1.已知

　 ①　　　 ②

　 ③　　　 ④

其中正確命題的個(gè)數(shù)是

　 A.0　　　　 B.1　　　　 C.2 　　　　D.3

3、根據(jù)對(duì)角線規(guī)則，下列物質(zhì)的性質(zhì)具有相似性的是　　 (　　 )　　　

A、硼和硅　　　 B、鋁和鐵　　　　 C、鈹和鋁　　　 D、銅和金

2、已知X、Y元素同周期，且電負(fù)性X＞Y，下列說法錯(cuò)誤的是(　　 )

A、X與Y形成化合物是，X可以顯負(fù)價(jià)，Y顯正價(jià)

B、第一電離能可能Y小于X

C、最高價(jià)含氧酸的酸性：X對(duì)應(yīng)的酸性弱于于Y對(duì)應(yīng)的

D、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX

1、電負(fù)性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度下列關(guān)于電負(fù)性的變化規(guī)律正確的是　　　　 (　　　 )　　　　　　　　　　　　

A．周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大

B．周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變大

C．電負(fù)性越大，金屬性越強(qiáng)

D．電負(fù)性越小，非金屬性越強(qiáng)

5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分別代表某一化學(xué)元素

(1)下列　　　 (填寫編號(hào))組元素的單質(zhì)可能都是電的良導(dǎo)體。

①a、c、h　 ②b、g、k　 ③c、h、l　 ④d、e、f

(2)如果給核外電子足夠的能量，這些電子便會(huì)擺脫原子核的束縛而離去。核外電子離開該原子或離子所需要的能量主要受兩大因素的影響。

原子核失去核外不同電子所需的能量(KJ·mol^-1)

①通過上述信息和表中的數(shù)據(jù)分析，為什么鋰原子失去核外第二個(gè)電子時(shí)所需的能量要遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量　　　　　　　　　　 。

②表中X可能為13種元素中的　　　　 (填寫字母)元素。用元素符號(hào)表示X和j形成的化合物的化學(xué)式　 　　　 。

③Y是周期表中　　　 族的元素的增加，I1逐漸增大。

④以上13種元素中，　　　 (填寫字母)元素原子失去核外第一個(gè)電子需要的能量最多。

解析：(1)從所給元素在周期表中的位置不難知道a、c、d、f分別為Na、Mg、Sr和Al，e處于過渡元素區(qū)也一定為金屬，它們都是電的良導(dǎo)體；h為碳元素，其單質(zhì)中的石墨也是電的良導(dǎo)體，故應(yīng)選①、④兩組。

(2)①鋰原子核外共有3個(gè)電子，其中兩個(gè)在K層，1個(gè)在L層，當(dāng)失去最外層的一個(gè)電子后，鋰離子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，根據(jù)題給信息可知，鋰離子再失去電子便會(huì)形成不穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此鋰原子失去第二個(gè)電子時(shí)所需能量遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量。②由表中數(shù)據(jù)可知：X失去第二個(gè)電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第一個(gè)電子所需的能量(9倍多)，而失去第三個(gè)、第四個(gè)電子所需能量皆不足前者的兩倍，故第一個(gè)電子為最外層的1個(gè)電子，而其他幾個(gè)電子應(yīng)處于內(nèi)層。結(jié)合所給的周期表知，X應(yīng)為a，即鈉元素，和j即氧元素所形成的化合物化學(xué)式分別為：Na₂O和 Na₂O₂。③由表中所給Y的數(shù)據(jù)可知，Y失去第一、二、三個(gè)電子所需能量差別不大，而失去第四個(gè)電子所需能量遠(yuǎn)大于失去第三個(gè)電子所需的能量，因此，Y元素的最外層有3個(gè)電子，即為第ⅢA族的元素Al。④從題目所給信息知道，原子失電子所需能量不僅與原子核對(duì)核外電子的吸引力有關(guān)，還與形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向有關(guān)。結(jié)構(gòu)越穩(wěn)定失電子所需能量越高，在所給13種元素中，處于零族的m元素已達(dá)8e^-穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，因此失去核外第一個(gè)電子需要的能量最多。

