题目内容
下列给出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 3.0 4.0 1.0 1.2 3. 0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
请运用元素周期律知识完成下列各题．
（1）同一周期中，从左到右，元素的电负性逐渐 ；同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐 ．所以，元素的电负性随原子序数的递增呈 变化．
（2）短周期元素中，由电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物的化学式为NaF，用电子式表示该化合物的形成过程： ．
（3）表中符合“对角线规则”的元素有Li和 、Be和 、B和 ，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是 ，写出Be（OH）2与强酸及强碱反应的离子方程式： ．
（4）一般认为，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．判断Mg3N2、SO2、AlCl3、CS2、MgO是离子化合物还是共价化合物．
离子化合物 、共价化合物 ．
考点： 元素电离能、电负性的含义及应用；位置结构性质的相互关系应用．
专题： 原子组成与结构专题；元素周期律与元素周期表专题．
分析： （1）从同周期元素自左到右排列，同一主族中，从上到下，然后结合数据分析；
（2）短周期元素中，由电负性最大的元素是F与电负性最小的元素是Na，两者形成的化合物的化学式为NaF，由此分析解答；
（3）根周期表Li和Na、Be和Mg、B和Al、C和Si处于对角线位置的元素，元素周期表中，处于对角线位置的元素具有相似的性质，则Be（OH）2与Al（OH）3的性质相似，与氢氧化钠反应生成Na2BeO2与水；
（4）根据形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键．
解答： 解：（1）由表中数据可知，第二周期元素从Li～F，随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增大，第三周期元素从Na～S，随着原子序数的递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小，
故答案为：增大；减小；周期性；
（2）短周期元素中，由电负性最大的元素是F与电负性最小的元素是Na，两者形成的化合物的化学式为NaF，书写电子式时注意，左边写钠原子和氟原子电子式，右边写氟化钠的电子式，中间用箭头连接，用电子式表示氟化钠的形成过程为
，
故答案为：NaF；；
（3）根周期表Li和Na、Be和Mg、B和Al、C和Si处于对角线位置的元素，Be（OH）2与Al（OH）3的性质相似，与氢氧化钠反应生成Na2BeO2与水，反应离子方程式为：Be（OH）2+2OH﹣=BeO22﹣+2H2O，
故答案为：Na；Mg；Al；处对角线上；Be（OH）2+2OH﹣=BeO22﹣+2H2O；
（4）元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化，
Mg3N2电负性差值为3.0﹣1.2=1.8，大于1.7形成离子键，属于离子化合物；
SO2电负性差值为3.5﹣2.5=1，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；
AlCl3电负性差值为3.0﹣1.5=1.5，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；
CS2电负性差值为2.5﹣2.5=0，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；
MgO电负性差值为3.5﹣1.2=2.3，大于1.7形成离子键，属于离子化合物；
故答案为：Mg3N2、MgO；SO2、AlCl3、CS2．
点评： 本题考查了电负性的含义和应用，题目难度不大，注意一般情况下电负性的变化规律与元素非金属性的变化规律一致．
某有机物链状分子中含a个甲基，n个亚甲基（﹣CH2﹣），m个次甲基（
），其余为羟基．则羟基的个数为（ ）
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| A． | 2n+3m﹣a | B． | n+m+a | C． | m+2﹣a | D． | m+2n+2﹣a |