高中化學第1章原子結構與元素性質第3節(jié)第2課時元素電負性其變化規(guī)律教案選擇性高中選擇性化學教案

第2課時元素的電負性及其變化規(guī)律發(fā)展目標系統(tǒng)建立認識元素的電負性的周期性變化。知道原子核外電子排布體現周期性變化是致使電負性周期性變化的原由。認識元素周期律的應用價值。一、元素的電負性及其變化規(guī)律與應用1．電負性觀點：元素的原子在化合物中吸引電子能力的標度。標準：選定氟的電負性為4.0，并以此為標正確立其余元素的電負性。2．電負性的變化規(guī)律同一周期，從左到右，元素的電負性遞加。同一主族，自上而下，元素的電負性遞減。3．電負性的應用判斷金屬性和非金屬性的強弱往常，電負性小于2的元素為金屬元素(大多數)；電負性大于2的元素為非金屬元素(大部分)。判斷化合物中元素化合價的正負化合物中，電負性大的元素易體現負價；電負性小的元素易體現正價。判斷化學鍵的種類電負性差值大的元素原子之間主要形成離子鍵；電負性同樣或差值小的非金屬元素原子之間主要形成共價鍵。微點撥：電負性是元素的一種基天性質，跟著原子序數的遞加呈周期性變化。二、元素周期律的實質1．實質：元生性質的周期性變化取決于元素原子核外電子排布的周期性變化。2．詳細表現(2)主族元素是金屬元素仍是非金屬元素

取決于――→原子中價電子的多少。微點撥：物質發(fā)生化學反響時，是原子的外層電子在發(fā)生變化，原子對電子吸引能力的不一樣(電負性不一樣)，是造成元素化學性質有差其余實質原由。1．判斷正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)(1)同周期元素中，罕有氣體的電負性數值最大。(×)(2)非金屬性越強的元素，電負性越小。(×)(3)價電子數大于4的主族元素是非金屬元素。(×)(4)元素的電負性越大，非金屬性越強，第一電離能也越大。(×)電負性與第一電離能對比是與物質宏觀性質表現關系性更強的參數。2．以下對電負性的理解不正確的選項是( )A．電負性是人為規(guī)定的一個相對數值，不是絕對標準B．元素電負性的大小反應了元素的原子對鍵合電子吸引力的大小C．元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強D．元素的電負性是元素固有的性質，與原子構造沒關D[電負性與原子構造有關。

]3．在以下橫線上，填上適合的元素符號。(1)在第3周期中，第一電離能最小的元素是

________，第一電離能最大的元素是________。在元素周期表中，電負性最大的元素是________，電負性最小的元素是________(放射性元素除外)。最開朗的金屬元素是________(放射性元素除外)。最開朗的非金屬元素是________。(5)第2、3、4周期元素中p軌道半充滿的原子是________________。電負性相差最大的兩種元素是________________(放射性元素除外)。[分析]一般來說，同周期從左到右，元素的第一電離能呈漸漸增大的趨向(除ⅡA族、ⅤA族元素失常外)，同周期中堿金屬元素的第一電離能最小，罕有氣體元素的第一電離能最大，故第3周期中第一電離能最小的元素為Na，最大的元素為Ar。電負性的遞變規(guī)律：一般來說，同周期從左到右元素的電負性漸漸增大，同主族從上到下元素的電負性漸漸減小，故周期表中，電負性最大的元素是F，電負性最小的元素是Cs。[答案](1)Na

Ar

(2)F

Cs

(3)Cs

(4)F(5)N、P、As

(6)F

、Cs元素電負性的應用(修養(yǎng)養(yǎng)成——憑證推理與模型認知

)電負性用來權衡元素在化合物中吸引電子的能力1．電負性最大的元素和電負性最小的元素分別在元素周期表的地點？提示：電負性最大的元素F在元素周期表的右上角；電負性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。2．電負性差值大于1.7的兩種元素必定能形成離子化合物嗎？提示：不必定。如H的電負性為2.1，氟的電負性為4.0，電負性差為1.9，但HF為共價化合物。1．元素的電負性與元素的金屬性和非金屬性的關系元素的電負性用于判斷一種元素是金屬元素仍是非金屬元素，以及元素的開朗性。往常，電負性小于

