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元素周期律二
第3课时 元素周期律
(二)
[学习目标定位] 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。
[归纳总结]
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
注:
①稀有气体为同周期中电离能最大。
②第一电离能:
ⅡA>ⅢA,ⅤA>ⅥA。
[活学活用]
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.下列不属于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.判断化合物中元素的正负化合价 C.判断化学键类型 D.判断单质的熔沸点 答案 D 解析 本题是对元素电负性的应用的考查。 利用电负性可以判断: ①元素的金属性和非金属性;②化合物中元素的化合价是正还是负;③化学键类型等,但不能判断单质的熔沸点高低。 二 元素的对角线规则 1.观察LiMg、BeAl、BSi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。 [归纳总结] (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”。 (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,因而表现出的性质相似。 [活学活用] 3.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________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)两性 Be(OH)2+2OH-===BeO +2H2O,Be(OH)2+2H+===Be2++2H2O (3)弱 硼的非金属性比碳弱 (4)Li2O、Li3N 解析 本题主要是对“对角线规则”的考查。 运用类推的思想解题,是解决此类问题最有效的方法。 (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 当堂检测 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.1mol单质在发生反应时得电子的多少 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.根据表中信息,下列叙述正确的是( ) 短周期元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.104 0.066 主要化合价 +2 +3 +2 +6,-2 -2 A.氢化物的热稳定性: H2T B.单质与稀盐酸反应的速率: L C.离子半径: R2- D.M与T形成的化合物既能与强酸反应,又能与强碱反应 答案 D 解析 从化合价入手,R应为S元素,T为O元素,M为Al元素,结合半径的大小可知,L、Q为第ⅡA族元素,L为Mg,Q为Be。 5.已知元素的电负性和原子半径一样,也是元素的一种基本性质。 下面给出了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 试结合元素周期律知识完成下列问题: (1)根据上表给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是_________________。 (2)由上述变化规律可推知,短周期主族元素中,电负性最大的元素是________,电负性最小的元素是________,由这两种元素构成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物,并用电子式表示该化合物的形成过程: ___________________________________。 答案 (1)元素的电负性随着原子序数的递增是呈周期性的变化(或同周期主族元素,从左到右,电负性逐渐增大) (2)F Na 离子 解析 (1)根据表中的数据,结合题干信息知,电负性是元素的一种基本性质,而元素的性质是随元素的原子序数递增而呈规律性变化的。 这样我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由大到小的顺序整理如下: 元素 Li Be B C N O F 电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 元素 Na Mg Al Si P S Cl 电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 经过上述整理后可以看出: 从3~9号元素,元素的电负性由小到大;从11~17号元素,元素的电负性也是由小到大。 所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素,从左到右,电负性逐渐增大)。 (2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中,电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Na,二者形成的化合物NaF为典型的离子化合物,从而不难用电子式表示NaF的形成过程。 40分钟课时作业 [基础过关] 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.下列各组元素按电负性大小排列正确的是( ) A.F>N>OB.O>Cl>F C.As>P>ND.Cl>S>As 答案 D 解析 电负性的变化规律一般是: 同一周期,从左到右,递增;同一主族,自上而下,递减。 所以,F>O>N、F>O>Cl、N>P>As、Cl>S>As。 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.①③B.①④ C.②③D.②④ 答案 D 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.1s22s22p4B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s2 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。 二、元素周期律的综合应用 5.A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构,有关两元素的下列叙述: ①原子半径AB,③原子序数A>B,④原子最外层电子数A 其中正确的是( ) A.①②⑦B.③④⑥ C.③⑤D.③④⑤⑥⑦ 答案 B 解析 “A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构”,则A在B的下一周期。 ①错误,因A原子半径大于同一主族的上一周期的原子的半径,该原子的半径又大于同一周期的B原子的半径,所以原子半径A>B;②错误,离子具有相同的电子层结构时,核电荷数越大,离子半径越小;⑦错误,A的第一电离能小于B的第一电离能。 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 A B C D E 最低化合价 -4 -2 -1 -2 -1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 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.a、b、c、d是四种短周期元素。 a、b、d同周期,c、d同主族。 a的原子结构示意图为 ,b、c形成的化合物的电子式为 ,下列说法中正确的是( ) A.原子半径: a>c>d>b B.电负性: a>b>d>c C.原子序数: d>a>c>b D.最高价含氧酸的酸性: c>d>a 答案 D 解析 由a的原子结构示意图可知其x值为2,是硅元素,由b与c形成化合物的电子式可知c为第ⅤA族的元素,b为第ⅠA族的元素,因a、b、d同周期,则知b为钠元素,d为磷元素,c为氮元素。 根据元素在周期表中的位置和递变规律可知D选项正确。 [能力提升] 8.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,他们应该形成离子化合物,到底属哪一种正确? (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)0.1mol氢氧化铍恰好能和100mL0.2mol·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 9.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·mol-1,下同)至第四电离能分别为578、1817、2745、11575,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 (3)2Al+2OH-+2H2O===2AlO +3H2↑ 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。 [拓展探究] 10.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 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98 元素 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (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 ,在S—N中,你认为共用电子对偏向谁? _____(写原子名称)。 (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)2.53 3.44 0.93 1.57 (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) 0.93 2.53 (2)x值在周期表中的递变规律与原子半径的恰好相反,即: 同周期(同主族)中,x值越大,其原子半径越小。 (3)对比周期表中对角线位置的x值可知: x(B)>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=1.55<1.7,又x(Br) (5)根据递变规律,x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素),位于第六周期ⅠA族。
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