2021-2022学年高中化学鲁科版（2019）选择性必修2 第1章原子结构与元素性质复习 学案
文档属性
| 名称 | 2021-2022学年高中化学鲁科版（2019）选择性必修2 第1章原子结构与元素性质复习 学案 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 503.2KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 鲁科版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-02-22 19:33:37 | ||
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文档简介
第一章
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一、电离能及其应用
电离能是指1 mol气态基态原子(或阳离子)失去1 mol电子形成1 mol气态阳离子(或更高价阳离子)所吸收的能量。现有核电荷数小于18的元素A，其电离能(单位为eV·mol－1)数据如下。
I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.64 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
I7 I8 I9 I10 I11
电离能 224.9 226.0 327.9 367.4 1 761
(1)由以上电离能数据可以得出各级电离能的什么规律？为什么？
提示：电离能数据逐级变大。原子失去电子变为阳离子，再失去电子时，需要能量越大，电离能越大。
(2)该元素与其同周期相邻的元素的第一电离能从大到小如何排列？
提示：Mg>Al>Na。
二、电负性及其应用
下面给出15种元素的电负性
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si H
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 2.1
已知：一般来说，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。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有什么样的变化规律？
提示：把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(2)由电负性的数值判断上述15种元素中属于非金属元素的是哪些？
提示：元素电负性数值大于2.0的一般为非金属元素，由此可以判断
元素 B C Cl F N O P S H
电负性 2.0 2.5 3.0 4.0 3.0 3.5 2.1 2.5 2.1
上述元素符合题意，Si元素的电负性数值虽然为1.8，但是硅元素仍然为非金属元素。
(3)氧原子和氯原子的非金属性哪一个更强？为什么？
提示：由于电负性数值越大，元素的非金属性越强，由于氧原子的电负性为3.5而氯原子为3.0，因此，氧原子的非金属性大于氯原子。
应用实践·提升素养
1．1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。电负性(用x表示)也是元素的一种重要性质，如表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请仔细分析，回答下列有关问题：
(1)预测周期表中电负性最大的元素应为________(稀有气体元素除外)，电负性最小的元素应为________(放射性元素除外)；估计钙元素的电负性的取值范围________＜x＜__________。
(2)根据表中所给数据分析，同主族内的不同元素电负性x变化的规律是________________；简述元素电负性x的大小与元素金属性、非金属性之间的关系：________________。
(3)经验规律告诉我们：当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。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为__________，其理由是_______________。
【解析】由表中数据可知，元素的非金属性越强，其电负性数值越大，元素的金属性越强，其电负性数值越小，故周期表中电负性最大的元素应为F(稀有气体元素除外)，电负性最小的元素应为Cs(放射性元素除外)；因为钙的金属性强于同主族的镁，故其电负性小于1.2，金属性弱于同周期的K，故其电负性大于0.8，故钙的电负性的取值在0.8至1.2之间。
答案：(1)F Cs 0.8 1.2 (2)同主族元素从上向下，电负性减小 电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性越小，元素的金属性越强、非金属性越弱 (3)共价键 因为Cl的电负性为3.0，与Al的电负性差值为1.5，小于1.7，而Br的电负性又小于Cl的电负性，所以AlBr3中两元素的电负性差值一定小于1.7，则AlBr3中形成的化学键为共价键
2．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)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，这三种元素电负性由大到小的顺序是________________。
(4)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Ga ________ As。
(5)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)。
(6)N、O、S中第一电离能最大的是__________(填元素符号)。
【解析】(1)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)元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。与N原子相连的H呈正电性，说明电负性N＞H，与B原子相连的H呈负电性，说明电负性H＞B，故N、H、B三种元素的电负性大小关系为N＞H＞B。(4)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。(5)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。(6)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。
答案：(1)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)N＞H＞B (4)大于 小于 (5)O (6)N
INCLUDEPICTURE "教师专用.tif" INCLUDEPICTURE "教师专用.tif" \* MERGEFORMAT 【补偿训练】
1．如表列出了元素周期表中前20号元素中某些元素性质的一些数据：
元素 性质
原子半径/10－10 m 最高价态 最低价态
① 1.02 ＋6 －2
② 2.27 ＋1 /
③ 0.74 / －2
④ 1.43 ＋3 /
⑤ 0.77 ＋4 －4
⑥ 1.10 ＋5 －3
⑦ 0.99 ＋7 －1
⑧ 1.86 ＋1 /
⑨ 0.75 ＋5 －3
⑩ 1.17 ＋4 －4
试回答下列问题。
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是______(填序号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是________(填分子式，两种即可)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________；元素①的原子价电子排布式是________。
