1.3.2 元素的电负性及其变化规律（课件 学案 练习共3份）鲁科版（2019）选择性必修2

第2课时　元素的电负性及其变化规律
［核心素养发展目标］　1.知道电负性的概念及其变化规律。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。
1.电负性
(1)定义：元素的原子在化合物中　　　　能力的标度。
(2)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。因此，电负性是一个　　　　值，没有单位。
(3)意义：用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。元素的电负性越大，其原子在形成化学键时吸引电子的能力　　　　；电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力　　　　。
2.电负性的变化规律
观察分析元素的电负性柱状示意图：
(1)金属元素的电负性　　　　，非金属元素的电负性　　　　。
(2)对主族元素而言，同一周期从左到右，元素的电负性　　　　。同一主族自上而下，元素的电负性　　　　。
(3)电负性大的元素集中在元素周期表的　　　　角，电负性小的元素集中在元素周期表的　　　角。
3.电负性的应用
(1)判断金属元素或非金属元素及活泼性
(2)判断化合物中元素化合价的正负
①电负性小的元素原子吸引电子的能力弱，元素的化合价通常为正值。
②电负性大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价通常为负值。
(3)判断化学键的性质
注意：共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们的原子形成的共价键极性就越强。
1.正误判断
(1)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小(　　)
(2)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性(　　)
(3)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易呈现正价(　　)
(4)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物(　　)
2.下列说法不正确的是(　　)
A.ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA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.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点
3.有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子的电子层结构相同，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数大于B离子的核电荷数，元素电负性由大到小的顺序正确的是(　　)
A.A>B>C>D B.D>C>B>A
C.C>D>B>A D.A>B>D>C
4.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。部分元素的电负性数值如表所示：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)属于共价化合物的是　　　 (填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是　　　　。
5.下表是某些短周期元素的电负性(X)数值：
元素符号 Li Be B C O F
X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是　　　 　　　　。
(2)推测X值与原子半径的关系是　　　 　　　　　　　　　　　　　。表中短周期元素X值的变化特点，体现了元素性质的　　　　变化规律。
(3)经验规律告诉我们：如果两成键元素之间的电负性X的差值(ΔX)>1.7时，它们之间通常形成离子键；ΔX<1.7时，通常形成共价键。结合以上规律和数据分析AlBr3中的化学键类型是　　　。
(1)同周期第一电离能大的主族元素电负性不一定大。如电负性：NO。
(2)金属元素的电负性不一定小于非金属元素的电负性。如部分过渡金属元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。
(3)不能把电负性为2作为划分金属和非金属的绝对标准，部分过渡元素的电负性大于2。
(4)不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键，电负性差值小的元素间都形成共价键。如Na、H、F的电负性分别是0.9、2.1、4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，HF中存在共价键。
答案精析
1.(1)吸引电子　(2)相对　(3)越强　越弱
2.(1)较小　较大　(2)递增　递减　(3)右上　左下
3.(3)离子键　共价键
应用体验
1.(1)×　(2)×　(3)√ 　(4)×
2.A　［ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；金属元素的电负性一般小于2.0，非金属元素的电负性一般大于2.0，所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；NaH中的H元素为-1价，则H可以放在ⅦA族中，故D正确。］
3.B　［根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数：C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为，然后依据同周期、同主族元素电负性变化规律，即可确定其电负性由大到小的顺序：D>C>B>A。］
