2015届高三化学一轮同步复习：第5章第3讲高考一轮同步复习热点——电离能和电负性
新人教课标Ⅰ高三化学一轮总复习资料word版：第五章 第3讲
第3讲化学键[考纲要求] 1.了解化学键的定义。
2.了解离子键、共价键的形成。
考点一离子键和共价键1．离子键和共价键的比较(1>非极性共价键：同种元素的原子间形成的共价键，共用电子对不偏向任何一个原子，各原子都不显电性，简称非极性键。
L8knSvgFoM(2>极性共价键：不同元素的原子间形成共价键时，电子对偏向非金属性强的一方，两种原子，一方略显正电性，一方略显负电性，简称极性键。
L8knSvgFoM3．离子键的表示方法(1>用电子式表示离子化合物的形成过程①Na2S：；②CaCl2：。
(2>写出下列物质的电子式①MgCl2：；②Na2O2：；③NaOH：；④NH4Cl：。
4．共价键的表示方法(1>用电子式表示共价化合物的形成过程①CH4·错误!·＋4H·―→；②CO2·错误!·＋2·错误!·―→。
L8knSvgFoM(2>写出下列物质的电子式①Cl2：；②N2：；③H2O2：；④CO2：；⑤HClO：；⑥CCl4：。
(3>写出下列物质的结构式①N2：N≡N；②H2O：H—O—H；③CO2：O===C===O。
深度思考1．(1>形成离子键的静电作用指的是阴、阳离子间的静电吸引吗？(2>形成离子键的元素一定是金属元素和非金属元素吗？仅由非金属元素组成的物质中一定不含离子键吗？(3>金属元素和非金属元素形成的化学键一定是离子键吗？(4>含有离子键的化合物中，一个阴离子可同时与几个阳离子形成静电作用吗？答案(1>既有阴、阳离子间的静电吸引，也有原子核与原子核之间、电子与电子之间的相互排斥。
(2>都不一定，如铵盐全是由非金属元素形成的。
(3>不一定，如AlCl3中的化学键就是共价键。
(4>可以，如Na2S，离子键没有方向性。
2．(1>共价键仅存在于共价化合物中吗？答案不是，有些离子化合物如NaOH、Na2O2及NH4Cl等物质中皆存在共价键。
备考2024届高考化学一轮复习分层练习第五章物质结构与性质元素周期律第3讲元素“位_构_性”关系的应
第3讲元素“位—构—性”关系的应用1.[2024南京六校联考]X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素。
X和Y基态原子的s能级电子总数均等于其p能级电子总数，Z原子最外层电子数是Y原子最外层电子数的2倍，W和X位于同一主族。
下列说法正确的是（D）A.第一电离能：I1（X）＜I1（W）B.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞WC.原子半径：r（W）＞r（Y）＞r（X）D.最简单气态氢化物的热稳定性：X＞Z解析X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素，X和Y基态原子的s能级电子总数均等于其p能级电子总数，则二者的电子排布式分别为1s22s22p4、1s22s22p63s2，所以X 为O、Y为Mg；Z原子最外层电子数是Y原子最外层电子数的2倍，则Z为Si；W和X 位于同一主族，则W为S。
同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能O＞S，A错误；非金属性S＞Si，故酸性H2SO4＞H2SiO3，B错误；同周期主族元素，从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素，从上到下原子半径逐渐增大，故原子半径Mg＞S＞O，C错误；非金属性O＞Si，故热稳定性H2O＞SiH4，D正确。
2.[2024福州质检]元素M、W、X、Y、Z分别位于3个短周期，原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是电子层数的2倍，Y的价电子数是Z的价电子数的2倍，基态Z原子的电子占据7个原子轨道，M、W可以形成的化合物为WM。
下列说法正确的是（C）A.简单离子半径：W＜Y＜ZB.元素电负性：X＜Y＜ZC.XY2分子的空间结构为直线形D.WM为共价化合物解析元素M、W、X、Y、Z分别位于3个短周期，原子序数依次增大，由X原子的最外层电子数是其电子层数的2倍可知，X为C，由基态Z原子的电子占据7个原子轨道可知，Z为Al，Y的价电子数是Z的价电子数的2倍，且原子序数在C和Al之间，可推出Y 为O，由M和W可形成化合物WM，且原子序数均小于6可知，W为Li，M为H。
电离能及其变化规律
元素
I1
I2
I3
I4
Mg
738 1451 7733 10540
【规律总结】
同一元素不同级电离能的变化规律： 逐级增大，且存在突跃 。
探究二
1、试推测比较Na、Mg的第一电离能大小，并从原子 半径和核电荷数角度加以解释。 据你推测，第三周期元素第一电离能的主要变化趋 势是怎样的？
5、同周期过渡元素的I1变化不太规则,从左到右 略有增加
I1
1-36 号元素第一电离能变化趋势
N
Be
P
As
Mg
Ca
5
10 15 20 25 30 35 原子序数
【规律总结】
不同元素第一电离能的变化规律： 1、同周期元素I1从左到右呈增大趋势，碱金属元
素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 2、同一主族元素I1从上到下逐渐减小。 3、元素的I1随原子序数的递增呈现周期性变化。 4、同周期元素I1变化存在反常现象：
30
35 原子序数
【规律总结】
不同元素第一电离能的变化规律： 1、同周期元素I1从左到右呈增大趋势，碱金属元
素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 2、同一主族元素I1从上到下逐渐减小。 3、元素的I1随原子序数的递增呈现周期性变化。 4、同周期元素I1变化存在反常现象：
