第2课时 元素的电负性及其变化规律
学习目标 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。
一、电负性的变化规律
1.电负性
(1)含义:“电负性”是元素的原子在化合物中 能力的标度。
(2)意义:元素的电负性越大,表示其原子在形成 时吸引电子的能力越强。
2.电负性周期性变化规律
(1)金属元素的电负性较 ,非金属元素的电负性较 。
(2)对主族元素而言,同一周期,从左到右,元素的电负性逐渐 。
(3)同一主族,自上而下,元素的电负性逐渐 。
(4)电负性大的元素集中在周期表的 ,电负性小的元素集中在周期表的 。
(5)同一副族,自上而下,元素的电负性大体上呈逐渐 的趋势。
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。
4.电负性的应用
(1)判断元素的金属性或非金属性强弱
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。
(2)判断化学键的类型
(3)判断化合物中元素化合价的正负
①电负性小的元素原子吸引电子的能力弱,元素的化合价通常为正值。
②电负性大的元素原子吸引电子的能力强,元素的化合价通常为负值。
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.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: 。
【题后归纳】
1.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。
2.利用电负性判断元素类型和化学键类型的注意点
(1)在实际应用过程中不能把电负性2作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。
(2)电负性差值大于1.7的元素不一定都形成离子化合物,如F的电负性与H的电负性差值为1.9,但HF为共价化合物。电负性差值小于1.7的元素不一定都形成共价化合物,如H的电负性与Na的电负性差值为1.2,但NaH为离子化合物。
二、元素金属性、非金属性与电负性、第一电离能的关系
1.元素金属性、非金属性强弱的比较
方法 元素金属性强弱的比较 元素非金属性强弱的比较
元素在周期表中的位置比较 同周期从左到右元素金属性逐渐减弱。同主族从上到下元素金属性逐渐增强 同周期从左到右元素非金属性逐渐增强。同主族从上到下元素非金属性逐渐减弱
电负性 比较 电负性越小,元素金属性越强 电负性越大,元素非金属性越强
其他方 法比较 金属活动性顺序。单质与水或酸反应置换出H2的能力。最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。金属单质间的置换反应等 单质与H2化合的难易程度。氢化物的稳定性。最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。非金属单质间的置换反应。对应阴离子的还原性强弱等
2.电负性、第一电离能与元素金属性和非金属性的变化规律关系
3.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
4.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
【题后归纳】
单质的可燃性、熔点、元素的第一电离能以及气态氢化物水溶液的酸性等不能用来说明和比较元素的非金属性强弱。如I1(Cl)>I1(P)>I1(S),非金属性Cl>S>P;水溶液酸性HCl>HF,非金属性Cl
1.(2023·萍乡期末)下列元素性质描述错误的是 ( )
A.Cl-、K+、Na+半径依次减小
B.N、O、F的第一电离能依次增大
C.Na、Mg、Al的电负性依次增大
D.F-、Cl-、I-的还原性依次增强
2.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
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:XD.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:NaC.第一电离能:NaD.还原性:Na>Mg>Al
5.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: (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 。
第2课时 元素的电负性及其变化规律
一、1.(1)吸引电子 (2)化学键 2.(1)小 大 (2)增大 (3)减小 (4)右上角 左下角 (5)减小 4.(2)离子键 共价键
对点训练
1.D [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.(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-[Be(OH)4]2-
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二、
对点训练
3.D [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。]
4.C [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。]
课堂达标训练
1.B [一般来说,原子核外电子层数越多,半径越大,核外电子排布相同时,核电荷数越大,半径越小,Cl-、K+、Na+半径依次减小,A正确;同一周期元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势,但ⅡA族、ⅤA族第一电离能大于其相邻元素,N、O、F元素同一周期且分别位于ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族,第一电离能大小顺序是F>N>O ,B错误;同一周期元素的电负性随着原子序数增大而增大,Na、Mg、Al元素同一周期且原子序数依次增大,则电负性依次增大,C正确;F、Cl、I为同一主族,从上到下元素的非金属性依次减弱,对应离子的还原性依次增强,D正确。]
2.D [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。]
3.C [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.C [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:Na5.(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。(共69张PPT)
第 节 元素性质及其变化规律
第 章 原子结构与元素性质
第 课时 元素的电负性及其变化规律
1
3
2
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。
学习目标
一、电负性的变化规律
二、元素金属性、非金属性与电负性、第一电离能的关系
目
录
CONTENTS
课堂达标训练
课后巩固训练
一、电负性的变化规律
对点训练
1.电负性
(1)含义：“电负性”是元素的原子在化合物中__________能力的标度。
(2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在形成________时吸引电子的能力越强。
吸引电子
化学键
2.电负性周期性变化规律
(1)金属元素的电负性较____，非金属元素的电负性较____。
(2)对主族元素而言，同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐______。
(3)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐______。
(4)电负性大的元素集中在周期表的________，电负性小的元素集中在周期表的________。
(5)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐______的趋势。
小
大
增大
减小
右上角
左下角
减小
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。
4.电负性的应用
(1)判断元素的金属性或非金属性强弱
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。
(2)判断化学键的类型
离子键
共价键
(3)判断化合物中元素化合价的正负
①电负性小的元素原子吸引电子的能力弱，元素的化合价通常为正值。
②电负性大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价通常为负值。
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
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。
D
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___________________________________________________________________
