Question

不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用x表示，x越大，其原子吸引電子的能力越強(qiáng)，在所形成的分子中成為帶負(fù)電荷的一方．下面是某些短周期元素的x值．
（1）通過分析x值的變化規(guī)律，確定Mg、N的x值范圍
Mg：

0.93～1.57

、N：

2.55～3.44

．
（2）短周期元素x值的變化特點(diǎn)體現(xiàn)了元素性質(zhì)的

周期性

變化規(guī)律．
（3）某有機(jī)物分子中含有S-N鍵，你認(rèn)為電子對偏向

N

原子（填元素符號）．
（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△x大于l．7時(shí)一般形成離子鍵，△x小于1.7時(shí)一般形成共價(jià)鍵，試預(yù)測：AlBr₃中化學(xué)鍵的類型是

共價(jià)鍵

．設(shè)計(jì)實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證你的預(yù)測

測定熔融狀態(tài)下是否導(dǎo)電，若不導(dǎo)電則為共價(jià)鍵．

．

Answer 1

分析：（1）運(yùn)用電負(fù)性的遞變規(guī)律：同周期從左到右電負(fù)性逐漸增大，同主族從上到下電負(fù)性逐漸減�。�
（2）根據(jù)每隔一定數(shù)目的原子，元素的電負(fù)性逐漸增大，這種變化稱為周期性；
（3）根據(jù)N的電負(fù)性大于S的電負(fù)性；
（4）注意判斷共價(jià)化合物的依據(jù)：兩元素的電負(fù)性差值若小于1.7，形成共價(jià)鍵；若電負(fù)性的差值大于1.7，則形成離子鍵．

解答：解：（1）根據(jù)電負(fù)性的遞變規(guī)律：同周期從左到右電負(fù)性逐漸增大，同主族從上到下電負(fù)性逐漸減小，可知，在同周期中電負(fù)性Na＜Mg＜Al，同主族Be＞Mg＞Ca，最小范圍應(yīng)為0.93～1.57；同理，在同周期中電負(fù)性C＜N＜O，同主族N＞P，
最小范圍應(yīng)為2.55～3.44；故答案為：0.93～1.57；2.55～3.44．
（2）因每隔一定數(shù)目的原子，元素的電負(fù)性逐漸增大，這種變化稱為周期性，故答案為：周期性．  
（3）因N的電負(fù)性大于S的電負(fù)性，所以N吸引電子的能力強(qiáng)，故答案為：N．
（4）因同主族，電負(fù)性逐漸減小，故Br的電負(fù)性小于3.16，所以AlBr₃中Al與Br的電負(fù)性差值＜1.55，根據(jù)信息，電負(fù)性差值若小于1.7，則形成共價(jià)鍵，所以AlBr₃為共價(jià)化合物．離子化合物在熔融狀態(tài)下以離子形式存在，可以導(dǎo)電，但共價(jià)化合物不能導(dǎo)電．故答案為：共價(jià)鍵；測定熔融狀態(tài)下是否導(dǎo)電，若不導(dǎo)電則為共價(jià)鍵．

點(diǎn)評：本題考查電負(fù)性的變化規(guī)律：同周期從左到右有逐漸增大，同主族從上到下逐漸減小．