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第1章　原子结构与元素性质
第3节　元素性质及其变化规律
第2课时　元素的电负性及其变化规律
1.知道电负性的概念及其变化规律。
2.学会用电负性判断元素金属性、非金属性以及两成键元素间形成的化学键类型。
学习目标
一、电负性的变化规律
知能通关
1.电负性
(1)含义:“电负性”是元素的原子在化合物中　　　　　　能力的标度。
(2)意义:元素的电负性越大,表示其原子在形成　　　　　　时吸引电子的能力越强。
吸引电子
化学键
2.电负性周期性变化规律
(1)金属元素的电负性较　　　　,非金属元素的电负性较　　　　。
(2)对主族元素而言,同一周期,从左到右,元素的电负性逐渐　　　　。
(3)同一主族,自上而下,元素的电负性逐渐　　　　　。
(4)电负性大的元素集中在周期表的　　　　,电负性小的元素集中在周期表的　　　　　。
(5)同一副族,自上而下,元素的电负性大体上呈逐渐　　　　的趋势。
小
大
增大
减小
右上角
左下角
减小
3.元素的“对角线规则”
在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如下图)的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。
这可以由元素的电负性得到解释:Li、Mg的电负
性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对化合物中电子的吸引力相当,表现出的性质具有相似性,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
4.电负性的应用
(1)判断元素的金属性或非金属性强弱
判断一种元素是金属元素还是非金属元素以及元素的活泼性。
(2)判断化学键的类型
离子键
(3)判断化合物中元素化合价的正负
①电负性小的元素原子吸引电子的能力弱,元素的化合价通常为正值。
②电负性大的元素原子吸引电子的能力强,元素的化合价通常为负值。
共价键
(1)下列说法正确的是　　　　。
①元素周期表中从左到右,同周期主族元素的电负性逐渐变大
②元素周期表中从上到下,同主族元素的电负性逐渐变大
③元素的电负性越大,金属性越强
④元素的电负性越小,非金属性越强
⑤金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
⑥在形成化合物时,电负性越小的元素越容易呈现正价
⑦两种元素电负性差值越大,越容易形成共价化合物
①⑥
小题对点过
(2)下列选项能利用元素的电负性判断的是　　　　　　　。
①元素原子的得电子能力
②化学键的类别(离子键和共价键)
③元素的活泼性
④元素稳定化合价的数值
①②③
1.下列各元素按电负性大小排列正确的是(　　)
A.F>N>O B.O>Cl>F
C.As>P>N D.Cl>S>As
解析　电负性:A项应为F>O>N;B项应为F>O>Cl;C项应为N>P>As。
D
2.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样,也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性:
已知:两成键元素间电负性差值大于1.7时,一般形成离子键;两成键元素间电负性差值小于1.7时,一般形成共价键。
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
(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)估计钙元素的电负性的取值范围:　　　　　 <γ<　　　　　　。
(3)请指出下列化合物中显正价的元素:
NaH:　　　　　、NH3:　　　　　　、 CH4:　　　　　、ICl:　　　　　。
(4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和　　　、B和　　,它们的性质分别有一定的相似性,原因是　　　　　　　　　。写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式:______________________________________________________________。
同周期从左到右,元素的电负性逐渐增大;同主族从上到下,元素的电负性逐渐减小
0.8
1.2
Na
H
H
I
Al
Si
电负性的值相近
Be(OH)2+2H+===Be2++2H2O、Be(OH)2+2OH-===[Be(OH)4]2-
解析　 (1)由题给信息可知,同周期从左到右,元素原子的电负性逐渐增大;同主族从上到下,元素原子的电负性逐渐减小。(2)结合电负性变化规律和元素周期表知,电负性大小:K1.元素电负性大小的判断方法
(1)利用主族元素中非金属元素的电负性>金属元素的电负性判断;
(2)利用同周期、同主族元素的电负性变化规律判断;
(3)利用气态氢化物的稳定性判断;
(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断;
