第1章 第3节 元素性质及其变化规律-【创新教程】2025-2026学年高中化学选择性必修2五维课堂同步课件PPT（鲁科版2019）

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1.宏观辨识与微观探析：通过原子半径、电离能、电负性的变化规律，建立“位－构－性”的本质关联 2.变化观念与平衡思想：把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质，丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值 [知识梳理] [知识点一]　原子半径及其变化规律　 1．影响因素 2．变化规律 规律 原因 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐　减小　(除稀有气体元素外) 增加的电子产生的电子间的排斥作用　小于　核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐　增大　 电子层数的影响　大于　核电荷增加的影响 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐　减小　，但变化幅度不大 增加的电子都排布在　(n－1)d　轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核　吸引作用　及内层电子　排斥作用　的总体效果差别不大 3.应用 利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。 (1)同周期元素(从左到右)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\co1(电子层数相同,核电荷数增大))―→原子半径　减小　→原子核对外层电子的吸引作用　增强　―→元素原子失去电子的能力越来　越弱　，获得电子的能力越来　越强　(除稀有气体元素外)。 (2)同主族元素(自上而下)eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\co1(价电子数相同,电子层数增多))―→原子半径　增大　―→原子核对外层电子的吸引作用　减弱　―→元素原子失去电子的能力越来　越强　，获得电子的能力越来　越弱　。 (3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素　分界线周围　元素的原子获得或失去电子的能力都　不强　。 [知识点二]　元素的电离能及其变化规律　 1．电离能 (1)概念：　气态基态原子　或　气态基态离子　失去一个电子所需要的最小能量。 (2)符号：　I　，单位：　kJ·mol－1　。 2．电离能的分类 3．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越　容易　失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越　难　失去电子。 (3)运用元素的电离能数据可以判断　金属　元素的原子在气态时　失去　电子的难易程度。 (1) (2)同种元素的原子，电离能逐级　增大　。 5．影响因素 [知识点三]　元素的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　吸引电子　能力的标度。 (2)标准：选定氟的电负性为　4.0　，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　递增　。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性　递减　。 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　金属　元素(大部分)；电负性大于2的元素为　非金属　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　负　价；电负性小的元素易呈现　正　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　离子键　；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成　共价键　。 微点拨：电负性是元素的一种基本性质，随着原子序数的递增呈周期性变化。 [知识点四]　元素周期律的实质　 1．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。 2．具体表现 (2)主族元素是金属元素还是非金属元素eq \o(――→,\s\up7(取决于))原子中　价电子　的多少。 [自我评价] 1．[判一判](对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”) (1)电子层数越多，原子半径越大。(×) 提示：如锂的原子半径为0.152 nm，而氯的原子半径为0.099 nm。 (2)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小。(×) 提示：同周期主族元素的简单离子中，阴离子半径大于阳离子半径，如离子半径S2－＞Na＋。 (3)原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大。(×) (4)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价。(×) (5)N、O的第一电离能和电负性均为N＜O。(×) (6)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小。(×) (7)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准。(√) 提示：电负性是以氟为4.0和锂为1.0作为相对标准得出的相对数值。 (8)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。(√) 提示：电负性越大，即吸引电子能力越强，元素非金属性越强。 2．[练一练] 在下列横线上，填上适当的元素符号。 (1)在第3周期中，第一电离能最小的元素是　________　，第一电离能最大的元素是　________　。 (2)第2、3、4周期元素中p轨道半充满的原子分别是　________　。 (3)电负性相差最大的两种元素是　________　(放射性元素除外)。 