鲁科版 (2019)选择性必修2第3节 元素性质及其变化规律第2课时课后测评

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第2课时　元素的电负性及其变化规律
[核心素养发展目标]　1.知道电负性的概念及其变化规律。2.学会用电负性判断元素金属性、非金属性以及两成键元素间形成的化学键类型。
1．电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)确定依据：常以最活泼的非金属元素氟的电负性4.0为标度，计算其他元素的电负性。因此，电负性是一个相对值，没有单位。
(3)意义：用来表示两个不同原子形成化学键时吸引电子能力的相对强弱，元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强；电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。
2．电负性的变化规律
观察分析元素的电负性柱状示意图：

(1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。
(2)对主族元素而言，同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(3)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
(4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈递减趋势。
(5)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。
3．电负性的应用
应用
(1)判断金属性和非金属性的强弱

(2)判断元素化合价的正负

(3)判断化学键的类型



(1)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大(　　)
(2)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小(　　)
(3)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性(　　)
(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价(　　)
(5)两种元素电负性差值越大，越容易形成共价化合物(　　)
答案　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√ 　(5)×

1．下列各元素按电负性大小排列正确的是(　　)
A．F>N>O B．O>Cl>F
C．As>P>N D．Cl>S>As
答案　D
解析　电负性：A项应为F>O>N；B项应为F>O>Cl；C项应为N>P>As。
2．利用元素的电负性不能判断的是(　　)
A．元素原子的得电子能力
B．化学键的类别(离子键和共价键)
C．元素的活动性
D．元素稳定化合价的数值
答案　D
解析　元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大，元素原子得电子能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小的原子间一般形成共价键，差值大的原子间一般形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越活泼，电负性越大的非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价)，但不能判断元素稳定化合价的数值。
3．下表是某些短周期元素的电负性(X)值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
X值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.44
4.00
元素符号
Na
Al
Si
P
S
Cl
X值
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16

(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是_____________________
_______________________________________________________________________________。
(2)推测X值与原子半径的关系是__________________________________________________。
上表中短周期元素X值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
(3)经验规律告诉我们：如果两成键元素之间的电负性X的差值(ΔX)>1.7时，它们之间通常形成离子键；ΔXD
B．D>C>B>A
C．C>D>B>A
D．A>B>D>C
答案　B
解析　根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为：，然后依据同周期、同主族元素电负性变化规律，即可确定其电负性顺序：D>C>B>A。
5．对A、B两种主族元素(除第ⅠA族)来说，下列叙述中正确的是(　　)
A．A的电负性大于B，则A的第一电离能一定大于B
B．A的电负性大于B，则A的失电子能力大于B
C．A的电负性大于B，则A的得电子能力大于B
D．A的电负性大于B，则A的原子半径一定小于B
答案　C
解析　元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，C项正确、B项错误；元素的电负性大对应原子的第一电离能不一定大，如：Mg的第一电离能大于Al的第一电离能，而Mg的电负性小于Al的电负性，A项错误；元素的电负性大，原子半径不一定就小，D项错误。
6．下图中的曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)：


把与元素有关性质相符的曲线的标号填入相应横线上：
(1)第ⅡA族元素原子的价电子数__________________________________________________。
(2)第3周期元素的最高正化合价___________________________________________________。
(3)F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋四种离子的离子半径________________________________________。
(4)第2周期元素的原子半径(不包括稀有气体) _______________________________________。
(5)第2周期元素的第一电离能_____________________________________________________。
答案　(1)B　(2)C　(3)A　(4)D　(5)E
解析　(1)第ⅡA族元素原子的价电子数均为2，B符合。
(2)第3周期元素的最高正价由＋1～＋7～0，C符合。
(3)F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径依次减小，A符合。
(4)第2周期元素的原子半径从左到右依次减小，D符合。
(5)第2周期元素的第一电离能由小到大的顺序为E(Li)①，A项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，②、③最高正化合价均为＋5，①的最高正化合价为＋6，D项不正确。
14．已知M元素原子的价电子排布式为3s23p1，N元素位于周期表中第3周期，其原子最外层p轨道为半充满状态，下列叙述错误的是(　　)
A．M为金属元素，N为非金属元素
B．M与N为同周期元素
C．N的电负性小于M
D．M的第一电离能大于N
答案　CD
解析　由已知信息可得M为Al元素，N为P元素，故A、B项均正确，C项错误；第一电离能：P>Al，故D项错误。
三、非选择题
15．回答下列问题：
(1)基态碳原子的核外电子排布式为________。非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是_____________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________。
(2)下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.4
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7

下列说法正确的是________(填字母)。
A．甲的金属性比乙强
B．乙有＋1价
C．丙不可能为非金属元素
D．丁一定为金属元素
(3)Mn、Fe均为第4周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据列于下表：
元素
Mn
Fe
电离能/(kJ·mol－1)
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957

锰元素位于第4周期ⅦB族。请写出基态Mn2＋的价电子排布式：________________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是_____________________________________________________________________________。
(4)卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是___________________________________。
(5)基态B原子的电子排布式为_____________________________________；B和N相比，电负性较大的是________；BN中B元素的化合价为________。
答案　(1)1s22s22p2　N原子的2p轨道达到半充满状态，比较稳定　(2)A　(3)3d5　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少　(4)ILi。(2)①核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小。锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li＋、H－的核外电子数都为2，所以半径：Li＋”“　Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构
(3)Mg