(5)利用单质与H2化合的难易程度判断;
(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易程度判断;
(7)利用化合物中元素所呈现的化合价判断;
(8)利用置换反应判断。
2.利用电负性判断元素类型和化学键类型的注意点
(1)在实际应用过程中不能把电负性2作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。
(2)电负性差值大于1.7的元素不一定都形成离子化合物,如F的电负性与H的电负性差值为1.9,但HF为共价化合物。电负性差值小于1.7的元素不一定都形成共价化合物,如H的电负性与Na的电负性差值为1.2,但NaH为离子化合物。
二、元素金属性、非金属性与电负性、第一电离能的关系
知能通关
1.元素金属性、非金属性强弱的比较
比较方法 元素金属性强弱 元素非金属性强弱
元素在周期表中的位置 同周期从左到右元素金属性逐渐减弱。同主族从上到下元素金属性逐渐增强 同周期从左到右元素非金属性逐渐增强。同主族从上到下元素非金属性逐渐减弱
电负性 电负性越小,元素金属性越强 电负性越大,元素非金属性越强
其他方法
金属活动性顺序。单质与水或酸反应置换出H2的能力。最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。金属单质间的置换反应等 单质与H2化合的难易程度。氢化物的稳定性。最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。非金属单质间的置换反应。对应阴离子的还原性强弱等
2.电负性、第一电离能与元素金属性和非金属性的变化规律关系
1.下列叙述中,A的金属性肯定比B的金属性强的是(　　)
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B.A的氢氧化物为两性化合物,B的氢氧化物为碱
C.1 mol A从酸中置换出H2的量比1 mol B从酸中置换出H2的量多
D.A元素的电负性比B元素的电负性小
解析　比较元素金属性的强弱不能依据电子层数或最外层电子数的多少,而应依据失电子能力的强弱,A项错误;Al(OH)3为两性化合物,Mg(OH)2为中强碱,Mg的金属性比Al的强,B项错误;金属与酸或水反应时的剧烈程度是判断金属性强弱的依据,但与置换出H2的多少无必然联系,C项错误;元素的电负性越小,元素失电子能力越强,金属性越强,D项正确。
D
2.X、Y是同周期的两种非金属元素,不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是(　　)
A.Y的阴离子Y2-的还原性强于X的阴离子X-
B.加热至300 ℃,HnY发生分解而HmX不分解
C.第一电离能:X>Y
D.电负性:X>Y
解析　元素的原子对应阴离子的还原性(A项)、气态氢化物的稳定性(B项)、元素的电负性(D项)以及单质与H2化合的难易程度、最高价氧化物对应水化物的酸性等都能用来说明和比较元素非金属性的强弱。
C
单质的可燃性、熔点、元素的第一电离能以及气态氢化物水溶液的酸性等不能用来说明和比较元素的非金属性强弱。如I1(Cl)>I1(P)>I1(S),非金属性Cl>S>P;水溶液酸性HCl>HF,非金属性Cl课堂 达标训练
1.下列元素性质描述错误的是(　　)
A.Cl-、K+、Na+半径依次减小
B.N、O、F的第一电离能依次增大
C.Na、Mg、Al的电负性依次增大
D.F-、Cl-、I-的还原性依次增强
B
解析　一般来说,原子核外电子层数越多,半径越大,核外电子排布相同时,核电荷数越大,半径越小,Cl-、K+、Na+半径依次减小,A正确;同一周期元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势,但ⅡA族、ⅤA族第一电离能大于其相邻元素,N、O、F元素同一周期且分别位于ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族,第一电离能大小顺序是F>N>O ,B错误;同一周期元素的电负性随着原子序数增大而增大,Na、Mg、Al元素同一周期且原子序数依次增大,则电负性依次增大,C正确;F、Cl、I为同一主族,从上到下元素的非金属性依次减弱,对应离子的还原性依次增强,D正确。
2.如图是第3周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图,则y轴可表示(　　)
①第一电离能　②电负性　③原子半径
④简单离子半径　⑤最高正化合价　
⑥形成简单离子转移的电子数
A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤
C.②④⑤ D.②⑤
D
解析　第3周期元素中Mg元素原子的3s能级为全充满状态,P元素原子的3p能级为半充满状态,均较稳定,则第一电离能:Mg>Al,P>S,①错误;同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大,②正确;同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,③错误;对于电子层结构相同的离子,原子序数越大,离子半径越小,同周期金属元素形成的简单阳离子半径从左到右逐渐减小,④错误;Na→Cl,最高正化合价由+1→+7,⑤正确;同周期主族元素形成简单离子转移的电子数,从左到右,金属元素逐渐增多,非金属元素逐渐减少,⑥错误。综上可知,D项正确。
