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第3课时

元素周期律(二) [目标定位]

1.能说出元素电负性的关系。2.能应用元素的电负性说明元素的某些性质，了解电负性的周期性变化。3.理解元素的第一电离能、元素的电负性、元素金属性、非金属性之间的关系。4.了解元素的对角线规则。

一、元素的电负性

1．电负性的有关概念与意义

(1)键合电子与电负性：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。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。

(2)电负性的意义：电负性越大的原子，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。

2．电负性的变化规律

随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。

(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3．电负性的应用

(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。

(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)判断化学键的类型

①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。

②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

注

①稀有气体电离能为同周期中最大。②第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。

1．下列有关电负性的说法中，不正确的是(

) A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强

B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大

C．在元素周期表中，元素电负性从左到右呈现递增的趋势

D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价

答案

B 解析

本题考查的是对电负性的理解。B中，元素的电负性与第一电离能的变化有不同之处，如电负性：O>N，第一电离能为O

2.一般认为如果两个成键元素的电负性相差大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物①NaF

②AlCl3

③NO

④MgO

⑤BeCl2

⑥CO2中

(1)属于共价化合物的是___________________________________________________。

(2)属于离子化合物的是____________________________________________________。

元素

电负性

答案

(1)②③⑤⑥

(2)①④

解析

根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7做比较，得出结论。

Al 1.5 B 2.0 Be 1.5 C 2.5 Cl 3.0 F 4.0 Li 1.0 Mg 1.2 N 3.0 Na 0.9 O 3.5 P 2.1 S 2.5 Si 1.8

二、元素的对角线规则

1．观察Li-Mg、Be-Al、B-Si在周期表中的位置，思考为什么它们的性质具有相似性？

答案

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，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出它们性质的相似性。

2．试写出下列反应的化学方程式。

(1)Li在空气中燃烧：4Li＋O2=====2Li2O、6Li＋N2=====2Li3N、4Li＋CO2=====2Li2O＋C。

(2)Be(OH)2与HCl、NaOH的反应：

Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O；

Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。

3．试设计实验证明BeCl2是共价化合物。

答案

将BeCl2加热到熔融状态，不能导电则证明BeCl2是共价化合物。

元素的对角线规则

(1)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(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃，且互熔)，被称为“对角线规则”。

点燃点燃点燃

(2)处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是由于它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质。

3.仔细观察如图，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________周期________族。

(2)铍的最高价氧化物的水化物是________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________________________________________________ ________________________________________________________________________。

(3)根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸______________，理由是__________________ ________________________________________________________________________。

(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成产物为________(用化学式表示)。

答案

(1)

二

ⅢA

2(2)两性

Be(OH)2＋2OH===BeO22＋2H2O，Be(OH)2＋2H===Be＋2H2O －－＋＋(3)弱

硼的非金属性比碳弱

(4)Li2O、Li3N 解析

(1)B是5号元素，原子结构示意图为。

(2)Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是＋2价。

(3)B比C的非金属性弱。

(4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反应得MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。

原子结构与元素的性质

1．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是(

) A．原子半径呈周期性变化

B．元素的化合价呈周期性变化

C．元素的电负性呈周期性变化

D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化

答案

D 解析

元素的性质如原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属性、非金属性等呈周期性变化都是由元素原子核外电子排布呈周期性变化决定的。

2．下列依据不能用来比较元素的非金属性强弱的是(

) A．元素最高价氧化物对应的水化物的酸性

B．1 mol单质在发生反应时得电子数的多少

C．元素气态氢化物的稳定性

D．元素电负性的大小

答案

B

3．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5

则下列有关的比较中正确的是(

) 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

答案

A 解析

由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A正确；B不正确，原子半径应是②最大，④最小；C不正确，电负性：④最大，②最小；D不正确，F无正价，最高正价：①>②＝③。

