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1.3 第2课时　元素的电负性及其变化规律
【学习目标】
1.了解元素电负性的含义,能应用元素的电负性说明元素的某些性质。
2.了解电负性的周期性变化规律。
3.能根据元素的电负性资料,解释元素的“对角线规则”。
4.认识原子结构与元素性质的周期性变化的本质联系。　
【自主预习】
1.电负性
(1)概念:元素的原子在化合物中　　　　能力的标度。
(2)标准:指定氟的电负性为　　　　　　　　　,并以此为标准确定其他元素的电负性。
(3)变化规律
a.同一周期,从左到右,元素的电负性　　　　;
b.同一主族,自上而下,元素的电负性　　　　。
(4)应用
a.判断金属性、非金属性强弱
b.判断元素化合价的正负
c.判断化学键的类型
2.元素的化合价
(1)元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是　　　　　　有着密切的关系。
(2)除Ⅷ族的某些元素、氧元素、氟元素和0族元素外,元素的最高化合价等于它所在的　　　　。
(3)非金属元素的　　　　　　和它的　　　　的绝对值之和等于8(硼元素、氢元素、氧元素、氟元素除外)。
(4)稀有气体元素的化合价通常为　　　　;过渡金属元素的　　　　较多,但所具有的能量相差不大,因此过渡元素具有　　　　种价态。
3.元素周期律的实质
(1)同周期元素性质的递变性元素原子　　　　的递增。
(2)
【参考答案】1.吸引电子　4.0　递增　递减　越强　越强
2.价电子排布　族序数　最高化合价　负化合价　0　价电子数　多
3.价电子数　价电子排布　核外电子层数
【效果检测】
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(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)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。 (　　)
(4)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。 (　　)
(5)元素的电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。 (　　)
(6)用电负性数据不能判断某元素是金属元素还是非金属元素。 (　　)
【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)×
2.电负性差值较大的元素之间是不是一定形成离子键
【答案】不是一定形成离子键,如AlCl3、HF均为共价化合物。
3.Be的电负性与Al的相同,都为1.5,则Be能否与强碱溶液反应
【答案】Be与Al处于对角线位置,因为Al能与强碱溶液反应,所以Be也能与强碱溶液反应。
【合作探究】
任务1：电负性的变化规律
情境导入　2022年北京—张家口冬奥会是一场科技的盛会,奥运选手比赛服装中的科技含量很高,例如,速滑竞赛服中,在大腿的部位选择一种比普通纤维弹性强数十倍的橡胶材料,可以最大程度减少体力消耗;在右胯部的位置,则采用一种合成纤维,可有效减少摩擦力;而为了减少空气阻力,速滑竞赛服的手脚处使用了蜂窝样式的聚氨酯材料(某种聚氨酯的结构简式为),这些材料的选择都是为了最大限度提高运动员成绩。
问题生成
1.根据聚氨酯的结构简式可知其构成元素有C、H、O、N,这四种元素电负性最大的是哪个 请把C、H、O、N按电负性由大到小的顺序进行排序。
【答案】电负性最大的是O;电负性大小顺序为O>N>C>H。
2.电负性最大和最小的元素分别位于元素周期表什么位置(不考虑稀有气体元素)
【答案】电负性最大的元素位于元素周期表的右上方(F),电负性最小的元素位于元素周期表左下方(Cs)。
3.主族元素的电负性约为2的元素在元素周期表中什么位置
【答案】电负性约为2的元素在元素周期表中金属与非金属的分界线附近。
4.电负性有哪些递变规律
【答案】(1)同一周期元素从左到右,元素的电负性递增;
(2)同族元素自上而下,元素的电负性递减。
【核心归纳】
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
注:①稀有气体的电离能为同周期中最大。②同一周期,第一电离能:ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA。
【典型例题】
【例1】下列有关电负性的说法中不正确的是(　　)。
A.电负性越大的元素,原子对电子的吸引能力越强
B.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大
C.在元素周期表中,同周期主族元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D.形成化合物时,电负性越小的元素越容易显示正价
【答案】B
【解析】电负性的大小,表示不同元素的原子对电子吸引能力的强弱,电负性越大的元素,原子对电子的吸引能力越强,A项正确;N元素的电负性小于O元素的电负性,但N原子2p能级为半充满稳定状态,N的第一电离能大于O,B项错误;对于主族元素,同周期自左而右电负性逐渐增大,C项正确;电负性越小的元素,原子对电子的吸引能力越弱,元素的化合价为正值,电负性越大的元素原子对电子的吸引能力越强,元素的化合价为负值,D项正确。
【例2】下表给出的是8种元素的电负性的值:
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
估计钙元素的电负性的取值范围为(　　)。
A.小于0.8
B.大于1.2
C.在0.8与1.2之间
D.在0.8与1.5之间
【答案】C
【解析】同周期元素从左至右,元素电负性逐渐增大;同族元素从上到下,元素电负性逐渐减小,钙元素的电负性应小于Mg的而大于K的,即Ca的电负性在0.8与1.2之间,C项正确。
