2.2 课时2元素电负性的周期性变化 同步学案（含答案）2024-2025学年高二化学苏教版（2020）选择性必修2
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| 名称 | 2.2 课时2元素电负性的周期性变化 同步学案（含答案）2024-2025学年高二化学苏教版（2020）选择性必修2 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 199.5KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-05-07 14:00:46 | ||
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文档简介
课时2 元素电负性的周期性变化
1. 能说出元素电负性的含义，能描述电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。
2. 能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系。
3. 能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性。
4. 能根据共价分子的结构特点说明简单分子的某些性质。
钠原子与氯原子结合生成的氯化钠是离子化合物，而氢原子与氯原子结合生成的氯化氢是共价化合物。
即一般情况下，活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物，非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。
1. 成键原子之间形成共价键或离子键主要取决于什么？
2. 化学上用什么比较元素的原子在化合物中吸引电子的能力？
1. 美国化学家鲍林提出用电负性衡量元素在化合物中吸引电子的能力，他指定的电负性大小的相对标准是什么？
2. 电负性的数值大小可以衡量元素的金属性、非金属性强弱。如何通过元素的电负性判断元素金属性、非金属性？
3. 电负性大小与金属性、非金属性强弱有什么关系？
下图是主族元素的电负性：
1. 找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结元素电负性的周期性变化规律。
2. 观察上表，电负性大的元素集中在元素周期表____________，电负性小的元素集中在元素周期表____________。
3. 元素的电负性不仅可用于判断元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱，还可以判断化合物中元素化合价的正负，如何利用电负性大小判断化合物中元素化合价的正负？
4. 阅读教材，了解电负性差值与化合物中化学键的类型之间的关系。请举例说明电负性差值与化合物的类型之间有什么关系？
5. 元素周期律为人们寻找新材料提供了科学的途径，举例说明。
1. 阅读教材，了解“对角线”规则。
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似，这种现象称为“对角线”规则。
试举例说明表中元素性质有哪些相似？
2. 怎样用电负性解释对角线规则？
3. 下列给出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
已知：一般情况下，两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。
请运用元素周期律知识完成下列各题。
(1) 一般来说，同一周期中，从左到右，主族元素的电负性________________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2) 短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：__________________________________。
(3) Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为________化合物。在S和Cl元素形成的化合物中，________元素呈负价，理由是_____________________________________________。
(4) 表中符合“对角线”规则的元素有Li和________、Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是_____________________。写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：___________________________________。
1. 下列元素的原子中，第一电离能最小的是( )
A. B B. C C. Al D. Si
2. [2024南通阶段练习]黑火药主要成分是硫黄、硝酸钾和木炭，能发生剧烈的氧化还原反应。下列说法正确的是( )
A. 半径：r(K＋)>r(S2-) B. 第一电离能：I1(N)>I1(S)
C. 电负性：χ(C)>χ(O) D. 热稳定性：H2S>H2O
3. 下列叙述正确的是( )
A. 铬原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2
B. Na、Mg、Al的第一电离能逐渐增大
C. 碳原子的电子排布图：
D. N、O、F的电负性逐渐增大
4. 第2周期3～9号元素某些性质变化趋势如图所示，下列说法正确的是( )
A. y轴表示的可能是第一电离能
B. y轴表示的可能是电负性