2的元素，大多數是金屬元素；電負性大于

2的元素，大多數是非金屬元素。非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越開朗；金屬元素的電負性越小，金屬元素越開朗。比如，氟的電負性為4.0，是最開朗的非金屬元素；鈁的電負性為0.7，是最活潑的金屬元素。2．元素的電負性與化學鍵種類的關系一般兩成鍵元素電負性差值大于1.7，元素原子間形成的往常是離子鍵；兩成鍵元素電負性差值小于1.7，元素原子間形成的往常是共價鍵，差值越大，形成的共價鍵極性越強，差值越小，形成的共價鍵極性越弱，當電負性差值為零時(一般為同種元素)，形成非極性共價鍵。電負性相等或鄰近的金屬元素的原子間以金屬鍵聯合。3．電負性數值大小與化合物中各元素化合價正負的關系電負性數值的大小能夠權衡元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力衰，元素的化合價為正價；電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負價。金屬元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左側，同一族的下邊，電負性值較小，在形成化合物時，簡單失掉電子進而形成正價。非金屬元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右側，同一族的上邊，電負性值較大，在形成化合物時，簡單獲得電子從而形成負價。關于大多數非金屬元素，在形成化合物時，既能夠在與比它電負性小的元素形成化合物時顯負價，也能夠在與比它電負性大的元素形成化合物時顯正價?！纠?】已知六種元素H、S、N、Al、Cl、Si的電負性分別為2.1、2.5、3.0、1.53.0、1.8。一般以為，假如兩種成鍵元素間的電負性差值大于1.7，原子之間往常形成離子

、鍵；假如成鍵元素間的電負性差值小于

1.7，往常形成共價鍵。某有機化合物

A的構造簡式為，以下有關說法正確的選項是( )A．A中S和N的共用電子對傾向SB．A中S和N的共用電子對傾向NC．AlCl3、AlN和Al2S3都是離子化合物D．在化合物SiH4中，Si的化合價是－4價[元素的電負性越大，元素原子對鍵合電子的吸引力越大；電負性越小，元素原子對鍵合電子的吸引力越小。因為S元素的電負性小于N元素的電負性，即N元素對鍵合電子的吸引力大，所以S和N的共用電子對傾向N，A項錯誤，B項正確。AlCl3中Al和Cl的電負性差值為1.5，小于1.7，所以Al和Cl之間的化學鍵是共價鍵，AlCl3是共價化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共價化合物，C項錯誤。Si元素的電負性小于H元素的電負性，因此，在SiH4中Si的化合價是＋4價，H為－1價，D項錯誤。]運用電負性能夠從量的角度對元素的性質進行剖析，擁有直觀、可操作性強、可信度高等長處。依據電負性還能夠判斷化合物中化學鍵的種類，也能夠比較元素金屬性或非金屬性的強弱，并進一步比較元素形成化合物的各樣性質差異。1．用電負性數據不可以判斷的是( )A．某元素是金屬元素仍是非金屬元素B．氫化物HY和HX中鍵的極性強弱C．化學鍵是離子鍵仍是共價鍵D．化合物的溶解度D[一般以為，電負性大于

2的是非金屬元素，小于

2的是金屬元素，利用電負性可以判斷元素是金屬元素仍是非金屬元素，

故A不切合。電負性越大的原子對鍵合電子的吸引力越強，即該原子與氫原子形成的化合物中鍵的極性越強，能夠利用電負性判斷氫化物HY和HX中鍵的極性強弱，故B不切合。一般來說電負性差值小于1.7的兩種元素的原子之間形成共價鍵，相應的化合物是共價化合物；電負性差值大于1.7的兩種元素化合時，形成離子鍵，相應的化合物為離子化合物，能夠依照電負性數據判斷化學鍵是離子鍵仍是共價鍵，故C不切合；利用電負性不可以判斷物質的溶解度，故

