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第2课时 元素的电负性及其变化规律
(基础课)
第1章 原子结构与元素性质
第3节 元素性质及其变化规律
素养目标 1．认识元素的电负性的周期性变化。形成“结构决定性质”的观念，能从宏观和微观相结合的视角认识元素性质的变化规律。
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。
旧知
回顾 元素原子得电子能力的判断依据
1．同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体元素)。
2．非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。
3．非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的简单气态氢化物越稳定，得电子能力越强。
4．不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力M>N。
必备知识 自主预习
一、元素的电负性及其变化规律与应用
1．电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中________能力的标度。
(2)标准：选定氟的电负性为 ____，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(主族元素)
(1)同一周期从左到右，元素的电负性____。
(2)同一主族自上而下，元素的电负性____。
吸引电子
4.0
递增
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的元素大部分是____元素；电负性大于2的元素大部分是______元素。
(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__价；电负性小的元素易呈现__价。
金属
非金属
负
正
(3)判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是______；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是______。
离子键
共价键
判一判 (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)电负性差值大的元素原子之间一定形成离子键。 ( )
×
×
×
原子核外电子排布
价电子
想一想 周期表中元素的电负性为什么出现周期性变化？
提示：原子的核外电子排布出现周期性变化，故引起元素电负性出现周期性变化。
关键能力 情境探究
[问题探究]
1．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？
电负性规律及其应用
提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。
2．同一周期元素的电负性如何变化？同一主族元素的电负性如何变化？解释原因。
提示：同一周期元素随着核电荷数递增，原子核对核外电子吸引力逐渐增强，故元素电负性逐渐增大；同一主族元素随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引力逐渐减小，故元素电负性逐渐减小。
3．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
提示：不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
[归纳总结]
1．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)利用简单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化合的难易程度。
(6)利用单质与水或酸反应置换氢气的难易程度。
(7)利用化合物中所呈现的化合价。
(8)利用置换反应。
2．电负性的应用
(1)判断元素类型
(2)判断化合物中元素化合价的正负
①在共价化合物中，电负性大的元素吸引电子能力强，共用电子对偏向该元素，该元素显负价；反之该元素显正价。
②在离子化合物中，可以把离子键看成极强的共价键，然后利用元素电负性进行化合价正负的判断。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，则钠元素显正价，氢元素显负价。
(3)判断化学键和化合物的类型
(4)解释对角线规则
在元素周期表中，位于相邻周期、相邻主族且处于左上、右下位置的两种元素，其电负性相近，我们认为它们的单质及其化合物的性质相似，此规则称为对角线规则。常见的符合此规则的元素有Li—Mg、Be—Al、B—Si。如Be和Al，二者的电负性都为1.5，二者的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。
[能力达成]
1．下列基态原子所对应的元素中，电负性最大的是( )
A．电子排布式：1s22s22p63s2
B．价电子排布式：4s24p3
C．电子排布式：[Ne]3s23p1
D．电子排布式：1s22s22p63s23p5
√
D [电子排布式为1s22s22p63s2的元素是Mg；价电子排布式为4s24p3的元素是As；电子排布式为[Ne]3s23p1的元素是Al；电子排布式为1s22s22p63s23p5的元素是Cl，非金属性：Mg
A．A中S和N的共用电子对偏向S
B．A中S和N的共用电子对偏向N
C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物
D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价
2．已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常
形成共价键。某有机化合物A的结构简式为 ，下列有关说法正确的是( )
√
B [元素的电负性越大，元素原子对成键电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对成键电子的吸引力越小。由于S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对成键电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确；AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误；Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。]
