資源簡介

1.3 第2課時　元素的電負性及其變化規律
【學習目標】
1.了解元素電負性的含義,能應用元素的電負性說明元素的某些性質。
2.了解電負性的周期性變化規律。
3.能根據元素的電負性資料,解釋元素的“對角線規則”。
4.認識原子結構與元素性質的周期性變化的本質聯系。　
【自主預習】
1.電負性
(1)概念:元素的原子在化合物中　　　　能力的標度。
(2)標準:指定氟的電負性為　　　　　　　　　,并以此為標準確定其他元素的電負性。
(3)變化規律
a.同一周期,從左到右,元素的電負性　　　　;
b.同一主族,自上而下,元素的電負性　　　　。
(4)應用
a.判斷金屬性、非金屬性強弱
b.判斷元素化合價的正負
c.判斷化學鍵的類型
2.元素的化合價
(1)元素的化合價與原子的核外電子排布尤其是　　　　　　有著密切的關系。
(2)除Ⅷ族的某些元素、氧元素、氟元素和0族元素外,元素的最高化合價等于它所在的　　　　。
(3)非金屬元素的　　　　　　和它的　　　　的絕對值之和等于8(硼元素、氫元素、氧元素、氟元素除外)。
(4)稀有氣體元素的化合價通常為　　　　;過渡金屬元素的　　　　較多,但所具有的能量相差不大,因此過渡元素具有　　　　種價態。
3.元素周期律的實質
(1)同周期元素性質的遞變性元素原子　　　　的遞增。
(2)
【參考答案】1.吸引電子　4.0　遞增　遞減　越強　越強
2.價電子排布　族序數　最高化合價　負化合價　0　價電子數　多
3.價電子數　價電子排布　核外電子層數
【效果檢測】
1.判斷正誤(正確的打“√”,錯誤的打“×”)。
(1)同周期元素中,稀有氣體的電負性數值最大。(　　)
(2)非金屬性越強的元素,電負性越小。 (　　)
(3)電負性與第一電離能相比,是與物質宏觀性質表現關聯性更強的參數。 (　　)
(4)價電子數大于4的主族元素是非金屬元素。 (　　)
(5)元素的電負性越大,非金屬性越強,第一電離能也越大。 (　　)
(6)用電負性數據不能判斷某元素是金屬元素還是非金屬元素。 (　　)
【答案】(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×　(6)×
2.電負性差值較大的元素之間是不是一定形成離子鍵
【答案】不是一定形成離子鍵,如AlCl3、HF均為共價化合物。
3.Be的電負性與Al的相同,都為1.5,則Be能否與強堿溶液反應
【答案】Be與Al處于對角線位置,因為Al能與強堿溶液反應,所以Be也能與強堿溶液反應。
【合作探究】
任務1：電負性的變化規律
情境導入　2022年北京—張家口冬奧會是一場科技的盛會,奧運選手比賽服裝中的科技含量很高,例如,速滑競賽服中,在大腿的部位選擇一種比普通纖維彈性強數十倍的橡膠材料,可以最大程度減少體力消耗;在右胯部的位置,則采用一種合成纖維,可有效減少摩擦力;而為了減少空氣阻力,速滑競賽服的手腳處使用了蜂窩樣式的聚氨酯材料(某種聚氨酯的結構簡式為),這些材料的選擇都是為了最大限度提高運動員成績。
問題生成
1.根據聚氨酯的結構簡式可知其構成元素有C、H、O、N,這四種元素電負性最大的是哪個 請把C、H、O、N按電負性由大到小的順序進行排序。
【答案】電負性最大的是O;電負性大小順序為O>N>C>H。
2.電負性最大和最小的元素分別位于元素周期表什么位置(不考慮稀有氣體元素)
【答案】電負性最大的元素位于元素周期表的右上方(F),電負性最小的元素位于元素周期表左下方(Cs)。
3.主族元素的電負性約為2的元素在元素周期表中什么位置
【答案】電負性約為2的元素在元素周期表中金屬與非金屬的分界線附近。
4.電負性有哪些遞變規律
【答案】(1)同一周期元素從左到右,元素的電負性遞增;
(2)同族元素自上而下,元素的電負性遞減。
【核心歸納】
電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關系
注:①稀有氣體的電離能為同周期中最大。②同一周期,第一電離能:ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA。
【典型例題】
【例1】下列有關電負性的說法中不正確的是(　　)。
A.電負性越大的元素,原子對電子的吸引能力越強
B.主族元素的電負性越大,元素原子的第一電離能一定越大