4.(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作比较，得出结论。
5.(1)元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强　(2)原子半径越大，X值越小　周期性　(3)共价键
解析　(1)由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。
(2)分析同周期和同主族元素X值的递变，均可得出X值随原子半径的增大而减小。
(3)Cl与Al的ΔX为3.0-1.5=1.5<1.7，Br的X值小于Cl的X值，故AlBr3中成键的两原子相应元素的ΔX<1.7，为共价键。(共63张PPT)
元素的电负性及其变化规律
第2课时
第1章　第3节
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核心素养
发展目标
1.知道电负性的概念及其变化规律。
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。
1.电负性
(1)定义：元素的原子在化合物中 能力的标度。
(2)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。因此，电负性是一个 值，没有单位。
(3)意义：用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。元素的电负性越大，其原子在形成化学键时吸引电子的能力
；电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力
。
吸引电子
相对
越强
越弱
2.电负性的变化规律
观察分析元素的电负性柱状示意图：
(1)金属元素的电负性 ，非金属元素的
电负性 。
(2)对主族元素而言，同一周期从左到右，元素的电
负性 。同一主族自上而下，元素的电负性 。
(3)电负性大的元素集中在元素周期表的 角，电负性小的元素集中在元素周期表的 角。
较小
较大
递增
递减
右上
左下
3.电负性的应用
(1)判断金属元素或非金属元素及活泼性
(2)判断化合物中元素化合价的正负
①电负性小的元素原子吸引电子的能力弱，元素的化合价通常为正值。
②电负性大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价通常为负值。
(3)判断化学键的性质
注意：共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们的原子形成的共价键极性就越强。
离子键
共价键
1.正误判断
(1)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
(2)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
(3)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易呈现正价
(4)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物
×
√
×
×
2.下列说法不正确的是
A.ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA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.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点
√
ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；
金属元素的电负性一般小于2.0，非金属元素的电负性一般大于2.0，所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；
元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；
NaH中的H元素为-1价，则H可以放在ⅦA族中，故D正确。
3.有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子的电子层结构相同，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数大于B离子的核电荷数，元素电负性由大到小的顺序正确的是
A.A>B>C>D B.D>C>B>A
C.C>D>B>A D.A>B>D>C
√
根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数：C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期
表中相对位置关系为 ，然后依据同周期、同主族元素电负
性变化规律，即可确定其电负性由大到小的顺序：D>C>B>A。
4.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。部分元素的电负性数值如表所示：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)属于共价化合物的是　　　　(填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是　　。
②③⑤⑥
①④
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。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
5.下表是某些短周期元素的电负性(X)数值：
元素符号 Li Be B C O F
X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是
　　　 　　 　　。
元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。
元素符号 Li Be B C O F