答案：(1)①④　 　(2)①Li原子失去1個(gè)電子后形成穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，再失去1個(gè)電子很困難　　 ②a；Na₂O 或Na₂O₂　　　 ③ⅢA　　 ④　 m

教　　 案

課題：第二節(jié)　原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)(3)	授課班級(jí)
課　 時(shí)
教 　 學(xué) 　 目 　 的	知識(shí) 與 技能	1、了解元素電負(fù)性的涵義，能應(yīng)用元素的電負(fù)性說明元素的某些性質(zhì) 2、能根據(jù)元素的電負(fù)性資料，解釋元素的“對(duì)角線”規(guī)則。 3、能從物質(zhì)結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)的視角解釋一些化學(xué)現(xiàn)象，預(yù)測(cè)物質(zhì)的有關(guān)性質(zhì) 4、進(jìn)一步認(rèn)識(shí)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系，提高分析問題和解決問題的能力
過程 與 方法
情感 態(tài)度 價(jià)值觀
重 點(diǎn)	電負(fù)性的意義
難 點(diǎn)	電負(fù)性的應(yīng)用
知 識(shí) 結(jié) 構(gòu) 與 板 書 設(shè) 計(jì)	3、電負(fù)性 (1) 鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子 孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。 (2)定義：用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。 (3)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 (4) 電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。 (6) 元素電負(fù)性的應(yīng)用 1 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系 2　電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系 ③判斷化學(xué)鍵的類型 4對(duì)角線規(guī)則：元素周期中處于對(duì)角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。
教學(xué)過程
教學(xué)步驟、內(nèi)容	教學(xué)方法、手段、師生活動(dòng)
［復(fù)習(xí)］1、什么是電離能？它與元素的金屬性、非金屬性有什么關(guān)系？ 2、同周期元素、同主族元素的電離能變化有什么規(guī)律？ ［講］元素相互化合，可理解為原子之間產(chǎn)生化學(xué)作用力，形象地叫做化學(xué)鍵，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子。電負(fù)性的概念是由美國(guó)化學(xué)家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小(如圖1-22)。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。 ［投影］ 　　 ［板書］3、電負(fù)性 (1) 鍵合電子：元素相互化合時(shí)，原子中用于形成化學(xué)鍵的電子稱為鍵合電子 孤電子：元素相互化合時(shí)，元素的價(jià)電子中沒有參加形成化學(xué)鍵的電子的孤電子。 ［講］用來表示當(dāng)兩個(gè)不同原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱。鮑林給電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。 ［板書］(2)定義：用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。 (3)意義：元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)原子在化合物中吸引電子的能力越弱。 ［講］鮑林利用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)進(jìn)行了理論計(jì)算，以氟的電負(fù)性為4．0和鋰的電負(fù)性為1。0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出了各元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))，如圖l-23所示。 ［板書］(4) 電負(fù)性大小的標(biāo)準(zhǔn)：以F的電負(fù)性為4.0和Li的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。 ［思考與交流］同周期元素、同主族元素電負(fù)性如何變化規(guī)律？如何理解這些規(guī)律？根據(jù)電負(fù)性大小，判斷氧的非金屬性與氯的非金屬性哪個(gè)強(qiáng)？ ［講］金屬元素越容易失電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越小，電負(fù)性越小，其金屬性越強(qiáng)；非金屬元素越容易得電子，對(duì)鍵合電子的吸引能力越大，電負(fù)性越大，其非金屬性越強(qiáng)；故可以用電負(fù)性來度量金屬性與非金屬性的強(qiáng)弱。周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大；周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。 ［投影］ ［講］同周期元素從左往右，電負(fù)性逐漸增大，表明金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。同主族元素從上往下，電負(fù)性逐漸減小，表明元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。 ［板書］(5) 元素電負(fù)性的周期性變化 1 金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。 2同周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增；同主族，自上而下，元素的電負(fù)性遞減，對(duì)副族而言，同族元素的電負(fù)性也大體呈現(xiàn)出這種變化趨勢(shì)。 ［講］電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素位于元素周期表的左下角。 ［科學(xué)探究］根據(jù)數(shù)據(jù)制作的第三周期元素的電負(fù)性變化圖，請(qǐng)用類似的方法制作IA、VIIA元素的電負(fù)性變化圖。 ［投影］電負(fù)性的周期性變化示例 ［講］元素的電負(fù)性用于判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及元素的活潑性。通常，電負(fù)性小于2的元素，大部分是金屬元素；電負(fù)性大于2的元素，大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4，是最強(qiáng)的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7，是最強(qiáng)的金屬元素， ［板書］(6) 元素電負(fù)性的應(yīng)用 1 元素的電負(fù)性與元素的金屬性和非金屬性的關(guān)系 ［講］金屬的電負(fù)性一般都小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般都大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。 ［講］利用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)；電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)。 ［板書］2　電負(fù)性與化合價(jià)的關(guān)系 ［講］電負(fù)性數(shù)值的大小能夠衡量元素在化合物中吸引電子能力的大小。電負(fù)性數(shù)值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價(jià)為正值；電負(fù)性數(shù)值大的元素在化合物中吸引電子的能力強(qiáng)，元素的化合價(jià)為負(fù)價(jià) ［板書］③判斷化學(xué)鍵的類型 ［講］一般電負(fù)性差值大的元素原子間形成的主要是離子鍵，電負(fù)性差值小于1.7或相同的非金屬原子之間形成的主要是共價(jià)鍵；當(dāng)電負(fù)性差值為零時(shí)，通常形成非極性鍵，不為零時(shí)易形成極性鍵。當(dāng)電負(fù)性差值大于1.7，形成的是離子鍵 ［點(diǎn)擊試題］已知元素的電負(fù)性和元素的化合價(jià)等一樣，也是元素的一種基本性質(zhì)。下面給出14種元素的電負(fù)性： 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 電負(fù)性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.7 已知：兩成鍵元素間電負(fù)性差值大于1.7 時(shí)，形成離子鍵，兩成鍵元素間電負(fù)性差值小于1.7時(shí)，形成共價(jià)鍵。 ①根據(jù)表中給出的數(shù)據(jù)，可推知元素的電負(fù)性具有的變化規(guī)律是　　　　 。 ②.判斷下列物質(zhì)是離子化合物還是共價(jià)化合物？ Mg3N2　　 BeCl2　　 　AlCl3　　　 SiC 解析：元素的電負(fù)性是元素的性質(zhì)，隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化。據(jù)已知條件及上表中數(shù)值：Mg3N2電負(fù)性差值為1.8，大于1.7，形成離子鍵，為離子化合物；BeCl2　 AlCl3　 SiC電負(fù)性差值分別為1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共價(jià)鍵，為共價(jià)化合物。 