专题13 元素性质及其变化规律（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学上学期期末考点大串讲（鲁科版2019）

专题13 元素性质及其变化规律 考点01 原子半径及其比较 考点02 电离能及其分类 考点03 电离能变化规律及其影响因素 考点04 电负性及其变化规律 考点05 电负性的应用 考点06 元素推断与元素周期律的综合应用 ▉考点01 原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个 ，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐 核电荷数增加对外层电子的吸引作用 增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐 (除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用 核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐 ，但变化幅度不大 增加的电子都分布在 轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致 4．判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 5．有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：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。 ▉考点02 电离能及其分类 1．概念 气态原子或气态离子失去 所需要的最小能量叫做电离能，常用符号 表示，单位是 。 2．意义 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子 失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越 电子。 3．分类 (1)第一电离能是处于 原子失去 电子，生成 价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由 阳离子再失去 形成 所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。可以表示为： 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) 4．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越 失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越 失去电子。 (3)运用电离能可以判断 原子在气态时 电子的难易程度。 5.影响电离能的因素及变化规律 电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同周期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，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 ②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。 (2)核外电子层排布对电离能的影响 ①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满np0全空稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 ②通常情况下，元素的电离能逐级增大。因为离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。 ③当相邻逐级电离能突然变大时，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。 ▉考点03 电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级 。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现 性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现 的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐 。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有 。 3．影响因素 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 4．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在 电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有 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：I1≤I2<I3，表明K原子易失去 电子形成 价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性 ；I1越小，元素的金属性 。 【方法技巧】 (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。 过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。 ▉考点04 电负性及其变化规律 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中 能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越 ；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越 。 (3)标准：以氟的电负性为 作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐 。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐 。 (3)电负性大的元素集中在周期表的 ，电负性小的元素集中在周期表的 。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐 的趋势。 【名师点拨】判断元素电负性大小的方法 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。 6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。 ▉考点05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)金属的电负性一般小于 ，非金属的电负性一般大于 ，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 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 ；非金属元素的电负性越大，非金属元素越 。 (3)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 2．判断元素化合价的正负 (1)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； (2)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 (1)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 。 (2)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 。 (3)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种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。 【方法技巧】元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。 通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质 。 5．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中 能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的 ，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 ▉考点06 元素推断与元素周期律的综合应用 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 (2)利用常见元素及化合物的特征性质。 3．由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置 (1)周期序数＝ ＝最高能层序数 (2)主族元素的族序数＝ (3)第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布为(n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (4)第ⅠB族和第ⅡB族的价层电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数＝ns能级上的电子数。 1．、、、、是原子序数依次增大的前四周期元素，、的基态原子能级上各有两个未成对电子，与同主族，原子能层只有一个电子，其余能层全充满。下列说法不正确的是 A．电负性： B．原子半径： C．第一电离能： D．W元素位于ds区 【答案】C 【分析】、的基态原子能级上各有两个未成对电子，电子排布式为和，、原子序数依次增大，则为C元素，为O元素；在与之间，则为N元素；与同主族,则为P元素；原子能层只有一个电子，其余能层全充满， 根据，的原子总数为29，则为Cu元素。 【解析】A．同周期主族元素自左到右电负性增大，则电负性：，A正确； B．同周期主族元素自左到右原子半径减小，同主族自上到下原子半径增大，则原子半径：，B正确； C．N元素原子轨道为，处于半充满稳定状态，第一电离能大于O元素，C错误； D．Cu元素处在元素周期表中第四周期族，属于ds区，D正确； 答案选C。 2．对Na、Mg、Al有关性质的叙述，错误的是 A．金属性Na>Mg>Al B．第一电离能：Na<Mg<Al C．电负性：Na<Mg<Al D．还原性Na>Mg>Al 【答案】B 【解析】A．Na、Mg、Al位于同一周期，同一周期主族元素从左至右金属性逐渐减小，即金属性Na>Mg>Al，故A正确； B．同一周期主族元素第一电离能从左至右呈增大趋势，第一电离能的特殊情况：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，故第一电离能：Na <Al<Mg，故B错误； C．同一周期主族元素电负性从左至右逐渐增大，电负性Na<Mg<Al，故C正确；   D．Na、Mg、Al位于同一周期，还原性从左至右逐渐减小，还原性Na>Mg>Al，故D正确； 故选B。 3．下列对、、的有关性质的叙述正确的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．电负性： D．碱性： 【答案】D 【解析】A．同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，则原子半径：，A错误； B．同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族第一电离能大于其右边相邻元素，则第一电离能：，B错误； C．同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性：，C错误； D．元素的金属性越强，其最高价氧化物所对应水化物的碱性越强，金属性：，则碱性：，D正确；故选D。 4．下列说法正确的是 A．最高正化合价： B．原子半径： C．p能级的能量一定比s能级的高 D．s区全部是金属元素 【答案】B 【解析】A．O没有最高正化合价，氧与氟形成的化合物中，氧呈现正化合价，但没有+6价，A错误； B．除稀有气体外，同周期从左到右元素原子半径递减，同主族时，核电荷数越大，原子半径越大, 原子半径：，B正确； C．同一能层中p能级的能量一定比s能级的高，若不同能层则p能级的能量不一定比s能级的高，C错误； D．元素周期表中，s区元素除氢外，其余全部是金属元素，D错误；故选B。 5．下列关于Na、Mg、Al的叙述中，正确的 A．原子半径：Na < Mg < Al B．最高化合价：Na < Mg < Al C．第一电离能：Na < Mg < Al D．都位于元素周期表的s区 【答案】B 【解析】A．Na、Mg、Al是同周期元素原子，原子半径：Na＞Mg＞Al，故A错误； B．Na、Mg、Al是同周期元素原子，最外层电子数1、2、3，最高化合价：Na＜Mg＜Al，故B正确； C．Na、Mg、Al是同周期元素原子，第一电离能：Na＜Al＜Mg，故C错误； D．Na、Mg位于s区，Al位于p区，故D错误； 答案选B。 6．A、B、C、D四种短周期主族元素，原子序数依次增大。A、B、C为相邻的同周期非金属元素，C、D两元素的s能级和p能级电子数相等，下列说法正确的是 A．原子半径：D＞C＞B＞A B．第一电离能：C＞B＞A C．D与C可形成离子化合物 D．氢化物的稳定性：C＞B＞A 【答案】C 【分析】A、B、C、D四种短周期主族元素，原子序数依次增大。C、D两元素的s能级和p能级电子数相等，则C是O元素，D是Mg元素；A、B、C为相邻的同周期非金属元素，则A是C元素，B是N元素。 【解析】A．同周期元素原子半径从左往右减小，电子层数多的半径大，原子半径：Mg>C>N>O，A错误； B．同周期元素第一电离能从左往右一般增大，第VA族比相邻元素的大，第一电离能：N>O>C，B错误； C．D与C可形成离子化合物MgO，C正确； D．非金属性越强，其简单氢化物越稳定，简单氢化物的稳定性：O>N>C，未说明简单氢化物则无法比较，如碳元素的氢化物种类繁多，D错误； 故选C。 7．月壤中所含短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X、Y、W的原子核外最外层电子数为互不相等的偶数，X原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，X、Y、Z最外层电子数之和为11，下列叙述不正确的是 A．电负性：W>X B．Y、Z最高价氧化物的水化物碱性：Y>Z C．原子半径：Z>X D．第一电离能：Y>Z 【答案】A 【分析】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X、Y、W的原子核外最外层电子数为互不相等的偶数，X原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，X为O，Y只能是Mg，W为Si，X、Y、Z最外层电子数之和为11，Z为O，据此作答； 【解析】A．根据同周期从左向右电负性逐渐增大，同主族从上到下，电负性逐渐减小，因此W<X，A错误； B．Y、Z的最高价氧化物的水化物即、，显碱性，为两性氢氧化物，碱性Y>Z，B正确； C．一般电子层数多，半径大，同周期，从左到右原子半径依次减小，所以Z>X，C正确； D．