高中化学第1章原子结构与元素性质第3节第2课时元素电负性其变化规律教案选择性高中选择性化学教案

第2课时元素的电负性及其变化规律发展目标系统建立认识元素的电负性的周期性变化。知道原子核外电子排布体现周期性变化是致使电负性周期性变化的原由。认识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．电负性观点：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标正确立其余元素的电负性。2．电负性的变化规律同一周期，从左到右，元素的电负性递加。同一主族，自上而下，元素的电负性递减。3．电负性的应用判断金属性和非金属性的强弱往常，电负性小于2的元素为金属元素(大多数)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易体现负价；电负性小的元素易体现正价。判断化学键的种类电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性同样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天性质，跟着原子序数的递加呈周期性变化。二、元素周期律的实质1．实质：元生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．详细表现(2)主族元素是金属元素仍是非金属元素

取决于――→原子中价电子的多少。微点拨：物质发生化学反响时，是原子的外层电子在发生变化，原子对电子吸引能力的不一样(电负性不一样)，是造成元素化学性质有差其余实质原由。1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)同周期元素中，罕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。(×)电负性与第一电离能对比是与物质宏观性质表现关系性更强的参数。2．以下对电负性的理解不正确的选项是( )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应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，与原子构造没关D[电负性与原子构造有关。

]3．在以下横线上，填上适合的元素符号。(1)在第3周期中，第一电离能最小的元素是

________，第一电离能最大的元素是________。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)。最开朗的金属元素是________(放射性元素除外)。最开朗的非金属元素是________。(5)第2、3、4周期元素中p轨道半充满的原子是________________。电负性相差最大的两种元素是________________(放射性元素除外)。[分析]一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈渐渐增大的趋向(除ⅡA族、ⅤA族元素失常外)，同周期中碱金属元素的第一电离能最小，罕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渐渐增大，同主族从上到下元素的电负性渐渐减小，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)Na

Ar

(2)F

Cs

(3)Cs

(4)F(5)N、P、As

(6)F

、Cs元素电负性的应用(修养养成——凭证推理与模型认知

)电负性用来权衡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地点？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的两种元素必定能形成离子化合物吗？提示：不必定。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种元素是金属元素仍是非金属元素，以及元素的开朗性。往常，电负性小于

2的元素，大多数是金属元素；电负性大于

2的元素，大多数是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越开朗；金属元素的电负性越小，金属元素越开朗。比如，氟的电负性为4.0，是最开朗的非金属元素；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种类的关系一般两成键元素电负性差值大于1.7，元素原子间形成的往常是离子键；两成键元素电负性差值小于1.7，元素原子间形成的往常是共价键，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。电负性相等或邻近的金属元素的原子间以金属键联合。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权衡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衰，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，同一周期的左侧，同一族的下边，电负性值较小，在形成化合物时，简单失掉电子进而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右侧，同一族的上边，电负性值较大，在形成化合物时，简单获得电子从而形成负价。关于大多数非金属元素，在形成化合物时，既能够在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也能够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、1.53.0、1.8。一般以为，假如两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间往常形成离子

、键；假如成键元素间的电负性差值小于

1.7，往常形成共价键。某有机化合物

A的构造简式为，以下有关说法正确的选项是( )A．A中S和N的共用电子对倾向SB．A中S和N的共用电子对倾向NC．AlCl3、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[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。因为S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，所以S和N的共用电子对倾向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，所以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。]运用电负性能够从量的角度对元素的性质进行剖析，拥有直观、可操作性强、可信度高等长处。依据电负性还能够判断化合物中化学键的种类，也能够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样性质差异。1．用电负性数据不可以判断的是( )A．某元素是金属元素仍是非金属元素B．氢化物HY和HX中键的极性强弱C．化学键是离子键仍是共价键D．化合物的溶解度D[一般以为，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仍是非金属元素，

故A不切合。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，能够利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱，故B不切合。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，能够依照电负性数据判断化学键是离子键仍是共价键，故C不切合；利用电负性不可以判断物质的溶解度，故

D切合。]2．不可以说明

X的电负性比

Y的电负性大的是

(

)A．X单质比

Y单质简单与

H2化合B．X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C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质能够把Y从其氢化物中置换出来[A、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可以决定元素得失电子的能力。]判断元素电负性大小的方法非金属电负性>金属电负性；运用同周期、同主族电负性变化规律；利用气态氢化物的稳固性；利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；利用单质与H2化合的难易；利用单质与水或酸反响置换氢的难易；利用化合物中所体现的化合价；利用置换反响。元素推测题的解题思路和方法(修养养成——凭证推理与模型认知)1．解题思路依据原子构造、元素周期表的知识及有关已知条件，可计算原子序数，判断元素在周期表中的地点等，基本思路以下：2．解题方法利用罕有气体元素原子构造的特别性罕有气体元素原子的电子层构造与同周期的非金属元素的阴离子的电子层构造同样，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层构造同样。①与He电子层构造同样的离子：H－、Li＋、Be2＋；②与Ne电子层构造同样的离子：－2－＋2＋、Al3＋F、O、Na、Mg；③与Ar电子层构造同样的离子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。利用常有元素及其化合物的特点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往常状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响，又能与强碱反响的元素是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响的元素是N；能起氧化复原反响的元素是S。⑧元素的单质在常温下能与水反响放出气体的短周期元素是Li、Na、F。利用一些规律①元素周期表中的递变规律(“三角”规律)若A、B、C三元素位于元素周期表中以下图地点，则有关的各样性质均可排出次序(但D不可以参加摆列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。②元素周期表中的相像规律a．同主族元生性质相像

(因为最外层电子数均同样

)；b．元素周期表中位于对角线地点

(图中

A、D地点)的元生性质相像，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，它们的原子序数挨次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D3B中阴、阳离子拥有同样的电子层构造，B、C均可与A形成10电子分子，B、C位于同一周期，两者能够形成多种共价化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，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

C元素原1。请回答以下问题：(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________。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有宽泛应用，X分子中A、C原子个数比为1∶1，X的电子式为________，试写出Cu、稀硫酸与X反响制备硫酸铜的离子方程式：_______________________________________________________________________________________________________________________。[分析]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23，且B的原子序数小于C的，层的p能级上的电子处于半满状态，B的价电子排布式为nsnpB为N元素；DB中阴、阳离子拥有同样的电子层构造，D为Na元素；C、F位于同一主族，3F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，同周期元素从左到右，元素的非金属性渐渐加强，最高价含氧酸的酸性渐渐加强，故酸性：HClO4>H2SO4。(4)D＋为Na＋，B3－为N3－，Na＋与N3－拥有同样的电子层构造，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：D＋<B3－。B、C分别为N、O元素，第一电离能：B(N)>C(O)。C、F分别为O、S元素，同主族元素从上到下，元素的电负性渐渐减小，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1∶1的分子为H2O2，即X为H2O2，HO的电子式为。Cu、稀硫酸与HO反响制备CuSO的化学方程式为Cu＋22224H2SO＋HO===CuSO＋2HO，离子方程式为＋2＋＋2HO。Cu＋2H＋H2O2===Cu422422[答案]22621(1)1s2s2p3s3p1．a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子构造表示图为，b、c形成的化合物的电子式为，以下说法正确的选项是( )A．原子半径：a>c>d>bB．电负性：a>b>d>cC．原子序数：d>a>c>bD．最高价氧化物对应水化物的酸性：c>d>a[由a的原子构造表示图可知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ⅤA族元素，b为ⅠA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。依据元素在周期表中的地点和递变规律可知

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，分解反响前后气体的质量之比是

17∶1。以下有关表达错误的选项是

(

)A．X的阴离子的电子排布式是226261s2s2p3s3pB．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比砷酸强C．X的最高价氧化物中，X的质量分数为50%D．X的气态氢化物的水溶液呈酸性C[由题意不难剖析出X为S，其最高价氧化物为32SO，此中S的质量分数为×100%380＝40%，故C项错误。]1．鲍林的电负性是以最开朗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．以下各组元素按电负性大小摆列正确的选项是( )A．F>N>O

B．O>Cl>FC．As>P>N

D．Cl>S>As[A项O>N；B项F的电负性最大；C项应为N>P>As；D项正确。]3．拥有以下特点的元素，必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．拥有负化合价C．最高价氧化物对应的水化物是酸D．拥有可变化合价[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，两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( )A．X与

