2.2 元素性质的递变规律（第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化）-【帮课堂】2024-2025学年高二化学同步学与练（苏教版2019选择性必修2）

专题2 原子结构与元素性质 第二单元 元素性质的递变规律 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化 1．能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律。 2．能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。 重点：元素第一电离能、电负性的变化规律及应用。 难点：元素第一电离能、电负性的应用。 一、元素第一电离能的周期性变化 1．第一电离能的含义 某元素的_________原子失去一个电子形成＋1价_________阳离子所需要的_________能量。 符号：_________。 M(g) - e- → M+(g) 2．第一电离能的意义 (1)第一电离能可以衡量元素的_________原子失去一个电子的难易程度。 (2)第一电离能数值越小，该气态原子越_________失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越_______失去一个电子。 3．元素的第一电离能变化规律 (1)同主族元素的原子__________________相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐_________，失电子能力逐渐_________，第一电离能逐渐_________。 (2)同一周期的主族元素具有相同的______________，随着核电荷数的递增，最外层电子数_________，原子半径逐渐_________，失电子能力逐渐_________，第一电离能呈现_________的趋势。 对同周期元素来说，_________的第一电离能最小，_______________的第一电离能最大。 4．元素的电离能与原子结构的关系 (1)第一电离能与原子核外电子排布的关系 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成_________________________结构时，原子的能量较低，该元素具有_________的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于_________状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于_________状态，因此二者电离能相对_________。 (2)元素的电离能与原子核外电子排布的关系 ①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。 ②电离能突然变大，说明原子的_________发生了变化，由此可以判断该元素原子的_______________和__________________。 【名师点拨】电离能的应用 1．确定元素原子核外电子的排布 根据核外电子排布，一个电子层的所有电子均失去之后，换新的电子层再失去电子时，由于内层是饱和结构，难失去，故电离能数值在层与层之间呈现突跃性变化，而层内电离能数值差别相对较小。如Al的第一到第四级电离能分别为(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。 2．判断主族元素的外围电子数或最高化合价 通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。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In＋1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。 3．判断元素的金属性与非金属性强弱 一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 【易错提醒】 (1)不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性是2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中存在共价键。 二、元素电负性的周期性变化 1．电负性 (1)概念：元素的原子在化合物中_____________能力的标度。 (2)标准：指定氟的电负性为_______，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．主族元素电负性的变化规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右依次_________，表明其吸引电子的能力逐渐_________，_________逐渐减弱，____________逐渐增强。 同一主族，元素的电负性从上到下呈现_________的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐_________，_________逐渐增强，____________逐渐减弱。 3．电负性的应用 (1) 衡量元素金属性和非金属性的强弱 一般认为电负性大于1.8的元素为_________元素；小于1.8的元素为_________元素。 (2)判断化合物中元素化合价的正负 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力_______，元素的化合价为_______值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力_______，元素的化合价为_______值。 (3)判断化学键的类型 一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成_________键；小于1.7通常形成_________键。 三、元素周期表的应用和“对角线”规则 1．元素周期表的应用 (1)对人们认识原子结构和_______________的关系具有指导意义。 (2)为人们寻找_________提供了科学的途径： ①在ⅠA族可以找到制造_________材料的元素； ②在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的_________材料的元素。 2．“对角线”规则 (1)“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。 在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 (2)“对角线”规则的表现，举例如下： 锂和镁的相似性： 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。 铍和铝的相似性： 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。 硼和硅的相似性： ①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近； 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。 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　 　) (2)同一元素的第一电离能比第二电离能大(　　) (3)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(　 　) (4)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　) (5)电负性是相对的，所以没有单位(　 　) (6)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大(　 　) (7)电负性小于1.8的元素一定是金属元素(　　) (8)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(　 　) 2．比较下列元素的第一电离能大小： (1)N、O、F _____________ (2)He、Ne、Ar _______________ (3)Na、Mg、Al ____________ (4)F、Cl、Br ________________ 3．元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1959kJ•mol﹣1，INi＝1753kJ•mol﹣1，ICu＞INi的原因是 _________________________________________________________。 4．根据元素周期表1～18号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)属于金属元素的有____种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物有_________、________(填两种化合物的化学式)； (2)原子半径最大的元素是(稀有气体除外)_______，第一电离能最小的元素是______，第一电离能最大的元素是______，最强的含氧酸是________，最稳定的气态氢化物是________； (3)原子中p轨道半充满的元素是________； (4)推测Si、N最简单氢化物的稳定性：__________大于_________(填化学式)。 5．