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新教材高中化学第1章原子结构与元素性质第3节第2课时电离能与电负性课后练习含解析鲁科版选择性

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第2课时电离能与电负性课后篇素养形成必备知识基础练1.下列是几种基态原子的电子排布式,第一电离能最大的原子是( )A.1s22s22p6B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s222s22p6是Ne元素的电子排布式,1s22s22p63s23p3是P元素的电子排布式,1s22s22p63s23p2是Si 元素的电子排布式,1s22s22p63s23p64s2是Ca元素的电子排布式,这几种元素中Ne元素最外电子层达8电子稳定结构,最难失去电子的是Ne元素,所以第一电离能最大的是Ne元素。

2.下列四种元素中,第一电离能由大到小顺序正确的是( )①原子含有未成对电子最多的第2周期元素②原子核外电子排布为1s2的元素③元素周期表中电负性最强的元素④原子最外层电子排布为2s22p4的元素A.②③①④B.③①④②C.①③④②D.②③④①N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。

He为稀有气体元素,难以失去电子,第一电离能最大。

同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子的最外层p能级为半充满结构,第一电离能大于相邻的O元素,则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。

3.XY是由电负性相差最大的两种主族元素所形成的化合物(放射性元素除外),下列有关XY及其组成元素的说法不正确的是( )A.X元素的第一电离能远大于其第二电离能B.Y元素的单质中含有共价键C.Y元素位于元素周期表的右上角D.XY一定是离子化合物,XY为CsF。

Cs原子最高能级上有1个电子,第一电离能较小,第二电离能远远大于第一电离能,故A错误;Y为F元素,其单质F2中含有共价键,故B正确;Y为F元素,F元素位于元素周期表中第2周期ⅦA族,在元素周期表右上角,故C正确;CsF是由活泼的金属元素和活泼的非金属元素形成的化合物,属于离子化合物,故D正确。

4.下列说法或有关化学用语的表达正确的是( )A.在基态多电子原子中,p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量B.基态铁原子的价电子轨道表示式为:C.因氧元素电负性比氮元素大,故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大D.根据原子核外电子排布的特点,Cu在周期表中属于s区元素解析同一电子层中p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高,但外层s轨道电子能量则比内层p轨道电子的能量高,故A错误;基态铁原子价电子排布式为3d64s2,其轨道表示式为,故B正确;氮原子的2p轨道处于半满状态,第一电离能大于氧原子,故C错误;铜原子的价电子排布式为3d104s1,位于元素周期表的ds区,故D错误。

5.处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素,其气态原子获得一个电子所放出的能量A>B>C>D。

则下列说法正确的是( )①元素的非金属性依次增强;②元素的电负性依次减小;③元素的第一电离能依次增大;④最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱。

A.①④B.②④C.①③D.③④,说明非金属性越强。

所以元素的非金属性A>B>C>D。

根据上述分析,元素的非金属性依次减弱,①错误;非金属性越强,电负性越大,则元素的电负性依次减小,②正确;非金属性越强,对应元素的第一电离能一般越大,但O的第一电离能小于N,③错误;非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,则最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱,④正确。

6.同周期的三种元素X、Y、Z,已知其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为HXO4>H2YO4>H3ZO4,则下列判断错误的是( )A.原子半径:X>Y>ZB.气态氢化物的稳定性HX>H2Y>ZH3C.电负性:X>Y>ZD.非金属性:X>Y>Z(稀有气体除外)的非金属性随着原子序数的增大而增强,元素的非金属性越强,其最高价氧化物的水化物酸性越强。

同周期的X、Y、Z三种元素,其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序是:HXO4>H2YO4>H3ZO4,则X、Y、Z的原子序数大小顺序是X>Y>Z,元素的非金属性强弱顺序是X>Y>Z,D正确。

