电负性越小,金属性越强,对吗
高二化学选择性必修2-物质结构与性质-《元素周期律(二)》课时训练
第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)一、选择题1．不能说明X的电负性比Y的大的是()A．与H2化合时X单质比Y单质容易B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强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2．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，下列说法中正确的是()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<Y3．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．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性弱于Y对应酸的酸性D．气态氢化物的稳定性：H m Y＜H n X4．下列说法正确的是()A．元素的第一电离能越大，其金属性一定越强B．元素的第一电离能越小，其金属性一定越强C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关D．金属单质跟酸反应越容易，表明元素的电负性越小5．(2019·辽河油田第二高级中学高二期中)下列对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是()A．电负性最大B．最高正价为＋7C．同周期中第一电离能最大D．同周期中原子半径最小6．某元素基态原子的核外电子排布为[Xe]6s2，下列关于该元素的说法不正确的是() A．其电负性比Cs大B．位于第六周期ⅡA族C．能与冷水反应放出氢气D．第一电离能比Cs小7．(2019·福建省平和第一中学高二期末)下列各组元素性质的递变情况错误的是() A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高C．N、O、F电负性依次增大D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大8．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：元素X Y Z电离能/(kJ·mol－1)I1496738577I2 4 562 1 451 1 817I3 6 9127 733 2 754I49 54010 54011 578A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出氢气的物质的量之比为1∶1∶1 D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶19．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。
元素周期律-元素的电负性
PART 02
元素周期表与电负性关系
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周期表中元素电负性变化规律
1
从左到右，随着原子序数的增加，元素的电负性 逐渐增大。
2
从上到下，随着电子层的增加，元素的电负性逐 渐减小。
3
金属元素的电负性通常较低，而非金属元素的电 负性较高。
同一周期内元素电负性比较
PART 05
实验测定元素电负性的方 法与技术
REPORTING
WENKU DESIGN
电离能法测定原理及操作步骤
电离能法测定原理及操作步骤
01
操作步骤
02 1. 准备所需仪器和试剂，包括电离能测定仪、标 准电极、待测元素样品等。
03 2. 将待测元素样品放入电离能测定仪中，并连接 好电路。
电离能法测定原理及操作步骤
其他测定方法简介
光谱法
利用原子或离子在特定波长光的照射下发生 能级跃迁而产生的发射光谱或吸收光谱进行 元素电负性的测定。该方法具有灵敏度高、 选择性好等优点，但需要昂贵的仪器设备和 专业的操作技术。
电化学法
通过测量元素在电化学反应中的电极电位来 推算元素的电负性。该方法具有设备简单、 操作方便等优点，但受溶液组成、温度等因 素的影响较大。
电子亲和能法测定原理及操作步骤
01 操作步骤
02
1. 准备所需仪器和试剂，包括电子亲和能测定仪、标
准电极、待测元素样品等。
03
2. 将待测元素样品放入电子亲和能测定仪中，并连接
好电路。
电子亲和能法测定原理及操作步骤
3. 打开电子亲和能测定仪的电源，调 整仪器参数，使仪器处于正常工作状 态。
4. 记录测定结果，并根据标准电极的 电子亲和能值计算出待测元素的电子 亲和能。
元素电负性的周期性变化
元素电负性的周期性变化1、为了比较元素的原子在化合物中吸引电子能力的大小，美国化学家鲍林于1932年首先提出了用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
他指定的电负性为，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2、金属性越强，金属元素原子越容易电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越；倒过来说也成立。
非金属性越强；非金属元素原子越容易电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越；倒过来说也成立。
故可以用电负性来度量金属性与非金属性的相对强弱。
3、观察P23图2-14，总结元素电负性的周期性变化（1）同周期元素从左往右，元素的电负性总体，表明金属性逐渐，非金属性逐渐。
（2）同主族元素从上往下，元素的电负性总体，表明金属性逐渐，非金属性逐渐。
