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1、. .第二节原子结构与元素的性质一、元素周期表的编排原则1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。二、周期表的结构周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。副族：仅由长周期元素构成的族。三、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系周期元素数目相应能级组中原子轨道电子最大容量一21s2二82s2p8三83s3p8四184s3d4p18五185s4d5p18六326s4f5d6p32七26(未完)7s5f6d(未完)未满四、原子结构与元素
2、位置的关系1.核外电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：(3)进入(n1)d(n1)d15为BB族数(n1)dns电子数(n1)d68为(n1)d10为B、B族数ns的电子数进入(n2)fB2.纵列与族的关系纵列序数1234567810族AABBBBB族纵列序数1112131415161718族BBAAAAA0族3.族序数与价电子数的关系(1)主族(AA)和副族B、B的族序数原子最外层电子数(nsnp或ns)。(2)副族BB的族序数最外层(s)电子数次外层(d)电子数。(3)零族：最外层电子数等于8或2。(4)族：最外层(
3、s)电子数次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是族第1、2、3列。五、各区元素特点包括的元素价电子排布化学性质s区A、Ans12除氢、氦外，都是活泼金属元素p区AA、零族ns2np16随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱d区BB、族(n1)d19ns12均为金属。由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区B、B(n1)d10ns12均为金属。d轨道充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近六、判断微粒半径大小的规律1.同周期，从左
4、到右，原子半径依次减小。2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na)r(Na)，r(S)r(Cl)r(K)r(Ca2)。5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。特别提醒在中学要求的X畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小“一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。“二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。七、电离能1.第一电离能(1)每个周期的第一个元素
5、(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。(2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。2.逐级电离能(1)原子的逐级电离能越来越大首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。(2)金属元素原子的电离能与其化合价的关系一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为1，而Mg在第三电离能、A
6、l在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为2、3。八、元素电负性的应用1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断(1)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。(2)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。(3)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。(4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。2.化学键的类型的判断一般认为：如果两个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；如果两个成
7、键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。图1(1)上表中的实线是元素周期表的部分边界，请在表中用实线补全元素周期表的边界。(2)元素甲是第三周期、第A族元素，请在下边方框中按氦元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外层电子排布。(3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：_；甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：_(用化学式表示)。(4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的_，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：_。解析(1)略(2)因甲位于第三周期、第A族，则应是硫
8、元素，答案为(3)因乙元素的3p亚层只有一个电子，即其电子排布式为1s22s22p63s23p1，即乙元素是Al，其原子半径大于硫，甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和Al(OH)3，显然酸性前者强于后者。(4)元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的位置与原子结构密切相关，元素的周期数即为原子核外电子层数；元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。答案(1)(2) (3)AlSH2SO4Al(OH)3(4)周期性变化元素的周期数即为原子核外电子层数，元素的主族序数即为原子结构的最外层电子数本题考查元素周期律及元素周期表的有关知
9、识，综合性较强，解答本题的关键是掌握元素在周期表中位置、结构、性质三者之间的关系以及同一周期元素性质的递变规律。可根据元素性质的递变规律体会周期表中不同位置的元素具有不同的结构，所以应该具有不同的性质。不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：元素LiBeBCOFx值0.981.572.042.533.443.98元素NaAlSiPSClx值0.931.611.902.192.583.16(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值X围：_x(Mg)_；_x(N)1.7时，一般
