第6章 第2讲 元素周期表 元素周期律(课件PPT)-【金榜题名】2026年高考化学一轮总复习

第六章　物质结构与性质　元素周期律 第2讲　元素周期表　元素周期律 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 目录 contents Part 01 考点一 考点二 Part 02 课时达标素养（二十七） Part 04 高考真题集训 Part 03 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 考点一　 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 核外电子数 质子数 最外层电子数 核电荷数 原子序数 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 2 3 4 5 6 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 非金属元素区 金属性 金属元素区 金属元素区 非金属性 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 考点二　 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 原子序数 元素原子的 核外电子排布 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 相同 相同 逐渐减小 依次增加 逐渐增大 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 主族序数－8 主族序数 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐减弱 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 最低能量 I1 kJ·mol-1 增大 变小 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 对键合电子吸引力 越大 4.0 变大 变小 小于1.8 大于1.8 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 右下方 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 高考真题集训 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 课时素 养达标 （二十七） 点击进入word 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 谢谢观看 第六章 物质结构与性质 元素周期律 高考总复习 化学 返回目录 高考目标定位　1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。2.了解金属、非金属元素在元素周期表中的位置及其性质递变规律。3.认识元素性质与元素在周期表中位置的关系，体会元素周期律（表）在学习元素化合物知识和科学研究中的重要作用。4.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。5.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现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 考点一　元素周期表的结构及应用 1．元素周期表的结构 (1)原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，称之为原子序数，原子序数＝ ＝ ＝ 。 (2)编排原则 (3)结构 ①周期：3短4长，共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 0族元素 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②族：7主族＋8副族＋0族，共16个族 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 0族 第18纵列 思考1　 (1)第ⅠA族元素不等同于碱金属元素，　　　　元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表第18列是　　　　族，第8、9、10三列是第　　　　族。 (3)所含元素种类最多的族为　　　　　族，共有　　　　　种元素，组成化合物种类最多的元素为ⅣA族。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于　　　　　元素，且最外层电子数即为　　　　　　　　。 提示　(1)H　(2)0　Ⅷ　(3)ⅢB　32 (4)主族　主族的族序数 2．原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层 数(n) 每周期中各元素 原子价层电子排布特点 二 2s1→2s22p6 三 3s1→3s23p6 四 五 六 ②关系：周期序数＝该周期原子最大能层数。 ns2np3 ns2np4 ns2np5 (2)每族元素的价层电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布 特点 ns1 ②0族：ns2np6（其中He为1s2）。 ③副族元素：(n－1)d1～10ns1～2（Pd、镧系和锕系元素除外）。 ns2 ns2np1 ns2np2 3．原子结构与元素周期表分区的关系 (1)元素周期表分区 (2)各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6（除He外） d区 (n－1)d1～9ns1～2（除Pd外） ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 (3)金属与非金属的分界线 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、 ②各区位置：分界线左下方为 ，分界线右上方为 。 ③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的 ，又能表现出一定的 。 思考2　 (1)在元素周期表中非金属元素存在于哪个区？主族元素在哪个区？p区只包含主族元素吗？______________________ (2)ds区只有两列，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，29Cu和30Zn的价电子排布是什么？______________ 提示　(1)非金属元素除H属于s区外，其他均属于p区；主族元素在s区和p区；p区包含ⅢA～ⅦA族和0族。 (2)29Cu：3d104s1，30Zn：3d104s2。 