高中化学鲁科版 (2019)选择性必修2第3节 元素性质及其变化规律第3课时学案

第3课时　元素的电负性及其变化规律

1．电负性的概念

电负性用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之，元素的电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。

2．电负性的变化规律

金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。对主族元素而言，同一周期从左到右，元素的电负性递增；同一主族自上而下，元素的电负性递减。电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。

3．电负性的应用

(1)元素的电负性可用于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如何。通常电负性小于2的元素大部分是金属元素，电负性大于2的元素大部分是非金属元素。非金属元素电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。

(2)利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负，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)利用元素的电负性可以判断化学键的性质，电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。

4．原子半径、第一电离能和电负性都随着原子序数的递增表现出周期性的变化，它们的变化趋势表现出一定程度的相关性。

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

(1)电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。(　　)

(2)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准。(　　)

(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越弱。(　　)

(4)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。(　　)

(5)同一周期从左到右，元素的电负性逐渐减小。(　　)

(6)同一主族从上而下，元素的电负性递增。(　　)

答案　(1)√　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×

解析　(3)元素的电负性越大，元素的非金属性越强。

(5)同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。

(6)同一主族从上而下，元素的电负性递减。

2．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是(　　)

A．原子半径呈周期性变化

B．元素的化合价呈周期性变化

C．电负性呈周期性变化

D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化

答案　D

解析　元素的性质如原子半径、电负性、第一电离能、金属性、非金属性呈周期性变化都是因为核外电子排布呈周期性变化。

3．下列各组元素中，电负性依次减小的是(　　)

A．Na、Mg、Al   B．F、Cl、Br

C．As、P、H   D．O、S、Cl

答案　B

解析　A组，电负性依次增大；C组，P、H的电负性大于As的；D组，电负性：O>Cl>S。

4．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是(　　)

A．1s22s22p63s23p64s2   B．1s22s22p63s23p3

C．1s22s22p4   D．1s22s22p63s23p2

答案　C

解析　质子数为20，是Ca元素；质子数为15，是P元素；质子数为8，是O元素；质子数为14，是Si元素。以上元素中非金属性最强的元素是O元素，即电负性最强的元素是O元素。

探究　电负性及其变化规律

　观察教材25页图1－3－5回答下列问题：

1．同一周期中，元素的电负性如何变化？为什么？

提示：同周期从左至右元素的电负性逐渐增大。

原因：因为同一周期从左到右随着核电荷数的增加，元素原子半径减少，核对外层电子引力逐渐增大，得电子能力逐渐增强，所以元素的电负性逐渐增强。

2．同一主族中，元素的电负性如何变化？为什么？

提示：同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。

原因：同一主族从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数增加，原子半径增大，核对外层电子的引力减小，得电子能力减弱，所以元素的电负性有减小的趋势。

电负性的变化规律及其应用

1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱

(1)金属的电负性一般小于2，非金属的电负性一般大于2，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

(2)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。

2．判断化合物中元素化合价的正负

(1)电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

(2)电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

3．电负性与元素周期表的关系

电负性是描述原子吸引电子能力的标度，而原子对电子的吸引力的递变规律，体现在元素周期表中。

(1)同一周期中：从左到右，从金属元素到非金属元素，吸引电子能力依次增强，元素电负性依次增大。

(2)同一主族中：从上到下，原子半径依次增大，吸引电子能力依次减小，元素电负性依次减小。

上述规律决定了电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。

电负性的应用

1．电负性与化学键的判断

离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：

(1)如果两个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。

(2)如果两个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。

2．解释元素“对角线规则”

在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。

这可以由元素的电负性进行解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2，Be、Al的电负性分别为1.5、1.5，B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O、Li3N和MgO、Mg3N2；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。

3．电负性与氧化还原反应

由于电负性描述的是原子吸引电子的能力，所以在氧化还原反应中，电负性也有较明显的表现，在两种单质的化合反应中，电负性大的元素形成的单质做氧化剂，电负性小的元素形成的单质做还原剂。