答案：1.隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性與原子半徑一樣呈周期性變化。2.Mg3N2；離子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均為共價(jià)化合物。 ［板書］4對(duì)角線規(guī)則：元素周期中處于對(duì)角線位置的元素電負(fù)性數(shù)值相近，性質(zhì)相似。 ［科學(xué)探究］ 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質(zhì)有些相似，被稱為“對(duì)角線規(guī)則”。查閱資料，比較鋰和鎂在空氣中燃燒的產(chǎn)物，鈹和鋁的氫氧化物的酸堿性以及硼和硅的含氧酸酸性的強(qiáng)弱，說明對(duì)角線規(guī)則，并用這些元素的電負(fù)性解釋對(duì)角線規(guī)則。 ［講］Li、Mg在空氣中燃燒產(chǎn)物分別為L(zhǎng)i2O、MgO，Be(OH)2、Al(OH)3均為兩性氫氧化物，硼和硅的含氧酸均為弱酸，由此可以看出對(duì)角線規(guī)則的合理性。Li、Mg的電負(fù)性分別為1.0、1.2，Be、Al電負(fù)性均為1.5，B、Si的電負(fù)性分別為2.0、1.8數(shù)值相差不大,故性質(zhì)相似.) ［講］除此之外，我們還要注意電離能和電負(fù)性間的關(guān)系。通常情況下，第一電離能大的主族元素電負(fù)性大，但I(xiàn)IA族，VA族元素原子的價(jià)電子排布分別為ns2,ns2np3，為全滿和半滿結(jié)構(gòu)，這兩族元素原子第一電離能反常大。 ［小結(jié)］原子半徑、電離能、電負(fù)性的周期性變化規(guī)律：在元素周期表中同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減小，第一電離能逐漸增大(趨勢(shì))，電負(fù)性逐漸增大。在元素周期表中同主族從上到下原子半徑逐漸增大，第一電離能逐漸減小，電負(fù)性逐漸減小。 ［隨堂練習(xí)］ 試題詳情 4.能夠證明電子在核外是分層排布的事實(shí)是(　 ) A、電負(fù)性　　 B、電離能　　 C、電子親和能　　 D、電勢(shì)能 解析：各級(jí)電離能逐級(jí)增大，I1，I2，I3。。。。。外層電子只有一個(gè)電子的堿金屬元素很容易失去一個(gè)電子變?yōu)?1價(jià)陽(yáng)離子，而達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，I1較小，但再失去一個(gè)電子變?yōu)?2價(jià)陽(yáng)離子卻非常困難。即I2突躍式升高，即I2》I1，又如外層只有兩個(gè)的Mg、Ca等堿土金屬元素，I1和I2差別較小，但失去2個(gè)電子達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)后，在失去電子變?yōu)?3價(jià)陽(yáng)離子卻非常困難，即I3突躍式變大，I3》I2>I1，因此說電離能是核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)佐證。答案：B 試題詳情 3、下列原子的價(jià)電子排布中，對(duì)應(yīng)于第一電離能最大的是(　 )　 A、ns2np1　　　 B、ns2np2　　　　 C、ns2np3　　 D、ns2np4 解析：當(dāng)原子軌道處于全滿、半滿時(shí)，具有的能量較低，原子比較穩(wěn)定，電離能較大。答案：C 試題詳情 2.下列說法正確的是(　 ) A.第3周期所含的元素中鈉的第一電離能最小 B.鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大 C.在所有元素中，氟的電離能最大 D.鉀的第一電離能比鎂的第一電離能大 解析：考查元素第一電離能的變化規(guī)律，一般同周期從左到右第一電離能逐漸增大，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體最大故A正確C不正確；但有反常，第ⅢA和VA族元素比同周期相鄰兩種元素第一電離能都低。同主族從上到下元素的第一電離能逐漸減小。，由于核外價(jià)電子排布鎂為3S2，Al為3S23P1，故Al的第一電離能小于Mg的，所以B錯(cuò)誤；根據(jù)同主族同周期規(guī)律可以推測(cè)：第一電離能K<Ca<Mg，所以D錯(cuò)誤。答案：A 試題詳情 6、某元素的激發(fā)態(tài)原子的電子排布式為1s2s2p3s3p4s，則該元素基態(tài)原子的電子排布式為 　　　　　　　　　　　　　　；元素符號(hào)為　　　　　　 　　　　　　。 試題詳情 同步練習(xí)冊(cè)答案 全品作業(yè)本答案 同步測(cè)控優(yōu)化設(shè)計(jì)答案 長(zhǎng)江作業(yè)本同步練習(xí)冊(cè)答案 同步導(dǎo)學(xué)案課時(shí)練答案 仁愛英語(yǔ)同步練習(xí)冊(cè)答案 一課一練創(chuàng)新練習(xí)答案 時(shí)代新課程答案 新編基礎(chǔ)訓(xùn)練答案 能力培養(yǎng)與測(cè)試答案 更多練習(xí)冊(cè)答案 百度致信 - 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