第1章 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律（Word教参）-【精讲精练】2025-2026学年高中化学选择性必修第二册（鲁科版）

本讲义聚焦高中化学“元素的电负性及其变化规律”核心知识点，系统梳理电负性的概念、意义、标度，阐述同周期递增、同主族递减的变化规律，以及判断元素类别、性质、化合价、化学键类型的应用，关联元素周期律实质，构建从概念到规律再到应用的学习支架。 该资料通过“思考与讨论”（如HF键类型判断）和例题解析，培养科学思维与探究能力，结合电负性应用局限性说明渗透严谨态度。课中辅助教师引导学生推理，课后通过比较方法总结和练习题，帮助学生巩固知识，查漏补缺。

第2课时　元素的电负性及其变化规律 [素养目标]　1.知道电负性的概念和意义。2.能描述元素电负性变化的一般规律。3.了解电负性的应用。 知识点一　元素的电负性及其变化规律 1.概念：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，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.标准：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。 4.规律 (1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 (2)同周期主族元素从左到右，元素的电负性递增；同一主族元素自上而下，元素的电负性递减。 (3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 5.应用 (1)判断元素的类别：判断一种元素是金属元素还是非金属元素，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。 (2)判断元素的性质：非金属元素的电负性越大，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。 (3)判断化合价的正负：在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。 (4)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.是否电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大？ 提示：否。元素的电负性越大，非金属性越强，但第一电离能不一定越大，例如电负性：N<O，而第一电离能：N>O，因为氮原子2p能级处于半充满状态，较稳定。 2.一般认为两个成键元素的原子间的电负性差值大于1.7时形成的键为离子键，氟元素的电负性是4.0，氢元素的电负性是2.1，HF之间的键为什么键？ 提示：共价键。氟和氢元素原子间的电负性差值为1.9，大于1.7，但是HF之间的H—F键为共价键，利用电负性判断键的类型有其特殊性。 电负性应用的局限性 (1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱；并不能把电负性的大小作为衡量金属和非金属的绝对标准。 (2)元素电负性的值是个相对的值，没有单位。 (3)并不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键(如HF)，电负性差值小的元素间都形成共价键(如NaH)，应注意一些特殊情况。 (4)电负性数值相同，元素的非金属性或金属性不一定相同。如N和Cl的电负性数值相同，但N的非金属性弱于Cl。 1.不能说明X的电负性比Y的电负性大的是(　　) 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原子最外层电子数多 D.X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 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项均能说明X的非金属性比Y的非金属性强；C项，原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明元素的非金属性的强弱。 答案　C 2.下列各组元素电负性大小排列正确的是(　　) A.F>N>O　　　　　 B．O>Cl>F C.As>P>Li D．Cl>S>As 解析　同一周期主族元素，自左向右，电负性逐渐增大；同一主族元素，自上而下，电负性呈减小的趋势。A项电负性顺序应为F>O>N；B项应为F>O>Cl；C项应为P>As>Li。 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0.8与1.5之间 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的电负性；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的电负性，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。 答案　C 4.已知下列元素的电负性数据，其中判断不正确的是(　　) 元素 Li B C O F Na Mg Cl Ge 电负性 1.0 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.2 3.0 1.8 A.Be元素电负性的最小范围为1.0～2.0 B.Ge既具有金属性，又具有非金属性 C.C和Cl可形成极性键 D.O和F形成的化合物中O显正价 解析　根据同主族元素从上到下电负性逐渐减小，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，则Be的电负性的最小范围为1.2～2.0，故A错误；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，故B正确；根据C和Cl的电负性，两元素电负性之差为0.5，可形成极性键，故C正确；F的电负性大于O，O和F形成的化合物中O显正价，故D正确。 