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元素的电负性越大,相应原子在所形成的分子中吸引电子的能力越强,成为负电荷一方。请分析以下短周期元素的电负性,回答问题:

 

Li

Be

B

C

O

F

电负性

0.98

1.57

2.04

2.53

3.44

3.98

 

Na

Al

Si

P

S

Cl

电负性

0.93

1.61

1.90

2.19

2.58

3.16

 (1)若Mg、N的电负性分别表示为X?(Mg)、X?(N),则X(Mg)、X(N)的各自范围是:

_________<X(Mg)< _________,_________<X(N)< _________。

(2)电负性与原子半径的关系是____________________________;短周期元素的电负性的变化特点,体现了元素性质的_________变化规律。

(3)某有机物中含有S—N键,你认为共用电子对偏向_________原子。

(4)经验规律告诉我们,当成键的两原子相对应的元素的电负性差值大于1.7时,一般为离子键,当电负性差值小于1.7时,一般为共价键。由此可推测AlBr3中化学键的类型是_________。

解析:(1)表中元素已按在周期表中的位置排列,分析它们电负性大小的变化,可得出以下结论:同周期从左到右,元素的电负性逐渐递增。因此,Mg的电负性应介于Na和Al的电负性之间,N的电负性应介于C和O的电负性之间,则0.93<X(Mg)<1.61,2.53<X(N)<3.44。 (2)同周期从左到右,元素的电负性随原子半径的递减而递增。表中列举了两个周期元素的电负性数据,这两个周期元素的电负性由小到大逐渐递增,体现了元素性质的周期性变化规律。(3)N元素的电负性大于S元素的电负性,在S—N键中共用电子对偏向氮原子。(4)可借助Cl的电负性估算Br与Al的电负性的差值。因Br的电负性小于Cl的电负性,可得AlBr3中Br与Al的电负性差值<3.16-1.61=1.55<1.7,由此可推测AlBr3中化学键的类型应是共价键。

答案:(1) 0.93 1.61 2.53 3.44 (2)元素的电负性随原子半径的递减而递增 周期性 (3)氮 (4)共价键

练习册系列答案
相关习题

科目:高中化学 来源: 题型:阅读理解

(12分)ABCDEFG七种前四周期元素,其原子序数依次增大。A的原子中没有成对电子;B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道,且每种轨道中的电子总数相同;D及其同主族元素的氢化物沸点变化趋势如图;F是地壳中含量最高的金属元素;GF同主族。请回答下列问题:

(1)写出F元素基态原子的核外电子排布式              

(2)BCD三种元素电负性由大到小的顺序是                (用元素符号表示);

(3)下列有关上述元素的说法,正确的是           (填序号);

CA3沸点高于BA4,主要是因为前者相对分子质量较大

②Ni(BD)4常温下为液态,易溶于CCl4、苯等有机溶剂,因此固态Ni(BD)4属于离子晶体

C的氢化物的中心原子采取sp2杂化

F单质的熔点高于E单质,是因为F单质的金属键较强

⑤比G的原子序数少1的元素第一电离能高于G

(4)CA3分子的空间构型为            ,1 mol B2A4分子中含有         molσ键;

(5)ED是优良的耐高温材料,其晶体结构与NaCl晶体相似。ED的熔点比NaCl高,其原因是                                           

说明:O摄氏度=273K

【解析】原子中没有成对电子只有氢元素,即A是H。基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道,说明这三种轨道分别是1s、2s和2p,又因为每种轨道中的电子总数相同,所以B是C。根据氢化物沸点变化趋势如图可判断,氢化物形成的晶体是分子晶体,但D的最高,沸点是100℃,说明氢化物中含有氢键,且D位于第二周期,故D是O。地壳中含量最高的金属元素是Al,即F是Al。GF同主族,G的原子序数最大,则G是Ga。由于ABCDEFG的原子序数依次增大,所以C是N。

(1)Al的原子序数是13,所以基态原子的核外电子排布式1S22S22P63S23P1

(2)电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引了的大小,非金属性越强,电负性越大。C、N、O均属于同一周期元素,原子序数逐渐增大,所以非金属性逐渐增强,即电负性大小顺序为O > N > C