ⅡA＞ⅢA， ⅤA＞ⅥA
的能量，叫做该元素的第一电离能，用符号I1表示. M （g) → M+ （g) + e- ; I1
第二电离能：M+ （g) → M2+ （g) + e- ; I2 第三电离能：M2+ （g) → M3+ （g) + e- ; I3
2015届高考化学第一轮知识点复习配套课件36
构造原理示意图：
(2)泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳 ___ 2 个电
自旋 状态相反。 子，且它们的_____
(3)洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态
单独占据一个轨道 ，且自旋状态 原子中的电子总是优先____________________ 相同 。 _____
4．电子的跃迁与原子光谱 (1)电子的跃迁： ①基态―→激发态：
2
(Pd 除外)
～2
与化学键的形成 金属元素
ⅠB族、 __________
Ⅱ B族 ________
(n－ 1)d10ns1
f 区 镧系、锕系
(n－ 2)f0～ 14(n－ 镧系元素化学性质相近， 1)d0～2ns2 锕系元素化学性质相近
2.元素周期律 元素性质 原子半径 同一周期(左→右) 同一主族(上→ 下)
释放 不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利 或______
用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
电离能、电负性 1．电离能 (1)定义：气态原子或气态离子 ___________________失去一个电子所需要的 最小能量叫做电离能。 (2)分类
(第一电离能I1) M2++(g)
第一节 原子结构与性质
1.了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布 式表示常见元素 (1～ 36 号)原子核外电子、价电子的排布。 了解原子核外电子的运动状态。(高频) 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 (高频 ) 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单 应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。(高 频)
～
1～ 2
2 1 6 n s n p Ⅲ A 族～Ⅶ p _____________ _______ (He 最外层电子参与反应(0 A族、0族 区 __________ 除外) 族元素一般不考虑)
[精品]新人教版高三化学一轮总复习第五章专题讲座六优质课教案
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专题讲座六元素推断题的知识贮备和解题方法一、元素在周期表中的位置推断[知识贮备]1．根据核外电子的排布规律(1)最外层电子规律某元素阴离子最外层电子与次外层相同，该元素位于第三周期。
若为阳离子，则位于第四周期。
(3)“阴上阳下”规律电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期——“阴上阳下”规律。
【例1】已知、Y、为三种主族元素，可分别形成＋、Y＋、－三种离子，已知>且、Y、三种原子的M层电子均为奇。
下列说法中不正确的是( ) A．三种离子中，Y＋的离子半径最小B．的最高价氧物对应水物的分子式为HO4．、Y、一定在同一周期，且原子半径>>YD．三种元素相应的最高价氧物对应水物之间两两会发生反应解析根据题中、Y、之间的相互关系，可以推断出、Y、分别为N、A、元素。
N＋、A3＋、－三种离子中A3＋的离子半径最小，A项正确；的最高价氧，B项正确；N、A、元素同处于第三周期，其物对应水物的分子式为HO4原子半径为N>A>，即>Y>，项错误；氢氧铝为两性氢氧物，D项正确。
答案【例2】短周期元素A、B、的原子序依次增大，其原子的最外层电子之和为10，A与在周期表中位置上下相邻，B原子最外层电子等于A原子次外层电子，下列有关叙述不正确的是( )A．A与可形成共价合物B．A的氢物的稳定性大于的氢物的稳定性．原子半径A＜B＜D．B的氧物的熔点比A的氧物的熔点高解析A与在周期表中位置上下相邻，A、同主族，且A在第二周期，B 原子最外层电子等于A原子次外层电子，B为镁，据A、B、三原子的最外层电子之和为10，则A为碳，为硅，A与可形成共价合物S，H的稳定性4的，MgO为离子晶体，A的氧物为分子晶体，MgO的熔点高。
原子大于SH4半径B＞＞A。
答案[知识贮备]2．根据元素周期表结构与原子电子层结构的关系(1)几个重要关系式①核外电子层＝周期(对于大部分元素说)；②主族序＝最外层电子＝最高正价＝8－|最低负价|③|最高正价|－|最低负价|＝错误！未定义书签。
2019届高三化学第一轮复习课件之5.3高考热点—电离能和电负性
题组一
1
2
3
4
5
题组二
6
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。 A．Q 和 R C．T 和 U E．R 和 U (2)下列离子的氧化性最弱的是________。 A．S2＋ B．R2＋ C．T3＋ D．U＋ (3)下列元素中，化学性质和物理性质最像 Q 元素的是 ________________________。 A．硼 B．铍 C．氦 D．氢 B．S 和 T D．R 和 T
第五章
物质结构
元素周期律
第3讲 高考热点——电离能和电负性
[考纲要求] 1.了解电离能的含义，了解同一周期、同一主族中 元素第一电离能变化规律。 2.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的 关系。