答案　A 比较元素电负性大小的方法 (1)根据元素周期表比较：①同一周期主族元素右面元素的电负性大于左面元素；②同一主族元素上面元素的电负性大于下面元素；③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。 (2)根据元素性质比较：一般非金属性越强的元素，电负性越大，金属性越强的元素，电负性越小。 (3)根据化合价比较：二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。　 知识点二　元素周期律的实质 1.元素性质的周期性变化取决于元素核外电子排布的周期性变化。 2.同主族元素性质的相似性取决于原子的价电子排布的相似性；同主族元素性质的递变性取决于原子的核外电子层数的增加。 3.主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中的价层电子数。 1.四种元素的基态原子的价电子排布图如下。 回答下列问题。 (1)①______(填元素符号，下同)；②______；③________；④________。 提示：①N　②F　③S　④P (2)原子半径由大到小的顺序：________(用元素符号表示，下同)。 提示：P＞S＞N＞F (3)电负性由大到小的顺序：________。 提示：F＞N＞S＞P (4)第一电离能由大到小的顺序：________。 提示：F＞N＞P＞S 2.分析Li和Mg、Be和Al、B和Si三组元素的电负性数据，思考为什么它们的性质具有相似性？ 提示：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。各组中两种元素的电负性接近或相等，说明它们在形成化学键时吸引电子的能力相当，从而表现出相似的性质。 3.Be和Al两元素的电负性相近，具有相似的性质，按要求完成下列离子方程式。 (1)Be与盐酸的反应。 ________________________________________________________________________。 (2)Be与NaOH溶液的反应。 ________________________________________________________________________。 (3)Be(OH)2与盐酸的反应。 ________________________________________________________________________。 (4)Be(OH)2与NaOH溶液的反应。 ________________________________________________________________________。 提示：(1)Be＋2H＋===Be2＋＋H2↑ (2)Be＋2OH－===BeO＋H2↑ (3)Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O (4)Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O 1.元素周期律及其实质(同周期) 2.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(如图)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的电负性接近或相等，说明它们在化合物中吸引电子的能力相当，因而表现出相似的性质。如： 1.如图是第3周期主族元素(11～17号)某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法正确的是(　　) A.若x轴为原子序数，y轴表示的可能是第一电离能 B.若x轴为原子序数，y轴表示的可能是原子半径 C.若x轴为最高正化合价，y轴表示的可能是电负性 D.若x轴为族序数，y轴表示的可能是0.1 mol·L－1最高价氧化物对应水化物溶液的pH 解析　对于第3周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈增大趋势，但Mg的3s轨道为全充满状态，P的3p轨道为半充满状态，较稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，A错误；同周期主族元素，原子半径随原子序数增大而依次减小，与图示趋势矛盾，B错误；对于第3周期主族元素，电负性、最高正化合价均随原子序数增大而增大，因而x轴为最高正化合价，y轴表示的可能是电负性，C正确；对于第3周期，主族序数随原子序数增大而增大，而最高价氧化物对应水化物碱性在同周期时随原子序数增大而依次减弱，即最高价氧化物对应水化物碱性在同周期时随主族序数的增大依次减弱，与图示趋势相反，D错误。 答案　C 2. (2024·江苏卷改编)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂。下列说法正确的是(　　) A.半径：r(Al3＋)>r(K＋) B.电负性：χ(O)>χ(S) C.第一电离能：S＞O D.碱性：Al(OH)3>KOH 解析　Al3＋有2个电子层，而K＋有3个电子层，因此，K＋的半径较大，A错误；同一主族的元素，其电负性从上到下依次减小，O和S都是ⅥA族的元素，O元素的电负性较大，B正确；同主族元素由上到下第一电离能逐渐减小，应该S＜O，C错误；元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强，K的金属性强于Al，因此KOH的碱性较强，D错误。 答案　B 3.(2025·安徽卷改编)某化合物的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Z位于同一主族。下列说法错误的是(　　) A.元素电负性：X>Z>Y B.该物质中Z原子价层电子对数为4 C.基态原子未成对电子数：W<X<Y D.基态原子的第一电离能：X>Z>Y 解析　W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Z位于同一主族，且X、Z均形成2个共价键，则X为O，Z为S；Y形成5个共价键且原子序数位于O、S之间，则Y为P；W形成1个共价键，原子序数最小，则W为H。