C. y轴表示的可能是原子半径
D. y轴可能表示元素的最高正化合价数
5. 祖母绿(主要成分为Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分为CaF2)、磷灰石[主要成分为Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是( )
A. 半径：r(Al3+)>r(O2-) B. 电负性：χ(P)>χ(Si)
C. 第一电离能：I1(F)6. [2024江苏模拟预测]某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，基态X原子的价电子排布式为nsnnpn。下列说法错误的是( )
A. 该阴离子中铜元素的化合价为＋3
B. 元素电负性：X＜Y＜Z
C. 基态原子的第一电离能：X＜Y＜Z
D. W、X、Y、Z均位于元素周期表的p区
7. [2025无锡阶段练习]部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是( )
A. 简单离子半径：e＞f＞g＞h
B. 电负性：z＞d＞y
C. x、z、d能形成既有离子键又有共价键的化合物
D. h的氧化物的水化物酸性一定比g的强
8. 现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较正确的是( )
A. 第一电离能：③>②>① B. 价电子数：③>②>①
C. 电负性：③>②>① D. 质子数：③>②>①
9. [2024江苏阶段练习]F、Cl、Br、I位于元素周期表ⅦA族。下列事实不能通过比较元素电负性解释的是( )
A. F—F的键能小于Cl—Cl的键能
B. CF3I与水发生反应的产物是CF3H和HIO
C. AlF3属于离子化合物，AlCl3属于共价化合物
D. 气态氟化氢中存在(HF)2，而气态氯化氢中是HCl分子
10. 前4周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，四种元素最外层电子总和为14，X的简单氢化物的水溶液呈碱性，Z元素的焰色反应显黄色，W元素原子最外层电子数与Z的相等，且W元素原子内层都充满电子。下列说法正确的是( )
A. 元素X的电负性比同周期相邻元素的大
B. 元素Y、Z的简单离子作比较，Z的离子半径更大
C. 同周期元素中，Z元素最高价氧化物对应的水化物碱性最强
D. W的二价简单离子转化为原子时，得到的两个电子基态时填充在3d轨道上
11. 根据信息进行推断并回答相关问题。
(1) A、B、C、D、E代表前4周期原子序数依次增大的五种元素。A、D同主族且有两种常见化合物DA2和DA3；工业上电解熔融C2A3制取单质C；B、E除最外层均只有2个电子外，其余各层全充满，E位于元素周期表的ds区。A、D中电负性较大的是________(填元素符号)，基态E原子价电子排布式：________。
(2) A、B、C、D为1～20号元素，A的M层上有2对成对电子，B的离子与D的离子具有相同的电子层结构，且可以相互组合形成干燥剂，C的单质为双原子分子，氢化物的水溶液呈碱性，D元素最高正价是＋7。元素A的原子最外层共有________种不同运动状态的电子，有________种能量不同的电子。A和D元素中，电负性较大的为________(填元素符号)。
(3) 现有前4周期的5种元素的部分信息如下表所示。
元素代号 元素部分信息
X X的阴离子核外电子云均呈球形
Y 原子的能级上有3个未成对电子，其最简单气态氢化物在水中的溶解度在同族元素中最大
Z 基态原子核外有3个能级填充了电子，能量最高能级的电子数等于前两个能级的电子数之和
R 元素原子的外围电子排布式为nsn-1npn-1
T 一种核素的质量数为65，中子数为36
基态T2+的电子排布式：_______________________。Y、Z、R的电负性由大到小的顺序为________________(用元素符号表示)。
12. [2025常州阶段练习]已知：元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：
元素 Al B Be C Cl F Li
X的数值 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0
元素 Mg Na O P S Si —
X的数值 1.2 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 —
(1) 经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键，试推断BeCl2中的化学键类型是________。
(2) 根据上表给出的数据，简述主族元素X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系：_________________________________________________。
(3) 请你预测Br元素与I元素的X数值的大小关系：________________。
(4) 某有机化合物分子中含有S—N，你认为该共用电子对偏向于________(填元素符号)原子。
课时2 元素电负性的周期性变化
【活动方案】
活动一：
1. 成键原子之间形成共价键或离子键主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。
2. 化学上用电负性来比较元素的原子在化合物中吸引电子的能力。
活动二：
1. 以氟的电负性为4.0作为相对标准。
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。
