1.3 元素性质及其变化规律 第2课时（同步讲义）化学鲁科版选择性必修2

教材知识解读·讲透重点难点·方法能力构建·同步分层测评 第1章 原子结构与元素性质 第3节 元素性质及其变化规律 第2课时 元素的电负性及其变化规律 教习目标 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。 重点和难点 重点:电负性的变化规律及其应用。 难点:电负性的应用。 ◆知识点一 电负性及其变化规律 1.电负性 （1）定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 （2）标度：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，电负性是一个相对值，没有单位。 （3）意义：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。元素的电负性越大，其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；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 观察分析元素的电负性柱状示意图： （1）金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 （2）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。 （3）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。 即学即练 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 【答案】B 【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，则电负性最大的是O。 2.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。 ◆知识点二 电负性的应用 （1）判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。 （2）元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 （3）电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 即学即练 1.下列说法不正确的是 （　　） A.ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点 【答案】A 【解析】ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；金属元素的电负性一般小于2.0，非金属元素的电负性一般大于2.0，所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；NaH中的H元素为-1价，则H可以放在ⅦA族中，故D正确。 2.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的阴离子的电子层结构相同，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数大于B离子的核电荷数，元素电负性由大到小的顺序正确的是 （　　） A.A>B>C>D B.D>C>B>A C.C>D>B>A D.A>B>D>C 【答案】B 【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，即可确定其电负性由大到小的顺序：D>C>B>A。 3.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。部分元素的电负性数值如表所示： 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 （1）属于共价化合物的是　　　　（填序号，下同）。  （2）属于离子化合物的是　　　　。  【答案】（1）②③⑤⑥　（2）①④ 【解析】根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。 一、 电负性的变化规律 （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。如部分过渡金属元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。 （3）不能把电负性为2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。 （4）不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键，电负性差值小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。 实践应用 1.回答下列问题 （1）基态Cu原子的价层电子排布式为 ；位于元素周期表 区。 （2）已知电负性H 2.1、Si 1.8，则SiH4中Si的化合价为 。 （3）基态Ge原子有 种不同能量的电子。 （4）基态原子核外电子填充在5个轨道中的元素有 (填元素符号)。 【答案】（1）3d104s1 ds （2）+4 （3）8 （4）N、O、F、Ne 【解析】（1）Cu是29号元素，原子核外电子数为29，价层电子排布式为3d104s1；位于元素周期表ds区。 （2）按照电负性，Si是1.8，H是2.1左右，键合电子应该偏向H，H显-1价，Si显+4。 （3）Ge是32号元素，基态Ge原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2；其原子核外有1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p能级，有几个能级，就有几种不同能量的电子，所以有8种不同能量的电子。 （4）基态原子的核外电子填充在5个轨道中的元素有N、O、F、Ne，有4种元素。 二、元素电负性大小的判断和应用 1.元素周期表中电负性变大规律 2.电负性大小的判断方法 （1）利用非金属电负性＞金属电负性判断； （2）利用同周期、同主族电负性变化规律判断； （3）利用气态氢化物的稳定性判断； （4）利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断； （5）利用单质与H2化合的难易判断； （6）利用单质与水或酸反应置换氢的难易判断； （7）利用化合物中所呈现的化合价判断； （8）利用置换反应判断。 3.元素的“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(如下图)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得到解释：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，说明它们对化合物中电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性，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。 实践应用 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＞F C.As＞P＞N D.Cl＞S＞As 【答案】D 【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.下列叙述中，A的金属性肯定比B的金属性强的是 (　　) A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B.A的氢氧化物为两性化合物，B的氢氧化物为碱 C.1 mol A从酸中置换出H2的量比1 mol B从酸中置换出H2的量多 D.A元素的电负性比B元素的电负性小 【答案】D 【解析】比较元素金属性的强弱不能依据电子层数或最外层电子数的多少，而应依据失电子能力的强弱，A项错误；Al(OH)3为两性化合物，Mg(OH)2为中强碱，Mg的金属性比Al的强，B项错误；金属与酸或水反应时的剧烈程度是判断金属性强弱的依据，但与置换出H2的多少无必然联系，C项错误；元素的电负性越小，元素失电子能力越强，金属性越强，D项正确。 3. X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是 (　　) A.Y的阴离子Y2－的还原性强于X的阴离子X－ B.加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解 C.