第8章 第2讲 元素周期表 元素周期律-【金版教程】2025年高考化学一轮复习创新方案word（新教材，创新版）

金版教程　高考科学复习创新方案　化学 第2讲　元素周期表　元素周期律 【复习目标】　1.认识元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。2.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。3.知道元素周期表的结构，以第三周期及第ⅠA族和第ⅦA族为例，掌握同周期和同主族元素性质的递变规律。4.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是元素性质周期性变化的原因。5.知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，认识元素周期律(表)的应用价值。 一、元素周期表 1.原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2.元素周期表的编排原则 (1)把电子层数目相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。 (2)把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵列，共有18个纵列。 3.元素周期表的结构 [提醒]　(1)同周期两相邻主族元素的原子序数差可能为1或11(第四、五周期的第ⅡA族和第ⅢA族)或25(第六、七周期的第ⅡA族和第ⅢA族)。 (2)含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素，所含元素形成化合物种类最多的族为第ⅣA族。 4.原子结构与周期表的关系 (1)原子结构与周期的关系 原子的最大能层数＝周期序数 (2)各族元素的价电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 主族 ⅤA ⅥA ⅦA — 排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5 — ②0族：He：1s2；其他：ns2np6。 ③过渡元素(副族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。 5.元素周期表的分区 (1)按元素性质分区 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 ②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。 (2)按价层电子排布特点分区 ①周期表的分区 ②各区元素原子价层电子排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n－1)d1～9ns1～2(Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 6.元素周期表的应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 (3)用于工农业生产 对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等。 判断正误。正确的打“√”，错误的打“×”并指明错因。 (1)砷(As)在元素周期表中的位置是第三周期ⅤA族。(×) 错因：应为第四周期ⅤA族。 (2)两种短周期元素的原子序数相差8，周期序数一定相差1。(√) 错因：________________________________________________________________________ (3)正三价阳离子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于第Ⅷ族。(√) 错因：________________________________________________________________________ (4)价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是s区元素。(×) 错因：应为p区元素。 (5)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素。(×) 错因：过渡元素指副族元素。 二、元素周期律 1.元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。 2.元素周期律的实质 元素原子核外电子排布的周期性变化的结果。 3.主族元素性质的周期性变化规律 内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 最外层电子数 从1到7(第一周期除外) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素的性质 主要化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)； 最低负化合价由 －4→－1 相同，最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数(O、F除外) 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 4.电离能 (1)第一电离能：气态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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，从左到右总体呈现增大的变化趋势。同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg>Al，P>S。 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3……)。当相邻两级电离能变化倍数较大时，此两个电子可能分处于两个不同能层。 5.电负性 (1)含义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (2)标准 以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 (3)规律 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，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。 ②一般来说，同一周期，从左至右，元素电负性逐渐变大，同一主族，从上至下，元素电负性逐渐变小。 6.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素有些性质是相似的，如： 7.元素周期律的应用 (1)预测同主族元素的性质(以碱金属元素的性质为例) 原子结构与性质 相同点 最外层上都只有1个电子具有相似的化学性质 不同点 从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大从Li到Cs金属性逐渐增强 物理性质 相同点 碱金属除Cs略带金色光泽外，其他都是银白色有金属光泽的固体，密度较小，硬度较小，熔、沸点较低，导电、导热性很好 递变性 从Li→Cs密度逐渐增大(K反常)，熔、沸点逐渐降低 化学性质 与O2等非金属的反应 碱金属都能与O2等非金属反应，锂、钠与O2反应的化学方程式为： 4Li＋O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K、Rb、Cs与O2反应生成比过氧化物结构更复杂的物质 与H2O的反应 碱金属单质与水均能发生反应，生成氢氧化物和氢气。反应的化学方程式可表示为2M＋2H2O===2MOH＋H2↑(M代表碱金属)，但反应的剧烈程度不同：从Li→Cs反应越来越剧烈，证明它们的金属性逐渐增强 (2)比较不同周期、不同主族元素的性质：如金属性Mg>Al、Ca>Mg，则金属性Ca>Al，碱性Ca(OH)2>Al(OH)3。 (3)推测未知元素的某些性质 ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。 ②已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为黑色固体，与氢很难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。 判断正误。正确的打“√”，错误的打“×”并指明错因。 (1)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。(×) 错因：同周期主族元素的阴离子半径大于阳离子半径，如：r(N3－)>r(Li＋)。 (2)根据最高正化合价与族序数的关系可知，氟元素的最高正价为＋7价。(×) 错因：氟元素无正价。 (3)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。(×) 错因：第三周期非金属元素最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。 (4)H2SO4的酸性强于H2CO3，所以S的非金属性强于碳的非金属性。(√) 错因：________________________________________________________________________ (5)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。(×) 错因：金属性、非金属性强弱与原子得失电子数目无关，只与得失电子的难易程度有关。 (6)电负性差值大于1.7时，一定形成离子键。(×) 错因：电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，也可能形成共价键，如HF。 (7)根据元素周期律，氮与氧、镁与铝相比，都是后者的第一电离能大。(×) 错因：N的2p轨道半充满，Mg的3s轨道全充满，与同周期相邻元素比，第一电离能较大。 (8)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。(×) 错因：元素的电负性大，第一电离能不一定大。如电负性：N<O，但第一电离能：N>O。 考点1　元素周期表 题组一　模型认知原子序数和元素周期表的结构 1.下列各图为元素周期表的一部分，表中的数字为原子序数，其中M为37的是(　　) 答案　C 2.(2023·北海高三月考)已知X、Y、Z三种主族元素在元素周期表中的位置如下，设X的原子序数为a，下列说法不正确的是(　　) Y X Z A.Y与Z的原子序数之和可能为2a B.Y的原子序数可能为a－17 C.Z的原子序数可能为a＋31 D.X、Y、Z可能均为短周期元素 答案　D 解析　由于X、Y、Z均为主族元素，结合其位置关系和元素周期表的结构，可推断Y元素一定不在第一周期，即X、Y、Z不可能都在短周期，D错误。 1.直接相邻的“┳”型、“┻”型、“＋”型原子序数关系 2.由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中的位置 确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数-最邻近的稀有气体元素的原子序数=x。 例如：①35号元素（最邻近的是36Kr），则35-36=-1，故周期数为四，族序数为8-|-1|=7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素；②87号元素（最邻近的是86Rn），则87-86=1，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。 题组二　分析与推测原子结构和周期表的关系 3.下列有关元素周期表分区的说法正确的是(　　) A.s区全部是金属元素 B.p区全部是非金属元素 C.d区内元素原子的价层电子排布必为(n－1)d1～10ns2 D.除ds区外，以最后填入电子的能级符号作为区的名称 答案　D 4.具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是(　　) A.两种原子的电子层上全部都是s电子 B.3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上只有一个未成对电子的原子 C.最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子 D.原子核外M层上的s能级和p能级都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的两种原子 答案　B 根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 电子排布式价层电子排布式 考点2　元素周期律 题组一　分析与判断微粒半径的大小 1.已知短周期主族元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是(　　) A.