解析：一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除ⅡA族、ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第3周期中第一电离能最小的元素为Na，第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，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，故周期表中电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。 答案：(1)Na　Ar　(2)N、P、As　(3)F、Cs 　电离能规律及其应用 [情境素材] 前4周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。 [思考探究] (1)据图可知，ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。 提示：同周期中，ⅡA族元素的价电子排布式为ns2，ⅤA族元素的价电子排布式为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。 (2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答： ①为什么同一元素的电离能逐级增大？ ②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1价、＋2价、＋3价？ 提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。 ②Na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个电子容易得多，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＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 [核心突破] 1．逐级电离能 (1)原子的逐级电离能越来越大。 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量较多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。 (2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。 2．影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。 (1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 (3)某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全充满，p原子轨道全空，VA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们均比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。 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。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 [典例示范] [典例1]　下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4 562 6 912 9 543 Y 578 1 817 2 745 11 575 根据表中所列数据的判断，错误的是(　　) A．元素X是ⅠA族的元素 B．元素Y的常见化合价是＋3价 C．元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2 D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应 [思维建模]　解析有关电离能判断化合价问题的思维流程如下：逐级计算In＋1与In的比值并比较大小，看逐级电离能的突变判断元素的化合价。如果eq \f(In＋1,In)≫eq \f(In,In－1)，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 [解析]　D　[X和Y都是主族元素，I是电离能，X第一电离能和第二电离能相差较大，则X为ⅠA族元素；Y元素第三电离能和第四电离能相差较大，则Y是ⅢA族元素，X第一电离能小于Y，说明X活泼性大于Y，X第一电离能和第二电离能相差较大，说明最外层1个电子，则元素X是ⅠA族的元素，故A正确；Y元素第3电离能和第四电离能相差较大，Y原子核外有3个电子，为ⅢA族元素，则化合价为＋3价，故B正确；元素X与O形成化合物时，X的电负性小于O元素，所以在二者形成的化合物中X显＋1价、O元素显－1或－2价，则化学式可能是X2O或X2O2，故C正确；如果Y是第3周期元素，则为Al，Al和冷水不反应，和酸、强碱溶液反应，故D错误。] [易错提醒]　(1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。 (2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布式为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布式为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。 [学以致用] 1．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。 (1)同主族内不同元素的E值的变化特点是__________________ ______________________________________________________。 (2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是　________　(填编号)。 ①E(砷)>E(硒)　②E(砷)<E(硒)　③E(溴)>E(硒)　④E(溴)<E(硒) (3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：　________　＜E＜　________　。 (4)10号元素E值较大的原因是____________________________ ______________________________________________________。 解析：(1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小。(2)从第2、3周期看，ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。 