3．(双选)如图是第2周期3～9号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列说法正确的是( )
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的不可能是原子半径
D．y轴表示的可能是元素的最高正价
√
√
[归纳总结]
1．解题思路
根据原子结构、元素周期表的知
识及相关已知条件，可推算原子
序数，判断元素在周期表中的位
置等，基本思路如图：
元素推断题的解题思路和方法
2．解题方法
(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2+等；
②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2-、Na＋、Mg2+、Al3+等；
③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2-、K＋、Ca2+。
(2)利用常见元素及其化合物的特征
①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或简单气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。
②空气中含量最多的元素或简单气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；单质在常温下呈液态的金属元素是Hg。
⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。
⑦元素的简单气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是N；能发生氧化还原反应的元素是S。
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。
(3)利用一些规律
①元素周期表中的递变规律(“三角”规律)
若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。
②元素周期表中的相似规律
a．同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；
b．元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。
[能力达成]
1．(双选)常温下，W、X、Y、Z四种短周期元素的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0.01 mol·L-1)的pH和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列说法错误的是( )
A．电负性：Z＞Y＞X
B．简单离子的半径：Y＞Z＞W＞X
C．同浓度氢化物水溶液的酸性：Z＜Y
D．Z的单质具有强氧化性和漂白性
√
√
CD [由图像和题给信息可知，浓度均为0.01 mol·L-1的溶液，W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物的pH都小于7，W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物是酸，说明W、Y、Z都是非金属元素，W、Z最高价氧化物对应的水化物的pH＝2，为一元强酸，原子序数Z＞W，则Z是Cl、W是N；Y的最高价氧化物对应的水化物的pH＜2，应该为二元强酸硫酸，则Y是S；X的最高价氧化物对应的水化物的pH＝12，应该为一元强碱氢氧化钠，则X是Na。]
2．A元素在宇宙中含量最高，B元素的氢化物是有臭鸡蛋气味的气体，C元素的单质常用于自来水消毒，且C元素是海水中除H、O外含量最高的元素，D元素的单质在潮湿的空气中长期放置，容易生锈而变成绿色，该绿锈溶于酸得到蓝色溶液。关于元素A、B、C、D，下列说法错误的是( )
A．含氧酸酸性：C>B
B．电负性：C>B>A>D
C．第一电离能：A>C>B>D
D．原子半径：D>B>C>A
√
A [A元素在宇宙中含量最高，则A为H，B元素的氢化物是有臭鸡蛋气味的气体，则B为S，C元素单质常用于自来水消毒，且C元素是海水中除H、O外含量最高的元素，则C为Cl，D元素的单质在潮湿的空气中长期放置，容易生锈而变成绿色，该绿锈溶于酸得到蓝色溶液，则D为Cu。A．含氧酸酸性不一定C>B，只有最高价氧化物对应水化物酸性是C(HClO4)>B(H2SO4)，故A错误；B．根据同周期主族元素从左到右电负性逐渐增强，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性：C(Cl)>B(S)>A(H)>D(Cu)，故B正确；C．根据同
周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族大于ⅢA族，ⅤA族大于ⅥA族，同主族从上到下第一电离能逐渐减小，第一电离能：A(H)>C(Cl)>B(S)>D(Cu)，故C正确；D．原子半径：D(Cu)>B(S)>C(Cl)>A(H)，故D正确。]
3．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、D同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为 ，B是同周期除稀有气体外原子半径最大的元素，C的简单氢化物溶于水呈碱性，E基态原子价电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
(1)A的基态原子电子排布式是________________；B的基态原子简化电子排布式是________；D的基态原子价电子排布式是________；
C的基态原子轨道表示式是__________________；E的原子结构示意
图是__________。
1s22s22p63s23p2
[Ne]3s1
3s23p3
(2)A、B、C、D四种元素电负性由大到小的顺序为_______________(填元素符号，下同)。
(3)A、B、C、D四种元素第一电离能由小到大的顺序为_____________。
N>P>Si>Na
Na[解析] A、B、C、D是四种短周期元素，A的原子结构示意图为 ，可知x＝2，即A元素为Si，B是同周期除稀有气体外原子半径最大的元素，A、B、D同周期，可知B元素是Na，C的简单氢化物溶于水呈碱性，可知C元素是N，C、D同主族，可知D元素是P，E是过渡元素，且E的价电子排布式为3d64s2，可知E元素是Fe。
(1)Si的基态原子电子排布式是1s22s22p63s23p2，Na的基态原子简化电子排布式是[Ne]3s1，P的基态原子价电子排布式是3s23p3(对于主族元素，价电子是最外层电子)，N基态原子的轨道表示式是 ，Fe的原子结构示意图是 。