第一电离能：X>Y D.电负性：X>Y 【答案】C 【解析】元素的原子对应阴离子的还原性(A项)、气态氢化物的稳定性(B项)、元素的电负性(D项)以及单质与H2化合的难易程度、最高价氧化物对应水化物的酸性等都能用来说明和比较元素非金属性的强弱。 考点一 元素的电负性变化规律 【例1】中所含元素的电负性由小到大排列顺序为_______。 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】同周期元素的电负性随原子序数的增大而增大，所以电负性C<O<F，在甲烷分子中碳元素显负价，吸引电子能力强，所以电负性H<C，所以电负性由小到大排列顺序为H<C<O<F；故选A。 【变式1-1】如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题 元素 Na Mg Al Si P S Cl K 电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8 估计钙元素的电负性的取值范围_______。 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，电负性增大；同一主族从上到下，电负性减小，钙元素的电负性应小于Mg的而大于K的，即Ca的电负性的取值范围：0.8<X<1.2，C项正确；故选C。 【变式1-2】元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F H 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1 元素 Mg N Na O P K Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。 （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）估计钙元素的电负性的取值范围：__________＜γ＜_________。 （3）请指出下列化合物中显正价的元素： NaH：____________、NH3：____________、 CH4：____________、ICl：______________。 （4）表中符合“对角线规则”的元素有Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，原因是_____________。 写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：_____________。 【答案】（1）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 （2）0.8　1.2 （3）Na　H　H　I （4）Al　Si　电负性的值相近　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O 【解析】 （1）由题给信息可知，同周期从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小。（2）结合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：K＜Ca＜Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8＜γ＜1.2。（3）电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。（4）“对角线规则”指在元素周期表中某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似，其原因是元素的电负性的值相近。 考点二 元素的电负性的应用 【例2】已知：元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质；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。下表给出了14 种元素的电负性，则下列说法错误的是_______。 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 A．随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化 B．元素电负性越大，其非金属性越强 C．根据电负性数据可知 Mg3N2 中含有离子键 D．BeCl2 因含金属元素铍，故属于离子化合物 【答案】D 【解析】元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。根据已知条件及表中数值可知，Mg3N2中两元素的电负性差值为1.8，大于1.7，形成的是离子键，此化合物为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素的电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，均形成共价键，所以这三种物质为共价化合物。详解：A项，随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化，故A项正确；B项，元素电负性越大，其非金属性越强，故B项正确；C项，根据电负性数据可知 Mg3N2 中含有离子键，故C项正确；D项， BeCl2 属于共价化合物，故D项错误；故选D。 【变式2-1】已知电负性数据如下表： 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 C 2.55 O 3.44 N 3.04 Zn 1.65 H 2.2 根据电负性数据，以上元素两两能形成离子化合物的化学式是 。 【答案】(12)ZnO 【解析】(12)要判断两种元素能否形成离子化合物，需依据电负性差值：一般来说，当两种元素的电负性差值大于1.7时，易形成离子化合物。分析表中元素的电负性：Zn的电负性为1.65，O的电负性为3.44，二者电负性差值为3.44−1.65=1.79>1.7，所以Zn和O可形成离子化合物，化学式为ZnO。 【变式2-2】下表是某些短周期元素的电负性（X）数值： 元素符号 Li Be B C O F X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 元素符号 Na Al Si P S Cl X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 （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　　　　　。  （2）推测X值与原子半径的关系是　　　　。  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）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。结合以上规律和数据分析AlBr3中的化学键类型是　　　　。  【答案】（1）元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强　（2）原子半径越大，X值越小　周期性 （3）共价键 【解析】（1）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）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）Cl与Al的ΔX为3.0-1.5=1.5<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。 基础达标 1.如图是第3周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示 (　　) ①第一电离能　②电负性　③原子半径 ④简单离子半径　⑤最高正化合价　 ⑥形成简单离子转移的电子数 A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤ C.②④⑤ D.②⑤ 【答案】D 【解析】第3周期元素中Mg元素原子的3s能级为全充满状态，P元素原子的3p能级为半充满状态，均较稳定，则第一电离能：Mg＞Al，P＞S，①错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，②正确；同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，③错误；对于电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，同周期金属元素形成的简单阳离子半径从左到右逐渐减小，④错误；Na→Cl，最高正化合价由＋1→＋7，⑤正确；同周期主族元素形成简单离子转移的电子数，从左到右，金属元素逐渐增多，非金属元素逐渐减少，⑥错误。