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2.2 第3课时　元素电负性的周期性变化
【学习目标】
1.能解释主族元素电负性变化的一般规律。
2.能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律,推断化学键的类型。
3.初步形成不同事物之间存在内在联系的观点。
【合作探究】
【学习情境】
　　鲍林被认为是20世纪对化学科学影响最大的人物之一。鲍林在研究化学键键能的过程中发现,对于同核双原子分子,化学键的键能会随着原子序数的变化而发生变化。为了定量或定性描述各种化学键的键能以及其变化趋势,鲍林于1932年首先提出了用以描述原子核对电子吸引能力的电负性概念,并且提出了定量衡量原子电负性的计算公式。电负性这一概念简单、直观,物理意义明确并且不失准确性,至今仍获得广泛应用,它是描述元素化学性质的重要指标之一。
任务1　电负性的周期性变化
【新知生成】
1.电负性的含义:元素的原子在化合物中　　　　　能力的标度。元素的电负性越大,表示其原子在化合物中　　　　　的能力越强。
2.电负性的标准:以最活泼的非金属氟的电负性为　　　　作为相对标准,计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
3.电负性数值表如图所示:
4.电负性变化规律:在元素周期表中,同周期从左至右,元素的电负性逐渐　　　　,同主族从上至下,元素的电负性逐渐　　　　。
【答案】1.吸引电子　吸引电子　2.4.0　4.增大　减小
【核心突破】
　　典例1　下列有关电负性的说法中正确的是 (　　)
A.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大
B.在元素周期表中,同周期元素电负性从左到右越来越小
C.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性
D.在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显示正价
【答案】D
【解析】铅的电负性为1.9,硅的电负性为1.8,C项错误。
　　典例2　元素电负性随原子序数的增大而增大的是 (　　)
A.Li、Na、K B.N、P、As C.O、S、Cl D.Si、P、Cl
【答案】D
【解析】同周期从左向右,电负性越来越大;同主族,自上而下,电负性越来越小。A、B两项中元素均为同一主族,电负性随着原子序数的增大而减小;C项中,O、S同主族,电负性:O>S,S、Cl同周期,电负性:Cl>S;D项中为同一周期元素,电负性随原子序数的增大而增大。
归纳总结　元素电负性的周期性变化
1.同一周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大,并呈现周期性变化。
2.同一主族从上到下,元素的电负性逐渐减小。
特别提醒:
(1)元素电负性的概念最先是由鲍林于1932年在研究化学键性质时提出来的。以氟的电负性为4.0作为相对标准,然后根据化学键的键能推算其他元素的相对电负性的数值,后人做了更精确的计算,数值有所修改。
(2)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。
　　训练1　下列说法正确的是 (　　)
A.ⅥA族元素中,O的电负性最小
B.最外层都只有一个电子的原子,其性质一定完全相同
C.元素的电负性越大,表示该元素原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.同一周期从左到右,主族元素的电负性逐渐减小
【答案】C
【解析】同主族元素从上到下,电负性逐渐减小,则ⅥA族元素中,O的电负性最大,A项错误;最外层都只有一个电子的原子,如Na和H,其性质不同,B项错误;同一周期,随着原子序数的增大,主族元素的电负性逐渐增大,D项错误。
　　训练2　下列外围电子排布式表示的四种元素中,电负性最大的是 (　　)
A.4s1 B.2s22p3 C.3s23p4 D.3d64s2
【答案】B
【解析】由外围电子排布式可知,A项元素是K,B项元素是N,C项元素是S,D项元素是Fe。根据元素的性质及元素周期律可知,氮元素的电负性最大。
任务2　元素电负性的应用
【新知生成】
电负性的应用
(1)共价化合物中,两种元素电负性差值越大,它们形成共价键的极性就　　　　。
(2)两元素电负性差值大于1.7时,一般形成离子键,小于1.7时,一般形成共价键,如AlCl3中两元素的电负性之差为　　　　,因此AlCl3含有　　　　键,属于　　　　化合物。
【答案】(1)越强 (2)1.5　共价　共价
【核心突破】
　　典例3　1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。电负性(用χ表示)也是元素的一种重要性质,原子序数小于20的16种元素的电负性数值如表所示:
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
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
请回答下列问题:
(1)预测周期表中电负性最大的元素应为　　　(稀有气体元素除外),电负性最小的元素应为　 (放射性元素除外);估计钙元素的电负性的取值范围　　　　<χ<　　　　。
(2)根据表中所给数据分析,同主族内的不同元素电负性χ变化的规律是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　;简述元素电负性χ的大小与元素金属性、非金属性之间的关系:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
【答案】(1)F　Cs　0.8　1.2
(2)同主族元素从上到下,电负性逐渐减小　电负性越大,元素的非金属性越强,金属性越弱;电负性越小,元素的金属性越强,非金属性越弱
【解析】(1)由表中数据可知,元素的非金属性越强,其电负性数值越大,元素的金属性越强,其电负性数值越小,故周期表中电负性最大的元素应为F(稀有气体元素除外),电负性最小的元素应为Cs(放射性元素除外);钙的金属性强于同主族的镁,故其电负性小于1.2,金属性弱于同周期的K,故其电负性大于0.8,故钙的电负性的取值在0.8至1.2之间。
　　典例4　下表是某些短周期元素的电负性数值(鲍林标度)。
元素符号 Li Be N O F Na Mg Al P S Cl
电负性数值 1.0 1.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.0
