Question

1932年美國化學家鮑林首先提出電負性的概念．電負性（用X表示）也是元素的一種重要性質(zhì)，下表給出的是原子序數(shù)小于20的16種元素的電負性數(shù)值：

元素	H	Li	Be	B	C	N	O	F
電負性	2.1	1.0	1.5	2.0	2.5	3.0	3.5	4.0
元素	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	K
電負性	0.9	1.2	1.5	1.7	2.1	2.3	3.0	0.8

請仔細分析，回答下列有關(guān)問題；
（1）預測周期表中電負性最大的元素應為

F

；估計鈣元素的電負性的取值范圍：

0.8

＜X＜

1

．
（2）根據(jù)表中的所給數(shù)據(jù)分析，同主族內(nèi)的不同元素X的值變化

自上而下電負性降低，

；  簡述元素電負性X的大小與元素金屬性、非金屬性之間的關(guān)系

非金屬性越強電負性越大，金屬性越強電負性越小

．  
（3）經(jīng)驗規(guī)律告訴我們：當形成化學鍵的兩原子相應元素的電負性差值大于1.7時，所形成的一般為離子鍵；當小于1.7時，一般為共價鍵．試推斷AlBr3中形成的化學鍵的類型為

共價鍵

，其理由是

AlCl₃中兩電負性之差為1.5，Br元素的電負性小于Cl元素電負性，AlBr₃中兩電負性之差小于1.5

．

Answer 1

分析：（1）電負性表示對鍵合電子的吸引力，電負性越大對鍵合電子吸引力越大，所以非金屬性越強電負性越強，故電負性最強的物質(zhì)在周期表的右上角（零族元素除外）；
由表中數(shù)據(jù)可知，同周期自左而右電負性增大，同主族自上而下電負性降低，非金屬性越強電負性越強，故金屬性越強電負性越小，鈣元素的電負性比K元素大，但小于Li元素的電負性；
（2）由表中數(shù)據(jù)可知，同周期自左而右電負性增大，同主族自上而下電負性降低，故非金屬性越強電負性越大，金屬性越強電負性越��；
（3）AlCl₃中兩電負性之差為1.5，Br元素的電負性小于Cl元素電負性，AlBr₃中兩電負性之差小于1.5．

解答：解：（1）電負性表示對鍵合電子的吸引力，電負性越大對鍵合電子吸引力越大，所以非金屬性越強電負性越強，故電負性最強的物質(zhì)在周期表的右上角為F元素；
由表中數(shù)據(jù)可知，同周期自左而右電負性增大，同主族自上而下電負性降低，非金屬性越強電負性越強，故金屬性越強電負性越小，故鈣元素的電負性比K元素大，但小于Li元素的電負性，即0.8＜X（Ca）＜1，
故答案為：F，0.8、1；
（2）由表中數(shù)據(jù)可知，同周期自左而右電負性增大，同主族自上而下電負性降低，故非金屬性越強電負性越大，金屬性越強電負性越小，
故答案為：自上而下電負性降低，非金屬性越強電負性越大，金屬性越強電負性越小；
（3）AlCl₃中兩電負性之差為1.5，Br元素的電負性小于Cl元素電負性，AlBr₃中兩電負性之差小于1.5，故AlBr₃中化學鍵為共價鍵，
故答案為：共價鍵，AlCl₃中兩電負性之差為1.5，Br元素的電負性小于Cl元素電負性，AlBr₃中兩電負性之差小于1.5．

點評：考查電負性及與金屬性非金屬性的關(guān)系等，難度中等，清楚主族元素電負性的遞變規(guī)律是解題關(guān)鍵．