原子序数：D>C>B>A B.原子半径：B>A>C>D C.离子半径：C3－>D－>A2＋>B＋ D.氧化性：A2＋>B＋，还原性：C3－<D－ 答案　B 2.比较下列微粒半径的大小(用“>”或“<”填空)： (1)Na____Mg____Cl (2)Li____Na____K (3)Na＋____Mg2＋____Al3＋ (4)F－____Cl－____Br－ (5)Cl－____O2－____Na＋____Mg2＋ (6)Fe2＋____Fe3＋ 答案　(1)>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　>　>　(6)> “三看”法快速判断简单微粒半径的大小 一看电子层数：电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 题组二　推理与探析元素金属性、非金属性的强弱 3.下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是(　　) A.将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C B.Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度，说明S的非金属性强于Si C.Na与冷水反应剧烈，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg D.Fe投入CuSO4溶液中，能置换出Cu，说明Fe的金属性比Cu的强 答案　A 4.下列实验操作不能达到实验目的的是(　　) 选项 实验操作 实验目的 A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱 B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨 比较镁、铝的金属性强弱 C 室温下，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱 D Fe、Cu分别与稀盐酸反应 比较铁、铜的金属性强弱 答案　B 解析　A项，Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易，即可判断出氯、溴的非金属性强弱；B项，向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3，无法判断出二者的金属性强弱；C项，室温下，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据pH可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小，进而判断出H2CO3与H2SO4酸性强弱，即可判断出碳、硫的非金属性强弱；D项，利用Fe、Cu与稀盐酸反应现象的不同，即可判断出Fe、Cu的金属性强弱。 元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断方法 ①元素在周期表中的位置：同周期左边或同主族下方元素金属性强 ②在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ③单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ⑥若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强 非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断方法 ①元素在周期表中的位置：同周期右边或同主族上方元素的非金属性强 ②与H2化合越容易，最简单气态氢化物越稳定，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ④单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ⑤若A＋Bn－―→Am－＋B，则A的非金属性强于B 题组三　理解与运用电离能、电负性 5.下表列出了九种元素在元素周期表中的位置。 (1)这九种元素电负性最大的是________，第一电离能最小的元素是________，最不活泼的是________(均用元素符号填空)。 (2)c、d、e三种元素第一电离能由大到小的顺序是____________，电负性由大到小的顺序是________(均用元素符号填空)。 (3)写出d元素原子的轨道表示式__________________________，i元素原子基态电子排布式________________。 答案　(1)F　K　Ne　 (2)P>S>Si　S>P>Si (3) 1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1) 6.已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出几种元素的电负性： 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 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是________________________________________________________________________ ____________________。 (2)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围是____________。 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： A.Li3N B.BeCl2 C.AlCl3 D.SiC 属于离子化合物的是________(填字母，下同)；属于共价化合物的是________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：______________________________________ __________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 (2)0.9～1.5 (3)A　BCD　测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物 (4)负　Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强 电离能、电负性的应用 1.