第一电离能电负性教案
高中化学专题2元素第一电离能和电负性的周期性变化学案苏教版

第2课时元素第一电离能和电负性的周期性变化[学习目标定位] 1.能表述元素第一电离能、电负性的含义。
2.熟知元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。
3.能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。
一元素第一电离能的周期性变化1.元素第一电离能的概念与意义(1)概念:某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量叫做该元素的第一电离能。
元素第一电离能符号:I1。
即M(g)-e-―→M+(g)(2)元素第一电离能的意义:可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小,原子越容易失去一个电子;第一电离能数值越大,原子越难失去一个电子。
(3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能,第三电离能和第四、第五电离能可以类推。
由于原子失去电子形成离子后,若再失去电子会更加困难,因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系:I1<I2<I32.元素第一电离能变化规律(1)第一电离能的变化趋势如下图所示:(2)观察分析上图,总结元素第一电离能的变化规律①对同一周期的元素而言,碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大;从左到右,元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势,表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素,自上而下第一电离能逐渐减小,表明自上而下原子越来越易失去电子。
③具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高,其电离能数值较大。
如稀有气体的电离能在同周期元素中最大,N为半充满、Mg为全充满状态,其电离能均比同周期相邻元素大。
3.电离能的应用(1)根据电离能数据,确定元素核外电子的排布。
如Li:I1≪I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层),且最外层上只有一个电子。
(2)根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。
如K:I1≪I2<I3,表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。
选修三电离能及电负性导学案

第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化学习目标 1.掌握元素第一电离能和电负性的概念及其周期性变化的规律。
2.知道电离能和电负性的简单应用。
一、元素第一电离能的周期性变化 1.第一电离能 (1)含义元素________________失去一个电子形成+1价______________所需的最低能量,用符 号________表示。
(2)应用第一电离能可以衡量元素的气态原子________________的难易程度。
第一电离能数值越小,原子越________失去一个电子,第一电离能数值越大,原子越难失去一个电子。
(3)变化规律 ①变化规律变化规律—⎪⎪⎪⎪⎪――→同周期⎩⎪⎨⎪⎧随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现 的趋势,碱金属的第一电离能 ,稀有气体的第一电离能 。
――→同主族⎩⎪⎨⎪⎧随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小②与原子的核外电子排布的关系通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p 0、d 0、f 0)、半满(p 3、d 5、f 7)和全满(p 6、d 10、f 14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。
2.第二电离能和第三电离能 (1)第二电离能____________________失去1个电子,形成________________所需要的最低能量,用I 2表示。
(2)第三电离能________________再失去1个电子,形成________________所需的最低能量,用I 3表示。
二、元素电负性的周期性变化 1.含义电负性是用来衡量元素在化合物中______________能力的物理量。
指定F 的电负性为________,并以此为标准确定其他元素的电负性。
2.变化规律变化规律—⎪⎪⎪――→同周期⎩⎪⎨⎪⎧主族元素的电负性从左到右逐渐 ,表明其 的能力逐渐增强。
――→同主族⎩⎪⎨⎪⎧元素的电负性从上到下呈现 趋势,表明其 能力逐渐减弱。
专题2 第2单元 第2课时 电离能和电负性

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3.电离能的应用 (1)根据电离能数据,确定元素原子的核外电子的排布 如Li:I1≪I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层), 且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价 如K:I1≪I2<I3,表明K原子易失去一个电子形成+1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱 一般地,除稀有气体外,I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属 性越强。
【提示】 镁的大。因为当原子的外围电子排布处于半满、全满或全空时, 原子的能量较低,第一电离能较大。镁的外围电子排布为3s2,铝的外围电子排布 为3s23p1,镁的3p轨道全空,3s轨道全满,故镁的第一电离能大。
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2.为什么钠易形成Na+,而不易形成Na2+,镁易形成Mg2+,而不易形成 Mg3+?
