第2課時元素周期律激趣入題·情境呈現(xiàn)自從認(rèn)識到元素周期表對化學(xué)、生產(chǎn)、生活的巨大指導(dǎo)作用之后，人們依據(jù)自己的認(rèn)識設(shè)計出若干種元素周期表。這一切的努力和成果，無非是為了更直觀體現(xiàn)元素周期律。元素周期律變化與海螺及浩瀚宇宙何其相似，你見過下面這些新型的元素周期表嗎？新知預(yù)習(xí)·自主探究一、原子半徑1．影響因素：2．遞變規(guī)律：二、電離能1．第一電離能的概念：__氣態(tài)電中性__基態(tài)原子失去__一個__電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的__最低能量__叫做第一電離能。2．第一電離能的變化規(guī)律：(1)同一周期，從左到右，元素的第一電離能呈__逐漸增大__的趨勢。(2)同一主族，從上到下，元素的第一電離能__逐漸減小__。三、電負(fù)性和“對角線規(guī)則”1．電負(fù)性：(1)定義：用來描述不同元素的原子對__鍵合電子__吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對__鍵合電子__的吸引力__越大__。(2)衡量標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。(3)遞變規(guī)律。①同周期，自左向右，元素的電負(fù)性逐漸__變大__。②同主族，自上而下，元素的電負(fù)性逐漸__變小__。(4)應(yīng)用：判斷金屬性和非金屬性的強弱。①金屬的電負(fù)性一般小于1.8。②非金屬的電負(fù)性一般大于1.8。③電負(fù)性在1.8左右的，既表現(xiàn)__金屬性__，又表現(xiàn)__非金屬性__。2．對角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素與其__右下方__的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。例如：X和Y就是對角線關(guān)系。預(yù)習(xí)自測·初試牛刀1．思考辨析：(1)電子的能層數(shù)多的元素的原子半徑一定比電子的能層數(shù)少的元素的原子半徑大。(×)(2)原子失去2個電子所需要的能量是其第一電離能的2倍。(×)(3)一般認(rèn)為元素的電負(fù)性小于1.8的為金屬元素，大于1.8的為非金屬元素。(√)(4)同周期元素從左到右第一電離能有增大的趨勢故第一電離能C<N<O。(×)2．下列關(guān)于微粒半徑的說法正確的是(C)A．電子層數(shù)少的元素的原子半徑一定小于電子層數(shù)多的元素的原子半徑B．核外電子層結(jié)構(gòu)相同的單核微粒半徑相同C．質(zhì)子數(shù)相同的不同單核微粒，電子數(shù)越多半徑越大D．原子序數(shù)越大，原子半徑越大解析：由于同周期主族元素原子半徑逐漸減小，故ⅦA族的原子半徑不一定比上一周期ⅠA族元素原子半徑大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)，A錯誤；對于核外電子層結(jié)構(gòu)相同的單核離子和原子，核電荷數(shù)越多，微粒半徑越小，B錯誤；質(zhì)子數(shù)相同的不同單核微粒，陰離子半徑>原子半徑>陽離子半徑，C正確；隨著原子序數(shù)的增大，原子半徑不是一直增大，而是周期性變化，D錯誤。3．對于以下各組微粒的半徑，難以確定前者一定大于后者的是(D)A．兩種原子的核外電子排布分別為：1s22s22p63s23p64s1和1s22s22p63s23p5B．兩種原子的電子排布圖為：和C．3s能級上填有2個電子的原子與2p能級上填有5個電子的原子D．3p軌道上有一個未成對電子的原子與3p軌道上半充滿的原子解析：A項中前者為K原子后者為Cl原子，原子半徑前者大；B項中前者為Si原子后者為P原子，兩者是同周期元素原子，原子半徑前者大于后者；C項中前者為Mg原子后者為F原子，原子半徑前者大于后者；D中前者為Al原子或Cl原子后者為P原子，原子半徑可能前者大也可能后者大。4．下列關(guān)于元素第一電離能的說法不正確的是(B)A．鉀元素的第一電離能小于鈉元素的第一電離能，故鉀的活潑性強于鈉B．因同周期元素的原子半徑從左到右逐漸減小，故第一電離能必依次增大C．最外層電子排布式為ns2np6(若只有K層時為1s2)的原子，第一電離能較大D．對于同一元素而言，原子的逐級電離能越來越大解析：鉀元素的第一電離能小于鈉元素的第一電離能，說明鉀失電子能力比鈉強，所以鉀的活潑性強于鈉，A正確；同一周期元素原子半徑隨著原子序數(shù)的增大而減小，第一電離能隨著原子序數(shù)的增大而呈增大趨勢，但由于p能級電子處于全充滿、半充滿、全空狀態(tài)時，原子為較穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能比同周期相鄰元素的大，故第ⅡA族元素的第一電離能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一電離能大于第ⅥA族元素，B錯誤；最外層電子排布式為ns2np6(若只有K層時為1s2)的原子達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去電子較難，所以其第一電離能較大，C正確；對于同一元素來說，原子失去電子個數(shù)越多，其失電子能力越弱，所以原子的電離能隨著原子失去電子個數(shù)的增多而增大，D正確。