1．下列有关电负性的说法中正确的是(　　)

A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大

B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小

C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性

D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价

答案　D

解析　主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化有特例，如电负性：O>N，但第一电离能：O<N，A错误；同一周期主族元素从左到右元素电负性递增，但过渡元素有些特例，B错误；通常，电负性小于2.0的元素，大部分是金属元素，电负性大于2.0的元素，大部分是非金属元素，但部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性，C错误。

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．元素的活泼性

D．元素稳定化合价的数值

答案　D

解析　元素电负性是元素原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。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的一般形成共价键，大于1.7的一般形成离子键)、元素的活泼性(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。

电负性特例总结

(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<O，第一电离能：N>O。

(2)金属元素的电负性不一定小于非金属元素的电负性。如部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。

(3)不能把电负性2.0作为划分金属和非金属的绝对标准，部分过渡元素的电负性大于2.0。

(4)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键。如Na、H、F的电负性分别是0.9、2.1、4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，HF中存在共价键。

本课小结

课时作业

一、选择题(本题共8小题，每小题只有1个选项符合题意)

1．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

答案　D

解析　电负性与原子结构有关，D不正确。

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

答案　C

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。

3．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M

D．M的第一电离能小于N

答案　C

解析　由已知信息可得M为Al元素，N为P元素，故A、B、D项均正确。电负性：P>Al，故C项错误。

4．1828年德国化学家维勒首次合成了尿素[CO(NH2)2]。形成尿素的四种元素中电负性最大的是(　　)

A．H   B．O 

C．N   D．C

答案　B

解析　O与C、N处于同周期，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，所以电负性：O>N>C；非金属性越强，电负性越大，所以电负性：O>N>C>H，B正确。

5．下列关于元素电负性大小的比较不正确的是(　　)

A．O<S<Se<Te   B．C<N<O<F

C．P<S<O<F   D．K<Na<Mg<Al

答案　A

解析　A项，元素属于同一主族，电负性从上到下依次减小，错误；B项，元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大，正确；C、D两项，元素的相对位置如下图所示：

根据同一周期从左到右，元素的电负性依次增大，同一主族自上而下，元素的电负性逐渐减小，可得C、D正确。

6．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

答案　D

解析　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。

7．下列有关微粒性质的排列顺序中正确的是(　　)

A．元素电负性：O<P<F

B．元素第一电离能：C<N<O

C．离子半径：O2－>Na＋>S2－

D．未成对电子数：Mn>Si>Cl

答案　D

解析　元素非金属性越强，电负性越大，元素非金属性：P<O<F，所以电负性：P<O<F，故A错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，由于氮原子2p轨道处于半充满的较稳定状态，使得氮元素的第一电离能大于相邻的氧元素，所以元素第一电离能：C<O<N，故B错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大离子半径越小，所以离子半径：O2－>Na＋，同主族元素离子的半径随着电子层数增多而逐渐增大，所以离子半径：S2－>O2－，故离子半径：S2－>O2－>Na＋，故C错误；Mn、Si、Cl的价电子排布式分别是3d54s2、3s23p2、3s23p5，未成对电子数分别是5、2、1，所以未成对电子数：Mn>Si>Cl，故D正确。

8．四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．最高化合价：①>③>②>④

答案　A

解析　根据四种元素的基态原子的电子排布式，可知①是S元素；②是P元素；③是N元素；④是F元素。同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，所以第一电离能：F>N，由于第ⅤA族元素np(n为电子层数)轨道为半充满状态，第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期第ⅥA族元素的第一电离能，所以第一电离能：P>S，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，所以第一电离能：N>P，第一电离能：④>③>②>①，故A正确；同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，所以原子半径：②>①>③>④，故B错误；元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：F>N>S>P，故电负性：④>③>①>②，故C错误；N、P元素的最高化合价都是＋5价，故D错误。

