．Si<Na<Mg<Al D．Br<H<Zn解析：选A 同一周期从左到右，元素的电负性增大，同一主族从上至下，元素的电负性减小。
B中O>N；C中Si电负性最大；D中Zn<H<Br；A正确。
5．下列元素电负性最大的是( )A．最高正化合价和最低负化合价的代数和为4的短周期元素B．最高正化合价与最低负化合价绝对值相的元素C．没有负化合价的元素D．没有正化合价的元素解析：选D A中元素为S，B中元素为ⅣA族的元素，C中元素为金属元素，D中元素是氟元素，氟元素的电负性最大。
6．下列说法正确的是( )A．金属与非金属化合时，都可以形成离子键B．金属元素的电负性一小于非金属元素的电负性C．电负性相差越大的元素间越容易形成离子键D．同周期元素从左到右，第一电离能和电负性均增大解析：选C A项，金属和非金属电负性相差较大时可以形成离子键；B项，金属元素的电负性不一小于非金属元素，如氢的电负性为2.1，而某些过渡金属元素的电负性大于2.1；D项，同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，但并不是依次增大。
高中化学非金属及其化合物知识点
高中化学非金属及其化合物知识点高中化学非金属及其化合物知识点一、非金属的基本性质在化学中，非金属是指不具有金属特性的元素，如碳、氮、氧、硫、氢等。
非金属具有以下基本性质。
1.电负性大由于非金属原子的外层电子数量比金属多，且基态下外层电子通常处于不稳定状态，因此非金属原子对电子的亲和力非常强，具有较大的电负性。
2.不良导电由于其电子亲和力强，非金属原子能够很容易地吸收外部电子，但又由于其电子结构松散，因此不良导电。
3.易受氧化剂氧化非金属由于其电子结构不稳定，容易被氧化剂氧化。
例如硫化氢（H2S）与氧（O2）反应，可以发生氢氧化氧化反应生成硫酸（H2SO4）。
二、非金属化合物的分类1.酸性氧化物酸性氧化物是指在水中可与水形成酸的氧化物。
这类化合物的特点是含有更高的氧化态元素，能够和水反应形成酸性溶液。
例如，二氧化硫（SO2）在水中形成亚硫酸（H2SO3），亚硫酸的酸性可以中和碱性氧化物。
2.碱性氧化物碱性氧化物是指在水中可与水形成碱的氧化物。
这类化合物的特点是含有更低的氧化态元素，能够和水反应形成碱性溶液。
例如，钙氧化物（CaO）在水中形成氢氧化钙（Ca(OH)2），氢氧化钙的碱性可以中和酸性氧化物。
3.中性氧化物中性氧化物是指在水中无法形成酸碱反应的氧化物。
这类化合物的特点是在完全化合物的状态下，没有任何电荷转移，且在水中不会有任何反应。
例如，氧气（O2）即为中性氧化物。
4.卤素化合物卤素化合物是指非金属元素与卤素元素化合生成的化合物。
这类化合物在实验室中常用于进行化学反应和中和反应。
例如，氯化氢（HCl）是由氢气和氯气通过电解反应得来的。
5.含氧酸化物含氧酸化物是指非金属元素与氧元素化合生成的化合物，它们具有不同的物理和化学性质。
例如，硫酸（H2SO4）和硝酸（HNO3）是常见的含氧酸化物。
三、非金属物质的重要性非金属化合物广泛应用于工业、农业、医学和科学研究等领域。
以下是一些非金属物质的重要性。
高中化学《必修二 元素的电离能和电负性》练习题(附答案解析)
高中化学《必修二 元素的电离能和电负性》练习题(附答案解析)学校:___________姓名：___________班级：_____________一、单选题1．具有下列电子排布式的基态原子中，其元素的第二电离能与第一电离能相差最大的是 （ ）A ．2221s 2s 2pB ．5221s 2s 2pC ．62211s 2s 23p sD ．62221s 2s 23p s2．下列比较正确的是（ ）A ．第一电离能：I 1 (P)>I 1 (S)B ．离子半径：r(Al 3+)>r(O 2-) C ．分子中的键角：H 2O>NH 3>CH 4 D ．电负性：K>Na>Li 3．下列有关电离能的说法中，正确的是（ ）A ．第一电离能越大的原子失电子的能力越强B ．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量C ．第三周期元素的第一电离能从左到右越来越大D ．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价4．按F 、Cl 、Br 、I 顺序递增的是（ ）A ．价电子数B ．第一电离能C ．电负性D ．原子半径5．下列各组元素按第一电离能增加顺序排列的是（ ）A ．Li 、Na 、KB ．B 、Be 、LiC ．O 、F 、NeD ．C 、N 、P6．2020年11月6日，长征六号运载火箭成功将New Sat9-18卫星送入预定轨道，提供动力的化学反应为：C 2H 8N 2+2N 2O 4=3N 2+2CO 2+4H 2O.下列说法错误的是（ ）A ．N 2的电子式：:N N :B ．CO 2的空间充填模型：C ．CO 2是氧化产物D ．电负性大小：O>N 7．5B 、6C 、7N 、8O 是短周期主族元素，下列有关说法正确的是（ ）A ．元素C 在周期表中位于第2周期Ⅳ族B ．N 2H 4中氮原子的轨道杂化类型：sp 2C ．第一电离能：N>O>CD ．最高价氧化物的水化物的酸性：H 3BO 3 > H 2CO 38．氮气可以作食品包装、灯泡等的填充气。