5．下列是幾種基態(tài)原子的核外電子排布式，其中對應(yīng)的元素電負(fù)性最小的是(C)A．1s22s22p3 B．1s22s22p5C．1s22s22p63s23p3 D．1s22s22p63s23p5解析：由元素原子的核外電子排布式可知，A為N，B為F，C為P，D為Cl，根據(jù)元素電負(fù)性在周期表中的變化規(guī)律可知，電負(fù)性最小的為P。6．在下列空格中，填上適當(dāng)?shù)脑胤枺?1)在第三周期中，第一電離能最小的元素是__Na__，第一電離能最大的元素是__Ar__。(2)在元素周期表中，電負(fù)性最大的元素是__F__，電負(fù)性最小的元素是__Cs__。(3)最活潑的金屬元素是__Cs__。(4)最活潑的氣態(tài)非金屬原子是__F__。(5)第二、三、四周期原子中p能級半充滿的元素是__N、P、As__。解析：同周期中從左到右，元素的第一電離能(除第ⅡA族、第ⅤA族反常外)逐漸增大，同周期中堿金屬元素第一電離能最小，稀有氣體第一電離能最大，故第三周期中第一電離能最小的為Na，最大的為Ar。電負(fù)性的遞變規(guī)律：同周期從左到右逐漸增大，同主族從上到下逐漸減小，故周期表中，電負(fù)性最大的元素是氟，電負(fù)性最小的為銫。課堂探究·疑難解惑知識點一微粒半徑大小的比較規(guī)律┃┃問題探究__■1．影響原子半徑的主要因素有哪些？如何影響？2．同周期(或同主族)元素(稀有氣體除外)，隨原子序數(shù)的遞增，原子半徑如何變化？┃┃探究提示__■1．提示影響因素：一是電子的能層數(shù)，二是核電荷數(shù)。能層越多，電子之間的負(fù)電排斥使原子的半徑增大；而核電荷數(shù)越大，核對電子的引力就越大，使原子的半徑減小。2．提示隨著原子序數(shù)的遞增，同周期元素原子半徑逐漸減小，同主族元素原子半徑逐漸增大。┃┃知識總結(jié)__■1．原子半徑的大小比較(1)同電子層：一般來說，當(dāng)電子層數(shù)相同時，隨著核電荷數(shù)的增加，其原子半徑逐漸減小(除稀有氣體外)，有“序小徑大”的規(guī)律。如r(11Na)>r(12Mg)。(2)同主族：一般來說，當(dāng)最外層電子數(shù)相同時，電子層數(shù)越多，原子半徑越大。如：r(Na)<r(K)、r(F)<r(Cl)。(3)當(dāng)電子層和最外層電子數(shù)均不同時，運用三角規(guī)律(A、B、C的相對位置如圖所示)：原子半徑：C>A>B，如：r(K)>r(Na)>r(Mg)。2．離子半徑的大小比較(1)對同一種元素來說，原子半徑>陽離子的半徑，如r(Na)>r(Na＋)；原子半徑<陰離子的半徑，如r(Cl)<r(Cl－)。(2)對于同種元素的各種粒子，核外電子數(shù)越多，半徑越大；核外電子數(shù)越少，半徑越小。如r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(H－)>r(H)>r(H＋)。(3)對于電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)多的半徑小，核電荷數(shù)少的半徑大。如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)、r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。但須注意，稀有氣體元素的原子半徑的測量標(biāo)準(zhǔn)和其他原子半徑的測量標(biāo)準(zhǔn)不同，不能比較。┃┃典例剖析__■典例1四種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5，則四種原子的半徑按由大到小的順序排列正確的是(B)A．①>②>③>④ B．②>①>③>④C．②>①>④>③ D．①>②>④>③解析：由四種元素基態(tài)原子的電子排布式可知，①為S原子，②為P原子，③為N原子，④為F原子，其中P、S元素處于第三周期，P原子的核電荷數(shù)小于S，則P的原子半徑大于S；N和F元素處于第二周期，N原子的核電荷數(shù)小于F，則N的原子半徑大于F；S原子比N原子多一個電子層，則S的原子半徑大于N原子，綜上所述，原子半徑由大到小的順序為P>S>N>F。規(guī)律方法指導(dǎo)：微粒半徑比較的一般思路(1)“一層”：先看電子層數(shù)，電子層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。(2)“二核”：若電子層數(shù)相同則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。(3)“三電子”：若電子層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。