2018届高考一轮人教版原子结构与性质学案

2018届高考一轮人教版原子结构与性质学案

课时41　原子结构与性质 ‎【课时导航】‎ 复习目标 ‎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。‎ ‎4. 了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。‎ 知识网络 问题思考 问题1：价电子构型相同的原子一定属于同一族的元素吗?‎ 问题2：根据电离能和电负性能否判断元素的金属性和非金属性强弱?‎ ‎【课前自测】‎ ‎1. 请完成下列相关的核外电子排布式：‎ ‎(1)(2015·福建卷)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为　　　　。基态Ni原子的电子排布式为　　　　　　　　　，该元素位于元素周期表的　　　　族。‎ ‎(2)(2015·上海卷)Mg原子核外电子排布式为　　　　　；Ca原子最外层电子的能量　　　　　(填“低于”、“高于”或“等于”)Mg原子最外层电子的能量。‎ ‎(3)(2015·四川卷)Si基态原子的电子排布式是　　　　　　　　。‎ ‎(4)(2015·安徽卷)N的基态原子核外电子排布式为　　　　；Cu的基态原子最外层有　　　　个电子。‎ ‎(5)(2015·江苏卷)Cr3+基态核外电子排布式为　　　　　　　　　。‎ ‎2. (2016·各地模拟组合)‎ ‎(1)钠、镁、铝三种元素中第一电离能最大的是　　　　(填元素名称)。‎ ‎(2)某+2价阳离子核外电子排布式为[Ar]3d5，该金属的元素符号为　　　　。‎ ‎(3)基态硅原子的价电子排布式为　　　　　　。‎ ‎(4)与镁和硅都相邻的元素是铝，则3种元素的第一电离能从大到小的顺序为　　　　　　(用元素符号表示)。‎ ‎3. (2015·石家庄一模)a、b、c、d、e均为周期表前四周期元素，原子序数依次增大，相关信息如下表所示。‎ a 原子核外电子分占3个不同能级，且每个能级上排布的电子数相同 b 基态原子的p轨道电子数比s轨道电子数少1‎ c 在周期表所列元素中电负性最大 d 位于周期表中第4纵行 e 基态原子M层全充满，N层只有一个电子 ‎(1)按顺序，写出a、b、c、d、e的元素符号：　　　　、　　　　、　　　　、　　　　、　　　　。‎ ‎(2)d属于　　　　区的元素，其基态原子的价电子排布图为　　　　　　　　。‎ ‎(3)b与其同周期相邻元素第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　(用元素符号表示)。‎ ‎4. (2013·浙江卷)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：‎ 电离能 I1‎ I2‎ I3‎ I4‎ ‎……‎ In/kJ· mol-1‎ ‎578‎ ‎1 817‎ ‎2 745‎ ‎11 578‎ ‎……‎ 则该元素是　　　　　(填写元素符号)。‎ ‎【自主学习】‎ 考点1：　核外电子的运动状态与核外电子排布规律 ‎【基础梳理】‎ ‎1. 原子核外电子的运动特征 将多电子原子的核外电子按能量的差异分成不同的　　　　　　；各能层(n)‎ 最多容纳的电子数为　　　　　　。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的　　　　　　；能级类型的种类数与能层数相对应。同一个原子中，离核越近，n越小的电子能量　　　　；同一能层里，能级的能量按　　　　　的顺序升高，即E(s)E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(‎4f)>E(5p)、E(‎4f)>E(6s)等。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图(即轨道表示式)的主要依据之一。‎ ‎5. 能量最低原理 现代物质结构理论原理证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称　　　　　　。处于最低能量的原子叫做　　　　原子。原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量　　　　的能级里，然后排布在能量逐渐　　　　的能级里。‎ ‎6. 泡利原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向　　　　的电子。‎ ‎7. 洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向　　　　。(注意：全空、半充满或全充满状态能量最低、最稳定)‎ ‎8. 原子光谱 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同颜色的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的　　　　　　　　　，总称原子光谱。‎ ‎【举题说法】‎ ‎【例题1】　(2015·各地模拟组合)请完成下列填空：‎ ‎(1)Cu+基态核外电子排布式为　　　　　　　　　　。