1.2.2 元素周期律-【步步高】2023-2024学年高二化学选择性必修2 （人教版2019，鲁琼）

第2课时　元素周期律 [核心素养发展目标]　1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。 2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 一、原子半径 1．原子半径的变化规律 除Li外，第三周期主族元素原子半径大于第二周期主族元素原子半径[r(Mg)>r(Li)>r(Al)]。 2．原子或离子半径的比较方法 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。 (4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。 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？ 提示　不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的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．若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。 (1)四种元素在元素周期表中的相对位置如何？ 提示　短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。 (2)原子序数从大到小的顺序是什么？ 提示　a＞b＞d＞c。 (3)离子半径由大到小的顺序是什么？ 提示　C3－＞D－＞B＋＞A2＋。 1．正误判断 (1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同(　　) (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(　　) (3)各元素的原子半径总比其离子半径大(　　) (4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小(　　) 答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)× 2．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是(　　) A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－ 答案　C 解析　同主族元素，从上到下，原子半径(或离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；能层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋能层数相同但铝元素的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项中微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。 3．[2020·全国卷Ⅲ，35(1)节选]氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。H、B、N中，原子半径最大的是________。 答案　B 粒子半径比较的一般思路 (1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 二、电离能 1．第一电离能的概念与意义 (1)概念 气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，符号：I1。 (2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。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。 2．第一电离能变化规律 (1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大，即一般来说，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。 (2)同族元素从上到下第一电离能逐渐减小。 3．电离能的应用 (1)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。 (2)逐级电离能的应用 ①逐级电离能 含义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。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) 逐级电离能的变化规律 a．同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。 b．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。 ②应用 根据电离能数据确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价，如Li：I1≪I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。 特别提醒——电离能的影响因素及特例 (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。 1．元素周期表中，第一电离能最大的是哪个元素？第一电离能最小的应出现在元素周期表什么位置？ 提示　最大的是He；最小的应在元素周期表左下角。 2．下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能： 元素 Na Mg Al 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)为什么同一元素的电离能逐级增大？ 提示　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，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2>I1，同理I3>I2。 (2)为什么钠、镁、铝的化合价分别为＋1、＋2、＋3? 提示　钠的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Na容易失去一个电子变成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。 1．正误判断 (1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　) (2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　　) (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(　　) (4)H的第一电离能大于C的第一电离能(　　) (5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大(　　) (6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　) (7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能(　　) 答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×　(7)√ 2．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是(　　) 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，但第ⅡA族、第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属于第ⅤA族元素、3s23p5属于第ⅦA族元素、3s23p4属于第ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第三周期元素，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原子是S。 3．(1)[2020·江苏，21(2)节选]C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为_______________。 (2)[2019·全国卷Ⅰ，35(1)]下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。 答案　(1)N>O>C　(2)A　 解析　(2)[Ne]3s1属于基态的Mg＋，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高；[Ne] 3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg＋；[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；[Ne]3p1属于激发态Mg＋，其失去一个电子所需能量低于基态Mg＋，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1。 (1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。 (2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期第ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于第ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而第ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比第ⅥA族的ns2np4状态稳定。 