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第2课时　元素电负性的周期性变化
1.能从电子排布的角度解释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。
电负性及其变化规律与应用
学习任务一
1.电负性
(1)概念:元素的原子在化合物中 的能力。
(2)标准:指定氟元素的电负性为 ,并以此为标准确定其他元素的电负性。
(3)意义:元素的电负性越大,表明元素原子在化合物中 ,反之,电负性越小,相应原子在化合物中 。
吸引电子
4.0
吸引电子能力越大
吸引电子能力越小
2.主族元素电负性的变化规律
(1)同一周期,从左到右,主族元素的电负性逐渐 ,非金属性逐渐 ,金属性逐渐 。
(2)同一主族,从上到下,元素的电负性呈 的趋势,金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。
增大
增强
减弱
减小
增强
减弱
3.电负性的应用
(1)判断元素金属性或非金属性的强弱。
①一般认为,电负性大于1.8的元素为 元素,电负性小于1.8的元素为 元素,电负性在1.8左右的元素,一般位于金属与非金属分界线附近,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。
非金属
金属
(2)判断化合物中元素化合价。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 ,元素的化合价为
值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ,元素的化合价为
值。
(3)判断化合物中化学键的类型。
一般认为,如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成 ;如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成 。
弱
正
强
负
离子键
共价键
电负性标度的建立是为了量度原子对成键电子吸引能力的相对大小。基于建立模型的不同思路和方法,可以有不同的电负性标度。其中,鲍林标度由于提出最早、数据易得、使用方便,成为应用最广泛的标度方式。元素电负性因有不同的标度而有不同的数据,在讨论问题时要注意使用同一标度下的数据。
下表为部分主族元素的鲍林标度电负性数值:
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
探究　元素电负性变化规律及应用
问题1:根据表中数据分析,同主族元素的电负性有何变化规律 同周期元素的电负性与原子半径间有何关系 是否像第一电离能那样存在特殊变化规律
提示:同主族元素,核电荷数越大,电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而单调递增。不存在像第一电离能那样的特殊变化规律。
问题2:结合递变规律预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素 电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
问题3:一般两种元素的电负性差值小于 1.7时,两者形成的化学键为共价键,大于1.7时,形成离子键,据此判断氯化铍中的化学键是离子键还是共价键
提示:氯化铍中两种元素的电负性差值为1.5,小于 1.7,所以属于共价键。
问题4:利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
提示:由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg,所以Ca的电负性范围为0.8～1.2。
问题5:结合电负性数值判断乙醇中两个C的化合价分别是多少
提示:与氧原子直接相连的C化合价为-1价,另一个C化合价为-3价。
电负性应用注意事项
(1)电负性描述的是元素原子在化合物中吸引电子能力的大小,并不能把电负性的大小作为衡量金属元素和非金属元素的绝对标准。
(2)元素电负性的值是个相对的值,没有单位。
(3)并不是所有电负性差值大的元素原子之间都形成离子键,电负性差值小的元素原子之间都形成共价键,应注意一些特殊情况。如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。
(4)电负性数值相同,元素的非金属性或金属性不一定相同,如N和Cl的电负性数值相同,但N的非金属性弱于Cl的。
归纳拓展
题点一　电负性的比较
1.1828年德国化学家维勒首次使用无机物合成了有机物尿素,打破了无机物与有机物的人为界限,冲击了“有机物就是有生命力的物质”这一说法,从此有机化合物的概念失去了原有的意义。尿素[CO(NH2)2]中四种元素的电负性最大的是(　　)
A.H B.O C.N D.C
B
【解析】 四种元素中,H的非金属性最弱,电负性最小,O与C、N处于同周期,同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大,所以电负性O>N>C>H,B符合题意。
2.下列不能说明X的电负性比Y的电负性大的是(　　)
A.与H2化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强
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单质可以把Y从其氢化物中置换出来
C
【解析】 X的电负性比Y的大,可说明X的非金属性比Y的强,A、B、D项均是证明X的非金属性强于Y的实验依据,而C项则不是实验依据。
3.下列是几种元素基态原子的电子排布,电负性最大的元素是(　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
【解析】 A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca,电负性最大的元素是O。
题点二　电负性的应用
4.下列各元素,最易形成离子化合物的是(　　)
①第3周期第一电离能最小的元素
②原子外围电子排布式为2s22p6的元素
③2p轨道为半充满的元素
④电负性最大的元素
A.①② B.③④ C.②③ D.①④
D
【解析】 活泼金属元素与活泼非金属元素易形成离子化合物。第3周期第一电离能最小的元素是钠,易失去电子;原子外围电子排布式为2s22p6的元素是氖,化学性质不活泼;2p轨道为半充满的元素是氮,为非金属元素;电负性最大的元素是氟,非金属性最强。故最易形成离子化合物的是钠和氟。
5.电负性是一种重要的元素性质,某些元素的电负性(鲍林标度)数值如下表所示:
D
元素 H Li O Al P S Cl