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物： ①NaF ②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 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 (1)属于共价化合物的是___________(填序号，下同)。 (2)属于离子化合物的是__________。 6．如图是元素周期表的简略框架。 (1)按外围电子排布，可把元素划分成五个区，不全是金属元素的区为________。 (2)根据氢元素最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，还可以把氢元素放在元素周期表中的________族；有人建议将氢元素放在元素周期表的ⅦA族，请写出支持这一观点的一个化学事实____________________________。 (3)上表中元素①②原子的最外层电子排布式分别为______________、________________；比较元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。 原子半径：①______②；电负性：①________②； 金属性：①______②；第一电离能：①______②。 (4)某短周期元素的最高正化合价为＋7，其原子结构示意图为________________。 ►问题一 元素第一电离能的周期性变化 【典例1】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(　　) I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… 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 【解题必备】1．电离能的变化规律 (1)第一电离能 ①每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 (2)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，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。 ②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5…… 2．第一电离能与原子核外电子排布 (1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 (2)在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。一般情况下，金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。【变式1-1】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 【变式1-2】具有下列外围电子排布的元素中，第一电离能最小的是(　　) A．ns2np3 B．ns2np4 C．ns2np5 D．ns2np6 ►问题二 元素电负性的周期性变化 【典例2】已知六种元素的电负性如表。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是(　　) H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 A．A中S和O的共用电子对偏向S B．A中S和N的共用电子对偏向N C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物 D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价 【解题必备】 1．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(稀有气体元素除外)。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。 (3)电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F)，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考查)。 2．电负性的应用 (1)判断元素类型及元素的金属性和非金属性及其强弱： ①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，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)衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小 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)判断化学键类型 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；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。 如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，因此AlCl3为共价化合物。 【变式2-1】下列关于电负性的叙述中，不正确的是（ ） A．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 B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值 C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强 【变式2-2】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 ►问题三 元素周期表的应用 【典例3】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 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 【变式3-1】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 【变式3-2】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。 (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______________________________________________________。 (3)根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性________，理由是______________________________。 (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)。 题组一　元素的电离能及应用 1．下列说法正确的是(　　) A．第3周期元素中氯的第一电离能最大 B．氮的第一电离能比氧小 C．在所有的元素中氦的第一电离能最大 D．钠的第一电离能比铍大 2．下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(　　) A．H、Li、Na、K B．I、Br、Cl、F C．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na 3．如图表示X元素的基态原子失去电子数与对应电离能的对数值的关系，试推测X可能位于(　　) A．ⅠA族 B．ⅡA族 C．ⅢA族 D．ⅣA族 4．下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是(　　) A．与氢化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的多 D．X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来 5．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形成化合物时，X显负价，Y显正价 B．第一电离能可能Y小于X C．最高价含氧酸的酸性：X＜Y D．气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX 6．下列各组元素性质的叙述中，正确的是(　　) A．第一电离能：C<O<N<F B．电负性：C<O<N<F C．最高正化合价：C<N<O<F D．原子半径：O>F>Na>Mg 7．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 8．(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能________，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有______种。 (2)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__________________________________________。 (3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：___________________。 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 (4)根据下表所列元素的各级电离能I/kJ·mol－1的数据，下列判断中错误的是________(填字母)。 