第1章 第2节 2、元素周期律-【重难点手册】2024-2025学年高中化学选择性必修2(人教版2019)

参考答案与提示次 (3)10+p:H%-◆R。(4)1s2s22p3s23p3d"4s24p 价为+3.] (或[Ar]3d4s4p2). [纠错练2]AC[O,与HS溶液反应的化学方程式为 [由元素在元素周期表中对应的位置关系可知， O,+2HS—2S,+2HO,根据同一氧化还原反应 a为H,b为He,e为C,d为N,e为O,f为Na,g为Mg, 中氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性可知，O,的 h为Al,i为P,j为CI,k为Fe,I为Ge,m为Br,n为 氧化性大于S,故O元素的非金属性比S元素的非金 B。(1)题图所列元素中，原子最外层只有2个电子的 属性强，A正确：氧化性的强弱与得电子的难易程度有 短周期元素是Mg、Hc,元素j(CI)的最高价氧化物对 关，与氧化剂得电子的多少无关，B错误：HO比HS 应水化物的化学式为HCO,元素i(P)的最高价氧化 的热分解温度高，说明H()比HS的稳定性强，则O 物的化学式为PO。(2)g(Mg)形成的离子为Mg+, 元素比S元素的非金属性强，C正确.] Mg的核外电子数为10，故其离子结构示意图为 【关键能力提升】 @羽：元素c(C位于第二周期第NA族。(3)元素R [跟踪练1]C[元素X、Y,Z、W、T分别为C、Na、Al、 S,Cu,故S与Cu混合加热可生成CuS,C正确] 与「在同一周期，位于第p主族，则R的原子序数为 [跟踪练2](1)随着原子序数的增大，1值减小 10十P,R能形成气态氢化物，则其氢化物的化学式为 (2)①③。(3)419kJ·mol:738kJ·mol+ H-◆R。(4)m为Br,位于第四周期第A族，其基态 (4)10号元素为氣，该元素原子的最外层电子排布已达 原子核外电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s4p或 到8电子稳定结构 [Ar]3d4s4p.] [(1)由H,Ii,NaK等的第一电离能可以看出，同主族 C培优突破练 元素随原子序数的增大，1值减小。(2)从第二、三周 1.A[由题图可知，同一竖列为同一周期元素，而同一 期可以看出，第ⅢA族和第MA族元素的1值比同周 横行为同主族元素，由元素的相对原子质量可知，甲、 期相邻两种元素的都低。由此可以推测1，（砷）> 乙的相对原子质量均比As小，As位于第四周期第VA 1(硒)、1（溴）>1（硒）。(3)根据同主族、同周期元素 族，则C,Si、乙位于第VA族，乙为Ge,B.Al、甲位于 第一电离能的递变规律可以推测I(K)<I(Ca)< 第ⅢA族，甲为Ga。乙为Ge,位于元素周期表第四周 期第WA族，A错误：同周期自左到右原子半径减小， 1(Mg)。(4)10号元素是氖，该元素原子的最外层电 同主族自上到下原子半径增大，故原子半径：甲(G)> 子排布已达到8电子稳定结构。] 乙(Ge)>Si,B正确：C与Ge同主族且电子层数增多， [跟踪练3]A[Z是元素周期表中电负性最大的元 非金属性：C>Ge,则Ge的简单气态氢化物的稳定性 素，Z为F元素：W的原子序数大于Z,所以W是第三 弱于CH:,C正确：乙为Ge,位于金属元素与非金属元 周期元素，又因为W原子在同周期中原子半径最大， 素的交界处，可用作半导体材料.D正确。] 所以W为Na元素：基态X原子核外有2个未成对电 二、元素周期律 子，且X位于第二周期，所以X为C元素或O元素：又 【必备知识梳理】 因为X与Y相邻，且Y的原子序数大于X,所以X只 [纠错练]C[分析元素A的各级电离能数据可知， 能是C元素，Y是N元素。同周期元素第一电离能 1、12和a相差不大，但1与，相差较大，说明A原 随着原子序数的增大而增大，所以第一电离能：F>N 子失去3个电子较容易，失去第4个电子较困难，从而 >C,即1(Z)>I(Y)>1(X),A错误：N元素的最高 可知A原子最外层有3个电子，故A元素的常见化合 价氧化物对应水化物为HNO,C元素的最高价氧化 > 重难手册高中化学选择性必修2物质结构与性质2J 物对应水化物为HCO,酸性：HNO>HCO,B正 的原子为A1。同周期元素从左到右，第一电离能呈增 确；F和Na的核外电子排布相同，核电荷数大的离 大趋势，第VA族和第ⅡA族反常，其第一电离能大于 子半径小，半径：(F)>r(Na+),C正确：非金属性越 同周期相邻元素，同周期稀有气体元素的第一电离能 强，简单气态氢化物的热稳定性越稳定，所以简单气态 最大，所以第一电离能由大到小排列为A>P>S>A1, 氢化物的热稳定性：F>N,D正确.] 即第一电离能由大到小排列为②③①④。故选C。门 1s2 2p 3.B[电负性差值越小的两种元素越可能形成共价键。 [跟踪练4灯(1)哑铃形。(2)W个↑ A项，X与Y电负性之差为4.0一2.5=1.5：B项：X与 (3)N>()C:C、N层数相同，但核电荷数：N>C,所以 W电负性之差为2.5一2.4=0.1：C项，Y与Z电负性 N的原子核对电子吸引力强，失电子难，所以第一电离 之差为4.0一1.2=2.8：D项，Y与W电负性之差为 能：N>C,N原子的价电子排布式为2s22p,p轨道为 4.0一2.4=1.6。