┃┃變式訓(xùn)練__■1．下列各組粒子，半徑大小比較中錯誤的是(C)A．K>Na>Li B．Na＋>Mg2＋>Al3＋C．Mg2＋>Na＋>F－ D．Cl－>F－>F解析：A項，同一主族元素原子半徑從上到下越來越大；B項，核外電子排布相同的離子，核電荷數(shù)越大，半徑越??；C項，同理，應(yīng)為Mg2＋<Na＋<F－；D項，Cl－比F－多一個電子層，Cl－>F－，F(xiàn)－比F多一個電子，故半徑大小為F－>F。知識點二電離能及其應(yīng)用┃┃問題探究__■1．什么是第一電離能？有什么應(yīng)用？2．對同一周期而言，哪族元素的第一電離能最??？哪族元素的第一電離能最大？3．同一周期從左到右，第一電離能如何變化？同主族從上到下，第一電離能為什么逐漸減小？┃┃探究提示__■1．提示氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需的最低能量，叫做第一電離能。第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度，第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個電子。2．提示同一周期，氫和堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大。3．提示同一周期從左到右，第一電離能總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢。同主族從上到下，越來越易失去電子，第一電離能逐漸減小。┃┃知識總結(jié)__■1．電離能的有關(guān)規(guī)律(1)第一電離能①每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，稀有氣體元素原子的第一電離能最大，同周期中從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。②同主族元素原子的第一電離能從上到下逐漸減小。表示元素原子越容易失去電子。③過渡元素的第一電離能變化不太規(guī)則，隨原子序數(shù)的遞增從左至右略有增加。(2)逐級電離能①原子的逐級電離能越來越大。首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去的電子都是能量較低的電子，所需要吸收的能量多；同時，失去電子后離子所帶正電荷對電子的吸引更強，從而電離能越來越大。②逐級電離能的遞增有突躍現(xiàn)象：當(dāng)電離能突然變大時說明電子的能層發(fā)生了變化，即同一能層中電離能相近，不同能層中電離能有很大的差距。如：鈉、鎂、鋁的電離能(kJ·mol－1)見下表：元素電離能NaMgAlI1496738578I2456214511817I3691277332745I495431054011575(3)金屬活動性順序與相應(yīng)的電離能的大小順序并不完全一致金屬活動性順序表示自左向右，在水溶液中金屬原子失去電子越來越困難。電離能是指金屬原子在氣態(tài)時失去電子成為氣態(tài)陽離子的能力，它是金屬原子在氣態(tài)時活潑性的量度。由于金屬活動性順序與電離能所對應(yīng)的條件不同，所以二者不可能完全一致。提示：通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的價電子排布分別為ns2、ns2np3，為全滿和半滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常。2．電離能的應(yīng)用(1)確定元素核外電子的排布。如Li：I1?I2<I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，而且最外層上只有一個電子。(2)確定元素在化合物中的化合價。如K元素I1?I2<I3，表明K原子容易失去一個電子形成＋1價陽離子。(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：I1越大，元素的非金屬性就越強；I1越小，元素的金屬性就越強。3．影響電離能的因素電離能的數(shù)值大小主要取決于原子的核電荷數(shù)、原子半徑以及原子的電子構(gòu)型。(1)一般來說，同一周期的元素具有相同的電子層數(shù)，從左到右核電荷數(shù)增大，原子的半徑減小，核對最外層電子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去電子，電離能也就越大。(2)同一主族元素電子層數(shù)不同，最外層電子數(shù)相同，原子半徑逐漸增大起主要作用，因此半徑越大，核對最外層電子的引力越小，越易失去電子，電離能也就越小。(3)電子構(gòu)型是影響電離能的第三個因素某些元素具有全充滿或半充滿的電子構(gòu)型，穩(wěn)定性也較高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外層s原子軌道全滿，p原子軌道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子軌道為半充滿狀態(tài)，0族He、Ne等元素原子p原子軌道為全滿狀態(tài)，均穩(wěn)定，所以它們比左右相鄰的元素的第一電離能大。