2018届高考化学知识点第一轮复习教案26(第2课时_电离能和电负性)
课件：专题2 2.2.2第2单元元素第一电离能和电负性的周期性变化
(2)观察分析如图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言，_碱__金__属__元素的第一电离能最小，_稀__有__气__体__ 元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从 _小___到__大__的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素，自上而下 第一电离能逐渐_减__小__，表 明自上而下原子越来越_易__ 失去电子。
2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同一周期，自左到右，主族元 素的电负性逐渐_增__大__，元素的非 金 属 性 逐 渐 _增__强__ ， 金 属 性 逐 渐 _减__弱__。 (2)同一主族，自上到下，元素的 电负性逐渐_减__小__，元素的金属性 逐渐_增__强__，非金属性逐渐_减__弱___。
3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 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。
(2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力_弱___，元素的化合价 为_正__值__。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力_强___，元素的化合价 为_负__值__。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素间的电负性差值_大__于_1.7，它们之间通常形成_离__子_键。 ②如果两个成键元素间的电负性差值_小__于_1.7，它们之间通常形成共__价__键。
归纳
电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
高中化学 第一章第二节 第2课时 元素周期律教案 新人教版选修3
第2课时元素周期律[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。
2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。
3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。
学生自主学习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．变化规律05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐同周期主族元素，从左到右原子半径□渐增大。
二、电离能1．第一电离能03最低(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。
(2)变化规律：如下图所示04增大趋势(有例外)。
①同周期：从左往右，第一电离能呈□05减小趋势。
②同主族：从上到下，第一电离能呈□2．逐级电离能(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。
可以表示为M(g)===M ＋(g)＋e －I 1(第一电离能) M ＋(g)===M 2＋(g)＋e －I 2(第二电离能) M 2＋(g)===M 3＋(g)＋e －I 3(第三电离能) (2)变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I 1＜I 2＜I 3＜…，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对外层电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
同理，I 3＞I 2、I 4＞I 3…I n ＋1＞I n 。
三、电负性与对角线规则 1．电负性2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。
如：1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？提示：不正确。
此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。
人教版高考化学一轮复习考点练26元素周期律元素周期表含答案
考点规范练26元素周期律元素周期表一、选择题1.下列电子排布式对应的原子中,第二电离能最大的是()。
A.1s22s22p5B.1s22s22p6C.1s22s22p63s1D.1s22s22p63s2答案:C解析:当失去1个电子后变成全充满的稳定结构时,第二电离能最大,故C项正确。
2.下列关于Na、Mg、Al的性质的叙述正确的是()。
A.还原性:Na>Mg>AlB.第一电离能:Na<Mg<AlC.电负性:Na>Mg>AlD.碱性:NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3答案:A解析:根据同周期元素从左到右金属性逐渐减弱可知,还原性Na>Mg>Al,故A项正确。
同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势,但第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素,因此第一电离能Na<Al<Mg,故B项错误。
同周期元素从左到右电负性逐渐增大,因此电负性Na<Mg<Al,故C项错误。
同周期元素从左到右金属性逐渐减弱,其碱性逐渐减弱,因此碱性NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,故D项错误。
3.不能说明X的电负性比Y的电负性大的是()。
A.与H2化合时X单质比Y单质容易B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C.X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来答案:C解析:A项,与H2化合时X单质比Y单质容易,则X的非金属性强于Y的非金属性,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y的电负性大,不符合题意;B项,X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强,则X的非金属性强于Y的非金属性,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y的电负性大,不符合题意;C项,X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多,不能说明X的电负性比Y的电负性大,如Si的电负性比H小,符合题意;D项,X单质可以把Y从其氢化物中置换出来,则X的非金属性强于Y的非金属性,元素非金属性越强电负性越大,能说明X的电负性比Y的电负性大,不符合题意。