则X与W电负性之差最小，所以最 半充满状态，相对稳定，所以第一电离能：N>O。 容易形成共价键，故B符合题意。] (4)3600<a<4910.(5)Mg,Ca.Sr,Ba为同主族元 4.C[三种离子核外电子排布相同，半径随核电荷数的 素，随着原子序数的增大，电子层数逐渐增多，原子半径 增大而减小，A错误：同周期元素核电荷数越大，第一 逐渐增大。(6)1s2s2p3s3p3f4s2。 (7)CD 电离能越大，B错误：同周期元素，核电荷数越大，金属 [(1)基态碳原子中，电子占据的最高能级为2p能级， 性越弱，对应单质的还原性越弱，C正确：金属性：N 电子云轮廓图形状为哑铃形。(4)1(Ca)<I(S)< Mg>A,其最高价氧化物对应水化物的碱性越弱，碱 Ih(Ba),3600<a<4910。(6)V为23号元素，其核外 性：NaOH>Mg(OH):>AI(OH),D错误，] 电子排布式为1s22s22p3s23p3dP4s。(7)V、Mn、Fe 5.(1DCs:F:F。(2)3dP4s。(3)吸引成键电子的能力。 Ni,Cu中大部分元素在d区或ds区，若继续寻找能使 (4)基态B原子的2s轨道全充满，而基态B原子失去 TO,催化性能更好地掺杂金属氧化物，则应该在元素 一个电子后才达到2s轨道全充满的稳定结构，所以B 周期表的d区或ds区寻找。] 的第一电离能比B的大。 【学业质量测评】 [(1)同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势， A基础过关练 第ⅡA族、第VA族元素的第一电离能大于相邻元素， 1.D具有相同核外电子层结构的离子，核电荷数越大， 同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，所以最右 离子半径越小，由题意可知，X元素的核电荷数大于 上方的F(0族元素除外)最难失电子，第一电离能最大， Y,则简单离子半径：X<Y,原子序数：X>Y,A、C错 最左下方的Cs(放射性元素除外)的第一电离能最小：元 误；一般电子层数越多，原子半径越大，X位于Y的下 素周期表左下方的元素Cs(放射性元素除外)的金属性 一个周期，则原子半径：X>Y,B错误：同周期元素从 最强，电负性最小，右上方的元素F(0族元素除外)的 左到右，最外层电子数依次增大，X形成阳离子，Y形 非金属性最强，电负性最大。(2)Cu是29号元素，其 成阴离子，则X最外层电子数小于4，Y最外层电子数 基态原子核外电子排布式为1s2s2p3s23p3d4s, 大于4，所以原子最外层电子数：X<Y,D正确。] 价电子排布式为3d°4s'。(3)元素的电负性越大，表示 2.C[①3p轨道上只有一对成对电子的原子为S;②外 元素在化合物中吸引成键电子的能力越强。(4)B©是 围电子排布式为3s23p的原子为Ar:③3p轨道为半 4号元素，其基态原子核外电子排布式为12s2,属于 充满状态的原子为P:①正三价阳离子结构与氖相同 能量最低的全充满结构，不易失去电子：B是5号元 8 参考答案与提示》收组 素，其基态原子核外电子排布式为1s2s2p,失去一4.C[M,NRQ、T为短周期元素，R的基态原子中最 个电子后达到2s的稳定结构，因此B®的第一电离能 高能层上的成对电子数与未成对电子数相同，则R是 比B的大。] S元素，根据其他元素的相对位置可知，M是N元素， B综合提能练 N是AI元素，Q是P元素，T是S元素，C中NH分 1.B[根据元素的基态原子的价层电子排布图可知①是 子间形成氢键，熔、沸点较高，所以简单氢化物的熔点： N元素，②是F元素，③是S元素，④是P元素。一般 NH>HS,C不正确.] 来说，原子核外电子层数越多，原子半径越大，同周期 5.D[由题意可知，W,X,YZ分别为B,C,O,F,电负 主族元素，原子序数越大，原子半径越小，则原子半径： 性：C>B,A错误：第一电离能：O>C,B错误：氢化物 ④>③>①>②，A错误：根据元素的基态原子的价层 的沸点：HF<HO,C错误。] 电子排布图可知，原子核外未成对电子数：①=①> 6.(1)C<ON<F:CI。 (2)AC ③>②，B正确：同周期主族元素从左到右，电负性逐 (3)Mn的3d轨道为半充满状态，比较稳定。 渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，侧电 (4)2。(5)AI(OH)+OH[AI(OH),]。 负性：②>①、③>④，C错误：同周期主族元素从左到 [由元素在元素周期表中的位置可知，~p分别为H, 右，第一电离能呈增大趋势，若元素处于第ⅡA族、 Li、C,NO、F,Na、Mg、Al、Si、S、C.Ar,K、Mn,Fe。(I)c 第VA族，其最高能级电子排布处于全充满，半充满的 d、e、f分别为C,N、()、F,同周期元素从左往右，第一电 稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，同主族元 离能呈增大趋势，但N的2印能级为半充满的稳定结 素的第一电离能随原子序数的增大而减小，则第一电 构，其第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离 离能：②>①>④>③，D错误。] 