第1-2-2讲-元素周期律-(解析版)

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质第2课时元素周期律【典例1】（2021·浙江·诸暨中学高二期中）下列说法中，正确的是A．所有的非金属元素都分布在p区B．第一电离能的大小可以作为判断金属性强弱的依据C．共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现为负价D．第四周期的金属元素从左到右，元素的金属性依次减弱【答案】C【解析】A．大多数非金属元素分布在p区，H位于s区，A错误；B．第一电离能：Mg＞Al，金属性Mg＞Al，而第一电离能Na＜Mg，但金属性Na＞Mg，可见第一电离能的大小关系与金属性强弱关系并不一致，B错误；C．电负性越大吸引电子的能力越强，电子带负电，所以共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现为负价，C正确；D．第四周期的金属元素包含副族元素，Zn比Cu靠右，但Zn金属性强于Cu，D错误；综上所述答案为C。【典例2】（2022·天津和平·高二期末）现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③；④。则下列比较中，正确的是A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>①【答案】A【解析】【分析】由题干信息可知，①即为S；②即为P；③即为N；④即为F，据此分析解题。【详解】A．同一周期从左往右元素第一电离能呈增大趋势，IIA与IIIA、VA与VIA反常，同一主族从上往下元素的第一电离能依次减小，故第一电离能：④>③>②>①，A正确；B．同一周期从左往右主族元素原子半径依次减小，同一主族从上往下元素原子半径依次增大，故原子半径：②>①>③>④，B错误；C．同一周期从左往右元素电负性依次增大，同一主族从上往下元素电负性依次减小，故电负性：④>③>①>②，C错误；D．主族元素的最高正价等于其最外层电子数(O、F除外)，故最高正化合价：①>③=②>④，D错误；故答案为：A。【典例3】（2021·贵州·凯里市第三中学高二阶段练习）某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol-1，如表所示。关于元素R的判断中正确的是I1I2I3I4I5I657818172745115781483118378A．R元素基态原子的电子排布式为。B．R的最高正价为+3价。C．R元素的颜色反应为黄色。D．R元素位于元素周期表中第ⅡA族。【答案】B【解析】【分析】该元素第四电离能剧增，说明该原子最外层有3个电子，可能是硼或铝，据此回答。【详解】A．该原子最外层有3个电子，基态原子的电子排布式ns2np1，A错误；B．该原子最外层有3个电子,最高价为+3价，B正确；C．钠元素的焰色反应为黄色，该元素不是钠元素，C错误；D．该元素最外层有3个电子，应该在ⅢA族，D错误；故选B。一．原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。3．原子或离子半径的比较方法(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。二．电离能1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念①第一电离能：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，符号：I1。②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。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。2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。3．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。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，易失去一个电子形成＋1价阳离子。(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。三．电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。2．递变规律(1)同周期，自左到右，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．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱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)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。（变式训练1）（2021·辽宁沈阳·高二阶段练习）下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p3②1s22s22p5③1s22s22p63s23p3④1s22s22p63s23p4，则下列有关的比较中正确的是A．原子半径：④＞③＞②＞①B．电负性：②＞③＞④＞①C．第一电离能：②＞①＞③＞④D．