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第2课时元素的电负性及其变化规律[学习目标定位] 1.知道电负性的概念及电负性的周期性变化。
2.学会用电负性判断元素金属性、非金属性以及两成键元素间形成的化学键类型。
一电负性及其变化规律1．电负性的概念(1)电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
常以最活泼的非金属元素氟的电负性4.0为标度，计算其他元素的电负性。
电负性是一个相对值，没有单位。
(2)元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，表示该元素越容易接受电子，不易失去电子，形成阴离子的倾向大。
反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱，表示该元素越不易接受电子，容易失去电子，形成阳离子的倾向大。
2．电负性的变化规律观察分析教材图1－3－7元素的电负性示意图，回答下列问题：(1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
(2)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(3)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈递减趋势。
(5)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。
[归纳总结]1．物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化。
原子对电子吸引能力的不同(电负性不同)，是造成元素化学性质有差别的本质原因。
2．电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈现周期性的变化。
[活学活用]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大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第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化有特例，如电负性：O>N，但第一电离能：O<N，故A错误；对主族元素，周期表同一周期从左到右元素电负性递增，但过渡元素有些特例，故B错误；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，但有些金属元素的电负性大于非金属元素的电负性，故C错误。
第一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课时元素的电离能、电负性及其变化规律一选择题：此题共10小题，每题2分，共2021每题只有一个选项符合题意。
1．以下各组元素中，第一电离能依次减小的是A．H Li Na K B．Na Mg A SiC．I Br C F D．F O N C2．以下是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是A．12222那么元素AA．＋1价B．＋2价C．＋3价D．＋6价4．以下说法正确的选项是A．金属与非金属化合时，都可以形成离子键B．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性C．电负性相差越大的元素间越容易形成离子键D．同周期元素从左到右，第一电离能和电负性均增大5．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，X m＋和Y n－两种离子的核外电子排布相同。
以下说法正确的选项是A．X的原子半径比Y小B．X和Y的核电荷数之差为m－nC．电负性X＞YD．第一电离能X＜Y6．以下说法不正确的选项是A．同族元素在性质上的相似性，取决于原子价电子排布的相似性B．电离能越小，表示气态时该原子越易失去电子C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D．电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价7．在元素周期表中的某些元素之间存在着特殊的“对角线〞关系，如Li～Mg、Be～A、B～Si性质相似。
以下说法不正确的选项是A．氢氧化铍是两性氢氧化物B．B、Si的电负性数值相近C．Li、Mg的原子半径相近，且核外电子排布相近D．Li在O2中燃烧能生成Li2O8．X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是A．Y的阴离子Y2－的复原性强于X的阴离子X－B．加热至300 ℃，H n Y发生分解而H m X不分解C．第一电离能：X>YD．电负性：X>Y9．X、Y、Z三种元素原子的核电荷数在10～18之间，它们的最高价氧化物对应水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4。
化学：1. 3. 2《电负性及其变化规律》教案（鲁科版选修3）部门： xxx时间： xxx制作人：xxx整理范文，仅供参考，勿作商业用途第3节原子结构与元素性质第2课时元素的电负性及其变化规律【学习目标】1.能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2. 能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明3. 能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质【学习过程】二、电负性：1. 定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。
<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，反之就。
<2）元素电负性的概念最先是由于1932年在研究化学键性质时提出来的。
氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其元素的相对电负性的数值。
后人做了更精确的计算，数值有所修改。
<3）电负性小于2的元素，大部分是，大于2的元素，大部分是，电负性越，非金属性越活泼；越小越活泼。
<4）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的易呈现价，小的易呈现价。
<5）利用元素的电负性可以判断化学键的性质。
电负性差值大的元素原子间形成的主要是键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是键；当电负性差值为零时，通常形成键，不为零时易形成键。
b5E2RGbCAP2. 变化规律：同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？同周期元素从左往右，电负性逐渐，表明金属性逐渐，非金属性逐渐；同主族元素从上往下，电负性逐渐，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。
p1EanqFDPw3. 实例应用：根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？三、对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线规则。
如：锂的电负性：1.0 镁的电负性：1.2 。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓↑。
洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
第2课时 元素的电负性及其变化规律 发 展 目 标体 系 构 建1.认识元素的电负性的周期性变化。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。
3.了解元素周期律的应用价值。
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：选定氟的电负性为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)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。
微点拨：电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈周期性变化。
二、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(2)主族元素是金属元素还是非金属元素――→取决于原子中价电子的多少。
微点拨：物质发生化学反应时，是原子的外层电子在发生变化，原子对电子吸引能力的不同(电负性不同)，是造成元素化学性质有差别的本质原因。
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)非金属性越强的元素，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)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。
(×)(5)电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。
2．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的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D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关D[电负性与原子结构有关。
促敦市安顿阳光实验学校元素的电负性及其变化规律(建议用时：40分钟)[合格过关练]1．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )A．1s22s22p4B．1s22s22p63s23p3C．1s22s22p63s23p2D．1s22s22p63s23p64s2A [A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的是氧。
]2．下列说法中不正确的是( )A．第一电离能、电负性的周期性递变规律是原子核外电子排布周期性变化的结果B．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度C．电负性是相对的，所以没有单位D．分析元素电负性数值可以看出，金属元素的电负性较大，非金属元素的电负性较小D [A、B、C都是正确的。