10、为离子键，当x1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是_。(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置_(放射性元素除外)。解析由所给数据分析知：同周期，从左到右x值逐渐增大；同主族，从上到下，x值逐渐减小，则(1)同周期中x(Na)x(Mg)x(Al)，同主族中x(Mg)x(Be)，综合可得：0.93x(Mg)1.57，同理：2.53x(N)x(Si)，x(C)x(P)，x(O)x(Cl)，则可推知：x(N)x(S)，故在SN中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的x1.551.7，又x(Br)E(硒)E(砷)E(硒)E(溴)E(硒)(3)估计1 mol气态Ca原
11、子失去最外层一个电子所需能量E值的X围：_EE(硒)、E(溴)E(硒)。(3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K)E(Ca)BrMnNa并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。考查元素周期表，探究下列问题：1.元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？提示元素周期表共有7个周期；每个周期包含的元素种类如下：周期一二三四五六七元素数目2 8 8 1818 32 32(？)每
12、周期开头元素最外层电子排布通式为ns1每周期结尾最外层电子排布通式为ns2np6(第一周期为1s2)。第一周期元素原子只有一个能层，只有1s一个能级，最多为2个电子。而其他周期元素原子最外层有ns、np两个能级，最多可排8个电子。2.元素周期表共有多少个纵列？周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？提示18个纵列；不相等。3.按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如课本图116所示。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区(H除外)
13、、d区和ds区的元素都是金属？提示s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列。s区、d区和ds区的元素原子最外层电子数为12个，在反应中易失去电子，故s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属元素。4.元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？提示元素周期表可分为7个主族：A、A、A、A、A、A、A；7个副族：B、B、B、B、B、B、B；一个族和一个0族。在周期表中从第四周期开始由A经过副族、族到A，所以副族和第族元素又称过渡元素。5.为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？提示从周期表看，同周期元素越向右，非金属性越强，同主族元素越向上，非金属性越强，所以非金属主
14、要集中在右上角。6.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？提示处于非金属三角区边缘的元素具有一定的金属性。元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？提示元素周期表中，同周期的主族元素从左到右：最高化合价从17(第二周期到5)；最低化合价从41；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？提示同周期主族元素，从左到右，原子半径减小，因为同周期元素原子具有相同的电子能层，但随核电
15、荷数增多，核对电子的引力变大，从而使原子半径减小。同主族元素，从上到下，原子半径增大，因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大；虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但前者是主要因素，故最终原子半径增大。1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？提示碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？提示因为原子首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从教材中
16、Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为2、3。1.课本图126是用课本图123的数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作第A和A族元素的电负性变化图。提示2在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)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”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负
17、性解释对角线规则。提示Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；B和Si的含氧酸都是弱酸，说明“对角线规则”的正确性。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和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。1.电子层数最外层电子数最外层电子数电子层数2.碱金属稀有气体元素3.原子序数电子排布式在周期表中的位置是金属还是非金属最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性气态氢化物的化学式151s22s22p63s23p3第三周期A族非金属H3PO4酸性PH3161s22s22p63s23p4第三周期A族非金属H2SO
18、4酸性H2S71s22s22p3第二周期A族非金属HNO3酸性NH34.(1)三A1s22s22p63s23p5ClHClO4(2)四A1s22s22p63s23p64s2CaCa(OH)25.主族元素次外层是排满的，而副族元素次外层或倒数第三层没有排满。主族元素的价电子层即其最外层，而副族元素的价电子层为最外层和次外层的电子，有的还包括倒数第三层的电子，统称为外围电子。6.H：1s1H原子再得一个电子便可满足1s2的稳定结构。从化合价情况看，H得一个电子后，表现1价，与A族相同。7.以第三周期元素为例：11Na12Mg13Al14Si15P16S17ClNa是非常活泼的碱金属元素，在常温下能