(2)同一周期，从左到右主族元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减，所以，A、B、C、D四种元素电负性由大到小的顺序为N>P>Si>Na。
(3)同一周期元素第一电离能从左到右呈增大的趋势，但是通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素、ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素，同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，所以，A、B、C、D四种元素第一电离能由小到大的顺序为Na[教材链接]
[教材 交流·研讨]
如图是短周期主族元素电负性与第一电离能的关系。回答下列问题：
(1)元素③基态原子的电子排布式为_________；
元素 的离子结构示意图为________。
(2)元素①⑤⑧组成的18电子的化合物，其化学式为________。
(3)元素⑧⑨⑩ 形成的简单离子，其离子半径由小到大的顺序为_________________(填离子符号)。
1s22s2
CH3F
Mg2+[解析] ⑧的电负性为4.0，为F，则黑线表示第2周期，灰线表示第3周期；③和⑥比周围元素的第一电离能高，则③为Be，⑥为N，同理⑩为Mg， 为P。故元素分别为②Li、③Be、④B、⑤C、⑥N、⑦O、⑧F、⑨Na、⑩Mg、 Al、 Si、 P、 S、 Cl；则①为H。
(1)元素③为Be，基态原子的电子排布式为1s22s2；元素 为Al，离子结构示意图为 。
(2)元素①H、⑤C、⑧F组成的18电子的化合物为CH3F。
(3)元素⑧F、⑨Na、⑩Mg、 S形成的简单离子分别为：F－、Na＋、Mg2+、S2-，通常电子层数越多，半径越大，同层时核电荷数越大，半径越小，离子半径由小到大的顺序为Mg2+学习效果 随堂评估
1．(双选)电负性的大小也可以作为判断元素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．同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐变大
B．同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越弱
D．电负性越小，非金属性越强
2
4
3
题号
1
5
√
√
AC [利用“同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素电负性逐渐减小”的规律来判断，AC项符合题意。]
2
4
3
题号
1
5
2．已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是( )
A．X与Y B．X与W
C．Y与Z D．Y与W
2
3
题号
1
4
5
√
D [如果两种元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两种元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。]
3．(双选)嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是( )
A．原子半径：Al>Si
B．第一电离能：Mg＜Ca
C．Fe位于元素周期表的p区
D．这六种元素中，电负性最
大的是O
2
3
题号
4
1
5
√
√
AD [A．Al、Si位于同一周期，Al的核电荷数小于Si，原子半径：Al>Si，故A正确；B．Mg、Ca位于同一主族，同主族从上到下第一电离能减小，故B错误；C．Fe位于元素周期表的d区，故C错误；D．同周期主族元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减弱，则由此可知这六种元素中电负性最大的为O，故D正确。]
2
3
题号
4
1
5
4．X、Y、Z、W四种元素为短周期元素，它们在元素周期表中的相对位置如图所示，已知W的最高正价与最低负价代数和为6，下列说法正确的是( )
A．单质的沸点：Y＞Z
B．元素电负性：W＞Z
C．元素第一电离能：Y＞X
D．简单氢化物的稳定性：Z＞Y
2
4
3
题号
1
5
√
B [X、Y、Z、W四种元素为短周期元素，已知W的最高正价与最低负价代数和为6，则W是Cl元素，根据元素的相对位置可知X是N元素，Y是O元素，Z是S元素。]
2
4
3
题号
1
5
5．下面给出15种元素的电负性。
2
4
3
题号
1
5
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si H
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 2.1
已知：一般，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______________。
2
4
3
题号
1
5
随原子序数的递增，主族元素的电负性呈周期性变化
离子化合物
共价化合物
共价化合物
共价化合物
[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，主族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。
2
4
3
题号
1
5第2课时 元素的电负性及其变化规律(基础课)
素养 目标 1．认识元素的电负性的周期性变化。形成“结构决定性质”的观念，能从宏观和微观相结合的视角认识元素性质的变化规律。 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。
旧知 回顾 元素原子得电子能力的判断依据 1．同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体元素)。 2．非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。 3．非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的简单气态氢化物越稳定，得电子能力越强。 4．不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力M>N。
一、元素的电负性及其变化规律与应用
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(主族元素)
(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。
(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形成的化学键主要是离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