D切合。]2．不可以說明

X的電負性比

Y的電負性大的是

(

)A．X單質比

Y單質簡單與

H2化合B．X的最高價氧化物對應水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應水化物的酸性強C．X原子的最外層電子數比Y原子的最外層電子數多D．X單質能夠把Y從其氫化物中置換出來[A、B、D三項均能說明X的非金屬性比Y的強。而原子的最外層電子數不可以決定元素得失電子的能力。]判斷元素電負性大小的方法非金屬電負性>金屬電負性；運用同周期、同主族電負性變化規(guī)律；利用氣態(tài)氫化物的穩(wěn)固性；利用最高價氧化物對應水化物的酸、堿性強弱；利用單質與H2化合的難易；利用單質與水或酸反響置換氫的難易；利用化合物中所體現的化合價；利用置換反響。元素推測題的解題思路和方法(修養(yǎng)養(yǎng)成——憑證推理與模型認知)1．解題思路依據原子構造、元素周期表的知識及有關已知條件，可計算原子序數，判斷元素在周期表中的地點等，基本思路以下：2．解題方法利用罕有氣體元素原子構造的特別性罕有氣體元素原子的電子層構造與同周期的非金屬元素的陰離子的電子層構造同樣，與下一周期的金屬元素的陽離子的電子層構造同樣。①與He電子層構造同樣的離子：H－、Li＋、Be2＋；②與Ne電子層構造同樣的離子：－2－＋2＋、Al3＋F、O、Na、Mg；③與Ar電子層構造同樣的離子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。利用常有元素及其化合物的特點①形成化合物種類最多的元素之一、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態(tài)氫化物中氫的質量分數最高的元素是C。②空氣中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素是N。③地殼中含量最多的元素或氫化物在往常狀況下呈液態(tài)的元素是O。④單質最輕的元素是H；單質最輕的金屬元素是Li。⑤單質在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素是Br；金屬元素是Hg。⑥最高價氧化物及其對應的水化物既能與強酸反響，又能與強堿反響的元素是Be、Al。⑦元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應的水化物能起化合反響的元素是N；能起氧化復原反響的元素是S。⑧元素的單質在常溫下能與水反響放出氣體的短周期元素是Li、Na、F。利用一些規(guī)律①元素周期表中的遞變規(guī)律(“三角”規(guī)律)若A、B、C三元素位于元素周期表中以下圖地點，則有關的各樣性質均可排出次序(但D不可以參加擺列)。如原子半徑：C>A>B；金屬性：C>A>B；非金屬性：B>A>C。②元素周期表中的相像規(guī)律a．同主族元生性質相像

(因為最外層電子數均同樣

)；b．元素周期表中位于對角線地點

(圖中

A、D地點)的元生性質相像，如

Li

和Mg、Be和Al、B和Si等?！纠?】已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它們的原子序數挨次增大。A是元素周期表中原子半徑最小的元素，D3B中陰、陽離子擁有同樣的電子層構造，B、C均可與A形成10電子分子，B、C位于同一周期，兩者能夠形成多種共價化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外電子層的p能級上的電子處于半滿狀態(tài)，子的最外層電子數是內層電子總數的3倍，E元素原子最外層電子數比最內層電子數多

