1、第2课时元素的电负性及其变化规律发 展 目 标体 系 构 建1.认识元素的电负性的周期性变化。2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。3.了解元素周期律的应用价值。一、元素的电负性及其变化规律与应用1电负性(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。2电负性的变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。3电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。(2
2、)判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成共价键。微点拨：电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈周期性变化。二、元素周期律的实质1实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。2具体表现(2)主族元素是金属元素还是非金属元素原子中价电子的多少。微点拨：物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化，原子对电子吸引能力的不同(电负性不同)，是造成元素化学性质有差别的本质原因。1判断正误(正确的打“”，错误的打
3、“”)(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。()(2)非金属性越强的元素，电负性越小。()(3)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。()(4)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。()(5)电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。()2下列对电负性的理解不正确的是()A电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准B元素电负性的大小反映了元素的原子对键合电子吸引力的大小C元素的电负性越大，则元素的非金属性越强D元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关D电负性与原子结构有关。3在下列横线上，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
4、_，第一电离能最大的元素是_。(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是_，电负性最小的元素是_(放射性元素除外)。(3)最活泼的金属元素是_(放射性元素除外)。(4)最活泼的非金属元素是_。(5)第2、3、4周期元素中p轨道半充满的原子是_。(6)电负性相差最大的两种元素是_(放射性元素除外)。解析一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除A族、A族元素反常外)，同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第3周期中第一电离能最小的元素为Na，最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性
5、逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。答案(1)NaAr(2)FCs(3)Cs(4)F(5)N、P、As(6)F、Cs元素电负性的应用(素养养成证据推理与模型认知)电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力1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位置？提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。2电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？提示：不一定。如H的电负性为2.1，氟的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。1元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系元素的电负性用于判断一
6、种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。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。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。2元素的电负性与化学键类型的关系一般两成键元素电负性差值大于1.7，元素原子间形成的通常是离子键；两成键元素电负性差值小于1.7，元素原子间形成的通常是共价键，差值越大，形成的共价键极性越强，差值越小，形成的共价键极性越弱，当电负性差值为零时(一般为同种元素)，形成非极性共价键。电负性相等或相近的
7、金属元素的原子间以金属键结合。3电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 金属元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价
8、，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。【例1】已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是()AA中S和N的共用电子对偏向SBA中S和N的共用电子对偏向NCAlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物D在化合物SiH4中，Si的化合价是4价B元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于S元素的电负
9、性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确。AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误。Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是4价，H为1价，D项错误。运用电负性可以从量的角度对元素的性质进行分析，具有直观、可操作性强、可信度高等优点。根据电负性还可以判断化合物中化学键的类型，也可以比较元素金属性或非金属性的强弱，并进一步比较元素形成化合物的各种性质差异。1用电负性数据不能判断的是()
10、A某元素是金属元素还是非金属元素B氢化物HY和HX中键的极性强弱C化学键是离子键还是共价键D化合物的溶解度D一般认为，电负性大于2的是非金属元素，小于2的是金属元素，利用电负性可以判断元素是金属元素还是非金属元素，故A不符合。电负性越大的原子对键合电子的吸引力越强，即该原子与氢原子形成的化合物中键的极性越强，可以利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱，故B不符合。一般来说电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物，可以依据电负性数据判断化学键是离子键还是共价键，故C不符合；利用电
11、负性不能判断物质的溶解度，故D符合。2不能说明X的电负性比Y的电负性大的是()AX单质比Y单质容易与H2化合BX的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强CX原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多DX单质可以把Y从其氢化物中置换出来CA、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。判断元素电负性大小的方法(1)非金属电负性金属电负性；(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；(3)利用气态氢化物的稳定性；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；(5)利用单质与H2化合的难易；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；(
