专题2.2.2 元素第一电离能和电负性的周期性变化（课件PPT）-【新课程学案】2024-2025学年高中化学选择性必修2（苏教版2019）

第2课时　元素第一电离能和电负性的 周期性变化 目录 新知探究(一)——元素第一电离能的周期性变化　 新知探究(二)——元素电负性的周期性变化 课时跟踪检测 命题热点——元素推断与元素周期律(表)的综合应用 2 元素第一电离能的周期性变化　 新知探究(一) 1.第一电离能 (1)概念:某元素的 失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的 能量。 (2)符号: 。 (3)M(g)-e-―→M+(g)。 气态原子 最低 I1 2.第一电离能的意义 (1)第一电离能可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。 (2)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.元素第一电离能的变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示 (2)第一电离能的变化规律 ①同周期元素:随核电荷数的递增,第一电离能呈现 的趋势,碱金属的第一电离能最小,稀有气体的第一电离能最大。 ②同主族元素:随核电荷数的增大,第一电离能逐渐 。 增大 减小 (3)第一电离能与原子核外电子排布的关系 原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全充满、半充满及全空的结构时,元素稳定性较高,其第一电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大,N为半充满、Mg为全充满状态,其第一电离能均比同周期相邻元素的大。 [微点拨]　 同周期元素,ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常,第一电离能:ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA。 4.逐级电离能 (1)概念:+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称为该元素的第二电离能,第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。 (2)各级电离能大小关系:I1<I2<I3……。 　[微思考]　 　元素周期表中,第一电离能最大的是哪种元素?第一电离能最小的应出现在周期表什么位置? 提示:最大的是He;最小的应在周期表左下角。 5.元素电离能的应用 根据电离能数据,确定元素原子核外电子的排布 如Al的第一到第四电离能分别为(单位:kJ·mol-1)577、1 817、2 745、11 575。从中明显看出在第三、第四电离能之间有突跃,故可判断Al最外层只有3个电子 根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价 如K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K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。一般来说,如果某元素的电离能在In与之间发生突变,则该元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子 续表 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 续表 应用化学 　 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 元素 Na Mg Al 电离能/ (kJ·mol-1) 496 738 578 4 562 1 451 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 1.同一元素原子的逐级电离能有什么规律?为什么? 提示:同一元素的电离能逐级增大。随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷越来越多,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,所以同一元素原子的逐级电离能越来越大。 2.当相邻逐级电离能发生突变时,说明失去的电子所在的能层发生了变化。这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系? 提示:钠的I1比I2小很多,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子;镁的I2比I3小很多,说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子;铝的I3比I4小很多,说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)同一元素的第一电离能比第二电离能大。( ) (2)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加大体上呈现增大的趋势。( ) (3)第一电离能越大的原子失电子的能力越强。( ) [题点多维训练] × √ × 2.下列元素中第一电离能最大的是 (　　) A.O B.Ne C.F D.N 解析:同周期元素中,稀有气体元素的第一电离能最大。 √ 3.下列说法正确的是 (　　) A.第3周期中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的大 C.在所有元素中,氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的大 √ 解析:同周期中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,故A正确,C错误;镁的外围电子排布式为3s2,结构较稳定,而铝的外围电子排布式为3s23p1,铝的第一电离能小于镁,故B错误;钾比镁更易失去电子,钾的第一电离能小于镁的,故D错误。 