【问题解决】根据P23图2-14回答：（1）一般认为，电负性的元素为非金属元素，电负性的元素为金属元素。
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）电负性最小的元素是，电负性最大的元素是（3）电负性数值小的元素在化合物中的化合价为，电负性大的元素在化合物中的化合价为指出下列化合物中化合价为正值的元素，CH4 NaOH NF3NH3SO2H2S ICl HBr（4）一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值，他们之间通常形成，如果两个成键元素间的电负性差值，他们之间通常形成判断哪些是离子化合物，哪些是共价化合物？NaF HCl NO MgO KCl CH4共价化合物离子化合物4、对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（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”。
请查阅电负性表给出相应的解释？练习：1、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下列关于电负性的变化规律正确的是（）A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是（）A．Na K Rb B．N P AsC．O S Cl D．Si P Cl3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）A、硼和硅B、铝和铁C、铍和铝D、铜和金。
2020届人教版高二化学选修3教学案：第一章 第二节 原子结构与元素的性质含答案
1．认识原子结构与元素周期系的关系。
了解元素周期系的应用价值。
2．了解元素的电离能、电负性的含义。
能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
3．理解元素原子半径、元素的第一电离能、电负性的周期性变化。
4．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。
细读教材记主干1．元素的周期序数与原子结构有何关系？如何确定主族元素的主族序数？ 提示：周期序数＝电子层数＝能层数；主族序数＝最外层电子数＝价电子数。
2．每一周期(第一周期除外)都是从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，外围电子排布从 n s 1――→递增n s 2n p 6(He 为 1s 2)。
3．各区元素原子的外围电子排布。
s 区：n s 1～2；p 区：n s 2n p1～6；d 区：(n －1)d1～9n s 1～2；ds 区：(n －1)d 10n s1～2。
4．同周期，同主族，元素性质的变化规律是什么？ 提示：(1)同周期从左向右⎩⎪⎨⎪⎧原子半径逐渐减小最高正价：＋1―→＋7金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强(2)同主族从上到下⎩⎪⎨⎪⎧原子半径逐渐增大金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱5．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叫做第一电离能。
同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA 族与第ⅢA 族、第ⅤA 族与第ⅥA 族之间出现反常。
6．电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的。
同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
[新知探究]1．元素周期系(1)碱金属和稀有气体元素原子的价电子排布对比周期碱金属价电子排布稀有气体价电子排布二锂2s1氖2s22p6三钠3s1氩3s23p6四钾4s1氪4s24p6续表周期碱金属价电子排布稀有气体价电子排布五铷5s1氙5s25p6六铯6s1氡6s26p6每一周期从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，价电子排布从n s1递增到n s2n p6，结论但元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多①形成②原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
张家港市人教版高中化学选修2-第1章填空题专项复习题(提高培优)
一、填空题1．(1)可正确表示原子轨道的是__。
A．2s B．2d C．3p D．3f(2)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用__形象化描述。
(3)铝原子核外有__种不同运动状态的电子。
答案：AC电子云13【详解】(1)第二电子层(L层)中包括s、p能级，第三电子层(M层)中包括s、p、d能级，所以L层不存在2d轨道，M层不存在3f轨道，答案为A、C。
(2)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用电子云形象化描述。
(3)铝原子核外有13个电子，且每个电子的运动状态不同，则有13个不同运动状态的电子。
2．(1)铁在元素周期表中的位置为_____，基态铁原子有个未成对电子_____，三价铁离子的电子排布式为_____。
(2)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号_____，该能层具有的原子轨道数为_____；铝元素的原子核外共有_____种不同运动状态的电子、_____种不同能级的电子。