3. 元素的电负性越大，元素原子在化合物中吸引电子的能力越强，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的金属性越强。
活动三：
1. 电负性最大的元素在元素周期表的右上角，即F元素，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考虑)，即Cs元素。同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
2. 右上角 左下角
3. 化合物中，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，呈负价，电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，呈正价。
4. 一般认为两种成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素间的电负性的差值小于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，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；同理，BeCl2也是由共价键形成的共价化合物。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。
5. 在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素，在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。
活动四：
1. 锂和镁的相似性：①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物；②能直接与氮气作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2, 而其他碱金属不与氮气直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。
铍和铝的相似性：①单质在冷的浓硝酸中钝化；②氧化物、氢氧化物都有两性；③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。
硼和硅的相似性：①硼和硅的密度分别为 2.35 g/cm3和2.336 g/cm3，两者相近；②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化；③最高价氧化物对应的水化物都是弱酸等。
2. Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们在化合物中吸引电子的能力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；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。
3. (1) 逐渐变大 逐渐变小 周期性
(2) F Na 离子
(3) 离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大
(4) Mg Al Si 电负性数值相近
Be(OH)2＋2H＋===Be2+＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===[Be(OH)4]2-
【课堂反馈】
1. C 同周期元素从左到右，原子的第一电离能的变化趋势是逐渐增大的，但由于ⅡA、ⅤA族的特殊性，其第一电离能要比左右两族元素大；同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。故选C。
2. B S2-、K＋具有相同的核外电子排布，且K的核电荷数比S的大，故半径r(S2-)＞r(K＋)，A错误；同一周期主族元素，从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，N、O为同一周期元素，N的2p轨道电子半充满较稳定，第一电离能I1(N)>I1(O)，O、S为同一主族元素，从上往下第一电离能逐渐减小，第一电离能I1(O)>I1(S)，则第一电离能I1(N)>I1(S)，B正确；C、O为同一周期主族元素，从左到右元素电负性依次增强，即电负性χ(C)<χ(O)，C错误；已知O的非金属性强于S，元素非金属性越强，简单氢化物越稳定，故气态氢化物的热稳定性H2O＞H2S，D错误。
3. D 铬的原子序数为24，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，A错误；Mg的外围电子排布式为3s2，s轨道处于全充满状态，第一电离能相对较高，故Na、Mg、Al的第一电离能最大的是Mg，B错误；2p轨道上的两个电子应分占两个不同的轨道，且自旋平行，C错误；同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，故 N、O、F的电负性逐渐增大，D正确。
4. B 同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，第一电离能呈“锯齿状”增大趋势(ⅡA族和ⅤA族的第一电离能均大于相邻的元素)，电负性逐渐增大。第2周期中，Be、N的第一电离能均大于它们相邻的元素，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，B正确；同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，C错误；O的最高正价为＋2，F无正价，D错误。