答案：(1)随着原子序数增大，E值变小　(2)①③ (3)485　738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构 　　电负性规律及其应用 [情境素材] 电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力 [思考探究] 下表给出了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 (3)利用表中数据估测钙的电负性范围。 提示：由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。 (1)根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？ 提示：同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。 (2)预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)? 提示：电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Cs。 [核心突破] 电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性 (1)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 (2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 2．判断元素的化合价 (1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 (2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 3．判断化学键的类型 一般认为： (1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。 (2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 4．解释元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。 这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 [典例示范] [典例2]　下列说法不正确的是(　　) A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强 D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点 [思维建模] 解析有关电负性问题的思维流程如下 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 [解析]　A　[ⅠA族元素从上到下，非金属性减弱，金属性增强，所以电负性从上到下逐渐减小；ⅦA族元素从上到下非金属性减弱，ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐减小，故A错误；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，所以电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，所以吸引电子能力越大，电负性越大，故C正确；NaH中的H元素最低化合价为－1价，则H可以放在ⅦA族中，故D正确。] 电负性应用的局限性 (1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)元素电负性的值是相对量，没有单位。 (3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。 [学以致用] 2．下列有关电负性的说法中正确的是(　　) A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小 C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价 解析：D　[A.N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N元素原子2p能级为半充满稳定状态，第一电离能大于O元素，故A错误；B.对于主族元素同周期自左而右电负性逐渐增大，过渡元素电负性没有明显规律，故B错误；C.过渡元素很多金属的电负性大于非金属元素，故C错误；D.电负性数值小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值，故D正确；故选D。] 3．下列给出14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。 请运用元素周期律知识完成下列各题： (1)一般来说，同一周期中，从左到右，元素的电负性　________　；同一主族中，从上到下，元素的电负性　________　。所以，元素的电负性随原子序数递增呈　________　变化。 (2)短周期元素中，电负性最大的元素是　________　，电负性最小的元素是　________　，由这两种元素形成的化合物属于　________　(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：___________________________________________。 (3)Al和F形成的化合物为　________　(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为　________　化合物。在S和Cl形成的化合物中，　________　元素呈负价，理由是__________________________________________________________。 (4)表中符合“对角线规则”的元素有Li和_________________、 Be和　________　、B和　________　，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是____________________________________。 写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：__________________________________________________________ _______________________________________________________ ______________________________________________________。 