元素的电负性-高二化学课件(人教版2019选择性必修2)
3.电负性（阅读课本Ｐ24-25）
(5) 电负性的应用： ②判断化合物中元素化合价的正负
电负性大的元素在化合物中吸引电 子能力较强，元素的化合价为负值。
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱， 元素的化合价为正值；
3.电负性（阅读课本Ｐ24-25）
(5) 电负性的应用：
②判断化合物中元素化合价的正负
+4 -1 0
SiH4 + 2O2
+4 -2 +1 -2
SiO2 + 2H2O
氧化产物
高中化学
判断共价化合物中元素的化合价的正负
高中化学
甲硅烷是一种较强还原剂
+4 -1 0
SiH4 + 2O2
+4 -2 +1 -2
SiO2 + 2H2O
氧化产物
-4 +1 0
CH4 + 2O2
点燃
+4 -2
CO2
说明：1.元素电负性的值是个相对的量，没有单位。 2.元素电负性的概念最先是由鲍林在研究化学键时提出来的。以氟的电负性为4.0 作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值，后人 做了更精确的计算，数值有所修改。
鲍林L.Pauling 1901-1994
莱纳斯·卡尔·鲍林（Linus Carl Pauling， 1901.2.28~1994.8.19），美国著名化学家， 量子化学和结构生物学的先驱者之一。 1954年因在化学键方面的工作取得诺贝尔 化学奖，1962年因反对核弹在地面测试的 行动获得诺贝尔和平奖，成为获得不同诺 贝尔奖项的两人之一。
H2 H H 电负性差 0
非极性共价键
3.电负性（阅读课本Ｐ24-25）
高中化学复习教案-电离能和电负性
⾼中化学复习教案-电离能和电负性第2课时电离能和电负性1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原⼦序数递增的周期性变化的规律。
(重点)2.了解电离能和电负性的简单应⽤。
(重难点)电离能[基础·初探]1.第⼀电离能(1)含义某元素的⽓态原⼦失去⼀个电⼦形成＋1价⽓态阳离⼦所需的最低能量,叫做该元素的第⼀电离能,⽤符号I1表⽰,单位：kJ·mol－1。
(2)意义第⼀电离能数值越⼩,原⼦越容易失去⼀个电⼦；第⼀电离能数值越⼤,原⼦越难失去⼀个电⼦。
(4)与原⼦的核外电⼦排布的关系通常情况下,当原⼦核外电⼦排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原⼦的能量较低,该元素具有较⼤的第⼀电离能。
2.第⼆电离能和第三电离能(1)第⼆电离能＋1价⽓态离⼦失去1个电⼦,形成＋2价⽓态离⼦所需要的最低能量,⽤I2表⽰。
(2)第三电离能＋2价⽓态离⼦再失去1个电⼦,形成＋3价⽓态离⼦所需的最低能量,⽤I3表⽰。
(3)同⼀元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增⼤。
1.镁和铝的第⼀电离能谁⼤,为什么？【提⽰】镁的⼤。
因为当原⼦的外围电⼦排布处于半满、全满或全空时,原⼦的能量较低,第⼀电离能较⼤。
镁的外围电⼦排布为3s2,铝的外围电⼦排布为3s23p1,镁的3p轨道全空,3s 轨道全满,故镁的第⼀电离能⼤。
2.为什么钠易形成Na＋,⽽不易形成Na2＋,镁易形成Mg2＋,⽽不易形成Mg3＋？【提⽰】Na失去⼀个电⼦后已达到稳定结构,第⼆电离能远⼤于第⼀电离能,所以钠易形成Na＋,⽽不易形成Na2＋；Mg失去2个电⼦后已达到稳定结构,第三电离能远⼤于第⼆电离能,所以镁易形成Mg2＋,⽽不易形成Mg3＋。
[合作·探究]1.同⼀周期,第⼀电离能的递变规律探究(根据教材P20～21图2-12和图2-13)。
(1)同⼀周期,第⼀电离能的⼤⼩变化趋势如何？【提⽰】从左到右,呈现增⼤的趋势,零族元素最⼤,ⅠA族元素最⼩。
第二节3课时电负性
