《高中化學(xué) 第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 章末歸納整合課件 新人教版選修3.ppt》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《高中化學(xué) 第一章 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 章末歸納整合課件 新人教版選修3.ppt（51頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

請分別用一句話表達(dá)下列關(guān)鍵詞： 電子云 能量最低原理 泡利原理 洪特規(guī)則 電離能 電負(fù)性 提示 電子云：電子云是指用小黑點(diǎn)的疏密來表示電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)機(jī)會(huì)多少的一種圖像。 能量最低原理：原子核外電子先占有能量低的軌道，然后依次進(jìn)入能量較高的軌道。軌道能量由低到高的順序?yàn)椋?章 末 歸 納 整 合,1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d… 泡利原理：每個(gè)原子軌道上最多只能容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子。 洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各個(gè)軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同。 電離能：氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量叫做電離能。常用符號(hào)I表示，單位為kJ·mol－1。 電負(fù)性：衡量原子在分子中吸引成鍵電子的能力，并指定氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)度，再應(yīng)用鍵能數(shù)據(jù)，對(duì)比求出其他元素的電負(fù)性，因此電負(fù)性是相對(duì)比值。,元素“位—構(gòu)—性”的關(guān)系。 提示 元素“位、構(gòu)、性”的關(guān)系圖解如下所示,1．,元素周期表中元素及其物質(zhì)性質(zhì)的遞變規(guī)律如何？ 提示,2．,判斷元素金屬性或非金屬性強(qiáng)弱的方法 提示 元素金屬性強(qiáng)弱的實(shí)驗(yàn)標(biāo)志 (1)與水或酸反應(yīng)置換出氫氣的難易：金屬單質(zhì)與水或酸(非氧化性酸)置換出氫氣的速率越快(反應(yīng)越劇烈)，表明元素金屬性越強(qiáng)。 (2)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性強(qiáng)弱：堿性越強(qiáng)，表明元素金屬性越強(qiáng)。 (3)置換反應(yīng)：一種金屬元素能把另一種金屬元素從它的鹽溶液里置換出來，表明前一種金屬元素金屬性較強(qiáng)，被置換出來的金屬元素的金屬性較弱。,,(4)電離能越小，原子越易失去電子，元素的金屬性越強(qiáng)。 (5)電負(fù)性越小，原子越易失去電子，元素的金屬性越強(qiáng)。 元素非金屬性強(qiáng)弱的實(shí)驗(yàn)標(biāo)志 (1)單質(zhì)與氫氣化合及生成的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：非金屬單質(zhì)與氫氣化合越容易，形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，表明元素非金屬性越強(qiáng)。 (2)氣態(tài)氫化物的還原性：元素氣態(tài)氫化物的還原性越強(qiáng)，元素非金屬性越弱；氣態(tài)氫化物的還原性越弱，元素非金屬性越強(qiáng)。,(3)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性強(qiáng)弱：酸性越強(qiáng)，表明元素非金屬性越強(qiáng)。 (4)置換反應(yīng)：對(duì)于特定的置換反應(yīng)，一種非金屬單質(zhì)能把另一種非金屬單質(zhì)從它的鹽溶液或酸溶液里置換出來，表明前一種元素非金屬性較強(qiáng)，被置換出的非金屬元素非金屬性較弱。 (5)電離能越大，原子越易得電子，元素的非金屬性越強(qiáng)(稀有氣體元素除外)。 (6)電負(fù)性越大，原子越易得電子，元素的非金屬性越強(qiáng)。,位置與結(jié)構(gòu) (1)周期序數(shù)等于族序數(shù)兩倍的元素是Li。 (2)最高正化合價(jià)等于最低負(fù)化合價(jià)絕對(duì)值三倍的是S。 (3)次外層電子數(shù)等于最外層電子數(shù)四倍的元素是Mg。 (4)次外層電子數(shù)等于最外層電子數(shù)八倍的元素是Na。 (5)族序數(shù)與周期數(shù)相同的元素是H、Be、Al。族序數(shù)是周期數(shù)二倍的元素是C、S；族序數(shù)是周期數(shù)三倍的元素為O。 (6)只由質(zhì)子和電子構(gòu)成的原子是H(11H)。,學(xué)科思想培養(yǎng)一 元素推斷題的常見題眼,1.,含量與物理性質(zhì) (1)地殼中質(zhì)量分?jǐn)?shù)最大的元素是O，其次是Si。 (2)地殼中質(zhì)量分?jǐn)?shù)最大的金屬元素是Al。 (3)其單質(zhì)是人工制得純度最高的元素是Si。 (4)其單質(zhì)為天然物質(zhì)中硬度最大的元素是C。 (5)其氣態(tài)氫化物最易溶于水的元素是N，常溫、常壓下，1體積水能溶解700體積NH3。 (6)其氫化物沸點(diǎn)最高的非金屬元素是O。 (7)常溫下，其單質(zhì)是有色氣體的元素是F、Cl。,2．,(8)形成化合物種類最多的元素是C。 (9)在空氣中，其最高價(jià)氧化物的含量增加會(huì)導(dǎo)致“溫室效應(yīng)”的元素是C。 (10)其單質(zhì)是最易液化的氣體的元素是Cl。在壓強(qiáng)為101 kPa、溫度為－34.6 ℃時(shí)，氯氣液化成液氯。 (11)其單質(zhì)是最輕的金屬元素的是Li。 (12)其最高價(jià)氧化物的水化物酸性最強(qiáng)的元素是Cl。 (13)電負(fù)性最大的元素是F。 (14)同周期中，堿金屬的第一電離能最小，稀有氣體的第一電離能最大。,化學(xué)性質(zhì)與用途 (1)單質(zhì)與水反應(yīng)最劇烈的非金屬元素是F。 (2)其氣態(tài)氫化物與其最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物能起化合反應(yīng)的元素是N(NH3＋HNO3===NH4NO3)。 (3)其氣態(tài)氫化物與其低價(jià)氧化物能反應(yīng)生成該元素的單質(zhì)的元素是S(2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O)。 (4)其一種同素異形體易在空氣中自燃的元素是P。 (5)其氣態(tài)氫化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是F。 (6)其兩種同素異形體對(duì)人類生存都非常重要的元素是O，臭氧(O3)層被稱為地球生物的保護(hù)傘。,3．,(7)能導(dǎo)電的非金屬單質(zhì)有石墨(C)和晶體硅(Si)。 (8)能與強(qiáng)堿溶液作用的單質(zhì)有Al、Cl2、Si、S。 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑； Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O； Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑； 3S＋6NaOH(濃)===2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。,根據(jù)原子序數(shù)推斷元素在周期表中的位置 記住稀有氣體元素的原子序數(shù)：2，10，18，36，54，86。用原子序數(shù)減去比它小且相近的稀有氣體元素的原子序數(shù)，即得該元素所在的縱行數(shù)(短周期元素除外)。第1、2縱行為ⅠA、ⅡA族；第3～7縱行為ⅢB～ⅦB族；第8～10縱行為第Ⅷ族；第11、12縱行為ⅠB、ⅡB族；第13～17縱行為ⅢA～ⅦA族，第18縱行為0族，這種元素的周期數(shù)比與其相近的原子序數(shù)小的稀有氣體元素的周期數(shù)大1。,4．,元素的成酸、成堿趨勢 元素氧化物對(duì)應(yīng)的水化物，有堿性氫氧化物、兩性氫氧化物和含氧酸三類。成堿元素形成堿性氫氧化物，其成堿元素的價(jià)態(tài)一般較低，如＋1，＋2，＋3價(jià)；成酸元素形成含氧酸，其成酸元素的價(jià)態(tài)一般較高，常見＋4價(jià)到＋7價(jià)，只有少數(shù)價(jià)態(tài)較低，如HClO、HBrO中成酸元素僅為＋1價(jià)。兩性元素多是元素周期表里金屬元素與非金屬元素交界線附近的元素，常見價(jià)態(tài)有＋2，＋3，＋4價(jià)等。兩性氫氧化物皆難溶于水，它們既是弱酸又是弱堿，但酸性和堿性不一定均等。以短周期(第三周期)元素為例：自左至右先出現(xiàn)的是成堿元素(Na、Mg)，繼而出現(xiàn)的是兩性元素(Al)，隨后出現(xiàn)的是成酸元素(Si、P、S、Cl)，最后出現(xiàn)的是稀有氣體(Ar)。,5．