資源簡介

2.2 第3課時　元素電負性的周期性變化
【學習目標】
1.能解釋主族元素電負性變化的一般規律。
2.能利用電負性判斷周期表中元素性質遞變規律,推斷化學鍵的類型。
3.初步形成不同事物之間存在內在聯系的觀點。
【合作探究】
【學習情境】
　　鮑林被認為是20世紀對化學科學影響最大的人物之一。鮑林在研究化學鍵鍵能的過程中發現,對于同核雙原子分子,化學鍵的鍵能會隨著原子序數的變化而發生變化。為了定量或定性描述各種化學鍵的鍵能以及其變化趨勢,鮑林于1932年首先提出了用以描述原子核對電子吸引能力的電負性概念,并且提出了定量衡量原子電負性的計算公式。電負性這一概念簡單、直觀,物理意義明確并且不失準確性,至今仍獲得廣泛應用,它是描述元素化學性質的重要指標之一。
任務1　電負性的周期性變化
【新知生成】
1.電負性的含義:元素的原子在化合物中　　　　　能力的標度。元素的電負性越大,表示其原子在化合物中　　　　　的能力越強。
2.電負性的標準:以最活潑的非金屬氟的電負性為　　　　作為相對標準,計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。
3.電負性數值表如圖所示:
4.電負性變化規律:在元素周期表中,同周期從左至右,元素的電負性逐漸　　　　,同主族從上至下,元素的電負性逐漸　　　　。
【答案】1.吸引電子　吸引電子　2.4.0　4.增大　減小
【核心突破】
　　典例1　下列有關電負性的說法中正確的是 (　　)
A.主族元素的電負性越大,元素原子的第一電離能一定越大
B.在元素周期表中,同周期元素電負性從左到右越來越小
C.金屬元素電負性一定小于非金屬元素電負性
D.在形成化合物時,電負性越小的元素越容易顯示正價
【答案】D
【解析】鉛的電負性為1.9,硅的電負性為1.8,C項錯誤。
　　典例2　元素電負性隨原子序數的增大而增大的是 (　　)
A.Li、Na、K B.N、P、As C.O、S、Cl D.Si、P、Cl
【答案】D
【解析】同周期從左向右,電負性越來越大;同主族,自上而下,電負性越來越小。A、B兩項中元素均為同一主族,電負性隨著原子序數的增大而減小;C項中,O、S同主族,電負性:O>S,S、Cl同周期,電負性:Cl>S;D項中為同一周期元素,電負性隨原子序數的增大而增大。
歸納總結　元素電負性的周期性變化
1.同一周期從左到右,主族元素的電負性逐漸增大,并呈現周期性變化。
2.同一主族從上到下,元素的電負性逐漸減小。
特別提醒:
(1)元素電負性的概念最先是由鮑林于1932年在研究化學鍵性質時提出來的。以氟的電負性為4.0作為相對標準,然后根據化學鍵的鍵能推算其他元素的相對電負性的數值,后人做了更精確的計算,數值有所修改。
(2)元素電負性的值是個相對的量,沒有單位。電負性大的元素吸引電子能力強,反之就弱。
　　訓練1　下列說法正確的是 (　　)
A.ⅥA族元素中,O的電負性最小
B.最外層都只有一個電子的原子,其性質一定完全相同
C.元素的電負性越大,表示該元素原子在化合物中吸引電子的能力越強
D.同一周期從左到右,主族元素的電負性逐漸減小
【答案】C
【解析】同主族元素從上到下,電負性逐漸減小,則ⅥA族元素中,O的電負性最大,A項錯誤;最外層都只有一個電子的原子,如Na和H,其性質不同,B項錯誤;同一周期,隨著原子序數的增大,主族元素的電負性逐漸增大,D項錯誤。
　　訓練2　下列外圍電子排布式表示的四種元素中,電負性最大的是 (　　)
A.4s1 B.2s22p3 C.3s23p4 D.3d64s2
【答案】B
【解析】由外圍電子排布式可知,A項元素是K,B項元素是N,C項元素是S,D項元素是Fe。根據元素的性質及元素周期律可知,氮元素的電負性最大。
任務2　元素電負性的應用
【新知生成】
電負性的應用
(1)共價化合物中,兩種元素電負性差值越大,它們形成共價鍵的極性就　　　　。
(2)兩元素電負性差值大于1.7時,一般形成離子鍵,小于1.7時,一般形成共價鍵,如AlCl3中兩元素的電負性之差為　　　　,因此AlCl3含有　　　　鍵,屬于　　　　化合物。
【答案】(1)越強 (2)1.5　共價　共價
【核心突破】
　　典例3　1932年美國化學家鮑林首先提出了電負性的概念。電負性(用χ表示)也是元素的一種重要性質,原子序數小于20的16種元素的電負性數值如表所示:
