海南省华东师范大学第二附属中学乐东黄流中学人教版高中化学选修三课件：第三章1-3电负性(共14张PPT)

电负性是 原子吸引电子的能力大小的一种标度。通常以符号表示。
其值是相对的，无单位。
， F =4.0 Li =1.0，并以
此为标准确定其他元素的电负性。
【思考】元素的电负性与元素原子吸引电子的能力有着怎样的关系？
元素的电负性越 大 ，元素原子吸引电子的能力越 强 ；反之， 元素的电负性越 小 ，元素原子吸引电子的能力越 弱 。
2.体会元素周期表中“位-构-性”的本质联系。
【复习回顾活动1】判断下列化合物，说说你判断的理由。
钠原子与氯原子结合生成的是
化合物。
氢原子与氯原子结合生成的是
化合物。
铝原子与氯原子结合生成的是
化合物。
成键原子间形成离子键还是形成共价键，
主要取决于成键原子 吸引电子能力 的差异。
【学习活动1】一、电负性 P25
2.同主族元素从上到下，虽然核电荷数也增多，但电子层数增多引起原 子半径增大比较明显，原子和对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素 的电负性值递减。
3、副族，同族的电负性数值相近。
【学习活动3】三、电负性的应用
阅读课本P26,思考学习元素电负性有何意义？
(1)判断元素性质强弱 ——非金属＞2 金属＜2 类金属≈2
【小结】 1.电负性的概念 2.电负性的递变规律 3.电负性的应用
【总结】 随着原子序数的递增 元素性质呈周期性变化的根本原因
引起了
最外层电子数 1→8
核外电子排布呈周期性变化 （K层电子数 1→2）
决定了
原子半径： 大→小（除稀有气体）
化合价：+1→+7 －4→－1
（稀有气体元素为零）
元素性质呈周期性变化
【预习任务】
阅读课本鲁科版《物质结构与性质》P25-26，完成《优化探 究》同步导学案P10课前自主梳理知识点二、四。
第一章 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
学习目标
1.了解电负性的概念，知道主族元素电负性与元素性质的关系，认 识主族元素电负性的变化规律及应用。
元素 Al B Be C CI F Li Mg N Na O P S Si 电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
性
【课后作业】
1.《优化探究》P13【随堂训练】2、4、5、7 2.《课时作业》P61-62 一选择题1、6、7、8、9、10、11 二非选择题 14
【学习活动2】 二、电负性的变化规律 P25 ①同周期 增大
②同主族 减小 ③一般
金属<2.0<非金属
【课堂活动2】 二、电负性的变化规律 P25 【思考】请用元素周期律来解释以上的变化规律。
1.同周期从左至右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，有效 核电荷递增，对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性值递增。
非金属性：弱→强
归纳出
金属性： 强→弱 第一电离能：小→大(有特例)
元素周期律
电负性 ： 小→大（除稀有气体）
【课堂练习】 1、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__>_S_i__。 共用电子对偏向电负性较强的
2、一般认为：如果两个成键元素的电负性相差>1.7，通常形成离子键； 如果两个成键元素的电负性相差<1.7，通常形成共价键。查下表判断： ①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2 共价化合物（②③⑤⑥ ）离子化合物（ ①④ ）
(2)判断键的类型 ——成键元素原子 电负性 差＞1.7，离子键 差＜1.7，共价键
(3) 判断元素化合价正负
【合作讨论】
判断HF是离子化合物还是共价化合物？
查表计算再判断？ 到底哪一种正确？ 怎么办？ 以实验为准。 用什么实验检验？ 测其液态能否导电。
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自我检测
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素 是 N，a 第一电离能最大的元素是 ；A电r 负 性最小的元素是 ，电N负a 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 H；e电负 性最小的元素是 ，电Cs负性最大的元素 是 。F(不考虑放射形元素!)