,A、B、C、D、E、F為原子序數(shù)依次增大的短周期元素。已知A、C、F三種原子的最外層共有11個(gè)電子，且這三種元素的最高價(jià)氧化物的水化物兩兩之間皆能反應(yīng)，均生成鹽和水；D元素原子的次外層p電子數(shù)比最外層p電子數(shù)多3；E元素原子最外層有兩個(gè)未成對(duì)電子。 (1)寫出下列元素的名稱：A：________，D：________，E：________。 (2)寫出實(shí)驗(yàn)室制備C的氫氧化物的離子方程式：____________________，該氫氧化物能否用氫氧化鈉與相應(yīng)的物質(zhì)反應(yīng)來制備？________(填“能”或“不能”)，理由是_________________________(用相應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)和簡潔的語言來表述)。,【例1】?,(3)比較D、E的第一電離能的大?。篋________E(填“＞”“＝”或“＜”)。 (4)六種元素的電負(fù)性從大至小的順序?yàn)開_____________。 解析 (1)根據(jù)各種元素均為短周期的主族元素和A、C、F三種元素的最高價(jià)氧化物的水化物兩兩之間皆能反應(yīng)生成鹽和水，可推知其中有一種元素為鋁。又因A、C、F的原子序數(shù)依次增大，故只能C為鋁元素，A為鈉元素，B為鎂元素。再根據(jù)A、C、F三種元素的最外層共有11個(gè)電子，可求得F的最外層電子數(shù)為7，F(xiàn)為氯元素。D和E的原子序數(shù)應(yīng)介于13和17之間，根據(jù)D元素原子的次外層p電子數(shù)比最外層p電子數(shù)多3，E元素原子的最外層有兩個(gè)未,成對(duì)電子，故可推知D為磷元素，E為硫元素。(2)氫氧化鋁是用可溶性鋁鹽和氨水反應(yīng)制得的，不能用氫氧化鈉和可溶性鋁鹽來制備，因?yàn)檫^量的氫氧化鈉會(huì)和生成的氫氧化鋁繼續(xù)反應(yīng)，繼而使生成的氫氧化鋁溶解，即氫氧化鈉的用量不好控制。(3)由于磷原子的最外層的p電子處于半充滿狀態(tài)，根據(jù)洪特規(guī)則可知其能量較低，比較穩(wěn)定，所以其第一電離能比硫原子的大。(4)這六種元素處于同一周期，其電負(fù)性自左至右逐漸增大。,答案 (1)鈉 磷 硫 (2)Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4＋ 不能 因?yàn)檫^量的氫氧化鈉會(huì)與生成的氫氧化鋁發(fā)生反應(yīng) NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O，氫氧化鈉的用量不好控制 (3)＞ (4)Cl＞S＞P＞Al＞Mg＞Na,電離能是元素性質(zhì)的一個(gè)重要參數(shù)。電離能的大小表示元素的原子失去電子的難易，說明元素通常呈現(xiàn)的化合價(jià)狀態(tài)。學(xué)好元素電離能的有關(guān)知識(shí)，可以幫助我們更好地了解元素的性質(zhì)，理解元素原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。為了幫助同學(xué)們更好地學(xué)習(xí)元素的第一電離能知識(shí)，特設(shè)計(jì)如下問答：,學(xué)科思想培養(yǎng)二 元素第一電離能學(xué)習(xí)指導(dǎo),什么叫電離能？同一元素的各級(jí)電離能大小關(guān)系是怎樣的？ 提示 使一個(gè)基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子生成＋1價(jià)氣態(tài)陽離子所需的能量叫元素的第一電離能。常用I1表示，單位為kJ·mol－1。 從氣態(tài)＋1價(jià)離子再失去一個(gè)電子生成＋2價(jià)氣態(tài)陽離子所需的能量叫該元素的第二電離能，用I2表示，以此類推。 M(g)→M＋(g)＋e I1 M＋(g)→M2＋(g)＋e I2 M2＋(g)→M3＋(g)＋e I3 I1＜I2＜I3……,1．,影響電離能大小的因素有哪些？ 提示 電離能的大小主要取決于原子的有效核電荷、原子半徑以及原子的電子構(gòu)型。一般說來，有效核電荷越大，原子半徑越小，電離能越大；電子構(gòu)型越穩(wěn)定，電離能越大。 元素的第一電離能大小的變化規(guī)律有哪些？ 提示 同周期元素從左到右，元素的第一電離能總的趨勢是逐漸增大的；同一主族自上而下元素的第一電離能依次減小。但在同一副族中，自上而下元素的第一電離能變化幅度不大，且不規(guī)則。,2．,3．,元素的第一電離能大小與元素性質(zhì)的關(guān)系？ 提示 元素的第一電離能越大，元素的原子越難失去電子，元素的金屬性越弱；元素的第一電離能越小，元素的原子越易失去電子，元素的金屬性越強(qiáng)。,4．,為什么第一電離能是Be比B大，Mg比Al大，N比O大？ 