第01讲 元素周期表、元素周期律（复习讲义）（浙江专用）2026年高考化学一轮复习讲练测

第01讲 元素周期表、元素周期律 目录 01 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 元素周期表 知识点1 元素周期表的结构 知识点2 元素周期表的应用 考向1 考查元素周期表的结构 【思维建模】元素周期表结构巧记口诀 考向2 考查元素周期表的应用 【思维建模】元素周期表在生产方面的应用 考点二 元素周期律 知识点1 元素周期律 知识点2 电离能 知识点3 电负性 知识点4 元素周期表中的有关规律 知识点5 元素“位—构—性”关系 考向1 考查金属性、非金属性递变规律 【思维建模】金属性、非金属性强弱判断的常见误区 考向2 考查原子半径、离子半径递变规律 【思维建模】“三看”法速判简单微粒半径的大小 考向3 考查第一电离能、电负性递变规律 考向4 考查元素周期律应用 考向5 考查元素综合推断 【思维建模】元素推断试题的解题模型 04 考点要求 考查形式 2025年 2024年 2023年 元素周期表 选择题 非选择题 —— —— 浙江1月卷T2，3分 元素周期律 选择题 非选择题 浙江1月卷T4，3分 浙江1月卷T12，3分 浙江6月卷T10，3分 浙江1月卷T10，3分 浙江6月卷T11，3分 考情分析： 1．从考查题型和内容上看，高考命题以选择题呈现，考查内容主要有以下几个方面：(1)运用元素周期律知识判断元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱比较第一电离能、电负性大小等。(2)元素综合推断，在解答该类试题时先确定该元素在元素周期表中的位置，然后根据该族元素性质的递变规律进行推测判断。 2.从命题思路上看，主要以选择题的形式，利用“位－构－性”的关系考查元素、物质的推断，化学键类型和化合物类型，结合元素周期律比较元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱、气态氢化物的稳定性，比较第一电离能、电负性大小等。 复习目标： 1．熟悉元素周期表的结构(周期、族、区)和应用。 2．掌握元素周期律的实质，熟悉同周期、同主族元素性质的递变规律。 3．掌握电离能、电负性的应用。 ( ) 考点一 元素周期表 知识点1 元素周期表的结构 1．元素周期表的编排原则 (1)诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 (2)编排原则 ①横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 (1)周期(横行)：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 ②分类：短周期和长周期。 ③现行元素周期表周期的特点 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 (2)族(纵列)：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，分为16个族。 ①主族：共7个，用A表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第18列。 得分速记 ①碱金属元素位于ⅠA族，氢元素不属于碱金属元素。 ②元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族。 ③根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族(含有锕系、镧系元素)，共有32种元素。 ④过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 ⑤最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 ⑥电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 3．元素周期表的分区 (1)按价层电子排布分区(一) 说明：各区价层电子排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑) d区 ⅢB族～Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n－1)d1～9 ns1～2(Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 (2)根据元素的金属性与非金属性分区(二) 说明：a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 b.各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 c.分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 (4)元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列元素，都是金属元素。 ②镧系：元素周期表第6周期第ⅢB族中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期第ⅢB族中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 ④超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。 得分速记 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。 (6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 知识点2 元素周期表应用 1．推测元素及其化合物的性质 (1)比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 (2)推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 (3)制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 2.在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： (1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料(如硅、锗、硒等)。 (2)在过渡元素(副族和Ⅷ族)中寻找优良的催化剂。 (3)在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 (4)研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 (5)位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 (1)同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 (2)同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 考向1 考查元素周期表的结构 例1(2025·浙江省强基联高三联考)下列说法不正确的是( ) A．Xe元素的所在族的原子的价电子排布式均为ns2np6，属于非金属元素 B．在元素周期表中，s区，d区和ds区的元素都是金属(氢元素除外) C．某基态原子的核外电子排布图为 ，它违背了泡利原理 D．某价电子排布为3d14s2的基态原子，该元素位于周期表中第四周期第ⅢB族 【答案】A 【解析】A项，Xe元素位于元素周期表0族，0族元素中氦元素的价电子排布式均为1s2，不是ns2np6，故A错误；B项，在元素周期表中，s区中除H元素不是金属元素外，其他元素都为金属元素，d区和ds区的元素都是金属，故B正确；C项，根据泡利原理可知，位于同一轨道的两个电子的自旋方向相反，由核外电子排布图为 可知，它违背了泡利原理，故C正确；D项，某价电子排布为3d14s2的基态原子，该元素为Sc元素，位于周期表中第四周期第ⅢB族，故D正确；故选A。 思维建模 元素周期表结构巧记口诀 横行叫周期，现有一至七，四长三个短，全部已填满。 纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。 一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。 镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。 