(3)①、⑥、⑦、⑩四种元素的气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序是___________________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素相比，非金属性较弱的是______(填名称)，可以验证该结论的是____________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．最简单氢化物的稳定性
F．两单质在自然界中的存在形式
【解析】解本题最容易犯的错误是不能读懂表中数据，并根据数据推断各元素。由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据可推出①是S元素，②是K元素，③是O元素，④是Al元素，⑤是C元素，⑥是P元素，⑦是Cl元素，⑧是Na元素，⑨是N元素，⑩是Si元素。(1)一般来说，在同一周期中，自左至右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势；同一主族中，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。故在10种元素中，第一电离能最小的是②。(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3和CCl4分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物是Si3N4；S原子的价电子排布式是3s23p4。(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si，故其氢化物的稳定性：HCl>H2S>PH3>SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E项验证。
答案：(1)② (2)PCl3、CCl4 Si3N4 3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素 CE
2．如图是元素周期表的一部分，其中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
A．原子核对核外电子的吸引力
B．形成稳定结构的倾向
如表是一些主族元素气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)
锂 X Y
失去第一个电子 519 502 580
失去第二个电子 7 296 4 570 1 820
失去第三个电子 11 799 6 920 2 750
失去第四个电子 / 9 550 11 600
①锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量，原因是______________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式______________。
③Y是周期表中________族的元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
【解析】(2)①锂原子核外电子排布式为1s22s1，失去核外第一个电子形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，比较稳定，难以再失电子，所以失去第二个电子时所需能量要远远大于失去第一个电子时所需的能量。②由表中所提供数据可知，X原子的各级电离能数据中，I2 I1，可判断其最外层只有一个电子，化合价为＋1，故可推知X是钠元素的原子，由j在元素周期表中的位置可推出j是氧元素，Na和O可形成Na2O和Na2O2两种化合物。③Y元素原子的I4 I3，可判断其最外层有3个电子，故Y元素位于ⅢA族。④因为m为稀有气体元素氩，价电子排布式为3s23p6，p能级达到全充满状态，是稳定结构，难以失去电子，故该元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案：(1)①④ (2)①锂原子失去一个电子后，形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，达到稳定结构，此时再失去一个电子很困难 ②a Na2O和Na2O2 ③ⅢA ④m
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一、电离能及其应用
电离能是指1 mol气态基态原子(或阳离子)失去1 mol电子形成1 mol气态阳离子(或更高价阳离子)所吸收的能量。现有核电荷数小于18的元素A，其电离能(单位为eV·mol－1)数据如下。
I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.64 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
I7 I8 I9 I10 I11
电离能 224.9 226.0 327.9 367.4 1 761
(1)由以上电离能数据可以得出各级电离能的什么规律？为什么？
提示：电离能数据逐级变大。原子失去电子变为阳离子，再失去电子时，需要能量越大，电离能越大。
(2)该元素与其同周期相邻的元素的第一电离能从大到小如何排列？
提示：Mg>Al>Na。
二、电负性及其应用
下面给出15种元素的电负性
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si H
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 2.1
已知：一般来说，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。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有什么样的变化规律？
提示：把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(2)由电负性的数值判断上述15种元素中属于非金属元素的是哪些？
提示：元素电负性数值大于2.0的一般为非金属元素，由此可以判断
元素 B C Cl F N O P S H
电负性 2.0 2.5 3.0 4.0 3.0 3.5 2.1 2.5 2.1
上述元素符合题意，Si元素的电负性数值虽然为1.8，但是硅元素仍然为非金属元素。
(3)氧原子和氯原子的非金属性哪一个更强？为什么？
提示：由于电负性数值越大，元素的非金属性越强，由于氧原子的电负性为3.5而氯原子为3.0，因此，氧原子的非金属性大于氯原子。
应用实践·提升素养
1．1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念。电负性(用x表示)也是元素的一种重要性质，如表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请仔细分析，回答下列有关问题：
(1)预测周期表中电负性最大的元素应为________(稀有气体元素除外)，电负性最小的元素应为________(放射性元素除外)；估计钙元素的电负性的取值范围________＜x＜__________。
(2)根据表中所给数据分析，同主族内的不同元素电负性x变化的规律是________________；简述元素电负性x的大小与元素金属性、非金属性之间的关系：________________。
(3)经验规律告诉我们：当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。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为__________，其理由是_______________。