H-Br 〉 H-I H-O 〉 C-H
（4）电负性的应用 4．判断共价化合物中元素的化合价
电负性大的显负价，电负性小的显正价
例： NaH中，Na：0.9 H：2.1 Na显正价，H显负价
例： H2O2中，试判断各元素的化合价 H +1价，O －2价
科学探究
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。
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）
（2）电负性的标准和数值
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。
Be(OH)2+2H+
课堂练习
× 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：
高中新课程•化学•选修三 第二节：原子结构与元素的性质
元素周期表的分区简图
ⅠA
0
1
Ⅱ A
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
3
ⅢB ⅣB ⅤB
Ⅵ B
ⅦB
Ⅷ
ⅠB ⅡB
4
5 s区
6
p区
d区
ds区
7
镧系
锕系
f区
3.电负性
化学相键邻: 原子之间强烈 的相互作用力叫做化学 键.
键合电原子子: 中 用 于 形 成 化学键的电子称为键合 电子
高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识归纳
高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识归纳一、原子结构1. 原子的组成: 原子核、核外电子2. 原子的特点：原子不显电性，体积小，质量小，质量主要集中在原子核上，原子核的密度非常大3. 核外电子排布规律（1 ）能量最低原理（2 ）每一层最多容纳电子数：2n 2 个（3 ）最外层电子数不超过8 个（K 层为最外层时不超过2 个）（4 ）次外层电子数不超过18 个，倒数第三层不超过32 个二、能层与能级能量最低原理: 原子的电子排布遵循能使整个原子的能量处于最低状态基态原子: 处于最低能量的原子1. 能层: 核外电子的能量是不同的, 按电子能量差异，可以将核外电子分成不同的能层——电子层同一能层的电子，能量也可能不同，还可以分成不同能级能级数2. 能级：s 、p 、d 、f····以s 、p 、d 、f···· 排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1 、3 、5 、7 、······ 的二倍。
能级数= 能层序数(n)三、构造原理1. 电子排布式Na ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 1试书写N 、Cl 、K 、26 Fe 原子的核外电子排布式注意：24 Cr ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 129 Cu ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 26 3d 10 4s 1离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原则无关1) 、能量最低原理2 ）、每个原子轨道上最多能容纳__2__ 个电子，且自旋方向__ 相反____ （泡利不相容原理）3 ）、当电子排布在同一能级时，总是__ 首先单独占一个轨道__ ，而且自旋方向_ 相同__。
（洪特规则）4) 、补充规则：全充满（p 6 ，d 10 ，f 14 ）和半充满（p 3 ，d 5 ，f 7 ）更稳定2. 简化电子排布式15P:[Ne]3s 2 3p 3 （表示内层电子与Ne 相同。
高中化学卤族元素知识点归纳
高中化学卤族元素知识点归纳
卤族元素是位于元素周期表第17族的元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）和砹（At）。
以下是高中化学中常见的卤族元素知识点的归纳：
1. 电子配置和周期表位置：
卤族元素的电子配置以ns2np5为特点，其中n代表主量子数。
它们位于元素周期表的第17组，具有5个外层电子。
2. 原子半径和离子半径：
原子半径从氟到碘依次增加，因为核电荷增加而吸引的电子数也随之增加。
离子半径同样遵循这个趋势。
3. 电负性：
卤族元素有很高的电负性，是元素周期表上最具电负性的族。
这是由于它们的原子结构使得它们倾向于接受电子以填满其外层电子壳。