C元素原1。請回答以下問題：(1)E元素基態(tài)原子的電子排布式為

________。(2)F元素原子的價電子軌道表示式為________。(3)F、G元素對應的最高價含氧酸中酸性較強的酸的化學式為________。離子半徑：D＋________(填“<”“>”或“＝”，下同)B3－，第一電離能：B________C，電負性：C________F。(5)A、C形成的一種綠色氧化劑X有寬泛應用，X分子中A、C原子個數比為1∶1，X的電子式為________，試寫出Cu、稀硫酸與X反響制備硫酸銅的離子方程式：_______________________________________________________________________________________________________________________。[分析]A是元素周期表中原子半徑最小的元素，A是H元素；C與A可形成10電子分子，C元素原子的最外層電子數是內層電子總數的3倍，C為O元素；B元素原子最外電子23，且B的原子序數小于C的，層的p能級上的電子處于半滿狀態(tài)，B的價電子排布式為nsnpB為N元素；DB中陰、陽離子擁有同樣的電子層構造，D為Na元素；C、F位于同一主族，3F為S元素；G是比F原子序數大的短周期主族元素，G為Cl元素；E元素原子最外層電子數比最內層電子數多1，即最外層電子數為3，E的原子序數介于D和F之間，E為Al元素。(1)E為Al元素，基態(tài)Al原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p1。(2)F為S元素，S原子的價電子軌道表示式為(3)F、G分別為S、Cl元素，S、Cl都是第3周期元素，同周期元素從左到右，元素的非金屬性漸漸加強，最高價含氧酸的酸性漸漸加強，故酸性：HClO4>H2SO4。(4)D＋為Na＋，B3－為N3－，Na＋與N3－擁有同樣的電子層構造，核電荷數越大，離子半徑越小，離子半徑：D＋<B3－。B、C分別為N、O元素，第一電離能：B(N)>C(O)。C、F分別為O、S元素，同主族元素從上到下，元素的電負性漸漸減小，電負性：C(O)>F(S)。(5)A、C分別為H、O元素，H、O形成的原子個數比為1∶1的分子為H2O2，即X為H2O2，HO的電子式為。Cu、稀硫酸與HO反響制備CuSO的化學方程式為Cu＋22224H2SO＋HO===CuSO＋2HO，離子方程式為＋2＋＋2HO。Cu＋2H＋H2O2===Cu422422[答案]22621(1)1s2s2p3s3p1．a、b、c、d是四種短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子構造表示圖為，b、c形成的化合物的電子式為，以下說法正確的選項是( )A．原子半徑：a>c>d>bB．電負性：a>b>d>cC．原子序數：d>a>c>bD．最高價氧化物對應水化物的酸性：c>d>a[由a的原子構造表示圖可知x為2，a是硅元素，由b與c形成化合物的電子式可知c為ⅤA族元素，b為ⅠA族元素，因a、b、d同周期，可推知b為鈉元素，d為磷元素，c為氮元素。依據元素在周期表中的地點和遞變規(guī)律可知

D項正確。

]2．某短周期元素

X的氣態(tài)氫化物在高溫下分解為固態(tài)的

X單質和

H2，分解反響前后氣體的質量之比是

17∶1。以下有關表達錯誤的選項是

(

)A．X的陰離子的電子排布式是226261s2s2p3s3pB．X的最高價氧化物對應的水化物的酸性比砷酸強C．X的最高價氧化物中，X的質量分數為50%D．X的氣態(tài)氫化物的水溶液呈酸性C[由題意不難剖析出X為S，其最高價氧化物為32SO，此中S的質量分數為×100%380＝40%，故C項錯誤。]1．鮑林的電負性是以最開朗的非金屬元素作為標度計算出來的，該元素是( )A．氧

B．氯C．氟

D．硫[答案]

C2．以下各組元素按電負性大小擺列正確的選項是( )A．F>N>O

B．O>Cl>FC．As>P>N

D．Cl>S>As[A項O>N；B項F的電負性最大；C項應為N>P>As；D項正確。]3．擁有以下特點的元素，必定是非金屬元素的是( )A．對應的氫氧化物是兩性氫氧化物B．擁有負化合價C．最高價氧化物對應的水化物是酸D．擁有可變化合價[金屬元素和非金屬元素的最高價氧化物對應的水化物都有可能是酸，兩者均可具有可變化合價，對應的氫氧化物是兩性化合物的元素是金屬元素，只有非金屬元素才有負化合價。]4．已知元素電負性：X為2.1，Y為3.5，Z為2.6，W為1.2。上述四種元素中，最容易形成離子化合物的兩種元素是( )A．X與