‎ ‎(2)基态Mn2+的电子排布式可表示为　 。‎ ‎(3)Ga与B同主族，Ga的基态原子核外电子排布式为　　　　　　　　。‎ ‎(4)Zn元素属于　　　　区元素，其基态原子的电子排布式为　　　　　　　　　　。‎ ‎【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d10(或 [Ar]3d10)‎ ‎(2)1s22s22p63s23p63d5(或 [Ar]3d5)‎ ‎(3)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或 [Ar]3d104s24p1)‎ ‎(4)ds　1s22s22p63s23p63d104s2‎ ‎【解析】　(1)Cu的原子序数为29，根据构造原理书写Cu+基态核外电子排布式为 [Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10。(2)Mn的原子序数为25，根据构造原理书写基态Mn2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或 [Ar]3d5。(4)Zn位于元素周期表的ⅡB族，属于ds区。‎ ‎【变式1】　(2016·各地模拟组合)请完成下列相关的核外电子排布式：‎ ‎(1)基态砷原子的电子排布式为　　　　　　　　。‎ ‎(2)铟与镓同是ⅢA族元素，写出铟基态原子的电子排布式：　　　　　　　　。‎ ‎(3)Cu属于　　　　区元素，基态Cu+核外价电子排布式为　　　　　　　　。‎ ‎【核心突破】‎ ‎　　1. 最易失去的电子的能量相对较高，但不一定是最高的，如Fe失去电子时是先失去能量较高的4s电子，然后才失去能量最高的3d电子。‎ ‎2. 能量越低的电子在离核越近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动。‎ ‎3. 电子排布式的书写：①要依据构造原理来完成；②对于副族元素要注意能级交错；③要注意“价电子排布”、“特征电子构型”、“最外层电子排布”的区别；④关注原子电子排布式与离子电子排布式的区别。‎ ‎4. 电子排布式的几个特例。Cr：[Ar]3d54s1、Cu：[Ar]3d104s1、Fe2+：[Ar]3d6。‎ ‎5. 核外电子排布出现1个未成对电子、2个未成对电子、3个未成对电子时，可用轨道表示式来分析。‎ 考点2：　原子的性质 ‎【基础梳理】‎ ‎1. 电离能 ‎ ‎(1)气态原子或离子　　　　　　　　　　　叫做电离能，单位为　　　　　　。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的最低能量称为　　　　　　。‎ ‎(2)根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子　　　　　　；反之，电离能越大，表示在气态时该原子　　　　　　　。同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有　　　　的趋势(一定要注意例外情况)，同一主族从上到下，元素的第一电离能　　　　　　。‎ ‎2. 电负性 ‎(1)　　　　　　　　　　　　　叫做键合电子；我们用电负性描述　　　　　　　　　　　　　。在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。电负性越大，元素的非金属性越强，反之越弱。‎ ‎(2)变化规律：在元素周期表中，同周期从左到右元素的电负性逐渐　　，同主族从上到下元素的电负性逐渐　 　。‎ ‎(3)金属元素的电负性越小，金属元素越　　　　；非金属元素的电负性越大，非金属元素越　　　　。‎ ‎3. 原子半径 元素周期表中，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐　　　　；同主族元素从上到下，原子半径逐渐　　　　。‎ ‎4. 原子结构与元素周期表 ‎(1)s区：特征电子排布ns1~2，均为主族元素，其价电子数=　　　　　。‎ ‎(2)p区：特征电子排布ns2np1~6(He：1s2除外)，包括ⅢA~ⅦA族、0族，其中主族元素的价电子数=　　　　，0族元素的价电子数为8(He为2)。‎ ‎(3)d区：特征电子排布(n-1)d1~9ns1~2，均为金属元素，其价电子数=　　　　　。‎ ‎(4)ds区：特征电子排布(n-1)d10ns1~2，均为金属元素，其最外层电子数=　　　　　。‎ ‎【举题说法】‎ ‎[电离能与电负性]‎ ‎【例题2】　尿素是一种重要的工业原料， 在‎160℃‎分解制备异氰酸和氨气，化学方程式为 CO(NH2)2HCNO+NH3。完成下列各题：‎ ‎(1)在上述反应所涉及的各元素中，原子半径最大的元素是　　　　。‎ ‎(2)在上述物质中有三种元素处于同周期，完成下列填空：‎ ‎①气态氢化物稳定性由大到小顺序是　 。‎ ‎②元素的第一电离能由大到小顺序是　 。‎ ‎③元素的电负性由大到小顺序是　 。‎ ‎(3)氰酸有两种结构，一种分子内含有三键≡N，称为氰酸，另一种分子内不含三键，称为异氰酸。