同周期从左向右第一电离能逐渐增大，但IIA>IIIA，VA>VIA，因此第一电离能：Y>Z，D正确； 本题选A。 8．四种基态原子的价层电子排布式如下： 基态原子 X Y Z R 价电子排布式 下列有关推断正确的是 A．原子半径：Y>R>Z>X B．第一电离能：Y<X<R<Z C．电负性：Z>R>X>Y D．Z与Y或R形成的化合物均为共价化合物 【答案】C 【分析】根据价层电子排布式分析可知：X位于第二周期，最外层3个电子，为硼原子；Y位于第三周期，最外层是3个电子，为铝原子；Z位于第二周期，最外层是6个电子，为氧原子；R位于第二周期，最外层5个电子，为氮原子。 【解析】A．同周期元素，从左到右原子半径递减，同主族元素上到下，原子半径递增。所以四者原子半径大小顺序为： Al>B>N>O，即Y>X>R>Z，A错误； B．同周期元素第一电离能从左到右呈递增趋势，同主族元素从上到下第一电离能呈递减趋势。氮原子是第七号元素，其电子排布为1s22s22p3，最后的2p能级为半充满结构，比较稳定。所以，氮的第一电离能大于氧，故第一电离能：N>O>B>Al，第一电离能大小顺序为：R>Z>X>Y，B错误； C．同周期元素电负性从左到右呈递增趋势，同主族元素电负性从上到下呈递减趋势。故电负性大小顺序为：Z>R>X>Y，电负性：O>N>B>Al，C正确； D．Z与Y形成的化合物为Al2O3，属于离子化合物， D错误； 答案选C。 9．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述： ①原子半径A<B；②离子半径A>B；③原子序数A>B；④A的正价与B的负价绝对值一定相等；⑤A的电负性小于B的电负性；⑥A的第一电离能小于B的第一电离能。 其中正确的组合是 A．①②⑦ B．③⑤⑥ C．③④⑤ D．③④⑤⑥ 【答案】B 【分析】原子得电子形成阴离子，失电子形成阳离子，A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，说明A元素的原子序数大于B元素的原子序数； 【解析】①A元素的原子序数大于B元素的原子序数，二者离子的电子层数相同，说明A位于B的下一周期，所以原子半径A>B，故错误； ②二者离子电子层数相同，B的原子序数更小，则核电荷数更小，所以B的离子半径更大，故错误； ③由分析可知，A元素的原子序数大于B元素的原子序数，故正确； ④原子得电子形成阴离子，失电子形成阳离子，虽然二者离子电子层结构相同，但形成离子时得到或失去的电子数不一定相同，所以无法确定二者化合价之间的关系，故错误； ⑤A能形成阳离子，说明A易失去电子，具有较强的金属性，的电负性较弱，B能形成阴离子，说明在反应时易得到电子，具有较强的电负性，则A的电负性小于B的电负性，故正确； ⑥A位于B的下一周期，原子半径更大，更容易失去电子，所以A的第一电离能小于B的第一电离能，故正确； 故选B。 10．X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素，其中元素X的化合物焰色试验焰色呈黄色，X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物相互间均能反应生成盐和水，Z的p能级电子排布式为：3p4，则下列说法正确的是 A．原子半径：W>X>Y>Z B．电负性：W>Z>X>Y C．简单氢化物稳定性：W>Z D．若将单质X投入Y的盐溶液中可置换出单质Y 【答案】C 【分析】X的化合物焰色试验呈黄色，则元素X为金属Na，Z的p能级电子排布式为：3p4，则Z的价电子排布式为：3s23p4，即为S元素，则W为Cl元素，X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物相互间均能反应生成盐和水，则Y的最高价氧化物对应水化物显两性，则为Al元素。 【解析】A．X为Na、Y为Al、Z为S、W为Cl，同周期主族元素从左到右原子半径减小，则原子半径：X>Y>Z>W，A错误； B．同周期主族元素从左到右非金属性增强，非金属性越强其电负性越大，则电负性：W>Z>Y>X，B错误； C．同周期主族元素从左到右非金属性增强，非金属性：Cl>S，因此氢化物稳定性：HCl>H2S，C正确； D．因金属钠能与水剧烈反应，不能从盐溶液中置换出金属单质，D错误； 故选C。 11．下列有关元素性质的说法中，错误的是 A．第一电离能：S>P B．阴离子半径： C．电负性：C>H D．金属性：Na>Li 【答案】A 【解析】A．由于P的电子排布为1s22s22p63s23p3，3p轨道为半充满的稳定结构，失去一个电子比S难，所以P的第一电离能大于S，A错误； B．电子层结构相同的离子，质子数越多，半径越小，所以O2-的半径大于F-，B正确； C．电负性是原子对键合电子的吸引能力，C对电子的吸引力大于H，所以C的电负性大于H，C正确； D．同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，失去电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，所以金属性：Na＞Li，D正确； 故选A。 12．一种新型锂电池的电解质含阴离子结构如图所示，该离子由核电荷数依次增大的短周期主族元素R、X、Y、Z组成，R、X原子的最外层电子数之比为3∶4，Z的原子序数比R的原子序数的2倍少1。下列说法正确的是 A．第一电离能：R>Z B．简单氢化物的沸点：Z>Y C．电负性：R>X D．X与Y可形成非极性化合物 【答案】D 【分析】R、X、Y、Z是核电荷数依次增大的短周期主族元素，R、X原子的最外层电子数之比为3∶4，因为均为主族元素，则R、X的最外层电子数分别为3、4，在该阴离子中5个X均形成4根键，1个R形成4根键，则R为B，X为C，B周围的4根键，有一个是配位键，Z的原子序数比R的原子序数的2倍少1，则Z为F，Y形成2根键，则Y为O，据此分析解答。 【解析】A．R、Z分别为B、F，二者为同周期元素，随着核电荷数增大，第一电离整体能呈增大趋势，则第一电离能B＜F，故A错误； B．Z为F、Y为O，二者的简单氢化物分别为HF、H2O，HF常温是气态，H2O常温是液态，沸点HF＜H2O，故B错误； C．R为B、X为C，二者为同周期元素，随着核电荷数增大，电负性增大，电负性B＜C，故C错误； D．X为C、Y为O，形成的CO2为非极性化合物，故D正确； 故选D。 13．六百多年前明弘治《温州府志》记载：矾，平阳赤徉山有之，素无人采，近民得其法，取石细捣提炼而成，清者为明矾，浊者为白矾。下列关于明矾［化学式为KAl(SO4)2∙12H2O］中所含元素的说法正确的是 A．S元素位于第三周期ⅤA族 B．基态铝离子的核外电子排布式为1s22s22p63s13p2 C．明矾所含的元素中，电负性最小的是K元素 D．基态氧原子的第一电离能小于基态硫原子的第一电离能 【答案】C 【解析】A．S有16个质子，核外电子排布为2、8、6，因此硫元素为位于第三周期VIA族，故A错误； B．基态铝离子核外有10个电子，其核外电子排布式为1s22s22p6，故B错误； C．明矾所含的元素中，根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性最小的是K元素，故C正确； D．根据同主族从上到下第一电离能逐渐减小，因此基态氧原子的第一电离能大于基态硫原子的第一电离能，故D错误； 综上所述，答案为C。 14．我国科研人员通过控制光沉积的方法构建Cu2O-Pt/SiC/IrOx型复合材料光催化剂，其中Fe2+和Fe3+离子渗透Nafion膜可协同CO2、H2O分别反应，构建了一个人工光合作用体系 (可制得O2和HCOOH)，下列说法中正确的是 A．第一电离能：N>O>C>H B．简单离子半径：Fe3+>Fe2+ C．Fe、Cu、Pt均位于ds区 D．基态Si原子最高能级电子的电子云轮廓图为哑铃形 【答案】D 【解析】A．第一电离能：，故A错误； B．质子数相等，核外电子数越多，微粒半径越大，离子半径：，故B错误； C．位于d区，故C错误； D．基态Si原子最高能级为3p，p电子的电子云轮廓图为哑铃形，故D正确；故选D。 