(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)电负性差值大的元素原子之间一定形成离子键。 ( )
[答案] (1)× (2)× (3)×
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
(1)
(2)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。
周期表中元素的电负性为什么出现周期性变化？
提示：原子的核外电子排布出现周期性变化，故引起元素电负性出现周期性变化。
电负性规律及其应用
1．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？
提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。
2．同一周期元素的电负性如何变化？同一主族元素的电负性如何变化？解释原因。
提示：同一周期元素随着核电荷数递增，原子核对核外电子吸引力逐渐增强，故元素电负性逐渐增大；同一主族元素随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引力逐渐减小，故元素电负性逐渐减小。
3．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
提示：不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
1．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)利用简单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化合的难易程度。
(6)利用单质与水或酸反应置换氢气的难易程度。
(7)利用化合物中所呈现的化合价。
(8)利用置换反应。
2．电负性的应用
(1)判断元素类型
(2)判断化合物中元素化合价的正负
①在共价化合物中，电负性大的元素吸引电子能力强，共用电子对偏向该元素，该元素显负价；反之该元素显正价。
②在离子化合物中，可以把离子键看成极强的共价键，然后利用元素电负性进行化合价正负的判断。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，则钠元素显正价，氢元素显负价。
(3)判断化学键和化合物的类型
(4)解释对角线规则
在元素周期表中，位于相邻周期、相邻主族且处于左上、右下位置的两种元素，其电负性相近，我们认为它们的单质及其化合物的性质相似，此规则称为对角线规则。常见的符合此规则的元素有Li—Mg、Be—Al、B—Si。如Be和Al，二者的电负性都为1.5，二者的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。
1．下列基态原子所对应的元素中，电负性最大的是( )
A．电子排布式：1s22s22p63s2
B．价电子排布式：4s24p3
C．电子排布式：[Ne]3s23p1
D．电子排布式：1s22s22p63s23p5
D [电子排布式为1s22s22p63s2的元素是Mg；价电子排布式为4s24p3的元素是As；电子排布式为[Ne]3s23p1的元素是Al；电子排布式为1s22s22p63s23p5的元素是Cl，非金属性：Mg2．已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是( )
A．A中S和N的共用电子对偏向S
B．A中S和N的共用电子对偏向N
C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物
D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价
B [元素的电负性越大，元素原子对成键电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对成键电子的吸引力越小。由于S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对成键电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确；AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误；Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。]
3．(双选)如图是第2周期3～9号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列说法正确的是( )
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的不可能是原子半径
D．y轴表示的可能是元素的最高正价
[答案] BC
元素推断题的解题思路和方法
1．解题思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：
2．解题方法
(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2+等；
②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2-、Na＋、Mg2+、Al3+等；
③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2-、K＋、Ca2+。
(2)利用常见元素及其化合物的特征
①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或简单气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。
②空气中含量最多的元素或简单气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；单质在常温下呈液态的金属元素是Hg。
⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。
⑦元素的简单气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是N；能发生氧化还原反应的元素是S。
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。
(3)利用一些规律
①元素周期表中的递变规律(“三角”规律)
若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。
②元素周期表中的相似规律
a．同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；