解析：(2)短周期元素中，F的电负性最大(为4.0)，Na元素的电负性最小(为0.9)，两种元素的电负性差值为3.1，大于1.7，故NaF为离子化合物。 (3)F和Al的电负性差值为2.5，大于1.7，故AlF3也为离子化合物；Cl和Al的电负性差小于1.7，故AlCl3为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S显正价，Cl显负价(电负性：Cl＞S)。(4)根据“对角线规则”，Be和Al的性质相似，Be(OH)2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。 答案：(1)逐渐变大　逐渐变小　周期性 (2)F　Na　离子　 (3)离子　共价　Cl　氯元素的电负性比硫元素大 (4)Mg　Al　Si　电负性数值相近　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeOeq \o\al(2－,2)＋2H2O 1．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是(　　) A．3s23p3　　　　　 B．3s23p5 C．3s23p4 D．3s23p6 解析：C　[同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小，3s23p3属于ⅤA族元素、3s23p5属于ⅦA族元素、3s23p4属于ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第3周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar>Cl>P>S，所以第一电离能最小的原子是S。] 2．根据下表中五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，在周期表中，最可能处于同一族的是(　　) 元素代号 I1 I2 I3 I4 Q 2 080 4 000 6 100 9 400 R 500 4 600 6 900 9 500 S 740 1 500 7 700 10 500 T 580 1 800 2 700 11 600 U 420 3 100 4 400 5 900 A.Q和R B．S和T C．T和U D．R和U 解析：D　[由元素电离能可以看出，Q第三电离能和第四电离能相差较大，且其第一电离能较大，所以Q可能是稀有气体元素；R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现＋1价，最外层电子数为1，二者位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现＋2价，最外层电子数为2，T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最外层电子数为3，所以只有R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最有可能在同一族。] 3．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是(　　) A．X与Y形成化合物中X可以显负价，Y显正价 B．第一电离能Y可能小于X C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的 D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX 解析：C　[电负性数值大的元素吸引电子能力强，在化合物中显负价；电负性数值小的元素吸引电子能力弱，在化合物中显正价，故A正确。根据电负性X＞Y推知，原子序数X＞Y；由于X、Y处在同一周期，第一电离能Y可能小于X，故B正确。X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性；气态氢化物的稳定性HmY小于HnX，故C错误，D正确。] 4．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．原子半径：A>B>C>D B．原子序数：d>c>b>a C．离子半径：C>D>B>A D．元素的第一电离能：A>B>D>C 解析：C　[A、B、C、D在元素周期表中的相对位置为 5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。 (1)上表第3周期中第一电离能(I1)最大的是　________　(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是　________　大于　________　。 (2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是　________　，写出该元素基态原子的核外电子排布式： ______________________________________________________。 (3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。 锂 X Y I1 519 502 580 I2 7 296 4 570 1 820 I3 11 799 6 920 2 750 I4 — 9 550 11 600 ①表中X可能为以上13种元素中的　________　元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：　______________　。 ②Y是周期表中　________　族的元素。 ③以上13种元素中，　________　元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。 解析：(1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第3周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全充满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。 答案：(1)m　c　f　(2)i　1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)　(3)①a　Na2O、Na2O2　②ⅢA　③m [课堂小结] 微专题一　元素推断 [专题精讲] 1．元素推断的一般思路 2．推断元素名称的方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素原子形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同。 ①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。 ②与Ne电子层结构相同的离子有F－，O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。 (2)利用常见元素及其化合物的特征。 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 ④单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 3．确定元素位置的方法 (1)由基态原子的价电子排布式给元素定位。 周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数 主族元素的族序数＝价电子数 第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第4周期ⅦB族。 (2)根据原子序数以0族为基准给元素定位。 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn 周期序数 一 二 三 四 五 六 原子序数 2 10 18 36 54 86 ①原子序数－稀有气体元素的原子序数(相近且小)＝元素所在的纵列数。 第1、2纵列为ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为ⅢB族～ⅦB族，第8～10纵列为Ⅷ族，第11、12纵列为ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列为ⅢA族～ⅦA族。该元素的周期数＝稀有气体元素的周期数＋1。 如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。 分析：41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第5周期ⅤB族。 注意：使用此法若为第6、7周期ⅢB族(含镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。 ②稀有气体元素的原子序数(相近且大)－原子序数＝18－该元素所在纵列数。 如判断114号元素在元素周期表中的位置。 分析：118－114＝4，为顺数第14纵列或倒数第5纵列，故114号元素位于第7周期ⅣA族。 [专题精练] 1．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　) A．第一电离能：W>X>Y>Z B．简单离子的还原性：Y>X>W C．简单离子的半径：W>X>Y>Z D．氢化物水溶液的酸性：Y>W 解析：C　[四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第2周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第3周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成淡黄色化合物Z2X2，该淡黄色化合物为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素。同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能呈逐渐减小趋势，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F>O>Cl>Na，A错误；O、F、Cl三种元素的简单离子中，F－还原性最弱，B错误； 电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl－>O2－>F－>Na＋，C正确；F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。] 2．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成－1离子，下列说法正确的是(　　) A．X元素原子基态时的电子排布式为[Ar]4s24p3 B．X元素是第4周期ⅤA族元素 C．Y元素原子的轨道表示式为 D．Z元素具有两性 解析：B　[X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子即4p3，结合构造原理，可推出X原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，即[Ar]3d104s24p3，A项错误，B项正确；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，可能是碳元素或氧元素；若是碳，则Z为Li，不可能形成－1离子，所以Y只能是氧元素，Z为氢元素，所以C、D均错误。] 3．如图是元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　) A.通常情况下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．W的电负性比X的电负性大 D．第一电离能：R＞W＞Y 解析：D　[根据元素在周期表中的位置可判断出：R为Ar、Z为Br、Y为S、W为P、X为N。Br2在常温下为液体，而S和P在常温下为固体，所以五种元素的单质中，不是Br2的沸点最高，A错误；S2－的电子层结构与Ar相同，而Br－的电子层结构与Ar不相同，B错误；N的电负性大于P的电负性，C错误；同周期，从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大趋势，但ⅤA族的第一电离能大于ⅥA族的，ⅡA族的第一电离能大于ⅢA族的，所以第一电离能大小关系为Ar＞P＞S，D正确。] 4．已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是(　　) A．元素的第一电离能：X>W B．离子的还原性：Y2－>Z－ C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ D．原子半径：X<W 解析：B　[1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，则W和X是金属元素，且在周期表中W位于X的右侧，Y和Z是非金属元素，在周期表中位于W和X的上一周期，其中Z位于Y的右侧。同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即金属性：X＞W，非金属性：Z＞Y，所以元素的第一电离能：X＜W，原子半径：X＞W，离子的还原性：Y2－＞Z－，氢化物的稳定性：H2Y＜HZ。] 5．短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，且原子最外层电子数之和为16。