则异氰酸分子中碳元素的化合价是　　　　　　。‎ ‎【答案】　(1)C　(2)①H2O>NH3>CH4　②N>O>C　③O>N>C　(3)+4‎ ‎【解析】　(1)电子层数越多，原子半径越大，同周期自左向右原子半径减小，碳、氢、氮、氧中，碳的原子半径最大。(2)碳、氮、氧位于同一周期，碳、氮、氧非金属性逐渐增强，气态氢化物稳定性逐渐增大，电负性逐渐增大，由于N原子结构中p轨道为半充满结构，比较稳定，所以第一电离能大小为CB、N>O，第3周期的Mg>Al、P>S等。‎ ‎2. 掌握用第一电离能、第二电离能、第三电离能等逐级电离能判断相应的元素，若第一电离能与第二电离能相差很大，则该元素的价电子为1个，若第一、第二电离能相差不大，但第二电离能与第三电离能相差较大，则该元素的价电子为2个，以此类推。‎ ‎3. 电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。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”的电负性则在1.8左右。一般来说电负性越小，金属性越强；电负性越大，非金属性越强。两元素电负性差值大于1.7的一般形成的是离子键，两元素电负性差值小于1.7的一般形成的是共价键。‎ ‎【随堂检测】‎ ‎1. 书写下列原子或离子基态时的电子排布式。‎ 微粒 电子排布式 微粒 电子排布式 微粒 电子排布式 Fe原子 Cu+‎ Cu2+‎ Cr原子 Fe2+‎ Mn2+‎ Cr3+‎ Fe3+‎ Ni原子 ‎2. 下列各组元素，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是(　　)‎ A. K、Na、Li B. Al、Mg、Na C. N、O、C D. Cl、S、P ‎3. 已知元素的电负性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 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 ‎1.5‎ ‎2.0‎ ‎1.5‎ ‎2.5‎ ‎2.8‎ ‎4.0‎ ‎1.0‎ ‎1.2‎ ‎3.0‎ ‎0.9‎ ‎3.5‎ ‎2.1‎ ‎2.5‎ ‎1.7‎ 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?‎ Mg3N2：　　　　、BeCl2：　　　　、AlCl3　　　　、SiC：　　　　。‎ ‎4. (2013·福建卷)依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。‎ ‎【参考答案】‎ ‎【参考答案】‎ 问题思考 问题1　价电子构型相同的原子不一定属于同一族的元素，如1s2(He)和2s2(Be)不是同一族。‎ 问题2　都是元素的性质，基本能判断。‎ 电负性的概念，用来表示两个不同原子形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，是元素的原子在分子中吸引共用电子的能力。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。一般认为，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性。‎ 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小能量叫做第一电离能。同一周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大，电离能呈增大趋势，表示元素原子越来越难失去电子。由碱金属元素，其电离能最小，到稀有气体由于具有稳定的电子层结构，其电离能最大。故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。但需要考虑例外情况，周期表中同周期的ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能，元素非金属性是同周期的ⅤA族元素的非金属性小于ⅥA族元素的非金属性。‎ 基础梳理 ‎【考点1】　1. 能层　2n2　能级　越低　s、p、d、f……‎ ‎2. 概率密度 ‎3. 球　哑铃　px、py、pz　5　7‎ ‎4. 交错 ‎5. 能量最低原理　基态　最低　升高 ‎6. 相反 ‎7. 相同 ‎8. 吸收光或发射光的波长和频率 ‎【考点2】　1. (1)失去一个电子所需的最低能量　kJ· mol-1　第一电离能　(2)越容易失去电子　越难失去电子　增大　逐渐减小 ‎2. (1)原子中用于形成化学键的电子　不同元素的原子对键合电子吸引力的大小　(2)增大　减小　(3)活泼　活泼 ‎3. 减小　增大 ‎4. (1)主族序数　(2)主族序数　(3)副族序数　(4)副族序数 趁热打铁，事半功倍。请同学们及时完成《配套检测与评估》中的练习。‎ ‎【课后检测】‎ 专题十　物质结构与性质(选考)‎ 课时41　原子结构与性质 ‎1. 