b．元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。
1．(双选)常温下，W、X、Y、Z四种短周期元素的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0.01 mol·L-1)的pH和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列说法错误的是( )
A．电负性：Z＞Y＞X
B．简单离子的半径：Y＞Z＞W＞X
C．同浓度氢化物水溶液的酸性：Z＜Y
D．Z的单质具有强氧化性和漂白性
CD [由图像和题给信息可知，浓度均为0.01 mol·L-1的溶液，W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物的pH都小于7，W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物是酸，说明W、Y、Z都是非金属元素，W、Z最高价氧化物对应的水化物的pH＝2，为一元强酸，原子序数Z＞W，则Z是Cl、W是N；Y的最高价氧化物对应的水化物的pH＜2，应该为二元强酸硫酸，则Y是S；X的最高价氧化物对应的水化物的pH＝12，应该为一元强碱氢氧化钠，则X是Na。]
2．A元素在宇宙中含量最高，B元素的氢化物是有臭鸡蛋气味的气体，C元素的单质常用于自来水消毒，且C元素是海水中除H、O外含量最高的元素，D元素的单质在潮湿的空气中长期放置，容易生锈而变成绿色，该绿锈溶于酸得到蓝色溶液。关于元素A、B、C、D，下列说法错误的是( )
A．含氧酸酸性：C>B
B．电负性：C>B>A>D
C．第一电离能：A>C>B>D
D．原子半径：D>B>C>A
A [A元素在宇宙中含量最高，则A为H，B元素的氢化物是有臭鸡蛋气味的气体，则B为S，C元素单质常用于自来水消毒，且C元素是海水中除H、O外含量最高的元素，则C为Cl，D元素的单质在潮湿的空气中长期放置，容易生锈而变成绿色，该绿锈溶于酸得到蓝色溶液，则D为Cu。A．含氧酸酸性不一定C>B，只有最高价氧化物对应水化物酸性是C(HClO4)>B(H2SO4)，故A错误；B．根据同周期主族元素从左到右电负性逐渐增强，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性：C(Cl)>B(S)>A(H)>D(Cu)，故B正确；C．根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族大于ⅢA族，ⅤA族大于ⅥA族，同主族从上到下第一电离能逐渐减小，第一电离能：A(H)>C(Cl)>B(S)>D(Cu)，故C正确；D．原子半径：D(Cu)>B(S)>C(Cl)>A(H)，故D正确。]
3．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、D同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为，B是同周期除稀有气体外原子半径最大的元素，C的简单氢化物溶于水呈碱性，E基态原子价电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
(1)A的基态原子电子排布式是________；B的基态原子简化电子排布式是________；D的基态原子价电子排布式是________；C的基态原子轨道表示式是________；E的原子结构示意图是________。
(2)A、B、C、D四种元素电负性由大到小的顺序为________(填元素符号，下同)。
(3)A、B、C、D四种元素第一电离能由小到大的顺序为________。
[解析] A、B、C、D是四种短周期元素，A的原子结构示意图为，可知x＝2，即A元素为Si，B是同周期除稀有气体外原子半径最大的元素，A、B、D同周期，可知B元素是Na，C的简单氢化物溶于水呈碱性，可知C元素是N，C、D同主族，可知D元素是P，E是过渡元素，且E的价电子排布式为3d64s2，可知E元素是Fe。
(1)Si的基态原子电子排布式是1s22s22p63s23p2，Na的基态原子简化电子排布式是[Ne]3s1，P的基态原子价电子排布式是3s23p3(对于主族元素，价电子是最外层电子)，N基态原子的轨道表示式是 ，Fe的原子结构示意图是。(2)同一周期，从左到右主族元素电负性递增，同一主族，自上而下元素电负性递减，所以，A、B、C、D四种元素电负性由大到小的顺序为N>P>Si>Na。(3)同一周期元素第一电离能从左到右呈增大的趋势，但是通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素、ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素，同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，所以，A、B、C、D四种元素第一电离能由小到大的顺序为Na[答案] (1)1s22s22p63s23p2 [Ne]3s1 3s23p3
(2)N>P>Si>Na (3)Na[教材 交流·研讨]
如图是短周期主族元素电负性与第一电离能的关系。回答下列问题：
(1)元素③基态原子的电子排布式为_______________________________；
元素 的离子结构示意图为________。
(2)元素①⑤⑧组成的18电子的化合物，其化学式为________。
(3)元素⑧⑨⑩ 形成的简单离子，其离子半径由小到大的顺序为________(填离子符号)。
[解析] ⑧的电负性为4.0，为F，则黑线表示第2周期，灰线表示第3周期；③和⑥比周围元素的第一电离能高，则③为Be，⑥为N，同理⑩为Mg， 为P。故元素分别为②Li、③Be、④B、⑤C、⑥N、⑦O、⑧F、⑨Na、⑩Mg、 Al、 Si、 P、 S、 Cl；则①为H。
(1)元素③为Be，基态原子的电子排布式为1s22s2；元素 为Al，离子结构示意图为。
(2)元素①H、⑤C、⑧F组成的18电子的化合物为CH3F。
(3)元素⑧F、⑨Na、⑩Mg、 S形成的简单离子分别为：F－、Na＋、Mg2+、S2-，通常电子层数越多，半径越大，同层时核电荷数越大，半径越小，离子半径由小到大的顺序为Mg2+[答案] (1) 1s22s2
(2)CH3F
(3)Mg2+1．(双选)电负性的大小也可以作为判断元素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．同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐变大
B．同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越弱
D．电负性越小，非金属性越强