综上可知，D项正确。 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 【答案】D 【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.已知X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，下列说法错误的是 (　　) A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B.Y的第一电离能可能小于X的第一电离能 C.最高价含氧酸的酸性：X＜Y D.简单气态氢化物的稳定性：X＞Y 【答案】 C 【解析】电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A项正确；同周期元素从左到右，主族元素的电负性递增，元素的第一电离能总体上呈增大的趋势，但ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能出现反常，Y的第一电离可能大于X的第一电离能，也可能小于X的第一电离能，B项正确；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，简单气态氢化物的稳定性越强，电负性X＞Y，非金属性X＞Y，则最高价含氧酸的酸性X＞Y，简单气态氢化物的稳定性X＞Y，C项错误，D项正确。 4.下列对Na、Mg、Al有关性质的叙述不正确的是 (　　) A.金属性：Na＞Mg＞Al B.电负性：Na＜Mg＜Al C.第一电离能：Na＜Mg＜Al D.还原性：Na＞Mg＞Al 【答案】C 【解析】Na、Mg、Al位于同一周期，从左至右，元素的金属性逐渐减弱，A项正确；同周期主族元素从左至右，元素的电负性逐渐增大，B项正确；同周期元素从左至右，元素的第一电离能总体上呈增大趋势，但Mg的3s轨道为全充满状态，3p轨道为全空状态，较稳定，故第一电离能：Na＜Al＜Mg，C项错误；Na、Mg、Al位于同一周期，从左至右，还原性逐渐减弱，D项正确。 5.工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物制铝。下列说法正确的是 (　　) A.半径大小：r(Al3＋)<r(Na＋) B.电负性大小：x(F)<x(O) C.电离能大小：I1(O)<I1(Na) D.碱性强弱：NaOH<Al(OH)3 【答案】　A 【解析】核外电子数相同时，核电荷数越大半径越小，故半径大小为r(Al3＋)<r(Na＋)，A正确；同周期元素核电荷数越大电负性越大，故x(F)＞x(O)，B错误；同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，同主族从上往下第一电离能呈减小趋势，故电离能大小为I1(O)＞I1(Na)，C错误；元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为NaOH＞Al(OH)3，D错误。 6.具有下列电子层结构或性质的原子：①2p轨道上有2对成对电子的原子；②价电子为2s22p3的原子；③短周期第一电离能最小；④第三周期离子半径最小。则下列有关比较中正确的是 (　　) A.原子半径：④＞③＞②＞① B.电负性：①＞②＞④＞③ C.第一电离能：①＞④＞②＞③ D.最高正化合价：①＞②＞④＞③ 【答案】B 【解析】①2p轨道上有2对成对电子的原子，则为F；②价电子为2s22p3的原子，则为N；③短周期第一电离能最小，则为Na；④第三周期离子半径最小，则为Al。根据同周期从左到右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大，因此原子半径：③＞④＞②＞①，故A错误；根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，因此电负性：①＞②＞④＞③，故B正确；根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第ⅥA族，同主族从上到下第一电离能逐渐减小，因此第一电离能：①＞②＞④＞③，故C错误；最高正化合价等于最外层电子数，F没有最高正价，因此最高正化合价：②＞④＞③，故D错误。 7.已知元素电负性数值：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。你认为上述四种元素中，哪两种元素最容易形成离子化合物 (　　) 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。X与Y的电负性差值为3.5－2.1＝1.4＜1.7，通常形成共价键，A错误；X与W的电负性差值为2.1－1.2＝0.9＜1.7，通常形成共价键，B错误；Y与Z的电负性差值为3.5－2.6＝0.9＜1.7，通常形成共价键，C错误；Y与W的电负性差值为3.5－1.2＝2.3＞1.7，通常形成离子键，D正确。 8.下列有关元素的电负性的说法正确的是 (　　) A.主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大 B.在元素周期表中，同周期主族元素的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正价 【答案】D 【解析】主族元素的第一电离能、电负性的变化趋势基本相同，但第一电离能有特例，如电负性O>N，但第一电离能N>O，A项错误；同周期从左到右，电负性逐渐增大，B项错误；一部分过渡金属元素的电负性大于某些非金属元素的电负性，如Au(金)的电负性为2.4，B(硼)的电负性为2.0，C项错误；在化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价，D项正确。 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： 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0.8与1.5之间 【答案】　C 【解析】同一周期从左至右，主族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.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B B.A的电负性大于B，则A的失电子能力大于B C.A的电负性大于B，则A的得电子能力大于B D.A的电负性大于B，则A的原子半径一定小于B 【答案】　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。 11.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是(　　) A.X的原子半径比Y小 B.X和Y的核电荷数之差为m－n C.电负性X＞Y D.第一电离能X＜Y 【答案】　D 【解析】X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，X处于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素，所以原子半径X＞Y，A错误；假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a－m＝b＋n，所以a－b＝m＋n，B错误；元素的金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越强，其电负性越大，所以元素的电负性X＜Y，C错误；元素的金属性越强，其第一电离能越小，故第一电离能X＜Y，D正确。 12.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>A C.C>D>B>A D.A>B>D>C 【答案】B 【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。 13.A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A<B；②离子半径A>B；③原子序数A>B；④原子最外层电子数A<B；⑤A的正价与B的负价绝对值一定相等；⑥A的电负性小于B的电负性；⑦A的第一电离能大于B的第一电离能。其中正确的组合是 (　　) A.③④⑥ B.①②⑦ C.③⑤ D.