第1章 第2节 课时2 元素周期律-【正禾一本通】2024-2025学年高中化学选择性必修2同步课堂高效讲义配套课件（人教版2019 单选）

正禾一本通 一轮总复习 多媒体课件 英语（人教版） 第一章 原子结构与性质 第二节　原子结构与元素的性质 　第2课时　元素周期律 任务一 原子半径 教材基础·预习 排斥 大 小 越小 越大 √ × × √ 核心能力·探究 任务二 电离能 教材基础·预习 气态 最低能量 增大 ⅡA ⅢA ⅤA ⅥA 变小 小 强 √ × × × 教材基础·探究 任务三 电负性 教材基础·预习 化学键 键合电子 键合电子 越大 4.0 1.0 变大 变小 √ √ × × 核心能力·探究 课下巩固训练(五)　 元素周期律 学习目标 素养解读 1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 2．了解元素周期律的应用价值 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 【情境诱思】 原子半径是指以实验方法测定的相邻两种原子核间距离的一半。从理论上说，核外电子无严格固定的运动轨道，所以原子的大小无严格的边界，无法精确测定一个单独原子的半径，因此通常所使用的原子半径数据只有相对的、近似的意义。影响原子半径的因素有哪些？ 提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。 1．影响因素 2．递变规律 (1)同周期主族元素：从左到右，核电荷数越大，原子半径 。 (2)同主族元素：从上到下，能层数越多，原子半径 。 【易错辨析】 1．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大( ) 2．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同( ) 3．同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小( ) 4．r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)( ) 提示：C3-＞D－＞B＋＞A2+。 若短周期元素的离子aA2+、bB＋、cC3-、dD－具有相同的电子层结构。 问题1：四种元素在元素周期表中的相对位置如何？ 问题2：原子序数从大到小的顺序是什么？ 问题3：离子半径由大到小的顺序是什么？ 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，A、B在元素周期表中C、D的下一周期。 提示：a＞b＞d＞c。 【要点归纳】 1．微粒半径大小比较的常用方法 微粒特点 比较方法 实例 原子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al) 同主族元素 电子的能层越多，半径越大 r(F)＜r(Cl)＜r(Br) 一般原子 一般电子的能层越多，半径越大 r(S)>r(C) 微粒特点 比较方法 实例 离子 核外电子排布相同 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)＞r(Mg2+)＞r(Al3+) 电子数和核电荷数均不同 用电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3+)＜r(O2-)＜r(S2-) 同种元素原子和离子 核外电子数越多，半径越大；价态越高，半径越小 r(Cl－)＞r(Cl)， r(Fe)＞r(Fe2+)＞r(Fe3+) 【提醒】 原子电子层数多的原子半径不一定大，如r(Li)>r(Cl)。 2．微粒半径大小比较的思路 (1)“一看层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二看核”：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)“三看电子”：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。 【典例分析】 【典例1】 (2024·山西太原高二检测)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原子的结构示意图： 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，电子式为 A．③>①>②>④ B．③>②>①>④ C．①>③>④>② D．①>④>③>② 解析：选A。①X为S；②Y为Cl；③Z2-为S2-；④W为F。半径大小关系为S2->S>Cl>F，即③>①>②>④。 【对点练】 1.下列微粒半径依次增大的是(　　) A．同一主族元素随着原子序数的递增 B．同一周期的元素随着原子序数的递增 C．Na＋、Mg2+、Al3+、F－ D．P、S、S2-、Cl－ 解析：选A。半径F－最大，Al3+最小，C错误；微粒半径P>S，S2->Cl－，D错误。 2．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　) A．1s22s22p63s23p5 B．1s22s22p3 C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4 答案：D 【情境诱思】 英国化学家巴特莱特将强氧化性的PtF6与O2反应，得到了O2PtF6，考虑到O的第一电离能和Xe相近，他仿照氧化O2的做法，将PtF6与Xe混合，得到了第一个稀有气体化合物XePtF6。巴特莱特开辟了一个新的研究方向——通过对比第一电离能合成新物质。思考第一电离能与原子失电子的能力有何关系？ 提示：第一电离能越小的原子失电子的能力越强。 1．第一电离能 基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。 2．第一电离能的变化规律 (1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现 的趋势。其中第 族与第 族、第 族与第 族之间元素的第一电离能出现反常。 (2)同族元素从上到下第一电离能 。 3．第一电离能的应用 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 ，原子越容易失去一个电子，元素金属性越 。 【易错辨析】 1．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小( ) 2．铝的第一电离能比镁的第一电离能大( ) 3．在所有元素中，氟元素的第一电离能最大( ) 4．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( ) 材料一：1～36号元素第一电离能的变化如图所示。 