1.2.2 元素周期律（课件PPT）-【状元桥·优质课堂】2024-2025学年高中化学选择性必修2（人教版2019）

原子结构与性质 第一章 第二节　原子结构与元素的性质 第2课时　元素周期律 返回目录 化学 选择性必修2 　 课前·教材预案 课堂·深度拓展 课末·随堂演练 课时作业(四) 微专题突破2 课前·教材预案 知识点1　原子半径 返回目录 化学 选择性必修2 　 越小 电子层数 越大 返回目录 化学 选择性必修2 　 知识点2　电离能 气态电中性基态 气态基 态正离子 最低 最小 最大 小 大 变小 返回目录 化学 选择性必修2 　 知识点3　电负性 化学键 键合电子 键合电子 越大 4.0 1.0 返回目录 化学 选择性必修2 　 变大 变小 小于 大于 金属性 非金属性 返回目录 化学 选择性必修2 　 × √ × √ × 返回目录 化学 选择性必修2 　 √ × 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 课堂·深度拓展 探究点1　微粒半径大小的比较 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 探究点2　电离能及其应用 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 探究点3　电负性规律应用 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 微专题突破2 元素推断与元素周期律的综合应用 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 课末·随堂演练 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 返回目录 化学 选择性必修2 　 制 作 者：状元桥 适用对象：高中学生 制作软件：Powerpoint2010、 Photoshop cs3 运行环境：WindowsXP以上操作系统 目标导航 [知识导图] [课程标准] 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 2．能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断金属性与非金属性的强弱，判断化学键的极性。 1．原子半径的影响因素 2．原子半径的递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径______(稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下，____________越多，半径________。 1．电离能的概念 __________________原子失去一个电子转化为________ __________所需要的________能量叫做第一电离能。 2．元素第一电离能变化规律 (1)同周期元素，第一种元素的第一电离能________，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能eq \x(\s\up1(10))________；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从eq \x(\s\up1(11))______到eq \x(\s\up1(12))______的变化趋势。 (2)同族元素，从上到下第一电离能eq \x(\s\up1(13))________。 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成eq \x(\s\up1(14))_________的电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对eq \x(\s\up1(15))____________吸引力的大小。电负性越大的原子，对eq \x(\s\up1(16))____________的吸引力eq \x(\s\up1(17))________。 2．电负性的衡量标准 以氟的电负性为eq \x(\s\up1(18))_________和锂的电负性为eq \x(\s\up1(19))__________作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．电负性的递变规律(一般情况) (1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐________。 (2)同族元素从上到下，元素的电负性逐渐________。 4．电负性与金属性的关系 (1)金属元素的电负性一般________1.8。 (2)非金属元素的电负性一般________1.8。 (3)位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑)的电负性在1.8左右，它们既有____________，又有____________。 判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)r(Si)>r(C)>r(B)。(　 　) (2)离子半径：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。(　 　) (3)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。(　 　) (4)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。(　 　) (5)同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，故第一电离能C<N<O。(　 　) (6)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。(　 　) (7)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。(　 　) 名师提醒 (1)同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径，如r(Na＋)<r(Cl－)，Al3＋半径是第三周期中简单离子半径最小的。 (2)原子的逐级电离能依次增大，但不存在明显的倍数关系。 (3)同周期第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、第ⅤA族的第一电离能高于同周期相邻元素的第一电离能。 1．是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？ 不一定。原子半径的大小由核电荷数与能层数两个因素综合决定，如Li的原子半径大于Cl的原子半径。 2．“同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？ 不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。 1．比较微粒半径大小的一般思路 (1)“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 (2)“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)“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。 2．比较微粒半径大小的常用方法 微粒特点 比较方法 实例 原 子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al) 同主族元素 电子的能层越多，半径越大 r(F)<r(Cl)<r(Br) 离 子 核外电子排布相同 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)>r(Mg2＋)> r(Al3＋) 电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3＋)<r(O2－)< r(S2－) 微粒特点 比较方法 实例 同种元素的原子和离子 核外电子数越多，半径越大；价态越高，半径越小 r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)> r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 【例题1】 下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列，正确的是(　　) ①基态X原子的结构示意图为 ②基态Y原子的价层电子排布式：3s23p5 ③基态Z2－的轨道表示式： ④基态W原子核外有2个电子层，其电子式为 A．①>②>③>④ B.③>④>①>② C．③>①>②>④ D.①>②>④>③ 思维导引：先根据题给信息确定各元素，然后结合粒子半径大小比较的规律判断。 答案　C 解析　由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。同种元素的简单阴离子和原子相比，阴离子半径大于原子半径，故半径r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)，C项正确。 【变式1】试比较以下微粒半径的大小。 (1)根据元素周期律，原子半径Ga________As(填“大于”或“小于”)。 (2)原子半径Al________Si(填“＞”或“＜”)。 (3)随原子序数的递增，八种短周期元素(用字母x等表示)原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图所示。 比较d、e常见离子的半径大小(用化学式表示)______>_____。 解析　(1)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小，Ga与As在周期表中同位于第四周期，Ga位于第ⅢA族，As位于第ⅤA族，则原子半径Ga>As。(2)同周期元素，原子序数越大，半径越小，故半径Al＞Si。(3)由图示可知，这八种元素分别为H、C、N、O、Na、Al、S、Cl，O2－和Na＋具有相同的电子层结构，根据“序小径大”规律可知r(O2－)大。 答案　(1)大于　(2)＞　(3)r(O2－)　r(Na＋) 3．同周期第一电离能呈增大趋势，为什么第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高？ 同周期中，第ⅡA族元素的价电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价电子排布为ns2np3，分别为全充满和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需要的能量大，故第一电离能比同周期相邻元素的要高。 4．同一主族自上而下，元素的第一电离能为什么逐渐减小？ 原子半径逐渐增大，最外层电子受原子核的作用逐渐减弱，故电离出一个电子所需能量逐渐减小。 1．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。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)电子排布是影响电离能的第三个因素 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；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。 2．逐级电离能 (1)含义：M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能)； M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能)； M2＋(g)===M3＋(g)＋e－　I3(第三电离能)。 (2)变化规律 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，核对外层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。 ②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不会全部失去内层电子。如Na原子的I1、I2、I3分别是496(单位：kJ·mol－1，下同)、4 562、6 912，在I1和I2之间发生突变；Mg原子的I1、I2、I3分别是738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变。 3．电离能的应用 (1)比较元素金属性的强弱 一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价 如果≫，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。 