15．四种元素基态原子的核外电子排布结构信息如下表。下列叙述正确的是 元素 X Y Z Q 结构信息 最外层电子数比次外层多1个 与X电子层数相同，有3个未成对电子 核外电子有6种不同的空间运动状态 M层全满，N层只有3个电子 A．电负性：X>Y B．同周期元素中第一电离能介于X、Y之间的元素有三种 C．Q元素的常见化合价为+5价 D．Q、Z代表的元素分布在周期表中的同一分区 【答案】B 【分析】X原子最外层电子数比次外层多1个，X是B元素；Y原子与B电子层数相同，有3个未成对电子，Y是N元素；Z原子核外电子有6种不同的空间运动状态，Z占用6个原子轨道，Z是Na或Mg元素；Q 的M层全满，N层只有3个电子，Q是Ga元素。 【解析】A．同周期元素的电负性依次增大，电负性：B<N，故A错误； B．同周期元素中第一电离能介于B、N之间的元素有Be、C、O，共三种，故B正确； C．Q是Ga元素，最外层有3个电子，常见化合价为+3价，故C错误； D．Q是Ga元素在周期表中的p区，Z代表的元素是Na或Mg，分布在周期表中的s区，故D错误；故选B。 16．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是W原子电子数的2倍，W原子与Y原子的电子数之和等于Z原子的电子数；YX2是光纤的主要成分。下列说法错误的是 A．W元素位于元素周期表的s区 B．Z和X的电负性：Z>X C．成对电子数最多的元素是Z D．Y元素单质是半导体材料 【答案】B 【分析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，YX2是光纤的主要成分则为SiO2，即Y是Si，X 是O，X原子的最外层电子数是W原子电子数的2倍，则W是Li，W原子与Y原子的电子数之和等于17，则Z是Cl；综上所述，W是Li，X是O，Y是Si，Z是Cl。 【解析】A．W是Li元素，位于元素周期表的s区，A正确； B．Cl的电负性小于O，Z和X的电负性：Z<X，B错误； C．Li的核外电子排布为1s22s1， 成对电子数有1对；O的核外电子排布为1s22s22p4， 成对电子数有3对；Si的核外电子排布为1s22s22p63s23p2， 成对电子数有6对；Cl的核外电子排布为1s22s22p63s23p5， 成对电子数有8对，最多的元素是Cl，C正确； D．Y是Si元素，其单质是半导体材料，D正确； 故选B。 17．部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．y、z、d的第一电离能逐渐升高 B．e、f、g、h的电负性依次降低 C．与x形成简单化合物的稳定性：d>g D．e、f、g、h四种元素的最高正价其中f元素的值最大 【答案】C 【分析】根据部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系得到x为H，y为C，z为N，d为O，e为Na，f为Al，g为S，h为Cl。 【解析】A．同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，N的核外电子排布半满，第一电离能最大，故第一电离能N>O>C，A错误； B．同周期从左往右电负性增大，电负性：Na<Al<S<Cl，B错误； C．同主族从上往下非金属性减弱，即O>S，故简单氢化物稳定性：H2O>H2S，C正确； D．e、f、g、h四种元素的最高正价分别为+1、+3、+6、+7，其中Cl元素的值最大，D错误； 故选C。 18．某原料含X、Y、Z、W、Q五种原子序数依次增大的前四周期元素，其相关信息如下： 元素 元素性质或原子结构 X 周期表中原子半径最小的元素 Y 原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同 Z 最外层p轨道半充满 W 位于短周期，基态原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍 Q 位于ds区且原子的最外层电子数与X的相同 下列选项不正确的是 A．第一电离能： B．的基态电子排布式： C．简单气态氢化物稳定性： D．沸点： 【答案】C 【分析】根据题意可知，X为半径最小的元素，是H元素；Y核外有三个能级且各能级所填充的电子数相同，故其电子排布式为1s22s22p2，为C元素；Z最外层p轨道半充满，其电子排布式可为1s22s22p3或1s22s22p63s23p3；W位于短周期，其基态原子核外成对电子数是未成对电子数的3倍，可知其电子排布式为1s22s22p4，为O元素；又因为Z的原子序数小于W，故X的电子排布式为1s22s22p3，为N元素；Q位于ds区，且最外层电子与H相同，故其电子排布式为[Ar]3d104s1为Cu。 【解析】A．分析可知，Y为C，W为O，Z为N，三者的第一电离能大小为，C< O < N，A正确； B．Cu2+的价态电子排布式为，B正确； C．O的非金属性强于C，故简单气态氢化物的稳定性W>Y，C错误； D．N2H4分子间会形成氢键，从而使沸点比C2H6高，D正确； 故选C。 19．我国科学家在寻找“点击反应”的砌块过程中，发现了一种新的化合物，其结构简式如图所示，其中X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y与Z是同一主族元素。下列说法正确的是。 A．X、Y、Z第一电离能最大的为X B．X、Y、Z和W电负性最大的为W C．X、Z、W氧化物对应的水化物均为强酸 D．简单离子半径：W>Z>Y>X 【答案】A 【分析】X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期元素，Y与Z是同一主族元素，Y能形成2个共价键，则Y是O元素、Z是S元素；X能形成3个共价键，X是N元素；W形成1个共价键，W是Cl元素。 【解析】A．根据分析可知，X、Y、Z分别为N、O、S元素，同周期从左到右元素第一电离能呈现增大的趋势，但由于N原子的2p能级为半充满状态，较稳定，因此第一电离能大于O，同主族从上到下元素第一电离能逐渐减小，第一电离能最大的为N，故A正确； B．同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族从上到下元素电负性逐渐减弱，则电负性最大的是：O元素，故B错误； C．X是N元素，Z是S元素，W是Cl元素，均是多价态的元素，如：HNO2、H2SO3、HClO均是弱酸，故C错误； D．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越多半径越小，简单离子半径，故D错误；故选A。 20．准晶体，亦称为“准晶”或“拟晶”，是一种介于晶体和非晶体之间的固体结构。在准晶体的原子排列中，其结构是长程有序的，这一点和晶体相似，但是准晶体不具备平移对称性，这一点又和晶体不同。是最新发现的几百种准晶体之一，具有合金的某些优良物理性能。下列有关说法不正确的是 A．第一电离能： B．基态原子的未成对电子数： C．“准晶”与金属晶体的物理性质不同 D．的硬度大于金属铁 【答案】B 【解析】A．金属性越强，越易失去一个电子，则第一电离能越小，金属性：Al>Fe>Cu，则第一电离能由高到低的排序为Cu>Fe>Al，第一电离能：，A正确； B． Fe元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，铁基态原子核外有4个未成对电子，Cu为29号元素,基态Cu原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，未成对电子数为4s1上1个电子，故基态原子的未成对电子数：，B错误； C．准晶体不具备平移对称性，这一点又和晶体不同，故“准晶”与金属晶体的物理性质不同，C正确； D．合金硬度一般比各成分金属大，D正确； 故选B。 