5. B 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的离子半径小于氧离子，A错误；同周期主族元素从左到右，非金属性依次增强，电负性依次增大，则磷元素的电负性大于硅元素，B正确；同周期元素从左到右，第一电离能总体呈增大趋势，则氟原子的第一电离能大于氧原子，C错误；同周期主族元素从左到右，金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，同主族元素从上到下，金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强，则氢氧化钙的碱性强于氢氧化铝，D错误。
6. D 由基态X原子的价电子排布式为nsnnpn可知，n＝2，X为C，W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，结合图示，即W为H，Y为N，Z为F。由图可知，该阴离子为[Cu(CF3)3CH2CN]－，其中铜元素的化合价为＋3，A正确；同周期主族元素从左往右，电负性逐渐增大，即元素电负性C＜N＜F，B正确；同周期元素从左向右，第一电离能总体逐渐增强，即基态原子的第一电离能C7. C 由短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系可知，x为＋1价，原子半径最小，则x为H元素；由原子半径可知，y、z、d位于第2周期，y为C元素，z为N元素，d为O元素；由原子半径可知，e、f、g、h均位于第3周期，结合元素的化合价可知，e为Na元素，f为Al元素，g为S元素，h为Cl元素。电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径S2-＞Cl－＞Na＋＞Al3+，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性O＞N＞C，B错误；H元素、N元素、O元素可以组成离子化合物硝酸铵，硝酸铵中含离子键和共价键，C正确；S、Cl的氧化物对应的水化物的酸性不一定满足h＞g，如HClO为弱酸，H2SO4为强酸，D错误。
8. A 根据三种基态原子的电子排布式可判断①②③分别代表的元素为S、P、F。同周期主族元素从左到右，元素原子第一电离能呈增大趋势，但P元素原子3p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Cl>P>S；同主族自上而下，元素原子第一电离能减小，第一电离能F>Cl，故第一电离能F>P>S，即③>②>①，A正确。S、P、F的价电子数分别为6、5、7，即③>①>②，B错误。一般来说，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，故电负性F>S>P，即③>①>②，C错误。S、P、F的质子数分别为16、15、9，即质子数①>②>③，D错误。
9. A F原子半径小，电子云密度大，F之间的排斥力大，F—F不稳定，则F—F的键能小于Cl—Cl的键能，与电负性无关，A正确；CF3I与水发生反应的产物是CF3H和HIO，生成物中I的化合价为＋1，说明CF3I中I的电负性小于F，与电负性有关，B错误；电负性F>Cl，AlF3中F元素与Al元素间的电负性差值大于1.7，AlCl3中Cl元素与Al元素间的电负性差值小于1.7，故AlF3为离子化合物、AlCl3为共价化合物，与电负性有关，C错误；F的电负性很大，使HF分子间形成氢键，导致气态HF中存在二聚分子(HF)2，而Cl的电负性不足以使HCl分子间形成氢键，气态HCl中只有HCl分子，与电负性有关，D错误。
10. C X的简单氢化物的水溶液呈碱性，X为N元素，Z元素的焰色反应显黄色，Z为Na元素，W元素原子最外层电子数与Z的相等，且W元素原子内层都充满电子，W为Cu，四种元素最外层电子总和为14，Y为F元素。同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，元素X的电负性比同周期相邻元素C的电负性大，比O的电负性小，A错误；F－、Na＋具有相同的电子层结构，原子序数越大，离子半径越小，离子半径F－>Na＋，B错误；同周期主族元素从左到右，金属性依次减弱，最高价氧化物对应的水化物碱性减弱，第3周期中，Na元素最高价氧化物对应的水化物碱性最强，C正确；Cu2+电子排布式为[Ar]3d9，转化为Cu原子(价电子排布式为3d104s1)时，得到的两个电子基态时分别填充在3d轨道和4s轨道上，D错误。
11. (1) O 3d104s2 (2) 6 2 Cl
(3) [Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9 O>N>Si
解析：(1) A、B、C、D、E代表前4周期原子序数依次增大的五种元素，A、D同主族且有两种常见化合物DA2和DA3，则D为S，A为O；B、E除最外层均只有2个电子外，其余各层全充满，则B为Mg，E位于元素周期表的ds区，则E为Zn，工业上电解熔融C2A3制取单质C，则C为Al。(2) A、B、C、D分别为S、Ca、N、Cl元素，原子最外层上有几个电子就有几种不同的运动状态，同一能级上电子的能量相同，所以S原子最外层有6种不同运动状态的电子，这些电子占据3s和3p两个能级，故有两种不同能量的电子。(3) X的阴离子核外电子云均呈球形，所以X为H；Y原子的能级上有3个未成对电子，其最简单气态氢化物在水中的溶解度在同族元素中最大，Y为N；Z的基态原子核外有3个能级填充了电子，能量最高能级的电子数等于前两个能级的电子数之和，Z为O；元素R原子的外围电子排布式为nsn-1npn-1，s轨道中最多能容纳2个电子，所以n等于3，R为Si；T元素的一种核素的质量数为65，中子数为36 ，T的质子数为29，T为Cu。