(3)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_____形象化描述。
在基态14C原子中，核外存在_____对自旋相反的电子。
答案：第4周期Ⅷ族41s22s22p63s23p63d5M9135电子云2【详解】(1)铁为26号元素，位于元素周期表的第4周期Ⅷ族；基态铁原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，有4个未成对电子；铁原子失去4s两个电子和3d一个电子形成铁离子，所以铁离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5；(2)原子中，离原子核越远的电子层其能量越高，所以Si原子中M电子层能量最高；该原子中含有3个s轨道、6个p轨道，所以一共有9个轨道；铝元素原子的核外共有13个电子，其每一个电子的运动状态都不相同，故共有13种，有1s、2s、2p、3s、3p共5个能级；(3)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用电子云形象化描述；基态14C原子的核外电子排布为1s22s22p2，1s、2s为成对电子，自旋方向相反，2p能级为单电子，自旋方向相同，核外存在2对自旋相反的电子。
化学选修3课本中各章节《问题交流及习题参考答案》
化学选修3课本中各章节《问题交流及习题参考答案》（来源教师用书）共18页目录第一章原子结构与性质本章说明第一节原子结构三、问题交流【学与问】1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2。
2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）。
3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。
【思考与交流】1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理。
2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同。
O：［He］2s22p4 Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2四、习题参考答案1. A、D2. D3. B4. C5. C6. C是Mg的基态原子的电子排布式，而A、B、D都不是基态原子的电子排布。
第二节原子结构与元素的性质三、问题交流【学与问1】同周期的主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【学与问2】同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。
其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。
【学与问3】1. 第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。
因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
2. 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叫做第一电离能（用I1表示），从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示），依次类推，可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。
这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
浙江人教版高中化学选修2-第1章填空题专项测试题(培优)
一、填空题1．(1)可正确表示原子轨道的是__。
A ．2sB ．2dC ．3pD ．3f(2)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用__形象化描述。
(3)铝原子核外有__种不同运动状态的电子。
答案：AC 电子云 13【详解】(1)第二电子层(L 层)中包括s 、p 能级，第三电子层(M 层)中包括s 、p 、d 能级，所以L 层不存在2d 轨道，M 层不存在3f 轨道，答案为A 、C 。
(2)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用电子云形象化描述。
(3)铝原子核外有13个电子，且每个电子的运动状态不同，则有13个不同运动状态的电子。
2．碳及其化合物在生产、生活中有广泛的用途。
(1)碳与同周期元素Q 的单质化合仅能生成两种常见气态化合物，其中一种化合物R 为非极性分子，则Q 元素在周期表中的位置为___________，R 的电子式为___________(2)一定条件下，Na 还原CCl 4可制备金刚石，反应结束冷却至室温后，回收CCl 4的实验操作名称为___________，除去粗产品中少量钠的试剂为___________(3)碳还原制取金刚砂SiC ，其粗产品中杂质为Si 和SiO 2.先将20.0gSiC 粗产品加入到过量NaOH 溶液中充分反应，收集到标准状况下2.24 L 的氢气，过滤后得SiC 固体11.4g ，滤液稀释到1L 。