________。
(2)第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有________种。
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【解析】 (1)应用“结构决定性质,性质反映用途”作理论指导,分析、解 决相关问题。
①分析表中数据可知,该元素的逐级电离能中,I1、I2、I3与I4相差较大,说 明该元素原子最外层有3个电子,显然该元素为Al。
【提示】 Na失去一个电子后已达到稳定结构,第二电离能远大于第一电离 能,所以钠易形成Na+,而不易形成Na2+;Mg失去2个电子后已达到稳定结构, 第三电离能远大于第二电离能,所以镁易形成Mg2+,而不易形成Mg3+。
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[合作·探究] 1.同一周期,第一电离能的递变规律探究(根据教材P20~21图2-12和图2-13)。 (1)同一周期,第一电离能的大小变化趋势如何? 【提示】 从左到右,呈现增大的趋势,零族元素最大,ⅠA族元素最小。
元素性质的递变规律第一电离能电负性PPT学习教案

s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2
p区 ⅢA~ⅦA族和0族元素 ns2np1~6
活泼金属(H除
外)
大多为非金属
d区 ds
ⅢB~ⅦB族和Ⅷ 族
ⅠB、ⅡB族
(n-1)d1~10ns1
~2
(n-1)d10ns1~2
区 镧系和锕系
f区
过渡元素 过渡元素
第22页/共55页
思考:为什么s区、d区、ds区的元素 都是金属(除H外)?
符号 单位:
第31页/共55页
概念应用
1、已知M(g)-e- →M +(g)时所需最低
738 KJ·mol-1
能量为738 KJ,则M元素的
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e-
I1=
→Na
+(g)
时所需最低能.量为
496 KJ
.
第32页/共55页
问题探 究一
元素的第一电离能大小与原子 失去电子能力有何关系?
参考解答案释:同主族元素从上到下,随核电荷数增大
,原子半径逐渐增大,原子核对核外电子的吸引力 逐渐减小,原子失电子能力逐渐增大,第一电离能 逐渐减小。
第38页/共55页
4、同一周期第一电离能最小的是碱金 属元素,最大的是稀有气体元素。为什 么?
友情提示:从他们的原子外围电子排布式和 原子结构的特点思考。
d区元
ⅢB~ⅦB族和Ⅷ族元
素
素
它们的价层电子构型是(n-1)d1~10ns1~2
,最后1个电子基本都是填充在倒数第二层
(n-1)d轨道上的元素,位于长周期的中部
。这些元素都是金属,常有可变化合价,称
为过渡元素。它包括ⅢB~ⅦB族和Ⅷ族元
第一电离能标准学习教案

)
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势(最小的是碱金属)
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
反常现象(fǎn chánɡ
C.在xi所àn有xià元nɡ素) 中,氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体(xī yǒu qì tǐ)的元素:
D.钾He的第一电离能比镁的第一电离能大.
第28页/共28页
第二十九页,共29页。
则M元素的 I1 = 738 KJ·mol.-1
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e- →Na +(g) 时所
需最低能量为
496 K. J
第1页/共28页
第二页,共29页。
问题(wèntí)探究一
元素(yuán sù)的I1与原子失电子能力的关 系?