同周期从左到右元素非金属性增强,原子半径逐渐减小,所以原子半径:X<Y<Z,故A错误。

非金属性越强,对应氢化物越稳定,由于非金属性X>Y>Z,所以气态氢化物的稳定性:HX>H2Y>ZH3,故B正确。

非金属性X>Y>Z,元素的非金属性越强,其电负性越大,则电负性:X>Y>Z,故C正确。

7.A、B、C、D的价电子排布式均为n s2n p5,且原子序数依次增大,以下说法正确的是( )A.四种元素是卤族元素,最高化合价均为+7B.气态氢化物的稳定性顺序为:HA>HB>HC>HDC.酸性强弱顺序为:HA>HB>HC>HDD.A、B、C、D四种元素均为其所在周期第一电离能最大的元素=最高正价(O、F除外),F无正价,Cl、Br、I的最高正化合价都为+7,故A错误;F、Cl、Br、I的非金属性逐渐减弱,对应的气态氢化物的稳定性逐渐减弱,故B正确;HI、HBr、HCl均为强酸,HF是弱酸,故C错误;同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势,第一电离能最小的是碱金属元素,最大的是稀有气体元素,故D错误。

8.按要求回答下列各小题。

(1)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。

第一电离能I1(Zn)I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。

原因是。

(2)元素Mn与O中,第一电离能较大的是,基态原子核外未成对电子数较多的是。

(3)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称为第一电子亲和能。

第2周期部分元素的电子亲和能变化趋势如图所示,其中除氮元素外,其他元素的电子亲和能自左而右依次增大的原因是;氮元素的电子亲和能呈现异常的原因是。

(4)光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。

Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是。

(5)根据元素周期律,原子半径Ga(填“大于”或“小于”,下同)As,第一电离能GaAs。

(6)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素,A2-和B+具有相同的电子层结构;C、D为同周期元素,C原子核外电子总数是最外层电子数的3倍;D元素原子最外层有一个未成对电子。

四种元素中电负性最大的是(填元素符号)。

(7)N、O、S中第一电离能最大的是(填元素符号)。

大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子(2)O Mn(3)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大N原子的2p轨道为半充满状态,具有一定的稳定性,故不易结合一个电子(4)O>Ge>Zn (5)大于小于(6)O (7)N根据洪特规则特例进行判断,失去一个电子时锌由稳定的全满结构变为较稳定的半充满结构,而铜由较稳定的4s1半充满结构变为较稳定的4s0全空结构,故Zn的第一电离能较Cu的第一电离能大。

(2)元素Mn与O相比,由于O元素是非金属元素而Mn是金属元素,所以第一电离能较大的是O。

O元素的基态原子价电子排布式为2s22p4,所以其核外未成对电子数是2,而Mn元素的基态原子价电子排布式为3d54s2,其核外未成对电子数是5,因此核外未成对电子数较多的是Mn。

(3)根据题图,同周期主族元素随着核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大;氮元素的2p轨道为半充满状态,原子相对稳定,不易结合电子。

(4)结合元素周期律知识可知,同周期主族元素从左到右、同主族元素从下到上,元素的电负性增强,故电负性O>C>Ge>Zn。

(5)Ga和As同在第4周期,结合Ga在As的左边,故原子半径Ga大于As,第一电离能Ga小于As。

(6)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素,A2-和B+具有相同的电子层结构,C、D为同周期元素,C原子核外电子总数是最外层电子数的3倍,则C为P元素,D为Cl元素,则A为O元素,B为Na元素。