4．元素周期表应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 练一　元素周期表的结构 1．下列说法不正确的是(　　) A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期表的根本原因 B．元素周期表可分为5个区，其中非金属元素分布在s区和p区 C.所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号 D．周期表共18个纵列，可分为7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族 答案　C 解析　除ds区外，其他区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号。 2．在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为五个区，如图所示。 (1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，基态原子的轨道表示式为　　　　。 (2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为　　　　　　　，其中较稳定的是　　　　　　。 (3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，基态原子的价层电子排布式为　　　　　　。 (4)在p区中，第二周期第ⅤA族元素原子的价电子轨道表示式为　　　　　　　　　　　。 (5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在　　　　　区中。 答案　(1) (2)Fe2+，1s22s22p63s23p63d6；Fe3+　　1s22s22p63s23p63d5　Fe3+ (3)3d104s2　(4)　(5)f 解析　(1)s区为第ⅠA族、第ⅡA族，符合条件的元素为Be，其基态原子的轨道表示式为 INCLUDEPICTURE "700.TIF" 。(2)d区为第ⅢB族～第ⅦB族及第Ⅷ族，族序数最大且原子序数最小的为Fe，常见离子为Fe2+、Fe3+，电子排布式依次为1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由离子的电子排布式可知Fe3+的3d能级“半充满”，其稳定性强于Fe2+。(3)ds区符合题述条件的为Zn，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，价电子排布式为3d104s2。(4)该题中符合题意的为N，其基态原子的价层电子轨道表示式为。(5)铀和钚均为锕系元素，位于f区。 练二　元素周期表的应用 3．下列关于元素周期表应用的说法正确的是(　　) A．在过渡元素中，可以找到半导体材料 B．在元素周期表金属和非金属分界线附近可以寻找优良的催化剂 C．为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线索 D．在金属与非金属的交界处，寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料 答案　C 解析　A．优良的催化剂含过渡金属元素，则在过渡元素中寻找优良的催化剂，而半导体材料应在金属与非金属分界处寻找，故A错误；B.在元素周期表的金属和非金属分界线附近寻找半导体材料，催化剂材料在过渡元素中寻找，故B错误；C.同周期、同族元素性质具有一定相似性、递变性，位置靠近的元素性质相似，为新元素的发现和预测它们的原子结构和性质提供线索，故C正确；D.在金属与非金属的交界处，是找到半导体材料，而不是耐高温、耐腐蚀的合金材料，故D错误；故答案为C。 4．2017年5月9日中国科学院正式向社会发布113号、115号、117号和118号元素的中文名称。已知117号元素有多种原子，如 eq \o\al(293,117)Ts、 eq \o\al(294,117)Ts 等。下列说法正确的是(　　) A． eq \o\al(293,117)Ts 和 eq \o\al(294,117)Ts 的化学性质完全不同 B．Ts位于周期表的第七周期ⅦA族 C．在Ts原子中，最后填入电子的轨道能级符号是f，故Ts位于周期表的f区 D．在周期表中，假设第八周期按现有规则填满，则117号元素的正下方是149号元素 答案　B 解析　A． eq \o\al(293,117)Ts 和 eq \o\al(294,117)Ts 是Ts元素的两种同位素，质子数为117，核外电子数为117，最外层电子数为7，化学性质相同，A错误；B.117号元素Ts位于周期表稀有气体118号前，位于第七周期第ⅦA族，B正确；C.Ts为第七周期第ⅦA族元素，最后填入的能级为7p能级，位于p区，C错误；D.按照现有规则，第八周期的元素种类数应为50种，则117号元素的正下方应为167号元素，D错误；故选B。 5．确定下列指定元素的原子序数。 (1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为　　　　。 (2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素（其中甲在上一周期），若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 (3)若A、B是相邻周期同主族元素（A在B的上一周期），A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为　　　　。 (4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是　　　　（填字母）。 答案　(1)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29 (2)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32 (3)y＝x＋m或y＝x＋n (4)B 【题后归纳】　 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 (1)第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 (2)第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 (3)第 ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 (4)0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 考点二　元素周期律　电离能、电负性 1．元素周期律 2．