同周期从左向右电负性逐渐增大，同主族从上向下电负性逐渐减小，故元素电负性：O>S>P，即：X>Z>Y，A项正确；S原子的价层电子对数为2＋＝4，B项正确；基态H原子未成对电子数为1，基态O原子的价电子排布式为2s22p4，未成对电子数为2，基态P原子的价电子排布式为3s23p3，未成对电子数为3，则基态原子未成对电子数H<O<P，即W<X<Y，C项正确；基态原子的第一电离能同周期从左向右逐渐增大，由于ⅤA族原子的p轨道处于半充满状态，第一电离能大于同周期相邻主族元素，即P>S，D项错误。 答案　D 4.(2025·安徽亳州联考)已知六种短周期元素的信息如表，下列有关叙述错误的是(　　) 元素 X Y Z M N 原子半径/nm 0.074 0.102 0.143 0.186 0.160 常见化合价 －2 －2、＋4、＋6 ＋3 ＋1 ＋2 A.简单离子的半径：Z＜X＜Y B.简单氢化物的稳定性：X＞Y C.第一电离能：M＜N＜Z D.Z的单质既能与强酸反应又能与强碱反应 解析　一般电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；主族元素的最高化合价等于其族序数(O、F除外)，根据题表中数据知，X为O，Y为S，Z为Al，M为Na，N为Mg。电子层数越多离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，简单离子的半径：Z＜X＜Y，A正确；非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，简单氢化物的稳定性：X＞Y，B正确；同一周期元素随着原子序数增大，第一电离能有增大趋势，但是铝原子失去的电子是3p能级的，比镁原子失去的3s能级电子的能量高，故Al的第一电离能比Mg小，第一电离能：M＜Z＜N，C错误；Z的单质铝既能与强酸反应又能与强碱反应，D正确。 答案　C 1.已知：X、Y、Z、W四种元素原子的电负性如表所示： 元素 X Y Z W 电负性 2.5 4.0 1.2 2.4 上述四种元素中，最容易形成共价键的是(　　) A.X与Y　　　　　　　　 B．X与W C.Y与Z D．Y与W 解析　电负性差值越小的两种元素越可能形成共价键。A项，X与Y电负性之差为4.0－2.5＝1.5；B项，X与W电负性之差为2.5－2.4＝0.1；C项，Y与Z电负性之差为4.0－1.2＝2.8；D项，Y与W电负性之差为4.0－2.4＝1.6。则X与W电负性之差最小，所以最容易形成共价键，故B正确。 答案　B 2.短周期主族元素X、Y在同一周期，且电负性：X＞Y，下列说法不正确的是(　　) A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价 B.第一电离能：Y＜X C.原子半径：X＜Y D.简单气态氢化物的稳定性：HmY弱于HnX 解析　因为电负性：X＞Y，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A正确；如短周期主族元素N和O，电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N，B错误；因短周期主族元素X、Y在同一周期，且电负性：X＞Y，所以原子半径：X＜Y，C正确；因X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，所以非金属性：X＞Y，简单气态氢化物的稳定性：HmY弱于HnX，D正确。 答案　B 3.(2024·河北卷)侯氏制碱法工艺流程中的主反应为QR＋YW3＋XZ2＋W2Z===QWXZ3＋YW4R，其中W、X、Y、Z、Q、R分别代表相关化学元素。下列说法正确的是(　　) A.原子半径：W<X<Y B.第一电离能：X<Y<Z C.单质沸点：Z<R<Q D.电负性：W<Q<R 解析　侯氏制碱法的主反应方程式为NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl，可知W为H，X为C，Y为N，Z为O，Q为Na，R为Cl。同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，H原子半径最小，则原子半径：H<N<C，A错误；同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大的趋势，但N的2p轨道为半充满状态，较稳定，其第一电离能大于同周期相邻的元素，故第一电离能：C<O<N，B错误；O2和Cl2均为分子晶体，相对分子质量越大，物质的沸点越高，Na常温下为固体，故单质沸点：O2<Cl2<Na，C正确；Na为金属元素，则其电负性最小，电负性：Na<H<Cl，D错误。 答案　C 4.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 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。 答案　B 5.(1)元素C、N、O、K的电负性从大到小的排序为________。 (2)如图是周期表中短周期的一部分，A的单质是空气中含量最多的物质，其中电负性最小的元素是______(填“A”“B”“C”或“D”)。 (3)氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________。 解析　(1)一般来说，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，则电负性从大到小排序为O＞N＞C＞K。 (2)根据元素周期表中元素电负性的变化规律，可知电负性：B＞A＞C、B＞D＞C，故C的电负性最小。 (3)B是5号元素，则其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p1；N的非金属性比B强，则其对键合电子的吸引力更大，所以N的电负性较大；B位于第ⅢA族，BN中B显正价，所以其化合价为＋3价。 答案　(1)O＞N＞C＞K　(2)C　(3)1s22s22p1　N　＋3价 学科网（北京）股份有限公司 $