元素性質(zhì)及其變化規(guī)律PPT課件免費下載2023

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一、【學(xué)習(xí)目標(biāo)】1.知道電負(fù)性的概念及其變化規(guī)律。2.學(xué)會用電負(fù)性判斷元素金屬性、非金屬性以及兩成鍵元素間形成的 化學(xué)鍵類型。二、【課程的主要內(nèi)容】
元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律
1.電負(fù)性(1)概念：元素的原子在化合物中 能力的標(biāo)度。(2)確定依據(jù)：常以最活潑的非金屬元素氟的電負(fù)性4.0為標(biāo)度，計算其他元素的電負(fù)性。因此，電負(fù)性是一個 值，沒有單位。(3)意義：用來表示兩個不同原子形成化學(xué)鍵時吸引電子能力的相對強弱，元素的電負(fù)性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力 ；電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力 。
2.電負(fù)性的變化規(guī)律觀察分析元素的電負(fù)性柱狀示意圖：
(1)金屬元素的電負(fù)性 ，非金屬元素的電負(fù)性 。(2)對主族元素而言，同一周期，從左到右，元素的電負(fù)性 。
(3)同一主族，自上而下，元素的電負(fù)性 。(4)同一副族，自上而下，元素的電負(fù)性大體上呈 趨勢。(5)電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的 角，電負(fù)性小的元素集中在元素周期表的 角。
(1)主族元素的電負(fù)性越大，元素原子的第一電離能一定越大( )(2)在元素周期表中，元素電負(fù)性從左到右越來越小( )(3)金屬元素的電負(fù)性一定小于非金屬元素的電負(fù)性( )(4)在形成化合物時，電負(fù)性越小的元素越容易顯示正價( )(5)兩種元素電負(fù)性差值越大，越容易形成共價化合物( )
1.下列各元素按電負(fù)性大小排列正確的是A.F>N>O B.O>Cl>FC.As>P>N D.Cl>S>As
解析 電負(fù)性：A項應(yīng)為F>O>N；B項應(yīng)為F>O>Cl；C項應(yīng)為N>P>As。
2.利用元素的電負(fù)性不能判斷的是A.元素原子的得電子能力B.化學(xué)鍵的類別(離子鍵和共價鍵)C.元素的活動性D.元素穩(wěn)定化合價的數(shù)值
解析 元素電負(fù)性是元素原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度。所以利用元素電負(fù)性的大小能判斷元素得電子能力(電負(fù)性越大，元素原子得電子能力越強)、化學(xué)鍵的類別(兩元素電負(fù)性差值小的原子間一般形成共價鍵，差值大的原子間一般形成離子鍵)、元素的活動性(電負(fù)性越小的金屬元素越活潑，電負(fù)性越大的非金屬元素越活潑)、元素在化合物中所顯示化合價的正負(fù)(電負(fù)性大的元素顯負(fù)價，電負(fù)性小的元素顯正價)，但不能判斷元素穩(wěn)定化合價的數(shù)值。
3.下表是某些短周期元素的電負(fù)性(X)值：
(1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)歸納元素的電負(fù)性與原子吸引電子的能力的關(guān)系是_________________________________________。
的電負(fù)性越大，原子吸引電子的能力越強
解析 由表中數(shù)據(jù)可知，電負(fù)性越大的元素，其非金屬性越強，在反應(yīng)中越易得到電子。
(2)推測X值與原子半徑的關(guān)系是______________________。上表中短周期元素X值的變化特點，體現(xiàn)了元素性質(zhì)的______變化規(guī)律。
原子半徑越大，X值越小
解析 分析同周期和同主族元素X值的遞變，均可得出X值隨原子半徑的增大而減小。
(3)經(jīng)驗規(guī)律告訴我們：如果兩成鍵元素之間的電負(fù)性X的差值(ΔX)>1.7時，它們之間通常形成離子鍵；ΔX<1.7時，通常形成共價鍵。結(jié)合以上問題分析AlBr3中的化學(xué)鍵類型是________。