非金属性越强,元素的电负性越大,则四种元素中电负性最大的是O元素。

(7)第一电离能的一般规律为:同周期从左至右呈增大的趋势,同主族从上至下逐渐减小,但当原子轨道呈全满、半满、全空状态时比较稳定,第一电离能反常的大。

关键能力提升练9.(2021山东济宁高二期末)氮气可以作食品包装、灯泡等的填充气。

一种实验室制备氮气的方法是:NH4Cl+NaNO2NaCl+2H2O+N2↑。

反应发生后即停止加热,反应仍可持续进行,直至反应完全。

下列说法正确的是( )A.该反应只有在低温下才能自发进行B.NH4Cl的电子式:C.元素的电负性:Cl>O>HD.①和②示意图表示的钠原子失去最外层一个电子所需要的能量:①>②①②,反应仍可持续进行,说明该反应是放热反应,即ΔH<0,由于反应的熵变ΔS>0,所以根据ΔG=ΔH-TΔS可知,该反应在任何温度下ΔG都小于0,即该反应在任意温度下都能自发进行,A错误;NH4Cl是离子化合物,其电子式为[H]+]-,B错误;元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强;在化合物ClO2中,O呈负价,Cl呈正价,说明O的电负性比Cl 强,C错误;基态钠原子的核外电子排布为[Ne]3s1,则图①所示的钠原子为基态,而图②所示的钠原子为激发态,即该原子已经吸收了一部分能量,由于3s的轨道能量比3p的低,故失去最外层一个电子所需要的能量:①>②,D正确。

10.(2020山东章丘四中高二阶段测试)下列叙述正确的有( )①氧原子的轨道表示式写成,2p能级违背了泡利不相容原理②处于最低能量状态的原子叫基态原子,1s22s22→1s22s22过程中形成的是发射光谱③所有元素中,氟的第一电离能最大④具有相同核外电子排布的粒子,化学性质相同⑤金属元素的电负性均小于2⑥主族元素的电负性越大,其元素原子的第一电离能一定越大A.0个B.1个C.2个D.3个解析①氧原子的轨道表示式写成,2p能级违背了洪特规则,故①错误;②1s22s22→1s22s22过程中,由于同一电子层中p能级三个轨道的能量大小相同,因此不能形成发射光谱,故②错误;③稀有气体的原子结构是稳定结构,同周期稀有气体元素的第一电离能最大,同族自上而下第一电离能减小,故氦元素的第一电离能最大,故③错误;④两种粒子的核外电子排布相同,但化学性质不一定相似,可能相差较大,如Ne与Na+,故④错误;⑤一般金属元素的电负性小于2.0,非金属元素的电负性大于2.0,但两者之间没有严格的界限,不能把电负性为2.0作为划分金属和非金属的绝对标准,故⑤错误;⑥主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本一致,但电离能变化有特例,如第一电离能:O<N,但电负性O>N,故⑥错误。

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高中化学 第一章 原子结构与性质 章末归纳整合课件 新人教版选修3

高中化学 第一章 原子结构与性质 章末归纳整合课件 新人教版选修3


单质氧化性、还原 氧化性逐渐增强还 氧化性逐渐减弱还
性
原性逐渐减弱
原性逐渐增强
最高价氧化物对应 碱性逐渐减弱酸性 碱性逐渐增强酸性
水化物的酸碱性 逐渐增强
逐渐减弱
非金属气态氢化物 生成由难到易，稳 生成由易到难，稳
的稳定性
定性逐渐增强
定性逐渐减弱
p性强弱的方法 提示 元素金属性强弱的实验标志 (1)与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸 (非氧化性酸)置换出氢气的速率越快(反应越剧烈)，表明 元素金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表 明元素金属性越强。 (3)置换反应：一种金属元素能把另一种金属元素从它的 盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被 置换出来的金属元素的金属性较弱。
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(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表 明元素非金属性越强。 (4)置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能 把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液里置换出来， 表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非 金属性较弱。 (5)电离能越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强 (稀有气体元素除外)。 (6)电负性越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。
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请分别用一句话表达下列关键词： 电子云 能量最低原理 泡利原理 洪特规则 电离能 电负性 提示 电子云：电子云是指用小黑点的疏密来表示电子在 核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。 能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后 依次进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为：
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(7)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
(8)能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si、S。 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑； Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O； Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑； 3S＋6NaOH(浓)===2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。 (9)既能在 CO2 中燃烧又能在 N2 中燃烧的金属单质是 Mg(CO2＋2Mg=点==燃==C＋2MgO，N2＋3Mg=点==燃==Mg3N2)。
(最新)高中化学 第1章 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律学案 鲁科版选修3