┃┃典例剖析__■典例2第一電離能I1是指氣態(tài)原子X(g)失去一個電子成為氣態(tài)陽離子X＋(g)所需的能量。如圖是部分元素原子的第一電離能I1隨原子序數(shù)變化的曲線圖。請回答以下問題：(1)認(rèn)真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律，將Na～Ar之間六種元素用短線連接起來，構(gòu)成完整的圖像。____(2)從上圖分析可知，同一主族元素原子的第一電離能I1的變化規(guī)律是__從上到下依次減小__。(3)N元素的第一電離能比C、O元素的第一電離能大的原因是__N原子2p軌道半充滿，相對穩(wěn)定__。(4)氣態(tài)鋰原子失去核外不同電子所需的能量分別為失去第一個電子為519kJ·mol－1，失去第二個電子為7296kJ·mol－1，失去第三個電子為11799kJ·mol－1，由此數(shù)據(jù)分析鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個電子所需的能量的原因：__Li原子失去一個電子后變成Li＋，Li＋已形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去電子很困難__。解析：(1)根據(jù)題圖知，同一周期元素中，元素的第一電離能隨著原子序數(shù)的增大呈增大的趨勢，但第ⅡA族元素的第一電離能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一電離能大于第ⅥA族元素，所以Na～Ar之間的元素用短線連接起來的圖像為。(2)如題圖以第ⅠA族為例，同一主族元素原子的第一電離能(I1)從上到下依次減小，其他族一致。(3)由于N原子2p軌道半充滿，相對穩(wěn)定，所以N元素的第一電離能比C、O元素的第一電離能大。(4)由于Li原子失去一個電子后變成Li＋，Li＋已形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去電子很困難，所以鋰原子失去核外第二個電子時所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個電子所需的能量。規(guī)律方法指導(dǎo)：各元素原子的電離能大小，主要取決于原子的電子層結(jié)構(gòu)、核電荷數(shù)以及原子半徑的大小。隨著核電荷數(shù)遞增，元素的第一電離能呈現(xiàn)周期性變化。同周期元素的第一電離能在增大趨勢中出現(xiàn)第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族這兩處例外。┃┃變式訓(xùn)練__■2．下列敘述中正確的是(A)A．第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小B．鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大C．在所有元素中，氟的第一電離能最大D．鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大解析：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，故A項正確，C項不正確；由于鎂的簡化電子排布式為[Ne]3s2(3s能級全滿，3p能級全空)，而Al的簡化電子排布式為[Ne]3s23p1，故鋁的第一電離能小于鎂。B項不正確；鉀比鎂活潑，更易失去電子，鉀的第一電離能小于鎂的，D項錯誤。知識點三電負(fù)性的遞變規(guī)律和應(yīng)用┃┃問題探究__■1．什么是電負(fù)性？通常以幾為相對標(biāo)準(zhǔn)？2．同周期，從左到右，元素的電負(fù)性如何變化？同主族，從上到下，元素的電負(fù)性又如何變化？┃┃探究提示__■1．提示電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。通常以氟的電負(fù)性4.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)。2．提示同周期從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；同主族從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。┃┃知識總結(jié)__■1．電負(fù)性的遞變規(guī)律：元素的電負(fù)性呈現(xiàn)周期性變化。(1)同周期，自左向右，元素原子的電負(fù)性逐漸增大。(2)同主族，自上而下，元素原子的電負(fù)性逐漸變小。2．電負(fù)性的應(yīng)用：(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱。①金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8，而位于金屬、非金屬分界線兩側(cè)的元素的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。③電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子能力弱，元素的化合價為正值；電負(fù)性數(shù)值較大的元素在化合物中吸引電子能力較強，元素的化合價為負(fù)值。(2)判斷化學(xué)鍵的類型：一般地，如果兩個成鍵元素原子間的電負(fù)性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素原子間的電負(fù)性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵，且電負(fù)性數(shù)值差值越大，共價鍵的極性越強。(3)對角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素與其右下方的主族元素(如圖)的有些性質(zhì)是相似的(如硼和硅的含氧酸鹽都能形成玻璃且互熔)。被稱為“對角線規(guī)則”。Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2；Be、Al的電負(fù)性分別為1.5、1.5；B和Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8。它們的電負(fù)性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當(dāng)，表現(xiàn)出的性質(zhì)相似。┃┃典例剖析__■典例3不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用數(shù)值x來表示，若x越大，則原子吸引電子的能力越強，在所形成的分子中成為負(fù)電荷一方。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)通過分析x值的變化規(guī)律，確定N、Mg的x值范圍：__2.53__<x(N)<__3.44__；__0.93__<x(Mg)<__1.57__。(2)推測x值與原子半徑的關(guān)系是__x值越小，原子半徑越大__。(3)某有機物結(jié)構(gòu)簡式為C6H5SONH2，在S—N中，你認(rèn)為共用電子對偏向誰？__氮__(寫原子名稱)。(4)經(jīng)驗規(guī)律告訴我們當(dāng)成鍵的兩原子相應(yīng)元素電負(fù)性的差值Δx>1.7時，一般為離子鍵，當(dāng)Δx<1.7時，一般為共價鍵，試推斷AlBr3中化學(xué)鍵的類型是__共價鍵__。(5)預(yù)測在元素周期表中，x值最小的元素位置為__第六周期第ⅠA族__(放射性元素除外)。解析：由所給數(shù)據(jù)分析知：同周期元素從左到右，x值逐漸增大；同主族元素從上到下，x值逐漸減小。(1)同周期中x(Na)<x(Mg)<x(Al)，同主族中x(Mg)<x(Be)，綜合可得：0.93<x(Mg)<1.57，同理：2.53<x(N)<3.44。(2)x值在周期表中的遞變規(guī)律與原子半徑的恰好相反，即：同周期(同主族)元素中，x值越大，其原子半徑越小。(3)對比周期表中對角線位置的x值可知：x(B)>x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，則可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用電子對應(yīng)偏向N原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.55<1.7，又x(Br)<x(Cl)，所以AlBr3的Δx<1.55，為共價鍵。(5)根據(jù)遞變規(guī)律，x值最小的應(yīng)為Cs(Fr為放射性元素)，位于第六周期第ⅠA族。規(guī)律方法指導(dǎo)：電負(fù)性是不同元素的原子對鍵合電子的吸引力大小的量度，電負(fù)性越大，非金屬性越強。電負(fù)性的大小能用來判斷元素之間的成鍵類型，也可以用來判斷元素化合價的正負(fù)。電負(fù)性相同或差值小的非金屬元素原子之間形成的化學(xué)鍵主要是共價鍵。當(dāng)電負(fù)性差值為零時，通常形成非極性共價鍵；差值不為零時，形成極性共價鍵；而且差值越小，形成的共價鍵極性越弱。┃┃變式訓(xùn)練__■3．已知元素的電負(fù)性和原子半徑一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)，下表給出14種元素的電負(fù)性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi電負(fù)性1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.8試結(jié)合元素周期律知識回答下列問題：(1)根據(jù)上表給出的數(shù)據(jù)，可推知元素電負(fù)性的變化規(guī)律是__元素的電負(fù)性隨著原子序數(shù)的遞增呈周期性的變化(或同周期主族元素，從左到右，電負(fù)性逐漸增大)__。