X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
元素符号 Li Be B C O F
X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(2)推测X值与原子半径的关系是　　　 　。 表中短周期元素X值的变化特点，体现了元素性质的　 　变化规律。
原子半径越大，X值越小
周期性
分析同周期和同主族元素X值的递变，均可得出X值随原子半径的增大而减小。
元素符号 Li Be B C O F
X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
元素符号 Li Be B C O F
X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(3)经验规律告诉我们：如果两成键元素之间的电负性X的差值(ΔX)>
1.7时，它们之间通常形成离子键；ΔX<1.7时，通常形成共价键。结合以上规律和数据分析AlBr3中的化学键类型是　　　　。
共价键
Cl与Al的ΔX为3.0-1.5=1.5<1.7，Br的X值小于Cl的X值，故AlBr3中成键的两原子相应元素的ΔX
<1.7，为共价键。
元素符号 Li Be B C O F
X 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
X 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
易错警示
(1)同周期第一电离能大的主族元素电负性不一定大。如电负性：NO。
(2)金属元素的电负性不一定小于非金属元素的电负性。如部分过渡金属元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。
(3)不能把电负性为2作为划分金属和非金属的绝对标准，部分过渡元素的电负性大于2。
易错警示
(4)不是所有电负性差值大的元素间都形成离子键，电负性差值小的元素间都形成共价键。如Na、H、F的电负性分别是0.9、2.1、4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，HF中存在共价键。
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课时对点练
题组一　电负性及应用
1.1828年德国化学家维勒首次合成了尿素［CO(NH2)2］，组成尿素的四种元素中电负性最大的是
A.H B.O
C.N D.C
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组成尿素的四种元素为C、N、O、H，元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性：O>N>C>H，则电负性最大的是O。
2.下列关于元素电负性大小的比较不正确的是
A.OC.P√
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A项，元素属于同一主族，电负性从上到下依次减小，错误；
B项，元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大，正确。
3.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：
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元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
则钙元素的电负性值的最小范围是
A.小于0.8 B.大于1.2
C.在0.8与1.2之间 D.在0.8与1.5之间
√
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的电负性；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的电负性，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
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4.电负性是元素的重要性质。研究电负性的大小及其变化规律具有重要的价值。下列几种叙述不属于电负性的应用的是
A.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键的性质
D.判断化合物的溶解度
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根据元素电负性的大小可判断一种元素是金属元素还是非金属元素，一般电负性大于2的元素为非金属元素，故A不符合题意；
利用元素电负性可判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的元素显负价，故B不符合题意；
化合物的溶解度与元素电负性没有必然关系，故D符合题意。
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5.下列各元素中，最易形成离子化合物的组合是
①第3周期中第一电离能最小的元素　②价电子排布式为2s22p6的原子　③2p能级为半充满状态的元素　④电负性最大的元素
A.①② B.③④
C.②③ D.①④
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①为Na元素，②为Ne元素，③为N元素，④为F元素，故①④最易形成离子化合物。
6.已知X、Y两元素同周期，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.第一电离能可能Y小于X
C.最高价氧化物对应的水化物的酸性：XD.气态氢化物的稳定性：HmY√
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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，故A正确；