最高正化合价：②＞④＞③=①【答案】C【分析】根据原子核外电子排布式可知①是N元素，②是F元素，③是P元素，④是S元素，然后根据元素周期律分析解答。【详解】A．原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期元素原子序数越小，原子半径越大，则上述四种元素的原子半径大小关系为：③＞④＞①＞②，A错误；B．一般情况下原子核外电子层数越少，元素的电负性越大；当元素处于同一周期时，元素的电负性随原子序数的增大而增大，所以上述四种元素的电负性大小关系为：②＞①＞④＞③，B错误；C．一般情况下原子核外电子层数越少，第一电离能越大；当元素处于同一周期时，第一电离能随原子序数的增大而增大，若元素处于第VA，电子处于轨道的半充满的稳定状态，第一电离能大于相邻元素，故上述四种元素的第一电离能大小关系为：②＞①＞③＞④，C正确；D．一般情况下，元素最高化合价数值等于原子核外最外层电子数，但F由于原子半径小，得到电子能力强，没有+7价。N、P最高为+5价，S最高为+6价，所以上述四种元素的最高正化合价大小关系为：④＞③=①＞②，D错误；答案选C。（变式训练2）根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol-1)，判断下列说法不正确的是元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900A．元素的电负性最大的可能是Q元素B．R和S均可能与U在同一主族C．U元素可能在元素周期表的s区D．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素【答案】B【详解】A．由表中数据可知，Q元素的第一电离能最大，非金属性强，所以元素的电负性最大，A项正确；B．根据第一电离能的数据可知，R的最外电子层应该有1个电子，S的最外电子层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，故B错误；C．U的最外电子层有1个电子，可能属于s区元素，故C正确；D．T元素最外层有3个电子，价电子排布可能是ns2np1，故D正确；选B。（变式训练3）（2021·辽宁锦州·高二期末）如图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法正确的是A．第一电离能：Z>MB．离子半径：M->Z2->Y-C．Y和M元素基态原子的未成对电子数均为1D．Z元素基态原子的简化电子排布式为[Ar]3s23p4【答案】C【分析】该图为元素周期表中短周期的一部分，则X为He元素，Y为F元素，M为Cl元素，Z为S元素。【详解】A．同周期元素自左至右第一电离能呈增大趋势，所以第一电离能Cl>S，故A错误；B．电子层数越多半径越大，电子层数相同时核电荷数越小半径越大，所以离子半径S2->Cl->F-，故B错误；C．F的核外电子排布为1s22s22p5，未成对电子数为1，Cl的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，未成对电子数为1，故C正确；D．Z为S元素，原子核外电子数为16，简化电子排布式为[Ne]3s23p4，故D错误；综上所述答案为C。1．（2021·浙江·诸暨中学高二期中）下列说法中，正确的是A．原子序数为38的元素处于周期表的第四周期ⅡA族B．第一电离能的大小可以作为判断金属性强弱的依据C．共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现为负价D．第四周期的金属元素从左到右，元素的金属性依次减弱【答案】C【解析】A．原子序数为38的元素的基态原子的价电子为5s2，位于第五周期ⅡA族，A错误；B．第一电离能：Mg＞Al，金属性Mg＞Al，而第一电离能Na＜Mg，但金属性Na＞Mg，可见第一电离能的大小关系与金属性强弱关系并不一致，B错误；C．电负性越大吸引电子的能力越强，电子带负电，所以共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现为负价，C正确；D．第四周期的金属元素包含副族元素，Zn比Cu靠右，但Zn金属性强于Cu，D错误；综上所述答案为C。2．（2021·浙江·诸暨中学高二期中）根据元素性质递变规律，下列判断不正确的是A．酸性：H2SiO3<H3PO4<H2SO4 B．电负性：F>Cl>Br>IC．第一电离能：Na<Mg<Al D．原子半径：N>O>F【答案】C【解析】A．非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Si、P、S属于同周期，非金属性逐渐增强，因此酸性强弱顺序是H2SiO3<H3PO4<H2SO4，故A说法正确；B．同主族，从上到下，电负性逐渐减弱，电负性大小顺序是F＞Cl＞Br＞I，故B说法正确；C．同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，Mg原子3s能级为全充满状态，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：Na＜Al＜Mg，故C错误；D．除稀有气体外，同周期从左到右原子半径递减，则原子半径：N>O>F，故D正确；答案选C。3．（2021·辽宁·辽河油田第二高级中学高二期中）下列各组元素性质的叙述中，正确的是A．第一电离能：C<N<O<FB．电负性：C<N<O<FC．最高正化合价：C<N<O<FD．原子半径：O>F>Na>Mg【答案】B【解析】A．