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 A．元素X的常见化合价为＋1价 B．元素Y可能为ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．元素Y在化学性质上与锡相似 1．某短周期主族元素M的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1) I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293 下列关于元素M的推断错误的是(　　) A．M元素位于元素周期表中ⅢA族 B．M元素的最高化合价为＋3价 C．M元素的第一电离能高于同周期相邻元素 D．M元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1 2．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，则下列有关比较正确的是(　　) A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．原子半径：④＞③＞②＞① C．电负性：④＞②＞①＞③ D．最高正化合价：④＞③＝②＞① 3．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： 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 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 4．碳、硅、锗等是ⅣA族元素，回答下列问题： (1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从大到小的顺序为____________(填元素符号)。 (2)从电负性角度分析，碳、硅和氧元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为__________(填元素符号)。 (3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________(填元素符号)。 (4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是___________________，Ge的最高价氯化物分子式是________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料 D．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳 (5)溴与氯能以________键结合形成BrCl，BrCl分子中，Br化合价为________。BrCl与水发生反应的化学方程式为__________________________________。 5．A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大，A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6；A原子核外有2个未成对电子，C单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F原子在基态时填充电子的轨道数有9个，且E原子核外有3个未成对电子，F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F。用元素符号回答下列问题。 (1)上述6种元素中，________(填元素符号，下同)元素的第一电离能最大，理由是_____________________ __________________________________________________。 (2)C、D元素中第一电离能较大的是________，原因是______________________________。 (3)6种元素按电负性从小到大排列的顺序是__________________________。 (4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物是离子化合物的是________(填对应最高价氧化物化学式，下同)，是共价化合物的是________。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！6 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题2 原子结构与元素性质 第二单元 元素性质的递变规律 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化 1．能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律。 2．能用元素的第一电离能、电负性说明元素的某些性质。 重点：元素第一电离能、电负性的变化规律及应用。 难点：元素第一电离能、电负性的应用。 一、元素第一电离能的周期性变化 1．第一电离能的含义 某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量。 符号：I1。 M(g) - e- → M+(g) 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，该气态原子越容易失去一个电子；第一电离能越大，该气态原子越难失去一个电子。 3．元素的第一电离能变化规律 (1)同主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，第一电离能逐渐减小。 (2)同一周期的主族元素具有相同的电子层数，随着核电荷数的递增，最外层电子数增加，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈现增大的趋势。 对同周期元素来说，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。 4．元素的电离能与原子结构的关系 (1)第一电离能与原子核外电子排布的关系 当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，Mg的外围电子排布为3s2，s轨道处于全充满状态，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，因此二者电离能相对较高。 (2)元素的电离能与原子核外电子排布的关系 ①同一元素的各级电离能逐级变大，即I1<I2<I3……。 ②电离能突然变大，说明原子的电子层发生了变化，由此可以判断该元素原子的电子层结构和主要化合价。 【名师点拨】电离能的应用 1．确定元素原子核外电子的排布 根据核外电子排布，一个电子层的所有电子均失去之后，换新的电子层再失去电子时，由于内层是饱和结构，难失去，故电离能数值在层与层之间呈现突跃性变化，而层内电离能数值差别相对较小。如Al的第一到第四级电离能分别为(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。 2．判断主族元素的外围电子数或最高化合价 通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。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In＋1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。 3．判断元素的金属性与非金属性强弱 一般地，除稀有气体外，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 【易错提醒】 (1)不能把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)不是所有电负性差值大于1.7的元素间都形成离子键，电负性差值小于1.7的元素间都形成共价键，如Na的电负性为0.9，H的电负性是2.1，F的电负性是4.0，Na与H的电负性差值为1.2，NaH中存在离子键，H与F的电负性差值为1.9，而HF中存在共价键。 二、元素电负性的周期性变化 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：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。 2．主族元素电负性的变化规律 同一周期，主族元素的电负性从左到右依次增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 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，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 3．电负性的应用 (1) 衡量元素金属性和非金属性的强弱 一般认为电负性大于1.8的元素为非金属元素；小于1.8的元素为金属元素。 (2)判断化合物中元素化合价的正负 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；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；小于1.7通常形成共价键。 三、元素周期表的应用和“对角线”规则 1．元素周期表的应用 (1)对人们认识原子结构和元素性质的关系具有指导意义。 (2)为人们寻找新材料提供了科学的途径： ①在ⅠA族可以找到制造光电材料的元素； ②在ⅢA、ⅣA、ⅤA族可以找到制造优良的半导体材料的元素。 2．“对角线”规则 (1)“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。 