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；
非金属性：X>Y，则X最高价氧化物对应的水化物的酸性强于Y最高价氧化物对应的水化物的酸性，气态氢化物的稳定性：HmY1
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题组二　元素周期律综合应用
7.(2024·江苏南通检测)NH4Al(SO4)2·12H2O可用作净水剂、媒染剂等。下列说法正确的是
A.电负性：N>O
B.原子半径：r(Al)>r(N)
C.第一电离能：I1(S)>I1(O)
D.热稳定性：H2S(g)>H2O(g)
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同周期主族元素，从左到右元素的非金属性依次增强，电负性依次增大，则N元素的电负性小于O元素，A错误；
一般电子层数越多原子半径越大，则原子半径：Al>N，B正确；
同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：O>S，C错误；
同主族元素，从上到下元素的非金属性依次减弱，简单氢化物的稳定性减弱，则热稳定性：H2S(g)1
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8.(2023·武汉高二统考期末)已知短周期元素的离子W3+、X+、Y2-、Z-都具有相同电子层结构。下列关于四种元素及其微粒的说法正确的是
A.基态原子的电子层数：Z>Y
B.电负性：Z>W
C.离子半径：X+>Y2-
D.第一电离能：W1
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Y2-、Z-具有相同的电子层结构，原子得电子生成阴离子后，其电子层数不变，A不正确；
W3+、Z-具有相同的电子层结构，则W是非金属元素Z下一周期的金属元素，则电负性：Z>W，B正确；
X+、Y2-具有相同的电子层结构，则X的核电荷数大于Y的核电荷数，所以离子半径：X+W3+、X+具有相同的电子层结构，则W与X属于同周期元素，且W在X的右边，金属性：WX，D不正确。
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9.(2024·陕西宝鸡期末)现有四种元素，其中两种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2　②1s22s22p63s23p3，另两种元素的价电子排布式为③2s22p3　④2s22p4，则下列有关比较中正确的是
A.原子半径：①>②>④>③
B.第一电离能：④>③>②>①
C.电负性： ④>③>②>①
D.最高正化合价：④>③=②>①
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四种元素分别为Si、P、N、O。Si、P同周期，N、P同主族，则原子半径：Si>P>N>O，即①>②>③>④，A错误；
同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但核外电子处于全充满或半充满时，第一电离能比其后的元素大，第一电离能：N>O>P>Si，即③>④>②>①，B错误；
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同周期主族元素中，随原子序数的递增，电负性逐渐增大，同主族元素中，原子序数越大，电负性越小，则电负性：O>N>P>Si，即④>③>②>①，C正确；
N、P的最高正价为+5价，Si的为+4价，O无最高正价，氧与氟形成的化合物中才显示正价，D错误。
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10.短周期元素X、Y在周期表中的相对位置如图所示，且已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1，下列说法不正确的是
A.X在周期表中位于第2周期ⅢA族
B.原子半径：Mg>Y
C.X元素的电负性大于Y
D.X元素的第一电离能大于Y
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已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1，则n=2，X基态
原子的价电子排布为2s22p3，位于第2周期ⅤA族，则X为
N元素，结合Y的相对位置可知，Y为Si元素，故A错误；
同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，则原子半
径：Mg>Y，故B正确；
同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，则X元素的电负性大于Y，故C正确；
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同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：N>C，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：C>Si，所以X元素的第一电离能大于Y，故D正确。
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11.(2023·重庆市第十一中学校期末)原子序数依次增大的X、Y、Z、W、Q五种短周期主族元素中，X元素原子的最外层有三个未成对电子，且第一电离能比Y大，Z元素的简单离子半径在同周期中最小，Y、W位于同一主族。下列说法错误的是
A.X、Y、Z、W、Q五种元素中，Z的电负性最大
B.简单离子半径：Y>Z
C.W元素的最高价氧化物对应的水化物是强酸
D.X、Y两种元素都位于元素周期表p区