Y

B．X與

WC．Y與

Z

D．Y與

WD[假如兩個成鍵元素間的電負性差值大于

1.7，原子之間往常形成離子鍵；

假如兩個成鍵元素間的電負性差值小于5．(修養(yǎng)題)下邊給出

1.7，往常形成共價鍵。15種元素的電負性

]元

Al

BBe

CCl

F

Li

Mg

N

Na

O

P

SSi

H素電負1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1性已知：一般來說，兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時，形成離子鍵；兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時，形成共價鍵。依據表中給出的數據，可推知元素的電負性擁有的變化規(guī)律是_____________________________________________________。判斷以下物質是離子化合物仍是共價化合物：Mg3N2______________，BeCl2______________，AlCl3______________，SiC______________。[分析](1)把表中元素按原子序數遞加的次序排序，而后對應寫出它們的電負性數值，從Li→F電負性增大，到Na時電負性又忽然變小，從Na→Cl又漸漸增大，所以跟著原子序數的遞加，元素的電負性呈周期性變化。(2)依據已知條件及表中數值，Mg3N2中兩元素電負性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl、AlCl3、SiC中兩元素電負性差值分別為1.5、1.5、0.7，均小于21.7，形成共價鍵，為共價化合物。[答案](1)隨原子序數的遞加，元素的電負性呈周期性變化(2)離子化合物共價化合物共價化合物共價化合物元素電負性的值是個相對的量，沒有單位。電負性大的元素吸引電子能力強，反之就弱。離子鍵和共價鍵之間沒有絕對的界線。一般以為：假如兩種成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間往常形成離子鍵；假如兩種成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間往常形成共價鍵。微專題1元素周期律的綜合應用1．同周期、同主族元素的構造與性質遞變規(guī)律同周期(從左→右)同主族(從上→下)最外層電子數從1遞加到7(第一周期除外)同樣金屬性漸漸減弱漸漸加強非金屬性漸漸加強漸漸減弱最高正價從＋1→＋7(O、F除外)，非金最高正價＝族序數(O、F除主要化合價屬元素最低負價＝－(8－族序數)(H等外)，非金屬元素最低負價＝除外)－(8－族序數)(H等除外)原子半徑漸漸減小漸漸增大氣態(tài)氫化物的穩(wěn)漸漸加強漸漸減弱定性最高價氧化物對應水化物的酸堿堿性漸漸減弱，酸性漸漸加強堿性漸漸加強，酸性漸漸減弱性第一電離能整體呈增大趨向漸漸減小電負性漸漸增大漸漸減小原子構造、元生性質和元素在周期表中的地點關系規(guī)律如圖三條曲線表示C、Si和P元素的前四級電離能變化趨向。以下說法正確的選項是( )A．電負性：c>b>aB．最簡單氫化物的穩(wěn)固性：c>a>bC．最簡單氫化物的相對分子質量：a>b>cD．I5：a>c>bD[同主族元素自上而下第一電離能漸漸減小，P元素3p能級為半充滿穩(wěn)固狀態(tài)，第一電離能高于同周期相鄰元素的，故Si的第一電離能最小，由圖中第一電離能可知，c為Si，P原子第四電離能為失掉3s2中1個電子，3s2為全充滿穩(wěn)固狀態(tài)，與第三電離能相差較大，可知b為P、a為C。A項，同周期自左而右元素的電負性漸漸增大，同主族自上而下元素的電負性漸漸減小，故

Si

的電負性最小，錯誤；

B項，非金屬性越強，氫化物越穩(wěn)固，Si

的非金屬性最弱，故

SiH4穩(wěn)固性最差，錯誤；

C項，a、b、c

相對應的最簡單氫化物的相對分子質量分別為16、34、32，b的最大，錯誤；D項，C、Si失掉態(tài)，能量更低，再失掉1個電子時，第五電離能與第四電離能相差較大，

4

個電子后為全充滿狀P失掉4個電子為3s1狀態(tài)，第四電離能與第五電離能均失掉

3s

能級電子，兩者能量相差不大，故第五電離能：C>Si>P，正確。

]1．以下有關元生性質的說法中不正確的選項是( )A．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O元素的電負性挨次遞加的是④226212262B．以下原子中，①1s2s2p3s3p，②1s2s2p3s3p

22262，③1s2s2p3s3p

32262，④1s2s2p3s3p

4對應的第一電離能最大的元素是④C．某元素的逐級電離能

(kJ·mol

－1)分別為

738、1451、7733、10540、13630、17995、21703

，該元素可能在第

3周期ⅡA族D．以下原子中，①

1s

22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半徑最大的是①[①、②、③中元素的電負性隨原子序數增大而遞減，④中元素的電負性挨次遞加，A正確；B項，①、②、③、④中對應的元素分別是第