4.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示,单位为kJ·mol-1)。关于元素R的下列判断中,错误的是 (　　) A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 B.R元素位于元素周期表中ⅡA族 C.R元素的最高正化合价为+2价 D.R元素第一电离能高于同周期相邻元素 I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 …… √ 解析:从表中数据可以看出,元素的第一、第二电离能都较小,第三电离能剧增,可知易失去2个电子,最高化合价为+2价,即最外层应有2个电子,应为ⅡA族元素,B、C正确;R元素可能是Be或Mg,基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2,A错误;同周期ⅡA族元素的核外电子排布式为ns2,达稳定结构,所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素,D正确。 5.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,并回答下列问题。 (1)同主族内不同元素的E值的变化特点是____________________ 　　　 　。  解析: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。 随着原子序数增大, E值变小 (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　　　　(填序号)。  ①E(砷)>E(硒) ②E(砷)<E(硒) ③E(溴)>E(硒) ④E(溴)<E(硒) 解析: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)。 ①③ (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<　　 。  解析: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E值较大的原因是________________________________ 　　 　　　　　　　　　　　　。  解析:10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。 485 738 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 元素电负性的周期性变化 新知探究(二) 1.元素电负性的有关概念与意义 (1)概念:用来衡量元素在化合物中 的能力。 (2)意义:元素的电负性越大,说明元素在化合物中吸引电子的能力越强,反之,则越弱。 (3)电负性大小的标准:以氟的电负性为 作为相对标准。 吸引电子 4.0 2.元素电负性的变化规律 随原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化。 (1)同一周期,主族元素的电负性从左到右逐渐 ,元素的非金属性逐渐 ,金属性逐渐 。 (2)同一主族,元素的电负性从上到下呈 的趋势,元素的金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。 增大 增强 减弱 减小 增强 减弱 3.元素电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属元素的电负性一般 1.8,非金属元素的电负性一般____ 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,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。 小于 大于 (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 ①如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键。 ②如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。 (4)利用电负性解释元素的“对角线”规则 “对角线”规则又称斜线关系,指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似,这种现象称为“对角线”规则。 对角线规则的具体体现如下表。 对角线位置元素 性质相似性 Li和Mg ①在氧气中燃烧生成氧化物,而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物;②能直接与氮作用,生成氮化物Li3N、Mg3N2,而其他碱金属不与氮直接反应;③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水,而其他碱金属的相应盐易溶于水等 Be和Al ①单质在冷的浓硝酸中钝化;②氧化物、氢氧化物都有两性;③氯化物都是共价化合物,易汽化,能升华,能溶于有机溶剂等 B和Si ①硼和硅的密度相近;②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化;③最高价氧化物的水化物都是弱酸等 续表 [微点拨]　 ①不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键,如H的电负性为2.1,F的电负性为4.0,电负性差为1.9,HF形成共价键。 ②电负性差值小于1.7的元素间不一定都形成共价键,如Ca的电负性为1.0,S的电负性为2.5,电负性之差为1.5<1.7,但CaS为离子化合物,形成离子键。 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)活泼非金属元素与金属元素一定以离子键结合形成离子化合物。( ) (2)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大。( ) (3)电负性小于1.8的元素一定是金属元素。