(2)由上述變化規(guī)律可推知，短周期主族元素中，電負(fù)性最大的元素是__F__，電負(fù)性最小的元素是__Na__，由這兩種元素形成的化合物屬于__離子__(填“離子”或“共價”)化合物。(3)某有機化合物的結(jié)構(gòu)簡式為在P—N鍵中，你認(rèn)為共用電子對偏向__氮__(寫原子名稱)。解析：(1)把表中給出的14種元素的電負(fù)性按原子序數(shù)由小到大的順序整理如下：元素LiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl原子序數(shù)345678911121314151617電負(fù)性1.01.52.02.53.03.54.00.91.21.51.82.12.53.0經(jīng)過上述整理后可以看出，3～9號元素，元素的電負(fù)性由小到大；11～17號元素，元素的電負(fù)性也是由小到大。所以元素的電負(fù)性同原子半徑一樣隨著原子序數(shù)的遞增呈周期性的變化(即同周期主族元素，從左到右，電負(fù)性逐漸增大)。(2)根據(jù)上述規(guī)律可得出短周期主族元素中，電負(fù)性最大的元素為F，電負(fù)性最小的元素為Na，二者形成的化合物——NaF為典型的離子化合物。(3)用電負(fù)性的大小可判斷共價鍵中共用電子對偏向哪一方。對于P—N鍵，由于N的電負(fù)性大于P的電負(fù)性，所以共用電子對偏向氮原子。核心素養(yǎng)·專家博客1．“對角線”規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，被稱為“對角線規(guī)則”。在第2、3周期中，具有典型“對角線”規(guī)則的元素有三對：Li與Mg、Be與Al、B與Si，這三對元素在周期表中位置如下表所示。它們相對應(yīng)的元素及其化合物的性質(zhì)有許多相似之處。有人從元素的電負(fù)性值相近解釋“對角線”規(guī)則，如電負(fù)性值分別為：鋰1.0、鎂1.2，鈹1.5、鋁1.5，硼2.0、硅1.8?！皩蔷€”關(guān)系的具體表現(xiàn)列舉如下：(1)鋰和鎂鋰與鈉雖屬同一主族，但與鈉的性質(zhì)相差較遠(yuǎn)，而它的化學(xué)性質(zhì)與鎂更相似，如：①鋰和鎂在氧氣中燃燒，并不生成過氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。②鋰和鎂都能直接與氮氣反應(yīng)生成氮化物：Li3N和Mg3N2。③鋰和鎂的氫氧化物在加熱時，可分別分解為Li2O、H2O和MgO、H2O。④鋰和鎂的碳酸鹽均不穩(wěn)定，加熱分解產(chǎn)生相應(yīng)的氧化物L(fēng)i2O、CO2和MgO、CO2。⑤含鋰和鎂的某些鹽類如碳酸鹽、磷酸鹽等均難溶于水。(2)鈹和鋁鈹和鋁的相似性表現(xiàn)如下：①兩者都是活潑金屬，鈹和鋁的單質(zhì)在冷的濃硝酸中都可以鈍化。②兩者的單質(zhì)、氧化物和氫氧化物既能溶于酸又能溶于強堿。2．金屬性強弱的判斷依據(jù)(1)單質(zhì)跟水或酸置換出氫的難易程度(或反應(yīng)的劇烈程度)：反應(yīng)越易，說明其金屬性就越強。(2)最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性強弱：堿性越強，說明其金屬性也就越強，反之則弱。(3)金屬間的置換反應(yīng)：依據(jù)氧化還原反應(yīng)的規(guī)律，金屬甲能從金屬乙的鹽溶液中置換出乙，說明甲的金屬性比乙強。(4)金屬活動性順序：從K→Ca→…→(H)→Cu→…→Au，金屬性逐漸減弱。需要指出的是，金屬性是指金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質(zhì)，金屬活動性是指在水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質(zhì)，二者順序基本一致，僅極少數(shù)例外。如金屬性Pb>Sn，而金屬活動性順序中Sn>Pb。(5)金屬陽離子氧化性的強弱：陽離子的氧化性越強，對應(yīng)金屬的金屬性就越弱。(6)元素的第一電離能的大?。涸氐牡谝浑婋x能數(shù)值越小，元素的原子越易失去電子，元素的金屬性越強。但元素的外圍電子排布影響元素的第一電離能，如Mg(3s2為全充滿狀態(tài)，穩(wěn)定)的第一電離能大于Al的第一電離能(3s23p1，失去的是3p軌道上的一個電子)。(7)元素電負(fù)性的大?。涸氐碾娯?fù)性越小，元素失電子的能力越強，元素的金屬性越強。3．非金屬性強弱的判斷依據(jù)(1)單質(zhì)跟氫氣化合的難易程度、條件及生成氫化物的穩(wěn)定性：越容易跟H2化合，生成的氫化物也就越穩(wěn)定，氫化物的還原性也就越弱，說明其非金屬性也就越強。(2)最高價氧化物對應(yīng)水化物酸性的強弱：酸性越強，說明其非金屬性越強。(3)非金屬單質(zhì)間的置換反應(yīng)：Cl2＋2KI=2KCl＋I2，說明氯的非金屬性比碘強。(4)元素的原子對應(yīng)陰離子的還原性：陰離子還原性越強，元