解析 Cl與Al的ΔX為3.16－1.61＝1.55<1.7，Br的X值小于Cl的X值，故AlBr3中成鍵的兩原子相應(yīng)元素的ΔX<1.7，為共價鍵。
(1)同周期第一電離能大的主族元素電負(fù)性不一定大。如電負(fù)性：NO。(2)金屬元素的電負(fù)性不一定小于非金屬元素的電負(fù)性。如部分過渡元素的電負(fù)性大于某些非金屬元素的電負(fù)性。(3)不能把電負(fù)性2.0作為劃分金屬和非金屬的絕對標(biāo)準(zhǔn)，部分過渡元素的電負(fù)性大于2.0。(4)不是所有電負(fù)性差值大的元素間都形成離子鍵，電負(fù)性差值小的元素間都形成共價鍵。如Na、H、F的電負(fù)性分別是0.9、2.1、4.0，Na與H的電負(fù)性差值為1.2，NaH中存在離子鍵，H與F的電負(fù)性差值為1.9，HF中存在共價鍵。
1.下列圖示中橫坐標(biāo)是表示元素的電負(fù)性數(shù)值，縱坐標(biāo)表示同一主族的五種元素的原子序數(shù)的是
解析 同主族元素自上而下原子半徑增大，原子對鍵合電子的吸引力逐漸減小，元素的電負(fù)性逐漸減弱，即同主族元素隨原子序數(shù)的增大，電負(fù)性降低，選項中符合該變化規(guī)律的為B所示圖像。
2.不能說明X的電負(fù)性比Y的電負(fù)性大的是A.與H2化合時X單質(zhì)比Y單質(zhì)容易B.X的最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應(yīng)水化物的 酸性強C.X原子的最外層電子數(shù)比Y原子最外層電子數(shù)多D.X單質(zhì)可以把Y從其氫化物中置換出來
解析 X的電負(fù)性比Y大，表明X的非金屬性比Y的非金屬性強。A、B、D均能說明X的非金屬性比Y強，原子的最外層電子數(shù)不能決定元素得失電子的能力。
3.下列元素的原子間最容易形成離子鍵的是A.Na和Cl B.S和OC.Al和Br D.Mg和S
解析 元素的電負(fù)性差值越大，越易形成離子鍵。S和O只形成共價鍵；Cl、Br、S中，Cl的電負(fù)性最大，Na、Mg、Al中，Na的電負(fù)性最小。
期表中相對位置關(guān)系為： ，然后依據(jù)同周期、同主族元素電負(fù)性變化規(guī)律，即可確定其電負(fù)性順序：D>C>B>A。
解析 根據(jù)題意可知A、B、C處于同一周期，且原子序數(shù)C>B>A，C、D處于同一主族，且C在D的下一周期。據(jù)此分析畫出A、B、C、D在周二、【拓展學(xué)習(xí)】
4.有短周期A、B、C、D四種元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的陽離子與D的陰離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，B的陰離子和C的陰離子電子層結(jié)構(gòu)相同，且C離子的核電荷數(shù)高于B離子，電負(fù)性順序正確的是A.A>B>C>D B.D>C>B>AC.C>D>B>A D.A>B>D>C
解析 元素的電負(fù)性越大，其原子在化合物中吸引電子的能力越強，C項正確、B項錯誤；元素的電負(fù)性大對應(yīng)原子的第一電離能不一定大，如：Mg的第一電離能大于Al的第一電離能，而Mg的電負(fù)性小于Al的電負(fù)性，A項錯誤；元素的電負(fù)性大，原子半徑不一定就小，D項錯誤。
5.對A、B兩種主族元素(除第ⅠA族)來說，下列敘述中正確的是A.A的電負(fù)性大于B，則A的第一電離能一定大于BB.A的電負(fù)性大于B，則A的失電子能力大于BC.A的電負(fù)性大于B，則A的得電子能力大于BD.A的電負(fù)性大于B，則A的原子半徑一定小于B
解析 第3周期元素的最高正價由＋1～＋7～0，C符合。
6.下圖中的曲線分別表示元素的某種性質(zhì)與核電荷數(shù)的關(guān)系(Z為核電荷數(shù)，Y為元素的有關(guān)性質(zhì))：
把與元素有關(guān)性質(zhì)相符的曲線的標(biāo)號填入相應(yīng)橫線上：(1)第ⅡA族元素原子的價電子數(shù)_____。
解析 第ⅡA族元素原子的價電子數(shù)均為2，B符合。
(2)第3周期元素的最高正化合價____。
解析 第2周期元素的第一電離能由小到大的順序為E(Li)