( ) (4)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。 ( ) (5)Be和Al的氧化物、氢氧化物都有两性。( ) [题点多维训练] × √ × √ √ 2.下列对电负性的理解不正确的是 (　　) A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.一般认为,电负性大于1.8的元素为非金属元素 C.元素的电负性越大,原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构无关 解析:一般来说,同周期从左到右主族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,因此,电负性与原子结构有关。 √ 3.下列物质中,组成元素间电负性差值可能大于1.8的是 (　　) A.CH4 B.CO　 C.NO2 D.Na2O 解析:一般来说,元素的电负性差值大于1.7时,原子间形成离子键,元素的电负性差值小于1.7时,原子间形成共价键,所以组成元素间电负性差值可能大于1.8的化合物应是离子化合物,D符合。 √ 4.用电负性数据不能判断(大部分元素)的是 (　　) A.某元素是金属元素还是非金属元素 B.氢化物HY和HX中键的极性强弱 C.化学键是离子键还是共价键 D.化合物的溶解度 √ 解析:一般认为,电负性大于1.8的元素是非金属元素,小于1.8的元素是金属元素,利用电负性可以判断元素是金属元素还是非金属元素,故A不符合。电负性越大的原子对键合电子的吸引力越强,即该原子与氢原子形成的化合物中键的极性越强,可以利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱,故B不符合。一般来说电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成共价键,相应的化合物是共价化合物;电负性差值大于1.7的两种元素化合时,形成离子键,相应的化合物为离子化合物,可以依据电负性数据判断化学键是离子键还是共价键,故C不符合。利用电负性不能判断物质的溶解度,故D符合。 5.仔细观察下图,回答下列问题: (1)B的原子结构示意图为　　　　,B元素位于元素周期表的第__　　　　周期　 　族。  解析:B是5号元素,原子结构示意图为 。 2 ⅢA (2)铍的最高价氧化物的水化物是　　　　(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物,证明这一结论的有关离子方程式是 　 。  解析:Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似,但差别在于Be的化合价是+2价。 (3)根据元素周期律知识,硼酸的酸性比碳酸的酸性　　,理由是　 。  两性 Be(OH)2+2OH-===Be+2H2O、Be(OH)2+2H+===Be2++2H2O 弱 硼的非金属性比碳弱 (4)根据Mg在空气中的燃烧情况,Li在空气中燃烧生成的产物为　　　　　　　____________(用化学式表示)。  解析:Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2,将Li与Mg类比得答案。 Li2O、Li3N 元素推断与元素周期律(表)的综合应用 命题热点 1.同一元素的“位—构—性”关系 2.元素推断的一般思路 3.由元素的价层电子排布判断其在周期表中位置的规律 价层电子排布 x或y的取值 周期表中的位置 nsx x=1,2 第n周期x A族(说明:书写时,此处的x应用相应的罗马字母表示,下同) ns2npx x=1,2,3,4,5 第n周期(2+x)A族 x=6 第n周期0族 (n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)d10nsx x=1,2 第n周期x B族 4.由主族元素形成共价键数目推断元素 短周期元素 H、F、Cl C、Si N、P O、S 共价键数目 1 4 3 2 共价键 —X 或 或 或 —X—或 X=== 题点(一)　依据元素周期表的片段结构推断元素 1.(2024·江苏盐城期中)如表是元素周期表前五周期的一部分,X、Y、Z、R、W、J是六种元素的代号,其中J为0族元素。下列说法正确的是(　　) [题点多维训练] X Y Z     R         W         J A.R原子的核外电子的轨道表示式为 B.Y2-与Na+的半径的大小关系为Y2-小于Na+ C.X的第一电离能大于Y的第一电离能 D.表中电负性最大的元素为J √ 解析:由表格和J为0族元素可知:X为N,Y为O,Z为F,R为S,W为Br,J为Xe;洪特规则是指在相同能量的轨道上,电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同;S原子的核外电子的轨道表示式为 A错误。O2-与Na+具有相同的电子层结构,原子序数越小,离子半径越大,故O2-的半径大于Na+的半径,B错误。同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子2p轨道处于半充满状态,较稳定,所以N的第一电离能大于O的第一电离能,C正确。电负性最大的元素为Z(F),一般稀有气体元素的电负性不考虑,D错误。 题点(二)　依据原子结构推断元素 2.(2023·浙江选考)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素,原子序数依次增大。X的2s轨道全充满,Y的s能级电子数量是p能级的两倍,M是地壳中含量最多的元素,Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是(　　) A.电负性:Z>X B.最高正价:Z<M C.Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D.最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>Y √ 解析:Y的s能级电子数量是p能级的两倍,Y为C,X的2s轨道全充满,原子序数X<Y,则X为Be或B,M是地壳中含量最多的元素,M为O,原子序数Y<Z<M,则Z为N,Q是纯碱中的一种元素,则Q为Na。