___________________________________________________________________。
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
解析 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)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：_________________。
0.8
1.2
Na
H
H
I
解析 (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)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：______________________________
______________________________________________________________。
Al
Si
电负性的值相近
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、
Be(OH)2＋2OH－===[Be(OH)4]2－
解析 “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。
【题后归纳】
1.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。
2.利用电负性判断元素类型和化学键类型的注意点
(1)在实际应用过程中不能把电负性2作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。
(2)电负性差值大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性差值为1.9，但HF为共价化合物。电负性差值小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如H的电负性与Na的电负性差值为1.2，但NaH为离子化合物。
二、元素金属性、非金属性与电负性、第一电离能的关系
对点训练
1.元素金属性、非金属性强弱的比较
方法 元素金属性强弱的比较 元素非金属性强弱的比较
元素在周期表中的位置比 较 同周期从左到右元素金属性逐渐减弱。同主族从上到下元素金属性逐渐增强 同周期从左到右元素非金属性逐渐增强。同主族从上到下元素非金属性逐渐减弱
电负性比较 电负性越小，元素金属性越强 电负性越大，元素非金属性越强
方法 元素金属性强弱的比较 元素非金属性强弱的比较
其他方法比较 金属活动性顺序。单质与水或酸反应置换出H2的能力。最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。金属单质间的置换反应等 单质与H2化合的难易程度。氢化物的稳定性。最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。非金属单质间的置换反应。对应阴离子的还原性强弱等
2.电负性、第一电离能与元素金属性和非金属性的变化规律关系
3.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
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。
4.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
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。
C
【题后归纳】
单质的可燃性、熔点、元素的第一电离能以及气态氢化物水溶液的酸性等不能用来说明和比较元素的非金属性强弱。如I1(Cl)>I1(P)>I1(S)，非金属性Cl>S>P；水溶液酸性HCl>HF，非金属性Cl课堂达标训练
1.(2023·萍乡期末)下列元素性质描述错误的是( )
A.Cl－、K＋、Na＋半径依次减小
B.N、O、F的第一电离能依次增大
C.Na、Mg、Al的电负性依次增大
D.F－、Cl－、I－的还原性依次增强
B
解析 一般来说，原子核外电子层数越多，半径越大，核外电子排布相同时，核电荷数越大，半径越小，Cl－、K＋、Na＋半径依次减小，A正确；同一周期元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族第一电离能大于其相邻元素，N、O、F元素同一周期且分别位于ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族，第一电离能大小顺序是F>N>O ，B错误；同一周期元素的电负性随着原子序数增大而增大，Na、Mg、Al元素同一周期且原子序数依次增大，则电负性依次增大，C正确；F、Cl、I为同一主族，从上到下元素的非金属性依次减弱，对应离子的还原性依次增强，D正确。
2.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
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。
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
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
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。
C
5.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：________元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
0.9
1.5
2.5
3.5
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)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________。
原子半径越大，X值越小
周期性
共价键
解析 (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。
课后巩固训练
A级 合格过关练
选择题只有1个选项符合题意
1.(2023·丽水期末)含氯、硫、磷等元素的化合物是重要的化工原料，有关比较中不正确的是( )
A.原子半径：P>S>Cl B.第一电离能：PC.电负性： PB
解析 同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，所以原子半径：P>S>Cl，故A正确；P核外电子排布为半充满稳定结构，第一电离能大于S，故B错误；同周期元素，从左到右，原子电负性逐渐增大，所以电负性： P2.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
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。
3.(2023·长沙南雅中学高二限时训练)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3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
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3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ⅡA族大于ⅢA族，ⅤA族大于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。
4.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
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。
D
5.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：
C
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，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。
6.对A、B两种主族元素(除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
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。
C
7.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
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。
D
8.短周期元素X、Y在周期表中的相对位置如图所示，且已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn＋1，下列说法不正确的是( )