19、与H2O剧烈反应，NaOH是强碱；Mg是较活泼的金属元素，能与沸水反应，Mg(OH)2是中强碱；Al具有两性，不能与H2O反应，Al2O3是两性氧化物，Al(OH)3是两性氢氧化物；Si具有金属的某些性质，是半导体材料，H4SiO4是不溶于水的弱酸；P对应的最高价含氧酸H3PO4是中强酸；Cl对应的最高价含氧酸HClO4是无机含氧酸中最强的酸。由此可以出结论。8.电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的，元素电负性越大，对键合电子的吸引力越大，相应的元素其非金属性就越强。通常以氟的电负性4.0、锂的电负性1.0为标准，金属的电负性一般小于1.8，而非金属的电负性一般大于1.8。所
20、以用电负性可以度量金属性与非金属性的强弱。9.元素核外电子的排布最外层从1个逐渐增加到8个(第一周期到2个)，并呈周期性变化，故元素的最高正化合价也从17变化，并随核电荷数递增而呈周期性变化。10.50种11.元素周期律的科学价值可从如下几个方面分析：(1)元素周期律的具体表现形式是元素周期表，它是学习和研究化学的一种重要工具。可以利用元素的性质与元素在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学的学习和研究。(2)对科学研究的指导作用门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，对物质结构理论的发展
21、起到了一定的推动作用。不仅如此，元素周期律和周期表为新元素的发现以预测它们的原子结构和性质提供了线索。(3)元素周期律和元素周期表对于工农业生产也具有一定的指导作用。由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物，在周期表的右上角。半导体材料都是周期表里金属与非金属交界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。催化剂的选择。人们在长期的生产实践中已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们的原子的次外层电子排布的物点有密切关系。于是，人们努力在过渡元素(包括稀土元素)中
22、寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素可大大改善催化剂的性能。而高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取。在周期表里从B到B的过渡元素，如钛、钽、钨、铬具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。矿物的寻找。地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系，科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少。处于地球表面的
23、元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，金属性强的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，分布在地壳的外表面。有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。元素周期律的科学价值，还在于它从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律。1.下列关于稀有气体的叙述不正确的是()A.各原子轨道电子均已填满B.其原子与同周期A、A族阳离子具有相同的核外电子排布C.化学性质非
24、常不活泼D.同周期中第一电离能最大答案B解析稀有气体各轨道均已填满，达到稳定结构，因此A项叙述正确；稀有气体元素原子的核外电子排布和同周期A、A、A族阴离子(得电子达饱和)的电子排布相同，还和下一周期A、A族阳离子(失去最外层电子)的电子排布相同，因此B项叙述不正确。2.在短周期元素中，原子最外层只有1个电子或2个电子的元素是()A.金属元素 B稀有气体元素C.非金属元素 D无法确定是哪一类元素答案D解析本题考查了元素周期表的有关知识，最外层电子数为1个或2个电子的元素可能是金属，如Na；也可能是非金属，如H；还可能是稀有气体元素，如He。3.同一主族的两种元素的原子序数之差可能为()A.6
25、B12 C26 D30答案C解析本题考查元素周期表的结构。元素周期表中同一主族相邻元素原子序数的差与所处位置存在一定的关系，若在过渡元素左边，相差的是上一周期容纳的原子序数；若在右边，相差的是下一周期容纳的元素种类。第一、二、三、四、五、六周期分别含有2、8、8、18、18、32种元素，相邻周期所含元素种数相加可得16、26、36，据此分析，则C项有可能，A、B、D项不可能。4.A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为34，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是()A.X、Y、Z的稳定性逐渐减弱B.A、B、C、D只能形成5种单质C.
26、X、Y、Z三种化合物的熔、沸点逐渐升高D.自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物答案CD解析据A、C核电荷数之比为34推知A为碳，C为氧，则B为氮，D为氢，据此可知X、Y、Z依次为CH4、NH3、H2O。5.我国的纳米基础研究能力已跻身于世界的前列，例如曾作为我国两年前十大科技成果之一的就是合成一种一维纳米的材料，化学式为RN。已知该化合物里与氮微粒结合的Rn核外有28个电子，则R位于元素周期表的()A.第三周期A族 B第四周期A族C.第五周期A族 D第四周期A族答案B解析由化学式RN知R为3价，故R原子核外有31个电子，核电荷数为31，价电子构型为4s24p1，为镓元素，位于第
27、四周期A族。6.下列关于碱金属性质的叙述中错误的是()A.它们都能在空气中燃烧生成M2O(M指碱金属)B.它们都能与水反应生成氢气和碱C.所形成的阳离子的氧化性依次减弱D.碱金属中密度最小、熔、沸点最高的是铯答案AD解析A项只有锂在空气中燃烧生成Li2O，其他碱金属元素生成过氧化物或比过氧化物更复杂的超氧化物；D项碱金属随核电荷数的递增，密度依次增大，熔、沸点依次降低。7.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是()A.1s22s22p63s23p2 B1s22s22p3C.1s22s22p2D1s22s22p63s23p4答案A解析A选项最外层电子排布式为3s23p2，说明是第三周期、第A族
