2018届一轮复习鲁科版元素的电负性及其变化规律学案
第2课时 元素的电负性及其变化规律
1．了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用。(重点)
2．了解原子结构与元素性质的周期性。(难点)
元 素 的 电 负 性、 变 化 规 律 和 应 用
[基础·初探]
1．电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律
观察课本P25图1－3－7，总结元素电负性的变化规律。
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
3．电负性的应用
(1)判断金属性和非金属性的强弱
通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。
(2)判断化合物中元素化合价的正负
化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。
(3)判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键。
(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。(×)
(2)非金属性越活泼的元素，电负性越小。(×)
(3)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小。(×)
(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(√)
(5)形成离子键的两元素电负性差值一般较大。(√)
[合作·探究]
[探究背景]
同周期或同主族元素随原子序数的递增，其电负性呈一定的变化规律。
[探究问题]
1．电负性最大和最小的元素分别位于周期表什么位置？
【提示】 电负性最大的元素位于周期表的右上方(F)，最小的位于周期表左下方(Cs)。
2．主族元素的电负性约为2的元素在周期表中什么位置？
【提示】 电负性约为2的元素在周期表中金属与非金属的分界线附近。
3．Be的电负性与Al的相同都为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？
【提示】 Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。
[核心·突破]
1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。
2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。
3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。
4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。
5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。
6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。
[题组·冲关]
1．下列价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
【解析】 由价电子排布式可知A是钾、B是氮、C是硫、D是铁，根据元素的性质及元素周期律可知氮的电负性最大。
【答案】 B
2．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( )
A．X单质比Y单质容易与H2化合
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价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
【解析】 A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。
【答案】 C
【规律方法】 判断元素电负性大小的方法
(1)非金属电负性>金属电负性；(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；(3)利用气态氢化物的稳定性；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；(5)利用单质与H2化合的难易；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；(7)利用化合物中所呈现的化合价；(8)利用置换反应。
3．下列元素的原子间最容易形成离子键的是( )
A．Na和Cl B．S和O
C．Al和Br D．Mg和S
【解析】 元素的电负性差值越大，越易形成离子键。S和O只形成共价键；Cl、Br、S中，Cl的电负性最大，Na、Mg、Al中Na的电负性最小。
【答案】 A
4．下列不是元素电负性的应用的是( )
A．判断一种元素是金属还是非金属
B．判断化合物中元素化合价的正负
C．判断化合物的类型
D．判断化合物溶解度的大小
【解析】 化合物的溶解度是其物理性质，不能用电负性来描述。
【答案】 D
5．下面给出15种元素的电负性
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
H
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
2.1
已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(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)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
Mg3N2________，BeCl2________，
AlCl3________，SiC________。
【解析】 (1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
【答案】 (1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
(2)离子化合物 共价化合物 共价化合物 共价化合物
【温馨提示】 (1)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。
(2)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
元素周期律的实质及元素化合价规律
[基础·初探]
1．元素周期律的实质
(1)实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
(2)具体表现
①
②主族元素是金属元素还是非金属元素原子中价电子的多少。
2．元素化合价变化规律
(1)元素化合价的决定因素
元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。
(2)化合价规律
①除Ⅷ族的某些元素和0族外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。
②非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(氢元素除外)。
③稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。
④金属元素在化合物中只表现正价，非金属元素既可显正价，也可显负价。
⑤氟无正价，氧无最高正价。
⑥过渡元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为＋2～＋7。
(1)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。(×)
(2)同主族元素化合价一定相同。(×)
(3)元素原子的核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化。(√)
(4)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大，
非金属性越强。(√)
[核心·突破]
[题组·冲关]
1．具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是( )
A．对应的氢氧化物是两性氢氧化物
B．具有负化合价
C．最高价氧化物对应的水化物是酸
D．具有可变化合价
【解析】 金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素，只有非金属元素才有负化合价，金属元素只有正化合价。
【答案】 B
2．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．第一电离能Y一定小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y对应酸的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY
Y，说明得电子能力：X>Y，但第一电离能不一定存在X>Y。如电负性：O>N，但第一电离能：N>O。
【答案】 B
3．(2016·浙江调研测试)现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
【导学号：66240009】
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；
④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是( )
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，②为P，③为N，④为F。第一电离能为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，最高正价①>②＝③，D项不正确。
【答案】 A
4．四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4∶1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5∶1。
(1)Y与Z比较，电负性较大的是________(填相应元素符号)。
(2)W的元素符号是________，其＋2价离子的核外电子排布式是________。
【解析】 由于C和Si同主族，电负性与原子半径有关且同主族中随核电荷数的增大电负性减小，因此电负性较大的是C。
【答案】 (1)C (2)Zn 1s22s22p63s23p63d10
学业分层测评(五) 元素的电负性及其变化规律
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．利用元素的电负性不能判断的是( )
A．元素的得电子能力
B．化学键的类别(离子键和共价键)
C．元素的活泼性
D．元素稳定化合价的数值
【解析】 元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大，
元素原子得电子能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小于1.7的一般是共价键，大于1.7的一般是离子键)、元素的活泼性(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)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价)，但不能判断元素稳定化合价的数值。
【答案】 D
2．元素电负性随原子序数的递增而增大的是( )
A．Na K Rb B．N P As
C．O S Cl D．Si P Cl
【解析】 根据同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律来判断。
【答案】 D
3．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是( )
A．OB>C>D B．D>C>B>A
C．C>D>B>A D．A>B>D>C
【解析】 根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为：，然后依据同周期、同主族元素电负性变化规律即可确定其电负性顺序：D>C>B>A。
【答案】 B
5．下列说法正确的是 ( )
A．金属与非金属化合时，都可以形成离子键
B．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
C．电负性相差越大的元素间越容易形成离子键
D．同周期元素从左到右，第一电离能和电负性均增大
【解析】 A项，金属和非金属电负性相差较大时可以形成离子键；B项，金属元素的电负性不一定小于非金属元素；D项，同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，但并不是依次增大。
【答案】 C
6．下列元素电负性最大的是 ( )
A．最高正化合价和最低负化合价的代数和为4的短周期元素
B．最高正化合价与最低负化合价绝对值相等的元素
C．没有负化合价的元素
D．没有正化合价的元素
【解析】 A中元素为S，B中元素为ⅣA族的元素或氢元素，C中元素为金属元素，D中元素是氟元素，氟元素的电负性最大。
【答案】 D
7．元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为( )
A．HI B．LiI
C．CsF D．KI
【解析】 电负性最强的元素在元素周期表的右上方即氟元素，电负性最小的在元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为Cs，所以二者形成化合物的化学式为CsF。故正确答案为C。
【答案】 C
8．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4
B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2
D．1s22s22p63s23p64s2
【解析】 A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的原子是氧。
【答案】 A
9．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A．周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大
B．周期表中同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐增大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
【解析】 根据元素周期律，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，选项B错；电负性越大，非金属性越强，金属性越弱，选项C、D错。
【答案】 A
10．(1)比较下列元素电负性的大小。
①Li______Na ②O______F ③Si______P
④K______Ca ⑤Mg______Al ⑥N______O
(2)按要求回答下列问题。
①标出下列化合物中元素的化合价。
a．MgO b．BeCl2 c．CO2 d．Mg3N2 e．IBr f．SOCl2
②判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4
a．离子化合物：_____________________________________________；
b．共价化合物：__________________________________________。
【答案】 (1)①＞ ②＜ ③＜ ④＜ ⑤＜ ⑥＜
(2)①a. b.2 c.2 d.32 e. f.2
②a：NaF MgO CaCl2
b：HCl NO2 CH4
11．下列给出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
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)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。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：____________________________。
【答案】 (1)逐渐增大 逐渐减小 周期性 (2)F Na 离子
12．W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X＞W＞Z＞Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。
【导学号：66240010】
(1)X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学方程为________。
(2)W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为________＜________(用化学式表示)。
(3)四种元素原子半径的大小为________＞________＞________＞________(填元素符号)。
(4)四种元素的电负性由大到小的顺序为__________。
(5)这四种元素形成的化合物中为离子化合物的有________(写化学式，至少写4种)；属于共价化合物的有________(写化学式，写两种)。
【解析】 X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，可能为1s22s22p4或1s22s22p63s2，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，则可能为1s22s22p2或1s22s22p63s23p2，由于原子序数X＞Y，所以Y只能为1s22s22p2，是碳元素，Z原子核外电子p电子数比Y原子多2个，则Z为1s22s22p4，是氧元素，又X的原子序数大于Z，所以X为1s22s22p63s2，是镁元素，则W为钠元素。
【答案】 (1)2Mg＋CO22MgO＋C
(2)Mg(OH)2 NaOH
(3)Na Mg C O
(4)O＞C＞Mg＞Na
(5)Na2O、Na2O2、MgO、Na2CO3、MgCO3 CO、CO2
[能力提升]
13．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中错误的是( )
A．金属性：B>A>C>D
B．原子半径：B>A>C>D
C．元素的电负性：D>C>B>A
D．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
【解析】 据题意可知，A、B、C、D在周期表中的位置为：
C
D
B
A
…
则金属性：B>A>C>D，原子半径：B>A>C>D，电负性：D>C>A>B，离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋。
【答案】 C
14．处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D。下列关于A、B、C、D四种元素的说法中，正确的是( )
A．元素的非金属性依次增强
B．元素的电负性依次减小
C．元素的第一电离能依次增大
D．最高价的大小关系是：A＜B＜C＜D
【解析】 气态原子获得一个电子放出的能量越多，说明该原子越易获得电子，非金属性越强，电负性越大，第一电离能一般也越大。
【答案】 B
15．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AB，故①错误；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A”或“<”)。
原子半径：①________②，电负性：①________②，
金属性：①________②。
(4)某短周期元素最高正价为＋7，其原子结构示意图为______________。
【解析】 (1)金属与非金属的分界线是非金属元素的硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线。
(2)最高正价与最低负价绝对值相等的族为ⅣA族；氢原子得到1个电子达到稳定结构，这一特点同ⅦA族元素相同。
(3)由①和②在周期表中的位置可确定①、②分别为Mg和Al，其价电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素的递变规律可知：原子半径Mg>Al，金属性Mg>Al，电负性Al>Mg。
(4)因短周期元素最高正价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正价，所以该元素为氯元素。
【答案】 (1)
(2)ⅣA H原子得到一个电子实现最外电子层稳定结构；氢分子的结构式为H—H(其他合理答案也可)
(3)3s2 3s23p1 > < >
(4)