A
A.X在周期表中位于第2周期ⅢA族
B.原子半径：Mg>Y
C.X元素的电负性大于Y
D.X元素的第一电离能大于Y
解析 已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn＋1，则n＝2，X基态原子的价电子排布为2s22p3，位于第2周期ⅤA族，则X为N元素，结合Y的相对位置可知，Y为Si元素，故A错误；同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：Mg＞Y，故B正确；同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，则X元素的电负性大于Y，故C正确；同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：N＞C，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：C＞Si，所以X元素的第一电离能大于Y，故D正确。
9.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AB；③原子序数A>B；④原子最外层电子数AA.③④⑥ B.①②⑦
C.③⑤ D.③④⑤⑥⑦
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AB，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A10.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
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。
C
11.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
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。
12.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( )
D
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
解析 B、D的化合价都是－2价，应该位于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。
13.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___________________。
碳(或C)
解析 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)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_________________________________________________________________。
O＞C＞Si
解析 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)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____________________________________________________。
C＞H＞Si
解析 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)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
1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2
GeCl4
C
解析 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)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_______________________。
共价
Br
BrCl＋H2O===HCl＋HBrO
解析 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。
14.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
S
SiC、BeCl2、AlCl3
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)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)。
PCl3＋3H2O===H3PO3＋3HCl
HClO和NH3 ·H2O
解析 (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 。
B级 素养培优练
15.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单质可以把Y从其盐溶液中置换出来
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，原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。
C
16.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。
D
X Y Z
R
W
J
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，故A不正确；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＋，故B不正确；同一周期从左到右元素的第一电离能在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，故C不正确；N、O、F、S、Br、Xe元素中F元素的非金属性最强，电负性最大，故D正确。
17.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__________。
H
O
Al
S
K
2.1
3.5
1.5
2.5
0.8
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)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____________________________。
K
O
负
正
Al2O3、K2O
H2O、SO2、SO3、H2O2
解析 (4)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。(5)当形成化合物的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。作业6 元素的电负性及其变化规律
(分值:90分)
A级 合格过关练
选择题只有1个选项符合题意(1~12题,每小题4分)
1.(2023·丽水期末)含氯、硫、磷等元素的化合物是重要的化工原料,有关比较中不正确的是 ( )
原子半径:P>S>Cl
第一电离能:P电负性: P最简单氢化物的热稳定性:P2.下列有关元素的电负性的说法正确的是 ( )
主族元素的电负性越大,元素的第一电离能一定越大
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
金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显正价
3.(2023·长沙南雅中学高二限时训练)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3周期离子半径最小。则下列有关比较中正确的是 ( )
原子半径:④>③>②>①
电负性:①>②>④>③
第一电离能:①>④>②>③
最高正化合价:①>②>④>③
4.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 ( )
X与Y X与W
Y与Z Y与W
5.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 ( )
小于0.8 大于1.2
在0.8与1.2之间 在0.8与1.5之间
6.对A、B两种主族元素(除ⅠA族)来说,下列叙述中正确的是 ( )
A的电负性大于B,则A的第一电离能一定大于B
A的电负性大于B,则A的失电子能力大于B
A的电负性大于B,则A的得电子能力大于B
A的电负性大于B,则A的原子半径一定小于B
7.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 ( )
X的原子半径比Y小
X和Y的核电荷数之差为m-n
电负性X>Y
第一电离能X8.短周期元素X、Y在周期表中的相对位置如图所示,且已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1,下列说法不正确的是 ( )
X在周期表中位于第2周期ⅢA族
原子半径:Mg>Y