方法技巧：比较元素电负性大小的方法
(1)同一周期从左到右,原子电子层数相同,核电荷数增大,原子半径减小,原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强,电负性逐渐增大。
(2)同一主族从上到下,原子核电荷数增大,电子层数增大,原子半径增大,原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱,电负性逐渐减小。
(3)对副族而言,同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。因此,电负性大的元素位于元素周期表的右上角,电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
(4)非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
(5)二元化合物中,显负价的元素的电负性更大。
(6)不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素(与其中一种位于同主族或同周期)作为参照物。
任务2：电负性的应用
情境导入　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,原子之间通常形成共价键。
问题生成
1.请判断H、S、N、Si元素非金属性强弱顺序。
【答案】非金属性:N>S>H>Si。
2.根据题干信息,判断AlCl3、AlN和Al2S3是离子化合物还是共价化合物
【答案】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。
3.判断在化合物SiH4中,Si的化合价是-4还是+4
【答案】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,H为-1。
4.有机化合物A的结构简式为,根据电负性判断A中S和N之间的共用电子对偏向S还是N
【答案】元素的电负性越大,元素原子对电子的吸引力越强;电负性越小,元素原子对电子的吸引能力越弱。由于S元素的电负性小于N元素的电负性,即N元素对电子的吸引能力强,因此S和N之间的共用电子对偏向N。
【核心归纳】
一、电负性的应用
1.判断元素的金属性和非金属性及其强弱
(1)金属元素的电负性一般小于2,非金属元素的电负性一般大于2,而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在2左右,它们既有金属性,又有非金属性。
(2)金属元素的电负性越小,金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。
2.判断化学键的类型
一般地,如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们通常形成离子键,相应化合物为离子化合物;如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7,它们通常形成共价键,相应化合物为共价化合物,且电负性数值差值越大,共价键的极性越强。
3.判断化合物中的元素化合价的正负
在化合物中,电负性数值较小的元素吸引电子的能力较弱,其化合价为正;电负性数值较大的元素吸引电子的能力较强,其化合价为负。例如在NaH中,Na的电负性为0.9,H的电负性为2.1,钠的电负性小于氢的电负性,所以Na显正价,H显负价。
特别提醒：电负性应用的局限性
(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力强弱;并不是把电负性作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。
(2)元素电负性的值是相对量,没有单位。
(3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键,也不是所有电负性差值小于1.7的元素间一定形成共价键,应注意一些特殊情况。
二、元素的对角线规则
(1)在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物),这种相似性被称为“对角线规则”。
(2)处于“对角线”位置的元素,它们的性质具有相似性。
实例:①锂和镁的相似性;②铍和铝的相似性;③硼和硅的相似性。
【典型例题】
【例3】下列对电负性的理解错误的是(　　)。
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原子对电子吸引能力的强弱
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
【答案】D
【解析】一般来说,同周期元素从左到右,电负性逐渐增大,
同族元素从上到下,电负性逐渐减小,因此,电负性与原子结构有关。
【例4】下表给出了14 种元素的电负性。下列说法错误的是(　　)。
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
A.随着原子序数递增,元素的电负性呈周期性变化
B.元素电负性越大,其非金属性越强
C.根据电负性数据可知,Mg3N2中含有离子键
D.BeCl2 因含金属元素铍,故属于离子化合物
【答案】D
【解析】随着原子序数递增,元素的电负性呈周期性变化,A项正确;元素电负性越大,其非金属性越强,B项正确;根据电负性数据可知,Mg3N2中含有离子键,C项正确;BeCl2 属于共价化合物,D项错误。
【例5】对X、Y两种主族元素(ⅠA族除外)来说,下列叙述中正确的是(　　)。
A.X元素的电负性大于Y,则X的第一电离能一定大于Y
B.X元素的电负性大于Y,则X原子失电子的能力强于Y
