2.2.2 元素电负性的周期性变化-2023-2024学年度高二化学同步精品讲义（苏教选择性必修2）

第2课时 元素电负性的周期性变化

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1．能从电子排布的角度解释主族元素电负性变化的一般规律。
2．能利用电负性判断周期表中元素性质递变规律，推断化学键的类型。
3．初步形成不同事物之间存在内在联系的观点。

知识精讲

知识点01 元素电负性的周期性变化
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．主族元素电负性的变化规律
同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3．电负性的应用
(1) 衡量元素金属性和非金属性的强弱
一般认为电负性大于1.8的元素为非金属元素；小于1.8的元素为金属元素。
(2)判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值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；电负性数值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)判断化学键的类型
一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；小于1.7通常形成共价键。
【即学即练1】下列各组元素按电负性大小排列正确的是　(　　)
A．O>Cl>F B．F>N>O C．As>P>N D．Cl>S>P
答案：D
【即学即练2】下列关于电负性的叙述中，不正确的是（ ）
A．电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值
C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强
答案：C
解析：第ⅡA族元素原子的ns轨道为全充满，第ⅤA族元素原子np轨道为半充满，第一电离能比相邻元素大。
【即学即练3】已知几种元素的电负性，请回答下列问题。
元素
Li
Mg
Al
Ge
H
C
N
As
O
Cl
电负性
1.0
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
2.0
3.5
3.0
（1）工业上制备金属镁，采用电解熔融的MgCl2的方法，而制备金属铝，采用电解熔融Al2O3(加冰晶石)不用电解熔融AlCl3的方法。试解释原因。
________________________________________________________________________。
（2）判断化合物GeCl4、AsCl3是共价化合物，还是离子化合物？
____________________________________________________________________。
（3）判断化合物OF2、NH4Cl、Al4C3、LiAlH4中各元素的化合价：
________________________________________________________________________。
答案：（1）根据电负性，MgCl2、Al2O3是离子化合物，熔化时存在自由移动的离子，能导电；AlCl3是共价化合物，AlCl3的熔化态以分子形式存在，不能导电。
（2）GeCl4、AsCl3都是共价化合物。
（3）OF2中，O为+2价，F为-1价；NH4Cl中，N、H、Cl的化合价分别是-3、+1、-1；、Al4C3中，Al为+3加，C为-4价；LiAlH4中，Li、Al、H的化合价分别为+1、-3、-1。

知识点02 元素周期律的应用
1．对人们认识原子结构和元素性质的关系具有指导意义。
2．为人们寻找新材料提供了科学的途径：
(1)在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素；
(2)在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。

能力拓展

考法01 电负性及其变化规律
1．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(稀有气体元素除外)。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
(3)电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F)，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考查)。
2．电负性的应用
(1)判断元素类型及元素的金属性和非金属性及其强弱：
①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金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，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)衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小
①电负性数值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电负性数值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)判断化学键类型
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；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。
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，因此AlCl3为共价化合物。
【典例1】已知六种元素的电负性如表。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(　　)
H
S
N
Al
Cl
Si
2.1
2.5
3.0
1.5
3.0
1.8
A．A中S和O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
答案：B
解析：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O、S元素同一主族，O元素的电负性大于S元素，因此S和O的共用电子对偏向O，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。

分层提分

题组A 基础过关练
1．下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是(　　)
A．K>Na>Li B．F>O>S C．As>P>N D．O 答案：B
解析：A、C两项中元素电负性的排序与“同主族自上而下，元素的电负性逐渐减小”的规律不符，错误；B项中元素电负性的排序与“同周期从左到右，主族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”的规律相符，B正确；D项电负性大小顺序应为O>N>C，错误。
2．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
答案：A
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。
3．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
答案：C
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．判断化学键的类型
D．判断化合物的溶解度
答案：D
5．下列各元素，最易形成离子化合物的是(　　)
①第3周期第一电离能最小的元素 ②外围电子构型为2s22p6的原子
③2p亚层为半满的元素 ④电负性最大的元素
A．①② B．③④ C．②③ D．①④
答案：D
6．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是(　　)
A．O C．P 答案：A
7．1828年德国化学家维勒首次使用无机物质合成了有机物尿素，从而打破了无机物与有机物的人为界限，冲击了“有机物就是有生命力的物质”这一说法，从此有机化合物的概念失去了原有的意义。其中尿素[CO(NH2)2]中四种元素的电负性最大的是(　　)
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。B正确。
8．下列各元素，最易形成离子化合物的是(　　)
①第3周期第一电离能最小的元素　②外围电子构型为2s22p6的原子　③2p轨道为半满的元素　④电负性最大的元素
A．①② B．③④ C．②③ D．①④
答案：D
解析：活泼金属与活泼的非金属易形成离子化合物。第3周期第一电离能最小的元素是钠，易失去电子；外围电子排布式为2s22p6的原子是氖，化学性质不活泼；2p轨道为半充满的元素是氮，非金属；电负性最大的元素是氟，非金属性最强，故最易形成离子化合物的是钠和氟。
9．美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是(　　)
A．原子半径：Al>Na
B．第一电离能：Al>Na
C．电负性：Na>Al
D．基态原子未成对电子数：Na>Al
答案：B
解析：根据元素性质变化规律知，原子半径：Na>Al，第一电离能：Al>Na，电负性：Na 10．如图是元素周期表的简略框架。