电离能的应用 (1)判断元素金属性的强弱 第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 (2)判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能) 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 (3)判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 (4)反映元素原子的核外电子排布特点 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素原子的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。 2.电负性的应用 (1)判断元素金属性与非金属性的强弱 金属元素的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属性越强；非金属元素的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属性越强。 (2)判断元素在化合物中的价态 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)判断化学键类型 电负性差值大(一般大于1.7)的元素原子之间形成的化学键一般是离子键；电负性差值小(一般小于1.7)的元素原子之间形成的化学键一般是共价键。 1.(2023·浙江6月选考)X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是(　　) A.第一电离能：Y>Z>X B.电负性：Z>Y>X>W C.Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W<Z D.W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子 答案　A 解析　由题意及分析可知，X为C元素，Y为N元素，Z为F元素，W为Na元素。第一电离能：Z(F)>Y(N)>X(C)，A错误。 2.(2023·湖南卷)日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3。下列说法正确的是(　　) A.电负性：X>Y>Z>W B.原子半径：X<Y<Z<W C.Y和W的单质都能与水反应生成气体 D.Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 答案　C 解析　基态X原子s轨道上的电子数与p轨道上的电子数相同，可以推测X为O元素或Mg元素，由荧光粉的化学式可知，X形成的是酸根离子，因此X为O元素；基态X原子中未成对电子数为2，因此Y的未成对电子数为1，又因X、Y、Z、W的原子序数依次增大，故Y可能为F元素、Na元素、Al元素、Cl元素，W为金属元素且由荧光粉的化学式可知Y与W化合，故Y为F元素或Cl元素；Z原子的未成对电子数为3，又因其原子序数大于Y，故Y应为F元素、Z应为P元素；结合荧光粉的化学式可知W为＋2价元素，故其为Ca元素。电负性大小为Y>X>Z>W，A错误；原子半径大小为Y<X<Z<W，B错误；Z元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，无强氧化性，D错误。 3.(2022·海南高考)钠和钾是两种常见金属。下列说法正确的是(　　) A.钠元素的第一电离能大于钾 B.基态钾原子价层电子轨道表示式为 C.钾能置换出NaCl溶液中的钠 D.钠元素与钾元素的原子序数相差18 答案　A 4.(2022·江苏高考)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是(　　) A.半径大小：r(Al3＋)<r(Na＋)B.电负性大小：χ(F)<χ(O) C.电离能大小：I1(O)<I1(Na) D.碱性强弱：NaOH<Al(OH)3 答案　A 5.(2021·北京高考)下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是(　　) A.酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3 B.碱性：KOH＞NaOH＞LiOH C.热稳定性：H2O＞H2S＞PH3 D.非金属性：F＞O＞N 答案　A 解析　S元素最高价含氧酸是H2SO4，不是H2SO3，因此不能根据元素周期律解释酸性强弱。 6.(1)(2023·湖北卷节选)Co位于元素周期表第________周期，第________族。 (2)(2023·全国乙卷节选)中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物(MgxFe2－xSiO4)。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为________，铁的化合价为________。 (3)(2023·北京卷节选)比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：____________________________________________________。 (4)(2023·浙江1月选考节选)由硅原子形成的三种微粒，电子排布式分别为①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne] 3s23p14s1，有关这些微粒的叙述，正确的是________。 A.微粒半径：③>①>② B.电子排布属于基态原子(或离子)的是：①② C.电离一个电子所需最低能量：①>②>③ D.得电子能力：①>② 答案　(1)四　Ⅷ (2)O＞Si＞Fe＞Mg　＋2 (3)I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 (4)AB 解析　(4)①为基态Si原子，②为基态Si＋，③为激发态Si原子。③有4个电子层，半径最大，①、②具有相同的电子层数和核电荷数，核外电子数越多，粒子半径越大，故微粒半径：③>①>②，A正确；由上述分析可知，B正确；①、②电离出一个电子所需能量分别为基态Si的第一电离能、第二电离能，③为激发态Si原子，能量高，电离出一个电子所需能量比①小，故电离一个电子所需最低能量：③<①<②，C错误；微粒半径：①>②，则原子核对最外层电子的吸引力：①<②，得电子能力：①<②，D错误。 