(最新)高中化学 第1章 第3节 第2课时 元素的电负性及其变化规律学案 鲁科版选修3

最新精品资料·化学第2课时 元素的电负性及其变化规律 学习目标 1.掌握电负性的概念，知道元素性质与电负性的关系。

2.能运用电负性说明元素的一些性质。

一、元素的电负性及其变化规律1．概念元素的原子在化合物中________________的标度称为电负性。

2．意义电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力__________。

3．电负性的变化规律及应用(1)变化规律①同周期从左到右，元素的电负性________。

②同主族从上到下，元素的电负性________。

③金属元素的电负性________，非金属元素的电负性________。

(2)应用①利用电负性可以判断一种元素是金属元素还是非金属元素。

通常电负性小于2的为金属元素，大于2的为非金属元素。

②利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负。

电负性大的元素易呈________，电负性小的元素易呈________。

③利用电负性差值可以判断化合物中化学键的类型。

电负性差值大的元素原子之间形成__________，电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成__________。

二、元素的化合价1．元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是____________排布有着密切的关系。

2．除第Ⅷ族的某些元素和0族元素外，元素的最高化合价等于它所在____________。

3．非金属元素的______________和它的最低____________的绝对值之和等于8(氢元素、氟元素、氧元素除外)。

4．稀有气体元素的化合价通常为0，过渡金属元素的____________较多，并且各级电离能相差不大，因此过渡元素具有多种价态。

三、元素周期律的实质元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。

1．同周期元素性质的递变性――→取决于元素原子________________的递增。

2.同族元素性质⎪⎪⎪ →相似性――→取决于原子价电子排布的相似性→递变性――→取决于原子核外电子层数的递增3．主族元素是金属还是非金属――→取决于原子中____________的多少。

第1章 原子结构与性质练习(有答案)2020—2021学年(人教2019)化学选择性必修二

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2020—2021学年（人教2019）化学选择性必修二第1章原子结构与性质（有答案）第1章原子结构与性质一、选择题1、若以E表示某能级的能量，以下各式中正确的是()A．E(5s)＞E(4f)＞E(4s)＞E(3d)B．E(3d)＞E(4s)＞E(3p)＞E(3s)C．E(4s)＜E(3s)＜E(2s)＜E(1s)D．E(5s)＞E(4s)＞E(4f)＞E(3d)2、下列有关电子运动状态及电子云的叙述正确的是()A．电子的运动速率特别快，运动范围特别小，不可能同时准确地测定其位置和速度B．电子云直观地表示了核外电子的数目C．1s电子的电子云轮廓图是一个球形，表示在这个球以外，电子出现的概率为零D．电子云是电子绕核运动形成的一团带负电荷的云雾3、下列说法正确的是（）A．3p2表示3p能级上有两个轨道B．M层中的原子轨道数目为3C．价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素D．基态Cl原子的轨道表示式为4、具有以下结构的原子一定属于p区元素的是()①最外层有3个电子的原子②最外层电子排布式为ns2的原子③最外层有3个未成对电子的原子④最外层电子形成全满结构的原子A．②③B．①③C．②④D．①④5、如图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量的变化关系，其中A、B、C各点表示的元素是()A．N、S、P B．F、Cl、OC．He、Ne、Ar D．Si、C、B6、具有1s22s22p63s23p1电子结构的原子是( )A．Mg B．Na C．He D．Al7、下列原子的电子排布式正确的是()A．9F：1s22s22p6B．15P：1s22s22p63s33p2C．21Sc：1s22s22p63s23p64s23d1D．35Br：1s22s22p63s23p63d104s24p58、下列各原子或离子的电子排布式或电子排布图表示正确的是()A．Ca2＋：1s22s22p63s23p6B．F－：1s22s23p6C．P：最外层电子排布图为D．Cr：1s22s22p63s23p63d44s29、玻尔理论、量子力学理论都是对核外电子运动的描述方法，根据对它们的理解，下列叙述中正确的是（）A．因为s轨道的形状是球形的，所以s电子做的是圆周运动B．3p x、3p y、3p z的差异之处在于三者中电子(基态)的能量不同C．处于同一轨道上的电子可以有多个，它的运动状态完全相同D．钾原子的3p轨道的能量比2s轨道的高10、已知某元素＋3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，该元素在周期表中的位置是()A．第三周期第Ⅷ族，p区B．第三周期第ⅤB族，ds区C．第四周期第Ⅷ族，d区D．第四周期第Ⅴ族，f区11、下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是()A．原子半径：Na＞S＞OB．稳定性：PH3＜H2S＜H2OC．离子半径：Al3＋＞Mg2＋＞Na＋D．第一电离能：O＜F＜Ne12、下列电子排布式中，原子处于激发状态的是( )A．1s22s22p5 B．1s22s22p6C．1s22s22p63s23p63d44s2 D．1s22s22p63s23p63d34s2*13、元素周期表中铋元素的数据见图，下列说法不正确的是()83Bi铋6s26p3209.0A．铋原子s轨道的形状是球形的，p轨道的形状是哑铃形B．铋元素的相对原子质量是209.0C．铋原子6p能级中6p x、6p y、6p z轨道上各有一个电子D．铋原子最外层有5个能量相同的电子*14、下列各组元素各项性质的比较正确的是()A．第一电离能：B>Al>Ga B．电负性：As>Se>BrC．最高正价：F>S>Si D．原子半径：P>N>C*15、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二、非选择题1、(1)Cl原子核外电子能量最高的电子所在的能级是________。