考点性
考点二
电负性
探究高资料都含有多份可编辑打印修改的内容
题组一
1
2
3
4
5
题组二
6
2．(选修 3P24－2)X、Y、Z 三种元素的原子，其最外层 电子排布分别为 ns1、3s23p1 和 2s22p4，由这三种元素 组成的化合物的化学式可能是 A．XYZ2 C．X2YZ2 B．X2YZ3 D．XYZ3 ( A )
题组一
1
2
3
4
5
题组二
6
3．(选修 3P24－3)下列说法中，不符合ⅦA 族元素性质特 征的是 A．从上到下原子半径逐渐减小 B．易形成－1 价离子 C．从上到下单质的氧化性逐渐减弱 D．从上到下氢化物的稳定性依次减弱 ( A )
Ne Si (1)根据上述事实判断： A 是________ ， B 是________ ， Mg ，D 是________ Cl C 是________ 。
【金版学案】2015届高考化学一轮总复习配套文档 第七章 第一节
第一节 弱电解质的电离平衡梳理基础一、强电解质和弱电解质 1．概念。
2．电解质溶液的导电能力。
自由移动离子______越大，____越多，溶液导电能力越强。
第七章水溶液中的离子平衡1．了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2．了解电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。
3．了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
二、弱电解质的电离平衡1．电离平衡的建立。
在一定条件(如温度、浓度)下，当________的速率和______________的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态。
平衡建立过程如下图所示。
2.电离平衡的特征。
(如下图)3．电离平衡常数。
(1)概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中离子浓度幂之积与分子浓度的比值是一个常数。
(2)表达式：对于＋＋A－，Ka＝________；对于＋＋OH－，Kb＝__________。
(3)特点。
①电离平衡常数只与温度有关，升温，K值______。
②多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是_____，故其酸性取决于第一步。
(4)意义。
4．外界条件对电离平衡的影响。
(1)温度。
弱电解质的电离是______过程，升高温度，电离程度______。
(2)浓度。
稀释溶液，离子相互碰撞结合成分子的机会________，弱电解质的电离程度________。
(3)外加强电解质。
加入含有弱电解质的组成离子的强电解质，弱电解质的电离程度减小。
(4)已知CH 33COO －＋H ＋ΔH > 0，完成下面表格：答案：梳理基础一、1．在水溶液里或熔融状态下 完全 部分 强酸、强碱、大多数盐 弱酸、弱碱、少数盐、水2．浓度 离子带电荷数 二、1．电离 离子结合成分子 2．＝ ≠ 发生移动3．(2)c (H ＋)·c (A －)c (HA ) c (OH －)·c (B ＋)c (BOH )(3)①增大 ②K a1≫K a2≫K a3 (4)易 强 4．(1)吸热 增大 (2)减小 增大(4)判断正误正确的打“√”，错误的打“×”。
高中化学【电离能及其变化规律 】课件
第
探究三：同种元素原子的电离能变化
Be的第一、二、三、四各级电离能依次为：
899KJ/mol、1757KJ/mol、14840KJ/mol、21000KJ/mol.
结合原子结构解释各级电离能逐渐增大并突跃的原因。
原子失去电子后半径减小，原子核对外
50 45
I3
40
层电子的有效吸引增大，失电子变难，所 35
NA a
MB g
ACl
突跃点
2.根据电离能数据确定元素核外电子排布
同电子层内电离能差距较小，不同电子层间的 能级相差很大，数值呈现突跃性变化。
突跃
1.分析上述11个电子属于 3 个电子层。 2.写出该元素基态原子的核外电子排布式
1S22S22P63S2 。 3.该元素常见化合价是 +2
3.根据电离能数据比较元素原子失电子能力
I2（I3（第第二三电电离离能能））0 电电离离能能
2.意义：表示原子或离子失去电子的难易程度。
电离能越小，该气态原子越容易失去电子；
电离能越大，气态时该原子越难失去电子。
故可判断金属原子在气态时失电子的难易程度 。
探究一：电离能的变化规律
观察图1-3-5和图1-3-6讨论说明原子的第一电离能随着 元素原子序数的递增呈现怎样的变化，并从原子结构的 角度加以解释。
原子失电子能力增强Po
运用得失电子规律分析下面两组元素 的原子得失电子能力的强弱。 1. S 和 Cl 2. Li 和 Mg
在科学研究和生产实践中，仅有定性的 分析往往是不够的，为此，人们用电离 能、电子亲和能、电负性来定量的衡量 或比较原子得失电子能力的强弱。
学习目标：
• 1、理解电离能的概念及其变化规律 • 2、通过对电离能的认识理解原子结构与元
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第3讲高考热点——电离能和电负性[考纲要求] 1.了解电离能的含义，了解同一周期、同一主族中元素第一电离能变化规律。
2.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
考点一电离能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，符号：I1，单位：kJ·mo l－1。
2．规律(1)同周期：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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