7.(2022·全国甲卷节选)(1)基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为________________。 (2)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是________(填标号)，判断的根据是_____________________________________ _______________________________________；第三电离能的变化图是________(填标号)。 答案　(1) (2)a　同一周期从左至右第一电离能的总体趋势是增大的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高　b 解析　(2)C、N、O、F四种元素在同一周期，同一周期从左至右第一电离能的总体趋势是增大的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高，因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C<O<N<F，满足这一规律的图像为图a，气态基态＋2价阳离子失去1个电子生成气态基态＋3价阳离子所需要的最低能量为该原子的第三电离能，同一周期原子的第三电离能的总体趋势也是增大的，但由于C原子在失去2个电子之后的2s能级为全充满状态，因此其再失去一个电子需要的能量稍高，则满足这一规律的图像为图b。 　甲、乙、丙、丁均为短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示，丁的3p能级只有一个未成对电子，下列说法错误的是(　　) 甲 乙 丙 丁 A.原子半径：丙>甲>乙 B.第一电离能：甲>乙>丙 C.甲、乙、丁的最高正化合价依次增大 D.四种元素的单质中，丙的沸点最高 答案　C 解析　根据丁的3p能级只有一个未成对电子，结合元素的位置关系，可推导出丁为Cl，则甲为N，乙为O，丙为Si。 课时作业 [建议用时：40分钟] 选择题(每小题只有1个选项符合题意) 1.(2023·北京市朝阳区高三期末质量检测)下列性质的比较中，不正确的是(　　) A.电负性：Cl>Br B.微粒半径：O2－>Na＋ C.第一电离能：Al>Mg D.酸性：HNO3>H3PO4 答案　C 解析　Mg原子3s能级全满，更稳定，第一电离能高于Al，C不正确。 2.X、Y、Z均为短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分别为X2－和Z－，Y＋和Z－具有相同的电子层结构。下列说法正确的是(　　) A.原子最外层电子数：X>Y>Z B.单质沸点：X>Y>Z C.离子半径：X2－>Y＋>Z－ D.原子序数：X>Y>Z 答案　D 解析　根据题中信息可确定X、Y、Z分别为S、Na和F。 3.下列叙述正确的是(　　) A.铅位于元素周期表中金属元素与非金属元素交界处，可作半导体材料 B.若存在简单阴离子R2－，则R一定属于第ⅥA族元素 C.S和Se属于第ⅥA族元素，H2S的还原性比H2Se的强 D.最外层电子数为1的元素一定属于碱金属元素 答案　B 解析　A项，Pb不位于金属元素与非金属元素交界处，不可作半导体材料，错误；C项，H2S的还原性比H2Se的弱，错误；D项，H最外层电子数为1，但不属于碱金属元素，错误。 4.(2023·石景山区高三期末考试)已知X、Y、Z为三种原子序数相邻的主族元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。下列说法不正确的是(　　) A.电负性：X＜Y＜Z B.气态氢化物的稳定性：X＞Y＞Z C.原子半径：X＜Y＜Z D.单质的氧化性：X＞Y＞Z 答案　A 5.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3　④1s22s22p5 则下列有关比较中正确的是(　　) A.第一电离能：④>③>②>① B.原子半径：②>①>④>③ C.电负性：④>③>②>① D.最高正化合价：④>①>③＝② 答案　A 解析　根据四种元素基态原子电子排布式可知，①是S元素，②是P元素，③是N元素，④是F元素。A项，同周期自左而右，第一电离能呈增大趋势，故第一电离能N<F，但P元素原子3p能级为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S<P，同主族自上而下第一电离能降低，所以第一电离能N>P，所以第一电离能S<P<N<F，即④>③>②>①，正确；B项，同周期自左而右，主族元素原子半径逐渐减小，所以原子半径P>S，N>F，电子层数越多原子半径越大，故原子半径P>S>N>F，即②>①>③>④，错误；C项，同周期自左而右，元素电负性逐渐增大，所以电负性P<S，N<F，N元素非金属性比S元素强，所以电负性S<N，故电负性P<S<N<F，即②<①<③<④，错误；D项，F元素没有正化合价，错误。 6.下列关于ⅡA族元素性质预测正确的是(　　) A.Ra(OH)2和Mg(OH)2类似，二者均难溶于水 B.RaSO4和BaSO4类似，二者均难溶于水 C.Sr在常温下不能和冷水反应 D.依据对角线规则，Be的性质和Al类似，Be(OH)2和NaOH反应可生成NaBeO2 答案　B 7.周期表中27号元素钴的方格中注明“3d74s2”，由此可以推断(　　) A.它位于周期表的第四周期ⅡA族 B.它的基态核外电子排布式可简写为[Ar]4s2 C.Co2＋的核外价层电子排布式为3d54s2 D.Co位于周期表中第9列 答案　D 8.下列说法正确的是(　　) A.HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强 B.在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41 C.某主族元素的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F 答案　B 解析　元素非金属性越强，其对应氢化物越稳定，F、Cl、S、P非金属性依次减弱，故HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；该元素电离能突变在I4，其常见化合价为＋3价，可推测该元素位于元素周期表第ⅢA族，故C错误；按Mg、Si、N、F的顺序，原子半径由大变小，故D错误。 9.(2023·青岛市高三年级期初调研)前四周期五种元素在周期表中的相对位置如图所示。