说明：①指ⅠA族、ⅡA族、ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、Ⅷ族； ②指ⅠB族、ⅡB族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族、0族。 【变式训练1·变载体】1868年，俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一、下列有关元素周期表的说法不正确的是 A．迄今人类发现的元素中，金属元素和非金属元素种数相近 B．元素周期表有7个横行，18个纵行 C．元素周期表有七个周期，分为短周期和长周期 D．人们在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗等 【答案】A 【解析】A．非金属处于元素周期表的右上角和氢，而过渡元素都是金属元素，所以金属元素多于非金属元素，故A错误；B．素周期表有7个横行，18个纵行，16个族，故B正确；C．元素周期表有七个周期，分为短周期和长周期，故C正确；D．在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素，通常既具有金属性又具有非金属性，可以用来做良好的半导体材料，如硅、锗等，故D正确；故选A。 【变式训练2·变题型】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是( ) A．原子的价电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族元素 B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素 C．原子的价电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～第ⅦB族 D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素 【答案】B 【解析】0族元素原子的价电子排布式为1s2(氦)或ns2np6，故A项错误；原子的价电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素位于第Ⅷ族，故C项错误；基态原子的N层上只有1个电子的元素除了主族元素外，还有部分副族元素，如Cu、Cr，故D项错误。 【变式训练3·变考法】具有下列电子层结构的原子，其对应的元素一定属于同一周期的是( ) A．两种元素原子的电子层上全部都是s电子 B．3p能级上只有1个空轨道的原子和3p能级上只有1个未成对电子的原子 C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子 D．原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子 【答案】B 【解析】两种元素原子的电子层上全部都是s电子，核外电子排布式为1s1或1s2或1s22s1或1s22s2对应的分别是H、He、Li、Be，即可能属于第1周期和第2周期；3p能级上只有1个空轨道的原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，是硅元素，3p能级上只有1个未成对电子的原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1或1s22s22p63s23p5，是铝元素或氯元素，都属于第3周期元素；最外层电子排布为2s22p6的原子是氖，属于第2周期元素；最外层电子排布为2s22p6的离子对应的元素可能为钠、镁、铝属于第3周期元素，不属于同一周期元素；原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6或1s22s22p63s23p64s1或1s22s22p63s23p64s2，可能为Ar、K、Ca，不一定属于同一周期。 考向2 考查元素周期表的应用 例2关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述： ①元素周期表是学习化学知识的一种重要工具； ②利用元素周期表可以预测新元素的原子结构和性质； ③利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素； ④利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料。 其中正确的是( ) A．①②③④ B．只有②③④ C．只有③④ D．只有②③ 【答案】A 【解析】根据元素周期表可以知道元素的位置、结构、性质、原子序数等，是学习化学知识的一种重要工具，①正确；利用元素周期表，根据元素性质变化规律可以预测新元素的原子结构和性质，②正确；利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素，③正确；在非金属元素区寻找研制新农药的元素，在过渡元素区寻找研制新型催化剂的元素等，故利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料，④正确。 思维建模 元素周期表在生产方面的应用 (1)农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 (2)半导体材料都是周期表里金属与非金属交接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 (3)催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。 (4)耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅣB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 (5)矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序数的元素较多，奇数原子序数的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。 【变式训练1·变载体】下列关于元素周期表和元素周期律的说法不正确的是( ) A．从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 B．因为钠原子比铝原子容易失去电子，所以钠比铝的还原性强 C．从氯到碘，生成的氢化物熔、沸点逐渐升高，稳定性逐渐增强 D．氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的氧化性强 【答案】C 【解析】A项，根据元素周期律，同周期元素随原子序数的递增，金属性减弱非金属性增强，体现这一规律的具体性质就是元素最高价氧化物对应水化物碱性减弱，酸性增强，描述正确，不符题意；B项，同周期Na元素金属性强于Al元素，所以Na单质还原性更强，更易失去电子，描述正确，不符题意；C项，同主族元素，随着原子序数递增，非金属性减弱，所以卤族元素由氟到碘其氢化物稳定性减弱是正确的，但由于HF分子间存在氢键，所以HF的熔沸点异常高于其它三种卤族氢化物，描述错误，符合题意；D项，氧与硫同主族，原子序数递增，原子半径递增，单质氧化性减弱，描述正确，不符题意；故选C。 【逻辑思维与科学建模】【变式训练2】元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是( ) A．若X＋和Y2－的核外电子层结构相同，则原子序数：X > Y B．由水溶液的酸性：HCl>H2S，可推断出元素的非金属性：Cl>S C．硅、锗都位于金属与非金属的交界处，都可以做半导体材料 D．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IIA族，碱性：CsOH >Ba(OH)2 【答案】B 【解析】因X＋和Y2－的核外电子层结构相同，则X在Y的下一周期，原子序数：X > Y，A项正确；因HCl和H2S均为无氧酸，应依据酸性：HClO4>H2SO4，来推断出元素的非金属性：Cl>S，B项不合理；硅、锗可以做半导体材料，C项正确；依据元素周期表位置，D项正确。 【变式训练3·变题型】CrSi、Ge-GaAs、ZnGeAs2和SiC都是重要的半导体化合物，下列说法错误的是( ) A．原子半径：r(Ga)>r(Ge)>r(As) B．碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体 C．可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料 D．