高考化学一轮复习 物质结构与性质第1节原子结构与性质考纲点击教学案
物质结构与性质第1节原子结构与性质考纲点击1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2．了解元素电离能、电负性的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
一、能层与能级1．能层、能级、原子轨道(1)能层多电子原子的核外电子的________是不同的。
按电子的______差异，可将核外电子分成不同的能层。
原子核外电子的每一能层(序号为n)最多可容纳的电子数为________。
(2)能级多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成________；同一能层里，能级的能量按__________的顺序升高。
(3)原子轨道电子云轮廓图称为原子轨道。
s电子的原子轨道都是______形的，n s能级上各有____个原子轨道；p电子的原子轨道都是________形的，n p能级上各有____个原子轨道；n d能级上各有____个原子轨道。
随着____________的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p，______，____，____，____，____，____，4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
即时训练1 下列说法中错误的是____________。
①在n＝3的电子层中，可能有的最多轨道数是8②电子云表示电子在核外单位体积的空间出现的机会多少③3s的能量小于2p的能量④3p的能量小于4p的能量⑤3d的能量小于4s的能量⑥Fe原子中有3f轨道⑦3d轨道最多容纳的电子数小于4d轨道最多容纳的电子数⑧L电子层只有两个能级特别提示：(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识归纳
高中化学电子排布、第一电离能和电负性知识归纳一、原子结构1. 原子的组成: 原子核、核外电子2. 原子的特点：原子不显电性，体积小，质量小，质量主要集中在原子核上，原子核的密度非常大3. 核外电子排布规律（1 ）能量最低原理（2 ）每一层最多容纳电子数：2n 2 个（3 ）最外层电子数不超过8 个（K 层为最外层时不超过2 个）（4 ）次外层电子数不超过18 个，倒数第三层不超过32 个二、能层与能级能量最低原理: 原子的电子排布遵循能使整个原子的能量处于最低状态基态原子: 处于最低能量的原子1. 能层: 核外电子的能量是不同的, 按电子能量差异，可以将核外电子分成不同的能层——电子层同一能层的电子，能量也可能不同，还可以分成不同能级能级数2. 能级：s 、p 、d 、f····以s 、p 、d 、f···· 排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1 、3 、5 、7 、······ 的二倍。
能级数= 能层序数(n)三、构造原理1. 电子排布式Na ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 1试书写N 、Cl 、K 、26 Fe 原子的核外电子排布式注意：24 Cr ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 129 Cu ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 26 3d 10 4s 1离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原则无关1) 、能量最低原理2 ）、每个原子轨道上最多能容纳__2__ 个电子，且自旋方向__ 相反____ （泡利不相容原理）3 ）、当电子排布在同一能级时，总是__ 首先单独占一个轨道__ ，而且自旋方向_ 相同__。
（洪特规则）4) 、补充规则：全充满（p 6 ，d 10 ，f 14 ）和半充满（p 3 ，d 5 ，f 7 ）更稳定2. 简化电子排布式15P:[Ne]3s 2 3p 3 （表示内层电子与Ne 相同。
人教版高中化学选修3-1.2《电离能、电负性及其应用》名师教案
《原子结构与元素的性质》第2课时——电离能、电负性及其应用安阳市汤阴一中王秀荣【教学目标】知识目标：1.了解电离能的涵义，并应用电离能说明元素的某些性质；2.认识主族元素电离能的变化规律，了解元素电离能的变化规律与核外电子排布的关系；3.了解电负性的涵义，并应用电负性说明元素的某些性质；4.运用电负性知识解释对角线规则。
能力目标：通过本节课使学生体验结构化学的学习方法，掌握一般与特殊、共性与个性的辩证关系，通过模型、折线图等展示与探究提升学生的读图能力，进一步培养学生分析问题、解决问题的能力。
情感态度与价值观：1.由化学史教育导入，使学生了解电离能、电负性的研究源由和发展历史，激发学生的学习兴趣，培养学生热爱化学的情感。
使学生体验科学源自需要，科学研究其实离我们并不远；2.通过自制模型，将抽象问题具体化，使学生感受化学的结构美与规律美。
【教学方法】观察法、归纳法、探究法、小组互助学习法等。
【教学设计】导入语：通过前面的学习我们已经知道，在元素周期表中，元素的性质随着核电荷数的增加呈现周期性变化，如原子半径、化合价、元素金属性与非金属性等。
随着科学的发展，定性研究元素的性质已远远不够，定量描述元素的性质已成为科学的必然，今天我们就来深入研究两种定量研究元素性质的物理量。
[板书]电离能、电负性及其应用[导入]首先让我们跟随科学的脚步，慢慢揭开电离能与电负性的研究起源。
[视频]放影电离能、电负性的发展历史。
科学发展至今，电离能与电负性早已被人们广泛应用。
那么什么是电离能？它又有哪些规律和应用呢？下面我们逐一研究。
[板书]一、电离能1.定义：气态电中性基态原子失去一个电子．．．．．．．．．．．．．．．．．．转化为气态基态正离子所需要的最低能量．．．．．。
．．．．叫做第一电离能2.表示方法：符号：I1 ，单位：kJ/mol3.规律：[展示模型] 展示自制的第一电离能模型。
这是我根据主族元素和零族元素的第一电离能数据自制的比例模型，它们的高度代表能量的高低。
电负性和电离能PPT演示课件
气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子 所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。以此 类推分别叫第三电离能，第四电离能……
•1
思考与探究： 观察下图，总结第一电离能的变化律。
A QCl2 B RCl
C SCl2
D UCl3
3、Ｓ可能位于元素周期表中哪个区（ ）
ＡＳ区元素 Ｂ区取元素 Ｃd区元素 Ｄds区元素
•5