3.已知X、Y元素同周期,且电负性:X>Y,下列说法错误的是 (　　)
A.X与Y形成化合物时,X显负价,Y显正价
B.Y的第一电离能可能小于X的第一电离能
C.最高价含氧酸的酸性:XD.简单气态氢化物的稳定性:X>Y
C
解析　电负性大的元素在化合物中显负价,所以X和Y形成化合物时,X显负价,Y显正价,A项正确;同周期元素从左到右,主族元素的电负性递增,元素的第一电离能总体上呈增大的趋势,但ⅡA族,ⅤA族元素的第一电离能出现反常,Y的第一电离可能大于X的第一电离能,也可能小于X的第一电离能,B项正确;元素非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,简单气态氢化物的稳定性越强,电负性X>Y,非金属性X>Y,则最高价含氧酸的酸性X>Y,简单气态氢化物的稳定性X>Y,C项错误,D项正确。
4.下列对Na、Mg、Al有关性质的叙述不正确的是(　　)
A.金属性:Na>Mg>Al B.电负性:NaC.第一电离能:NaMg>Al
解析　Na、Mg、Al位于同一周期,从左至右,元素的金属性逐渐减弱,A项正确;同周期主族元素从左至右,元素的电负性逐渐增大,B项正确;同周期元素从左至右,元素的第一电离能总体上呈增大趋势,但Mg的3s轨道为全充满状态,3p轨道为全空状态,较稳定,故第一电离能:NaC
5.下表是某些短周期元素的电负性(X)值:
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子能力的关系是　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　。
(2)通过分析X值变化规律,确定N、Mg最接近的X值范围:
　　　　元素的电负性越大,原子吸引电子的能力越强
元素符号 Li Be B C O F
X值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
0.9
1.5
2.5
3.5
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)确定X值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。
(3)推测X值与原子半径的关系是　　　　　　　　　　　 　;上表中短周期元素X值的变化特点,体现了元素性质的　　　　变化规律。
(4)经验规律告诉我们:如果两成键元素之间的电负性X的差值ΔX>1.7时,它们之间通常形成离子键;ΔX<1.7时,通常形成共价键。结合以上问题分析AlBr3中的化学键类型是　　　　。
原子半径越大,X值越小
周期性
共价键
解析　(3)分析同周期和同主族元素X值的递变,均可得出X值随原子半径的增大而减小。(4)Cl与Al的ΔX为3.0-1.5=1.5<1.7,Br的X值小于Cl的X值,故AlBr3中成键的两原子相应元素的ΔX<1.7,为共价键。
课时精练6
A级　合格过关练
选择题只有1个选项符合题意
1.含氯、硫、磷等元素的化合物是重要的化工原料,有关比较中不正确的是(　　)
A.原子半径:P>S>Cl
B.第一电离能:PC.电负性: PD.最简单氢化物的热稳定性:PB
解析　同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,所以原子半径:P>S>Cl,故A正确;P核外电子排布为半充满稳定结构,第一电离能大于S,故B错误;同周期元素,从左到右,原子电负性逐渐增大,所以电负性: P2.(2025·菏泽高二期末)下表列出了几种常见元素的电负性,根据表中数据推断下列结论正确的是(　　)
A.F的电负性小于3.0
B.K的电负性大于0.9
C.同周期主族元素电负性越大,金属性越强
D.电负性在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性
D
元素 Na Mg Al Si P S Cl
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
解析　A、B项,同一主族自上而下,元素的电负性递减,故F的电负性大于Cl的电负性(3.0),K的电负性小于Na的电负性(0.9),错误。C项,同周期主族元素电负性越大,非金属性越强,错误。D项,Si等“类金属”的电负性约为1.8,既有金属性又有非金属性,正确。
3.具有下列电子层结构或性质的原子:①2p轨道上有2对成对电子的原子;②价电子为2s22p3的原子;③短周期第一电离能最小;④第3周期离子半径最小。则下列有关比较中正确的是(　　)
A.原子半径:④>③>②>①
B.电负性:①>②>④>③
C.第一电离能:①>④>②>③
D.最高正化合价:①>②>④>③
B