(2)同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
(3)同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…)。
深度思考1．为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？答案随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。
2．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？答案Mg：1s22s22p63s2P：1s22s22p63s23p3。
镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。
如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。
3．为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？答案Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。
而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
题组一重视教材习题，做好回扣练习1． (选修3P24－1)下列说法中正确的是( ) A．处于最低能量的原子叫做基态原子B．3p2表示3p能级有两个轨道C．同一原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐减小D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多答案 A2． (选修3P24－2)X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为n s1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是( ) A．XYZ2B．X2YZ3C．X2YZ2D．XYZ3答案 A3． (选修3P24－3)下列说法中，不符合ⅦA族元素性质特征的是( ) A．从上到下原子半径逐渐减小B．易形成－1价离子C．从上到下单质的氧化性逐渐减弱D．从上到下氢化物的稳定性依次减弱答案 A4． (选修3P24－4)下列说法中，正确的是( ) A．在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数B．在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数C．最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子D．元素的原子序数越大，其原子半径也越大答案 B5． (选修3P24－6)A、B、C、D都是短周期元素。
A的原子核外有两个电子层，最外层已达到饱和。
B位于A元素的下一周期，最外层的电子数是A最外层电子数的1/2。
C的离子带有两个单位正电荷，它的核外电子排布与A元素原子相同。
D与C属同一周期，D 原子的最外层电子数比A的最外层电子数少1。
(1)根据上述事实判断：A是________，B是________，C是________，D是________。
(2)C的离子的核外电子排布式为________________；D原子的核外电子排布式为______________。
(3)B位于第________周期________族，它的最高价氧化物的化学式是__________，最高价氧化物的水化物是一种________酸。
答案(1)Ne Si Mg Cl (2)1s22s22p61s22s22p63s23p5(3)三ⅣA SiO2弱题组二元素推断与元素逐级电离能6．根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：(1)A．Q和R B．S和TC．T和U D．R和TE．R和U(2)下列离子的氧化性最弱的是________。
A．S2＋B．R2＋C．T3＋D．U＋(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________________________。
A．硼B．铍C．氦D．氢(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：________________________________________________________________________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第______个电子时。
(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是__________，其中________元素的第一电离能异常高的原因是________________________________________________________________________。
答案(1)E (2)D (3)C(4)电子分层排布，各能层能量不同10(5)R<S<T S S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去第一个电子吸收的能量较多解析(1)根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为第ⅠA族元素，S为第ⅡA 族元素，T为第ⅢA族元素，U为第ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。