C.在元素周期表中,同周期主族元素電負性從左到右呈現遞增的趨勢
D.形成化合物時,電負性越小的元素越容易顯示正價
【答案】B
【解析】電負性的大小,表示不同元素的原子對電子吸引能力的強弱,電負性越大的元素,原子對電子的吸引能力越強,A項正確;N元素的電負性小于O元素的電負性,但N原子2p能級為半充滿穩定狀態,N的第一電離能大于O,B項錯誤;對于主族元素,同周期自左而右電負性逐漸增大,C項正確;電負性越小的元素,原子對電子的吸引能力越弱,元素的化合價為正值,電負性越大的元素原子對電子的吸引能力越強,元素的化合價為負值,D項正確。
【例2】下表給出的是8種元素的電負性的值:
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
電負性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
估計鈣元素的電負性的取值范圍為(　　)。
A.小于0.8
B.大于1.2
C.在0.8與1.2之間
D.在0.8與1.5之間
【答案】C
【解析】同周期元素從左至右,元素電負性逐漸增大;同族元素從上到下,元素電負性逐漸減小,鈣元素的電負性應小于Mg的而大于K的,即Ca的電負性在0.8與1.2之間,C項正確。
方法技巧：比較元素電負性大小的方法
(1)同一周期從左到右,原子電子層數相同,核電荷數增大,原子半徑減小,原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸增強,電負性逐漸增大。
(2)同一主族從上到下,原子核電荷數增大,電子層數增大,原子半徑增大,原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱,電負性逐漸減小。
(3)對副族而言,同族元素的電負性也大體呈現主族元素的變化趨勢。因此,電負性大的元素位于元素周期表的右上角,電負性小的元素位于元素周期表的左下角。
(4)非金屬元素的電負性一般比金屬元素的電負性大。
(5)二元化合物中,顯負價的元素的電負性更大。
(6)不同周期、不同主族兩種元素電負性的比較可找第三種元素(與其中一種位于同主族或同周期)作為參照物。
任務2：電負性的應用
情境導入　已知六種元素H、S、N、Al、Cl、Si的電負性分別為2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般認為,如果兩種成鍵元素間的電負性差值大于1.7,原子之間通常形成離子鍵;如果成鍵元素間的電負性差值小于1.7,原子之間通常形成共價鍵。
問題生成
1.請判斷H、S、N、Si元素非金屬性強弱順序。
【答案】非金屬性:N>S>H>Si。
2.根據題干信息,判斷AlCl3、AlN和Al2S3是離子化合物還是共價化合物
【答案】AlCl3中Al和Cl的電負性差值為1.5,小于1.7,因此Al和Cl之間的化學鍵是共價鍵,AlCl3是共價化合物,同理可知AlN和Al2S3都是共價化合物。
3.判斷在化合物SiH4中,Si的化合價是-4還是+4
【答案】Si元素的電負性小于H元素的電負性,因此,在SiH4中Si的化合價是+4,H為-1。
4.有機化合物A的結構簡式為,根據電負性判斷A中S和N之間的共用電子對偏向S還是N
【答案】元素的電負性越大,元素原子對電子的吸引力越強;電負性越小,元素原子對電子的吸引能力越弱。由于S元素的電負性小于N元素的電負性,即N元素對電子的吸引能力強,因此S和N之間的共用電子對偏向N。
【核心歸納】
一、電負性的應用
1.判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
(1)金屬元素的電負性一般小于2,非金屬元素的電負性一般大于2,而位于金屬、非金屬分界線兩側的元素的電負性則在2左右,它們既有金屬性,又有非金屬性。
(2)金屬元素的電負性越小,金屬元素越活潑;非金屬元素的電負性越大,非金屬元素越活潑。
2.判斷化學鍵的類型
一般地,如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7,它們通常形成離子鍵,相應化合物為離子化合物;如果兩種成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7,它們通常形成共價鍵,相應化合物為共價化合物,且電負性數值差值越大,共價鍵的極性越強。
