第1章 第2节 第2课时 元素周期律-【创新教程】2025-2026学年高中化学选择性必修2五维课堂同步Word教案（人教版2019）

第2课时　元素周期律 课标要点 核心素养 1.能说出元素电离能、电负性的含义 2.能应用元素的电离能解释元素的某些性质 3.了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化 4.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力 1.宏观辨识与微观探析：通过原子半径、电离能、电负性的变化规律，建立“位－构－性”的本质关联 2.变化观念与平衡思想：把相对抽象的元素金属性、非金属性具体化为电离能与电负性等可量化的元素性质，丰富了元素周期表在过渡元素等领域的应用价值 [知识梳理] [知识点一]　原子半径　 1．影响因素 2.递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径　越小　(稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下，　电子层数　越多，半径　越大　。 [知识点二]　电离能　 1．电离能的概念 　气态电中性基态原子　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。 2．元素第一电离能变化规律 (1)对同一周期的元素而言，　第一种(碱金属和氢)　元素的第一电离能最小，　最后一种(稀有气体)　元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从　小　到　大　的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 (2)同族元素，自上而下第一电离能　变小　，表明自上而下原子越来越　易　失去电子。 3．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　小　，原子越容易失去一个电子，元素金属性越　强　。 [知识点三]　电负性　 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　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　。 2．衡量标准 以氟的电负性为　4.0　和锂的电负性为　1.0　作为相对标准，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　变大　。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐　变小　。 4．应用：判断金属性、非金属性强弱 [自我评价] 1．[判一判](对的在括号内打“√”，错的在括号内打“×”) (1)电子层数越多，原子半径越大。(×) 提示：如锂的原子半径为0.152 nm，而氯的原子半径为0.099 nm。 (2)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。(×) 提示：同周期主族元素的简单离子中，阴离子半径大于阳离子半径，如离子半径S2－＞Na＋。 (3)原子序数越大，核外电子数越多，原子半径越大。(×) (4)同周期，从左到右，最高正价一定由＋1价递变为＋7价。(×) (5)N、O的第一电离能和电负性均为N＜O。(×) (6)同周期中，稀有气体元素的第一电离能最小。(×) (7)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准。(√) 提示：电负性是以氟为4.0和锂为1.0作为相对标准得出的相对数值。 (8)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。(√) 提示：电负性越大，即吸引电子能力越强，元素非金属性越强。 2．[练一练] 在下列横线上，填上适当的元素符号。 (1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是　________　，第一电离能最大的元素是　________　。 (2)第二、三、四周期元素中p轨道半充满的原子分别是　________　。 (3)电负性相差最大的两种元素是　________　(放射性元素除外)。 解析：一般来说，同周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势(除第ⅡA族、第ⅤA族元素反常外)，同周期中碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的元素为Na，第一电离能最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。 答案：(1)Na　Ar　(2)N、P、As　(3)F、Cs 　电离能规律及其应用 [情境素材] 前四周期元素第一电离能(I1)的变化如图所示。 [思考探究] (1)据图可知，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。 提示：同周期中，第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3，np轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以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。 (2)根据Na、Mg、Al的电离能数据，回答： ①为什么同一元素的电离能逐级增大？ ②为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3? 提示：①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1＜I2＜I3＜……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，核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。同理I3＞I2、I4＞I3……In＋1＞In。 ②Na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；Al和I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 [核心突破] 1．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，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量较多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。 (2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。 2．影响电离能的因素 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。 (1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。 (2)同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 (3)某些元素具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，第VA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。 3．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能层上(K、L能层)，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。 [典例示范] [典例1]　下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4 562 6 912 9 543 Y 578 1 817 2 745 11 575 根据表中所列数据的判断，错误的是(　　) A．元素X是ⅠA族的元素 B．元素Y的常见化合价是＋3价 C．元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2 D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 [思维建模]　解析有关电离能判断化合价问题的思维流程如下：逐级计算In＋1与In的比值并比较大小，看逐级电离能的突变判断元素的化合价。 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。 [解析]　D　[X和Y都是主族元素，I是电离能，X第一电离能和第二电离能相差较大，则X为第ⅠA族元素；Y元素第三电离能和第四电离能相差较大，则Y是第ⅢA族元素，X第一电离能小于Y，说明X活泼性大于Y，X第一电离能和第二电离能相差较大，说明最外层1个电子，则元素X是ⅠA族的元素，故A正确；Y元素第三电离能和第四电离能相差较大，Y原子核外有3个电子，为ⅢA族元素，则化合价为＋3价，故B正确；元素X与O形成化合物时，X的电负性小于O元素，所以在二者形成的化合物中X显＋1价、O元素显－1或－2价，则化学式可能是X2O或X2O2，故C正确；如果Y是第三周期元素，则为Al，Al和冷水不反应，和酸、强碱溶液反应，故D错误。] [易错提醒]　(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ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于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ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。 [学以致用] 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)。 I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 …… 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R元素的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1 解析：B　[从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2价，最外层电子数为2，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。] 2．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，设其为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　________　(填编号)。 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：本题主要考查元素第一电离能的变化规律。 (1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数增大，E值变小。(2)从第二、三周期看，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构。 答案：(1)随着原子序数增大，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 　　电负性规律及其应用 [情境素材] 下表给出了16种元素的电负性数值。 元素 H Li Be B C N O F 电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 元素 Na Mg Al Si P S Cl K 电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8 [思考探究] (1)根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半径间有何关系？ 提示：同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。 (2)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：电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Cs。 (3)利用表中数据估测钙的电负性范围。 提示：由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。 [核心突破] 电负性的应用 1．判断元素的金属性和非金属性 (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，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在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．判断化学键的类型 一般认为： (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。 4．解释元素“对角线”规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。 这可以由元素的电负性得到解释：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，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空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。 [典例示范] [典例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 [思维建模] 解析有关电负性问题的思维流程如下： 同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强。 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。 [解析]　A　[ⅠA族元素从上到下，非金属性减弱，金属性增强，所以电负性从上到下逐渐减小；ⅦA族元素从上到下非金属性减弱，ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐减小，故A错误；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，所以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，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大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，所以吸引电子能力越大，电负性越大，故C正确；NaH中的H元素最低为－1，则H可以放在第ⅦA族中，故D正确。] 电负性应用的局限性 (1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。 (2)元素电负性的值是相对量，没有单位。 (3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。 [学以致用] 3．下列有关电负性的说法中正确的是(　　) A．主族元素的电负性越大，元素原子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越来越小 C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价 解析：D　[A.N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素，故A错误；B.对于主族元素同周期自左而右电负性逐渐增大，过渡元素电负性没有明显规律，故B错误；C.过渡元素很多金属的电负性大于非金属元素，故C错误；D.电负性数值小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性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，故D正确；故选D。] 4．下列给出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 已知两成键元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素的电负性差值小于1.7时，形成共价键。 请运用元素周期律知识完成下列各题： (1)一般来说，同一周期中，从左到右，元素的电负性　________　；同一主族中，从上到下，元素的电负性　________　。所以，元素的电负性随原子序数递增呈　________　变化。 (2)短周期元素中，电负性最大的元素是　________　，电负性最小的元素是　________　，由这两种元素形成的化合物属于　________　(填“离子”或“共价”)化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：________________________________________________________________________。 (3)Al和F形成的化合物为　________　(填“离子”或“共价”，下同)化合物，Al和Cl形成的化合物为　________　化合物。