2019-2020年高中化学第1章第3节第2课时元素的电负性及其变化规律教案鲁科版选修32.doc

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1、第2课时元素的电负性及其变化规律目标与素养：1.了解电负性的概念、掌握电负性的变化规律。(微观探析)2.了解电负性的应用。(科学探究)3.了解原子结构与元素性质的周期性。(变化观念与平衡思想)一、元素的电负性及其变化规律与应用1电负性(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。2电负性的变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。3电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。(2

2、)判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成共价键。二、元素周期律的实质与元素化合价规律1元素周期律的实质(1)实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。(2)具体表现主族元素是金属元素还是非金属元素原子中价电子的多少。2元素化合价变化规律(1)元素化合价的决定因素元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。(2)化合价规律除族的某些元素和0族外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。非金属元素的

3、最高化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(氢元素除外)。稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。金属元素在化合物中只表现正价，非金属元素既可显正价，也可显负价。氟无正价，氧无最高正价。过渡元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为27。1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。()(2)非金属性越活泼的元素，电负性越小。()(3)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。()(4)同主族元素化合价一定相同。()2下列有关电负性的说法不正确的是()A在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小B形成离子键的两元素电负性差值

4、一般较大C元素原子的核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化D主族元素的电负性越大，非金属性越强AA项，电负性的变化规律是同周期从左至右依次增大，最大的是第A族的元素。3现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p3；1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是()A第一电离能：B原子半径：C电负性：D最高正化合价：A由电子排布式可知：为S，为P，为N，为F。第一电离能为，A项正确；原子半径应是最大，最小，B项不正确；电负性应是最大，最小，C项不正确；F无正价，最高正价，D项不正确。元素电负性的应用1.元素的

5、电负性与元素的金属性和非金属性的关系元素的电负性用于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。通常，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。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最强的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最强的金属元素。2元素的电负性与化学键类型的关系一般两成键元素电负性差值大于1.7，元素原子间形成的通常是离子键；两成键元素电负性差值小于1.7，元素原子间形成的通常是共价键，差值越大，形成的共价键极性越强，差值越小，形成的共价键极性越弱，当电负性差值为零时(

6、一般为同种元素)，形成非极性共价键。电负性相等或相近的金属元素的原子间以金属键结合。3电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 金属元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化

7、合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。【典例1】已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种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；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是()AA中S和N的共用电子对偏向SBA中S和N的共用电子对偏向NCAlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物D在化合物SiH4中，Si的化合价是4价B元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负

8、性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确。AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误。Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是4价，H为1价，D项错误。运用电负性可以从量的角度对元素的性质进行分析，具有直观、可操作性强、可信度高等优点。根据电负性还可以判断化合物中化学键的类型，也可以比较元素金属性或非金属性的强弱，并进一步比较元素

9、形成化合物的各种性质差异。1下列各组元素按电负性大小排列正确的是()AFNOBOClFCAsPN DClSAsDA项ON；B项F的电负性最大；C项应为NPAs；D项正确。2不能说明X的电负性比Y的电负性大的是()AX单质比Y单质容易与H2化合BX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CX原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多DX单质可以把Y从其氢化物中置换出来CA、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。3(2019全国卷)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是_；P的_杂化轨道与O的2p轨道形成_键。答案Osp3

10、判断元素电负性大小的方法(1)非金属电负性金属电负性；(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；(3)利用气态氢化物的稳定性；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；(5)利用单质与H2化合的难易；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；(7)利用化合物中所呈现的化合价；(8)利用置换反应。元素推断题的解题思路和方法1.解题思路根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：2解题方法(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结

11、构相同。与He电子层结构相同的离子：H、Li、Be2；与Ne电子层结构相同的离子：F、O2、Na、Mg2、Al3；与Ar电子层结构相同的离子：Cl、S2、K、Ca2。(2)利用常见元素及其化合物的特征形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。

12、元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的元素是N；能起氧化还原反应的元素是S。元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。(3)利用一些规律元素周期表中的递变规律(“三角”规律)若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：CAB；金属性：CAB；非金属性：BAC。元素周期表中的相似规律a同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；b元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。【典例2】W、X、Y、Z均为短周期主族元素，原子序数依次增

13、加，且原子核外L电子层的电子数分别为0、5、8、8，它们的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是()A单质的沸点：WXB阴离子的还原性：WZC氧化物的水化物的酸性：YbaBa和其他3种元素均能形成共价化合物Cd和其他3种元素均能形成离子化合物D元素a、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6 B由a的最外层电子数为1，a的电子层结构与氦相同可知，a为H。b和c的次外层有8个电子，则b、c处于第三周期，又知b、c的最外层电子数分别为6、7，从而推知，b、c分别为S、Cl。由c和d的电子层结构相同可知，d为K。A项S、Cl处于第3周期，Cl的原子序数大于S，则Cl的非金属性强于S；由H

14、2S中S元素显2价、H元素显1价可知，S的非金属性强于H，因此三种元素的非金属性次序为ClSH。B项H和S、Cl可形成共价化合物H2S和HCl，而H与K则形成离子化合物KH。C项K和H、S、Cl均可形成离子化合物，分别为KH、K2S和KCl。D项H、S、Cl的最高化合价分别为1、6和7，最低化合价分别为1、2和1，因此三种元素各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6。5.短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍。下列说法不正确的是()A原子半径：WZYXB最高价氧化物对应水化物的酸性：XWZC最简单气态氢化物的热稳定性：YXWZD元

15、素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等A从元素周期表的局部图可知X、Y、Z、W为2、3周期元素，W位于第3周期，W原子的质子数是其最外层电子数的三倍，故W是P元素，据此推出X、Y、Z分别是氮、氧、硅。根据四种元素在周期表中的位置关系可知，原子半径：ZWXY，A项错误；非金属性：ONPSi，最高价氧化物对应水化物的酸性：HNO3H3PO4H2SiO3，即XWZ，氢化物的热稳定性：H2ONH3PH3SiH4，即YXWZ，B、C项正确；主族元素除O、F外，其他元素最高化合价都等于其主族序数，D项正确。1下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是()A4s1B2s22p3C3s23p4 D

16、3d64s2B由价电子排布式可知A是钾、B是氮、C是硫、D是铁，根据元素的性质及元素周期律可知氮的电负性最大。2下列不是元素电负性的应用的是()A判断一种元素是金属还是非金属B判断化合物中元素化合价的正负C判断化合物的类型D判断化合物溶解度的大小D化合物的溶解度是其物理性质，不能用电负性来描述。3具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是()A对应的氢氧化物是两性氢氧化物B具有负化合价C最高价氧化物对应的水化物是酸D具有可变化合价B金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素，只有非金属元素才有负化合价。4已知X、

17、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是()AX与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B第一电离能Y一定小于XC最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y对应酸的酸性(已知X、Y均存在最高价含氧酸)D气态氢化物的稳定性：HmYY，说明得电子能力：XY，但第一电离能不一定是XY。如电负性：ON，但第一电离能：NO。5下面给出15种元素的电负性元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSiH电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。(

18、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)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：Mg3N2_，BeCl2_，AlCl3_，SiC_。解析(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从LiF电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从NaCl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。答案(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化(2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。(2)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种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。