Y的原子半径比X的大，X与W同主族，Z是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是(　　) A．原子半径的大小顺序：r(W)＞r(Z)＞r(Y) B．元素X、Y只能形成一种化合物 C．元素W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 D．Y、W最高价氧化物所对应的水化物均能溶解Z的氢氧化物 解析：D　[Z是地壳中含量最高的金属元素，则Z是Al元素；X、Y、Z、W的原子序数依次增大，原子最外层电子数之和为16，X与W同主族，则W、X是ⅣA～ⅥA族元素；Y的原子半径比X的大，则X、Y分别在2个不同周期；Y是ⅠA～ⅡA族元素，所以W、X是ⅥA族元素，X是O元素、W是S元素；Y是ⅠA族元素，是Na元素。原子半径的大小顺序：r(S)＜r(Al)＜r(Na)，A错误；元素O、Na能形成氧化钠和过氧化钠，B错误；O的非金属性比S强，故H2O的热稳定性比H2S强，C错误；氢氧化铝是两性氢氧化物，既能与强碱NaOH反应，又能与强酸H2SO4反应，D正确。] 6．某元素A的L层要比M层少6个电子，它有两种常见的阳离子a和b(其中a的化合价大于b的化合价)。则： (1)a的M层比N层多　________　个电子；b的L层比M层少　________　个电子。a的稳定性　________　(填“大于”或“小于”)b的稳定性。 (2)写出A的电子排布式：________________________________。 a的最外层轨道表示式为________________________________。 解析：由于第K、L层电子排布不出现能级交错，由题意可知A元素的L层已填满，共有8个电子，可得A的M层上有14个电子，则A的第M层电子排布式为3s23p63d6，即可得A的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即A为Fe原子，其两种阳离子分别为Fe3＋和Fe2＋，阳离子a的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，阳离子b的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，再根据洪特规则，a的3d轨道处于半充满状态，a比b稳定。 答案：(1)13　6　大于　(2)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) 7．在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B元素原子次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成－1价离子。 (1)填写下表： 元素 A B C D 名称 电子排布式 轨道表示式 属于哪个区 (2)A元素位于第　________　周期　________　族，B元素位于第　________　周期　________　族。 (3)C元素位于第　________　周期　________　族，C2＋的电子排布式为__________________________________________________。 (4)写出B与D两种元素形成的化合物的电子式：　______________　，此化合物属于　________　化合物。 (5)四种元素中电负性最大的元素是　________　(用元素符号表示，下同)，第一电离能最小的元素是　________　。A、B两种元素的原子半径大小关系是　________　，单核离子的离子半径大小关系是__________________________________________________。 解析：A原子有3个未成对电子，其价电子排布为2s22p3或3s23p3；1 mol B与盐酸反应产生1 mol H2，B为ⅡA族元素Mg或Ca，又由于B比A的原子序数大且不易与冷水反应，则B为Mg元素，那么A为氮元素。C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的即3d5，那么它的原子的价电子排布式为3d64s2，C为铁元素；D元素在第4周期(原子序数比C大)且易形成－1价阴离子，它是溴元素。 答案：(1) (2)2　ⅤA　3　ⅡA (3)4　Ⅷ　1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6) (5)N　Mg　Mg＞N　Mg2＋＜N3－ 微专题二　元素周期律的综合应用 [专题精讲] 1．同周期、同主族元素的结构与性质递变规律 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 最外层电子数 从1递增到7(第一周期除外) 相同 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价 最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 2.原子结构、元素性质和元素在周期表中的位置关系规律 [专题精练] 1．如图三条曲线表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是(　　) A．电负性：c＞b＞a B．最简单氢化物的稳定性：c＞a＞b C．最简单氢化物的相对分子质量：a＞b＞c D．I5：a＞c＞b 解析：D　[同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素3p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去3s2中1个电子，3s2为全充满稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C。A项，同周期自左而右元素的电负性逐渐增大，同主族自上而下元素的电负性逐渐减小，故Si的电负性最小，错误； B项，非金属性越强，氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4稳定性最差，错误；C项，a、b、c相对应的最简单氢化物的相对分子质量分别为16、34、32，b的最大，错误；D项，C、Si失去4个电子后为全充满状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失去3s能级电子，二者能量相差不大，故第五电离能：C＞Si＞P，正确。] 2．以下有关元素性质的说法中不正确的是(　　) A．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O元素的电负性依次递增的是④ B．