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，第ⅤA元素原子最外层呈现半充满状态，第一电离能大于相邻元素，则第一电离能：C＜O＜N＜F，故A错误；B．非金属性C＜N＜O＜F，则电负性为C＜N＜O＜F，故B正确；C．F、O无正价，故C错误；D．同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：O＞F；Na＞Mg，原子核外电子层数越多，半径越大，则原子半径：Na＞Mg＞O＞F，故D错误；故选：B。4．（2021·吉林·前郭尔罗斯蒙古族自治县蒙古族中学高二期末）短周期元素X、Y、Z在周期表中的位置关系如图所示，已知X最外层电子数为2，则下列叙述中正确的是XYZA．X的电离能在同周期中最小B．Z的电负性大于Y的电负性C．Y的氢化物稳定性大于Z的氢化物稳定性D．Y的最高价氧化物的水化物是一种强酸【答案】C【分析】X最外层电子数为2，若X为第ⅡA族元素，则其左侧不可能有两个族，所以X的核外电子只有两个电子，为He元素，则Y为F元素，Z为S元素。【详解】A．X为He元素，为稀有气体元素，性质稳定，电离能在同周期中最大，A错误；B．S元素的非金属性弱于F，则电负性Z＜Y，B错误；C．非金属性越强氢化物稳定性越强，F元素的非金属性强于S，所以氢化物的稳定性Y＞Z，C正确；D．Y为F元素，没有最高价氧化物，D错误；综上所述答案为C。5．（2021·河北·张家口市第一中学高二期中）下列说法错误的是A．焰色试验与电子跃迁有关B．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强C．Cu位于元素周期表中第四周期ⅠB族，d区D．根据对角线规则，H3BO3是弱酸【答案】C【解析】A．金属的电子在火焰的能量作用下会激发到较高能级，变为激发态，激发态的电子不稳定，会跃迁回基态，以光能的形式释放能量，故焰色试验与电子跃迁有关，A正确；B．元素电负性越大，非金属性越强，对吸引电子的能力越强，B正确；C．Cu是第29号元素，电子排布式为1s22s2p63s23p63d104s1，位于元素周期表中第四周期ⅠB族，属于ds区，C错误；D．根据对角线规则，B与Si的性质相似，H2SiO3为弱酸，故H3BO3也是弱酸，D正确；故选C。6．（2022·天津和平·高二期末）下列说法中，正确的是A．S区全部是金属元素B．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据C．第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于钾元素后面的第五位D．电负性大于1.8的一定是非金属，小于1.8的一定是金属【答案】C【解析】A．氢元素位于s区，但属于非金属元素，A错误；B．一般来说，同周期从左到右第一电离能逐渐增大，但IIIA族和VA族反常，故不能用来判断金属性强弱，B错误；C．第四周期中，未成对电子数最多的元素为Cr，位于VIB族，C正确；D．电负性大于1.8的不一定是非金属，如铅元素为金属，电负性是1.9，D错误；答案选C。7．（2021·辽宁实验中学高二阶段练习）下列各组元素性质递变情况错误的是A．Li、Be、B原子的半径依次减小B．P、S、Cl的第一电离能依次升高C．N、O、F的电负性依次增大D．O2-、Na+、Al3+的半径依次减小【答案】B【解析】A．Li、Be、B位于同周期，从左到右，原子半径依次减小，故A正确；B．P原子的3p轨道电子处于半充满稳定状态，第一电离能大于相邻同周期元素，则S、P、Cl的第一电离能依次升高，故B错误；C．同周期自左向右电负性逐渐增大，则N、O、F的电负性依次增大，故C正确；D．O2-、Na+、Al3+的核外电子排布相同，离子半径随原子序数的增大而减小，则其离子半径依次减小，故D正确。故选B。8．（2021·辽宁·沈阳市第一二〇中学高二期中）部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是A．离子半径的大小顺序：e>f>g>hB．与x形成共价键的键长：y>z>dC．y、z、d三种元素第一电离能和电负性的大小顺序一致D．e、f、g、h四种元素对应最高价氧化物的水化物相互之间均能发生反应【答案】B【分析】部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，x位于第一周期，为H元素；

y、z、d位于第二周期，y为C

，z为N，

d为O元素；e、f、g、h位于第三周期，则e为Na，f为Al

，g为S，

h为Cl元素，据此结合元素周期律、元素化合物知识解答。【详解】A．根据电子层越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大半径越小，所以离子半径关系为S2->Cl->Na+>Al3+，故A错误；B．根据上述分析可知：氢与碳、氮、氧三种元素形成共价键的鍵长分别为C-H、N-H、O-H，因为C、N、O的原子半径逐渐减小，所以它们鍵长为C>N>O，故B正确；C．碳、氮、氧的电负性依次增加，但是氮元素为半满结构，第一电离能大于碳，故第一电离能顺序为氮>碳>氧，二者大小顺序不一致，C错误；D．根据上述分析可知：e、f、g、h四种元素对应最高价氧化物的水化物分别为氢氧化钠、氢氧化铝、硫酸、高氯酸，氢氧化铝和其他三种都能反应，但硫酸和高氯酸不能相互反应，故D错误；故答案：B。9．