③④⑤⑥⑦ 【答案】　A 【解析】A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A在B的下一周期，则原子半径A>B，故①错误；离子半径A<B，故②错误；原子序数A>B，故③正确；当原子最外层电子数<4时，易失去最外层电子形成阳离子，当原子最外层电子数>4时，易得到电子形成阴离子，则原子最外层电子数A<B，故④正确；A、B原子最外层电子数不能确定，则元素的化合价关系不能确定，故⑤错误；A能形成阳离子，说明A易失去电子，具有较强的金属性，A的电负性较弱，B能形成阴离子，说明在反应时易得到电子，具有较强的电负性，故⑥正确；A第一电离能较小，B第一电离能较大，故⑦错误。 14.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 【解析】处于“对角线”位置的元素，其电负性接近，性质相似，但原子半径差别较大，核外电子排布截然不同，故C项错误。 15.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＞① B.原子半径：④＞③＞②＞① C.电负性：④＞③＞②＞① D.最高正化合价：④＞③＝②＞① 【答案】A 【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。 16.下表是A、B、C、D、E、F六种短周期元素的部分化合价、电负性和原子半径数据。下列说法正确的是(　　) 元素 A B C D E F 化合价 ＋1 －2 －1 －2 －1 ＋1 电负性 2.1 2.5 3.0 3.5 4.0 0.9 原子半径/nm 0.037 0.102 0.099 0.073 0.071 0.154 A.F与A的单质均为金属 B.A2D2、F2D2都是含有非极性键的离子化合物 C.氧化物对应水化物的酸性：B＜C＜E D.简单阴离子的还原性：E＜C＜B 【答案】D 【解析】B、D的化合价都是－2价，应该位于第ⅥA族，B的原子半径大于D，则B为S元素，D为O元素；A、F的化合价都是＋1价，应该位于第ⅠA族，A的原子半径小于O，则A为H元素，F的原子半径大于S，则F为Na元素；C、E的化合价都是－1价，应该位于第ⅦA族，C的原子半径大于E，则C为Cl元素、E为F元素。Na属于金属单质，而H2属于非金属单质，A错误；H2O2为共价化合物，Na2O2为离子化合物，B错误；S元素的氧化物对应的水化物中，H2SO3为中强酸，H2SO4为强酸，而Cl的氧化物对应的水化物中，HClO为弱酸，HClO4为强酸，F无正价，无法比较氧化物对应水化物的酸性强弱，C错误；元素的非金属性越强，其相应的单质的氧化性就越强，对应的简单阴离子的还原性就越弱。由于元素的非金属性：F＞Cl＞S，则单质的氧化性：F2＞Cl2＞S，所以简单阴离子的还原性F－＜Cl－＜S2－，D正确。 综合应用 17.下表是某些短周期元素的电负性(X)值： 元素符号 Li Be B C O F X值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 元素符号 Na Al Si P S Cl X值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 （1）根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子能力的关系是__________________。 （2）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)<________。 （3）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。 （4）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________。 【答案】（1）元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强 （2）0.9　1.5　2.5　3.5 （3）原子半径越大，X值越小　周期性 （4）共价键 【解析】（1）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）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。（3）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。（4）Cl与Al的ΔX为3.0－1.5＝1.5<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。 18.碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。 （1）第2周期中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性较小的元素是________。 （2）从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序为________。 （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________。 （4）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________。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.其单质可用作半导体材料 D.锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳 （5）溴与氯以________(填“离子”或“共价”)键结合成BrCl，BrCl分子中，______显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为____________。 【答案】（1）碳(或C)　（2）O＞C＞Si （3）C＞H＞Si （4）1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 GeCl4　C （5）共价　Br　BrCl＋H2O===HCl＋HBrO 【解析】（1）基态Ni原子的价电子排布式为3d84s2，原子中含有2个未成对电子，第2周期元素基态原子中含有2个未成对电子的元素有C和O，而O的电负性大于C。（2）一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性由大到小的顺序为O＞C＞Si，电负性越大，非金属性越强，则非金属性由强到弱的顺序为O＞C＞Si。（3）元素电负性越大，吸引共用电子对能力越强，共用电子对偏向于该原子，根据题给分子中共用电子对偏向情况可推知电负性由大到小的顺序为C＞H＞Si。（4）锗是32号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2；Ge的价电子数为4，则最高价为＋4，其氯化物分子式是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；硫是较活泼的非金属元素，电负性：S＞Si＞Ge，故锗的电负性小于硫，B项错误；锗单质是一种半导体材料，C项正确；锗的电负性和第一电离能均小于碳，D项错误。（5）电负性：Br＜Cl，但差别不大，所以BrCl分子中的化学键是共价键，且Br显正电性；BrCl与水反应的化学方程式为BrCl＋H2O===HCl＋HBrO。 19.已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质，下面给出14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 回答下列问题： （1）第3周期基态原子有2个未成对电子且电负性最大的元素是__________(用元素符号表示)。 （2）判断下列化合物中属于共价化合物的是__________。 Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC （3）PCl3水解的化学反应方程式为_____________。 （4）在化合物NCl3中，N原子的化合价为－3价，Cl原子的化合价为＋1价，请推测NCl3水解的主要产物是____________(填化学式)。 【答案】（1）S　（2）SiC、BeCl2、AlCl3 （3）PCl3＋3H2O===H3PO3＋3HCl （4）HClO和NH3 ·H2O 【解析】（1）第3周期基态原子有2个未成对电子的原子价电子排布式为3s23p2和3s23p4，同周期从左到右元素的电负性增大(稀有气体除外)，电负性较大的是S元素。（2）据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为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。