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题13 元素性质及其变化规律 考点01 原子半径及其比较 考点02 电离能及其分类 考点03 电离能变化规律及其影响因素 考点04 电负性及其变化规律 考点05 电负性的应用 考点06 元素推断与元素周期律的综合应用 ▉考点01 原子半径及其比较 1．原子半径 依据量子力学理论，人们假定原子是一个球体，并用统计的方法来测定它的半径。 2．原子半径的周期性变化 3．变化规律 规律 原因 同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大 核电荷数增加对外层电子的吸引作用小于增加电子间的排斥作用 同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外) 增加电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用 同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大 增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，它对外层电子的排斥作用与核电荷增加带来的核对电子的有效吸引作用大致相当 4．判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 5．有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析 “一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。 “二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三电子”：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。 ▉考点02 电离能及其分类 1．概念 气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位是kJ·mol－1。 2．意义 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。 3．分类 (1)第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。可以表示为： 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) 4．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。 (3)运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。 5.影响电离能的因素及变化规律 电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同周期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，I1总体上有增大的趋势(而非逐渐增大，因ⅡA、ⅤA元素出现特殊情况)。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 ②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。 (2)核外电子层排布对电离能的影响 ①某原子或离子具有全充满、半充满、全空的电子排布时，电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，这是因为ⅡA族的元素原子的最外层原子轨道为ns2全充满np0全空稳定状态，ⅤA族的元素原子的最外层原子轨道为np3半充满的稳定状态。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 ②通常情况下，元素的电离能逐级增大。因为离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量越来越高。 ③当相邻逐级电离能突然变大时，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。 ▉考点03 电离能变化规律及其影响因素 1．元素逐级电离能的变化规律 同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 2．元素第一电离能的变化规律 元素第一电离能呈现周期性变化，变化趋势图如下： (1)同周期从左到右，元素的第一电离能总体上呈现增大的趋势。 (2)同主族自上而下，元素的第一电离能逐渐减小。 (3)同周期从左到右，过渡元素的第一电离能变化不太规则，第一电离能略有增加。 3．影响因素 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 4．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，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：I1≤I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。 (3)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。 【方法技巧】 (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。 过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价。如锰元素通常有＋2～＋7多种化合价。 ▉考点04 电负性及其变化规律 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 (3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。 (3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。 【名师点拨】判断元素电负性大小的方法 1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。 2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。 3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。 4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。 5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。 6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。 ▉考点05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)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。 (3)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。 2．判断元素化合价的正负 (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。 (2)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。 (3)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种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；如果两种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。 