解析　①2p轨道上有2对成对电子的原子,则为F;②价电子为2s22p3的原子,则为N;③短周期第一电离能最小,则为Na;④第3周期离子半径最小,则为Al。根据同周期从左到右原子半径逐渐减小,同主族从上到下原子半径逐渐增大,因此原子半径:③>④>②>①,故A错误;根据同周期从左到右电负性逐渐增大,同主族从上到下电负性逐渐减小,因此电负性:①>②>④>③,故B正确;根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势,但ⅡA族大于ⅢA族,ⅤA族大于ⅥA族,同主族从上到下第一电离能逐渐减小,因此第一电离能:①>②>④>③,故C错误;最高正化合价等于最外层电子数,F没有最高正价,因此最高正化合价:②>④>③,故D错误。
4.已知元素电负性数值:X为2.1,Y为3.5,Z为2.6,W为1.2。你认为上述四种元素中,哪两种元素最容易形成离子化合物(　　)
A.X与Y B.X与W C.Y与Z D.Y与W
解析　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。X与Y的电负性差值为3.5-2.1=1.4<1.7,通常形成共价键,A错误;X与W的电负性差值为2.1-1.2= 0.9<1.7,通常形成共价键,B错误;Y与Z的电负性差值为3.5-2.6=0.9<1.7,通常形成共价键,C错误;Y与W的电负性差值为3.5-1.2=2.3>1.7,通常形成离子键,D正确。
D
5.(2025·济南高二月考)下列是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(　　)
A.C、D、E的简单氢化物的稳定性顺序为C>D>E
B.元素A的最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C.元素B、C不可能形成所有原子都满足8电子稳定结构的化合物
D.与元素B同周期且在该周期中第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
D
A B C D E
最低负化合价 -4 -2 -1 -2 -1
电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0
解析　由最低负化合价知,A为ⅣA族元素,B和D为ⅥA族元素,C和E为ⅦA族元素;根据同主族元素自上而下,元素的电负性逐渐减小,可知B是S,D是O,C是Cl,E是F;A为ⅣA族元素,根据同周期元素从左到右,电负性逐渐增大,可知A不是Si而是C。元素的电负性越大,非金属性越强,则非金属性Cl6.对A、B两种主族元素(除ⅠA族)来说,下列叙述中正确的是 (　　)
A.A的电负性大于B,则A的第一电离能一定大于B
B.A的电负性大于B,则A的失电子能力大于B
C.A的电负性大于B,则A的得电子能力大于B
D.A的电负性大于B,则A的原子半径一定小于B
解析　 元素的电负性越大,其原子在化合物中吸引电子的能力越强,C项正确、B项错误;元素的电负性大对应原子的第一电离能不一定大,如Mg的第一电离能大于Al的第一电离能,而Mg的电负性小于Al的电负性,A项错误;元素的电负性大,原子半径不一定就小,D项错误。
C
7.(2025·烟台高二联考)X、Y、Z、W、P、Q为短周期主族元素,其中Y的原子序数最小,它们的最高正化合价与原子半径的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
A.电负性:X>Z>P>Q
B.第一电离能:Z>P>Q>X
C.离子半径:P2->Q->W3-
D.氧化物对应水化物的酸性:Q>P>Z
C
解析　由题图可知,Y的最高正化合价为+2,原子序数最小,则Y为Be;X的最高正化合价为+1,原子半径最大,故X为Na;Z的最高正化合价为+4,原子半径大于Y的,故Z为Si;W的最高正化合价为+5,原子半径小于Y的,则W为N;P的最高正化合价为+6,则P为S;Q的最高正化合价为+7,则Q为Cl。电负性:NaS>Si>Na,A、B项错误;离子半径:S2->Cl->N3-,C项正确;最高价氧化物对应水化物的酸性:HClO4>H2SO4>H2SiO3,但若不是最高价氧化物对应的水化物则无此规律,D项错误。
8.短周期元素X、Y在周期表中的相对位置如图所示,且已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1,下列说法不正确的是(　　)
A.X在周期表中位于第2周期ⅢA族
B.原子半径:Mg>Y
C.X元素的电负性大于Y
D.X元素的第一电离能大于Y
A
解析　已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1,则n=2,X基态原子的价电子排布为2s22p3,位于第2周期ⅤA族,则X为N元素,结合Y的相对位置可知,Y为Si元素,故A错误;同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小,则原子半径:Mg>Y,故B正确;同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大,同主族元素从上到下电负性逐渐减小,则X元素的电负性大于Y,故C正确;同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势,则第一电离能:N>C,同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小,则第一电离能:C>Si,所以X元素的第一电离能大于Y,故D正确。