AC [利用“同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素电负性逐渐减小”的规律来判断，AC项符合题意。]
2．已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是( )
A．X与Y B．X与W
C．Y与Z D．Y与W
D [如果两种元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两种元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。]
3．(双选)嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是( )
A．原子半径：Al>Si
B．第一电离能：Mg＜Ca
C．Fe位于元素周期表的p区
D．这六种元素中，电负性最大的是O
AD [A．Al、Si位于同一周期，Al的核电荷数小于Si，原子半径：Al>Si，故A正确；B．Mg、Ca位于同一主族，同主族从上到下第一电离能减小，故B错误；C．Fe位于元素周期表的d区，故C错误；D．同周期主族元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减弱，则由此可知这六种元素中电负性最大的为O，故D正确。]
4．X、Y、Z、W四种元素为短周期元素，它们在元素周期表中的相对位置如图所示，已知W的最高正价与最低负价代数和为6，下列说法正确的是( )
X Y
Z W
A．单质的沸点：Y＞Z
B．元素电负性：W＞Z
C．元素第一电离能：Y＞X
D．简单氢化物的稳定性：Z＞Y
B [X、Y、Z、W四种元素为短周期元素，已知W的最高正价与最低负价代数和为6，则W是Cl元素，根据元素的相对位置可知X是N元素，Y是O元素，Z是S元素。]
5．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 1.5 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 2.1
已知：一般，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，主族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，主族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
课时分层作业(六) 元素的电负性及其变化规律
(选择题只有一个选项符合题目要求)
1．下列关于电负性的叙述中，不正确的是( )
A．电负性用来描述不同元素的原子对成键电子吸引力的大小
B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值
C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强
C [A．根据电负性的概念，电负性用来描述不同元素的原子在化合物中吸引电子能力的大小，A正确；B．电负性的标准：电负性以氟4.0作为标准的相对值，B正确；C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能不一定越大，如电负性：O>N，第一电离能：N>O，C错误；D．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子能力越大，元素的非金属性越强，D正确。]
2．有X、Y两种主族元素，下列有关预测不正确的是( )
A．若X的I1小于Y的I1，则X的金属性不一定比Y的强
B．若X、Y的电负性之和小于3，则X、Y均为金属元素
C．若X、Y的电负性之差为2.2，则X、Y形成的化合物很可能是离子化合物
D．若X、Y的最高价氧化物对应的水化物的化学式分别为HXO3、H3YO4，则X、Y均位于元素周期表的p区
B [Al的第一电离能小于Mg的第一电离能，但金属性：Mg＞Al，A正确；H与K、Rb的电负性之和均小于3，H为非金属，K、Rb为金属，B错误；若X、Y的电负性之差为2.2，大于1.7，则X、Y形成的化合物很可能是离子化合物，C正确；若X、Y的最高价氧化物对应的水化物的化学式分别为HXO3、H3YO4，则X、Y均为＋5价，位于周期表的ⅤA族，属于元素周期表的p区，D正确。]
3．X、Y、Z是同一短周期中原子序数依次增大的三种相邻元素(0族元素除外)，下列判断一定正确的是( )
A．原子半径：X>Y>Z
B．第一电离能：XC．电负性：X>Y>Z
D．未成对电子数：Z>Y>X
A [A．同一短周期中随原子序数的增大，原子半径减小，A项正确；B．同一短周期中随原子序数的增大，第一电离能呈增大趋势，不是一定增大，如C、N、O中N的第一电离能最大，B项错误；C．核电荷数越大，原子核对电子的吸引力越强，电负性越大，C项错误；D．元素的种类不确定，未成对电子数的相对多少无法确定，D项错误。]
4．黑火药发生爆炸反应的化学方程式为3C＋S＋2KNO3K2S＋3CO2↑＋N2↑。下列说法正确的是( )
A．第一电离能大小：I1(N)B．电负性大小：χ(N)<χ(C)
C．原子半径大小：r(S)D．热稳定性大小：H2SD [氮元素的2p轨道电子排布为半充满结构，故第一电离能大于同周期相邻元素，A错误；氮的电负性大于碳的，B错误；硫原子有3个电子层，氧原子有2个电子层，故硫原子半径大，C错误；氧的非金属性比硫强，故水的稳定性大于硫化氢的，D正确。]
5．短周期元素A、B、C、D的原子序数依次增大， B、D位于同族，C、A、B价电子数为等差数列，公差为2, A、C的价电子数之和为6，下列说法正确的是( )
A．B的简单离子结构示意图为
B．原子半径：D＞C＞A＞B
C．电负性：D＜A＜B
D．第一电离能： B＞D
D [通过已知可以推出A为C，B为O，C为Mg，D为S。A．B的简单离子结构示意图为，故A错误；B．原子半径：C＞D＞A＞B，故B错误；C．电负性：A＝D＜B，故C错误；D．第一电离能：B＞D，故D正确。]
6．前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的元素，Y的周期序数与族序数相等，基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子，W与Z处于同主族。下列说法错误的是( )
A．X能与多种元素形成共价键
B．X的第一电离能比同周期相邻元素的大
C．Y的电负性比Z的强
D．Z的简单气态氢化物的热稳定性比W的强
