1、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。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。2递变规律(1)同周期，自
2、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应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱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。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。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
3、)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.02.10.91.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.01.51.51.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。特别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。例1(2018北京朝阳区期中)下列说法不正确的是()AA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而A族元素的电负性从上到下逐渐增大B电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C元素的电
4、负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强DNaH的存在能支持可将氢元素放在A族的观点【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A解析同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在A族的观点，D项正确。例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：
5、NaFAlCl3NOMgOBeCl2CO2中(1)属于共价化合物的是_。(2)属于离子化合物的是_。元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8【考点】元素的电负性【题点】电负性的应用答案(1)(2)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作比较，得出结论。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
6、、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，从而表现出相似的性质。2试写出Mg在空气中燃烧的化学方程式：(已知Mg与O2、N2、CO2都能反应)答案2MgO22MgO、3MgN2Mg3N2、2MgCO22MgOC3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”。(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它们的
7、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。例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在空气中燃烧生成的产物为_(用化学式表示)。【考点】对角线规则【题点】对角线规则及其应用答案(1)二A(2)两性Be(OH)22OH=BeO2H2O，Be(OH)22H=Be22H2O(3)弱硼的非金属性比碳弱(4)Li2O、Li3N解析(
8、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。1正误判断(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)电子排布为1s22s22p6的元素，电负性最大()(5)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()(6)根据对角线规则，B和Mg的电负性接近()2下列关于电负性的叙述中不正确的是()A电负性越大的主族元素，其
9、原子的第一电离能越大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【考点】元素的电负性【题点】电负性的概念及变化规律答案A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。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()ANaKRb BNPAsCOSCl DSiPCl【考点】元素的电负性【题点】电负性的概念及变化规律答案D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。4利用元素的电负性不能判断的是()A元素原子
10、的得电子能力B化学键的类别(离子键和共价键)C元素的活动性D元素稳定化合价的数值【考点】元素的电负性【题点】电负性的应用答案D解析元素电负性是元素原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大，元素原子得电子能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小于1.7的一般是形成共价键，大于1.7的一般是形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越活泼，电负性越大的非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价)，但不能判断元素稳定化合价的数值。5元素的电负性(用表示)和元素的化合价一样，也是元素的
11、一种性质。下表给出了14种元素的电负性：元素AlBBeCClFH电负性1.52.01.52.53.04.02.1元素MgNNaOPKSi电负性1.23.00.93.52.10.81.8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_。(2)估计钙元素的电负性的取值范围：_。(3)请指出下列化合物中显正价的元素：NaH：_、NH3：_、CH4：_、ICl：_。(4)表中符合“对角线规则”的元素有Be和_、B和_，它们的性质分别有一定的相似性，原因是_，写出表示Be(OH)2