3.判斷化合物中的元素化合價的正負
在化合物中,電負性數值較小的元素吸引電子的能力較弱,其化合價為正;電負性數值較大的元素吸引電子的能力較強,其化合價為負。例如在NaH中,Na的電負性為0.9,H的電負性為2.1,鈉的電負性小于氫的電負性,所以Na顯正價,H顯負價。
特別提醒：電負性應用的局限性
(1)電負性描述的是原子核對電子吸引能力強弱;并不是把電負性作為劃分金屬元素和非金屬元素的絕對標準。
(2)元素電負性的值是相對量,沒有單位。
(3)并不是所有電負性差值大于1.7的兩元素間形成的化學鍵一定為離子鍵,也不是所有電負性差值小于1.7的元素間一定形成共價鍵,應注意一些特殊情況。
二、元素的對角線規則
(1)在元素周期表中,某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質是相似的(如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物,而不是過氧化物),這種相似性被稱為“對角線規則”。
(2)處于“對角線”位置的元素,它們的性質具有相似性。
實例:①鋰和鎂的相似性;②鈹和鋁的相似性;③硼和硅的相似性。
【典型例題】
【例3】下列對電負性的理解錯誤的是(　　)。
A.電負性是人為規定的一個相對數值,不是絕對標準
B.元素電負性的大小反映了元素原子對電子吸引能力的強弱
C.元素的電負性越大,則元素的非金屬性越強
D.元素的電負性是元素固有的性質,與原子結構無關
【答案】D
【解析】一般來說,同周期元素從左到右,電負性逐漸增大,
同族元素從上到下,電負性逐漸減小,因此,電負性與原子結構有關。
【例4】下表給出了14 種元素的電負性。下列說法錯誤的是(　　)。
元素 Al B Be C Cl F Li
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
電負性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
A.隨著原子序數遞增,元素的電負性呈周期性變化
B.元素電負性越大,其非金屬性越強
C.根據電負性數據可知,Mg3N2中含有離子鍵
D.BeCl2 因含金屬元素鈹,故屬于離子化合物
【答案】D
【解析】隨著原子序數遞增,元素的電負性呈周期性變化,A項正確;元素電負性越大,其非金屬性越強,B項正確;根據電負性數據可知,Mg3N2中含有離子鍵,C項正確;BeCl2 屬于共價化合物,D項錯誤。
【例5】對X、Y兩種主族元素(ⅠA族除外)來說,下列敘述中正確的是(　　)。
A.X元素的電負性大于Y,則X的第一電離能一定大于Y
B.X元素的電負性大于Y,則X原子失電子的能力強于Y
C.X元素的電負性大于Y,則X原子得電子的能力強于Y
D.X元素的電負性大于Y,則X原子半徑大于Y
【答案】C
【解析】A項,元素的電負性大,該元素的第一電離能不一定大,如O元素的電負性大于N元素,但N元素的第一電離能卻大于O元素。B項,元素的電負性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度,與元素原子失電子的能力無關。C項,元素的電負性大小可用于判斷原子得電子能力強弱,一般來說,X的電負性強于Y,則X原子得電子能力強于Y。D項,元素的電負性大,表明原子吸引電子的能力強,其原子半徑越小。
【隨堂檢測】
1.下列原子的價電子排布中,電負性最小的是(　　)。
A.3s2 B.3s23p3 C.3s23p4 D.3s23p5
【答案】A
【解析】同周期元素從左到右,元素的電負性逐漸增大,A、B、C、D四項分別為Mg、P、S、Cl,Mg的電負性最小。
2.下列元素的電負性最大的是(　　)。
A.Na B.S C.O D.P
【答案】C
【解析】根據電負性變化規律可知,電負性大小為O>S>P>Na。
3.下列元素的原子間最容易形成離子鍵的是(　　)。
A.Na和Cl B.S和O
C.Al和Br D.Mg和S
【答案】A
【解析】元素的電負性差值越大,越易形成離子鍵。S和O只形成共價鍵;Cl、Br、S中,Cl的電負性最大,Na、Mg、Al中,Na的電負性最小。