主族元素周期性变化规律 项目 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 原子结构 电子层数 最外层电子数 依次增加 原子半径 元素性质 金属性 非金属性 化合价 最高正化合价：＋1→＋7（O、F除外），负化合价＝ （H为－1价） 相同，最高正化合价＝ （O、F除外） 项目 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 ，碱性 酸性 ，碱性 简单气态氢化物的稳定性 3.电离能 (1)含义（第一电离能） 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 ，符号： ，单位： 。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈 的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族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逐渐 。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 思考1　 (1) C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是　　　　。 (2)第一电离能I1(Zn)　　　　I1(Cu)（填“大于”或“小于”）。原因是__________________________ 提示　(1)N　(2)大于　Zn核外电子排布式为[Ar]3d104s2，Cu核外电子排布式为[Ar]3d104s1。Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子，所以第一电离能I1(Zn)大于I1(Cu) 4．电负性 (1)含义 不同元素的原子 的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力 。 (2)计算标准 以氟的电负性为 和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体元素未计）。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐 ，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐 。 ②金属元素的电负性一般 ，非金属元素的电负性一般 ，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。 思考2　 (1)下列原子的价电子排布中，电负性大小顺序为（用元素符号表示）　　　　。 ①3s2　②3s23p3　③3s23p4　④3s23p5 (2)以NH3为例，化合物中不同元素表现的化合价与其电负性有何关系？______________________ 提示　(1)Cl＞S＞P＞Mg (2)NH3分子中，电负性较大的N元素表现负价，电负性较小的H表现正价。 5．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与 的主族元素的有些性质是相似的，如 思考3　根据对角线规则，回答下列问题 (1)锂在空气中燃烧的主要化学方程式：_______________。 (2)Be(OH)2能溶于NaOH溶液离子方程式：_____________________。 (3)AlCl3是共价型卤化物，试写出BeCl2的结构式　　　　。 提示　(1)4Li＋O2 eq \o(=====,\s\up15(点燃))2Li2O (2)Be(OH)2＋2OH－===BeO eq \o\al(2-,2)＋2H2O (3)Cl—Be—Cl 练一　微粒半径大小比较 1．有关粒子半径的变化规律不正确的是(　　) A．当电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越大 B．当最外层电子数相同时，质子数越多，原子半径越大 C．r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2+)>r(Al3+) D．r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) 答案　A 解析　A．当电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，故A错误；B.最外层电子数相同， 说明为同主族元素，质子数越多，核外电子层数越多，原子半径越大，故B正确；C.电子层数越多，微粒半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，K＋核外有3个电子层，Na＋、Mg2+、Al3+核外均为2个电子层，核电荷数：Al>Mg>Na，则r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2+)>r(Al3+)，故C正确；D.最外层电子数相同，电子层越多离子半径越大，则r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)，故D正确；故答案选A。 2．比较下列粒子半径大小（用“>”或“<”填空）。 (1)Na　　　　Mg　　　　Cl。 (2)Li　　　　Na　　　　K。 (3)Na＋　　　　Mg2+　　　　Al3+。 (4)F－　　　　Cl－　　　　Br－。 (5)Cl－　　　O2-　　　Na＋　　　Mg2+。 (6)Fe2+　　　　Fe3+。 答案　(1)>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　>　>　(6)> 【题后归纳】　微粒半径大小比较的一般规律 类别 微粒半径的变化 举例 同周期 （除0族外） 随原子序数的递增，半径由大到小 Al<Mg<Na 同主族 随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大 Li<Na<K； Li＋<Na＋<K＋ 具有相同核外电子排布的微粒 核电荷数越大，微粒的半径越小 Al3+<Mg2+<Na＋<F－<O2- 同种元素形成的微粒 阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小 H＋<H<H－；Fe3+<Fe2+<Fe 练二　元素金属性和非金属性的比较及实验探究 3．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活动性强的是(　　) A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多 C．1 molA从酸中置换出的氢气比1 mol B从酸中置换出的氢气多 D．