（三）电负性 （阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生 的强烈的化学作用力，叫做化学键。
键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为 键合电子。
什么 ？
元素 电离能
Na
Mg
Al
I1
496 738
577
I2
4562 1451 1817
I3
6912 7733 2745
I4
9540 10540 11578
原子逐级电离能越来越大
原子逐级电离能出现突变时判断元素 的化合价
•4
课堂练习:
根据下列五种元素的电离能数据（kj/moL),完成相关习题
元素
Ｉ１
Be2++2H2O
Be(OH)2+2H+
•15
1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的
电负性相差小于1.7，它们通常形成共价键。查阅
下列元素的电负性数值，判断：①NaF②AlCl3③NO ④MgO⑤BeCl2⑥CO2 共价化合物（ ②③⑤⑥ ）
离子化合物（
高中化学电离能教案
高中化学电离能教案
一、教学目标：
1. 理解电离能的概念及重要性；
2. 掌握电离能的计算方法；
3. 能够分析电子亲和能的实验数据。
二、教学重点：
1. 电离能的定义和计算方法；
2. 电离能与原子结构的关系；
3. 电离能与元素的位置在周期表中的关系。
三、教学过程：
1. 引入：通过实验或示意图引入电离能的概念，让学生了解电离能的重要性和意义。
2. 概念讲解：解释电离能的概念及其在原子结构中的作用，引导学生理解电离能与电子亲
和能之间的关系。
3. 计算方法：讲解电离能的计算方法，并通过实例演示如何计算不同元素的电离能值。
让
学生掌握计算电离能的技巧。
4. 实验分析：引导学生分析电子亲和能的实验数据，让他们理解电离能与元素性质的关系。
5. 总结：总结电离能的概念和计算方法，强调电离能在化学研究中的重要性。
四、教学评估：
1. 复习练习：布置相关的练习题，让学生巩固所学知识；
2. 课堂讨论：组织学生讨论电离能对元素性质的影响，鼓励他们发表自己的见解；
3. 小测验：进行一次小测验，测试学生对电离能的理解程度。
五、作业布置：
1. 完成相关的练习题；
2. 阅读相关资料，进一步了解电离能的应用领域。
六、课后反思：
通过本节课的教学，学生对电离能的概念和计算方法有了更深入的理解，能够独立计算不同元素的电离能值，并理解电离能在化学领域的重要性。
同时，也要不断反思和改进教学方法，以提高教学效果。
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第2课时电离能和电负性1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。
(重点)2.了解电离能和电负性的简单应用。
(重难点)电离能[基础·初探]1.第一电离能(1)含义某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示，单位：kJ·mol－1。
(2)意义第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(4)与原子的核外电子排布的关系通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
2.第二电离能和第三电离能(1)第二电离能＋1价气态离子失去1个电子，形成＋2价气态离子所需要的最低能量，用I2表示。
(2)第三电离能＋2价气态离子再失去1个电子，形成＋3价气态离子所需的最低能量，用I3表示。
(3)同一元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增大。
1.镁和铝的第一电离能谁大，为什么？【提示】镁的大。
因为当原子的外围电子排布处于半满、全满或全空时，原子的能量较低，第一电离能较大。
镁的外围电子排布为3s2，铝的外围电子排布为3s23p1，镁的3p轨道全空，3s轨道全满，故镁的第一电离能大。
2.为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋，镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋？【提示】Na失去一个电子后已达到稳定结构，第二电离能远大于第一电离能，所以钠易形成Na＋，而不易形成Na2＋；Mg失去2个电子后已达到稳定结构，第三电离能远大于第二电离能，所以镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3＋。
[合作·探究]1.同一周期，第一电离能的递变规律探究(根据教材P20～21图212和图213)。
(1)同一周期，第一电离能的大小变化趋势如何？【提示】从左到右，呈现增大的趋势，零族元素最大，ⅠA族元素最小。
(2)同一周期，哪些族的第一电离能出现反常？具体说明大小。
【提示】ⅡA和ⅤA族出现反常，第一电离能ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
(3)第三周期中元素的第一电离能的大小顺序如何？用元素符号表示。
【提示】Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar。
2.逐级电离能的大小规律探究(根据教材P21，表26)(1)同一元素原子的I1、I2、I3、I4大小顺序如何？【提示】I1＜I2＜I3＜I4＜……(2)根据逐级电离能大小如何判断元素的最高化合价？具体说明。
【提示】根据逐级电离能大小的突变判断，如I1≪I2时元素化合价为＋1价。
如I n ≪I n＋1时元素的化合价为＋n价。
[核心·突破]1.电离能的变化规律(1)第一电离能①每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)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，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。
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，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。
②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。
如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5……2.第一电离能与原子核外电子排布(1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
(2)在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。
金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。