X元素的电负性大于Y
X元素的第一电离能大于Y
9.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AB;③原子序数A>B;④原子最外层电子数A③④⑥ ①②⑦
③⑤ ③④⑤⑥⑦
10.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 ( )
氢氧化铍是两性氢氧化物
B、Si的电负性数值相近
Li、Mg的原子半径相近,且核外电子排布相近
Li在O2中燃烧能生成Li2O
11.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 ( )
第一电离能:④>③>②>①
原子半径:④>③>②>①
电负性:④>③>②>①
最高正化合价:④>③=②>①
12.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
F与A的单质均为金属
A2D2、F2D2都是含有非极性键的离子化合物
氧化物对应水化物的酸性:B简单阴离子的还原性:E13.(11分)碳、氧、硅、锗、氟、氯、溴、镍元素在化学中占有极其重要的地位。
(1)(1分)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)(1分)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)(1分)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)(4分)基态锗(Ge)原子的核外电子排布式是 (1分),Ge的最高价氯化物的分子式是 (1分)。该元素可能的性质或应用有 (2分)(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)(4分)溴与氯以 (1分)(填“离子”或“共价”)键结合成BrCl,BrCl分子中, (1分)显正电性。BrCl与水发生反应的化学方程式为 (2分)。
14.(7分)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)(1分)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)(2分)判断下列化合物中属于共价化合物的是 。
Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC
(3)(2分)PCl3水解的化学反应方程式为 。
(4)(2分)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)。
B级 素养培优练
(15~16题,每小题4分)
15.不能说明X的电负性比Y的电负性大的是 ( )
与H2化合时X单质比Y单质容易
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
X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
X单质可以把Y从其盐溶液中置换出来
16.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。
X Y Z
R
W
J
下列说法正确的是 ( )
R基态原子的核外电子排布图为
Y2-与Na+的半径大小关系为Y2-X的第一电离能小于Y的第一电离能
表中电负性最大的元素是Z
17.(16分)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)(5分)A是 (用元素符号填空,下同),B是 ,C是 ,D是 ,E是 。
(2)(5分)A、B、C、D、E的电负性分别为
A ,B ,C ,D ,E 。
(3)(2分)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)(2分)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)(2分)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 。
作业6 元素的电负性及其变化规律
1.B [同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,所以原子半径:P>S>Cl,故A正确;P核外电子排布为半充满稳定结构,第一电离能大于S,故B错误;同周期元素,从左到右,原子电负性逐渐增大,所以电负性: P2.D [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。]
3.B [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3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ⅡA族大于ⅢA族,ⅤA族大于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。]
4.D [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。]
5.C [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。]
6.C [ 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。]
7.D [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X8.A [已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1,则n=2,X基态原子的价电子排布为2s22p3,位于第2周期ⅤA族,则X为N元素,结合Y的相对位置可知,Y为Si元素,故A错误;同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小,则原子半径:Mg>Y,故B正确;同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大,同主族元素从上到下电负性逐渐减小,则X元素的电负性大于Y,故C正确;同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势,则第一电离能:N>C,同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小,则第一电离能:C>Si,所以X元素的第一电离能大于Y,故D正确。]
9.A [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AB,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A10.C [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。]
11.A [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。]
12.D [B、D的化合价都是-2价,应该位于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-13.(1)碳(或C) (2)O>C>Si (3)C>H>Si
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 GeCl4 C
(5)共价 Br BrCl+H2OHCl+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:Br14.(1)S (2)SiC、BeCl2、AlCl3
(3)PCl3+3H2OH3PO3+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+3H2OH3PO3+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 。
15. C [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,原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。]
16. D [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,故A不正确;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+,故B不正确;同一周期从左到右元素的第一电离能在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,故C不正确;N、O、F、S、Br、Xe元素中F元素的非金属性最强,电负性最大,故D正确。]
17.(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。(4)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。(5)当形成化合物的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。