同一周期元素从左至右,电负性逐渐增大,Z>X,A正确。N最高正价为+5价,O无最高正价,最高正价N大于O,B错误。Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键,C正确。非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性N大于C,硝酸酸性强于碳酸,D正确。 题点(三)　依据元素性质推断元素 3.元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20,其原子半径和最外层电子数之间的关系如图所示。下列判断正确的是(　　) A.X的电负性比Q的大 B.Q的简单离子半径比R的大 C.Z的简单气态氢化物的热稳定性比Q的强 D.Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性比R的强 √ 解析:X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20,由图中最外层电子数和原子半径的关系可知,X为C、Y为Na、Z为S、Q为Cl、R为K。C的电负性比Cl的小,故A错误。核外电子数相同时质子数越大半径越小,故Q的简单离子半径比R的大,故B正确。同周期元素,原子序数越大非金属性越强,其简单氢化物越稳定,则Z的简单气态氢化物的热稳定性比Q的弱,故C错误。同主族元素,原子序数越大金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性比R的弱,故D错误。 题点(四)　依据元素成键特点推断元素 4.X、Y、Z、W、M为原子序数依次增大的短周期主族元素,由5种元素组成的某化合物是电池工业中的重要原料,该化合物的结构式如图所示。下列说法正确的是(　　) A.原子半径:Y<Z<W B.最高价含氧酸酸性:Z>M C.电负性:X<Y<Z D.该化合物中既含极性键又含非极性键 √ 解析:由题给信息推知X为H、Y为B、Z为C、W为F、M为S。同周期主族元素从左至右原子半径依次减小,所以原子半径:F<C<B,即W<Z<Y,A错误。非金属性:S>C,所以最高价含氧酸的酸性: H2SO4>H2CO3,即Z<M,B错误。C原子和C原子形成的共价键为非极性键,其余共价键均为极性键,D正确。 课时跟踪检测 14 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 13 15 √ 12 1.下列说法中不正确的是 (　　) A.元素的第一电离能是元素的气态原子失去最外层1个电子所需要吸收的能量,同周期从左到右元素的电离能逐渐增大 B.元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度,同周期主族元素从左到右元素的电负性逐渐增大 C.元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化 D.鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0作相对标准得出的 16 18 17 14 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 13 15 12 解析:元素的第一电离能是元素的气态原子失去最外层1个电子所需要吸收的能量,同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势,ⅡA族、ⅤA族第一电离能反常,如第一电离能Mg>Al,N>O,故A不正确。 16 18 17 √ 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 2.在下列给出的外围电子排布式中,对应元素的第一电离能最小的是 (　　) A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析: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族元素的第一电离能大于相邻元素,同一主族元素中,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元素是S。 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 3.已知X、Y是主族元素,I为电离能,单位是 kJ·mol-1。根据下表所列数据判断错误的是 (　　) 16 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 A.元素X的常见化合价是+1价 B.元素Y是第ⅢA族的元素 C.元素X与氯元素组成化合物时,化学式可能是XCl D.若元素Y处于第3周期,它可与冷水剧烈反应生成YOH和H2 16 √ 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:由表中给出的数据知,元素X的I1、I2差别很大,说明X易失去一个电子,而难失去更多的电子,因此X易形成+1价阳离子,A、C正确;元素Y由I3到I4有很大变化,说明Y易失去3个电子,即Y原子的最外层上有3个电子,所以应位于第ⅢA族,B项正确;若Y位于第3周期,则为Al,不能与冷水剧烈反应,D项错误。 16 18 17 √ 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 4.锂和镁在元素周期表中的特殊“对角线”关系,使它们的性质相似。下列有关锂及其化合物的叙述正确的是 (　　) A.Li2SO4难溶于水 B.Li与N2反应产物是Li3N C.LiOH易溶于水 D.LiOH与Li2CO3受热都很难分解 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:解答本题注意抓住锂和镁性质相似,Li2SO4易溶于水,LiOH难溶于水,Li2CO3受热易分解。 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 5.