在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。 (2)“对角线”规则的表现，举例如下： 锂和镁的相似性： 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。 铍和铝的相似性： 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。 硼和硅的相似性： ①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近； 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。 1．请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　√　) (2)同一元素的第一电离能比第二电离能大(　×　) (3)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(　√　) (4)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　×　) (5)电负性是相对的，所以没有单位(　√　) (6)金属元素的电负性较小、非金属元素的电负性较大(　√　) (7)电负性小于1.8的元素一定是金属元素(　×　) (8)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(　√　) 2．比较下列元素的第一电离能大小： (1)N、O、F _____________ (2)He、Ne、Ar _______________ (3)Na、Mg、Al ____________ (4)F、Cl、Br ________________ 答案 （1）F>N>O （2）He>Ne>Ar （3）Mg>Al>Na （4）F>Cl>Br 3．元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1959kJ•mol﹣1，INi＝1753kJ•mol﹣1，ICu＞INi的原因是 _________________________________________________________。 答案 Cu+电子排布呈全充满状态，比较稳定，失电子需要能量高，第二电离能数值大。 4．根据元素周期表1～18号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 (1)属于金属元素的有____种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物有_________、________(填两种化合物的化学式)； (2)原子半径最大的元素是(稀有气体除外)_______，第一电离能最小的元素是______，第一电离能最大的元素是______，最强的含氧酸是________，最稳定的气态氢化物是________； (3)原子中p轨道半充满的元素是________； (4)推测Si、N最简单氢化物的稳定性：__________大于_________(填化学式)。 答案 (1)5 Na2O、Na2O2 (2)Na Na He HClO4 HF (3)N、P (4)NH3 SiH4 5．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物： ①NaF ②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 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 (1)属于共价化合物的是___________(填序号，下同)。 (2)属于离子化合物的是__________。 答案　(1)②③⑤⑥　(2)①④ 解析　根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。 6．如图是元素周期表的简略框架。 (1)按外围电子排布，可把元素划分成五个区，不全是金属元素的区为________。 (2)根据氢元素最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，还可以把氢元素放在元素周期表中的________族；有人建议将氢元素放在元素周期表的ⅦA族，请写出支持这一观点的一个化学事实____________________________。 (3)上表中元素①②原子的最外层电子排布式分别为______________、________________；比较元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。 原子半径：①______②；电负性：①________②； 金属性：①______②；第一电离能：①______②。 (4)某短周期元素的最高正化合价为＋7，其原子结构示意图为________________。 答案 (1)s区和p区 (2)ⅣA　氢原子得到一个电子后最外电子层达到稳定结构(或氢分子的结构式为H—H或与碱金属元素形成离子化合物M＋[∶H]－或NaH的存在等合理答案均可) (3)3s2　3s23p1　>　<　>　> (4) 解析 (1)金属元素与非金属元素的分界线是非金属元素硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线。按电子填充顺序把元素周期表划分为五个区，即s区、p区、d区、ds区和f区，其中s区中的氢以及p区大部分元素都不是金属元素。(2)ⅣA族元素的最高正化合价与最低负化合价绝对值相等；氢原子得到1个电子后达到稳定结构，这一特点同ⅦA族元素相同。(3)由①和②在元素周期表中的位置可以确定它们分别为Mg和Al，其最外层电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素性质的递变规律可知：原子半径Mg＞Al，金属性Mg＞Al，电负性Al＞Mg。Mg为ⅡA族元素、Al为ⅢA族元素，ⅡA族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大，故第一电离能Mg＞Al。(4)短周期元素的最高正化合价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正化合价，所以该元素为氯元素。 ►问题一 元素第一电离能的周期性变化 【典例1】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(　　) I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… 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 答案　A 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Mg或Be，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，A错误；同周期ⅡA族元素核外电子排布式为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。 【解题必备】 1．电离能的变化规律 (1)第一电离能 ①每个周期的第一种元素(氢元素或碱金属元素)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左至右元素的第一电离能呈增大的趋势，但是ⅡA＞ⅢA、ⅤA＞ⅥA。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 (2)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，以后再失去的电子都是原子轨道较低的电子，所需要的能量较多。 ②当电离能突然变大时说明电子的电子层发生了变化，即同一电子层中电离能相近，不同电子层中电离能有很大的差距。如Al：I1＜I2＜I3≪I4＜I5…… 2．第一电离能与原子核外电子排布 (1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 (2)在同周期元素中，稀有气体的第一电离能最大。一般情况下，金属越活泼，金属元素的第一电离能越小；非金属越活泼，非金属元素的第一电离能越大。 【变式1-1】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 答案　C 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，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元素是S。 【变式1-2】具有下列外围电子排布的元素中，第一电离能最小的是(　　) A．ns2np3 B．ns2np4 C．ns2np5 D．ns2np6 答案 B 解析 ns2np3的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能为ns2np3＞ns2np4，对于题给四个选项，其第一电离能由小到大顺序为ns2np4＜ns2np3＜ns2np5＜ns2np6，即第一电离能最小的外围电子排布为ns2np4的元素。 ►问题二 元素电负性的周期性变化 【典例2】已知六种元素的电负性如表。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是(　　) H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 A．A中S和O的共用电子对偏向S B．