3.电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子的核外电子的排布如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(3)判断元素的金属性、非金属性强弱一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
[题组·冲关]1.下列说法中正确的是( )【导学号：61480016】A.第3周期所含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.在所有的元素中，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【解析】镁的电子排布式为1s22s22p63s2，各轨道处于全充满状态，比较稳定，第一电离能比铝的大，B错；第一电离能Ne>F，C错；第一电离能Mg>Ca>K，D错。
【答案】 A2.(1)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：电离能I1I2I3I4……Ia/kJ·mol－15781817274511578……则该元素是________(填写元素符号)。
②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。
Ge的最高价氯化物分子式是________。
(2)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有________种。
【解析】(1)应用“结构决定性质，性质反映用途”作理论指导，分析、解决相关问题。
①分析表中数据可知，该元素的逐级电离能中，I1、I2、I3与I4相差较大，说明该元素原子最外层有3个电子，显然该元素为Al。
②锗原子核外有32个电子，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2。
Ge元素的最高化合价为＋4，其氯化物为GeCl4。
(2)Be、B、N、O原子的最外层电子排布式分别为2s2、2s22p1、2s22p3、2s22p4，Be原子的2s轨道处于全充满的稳定状态，故其第一电离能大于B；N原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，故其第一电离能大于O，因此元素的第一电离能介于B和N元素之间的第二周期的元素有Be、C、O 3种。
【答案】(1)①Al②1s22s22p63s23p63d104s24p2GeCl4(2)3【误区警示】元素性质与第一电离能在同周期变化的差异(1)同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(2)同周期，从左到右，第一电离能大小顺序为ⅠA＜ⅢA＜ⅡA＜ⅣA＜ⅥA＜ⅤA＜ⅦA ＜0族。
电负性[基础·初探]1.含义电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量。
指定F 的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2.变化规律变化规律—⎪⎪⎪⎪⎪⎪――→同周期⎩⎨⎧ 主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强――→同主族⎩⎨⎧元素的电负性从上到下呈现减小趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱(1)元素的原子在化合物中吸引电子的能力叫电负性。
( )(2)同一周期从左到右，元素的电负性递增，同一主族，从上到下，元素的电负性递减。
( )(3)同一周期(稀有气体除外)碱金属元素的第一电离能最小，电负性最小；ⅦA族元素的第一电离能最大，电负性最大。
( )(4)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物。
( )【提示】(1)√(2)√(3)√(4)×[核心·突破]1.电负性的变化规律电负性是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
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。
2.电负性的应用(1)衡量元素的金属性和非金属性及其强弱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电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性较小的元素集中在元素周期表的左下角。
(2)衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化学键的类型一般认为：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；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
[题组·冲关]1.下列各组元素的电负性大小顺序正确的是( )A.P＜N＜O＜FB.S＜O＜N＜FC.Si＜Na＜Mg＜Al .D.Br＜H＜Zn【解析】电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。
同一周期内从左到右，元素的电负性增大，同一主族内从上至下电负性减小。
根据这一规律判断，A正确。
【答案】 A2.(1)Ni是元素周期表中第28号元素，第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。
(2)基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性较大的是________________，BN中B元素的化合价为________。
【解析】(1)Ni有2个未成对电子，第2周期所含元素的基态原子中有2个未成对电子的原子为碳原子和氧原子，电负性较小的元素为C(碳)。
(2)B的原子序数为5，其基态原子的电子排布式为1s22s22p1；B和N都属于第2周期元素，同周期自左至右元素的电负性逐渐增大，故电负性较大的是N；B属于ⅢA族元素，化合价为＋3价。
【答案】(1)C(碳) (2)1s22s22p1N ＋3价3.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：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】元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。
据已知条件及上表中数值：Mg3N2中两成键元素间的电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两成键元素间的电负性差值分别为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)随着原子序数的递增，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。