下列原子中，①1s22s22p63s23p1，②1s22s22p63s23p2， 　③1s22s22p63s23p3，④1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的元素是④ C．某元素的逐级电离能(kJ·mol－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，该元素可能在第3周期ⅡA族 D．以下原子中，①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半径最大的是① 解析：B　[①、②、③中元素的电负性随原子序数增大而递减，④中元素的电负性依次递增，A正确；B项，①、②、③、④中对应的元素分别是第3周期的Al、Si、P、S 4种元素，其中第一电离能最大的是磷元素，其3p轨道处于半充满状态，原子结构较稳定，故B错；由数据可知，元素第一电离能与第二电离能之间的差值明显小于第二电离能与第三电离能之间的差值，说明其最外层有2个电子，所以该元素可能在第3周期ⅡA族，C正确；①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4对应的元素原子分别为Si、N、C、S，其中半径最大的是①(硅原子)，D正确。] 3．四种短周期主族元素在周期表中的相对位置如图所示，已知元素X的原子核外电子数是M的2倍。下列说法不正确的是(　　) A．第一电离能：X＜Y B．X位于第3周期ⅡA族，其单质可通过电解其熔融氯化物制备 C．元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是HNO3 D．气体分子(MN)2的电子式为∶N⋮⋮M∶M⋮　⋮N∶ 解析：A　[根据元素在周期表中的位置可知，M和N位于第2周期，X和Y位于第3周期，设M原子核外电子数为x，则X原子核外电子数为x＋6，又X原子核外电子数是M的2倍，故有2x＝x＋6，解得x＝6，则M为C元素，X为Mg元素，根据元素在周期表中的相对位置可知，Y是Al元素，N为N元素。A项，Mg原子的3s能级为全充满状态，比较稳定，故元素的第一电离能：X＞Y，错误；B项，Mg为第3周期ⅡA族元素，镁单质可通过电解熔融MgCl2制备，正确；C项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，四种元素中非金属性最强的是N元素，所以酸性最强的是HNO3，正确；D项，气体分子(MN)2为(CN)2，其中电子式为∶N⋮⋮C∶C⋮⋮N∶，正确。] 4．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是(　　) 元素 A B C D E 最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A.C、D、E的氢化物的稳定性：C＞D＞E B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C．元素B、C之间不可能形成化合物 D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应 解析：D　[根据电负性和最低化合价，推知A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF＞H2O＞HCl；B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p轨道上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。] 5．A、B、C、D、E、F为硫酸铝钾和硫酸铝铵的组成元素，A原子核外只有1种运动状态的电子，B、C元素位于第2周期且原子半径：B＞C，D与C同主族，E、F元素的电离能数据如下表： 元素 E F 第一电离能/kJ·mol－1 418.8 577.5 第二电离能/kJ·mol－1 3 052 1 816.7 第三电离能/kJ·mol－1 4 420 2 744.8 第四电离能/kJ·mol－1 5 877 11 577 请回答下列问题： (1)A在元素周期表中属于　________　区元素。 (2)基态E原子的电子排布式为___________________________。 (3)D、E、F离子半径大小顺序为____________________________ (用离子符号表示)。 (4)B、C、D电负性大小顺序为______________________________ (用元素符号表示)。 (5)参照表中数据，进行判断：Mg原子第一电离能　________　(填“大于”或“小于”)577.5 kJ·mol－1。 (6)通过上述信息和表中数据分析，为什么E原子失去核外第二个电子所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：__________________________________________________________。 解析：硫酸铝钾和硫酸铝铵的化学式分别为KAl(SO4)2、NH4Al(SO4)2，二者的组成元素有H、O、N、S、Al、K，需根据题目条件推出A、B、C、D、E、F所对应的元素。A原子核外只有1种运动状态的电子，说明A原子核外只有1个电子，A为H。H、O、N、S、Al、K六种元素中，只有O、N处于第2周期，且N的原子半径大于O，故B为N，C为O。与O元素同主族的应该是S，故D为S。根据E、F元素电离能数据可知，E元素的第一电离能和第二电离能相差很大，第二电离能与第三、四电离能相差不大，说明E原子最外层只有1个电子，故E为K，F为Al。 (1)H的原子结构中只有1s上有1个电子，所以H属于s区元素。(2)E为K，其原子核外有19个电子，基态K原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。(3)S2－、Al3＋、K＋半径比较时，由于K＋、S2－具有3个电子层，Al3＋只有2个电子层，所以K＋、S2－的半径都大于Al3＋的半径，K＋和S2－具有相同的电子层结构，原子序数越小，半径越大，故S2－的半径大于K＋的半径。(4)元素非金属性越强，其电负性越大，故电负性：O＞N＞S。(5)Mg原子的价电子排布式为3s2，处于全充满状态，失去3s2上的1个电子比Al原子失去3p1上的1个电子更难，故Mg原子的第一电离能大于577.5 kJ·mol－1。 答案：(1)s　(2)1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1) (3)S2－＞K＋＞Al3＋　(4)O＞N＞S　(5)大于　(6)K原子失去一个电子后，K＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难 微项目一　甲醛的危害与去除 　　　　　　　　　　——利用电负性分析与预测物质性质 [项目学习目标] 1．认识如何借助电负性分析化学键中电荷的分布。 