（2021·四川达州·高二期末）下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用、…表示，单位为)I……R7401500770010500……下列关于元素R的判断中一定正确的是A．R的最高正价为价 B．R元素位于元素周期表中ⅢA族C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为【答案】A【解析】【分析】由电离能数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能相差最大，则R元素的原子最外层有2个电子，最高正化合价为+2价，位于元素周期表中ⅡA族。【详解】A．由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，最高正化合价为+2价，故A正确；B．由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，位于元素周期表中ⅡA族，故B错误；C．由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，故C错误；D．由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，位于元素周期表中ⅡA族，基态原子的电子排布式可能为，故D错误；故选A。11．（2020·江苏·泗阳县实验高级中学高二阶段练习）已知短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是A．原子半径：A＞B＞C＞DB．原子序数：d＞c＞b＞aC．离子半径：C3-＞D-＞B+＞A2+D．元素的电负性：A＞B＞C＞D【答案】C【解析】短周期元素的离子aA2+、bB+、cC3-、dD-都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D在元素周期表中的相对位置大致为，说明A与B同周期，C与D同周期，且A、B处于C、D的下一周期，所以，原子半径：B＞A＞C＞D，原子序数：a＞b＞d＞c；电子层结构相同，随原子序数增大，离子半径依次减小，离子半径：C3-＞D-＞B+＞A2+；根据同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，则元素的电负性：D＞C＞A＞B，故选C。12．（2021·重庆八中高二阶段练习）X、Y、Z、W四种元素为短周期元素，它们在元素周期表中的相对位置如图所示，已知W的最高正价与最低负价代数和为6，下列说法正确的是XYZWA．单质的沸点：Y＞Z B．元素电负性：W＞ZC．元素第一电离能：Y＞X D．简单氢化物的稳定性：Z＞Y【答案】B【分析】X、Y、Z、W四种元素为短周期元素，已知W的最高正价与最低负价代数和为6，则W是Cl元素，根据元素的相对位置可知X是N，Y是O，Z是S元素，然后结合元素周期律分析解答。【详解】根据上述分析可知：X是N，Y是O，Z是S，W是Cl元素。A．Y是O，其形成的单质O2、O3在室温下呈气态，而Z是S元素，其单质在常温下呈固态，说明单质的沸点：Z(S)＞Y(O)，A错误；B．同一周期元素，原子序数越大，其电负性就越大。元素的非金属性：W(Cl)＞Z(S)，所以元素电负性：W(Cl)＞Z(S)，B正确；C．X是N，Y是O，由于N原子最外层电子处于半充满的稳定状态，因此其第一电离能大于同一周期相邻的O元素，即元素第一电离能：X(N)＞Y(O)，C错误；D．同一主族元素从上到下元素的非金属性逐渐减弱。元素的非金属性越强，其简单氢化物稳定性就越强，所以简单氢化物的稳定性：Y(O)＞Z(S)，D错误；故合理选项是B。13．（2021·黑龙江·绥化市第一中学高二期中）下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol-1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是I1I2I3I4……R7401500770010500……①R的最高正价为＋3价②R元素基态原子的电子排布式为1s22s2③R元素第一电离能大于同周期相邻元素④R元素位于元素周期表中第ⅡA族A．①② B．②③ C．③④ D．①④【答案】C【解析】【分析】某短周期元素R的第三电离能剧增，说明该原子最外层有2个电子，处于IIA族，该原子存在第五电离能，说明核外电子数数目大于4，故R为Mg元素。【详解】①R为Mg元素，R的最高正价为+2价，①错误；②R为Mg元素，1s2s22p63s2，②错误；③R元素最外层电子排布式为3s2，为全满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素的，③正确；④R为Mg元素，1s2s22p63s2，原子核外最外层共有2个电子，位于元素周期表中第ⅡA族，④正确；综上所述可知：元素R的判断中一定正确的叙述序号是③④，故合理选项是C。14．（2021·四川省绵阳南山中学高二期中）下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。请回答下列问题：(1)表中元素⑩的二价离子的外围电子排布图为：___________，该元素属于___________区元素。