电负性 2.1 1.0 3.5 1.5 2.1 2.5 3.0
下列说法不正确的是(　　)
A.LiAlH4中H显-1价,该物质具有还原性
B.非金属性:O>Cl
C.最高价含氧酸的酸性:H2SO4>H3PO4
D.Si的电负性范围在2～3之间
【解析】 Li、Al、H三种元素中,H的电负性最大,所以LiAlH4中H显-1价,该物质具有还原性,故A正确;O的电负性大于Cl的,元素的电负性越大,其非金属性越强,所以非金属性O>Cl,故B正确;非金属性S>P,则最高价含氧酸的酸性H2SO4>H3PO4,故C正确;Si位于周期表第3周期 ⅣA族,其电负性应介于它前面的元素Al和它后面的元素P之间,即Si的电负性范围在1.5～2.1 之间,故D错误。
元素周期律的应用及“对角线”规则
学习任务二
1.元素周期律对人们认识原子结构和 的关系具有指导意义。
2.元素周期律为人们寻找新材料提供了科学的途径。如在 ⅠA族可以找到制造 材料的元素;在 ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的
材料的元素。
3.利用“对角线”规则判断元素的性质
“对角线”规则:在元素周期表中,某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似。如
元素性质
光电
半导体
一种元素及其化合物的性质与周期表中它左上方或右下方的另一种元素及其化合物的性质具有的相似性超过了同族元素,元素间的这种关系称作“对角线”规则。有人认为这种相似性与这些元素的电负性值接近有关,如第2、3周期中,具有典型“对角线”规则的三对元素:
探究　“对角线”规则的理解与应用
问题1:元素周期表中所有处于对角线位置关系的元素间均符合“对角线”规则吗
提示:“对角线”规则是一条经验规则,不是定理,如在第2、3周期中,具有典型“对角线”规则的元素只有三对。
问题2:已知AlCl3为共价化合物,据此推测BeCl2属于离子化合物还是共价化合物
提示:根据“对角线”规则可知,BeCl2属于共价化合物。
用“对角线”规则识记元素及其化合物知识
1.锂与镁的相似性
(1)锂和镁在氧气中燃烧均生成氧化物,而不是过氧化物、超氧化物。
(2)锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物。
(3)锂、镁与水反应均较缓慢。
(4)锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水。
(5)锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳。
归纳拓展
2.铍与铝的相似性
(1)铍、铝都是两性金属,既能溶于酸又能溶于强碱。
(2)铍和铝都能在冷的浓硝酸中钝化。
(3)铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质。
(4)铍和铝的氧化物、氢氧化物都呈两性,而且氢氧化物都难溶于水。
(5)铍和铝的氯化物都是共价化合物,易汽化,能升华,能溶于有机溶剂。
归纳拓展
3.硼与硅的相似性
(1)两者在单质状态下都有显著的金属性。
(2)单质密度接近。
(3)简单氢化物都能直接被氧气氧化。
(4)最高价氧化物对应的水化物都是弱酸。
归纳拓展
1.下列有关元素周期表及元素周期律的说法错误的是(　　)
A.在ⅡA族可以找到适合制造半导体材料的元素
B.铜元素在元素周期表的ds区
C.氟元素在同周期元素中电负性最大
D.根据“对角线”规则,硼和硅化学性质具有相似性
A
【解析】 在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到适合制造半导体材料的元素,A项错误。
2.元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的,这种相似性被称为“对角线”规则。下列叙述错误的是(　　)
A.Li在N2中燃烧生成Li3N
B.Li在空气中燃烧生成Li2O2
C.Be(OH)2既能溶于强酸溶液又能溶于强碱溶液
D.硼酸钠溶液呈碱性
B
【解析】 根据Mg在N2中燃烧生成Mg3N2可知,Li在N2中燃烧生成Li3N,A正确;根据Mg在空气中燃烧生成MgO可知,Li在空气中燃烧生成Li2O,B错误;根据Al(OH)3既能溶于强酸溶液又能溶于强碱溶液可知,Be(OH)2既能溶于强酸溶液又能溶于强碱溶液,C正确;根据硅酸为弱酸可知,硼酸也为弱酸,硅酸钠溶液呈碱性,所以硼酸钠溶液也呈碱性,D正确。
知识整合
下表给出14种元素的电负性:
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
已知两成键元素的电负性差值大于1.7时,形成离子键;两成键元素的电负性差值小于1.7时,形成共价键。请运用元素周期律知识回答下列问题。
(1)一般来说,同一周期中,从左到右,元素的电负性　　　　　　　　;同一主族中,从上到下,元素的电负性　　　　　。所以,元素的电负性随原子序数递增呈　　　　变化。
逐渐增大
逐渐减小
周期性
(2)短周期元素中,电负性最大的元素是　　　　(填元素符号),电负性最小的元素是　　　　(填元素符号),由这两种元素形成的化合物属于　　　　(填
“离子”或“共价”)化合物,用电子式表示该化合物的形成过程:
　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
F
Na
离子
【解析】 (2)短周期元素中,F的电负性最大(为 4.0),Na的电负性最小(为0.9),两种元素的电负性差值为 3.1,大于1.7,故NaF为离子化合物。
(3)Al和F形成的化合物为　　　　(填“离子”或“共价”)化合物,Al和Cl形成的化合物为　　　　(填“离子”或“共价”)化合物。在S和Cl形成的化合物中,
　　　　元素呈负价,理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　。
离子
【解析】 (3)F和Al的电负性差值为2.5,大于1.7,故AlF3为离子化合物;Cl和Al的电负性差值小于1.7,故AlCl3为共价化合物。在S与Cl形成的化合物中,S显正价,Cl显负价(电负性Cl>S)。
共价
Cl
氯元素的电负性比硫元素的大
(4)表中符合“对角线”规则的元素有Li和　　　　、Be和　　　　、B和
　　　　,它们的性质分别有一定的相似性,其原因是　　　　　　　　。
Mg　
Al　
Si　
电负性数值相近
命题解密与解题指导
情境解读:以常见元素的电负性数值为载体,考查电负性的理解与应用。
素养立意:通过电负性的应用,强化证据推理与模型认知素养。
思维建模:电负性应用模型。

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