【方法技巧】元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。 通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼；金属元素的电负性越小，金属元素越活泼。例如，氟的电负性为4.0，是最活泼的非金属元素；钫的电负性为0.7，是最活泼的金属元素。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。 5．电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负的关系 （1）电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。 （2）金属元素一般都在元素周期表的左下方，同一周期的左边，同一族的下面，电负性值较小，在形成化合物时，容易失去电子从而形成正价。非金属元素一般都在元素周期表的右上方，同一周期的右边，同一族的上面，电负性值较大，在形成化合物时，容易得到电子从而形成负价。对于大部分非金属元素，在形成化合物时，既可以在与比它电负性小的元素形成化合物时显负价，也可以在与比它电负性大的元素形成化合物时显正价。 ▉考点06 元素推断与元素周期律的综合应用 1．元素推断的一般思路 2．推断元素的常用方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 (2)利用常见元素及化合物的特征性质。 3．由基态原子的价层电子排布确定元素在元素周期表中的位置 (1)周期序数＝电子层数＝最高能层序数 (2)主族元素的族序数＝价层电子数 (3)第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布为(n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (4)第ⅠB族和第ⅡB族的价层电子排布为(n－1)d10ns1～2，族序数＝ns能级上的电子数。 1．、、、、是原子序数依次增大的前四周期元素，、的基态原子能级上各有两个未成对电子，与同主族，原子能层只有一个电子，其余能层全充满。下列说法不正确的是 A．电负性： B．原子半径： C．第一电离能： D．W元素位于ds区 【答案】C 【分析】、的基态原子能级上各有两个未成对电子，电子排布式为和，、原子序数依次增大，则为C元素，为O元素；在与之间，则为N元素；与同主族,则为P元素；原子能层只有一个电子，其余能层全充满， 根据，的原子总数为29，则为Cu元素。 【解析】A．同周期主族元素自左到右电负性增大，则电负性：，A正确； B．同周期主族元素自左到右原子半径减小，同主族自上到下原子半径增大，则原子半径：，B正确； C．N元素原子轨道为，处于半充满稳定状态，第一电离能大于O元素，C错误； D．Cu元素处在元素周期表中第四周期族，属于ds区，D正确； 答案选C。 2．对Na、Mg、Al有关性质的叙述，错误的是 A．金属性Na>Mg>Al B．第一电离能：Na<Mg<Al C．电负性：Na<Mg<Al D．还原性Na>Mg>Al 【答案】B 【解析】A．Na、Mg、Al位于同一周期，同一周期主族元素从左至右金属性逐渐减小，即金属性Na>Mg>Al，故A正确； B．同一周期主族元素第一电离能从左至右呈增大趋势，第一电离能的特殊情况：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，故第一电离能：Na <Al<Mg，故B错误； C．同一周期主族元素电负性从左至右逐渐增大，电负性Na<Mg<Al，故C正确；   D．Na、Mg、Al位于同一周期，还原性从左至右逐渐减小，还原性Na>Mg>Al，故D正确； 故选B。 3．下列对、、的有关性质的叙述正确的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．电负性： D．碱性： 【答案】D 【解析】A．同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，则原子半径：，A错误； B．同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族第一电离能大于其右边相邻元素，则第一电离能：，B错误； C．同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性：，C错误； D．元素的金属性越强，其最高价氧化物所对应水化物的碱性越强，金属性：，则碱性：，D正确；故选D。 4．下列说法正确的是 A．最高正化合价： B．原子半径： C．p能级的能量一定比s能级的高 D．s区全部是金属元素 【答案】B 【解析】A．O没有最高正化合价，氧与氟形成的化合物中，氧呈现正化合价，但没有+6价，A错误； B．除稀有气体外，同周期从左到右元素原子半径递减，同主族时，核电荷数越大，原子半径越大, 原子半径：，B正确； C．同一能层中p能级的能量一定比s能级的高，若不同能层则p能级的能量不一定比s能级的高，C错误； D．元素周期表中，s区元素除氢外，其余全部是金属元素，D错误；故选B。 5．下列关于Na、Mg、Al的叙述中，正确的 A．原子半径：Na < Mg < Al B．最高化合价：Na < Mg < Al C．第一电离能：Na < Mg < Al D．都位于元素周期表的s区 【答案】B 【解析】A．Na、Mg、Al是同周期元素原子，原子半径：Na＞Mg＞Al，故A错误； B．Na、Mg、Al是同周期元素原子，最外层电子数1、2、3，最高化合价：Na＜Mg＜Al，故B正确； C．Na、Mg、Al是同周期元素原子，第一电离能：Na＜Al＜Mg，故C错误； D．Na、Mg位于s区，Al位于p区，故D错误； 答案选B。 6．A、B、C、D四种短周期主族元素，原子序数依次增大。A、B、C为相邻的同周期非金属元素，C、D两元素的s能级和p能级电子数相等，下列说法正确的是 A．原子半径：D＞C＞B＞A B．第一电离能：C＞B＞A C．D与C可形成离子化合物 D．氢化物的稳定性：C＞B＞A 【答案】C 【分析】A、B、C、D四种短周期主族元素，原子序数依次增大。C、D两元素的s能级和p能级电子数相等，则C是O元素，D是Mg元素；A、B、C为相邻的同周期非金属元素，则A是C元素，B是N元素。 【解析】A．同周期元素原子半径从左往右减小，电子层数多的半径大，原子半径：Mg>C>N>O，A错误； B．同周期元素第一电离能从左往右一般增大，第VA族比相邻元素的大，第一电离能：N>O>C，B错误； C．D与C可形成离子化合物MgO，C正确； D．非金属性越强，其简单氢化物越稳定，简单氢化物的稳定性：O>N>C，未说明简单氢化物则无法比较，如碳元素的氢化物种类繁多，D错误； 故选C。 7．月壤中所含短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X、Y、W的原子核外最外层电子数为互不相等的偶数，X原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，X、Y、Z最外层电子数之和为11，下列叙述不正确的是 A．电负性：W>X B．Y、Z最高价氧化物的水化物碱性：Y>Z C．原子半径：Z>X D．第一电离能：Y>Z 【答案】A 【分析】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X、Y、W的原子核外最外层电子数为互不相等的偶数，X原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，X为O，Y只能是Mg，W为Si，X、Y、Z最外层电子数之和为11，Z为O，据此作答； 【解析】A．根据同周期从左向右电负性逐渐增大，同主族从上到下，电负性逐渐减小，因此W<X，A错误； B．Y、Z的最高价氧化物的水化物即、，显碱性，为两性氢氧化物，碱性Y>Z，B正确； C．一般电子层数多，半径大，同周期，从左到右原子半径依次减小，所以Z>X，C正确； D．