能：C<NF:I为CI,n为K,电子层结构相同时， 2.C[对于第三周期11~17号元素，随着原子序数的增 核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径较大的是 大，第一电离能呈增大趋势，但Mg的3s轨道为全充满 C。(2)燃放焰火时所呈现的颜色即金属的焰色，是 状态，P的3即轨道为半充满状态，较稳定，第一电离能 由于激发态电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的 大于同周期相邻元素，与题图所示变化趋势不符，A错 轨道时，能量以光的形式释放，故A正确：棱镜分出的 误：同周期主族元素，原子半径随原子序数的增大而依 光是折射造成的，与电子跃迁无关，故B错误：霓虹灯 次减小，与题图所示变化趋势矛盾，B错误：对于第三 射出五颜六色的光是由于电子从能量较高的轨道跃迁 周期主族元素，电负性、最高正化合价均随原子序数的 到能量较低的轨道时，以光的形式释放能量，故C正 增大而增大，因而x轴表示的是最高正化合价，y轴表 确。(3)由Mn+转化为Mn+时，3d能级由较稳定的 示的可能是电负性，C正确：对于第三周期，主族序数 3d半充满状态转化为不稳定的3d状态，需要的能量 随原子序数的增大而增大，而最高价氧化物对应水化 较多，而Fe+转化为Fe+时，3d能级由不稳定的3d 物的碱性在同一周期随原子序数的增大而依次减弱， 状态转化为较稳定的3半充满状态，需要的能量相 即最高价氧化物对应水化物的碱性在同一周期随主族序 对较少，故气态Mn+再失去一个电子比气态F+再 数的增大依次减弱，与题图所示变化趋势相反，D错误] 失去一个电子难。(4)同周期主族元素从左往右，电负 3.B[由题意可知，WXY,Z分别为C,O,F,Na,沸点： 性逐渐增大，第三周期中C元素的电负性最大，氯气 HO>HF,A错误：基态Na的核外无未成对电子， 在常温下为气体，C的相对分子质量比氩气大，熔点 C错误：离子半径：F>Na+,D错误] 高于氩气，故2代表氯元素。(5)该元素的第四电离能 9 重难手册高中化学选择性必修2物质结构与性质2J 明显增大，说明该元素原子最外层电子数为3，所以该 离能大小关系为N>O>S>Na。B,C,D对应的简单 元素为A!元素，氢氧化铝与氢氧化钠反应生成偏铝酸 离子中，O,Na核外有2个电子层，S核外有3个 钠与水，反应的离子方程式为A1(OH)3十OH 电子层，一般来说，离子核外电子层数越多，离子半径 [AKOH)]] 越大，当离子核外电子层结构相同时，离子的核电荷数 C培优突破练 越大、半径越小，故三种简单离子半径大小关系为$ >O)>Na。(4)Na元素的焰色为黄色，故用含有 1.(1)7:「Ar3d4s:3:16 Na元素的物质做焰色试验时，火焰呈黄色。] (2)2NaO+2HO—4NaOH+(O,↑. (3)N>0>S>Na:S>0>Na 单元学能测评 (4)黄。 1.C[由构造原理可知，4f的能量低于5d,A错误：铜元 [前四周期元素A,B,C,D,E原子序数依次增大，A原 素的原子序数为29，基态原子的价层电子排布式为 子的2即能级处于半充满状态，则其核外电子排布式 3d4s,B错误：钙元素的原子序数为20，基态原子的 是1s2s2p,故A是N元素：B与A同周期，且原子 电子排布式为1s2s22p3s3p4s,则激发态的电子排 核外有2个未成对电子，则B原子核外电子排布式是 布式可能为1s2s2p3s3p4p,C正确：钠元素的原 1s2s22p,所以B为O元素：C的基态原子核外有6个 子序数为11，基态钠离子的电子排布式为1s22s2p, 原子轨道排有电子，且只有1个未成对电子，则C原子 Is 2s 2p 核外电子排布式是1s22s2p3s,C是Na元素：D的基 轨道表示式为出W州WD错误 态原子价层电子排布式为'np1,由于s轨道最多 2.C[由X、Y、Z、M在元素周期表中的位置可知，X是 容纳2个电子，则n一1=2，所以n=3,D的价层电子 He元素，Y是F元素，M是CI元素，Z是S元素。电 排布式为3s3p,故D为S元素：前四周期元素中，E 负性：F>C>S,A错误：离子半径：S>CI>F,B 元素基态原子未成对电子数最多，则E元素基态原 错误：轨道表示式中，同一轨道中的两个电子自旋方向 子核外电子排布式是1s22s2p3s3p3f4s,E是 相反，D错误.] Cr元素。(IDE是24号Cr元素，基态Cr原子核外电 3D[电子能级跃迁后的运动离核较远，故为原子的激 子排布式是1s22s2p3s23p3d4s,同一能级上的电 发态，A正确：光子的能量不同，则对应光的波长不同， 子能量相同，Cr原子核外有7个能级，因此Cr元素基 故获得的光谱图也不同.B正确：由题干信息可知，束 态原子核外有7种能量不同的电子，简化电子排布式 缚态光子通常和电子一样，只能绕原子核运动，C正 为[Ar]3d4s'。D是S元素，S元素位于元素周期表第 确：由题图知，跃迁过程为电子由较低能级跃迁到较高 3行第16列。(2)B是O,C是Na,二者形成的一种同 能级，得到的光谱为原子吸收光谱，D错误。] 