28、元素，故为Si；同理可知：B选项为N；C选项为C；D选项为S。其中，Si和S均为3个电子层，半径大于N和C，同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，故Si原子半径最大。8.已知X、Y元素同周期，且电负性XY，下列说法错误的是()A.第一电离能：Y小于XB.气态氢化物的稳定性：HmY强于HnXC.最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y的D.X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价答案AB解析据电负性XY推知，原子序数XY，同周期元素，第一电离能Y不一定小于X，A不正确；氢化物稳定性HmY弱于HnX，最高价含氧酸的酸性X的强于Y的，C正确；电负性值大的吸引电子能力强，在化合物中显负性，电负性值小的吸引
29、电子的能力弱，在化合物中显正价。9.下列说法中正确的是()A.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大C.在所有元素中，氟的第一电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大答案A解析同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确；B不正确，由于Mg为3s2，而Al为3s23p1，故Al的小于Mg的；钾比镁更易失电子，钾的小于镁的，D不正确。10.下列元素电负性最大的是()A.CBClCFDN答案C解析同周期从左到右，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。11.某短周期元素原子的最外层有2个电子，则()A.一定是A族元素B.其
30、最外层电子已形成了稳定结构C.一定是镁元素D.可能是氦元素或A族元素答案D解析最外层有2个电子的元素有：、等，显然只有D项正确。12.下列说法错误的是()A.欲研制新农药，应着重研究非金属元素化合物B.耐高温、耐腐蚀的合金材料应在过渡元素中寻找C.当发现第七周期零族元素时，其原子序数肯定是118D.第七周期零族元素是金属元素答案D解析元素周期表对于寻找新元素、合成新物质具有指导意义。合成新农药应着重研究非金属元素化合物；耐高温、耐腐蚀的合金材料应在过渡元素中寻找；第七周期零族元素的原子序数为：28818183232118；根据元素周期表中金属与非金属分界线，第七周期零族元素应该是非金属元素。1
31、3.具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是()A.两种原子的电子层上全部都是s电子B.3p上只有一个空轨道的原子和3p亚层上只有一个未成对电子的原子C.最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子D.原子核外的M层上的s亚层和p亚层都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的两种原子答案B解析电子层上全部都是s电子的原子有1s1,1s2,1s22s1,1s22s2，显然不一定属于同一周期，故A错误；3p上只有一个空轨道的原子为1s22s22p63s23p2,3p亚层上只有一个未成对电子的原子为1s22s22p63s23p5，分别属于Si和Cl，是同一周期；最
32、外层电子排布为2s22p6的原子为Ne，最外层电子排布为2s22p6的离子为F、Na、Mg2等，不一定同一周期；M层上的s亚层和p亚层都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的原子有1s22s22p63s23p6,1s22s22p63s23p64s1,1s22s22p63s23p64s2，显然不一定是同一周期。14.下列原子的第一电离能最大的是()A.B BC CAl DSi答案B15.下列各组元素属于p区的是()A.原子序数为1、2、7的元素B.O、S、PC.Fe、Ar、ClD.Na、Li、Mg答案B解析p区包括A“0”族元素。16.某元素原子的电子排布式为Ar3d104s24p1，根据原子核外电
33、子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题：(1)该元素处于元素周期表的第_周期，该周期的元素种数是_；(2)该元素处于元素周期表的第_族，该族的非金属元素种数是_；(3)试推测该元素处于周期表的_区，该区包括元素族的种类是_。答案(1)四18(2)A1(3)pAA族、0族解析根据元素原子有4个电子层容纳了电子，该元素处于第四周期，该周期元素原子的电子排布式为Ar4s123d1104p16，故共有18种元素；根据轨道能量顺序和族的相对顺序可以确定该元素位于第A族，本族元素只有一种非金属元素硼；根据价层电子的电子排布式4s24p1可以确定该元素为p区，由该区元素的价层电子的电子排布式为n
34、s2np16，可以确定所包括元素族的种类是AA族、0族。17.已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.52.84.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.7已知：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？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC答案(1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈
35、周期性的变化(2)Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。解析元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。18.处于相邻两个周期的主族元素A、B、C、D，它们的原子半径依次变小；A离子和B离子的电子层相差两层，且能形成BA2型的离子化合物；C的离子带3个正电荷；D的气态氢化物通式为H2R，D在它的最高价氧化物中的质量分数是40%，原子核中有16个中子。试回答：(1)写
36、出A、B、C、D的元素符号：A：_B：_C：_D：_(2)B、C、D的第一电离能从大到小的顺序如何排列？_。(3)A、B、C的电负性从大到小的顺序如何排列？_。(4)向D的氢化物的水溶液中滴入少量A的单质，发生什么现象？_。写出有关反应的化学方程式_。答案(1)BrMgAlS(2)SMgAl(3)BrAlMg(4)溶液变浑浊，Br2的深红棕色褪去H2SBr2=S2HBr解析由BA2为离子化合物可以推知，B为2价，最外层有2个电子，A为1价，最外层有7个电子。C最外层有3个电子。D在氢化物中呈2价，最高价氧化物为RO3，由其中D占40%可求出R相对原子质量为32，质子数为16，即S。综合上述信息可以推出各元素。教材复习题解答1.A2.A3.A4.B5.(1)NaKMgAlCOClBrArAr(2)NaOH(3)K、Na、Mg(4)H2O2N