(3)氨气中含有氢键所以其沸点高于甲烷的,①不正确。CCl4、苯等有机溶剂均属于非极性分子,根据相似相溶原理可判断Ni(CO)4应为分子晶体,②不正确。氨气分子中的中心原子有4对电子对,其中有1对孤电子对,所以空间构型是三角锥形,采用sp3杂化,③不正确。镁合铝是金属,形成的是金属晶体,金属原子半径越小,金属离子的电荷数越多,金属键越强,所以④正确。比G的原子序数少1的元素是锌,由于锌的核外电子均是全充满,稳定,所以其第一电离能要大于Ga,⑤正确。

(4)在CH2=CH2中含有4个C-H单键和1个碳碳双键,而双键又是又1个σ键和1个键构成的,所以1mol乙烯中含有5molσ键。

(5)氧化镁和氯化钠均属于离子晶体,形成离子晶体的离子键越强,熔点越高。形成离子键的离子半径越小,离子所带电荷数越多,离子键越强,镁离子半径小于钠离子半径氧离子半径小于氯离子半径,所以氧化镁的熔点高于氯化钠的。

 

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科目:高中化学 来源:2011-2012年福建漳州芗城中学高二下学期期中考试理科化学试卷(解析版) 题型:填空题

(12分)ABCDEFG七种前四周期元素,其原子序数依次增大。A的原子中没有成对电子;B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道,且每种轨道中的电子总数相同;D及其同主族元素的氢化物沸点变化趋势如图;F是地壳中含量最高的金属元素;GF同主族。请回答下列问题:

(1)写出F元素基态原子的核外电子排布式              

(2)BCD三种元素电负性由大到小的顺序是                 (用元素符号表示);

(3)下列有关上述元素的说法,正确的是            (填序号);

CA3沸点高于BA4,主要是因为前者相对分子质量较大

②Ni(BD)4常温下为液态,易溶于CCl4、苯等有机溶剂,因此固态Ni(BD)4属于离子晶体

C的氢化物的中心原子采取sp2杂化

F单质的熔点高于E单质,是因为F单质的金属键较强

⑤比G的原子序数少1的元素第一电离能高于G

(4)CA3分子的空间构型为            ,1 mol B2A4分子中含有          molσ键;

(5)ED是优良的耐高温材料,其晶体结构与NaCl晶体相似。ED的熔点比NaCl高,其原因是                                            

说明:O摄氏度=273K

【解析】原子中没有成对电子只有氢元素,即A是H。基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道,说明这三种轨道分别是1s、2s和2p,又因为每种轨道中的电子总数相同,所以B是C。根据氢化物沸点变化趋势如图可判断,氢化物形成的晶体是分子晶体,但D的最高,沸点是100℃,说明氢化物中含有氢键,且D位于第二周期,故D是O。地壳中含量最高的金属元素是Al,即F是Al。GF同主族,G的原子序数最大,则G是Ga。由于ABCDEFG的原子序数依次增大,所以C是N。

(1)Al的原子序数是13,所以基态原子的核外电子排布式1S22S22P63S23P1

(2)电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引了的大小,非金属性越强,电负性越大。C、N、O均属于同一周期元素,原子序数逐渐增大,所以非金属性逐渐增强,即电负性大小顺序为O > N > C

(3)氨气中含有氢键所以其沸点高于甲烷的,①不正确。CCl4、苯等有机溶剂均属于非极性分子,根据相似相溶原理可判断Ni(CO)4应为分子晶体,②不正确。氨气分子中的中心原子有4对电子对,其中有1对孤电子对,所以空间构型是三角锥形,采用sp3杂化,③不正确。镁合铝是金属,形成的是金属晶体,金属原子半径越小,金属离子的电荷数越多,金属键越强,所以④正确。比G的原子序数少1的元素是锌,由于锌的核外电子均是全充满,稳定,所以其第一电离能要大于Ga,⑤正确。

(4)在CH2=CH2中含有4个C-H单键和1个碳碳双键,而双键又是又1个σ键和1个键构成的,所以1mol乙烯中含有5molσ键。

(5)氧化镁和氯化钠均属于离子晶体,形成离子晶体的离子键越强,熔点越高。形成离子键的离子半径越小,离子所带电荷数越多,离子键越强,镁离子半径小于钠离子半径氧离子半径小于氯离子半径,所以氧化镁的熔点高于氯化钠的。

 

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