应用元素周期律的有关知识,可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是 (　　) ①Be的氧化物的水化物可能具有两性 ②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用,均产生氢气 ③At单质为有色固体,At难溶于水,易溶于四氯化碳 ④Li在氧气中剧烈燃烧,产物是Li2O2,其溶液是一种强碱 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 ⑤SrSO4是难溶于水的白色固体 ⑥H2Se是无色、有毒,比H2S稳定的气体 A.①②③④ B.②④⑥ C.①③⑤ D.②④⑤ 解析:由“对角线”规则知氧化铍与氧化铝性质相似;铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气;锂燃烧只能生成氧化锂;硒化氢的稳定性小于硫化氢。 16 √ 18 17 √ 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 6.动力电池赛道又跳出来一个竞争者“锑电池”。锑(51Sb)与砷(33As)属于同主族元素,下列关于锑元素说法正确的是 (　　) A.可能是半导体材料 B.属于第4周期元素 C.最高正化合价为+3 D.得电子能力比As的强 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:锑(51Sb)在金属、非金属分界线附近,可能是半导体材料,A正确;锑(51Sb)属于第5周期元素,B错误;锑(51Sb)为ⅤA族元素,最高正化合价为+5,C错误;同主族元素由上而下,金属性增强、非金属性变弱,锑(51Sb)得电子能力比As的弱,D错误。 16 18 17 √ 1 2 4 5 6 7 8 9 10 12 11 13 14 15 3 7.(2024·江苏卷)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂。下列说法正确的是 (　　) A.半径:r(Al3+)>r(K+) B.电负性:χ(O)>χ(S) C.沸点:H2S>H2O D.碱性:Al(OH)3>KOH 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 12 11 13 14 15 3 解析:Al3+核外有2个电子层,K+核外有3个电子层,则K+的半径比Al3+大,A错误;O与S位于同一主族,O的非金属性强于S,所以O的电负性比S大,B正确;H2O可以形成分子间氢键,所以H2O的沸点比H2S高,C错误;KOH属于强碱,Al(OH)3为两性氢氧化物,所以KOH的碱性强于Al(OH)3,D错误。 16 18 17 √ 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 8.X和Y是原子序数大于4的短周期元素,Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同,下列说法正确的是 (　　) A.X的原子半径比Y小 B.X和Y的核电荷数之差为m-n C.电负性:X>Y D.第一电离能:X<Y 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:由题干信息可知,X处于Y的下一周期,原子核外电子层数越多,原子半径越大,所以原子半径:X>Y,A错误;Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同,则两种离子核外电子数相等,假设X的核电荷数为a,Y的核电荷数为b,则a-m=b+n,所以a-b=m+n,B错误;X比Y更易失电子,所以元素的电负性:X<Y,C错误。 16 18 17 √ 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 9.前四周期元素X、Y在元素周期表中的相对位置如图所示,X的基态原子的价层电子排布为nsn-1npn+1,下列说法不正确的是　 (　　) A.X元素的电负性大于Y元素的电负性 B.n=3 C.Y位于元素周期表中第四周期第ⅤA族 D.原子半径:Mg<X 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:基态X原子的价层电子排布中p能级上排有电子,则s能级有2个电子,即n-1=2,n=3,故X的价层电子排布为3s23p4,为S元素,则Y为As元素。同周期元素从左到右电负性依次增强,即P<S;同主族元素从上到下电负性依次减弱,即P>As,故S>As,故A、B正确。As是33号元素,在元素周期表中位于第四周期第ⅤA族,故C正确。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,即原子半径:Mg>S,故D错误。 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 10.(2024·泉州一中阶段练习)嫦娥五号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图,下列有关含量前六位元素的说法正确的是 (　　) A.原子半径:Al<Si B.第一电离能:Mg<Ca C.Fe位于元素周期表的p区 D.这六种元素中,电负性最大的是O 16 √ 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:Al、Si同周期,Al的核电荷数小于Si,原子半径:Al>Si,故A错误;Mg、Ca同主族,同主族元素从上到下第一电离能减小,故B错误;Fe位于元素周期表的d区,故C错误;同周期元素从左到右电负性增大,同主族元素从上到下电负性减小,由此可知六种元素中电负性最大的为O,故D正确。 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 11.元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为-1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。