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同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性：NY、Z简单离子分别为O2-、Al3+，核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，则简单离子半径：Y>Z， B正确；
W为S元素，其最高价氧化物对应的水化物是硫酸，为强酸，C正确；
X、Y两种元素的价电子排布式分别为2s22p3、2s22p4，都位于元素周期表p区，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
12.(2024·广西1月适应性测试)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X的原子核外有1个电子，Y是地壳中含量最多的元素，Z位于元素周期表第ⅢA族，W单质可广泛用于生产芯片。下列说法正确的是
A.原子半径：YB.元素电负性：XC.W的简单氢化物比Y的稳定
D.Z单质制成的容器可盛放冷浓硫酸
√
1
2
3
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5
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由题意可知，X为H元素，Y为O元素，Z为Al元素，W为Si元素。同一周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，原子半径：Al>Si>O，故A错误；
元素的非金属性：O>Si，简单氢化物的稳定性：H2O>SiH4，故C错误；常温下浓硫酸可以使铝发生钝化，可用铝制容器盛放冷浓硫酸，故D正确。
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13.(2024·安徽1月适应性测试)某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，基态X原子的价电子排布式为nsnnpn。下列说法错误的是
A.该阴离子中铜元素的化合价为+3
B.元素电负性：XC.基态原子的第一电离能：XD.W、X、Y、Z均位于元素周期表的p区
1
2
3
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6
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15
√
基态X原子的价电子排布式为nsnnpn，可知n=2，X
为C，W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期
元素，其中X、Y、Z位于同一周期，结合图示，可
知W为H，Y为N，Z为F。由图可知，该阴离子为
［Cu(CF3)3CH2CN］-，其中铜元素的化合价为+3，A正确；
同周期主族元素，从左往右电负性逐渐增大，即元素电负性：X(C)<
Y(N)1
2
3
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5
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15
同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势，但部分元素原子由于半充满结构较为稳定，其第一电离能较高，即基态原子的第一电离能：X(C)
W(H)位于元素周期表的s区，D错误。
1
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14.(1)钇及其化合物在航天、电子、超导等方面有着广泛的应用。钇(Y)位于元素周期表中钪(Sc)的下一周期，基态钇(Y)原子的价电子轨道表示
式为　　 　　，与Sc元素同周期的基态原子中，未成
对电子数与Sc原子相同的元素还有　种。
1
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4
钇(Y)位于元素周期表中钪(Sc) 的下一周期，则Y位于元素周期表的第5周期ⅢB族，基态Y原子的价电子排布式为4d15s2，轨道表示式为
；Sc基态原子的价电子排布式为3d14s2，有1
个未成对电子，则与Sc元素同周期的基态原子中，未成对电子数与Sc原子相同的元素还有4种：钾(价电子排布式为4s1)、铜(价电子排布式为3d104s1)、镓(价电子排布式为4s24p1)、溴(价电子排布式为4s24p5)。
1
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(2)在元素周期表中，Be和Al处于第2周期和第3周期的对角线位置，化学性质相似。
①写出Be的最高价氧化物对应的水化物与烧碱溶液反应的离子方程式：
　　　　 。
1
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Be(OH)2+2OH-===［Be(OH)4］2-
Be的最高价氧化物对应的水化物Be(OH)2与烧碱溶液反应的离子方程式：Be(OH)2+2OH-===［Be(OH)4］2-。
②已知Be元素和F元素的电负性分别为1.5和4.0，则它们形成的化合物是
　　　 　(填“离子化合物”或“共价化合物”)。
1
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离子化合物
已知Be元素和F元素的电负性分别为1.5和4.0，二者电负性差值为2.5大于1.7，则它们形成的化合物是离子化合物。
(3)O与N、C均为第2周期元素，其部分电离能(I)数据如下：
1
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元素 C N O
电离能/ (kJ·mol-1) I1 1 086.5 1 402.23 1 313.9
I2 2 352.6 2 856.0 3 388.3
I3 a b 5 300.5
①O元素的原子核外共有　　种不同空间运动状态的电子。
5