时含有共价键和离子键的化合物是NO,该物质与 4.D[元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物 水反应生成NaOH,O,反应的化学方程式为2NO 的酸性越强，N的非金属性强于C,因此酸性：HCO< +2HO一4NaOH+O↑。(3)A是N,B是O,C是 HNO方，A错误：水分子间有氢键，沸点较高，因此沸点： Na,D是S.同周期主族元素从左到右，第一电离能呈 HS<HO,B错误：OY和N-的核外电子排布相同， 增大趋势：同一主族元素，原子序数越大，第一电离能 而N的核电荷数小，半径：r(O)<r(N),C错误： 越小。但当元素处于第ⅡA族，第VA族时，其第一电 N的2印轨道有三个电子轨道呈半充满状态，因此第一 离能大于同周期相邻元素，则上述四种元素的第一电 电离能：1(N)>1(O),D正确.] 10重滩食手册高中化学选择性必修2物质结构与性质) (3)已知与f在同一周期的元素R位于第p 甲、乙两种未知元素的位置，并预测了二者 主族，以下用含p的代数式表示：R的原 的相对原子质量，部分原始记录如图。下列 子序数为 ,R能形成气态氢化 说法错误的是( ). B=11 A1=27.4？=68(甲) 物，其氢化物的化学式为 C=12 Si=28 ？=70(乙》 N=14 P=31 (4)根据构造原理，写出基态m原子的核外 鞋葬碧 As=75 0=16 S=32 Se=79,4 F=19 C1=35.5Br=80 电子排布式： A.乙元素位于元素周期表第四周期第MA族 ●C 培优突破练 测试时间：5分钟 B.原子半径：甲>乙>S 1.1869年，门捷列夫把当时已知的元素根据元 C.乙的简单气态氢化物的稳定性弱于CH 素性质、相对原子质量等进行排列，预留了 D.推测乙的单质可以用作半导体材料 二、元素周期律 01必备知识梳理。 基础梳理 知识点1原子半径 园记方法 1.影响原子半径大小的因素 比较微粒半径大小的方法 电子的 电子的能层数越多，电 (1)按“三看”规律来比较 能层数 子之间的排斥作用越大 微粒半径的大小（一般情况）。 原子影响 使原子的半径增大 两个相反的因素 半径因素 共同决定原子半 “一看”电子层数：当电子 核电 核电荷数越大，原子核 径的大小 对电子的吸引作用越大， 层数不同时，电子层越多，半 荷数 使原子的半径减小 径越大。“二看”核电荷数：当 2.原子半径周期性变化规律 电子层数相同时，核电荷数越 大，半径越小。“三看”核外电 同周期元素 从上到下，电子的 能层数增多，虽然 子数：当电子层数和核电荷数 从左到右，电子的能层 核电荷数增大，但 不同周期、不同主族元素> 均相同时，核外电子数越多， 数相同，但随着核电荷 是电子的能层数是 数增大，原子核对电子 影响原子半径的主 按“·”方向，原子半径逐渐减小： 半径越大。 的吸引作用也增大，从 要因素，从而使原按“一”方向，原子半径逐渐增大 而使原子半径逐渐减小 子半径逐渐增大 (2)不同主族、不同周期 的原子半径按“广”或“” 例①下列微粒半径大小比较错误的是()。 方向逐渐减小，按“，厂”或 A.K>Na>Li “”方向逐渐增大。 B.Na>Mg2+>Al C.Mg2>Na>F D.CI>F>F 40 第一章 原子结构与性质收 解析同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，A正确；核 外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，B正确： 离子半径：F>Na>Mg2+,C错误：同主族元素从上到下，离子 半径增大，同种元素的阴离子半径大于对应的原子半径，D正确。 [答案C 知识点2电离能及其应用 L.第一电离能的概念 回拓考点 (1)定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基 金属活动性顺序与元素 相应的电离能大小顺序不完 态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能 全一致，故不能根据金属活动 (2)符号和单位：符号为I1,单位为kJ·ol1。 性顺序判断电离能的大小。 2.第一电离能的变化规律 如第一电离能：Na<Ca,说明 (1)第一电离能的变化趋势图 气态钠原子比气态钙原子更 容易失去电子。而金属活动 2500 性：Ca>Na,是由于Ca+形成 2000 水合离子时放出的能量远比 150 N Na+形成水合离子放出的能 量多，在水溶液中钙原子更容 1000 FeCo 易失去电子 500 Rb 2 46810立i41618202242628303234363852药原子序数 (2)第一电离能的周期性变化规律 目敲黑板 第一电离能反常的原因 趋势 从左到右，1整体呈增大趋势。第IA族元素的 最小.，稀有气体的1最大 (1)同周期第ⅡA族元素 同周期 的第一电离能比第ⅢA族元 元素 第一电离能曲线呈锯齿状变化（如Li~Ne和Na一 Ar两处曲线)：第ⅡA族元素的I和第VA族元素 素的大，一殷可解释为：第 锯齿状一的1，出现反常变化，其均比它左右相邻的两种元 素的1大。