I1越小,越易失电子(diànzǐ),金属性越强 I1越大,越难失电子(diànzǐ),金属性越弱
第22页/共28页
第二十三页,共29页。
随着(suízhe)原子序数的递元素性质呈周期性变化的根本原因
增引起了
最外层电子数 1→8
核外电子排布(pái bù)呈周期性 变化
(K层电子数 1→2)
决定
原子半径:
(以同周期元素
大→小(除稀有气体)
为例了)
化合价: +1→+7 -4→-1
元素(yuán sù)性质呈周期性 变化
K<Na<Mg
第11页/共28页
第十二页,共29页。
课堂练习
2.在下面的电子(diànzǐ)结构中,第一电离能最
小的
B
原子可能是 (
)
A ns2np3
2020高中化学 第一电离能和电负性的周期性变化讲义+测试(含解析)苏教版选修3

第二课时元素第一电离能和电负性的周期性变化[学习目标] 1.了解元素电离能、电负性的概念和第一电离能、电负性随原子序数递增的周期性变化的规律。
2.了解电离能和电负性的简单应用,能够运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题.自主学习区对应学生用书P016一、电离能1.概念错误!气态原子失去一个电子形成错误!+1价气态阳离子所需的错误!最低能量叫做该元素的第一电离能。
元素第一电离能符号:错误!I1。
2。
元素第一电离能的意义错误!难易程度。
第一电离能数值越小,原子越错误!容易失去一个电子;第一电离能数值越大,原子越错误!难失去一个电子.3.第一电离能的变化规律(1)同周期:主族元素从左往右,第一电离能呈错误!增大趋势(有例外)。
(2)同主族:从上到下,第一电离能呈错误!减小趋势.(3)元素的第一电离能大小还与其错误!原子的核外电子排布(特别是错误!外围电子排布)有关。
通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成错误!全空(p0、d0、f0)、错误!半满(p3、d5、f7)和错误!全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量错误!较低,该元素具有较大的第一电离能。
例如,Mg的外围电子排布为3s2,s轨道处于全充满状态,P的外围电子排布为3s23p3,p轨道处于半充满状态,因而Mg、P的第一电离能相对较高.二、电负性1。
M(g) M2+所需的能量是否是其第一电离能的2倍?提示:应远大于其第一电离能的2倍.因为首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能最小,再失去的电子是能量较低的电子,且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强,从而使电离能越来越大。
2.以钠、镁、铝为例说明元素的主要化合价与各级电离能的关系。
提示:钠原子的第一电离能较低,而第二电离能突跃式变高,也就是说,钠的第一电离能远远小于它的第二电离能。
这说明钠原子很容易失去一个电子成为+1价的阳离子,从而形成稳定状态,此时原子核对外层电子的吸引作用变得更强,不易再失去第2个电子。
元素第一电离能与电负性

活动与探究二
碱金属元素第一电离能
元素
Li Na
I1(KJ/mol) 587.1 496
卤族元素第一电离能
元素
F Cl
I1(KJ/mol) 1681 1251
K 418.6
Br 1140
Rb 402.9
“使气态原子失去电子变成气态阳离子,需要克服 主要来自于核电荷的引力而消耗的最低能量。”
——元素的电离能 符号:Ⅰ
活动与探究一
1、原子失去电子时,吸收还是放出能量?为什么?
2、电离能反映了原子得到还是失去电子倾向的大小?
3、电离能越大,表示原子失去电子需要的能量越多 还是越少,原子越难还是越易失去电子?