基态O原子的电子排布式为1s22s22p4，核外电子的空间运动状态种数等于填充的轨道数，则O元素的原子核外共有5种不同空间运动状态的电子。
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元素 C N O
电离能/ (kJ·mol-1) I1 1 086.5 1 402.23 1 313.9
I2 2 352.6 2 856.0 3 388.3
I3 a b 5 300.5
②由表格中数据可知I1(N)>I1(O)；原因是___________________________
________________________________________________ _。判断a　(填
“>”或“<”)b。
基态N原子的2p轨道是半充满的，比较稳定，故失去第一个电子较难，第一电离能较大
>
C的电子排布式为1s22s22p2，N的电子排布式为1s22s22p3，失去两个电子后，C原子需要失去2s的1个电子，N需要失去2p的1个电子，所以第三电离能I3(C)>I3(N)。
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15.(2024·长沙期中)右表为元素
周期表的一部分，其中的编号
代表对应的元素。
请回答下列问题：
(1)元素③基态原子的核外电子轨道表示式是　　 　　　　　。
1
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15
③为氮元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p3，轨道表示式是
。
(2)写出元素⑩的一价离子的核外电子排布式：
　　　　 　，该元素属于　　区元素。
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［Ar］3d10(或1s22s22p63s23p63d10)
ds
元素⑩的一价离子为Cu+，则Cu+的核外电子排布式：［Ar］3d10，铜属于ⅠB族元素，则该元素属于ds区元素。
(3)在标号的主族元素中，电负
性最大的是　(填元素符号)。
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O
同周期主族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，则在标号的主族元素中，电负性最大的是O。
(4)元素④⑥⑦的气态氢化物
热稳定性由强到弱的顺序为
　　　 　　(填化学式)。
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H2O>H2S>PH3
元素非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，则元素④⑥⑦的气态氢化物热稳定性由强到弱的顺序为H2O>H2S>PH3。
(5)N、P、As、Sb均是ⅤA
族元素，As的逐级电离能
(单位：kJ·mol-1)如表所示。
第五电离能与第六电离能相差较大的原因为________________________
_________________________________________________________。
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I1 I2 I3 I4 I5 I6
947 1 798 2 735 4 837 6 043 12 310
As4+：［Ar］3d104s1，能失去4s上的电子，而As5+：［Ar］3d10，全充满，稳定，难失电子
(6)某元素X的气态基态原子的逐级电离能(单位：kJ·mol-1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当X的单质与氯气反应时可能生成的阳离子是　　。
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X2+
根据X的逐级电离能看出I2 I3，说明X易失去两个电子，不易失去第三个电子，因此X的单质与氯气反应时可能生成的阳离子是X2+。作业7　元素的电负性及其变化规律
（选择题1~13题，每小题6分，共78分）
题组一　电负性及应用
1.1828年德国化学家维勒首次合成了尿素［CO（NH2）2］，组成尿素的四种元素中电负性最大的是 （　　）
A.H B.O
C.N D.C
2.下列关于元素电负性大小的比较不正确的是 （　　）
A.OC.P3.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：
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
则钙元素的电负性值的最小范围是 （　　）
A.小于0.8 B.大于1.2
C.在0.8与1.2之间 D.在0.8与1.5之间
4.电负性是元素的重要性质。研究电负性的大小及其变化规律具有重要的价值。下列几种叙述不属于电负性的应用的是 （　　）
A.判断一种元素是金属元素还是非金属元素
B.判断化合物中元素化合价的正负
C.判断化学键的性质
D.判断化合物的溶解度
5.下列各元素中，最易形成离子化合物的组合是 （　　）
①第3周期中第一电离能最小的元素　②价电子排布式为2s22p6的原子　③2p能级为半充满状态的元素　④电负性最大的元素
A.①② B.③④
C.②③ D.①④
6.已知X、Y两元素同周期，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.第一电离能可能Y小于X
C.最高价氧化物对应的水化物的酸性：XD.气态氢化物的稳定性：HmY题组二　元素周期律综合应用
7.（2024·江苏南通检测）NH4Al（SO4）2·12H2O可用作净水剂、媒染剂等。下列说法正确的是 （　　）
A.电负性：N>O
B.原子半径：r（Al）>r（N）
C.第一电离能：I1（S）>I1（O）
D.热稳定性：H2S（g）>H2O（g）
8.（2023·武汉高二统考期末）已知短周期元素的离子W3+、X+、Y2-、Z-都具有相同电子层结构。下列关于四种元素及其微粒的说法正确的是 （　　）
