第一章 第二节 第3课时 元素周期律(二)

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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。
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
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(2)估计钙元素的电负性的取值范围：__0_.8__<γ<__1_.2__。
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5.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
OPKSi来自电负性 1.23.0
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
电负性 1.57 2.55 3.98 1.61 2.19
(1)通过分析电负性变化规律，确定N、Mg的电负性取值范围：__2_.5_5__＜ x(N)＜__3_.4_4__，__0_.9_3__＜x(Mg)＜__1_.5_7__。
解析 同周期元素，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，电负性：C＜N＜O、P＜N，即2.55＜x(N)＜3.44，2.19 ＜x(N)，因此2.55＜x(N)＜3.44；电负性：Na＜Mg＜Al、Mg＜Be，即 0.93＜x(Mg)＜1.61，x(Mg)＜1.57，因此0.93＜x(Mg)＜1.57。
第3课时 元素周期律(二)
核心素养发展目标
1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构角度理解元素的电负性及递变 规律，能利用元素的电负性解释元素的某些性质。
2.证据推理与模型认知：理解元素的第一电离能、电负性与元素金属 性、非金属性之间的关系，了解元素的对角线规则，形成结构决定 性质的认知模型，并能运用该模型分析“位—构—性”之间的关系。
判断正误
(1)根据对角线规则，B和Mg的电负性接近( × ) (2)所有在元素周期表中处于对角线位置的元素都符合对角线规则( × ) (3)符合对角线规则的所有元素的化学性质完全相同( × )
应用体验 仔细观察右图，回答下列问题：
(1)B的原子结构示意图为________，B元素位 于元素周期表的第_二___周期_Ⅲ__A___族。
解析 K、Cl的电负性之差为2.2＞1.7，K、Cl形成离子键，KCl是离子化 合物；Al、Cl的电负性之差为1.5<1.7，Al、Cl形成共价键，AlCl3是共价 化合物。
2.下面是某些短周期元素的电负性：
元素符号
电负性
Li
0.98
B
2.04
O
3.44
Na
0.93
Si
1.90
元素符号 Be C F Al P
(2)某有机化合物结构简式为
，在P—N键中，你认为共用
电子对偏向_氮___(写原子名称)。
解析 根据元素的电负性越强，原子吸引电子能力越强，共用电子对就 偏向于该元素，电负性：N＞P，所以共用电子对偏向于N。
归纳总结 电负性是不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的量度，电负性越大， 非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以 用来判断元素化合价的正负。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。当电负性差值为零时，通常形成非极性 共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价 键极性越弱。 提醒 电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负 性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
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
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数值相近。
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课时对点练
对点训练
题组一 电负性的比较和应用 1.(2019·桂林高二月考)下列对电负性的理解不正确的是 A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小 C.元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
一、电负性
内
容
二、元素的对角线规则
索
引
随堂验收练习
课时对点练
一、电负性
1.有关概念与意义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成_化__学__键__的电子称为键 合电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子_吸__引__力__的大小。电负 性越大，对键合电子的吸引力_越__大__。 (3)电负性大小的标准，以氟的电负性为_4_._0_作为相对标准。
A.Na K Rb C.O S Cl
B.N P As
√D.Si P Cl
解析 一般来说，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；同主族元素 从上到下，电负性逐渐减小。
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4.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 C.元素的活泼性
B.化学键的类别(离子键和共价键)
√D.元素稳定化合价的数值
√A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
解析 根据四种原子的基态电子排布式可知，选项A有两个电子层，最 外层有6个电子，最容易得到电子，电负性最大。
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3.(2019·泉州高二调研)元素电负性随原子序数的递增而增大的是
判断正误
(1)电负性是相对的，没有单位( √ ) (2)金属元素的电负性一定大于1.8( × ) (3)形成化合物时，电负性越小的元素，越易显负价( × ) (4)一般情况下，电负性相差越大的两种元素，越易形成离子化合物( √ ) (5)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( × )
深度思考
1已知K、Al、Cl的电负性分别为0.8、1.5、3.0，预测KCl、AlCl3是离子 化合物还是共价化合物。 答案 KCl是离子化合物，AlCl3是共价化合物。
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__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__。
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
解析 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。
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(3)请指出下列化合物中显正价的元素： NaH：__N_a__、NH3：__H__、CH4：__H__、ICl：__I__。 解析 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。
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二、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”。 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， 说明它们对键合电子的吸引力相当，它们的性质表现出相似性，如Li、 Mg在空气中燃烧的主要产物分别为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.应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①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，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_1_._8_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。
B.电负性是以氟为4.0作为标准的相对值 C.元素电负性越大，元素非金属性越强 D.同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
解析 电负性是描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，所以电 负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。
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2.下列是几种原子的基态电子排布式，电负性最大的原子是
解析 B是5号元素，原子结构示意图为
。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物是_两__性__化合 物(填“酸性”“碱性”或“两性”)，证明这一 结论的有关离子方程式是__B_e_(O__H_)_2_＋__2_O_H_－__=_=_=__ _B_e_O_22_－_＋__2_H_2_O_，__B__e_(O__H_)_2_＋__2_H_＋_=_=_=__B_e_2＋__＋__2_H_2_O__ 。