A中S和N的共用电子对偏向N C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物 D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价 答案 B 解析 元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于O、S元素同一主族，O元素的电负性大于S元素，因此S和O的共用电子对偏向O，S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确；AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误；Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。 【解题必备】 1．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(稀有气体元素除外)。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。 (3)电负性最大的元素在元素周期表的右上角(F)，电负性最小的元素在元素周期表的左下角(Fr有放射性，一般不考查)。 2．电负性的应用 (1)判断元素类型及元素的金属性和非金属性及其强弱： ①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，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)衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小 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)判断化学键类型 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；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。 如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，因此AlCl3为共价化合物。 【变式2-1】下列关于电负性的叙述中，不正确的是（ ） A．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 B．电负性是以氟4.0作为标准的相对值 C．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 D．元素的电负性越大，元素的非金属性越强 答案 C 解析 第ⅡA族元素原子的ns轨道为全充满，第ⅤA族元素原子np轨道为半充满，第一电离能比相邻元素大。 【变式2-2】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 答案　D 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。 ►问题三 元素周期表的应用 【典例3】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 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 答案　B 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。 【变式3-1】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 答案　A 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。 【变式3-2】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。 (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______________________________________________________。 (3)根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性________，理由是______________________________。 (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)。 答案　(1)　2　ⅢA (2)两性　Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O、Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O (3)弱　硼的非金属性比碳弱　(4)Li2O、Li3N 解析　(1)B是5号元素，原子结构示意图为。 (2)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。 (4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。 题组一　元素的电离能及应用 1．下列说法正确的是(　　) A．第3周期元素中氯的第一电离能最大 B．氮的第一电离能比氧小 C．在所有的元素中氦的第一电离能最大 D．钠的第一电离能比铍大 答案　C 解析　同周期自左而右，元素的第一电离能呈增大趋势，注意能级处于全空、半充满、全充满的特殊情况，所以第3周期所含元素中Ar的第一电离能最大，故A错误；N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，O原子的核外电子排布式为1s22s22p4，2p轨道处于半充满的原子能量低，较稳定，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，故B错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则氦的第一电离能最大，故C正确；同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Li＞Na，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Be＞Li，所以第一电离能：Be＞Na，故D错误。 2．下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(　　) A．H、Li、Na、K B．I、Br、Cl、F C．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na 答案　A 解析　同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，A正确、B错误；同一周期，随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族的第一电离能大于同周期相邻元素，C、D错误。 3．如图表示X元素的基态原子失去电子数与对应电离能的对数值的关系，试推测X可能位于(　　) A．ⅠA族 B．ⅡA族 C．ⅢA族 D．ⅣA族 答案　B 解析　图中纵坐标表示X元素的各级电离能的对数值，由图可知X元素的第二和第三电离能之间有突变，说明它容易失去两个电子，所以它可能是ⅡA族元素。 4．下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是(　　) A．与氢化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的多 D．X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来 答案　C 解析　若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的电负性比Y的大。 5．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形成化合物时，X显负价，Y显正价 B．第一电离能可能Y小于X C．最高价含氧酸的酸性：X＜Y D．气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX 答案　C 解析　同周期主族元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则X最高价氧化物对应水化物的酸性强于Y最高价氧化物对应的水化物的酸性，故C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX，故D正确。 6．下列各组元素性质的叙述中，正确的是(　　) A．第一电离能：C<O<N<F B．电负性：C<O<N<F C．最高正化合价：C<N<O<F D．原子半径：O>F>Na>Mg 答案　A 解析　同周期元素从左到右，电负性依次增大，电负性：C<N<O<F，B错误；F元素没有正化合价，O元素没有最高正价，C错误；电子层数越多原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越多原子半径越小，原子半径：Na>Mg>O>F，D错误。 7．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 答案　D 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。 8．(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能________，第2周期元素中，元素的第一电离能比铍大的元素有______种。 (2)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__________________________________________。 (3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：___________________。 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 (4)根据下表所列元素的各级电离能I/kJ·mol－1的数据，下列判断中错误的是________(填字母)。 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 A．元素X的常见化合价为＋1价 B．元素Y可能为ⅢA族元素 C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．元素Y在化学性质上与锡相似 答案 (1)大　5　(2)1s22s22p2　N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定　(3)1s22s22p63s2　(4)D 解析 (1)Mg的外围电子排布式为3s2，3s为全充满稳定结构；Al的外围电子排布式为3s23p1，3p轨道不是稳定结构。元素第一电离能Mg＞Al。第2周期元素的第一电离能比Be元素第一电离能大的元素有C、N、O、F、Ne共5种。(2)O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4与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。(3)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。(4)根据数据分析：X中I2≫I1，可知X最外层只有1个电子，X常见化合价为＋1价，与Cl元素形成XCl，位于ⅠA族，A、C项正确；Y中I4≫I3，Y易呈＋3价，故Y最外层有3个电子，位于ⅢA族，B项正确；因为锡在ⅣA族，所以Y的化学性质不与锡相似， D项不正确。 1．某短周期主族元素M的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1) I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293 下列关于元素M的推断错误的是(　　) A．M元素位于元素周期表中ⅢA族 B．M元素的最高化合价为＋3价 C．M元素的第一电离能高于同周期相邻元素 D．M元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1 答案　C 2．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4　②1s22s22p63s23p3　③1s22s22p3　④1s22s22p5，则下列有关比较正确的是(　　) A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．原子半径：④＞③＞②＞① C．电负性：④＞②＞①＞③ D．最高正化合价：④＞③＝②＞① 答案　A 解析　由四种元素基态原子的电子排布式可知，①是S元素、②是P元素、③是N元素、④是F元素。同周期主族元素自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：N＜F，但P元素原子的3p能级为半充满稳定状态，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，同主族元素自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能：N＞P，第一电离能：S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，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，故B错误；同周期主族元素自左而右电负性逐渐增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电负性：F>N>S>P，即④>③>①>②，故C错误；F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。 3．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： 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 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 答案　C 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，所以氧元素的第二电子亲和能是－844.2 kJ·mol－1，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。 4．碳、硅、锗等是ⅣA族元素，回答下列问题： (1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从大到小的顺序为____________(填元素符号)。 (2)从电负性角度分析，碳、硅和氧元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为__________(填元素符号)。 (3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________(填元素符号)。 (4)基态锗(Ge)原子的电子排布式是___________________，Ge的最高价氯化物分子式是________。该元素可能的性质或应用有________(填字母)。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料 D．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳 (5)溴与氯能以________键结合形成BrCl，BrCl分子中，Br化合价为________。BrCl与水发生反应的化学方程式为__________________________________。 答案 (1)O>C>H　(2)O>C>Si　(3)C>H>Si (4)1s22s22p63s23p63d104s24p2　GeCl4　C (5)共价　＋1　BrCl＋H2O===HCl＋HBrO 解析 (1)CH4分子中C为－4价，H为＋1价，所以C的电负性大于H的电负性，同周期元素从左到右电负性增大，O的电负性大于C。 (2)根据同周期从左到右元素的电负性增大，同主族从上到下元素的电负性减小可知：电负性由强到弱顺序为O>C>Si，所以元素非金属性为O>C>Si。 (3)由于元素电负性越大，吸引电子能力越强，根据电子对偏向情况可得电负性大小为C>H>Si。 (4)锗是32号元素，核外有32个电子，基态锗(Ge)原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。Ge的外围电子数为4，所以其最高价为＋4价，氯化物分子式是GeCl4。Ge是一种金属元素，但最外层电子数为4，金属性不强，A项错误；根据同周期、同主族元素的电负性的递变规律可知锗的电负性小于硫，B项错误；锗单质是人类最早使用的半导体材料，C项正确；锗的电负性低于碳，锗的第一电离能也低于碳，D项错误。 (5)Br与Cl的电负性差别不大，所以BrCl分子中化学键为共价键，由于电负性Br<Cl，所以BrCl分子中Br为＋1价，且BrCl与水反应的化学方程式为BrCl＋H2O===HCl＋HBrO。 5．A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大，A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6；A原子核外有2个未成对电子，C单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F原子在基态时填充电子的轨道数有9个，且E原子核外有3个未成对电子，F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F。用元素符号回答下列问题。 (1)上述6种元素中，________(填元素符号，下同)元素的第一电离能最大，理由是_____________________ __________________________________________________。 (2)C、D元素中第一电离能较大的是________，原因是______________________________。 (3)6种元素按电负性从小到大排列的顺序是__________________________。 (4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物是离子化合物的是________(填对应最高价氧化物化学式，下同)，是共价化合物的是________。 答案　(1)F　其最外层有7个电子且原子半径小，容易得电子，不容易失电子　(2)Mg　Mg最外层3s轨道全充满，3p轨道全空，是较稳定状态 (3)Mg<Al<P<S<O<F　(4)MgO、Al2O3　P2O5、SO3 解析　电子排布式为1s22s22p6的常见阴离子有N3－、O2－、F－，常见阳离子有Na＋、Mg2＋、Al3＋。A原子核外有2个未成对电子，A是O，B是F；C的单质可与热水反应但不能与冷水反应，C是Mg，故D是Al；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，说明3p轨道均填有电子，E原子核外有3个未成对电子，则E是P；F能与A形成相同价态的阴离子，故F是S。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！6 学科网（北京）股份有限公司 $$