（3）水解反应前后各元素的化合价不变，Cl的电负性大于P，所以在PCl3中P为＋3价，Cl为－1价，则在PCl3水解的产物中P的化合价是＋3价，Cl的化合价是－1价，PCl3水解反应的化学方程式为PCl3＋3H2O===H3PO3＋3HCl。（4）水解反应前后各元素的化合价不变，由题意知NCl3中N的化合价为－3价，Cl的化合价为＋1价，则在NCl3水解的产物中N的化合价是－3价，Cl的化合价是＋1价，其水解产物是HClO和NH3 ·H2O 。 20.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_______， 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】（1）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。（2）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。（3）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）当形成化合物两元素电负性差值小于1.7时形成共价键，两元素电负性差值大于1.7时形成离子键。 拓展培优 21．根据信息回答下列问题： （1）如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。 ①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为 ＜Al＜ (填元素符号)；②图中Ge元素中未成对电子有 个；③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为 ，1个分子中含有 个π键。 （2）已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出部分元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：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通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围 ；②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： A．Li3N B．PCl3 C．MgCl2 D．SiC I.属于离子化合物的是 ；II．属于共价化合物的是 ； 【答案】（1）Na Mg 2 N≡C-C≡N 4 （2）1.2～1.8 AC BD 【解析】（1）①由图可知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族元素，则铝元素的第一电离能大于钠、小于Mg，大小范围为Na＜Al＜Mg。②Ge元素的原子序数为32，位于元素周期表第四周期第IVA族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，4s能级上2个电子为成对电子，4p轨道中2个电子分别处于不同的轨道内，有2个未成对电子。③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，为直线型分子，有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，则其结构式为N≡C-C≡N，单键为σ键，三键为1个σ键、2个π键，因此1个分子中含有4个π键。（2）①由表格数据可知，同周期元素，从左到右电负性依次增大，同主族元素，从上到下电负性依次减弱，则同周期元素中电负性Mg＜Al＜Si，同主族元素中电负性Ga＜Al＜B，Al的电负性值最小范围为1.2～1.8。②A．Li3N中氮元素和锂元素的电负性差值为2.0，大于1.7，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可知Li3N为离子化合物；B．PCl3中氯元素和磷元素的电负性差值为0.9，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知PCl3为共价化合物；C．MgCl2中氯元素和镁元素的电负性差值为1.8，大于1.7，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可知MgCl2为离子化合物；D．SiC中碳元素和硅元素的电负性差值为0.7，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知SiC为共价化合物；综上分析，属于离子化合物的是AC，属于共价化合物的是BD。 22．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，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： 元素符号 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98 元素符号 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 （1）推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。 （2）通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：__________<x(Mg)<__________，__________<x(N)<________。 （3）在P—N键中，共用电子对偏向________原子。 （4）经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。 （5）推测元素周期表中，x值最大的元素是________。 （6）从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：_________________________ (写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________。 【答案】（1）原子半径越小，x值越大 周期性 （2）0.93 1.57 2.25 3.44 （3）氮 （4）共价键 （5）F （6）Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物　将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物 【解析】（1）表中同一周期的元素从Li→F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大；（2）根据（1）中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)；（3）从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方；（4）根据规律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的化学键为共价键；（5）元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。 23.（1）钇及其化合物在航天、电子、超导等方面有着广泛的应用。钇（Y）位于元素周期表中钪（Sc）的下一周期，基态钇（Y）原子的价电子轨道表示式为　　　　，与Sc元素同周期的基态原子中，未成对电子数与Sc原子相同的元素还有　　　　种。  （2）在元素周期表中，Be和Al处于第2周期和第3周期的对角线位置，化学性质相似。 ①写出Be的最高价氧化物对应的水化物与烧碱溶液反应的离子方程式：　　　　。  ②已知Be元素和F元素的电负性分别为1.5和4.0，则它们形成的化合物是　　　　（填“离子化合物”或“共价化合物”）。  （3）O与N、C均为第2周期元素，其部分电离能（I）数据如下： 元素 C N O 电离能/ （kJ·mol-1） I1 1 086.5 1 402.23 1 313.9 I2 2 352.6 2 856.0 3 388.3 I3 a b 5 300.5 ①O元素的原子核外共有　　　　种不同空间运动状态的电子。  ②由表格中数据可知I1（N）>I1（O）；原因是　　　　　　　　。判断a　　　　（填“>”或“<”）b。  【答案】（1）　4 （2）①Be（OH）2+2OH-===［Be（OH）4］2-　②离子化合物 （3）①5　②基态N原子的2p轨道是半充满的，比较稳定，故失去第一个电子较难，第一电离能较大　> 【解析】（1）钇（Y）位于元素周期表中钪（Sc） 的下一周期，则Y位于元素周期表的第5周期ⅢB族，基态Y原子的价电子排布式为4d15s2，轨道表示式为；Sc基态原子的价电子排布式为3d14s2，有1个未成对电子，则与Sc元素同周期的基态原子中，未成对电子数与Sc原子相同的元素还有4种：钾（价电子排布式为4s1）、铜（价电子排布式为3d104s1）、镓（价电子排布式为4s24p1）、溴（价电子排布式为4s24p5）。 （2）①Be的最高价氧化物对应的水化物Be（OH）2与烧碱溶液反应的离子方程式：Be（OH）2+2OH-===［Be（OH）4］2-。 ②已知Be元素和F元素的电负性分别为1.5和4.0，二者电负性差值为2.5大于1.7，则它们形成的化合物是离子化合物。 （3）①基态O原子的电子排布式为1s22s22p4，核外电子的空间运动状态种数等于填充的轨道数，则O元素的原子核外共有5种不同空间运动状态的电子。 ②C的电子排布式为1s22s22p2，N的电子排布式为1s22s22p3，失去两个电子后，C原子需要失去2s的1个电子，N需要失去2p的1个电子，所以第三电离能I3（C）>I3（N）。 24.下表为元素周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。 请回答下列问题： （1）元素③基态原子的核外电子轨道表示式是　　　　　　　。  （2）写出元素⑩的一价离子的核外电子排布式：　　　　　，该元素属于　　　　　区元素。  （3）在标号的主族元素中，电负性最大的是　　　　（填元素符号）。  （4）元素④⑥⑦的气态氢化物热稳定性由强到弱的顺序为　　　　　（填化学式）。  （5）N、P、As、Sb均是ⅤA族元素，As的逐级电离能（单位：kJ·mol-1）如表所示。第五电离能与第六电离能相差较大的原因为　　　　　　　　　　。  I1 I2 I3 I4 I5 I6 947 1 798 2 735 4 837 6 043 12 310 （6）某元素X的气态基态原子的逐级电离能（单位：kJ·mol-1）分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当X的单质与氯气反应时可能生成的阳离子是　　　　　　　　　　。  【答案】（1） （2）［Ar］3d10（或1s22s22p63s23p63d10）　ds （3）O （4）H2O>H2S>PH3 （5）As4+：［Ar］3d104s1，能失去4s上的电子，而As5+：［Ar］3d10，全充满，稳定，难失电子 （6）X2+ 【解析】（1）③为氮元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p3，轨道表示式是。 （2）元素⑩的一价离子为Cu+，则Cu+的核外电子排布式：［Ar］3d10，铜属于ⅠB族元素，则该元素属于ds区元素。 （3）同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，则在标号的主族元素中，电负性最大的是O。 （4）元素非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，则元素④⑥⑦的气态氢化物热稳定性由强到弱的顺序为H2O>H2S>PH3。 （6）根据X的逐级电离能看出I2≪I3，说明X易失去两个电子，不易失去第三个电子，因此X的单质与氯气反应时可能生成的阳离子是X2+。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 教材知识解读·讲透重点难点·方法能力构建·同步分层测评 第1章 原子结构与元素性质 第3节 元素性质及其变化规律 第2课时 元素的电负性及其变化规律 教习目标 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。 重点和难点 重点:电负性的变化规律及其应用。 难点:电负性的应用。 ◆知识点一 电负性及其变化规律 1.电负性 （1）定义：元素的原子在化合物中 能力的标度。 （2）标度：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。元素的电负性越大，其原子在形成化学键时吸引电子的能力 ；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 。 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 。同一主族自上而下，元素的电负性 。 （3）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。 即学即练 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 2.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 ◆知识点二 电负性的应用 （1）判断金属性、非金属性的强弱 电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。 （2）元素的电负性数值大小与化合物类型的关系 （3）电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系 电负性数值小的元素的化合价为 值；电负性数值大的元素的化合价为 值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。 即学即练 1.下列说法不正确的是 （　　） A.ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点 2.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的阴离子的电子层结构相同，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数大于B离子的核电荷数，元素电负性由大到小的顺序正确的是 （　　） A.A>B>C>D B.D>C>B>A C.C>D>B>A D.A>B>D>C 3.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。部分元素的电负性数值如表所示： 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 （1）属于共价化合物的是　　　　（填序号，下同）。  （2）属于离子化合物的是　　　　。  一、 电负性的变化规律 （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。如部分过渡金属元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。 （3）不能把电负性为2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。 （4）不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键，电负性差值小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。 实践应用 1.回答下列问题 （1）基态Cu原子的价层电子排布式为 ；位于元素周期表 区。 （2）已知电负性H 2.1、Si 1.8，则SiH4中Si的化合价为 。 （3）基态Ge原子有 种不同能量的电子。 （4）基态原子核外电子填充在5个轨道中的元素有 (填元素符号)。 二、元素电负性大小的判断和应用 1.元素周期表中电负性变大规律 2.电负性大小的判断方法 （1）利用非金属电负性＞金属电负性判断； （2）利用同周期、同主族电负性变化规律判断； （3）利用气态氢化物的稳定性判断； （4）利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断； （5）利用单质与H2化合的难易判断； （6）利用单质与水或酸反应置换氢的难易判断； （7）利用化合物中所呈现的化合价判断； （8）利用置换反应判断。 3.元素的“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(如下图)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得到解释：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，说明它们对化合物中电子的吸引力相当，表现出它们的性质相似性，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。 实践应用 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＞F C.As＞P＞N D.Cl＞S＞As 2.