提示 Be和B的電子排布式分別為1s22s2、1s22s22p1，Be的2s亞層有2個(gè)電子，為全充滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，失去其中一個(gè)電子需要較高的能量，而B的2p亞層只有一個(gè)電子，結(jié)構(gòu)不穩(wěn)定，失去這個(gè)電子需要的能量較低，所以第一電離能是Be比B大。同理可以解釋“Mg比Al大”。 N和O的電子排布式分別為1s22s22p3、1s22s22p4，N的2p亞層有3個(gè)電子，為半充滿的較穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，失去其中一個(gè)電子需要較高的能量，而O的2p亞層有4個(gè)電子，結(jié)構(gòu)不穩(wěn)定，失去這個(gè)電子需要的能量較低，所以第一電離能是N比O大。,5．,稀有氣體的第一電離能如下表所示： 試說明其變化的規(guī)律性。 提示 稀有氣體的第一電離能是隨原子序數(shù)的增加而遞減的。因?yàn)橄∮性氐脑拥碾娮訕?gòu)型相似，隨著原子序數(shù)的增加，原子核的核電荷增加，內(nèi)層電子的屏蔽作用也增大，削弱了原子核對(duì)外層電子的引力，同時(shí)原子半徑的遞增也使原子核對(duì)外層電子的引力減弱。所以稀有氣體元素的第一電離能是隨原子序數(shù)(或原子半徑)的增加而減小。 點(diǎn)撥 第一電離能的大小取決于原子核對(duì)外層電子的引力，引力小則電離能小。,6．,下表是第二周期元素的第一電離能數(shù)據(jù)： (1)將上表數(shù)據(jù)，分別以原子序數(shù)和電離能為橫、縱坐標(biāo)畫一草圖。 (2)討論Li ～ Ne電離能變化的總趨勢。,7．,提示 (1)從Li 到 Ne電離能變化的總趨勢草圖如下：,(2)從電離能數(shù)據(jù)和圖像都可以看出，Li ～ Ne電離能變化的總趨勢為逐漸增大。因?yàn)橥恢芷趶淖蟮接?Li ～ F)，核電荷依次增大，原子半徑逐漸減小，原子核對(duì)最外層電子的引力逐漸增大，失去電子的能力逐漸減弱，所以元素的第一電離能逐漸增大。Ne的外層電子構(gòu)型為全滿的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，所以氖元素的第一電離能最大。 點(diǎn)撥 電子構(gòu)型中，全滿(ns2、np6、nd10)、全空(ns0、np0、nd0)或半滿(ns1、np3、nd5)是較穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)。,不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個(gè)電子所需的能量叫第一電離能(設(shè)其為E)，如下圖所示。是根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點(diǎn)，并回答下列問題。,【例1】?,(1)同主族內(nèi)不同元素的E值變化的特點(diǎn)是：____________ 各主族中的E值的這種變化特點(diǎn)體現(xiàn)了元素性質(zhì)的_______變化規(guī)律。 (2)同周期內(nèi)，隨原子序數(shù)增大，E值增大。但個(gè)別元素的E值出現(xiàn)反?，F(xiàn)試預(yù)測下列關(guān)系式中正確的是________(填寫編號(hào)，多選倒扣) ①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒) (3)估計(jì)1 mol氣態(tài)Ca原子失去最外層一個(gè)電子所需能量E值的范圍：________＜E＜________。 (4)10號(hào)元素E值較大的原因是______________________。,解析 此題考查了元素第一電離能的變化規(guī)律和學(xué)生的歸納總結(jié)能力。 ①從H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素隨元素原子序數(shù)的增大，E值變?。籋到He、Li到Ne、Na到Ar呈現(xiàn)明顯的周期性。 ②從第二、三周期可以看出，第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相鄰兩種元素的E值都低。由此可以推測：E(砷)＞E(硒)，E(溴)＜E(硒) ③根據(jù)同主族、同周期元素的性質(zhì)遞變規(guī)律可知：同周期從左到右E依次增大，同主族自上而下E依次減小。則有：E(鉀)＜E(鈣)＜E(鎂) ④10號(hào)元素是稀有氣體元素氖，達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。此時(shí)失去一個(gè)電子就需要很高的能量。