　　(1)根据表中数据归纳元素的电负性的变化规律:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)试推测,前四周期元素中电负性最小的元素与电负性最大的元素分别是　　　　元素,写出这两种元素形成的化合物的电子式:　　　　。
(3)预测Si元素电负性的范围:　　　　。
(4)一般认为,如果两种成键元素之间的电负性差值大于
1.7,它们的原子之间通常形成离子键,电负性差值小于1.7通常形成共价键。请据此预测LiCl属于离子化合物还是共价化合物:　　　　。
【答案】(1)同一周期,从左到右元素的电负性递增;同一主族,自上而下元素的电负性递减
(2)K、F　K+]-
(3)1.5~2.1
(4)离子化合物
【解析】(1)由表中数据可知:同一周期,从左到右元素的电负性递增;同一主族,自上而下元素的电负性递减。
(2)前4周期元素中电负性最小的元素为K,电负性最大的元素为F,二者形成的化合物为KF,KF为离子化合物,由钾离子(K+)和氟离子(F-)构成。
(3)由表中数据可知,同一周期元素从左至右电负性递增,而同主族元素从上到下电负性递减,因而Si元素的电负性应小于P的而大于Al的,即Si的电负性的取值范围为1.5~2.1。
(4)Li的电负性为1.0,Cl元素的电负性是3.0,二者差值为2.0,大于1.7,所以LiCl为离子化合物。
归纳总结　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1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在1.8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,且电负性差值越大,共价键的极性越强。
3.判断化合物中元素化合价的正负
在化合物中,电负性较小的元素吸引电子的能力较弱,元素的化合价为正值,电负性较大的元素吸引电子的能力较强,元素的化合价为负值。
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。
注意:电负性应用的局限性
(1)电负性描述的是原子对电子吸引能力强弱,并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)并不是电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键,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。
　　训练3　下列元素中,非金属性最强的是 (　　)
A.Cl B.P C.F D.S
【答案】C
【解析】同周期主族元素从左到右非金属性依次增强,所以非金属性Cl>S>P,同主族元素自上而下非金属逐渐减弱,所以非金属性F>Cl。综上所述,非金属性最强的是F。
　　训练4　已知X、Y元素同周期,且电负性X>Y,下列说法可能错误的是 (　　)
A.第一电离能:YB.气态氢化物的稳定性:HmYC.最高价含氧酸的酸性:X>Y
D.X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
【答案】A
【解析】据电负性X>Y推知,原子序数:X>Y,由于同周期元素,第一电离能从左到右呈增大趋势,但有反常,如ⅡA族和ⅤA族元素,电离能比相邻元素的高,如电负性:O>N,而第一电离能:N>O,A项错误;氢化物的稳定性:HmY课堂小结
【随堂检测】
1.下列对电负性的理解不正确的是 (　　)
A.电负性是元素固有的性质,与原子结构无关
B.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准
C.根据电负性的大小,可判断化合物XY中两元素化合价的正负
D.电负性的大小反映了不同元素的原子对电子吸引力的大小
【答案】A
【解析】电负性的大小反映了不同元素的原子对电子吸引力的大小,与原子结构有关。
2.科学家通过观察金星的酸性云层,分析出金星存在磷化氢气体,从而推测金星可能存在生命的迹象。下列关于P元素的说法中,不正确的是 (　　)
A.第一电离能:PB.原子半径:SC.非金属性:PD.电负性:P【答案】A
【解析】P的3p能级处于半充满稳定结构,比同周期ⅥA族的S元素原子难失去电子,第一电离能较大,即第一电离能:S3.前四周期元素X、Y、Z、Q、W原子序数依次增大,X的单质在空气中含量最多,Y为地壳中含量最高的元素,Z原子在其所在周期中除稀有气体外半径最大,Q与X同主族,W原子的N能层只有一个电子,其余能层全部排满。下列说法正确的是 (　　)
A.元素W处于元素周期表第4周期ⅠA族
B.元素的电负性:X>Y
C.元素Q的简单气态氢化物的热稳定性比Y的强
D.元素Y、Z形成的化合物是离子化合物
【答案】D
【解析】前四周期元素X、Y、Z、Q、W原子序数依次增大,X的单质在空气中含量最多,则X为氮;Y为地壳中含量最高的元素,则Y为氧;W原子的N能层只有一个电子,其余能层全部排满,则W为铜;Q与X同主族,且原子序数小于铜,则Q为磷;Z原子在其所在周期中除稀有气体外半径最大,则Z为钠。铜处于周期表第4周期ⅠB族,A项错误;同周期从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐变强,元素的电负性逐渐变强,元素电负性:NP,则稳定性:H2O>PH3,C项错误;O、Na形成的化合物为Na2O或Na2O2,二者均是离子化合物,D项正确。
4.下表是某些短周期元素的电负性(χ)值:
元素符号 Li Be B C O F
χ值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
χ值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系:　 。
(2)某有机化合物的结构简式为,
其中C—N键中,你认为共用电子对偏向于　　　　(写原子名称)一方。
(3)经验规律告诉我们:两成键元素的电负性χ的差值(Δχ)>1.7时,它们之间通常形成离子键;Δχ<1.7时,通常形成共价键。结合以上问题分析AlBr3中的化学键类型:　　　　。
【答案】(1)元素的电负性越大,原子吸引电子的能力越强
(2)氮　(3)共价键
【解析】(1)由表中数据可知,电负性越大的元素,其非金属性越强,在反应中越易得到电子。
(2)对比C、N的χ值,应用题干中的信息,即可得出共用电子对偏向N一方。
(3)Cl与Al的Δχ为3.0-1.5=1.5<1.7,Br的χ值小于Cl的χ值,故AlBr3中成键的两原子相应元素的Δχ<1.7,为共价键。
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