元素 H Li Be B C N O F
電負性 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
電負性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
請回答下列問題:
(1)預測周期表中電負性最大的元素應為　　　(稀有氣體元素除外),電負性最小的元素應為　 (放射性元素除外);估計鈣元素的電負性的取值范圍　　　　<χ<　　　　。
(2)根據表中所給數據分析,同主族內的不同元素電負性χ變化的規律是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　;簡述元素電負性χ的大小與元素金屬性、非金屬性之間的關系:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
【答案】(1)F　Cs　0.8　1.2
(2)同主族元素從上到下,電負性逐漸減小　電負性越大,元素的非金屬性越強,金屬性越弱;電負性越小,元素的金屬性越強,非金屬性越弱
【解析】(1)由表中數據可知,元素的非金屬性越強,其電負性數值越大,元素的金屬性越強,其電負性數值越小,故周期表中電負性最大的元素應為F(稀有氣體元素除外),電負性最小的元素應為Cs(放射性元素除外);鈣的金屬性強于同主族的鎂,故其電負性小于1.2,金屬性弱于同周期的K,故其電負性大于0.8,故鈣的電負性的取值在0.8至1.2之間。
　　典例4　下表是某些短周期元素的電負性數值(鮑林標度)。
元素符號 Li Be N O F Na Mg Al P S Cl
電負性數值 1.0 1.5 3.0 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.0
　　(1)根據表中數據歸納元素的電負性的變化規律:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)試推測,前四周期元素中電負性最小的元素與電負性最大的元素分別是　　　　元素,寫出這兩種元素形成的化合物的電子式:　　　　。
(3)預測Si元素電負性的范圍:　　　　。
(4)一般認為,如果兩種成鍵元素之間的電負性差值大于
1.7,它們的原子之間通常形成離子鍵,電負性差值小于1.7通常形成共價鍵。請據此預測LiCl屬于離子化合物還是共價化合物:　　　　。
【答案】(1)同一周期,從左到右元素的電負性遞增;同一主族,自上而下元素的電負性遞減
(2)K、F　K+]-
(3)1.5~2.1
(4)離子化合物
【解析】(1)由表中數據可知:同一周期,從左到右元素的電負性遞增;同一主族,自上而下元素的電負性遞減。
(2)前4周期元素中電負性最小的元素為K,電負性最大的元素為F,二者形成的化合物為KF,KF為離子化合物,由鉀離子(K+)和氟離子(F-)構成。
(3)由表中數據可知,同一周期元素從左至右電負性遞增,而同主族元素從上到下電負性遞減,因而Si元素的電負性應小于P的而大于Al的,即Si的電負性的取值范圍為1.5~2.1。
(4)Li的電負性為1.0,Cl元素的電負性是3.0,二者差值為2.0,大于1.7,所以LiCl為離子化合物。
歸納總結　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1.8,非金屬元素的電負性一般大于1.8,而位于金屬、非金屬分界線兩側的元素的電負性則在1.8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,且電負性差值越大,共價鍵的極性越強。
3.判斷化合物中元素化合價的正負
在化合物中,電負性較小的元素吸引電子的能力較弱,元素的化合價為正值,電負性較大的元素吸引電子的能力較強,元素的化合價為負值。
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。
注意:電負性應用的局限性
(1)電負性描述的是原子對電子吸引能力強弱,并不是把電負性1.8作為劃分金屬和非金屬的絕對標準。