C [前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的元素，则X为N元素；基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，则Z为Cl元素；Y的周期序数与族序数相等，其原子序数大于N小于Cl，则Y位于第3周期ⅢA族，为Al元素；W与Z处于同主族，W的原子序数大于Cl，则W为Br元素。X为N，能与多种元素(H、O等)形成共价键，A项正确；氮原子的2p轨道处于半充满稳定状态， X(N) 的第一电离能比同周期相邻元素的大，B项正确；Y为Al元素、Z为Cl元素，同周期主族元素自左而右电负性增大，可知Cl元素的电负性比Al大，则电负性Cl>Al，即Y的电负性比Z的弱，C项错误；非金属性越强，简单气态氢化物的热稳定性越强，非金属性Cl>Br，则简单气态氢化物的热稳定性Z>W，D项正确。]
7．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x值越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素符号 Li Be B C O F
x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________________________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
(2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：________(3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子(填元素名称)。
(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。
(5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________(填元素符号)。
(6)根据(4)，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是____________
_____________________________________________________________________
(写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：___________
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________。
[解析] (1)表中同一周期的元素从Li→F，x值越来越大。而我们已知的同一周期主族元素从Li→F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大。
(2)根据(1)中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。
(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方。
(4)根据规律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的Δx<1.55，AlBr3中的化学键为共价键。
(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。
[答案] (1)原子半径越小，x值越大 周期性
(2)0.93 1.57 2.25 3.44
(3)氮 (4)共价键 (5)F
(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55，小于1.7，所以形成共价键，为共价化合物 将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
8．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第4周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素。已知：A原子的核外电子数与电子层数相等；B元素原子核外p电子数比s电子数少1；C原子的第一至第四电离能为I1＝738 738 kJ·mol-1、I2＝1 451 kJ·mol-1、I3＝7 733 kJ·mol-1、I4＝10 540 kJ·mol-1；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满；E元素的族序数与周期序数的差为4。
(1)写出E元素在周期表中位置：________；D元素的基态原子核外电子排布式为___________________________________________________________________。
(2)某同学概括题目信息和掌握的知识分析C的轨道表示式为，该同学所画的轨道表示式违背了________。
(3)已知BH5为离子化合物，写出其电子式：________。
(4)在DE3分子中电子对更偏向________(用元素符号表示)原子，用电负性知识进行解释： ___________________________________________________________
_____________________________________________________________________。
[解析] A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第4周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素，则F为K元素；A原子的核外电子数与电子层数相等，则A为H元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，核外电子排布式为1s22s22p3，则B为N元素；C原子第三电离能剧增说明原子最外层有2个电子，则C为Mg元素；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满，则D为P元素；E元素的族序数与周期序数的差为4，则E为Cl元素。
(1)氯元素的原子序数为17，位于元素周期表第3周期ⅦA族；磷元素的原子序数为15，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3；(2)镁元素的原子序数为12，由能量最低原理可知，基态镁原子的轨道表示式为，则轨道表示式违背了能量最低原理；(3)由题意可知，NH5为与H－形成的离子化合物，电子式为；(4)氯元素的电负性大于磷元素，三氯化磷分子中氯原子对共用电子对的引力大于磷原子，所以共用电子对偏向氯原子一方。
[答案] (1)第3周期ⅦA族 1s22s22p63s23p3
(2)能量最低原理 (3)
(4)Cl Cl元素的电负性大于P元素，PCl3中Cl原子对共用电子对的引力大于P原子
(选择题有一个或两个选项符合题目要求)
9．下列各选项对应关系的趋势不正确的是(横坐标为质子数)( )