Si 与NaOH 溶液反应的离子方程式为___________，硅酸盐的物质的量浓度为___________答案：第二周期第ⅥA 族过滤 水或乙醇 Si+2OH -+H 2O=SiO 2-3+2H 2↑ 0.17mol/L【详解】(1)与C 能形成两种气态化合物的为O ，会形成CO 、CO 2，其中CO 2为非极性分子，则Q 为氧，非极性分子CO 2的电子式为：，故答案为：第二周期第ⅥA 族；；(2)得到粗产品为不溶于液态CCl 4的固体物质，要分离出CCl 4，可用过滤的方法，除去粗产品中少量钠可用水或乙醇，故答案为：过滤；水或乙醇；(3)Si 与NaOH 溶液反应的化学方程式为：Si+2NaOH+H 2O=Na 2SiO 3+2H 2↑，其离子方程式为：Si+2OH -+H 2O=SiO 2-3+2H 2↑，由Si~2H 2知，粗产品中含Si 为2.24122.4/2L L mol ⨯=0.05mol ，质量为0.05mol ⨯28g/mol=1.4g ，所以含SiO 2质量为20.0g-1.4g-11.4g=7.2g ，物质的量为7.260/g g mol=0.12mol ，由Si 原子守恒知Na 2SiO 3的物质的量为0.05mol+0.12mol=0.17mol，溶液的体积为1L，则浓度为0.171molL=0.17mol/L，答案为：Si+2OH-+H2O=SiO2-3+2H2↑；0.17mol/L。
电负性及其变化规律学案
学案5 电负性及其变化规律一：教学目标：1．理解电负性的概念2．了解主族元素电负性的变化规律二：重点难点：电负性的变化规律及其应用三：学习过程：【自主学习】仔细阅读课本后完成下列问题。
1．什么是元素的电负性？2．电负性的意义是什么？3．鲍林的电负性数据的来源？4．随着原子序数的递增，元素的电负性如何变化？5．同一周期，元素的电负性如何变化？同一主族中，元素的电负性如何变化？6．电负性最大的元素和最小的元素分别在周期表的什么位置？分别是什么元素？【小结】元素电负性的变化规律（不研究稀有气体的电负性）（1）随原子序数的递增，元素电负性呈现由到的性变化。
（2）同周期：自左向右，电负性逐渐。
（3）同主族：自上而下，电负性呈趋势。
（4）在元素周期表中，自然界能稳定存在的元素，元素的电负性最大，元素的电负性最小。
7．元素电负性有什么重要的应用？【自主检测】1．电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是。
2．下列各元素原子排列中，其电负性减小顺序正确的是（）A．K﹥Na﹥Li B.F﹥O﹥S C.As﹥P﹥N D.C﹥N﹥O3.元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为4．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性的尺度，下列关于电负性的变化规律正确的是（）A．周期表中同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐增大B．周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强5．电负性为4.0的元素，在化合物中一般现（）A．正价 B.负价 C.既显正价又显负价 D.不能确定【疑难突破】电负性的应用1、判断元素金属性、非金属性强弱：a、一般认为，电负性>2的元素，大部分为元素；电负性<2的元素大部分为元素。
b、元素电负性越大，非金属性越；电负性越小，金属性越。
2、判断化学键的类型。
一般来说，若成键原子间电负性差>1.7, 形成键；电负性差<1.7, 则形成键。
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电负性越小，金属性越强，对吗？
“电负性越小，金属性越强”，是对的。
因为电负性是用于衡量元素原子对键合电子的吸引能力的定量标度。
电负性越大，该元素原子的吸引电子能力越强，非金属性越强，金属性越弱。
但是，“金属性”与“金属活动性”是两个不同的概念，它们是相差两个字的。
金属性是气态基态原子失电子形成气态阳离子能力。
这个过程可以表示为M(g)=M+(g)+e-(g)，金属性越强，原子越容易失去电子形成离子。
这个过程就是原子电离的过程。
可以用元素的电离能来标度。
Na的第一电离能是小于Ca的第一电离能的（Na的为5.14eV，Ca的为6.11eV）。
所以Na的金属性是强于Ca的。
金属活动性指的是金属单质形成水合金属离子的倾向的大小。
也就是M(s) = M+(aq)的过程的自发性。
我们可以设计一个热力学循环，这个过程与金属升华热、电离能、水合热、气态电子返回到金属板上放出的能量这四个量有关。
金属水合离子的生成焓＝升华热＋电离能－水合热－气态电子返回金属板放出的热。
也就是说，金属性只是影响金属活动性的4个因素中的一个因素。
它们的顺序并不完全相同。
用于定量标度金属活动性顺序的是酸性标准电极电势（见附表）。
从电负性看Na的金属性是强于Ca的，指的是Na更容易变为Na+，但是从它们的酸性标准电极电势看Ca的金属活动性是强于Na的，指的是Ca与水反应的倾向更加大。
主要原因是，离子的水合热一般与离子的电荷数的平方成正比，所以Ca2＋的水合热约为Na＋的水合热的4倍，已经补偿了Ca的电离能大于Na的这个因素。
而Na与水反应比Ca剧烈，是因为Na的熔点低，与水反应时熔化，钠的密度比水小，会浮在表面。
易于氢气脱离体系。
而且氢氧化钠易溶，而氢氧化钙微溶，会附着在钙表面，对反应有影响。
金属活动性是化学热力学概念，只考虑反应的趋势大小，而不考虑反应的速率大小。
因为反应速率是化学动力学的研究范畴，热力学数据对其无能为力。
类似Na和Ca的二者顺序不同的，还有Li和Cs。
已知金属性最强的是Cs，但是金属活动性，Cs是居于第二位的，Li才是最强的，由于锂离子的半径特别的
小，所以它的水合热非常大，导致水合锂离子的生成焓最小，所以它是金属活动性最强的元素。
不过Li与水的反应不是那样剧烈，Cs与水反应却会发生爆炸。
Cu和Zn的第一、第二电离能的总和接近，水合热也差不多，但是Cu的升华热要比Zn大很多，所以金属活动性Cu弱于Zn，但是因为Cu的第一电离能小于Zn的，Cu的金属性强于Zn。
根据元素周期律，Sn的金属性是弱于Pb的，但是金属活动性中，Sn是强于Pb 的。
总之，金属性与金属活动性的区别，一直是中学化学的一个教学盲点，应该予以重视。