电负性随着周期的下降而降低。
4. 化合价和氧化数：
卤族元素的化合价通常为-1，与其他元素形成盐类。
氟例外，它的化合价可以是-1或0。
卤族元素的氧化数在化合物中可以为正数或负数，具体取决于与它们反应的元素。
5. 化学反应和性质：
卤族元素在化学反应中通常会接受电子，形成阴离子。
它们与多种元素反应，形成盐类化合物。
卤族元素也可以与氢反应生成酸。
6. 卤素的物理性质：
卤族元素是非金属元素，呈现出不同的物理性质。
氟和氯是气体，溴是液体，碘和砹是固体。
7. 合成和应用：
卤族元素可以通过多种方法合成，包括电解和化学反应。
卤素及其化合物在医药、工业、农业等领域有广泛的应用，如消毒剂、药物和染料等。
需要注意的是，高中层次的化学中，主要侧重于以上的这些基础知识点，更详细和深入的知识需要在大学化学课程中学习。
高中化学课时训练6电负性
实蹲市安分阳光实验学校课时训练6 电负性1.下列有关电负性的说法中正确的是( )A.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一越大B.在元素周期表中,元素电负性从左到右越来越大C.金属元素电负性一小于非金属元素电负性D.在形合物时,电负性越小的元素越容易显示正价答案:D2.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,最容易得到电子,电负性最大。
答案:A3.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。
答案:D4.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,O解析:选项化合物电负性电负性差A LiF1.04.03.0B NaF0.94.03.1C NaCl0.93.02.1D MgO1.23.52.3所以共价键成分最少的为B项。
答案:B5.对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是( )A.原子半径最小B.原子序数为7C.第一电离能最大D.电负性最大解析:价电子构型为2s22p5,可知该元素是F元素,故可判断只有D正确。
原子半径最小的是H;F原子序数是9;第一电离能最大的是He。
答案:D6.下列各组元素性质的递变情况错误的是( )A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.P、S、Cl元素最高正价依次升高C.N、O、F电负性依次增大D.Na、K、Rb第一电离能逐渐增大解析:根据元素周期律可知,同一周期从左到右原子最外层电子数依次增多、元素最高正价依次升高、元素原子的电负性依次增大,故A、B、C正确;同一主族,从上到下随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小,故D错误。
人教版高中化学选修3-1.2《电离能、电负性及其应用》名师教案
《原子结构与元素的性质》第2课时——电离能、电负性及其应用安阳市汤阴一中王秀荣【教学目标】知识目标：1.了解电离能的涵义，并应用电离能说明元素的某些性质；2.认识主族元素电离能的变化规律，了解元素电离能的变化规律与核外电子排布的关系；3.了解电负性的涵义，并应用电负性说明元素的某些性质；4.运用电负性知识解释对角线规则。
能力目标：通过本节课使学生体验结构化学的学习方法，掌握一般与特殊、共性与个性的辩证关系，通过模型、折线图等展示与探究提升学生的读图能力，进一步培养学生分析问题、解决问题的能力。
情感态度与价值观：1.由化学史教育导入，使学生了解电离能、电负性的研究源由和发展历史，激发学生的学习兴趣，培养学生热爱化学的情感。
使学生体验科学源自需要，科学研究其实离我们并不远；2.通过自制模型，将抽象问题具体化，使学生感受化学的结构美与规律美。
【教学方法】观察法、归纳法、探究法、小组互助学习法等。
【教学设计】导入语：通过前面的学习我们已经知道，在元素周期表中，元素的性质随着核电荷数的增加呈现周期性变化，如原子半径、化合价、元素金属性与非金属性等。
随着科学的发展，定性研究元素的性质已远远不够，定量描述元素的性质已成为科学的必然，今天我们就来深入研究两种定量研究元素性质的物理量。
[板书]电离能、电负性及其应用[导入]首先让我们跟随科学的脚步，慢慢揭开电离能与电负性的研究起源。
[视频]放影电离能、电负性的发展历史。
科学发展至今，电离能与电负性早已被人们广泛应用。
那么什么是电离能？它又有哪些规律和应用呢？下面我们逐一研究。