12. (1) 共价键
(2) 元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)
(3) Br>I
(4) N
解析：(1) 题给X为电负性，由表中数据可知，Be的电负性为1.5，Cl的电负性为2.8，两者电负性的差值为1.3，小于1.7，则BeCl2中的化学键为共价键。(2) 同周期主族元素从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强，由表中数据可知，同周期主族元素从左到右，电负性依次增强，说明元素电负性的数值越大，元素的非金属性越强，元素电负性的数值越小，元素的金属性越强。(3) 同主族元素从上到下，非金属性依次减弱，电负性依次减小，溴和碘都位于元素周期表ⅦA族，则溴元素的电负性大于碘元素。(4) 由同周期元素的电负性递变规律可知，N元素的电负性应大于2.5而小于3.5，S元素的电负性为2.5，则N元素非金属性强于S元素，S—N中的共用电子对偏向于非金属性强的N原子一方。
1. 能说出元素电负性的含义，能描述电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。
2. 能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系。
3. 能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性。
4. 能根据共价分子的结构特点说明简单分子的某些性质。
钠原子与氯原子结合生成的氯化钠是离子化合物，而氢原子与氯原子结合生成的氯化氢是共价化合物。
即一般情况下，活泼非金属元素与活泼金属元素以离子键结合形成离子化合物，非金属元素之间以共价键结合形成共价化合物。
1. 成键原子之间形成共价键或离子键主要取决于什么？
2. 化学上用什么比较元素的原子在化合物中吸引电子的能力？
1. 美国化学家鲍林提出用电负性衡量元素在化合物中吸引电子的能力，他指定的电负性大小的相对标准是什么？
2. 电负性的数值大小可以衡量元素的金属性、非金属性强弱。如何通过元素的电负性判断元素金属性、非金属性？
3. 电负性大小与金属性、非金属性强弱有什么关系？
下图是主族元素的电负性：
1. 找出电负性最大和电负性最小的元素，并总结元素电负性的周期性变化规律。
2. 观察上表，电负性大的元素集中在元素周期表____________，电负性小的元素集中在元素周期表____________。
3. 元素的电负性不仅可用于判断元素是金属还是非金属，以及其活泼性强弱，还可以判断化合物中元素化合价的正负，如何利用电负性大小判断化合物中元素化合价的正负？
4. 阅读教材，了解电负性差值与化合物中化学键的类型之间的关系。请举例说明电负性差值与化合物的类型之间有什么关系？
5. 元素周期律为人们寻找新材料提供了科学的途径，举例说明。
1. 阅读教材，了解“对角线”规则。
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似，这种现象称为“对角线”规则。
试举例说明表中元素性质有哪些相似？
2. 怎样用电负性解释对角线规则？
3. 下列给出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
已知：一般情况下，两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。
请运用元素周期律知识完成下列各题。
(1) 一般来说，同一周期中，从左到右，主族元素的电负性________________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2) 短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：__________________________________。
(3) Al和F形成的化合物为________(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为________化合物。在S和Cl元素形成的化合物中，________元素呈负价，理由是_____________________________________________。
(4) 表中符合“对角线”规则的元素有Li和________、Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是_____________________。写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：___________________________________。
1. 下列元素的原子中，第一电离能最小的是( )
A. B B. C C. Al D. Si
2. [2024南通阶段练习]黑火药主要成分是硫黄、硝酸钾和木炭，能发生剧烈的氧化还原反应。下列说法正确的是( )
A. 半径：r(K＋)>r(S2-) B. 第一电离能：I1(N)>I1(S)
C. 电负性：χ(C)>χ(O) D. 热稳定性：H2S>H2O
3. 下列叙述正确的是( )
A. 铬原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d44s2
B. Na、Mg、Al的第一电离能逐渐增大
C. 碳原子的电子排布图：
D. N、O、F的电负性逐渐增大
4. 第2周期3～9号元素某些性质变化趋势如图所示，下列说法正确的是( )
A. y轴表示的可能是第一电离能
B. y轴表示的可能是电负性