(2)基态原子⑦核外电子总共有___________种能量，电子占据的能量最高的能级符号为___________(3)在标号的主族元素中，第一电离能最小的是___________(填元素符号，下同)，电负性最大的是___________(4)写出由①④⑨三种元素组成的化合物的电子式___________，将该化合物溶于水，破坏的作用力有___________；(5)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与溶液反应的化学方程式：___________【答案】(1)ds(2)53p(3)NaO(4)离子键(5)Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O【解析】【分析】表中编号①~⑩依次为H、Be、B、O、Al、P、S、Ar、Na、Cu元素。(1)元素⑩为Cu，基态Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，基态Cu2+的核外电子排布式为[Ar]3d9，其外围电子排布图为；Cu属于ds区元素；答案为：；ds。(2)元素⑦为S，基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，核外电子共有5种能量，电子占据的能量最高的能级符号为3p；答案为：5；3p。(3)根据同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势（第IIA、VA族比相邻的元素大），同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，则在标号的主族元素中，第一电离能最小的是Na；同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，则在标号的主族元素中，电负性最大的是O；答案为：Na；O。(4)①④⑨三种元素组成的化合物为NaOH，NaOH的电子式为；NaOH中含离子键和极性共价键，NaOH溶于水电离出Na+和OH-，NaOH溶于水破坏的作用力为离子键；答案为：；离子键。(5)⑤为Al，Al(OH)3为两性氢氧化物，Al(OH)3与NaOH反应的化学方程式为Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O，②为Be，Be(OH)2与Al(OH)3有相似的性质，则Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O；答案为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。15．（2022·北京石景山·高二期末）根据信息回答下列问题：I.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10种元素的电负性：元素AlBeMgCClNaLiNSiOH电负性1.51.52.53.00.91.03.01.83.52.1已知：i.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。ii.在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学键断裂难易程度的原因之一。水化物M−O−H结构中，成键原子电负性差异越大，所成化学键越容易断裂，电离出OH−或H＋。(1)通过分析电负性的变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围___________。(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：A．Li3NB．BeCl2C．AlCl3D．SiC①属于离子化合物的是___________(填字母)。②请设计实验方案证明其为离子化合物___________。(3)HClO水溶液显酸性而不显碱性的依据是___________。II.元素原子的第一电离能I1随原子序数呈周期性变化，请解释：(4)Na的第一电离能小于Li，从原子结构的角度解释其原因___________。(5)S的第一电离能小于P，结合价电子排布式解释其原因___________。【答案】(1)0.9～1.5(2)A测定Li3N在熔融状态下能导电，则证明其为离子化合物(3)元素Cl与O元素的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O−H键容易断裂，在水中电离出H＋，显酸性(4)Li与Na的最外层电子数相同，电子层数Na>Li，原子半径Na>Li，失电子能力Na>Li，因此，电离能为Na<Li(5)P原子的价电子排布式3s23p3，p轨道为半充满状态，相对稳定；S原子的价电子排布式3s23p4，更容易失去1个电子，使p轨道达到半充满状态【解析】(1)非金属性越强，电负性越大，非金属性：Na＜Mg＜Al，则电负性：Na＜Mg＜Al，所以Mg元素电负性的最小为0.9～1.5；(2)①A．Li元素和N元素的电负性之差为3.0-1.0=2.0＞1.7，所以为离子化合物；B．Be元素和Cl元素的电负性之差为3.0-1.5=1.5＜1.7，为共价化合物；C．Al元素和Cl元素的电负性之差为3.0-1.5=1.5＜1.7，为共价化合物；D．Si元素和C元素的电负性之差为2.5-1.8=0.7＜1.7，为共价化合物；综上所述离子化合物为A；②离子化合物在熔融状态下可以电离出离子从而导电，而共价化合物则不能，所以可以测定Li3N在熔融状态下能导电，则证明其为离子化合物；(3)根据题给数据，元素Cl与O元素的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O−