(2)并不是電負性差值大于1.7的兩元素間形成的化學鍵一定為離子鍵,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。
　　訓練3　下列元素中,非金屬性最強的是 (　　)
A.Cl B.P C.F D.S
【答案】C
【解析】同周期主族元素從左到右非金屬性依次增強,所以非金屬性Cl>S>P,同主族元素自上而下非金屬逐漸減弱,所以非金屬性F>Cl。綜上所述,非金屬性最強的是F。
　　訓練4　已知X、Y元素同周期,且電負性X>Y,下列說法可能錯誤的是 (　　)
A.第一電離能:YB.氣態氫化物的穩定性:HmYC.最高價含氧酸的酸性:X>Y
D.X和Y形成化合物時,X顯負價,Y顯正價
【答案】A
【解析】據電負性X>Y推知,原子序數:X>Y,由于同周期元素,第一電離能從左到右呈增大趨勢,但有反常,如ⅡA族和ⅤA族元素,電離能比相鄰元素的高,如電負性:O>N,而第一電離能:N>O,A項錯誤;氫化物的穩定性:HmY課堂小結
【隨堂檢測】
1.下列對電負性的理解不正確的是 (　　)
A.電負性是元素固有的性質,與原子結構無關
B.電負性是人為規定的一個相對數值,不是絕對標準
C.根據電負性的大小,可判斷化合物XY中兩元素化合價的正負
D.電負性的大小反映了不同元素的原子對電子吸引力的大小
【答案】A
【解析】電負性的大小反映了不同元素的原子對電子吸引力的大小,與原子結構有關。
2.科學家通過觀察金星的酸性云層,分析出金星存在磷化氫氣體,從而推測金星可能存在生命的跡象。下列關于P元素的說法中,不正確的是 (　　)
A.第一電離能:PB.原子半徑:SC.非金屬性:PD.電負性:P【答案】A
【解析】P的3p能級處于半充滿穩定結構,比同周期ⅥA族的S元素原子難失去電子,第一電離能較大,即第一電離能:S3.前四周期元素X、Y、Z、Q、W原子序數依次增大,X的單質在空氣中含量最多,Y為地殼中含量最高的元素,Z原子在其所在周期中除稀有氣體外半徑最大,Q與X同主族,W原子的N能層只有一個電子,其余能層全部排滿。下列說法正確的是 (　　)
A.元素W處于元素周期表第4周期ⅠA族
B.元素的電負性:X>Y
C.元素Q的簡單氣態氫化物的熱穩定性比Y的強
D.元素Y、Z形成的化合物是離子化合物
【答案】D
【解析】前四周期元素X、Y、Z、Q、W原子序數依次增大,X的單質在空氣中含量最多,則X為氮;Y為地殼中含量最高的元素,則Y為氧;W原子的N能層只有一個電子,其余能層全部排滿,則W為銅;Q與X同主族,且原子序數小于銅,則Q為磷;Z原子在其所在周期中除稀有氣體外半徑最大,則Z為鈉。銅處于周期表第4周期ⅠB族,A項錯誤;同周期從左到右,金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸變強,元素的電負性逐漸變強,元素電負性:NP,則穩定性:H2O>PH3,C項錯誤;O、Na形成的化合物為Na2O或Na2O2,二者均是離子化合物,D項正確。
4.下表是某些短周期元素的電負性(χ)值:
元素符號 Li Be B C O F
χ值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符號 Na Al Si P S Cl
χ值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)根據表中數據歸納元素的電負性與原子吸引電子的能力的關系:　 。
(2)某有機化合物的結構簡式為,
其中C—N鍵中,你認為共用電子對偏向于　　　　(寫原子名稱)一方。
(3)經驗規律告訴我們:兩成鍵元素的電負性χ的差值(Δχ)>1.7時,它們之間通常形成離子鍵;Δχ<1.7時,通常形成共價鍵。結合以上問題分析AlBr3中的化學鍵類型:　　　　。
【答案】(1)元素的電負性越大,原子吸引電子的能力越強
(2)氮　(3)共價鍵
【解析】(1)由表中數據可知,電負性越大的元素,其非金屬性越強,在反應中越易得到電子。
(2)對比C、N的χ值,應用題干中的信息,即可得出共用電子對偏向N一方。
(3)Cl與Al的Δχ為3.0-1.5=1.5<1.7,Br的χ值小于Cl的χ值,故AlBr3中成鍵的兩原子相應元素的Δχ<1.7,為共價鍵。
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