C. y轴表示的可能是原子半径
D. y轴可能表示元素的最高正化合价数
5. 祖母绿(主要成分为Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分为CaF2)、磷灰石[主要成分为Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是( )
A. 半径：r(Al3+)>r(O2-) B. 电负性：χ(P)>χ(Si)
C. 第一电离能：I1(F)
A. 该阴离子中铜元素的化合价为＋3
B. 元素电负性：X＜Y＜Z
C. 基态原子的第一电离能：X＜Y＜Z
D. W、X、Y、Z均位于元素周期表的p区
7. [2025无锡阶段练习]部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是( )
A. 简单离子半径：e＞f＞g＞h
B. 电负性：z＞d＞y
C. x、z、d能形成既有离子键又有共价键的化合物
D. h的氧化物的水化物酸性一定比g的强
8. 现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较正确的是( )
A. 第一电离能：③>②>① B. 价电子数：③>②>①
C. 电负性：③>②>① D. 质子数：③>②>①
9. [2024江苏阶段练习]F、Cl、Br、I位于元素周期表ⅦA族。下列事实不能通过比较元素电负性解释的是( )
A. F—F的键能小于Cl—Cl的键能
B. CF3I与水发生反应的产物是CF3H和HIO
C. AlF3属于离子化合物，AlCl3属于共价化合物
D. 气态氟化氢中存在(HF)2，而气态氯化氢中是HCl分子
10. 前4周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，四种元素最外层电子总和为14，X的简单氢化物的水溶液呈碱性，Z元素的焰色反应显黄色，W元素原子最外层电子数与Z的相等，且W元素原子内层都充满电子。下列说法正确的是( )
A. 元素X的电负性比同周期相邻元素的大
B. 元素Y、Z的简单离子作比较，Z的离子半径更大
C. 同周期元素中，Z元素最高价氧化物对应的水化物碱性最强
D. W的二价简单离子转化为原子时，得到的两个电子基态时填充在3d轨道上
11. 根据信息进行推断并回答相关问题。
(1) A、B、C、D、E代表前4周期原子序数依次增大的五种元素。A、D同主族且有两种常见化合物DA2和DA3；工业上电解熔融C2A3制取单质C；B、E除最外层均只有2个电子外，其余各层全充满，E位于元素周期表的ds区。A、D中电负性较大的是________(填元素符号)，基态E原子价电子排布式：________。
(2) A、B、C、D为1～20号元素，A的M层上有2对成对电子，B的离子与D的离子具有相同的电子层结构，且可以相互组合形成干燥剂，C的单质为双原子分子，氢化物的水溶液呈碱性，D元素最高正价是＋7。元素A的原子最外层共有________种不同运动状态的电子，有________种能量不同的电子。A和D元素中，电负性较大的为________(填元素符号)。
(3) 现有前4周期的5种元素的部分信息如下表所示。
元素代号 元素部分信息
X X的阴离子核外电子云均呈球形
Y 原子的能级上有3个未成对电子，其最简单气态氢化物在水中的溶解度在同族元素中最大
Z 基态原子核外有3个能级填充了电子，能量最高能级的电子数等于前两个能级的电子数之和
R 元素原子的外围电子排布式为nsn-1npn-1
T 一种核素的质量数为65，中子数为36
基态T2+的电子排布式：_______________________。Y、Z、R的电负性由大到小的顺序为________________(用元素符号表示)。
12. [2025常州阶段练习]已知：元素的某种性质“X”和原子半径、金属性、非金属性等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出13种元素的X的数值：
元素 Al B Be C Cl F Li
X的数值 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0
元素 Mg Na O P S Si —
X的数值 1.2 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 —
(1) 经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的X差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键，试推断BeCl2中的化学键类型是________。
(2) 根据上表给出的数据，简述主族元素X的数值大小与元素的金属性或非金属性强弱之间的关系：_________________________________________________。
(3) 请你预测Br元素与I元素的X数值的大小关系：________________。
(4) 某有机化合物分子中含有S—N，你认为该共用电子对偏向于________(填元素符号)原子。
课时2 元素电负性的周期性变化
【活动方案】
活动一：
1. 成键原子之间形成共价键或离子键主要取决于成键原子吸引电子能力的差异。
2. 化学上用电负性来比较元素的原子在化合物中吸引电子的能力。
活动二：
1. 以氟的电负性为4.0作为相对标准。
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。
3. 元素的电负性越大，元素原子在化合物中吸引电子的能力越强，元素的非金属性越强；电负性越小，元素的金属性越强。
活动三：