三、电负性 1．有关概念与意义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。 (2)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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 2．递变规律 (1)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 (2)一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 3．应用 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 ①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。 (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)判断化合物的类型 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；如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；同理，BeCl2也是共价化合物。 特别提醒　①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 ②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 1．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？ 提示　根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上方，最小的元素位于周期表的左下方。 2．电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？ 提示　元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。 1．正误判断 (1)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(　　) (2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(　　) (3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素(　　) 答案　(1)√　(2)√　(3)× 2．下列说法不正确的是(　　) A．第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度 C．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 D．NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点 答案　A 解析　第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；NaH中的H元素为－1价，则H可以放在第ⅦA族中，故D正确。 3．一般认为，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，判断下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2 (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_________________________________________________________。 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 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。 题组一　原子或离子半径大小的比较 1．下列关于粒子半径的比较不正确的是(　　) ①r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ②r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－) ③r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)＜r(F－)＜r(O2－) ④r(Fe3＋)＞r(Fe2＋)＞r(Fe) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 答案　C 解析　同主族元素，从上到下，同价态离子半径逐渐增大，①②正确；能层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径逐渐减小，③错误；不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，④错误。 2．(2022·济南高二期中)已知某些元素的原子半径如下表所示，根据表中的数据推测磷原子的半径可能是(　　) 原子 N S O Si 半径r/×10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17 A．0.70×10－10 m B．0.80×10－10 m C．1.10×10－10 m D．1.20×10－10 m 答案　C 解析　同一周期主族元素的原子半径随着原子序数的增大而减小，由此可推知磷原子的半径在硅原子和硫原子之间，C项正确。 3．下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是(　　) A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF 答案　A 解析　碱金属离子半径：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Cs＋)；卤素离子半径：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)，显然，阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。 4．下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是(　　) ①基态X的原子结构示意图： 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原子有2个能层，电子式： A．③>①>②>④ B．③>②>①>④ C．①>③>④>② D．①>④>③>② 答案　A 解析　①根据结构示意图可知X为S；②基态Y原子的价层电子排布式为3s23p5，可知Y为Cl；③根据基态Z2－的轨道表示式可知Z2－为S2－；④根据基态W原子有2个能层，电子式为，可知W为F。同主族元素的能层数越多，半径越大，则F<Cl，同周期主族元素随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，则Cl<S，同种元素的阴离子半径大于其原子半径，则S<S2－；综上半径大小关系为S2－>S>Cl>F，即③>①>②>④。 题组二　电离能　电负性的应用 5．(2022·河南周口文昌中学高二检测)已知某原子的各级电离能数值如下：I1＝578 kJ·mol－1，I2＝1 817 kJ·mol－1，I3＝2 745 kJ·mol－1，I4＝11 575 kJ·mol－1，则该元素的化合价为(　　) A．＋1价 B．＋2价 C．＋3价 D．＋4价 答案　C 解析　根据I3到I4是突变，说明失去第四个电子很难，则前面三个电子是最外层，第四个电子是次外层，因此该元素的化合价为＋3价。 6．不能说明X的电负性比Y的大的是(　　) A．与H2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的最高价氧化物对应水化物的酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 答案　C 解析　A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；B项，X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；C项，X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y的大，如Si的电负性比H的小；D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大。 7．已知X、Y两元素同周期，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．最高价氧化物对应的水化物的酸性：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，但第ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于第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最高价氧化物对应的水化物的酸性强于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。 题组三　元素周期律综合应用 8．下列有关微粒性质的排列顺序错误的是(　　) A．原子半径：Na＞S＞O B．稳定性：PH3＜H2S＜H2O C．离子半径：F－>O2－>N3－ D．第一电离能：O＜F＜Ne 答案　C 解析　能层结构相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：N3－>O2－>F－，C项错误。 