[板书]一、电离能1.定义：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．．．．．。
．．．．叫做第一电离能2.表示方法：符号：I1 ，单位：kJ/mol3.规律：[展示模型] 展示自制的第一电离能模型。
这是我根据主族元素和零族元素的第一电离能数据自制的比例模型，它们的高度代表能量的高低。
人教版2019高中化学选择性必修二 电负性及其变化规律
键合电子：
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
2.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
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强， 表示该元素越容易接受电子，越不容易失去电子，形成阴离子的 倾向越大。反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的 能力越弱，表示该元素越不不易接受电子，越容易失去电子，形 成阳离子的倾向越大。
素周期表中的位置是 第四周期第ⅠB族
。
,M在元
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为 N>O>C 符号表示,下同),电负性由大到小的顺序为 O>N>C
(用元素 。
解析:根据题给信息可以确定A为氢元素,B为碳元素(C60是由分子组成的碳 单质,金刚石形成空间网状结构),D为氮元素,E为氧元素,G为钾元素,M为 铜元素。 (1)G为钾元素,基态钾原子的核外有19个电子,电子排布式是 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1;M为铜元素,在元素周期表中的位置是第四 周期第ⅠB族。(2)同周期元素由左向右第一电离能呈递增趋势,但第ⅤA
规律总结 电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度,电负性越大,
非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型,也可以用 来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间 形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键; 差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
增强
_____
减弱
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减弱
_____
增强
_____
最高价氧化物对应 酸性
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高中化学专题电负性
电负性的基本概念
元素的原子在化合物中把电子吸引向自己的本领叫做元素的电负性。
电负性的递变规律
1.随着原子序号的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
2.同一周期，从左到右元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减。
对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。
因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在左下角。
3.非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。
氟的电负性最大(
4.0)，是最活泼的非金属元素;钫是电负性最小的元素(0.7)，是最活泼的金属元素。
4.过渡元素的电负性值无明显规律。
一些主要主族化学元素的电负性值(注意周期变化规律)
Ⅰ族Ⅱ族Ⅲ族Ⅳ族Ⅴ族Ⅵ族Ⅶ族
氢 2.1
锂1.0铍 1.57硼 2.04碳 2.55氮 3.04氧 3.44氟 4.0
钠 0.93镁 1.31铝 1.61硅 1.90磷 2.19硫 2.58氯 3.16
钾 0.82钙 1.00镓 1.81锗 2.01砷 2.18硒 2.48溴 2.96
铷 0.82锶 0.95碘 2.66
锰 1.55
铁 1.83
镍 1.91
铜 1.9
锌 1.65
银 1.93
钡 0.89
金 2.54
铅 2.33。