第三节原子结构与元素性质电负性学案

第三节原子结构与元素性质电负性学案

第2课时元素的电负性及其变化规律[课标要求]1．能说出元素电负性的涵义。

2．了解电负性的应用。

3．知道元素化合价的判断方法。

1.电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。

2．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(稀有气体除外)。

3．周期表中电负性最大的是氟，电负性最小的是钫。

4．电负性的应用：(1)判断元素金属性和非金属性的强弱。

(2)判断化合物中元素化合价的正负。

(3)判断化学键的类型。

电负性及其变化规律与应用1．电负性(1)概念：元素的原子在化合物中能力的标度。

(2)标准：指定氟的电负性为，并以此为标准确定其他元素的电负性。

2．电负性的变化规律(1)同一周期，从左到右，元素的电负性；(2)同一主族，自上而下，元素的电负性。

[特别提醒](1)决定元素电负性大小的因素：。

(2)同一周期从左到右，电子层数，核电荷数，原子半径，原子核对外层电子的吸引能力逐渐，因而电负性。

(3)同一主族自上而下，电子层数，原子半径，原子核对外层电子的吸引能力逐渐，因而电负性。

(4)在周期表中，右上方氟的电负性(稀有气体除外)，左下方钫的电负性；同一周期，碱金属元素的电负性，卤族元素的电负性。

3．电负性的应用(1)判断金属性和非金属性的强弱通常，电负性小于2的元素为元素(大部分)；电负性大于2的元素为元素(大部分)。

(2)判断化合物中元素化合价的正负化合物中，电负性大的元素易呈现价；电负性小的元素易呈现价。

(3)判断化学键的类型电负性差值大的元素原子之间主要形成；电负性差值小的元素原子之间主要形成。

[特别提醒](1)元素的金属性与非金属性没有明显的界线，不能把电负性的大小作为衡量金属和非金属的绝对标准。

(2)电负性差值较大的元素之间易形成离子键，并不是一定形成离子键，如AlCl3、HF均为共价化合物。

(3)元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。

练习1．下列原子的价电子排布中，电负性最小的是()A．3s2B．3s23p3 C．3s23p4D．3s23p52．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＜Al3．比较下列元素电负性的大小。