鲁科版高中化学选择性必修2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课(共46张PPT)件

(共46张PPT)
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
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研习任务　元素的电负性及其变化规律
[目标导航]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的金属性、 非金属性以及两成键元素间形成的化学键类型。
教材　认知
一、元素的电负性变化规律及其应用
1. 电负性及其变化规律
（1）电负性
吸引电子　
强　
弱　
4.0　
递增　
递减　
右上角　
左下角　
2. 电负性的应用
（1）判断元素种类
（2）判断金属性和非金属性的强弱
（3）判断元素化合价的正负
（4）判断化学键的性质
负价　
正价　
离子价　
共价键　
价电子排布　
8　
核外电子排布　
核外电子层数的增加　
价电子数的多少　
[思考]　（1）电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表中的哪 个位置？
提示：电负性最大的元素位于元素周期表的右上方（稀有气体除外），F元素的 电负性最大；电负性最小的元素位于周期表的左下方，Cs元素的电负性最小（一般不 考虑放射性元素）。
（2）电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
提示：不一定。如H元素的电负性为2.1，氟元素的电负性为4.0，电负性差值 为1.9，但HF为共价化合物。
×
×
√
×
探究　活动
下表给出的是原子序数小于20的十六种元素的电负性的数值。
元素符号 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素符号 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
1. 根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半 径间有何关系，是否像第一电离能那样存在特殊变化规律？
提示：同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。同周期元素从左到右，电负性逐渐递 增，不存在像第一电离能呈现起伏变化。
2. 一般两种元素的电负性差值小于1.7时，两者形成的化学键为共价键，大于1.7 时，形成离子键，据此判断氯化铍中的化学键是离子键还是共价键？
提示：氯化铍中两种元素的电负性相差1.5，小于1.7，所以属于共价键。
3. 利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
提示：由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，电负性为Mg＞Ca＞K，所以Ca的电负性 取值范围为0.8～1.2。
重点　讲解
1. 判断元素的金属性和非金属性强弱
（1）金属的电负性一般小于2，非金属的电负性一般大于2，而位于非金属三角 区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在2左右，它们既有金属性，又 有非金属性。
（2）金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属 元素越活泼。
2. 判断元素的化合价
（1）电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
（2）电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
3. 判断化合物的类型
如H元素的电负性为2.1，Cl元素的电负性为3.0，Cl元素的电负性与H元素的电负性 之差为3.0－2.1＝0.9＜1.7，故HCl为共价化合物；如Al元素的电负性为1.5，Cl元素 的电负性与Al元素的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，因此AlCl3为共价化合物； 同理，BeCl2也是共价化合物。
4. 对角线规则
元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如，处于对角线 的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。
研习　经典
元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge
电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8
A. Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6
B. Ge既具有金属性，又具有非金属性
C. Be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：Mg元素的金属性小于Na，大于Be，电负性：Be＞Mg＞Na，故电负性的最小 范围为0.9～1.5，A错误；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B正 确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差值小于1.7，可形成极性键，C正确；F的 电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。
A
A. 主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B. 在元素周期表中，元素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示正价
解析：主族元素原子的第一电离能的变化规律和电负性的变化规律不同，A项错误； 对于主族元素，同周期从左到右元素电负性递增，B项错误；通常情况下，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，但部分 过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性，C项错误。
D
3. 电负性是一种重要的元素性质，某些元素的电负性（鲍林标度）数值如下表 所示：
元素 H Li O Al P S Cl
电负性 2.1 1.0 3.5 1.5 2.1 2.5 3.0
A. LiAlH4中H是－1价，该物质具有还原性
B. 非金属性：O＞Cl
C. H—Cl比H—S极性大
D. Si的电负性范围在2～3之间
D
解析：Li、Al、H三种元素中，H的电负性最大，所以LiAlH4中H是－1价，该物质具 有还原性，故A正确；O的电负性大于Cl，元素的电负性越大，其非金属性越强，所 以非金属性：O＞Cl，故B正确；Cl的电负性大于S，则Cl和H形成的H—Cl的极性比S 和H形成的H—S极性大，故C正确；Si位于周期表第3周期ⅣA族，其电负性应介于元 素Al和元素P之间，即Si的电负性范围在1.5～2.1之间，故D错误。
A. H B. O C. N D. C
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。
B
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A. O＜S＜Se＜Te B. C＜N＜O＜F
C. P＜S＜O＜F D. K＜Na＜Mg＜Al
解析：A项，同一主族元素，电负性从上到下依次减小，错误；B项，同一周期元 素，电负性从左到右依次增大，正确。
A
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3. 下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期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
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。
C
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A. 判断一种元素是金属元素还是非金属元素
B. 判断化合物中元素化合价的正负
C. 判断化学键的性质
D. 判断化合物的溶解度
解析：根据元素电负性的大小可判断一种元素是金属元素还是非金属元素，一般电负 性值大于2的元素为非金属元素，故A不符合题意；利用元素电负性可判断化合物中 元素化合价的正负，电负性大的元素显负价，故B不符合题意；一般电负性差值大的 元素原子间易形成离子键，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间易形成共价 键，故C不符合题意；化合物的溶解度与元素电负性没有必然关系，故D符合题意。
D
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A. ①② B. ③④ C. ②③ D. ①④
解析：①为Na元素，②为Ne元素，③为N元素，④为F元素，故①与④的电负性差值 最大，两者最易形成离子化合物。
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A. X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B. 第一电离能可能Y小于X
C. 最高价氧化物对应的水化物的酸性：X＜Y
D. 简单气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX
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，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅤA族元素的p 轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也 可能小于X，故B正确；电负性：X＞Y，非金属性：X＞Y，则X最高价氧化物对应水 化物的酸性强于Y最高价氧化物对应水化物的酸性，简单气态氢化物的稳定性：HmY ＜HnX，故C错误，D正确。