9.A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,有关两元素的下列叙述:①原子半径AB;③原子序数A>B;④原子最外层电子数AA.③④⑥ B.①②⑦
C.③⑤ D.③④⑤⑥⑦
A
解析　A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,则A在B的下一周期,则原子半径A>B,故①错误;离子半径AB,故③正确;当原子最外层电子数<4时,易失去最外层电子形成阳离子,当原子最外层电子数>4时,易得到电子形成阴离子,则原子最外层电子数A10.在元素周期表中的某些元素之间存在着特殊的“对角线”关系,如Li和Mg、Be和Al、B和Si性质分别相似。下列说法不正确的是(　　)
A.氢氧化铍是两性氢氧化物
B.B、Si的电负性数值相近
C.Li、Mg的原子半径相近,且核外电子排布相近
D.Li在O2中燃烧能生成Li2O
解析　处于“对角线”位置的元素,其电负性接近,性质相似,但原子半径差别较大,核外电子排布截然不同,故C项错误。
C
11.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3　④1s22s22p5
则下列有关比较正确的是(　　)
A.第一电离能:④>③>②>① B.原子半径:④>③>②>①
C.电负性:④>③>②>① D.最高正化合价:④>③=②>①
解析　由电子排布式可知,①为S元素,②为P元素,③为N元素,④为F元素。根据元素周期律可知,第一电离能:④>③>②>①,A项正确;原子半径应是②最大,④最小,B项不正确;电负性应是④最大,②最小,C项不正确;F无正价,②、③最高正化合价均为+5,①的最高正化合价为+6,D项不正确。
A
12.下表是A、B、C、D、E、F六种短周期元素的部分化合价、电负性和原子半径数据。下列说法正确的是(　　)
A.F与A的单质均为金属
B.A2D2、F2D2都是含有非极性键的离子化合物
C.氧化物对应水化物的酸性:BD.简单阴离子的还原性:ED
元素 A B C D E F
化合价 +1 -2 -1 -2 -1 +1
电负性 2.1 2.5 3.0 3.5 4.0 0.9
原子半径/nm 0.037 0.102 0.099 0.073 0.071 0.154
解析　B、D的化合价都是-2价,应该位于ⅥA族,B的原子半径大于D,则B为S元素,D为O元素;A、F的化合价都是+1价,应该位于ⅠA族,A的原子半径小于O,则A为H元素,F的原子半径大于S,则F为Na元素;C、E的化合价都是-1价,应该位于ⅦA族,C的原子半径大于E,则C为Cl元素、E为F元素。Na属于金属单质,而H2属于非金属单质,A错误;H2O2为共价化合物,Na2O2为离子化合物,B错误;S元素的氧化物对应的水化物中,H2SO3为中强酸,H2SO4为强酸,而Cl的氧化物对应的水化物中,HClO为弱酸,HClO4为强酸,F无正价,无法比较氧化物对应水化物的酸性强弱,C错误;元素的非金属性越强,其相应的单质的氧化性就越强,对应的简单阴离子的还原性就越弱。由于元素的非金属性:F>Cl>S,则单质的氧化性:F2>Cl2>S,所以简单阴离子的还原性F-13.碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。
(1)第2周期中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性较小的元素是　　　　。
(2)从电负性角度分析,碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序为
　　　　　。
(3)CH4中共用电子对偏向C,SiH4中共用电子对偏向H,则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为　　　　　。
碳(或C)
O>C>Si
C>H>Si
解析　(1)基态Ni原子的价电子排布式为3d84s2,原子中含有2个未成对电子,第2周期元素基态原子中含有2个未成对电子的元素有C和O,而O的电负性大于C。(2)一般来说,同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐变大,同族元素从上到下,元素的电负性逐渐变小,则电负性由大到小的顺序为O>C>Si,电负性越大,非金属性越强,则非金属性由强到弱的顺序为O>C>Si。(3)元素电负性越大,吸引共用电子对能力越强,共用电子对偏向于该原子,根据题给分子中共用电子对偏向情况可推知电负性由大到小的顺序为C>H>Si。
(4)基态锗(Ge)原子的核外电子排布式是___________________________________, Ge的最高价氯化物的分子式是　　　　　　。该元素可能的性质或应用有____ (填字母)。
A.是一种活泼的金属元素 B.其电负性大于硫
C.其单质可用作半导体材料 D.锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳
(5)溴与氯以　　　　(填“离子”或“共价”)键结合成BrCl,BrCl分子中,　　　　显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为　　 　　　　　　　　　。
1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2
GeCl4
C
共价
Br
BrCl+H2O===HCl+HBrO
解析　(4)锗是32号元素,其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2;Ge的价电子数为4,则最高价为+4,其氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素,但最外层电子数为4,金属性不强,A项错误;硫是较活泼的非金属元素,电负性:S>Si>Ge,故锗的电负性小于硫,B项错误;锗单质是一种半导体材料,C项正确;锗的电负性和第一电离能均小于碳,D项错误。(5)电负性:BrB级　素养培优练
选择题有1个或2个选项符合题意
14.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的氧化物对应水化物的酸性比Y的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原子最外层电子数多
D.X单质可以把Y从其盐溶液中置换出来
解析　X的电负性比Y大,表明X的非金属性比Y的非金属性强。A、D项均能说明X的非金属性比Y的非金属性强,原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。
BC
15.下表是元素周期表前五周期的一部分,X、Y、Z、R、W、J是6种元素的代号,其中J为0族元素。
下列说法正确的是(　　)
A.R基态原子的核外电子排布图为
B.Y2-与Na+的半径大小关系为Y2->Na+
C.X的第一电离能小于Y的第一电离能
D.表中电负性最大的元素是Z
BD
X Y Z
R
W
J
解析　根据各元素在周期表中的相对位置可知,X、Y、Z、R、W、J分别为N、O、F、S、Br、Xe元素。根据洪特规则可知,核外电子在能量相同的原子轨道上排布时,将尽可能分占不同的原子轨道并且自旋状态相同,故A不正确;核外电子排布相同的离子,原子序数越小,离子半径越大,所以离子半径O2->Na+,故B正确;同一周期从左到右元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势,但ⅤA族元素的np能级处于半充满状态,能量低,较稳定,所以N元素的第一电离能大于O元素,故C不正确;N、O、F、S、Br、Xe元素中F元素的非金属性最强,电负性最大,故D正确。
16.有A、B、C、D、E 5种元素,它们的核电荷数依次增大,且都小于20。其中C、E是金属元素;A和E属于同一族,它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属于同一族,它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍,C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.5、3.5、0.8、2.1、1.5中的一种,请回答下列问题:
(1)A是　　　　　(用元素符号填空,下同),B是　　　　,C是　　　　,
D是　　　　,E是　　　　。
(2)A、B、C、D、E的电负性分别为
A　　　　,B　　　　　,C　　　　　,D　　　　　,E　　　　　。
H
O
Al
S
K
2.1
3.5
1.5
2.5
0.8
解析　(1)A、E均为ⅠA族元素且E为金属元素,则A为H,由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的2倍,则B、D的价电子排布为ns2np4,为ⅥA族元素,则B为O,D为S,E为K,C的价电子排布式为3s23p1,为Al。(2)五种元素中,属于金属的是Al、K且活泼性K>Al,则K的电负性为0.8,Al的电负性为1.5;属于非金属的是H、S、O,非金属性O>S>H,则电负性O为3.5,S为2.5,H为2.1。
(3)由电负性判断,以上五种元素中金属性最强的是　　　　,非金属性最强的是_________(填元素符号)。
(4)当B与A、C、D分别形成化合物时,B显　　　　　价,其他元素显　　　　价(填“正”或“负”)。
(5)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时,化合物中有离子键的是　　　　　　　, 有共价键的是　　 　　。
K
O
负
正
Al2O3、K2O
H2O、SO2、SO3、H2O2
解析　(4)当O与H、S、Al形成化合物时,由于O的电负性大,所以O显负价,其他元素显正价。(5)当形成化合物的两元素电负性差值小于1.7时形成共价键,两元素电负性差值大于1.7时形成离子键。

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