如IBe)>I(B)、IMg)>IAI)IN) ⅢA族元素原子（如B和A)的 I(O),I(P)>I(S) 第一电离能失去的电子是p 从上到下，L逐渐减小。如INa)>I,K)、IO)>I(S) 能级的，该能级的电子能量比 同族元素 I(Ne)>I(Ar) 左边的位于5能级的电子能 3.逐级电离能 量高，易失去。 (2)同周期第VA族元素 (1)概念：理论上，原子有几个电子，就有对应的第几电离能。 的第一电离能比第ⅥA族元 气态基态十1价阳离子再失去一个电子成为气态基态十2价阳离 素的大，对此有两种解释：其 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 一是第VA族元素原子（如N 离能依次类推，逐级电离能依次用11、I2、13…来表示 和P)的最外层p能级上的电 41 国滩食手册高中化学选择性必修2物质结构与性质) (2)变化规律 子排布是半充满的，比较稳 ①通常同一原子的各级电离能之间存在如下关系：<I2< 定，第一电离能较高：其二是 I3… 第1A族元素原子（如O和 S)的第一电离能所失去的是 ②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子 已经配对的电子，配对电子相 层发生了变化。如Na元素的1、12、13分别是496、4562、6912 互排斥，因而第一电离能较低 (单位：k·mol1),在1、I2之间发生突变（如图）。 总之，如果基态原子的能 IkJ·mol) Na Mg Al Si CI Ar 量较低（即价电子层中的能级 496 738 578 7871012 100012511520 为全充满、半充满或全空推 12 45621451 181715771903225122972665 布)，则原子较稳定，难失去电 69127733274532312912336138223931 子，第一电离能较大。 1 95431054011575}43564956456451585770 133531363014830160916273701365407238 1661017995183761978422233849594588781 2011421703232932378325397271061102011995 4.电离能的应用 回诊考策 (1)根据电离能数据，确定原子核外电子的排布。如【i:I1《 下元素的逐级电离能 L2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K,L能层) 上，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: 1《12<I,表明K原子易失去一个电子形成十1价阳离子。如 果完即电离能在1与1之间发生突变，则元素的原 123456789F原子电 离能极数 如图，F元素的电离能的 子易形成十n价离子：如果是主族元素，则最高化合价为十n价 突跃变化说明核外电子是分 (O、F除外)。如某元素的逐级电离能，若I2>1,则该元素通常 层排布的。 显十1价：若I3>I2,则该元素通常显十2价：若I>13,则该元素 通常显十3价。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：一般来说，1越大，原 子越难失去电子，元素的非金属性越强（稀有气体元素除外）： 【1越小，原子越易失去电子，元素的金属性越强。 例2回答下列问题。 (1)第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有 种。 (2)根据元素周期律，第一电离能Ga (填“大于”或 “小于”)As (3)Z的基态原子的M层与K层电子数相等，Z所在周期中 第一电离能最大的主族元素是 42 第-章原子结构与性质么图组 (4)四种元素F、K、Fe、Ni中第一电离能最小的是 (5)O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为 解析(1)同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋 势，但由于氮原子的2即轨道处于半充满状态，较稳定，其第一电 离能比氧的大，铍原子的2s轨道处于全充满状态，2p轨道处于全 空状态，较稳定，其第一电离能比珊的大，所以第一电离能介于 B、N之间的第二周期元素有Be,C、O3种。 (2)Ga元素和As元素分别位于周期表第四周期第ⅢA族和 第VA族，根据元素周期律可知，1(Ga)<I1(As)。 (3)Z的基态原子的M层与K层电子数相等，K层有2个电 子，则M层也有2个电子，Z是镁元素，位于第三周期，第三周期 中第一电离能最大的主族元素是氯元素。 (4)四种元素F、K,Fe,Ni中K元素的金属性最强，最容易失 去电子，第一电离能最小。 (5)O、S、S同主族，根据第一电离能的变化规律可知第一电 离能：O>S>Se 答案(1)3。 (2)小于。(3)C1(氯)。(4)K(钾)。 (5)O>S>Se. 