下列叙述中，A的金属性肯定比B的金属性强的是 (　　) A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B.A的氢氧化物为两性化合物，B的氢氧化物为碱 C.1 mol A从酸中置换出H2的量比1 mol B从酸中置换出H2的量多 D.A元素的电负性比B元素的电负性小 3. X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是 (　　) A.Y的阴离子Y2－的还原性强于X的阴离子X－ B.加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解 C.第一电离能：X>Y D.电负性：X>Y 考点一 元素的电负性变化规律 【例1】中所含元素的电负性由小到大排列顺序为_______。 A． B． C． D． 【变式1-1】如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题 元素 Na Mg Al Si P S Cl K 电负性 0.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8 估计钙元素的电负性的取值范围_______。 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 【变式1-2】元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F H 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1 元素 Mg N Na O P K Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。 （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）估计钙元素的电负性的取值范围：__________＜γ＜_________。 （3）请指出下列化合物中显正价的元素： NaH：____________、NH3：____________、 CH4：____________、ICl：______________。 （4）表中符合“对角线规则”的元素有Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，原因是_____________。 写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：_____________。 考点二 元素的电负性的应用 【例2】已知：元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质；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。下表给出了14 种元素的电负性，则下列说法错误的是_______。 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 A．随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化 B．元素电负性越大，其非金属性越强 C．根据电负性数据可知 Mg3N2 中含有离子键 D．BeCl2 因含金属元素铍，故属于离子化合物 【变式2-1】已知电负性数据如下表： 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 C 2.55 O 3.44 N 3.04 Zn 1.65 H 2.2 根据电负性数据，以上元素两两能形成离子化合物的化学式是 。 【变式2-2】下表是某些短周期元素的电负性（X）数值： 元素符号 Li Be B C O F X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 元素符号 Na Al Si P S Cl X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 （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　　　　　。  （2）推测X值与原子半径的关系是　　　　。  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）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。结合以上规律和数据分析AlBr3中的化学键类型是　　　　。  基础达标 1.如图是第3周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示 (　　) ①第一电离能　②电负性　③原子半径 ④简单离子半径　⑤最高正化合价　 ⑥形成简单离子转移的电子数 A.①②③④⑤⑥ B.①②③⑤ C.②④⑤ D.②⑤ 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 3.已知X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，下列说法错误的是 (　　) A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B.Y的第一电离能可能小于X的第一电离能 C.最高价含氧酸的酸性：X＜Y D.简单气态氢化物的稳定性：X＞Y 4.下列对Na、Mg、Al有关性质的叙述不正确的是 (　　) A.金属性：Na＞Mg＞Al B.电负性：Na＜Mg＜Al C.第一电离能：Na＜Mg＜Al D.还原性：Na＞Mg＞Al 5.工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物制铝。下列说法正确的是 (　　) A.半径大小：r(Al3＋)<r(Na＋) B.电负性大小：x(F)<x(O) C.电离能大小：I1(O)<I1(Na) D.碱性强弱：NaOH<Al(OH)3 6.具有下列电子层结构或性质的原子：①2p轨道上有2对成对电子的原子；②价电子为2s22p3的原子；③短周期第一电离能最小；④第三周期离子半径最小。则下列有关比较中正确的是 (　　) A.原子半径：④＞③＞②＞① B.电负性：①＞②＞④＞③ C.第一电离能：①＞④＞②＞③ D.最高正化合价：①＞②＞④＞③ 7.已知元素电负性数值：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。你认为上述四种元素中，哪两种元素最容易形成离子化合物 (　　) A.X与Y B.X与W C.Y与Z D.Y与W 8.下列有关元素的电负性的说法正确的是 (　　) A.主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大 B.在元素周期表中，同周期主族元素的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正价 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： 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0.8与1.5之间 10.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B B.A的电负性大于B，则A的失电子能力大于B C.A的电负性大于B，则A的得电子能力大于B D.A的电负性大于B，则A的原子半径一定小于B 11.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是(　　) A.X的原子半径比Y小 B.X和Y的核电荷数之差为m－n C.电负性X＞Y D.第一电离能X＜Y 12.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>A C.C>D>B>A D.A>B>D>C 13.A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径A<B；②离子半径A>B；③原子序数A>B；④原子最外层电子数A<B；⑤A的正价与B的负价绝对值一定相等；⑥A的电负性小于B的电负性；⑦A的第一电离能大于B的第一电离能。其中正确的组合是 (　　) A.③④⑥ B.①②⑦ C.③⑤ D.③④⑤⑥⑦ 14.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 15.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＞① B.原子半径：④＞③＞②＞① C.电负性：④＞③＞②＞① D.最高正化合价：④＞③＝②＞① 16.下表是A、B、C、D、E、F六种短周期元素的部分化合价、电负性和原子半径数据。