C.X元素的电负性大于Y,则X原子得电子的能力强于Y
D.X元素的电负性大于Y,则X原子半径大于Y
【答案】C
【解析】A项,元素的电负性大,该元素的第一电离能不一定大,如O元素的电负性大于N元素,但N元素的第一电离能却大于O元素。B项,元素的电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度,与元素原子失电子的能力无关。C项,元素的电负性大小可用于判断原子得电子能力强弱,一般来说,X的电负性强于Y,则X原子得电子能力强于Y。D项,元素的电负性大,表明原子吸引电子的能力强,其原子半径越小。
【随堂检测】
1.下列原子的价电子排布中,电负性最小的是(　　)。
A.3s2 B.3s23p3 C.3s23p4 D.3s23p5
【答案】A
【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四项分别为Mg、P、S、Cl,Mg的电负性最小。
2.下列元素的电负性最大的是(　　)。
A.Na B.S C.O D.P
【答案】C
【解析】根据电负性变化规律可知,电负性大小为O>S>P>Na。
3.下列元素的原子间最容易形成离子键的是(　　)。
A.Na和Cl B.S和O
C.Al和Br D.Mg和S
【答案】A
【解析】元素的电负性差值越大,越易形成离子键。S和O只形成共价键;Cl、Br、S中,Cl的电负性最大,Na、Mg、Al中,Na的电负性最小。
4.(2021·天津卷)元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20,其原子半径和最外层电子数之间的关系如图所示。下列判断正确的是(　　)。
A.X的电负性比Q的大
B.Q的简单离子半径比R的大
C.Z的气态氢化物的热稳定性比Q的强
D.Y的最高价氧化物对应水化物的碱性比R的强
【答案】B
【解析】由原子半径和最外层电子数的关系可知,X、Y、Z、Q、R分别为C、Na、S、Cl、K。C的电负性比Cl的小,A项错误;核外电子排布相同时,核电荷数越大,离子半径越小,则Q的简单离子半径比R的大,B项正确;同周期元素,原子序数越大非金属性越强,气态氢化物越稳定,Z的气态氢化物的热稳定性比Q的弱,C项错误;金属性K>Na,元素的金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,D项错误。
5.(1)(2020·全国Ⅱ卷)钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。其组成元素的电负性大小顺序是　　　　　。
(2)(2021·山东卷)O、F、Cl电负性由大到小的顺序为　　　　　。
【答案】(1)O>Ti>Ca
(2)F>O>Cl
【解析】(1)CaTiO3中含有Ca、Ti、O三种元素,Ca、Ti是同为第四周期的金属元素,Ca在Ti的左边,根据同一周期元素的电负性从左往右依次增大,故电负性Ti>Ca,O为非金属元素,故其电负性最大。三者电负性由大到小的顺序为O>Ti>Ca。(2)电负性一定程度上相当于得电子能力,半径越小,得电子能力越强,电负性越大,半径由小到大的顺序为F、O、Cl,所以电负性大小顺序为F>O>Cl。
6.不同元素的原子吸引电子的能力大小可用一定数值X表示,X值越大,其原子吸引电子的能力越强,在所形成的化合物中为带负电荷的一方。下表是某些元素的X值:
元素符号 Li Be B C O F
X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
X值 0.93 1.60 1.90 2.19 2.55 3.16
(1)通过分析X值的变化规律,确定N、Mg的X值范围:　　　　(2)推测X值与原子半径的关系为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)如果X值为电负性的数值,试推断AlBr3中化学键的类型为　　　　。
(4)预测元素周期表中X值最小的元素(放射性元素除外)是　　　　。
【答案】(1)0.93　1.57　2.55　3.44
(2)同周期元素从左到右,随原子半径依次减小,X值依次增大;同主族元素从上到下,随原子半径的依次增大,X值依次减小
(3)共价键　(4)Cs(或铯)
【解析】(1)通过表中数据分析可知同周期从左到右,元素的X值依次增大,同主族从上到下,元素的X值依次减小,可判断X(Na)X(Mg),故0.93(3)根据表中数据的变化规律可得X(Br)7.处于相邻两个周期的主族元素A、B、C、D,它们的原子半径依次变小;A离子和B离子的电子层相差两层,且能形成BA2型的离子化合物;C的离子带3个单位正电荷;D的气态氢化物通式为H2D,D在它的最高价氧化物中的质量分数是40%,原子核中有16个中子。试回答下列问题:
(1)写出A、B、C、D的元素符号:
A　　　,B　　　,C　　　,D　　　。
(2)B、C、D的第一电离能从大到小的顺序为　　　　　　　　　　　　　(用元素符号表示,下同)。
(3)A、B、C的电负性从大到小的顺序为　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)向D的氢化物的水溶液中滴入少量A的单质,发生的现象为 　 。
写出有关反应的化学方程式: 　。
【答案】(1)Br　Mg　Al　S
(2)S>Mg>Al
(3)Br>Al>Mg
(4)溶液变浑浊;Br2的深红棕色褪去　H2S+Br2S↓+2HBr
【解析】由BA2为离子化合物可以推知,B为+2价,原子最外层有2个电子,A为-1价,原子最外层有7个电子。C最外层有3个电子。D在氢化物中呈-2价,最高价氧化物为DO3,由其中D占40%可求出D的相对原子质量为32,中子数为16,则质子数为32-16=16,即D为S,综合上述信息可以推出其他各元素。
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