在S和Cl形成的化合物中，　________　元素呈负价，理由是__________________________________________________________________。 (4)表中符合“对角线规则”的元素有Li和　________　、Be和　________　、B和　________　，它们的性质分别有一定的相似性，其原因是________________________________________________________________________。 写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(2)短周期元素中，F的电负性最大(为4.0)，Na元素的电负性最小(为0.9)，两种元素的电负性差值为3.1，大于1.7，故NaF为离子化合物。 (3)F和Al的电负性差值为2.5，大于1.7，故AlF3也为离子化合物；Cl和Al的电负性差小于1.7，故AlCl3为共价化合物；S与Cl形成的化合物中，S显正价，Cl显负价(电负性：Cl＞S)。(4)根据“对角线规则”，Be和Al的性质相似，Be(OH)2为两性氢氧化物，能与强酸和强碱反应。 答案：(1)逐渐变大　逐渐变小　周期性　(2)F　Na　离子 (3)离子　共价　Cl　氯元素的电负性比硫元素大 (4)Mg　Al　Si　电负性数值相近　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O 1．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 解析：C　[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。] 2．根据下表中五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，在周期表中，最可能处于同一族的是(　　) 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 A.Q和R B．S和T C．T和U D．R和U 解析：D　[由元素电离能可以看出，Q第三电离能和第四电离能相差较大，且其第一电离能较大，所以Q可能是稀有气体元素；R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现＋1价，最外层电子数为1，二者位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现＋2价，最外层电子数为2，T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最外层电子数为3，所以只有R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最有可能在同一族。] 3．电负性是一种重要的元素性质，某些元素的电负性(鲍林标度)数值如下表。所示： 元素 H Li O Al P S Cl 电负性 2.1 1.0 3.5 1.5 2.1 2.5 3.0 下列说法不正确的是(　　) A．LiAlH4中H是－1价，该物质具有还原性 B．非金属性：O＞Cl C．H－Cl键比H－S键极性大 D．Si的电负性范围在2～3之间 解析：D　[A.Li、Al、H三种元素中，H的电负性最大，所以LiAlH4中H是－1价，该物质具有还原性，故A正确；B.O的电负性大于Cl，元素的电负性越大，其非金属性越强，所以非金属性：O＞Cl，故B正确；C.Cl的电负性大于S，则Cl和H形成的H－Cl键的极性比 S和H形成的H－S键极性大，故C正确；D.Si位于周期表第三周期第ⅣA族，其电负性应介于它前面的元素Al和它后面的元素P之间，即Si的电负性范围在1.5～2.1之间，故D错误。] 4．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．原子半径：A>B>C>D B．原子序数：d>c>b>a C．离子半径：C>D>B>A D．元素的第一电离能：A>B>D>C 解析：C　[A、B、C、D在元素周期表中的相对位置为，根据递变规律判断。] 5．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。 (1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是　________　(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是　________　大于　________　。 (2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是　________　，写出该元素基态原子的核外电子排布式： ________________________________________________________________________。 (3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。 锂 X Y I1 519 502 580 I2 7 296 4 570 1 820 I3 11 799 6 920 2 750 I4 — 9 550 11 600 ①表中X可能为以上13种元素中的　________　元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：　______________　。 ②Y是周期表中第　________　族的元素。 ③以上13种元素中，　________　元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。 解析：(1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全充满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。 答案：(1)m　c　f　(2)i　1s22s22p63s23p3 (3)①a　Na2O、Na2O2　②ⅢA　③m [课堂小结] 微专题一　元素推断 [专题精讲] 1．元素推断的一般思路 2．推断元素名称的方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素原子形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同。 ①与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。 ②与Ne电子层结构相同的离子有F－，O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ③与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。 (2)利用常见元素及其化合物的特征。 ①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 ④单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 3．确定元素位置的方法 (1)由基态原子的价层电子排布式给元素定位。 周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数 主族元素的族序数＝价层电子数 第ⅢB族～第ⅦB族的价层电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价层电子数。如锰的价层电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 (2)根据原子序数以0族为基准给元素定位。 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn 周期序数 一 二 三 四 五 六 原子序数 2 10 18 36 54 86 ①原子序数－稀有气体元素的原子序数(相近且小)＝元素所在的纵列数。 第1、2纵列为第ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为第ⅢB族～第ⅦB族，第8～10纵列为第Ⅷ族，第11、12纵列为第ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列为第ⅢA族～第ⅦA族。该元素的周期数＝稀有气体元素的周期数＋1。 如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。 分析：41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第五周期第ⅤB族。 注意：使用此法若为第六、七周期第ⅢB族(含镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。 ②稀有气体元素的原子序数(相近且大)－原子序数＝18－该元素所在纵列数。 