(2)由于U＋为第ⅠA族元素且比R电离能小，所以U＋的氧化性最弱。
(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与此最像。
(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。
若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2次电离能飞跃数据发生在失去第10个电子时。
(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满结构。
思维模型考点二电负性1．含义元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
2．标准以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
3．变化规律金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
深度思考判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”(1)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属(×)(2)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键(√)(3)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×)特别提醒(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。
(2)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
(4)同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
题组一元素电负性的判断与比较1．元素电负性随原子序数的递增而增强的是( ) A．Li、Na、K B．N、P、AsC．O、S、Cl D．Si、P、Cl答案 D2．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是( ) A．O<S<Se<Te B．C<N<O<FC．P<S<O<F D．K<Na<Mg<Al答案 A解析A选项元素属于同一主族，电负性从上到下依次减小；B选项元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；C、D两个选项元素的相对位置如下图所示：在周期表中，右上角元素(惰性元素除外)的电负性最大，左下角元素电负性最小。
题组二电离能、电负性的综合应用3．根据信息回答下列问题：A．第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。
下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。
一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。
下表是某些元素的电负性值：种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________(填元素符号)。
(2)从信息A图中分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是________________。
(3)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族。
(4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是_______________________。
(5)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围________________。
(6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是________________________________________________________________________。
(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？并说出理由(即写出判断的方法和结论)_______________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案(1)Na Mg(2)从上到下依次减小(3)第五第ⅠA(4)两Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO2－2＋2H2O(5)0.9～1.5(6)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(7)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5＜1.7，所以形成共价键，为共价化合物将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物解析(1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA 族元素的第一电离能小于ⅡA族元素的第一电离能，故Na＜Al＜Mg。
(2)从图中可看出同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。