A．图①可以表示F－、Na＋、Mg2+、Al3+四种半径的大小关系
B．图②可以表示ⅡA族元素原子的最外层电子数
C．图③可以表示第2周期各主族元素的电负性
D．图④可以表示第3周期中各主族元素的最高化合价与最低化合价之和
D [核外电子排布相同的离子，原子序数越大半径越小，因此F－、Na＋、Mg2+、Al3+的半径依次减小，A正确；ⅡA族元素原子的最外层电子数均为2，数目不变，B正确；第2周期各主族元素的电负性从左到右依次增大，C正确；第3周期中从左向右各主族元素的最高化合价与最低化合价之和分别为1、2、3、0、2、4、6，与图像不符，D错误。]
10．我国科学家合成了一种深紫外非线性光学晶体新材料ABPF，晶体中阴离子为[M11XY19Z3]3-。元素M、X、Y、Z均为短周期元素，M、Y与Z同周期，M的最外层电子数比次外层电子数多1，Z为电负性最强的元素，Y是地壳中含量最高的元素，X的3p轨道有3个电子。下列说法中不正确的是( )
A．电负性：Y>X
B．简单离子半径：Y>Z
C．简单气态氢化物的稳定性：ZD．M最高价氧化物对应水化物能与盐酸反应
C [元素M、X、Y、Z均为短周期元素，M的最外层电子数比次外层电子数多1，说明M是B；Z为电负性最强的元素，说明Z是F；Y是地壳中含量最高的元素，说明Y是O；X的3p轨道有3个电子，说明X是P。A．电负性O＞P，故Y＞X，A正确；B．电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，故O2-＞F－，即Y＞Z，B正确；C．非金属性F＞P，则简单气态氢化物的稳定性Z＞X，C错误；D．M最高价氧化物对应水化物为硼酸，硼酸能与盐酸反应，D正确。]
11．X、Y、Z、W四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示。其中元素Z的基态原子价电子排布式为nsn-1npn+1，下列说法错误的是( )
X W
Y Z
A．Y、Z、W三种元素的最高正价依次递增
B．X、Z都是ⅥA族元素，电负性：W>X>Z
C．简单气态氢化物稳定性：W>Z>Y
D．对应的简单离子半径：Z>X>W
A [s轨道最多容纳2个电子，即n－1＝2，所以 n＝3，则元素Z的基态原子价电子排布式为3s23p4，Z是S元素。根据元素的相对位置可知X是O、Y是P、W是F。W(F)元素无正化合价，A错误；X、Z原子核外最外层都有6个电子，都是ⅥA族元素，由于同一周期主族元素，原子序数越大，元素的电负性越大，同一主族元素，原子序数越大，元素的电负性越小，所以元素的电负性：W>X>Z，B正确；元素的非金属性越强，其相应简单气态氢化物的稳定性越强，所以元素的简单气态氢化物的稳定性：W>Z>Y，C正确；X、W的离子核外有2个电子层，Z的离子核外有3个电子层，对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小，对于电子层结构不同的离子来说，一般电子层数越多，离子半径越大，所以离子半径：Z>X>W，D正确。]
12．A、B、C、D、E是原子序数依次增大的5种短周期主族元素，它们的相关信息如表所示：
元素 相关信息
A 宇宙中最丰富的元素
B 最高价氧化物对应的水化物与其简单气态氢化物反应生成离子化合物M
C 2p能级上有2个未成对电子
D 逐级电离能(单位：kJ·mol-1)分别为：578、1 817、2 745、11 575
E 0.01 mol·L-1的最高价氧化物对应的水化物的pH＝2
下列说法正确的是( )
A．5种元素均属于p区
B．第一电离能：B＜C；电负性：D＜E
C．基态E原子最高能级的电子云图的形状为哑铃形
D．A、C元素形成的化合物中含有极性键，还可能含有非极性键
CD [A、B、C、D、E是原子序数依次增大的5种短周期主族元素，A是宇宙中最丰富的元素，为氢；B的最高价氧化物对应的水化物与其简单气态氢化物反应生成离子化合物M，B为氮，M为硝酸铵；C的2p能级上有2个未成对电子，由于其原子序数大于B，则C为氧；D的逐级电离能(单位：kJ·mol-1)分别为578、1 817、2 745、11 575，则说明最外层电子数为3，为铝；E的0.01 mol·L-1的最高价氧化物对应的水化物的pH＝2，则为一元强酸，E为氯。A．氢元素属于s区，A错误； B．同一周期随着原子序数变大，第一电离能呈增大趋势，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故N、O的第一电离能：N>O；同周期从左到右，金属性减弱，非金属性增强，主族元素的电负性增强，电负性：Al＜Cl，B错误；C．基态Cl原子最高能级为3p能级，电子云图的形状为哑铃形，C正确； D．A、C元素形成的化合物可以为水、过氧化氢，过氧化氢分子中含有极性键、非极性键，D正确。]
13．A～G是周期表中1～36号的元素，它们的原子序数依次递增且位于前四周期。对它们的性质及结构的描述如下：
A原子的基态只有一种形状的电子云，并容易形成共价键；B的基态原子有3个不同的能级，各能级中电子数相等；C与B同周期，其第一电离能高于周期表中与之相邻的元素；D的基态原子2p能级上的未成对电子数与B原子相同；C3-与E2+具有相同的稳定的电子层结构；F元素在周期表中位于C元素的下一周期，其电负性在同周期元素中最大；G元素的基态原子在前四周期中未成对电子数最多。
(1)A的元素符号为________，基态G原子的电子排布式为__________________________，与G同周期的所有元素的基态原子中最外层电子数与G原子相同的元素有________(填元素符号)。
(2)B、C、D三种元素第一电离能从大到小的顺序是________(填元素符号，下同)，三种元素的电负性从大到小顺序为________。
(3)E与C元素形成的化合物的化学式为__________________________________，B和C形成的化合物B3C4中B显________价。
[解析] A为H元素，B为C元素，C为N元素，D为O元素，E为Mg元素，F为Cl元素，G为Cr元素。(1)铬元素是24号元素，处于第4周期，基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，其最外层只有1个电子，同周期中原子最外层只有一个电子的元素还有K、Cu。(2)同周期主族元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但N原子最外层为2p3半充满稳定结构，其第一电离能比O的大，而电负性同周期主族元素从左到右依次增大。(3)Mg与N元素形成的化合物中，Mg显正价，N显负价，化学式为Mg3N2。C的电负性小于N的电负性，C与N形成的化合物C3N4中，C显＋4价。
[答案] (1)H 1s22s22p63s23p63d54s1 K、Cu
(2)N>O>C O>N>C (3)Mg3N2 ＋4
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