2、同一主族中,从上到下,元素的电负性逐渐减小 原因:同主族元素从上到下,虽然核电荷数也增多,但 电子层数增多引起原子半径增大比较明显,原子核对外 层电子的吸引能力逐渐减弱,元素的电负性值递减。
电负性的应用
(1).判断元素的金属性和非金属性
电负性的意义
衡量元素在化合物中吸引电子的能力强弱,即非金属 性强弱。从而判断元素化合价的正负。
CH4 NaH NF3 NH3 SO2 H2S ICl HBr
活动与探究四
ⅠA
一 H ⅡA
电负性
2.1
二 Li Be
(鲍林数据)
1.0 1.5
三 Na Mg ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
五 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pa Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
高中化学复习教案-电离能和电负性

⾼中化学复习教案-电离能和电负性第2课时电离能和电负性1.了解元素电离能、电负性的概念和电离能、电负性随原⼦序数递增的周期性变化的规律。
(重点)2.了解电离能和电负性的简单应⽤。
(重难点)电离能[基础·初探]1.第⼀电离能(1)含义某元素的⽓态原⼦失去⼀个电⼦形成+1价⽓态阳离⼦所需的最低能量,叫做该元素的第⼀电离能,⽤符号I1表⽰,单位:kJ·mol-1。
(2)意义第⼀电离能数值越⼩,原⼦越容易失去⼀个电⼦;第⼀电离能数值越⼤,原⼦越难失去⼀个电⼦。
(4)与原⼦的核外电⼦排布的关系通常情况下,当原⼦核外电⼦排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原⼦的能量较低,该元素具有较⼤的第⼀电离能。
2.第⼆电离能和第三电离能(1)第⼆电离能+1价⽓态离⼦失去1个电⼦,形成+2价⽓态离⼦所需要的最低能量,⽤I2表⽰。
(2)第三电离能+2价⽓态离⼦再失去1个电⼦,形成+3价⽓态离⼦所需的最低能量,⽤I3表⽰。
(3)同⼀元素的逐级电离能I1、I2、I3…I n依次增⼤。
1.镁和铝的第⼀电离能谁⼤,为什么?【提⽰】镁的⼤。
因为当原⼦的外围电⼦排布处于半满、全满或全空时,原⼦的能量较低,第⼀电离能较⼤。
镁的外围电⼦排布为3s2,铝的外围电⼦排布为3s23p1,镁的3p轨道全空,3s 轨道全满,故镁的第⼀电离能⼤。
2.为什么钠易形成Na+,⽽不易形成Na2+,镁易形成Mg2+,⽽不易形成Mg3+?【提⽰】Na失去⼀个电⼦后已达到稳定结构,第⼆电离能远⼤于第⼀电离能,所以钠易形成Na+,⽽不易形成Na2+;Mg失去2个电⼦后已达到稳定结构,第三电离能远⼤于第⼆电离能,所以镁易形成Mg2+,⽽不易形成Mg3+。
[合作·探究]1.同⼀周期,第⼀电离能的递变规律探究(根据教材P20~21图2-12和图2-13)。
(1)同⼀周期,第⼀电离能的⼤⼩变化趋势如何?【提⽰】从左到右,呈现增⼤的趋势,零族元素最⼤,ⅠA族元素最⼩。
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原子结构与元素的性质(第2课时)二、元素周期律(1)原子半径〖探究〗观察下列图表分析总结:元素周期表中同周期主族元素从左到右,原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种趋势?元素周期表中,同主族元素从上到下,原子半径的变化趋势如何?应如何理解这种趋势?〖归纳总结〗原子半径的大小取决于两个相反的因素:一是电子的能层数,另一个是核电荷数。
显然电子的能层数越大,电子间的负电排斥将使原子半径增大,所以同主族元素随着原子序数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大。
而当电子能层相同时,核电荷数越大,核对电子的吸引力也越大,将使原子半径缩小,所以同周期元素,从左往右,原子半径逐渐减小。
(2)电离能[基础要点]概念1、第一电离能I1;态电性基态原子失去个电子,转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。
第一电离能越大,金属活动性越。
同一元素的第二电离能第一电离能。
2、如何理解第二电离能I2、第三电离能I3、I4、I5……?分析下表:〖科学探究〗1、原子的第一电离能有什么变化规律呢?碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢?为什么Be的第一电离能大于B,N的第一电离能大于O,Mg的第一电离能大于Al,Zn的第一电离能大于Ga?第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系?碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系?2、阅读分析表格数据:为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系?数据的突跃变化说明了什么?〖归纳总结〗1、递变规律2、第一电离能越小,越易失电子,金属的活泼性就越强。
因此碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性就越强。
3.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叫做第一电离能(用I1表示),从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示),依次类推,可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系:I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。
