高中化学第3节 元素性质及其变化规律学案

基础课时5　元素的电负性及其变化规律

一、元素的电负性及其变化规律与应用

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：选定氟的电负性为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

(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；电负性相同或差值小的非金属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)非金属性越强的元素，电负性越小。 (　　)

(3)电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。 (　　)

[答案]　(1)×　(2)×　(3)√

　电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计

算出来的，请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置？

提示：氟元素非金属性最强为4.0，则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性，应该在金属和非金属的分界线处。

二、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。

电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力

1．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？

提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。

2．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？

提示：不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。

1．判断元素类型

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。

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．判断化合物中元素化合价的正负

①在共价化合物中，电负性大的元素吸引电子能力强，共用电子对必然偏向该元素，该元素显负价；电负性小的元素吸引电子能力弱，共用电子对必然偏离该元素，该元素显正价。如H2O中，H的电负性为2.1，O的电负性为3.5，则氢元素显正价，氧元素显负价。

②在离子化合物中，可以把离子键看成极强的共价键，然后利用元素电负性进行化合价正负的判断。如NaCl中，Na的电负性为0.9，Cl的电负性为3.0，则钠元素显正价，氯元素显负价；又如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，则钠元素显正价，氢元素显负价。

3．判断化学键和化合物的类型

(1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。

(2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如H的电负性与Na的电负性之差为1.2，但NaH为离子化合物。

4．解释对角线规则

在元素周期表中，位于相邻周期、相邻主族且处于左上、右下位置的两种元素，其电负性相近，我们认为它们的单质及其化合物的性质相似，此规则称为对角线规则。常见的符合此规则的元素有Li—Mg、Be—Al、B—Si。如Be和Al，二者的电负性都为1.5，二者的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。

比较元素电负性大小的方法

(1)同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，电负性逐渐增大。   

(2)同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数增大，原子半径增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，电负性逐渐减小。

(3)对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。因此，电负性大的元素位于元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。

(4)非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。

(5)二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。

(6)不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素(与其中一种位于同主族或同周期)作为参照物。

1．用电负性数据不能判断的是(　　)

A．某元素是金属元素还是非金属元素

B．氢化物HY和HX中键的极性强弱

C．化学键是离子键还是共价键

D．化合物的溶解度

D　[一般认为，电负性大于2的是非金属元素，小于2的是金属元素，利用电负性可以判断元素是金属元素还是非金属元素，故A不符合。电负性越大的原子对键合电子的吸引力越强，即该原子与氢原子形成的化合物中键的极性越强，可以利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱，故B不符合。一般来说电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物，可以依据电负性数据判断化学键是离子键还是共价键，故C不符合。利用电负性不能判断物质的溶解度，故D符合。]

2．已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种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；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是(　　)

A．A中S和N的共用电子对偏向S

B．A中S和N的共用电子对偏向N

C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物

D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价

B　[元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确。AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误。Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。]

3．X、Y均为非金属元素，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

C　[A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。]

1．解题思路

根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：

2．解题方法

(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性

稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。

①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2＋；

②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋；

③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。

(2)利用常见元素及其化合物的特征

①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。

②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。

③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。

④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。

⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。

⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。

⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是N；能发生氧化还原反应的元素是S。

⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。

(3)利用一些规律

①元素周期表中的递变规律(“三角”规律)

若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。

②元素周期表中的相似规律

a．同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；

b．元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。

1．已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是(　　)

A．元素的第一电离能：X>W

B．离子的还原性：Y2－>Z－

C．气态氢化物的稳定性：H2Y>HZ

D．原子半径：X<W

B　[1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，则W和X是金属元素，且在周期表中W位于X的右侧，Y和Z是非金属元素，在周期表中位于W和X的上一周期，其中Z位于Y的右侧。可以推出W为Al，X为Na，Y为O，Z为F。元素的第一电离能：Na<Al，离子的还原性：O2－>F－，简单氢化物的稳定性：H2O<HF，原子半径：Na>Al。]

2．a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b、c形成的化合物的电子式为，下列说法正确的是(　　)

A．原子半径：a>c>d>b

B．电负性：a>b>d>c

C．原子序数：d>a>c>b

D．最高价氧化物对应水化物的酸性：c>d>a

D　[由a的原子结构示意图可知x为2，a是硅元素，由b与c形成化合物的电子式可知c为ⅤA族元素，b为ⅠA族元素，因a、b、d同周期，可推知b为钠元素，d为磷元素，c为氮元素。根据元素在周期表中的位置和递变规律可知D项正确。]

3．已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，B、C均可与A形成10电子分子，B、C位于同一周期，二者可以形成多种共价化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1。请回答下列问题：

(1)E元素基态原子的电子排布式为________。

(2)F元素原子的价电子轨道表示式为________。

(3)F、G元素对应的最高价含氧酸中酸性较强的酸的化学式为________。

(4)离子半径：D＋________(填“<”“>”或“＝”，下同)B3－，第一电离能：B________C，电负性：C________F。

(5)A、C形成的一种绿色氧化剂X有广泛应用，X分子中A、C原子个数比为1∶1，X的电子式为________，试写出Cu、稀硫酸与X反应制备硫酸铜的离子方程式：___________________________________________________________

___________________________________________________________________。

[解析]　A是元素周期表中原子半径最小的元素，A是H元素；C与A可形成10电子分子，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，C为O元素；B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，B的价电子排布式为ns2np3，且B的原子序数小于C的，B为N元素；D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，D为Na元素；C、F位于同一主族，F为S元素；G是比F原子序数大的短周期主族元素，G为Cl元素；E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1，即最外层电子数为3，E的原子序数介于D和F之间，E为Al元素。

(1)E为Al元素，基态Al原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1。

(2)F为S元素，S原子的价电子轨道表示式为。

(3)F、G分别为S、Cl元素，S、Cl都是第3周期元素，同周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，最高价含氧酸的酸性逐渐增强，故酸性：HClO4>H2SO4。

(4)D＋为Na＋，B3－为N3－，Na＋与N3－具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：D＋<B3－。B、C分别为N、O元素，第一电离能：B(N)>C(O)。C、F分别为O、S元素，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，电负性：C(O)>F(S)。

(5)A、C分别为H、O元素，H、O形成的原子个数比为1∶1的分子为H2O2，即X为H2O2，H2O2的电子式为。Cu、稀硫酸与H2O2反应制备CuSO4的化学方程式为Cu＋H2SO4＋H2O2===CuSO4＋2H2O，离子方程式为Cu＋2H＋＋H2O2===Cu2＋＋2H2O。

[答案]　(1)1s22s22p63s23p1　(2)

(3)HClO4　(4)＜　＞　＞

(5) 　Cu＋2H＋＋H2O2===Cu2＋＋2H2O

1．下列各组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

D　[A项O>N；B项F的电负性最大；C项应为N>P>As；D项正确。]

2．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

C　[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，如氢的电负性为2.1，而某些过渡金属元素的电负性大于2.1；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。]

3．已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是(　　)

A．X与Y　　B．X与W　　C．Y与Z　　D．Y与W

D　[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。]

4．下列对电负性的理解不正确的是    (　　)

A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准

B．元素电负性的大小反映了元素的原子对键合电子吸引力的大小

C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强

D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关

D　[电负性与原子结构有关，D不正确。]

5．下面给出15种元素的电负性

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