【解析】由表中数据可知，元素的非金属性越强，其电负性数值越大，元素的金属性越强，其电负性数值越小，故周期表中电负性最大的元素应为F(稀有气体元素除外)，电负性最小的元素应为Cs(放射性元素除外)；因为钙的金属性强于同主族的镁，故其电负性小于1.2，金属性弱于同周期的K，故其电负性大于0.8，故钙的电负性的取值在0.8至1.2之间。
答案：(1)F Cs 0.8 1.2 (2)同主族元素从上向下，电负性减小 电负性越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性越小，元素的金属性越强、非金属性越弱 (3)共价键 因为Cl的电负性为3.0，与Al的电负性差值为1.5，小于1.7，而Br的电负性又小于Cl的电负性，所以AlBr3中两元素的电负性差值一定小于1.7，则AlBr3中形成的化学键为共价键
2．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)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，这三种元素电负性由大到小的顺序是________________。
(4)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Ga ________ As。
(5)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)。
(6)N、O、S中第一电离能最大的是__________(填元素符号)。
【解析】(1)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)元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。与N原子相连的H呈正电性，说明电负性N＞H，与B原子相连的H呈负电性，说明电负性H＞B，故N、H、B三种元素的电负性大小关系为N＞H＞B。(4)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。(5)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。(6)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。
答案：(1)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)N＞H＞B (4)大于 小于 (5)O (6)N
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1．如表列出了元素周期表中前20号元素中某些元素性质的一些数据：
元素 性质
原子半径/10－10 m 最高价态 最低价态
① 1.02 ＋6 －2
② 2.27 ＋1 /
③ 0.74 / －2
④ 1.43 ＋3 /
⑤ 0.77 ＋4 －4
⑥ 1.10 ＋5 －3
⑦ 0.99 ＋7 －1
⑧ 1.86 ＋1 /
⑨ 0.75 ＋5 －3
⑩ 1.17 ＋4 －4
试回答下列问题。
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是______(填序号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是________(填分子式，两种即可)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________；元素①的原子价电子排布式是________。
(3)①、⑥、⑦、⑩四种元素的气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序是___________________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素相比，非金属性较弱的是______(填名称)，可以验证该结论的是____________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．最简单氢化物的稳定性
F．两单质在自然界中的存在形式
【解析】解本题最容易犯的错误是不能读懂表中数据，并根据数据推断各元素。由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据可推出①是S元素，②是K元素，③是O元素，④是Al元素，⑤是C元素，⑥是P元素，⑦是Cl元素，⑧是Na元素，⑨是N元素，⑩是Si元素。(1)一般来说，在同一周期中，自左至右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势；同一主族中，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。故在10种元素中，第一电离能最小的是②。(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3和CCl4分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物是Si3N4；S原子的价电子排布式是3s23p4。(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si，故其氢化物的稳定性：HCl>H2S>PH3>SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E项验证。
答案：(1)② (2)PCl3、CCl4 Si3N4 3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素 CE
2．如图是元素周期表的一部分，其中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
A．原子核对核外电子的吸引力
B．形成稳定结构的倾向
如表是一些主族元素气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)
锂 X Y
失去第一个电子 519 502 580
失去第二个电子 7 296 4 570 1 820
失去第三个电子 11 799 6 920 2 750
失去第四个电子 / 9 550 11 600
①锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量，原因是______________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式______________。
③Y是周期表中________族的元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
【解析】(2)①锂原子核外电子排布式为1s22s1，失去核外第一个电子形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，比较稳定，难以再失电子，所以失去第二个电子时所需能量要远远大于失去第一个电子时所需的能量。②由表中所提供数据可知，X原子的各级电离能数据中，I2 I1，可判断其最外层只有一个电子，化合价为＋1，故可推知X是钠元素的原子，由j在元素周期表中的位置可推出j是氧元素，Na和O可形成Na2O和Na2O2两种化合物。③Y元素原子的I4 I3，可判断其最外层有3个电子，故Y元素位于ⅢA族。④因为m为稀有气体元素氩，价电子排布式为3s23p6，p能级达到全充满状态，是稳定结构，难以失去电子，故该元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案：(1)①④ (2)①锂原子失去一个电子后，形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，达到稳定结构，此时再失去一个电子很困难 ②a Na2O和Na2O2 ③ⅢA ④m
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