这是因为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引力也越来越大,消耗的能量也越来越多。
4、Be有价电子排布为2s2,是全充满结构,比较稳定,而B的价电子排布为2s22p1,、比Be不稳定,因此失去第一个电子B比Be容易,第一电离能小。
镁的第一电离能比铝的大,磷的第一电离能比硫的大,为什么呢?Mg:1s22s22p63s2P:1s22s22p63s23p3那是因为镁原子、磷原子最外层能级中,电子处于半满或全满状态,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,Mg的第一电离能大于Al,Zn的第一电离能大于Ga。
5、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十2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以A1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。
〖课堂练习〗1、某元素的电离能(电子伏特)如下:此元素位于元素周期表的族数是A. IAB. ⅡAC. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、ⅦA2、某元素的全部电离能(电子伏特)如下:回答下列各问:(1)由I1到I8电离能值是怎样变化的?___________________。
为什么?______________________________________(2)I1为什么最小?________________________________(3) I7和I8为什么是有很大的数值__________________________(4)I6到I7间,为什么有一个很大的差值?这能说明什么问题?_________________________________________________________(5)I1到I6中,相邻的电离能间为什么差值比较小?______________________________________________(6)I4和I5间,电离能为什么有一个较大的差值__________________________________________________(7)此元素原子的电子层有 __________________层。
最外层电子构型为______________,电子轨道式为________________________________,此元素的周期位置为________________________ 周期___________________族。
2、讨论氢的周期位置。
为什么放在IA的上方?还可以放在什么位置,为什么?答:氢原子核外只有一个电子(1s1),既可以失去这一个电子变成+1价,又可以获得一个能。
电子变成一l价,与稀有气体He的核外电子排布相同。
根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在IA,又可以放在ⅦA。
3、概念辩析:(1)每一周期元素都是从碱金属开始,以稀有气体结束(2)f区都是副族元素,s区和p区的都是主族元素(3)铝的第一电离能大于K的第一电离能(4)B电负性和Si相近(5)已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量,则其第一电离能为650KJ/mol(6)Ge的电负性为1.8,则其是典型的非金属(7)气态O原子的电子排布为:,测得电离出 1 mol电子的能量约为1300KJ,则其第一电离能约为1300KJ/mol(8)半径:K+>Cl-(9)酸性 HClO>H2SO4,碱性:NaOH > Mg(OH)2(10)第一周期有2*12=2,第二周期有2*22=8,则第五周期有2*52=50种元素元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数4、元素的电离能与原子的结构及元素的性质均有着密切的联系,根据下列材料回答问题。
气态原子失去1个电子,形成+1价气态离子所需的最低能量称为该元素的第一电离能,+l价气态离子失去1个电子,形成+2价气态离子所需要的最低能量称为该元素的第二电离能,用I2表示,以此类推。
下表是钠和镁的第一、二、三电离能(KJ·mol-1)。
(1)分析表中数据,请你说明元素的电离能和原子结构的关系是:元素的电离能和元素性质之间的关系是:(2)分析表中数据,结合你已有的知识归纳与电离能有关的一些规律。
(3)请试着解释:为什么钠易形成Na+,而不易形成Na2+?原子结构与元素的性质(第3课时)知识与技能:1、能说出元素电负性的涵义,能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料,解释元素的“对角线”规则,列举实例予以说明3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象,预测物质的有关性质4、进一步认识物质结构与性质之间的关系,提高分析问题和解决问题的能力教学过程:〖复习〗1、什么是电离能?它与元素的金属性、非金属性有什么关系?2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律?(3)电负性:〖思考与交流〗1、什么是电负性?电负性的大小体现了什么性质?阅读教材p20页表同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律?如何理解这些规律?根据电负性大小,判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强?[科学探究]1.根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图,请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负性变化图。