金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大，所以D错误。
]3．(素养题)下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：A．小于0.8 B．大于1.2C．在0.8与1.2之间D．在0.8与1.5之间C [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；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，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
]4．下列说法中不正确的是( )A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的A [第一电离能是气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，同周期从左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但当原子p轨道处于全空、半充满或全充满的稳状态时，元素的第一电离能大于同周期相邻元素，故A说法错误；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，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故B说法正确；元素的性质随着核电荷数(原子序数)的增大而呈周期性变化，故C说法正确；鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作为相对得出的，故D说法正确。
——教学资料参考参考范本——【高中教育】最新高中化学第1章原子结构第3节第2课时元素的电负性及其变化规律学案鲁科版选修3______年______月______日____________________部门1．了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用。
(重点)2．了解原子结构与元素性质的周期性。
(难点)元素的电负性、变化规律和应用[基础·初探]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．电负性的变化规律观察课本P25图1－3－7，总结元素电负性的变化规律。
(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)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；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键。
(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)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小。
(×)(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。
(√)(5)形成离子键的两元素电负性差值一般较大。
(√)[合作·探究][探究背景]同周期或同主族元素随原子序数的递增，其电负性呈一定的变化规律。
[探究问题] 1．电负性最大和最小的元素分别位于周期表什么位置？【提示】电负性最大的元素位于周期表的右上方(F)，最小的位于周期表左下方(Cs)。
2．主族元素的电负性约为2的元素在周期表中什么位置？【提示】电负性约为2的元素在周期表中金属与非金属的分界线附近。
3．Be的电负性与Al的相同都为1。
5，则Be能否与强碱溶液反应？【提示】Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。
[核心·突破]1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。
2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。
3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。
4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。
5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。
6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。
[题组·冲关]1．下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是( )B．2s22p3A．4s1D．3d64s2C．3s23p4【解析】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。
【答案】B2．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( )A．X单质比Y单质容易与H2化合B．X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C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来【解析】A、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。
【答案】C 【规律方法】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。
3．下列元素的原子间最容易形成离子键的是( )A．Na和Cl B．S和OC．Al和Br D．Mg和S【解析】元素的电负性差值越大，越易形成离子键。
S和O只形成共价键；Cl、Br、S中，Cl的电负性最大，Na、Mg、Al中Na的电负性最小。
【答案】A4．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【解析】化合物的溶解度是其物理性质，不能用电负性来描述。
【答案】D5．下面给出15种元素的电负性元素Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si H电负性1。
52。
1。
52。
53。
4。
1。
1。
23。
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。
(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Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl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【温馨提示】(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。
元素周期律的实质及元素化合价规律[基础·初探]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①②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①除Ⅷ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。
②非金属元素的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)。
③稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。
④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。
⑤氟无正价，氧无最高正价。
⑥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＋2～＋7。
(1)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。
(×)(2)同主族元素化合价一定相同。
(×)(3)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。
(√) (4)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大，非金属性越强。
(√)[核心·突破][题组·冲关]1．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【解析】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，金属元素只有正化合价。
【答案】B2．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形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能Y一定小于X C．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D．气态氢化物的稳定性：HmY<HnX【解析】X、Y同周期，且电负性：X>Y，说明得电子能力：X>Y，但第一电离能不一定存在X>Y。
如电负性：O>N，但第一电离能：N>O。
【答案】B3．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：【导学号：66240009】①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是( )A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③＝②>①【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项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，最高正价①>②＝③，D项不正确。
【答案】A4．四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4∶1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5∶1。
(1)Y与Z比较，电负性较大的是________(填相应元素符号)。
(2)W的元素符号是________，其＋2价离子的核外电子排布式是________。
【解析】由于C和Si同主族，电负性与原子半径有关且同主族中随核电荷数的增大电负性减小，因此电负性较大的是C。
【答案】(1)C (2)Zn 1s22s22p63s23p63d10。
