第1章 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律-【金版教程】2025-2026学年高中化学选择性必修2创新导学案教用word（鲁科版2019）

化学　选择性必修2 导学案 L 第2课时　元素的电负性及其变化规律 核心素养 学业要求 1.能根据物质的微观结构说明或预测物质的性质，评估所作说明或预测的合理性。 2.能说出与元素性质有关的主要参数的含义和适用范围 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原子间形成的化学键类型 1．电负性 (1)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。 (2)意义：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。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。 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)初步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。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)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)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。 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)Al、Cl的电负性分别为1.5、3.0，则二者之间形成离子键。(　　) (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，主族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)× 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 3．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： 元素 Na Mg Al Si P S Cl K 电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8 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1.2与1.5之间 答案：C 4．下列是几种元素基态原子的电子排布，电负性最大的是(　　) A．1s22s22p63s23p64s2 B．1s22s22p63s23p3 C．1s22s22p4 D．1s22s22p63s23p2 答案：C 探究　电负性的应用 1．判断元素的金属性或非金属性及其强弱 2．判断化学键的类型 (1)如果两种元素电负性差值大于1.7，成键原子之间通常形成离子键。 (2)如果两种元素电负性差值小于1.7，成键原子之间通常形成共价键。 3．判断化合物中元素化合价的正负 4．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”。 Li Be B Mg Al Si 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，说明它们对成键电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，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。 [易错警示]　(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的元素原子间都形成离子键，也不是所有电负性差值小于1.7的元素原子间都形成共价键。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。 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，元素的第一电离能一定越大 B．电负性大于2的元素一定是非金属元素 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；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，B、C错误。 2.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 本课小结 课时作业 题号 1 2 3 4 5 6 难度 ★ ★ ★ ★ ★ ★ 对点 电负性的变化规律 电负性的理解 电负性的变化规律 对角线规则 电负性的变化规律 电负性的变化规律 题号 7 8 9 10 11 12 13 14 难度 ★ ★ ★★ ★★ ★★ ★★ ★★★ ★★★ 对点 电负性的变化规律 电负性的变化规律 电负性的变化规律及应用　 电负性的应用 电负性的变化规律 电负性的变化规律及应用　 电负性的变化规律及应用　 电负性的变化规律及应用 一、选择题(每小题只有一个选项符合题意) 1．下列图示中纵坐标表示元素的电负性数值，横坐标表示同一主族的5种元素的原子序数的是(　　) 答案：B 2．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．电负性小的元素集中在元素周期表的左下角 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。 3．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>C>N 答案：B 4．在元素周期表中的某些元素之间存在着特殊的“对角线”关系，如Li～Mg、Be～Al、B～Si性质相似。下列说法不正确的是(　　) A．氢氧化铍是两性氢氧化物 B．B、Si的电负性数值相近 C．Li、Mg的原子半径相近，且核外电子排布相近 D．Li在O2中燃烧能生成Li2O 答案：C 5．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。电负性：P>Al，故C错误。 6．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价电子排布式为2s22p6的原子　③2p能级为半满的元素　④电负性最大的元素 A．①② B．③④ C．②③ D．①④ 答案：D 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轨道处于半充满状态，较稳定，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ⅤA族元素np(n为电子层数)轨道为半充满状态，ⅤA族元素的第一电离能大于同周期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，电子层数越多原子半径越大，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。 9．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：A 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，可以推出W为Al，X为Na，Y为O，Z为F。 10．不能说明X的电负性比Y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的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物酸性强 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 答案：C 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三项均能说明，而只凭原子的最外层电子数不能决定元素电负性的大小。 11．下表是元素周期表前五周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J是6种元素的代号，其中J为0族元素。下列说法正确的是(　　) X Y Z R W J A．R基态原子的价电子排布图为 B．Y2－与Na＋的半径大小关系为Y2－＜Na＋ C．X的第一电离能小于Y的第一电离能 D．表中电负性最大的元素是Z 答案：D 解析：根据各元素在周期表中的相对位置可知，X、Y、Z、R、W、J分别为N、O、F、S、Br、Xe元素。根据洪特规则可知，核外电子在能量相同的原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的原子轨道并且自旋状态相同，A错误；核外电子排布相同的离子，原子序数越小，离子半径越大，所以离子半径O2－＞Na＋，B错误；同一周期从左到右元素的第一电离能总体上呈现从小到大的变化趋势，但ⅤA族元素的np能级处于半充满状态，能量低，较稳定，所以N元素的第一电离能大于O元素，C错误。 二、非选择题 12．不同元素的原子在化合物内吸引电子的能力大小可用数值χ来表示，若χ越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的化合物中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的χ值： 元素符号 Li Be B C O F χ值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 元素符号 Na Al Si P S Cl χ值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)通过分析χ值变化规律，确定N、Mg最接近的χ值范围：________<χ(Mg)<________，________<χ(N)<________。 (2)推测χ值与原子半径的关系是________________________。 (3)某有机化合物结构简式为，其中C—N键中共用电子对偏向于________(写原子名称)一方。 答案：(1)0.9　1.5　2.5　3.5　(2)同周期或同主族元素原子半径越大，χ值越小　(3)氮 13．碳、氧、硅、锗、氯、溴元素在化学中占有极其重要的地位。回答下列问题。 (1)碳、氧、硅元素的非金属性由强到弱的顺序为________________(用元素符号表示)。 (2)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________________(用元素符号表示)。 (3)基态锗(Ge)原子的核外电子排布式是________________，Ge的最高价氯化物的分子式是________。下列关于Ge的说法正确的是________(填序号)。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫元素的电负性 C．其单质可用作半导体材料 D．第一电离能：锗元素>碳元素，电负性：锗元素<碳元素 (4)Br和Cl以________键结合成BrCl(填“离子”或“共价”)，BrCl中________显正价(填元素符号)。 答案：(1)O>C>Si　(2)C>H>Si (3)1s22s22p63s23p63d104s24p2(或[Ar]3d104s24p2)　GeCl4　C (4)共价　Br 解析：(2)元素的电负性越大，吸引电子的能力越强，根据题给分子中共用电子对的偏向情况可推知电负性：C>H>Si。 (3)锗元素是32号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2。Ge的最外层电子数为4，则Ge的最高化合价为＋4，其最高价氯化物的分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但其最外层电子数为4，故Ge不活泼，A错误；锗元素的电负性小于硫元素的电负性，B错误；锗单质是一种半导体材料，C正确；锗元素的电负性和第一电离能均小于碳元素的，D错误。 (4)Br、Cl的电负性分别为2.8、3.0，故BrCl中的化学键是共价键，且Br显正价。 14．有A、B、C、D、E 5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能级电子数是s能级电子数的两倍，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五种元素的电负性分别为2.5、3.5、0.8、2.1、1.5中的一种，请回答下列问题： (1)A是________(用元素符号填空，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____________(填化学式，下同)，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族元素且E为金属元素，则A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的2倍，则B、D的价电子排布式为ns2np4，为ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C的价电子排布式为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O的电负性为3.5，S的电负性为2.5，H的电负性为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显负价，其他元素显正价。 4 学科网（北京）股份有限公司 $$