【例题2】 已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如表所示： 元素 电离能/kJ·mol－1 X Y Z I1 496 738 577 I2 4 562 1 451 1 817 I3 6 912 7 733 2 754 I4 9 540 10 540 11 578 下列说法正确的是(　　) A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其金属性在同一周期元素中最强 B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其非金属性也最强 C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时放出的氢气的物质的量之比为1∶1∶1 D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1 思维导引：从逐级电离能，判断元素的化合价，确定所在主族，结合元素周期律和元素化合物知识做出正确判断。 答案　A 解析　根据表中数据，X的第二电离能远大于第一电离能，可知X是第ⅠA族元素，同周期金属性最强，A项正确。Y元素的第三电离能远大于第二电离能，Y是第ⅡA族元素，三种元素中，Y元素的第一电离能最大，但它在反应时需要失去两个电子，其活泼程度不能只看第一电离能。结合表中数据可知，Z是第ⅢA族元素，由于它们在同一周期，Z元素的非金属性最强，B项错误。假设X、Y、Z属于第三周期元素，那么它们分别为Na、Mg、Al。等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时，一定要考虑Na还能与水反应，C项错误。Na、Mg、Al与盐酸反应时放出等量氢气，消耗Na、Mg、Al的物质的量之比应该为6∶3∶2，D项错误。 【变式2】下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(　　) A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大 C．最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大 答案　B 解析　钾与钠同主族，第一电离能越小，金属性越强，A项正确；在轨道处于全充满或半充满状态时出现反常情况，第一电离能都要大一些，B项错误；最外层电子排布为ns2np6是稀有气体元素的原子，本身已达稳定结构，第一电离能较大，C项正确；因为原子失电子带正电荷，电子越来越难失去，尤其是达到稳定结构以后，D项正确。 5．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？ 6．预测钙元素的电负性应该在哪两种元素之间？ 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。 根据Ca元素在周期表中的位置关系，可知电负性K<Ca<Mg。 1．电负性的应用 特别提示： (1)不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准，如Pb(铅)的电负性为1.9，大于1.8，是金属而不是非金属。 (2)并不是所有电负性差值大于1.7的元素原子都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，二者电负性差值为1.9，但HF形成的是共价键；Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH形成的是离子键。 2．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。 【例题3】 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；一般，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。下表给出了14种元素的电负性，则下列说法错误的是(　　) 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 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 A.随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 B．元素电负性越大，其非金属性越强 C．根据电负性数据可知Mg3N2中含有离子键 D．BeCl2含金属元素铍，故属于离子化合物 思维导引：根据所给元素在周期表中的位置关系，结合电负性及“电负性差”判断化学键类型，分析相关问题。 答案　D 解析　元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化，A项正确；根据已知条件及表中数据可知，Mg3N2中两元素的电负性差值为1.8，大于1.7，形成的是离子键，为离子化合物，B项正确；BeCl2中两元素的电负性差值为1.5，小于1.7，形成共价键，为共价化合物，C项正确，D项错误。 【变式3】下列选项不能利用元素的电负性判断的是(　　) 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．元素的活泼性 D．元素稳定化合价的数值 答案　D 解析　元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，所以利用元素电负性的大小能判断元素原子的得电子能力(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于1.7时一般形成共价键，大于1.7时一般形成离子键)、元素的活泼性(电负性越小，金属元素越活泼；电负性越大，非金属元素越活泼)、元素在化合物中化合价的正负(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。 