1. 电负性最大的元素在元素周期表的右上角，即F元素，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考虑)，即Cs元素。同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
2. 右上角 左下角
3. 化合物中，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，呈负价，电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，呈正价。
4. 一般认为两种成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素间的电负性的差值小于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，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；同理，BeCl2也是由共价键形成的共价化合物。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。
5. 在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素，在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。
活动四：
1. 锂和镁的相似性：①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物；②能直接与氮气作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2, 而其他碱金属不与氮气直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。
铍和铝的相似性：①单质在冷的浓硝酸中钝化；②氧化物、氢氧化物都有两性；③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。
硼和硅的相似性：①硼和硅的密度分别为 2.35 g/cm3和2.336 g/cm3，两者相近；②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化；③最高价氧化物对应的水化物都是弱酸等。
2. Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性均为1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们在化合物中吸引电子的能力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；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。
3. (1) 逐渐变大 逐渐变小 周期性
(2) F Na 离子
(3) 离子 共价 Cl 氯元素的电负性比硫元素大
(4) Mg Al Si 电负性数值相近
Be(OH)2＋2H＋===Be2+＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===[Be(OH)4]2-
【课堂反馈】
1. C 同周期元素从左到右，原子的第一电离能的变化趋势是逐渐增大的，但由于ⅡA、ⅤA族的特殊性，其第一电离能要比左右两族元素大；同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。故选C。
2. B S2-、K＋具有相同的核外电子排布，且K的核电荷数比S的大，故半径r(S2-)＞r(K＋)，A错误；同一周期主族元素，从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，N、O为同一周期元素，N的2p轨道电子半充满较稳定，第一电离能I1(N)>I1(O)，O、S为同一主族元素，从上往下第一电离能逐渐减小，第一电离能I1(O)>I1(S)，则第一电离能I1(N)>I1(S)，B正确；C、O为同一周期主族元素，从左到右元素电负性依次增强，即电负性χ(C)<χ(O)，C错误；已知O的非金属性强于S，元素非金属性越强，简单氢化物越稳定，故气态氢化物的热稳定性H2O＞H2S，D错误。
3. D 铬的原子序数为24，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，A错误；Mg的外围电子排布式为3s2，s轨道处于全充满状态，第一电离能相对较高，故Na、Mg、Al的第一电离能最大的是Mg，B错误；2p轨道上的两个电子应分占两个不同的轨道，且自旋平行，C错误；同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，故 N、O、F的电负性逐渐增大，D正确。
4. B 同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，第一电离能呈“锯齿状”增大趋势(ⅡA族和ⅤA族的第一电离能均大于相邻的元素)，电负性逐渐增大。第2周期中，Be、N的第一电离能均大于它们相邻的元素，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，B正确；同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，C错误；O的最高正价为＋2，F无正价，D错误。