-1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据: 16 元素 Li Na K O O- F 电子亲和能 /(kJ·mol-1) 59.8 52.7 48.4 141 -844.2 327.9 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 下列说法正确的是 (　　) A.电子亲和能越大,说明越难得到电子 B.一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时吸收327.9 kJ的能量 C.氧元素的第二电子亲和能是-844.2 kJ·mol-1 D.基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要放出能量 16 √ 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:根据表中数据知,元素得电子能力越强,其电子亲和能越大,所以电子亲和能越大说明越容易得到电子,故A错误;O-的电子亲和能就是氧元素的第二电子亲和能,故C正确;气态O原子获得一个电子放出能量、O-再获得一个电子吸收能量,O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值,所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要吸收能量,故D错误。 16 18 17 12 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 13 14 15 3 12.根据元素周期表及元素的性质,在下列空格中填上适当的元素符号(放射性元素除外)。 (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　　。  解析:同周期中从左到右,元素的第一电离能(除ⅡA族、ⅤA族反常外)逐渐增大,同周期中ⅠA族元素最小,稀有气体最大,故第3周期中第一电离能最小的为Na,最大的为Ar。电负性的递变规律:同周期元素从左到右逐渐增大,同主族元素从上到下逐渐减小。故元素周期表中,电负性最大的元素是氟,电负性最小的元素为铯。 16 Na Ar 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (2)在元素周期表中,电负性最大的元素是　　　,电负性最小的元素是　　。  解析:同周期中从左到右,元素的第一电离能(除ⅡA族、ⅤA族反常外)逐渐增大,同周期中ⅠA族元素最小,稀有气体最大,故第3周期中第一电离能最小的为Na,最大的为Ar。电负性的递变规律:同周期元素从左到右逐渐增大,同主族元素从上到下逐渐减小。故元素周期表中,电负性最大的元素是氟,电负性最小的元素为铯。 16 F 　Cs 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (3)最活泼的金属元素是　　。  解析:同周期中从左到右,元素的第一电离能(除ⅡA族、ⅤA族反常外)逐渐增大,同周期中ⅠA族元素最小,稀有气体最大,故第3周期中第一电离能最小的为Na,最大的为Ar。电负性的递变规律:同周期元素从左到右逐渐增大,同主族元素从上到下逐渐减小。故元素周期表中,电负性最大的元素是氟,电负性最小的元素为铯。 16 Cs 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (4)最活泼的气态非金属元素是　　。  解析:同周期中从左到右,元素的第一电离能(除ⅡA族、ⅤA族反常外)逐渐增大,同周期中ⅠA族元素最小,稀有气体最大,故第3周期中第一电离能最小的为Na,最大的为Ar。电负性的递变规律:同周期元素从左到右逐渐增大,同主族元素从上到下逐渐减小。故元素周期表中,电负性最大的元素是氟,电负性最小的元素为铯。 16 F 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (5)第2、3、4周期,原子最外电子层中p能级半充满的元素是　　　 　　。  解析:同周期中从左到右,元素的第一电离能(除ⅡA族、ⅤA族反常外)逐渐增大,同周期中ⅠA族元素最小,稀有气体最大,故第3周期中第一电离能最小的为Na,最大的为Ar。电负性的递变规律:同周期元素从左到右逐渐增大,同主族元素从上到下逐渐减小。故元素周期表中,电负性最大的元素是氟,电负性最小的元素为铯。 16 N、P、As 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 13.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示,X值越大,其原子吸引电子能力越强,在所形成的分子中为带负电荷的一方。下表是某些元素的X值: 16 元素符号 Li Be B C O F X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 元素符号 Na Al Si P S Cl X值 0.93 1.60 1.90 2.19 2.55 3.16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (1)通过分析X值的变化规律,确定Mg、N的X值范围:_____　　　　<X(Mg)<　　　;　　　<X(N)<　　　。 解析:通过表中数据分析可知同周期元素从左到右,X值依次增大,同主族元素从上到下,X值依次减小,可判断X(Na)<X(Mg)<X(Al),且X(Be)>X(Mg),故0.93<X(Mg)<1.57;同理,2.55<X(N)<3.44。   16 0.93 1.57 2.55 3.44 18 17 13 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 14 15 3 (2)推测X值与原子半径的关系为　　　　　　　　　　　　。  解析:通过思考同周期、同主族元素原子半径的变化与X值的变化可得结论。 16 原子半径越大,X值越小 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (3)某有机化合物的结构简式为 ,其中S—N键中,你认为共用电子对偏向　　(填元素符号)。  