A.基态原子的电子层数：Z>Y
B.电负性：Z>W
C.离子半径：X+>Y2-
D.第一电离能：W9.（2024·陕西宝鸡期末）现有四种元素，其中两种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2
②1s22s22p63s23p3，另两种元素的价电子排布式为③2s22p3　④2s22p4，则下列有关比较中正确的是 （　　）
A.原子半径：①>②>④>③
B.第一电离能：④>③>②>①
C.电负性： ④>③>②>①
D.最高正化合价：④>③=②>①
10.短周期元素X、Y在周期表中的相对位置如图所示，且已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1，下列说法不正确的是 （　　）
A.X在周期表中位于第2周期ⅢA族
B.原子半径：Mg>Y
C.X元素的电负性大于Y
D.X元素的第一电离能大于Y
11.（2023·重庆市第十一中学校期末）原子序数依次增大的X、Y、Z、W、Q五种短周期主族元素中，X元素原子的最外层有三个未成对电子，且第一电离能比Y大，Z元素的简单离子半径在同周期中最小，Y、W位于同一主族。下列说法错误的是 （　　）
A.X、Y、Z、W、Q五种元素中，Z的电负性最大
B.简单离子半径：Y>Z
C.W元素的最高价氧化物对应的水化物是强酸
D.X、Y两种元素都位于元素周期表p区
12.（2024·广西1月适应性测试）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X的原子核外有1个电子，Y是地壳中含量最多的元素，Z位于元素周期表第ⅢA族，W单质可广泛用于生产芯片。下列说法正确的是 （　　）
A.原子半径：YB.元素电负性：XC.W的简单氢化物比Y的稳定
D.Z单质制成的容器可盛放冷浓硫酸
13.（2024·安徽1月适应性测试）某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，基态X原子的价电子排布式为nsnnpn。下列说法错误的是 （　　）
A.该阴离子中铜元素的化合价为+3
B.元素电负性：XC.基态原子的第一电离能：XD.W、X、Y、Z均位于元素周期表的p区
14.（11分）（1）钇及其化合物在航天、电子、超导等方面有着广泛的应用。钇（Y）位于元素周期表中钪（Sc）的下一周期，基态钇（Y）原子的价电子轨道表示式为　　　　，与Sc元素同周期的基态原子中，未成对电子数与Sc原子相同的元素还有　　　　种。
（2）在元素周期表中，Be和Al处于第2周期和第3周期的对角线位置，化学性质相似。
①写出Be的最高价氧化物对应的水化物与烧碱溶液反应的离子方程式：　　　　。
②已知Be元素和F元素的电负性分别为1.5和4.0，则它们形成的化合物是　　　　（填“离子化合物”或“共价化合物”）。
（3）O与N、C均为第2周期元素，其部分电离能（I）数据如下：
元素 C N O
电离能/ （kJ·mol-1） I1 1 086.5 1 402.23 1 313.9
I2 2 352.6 2 856.0 3 388.3
I3 a b 5 300.5
①O元素的原子核外共有　　　　种不同空间运动状态的电子。
②由表格中数据可知I1（N）>I1（O）；原因是　　　　　　　　　　　　　　　。判断a　　　　（填“>”或“<”）b。
15.（11分）（2024·长沙期中）下表为元素周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：
（1）元素③基态原子的核外电子轨道表示式是　　　　　　　。
（2）写出元素⑩的一价离子的核外电子排布式：　　　　　，该元素属于　　　　　区元素。
（3）在标号的主族元素中，电负性最大的是　　　　（填元素符号）。
（4）元素④⑥⑦的气态氢化物热稳定性由强到弱的顺序为　　　　　（填化学式）。
（5）N、P、As、Sb均是ⅤA族元素，As的逐级电离能（单位：kJ·mol-1）如表所示。第五电离能与第六电离能相差较大的原因为　　　　　　　　　　。
I1 I2 I3 I4 I5 I6
947 1 798 2 735 4 837 6 043 12 310
（6）某元素X的气态基态原子的逐级电离能（单位：kJ·mol-1）分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当X的单质与氯气反应时可能生成的阳离子是　　　　　　　　　　。
答案精析
1.B　［组成尿素的四种元素为C、N、O、H，元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性：O>N>C>H，则电负性最大的是O。］
2.A　［A项，元素属于同一主族，电负性从上到下依次减小，错误；B项，元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大，正确。］
3.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的电负性；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的电负性，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。］
4.D　［根据元素电负性的大小可判断一种元素是金属元素还是非金属元素，一般电负性大于2的元素为非金属元素，故A不符合题意；利用元素电负性可判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的元素显负价，故B不符合题意；化合物的溶解度与元素电负性没有必然关系，故D符合题意。］
5.D　［①为Na元素，②为Ne元素，③为N元素，④为F元素，故①④最易形成离子化合物。］