材料二：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 问题1：材料一中，第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，原因是什么？ 问题2：(1)依据材料二数据变化情况思考为什么元素的电离能是逐级逐渐增大的？ 提示：第ⅡA族元素原子的价层电子排布为ns2，第ⅤA族元素原子的价层电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满稳定状态，失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。 提示：由于元素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，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I2<I3，I3<I4。 (2)如何通过材料二中的数据判断Na、Mg、Al的化合价？ 提示：从表中数据可看出，Na的第一电离能最小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的9倍)，故钠易失去一个电子，化合价为＋1价。同理，Mg的第三电离能突然增大，Al的第四电离能突然增大，故Mg、Al的化合价为＋2、＋3价。 【要点归纳】 1．影响电离能数值大小的因素 (1)核电荷数、原子半径 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。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)核外电子排布 ①某原子或离子具有全充满、半充满或全空的电子排布时，电离能较大。如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层ns2全充满，第ⅤA族元素最外层np3半充满，比较稳定。 ②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。Zn(3d104s2)比同周期相邻元素的电离能大。 2．逐级电离能 (1)概念：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 (2)变化规律 同一原子的逐级电离能越来越大，即I1<I2<I3……原因是原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难。 3．电离能的应用 (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，因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价 如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，或主族元素的最高化合价为＋n价。例如：若某元素的逐级电离能I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I4≫I3>I2>I1，则该元素通常显＋3价。 [拓展] 金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致 金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。 【典例分析】 【典例2】 根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol-1)，判断下列说法不正确的是(　　) 元素代号 I1 I2 I3 I4 Q 2 080 4 000 6 100 9 400 R 500 4 600 6 900 9 500 S 740 1 500 7 700 10 500 T 580 1 800 2 700 11 600 U 420 3 100 4 400 5 900 Q元素可能是0族元素 B．R和S元素均可能与U元素在同一主族 C. U元素可能在元素周期表的s区 D．原子的价层电子排布式为ns2np1的可能是T元素 解析：选B。根据电离能的数据可知，R元素的最外层应该有1个电子，S元素的最外层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；U元素的最外层有1个电子，可能属于s区元素，C项正确；T元素最外层有3个电子，价层电子排布式为ns2np1，D项正确。 【对点练】 3.下列有关电离能的说法中，正确的是(　　) A．第一电离能是原子失去核外第一个电子需要的能量 B．在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右一定越来越大 C．可通过各级电离能的数值，判断元素可能具有的化合价 D．第一电离能越大的元素，非金属性一定越大 答案：C 4．(2024·福建福州高二期中)在下列各组元素中，有一组原子的第一电离能分别是1 086 kJ·mol-1、1 402 kJ·mol-1、1 313 kJ·mol-1，那么这组元素可能是(　　) A．C、N、O B．F、Ne、Na C．Be、B、C D．S、Cl、Ar 解析：选A。同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，由于2p轨道处于半充满的稳定状态，失去电子较难，因此其第一电离能大于C和O，A符合；第一电离能Na<F<Ne，B不符合；第一电离能B<Be<C，C不符合；第一电离能S<Cl<Ar，D不符合。 5．元素X的各级电离能数据如下： I/(kJ·mol-1) I1 I2 I3 I4 I5 I6 578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378 则元素X的常见化合价是(　　) A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋6 答案：C 【情境诱思】 电负性是表述原子吸引键合电子能力大小的一种度量。怎样理解电负性可以度量金属性与非金属性的强弱？ 提示：金属元素越容易失去电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得到电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强，所以可以用电负性来度量元素的金属性与非金属性的强弱。 1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。 2．衡量标准 以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．递变规律(一般情况) (1)同周期自左到右，元素的电负性逐渐 。 (2)同主族自上到下，元素的电负性逐渐 。 【易错辨析】 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( ) 4．