常温时，A能从水中置换出氢气而B不能 答案　D 解析　选项A中只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，而没有指明它们的电子层数的多少，因而不能确定A、B金属的活动性强弱，如Li的最外层电子数比Ca的少，但不如Ca活泼，A项错误；比较金属的活动性强弱不能只根据电子层数的多少，如Na的电子层数比Cu的少，但Na比Cu活泼，B项错误；1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多，只能说明1 mol A失去电子数比1 mol B多，而金属的活动性强弱与原子失电子数目的多少无关，C项错误；常温时，A能从水中置换出氢气而B不能，说明A易失去电子，则A金属的活动性肯定比B金属的活动性强，D项正确。 4．某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下系列实验。 Ⅰ： (1)将钠、镁、铝各1 mol分别投入到足量的同浓度的盐酸中，试预测实验结果：　　　　与盐酸反应最剧烈，　　　　与盐酸反应最缓慢。 (2)向Na2S溶液中通入氯气出现黄色浑浊，可证明Cl的非金属性比S强，反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　。 Ⅱ：利用如图装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。 (3)仪器A的名称为　　　　，仪器B的名称为　　　　，干燥管D的作用为防止　　　　。 (4)若要证明非金属性：Cl>I－，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4，KMnO4与浓盐酸常温下反应生成氯气，C中加淀粉－碘化钾混合溶液，观察到C中溶液　　　　（填现象），即可证明。从环境保护的观点考虑，此装置缺少尾气处理装置，可用　　　　溶液吸收尾气。 (5)若要证明非金属性：C>Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液。观察到C中溶液　　　　（填现象），即可证明。但有的同学认为盐酸具有挥发性，可进入C中干扰实验，应在两装置间添加装有　　　　溶液的洗气瓶除去。 答案　(1)钠　铝　(2)S2-＋Cl2＝S↓＋2Cl－ (3)分液漏斗　锥形瓶　倒吸　(4)变蓝　NaOH (5)有白色沉淀生成　饱和NaHCO3溶液 解析　同一周期元素，元素的金属性随着原子序数的增大而减弱，元素的金属性越强，其单质与酸反应越剧烈；同主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱。(1)金属性：钠>镁>铝，元素的金属性越强，其单质与酸反应越剧烈，则相同条件下与盐酸反应最激烈的是钠，反应速率最慢的是铝，故答案为：钠；铝；(2)Cl2具有强氧化性，氯气和Na2S在溶液中发生反应生成NaCl和单质硫，反应的离子方程式为S2-＋Cl2===S↓＋2Cl－，故答案为：S2-＋Cl2===S↓＋2Cl－；(3)根据仪器的构造可知，仪器A为分液漏斗，仪器B为锥形瓶，干燥管D上部空间大，可以盛装较多的溶液，具有缓冲作用，能防止倒吸现象的发生，故答案为：分液漏斗； 锥形瓶；倒吸；(4)KMnO4与浓盐酸在室温下可以发生反应生成Cl2，氯气与淀粉碘化钾混合溶液反应生成I2单质，碘遇淀粉试液变蓝色，发生反应的离子方程式为Cl2＋2I－===2Cl－＋I2，在该反应中，Cl2作氧化剂、I2是氧化产物，物质的氧化性：Cl2>I2，从而可证明非金属性：Cl>I－；未反应的氯气会逸散到空气中，导致污染环境，可用NaOH溶液吸收，故答案为：变蓝；NaOH；(5)由于酸性H2CO3>H2SiO3，所以碳酸和硅酸钠反应生成硅酸沉淀和碳酸钠，所以C中会有白色沉淀生成；碳酸钙和盐酸反应是放热反应，放出的热量促进氯化氢挥发，导致制取的CO2气体中含有杂质HCl气体，HCl和硅酸钠反应生成硅酸沉淀，从而干扰CO2反应，为防止干扰，可以用饱和的碳酸氢钠溶液除去HCl，发生反应HCl＋NaHCO3===NaCl＋CO2↑＋H2O， 因此应在两装置间添加装有饱和NaHCO3溶液的洗气瓶除去杂质HCl气体，故答案为：有白色沉淀生成；饱和NaHCO3溶液。 【题后归纳】　 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 非金 属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 练三　电离能、电负性的比较及应用 5．四种元素的基态原子的核外电子排布式分别是：①1s22s22p4，②1s22s22p63s23p4，③1s22s22p63s23p5，④1s22s22p3，下列说法不正确的是(　　) A．最高价含氧酸的酸性：②<③ B．第一电离能：①>④ C．①②③④都是p区元素 D．电负性：①>② 答案　B 解析　四种元素的基态原子的核外电子排布式分别是：①1s22s22p4，②1s22s22p63s23p4，③1s22s22p63s23p5，④1s22s22p3，则四者分别为氧、硫、氯、氮。A.同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，最高价含氧酸的酸性：②<③，A正确；B.同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故N、O的第一电离能大小：N>O，B错误；C.由分析可知，①②③④都是p区元素，C正确；D.同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；电负性：①>②，D正确；故选B。 6．X、Y、Z、W、P、Q为短周期元素，其中Y的原子序数最小，它们的最高正价与原子半径关系如图所示。下列说法正确的是(　　) A．Y在元素周期表中位于p区 B．第一电离能：Z>P>Q>X C．氧化物对应水化物的酸性：Q>P>Z D．电负性：Q>P>Z 答案　D 解析　由题干图示信息可知，X为＋1价，原子半径最大，故X为Na，Y为＋2价，原子序数最小，Y为Be，Z为＋4价，原子半径大于Y，故Z为Si，W为＋5价，原子半径小于Y，W为N，P为＋6价，则P为S，Q为＋7价，则Q为Cl，据此分析解题。A.由分析可知，Y为Be，故Y在元素周期表中位于s区，A错误；B.由分析可知，X为Na、Z为Si、P为S、Q为Cl，为同一周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能Cl＞S＞Si＞Na即Q >P> Z>X，B错误；C.由分析可知，Q为Cl、P为S、Z为Si，其最高价氧化物对应水化物的酸性为HClO4＞H2SO4＞H2SiO3即Q>P>Z，但不是最高价氧化物对应水化物的酸性则无此规律，如H2SO4＞HClO，C错误；D.由分析可知，Z为Si、P为S、Q为Cl，为同周期元素，随原子序数的增大电负性增强，电负性：Cl>S>Si，即Q>P>Z，D正确；故选D。 7．根据信息回答下列问题： 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 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 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)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：__________________________ (2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：_____________________________。 (3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物： AlF3　　　　　　，AlCl3　　　　　　，AlBr3　　　　　　。 答案　(1)0.9～1.5 (2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 (3)离子化合物　共价化合物　共价化合物 【题后归纳】　电负性的三大应用 1．（2023·江苏高考）元素C、Si、Ge位于周期表中ⅣA族。下列说法正确的是(　　) A．原子半径：r(C)>r(Si)>r(Ge) B．第一电离能：I1(C)<I1(Si)<I1(Ge) C．碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体 D．可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料 答案　D 解析　A.同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，故原子半径：r(C)<r(Si)<r(Ge)，A错误；B.同主族元素从上往下原子的第一电离能逐渐减小，故第一电离能：I1(C)>I1(Si)>I1(Ge)，B错误；C.晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体，而石墨为混合型晶体，C60为分子晶体，C错误；D.周期表中元素Si附近存在许多准金属，故可在Si周围寻找半导体材料，D正确。 2．（2023·北京高考）下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是(　　) A．F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能 B．三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka C．氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性 D．气态氟化氢中存在(HF)2，而气态氯化氢中是HCl分子 答案　A 解析　A.F原子半径小，电子云密度大，两个原子间的斥力较强，F—F键不稳定，因此F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能，与电负性无关，A符合题意；B.氟的电负性大于氯的电负性。F—C键的极性大于Cl—C键的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基极性更大，更容易电离出氢离子，酸性更强，B不符合题意；C.氟的电负性大于氯的电负性，F—H键的极性大于Cl—H键的极性，导致HF分子极性强于HCl，C不符合题意；D.氟的电负性大于氯的电负性，与氟原子相连的氢原子可以与另外的氟原子形成分子间氢键，因此气态氟化氢中存在(HF)2，D不符合题意。 3．（2023·湖南高考）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3。下列说法正确的是(　　) A．电负性：X>Y>Z>W B．原子半径：X<Y<Z<W C．Y和W的单质都能与水反应生成气体 D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 答案　C 解析　根据题中所给的信息，基态X原子s轨道上的电子数与p轨道上的电子数相同，可以推测X为O元素或Mg元素，由荧光粉的结构可知，X主要形成的是酸根，因此X为O元素；基态X原子中未成对电子数为2，因此Y的未成对电子数为1，又因X、Y、Z、W的原子序数依次增大，故Y可能为F元素、Na元素、Al元素、Cl元素，因题目中给出W为金属元素且荧光粉的结构中Y与W化合，故Y为F元素或Cl元素；Z原子的未成键电子数为3，又因其原子序数大于Y，故Y应为F元素、Z应为P元素；从荧光粉的结构式可以看出W为某＋2价元素，故其为Ca元素。A.同一周期从左到右电负性依次增大，同一主族从上到下电负性依次减小，故四种原子的电负性大小为：Y>X>Z>W，A错误；B.同一周期从左到右原子半径依次减小，同一主族从上到下原子半径依次增大，故四种原子的原子半径大小为：Y<X<Z<W，B错误；C.F2与水反应生成HF和O2，Ca与水反应生成氢氧化钙和氢气，二者均可以生成气体，C正确；D.Z元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，几乎没有氧化性，D错误。 4．（2023·辽宁高考改编）某种镁盐具有良好的电化学性能，其阴离子结构如下图所示。W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W、Y原子序数之和等于Z，Y原子价电子数是Q原子价电子数的2倍。下列说法错误的是(　　) A．W、X、Z三者组成的化合物一定难溶于水 B．非金属性 W>Z>Y C．Q的氧化物是两性氧化物 D．该阴离子中X、Y、Z原子最外层电子都达到了8个电子稳定结构 答案　B 解析　W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W形成1条单键且核电荷数最小，W为H，X形成4条键，核电荷数大于H，且小于其他三种元素，X为C，Y形成2条单键，核电荷数大于C，Y为O，W、Y原子序数之和等于Z，Z为F，Y原子价电子数为Q原子价电子数的2倍，Q为Al。A.W、X、Z三者组成的化合物为氟代烃，难溶于水，A正确；B非金属性：F>O>H，B错误；C.Q为Al，Al2O3为两性氧化物，C正确；D.阴离子中C、O、F最外层电子都达到了8个电子稳定结构，D正确。 5．完成下列题目。 (1)（2023·北京高考）比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：　　　　　　　　　　　　　　　　　。 (2)（2022·全国甲卷）①基态F原子的价电子排布图（轨道表示式）为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势（纵坐标的标度不同）。第一电离能的变化图是　　　　　　　　　（填标号），判断的根据是______________________；第三电离能的变化图是　　　　（填标号）。 答案　(1)I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 (2)① ②图a　同一周期元素从左向右第一电离能有增大的趋势，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高　图b $$