易错点1不会由电离能确定化合价 下列数据为Na、Mg、Al的电离能： 8纠错练1 元素 Na Mg Al 元素A的各级电离能数 据见下表： 496 738 578 1/(kJ·mol1) 4562 1451 1817 电离能/ 6912 7733 2745 578 1817 2745 (kJ·mol)） 9543 10540 11575 I/(kJ·mo') 1 13353 13630 14830 11575 14830 18376 由表中数据分析可知：Na,I1《I2,表明Na原子易失去 则元素A的常见化合价 1个电子形成十1价阳离子：Mg,I2《I3,表明Mg原子易失去 是()。 2个电子形成十2价阳离子：Al,I4《I4,表明A1原子易失去 A.十1 B.+2 C.+3 D.+4 3个电子形成十3价阳离子。 43 国避食手细高中化学选择性必修2物质结构与性质尺J 知识点3元素的电负性 1.电负性的概念及意义 国敲黑板 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为 元素电负性的变化趋势 电负性及其 键合电子：电负性用来描述不同元素的原子对键合电 (1)如图所示，同一周期 衡量标准 子吸引力的大小，以氟的电负性为4.0和以锂的电负 从左到右，元素的电负性增大。 性为1.0作为相对标准 电负性的意义 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大 2.电负性的周期性变化规律 ONa Mg Al Si P S CI元素 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (2)如图所示，同一主族 电负性增大 从上到下，元素的电负性减小。 H 2.1A IIA IVA VA VIA VIA Li Be B N 1.01.5 20 25 3.0 3.54.0 Na Mg CI At 0.91.2 25 3.0 性 Ca Br 0.81. 2.8 大 Rb Sr 0.81.0 Cs Ba Pb Po At 0.70.9 1.8 1.9 9 电负性的周期性变化 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属元素的电负性一般小于1.8 电负性越小（大），金 非金属元素的电负性一般大于18 属性（非金属性）越强 位于非金属三角区边界的“类金 既有金属性，又有非 属"的电负性在1.8左右 金属性 (2)判断化学键的类型和化合物的类型 P拓视野 电负性差值小于1.7的两种元素化合时，通常形成共价键， (1)氢元素与氟元素的电 所形成的化合物为共价化合物，电负性差值越大，键的极性越强， 负性差值为4.0-2.1=1.9> 如极性大小：H一F>H一CI>H一Br,又如AICl是共价化合物。 L.7,但HF是共价化合物。 (3)判断化合物中元素的化合价 (2)按照鲍林提出的电负 ①电负性数值小的元素原子吸引电子的能力弱，元素的化合 性，氯元素的电负性比氧元素 价通常为正值。 的小，与氮元素相当，但氨原 ②电负性数值大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合 子的半径比氯原子的小，所以 价通常为负值。 氯原子的得电子能力比氮、氧 例3回答下列问题。 原子弱，通常在氯与氨、氯与 (1)O、P、K、Z如的电负性由大到小的顺序为 氧元素形成的化合物中·氯元 (用元素符号表示，下同)。 素显正化合价，知N,、 44 第一章 原子结构与性质收&组 (2)已知四种短周期元素的离子A+、B、C-、D具有相 i,Ci等。所以NHd与 同的能层结构，则这四种元素的电负性由大到小的顺序是 HO反应的化学方程式是 NH2CI H.O -NH,+ (3)Q、R、X、Y四种短周期主族元素的原子序数依次增大。 HCIO(C一OH),而不是 Y原子的价层电子排布式为msmp”(m≠n):R原子核外L层电 NH:CI+H:O-NH,OH+ 子数为奇数：Q、X原子最外层p轨道上的电子数分别为2、4。这 HCI. 四种元素中，电负性由小到大的顺序是 (3)稀有气体有电离能 电负性最小的元素和R形成的化合物是 (填化学式)。 (同周期元素，稀有气体的第一 解析(1)元素的非金属性越强，电负性越大。非金属性： 电离能最大，He,Ne、Ar、Kr、 O>SP,金属性：K>Zn,则电负性由大到小的顺序为O>P> Xe,Rn的第一电离能依次下 Zn>K。 降)，但没有电负性（数据）。 (2)四种离子的能层结构相同，它们在元素周期表中的相对 (4)利用电负性可以解释 位置关系可表示为： 对角线规则，如Li和Mg、Be C 和Al,B和Si,由于它们的电 D 负性十分接近，对键合电子的 B A2+ 吸引力相当，故表现出相似的 则A,B、C,D依次是Mg、Na、N、F元素，电负性由大到小的 性质 顺序是F>N>Mg>Na。 (3)价层电子排布式ms"mp中n=2,由于Y是短周期主族 元素且m≠，故m=3,则Y是Si元素：Q原子最外层p轨道上 的电子数为2，只可能是1s22s22p,则Q是C元素；X的原子序数 小于14，且X原子最外层p轨道上的电子数为4，只可能是 1s22s2p,则X是O元素，R是N元素。C、N、O元素同周期，电 负性：CN<O:C、Si元素同主族，电负性：C>Si [答案(1)O>P>Zn>K。(2)F>N>Mg>Na。 (3)Si<C<N<O:SiN 重难拓展 重难点1元素金属性、非金属性强弱的判断方法 可以从多个角度来判断元素的金属性（失去电子的能力）和 非金属性（得到电子的能力）强弱，列表如下： 里记方法 元素金属性 元素非金属性 序号 电负性、第一电离能与金属性 强弱的判断方法 强弱的判断方法 和非金属性的关系 单质跟水或酸反应置换出氢的 ① 单质跟H化合的难易程度 事会基过逢海增循 能力 第 最高价氧化物对应水化物的碱最高价氧化物对应水化物的酸性 ② A15 有气 性强弱 强弱 Ge As 光素 溶液中的置换反应（单质的还 原性) 相互置换能力（单质的氧化性） 金属性逸制增线 45 重避台手册高中化学； 选择性必修2物质结构与性质) 续表 原子半径和电负性这两 项性质不考虑稀有气体元素， 序号 元素金属性 元素非金属性 强弱的判断方法 强弱的判断方法 电离能这项性质要考虑稀有 对应金属阳离子的氧化性：氧 气体元素。 化性越强，金属的还原性越弱， 对应非金属阴离子的还原性：还原 ④ 性越强，非金属的氧化性越弱，非金 [记忆](1)短周期主族 金属性越弱(Fe对应Fe+而 属性越弱 元素中，原子半径最大的是 不是Fe+) 钠，所有主族元素中原子半径 原电池反应：一般情况下，两金 最小的是氦。 ⑤ 属电极中作负极而溶解的金 气态氢化物的稳定性 属，其金属性强 (2)短周期元素中，第一 氧化同种变价金属的程度，如2Fe十 电离能最大的是氯，最小的 电解反应：在电解池的阴极先 是钠 析出的金属，其金属性弱 3Cl,点燃2FCl,Fe+S△FeS,说 明氧化性：Cl>S,非金属性：CD>S (3)所有元素中，电负性 最大的是氟，最小的是绝（不 第一电离能：第一电离能越小，第一电离能：第一电离能越大，非金属 考虑放射性元素) ⑦ 金属性越强（同周期第ⅡA族性越强（同周期第VA族与第ⅥA族 与第ⅢA族的元素例外) 的元素例外】 电负性：元素的电负性越小，金电负性：元素的电负性越大，非金属 ⑧ 属性越强 性越强 元素的化合价：共价化合物AB 中，显负价的元素的非金属性强 例1(2024·云南师大附中单元检测)X、Y是同周期的两种 非金属元素，能用来说明和比较X元素的非金属性比Y元素的 国诊考策 非金属性强的事实有()。 理解元素的金属性 ①将X的单质通入HY溶液中产生浑浊②加热至300℃， 与非金属性 HY发生分解而HmX不分解③第一电离能：X>Y④电负 (1)理解性质。元素的金 属性是指化学反应中元素的 性：XY⑤单质的熔点：X<Y⑥气态氢化物水溶液的酸性： 原子失去电子的能力，元素的 HmX>HY⑦X与Y形成的化合物YmX.中X元素显负价 非金属性是指化学反应中元 A.5项 B.4项 C.3项 D.2项 素的原子得到电子的能力。 解析水溶液中单质间的置换反应（①）、气态氢化物的稳定 (2)熟悉依据。金属单质 性（②）、元素的电负性（④）、非金属互化物中元素的化合价（⑦）、 与水或酸反应置换出H的难 单质与H2化合的难易、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱等 易、非金属单质与H:化合的 都能用来说明和比较元素非金属性的强弱，但单质的可燃性、熔 难易、气态氢化物的稳定性、 点（⑤）、元素的第一电离能（③）、气态氢化物水溶液的酸性（⑥）等 最高价氧化物对应水化物的 不能用来说明和比较元素非金属性的强弱。比如，I(C)>1(P)> 碱性或酸性、电负性的大小等 I(S),而非金属性：C>S>P;气态氢化物水溶液的酸性：HC> 是比较元素的金属性或非 HF,而非金属性：C1<F;熔点：N2<O2,而非金属性：N<O。故 金属性强弱最直接、最常用的 ③⑤⑥不能说明X元素的非金属性比Y元素的非金属性强。 依据。 答案B 46 第一章 原子结构与性质么组 易错点2判惭元素的金属性和非金属性强弱时易出现的错误 A纠错练2 (1)不能认为原子的最外层电子越少（越多），元素的金属 (非金属)性就越强。 (双选)下列事实能说明 O元素的非金属性比S元素 (2)不能由非金属元素单质的熔点来判断元素的非金属性 的非金属性强的是()。 强弱。 A.O,与HS溶液反应， (3)不能由非金属元素气态氢化物水溶液的酸性来判断元 溶液变浑浊 素的非金属性强弱。 B.在氧化还原反应中， (4)不能由非金属元素的非最高价含氧酸的酸性来判断元 1molO,比1molS得电子多 素的非金属性强弱。 C.O和S两元素的简单 (5)不能用非水溶液中的置换反应来判断元素的金属性强 氨化物受热分解，前者的分解 弱。如反应a十KC1高温NaCI十K个（用于制取钾）不能说明 温度高 钠元素的金属性比钾元素的金属性强。 (6)不能用非金属单质作还原剂的置换反应来判断元素的 非金属性强弱。如反应12十2KC1O,△2KIO,十C1个能够发 生，但不能说明碘元素的非金属性比氯元素的非金属性强。 (7)不能用特殊的原电池来判断元素的金属性强弱。如 “Mg-A-NaOH溶液”原电池中，A1作负极，但不能说明铝元素 的金属性比镁元素的金属性强。 (8)若用第一电离能比较元素的金属性或非金属性强弱， 要特别注意第ⅡA族与第ⅢA族、第VA族与第MA族元素电 离能的反常。 