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( ) 问题1：查阅教材中H、O、Cl的电负性数据，分析HClO中各元素的价态。 问题2：根据电负性的变化规律，分析预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素？电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)? 提示：H、O、Cl的电负性分别为2.1、3.5、3.0，根据HClO的结构式H—O—Cl，可知O对键合电子的吸引力最强，键合电子偏向O元素，O为－2价，H为＋1价、Cl为＋1价。 提示：电负性最大的元素为F元素，电负性最小的元素为Cs元素。 【要点归纳】 电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性的强弱 【提醒】 不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准，如Pb(铅)的电负性为1.9，大于1.8，是金属而不是非金属。 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 【提醒】 并不是所有电负性差值大于1.7的元素原子间一定形成离子键，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，二者电负性差为1.9，但HF形成的是共价键；Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH形成的是离子键。 4．解释元素的对角线规则 Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似，如Li、Mg在氧气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 【典例分析】 【典例3】 下列说法不正确的是(　　) A．主族元素第一电离能与电负性的变化趋势一致 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 解析：选A。主族元素第一电离能与电负性的变化趋势基本一致，但有特例，如第一电离能N>O，电负性O>N，故A错误。 【对点练】 6.下列有关元素电负性的说法中正确的是(　　) A．主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大 B. 在元素周期表中，元素电负性从左到右依次增大 C．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 解析：选D。主族元素的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但有特例，如电负性：O>N，但第一电离能：N>O，A项错误。B、C项没有考虑过渡元素的情况。 7．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 试结合元素周期律知识完成下列问题： (1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是____________________________________________________。 (2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素构成的化合物属于________(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合物的形成过程： _________________________________。 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。 Mg3N2：________； BeCl2：________； AlCl3：_________； SiC： ________。 答案：(1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)　(2)F　Na　离子　 (3)离子化合物　共价化合物　共价化合物　共价化合物 课堂加练·课后检测 【课堂加练题组】 1．下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( ) A．NaF B．MgI2 C．BaI2 D．KBr 解析：选B。题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg2+)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Ba2+)，阴离子半径由大到小的顺序为r(I－)＞r(Br－)＞r(F－)。要使 eq \f(r（阳）,r（阴）)最小，应取r(阳)最小的与r(阴)最大的相比，即 eq \f(r(Mg2+),r(I－))最小。 2．x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知(　　) A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性小于y的电负性 C．x的非金属性小于y的非金属性 D．x的第一电离能大于y的第一电离能 3．下列元素按电负性由大到小的顺序排列的是(　　) A．K、Na、Li B．N、O、F C．As、P、N D．F、Cl、S 答案：D 答案：D 4．(2024·辽宁盘锦高二检测)如图所示为元素周期表中短周期的一部分，下列关于Y、Z、M的说法正确的是(　　) A．电负性：Y>M>Z B．离子半径：M－>Z2->Y－ C．简单氢化物的稳定性：H2Z>HM D．第一电离能：Y<Z<M 解析：选A。由Y、Z、M在元素周期表中的相对位置可知，X为He元素、Y为F元素、Z为S元素、M为Cl元素。同周期元素，从左到右非金属性依次增强，电负性依次增大，同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，电负性依次减小，则元素的电负性大小顺序为F>Cl>S，A正确；同主族元素，从上到下，离子半径依次增大，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则简单离子半径的大小顺序为S2->Cl－>F－，B错误；元素非金属性越强，形成的简单氢化物越稳定，非金属性：Cl>S，则稳定性：H2S<HCl，C错误；第一电离能：F>Cl>S，D错误。 5．(1)光催化还原CO2制备CH4的反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O的电负性由大至小的顺序是________。 (2)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2-和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。 (3)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________。 (4)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。 解析：(2)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C为P元素，D为Cl元素；A2-和B＋具有相同的电子构型，则A为O元素，B为Na元素；非金属性越强，元素的电负性越大，则四种元素中电负性最大的是O元素。(4)Ni的价层电子排布为3d84s2，3d能级上有2个未成对电子。第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小。 答案：(1)O＞Ge＞Zn　(2)O　(3)H＜C＜O　(4)C 【基础达标练】 1．已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是(　　) 元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge 电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8 A.Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6 B．Ge既具有金属性，又具有非金属性 C．Be和Cl可形成极性键 D．O和F形成的化合物中O显正价 解析：选A。Mg元素的金属性小于Na，大于Be，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A错误。 2．下列有关微粒半径大小关系的比较中，正确的是(　　) A．微粒X＋与Y－的核外电子排布相同，则离子半径：X＋>Y－ B．原子X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是X<Y C．r(Cu)>r(Cu＋)>r(Cu2+) D．同一主族非金属性X>Y，则原子半径：X>Y 答案：C 3．我国科研人员发现了一种安全、高效的点击化学试剂FSO2N3，下列有关F、S、O、N的说法中正确的是(　　) A．电负性：F>N>O>S B．第一电离能：F>O>N>S C．最高正价：F>O＝S>N D．基态原子核外未成对电子数：N>O＝S>F 答案：D 4．(2024·河南濮阳高二检测)W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数依次增大，基态原子的价电子排布式如下： 元素基态原子 W X Y Z 价电子排布式 (w＋1)sw(w>1) 3sx3px ys2ypy zsnzp2n 按照W、X、Y、Z的顺序，下列各项由大到小排列的是(　　) A．核电荷数 B．电负性 C．原子半径 D．最高正化合价 解析：选C。s轨道最多容纳2个电子，w>1，则w＝2，故W元素价电子排布为3s2，是Mg；由W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数依次增大，决定X、Y、Z均为第三周期元素，X中x＝2，则价电子排布式为3s23p2，X是Si；Y中y＝3，则价电子排布式为3s23p3，Y是P；Z中z＝3，n＝2，则价电子排布式为3s23p4，Z是S。第三周期元素从左到右，核电核数、电负性、最高正化合价均依次增大，原子半径依次减小。 5．(2024·甘肃张掖高二联考)据图分析，下列说法不正确的是(　　) A．镓的核电荷数为31 B．锗原子的相对原子质量为72.63 C．镓、锗位于周期表p区 D．第一电离能：Ga<Ge 解析：选B。由图可知，镓是31号元素，镓的核电荷数为31，A正确；元素周期表中原子量是元素的原子量，锗元素的相对原子质量为72.63，B错误。 6．(2024·江苏徐州高三期中)元素As、Se、Br位于元素周期表中第四周期。下列说法正确的是(　　) A．原子半径大小：r(As)>r(Se)>r(Br) B．电离能大小：I1(As)<I1(Se)<I1(Br) C．氢化物稳定性：AsH3>H2Se>HBr D．电负性大小：χ(As)>χ(Se)>χ(Br) 答案：A 7．设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，并完成下列问题。 (1)同主族内不同元素的E值的变化特点是_________________________。 (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) (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＜________。 (4)10号元素E值较大的原因是__________________________________。 解析：(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。 答案：(1)随着原子序数的增大，E值变小　(2)①③　(3)485　738 (4)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 【能力提升练】 8．(2024·河南濮阳高二检测)下表列出了短周期金属元素R的各级电离能数据： 电离能级数 I1 I2 I3 I4 I5 I6 … 电离能/(kJ·mol-1) 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 … 下列有关R元素的说法错误的是(　　) A．R元素的基态原子占据的最高能级的原子轨道的形状是哑铃形 B．R元素的基态原子的电子排布式是1s22s22p2 C．R元素的第一电离能低于同周期左侧相邻元素 D．R元素在元素周期表中属于p区元素 解析：选B。由电离能数据可知，该元素最外层有3个电子，且总电子数超过6，因此为Al, Al基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p1，基态原子占据的最高能级的原子轨道为p轨道，形状是哑铃形，A正确、B错误、D正确；同周期左侧相邻元素为Mg，第一电离能大于Al，C正确。 9．(2024·广东揭阳高二期中)含N、F、Cl、As、Se等主族元素的某些化合物对工农业生产意义重大，下列说法正确的是(　　) A．N元素基态原子所有价电子的电子云轮廓图均为哑铃形 B．Se元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24p4 C．O、F、Cl电负性由大到小的顺序为F＞Cl＞O D．电负性As<Se 解析：选D。