9．下列各组元素性质的递变情况错误的是(　　) A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高 C．N、O、F电负性依次增大 D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大 答案　D 解析　Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1、2、3，选项A正确；P、S、Cl元素最外层电子数分别为5、6、7，最高化合价分别为＋5、＋6、＋7价，选项B正确；同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大，则N、O、F电负性依次增大，选项C正确；同主族元素从上到下元素的第一电离能逐渐减小，则Na、K、Rb元素的第一电离能逐渐减小，选项D错误。 10～12题有一个或两个选项符合题目要求。 10．具有下列电子层结构的原子：①3p轨道上只有一对成对电子的原子；②价层电子排布为2s22p5的原子；③3p轨道为半充满的原子；④正三价的阳离子结构与氖相同的原子。下列有关比较正确的是(　　) A．第一电离能：②>③>①>④ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：②>①>③>④ D．最高正化合价：②>③>①>④ 答案　AC 解析　①3p轨道上只有一对成对电子的原子为S原子，②价层电子排布为2s22p5的原子为F原子，③3p轨道为半充满的原子为P原子，④正三价的阳离子结构与氖相同的原子，即失去3个电子后还有10个电子，所以原子中含有13个电子，为Al原子。电子层数越多，一般半径越大，电子层数相同时，原子序数越大，半径越小，所以原子半径：Al>P>S>F，B错误；元素的非金属性越强，电负性越强，所以电负性：F>S>P>Al，C正确；S最高正化合价为＋6，P最高正化合价为＋5，Al最高正化合价为＋3，而F没有正化合价，故D错误。 11．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能如下表所示： 元素 电离能/(kJ·mol－1) X Y Z I1 496 738 578 I2 4 562 1 451 1 817 I3 6 912 7 733 2 754 I4 9 543 10 540 11 575 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，其电负性在同一周期元素中也最小 B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大 C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出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 答案　A 解析　根据元素电离能的变化规律可知：X为第ⅠA族元素、Y为第ⅡA族元素、Z为第ⅢA 族元素，又知X、Y、Z为同一周期的三种元素，假设X、Y、Z属于第三周期，则这三种元素分别为Na、Mg、Al。第一电离能最小的为Na，电负性在同一周期元素中最小的也是Na，A正确；三种元素中，第一电离能最大的为Mg，电负性最大的为Al，B错误；三种金属和少量盐酸反应完成后，剩余的金属钠继续与水反应生成氢气，最终金属钠生成的氢气最多，C错误；根据得失电子守恒关系，放出1 mol氢气时，转移2 mol电子，消耗金属钠2 mol，金属镁1 mol，金属铝 mol，消耗X、Y、Z的物质的量之比为6∶3∶2，D错误。 12．(2022·天津南开中学高二校考)短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序数依次增大，X核外电子只有1种运动状态，Y、W的2p轨道均含有2个未成对电子，M是与X不同主族的金属元素，N的氢氧化物具有两性，下列说法正确的是(　　) A．电负性：Z＜Y＜W B．Y的氢化物沸点不一定低于W的氢化物 C．第一电离能：M＜N D．N的单质可以在高温下还原M的氧化物 答案　B 解析　Y、Z、W分别是碳、氮、氧，同一周期元素电负性从左到右依次增大，电负性大小顺序是Y<Z<W，A错误；Y是碳，其氢化物是烃，种类繁多，气态、液态、固态的都有，W的氢化物是H2O，所以Y的氢化物沸点不一定低于W的氢化物，B正确；N是铝元素，M是镁元素，第一电离能为Mg>Al，即M>N，C错误；镁的金属性比铝的强，因此N的单质铝不能还原M的氧化物MgO，D错误。 13．根据信息回答下列问题： A．第一电离能(I1)是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态正离子X＋(g)所需的最低能量。如图是部分元素的第一电离能(I1)随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。 B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为，如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键，如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值。 元素 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________(填元素符号)。 (2)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期第________族。 (3)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性数值的最小范围是________。 (4)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：________________________________ _____________________________________________________________________________。 (5)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法： ______________________________________________________________________________。 答案　(1)Na　Mg (2)五　ⅠA (3)0.9～1.5 (4)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 (5)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5，小于1.7，所以形成共价键，AlCl3为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物 解析　(1)由图可以看出，同周期第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故第一电离能：Na＜Al＜Mg。(2)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的位置为第五周期第ⅠA族。(3)同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，可知在同周期中电负性：Na＜Mg＜Al，在同主族中电负性：Be＞Mg＞Ca，则Mg元素的电负性数值的最小范围应为0.9～1.5。 14．已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E＋核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答下列问题： (1)E元素基态原子的电子排布式为________。 (2)B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(填元素符号)，其原因是 _______________________________________________________________________________。 (3)D元素与氟元素相比，电负性：D________(填“>”“＝”或“<”)F，下列表述中能证明这一事实的是______(填字母)。 A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深 B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质 C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态 D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 (4)B2A4是重要的石油化工原料，B2A4的结构式为______________。 答案　(1)1s22s22p63s23p63d104s1　(2)C、O、N　同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，但氮元素的2p轨道电子为半充满的稳定结构，其第一电离能大于氧元素 (3)<　BC　(4) 解析　A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等，A为H元素；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍，B为C元素；D原子L层上有2对成对电子，其排布为1s22s22p4，D为O元素；C介于C、O元素之间，为N元素；E＋核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满，E原子核外电子数为2＋8＋18＋1＝29，E为Cu元素，据此回答问题。 学科网（北京）股份有限公司 $$