重难点2元素周期表中“位”“构”“性”的关系 原子结构、元素性质及元素在元素周期表中的位置三者间的 关系可以用下图表示。 原子结构 国敲黑板 质子数一·原子序数 质子数→决定元素种类 电子层数一周期序数 原子半径 决定元素的 理清元素的位置、结构 最外层电子数→主族序数 最外层电子数尸金属性或非 金属性 与性质的关系 元素的原子结构决定了 元素在元素周期表中的位置 元素性质 元素在周期表中的位置和元 素的主要性质，元素在周期表 中的位置反映了元素的原子 同周期从左到右 同主族从上到下： 金属性渐弱，非金 化学性质相似，但 结构和元素的主要性质，故三 属性渐强 也有递变 者之问可相互推断 47 国随食手细高中化学选择性必修2物质结构与性质尺J (1)核电荷数（质子数）决定了元素的种类和元素在元素周期 表中的位置，质子数和中子数决定了原子（核素）的种类。 (2)原子结构与元素周期表(0族元素除外)： ①核外电子层数=周期序数。 ②主族元素的最外层电子数=价电子数一主族序数一最高 正化合价（个别例外）。 ③质子数一原子序数一核外电子数=核电荷数。 ④负化合价绝对值=8一主族序数（限第NA一A族）。 (3)同主族从上到下：电子层数增大→原子半径增大→原子 核对核外电子的吸引力减小→失电子能力增强，得电子能力减弱· 金属性增强，非金属性减弱。 同周期从左到右：电子层数相同，核电荷数增大·原子半径 减小→原子核对核外电子的吸引力增强→失电子能力减弱，得电 子能力增强·元素的金属性诚弱，非金属性增强。 (4)元素的性质： 原子半径 元素的 微观性质 化合价 回诊考策司 元素的第一电离能(1) 得失电子能力 稀有气体元素原子的电 元素的电负性 金属性 子层结构与同周期的非金属 质 宏观性质 非金属性 元素形成的阴离子的电子层 例2(2024·重庆巴蜀中学期中)X、Y、Z、M、Q、R是元素周 结构相同，与下一周期的金属 期表前四周期的元素，且原子序数依次增大，其相关信息如下表 元素形成的阳离子的电子层 所示： 结构相同。 如果.ABCD+ 元素代号 相关信息 E十(m>n)等单核微粒具有 X 原子核外有6种运动状态不同的电子 相同电子数，那么它们县有如 Y 基态原子中s能级中的电子总数与p能级中的电子总数相等 下关系： Z 原子半径在同周期元素中最大 (1)位置关系：A、B、C同 周期，D、E同周期且在A、B、 M 第一至第六电离能(kJ·mol-1)依次为578、1817、2745、 11575、14830、18376 C的下一周期：A,B分别位于 基态原子的最外层p轨道上有2个电子的自旋状态与其他电 第(8-m)、(8一n)主族。C位 Q 子的自旋状态相反 于0族，D,E分别位于第m、n 基态原子核外有？个能级上有电子，且能量最高的能级上有 主族。如下表所示。 R 6个电子 周 期 请回答下列问题： (1)元素Q的基态原子的价电子轨道表示式为 ED 48 第一章 原子结构与性质么组 (2)X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是 (2)原子序数关系：a (用元素符号表示)。 b<c<e<d, (3)元素R可形成R+和R+,其中较稳定的是R+,原因是 (3)原子半径关系：E> D>A>B. (4)短周期元素T与元素M在元素周期表中的位置呈现出 (4)离子半径关系：A”> B">E>D. 对角线关系，则元素T为 (填元素符号)：已知元素T,Q (5)核电荷数与电荷数之 的电负性分别为1.5和3.0，则它们形成的化合物是 间的关系：a十m=b十n=c (填“离子化合物”或“共价化合物”)。 dm=e一n。 解析X、Y、Z、M、Q、R均为前四周期元素，且原子序数依次 增大，X元素原子核外有6种运动状态不同的电子，则X为碳元 素；Y元素的基态原子中s能级中的电子总数与p能级中的电子 总数相等，则其核外电子排布式为1s2s22p,则Y为氧元素：Z元 素的原子半径在同周期元素中最大且Z元素应该在第三周期，则 Z为钠元素；M原子的第四电离能剧增，则M为铝元素：Q元素 的基态原子的最外层P轨道上有2个电子的自旋状态与其他电 子的自旋状态相反，则p轨道上有5个电子，则Q为氯元素；R元 素的基态原子核外有7个能级上有电子且能量最高的能级上有 6个电子，则其核外电子排布式为1s2s22p3s23p3d4s2,即R 为铁元素。 3s 3p 答案(1)W。(2)OC<A1<Na。(3)基态 Fe3+的最外层电子排布式为3d,3d能级为半充满状态，能量低， 结构稳定。(4)Be:共价化合物。 02一关健能幼提升。 题型1微粒半径大小的此较 W>Q 例①(2024·陕西西安 C.简单离子半径的大小顺序为W>Q> 交大附中月考)短周期元素 XYZ X、Y、Z、W、Q在元素周期 Z w:Q: D.元素W的最高价氧化物对应水化物的 表中的相对位置如图所示。下列说法正确的 酸性比Q的强 是()。 解析由五种元素在周期表中的相对位置 A.元素X与元素Z的最高正化合价之和 关系可知，X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、 等于7 C1。N、A1的最高正化合价分别为十5、十3，二 B.原子半径的大小顺序为X>Y>Z> 者之和为8，A错误；同周期主族元素的原子半 49