解析:根据信息:“X值越大,其原子吸引电子的能力越强,在所形成的分子中成为带负电荷的一方”,由X(S)=2.55,2.55<X(N)<3.44,得共用电子对偏向N原子。 16 N 18 17 13 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 14 15 3 (4)如果X值为电负性的数值,试推断AlBr3中化学键的类型为　　　　。  解析:根据表中数据的变化规律可得X(Br)<X(Cl),因此X(Br)与X(Al)的差值要小于X(Cl)与X(Al)的差值,故AlBr3中的化学键为共价键。 16 共价键 (5)预测元素周期表中X值最小的元素是　　。 (放射性元素除外)。 解析:根据X值的变化规律,X的最小值应在元素周期表的左下角,但要注意放射性元素除外,故为Cs(铯)。 Cs 18 17 10 1 2 4 5 6 7 8 9 11 12 13 14 15 3 14.回答下列问题: (1)碳原子的核外电子排布式为　　　　　。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能,原因是__________________ 　　 　　　　　　　。  解析:O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4、2s22p3,N原子的2p轨道半充满,结构比较稳定,所以第一电离能大。 16 1s22s22p2　 N原子的2p轨道 达到半充满结构,比较稳定 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (2)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据,写出B原子的核外电子排布式: 　。 16 电离能/(kJ·mol-1) I1 I2 I3 I4 A 932 1 821 15 390 21 771 B 738 1 451 7 733 10 540 1s22s22p63s2 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:由A、B元素的各级电离能可看出,A、B两元素容易失去两个电子形成+2价金属阳离子,故A、B元素属于ⅡA族的元素,由同主族元素电离能变化规律可知,B元素为镁元素,其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (3)卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是　　　　　　。  解析:同主族元素从上到下电负性减小。 16 I<Br<Cl<F 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 15.前四周期中共有36种元素,它们均具有重要的用途,请回答下列问题: (1)基态Fe2+的核外电子排布式为[Ar]　　,有　个未成对电子。  解析:基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2,失去4s轨道上的2个电子得到Fe2+,故基态Fe2+的核外电子排布式为[Ar]3d6,3d轨道上有4个未成对电子。 16 3d6 　4 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (2)第一电子亲和能(E1)是元素气态基态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示。试分析碳元素的E1较大的原因:___________________________　 。  16 碳原子结合一个电子后其2p 轨道为半充满状态,稳定性较强 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:基态碳原子的外围电子排布式为2s22p2,碳原子结合一个电子后其外围电子排布变成2s22p3,2p轨道处于半充满状态,稳定性较强,故碳元素的E1较大。 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (3)已知Al的第一电离能为578 kJ·mol-1、第二电离能为1 817 kJ·mol-1、第三电离能为2 745 kJ·mol-1、第四电离能为11 575 kJ·mol-1。请解释其第二电离能增幅较大的原因:___________________________ 。  解析:基态Al原子的外围电子排布式为3s23p1,Al原子失去一个电子后,其3p轨道为全空状态,3s轨道为全满状态,较稳定,则失去第二个电子较困难,其第二电离能增幅较大。 16 Al原子失去一个电子后,其3p 轨道为全空状态,较稳定 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (4)与Cu元素同周期,且基态原子有2个未成对电子的过渡元素是 　 (填元素符号)。  解析:Cu元素处于第四周期,与Cu元素同周期且基态原子有2个未成对电子的过渡元素有Ti([Ar]3d24s2)、Ni([Ar]3d84s2)。 16 Ti、Ni 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (5)锗、砷、硒三种元素的第一电离能由小到大的顺序是 (用元素符号表示)。 解析:锗、砷、硒三种元素均位于第四周期,分别位于第ⅣA、ⅤA、ⅥA族,同周期元素从左向右第一电离能逐渐增大,但由于As原子的4p轨道处于半充满的稳定状态,则As元素第一电离能大于Se元素,故第一电离能的大小关系为Ge<Se<As。  16 Ge<Se<As 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 高阶思维训练 16.