同周期从左向右第一电离能逐渐增大，但IIA>IIIA，VA>VIA，因此第一电离能：Y>Z，D正确； 本题选A。 8．四种基态原子的价层电子排布式如下： 基态原子 X Y Z R 价电子排布式 下列有关推断正确的是 A．原子半径：Y>R>Z>X B．第一电离能：Y<X<R<Z C．电负性：Z>R>X>Y D．Z与Y或R形成的化合物均为共价化合物 【答案】C 【分析】根据价层电子排布式分析可知：X位于第二周期，最外层3个电子，为硼原子；Y位于第三周期，最外层是3个电子，为铝原子；Z位于第二周期，最外层是6个电子，为氧原子；R位于第二周期，最外层5个电子，为氮原子。 【解析】A．同周期元素，从左到右原子半径递减，同主族元素上到下，原子半径递增。所以四者原子半径大小顺序为： Al>B>N>O，即Y>X>R>Z，A错误； B．同周期元素第一电离能从左到右呈递增趋势，同主族元素从上到下第一电离能呈递减趋势。氮原子是第七号元素，其电子排布为1s22s22p3，最后的2p能级为半充满结构，比较稳定。所以，氮的第一电离能大于氧，故第一电离能：N>O>B>Al，第一电离能大小顺序为：R>Z>X>Y，B错误； C．同周期元素电负性从左到右呈递增趋势，同主族元素电负性从上到下呈递减趋势。故电负性大小顺序为：Z>R>X>Y，电负性：O>N>B>Al，C正确； D．Z与Y形成的化合物为Al2O3，属于离子化合物， D错误； 答案选C。 9．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述： ①原子半径A<B；②离子半径A>B；③原子序数A>B；④A的正价与B的负价绝对值一定相等；⑤A的电负性小于B的电负性；⑥A的第一电离能小于B的第一电离能。 其中正确的组合是 A．①②⑦ B．③⑤⑥ C．③④⑤ D．③④⑤⑥ 【答案】B 【分析】原子得电子形成阴离子，失电子形成阳离子，A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，说明A元素的原子序数大于B元素的原子序数； 【解析】①A元素的原子序数大于B元素的原子序数，二者离子的电子层数相同，说明A位于B的下一周期，所以原子半径A>B，故错误； ②二者离子电子层数相同，B的原子序数更小，则核电荷数更小，所以B的离子半径更大，故错误； ③由分析可知，A元素的原子序数大于B元素的原子序数，故正确； ④原子得电子形成阴离子，失电子形成阳离子，虽然二者离子电子层结构相同，但形成离子时得到或失去的电子数不一定相同，所以无法确定二者化合价之间的关系，故错误； ⑤A能形成阳离子，说明A易失去电子，具有较强的金属性，的电负性较弱，B能形成阴离子，说明在反应时易得到电子，具有较强的电负性，则A的电负性小于B的电负性，故正确； ⑥A位于B的下一周期，原子半径更大，更容易失去电子，所以A的第一电离能小于B的第一电离能，故正确； 故选B。 10．X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素，其中元素X的化合物焰色试验焰色呈黄色，X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物相互间均能反应生成盐和水，Z的p能级电子排布式为：3p4，则下列说法正确的是 A．原子半径：W>X>Y>Z B．电负性：W>Z>X>Y C．简单氢化物稳定性：W>Z D．若将单质X投入Y的盐溶液中可置换出单质Y 【答案】C 【分析】X的化合物焰色试验呈黄色，则元素X为金属Na，Z的p能级电子排布式为：3p4，则Z的价电子排布式为：3s23p4，即为S元素，则W为Cl元素，X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物相互间均能反应生成盐和水，则Y的最高价氧化物对应水化物显两性，则为Al元素。 【解析】A．X为Na、Y为Al、Z为S、W为Cl，同周期主族元素从左到右原子半径减小，则原子半径：X>Y>Z>W，A错误； B．同周期主族元素从左到右非金属性增强，非金属性越强其电负性越大，则电负性：W>Z>Y>X，B错误； C．同周期主族元素从左到右非金属性增强，非金属性：Cl>S，因此氢化物稳定性：HCl>H2S，C正确； D．因金属钠能与水剧烈反应，不能从盐溶液中置换出金属单质，D错误； 故选C。 11．下列有关元素性质的说法中，错误的是 A．第一电离能：S>P B．阴离子半径： C．电负性：C>H D．金属性：Na>Li 【答案】A 【解析】A．由于P的电子排布为1s22s22p63s23p3，3p轨道为半充满的稳定结构，失去一个电子比S难，所以P的第一电离能大于S，A错误； B．电子层结构相同的离子，质子数越多，半径越小，所以O2-的半径大于F-，B正确； C．电负性是原子对键合电子的吸引能力，C对电子的吸引力大于H，所以C的电负性大于H，C正确； D．同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，失去电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，所以金属性：Na＞Li，D正确； 故选A。 12．一种新型锂电池的电解质含阴离子结构如图所示，该离子由核电荷数依次增大的短周期主族元素R、X、Y、Z组成，R、X原子的最外层电子数之比为3∶4，Z的原子序数比R的原子序数的2倍少1。下列说法正确的是 A．第一电离能：R>Z B．简单氢化物的沸点：Z>Y C．电负性：R>X D．X与Y可形成非极性化合物 【答案】D 【分析】R、X、Y、Z是核电荷数依次增大的短周期主族元素，R、X原子的最外层电子数之比为3∶4，因为均为主族元素，则R、X的最外层电子数分别为3、4，在该阴离子中5个X均形成4根键，1个R形成4根键，则R为B，X为C，B周围的4根键，有一个是配位键，Z的原子序数比R的原子序数的2倍少1，则Z为F，Y形成2根键，则Y为O，据此分析解答。 【解析】A．R、Z分别为B、F，二者为同周期元素，随着核电荷数增大，第一电离整体能呈增大趋势，则第一电离能B＜F，故A错误； B．Z为F、Y为O，二者的简单氢化物分别为HF、H2O，HF常温是气态，H2O常温是液态，沸点HF＜H2O，故B错误； C．R为B、X为C，二者为同周期元素，随着核电荷数增大，电负性增大，电负性B＜C，故C错误； D．X为C、Y为O，形成的CO2为非极性化合物，故D正确； 故选D。 13．六百多年前明弘治《温州府志》记载：矾，平阳赤徉山有之，素无人采，近民得其法，取石细捣提炼而成，清者为明矾，浊者为白矾。下列关于明矾［化学式为KAl(SO4)2∙12H2O］中所含元素的说法正确的是 A．S元素位于第三周期ⅤA族 B．基态铝离子的核外电子排布式为1s22s22p63s13p2 C．明矾所含的元素中，电负性最小的是K元素 D．基态氧原子的第一电离能小于基态硫原子的第一电离能 【答案】C 【解析】A．S有16个质子，核外电子排布为2、8、6，因此硫元素为位于第三周期VIA族，故A错误； B．基态铝离子核外有10个电子，其核外电子排布式为1s22s22p6，故B错误； C．明矾所含的元素中，根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性最小的是K元素，故C正确； D．根据同主族从上到下第一电离能逐渐减小，因此基态氧原子的第一电离能大于基态硫原子的第一电离能，故D错误； 综上所述，答案为C。 14．我国科研人员通过控制光沉积的方法构建Cu2O-Pt/SiC/IrOx型复合材料光催化剂，其中Fe2+和Fe3+离子渗透Nafion膜可协同CO2、H2O分别反应，构建了一个人工光合作用体系 (可制得O2和HCOOH)，下列说法中正确的是 A．第一电离能：N>O>C>H B．简单离子半径：Fe3+>Fe2+ C．Fe、Cu、Pt均位于ds区 D．基态Si原子最高能级电子的电子云轮廓图为哑铃形 【答案】D 【解析】A．第一电离能：，故A错误； B．质子数相等，核外电子数越多，微粒半径越大，离子半径：，故B错误； C．位于d区，故C错误； D．