N元素基态原子价电子为2s22p3，电子云轮廓图有哑铃形和球形两种，A错误；Se元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p4，B错误；O、F、Cl电负性由大到小的顺序为F>O>Cl，C错误。 10．(2024·吉林长春高二检测)前四周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子中有6个运动状态不同的电子，Y是地壳中含量最多的元素，基态Z原子K、L层上的电子总数是3p原子轨道上电子数的两倍，基态W原子中有6个未成对电子。下列说法不正确的是(　　) A．电负性：X<Y，原子半径：X>Y B．同周期中，元素Z的第一电离能最大 C．简单氢化物的稳定性：X<Z D．在一定条件下，W2Y eq \o\al(2-,7)和WY eq \o\al(2-,4)可以相互转化 解析：选B。X原子中有6个运动状态不同的电子，即X有6个电子，则X为C元素；Y是地壳中含量最多的元素，则Y为O元素；基态Z原子K、L层上的电子总数是3p原子轨道上电子数的两倍，K层2个电子，L层8个电子，其3p轨道有5个电子，则Z为Cl元素；基态W原子中有6个未成对电子，W有d轨道，价电子为3d54s1，W是Cr。元素非金属性越强，电负性越大，电负性：C＜O，原子半径：C＞O，A正确；与Cl同周期元素中第一电离能最大的是Ar元素，B错误；非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性：Cl>C，则简单氢化物稳定性：HCl>CH4，C正确；在一定条件下，重铬酸根离子可以和铬酸根离子相互转化，D正确。 11．(2024·河北廊坊高二联考)常温下，W、X、Y、Z四种短周期主族元素的最高价氧化物对应的水化物溶液的pH(浓度均为0.01 mol·L-1)和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列叙述正确的是(　　) A．简单离子半径：Z>Y>X>W B．第一电离能：Z>Y>W C．Z的单质具有强氧化性和漂白性 D．W、Y、Z都可能形成18e－的氢化物分子 解析：选D。根据溶液的浓度和对应的pH可知X的最高价氧化物对应的水化物为一元强碱，W、Z的最高价氧化物对应的水化物是一元强酸，W的原子序数小于X，Z的原子序数大于X，则X是Na元素，W是N元素，Z是Cl元素；同浓度Y的最高价氧化物对应的水化物溶液的pH比HNO3的pH小，结合原子序数：X<Y<Z，说明Y的最高价氧化物对应的水化物是H2SO4，Y是S元素。简单离子半径：S2->Cl－>N3->Na＋，A项错误；第一电离能：N>Cl>S，B项错误；氯气没有漂白性，氯气与水生成的次氯酸才具有漂白性，C项错误；N2H4、H2S、HCl都是含18e－的氢化物，D项正确。 12．根据要求回答下列问题： (1)《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石(ZnCO3)入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。Zn、C、O的电负性由大至小的顺序是___________。 (2)①O2-、②Al3+、③Cl－、④Ca2+的半径由大到小排列为_________(用序号表示)。 (3)下列属于激发态氧原子的轨道表示式的有____________(填字母)。 a． b． c． d． (4)Cu的价层电子排布式为___________，位于周期表的_____区。 (5)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为______。 (6)基态S原子的原子核外电子有______种空间运动状态，其能量最高的电子电子云轮廓图为_______形。 (7)由于Be与Al处于对角线位置，性质具有相似性，根据对角线规则，写出Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式：______________________________。 答案：(1)O>C>Zn　(2)③④①②　 (3)bc　(4)3d104s1　ds　(5)M　(6)9　哑铃　 (7)Be(OH)2＋2NaOH===Na2[Be(OH)4] 13．(2024·河南焦作高二检测)下表是元素周期表的一部分，表中所列字母分别代表一种元素。试回答下列问题： (1)请写出n元素基态原子的电子排布式：____________________。 (2)o、p两元素的部分电离能数据列于下表： 元素 o p I1/(kJ·mol-1) 717 759 I2/(kJ·mol-1) 1 509 1 561 I3/(kJ·mol-1) 3 248 2 957 比较两元素的I2、I3可知，气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难，原因是_____________________________________________________。 (3)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序排列如图(Ⅰ)所示，其中电负性最大的是________(填图中的序号)。 (4)所给元素周期表中所列的某主族元素的电离能情况如图(Ⅱ)所示，则该元素是________(填元素符号)。 (5)基态i原子核外电子云有________种不同的伸展方向，共有________种不同能级的电子，有________种不同运动状态的电子。 (6)第四周期中最外层仅有1个电子的所有基态原子的元素有_________________，第四周期中，3d轨道半充满的元素符号是________。 解析：(1)由图可知，n为钾元素，基态原子的电子排布式：1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。 (2)由图可知，o、p分别为25、26号的锰、铁元素，基态Mn原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d54s2，基态Fe原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，锰失去2个电子后3d轨道处于半充满较稳定状态，故Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难。 (3)第三周期8种元素的单质只有氯气、氩气常温下为气体，且氩气熔点更低，故2为氯气，同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，故电负性最大的是2。 (4)由图可知，该主族元素的最外层有3个电子，且电子数应该大于5，位于第ⅢA族，则为铝元素。 答案：(1)1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)　(2)Mn2+的3d能级为半充满状态，比较稳定　(3)2　(4)Al　(5)4　5　13　(6)K、Cr、Cu　Cr、Mn $$