如判断114号元素在元素周期表中的位置。 分析：118－114＝4，为顺数第14纵列或倒数第5纵列，故114号元素位于第七周期第ⅣA族。 [专题精练] 1．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　) A．第一电离能：W>X>Y>Z B．简单离子的还原性：Y>X>W C．简单离子的半径：W>X>Y>Z D．氢化物水溶液的酸性：Y>W 解析：C　[四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成淡黄色化合物Z2X2，该淡黄色化合物为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素。同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F>O>Cl>Na，A错误；O、F、Cl三种元素的简单离子中，F－还原性最弱，B错误；电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl－>O2－>F－>Na＋，C正确；F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。] 2．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子，下列说法正确的是(　　) A．X元素原子基态时的电子排布式为[Ar]4s24p3 B．X元素是第四周期第ⅤA族元素 C．Y元素原子的轨道表示式为 D．Z元素具有两性 解析：B　[X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子即4p3，结合构造原理，可推出X原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，即[Ar]3d104s24p3，A项错误，B项正确；Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，可能是碳或氧元素；若是碳，则Z为Li，不可能形成负一价离子，所以Y只能是氧元素，Z为氢元素，所以C、D均错误。] 3．如图是元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　) A.通常情况下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．W的电负性比X的电负性大 D．第一电离能：R＞W＞Y 解析：D　[根据元素在周期表中的位置可判断出：R为Ar、Z为Br、Y为S、W为P、X为N。Br2在常温下为液体，而S和P在常温下为固体，所以五种元素的单质中，不是Br2的沸点最高，A错误；S2－的电子层结构与Ar相同，而Br－的电子层结构与Ar不相同，B错误；N的电负性大于P的电负性，C错误；同周期，从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大趋势，但第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族的，第ⅡA族的第一电离能大于第ⅢA族的，所以第一电离能大小关系为Ar＞P＞S，D正确。] 4．已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是(　　) A．元素的第一电离能：X>W B．离子的还原性：Y2－>Z－ C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ D．原子半径：X<W 解析：B　[1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，则W和X是金属元素，且在周期表中W位于X的右侧，Y和Z是非金属元素，在周期表中位于W和X的上一周期，其中Z位于Y的右侧。同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即金属性：X＞W，非金属性：Z＞Y，所以元素的第一电离能：X＜W，原子半径：X＞W，离子的还原性：Y2－＞Z－，氢化物的稳定性：H2Y＜HZ。] 5．短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，且原子最外层电子数之和为16。Y的原子半径比X的大，X与W同主族，Z是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是(　　) A．原子半径的大小顺序：r(W)＞r(Z)＞r(Y) B．元素X、Y只能形成一种化合物 C．元素W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强 D．Y、W最高价氧化物所对应的水化物均能溶解Z的氢氧化物 解析：D　[Z是地壳中含量最高的金属元素，则Z是Al元素；X、Y、Z、W的原子序数依次增大，原子最外层电子数之和为16，X与W同主族，则W、X是第ⅣA～ⅥA族元素；Y的原子半径比X的大，则X、Y分别在2个不同周期；Y是第ⅠA～ⅡA族元素，所以W、X是第ⅥA族元素，X是O元素、W是S元素；Y是ⅠA族元素，是Na元素。原子半径的大小顺序：r(S)＜r(Al)＜r(Na)，A错误；元素O、Na能形成氧化钠和过氧化钠，B错误；O的非金属性比S强，故H2O的热稳定性比H2S强，C错误；氢氧化铝是两性氢氧化物，既能与强碱NaOH反应，又能与强酸H2SO4反应，D正确。] 6．某元素A的L层要比M层少6个电子，它有两种常见的阳离子a和b(其中a的化合价大于b的化合价)。则： (1)a的M层比N层多　________　个电子；b的L层比M层少　________　个电子。a的稳定性　________　(填“大于”或“小于”)b的稳定性。 (2)写出A的电子排布式：_____________________________________________________。 a的最外层轨道表示式为_____________________________________________________。 解析：本题考查的是由原子核外电子排布推断元素名称。由于第K、L层电子排布不出现能级交错，由题意可知A元素的L层已填满，共有8个电子，可得A的M层上有14个电子，则A的第M层电子排布为3s23p63d6，即可得A的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即A为Fe原子，其两种阳离子分别为Fe3＋和Fe2＋，阳离子a的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，阳离子b的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，再根据洪特规则，a的3d轨道处于半充满状态，a比b稳定。 答案：(1)13　6　大于　(2)1s22s22p63s23p63d64s2 7．在元素周期表前四周期中，有A、B、C、D四种元素，它们的原子序数依次增大，A原子有3个未成对电子；B元素原子次外层有8个电子，1 mol B单质与足量盐酸反应可生成1 mol H2，B单质不易与冷水反应；C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的；D元素易形成－1价离子。 (1)填写下表： 元素 A B C D 名称 电子排布式 轨道表示式 属于哪个区 (2)A元素位于第　________　周期　________　族，B元素位于第　________　周期　________　族。 (3)C元素位于第　________　周期　________　族，C2＋的电子排布式为________________________________________________________________________。 (4)写出B与D两种元素形成的化合物的电子式：　______________　，此化合物属于　________　化合物。 (5)四种元素中电负性最大的元素是　________　(用元素符号表示，下同)，第一电离能最小的元素是　________　。A、B两种元素的原子半径大小关系是　________　，单核离子的离子半径大小是_____________________________________________________________。 解析：A原子有3个未成对电子，其价层电子排布为2s22p3或3s23p3；1 mol B与盐酸反应产生1 mol H2，B为第ⅡA族元素Mg或Ca，又由于B比A的原子序数大且不易与冷水反应，则B为Mg元素，那么A为氮元素。C元素的＋3价离子的d轨道是半充满的即3d5，那么它的原子的价层电子排布式为3d64s2，C为铁元素；D元素在第四周期(原子序数比C大)且易形成－1价阴离子，它是溴元素。 答案：(1) (2)二　ⅤA　三　ⅡA (3)四　Ⅷ　1s22s22p63s23p63d6 (5)N　Mg　Mg＞N　Mg2＋＜N3－ 学科网（北京）股份有限公司 $$