2．体会借助电负性认识与预测有机化合物某些性质的思路和方法。 3．了解甲醛的性质、对人体健康的危害以及去除方法。 [项目必备知识] 1．甲醛的危害 (1)当室内空气中甲醛含量超过0.1 mg·m－3时，人会有不适感，甚至会出现免疫功能异常。 (2)食用含有甲醛的食品会损害人体健康。 2．甲醛产生危害的原因 甲醛之所以有毒，是因为甲醛进入人体后，分子中的羰基与蛋白质分子中的氨基发生反应，使蛋白质失去原有的活性。甲醛能够防腐也是基于此原理。 3．分子中的电荷分布 当A和B两种元素的原子以共价键结合时，如果它们的电负性不同，电负性大的元素的原子带有较多的负电荷(用δ－表示)，电负性小的元素的原子带有较多的正电荷(用δ＋表示)，如。两种元素的电负性相差越大，原子所带电荷的偏移就越明显。 [项目活动探究] [项目活动1]　解释甲醛危害产生的原因 [思考探究] 甲醛与蛋白质反应如图所示 1．标出甲醛分子中C＝O键及蛋白质分子中N－H键的电荷分布。并分析原因。 提示：因为O的电负性大于C的电负性，N的电负性大于H的电负性。 2．分析发生反应时①的化学键变化。 提示：根据图中反应前后对比看出N－H键断裂，C＝O键中的一个键断裂，同时形成C－N键和O－H键。 3．②处先与一个－NH2发生加成反应，其产物又与另一个－NH2发生取代反应脱去一个H2O分子。试分析发生反应时②处的化学键变化。 提示：发生加成反应时，断裂N－H键和C＝O键中的一条键，形成C－N键和O－H键；加成产物继续反应时断裂C－O键和N－H键，同时形成C－N键和H－O键(生成了H2O)。 4．通过上述加成反应和取代反应分析，断键后的分子片断是如何重组的？ 提示：带部分正电荷的原子或基团，与带部分负电荷的原子或基团相连、重组。遵循“正找负”“负找正”的规律。如 [探究总结] 利用电负性认识和预测物质性质的流程 [项目活动2]　室内空气中甲醛的检测与去除 [思考探究] 检测室内空气中的甲醛含量时常用的检测试剂是3­甲基­2苯并噻唑啉酮腙盐酸盐水合物(MBTH)。该方法的原理是甲醛与MBTH反应生成物质A，A再参与一系列反应，最终生成蓝绿色化合物。 1．根据“项目活动1”的收获，分析MBTH生成A时发生反应的类型有哪些？ 提示：加成反应，消去反应(消去了一分子水)。 2．分析由MBTH生成A的反应中化学键变化情况。 提示：变化流程如下： 3．已知甲醛能使高锰酸钾溶液褪色，结合上述甲醛测定反应，试从物质类别角度推测除甲醛的试剂有哪些？ 提示：①某些强氧化剂，如KMnO4溶液，K2Cr2O7溶液等。 ②含结构的物质如胺类等。 ③氨。 [探究总结] 除甲醛常用方法或试剂 ①氨、胺类、酚类物质均可与甲醛发生加成反应，继而发生消去反应，生成水和一种稳定的有机物，从而除去甲醛。 ②利用氧化剂将甲醛氧化除去如KMnO4、K2Cr2O7等。 ③利用多孔材料通过物理吸附的方法除甲醛，如活性炭等。 ④某些植物可吸收甲醛如吊兰、芦荟、虎尾兰等。 [项目活动评价] 1．关于甲醛下列叙述不正确的是(　　) A．甲醛是非电解质 B．甲醛的溶液可以用于蔬菜保鲜或保存动物标本 C．甲醛中元素电负性由大到小的顺序为O＞C＞H D．甲醛在通常状况下为易挥发、具有刺激性气味的气体 解析：B　[A.甲醛是化合物，但其在水溶液中和熔融状态下均不导电，为非电解质，A正确；B.甲醛的溶液有毒、致癌，不能用于蔬菜保鲜，但可作防腐剂保存动物标本，B错误；C.同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，故电负性由大到小的顺序为O＞C＞H，C正确；D.甲醛在通常状况下为具有刺激性气味的气体，D正确。] 2．下列措施不能除去室内空气中甲醛的是(　　) A．放置活性炭 B．放置酸性高锰酸钾溶液 C．放置稀盐酸 D．放置某些植物 解析：C　[A.活性炭具有吸附性，能吸附甲醛，A正确；B.高锰酸钾溶液能氧化甲醛，B正确；C.稀盐酸与甲醛不发生反应，不能吸收甲醛，C错误；D.某些植物可吸收甲醛，D正确。] 3．根据图示，下列有关说法正确的是(　　) A．甲醛与MBTH发生取代反应 B．第一电离能由大到小顺序为O＞N＞C＞H C．上述反应涉及的元素中电负性最大的是O D．检测甲醛时，可通过甲醛的吸收量判断空气中甲醛的浓度 解析：C　[A.观察图示可知，二者发生的不是取反应，A错误；B.ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素大，故第一电离能N＞O，B错误；C.非金属性越强，电负性越大，上述反应涉及的元素中电负性最大的是O，C正确；D.检测甲醛时，可通过溶液的变色程度与标准比色卡比较，判断空气中甲醛的浓度，D错误。] 4．分析下图，下列有关说法不正确的是(　　) A．甲醛通过发生化学反应使蛋白质变性 B．发生加成反应时，只有C＝O键断裂 C．加成反应满足电性法则，即“正找负、负找正” D．化合物分子中电负性大的元素带负电荷 解析：B　[A.观察题图可知，甲醛与蛋白质接触时有化学键的断裂和形成过程属于化学变化，反应使蛋白质的结构发生改变，从而引起蛋白质变性，A正确；B.发生加成反应时，蛋白质分子中的N－H键也断裂，B错误；C.加成反应满足电性法则，C正确；D.电负性大的元素吸引电子能力强，在化合物分子中带负电，D正确。] 5．我国科学家在绿色化学领域取得新进展。利用双催化剂Cu和Cu2O，在水溶液中用H原子将CO2高效还原为重要工业原料之一的甲醇，反应机理如图所示。下列有关说法不正确的是(　　) A．CO2生成甲醇是通过多步还原反应实现的 B．催化剂Cu结合氢原子，催化剂Cu2O结合含碳微粒 C．该催化过程中只涉及化学键的形成，未涉及化学键的断裂 D．有可能通过调控反应条件获得甲醛等有机物 解析：C　[A.CO2→CH3OH经历过程为：CO2→COOH→CO→CHO→CH2O→CH3O→CH3OH，由化学式知，C元素化合价是逐渐下降的，A正确；B.由图可知，催化剂Cu结合氢原子，Cu2O结合含碳微粒，B正确；C.COOH→CO涉及化学键的断裂，C错误；D.过程产物CH2O符合甲醛的分子式，可能代表甲醛，D正确。] 6．如图是甲醛分子的模型，根据该图和所学化学知识回答下列问题： (1)甲醛分子中所有原子都达到稳定结构，甲醛的电子式为　________　。 (2)甲醛分子中碳元素的化合价为　________　价，理由是　________　。 (3)甲醛和次硫酸氢钠(可表示成Na＋[OSOH]－)反应可制得“吊白块”： ＋NaHSO2→反应类型为　________　，常用甲醛浓溶液保存动物标本的原因是　________　。 解析：(1)甲醛分子中所有原子都达到稳定结构，甲醛的电子式为；(2)氧的电负性比碳大，显负价，氢的电负性比碳小，显正价，根据化合价代数和为0，可知碳为0；(3)反应中C＝O键变成C－O键，为加成反应，甲醛可使蛋白质变性，可用于动物标本的保存。 答案：　0　氧的电负性比碳大，显负价，氢的电负性比碳小，显正价，根据化合价代数和为0，可知碳为0价　加成反应　甲醛能使蛋白质变性 $$