基态Si原子最高能级为3p，p电子的电子云轮廓图为哑铃形，故D正确；故选D。 15．四种元素基态原子的核外电子排布结构信息如下表。下列叙述正确的是 元素 X Y Z Q 结构信息 最外层电子数比次外层多1个 与X电子层数相同，有3个未成对电子 核外电子有6种不同的空间运动状态 M层全满，N层只有3个电子 A．电负性：X>Y B．同周期元素中第一电离能介于X、Y之间的元素有三种 C．Q元素的常见化合价为+5价 D．Q、Z代表的元素分布在周期表中的同一分区 【答案】B 【分析】X原子最外层电子数比次外层多1个，X是B元素；Y原子与B电子层数相同，有3个未成对电子，Y是N元素；Z原子核外电子有6种不同的空间运动状态，Z占用6个原子轨道，Z是Na或Mg元素；Q 的M层全满，N层只有3个电子，Q是Ga元素。 【解析】A．同周期元素的电负性依次增大，电负性：B<N，故A错误； B．同周期元素中第一电离能介于B、N之间的元素有Be、C、O，共三种，故B正确； C．Q是Ga元素，最外层有3个电子，常见化合价为+3价，故C错误； D．Q是Ga元素在周期表中的p区，Z代表的元素是Na或Mg，分布在周期表中的s区，故D错误；故选B。 16．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是W原子电子数的2倍，W原子与Y原子的电子数之和等于Z原子的电子数；YX2是光纤的主要成分。下列说法错误的是 A．W元素位于元素周期表的s区 B．Z和X的电负性：Z>X C．成对电子数最多的元素是Z D．Y元素单质是半导体材料 【答案】B 【分析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，YX2是光纤的主要成分则为SiO2，即Y是Si，X 是O，X原子的最外层电子数是W原子电子数的2倍，则W是Li，W原子与Y原子的电子数之和等于17，则Z是Cl；综上所述，W是Li，X是O，Y是Si，Z是Cl。 【解析】A．W是Li元素，位于元素周期表的s区，A正确； B．Cl的电负性小于O，Z和X的电负性：Z<X，B错误； C．Li的核外电子排布为1s22s1， 成对电子数有1对；O的核外电子排布为1s22s22p4， 成对电子数有3对；Si的核外电子排布为1s22s22p63s23p2， 成对电子数有6对；Cl的核外电子排布为1s22s22p63s23p5， 成对电子数有8对，最多的元素是Cl，C正确； D．Y是Si元素，其单质是半导体材料，D正确； 故选B。 17．部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．y、z、d的第一电离能逐渐升高 B．e、f、g、h的电负性依次降低 C．与x形成简单化合物的稳定性：d>g D．e、f、g、h四种元素的最高正价其中f元素的值最大 【答案】C 【分析】根据部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系得到x为H，y为C，z为N，d为O，e为Na，f为Al，g为S，h为Cl。 【解析】A．同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，N的核外电子排布半满，第一电离能最大，故第一电离能N>O>C，A错误； B．同周期从左往右电负性增大，电负性：Na<Al<S<Cl，B错误； C．同主族从上往下非金属性减弱，即O>S，故简单氢化物稳定性：H2O>H2S，C正确； D．e、f、g、h四种元素的最高正价分别为+1、+3、+6、+7，其中Cl元素的值最大，D错误； 故选C。 18．某原料含X、Y、Z、W、Q五种原子序数依次增大的前四周期元素，其相关信息如下： 元素 元素性质或原子结构 X 周期表中原子半径最小的元素 Y 原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同 Z 最外层p轨道半充满 W 位于短周期，基态原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍 Q 位于ds区且原子的最外层电子数与X的相同 下列选项不正确的是 A．第一电离能： B．的基态电子排布式： C．简单气态氢化物稳定性： D．沸点： 【答案】C 【分析】根据题意可知，X为半径最小的元素，是H元素；Y核外有三个能级且各能级所填充的电子数相同，故其电子排布式为1s22s22p2，为C元素；Z最外层p轨道半充满，其电子排布式可为1s22s22p3或1s22s22p63s23p3；W位于短周期，其基态原子核外成对电子数是未成对电子数的3倍，可知其电子排布式为1s22s22p4，为O元素；又因为Z的原子序数小于W，故X的电子排布式为1s22s22p3，为N元素；Q位于ds区，且最外层电子与H相同，故其电子排布式为[Ar]3d104s1为Cu。 【解析】A．分析可知，Y为C，W为O，Z为N，三者的第一电离能大小为，C< O < N，A正确； B．Cu2+的价态电子排布式为，B正确； C．O的非金属性强于C，故简单气态氢化物的稳定性W>Y，C错误； D．N2H4分子间会形成氢键，从而使沸点比C2H6高，D正确； 故选C。 19．我国科学家在寻找“点击反应”的砌块过程中，发现了一种新的化合物，其结构简式如图所示，其中X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y与Z是同一主族元素。下列说法正确的是。 A．X、Y、Z第一电离能最大的为X B．X、Y、Z和W电负性最大的为W C．X、Z、W氧化物对应的水化物均为强酸 D．简单离子半径：W>Z>Y>X 【答案】A 【分析】X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期元素，Y与Z是同一主族元素，Y能形成2个共价键，则Y是O元素、Z是S元素；X能形成3个共价键，X是N元素；W形成1个共价键，W是Cl元素。 【解析】A．根据分析可知，X、Y、Z分别为N、O、S元素，同周期从左到右元素第一电离能呈现增大的趋势，但由于N原子的2p能级为半充满状态，较稳定，因此第一电离能大于O，同主族从上到下元素第一电离能逐渐减小，第一电离能最大的为N，故A正确； B．同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族从上到下元素电负性逐渐减弱，则电负性最大的是：O元素，故B错误； C．X是N元素，Z是S元素，W是Cl元素，均是多价态的元素，如：HNO2、H2SO3、HClO均是弱酸，故C错误； D．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越多半径越小，简单离子半径，故D错误；故选A。 20．准晶体，亦称为“准晶”或“拟晶”，是一种介于晶体和非晶体之间的固体结构。在准晶体的原子排列中，其结构是长程有序的，这一点和晶体相似，但是准晶体不具备平移对称性，这一点又和晶体不同。是最新发现的几百种准晶体之一，具有合金的某些优良物理性能。下列有关说法不正确的是 A．第一电离能： B．基态原子的未成对电子数： C．“准晶”与金属晶体的物理性质不同 D．的硬度大于金属铁 【答案】B 【解析】A．金属性越强，越易失去一个电子，则第一电离能越小，金属性：Al>Fe>Cu，则第一电离能由高到低的排序为Cu>Fe>Al，第一电离能：，A正确； B． Fe元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，铁基态原子核外有4个未成对电子，Cu为29号元素,基态Cu原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，未成对电子数为4s1上1个电子，故基态原子的未成对电子数：，B错误； C．准晶体不具备平移对称性，这一点又和晶体不同，故“准晶”与金属晶体的物理性质不同，C正确； D．合金硬度一般比各成分金属大，D正确； 故选B。 ( 17 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$