Y

B．X与

WC．Y与

Z

D．Y与

WD[假如两个成键元素间的电负性差值大于

1.7，原子之间往常形成离子键；

假如两个成键元素间的电负性差值小于5．(修养题)下边给出

1.7，往常形成共价键。15种元素的电负性

]元

Al

BBe

CCl

F

Li

Mg

N

Na

O

P

SSi

H素电负1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1性已知：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。依据表中给出的数据，可推知元素的电负性拥有的变化规律是_____________________________________________________。判断以下物质是离子化合物仍是共价化合物：Mg3N2______________，BeCl2______________，AlCl3______________，SiC______________。[分析](1)把表中元素按原子序数递加的次序排序，而后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又忽然变小，从Na→Cl又渐渐增大，所以跟着原子序数的递加，元素的电负性呈周期性变化。(2)依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；BeCl、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于21.7，形成共价键，为共价化合物。[答案](1)随原子序数的递加，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。离子键和共价键之间没有绝对的界线。一般以为：假如两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间往常形成离子键；假如两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间往常形成共价键。微专题1元素周期律的综合应用1．同周期、同主族元素的构造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递加到7(第一周期除外)同样金属性渐渐减弱渐渐加强非金属性渐渐加强渐渐减弱最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金最高正价＝族序数(O、F除主要化合价属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等外)，非金属元素最低负价＝除外)－(8－族序数)(H等除外)原子半径渐渐减小渐渐增大气态氢化物的稳渐渐加强渐渐减弱定性最高价氧化物对应水化物的酸碱碱性渐渐减弱，酸性渐渐加强碱性渐渐加强，酸性渐渐减弱性第一电离能整体呈增大趋向渐渐减小电负性渐渐增大渐渐减小原子构造、元生性质和元素在周期表中的地点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向。以下说法正确的选项是( )A．电负性：c>b>aB．最简单氢化物的稳固性：c>a>bC．最简单氢化物的相对分子质量：a>b>cD．I5：a>c>bD[同主族元素自上而下第一电离能渐渐减小，P元素3p能级为半充满稳固状态，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掉3s2中1个电子，3s2为全充满稳固状态，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渐渐增大，同主族自上而下元素的电负性渐渐减小，故

Si

的电负性最小，错误；

B项，非金属性越强，氢化物越稳固，Si

的非金属性最弱，故

SiH4稳固性最差，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、Si失掉态，能量更低，再失掉1个电子时，第五电离能与第四电离能相差较大，

4

个电子后为全充满状P失掉4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失掉

3s

能级电子，两者能量相差不大，故第五电离能：C>Si>P，正确。

]1．以下有关元生性质的说法中不正确的选项是( )A．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O元素的电负性挨次递加的是④226212262B．以下原子中，①1s2s2p3s3p，②1s2s2p3s3p

22262，③1s2s2p3s3p

32262，④1s2s2p3s3p

4对应的第一电离能最大的元素是④C．某元素的逐级电离能

(kJ·mol

－1)分别为

738、1451、7733、10540、13630、17995、21703

，该元素可能在第

3周期ⅡA族D．以下原子中，①

1s

22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半径最大的是①[①、②、③中元素的电负性随原子序数增大而递减，④中元素的电负性挨次递加，A正确；B项，①、②、③、④中对应的元素分别是第

3周期的

Al、Si、P、S4

种元素，其中第一电离能最大的是磷元素，其

3p轨道半充满，原子构造较稳固，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显然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ⅡA族，C正确；①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4对应的元素原子分别为Si、N、C、S，此中半径最大的是①(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，以下判断正确的选项是( )元素

A

B

C

D

E最低化合价

－4

－2

－1

－2

－1电负性

4.0A.C、D、E的氢化物的稳固性：C>D>EB．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态同样的电子C．元素B、C之间不行能形成化合物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发生置换反响[依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，稳固性：HF>H2O>HCl；B项，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，且自旋状态同样；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发生置换反响生成NaOH和H2。]3．四种短周期主族元素在周期表中的相对地点以下图，已知元素X的原子核外电子数是M的2倍。以下说法不正确的选项是( )A．第一电离能：X<YB．X位于第3周期ⅡA族，其单质可经过电解其熔融氯化物制备C．元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是HNO3D．气体分子(MN)2的电子式为﹕N??M﹕M??N﹕[依据元素在周期表中的地点可知，M和N位于第2周期，X和Y位于第3周期，设M原子核外电子数为x，则X原子核外电子数为x＋6，又X原子核外电子数是M的2倍，故有2x＝x＋6，解得x＝6，则M为C元素，X为Mg元素，依据元素在周期表中的相对地点可知，Y是Al元素，N为N元素。A项，Mg原子的3s能级为全充满状态，比较稳固，故元素的第一电离能：X>Y，错误；B项，Mg为第3周期ⅡA族元素，镁单质可经过电解熔融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(CN)2，其电子式为﹕N??M﹕M??N﹕，正确。]4．X、Y、Z、W是元素周期表前周围期中的四种常有元素，其有关信息以下表：元素有关信息X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常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口邻近堆积Z和Y同周期，Z的电负性大于YW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H—Y、H—Z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__________________。[分析]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为铜元素。(1)硫元素位于元素周期表第

3周期ⅥA族。(2)H—Y键为

H—S键，H—Z键为

H—Cl

键，S的非金属性弱于

Cl，原子半径：

S＞Cl，所以键的极性较强的是

H—Cl

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[Ar]3d

104s1。[答案]

(1)3

ⅥA

HClO4

(2)H—Cl(3)1s

22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d

104s1)5．A、B、C、D、E、F为硫酸铝钾和硫酸铝铵的构成元素，

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：

B>C，D与

C同主族，