二、选择题(本题共4小题，每小题有1个或2个选项符合题意)

9．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0.8   B．大于1.2

C．在0.8与1.2之间   D．在0.8与1.5之间

答案　C

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。

10．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．元素的电负性：X<W

B．离子的还原性：Y2－>Z－

C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ

D．原子半径：X<W

答案　AB

解析　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。同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即金属性：X>W，非金属性：Z>Y，所以电负性X<W，原子半径：X>W，离子的还原性：Y2－>Z－，氢化物的稳定性：H2Y<HZ，故选A、B。

11．如图是第2周期3～9号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列说法正确的是(　　)

A．y轴表示的可能是第一电离能

B．y轴表示的可能是电负性

C．y轴表示的可能是原子半径

D．y轴表示的可能是元素的最高正价

答案　B

解析　第2周期N原子2p轨道上电子为半充满结构，较为稳定，故N的第一电离能大于O，A错误；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，B正确；同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，C错误；O、F无最高正价，D错误。

12．以下有关元素性质的说法不正确的是(　　)

A．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl，各组中元素的电负性随原子序数增大而递增的是④

B．下列原子：①1s22s22p63s23p1、②1s22s22p63s23p2、③1s22s22p63s23p3、④1s22s22p63s23p4中对应的第一电离能最大的是④

C．某短周期元素的逐级电离能(单位为kJ·mol－1)分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703等，该元素在第3周期第ⅡA族

D．以下原子：①1s22s22p63s23p2、②1s22s22p3、

③1s22s22p2、④1s22s22p63s23p4中半径最大的是④

答案　BD

解析　同周期自左而右元素电负性逐渐增大，同主族自上而下元素电负性逐渐减小，故①Na、K、Rb电负性依次减小，②N、P、As的电负性依次减小，③O、S、Se的电负性依次减小，④Na、P、Cl的电负性依次增大，故A正确；①为Al元素，②为Si元素，③为P元素，④为S元素，第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素，所以对应的第一电离能最大的是③，故B错误；该元素的第一、二电离能相差不大，第二、三电离能相差较大，最外层应有2个电子，原子核外电子数大于7，该元素处于第3周期第ⅡA族，故C正确；由原子核外电子排布式可知①为Si、②为N、③为C、④为S，同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，故原子半径：Si>C>N，Si>S，故Si原子半径最大，即①的原子半径最大，故D错误。

三、非选择题(本题共3小题)

13．在下列横线上，填上适当的元素符号：

(1)在第3周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电离能最大的元素是________。

(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________(放射性元素除外)。

(3)最活泼的金属元素是________(放射性元素除外)。

(4)最活泼的非金属元素是________。

(5)第2、3、4周期元素中p轨道半充满的原子是________。

(6)电负性相差最大的两种元素是________(放射性元素除外)。

答案　(1)Na　Ar　(2)F　Cs　(3)Cs　(4)F

(5)N、P、As　(6)F、Cs

解析　一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第3周期中第一电离能最小的元素为Na，最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。

14．CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。

答案　C＞H＞Si

解析　根据CH4中共用电子对偏向C可知电负性C＞H；SiH4中共用电子对偏向H，可知电负性H＞Si，所以电负性由大到小的顺序为C＞H＞Si。

15．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：

(1)通过分析x值变化规律，确定N、Mg最接近的x值范围：________<x(Mg)<________，________<x(N)<________。

(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。

(3)某有机化合物结构式，其中C—N键中，你认为共用电子对偏向于________(写原子名称)一方。

(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值(Δx)大于1.7时，一般为离子键，小于1.7时，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。

答案　(1)0.93　1.57　2.55　3.44　(2)原子半径越大，x值越小　周期性　(3)氮　(4)共价键

解析　(1)确定x值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。

(2)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)对比C、N的x值，应用题干中的信息，即可得出共用电子对偏向于氮一方。

(4)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。