C
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A. 第一电离能：C＜O＜N＜F
B. 电负性：C＜O＜N＜F
C. 最高正化合价：C＜N＜O＜F
D. 原子半径：O＞F＞Na＞Mg
解析：同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，N原子2p轨道半充满，结构稳 定，N原子第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：C＜O＜N＜F，故A正确； 同周期元素从左到右，电负性依次增大，电负性：C＜N＜O＜F，故B错误；F元素没 有正化合价，O元素没有最高正价，故C错误；电子层数越多，原子半径越大，电子 层数相同，核电荷数越大半径越小，原子半径：Na＞Mg＞O＞F，故D错误。
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A. 基态原子的电子层数：Z＞Y B. 电负性：Z＞W
C. 离子半径：X＋＞Y2－ D. 第一电离能：W＜X
B
解析：Y2－、Z－具有相同的电子层结构，原子得电子生成阴离子后，其电子层数不 变，A不正确；W3＋、Z－具有相同的电子层结构，则W是非金属元素，Z是下一周期 的金属元素，则电负性：Z＞W，B正确；X＋、Y2－具有相同的电子层结构，则X的核 电荷数大于Y的核电荷数，所以离子半径：X＋＜Y2－，C不正确；W3＋、X＋具有相同 的电子层结构，则W与X属于同周期元素，且W在X的右边，第一电离能：W＞X，D 不正确。
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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
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解析：根据题意知，①是S、②是P、③是N、④是F。同一周期从左到右，元素的第 一电离能呈增大趋势，且ⅤA＞ⅥA，同主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减 小，则P＞S，第一电离能为F＞N＞P＞S，即④＞③＞②＞①，A正确；同主族从上 到下，原子半径逐渐增大，同周期从左到右，原子半径逐渐减小，因此F半径最小，P 半径大于N，B错误；同周期元素从左到右，元素电负性逐渐增大，电负性：S＞P， C错误；F无正价，最高正化合价为S＞P＝N，D错误。
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A. X、Y、Z、W、Q五种元素中，Z的电负性最大
B. 简单离子半径：Y＞Z
C. W元素的最高价氧化物对应的水化物是强酸
D. X、Y两种元素都位于元素周期表p区
A
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解析：由题意可知，X为N，Y为O，Z为Al，W为S，Q为Cl。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，则电负性：O＞N＞ Cl＞S＞Al，A错误；Y、Z的简单离子分别为O2－、Al3＋，核外电子排布相同，核电 荷数越大，离子半径越小，则简单离子半径：Y＞Z，B正确；W为S元素，其最高价 氧化物对应的水化物是硫酸，为强酸，C正确；X、Y两种元素的价电子排布式分别为 2s22p3、2s22p4，都位于元素周期表p区，D正确。
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X
Y Z W
T
A. Z、W、X的原子半径依次减小
B. 电负性从大到小的顺序：X、W、Z
C. 第一电离能从大到小的顺序：Z、W、Y
D. Y、Z、W三种元素的氧化物对应水化物的酸性依次增强
D
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解析：由题给信息可知，X为O、W为S、Z为P、T为As、Y为Si。同族元素，电 子层数越多，原子半径越大，同周期元素，核电荷数越大，原子半径越小，原 子半径：Z＞W＞X，故A正确；同周期元素，从左到右电负性逐渐增大，同主 族元素，从下到上电负性逐渐减小，电负性：X＞W＞Z，故B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族元素第一电 离能大于其同周期的相邻元素，第一电离能：Z＞W＞Y，故C正确；非金属性 越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：W＞Z＞Y，Y、Z、 W三种元素的最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，若不是最高价氧化物对 应的水化物则不一定满足此关系，故D错误。
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A. 工业上常用电解法制备元素W的单质
B. 乙的最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱
C. X分别与Y、Z、W形成的简单化合物中均含有共价键
D. 四种元素中电负性最大的是Y，第一电离能最小的是W
C
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解析：已知X、Y、Z、W为元素周期表中前20号元素，且位于不同周期，它们 的原子序数依次增大，则X位于第1周期，为H元素；Y位于第2周期，Z位于第3 周期，W位于第4周期，由题图知，Z为P元素，W为K元素；Y为地壳中含量最 高的元素，则Y为O元素。W为K元素，工业上可以用电解法制备元素K的单质， A正确；Z为P元素，Z的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，H3PO4的酸性比 硫酸弱，B正确；H与O、P、K形成的简单化合物分别为H2O、PH3、KH， H2O、PH3中均含有共价键，而KH中只含有离子键，C错误；元素非金属性越 强，电负性越大，H、O、P、K四种元素中非金属性最强的为O元素，故电负性 最大的是O元素，同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，同一周期从 左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，其中ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能大 于同周期相邻元素，故第一电离能最小的是K元素，D正确。
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4　
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解析：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）。
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（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。
Be（OH）2
离子化合
物　
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（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
5　
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
＞　
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解析：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原子的 电子排布式为1s22s22p2，N原子的电子排布式为1s22s22p3，失去2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）。
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14. 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 　 　。
解析：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 。
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解析：元素⑩的一价离子为Cu＋，Cu＋的核外电子排布式为[Ar]3d10，铜为ⅠB族 元素，则该元素属于ds区元素。
[Ar]3d10　
ds　
解析：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。
O　
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解析：元素非金属性越强，其简单氢化物的稳定性越强，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。
H2O＞H2S＞PH3　
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（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
电子，而As5＋：[Ar]3d10，全充满，稳定，难失电子
As4＋：[Ar]3d104s1，能失去4s上的
解析：根据元素X的逐级电离能看出I2 I3，说明元素X易失去2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＋。
X2＋　
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