,答案 (1)隨著原子序數(shù)增大，E值變小 周期性 (2)①③ (3)485 738 (4)10號(hào)元素是氖，該元素的原子最外層電子排布已達(dá)到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu),下表是元素周期表的一部分，回答下列有關(guān)問題。,【例2】?,(1)寫出下列元素符號(hào)： ①________⑥________⑦_(dá)________⑩_______ (2)在這些元素中，最活潑的金屬元素是____，最活潑的非金屬元素是____，最不活潑的元素是____，電負(fù)性最大的是____。 (3)在這些元素的最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化合物中，酸性最強(qiáng)的是________，堿性最強(qiáng)的是________，呈兩性的氫氧化物是________(只寫一種)，寫出三者之間相互反應(yīng)的化學(xué)方程式________________________________________。,答案 (1)N Si P K (2)K O He O (3)HClO4 KOH Al(OH)3 Al(OH)3＋3HClO4===Al(ClO4)3＋3H2O Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O KOH＋HClO4===KClO4＋H2O,短周期元素A、B、C的原子序數(shù)逐漸增大，它們形成的離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，B和C的單質(zhì)都能跟水劇烈反應(yīng)，B為電負(fù)性數(shù)值最大的元素。B單質(zhì)與H2O反應(yīng)產(chǎn)生A單質(zhì)，0.5 mol C單質(zhì)跟水反應(yīng)時(shí)，在標(biāo)準(zhǔn)狀況下放出5.6 L H2，此時(shí)C轉(zhuǎn)化成具有氖原子核外電子層結(jié)構(gòu)的離子。問： (1)A、B、C各是什么元素？ (2)寫出CB與C2A2的電子式。 答案 (1)O、F、Na,【例3】?,電負(fù)性的概念 原子在分子中吸引成鍵電子能力相對(duì)大小的量度。 知識(shí)規(guī)律： 元素電負(fù)性的值是個(gè)相對(duì)的量，它沒有單位。電負(fù)性大的元素吸引電子能力強(qiáng)，反之就弱。同周期主族元素電負(fù)性從左到右逐漸增大，同主族元素的電負(fù)性從上到下逐漸減小。 根據(jù)元素電負(fù)性大小可以判別化合物分子中鍵的性質(zhì)。兩種元素的電負(fù)性差值(XA－XB)越大，形成鍵的極性越強(qiáng)。鮑林曾對(duì)A—B鍵的離子性大小提出如下經(jīng)驗(yàn)方程式。,學(xué)科思想培養(yǎng)三 元素的電負(fù)性學(xué)習(xí)指導(dǎo),一、,二、,1．,2．,當(dāng)鍵的離子性為50%時(shí)，相當(dāng)于兩元素電負(fù)性差值XA－XB＝1.665。因此，習(xí)慣上就以電負(fù)性差值ΔX大于或小于1.7作為判斷該A—B鍵的離子性或共價(jià)性的依據(jù)。當(dāng)ΔX＞1.7時(shí)，多數(shù)屬于離子鍵；當(dāng)ΔX＜1.7時(shí)，多數(shù)屬于共價(jià)鍵。離子鍵和共價(jià)鍵沒有嚴(yán)格的界限。 典例解析,三、,,不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用一定的數(shù)值X來表示。若X值越大。其原子吸引電子的能力越強(qiáng)，在分子中形成負(fù)電荷的一方，下面是某些短周期元素的X值：,【例1】?,(1)通過分析X值變化規(guī)律，確定N、Mg的X值范圍：________＜X(Mg)＜________，________ ＜X(N)＜________。 (2)推測X值與原子半徑關(guān)系是________。根據(jù)短周期元素的X值變化特點(diǎn)，體現(xiàn)了元素性質(zhì)的________變化規(guī)律。 (3)某有機(jī)化合物結(jié)構(gòu)式為：SC6H5ONH2其中S—N中，你認(rèn)為共用電子對(duì)偏向誰？________ (寫原子名稱)。 (4)經(jīng)驗(yàn)規(guī)律告訴我們：當(dāng)成鍵的兩原子相應(yīng)元素的X差值(ΔX)即ΔX＞1.7時(shí)，一般為離子鍵，ΔX＜1.7，一般為共價(jià)鍵，試推斷：AlBr3中化學(xué)鍵類型是________。 (5)預(yù)測元素周期表中，X值最小的元素的位置：________(放射性元素除外)。,解析 題中給出第二、第三周期元素的X值(其中缺少了氮、鎂兩種元素的X值)，X值與這種原子在分子中吸收電子的能力有關(guān)。 