(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(　　) 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 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 解析:X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素,根据基态X原子s轨道上的电子数与p轨道上的电子数相等,可知X的电子排布式为1s22s22p4或1s22s22p63s2,为O元素或Mg元素,基态原子O的未成对电子数为2,基态原子Mg无未成对电子,又基态X、Y、Z原子的未成对电 16 √ 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 子数之比为2∶1∶3,则X为O元素,基态Y、Z原子的未成对电子数分别为1、3,结合原子序数关系可确定Y为F元素或Na元素,Z为P元素,则该荧光粉的主要成分为3W3(PO4)2·WY2,结合化合物中各元素化合价代数和为0可确定W为+2价,又其原子序数最大,故W为Ca元素、Y为F元素。元素电负性:F>O>P>Ca,A项错误。原子半径:F<O<P<Ca,B项错误。F2、Ca与水反应生成的气体分别为O2和H2,C项正确。P元素最高价氧化物对应的水化物H3PO4不具有强氧化性,D项错误。 16 18 17 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 17.(2024·湖北卷)主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大,X、Y的价电子数相等,Z的价电子所在能层有16个轨道,4种元素形成的化合物如图。下列说法正确的是 (　　) A.电负性:W>Y B.酸性:W2YX3>W2YX4 C.基态原子的未成对电子数:W>X D.氧化物溶于水所得溶液的pH:Z>Y 16 17 √ 18 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 解析:Z的价电子所在能层有16个轨道,故Z为第四周期元素,结合题给化合物的结构图可知,Z为K元素;W、X、Y、Z原子序数依次增大,X、Y的价电子数相等,结合题给结构图可知,X为O元素、Y为S元素;W形成一个共价键,则W为H元素。电负性:H<S,A错误。H2SO3为弱酸,故酸性:H2SO3<H2SO4,B错误。基态H原子中未成对电子数为1,基态O原子中未成对电子数为2,故C错误。K的氧化物溶于水可生成KOH,溶液的pH>7,S的氧化物溶于水生成H2SO3或H2SO4,溶液的pH<7,故D正确。 16 17 18 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 18.下表为元素周期表的一部分,其中的字母代表对应的元素。 (1)元素I的元素符号为　 　,I原子价层电子排布图为　　 　　;已知M2+3d轨道中有6个电子,试推出M元素位于周期表的位置　　　　 　。  16 17 18 Cr 第四周期第Ⅷ族 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 16 17 18 解析:由元素在周期表中的位置可知,A为O元素,B为F元素,C为Na元素,D为Mg元素,E为Ar元素,F为K元素,G为Ca元素,H为Ti元素,I为Cr元素。(1)Cr原子核外电子数为24,根据洪特规则特例,其价层电子排布为3d54s1,价层电子排布图为 M2+3d轨道中有6个电子,则M原子价层电子排布为3d64s2,M原子核外电子数为26,核内质子数为26,M为Fe元素,位于第四周期第Ⅷ族。 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (2)表中元素第一电离能最小的是　　 　(填元素符号,下同),电负性最大的是　　 　,化学性质最稳定的是　　 　。  解析:由元素在周期表中的位置可知,A为O元素,B为F元素,C为Na元素,D为Mg元素,E为Ar元素,F为K元素,G为Ca元素,H为Ti元素,I为Cr元素。(2)K的金属性最强,第一电离能最小;F的非金属性最强,电负性最大;稀有气体的性质最稳定,则Ar的化学性质最稳定。 16 17 18 K F Ar 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 16 17 18 (3)表中元素处于d区的是　　 　(填元素符号)。  解析:由元素在周期表中的位置可知,A为O元素,B为F元素,C为Na元素,D为Mg元素,E为Ar元素,F为K元素,G为Ca元素,H为Ti元素,I为Cr元素。(3)最后填充在d轨道上电子位于d区,可知元素处于d区的是Ti、Cr。 Ti、Cr 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 (4)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素,两元素的部分电离能数据如表。 16 17 18 元素 Mn Fe 电离能/(kJ·mol-1) I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2+的价层电子排布为　　 　,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 ___________________________ 16 17 18 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 。  1 2 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 3 16 17 18 解析:由元素在周期表中的位置可知,A为O元素,B为F元素,C为Na元素,D为Mg元素,E为Ar元素,F为K元素,G为Ca元素,H为Ti元素,I为Cr元素。(4)锰元素位于第四周期第ⅦB族,则Mn原子的价层电子排布为3d54s2,则Mn2+的价层电子排布为3d5;Fe为26号元素,Fe原子的价层电子排布为3d64s2,Fe2+的价层电子排布为3d6,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,所以气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难。 $$