4.(2021·天津卷)元素X、Y、Z、Q、R的原子序數依次增大且小于20,其原子半徑和最外層電子數之間的關系如圖所示。下列判斷正確的是(　　)。
A.X的電負性比Q的大
B.Q的簡單離子半徑比R的大
C.Z的氣態氫化物的熱穩定性比Q的強
D.Y的最高價氧化物對應水化物的堿性比R的強
【答案】B
【解析】由原子半徑和最外層電子數的關系可知,X、Y、Z、Q、R分別為C、Na、S、Cl、K。C的電負性比Cl的小,A項錯誤;核外電子排布相同時,核電荷數越大,離子半徑越小,則Q的簡單離子半徑比R的大,B項正確;同周期元素,原子序數越大非金屬性越強,氣態氫化物越穩定,Z的氣態氫化物的熱穩定性比Q的弱,C項錯誤;金屬性K>Na,元素的金屬性越強,最高價氧化物對應水化物的堿性越強,D項錯誤。
5.(1)(2020·全國Ⅱ卷)鈣鈦礦(CaTiO3)型化合物是一類可用于生產太陽能電池、傳感器、固體電阻器等的功能材料。其組成元素的電負性大小順序是　　　　　。
(2)(2021·山東卷)O、F、Cl電負性由大到小的順序為　　　　　。
【答案】(1)O>Ti>Ca
(2)F>O>Cl
【解析】(1)CaTiO3中含有Ca、Ti、O三種元素,Ca、Ti是同為第四周期的金屬元素,Ca在Ti的左邊,根據同一周期元素的電負性從左往右依次增大,故電負性Ti>Ca,O為非金屬元素,故其電負性最大。三者電負性由大到小的順序為O>Ti>Ca。(2)電負性一定程度上相當于得電子能力,半徑越小,得電子能力越強,電負性越大,半徑由小到大的順序為F、O、Cl,所以電負性大小順序為F>O>Cl。
6.不同元素的原子吸引電子的能力大小可用一定數值X表示,X值越大,其原子吸引電子的能力越強,在所形成的化合物中為帶負電荷的一方。下表是某些元素的X值:
元素符號 Li Be B C O F
X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素符號 Na Al Si P S Cl
X值 0.93 1.60 1.90 2.19 2.55 3.16
(1)通過分析X值的變化規律,確定N、Mg的X值范圍:　　　　(2)推測X值與原子半徑的關系為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)如果X值為電負性的數值,試推斷AlBr3中化學鍵的類型為　　　　。
(4)預測元素周期表中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)同周期元素從左到右,隨原子半徑依次減小,X值依次增大;同主族元素從上到下,隨原子半徑的依次增大,X值依次減小
(3)共價鍵　(4)Cs(或銫)
【解析】(1)通過表中數據分析可知同周期從左到右,元素的X值依次增大,同主族從上到下,元素的X值依次減小,可判斷X(Na)X(Mg),故0.93(3)根據表中數據的變化規律可得X(Br)7.處于相鄰兩個周期的主族元素A、B、C、D,它們的原子半徑依次變小;A離子和B離子的電子層相差兩層,且能形成BA2型的離子化合物;C的離子帶3個單位正電荷;D的氣態氫化物通式為H2D,D在它的最高價氧化物中的質量分數是40%,原子核中有16個中子。試回答下列問題:
(1)寫出A、B、C、D的元素符號:
A　　　,B　　　,C　　　,D　　　。
(2)B、C、D的第一電離能從大到小的順序為　　　　　　　　　　　　　(用元素符號表示,下同)。
(3)A、B、C的電負性從大到小的順序為　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)向D的氫化物的水溶液中滴入少量A的單質,發生的現象為 　 。
寫出有關反應的化學方程式: 　。
【答案】(1)Br　Mg　Al　S
(2)S>Mg>Al
(3)Br>Al>Mg
(4)溶液變渾濁;Br2的深紅棕色褪去　H2S+Br2S↓+2HBr
【解析】由BA2為離子化合物可以推知,B為+2價,原子最外層有2個電子,A為-1價,原子最外層有7個電子。C最外層有3個電子。D在氫化物中呈-2價,最高價氧化物為DO3,由其中D占40%可求出D的相對原子質量為32,中子數為16,則質子數為32-16=16,即D為S,綜合上述信息可以推出其他各元素。
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