4．镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂的性质的叙述，不正确的是(

) A．Li2SO4能溶于水

B．LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱

C．Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象

D．Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2

答案

B 解析

运用对角线规则，可由Mg及其化合物的性质推测Li及其相应化合物的性质。根据MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是一种难溶于水、易分解的中强碱，Mg在浓H2SO4中不会发生“钝化”，MgCO3受热易分解为MgO和CO2等性质，推测出Li2SO4易溶于水，LiOH是一种难溶于水、易分解的中强碱，Li在浓H2SO4中不会发生“钝化”，Li2CO3受热易分解为Li2O和CO2等。

5．有A、B、C、D、E五种元素，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式为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原子最外层电子数等于D原子最外层电子数的一半。A、B、C、D、E五种元素的电负性分别为2.1、3.5、1.5、2.5、0.8，请回答下列问题：

(1)A是________，B是________，C是____________，D是________，E是________(用化学符号填空，下同)。

(2)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________。

(3)当B与A、C、D分别形成化合物时，B显________价，其他元素显________价。

(4)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____________。

答案

(1)H

O

Al

S

K

(2)K

O

(3)负

正

(4)Al2O3、K2O

H2O、SO2、SO3

解析

由题意可知A、E均为ⅠA族元素且E为金属元素，A为H，由于B、D为同族且最外层的p能级电子数为s能级电子数的两倍，则B、D的价电子排布式为ns2np4，为第ⅥA族元素，则B为O，D为S，E为K，C(3s23p1)为Al。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。当O与H、S、Al形成化合物时，由于O的电负性大，所以O为负价，其他元素为正价。当形成化合物时，电负性差值大于1.7的为离子键，电负性差值小于1.7的为共价键。

[基础过关]

题组一

电负性的判断及应用

1．下列有关电负性的说法中正确的是(

) 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

答案

D 解析

主族元素原子的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：O>N，但第一电离能：N>O，A错误；一般来说，在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大，B错误；C项没有考虑过渡元素的情况。

2．在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是(

) A．Li，F

C．Na，Cl

答案

B 解析

所给元素中Na的电负性最小，故钠的金属性最强，F的电负性最大，故F的非金属性也最强，所以Na和F形成的化学键中共价键的成分最少。

3．下列说法中正确的是(

) ①元素电负性越大表示该元素的金属性越强

②元素电负性越大表示该元素的非金属性越强

③元素电负性很小表示该元素的单质不发生化学反应

④元素电负性很大表示该元素的单质在发生化学反应时一般易得到电子

A．①③

B．①④

B．Na，F D．Mg，O

C．②③

答案

D D．②④

解析

元素电负性越大，非金属性越强，①错、②对；电负性越小，表示该元素单质还原性越强，③错。

4．下列是几种原子的基态电子排布式，电负性最大的原子是(

) A．1s22s22p4

C．1s22s22p63s23p2

答案

A 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，应最容易得到电子，电负性最大。

题组二

元素周期律的综合应用

5.如图所示是第三周期11～17号元素某种性质变化趋势的柱形图，y轴表示的可能是(

) B．1s22s22p63s23p3

D．1s22s22p63s23p64s2

A．第一电离能

C．原子半径

答案

B 解析

第三周期元素的第一电离能从左到右有增大趋势，但Mg、P反常，故A错误。11～17号元素的原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大，金属性逐渐减弱，故B正确，C、D错误。

6．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是(

) 元素

最低化合价

电负性

A.C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子

C．元素B、C之间不可能形成化合物

D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应

答案

D 解析

根据电负性和最低化合价，推知A为C元素，B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl；B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自A －4 2.5 B －2 2.5 C －1 3.0 D －2 3.5 E

－1

4.0 B．电负性

D．元素的金属性

旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。

7．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形成的化合物，X显负价，Y显正价

B．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性

C．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX

D．第一电离能Y一定小于X

答案

D 解析

X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，则非金属性X＞Y。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正确；非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性X＞Y，则X对应的酸性强于Y对应的酸的酸性，B正确；非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX，C正确；一般非金属性强的第一电离能大，但O的非金属性比N大，第一电离能却N＞O，D错误。