(1)按外围电子排布，可把元素划分成五个区，不全是金属元素的区为________。
(2)根据氢元素最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，还可以把氢元素放在元素周期表中的________族；有人建议将氢元素放在元素周期表的ⅦA族，请写出支持这一观点的一个化学事实____________________________。
(3)上表中元素①②原子的最外层电子排布式分别为______________、________________；比较元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。
原子半径：①______②；电负性：①________②；
金属性：①______②；第一电离能：①______②。
(4)某短周期元素的最高正化合价为＋7，其原子结构示意图为________________。
答案：(1)s区和p区
(2)ⅣA　氢原子得到一个电子后最外电子层达到稳定结构(或氢分子的结构式为H—H或与碱金属元素形成离子化合物M＋[∶H]－或NaH的存在等合理答案均可)
(3)3s2　3s23p1　>　<　>　>
(4)
解析：(1)金属元素与非金属元素的分界线是非金属元素硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线。按电子填充顺序把元素周期表划分为五个区，即s区、p区、d区、ds区和f区，其中s区中的氢以及p区大部分元素都不是金属元素。(2)ⅣA族元素的最高正化合价与最低负化合价绝对值相等；氢原子得到1个电子后达到稳定结构，这一特点同ⅦA族元素相同。(3)由①和②在元素周期表中的位置可以确定它们分别为Mg和Al，其最外层电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素性质的递变规律可知：原子半径Mg＞Al，金属性Mg＞Al，电负性Al＞Mg。Mg为ⅡA族元素、Al为ⅢA族元素，ⅡA族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大，故第一电离能Mg＞Al。(4)短周期元素的最高正化合价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正化合价，所以该元素为氯元素。

题组B 能力提升练
1．不能说明X的电负性比Y的大的是（ ）
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
D．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
答案：D
2．图是第3周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是（ ）

A．y轴表示的可能是电负性
B．y轴表示的可能是第一电离能
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
答案：A
3．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法中错误的是(　　)
A．第一电离能Y可能小于X
B．气态氢化物的稳定性：HmY强于HmX
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y的对应的酸的酸性
D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
答案：B
4．自1869年门捷列夫给出第一张元素周期表以来，至少出现过700多种不同形式的周期表。1905年，瑞士化学家维尔纳根据元素周期律将当时发现的元素进行排列，制成了众所周知的维尔纳长式元素周期表。这种元素周期表是针对化学课程的需求而制作的，具有很强的科学性和系统性。当前应用最多的就是这张维尔纳长式周期表，根据元素在周期表中的位置，分析元素的性质。
(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__________。
答案：(1)Na　Ar　(2)F　Cs　(3)Cs　(4)F　(5)N、P、As
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ⅡA族、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。
5．根据短周期元素性质进行填空：
（1）基态硅原子中，电子占据的最高能级（原子轨道）符号为________，基态磷原子中自旋方向相反的两类电子数目相差________，基态氮原子的电子排布图为_________________。
（2）O、S、P三种元素中，电负性由大到小的顺序为______________。
（3）下图上的五个黑点代表第三周期原子序数依次增大的五种主族元素的第一电离能相对大小，请在图上横坐标相应位置写出对应元素的原子序数。