可根據(jù)元素性質(zhì)的周期性變化來推測鎂和氮的X值。從表中數(shù)值可看出，同周期中元素的X值隨原子半徑的減少而增大，X值的變化體現(xiàn)了元素性質(zhì)的周期變化。 用X值大小可判斷共價(jià)鍵中共用電子對(duì)偏向哪一方。對(duì)于S—N，由于N的X值大于S的X值，所以其中共用電子對(duì)偏向N原子。,表中查不到溴的X值，可根據(jù)元素周期律來推測，氯與溴同主族，氯的X值必定比溴的X值大，而：X(Cl)－X(Al)＝3.16－1.61＝1.451.7，而溴與鋁的X值之差必定小于1.45，所以溴化鋁肯定屬于共價(jià)化合物。 X值越小，元素的金屬性越強(qiáng)，X值最小的元素應(yīng)位于第六周期的IA主族。 答案 (1)0.93＜X(Mg)＜1.61，2.55＜X(N)＜3.44 (2)同周期(同主族)中，X值大，其原子半徑越小 周期性 (3)氮原子 (4)共價(jià)鍵 (5)第六周期ⅠA主族,1932年美國化學(xué)家鮑林(L.Pauling)首先提出了電負(fù)性的概念。電負(fù)性(用X表示)也是元素的一種重要性質(zhì)，下表給出的是原子序數(shù)小于20的16種元素的電負(fù)性數(shù)值：,【例2】?,請仔細(xì)分析，回答下列有關(guān)問題： (1)預(yù)測周期表中電負(fù)性最大的元素應(yīng)為________；估計(jì)鈣元素的電負(fù)性的取值范圍：________＜X＜________。 (2)根據(jù)表中的所給數(shù)據(jù)分析，同主族內(nèi)的不同元素X的值變化的規(guī)律是________________________________；簡述元素電負(fù)性X的大小與元素金屬性、非金屬性之間的關(guān)系________________________________________________。 (3)經(jīng)驗(yàn)規(guī)律告訴我們：當(dāng)形成化學(xué)鍵的兩原子相應(yīng)元素的電負(fù)性差值大于1.7時(shí)，所形成的一般為離子鍵；當(dāng)小于1.7時(shí)，一般為共價(jià)鍵。試推斷AlBr3中形成的化學(xué)鍵的類型為________，其理由是________________________。,答案 (1)F 0.8＜X＜1.2 (2)從上向下X值減小 元素電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)，金屬越弱；反之亦然 (3)共價(jià)鍵 因?yàn)锳lCl3中Cl和Al的電負(fù)性差值為1.5，而Br的電負(fù)性小于Cl，所以AlBr3中兩元素的電負(fù)性差值小于1.5,元素的原子在分子中吸引電子的能力可以用電負(fù)性X表示。下表是某些短周期元素的X值：,【例3】?,(1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)歸納元素的電負(fù)性與原子吸引電子的能力的關(guān)系_______________________________________。 (2)試推測，周期表所列元素中除放射性元素外，電負(fù)性最小的元素與電負(fù)性最大的元素形成的化合物的電子式為 ________________________________________________。 (3)若NCl3最初水解產(chǎn)物是NH3和HClO，則X(Cl)的最小范圍：________＜X(Cl)＜________(填表中數(shù)值)；若已知X(P)＜X(Cl)，則PCl3水解的化學(xué)反應(yīng)方程式是_________ __________________________________________________。,答案 (1)元素的電負(fù)性越大，原子吸引電子的能力越強(qiáng),1932年，美國化學(xué)大師Linus Pauling提出電負(fù)性(用希臘字母χ表示)的概念，用來確定化合物中原子某種能力的相對(duì)大小。Linus Pauling假定F的電負(fù)性為4，并通過熱化學(xué)方法建立了其他元素的電負(fù)性。Linus Pauling建立的主族元素的電負(fù)性如下：,【例4】?,回答下列問題： (1)縱觀各周期主族元素電負(fù)性變化，談?wù)勀銓?duì)元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化的理解：__________________________； (2)預(yù)測Te元素χ的值________； (3)你認(rèn)為Linus Pauling提出電負(fù)性的概念是確定化合物中原子哪種能力的相對(duì)大小？________________________。 答案 (1)每隔一定數(shù)目的元素，后面元素的變化重復(fù)前面元素變化的規(guī)律 (2)2.0＜χ＜2.4 (3)吸引電子的能力,