丁的最高价氧化物的水化物为强酸。下列说法错误的是(　　) 甲 乙 丙 丁 戊 A.戊属于非金属元素 B.原子半径：乙>丙>丁 C.丙的最高价含氧酸可能是一种强酸 D.简单氢化物的沸点：丁>甲 答案　D 解析　图中五种元素位于前四周期，则甲、丙、戊分别位于第二、三、四周期，丁的最高价氧化物的水化物为强酸，则丁是Cl或S，若丁为Cl，则甲为O，乙为P，丙为S，戊为Se；若丁为S，则甲为N，乙为Si，丙为P，戊为As。戊是Se或As，均属于非金属元素，A正确；同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径：乙>丙>丁，B正确；丙为S或P，S的最高价含氧酸H2SO4为强酸，C正确；丁为Cl时甲为O，H2O由于分子间可形成氢键，其沸点比HCl高，丁为S时甲为N，NH3由于分子间可形成氢键，其沸点比H2S高，D错误。 10.甲～庚等元素在周期表中的相对位置如下表。己的最高价氧化物对应水化物有强脱水性，甲和丁在同一周期，甲原子最外层与最内层具有相同电子数。下列判断正确的是(　　) A.丙与戊的原子序数相差18 B.气态氢化物的稳定性：庚<己<戊 C.常温下，甲和乙的单质均能与水剧烈反应 D.丁的最高价氧化物可用于制造光导纤维 答案　D 解析　根据题中信息可确定己和甲分别为S和Mg，则乙、丙、丁、戊、庚分别为Ca、B、Si、As和F。 11.(2023·海南省高三期末诊断)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中X是目前形成化合物种类最多的元素，Y元素在同周期主族元素中非金属性最强，Z元素在同周期主族元素中原子半径最大，W元素原子的最外层电子数等于Y、Z元素原子的最外层电子数之差。下列判断正确的是(　　) A.非金属性：X>W B.最高正化合价：Y>W C.Z的氧化物中只含离子键 D.简单氢化物稳定性：Y>W 答案　D 解析　由分析可推知X为C、Y为F、Z为Na、W为S。S的非金属性比C强，故A错误；F没有正价，S的最高价为＋6价，故B错误；Na的氧化物有Na2O2、Na2O，前者含有离子键和共价键，后者只含有离子键，故C错误。 12.某锂盐的结构如图所示，其阴离子由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W形成，X、Y与Z同周期，Y与W同族。下列说法正确的是(　　) A.元素的电负性：W<Y<X<Z B.第一电离能：W<Y<X<Z C.简单气态氢化物的热稳定性：W<Y<X<Z D.简单离子的半径：W<Y<X<Z 答案　B 解析　根据阴离子中Y形成两个共价键，W形成六个共价键，Y与W同族，知二者均为ⅥA族元素，结合原子序数关系可知，W为S，Y为O；X、Y、Z同周期，Z形成一个共价键，则Z为F；X形成两个共价键且阴离子带一个单位负电荷，则X最外层有5个电子，X为N。 13.(1)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性小的元素是________；L原子核外电子占有9个轨道，而且有一个未成对电子，L是________元素。 (2)硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。 ①基态硒原子的价层电子排布式为________。 ②锗、砷、硒三种元素的第一电离能大小排序为____________(填元素符号)。 ③下列说法正确的是________(填字母)。 A.第一电离能：As>Ga B.电负性：As>Ga C.原子半径：As>Ga ④锗(Ge)是用途很广的半导体材料，基态锗原子的价层电子排布式为________。在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有________种。 ⑤硼(B)及其化合物在化学中有重要的地位。Ga与B同主族，Ga的基态原子的核外电子排布式为________________________________，B、C、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序是__________。 (3)W、X、Y、Z元素的原子序数依次增大，W、Y的最外层电子数之和等于X的内层电子数，W、Z的质子数之和与X、Y的质子数之和的差等于X的最外层电子数；W、Z形成的单质是生产、生活中应用最广的两种金属。回答下列问题： ①Z元素在元素周期表中的位置为______________________________。 ②Z形成的最高价含氧酸盐具有强氧化性，在酸性或中性溶液中快速产生O2，在碱性溶液中较稳定，可用于饮用水的处理，其净水原理是_____________________________________ _____________________________________________________________________________________________________________。 ③写出能体现X、Y金属性或非金属性强弱的方法：____________________________(用化学方程式表示)。 答案　(1)C　Cl (2)①4s24p4　②As>Se>Ge　③AB　 ④4s24p2　3　⑤1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)　O>C>B (3)①第四周期第Ⅷ族 ②Z形成的最高价含氧酸盐是高铁酸盐，高铁酸盐具有强氧化性，可利用其氧化性进行杀菌消毒，还原产物在水溶液中形成氢氧化铁胶体，可以高效吸附水中的悬浮杂质，起到净水作用 ③Cl2＋H2S===2HCl＋S↓ 解析　(1)基态Ni原子的核外电子排布式为[Ar]3d84s2，Ni有2个未成对电子，第二周期基态原子中有2个未成对电子的是C和O，电负性小的元素是C；L原子核外电子占有9个原子轨道时，3p能级上的3个轨道均被占据，有1个未成对电子的只能是3p5，故L是氯元素。 (2)④由第一电离能的变化规律可知，在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有Be、C、O三种。 (3)W、X、Y、Z元素的原子序数依次增大，W、Z形成的单质是生产、生活中应用最广的两种金属，应为Al、Fe，W、Y的最外层电子数之和等于X的内层电子数，X的内层电子数是10，则Y的最外层电子数是10－3＝7，则Y为Cl，令X的最外层电子数为q，W、Z的质子数之和＝13＋26＝39，X、Y的质子数之和＝2＋8＋q＋17＝27＋q，两者的差等于X的最外层电子数，可得39－(27＋q)＝q，解得q＝6，则X为16号元素S。 1 学科网（北京）股份有限公司 $$