6.C　［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，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；非金属性：X>Y，则X最高价氧化物对应的水化物的酸性强于Y最高价氧化物对应的水化物的酸性，气态氢化物的稳定性：HmY7.B　［同周期主族元素，从左到右元素的非金属性依次增强，电负性依次增大，则N元素的电负性小于O元素，A错误；一般电子层数越多原子半径越大，则原子半径：Al>N，B正确；同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：O>S，C错误；同主族元素，从上到下元素的非金属性依次减弱，简单氢化物的稳定性减弱，则热稳定性：H2S(g)8.B　［Y2-、Z-具有相同的电子层结构，原子得电子生成阴离子后，其电子层数不变，A不正确；W3+、Z-具有相同的电子层结构，则W是非金属元素Z下一周期的金属元素，则电负性：Z>W，B正确；X+、Y2-具有相同的电子层结构，则X的核电荷数大于Y的核电荷数，所以离子半径：X+X，D不正确。］
9.C　［四种元素分别为Si、P、N、O。Si、P同周期，N、P同主族，则原子半径：Si>P>N>O，即①>②>③>④，A错误；同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但核外电子处于全充满或半充满时，第一电离能比其后的元素大，第一电离能：N>O>P>Si，即③>④>②>①，B错误；同周期主族元素中，随原子序数的递增，电负性逐渐增大，同主族元素中，原子序数越大，电负性越小，则电负性：O>N>P>Si，即④>③>②>①，C正确；N、P的最高正价为+5价，Si的为+4价，O无最高正价，氧与氟形成的化合物中才显示正价，D错误。］
10.A　［已知X基态原子的价电子排布为nsnnpn+1，则n=2，X基态原子的价电子排布为2s22p3，位于第2周期ⅤA族，则X为N元素，结合Y的相对位置可知，Y为Si元素，故A错误；同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：Mg>Y，故B正确；同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，则X元素的电负性大于Y，故C正确；同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：N>C，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：C>Si，所以X元素的第一电离能大于Y，故D正确。］
11.A　［同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性：NZ， B正确；W为S元素，其最高价氧化物对应的水化物是硫酸，为强酸，C正确；X、Y两种元素的价电子排布式分别为2s22p3、2s22p4，都位于元素周期表p区，D正确。］
12.D　［由题意可知，X为H元素，Y为O元素，Z为Al元素，W为Si元素。同一周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，原子半径：Al>Si>O，故A错误；元素的非金属性：O>Si，简单氢化物的稳定性：H2O>SiH4，故C错误；常温下浓硫酸可以使铝发生钝化，可用铝制容器盛放冷浓硫酸，故D正确。］
13.D　［基态X原子的价电子排布式为nsnnpn，可知n=2，X为C，W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，结合图示，可知W为H，Y为N，Z为F。由图可知，该阴离子为［Cu(CF3)3CH2CN］-，其中铜元素的化合价为+3，A正确；同周期主族元素，从左往右电负性逐渐增大，即元素电负性：X(C)14.(1)　4
(2)①Be(OH)2+2OH-［Be(OH)4］2-　②离子化合物
(3)①5　②基态N原子的2p轨道是半充满的，比较稳定，故失去第一个电子较难，第一电离能较大　>
解析　(1)钇(Y)位于元素周期表中钪(Sc) 的下一周期，则Y位于元素周期表的第5周期ⅢB族，基态Y原子的价电子排布式为4d15s2，轨道表示式为；Sc基态原子的价电子排布式为3d14s2，有1个未成对电子，则与Sc元素同周期的基态原子中，未成对电子数与Sc原子相同的元素还有4种：钾(价电子排布式为4s1)、铜(价电子排布式为3d104s1)、镓(价电子排布式为4s24p1)、溴(价电子排布式为4s24p5)。
(2)①Be的最高价氧化物对应的水化物Be(OH)2与烧碱溶液反应的离子方程式：Be(OH)2+2OH-［Be(OH)4］2-。
②已知Be元素和F元素的电负性分别为1.5和4.0，二者电负性差值为2.5大于1.7，则它们形成的化合物是离子化合物。
(3)①基态O原子的电子排布式为1s22s22p4，核外电子的空间运动状态种数等于填充的轨道数，则O元素的原子核外共有5种不同空间运动状态的电子。
②C的电子排布式为1s22s22p2，N的电子排布式为1s22s22p3，失去两个电子后，C原子需要失去2s的1个电子，N需要失去2p的1个电子，所以第三电离能I3(C)>I3(N)。
15.(1)
(2)［Ar］3d10(或1s22s22p63s23p63d10)　ds
(3)O
(4)H2O>H2S>PH3
(5)As4+：［Ar］3d104s1，能失去4s上的电子，而As5+：［Ar］3d10，全充满，稳定，难失电子
(6)X2+
解析　(1)③为氮元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p3，轨道表示式是。
(2)元素⑩的一价离子为Cu+，则Cu+的核外电子排布式：［Ar］3d10，铜属于ⅠB族元素，则该元素属于ds区元素。
(3)同周期主族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，则在标号的主族元素中，电负性最大的是O。
(4)元素非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，则元素④⑥⑦的气态氢化物热稳定性由强到弱的顺序为H2O>H2S>PH3。
(6)根据X的逐级电离能看出I2 I3，说明X易失去两个电子，不易失去第三个电子，因此X的单质与氯气反应时可能生成的阳离子是X2+。