3周期的

Al、Si、P、S4

種元素，其中第一電離能最大的是磷元素，其

3p軌道半充滿，原子構造較穩(wěn)固，故

B錯；由數據可知，元素第一電離能與第二電離能之間的差值顯然小于第二電離能與第三電離能之間的差值，

說明其最外層有

2個電子，所以該元素可能在第

3周期ⅡA族，C正確；①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4對應的元素原子分別為Si、N、C、S，此中半徑最大的是①(硅原子)，D正確。]2．下表中是A、B、C、D、E五種短周期元素的某些性質，以下判斷正確的選項是( )元素

A

B

C

D

E最低化合價

－4

－2

－1

－2

－1電負性

4.0A.C、D、E的氫化物的穩(wěn)固性：C>D>EB．元素A的原子最外層軌道中無自旋狀態(tài)同樣的電子C．元素B、C之間不行能形成化合物D．與元素B同周期且第一電離能最小的元素的單質能與H2O發(fā)生置換反響[依據電負性和最低化合價，推知A為C，B為S，C為Cl，D為O，E為F。A項，C、D、E的氫化物分別為HCl、H2O、HF，穩(wěn)固性：HF>H2O>HCl；B項，元素A的原子最外層電子排布式為2s22p2,2p軌道上的兩個電子分占兩個原子軌道，且自旋狀態(tài)同樣；C項，S的最外層有6個電子，Cl的最外層有7個電子，它們之間可形成S2Cl2等化合物；D項，Na能與H2O發(fā)生置換反響生成NaOH和H2。]3．四種短周期主族元素在周期表中的相對地點以下圖，已知元素X的原子核外電子數是M的2倍。以下說法不正確的選項是( )A．第一電離能：X<YB．X位于第3周期ⅡA族，其單質可經過電解其熔融氯化物制備C．元素最高價氧化物對應的水化物中酸性最強的是HNO3D．氣體分子(MN)2的電子式為﹕N??M﹕M??N﹕[依據元素在周期表中的地點可知，M和N位于第2周期，X和Y位于第3周期，設M原子核外電子數為x，則X原子核外電子數為x＋6，又X原子核外電子數是M的2倍，故有2x＝x＋6，解得x＝6，則M為C元素，X為Mg元素，依據元素在周期表中的相對地點可知，Y是Al元素，N為N元素。A項，Mg原子的3s能級為全充滿狀態(tài)，比較穩(wěn)固，故元素的第一電離能：X>Y，錯誤；B項，Mg為第3周期ⅡA族元素，鎂單質可經過電解熔融MgCl2制備，正確；C項，元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的酸性越強，四種元素中非金屬性最強的是N元素，所以酸性最強的是HNO3，正確；D項，氣體分子(MN)2為(CN)2，其電子式為﹕N??M﹕M??N﹕，正確。]4．X、Y、Z、W是元素周期表前周圍期中的四種常有元素，其有關信息以下表：元素有關信息X的基態(tài)原子核外3個能級上有電子，且每個能級上的電子數相等常溫常壓下，Y單質是淡黃色固體，常在火山口鄰近堆積Z和Y同周期，Z的電負性大于YW的一種核素的質量數為63，中子數為34(1)Y位于元素周期表第________周期________族，Y和Z的最高價氧化物對應水化物的酸性較強的是________(寫化學式)。(2)在H—Y、H—Z兩種共價鍵中，鍵的極性較強的是________。(3)W的基態(tài)原子核外電子排布式是__________________。[分析]由題給信息推出X元素基態(tài)原子的電子排布式：1s22s22p2，為碳元素；Y為硫元素；

Z為氯元素；

W為銅元素。(1)硫元素位于元素周期表第

3周期ⅥA族。(2)H—Y鍵為

H—S鍵，H—Z鍵為

H—Cl

鍵，S的非金屬性弱于

Cl，原子半徑：

S＞Cl，所以鍵的極性較強的是

H—Cl

鍵。(3)Cu

原子的核外電子數為

29,3d

能級全充滿，故基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d

104s1。[答案]

(1)3

ⅥA

HClO4

(2)H—Cl(3)1s

22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d

104s1)5．A、B、C、D、E、F為硫酸鋁鉀和硫酸鋁銨的構成元素，

A原子核外只有

1種運動狀態(tài)的電子，

B、C元素位于第

2周期且原子半徑：

B>C，D與

C同主族，