12、7)利用化合物中所呈现的化合价；(8)利用置换反应。元素推断题的解题思路和方法(素养养成证据推理与模型认知)1解题思路根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：2解题方法(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。与He电子层结构相同的离子：H、Li、Be2；与Ne电子层结构相同的离子：F、O2、Na、Mg2、Al3；与Ar电子层结构相同的离子：Cl、S2、K、Ca2。(2)利用常见元素及其化合物的特征形成化合物种类最多
13、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。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。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。单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。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。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。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。(3)利用一些规律元素周期表中的递变规律(“三角”规律
14、)若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：CAB；金属性：CAB；非金属性：BAC。元素周期表中的相似规律a同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；b元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。【例2】已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，B、C均可与A形成10电子分子，B、C位于同一周期，二者可以形成多种共价化合物，C、F位于同一主族，B元素
15、原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1。请回答下列问题：(1)E元素基态原子的电子排布式为_。(2)F元素原子的价电子轨道表示式为_。(3)F、G元素对应的最高价含氧酸中酸性较强的酸的化学式为_。(4)离子半径：D_(填“”或“”，下同)B3，第一电离能：B_C，电负性：C_F。(5)A、C形成的一种绿色氧化剂X有广泛应用，X分子中A、C原子个数比为11，X的电子式为_，试写出Cu、稀硫酸与X反应制备硫酸铜的离子方程式：_。解析A是元素周期表中原子半径最小的元素，A是H元素；C与A可形成10电子分子，C
16、元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，C为O元素；B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，B的价电子排布式为ns2np3，且B的原子序数小于C的，B为N元素；D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，D为Na元素；C、F位于同一主族，F为S元素；G是比F原子序数大的短周期主族元素，G为Cl元素；E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1，即最外层电子数为3，E的原子序数介于D和F之间，E为Al元素。(1)E为Al元素，基态Al原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1。(2)F为S元素，S原子的价电子轨道表示式为(3)F、G分别为S、Cl元素，S、Cl都是第3周期元素，同
17、周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，最高价含氧酸的酸性逐渐增强，故酸性：HClO4H2SO4。(4)D为Na，B3为N3，Na与N3具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：DC(O)。C、F分别为O、S元素，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，电负性：C(O)F(S)。(5)A、C分别为H、O元素，H、O形成的原子个数比为11的分子为H2O2，即X为H2O2，H2O2的电子式为。Cu、稀硫酸与H2O2反应制备CuSO4的化学方程式为CuH2SO4H2O2=CuSO42H2O，离子方程式为Cu2HH2O2=Cu22H2O。答案(1)1s22s22p63s23p11
18、a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b、c形成的化合物的电子式为，下列说法正确的是()A原子半径：acdbB电负性：abdcC原子序数：dacbD最高价氧化物对应水化物的酸性：cdaD由a的原子结构示意图可知x为2，a是硅元素，由b与c形成化合物的电子式可知c为A族元素，b为A族元素，因a、b、d同周期，可推知b为钠元素，d为磷元素，c为氮元素。根据元素在周期表中的位置和递变规律可知D项正确。2某短周期元素X的气态氢化物在高温下分解为固态的X单质和H2，分解反应前后气体的质量之比是171。下列有关叙述错误的是()AX的阴离子的电子排布式是1s2
19、2s22p63s23p6BX的最高价氧化物对应的水化物的酸性比砷酸强CX的最高价氧化物中，X的质量分数为50%DX的气态氢化物的水溶液呈酸性C由题意不难分析出X为S，其最高价氧化物为SO3，其中S的质量分数为100%40%，故C项错误。1鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是()A氧B氯C氟D硫答案C2下列各组元素按电负性大小排列正确的是()AFNOBOClFCAsPNDClSAsDA项ON；B项F的电负性最大；C项应为NPAs；D项正确。3具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是()A对应的氢氧化物是两性氢氧化物B具有负化合价C最高价氧化物对应的水化物是酸D具有可变化
20、合价B金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素，只有非金属元素才有负化合价。4已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是()AX与YBX与WCY与ZDY与WD如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。5(素养题)下面给出15种元素的电负性元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSiH电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.
21、12.51.82.1已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：Mg3N2_，BeCl2_，AlCl3_，SiC_。解析(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从LiF电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从NaCl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeC
22、l2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。(2)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。微专题1元素周期律的综合应用1同周期、同主族元素的结构与性质递变规律同周期(从左右)同主族(从上下)最外层电子数从1