5. B 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的离子半径小于氧离子，A错误；同周期主族元素从左到右，非金属性依次增强，电负性依次增大，则磷元素的电负性大于硅元素，B正确；同周期元素从左到右，第一电离能总体呈增大趋势，则氟原子的第一电离能大于氧原子，C错误；同周期主族元素从左到右，金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，同主族元素从上到下，金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强，则氢氧化钙的碱性强于氢氧化铝，D错误。
6. D 由基态X原子的价电子排布式为nsnnpn可知，n＝2，X为C，W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，结合图示，即W为H，Y为N，Z为F。由图可知，该阴离子为[Cu(CF3)3CH2CN]－，其中铜元素的化合价为＋3，A正确；同周期主族元素从左往右，电负性逐渐增大，即元素电负性C＜N＜F，B正确；同周期元素从左向右，第一电离能总体逐渐增强，即基态原子的第一电离能C
8. A 根据三种基态原子的电子排布式可判断①②③分别代表的元素为S、P、F。同周期主族元素从左到右，元素原子第一电离能呈增大趋势，但P元素原子3p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Cl>P>S；同主族自上而下，元素原子第一电离能减小，第一电离能F>Cl，故第一电离能F>P>S，即③>②>①，A正确。S、P、F的价电子数分别为6、5、7，即③>①>②，B错误。一般来说，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，故电负性F>S>P，即③>①>②，C错误。S、P、F的质子数分别为16、15、9，即质子数①>②>③，D错误。
9. A F原子半径小，电子云密度大，F之间的排斥力大，F—F不稳定，则F—F的键能小于Cl—Cl的键能，与电负性无关，A正确；CF3I与水发生反应的产物是CF3H和HIO，生成物中I的化合价为＋1，说明CF3I中I的电负性小于F，与电负性有关，B错误；电负性F>Cl，AlF3中F元素与Al元素间的电负性差值大于1.7，AlCl3中Cl元素与Al元素间的电负性差值小于1.7，故AlF3为离子化合物、AlCl3为共价化合物，与电负性有关，C错误；F的电负性很大，使HF分子间形成氢键，导致气态HF中存在二聚分子(HF)2，而Cl的电负性不足以使HCl分子间形成氢键，气态HCl中只有HCl分子，与电负性有关，D错误。
10. C X的简单氢化物的水溶液呈碱性，X为N元素，Z元素的焰色反应显黄色，Z为Na元素，W元素原子最外层电子数与Z的相等，且W元素原子内层都充满电子，W为Cu，四种元素最外层电子总和为14，Y为F元素。同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，元素X的电负性比同周期相邻元素C的电负性大，比O的电负性小，A错误；F－、Na＋具有相同的电子层结构，原子序数越大，离子半径越小，离子半径F－>Na＋，B错误；同周期主族元素从左到右，金属性依次减弱，最高价氧化物对应的水化物碱性减弱，第3周期中，Na元素最高价氧化物对应的水化物碱性最强，C正确；Cu2+电子排布式为[Ar]3d9，转化为Cu原子(价电子排布式为3d104s1)时，得到的两个电子基态时分别填充在3d轨道和4s轨道上，D错误。
11. (1) O 3d104s2 (2) 6 2 Cl
(3) [Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9 O>N>Si
解析：(1) A、B、C、D、E代表前4周期原子序数依次增大的五种元素，A、D同主族且有两种常见化合物DA2和DA3，则D为S，A为O；B、E除最外层均只有2个电子外，其余各层全充满，则B为Mg，E位于元素周期表的ds区，则E为Zn，工业上电解熔融C2A3制取单质C，则C为Al。(2) A、B、C、D分别为S、Ca、N、Cl元素，原子最外层上有几个电子就有几种不同的运动状态，同一能级上电子的能量相同，所以S原子最外层有6种不同运动状态的电子，这些电子占据3s和3p两个能级，故有两种不同能量的电子。(3) X的阴离子核外电子云均呈球形，所以X为H；Y原子的能级上有3个未成对电子，其最简单气态氢化物在水中的溶解度在同族元素中最大，Y为N；Z的基态原子核外有3个能级填充了电子，能量最高能级的电子数等于前两个能级的电子数之和，Z为O；元素R原子的外围电子排布式为nsn-1npn-1，s轨道中最多能容纳2个电子，所以n等于3，R为Si；T元素的一种核素的质量数为65，中子数为36 ，T的质子数为29，T为Cu。
12. (1) 共价键
(2) 元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)
(3) Br>I
(4) N
解析：(1) 题给X为电负性，由表中数据可知，Be的电负性为1.5，Cl的电负性为2.8，两者电负性的差值为1.3，小于1.7，则BeCl2中的化学键为共价键。(2) 同周期主族元素从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强，由表中数据可知，同周期主族元素从左到右，电负性依次增强，说明元素电负性的数值越大，元素的非金属性越强，元素电负性的数值越小，元素的金属性越强。(3) 同主族元素从上到下，非金属性依次减弱，电负性依次减小，溴和碘都位于元素周期表ⅦA族，则溴元素的电负性大于碘元素。(4) 由同周期元素的电负性递变规律可知，N元素的电负性应大于2.5而小于3.5，S元素的电负性为2.5，则N元素非金属性强于S元素，S—N中的共用电子对偏向于非金属性强的N原子一方。