2.电负性的周期性变化示例〖归纳与总结〗1、金属元素越容易失电子,对键合电子的吸引能力越小,电负性越小,其金属性越强;非金属元素越容易得电子,对键合电子的吸引能力越大,电负性越大,其非金属性越强;故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。
周期表从左到右,元素的电负性逐渐变大;周期表从上到下,元素的电负性逐渐变小。
电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。
金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右,他们既有金属性又有非金属性。
2、同周期元素从左往右,电负性逐渐增大,表明金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
同主族元素从上往下,电负性逐渐减小,表明元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
[思考5]对角线规则:某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似,被称为对角线原则。
请查阅电负性表给出相应的解释?3.在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似,被称为“对角线规则”。
查阅资料,比较锂和镁在空气中燃烧的产物,铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱,说明对角线规则,并用这些元素的电负性解释对角线规则。
4.对角线规则课时作业:题目 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15答案一、选择题1.居室装修用石材的放射性常用22688Ra作为标准,居里夫人(Marie Curie)因对Ra元素的研究两度获得诺贝尔奖。
下列叙述中正确的是A.RaCl2的熔点比CaCl2高B.Ra元素位于元素周期表中第六周期ⅡA族C.一个22688Ra原子中含有138个中子D.Ra(OH)2是一种两性氢氧化物2.下列离子中,电子数大于质子数且质子数大于中子数的是()A、D3O+B、Li+C、OD¯D、OH¯3.最近,意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧分子,并用质谱仪探测到了它存在的证据。
若该氧分子具有空间对称结构,下列关于该氧分子的说法正确的是A.是一种新的氧化物B.不可能含有极性键C.是氧元素的一种同位素D.是臭氧的同分异构体4.下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是( )A. N: 1s22s22p3B. S2-: 1s22s22p63s23p6C. Na: 1s22s22p53s2D. Si: 1s22s22p63s23p25.有四种氯化物,它们的通式为XCl2,其中最可能是第IIA族元素的氯化物是:A. 白色固体,熔点低,完全溶于水,得到一种无色中性溶液,此溶液导电性差B. 绿色固体,熔点高,易被氧化,得到一种蓝绿色溶液,此溶液具有良好的导电性C. 白色固体,极易升华,如与水接触,可慢慢分解D. 白色固体,熔点较高,易溶于水,得无色中性溶液,此溶液具有良好的导电性6.气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化,吸收能量最多的是A. 1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1B. 1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2C. 1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3D. 1s22s22p63s23p64s24p2→1s22s22p63s23p64s24p17.等物质的量的主族金属A、B、C分别与足量的稀盐酸反应,所得氢气的体积依次为V A、V B、V C,已知V B=2V C,V A=V B+V C,则在C的生成物中,该金属元素的化合价为A.+1 B.+2 C.+3 D.+48.元素周期表中ⅠA族元素有R′和R″两种同位素,R′和R″的原子量分别为a和b,R元素中R′和R″原子的百分组成分别为x 和y ,则R元素的碳酸盐的式量是A、2(ax+by)+60B、ax+by+60C、(ax+by)/2+60D、ay+bx+609.下列具有特殊性能的材料中,由主族元素和副族元素形成的化合物是A.半导体材料砷化镓B.吸氢材料镧镍合金C.透明陶瓷材料硒化锌D.超导材K3C6010.X和Y属短周期元素,X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半,Y位于X的前一周期,且最外层只有一个电子,则X和Y所形成的化合物的电子式可表示为( )A.XYB.XY2C.XY3D.X2Y311.A、B都是短周期元素,原子半径B>A,它们可形成化合物AB2,由此可以得出的正确判断是( ) A.原子序数:A<B B.A和B可能在同一主族C.A可能在第2周期ⅣA族D.A肯定是金属元素12.下列是几种原子的基态电子排布,电负性最大的原子是( )A.1s22s22p4B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2 C.1s22s22p63s23p64s213.下列关于砷(As)元素的叙述中,正确的是A、在AsCl3分子中,砷原子最外层电子数为8;B、Na3AsO4溶液的pH大于7;C、砷的氢化物的化学式为AsH3,它是一种强氧化剂;D、砷的相对原子质量为74.92,由此可知砷原子核内有42个中子。