【例题】 (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　根据题中所给的信息，基态X原子s轨道上的电子式与p轨道上的电子式相同，可以推测X为O元素或Mg元素，由荧光粉的结构可知，X主要形成的是酸根，因此X为O元素；基态X原子中未成键电子数为2，因此Y的未成键电子数为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，因题目中给出W为金属元素且荧光粉的结构中Y与W化合，故Y为F元素或Cl元素；Z原子的未成键电子数为3，又因其原子序大于Y，故Y应为F元素、Z其应为P元素；从荧光粉的结构式可以看出W为某＋2价元素，故其 为Ca元素；综上所述，X、Y、Z、W四种元素分别为O、F、P、Ca，据此答题。同一周期从左到右依次增大，同一主族从上到下依次减小，故四种原子的电负性大小为：Y>X>Z>W，A项错误；同一周期原子半径从左到右依次减小，同一主族原子半径从上到下依次增大，故四种原子的原子半径大小为：Y<X<Z<W，B项错误；F2与水反应生成HF和O2，Ca与水反应生成氢氧化钙和氢气，二者均可以生成气体，C项正确；Z元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，没有强氧化性，D项错误。 1．根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 2．元素性质的递变规律 原子结构或性质 同一周期 (从左到右) 同一主族 (从上到下) 核外电子的 排布 电子层数 相同 增加 最外层 电子数 1→2(或8) 相同 金属性和 非金属性 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 原子半径 减小 增大 原子结构或性质 同一周期 (从左到右) 同一主族 (从上到下) 单质的氧化 性和还原性 氧化性 增强 减弱 还原性 减弱 增强 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但第ⅡA族>第ⅢA族，第ⅤA族>第ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 3.元素的特殊性质 (1)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。 (2)最高正价是最低负价绝对值三倍的短周期元素：S。 (3)除H外，原子半径最小的主族元素：F。 (4)第一电离能最大的主族元素：F；第一电离能最小的主族元素：Cs(放射性元素除外)。 (5)电负性最小的主族元素：Cs(0.7，放射性元素除外)；电负性最大的主族元素：F(4.0)。 (6)同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系，此两种元素为O和S。 1．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是(　　) A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性 B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数 C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同 答案　B 解析　处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A项错误；主族元素(F、O除外)的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B项正确；H＋的最外层电子数是0，C项错误；同一主族元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质相似但不完全相同，D项错误。 2．原子序数依次增大的X、Y、Z、W、Q五种短周期主族元素中，X元素原子的最外层有三个未成对电子，且第一电离能比Y大，Z元素的简单离子半径在同周期中最小，Y、W位于同一主族。下列说法错误的是(　　) A．X、Y两种元素都位于元素周期表p区 B．简单离子半径：Y>Z C．W元素的最高价氧化物对应的水化物是强酸 D．基态Q原子核外所有s电子云轮廓图都是球形，且大小相同 答案　D 解析　原子序数依次增大的X、Y、Z、W、Q五种短周期主族元素中，X元素原子的最外层有三个未成对电子，则X为N，且第一电离能比Y大由于N为半充满状态故电离能大于O，Y为O元素，Z元素的简单离子半径在同周期中最小则Z为Al元素，Y、W位于同一主族，W为S元素，Q为Cl元素，据此分析解题。X、Y两种元素的价电子排布式分别为：2s22p3、2s22p4都位于元素周期表p区，A项正确；简单离子半径：Y>Z，电子层数相同，核电荷数越大离子半径越小，B项正确；W元素的最高价氧化物为三氧化硫对应的水化物是硫酸，为强酸，C项正确；基态Cl原子核外所有s电子云轮廓图都是球形，能层越大，球的半径越大，D项错误。 3．化合物A由原子序数依次增大的三种短周期元素X、Y、Z组成，其结构式如图所示，是一种绿色生态杀菌剂。已知Z的常见单质在常温常压下为气态。下列叙述正确的是(　　) A．元素Y位于元素周期表第二周期第ⅥA族 B．该化合物中Z的化合价均呈－2价 C．元素的非金属性：Y>Z>X D．Z的简单阴离子半径比Na＋半径大 答案　D 解析　杀菌剂通常具有强氧化性，根据结构中Z形成2条共价键、Y形成4条共价键、X形成1条共价键，可知X、Y、Z分别为H、C、O，该绿色生态杀菌剂为过氧乙酸CH3COOOH，据此可分析解答。元素Y为碳，位于第二周期第ⅣA族，A项错误；该化合物中O的化合价有－2、－1，B项错误；三种元素的非金属性强弱顺序为：O>C>H，即Z>Y>X，C项错误；O2－和Na＋的核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，Na＋半径比O2－小，D项正确。 4．元素周期表前四周期A、B、C、D、E五种元素，A元素的原子最外层电子排布式为ns1；B元素的原子价电子排布式为ns2np2；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子；E元素原子有5个未成对电子。 (1)写出元素名称：C________、D________、E________。 (2)C基态原子的电子排布图为_______________________。 (3)当n＝2时，B的最简单气态氢化物的电子式为____________，BC2分子的结构式是______________________；当n＝3时，B与C形成的化合物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是______________________________________。 (4)若A元素的原子最外层电子排布式为2s1，B元素的原子价电子排布式为3s23p2，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是_____________(用元素符号表示)。 (5)E元素原子的价电子排布式是________，在元素周期表中的位置是________________，其最高价氧化物的化学式是____________。 解析　A元素的原子最外层电子排布式为ns1，则A为第ⅠA族元素或Cr、Cu；B元素的原子价电子排布式为ns2np2，则B为第ⅣA族元素；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等，则C为氧元素；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子，则D为磷元素；E元素原子有5个未成对电子，则E为25号元素锰元素。(1)C、D、E元素名称依次为氧、磷、锰。(2)氧元素核电荷数为8，则根据构造原理、能量最低原理、洪特规则和泡利原理，其电子排布图为。(3)当n＝2时，B为碳元素，则B的最简单气态氢化物的电子式 为；CO2分子的结构式是O==C==O；当n＝3时，则B为硅元素，SiO2与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是SiO2＋2OH－===SiO＋H2O。(4)若A元素的原子最外层电子排布式为2s1，则A为Li；B元素的原子价电子排布式为3s23p2，则B为Si；C为O，D为P；A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是O＞P＞Si＞Li。(5)E元素是锰元素，原子序数为25，位于元素周期表第四周期第ⅦB族，所以价电子排布式为3d54s2，最高正价为＋7价，其最高价氧化物的化学式是Mn2O7。 答案　(1)氧　磷　锰　(2) (3) 　O==C==O　SiO2＋2OH－===SiO＋H2O　(4)O＞P＞Si＞Li (5)3d54s2　第四周期第ⅦB族　Mn2O7 1．(原子半径大小的比较)具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是(　　) A．1s22s22p3 B．1s22s22p1 C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4 答案　C 解析　由原子的核外电子排布式可知，A为氮(N)，B为硼(B)，C为铝(Al)，D为硫(S)。根据原子半径变化规律，r(B)>r(N)、r(Al)>r(S)、r(Al)>r(B)，故选C项。 2．(第一电离能大小的比较)下列说法正确的是(　　) A．钾的第一电离能比钠的第一电离能大 B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C．在所有元素中，氟的第一电离能最大 D．第三周期元素中钠的第一电离能最小 答案　D 解析　钾原子半径大于钠原子半径，K更容易失去电子，所以钾的第一电离能比钠的第一电离能小，A项错误；因为镁原子的价电子排布式为3s2，处于全满状态，所以结构更稳定，第一电离能比铝的第一电离能大，B项错误；在所有元素中，氟的电负性最大；He最难失去电子，He的第一电离能最大，C项错误；第三周期所含的元素中，钠原子半径最大，最容易失去电子，第一电离能最小，D项正确。 3．(电负性大小的比较)下列有关电负性的说法中不正确的是(　　) A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越大 B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C．在元素周期表中，主族元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 答案　B 解析　吸引电子的能力越大，电负性越大，则元素电负性的大小表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，A项正确；N元素的电负性小于O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，B项错误；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，C项正确；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，D项正确。 4．(元素周期律)草酸铁铵的制备原理为Fe(OH)3＋3NH4HC2O4===(NH4)3Fe(C2O4)3＋3H2O，常用于摄影和蓝色印刷等。下列说法正确的是(　　) A．草酸铁铵中的组成元素的第一电离能关系为O>N>C>Fe>H B．铁元素与铜元素均属于过渡元素，且均在元素周期表的ds区 C．草酸铁铵中的组成元素的电负性关系为O>N>C>H>Fe D．NH4HC2O4中组成元素的原子半径大小关系为O>N>C>H 答案　C 解析　草酸铁铵中的组成元素N、O、C、Fe、H，N的第一电离能大于O，Fe为金属，第一电离能最小，A项错误；铁元素与铜元素均属于过渡元素，铁位于d区，铜位于ds区，B项错误；N、O、C、Fe、H元素中N、O、C属于同一周期元素，同一周期，从左到右电负性逐渐增大，O>N>C，Fe为金属，电负性最小，H与C、N、O组成化合物时显正化合价，因此电负性关系为O>N>C>H>Fe，C项正确；NH4HC2O4的组成元素O、N、C、H中N、O、C属于同一周期元素，同一周期主族元素，从左到右原子半径逐渐减小，C>N>O，D项错误。 5．(综合应用)如图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)上表第三周期中第一电离能(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)根据表格中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是周期表中第________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位于第三周期，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属于第ⅢA族的元素。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 (3)①a　Na2O、Na2O2　②ⅢA　③m $$