下列说法正确的是(　　) 元素 A B C D E F 化合价 ＋1 －2 －1 －2 －1 ＋1 电负性 2.1 2.5 3.0 3.5 4.0 0.9 原子半径/nm 0.037 0.102 0.099 0.073 0.071 0.154 A.F与A的单质均为金属 B.A2D2、F2D2都是含有非极性键的离子化合物 C.氧化物对应水化物的酸性：B＜C＜E D.简单阴离子的还原性：E＜C＜B 综合应用 17.下表是某些短周期元素的电负性(X)值： 元素符号 Li Be B C O F X值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 元素符号 Na Al Si P S Cl X值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 （1）根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子能力的关系是__________________。 （2）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)<________。 （3）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。 （4）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________。 18.碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。 （1）第2周期中基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性较小的元素是________。 （2）从电负性角度分析，碳、氧和硅元素的非金属性由强到弱的顺序为________。 （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________。 （4）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________。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.其单质可用作半导体材料 D.锗的第一电离能大于碳而电负性小于碳 （5）溴与氯以________(填“离子”或“共价”)键结合成BrCl，BrCl分子中，______显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为____________。 19.已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质，下面给出14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 回答下列问题： （1）第3周期基态原子有2个未成对电子且电负性最大的元素是__________(用元素符号表示)。 （2）判断下列化合物中属于共价化合物的是__________。 Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC （3）PCl3水解的化学反应方程式为_____________。 （4）在化合物NCl3中，N原子的化合价为－3价，Cl原子的化合价为＋1价，请推测NCl3水解的主要产物是____________(填化学式)。 20.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_______， 有共价键的是________。 拓展培优 21．根据信息回答下列问题： （1）如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。 ①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为 ＜Al＜ (填元素符号)；②图中Ge元素中未成对电子有 个；③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为 ，1个分子中含有 个π键。 （2）已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出部分元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：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通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围 ；②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： A．Li3N B．PCl3 C．MgCl2 D．SiC I.属于离子化合物的是 ；II．属于共价化合物的是 ； 22．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，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： 元素符号 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98 元素符号 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 （1）推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。 （2）通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：__________<x(Mg)<__________，__________<x(N)<________。 （3）在P—N键中，共用电子对偏向________原子。 （4）经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。 （5）推测元素周期表中，x值最大的元素是________。 （6）从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：_________________________ (写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________。 23.（1）钇及其化合物在航天、电子、超导等方面有着广泛的应用。钇（Y）位于元素周期表中钪（Sc）的下一周期，基态钇（Y）原子的价电子轨道表示式为　　　　，与Sc元素同周期的基态原子中，未成对电子数与Sc原子相同的元素还有　　　　种。  （2）在元素周期表中，Be和Al处于第2周期和第3周期的对角线位置，化学性质相似。 ①写出Be的最高价氧化物对应的水化物与烧碱溶液反应的离子方程式：　　　　。  ②已知Be元素和F元素的电负性分别为1.5和4.0，则它们形成的化合物是　　　　（填“离子化合物”或“共价化合物”）。  （3）O与N、C均为第2周期元素，其部分电离能（I）数据如下： 元素 C N O 电离能/ （kJ·mol-1） I1 1 086.5 1 402.23 1 313.9 I2 2 352.6 2 856.0 3 388.3 I3 a b 5 300.5 ①O元素的原子核外共有　　　　种不同空间运动状态的电子。  ②由表格中数据可知I1（N）>I1（O）；原因是　　　　　　　　。判断a　　　　（填“>”或“<”）b。  24.下表为元素周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。 请回答下列问题： （1）元素③基态原子的核外电子轨道表示式是　　　　　　　。  （2）写出元素⑩的一价离子的核外电子排布式：　　　　　，该元素属于　　　　　区元素。  （3）在标号的主族元素中，电负性最大的是　　　　（填元素符号）。  （4）元素④⑥⑦的气态氢化物热稳定性由强到弱的顺序为　　　　　（填化学式）。  （5）N、P、As、Sb均是ⅤA族元素，As的逐级电离能（单位：kJ·mol-1）如表所示。第五电离能与第六电离能相差较大的原因为　　　　　　　　　　。  I1 I2 I3 I4 I5 I6 947 1 798 2 735 4 837 6 043 12 310 （6）某元素X的气态基态原子的逐级电离能（单位：kJ·mol-1）分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当X的单质与氯气反应时可能生成的阳离子是　　　　　　　　　　。  学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $