元素性质及其变化规律PPT课件免费下载2023
展开一、【学习目标】
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。
二、【课程的主要内容】
元素的电负性及其变化规律
1.电负性(1)概念：元素的原子在化合物中 能力的标度。(2)确定依据：常以最活泼的非金属元素氟的电负性4.0为标度，计算其他元素的电负性。因此，电负性是一个 值，没有单位。(3)意义：用来表示两个不同原子形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力 ；电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力 。
2.电负性的变化规律观察分析元素的电负性柱状示意图：
(1)金属元素的电负性 ，非金属元素的电负性 。(2)对主族元素而言，同一周期，从左到右，元素的电负性 。
(3)同一主族，自上而下，元素的电负性 。(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈 趋势。(5)电负性大的元素集中在元素周期表的 角，电负性小的元素集中在元素周期表的 角。
(1)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( )(2)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小( )(3)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性( )(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价( )(5)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物( )
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>FC.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。
2.利用元素的电负性不能判断的是A.元素原子的得电子能力B.化学键的类别(离子键和共价键)C.元素的活动性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的原子间一般形成共价键，差值大的原子间一般形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越活泼，电负性越大的非金属元素越活泼)、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。
3.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的能力的关系是_________________________________________。
的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
解析 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)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。
原子半径越大，X值越小
解析 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。
(3)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________。
解析 Cl与Al的ΔX为3.16－1.61＝1.55<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。
(1)同周期第一电离能大的主族元素电负性不一定大。如电负性：N
1.下列图示中横坐标是表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的原子序数的是
解析 同主族元素自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力逐渐减小，元素的电负性逐渐减弱，即同主族元素随原子序数的增大，电负性降低，选项中符合该变化规律的为B所示图像。
2.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 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、B、D均能说明X的非金属性比Y强，原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。
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OC.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。
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。
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
4.有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子，电负性顺序正确的是A.A>B>C>D B.D>C>B>AC.C>D>B>A D.A>B>D>C
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。
5.对A、B两种主族元素(除第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BB.A的电负性大于B，则A的失电子能力大于BC.A的电负性大于B，则A的得电子能力大于BD.A的电负性大于B，则A的原子半径一定小于B
解析 第3周期元素的最高正价由＋1～＋7～0，C符合。
6.下图中的曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)：
把与元素有关性质相符的曲线的标号填入相应横线上：(1)第ⅡA族元素原子的价电子数_____。
解析 第ⅡA族元素原子的价电子数均为2，B符合。
(2)第3周期元素的最高正化合价____。
解析 第2周期元素的第一电离能由小到大的顺序为E(Li)
解析 F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径依次减小，A符合。
(4)第2周期元素的原子半径(不包括稀有气体) ____。
解析 第2周期元素的原子半径从左到右依次减小，D符合。
(5)第2周期元素的第一电离能___。
一、单项选择题1.1828年德国化学家维勒首次合成了尿素[CO(NH2)2]，组成尿素的四种元素中电负性最大的是A.H B.O C.N D.C
解析 组成尿素的四种元素为C、N、O、H，元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性：O>N>C>H，可知电负性最大的是O，B正确。
2.鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是A.氧 B.氯 C.氟 D.硫
解析 电负性越大，元素的非金属性越强，而电负性较大的元素位于元素周期表的右上角。电负性是以氟的电负性4.0作为相对标准的。
3.下列关于元素电负性大小的比较不正确的是A.O
4.(2019·广州高二检测)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，电负性最小的元素在元素周期表的左下方，即能在自然界稳定存在的Cs，所以二者形成化合物的化学式为CsF。
5.下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：
则钙元素的电负性值的最小范围是A.小于0.8B.大于1.2C.在0.8与1.2之间D.在0.8与1.5之间
解析 同一周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
6.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 D.1s22s22p63s23p64s2
解析 A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的是氧。
7.电负性差值大的元素之间形成的化学键主要为A.共价键 B.离子键C.金属键 D.配位键
解析 元素金属性越强，电负性越小，越易失去电子，而非金属性越强，电负性越大，越易得到电子。因此，活泼金属和活泼非金属的电负性差值较大，形成的化学键主要是离子键。
8.已知X、Y元素同主族，且电负性X>Y，下列说法错误的是A.若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XC.最高价氧化物对应水化物的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
解析 因X、Y同主族，且电负性X>Y，则X在Y的上方，同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，非金属性减弱，金属性增强。由此推知C项错误。
9.利用元素的电负性大小，不能判断出A.在化合物中元素原子吸引电子能力的相对强弱B.元素在元素周期表中的准确位置C.化学键类型D.元素在化合物中的化合价的正负
解析 电负性大的元素的原子吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性小的元素的原子吸引电子能力弱，在化合物中显正价，不仅如此还可以根据电负性推断元素的种类。
10.下列各元素中，最易形成离子化合物的组合是①第3周期中第一电离能最小的元素 ②外围电子排布式为2s22p6的原子 ③2p能级为半充满状态的元素 ④电负性最大的元素A.①② B.③④ C.②③ D.①④
解析 ①为Na元素，②为Ne元素，③为N元素，④为F元素，故①④最易形成离子化合物。
解析 Cs、Ba位于同周期，一般来说，同周期元素的第一电离能从左到右总体上呈增大的趋势，故Cs的第一电离能比Ba小，D项不正确。
二、不定项选择题11.钡的核外电子排布式为[Xe]6s2，下列关于钡的说法不正确的是A.其电负性比Cs小B.位于第6周期ⅡA族C.能与冷水反应放出氢气D.第一电离能比Cs小
12.下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是A.W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能B.Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同C.p能级未成对电子数最多的是Z元素D.X元素是电负性最大的元素
解析 根据元素在周期表中的相对位置可知，X是F，Y是S，Z是Br，W是P，R是Ar。P元素的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，其第一电离能大于S元素，A错误；Z的阴离子含有36个电子，其电子层结构与R原子的不相同，B错误；p能级未成对电子最多的是W元素，含有3个未成对电子，C错误；F的非金属性最强，电负性最大，D正确。
13.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>①B.原子半径：④>③>②>①C.电负性：④>③>②>①D.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。
14.已知M元素原子的价电子排布式为3s23p1，N元素位于周期表中第3周期，其原子最外层p轨道为半充满状态，下列叙述错误的是A.M为金属元素，N为非金属元素B.M与N为同周期元素C.N的电负性小于MD.M的第一电离能大于N
解析 由已知信息可得M为Al元素，N为P元素，故A、B项均正确，C项错误；第一电离能：P>Al，故D项错误。
三、非选择题15.回答下列问题：(1)基态碳原子的核外电子排布式为________。非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是________________________________________。
N原子的2p轨道达到半充满状态，比较
解析 O原子和N原子的价电子排布式分别为2s22p4、2s22p3，N原子的2p轨道为半充满状态，结构比较稳定，所以N元素的第一电离能大。
解析 甲的I2≫I1，所以甲最外层有1个电子，乙的I3≫I2，所以乙最外层有2个电子，故甲为Na元素，乙为Mg元素，第3周期共有3种金属元素Na、Mg、Al，且Al的第一电离能应介于Na和Mg的第一电离能之间，故丙、丁应为非金属。
(2)下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。下列说法正确的是___(填字母)。A.甲的金属性比乙强B.乙有＋1价C.丙不可能为非金属元素D.丁一定为金属元素
(3)Mn、Fe均为第4周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：
锰元素位于第4周期ⅦB族。请写出基态Mn2＋的价电子排布式：____，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态
转变为不稳定的3d4状态，需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少
解析 第ⅦB族元素的族序数＝价电子数，周期序数＝电子层数，所以基态Mn原子价电子排布式为3d54s2，Mn2＋的价电子排布式为3d5。Mn2＋的3d5为半充满状态，很难失去电子，而Fe2＋的3d6失去一个电子，即变为半充满的3d5状态，所以气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。
(4)卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是___________。
解析 同主族元素从上到下电负性逐渐减小。
(5)基态B原子的电子排布式为__________；B和N相比，电负性较大的是____；BN中B元素的化合价为____。
解析 B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s22p1；B和N都位于第2周期，同周期元素自左向右电负性逐渐增大，所以电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以BN中B的化合价是＋3价。
16.开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。①基态Cl原子中，电子占据的最高电子层的符号为___，该电子层具有的原子轨道数为___。
解析 Cl原子核外电子数为17，基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，由此可得基态Cl原子中电子占据的最高电子层为第三电子层，符号为M，该电子层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道。
②Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为_________。
解析 元素的非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H>B>Li。
(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。①LiH中，离子半径：Li＋___H－(填“>”“＝”或“<”)。
解析 核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小。锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li＋、H－的核外电子数都为2，所以半径：Li＋
解析 该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族元素，为Mg元素。
则M是____(填元素符号)。
17.A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大；A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A原子核外有2个未成对电子，C的单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，且E原子核外有3个未成对电子，F形成的阴离子与A形成的阴离子具有相同的价态，且离子半径A小于F。试回答：(1)上述六种元素中第一电离能最大的是__元素，理由是_______________________________________________________________。
为7，且原子半径较小，容易得到电子，不容易失去电子
解析 电子排布式为1s22s22p6的常见阴离子有C4－N3－、O2－、F－，常见阳离子有Na＋、Mg2＋、Al3＋。A原子核外有2个未成对电子，其原子2p能级有2个电子或4个电子，可知A是O或C；C的单质可与热水反应但不能与冷水反应，C是Mg，故D是Al；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，说明有3p轨道且均填有电子，E原子核外有3个未成对电子，则E是P；F形成的阴离子与A形成的阴离子具有相同的价态，故A是O，F是S，则B是F。六种元素中第一电离能最大的是F。
(2)元素原子的第一电离能：C______D(填“>”“<”或“＝”)，理由是__________________________________________________________________________。
Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构
解析 Mg的第一电离能大于Al，是因为Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构。
(3)上述六种元素按电负性从小到大的顺序排列是_________________。(4)C、D、E、F元素形成的最高价态氧化物分别是_______(填“离子”或“共价”，下同)、______、______、______化合物。
Mg
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