现有短周期元素A、B、C、D、E五种元素，原子序数依次增大，A 是元素周期表中所有元素中原子半径最小的；B、C同周期且原子的最外层分别有4个、6个电子；D元素的简单离子是本周期元素的简单离子中半径最小的；E原子M层中p电子数比s电子数多2个。请按要求回答下列问题：‎ ‎(1) B元素基态原子的电子排布式为　　　　。‎ ‎(2) 元素E含有　　　　个能层，能级分别为　　　　　　　　。‎ ‎(3) 写出D元素最高价氧化物对应水化物的酸式电离方程式：　　　　　　　　　　　　。‎ ‎(4) 写出D、E形成的化合物与水反应的化学方程式：　　　　　　　　　　　　　　。‎ ‎2. 合成氨是人类科学技术上的一项重大突破，工业合成氨生产中常用铁触媒作催化剂。‎ ‎(1) 请写出Fe元素的基态原子核外电子排布式：　　　　　　　　。‎ ‎(2) 合成氨工业中，原料气(N2、H2及少量CO、NH3的混合气)中C、N、O三种元素的第一电离能由小到大的顺序为　　　　　　　　　。‎ ‎(3) (2013·新课标Ⅱ卷)在Fe、Ni、F、K四种元素中第一电离能最小的是　　　　　，电负性最大的是　　　　　。‎ ‎3. (2015·郑州第二次质测)‎ ‎(1) 硼(B)及其化合物在化学中有重要的地位。Ga与B同主族，Ga的基态原子核外电子排布式为　　　　　　　　　　　，B、C、O三元素的第一电离能由大到小的顺序是　　　　　　　　。‎ ‎(2) 第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有　　　　种。‎ ‎(3) 对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层n，各能层最多容纳的电子数为　　　　。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(　　)”或“<”，下同)I1(B)，I1(B)　　　　I1(He)。‎ ‎(2) 通常A元素的化合价是　　　　，对A元素呈现这种价态进行解释。‎ ‎①用原子结构的观点进行解释：  　　　　　　　　　　　　　　　。‎ ‎②用电离能的观点进行解释：   　。‎ ‎③写出D跟水反应的离子方程式：  　。‎ ‎【课后检测答案】‎ 专题十　物质结构与性质(选考)‎ 课时41　原子结构与性质 ‎1. (1) 1s22s22p2‎ ‎(2) 3　1s、2s、2p、3s、3p ‎(3) Al(OH)3Al+H++H2O ‎(4) Al2S3+6H2O2Al(OH)3+3H2S↑‎ ‎【解析】　依次推出A、B、C、D、E分别为H、C、O、Al、S，根据题意可得出各项答案。‎ ‎2. (1) [Ar]3d64s2(或1s22s22p63s23p63d64s2)‎ ‎(2) CC>B ‎(2) 3‎ ‎(3) 2n2　s　p　d　f ‎【解析】　(1) Ga与B同主族，位于第4周期ⅢA族，所以其基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1或 ‎ [Ar]3d104s24p1。第一电离能的大小和元素原子的非金属性有关，一般情况下，非金属性越强，第一电离能越大，当然，也要注意全充满和半充满的特殊情况，所以B、C、O三元素的第一电离能由大到小的顺序是O>C>B。(2) 因N的2p轨道处于半充满的稳定状态，因此N的第一电离能反常大于O，Be的2s轨道处于全满的稳定结构，其第一电离能大于B，因此第一电离能介于B、N间的第2周期元素有Be、C、O三种元素。‎ ‎4. (1) KOH、KClO、KClO3、HClO、HClO3等 ‎(2) 2H2O2H2↑+O2↑、‎ ‎2K+2H2O2KOH+H2↑‎ ‎(3) 焰色　AgNO3　稀硝酸 ‎(4) Ar　对太阳光进行光谱分析 ‎5. (1) 1s22s22p63s23p63d5　(2) NH3>CH4　(3) N>O>C ‎6. (1) ‎ ‎(2) 1s22s22p63s23p63d9(或 [Ar]3d9)‎ ‎(3) N>O>S ‎(4) As>Se>Ge>Ga ‎(5) F>O>N ‎(6) N>C>H ‎【解析】　(1) 铬原子的价电子排布为3d54s1，价电子排布图为。(2) Cu元素为29号元素，原子核外有29个电子，Cu2+核外有27个电子，Cu2+基态的电子排布式可表示为1s22s22p63s23p63d9或 [Ar]3d9。(3) N原子结构中2p轨道为半充满结构，比较稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，故第一电离能：N>O>S。(4) 同周期元素自左而右第一电离能总体呈增大趋势，但As原子中4p轨道为半充满结构，比较稳定，第一电离能大于相邻元素，故第一电离能：As>Se>Ge>Ga。(5) 同周期元素自左而右电负性逐渐增大。‎ ‎7. (1) H2　8　(2) Cl>Si>Al　(3) O　(4) 14‎ ‎【解析】　原子核内无中子的元素是氢元素；原子核外s亚层电子总数与p亚层电子总数相等的是1s22s22p4(氧元素)；元素的离子半径在该周期中最小的是Al3+；原子核外s亚层电子总数比p亚层电子总数少2的是1s22s22p63s23p2(硅元素)；最外层电子数比次外层电子数少1是1s22s22p63s23p5(氯元素)。