答案：（1）3p；3； （2）O＞S＞P （3）

题组C 培优拔尖练
1．五种短周期元素的原子半径、最高正化合价及最低负化合价见下表：
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.089
0.143
0.102
0.074
化合价
＋2
＋2
＋3
＋6，－2
－2
下列叙述正确的是(　　)
A．L、M的单质与稀盐酸反应速率L＜M
B．Q、T两元素间可形成两性化合物
C．R、T两元素的氢化物稳定性H2R＞H2T
D．L、R两元素的简单离子的核外电子数可能相等
答案：B
解析：先由表中提供的数据推出M是铍元素、L是镁元素、Q是铝元素、R是硫元素、T是氧元素。据此可知Q和T形成的化合物是Al2O3，是一种两性化合物，选项B正确。
2．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。
（1）X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学方程式为_______________________。
（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小到大的顺序为　　　　　　　　　　　。
（5）这四种元素中两两形成的离子化合物的化学式　　　　 　　　　；形成的共价化合物的化学式　　　　　　　。
答案：（1）2Mg+CO22MgO+C （2）Mg(OH)2 NaOH （3）Na Mg C O
（4）Na Mg C O （5）MgO、Na2O、Na2O2 CO CO2
3．有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属于同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属于同一族，它们原子最外层的p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性为2.5、3.5、0.8、2.1、1.5中的一种，请回答下列问题：
(1)A是________(用化学符号填空，下同)，B是________，C是________，D是________，E是________。
(2)A、B、C、D、E的电负性分别为
A________，B________，C________，D________，E________。
(3)由电负性判断，以上五种元素中金属性最强的是________，非金属性最强的是________。(填元素符号)
(4)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。(填“正”或“负”)
(5)当B与A、C、D、E(与E形成E2B)分别形成化合物时，化合物中有离子键的是________，有共价键的是________。
答案：(1)H　O　Al　S　K
(2)2.1　3.5　1.5　2.5　0.8
(3)K　O　(4)负　正
(5)Al2O3、K2O　H2O、SO2、SO3、H2O2
解析：A、E均为ⅠA族元素，A的电负性为2.5，大于1.8，则A为非金属元素，A为H，由于B、D为同族且最外层的p轨道电子数为s轨道电子数的2倍，则B、D的外围电子排布为ns2np4，为ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C的外围电子排布为3s23p1，为Al。五种元素中，属于金属的是Al、K，且活泼性：K>Al，则K的电负性为0.8，Al的电负性为1.5；属于非金属的是H、S、O，非金属性：O>S>H，则电负性O为3.5，S为2.5，H为2.1；当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，两元素电负性差值小于1.7的形成共价键，两元素电负性差值大于1.7的形成离子键。
4．碳、硅、锗等是ⅣA族元素，回答下列问题：
(1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从大到小的顺序为____________(填元素符号)。
(2)从电负性角度分析，碳、硅和氧元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为__________(填元素符号)。
(3)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________(填元素符号)。
(4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是___________________，Ge的最高价氯化物分子式是________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。
A．是一种活泼的金属元素
B．其电负性大于硫
C．其单质可作为半导体材料
D．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
(5)溴与氯能以________键结合形成BrCl，BrCl分子中，Br化合价为________。BrCl与水发生反应的化学方程式为__________________________________。
答案：(1)O>C>H　(2)O>C>Si　(3)C>H>Si
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p2　GeCl4　C
(5)共价　＋1　BrCl＋H2O===HCl＋HBrO
解析：(1)CH4分子中C为－4价，H为＋1价，所以C的电负性大于H的电负性，同周期元素从左到右电负性增大，O的电负性大于C。
(2)根据同周期从左到右元素的电负性增大，同主族从上到下元素的电负性减小可知：电负性由强到弱顺序为O>C>Si，所以元素非金属性为O>C>Si。
(3)由于元素电负性越大，吸引电子能力越强，根据电子对偏向情况可得电负性大小为C>H>Si。
(4)锗是32号元素，核外有32个电子，基态锗(Ge)原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。Ge的外围电子数为4，所以其最高价为＋4价，氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，A项错误；根据同周期、同主族元素的电负性的递变规律可知锗的电负性小于硫，B项错误；锗单质是人类最早使用的半导体材料，C项正确；锗的电负性低于碳，锗的第一电离能也低于碳，D项错误。
(5)Br与Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，由于电负性Br 5．A～G是周期表中1～36号的元素，它们的原子序数依次增大且分别位于前四周期的各个周期中。对它们的性质及结构的描述如下：
A原子的基态只有一种形状的电子云，并容易形成共价键；B的基态原子有3个不同的能级，各能级中电子数相等；C与B同周期，其第一电离能高于周期表中与之相邻的所有元素；D的基态原子2p能级上的未成对电子数与B原子相同；C3－与E2＋具有相同的稳定的电子层结构；F元素在周期表中位于C元素的下一周期，其电负性在同周期元素中最大；G元素的基态原子在前四周期中未成对电子数最多。
(1)A的元素符号为________，基态G原子的电子排布式为_____________________，与G同周期的所有元素的基态原子中最外层电子数与G原子相同的元素有________(填元素符号)。
(2)B、C、D三种元素第一电离能从大到小的顺序是________________(填元素符号)，三种元素的电负性大小顺序为__________(填元素符号)。
(3)E与C元素形成的化合物的化学式为________，B和C形成的化合物B3C4中B显______价。
答案：(1)H　1s22s22p63s23p63d54s1　K、Cu
(2)N＞O＞C　O＞N＞C
(3)Mg3N2　＋4
解析：A为H元素，B为C元素，C为N元素，D为O元素，E为Mg元素，F为Cl元素，G为Cr元素。
(1)铬元素是24号元素，处于第4周期，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，其最外层只有1个电子，同周期中原子最外层只有一个电子的元素还有K、Cu。
(2)同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，但N原子最外层为2p3半充满稳定结构，其第一电离能比O的大，而电负性同周期从左到右依次增大。
(3)Mg与N元素形成的化合物中，Mg显正价，N显负价，化学式为Mg3N2。C的电负性小于N的电负性，C与N形成的化合物C3N4中，C显＋4价。