23、递增到7(第一周期除外)相同金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价从17(O、F除外)，非金属元素最低负价(8族序数)(H等除外)最高正价族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价(8族序数)(H等除外)原子半径逐渐减小逐渐增大气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱第一电离能总体呈增大趋势逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小2.原子结构、元素性质和元素在周期表中的位置关系规律如图三条曲线表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是()A电负性：cbaB最简单氢化物的稳定性：cabC最
24、简单氢化物的相对分子质量：abcDI5：acbD同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素3p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去3s2中1个电子，3s2为全充满稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C。A项，同周期自左而右元素的电负性逐渐增大，同主族自上而下元素的电负性逐渐减小，故Si的电负性最小，错误；B项，非金属性越强，氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4稳定性最差，错误；C项，a、b、c相对应的最简单氢化物的相对分子质量分别为16、34、32，b的最大，错误；D项，C、S
25、i失去 4个电子后为全充满状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失去3s能级电子，二者能量相差不大，故第五电离能：CSiP，正确。1以下有关元素性质的说法中不正确的是()ANa、K、Rb，N、P、As，O、S、Se，Na、P、O元素的电负性依次递增的是B下列原子中，1s22s22p63s23p1，1s22s22p63s23p2，1s22s22p63s23p3，1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的元素是C某元素的逐级电离能(kJmol1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630
26、、17 995、21 703，该元素可能在第3周期A族D以下原子中，1s22s22p63s23p2，1s22s22p3，1s22s22p2，1s22s22p63s23p4半径最大的是B、中元素的电负性随原子序数增大而递减，中元素的电负性依次递增，A正确；B项，、中对应的元素分别是第3周期的Al、Si、P、S 4种元素，其中第一电离能最大的是磷元素，其3p轨道半充满，原子结构较稳定，故B错；由数据可知，元素第一电离能与第二电离能之间的差值明显小于第二电离能与第三电离能之间的差值，说明其最外层有2个电子，所以该元素可能在第3周期A族，C正确；1s22s22p63s23p2，1s22s22p3，1s
27、22s22p2，1s22s22p63s23p4对应的元素原子分别为Si、N、C、S，其中半径最大的是(硅原子)，D正确。2下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是()元素ABCDE最低化合价42121电负性2.52.53.03.54.0A.C、D、E的氢化物的稳定性：CDEB元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子C元素B、C之间不可能形成化合物D与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应D根据电负性和最低化合价，推知A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HFH2OHCl；B项
28、，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p轨道上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。3四种短周期主族元素在周期表中的相对位置如图所示，已知元素X的原子核外电子数是M的2倍。下列说法不正确的是()A第一电离能：XY，错误；B项，Mg为第3周期A族元素，镁单质可通过电解熔融MgCl2制备，正确；C项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，四种元素中非金属性最强的是N元素，所以酸性最强的是HNO3，正确；D项，气体分子(MN)2为
29、(CN)2，其电子式为NMMN，正确。4X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：元素相关信息XX的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等Y常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积ZZ和Y同周期，Z的电负性大于YWW的一种核素的质量数为63，中子数为34(1)Y位于元素周期表第_周期_族，Y和Z的最高价氧化物对应水化物的酸性较强的是_(写化学式)。(2)在HY、HZ两种共价键中，键的极性较强的是_。(3)W的基态原子核外电子排布式是_。解析由题给信息推出X元素基态原子的电子排布式：1s22s22p2，为碳元素；Y为硫元素；Z为氯元素；W为铜
30、元素。(1)硫元素位于元素周期表第3周期A族。(2)HY键为HS键，HZ键为HCl键，S的非金属性弱于Cl，原子半径：SCl，所以键的极性较强的是HCl键。(3)Cu原子的核外电子数为29,3d能级全充满，故基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1。答案(1)3AHClO4(2)HCl(3)1s22s22p63s23p63d104s1(或Ar3d104s1)5A、B、C、D、E、F为硫酸铝钾和硫酸铝铵的组成元素，A原子核外只有1种运动状态的电子，B、C元素位于第2周期且原子半径：BC，D与C同主族，E、F元素的电离能数据如下表：元素EF第一电离能
31、/kJmol1418.8577.5第二电离能/kJmol13 0521 816.7第三电离能/kJmol14 4202 744.8第四电离能/kJmol15 87711 577请回答下列问题：(1)A在元素周期表中属于_区元素。(2)基态E原子的电子排布式为_。(3)D、E、F离子半径大小顺序为_(用离子符号表示)。(4)B、C、D电负性大小顺序为_(用元素符号表示)。(5)参照表中数据，进行判断：Mg原子第一电离能_(填“大于”或“小于”)577.5 kJmol1。(6)通过上述信息和表中数据分析，为什么E原子失去核外第二个电子所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：_。解析硫酸铝钾和
32、硫酸铝铵的化学式分别为KAl(SO4)2、NH4Al(SO4)2，二者的组成元素有H、O、N、S、Al、K，需根据题目条件推出A、B、C、D、E、F所对应的元素。A原子核外只有1种运动状态的电子，说明A原子核外只有1个电子，A为H。H、O、N、S、Al、K六种元素中，只有O、N处于第2周期，且N的原子半径大于O，故B为N，C为O。与O元素同主族的应该是S，故D为S。根据E、F元素电离能数据可知，E元素的第一电离能和第二电离能相差很大，第二电离能与第三、四电离能相差不大，说明E原子最外层只有1个电子，故E为K，F为Al。(1)H的原子结构中只有1s上有1个电子，所以H属于s区元素。(2)E为K，
33、其原子核外有19个电子，基态K原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1或Ar4s1。(3)S2、Al3、K半径比较时，由于K、S2具有3个电子层，Al3只有2个电子层，所以K、S2的半径都大于Al3的半径，K和S2具有相同的电子层结构，原子序数越小，半径越大，故S2的半径大于K的半径。(4)元素非金属性越强，其电负性越大，故电负性：ONS。(5)Mg原子的价电子排布式为3s2，处于全充满状态，失去3s2上的1个电子比Al原子失去3p1上的1个电子更难，故Mg原子的第一电离能大于577.5 kJmol1。答案(1)s(2)1s22s22p63s23p64s1(或Ar4s1)(3)S2KAl3(4)ONS(5)大于(6)K原子失去一个电子后，K已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难