12、显两性的离子方程式：_。【考点】元素的电负性【题点】元素电负性的综合答案(1)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(2)0.81.2(3)NaHHI(4)AlSi电负性值相近Be(OH)22H=Be22H2O、Be(OH)22OH=BeO2H2O解析(1)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。(2)结合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：KCaMg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8NO BOClFCAsPN DClSAs【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案D解析
13、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，FON、FOCl、NPAs、ClSAs。3下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是()A与氢化合时X单质比Y单质容易BX的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强CX原子的最外层电子数比Y原子的多DX的单质可以把Y从其氢化物中置换出来【考点】元素的电负性【题点】电负性的综合答案C解析若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的非金属性比Y的强
14、。4(2018湖南师大附中高二月考)从电负性角度看，下列各组元素原子间最易形成离子键的是()AH、F BCa、SCNa、Cl DK、O【考点】元素的电负性【题点】电负性的应用答案D解析H、F均是非金属元素，其原子间只能形成共价键；电负性相差越大的金属元素与非金属元素的原子之间越易形成离子键，题述元素中K的电负性最小而O的电负性比S、Cl的大。题组二元素周期律的综合考查5(2019苏州高二检测)下列关于元素周期律和元素周期表的叙述正确的是()A室温下，0族元素的单质均为气体B同一周期(第一周期除外)元素中，碱金属元素的第一电离能最大C同一周期(第一周期除外)元素中，第A族元素的原子半径最大D同主
15、族(第A族除外)元素中，第二周期元素的电负性最小【考点】元素周期律的综合考查【题点】元素性质的递变规律答案A解析0族元素为稀有气体，其单质在常温下均为气体，A项正确；同一周期(第一周期除外)中，元素的第一电离能从左到右呈增大趋势，故碱金属元素的第一电离能最小，B项错误；同一周期(第一周期除外)中，元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第A族元素的原子半径最小，C项错误；同主族(第A族除外)中，元素的电负性从上到下逐渐减小，故第二周期元素的电负性最大，D项错误。6(2018长郡中学高二月考)下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是()原子半径依次减小；第一电离能逐渐升高；电负性逐渐增
16、大ANa、Mg、Al BC、O、NCLi、Na、K DI、Cl、F【考点】元素周期律的综合考查【题点】元素性质的递变规律答案D解析Na、Mg、Al为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大，Mg原子的3s能级处于全充满状态，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能，A项错误；C、O、N为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：NO，B项错误；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故Li、Na、K的原子半径逐渐增大，C项错误；I、Cl、F是同主族元素，同主族元素从下到上，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐升高，电负性逐渐增大，D项正确。7在元素周期表中的
17、某些元素之间存在着特殊的“对角线”关系，如LiMg、BeAl、BSi性质相似。下列说法不正确的是()A氢氧化铍是两性氢氧化物BB、Si的电负性数值相近CLi、Mg的原子半径相近，且核外电子排布相近DLi在O2中燃烧能生成Li2O【考点】元素的对角线规则【题点】元素对角线规则及应用答案C解析处于“对角线”位置的元素，其电负性接近，性质相似，但原子半径差别较大，核外电子排布截然不同，故C项错误。8下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是()A元素的电负性：POFB元素的第一电离能：CNNaMg2D原子的未成对电子数：MnSiCl【考点】元素周期律的综合考查【题点】元素性质的综合比较答案B解析同一周期
18、从左到右，元素的电负性逐渐变大，所以电负性NOP，故元素的电负性PONaMg2，C正确；Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1，即原子的未成对电子数MnSiCl，D正确。9(2019烟台高二月考)下列叙述中，A的金属性肯定比B的金属性强的是()AA原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少BA的氢氧化物为两性化合物，B的氢氧化物为弱碱C1 mol A与酸反应生成的H2比1 mol B与酸反应生成的H2多DA元素的电负性比B元素的电负性小【考点】元素周期律的综合考查【题点】元素金属性、非金属性强弱比较答案D解析Mg的最外层电子数为2，Cu的最外层电子数为1，但Mg的金属性比Cu强。A
19、l(OH)3为两性化合物，Mg(OH)2为弱碱，但Mg的金属性比Al强。金属与酸或水反应时的剧烈程度可作为判断金属性强弱的依据，但金属性强弱与生成H2的多少无必然联系。对于金属元素，电负性越小，金属性越强，故D项正确。10如图是第三周期主族元素的某些性质随原子序数变化的柱形图，则y轴可表示()第一电离能电负性原子半径简单离子半径最高正化合价形成简单离子转移的电子数A BC D【考点】元素周期律的综合考查【题点】元素性质的递变规律答案D解析第三周期元素中Mg元素原子3s能级为全充满状态，P元素原子3p能级为半充满状态，均较稳定，则第一电离能：MgAl，PS，错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐
20、渐增大，正确；同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，错误；对于电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，同周期金属元素形成的简单阳离子半径从左到右逐渐减小，错误；NaCl，最高正化合价由17，正确；同周期主族元素原子形成简单离子转移的电子数，从左到右，金属元素原子逐渐增多，非金属元素原子逐渐减少，错误。综上可知，D项正确。题组三“位构性”综合考查11如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是()A31d和33d属于同种核素B第一电离能：de，电负性：ddeDa和b形成的化合物不可能含共价键【考点】关于“位构性”的综合考
21、查【题点】由原子结构为起点的综合考查答案B解析短周期元素中，a为2价，e为6价，均处于第A族，可推知a为O，e为S，b有1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第三周期，化合价为5，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A错误；同周期元素从左到右第一电离能增大，但是P原子3p轨道电子为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：PS，电负性：PH2SPH3，C错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。12(2018扶余市第一中学期末)如图是元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是()A通
22、常情况下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高BY、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同CW的电负性比X的的电负性大D第一电离能：RWY【考点】关于“位构性”的综合考查【题点】以部分元素周期表为起点的综合考查答案D解析根据元素在周期表中的位置可判断出：R为Ar、Z为Br、Y为S、W为P、X为N。Br2在常温下为液体，而S和P在常温下为固体，所以五种元素的单质中，不是Br2的沸点最高，A错误； S2的电子层结构与Ar相同，而Br的电子层结构与Ar不相同，B错误； N的电负性大于P的电负性，C错误；同周期，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，但第A族的第一电离能大于第A族的第一电离能，第A族的第一电离
23、能大于第A族的第一电离能，所以第一电离能大小关系为ArPS，D正确。13下表给出了14种元素的电负性：元素电负性元素电负性元素电负性Al1.5B2.0Be1.5C2.5Cl3.0F4.0Li1.0Mg1.2N3.0Na0.9O3.5P2.1S2.5Si1.8运用元素周期律知识完成下列各题。(1)同一周期中，从左到右，主族元素的电负性_；同一主族中，从上到下，元素的电负性_。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈_变化。(2)短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于_化合物，用电子式表示该化合物的形成过程_。(3)已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，
24、两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是_，为共价化合物的是_。【考点】元素的电负性【题点】电负性的综合答案(1)逐渐增大逐渐减小周期性(2)(3)Mg3N2BeCl2、AlCl3、SiC解析(1)分析可知，所给元素位于元素周期表的第二、三周期，分属于7个主族：第二周期元素LiBeBCNOF电负性1.01.52.02.53.03.54.0第三周期元素NaMgAlSiPSCl电负性0.91.21.51.82.12.53.0可以看出：a.同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小；b.随着核
25、电荷数的递增，元素的电负性呈现周期性变化。(3)Mg3N2中Mg、N两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，故Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中组成元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，故这3种物质均为共价化合物。14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
26、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，根据对角线规则，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 2 molL1的氢氧化钠溶液发生反应，写出反应的化学方程式_。【考点】元素的对角线规则【题点】元素的对角线规则及其应用答案(1)共价(2)BeCl22H2O2HClBe(OH)2(3)共价BeCl2=Be22Cl(4)AlCl3(5)B
27、e(OH)22NaOH=Na2BeO22H2O15A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大；A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A原子核外有2个未成对电子，C的单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，且E原子核外有3个未成对电子，F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F。试回答：(1)上述六种元素中第一电离能最大的是_(填元素符号)元素，理由是_。(2)C元素原子的第一电离能_(填“”“Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构(3)Mg、Al、P、S、O、F(4)离子离子共价共价解析电子排布式为1s22s22p6的常见阴离子有N3、O2、F，常见阳离子有Na、Mg2、Al3。A原子核外有2个未成对电子，其原子2p能级有2个电子或4个电子，可知A是O，B是F；C的单质可与热水反应但不能与冷水反应，C是Mg，故D是Al；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，说明有3p轨道且均填有电子，E原子核外有3个未成对电子，则E是P；F能与A形成相同价态的阴离子，故F是S。(1)六种元素中第一电离能最大的是F。(2)Mg的第一电离能大于Al，是因为Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构。