8．A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是(

) A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等

C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C D．元素B、C电负性大小关系为B>C 答案

C 解析

地壳中含量最多的元素为氧元素；由题意知B元素原子的核外电子的K层和L层电子数之和为10，则它的M层电子为8个，N层电子为2个，故B元素为钙；C是第三周期第一电离能最小的元素，为钠；第三周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2和C的简单离子Na具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－＋－)>r(Na)。

[能力提升]

＋9．某班学生对BeCl2是离子化合物还是共价化合物进行集体探究，从经验看铍是金属元素，易失去电子，氯元素易得到电子，请回答下列问题。

(1)查表得知，Be的电负性是1.5，Cl的电负性是3.0，则BeCl2应为________化合物。

(2)工业上制取BeCl2的方法是将得到的BeCl2溶液在HCl气流中蒸干灼烧，防止BeCl2水解，请写出BeCl2水解的化学方程式：____________________________________________。

(3)经实验验证，熔融的BeCl2不能导电，说明它是________化合物；BeCl2能溶于水，水溶

液能导电，是因为它在溶液中能电离，写出它的电离方程式________________________。

(4)在周期表中，铍元素和铝元素恰好处于对角线位置，根据对角线法则，BeCl2应与________(填“MgCl2”或“AlCl3”)化学性质更相似。

(5)0.1 mol氢氧化铍恰好能和100 mL 0.2 mol·L－1的氢氧化钠溶液发生反应，写出反应的化学方程式________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

答案

(1)共价

(2)BeCl2＋2H2O2HCl＋Be(OH)2

＋－(3)共价

BeCl2===Be2＋2Cl

(4)AlCl3

(5)Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O 10．有A、B、C、D、E、F六种短周期元素，其原子序数依次增大，A元素基态原子的p能级上的电子数等于次外层电子数，C元素基态原子的s能级与p能级上的电子数相等，D是短周期中电负性最小的元素，E原子的第一电离能(单位：kJ·mol1，下同)至第四电离能分－别为578、1 817、2 745、11 575，F原子的价电子构型与C原子的相同。请回答下列问题：

(1)推测B的电负性________(填“>”或“<”)F的电负性。

(2)写出D原子的电子排布图：________，该原子的能层数为____________________。

(3)写出元素E与D的最高价氧化物对应的水化物的水溶液反应的离子方程式：________________________________________________________________________。

答案

(1)> (2)(3)2Al＋2OH＋2H2O===2AlO2＋3H2↑

－－

3 解析

根据题目叙述可得，D应为Na元素，A、C的原子序数小于D的原子序数，故其基态原子的电子排布式分别为1s22s22p2和1s22s22p4，A为C元素，C为O元素，则B为N元素，F为S元素。根据E的电离能可知，E原子的最外层有3个电子，E为Al元素。N元素的非金属性比S元素的强，故电负性：N>S。Na为11号元素，根据原子的核外电子排布规律即可写出其电子排布图。

11．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：

元素

x值

元素

x值

Li 1.0 Na 0.9 Be 1.5 Al 1.5 B 2.0 Si 1.8 C 2.5 P 2.1 O 3.5 S 2.5 F 4.0

Cl 3.0

(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：

______

(2)推测x值与原子半径的关系是____________________________________________ ________________________________________________________________________。

(3)某有机物结构式为__________(写原子名称)。

，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是____________。

(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置____________________(放射性元素除外)。

答案

(1)2.5

3.5

0.9

1.5

(2)x值越小，半径越大

(3)氮

(4)共价键

(5)第六周期ⅠA族

解析

由所给数据分析知：同周期，从左到右，x值逐渐增大；同主族，从上到下，x值逐渐减小，则(1)同周期中x(Na)x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.5<1.7，又x(Br)