‎ ‎8. (1) +2　1s22s22p63s23p2　(2) 5　4　(3) Mg>Al>Si>O　氧　(4) F>O ‎【解析】　(1) 根据氧元素-2价、硅元素+4价，铁橄榄石Fe2SiO4中铁元素化合价为+2价。(2) 硅元素原子核外电子排布式为1s2 2s22p63s23p2，所以硅元素的原子核外共有5种不同能级的电子，最外层共有4‎ 种不同运动状态的电子。(3) 属于短周期元素的是Mg、Al、Si、O，原子半径大小顺序是Mg>Al>Si>O；单质晶体只有氧气晶体微粒间存在两种相互作用：分子间作用力和共价键。(4) 某元素与氧元素组成的化合物中氧元素显+2价，说明电负性比氧元素更强，只有F元素。‎ ‎9. (1) 1s22s22p63s23p63d64s2　(2) sp3　(3) 电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量　(4) Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定　(5) 2　(6) Al ‎【解析】　(2) d为N元素，a为H元素，二者形成的NH3中N原子的杂化形式为sp3。(3) h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。(4) o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2+的基态离子电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满结构，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难；p元素为Fe，而Fe2+的基态离子电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第3个电子比较容易。(5) 第3周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。(6) 由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为ⅢA族元素，周期表中所列的ⅢA族元素i属于第3周期，应为Al。‎ ‎10. (1) 4　Ⅷ　2　(2) 小　H2O ‎(3) ‎ ‎(4) 丙烷(或正丁烷或2，2-二甲基丁烷)‎ HC+CH3COOHCH3COO-+CO2 ↑+H2O ‎【解析】　由题中信息可推知X、Y、Z、W分别为C、O、Na、Fe。(1)Fe的基态原子价电子排布式为3d64s2，最外层有2个电子。(2)同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，所以C的电负性小于O。(3)Na2O2与CO2反应的化学方程式为2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2，在标电子转移的方向和数目时，应注意Na2O2中氧元素化合价一部分升高、一部分降低。(4) 本小题为发散型试题，答案不唯一。烃分子中含有两种氢原子的烃较多，如丙烷(CH3CH2CH3)、丙炔(CH‎3C≡CH)等；由C、H、O三种元素形成的分子很多，但形成的无机阴离子只有HC ‎，因此能与HC反应的分子必须为羧酸，如CH3COOH、HCOOH等。‎ ‎11. (1) 共价键 ‎(2) 元素X的数值越大，元素的非金属性越强(或元素X的数值越小，元素的金属性越强)　原子半径越小，X的数值越大 ‎(3) Br大于I ‎(4) N ‎【解析】　(1) 根据表中数值，Al的X的数值是1.5，Br的X的数值小于2.8，所以Al和Br的X的数值之差小于1.7，AlBr3中的化学键为共价键。(2) 根据表中Cl与F，O与S，Si、P、S，Na、Mg、Al的X的数值可以知道元素的X的数值越大，元素的非金属性越强；第2周期Be、B、C、O、F的X的数值逐渐增大，说明原子半径越小，X的数值越大。(3) Br与I元素比较，Br元素半径小，X的数值大。(4) 因为C的X的数值是2.5，N元素原子半径比较小，所以X的数值大于2.5，所以该共用电子对偏向于N原子。‎ ‎12. (1) <　<‎ ‎(2) +1价　①钠原子失去一个电子后形成1s22s22p6式的原子轨道全充满的+1价阳离子，该离子结构体系能量低，极难再失去电子　②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多倍，通常Na原子只能失去一个电子　③2Na2O2+2H2O4Na++4OH-+O2↑‎ ‎【解析】　由s能级最多能容纳2个电子和nsx+1可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和(n+1)sx、nsx+1npxv+3可知，n等于2。因此(n+1)sx代表的完整电子排布式是1s22s22p63s1，A是钠(Na)；nsx+1npx+3代表的完整电子排布式是1s22s22p4，B是氧(O)。‎