第一电离能：I1(C)>I1 (Si)>I1 (Ge) 【答案】B 【解析】A项， 同周期从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：r(Ga)>r(Ge)>r(As)，故A正确；B项，碳单质中金刚石、晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中C60则为分子晶体，故B错误；C项，可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料，如Ga等，故C正确；D项，周期表中同主族从上到下，第一电离能变小，第一电离能：I1(C)>I1 (Si)>I1 (Ge)，故D正确；故选B。 ( ) 考点二 元素周期律 知识点1 元素周期律 1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。 2．实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。 3．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小(稀有气体元素除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大 性 质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)(H显－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性、非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 4．元素金属性和非金属性强弱的判断方法 三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb>Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强 得分速记 (1)主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 ③H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 (2)主族元素的氢化物及其最高价含氧酸的关系 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 (3)11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 知识点2 电离能 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。 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．逐级电离能变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… (2)当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 6．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。 得分速记 (1)与元素金属性、非金属性变化规律并不完全一致，如同一周期，随原子序数的递增，元素金属性减弱，非金属性增强，第一电离能增大，但金属性Mg>Al，本来第一电离能应该是Al>Mg，但实际是Mg>Al，非金属性N<O，但第一电离能N>O。 (3)记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B；N>O；Mg>Al；P>S，在考试中经常出现。 知识点3 电负性 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。 3．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。 (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 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．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。 得分速记 电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 知识点4 元素周期表中的有关规律 1．原子序数规律 (1)同主族、邻周期元素的原子序数差 元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目 元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目 (2)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 1 11 11 25 25 2．元素化合价规律 (1)主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 (2)只有非金属元素才有负价，非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 (3)若某原子的最外层电子数为奇数(m)，则正常化合价为奇数，从+1价到+m价，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物为不成盐氧化物，如NO、NO2。 (4)若某原子的最外层电子数为偶数(n)，则元素的正常化合价为一系列偶数，例如。 3．微粒半径大小比较的一般规律 (1)同周期(除0族外)，随原子序数的递增，原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； (2)同主族，随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K；Li+<Na+<K+； (3)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(阴前阳下，径小序大)，如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； (4)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，如H+<H<H-；Fe3+<Fe2+<Fe。 4．元素种类判断规律 (1)周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。 (2)族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝(族序数－2)的绝对值 5．对角线规律 金属与非金属分界线对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期(如Li和Mg、Be和Al、B和Si)。 6．相似规律 (1)相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； (2)同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。 (3)对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向()，对角相邻的两主族元素(都是金属或非金属)性质(金属性或非金属性)相近．②元素周期表中左上右下()相邻的两金属元素的离子半径相近． 7．递变规律 (1)同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 (2)同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 (3)三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 8．“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越小，金属性越强； ②＞1时是非金属，越大，非金属性越强； ③＝1时多为两性元素 知识点5 元素“位—构—性”关系 1．元素“位—构—性”综合关系 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。 2．三者的推断关系 (1)结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝周期序数。 b．质子数＝原子序数。 c．最外层电子数＝主族序数。 d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。 最低负价＝－|8－最外层电子数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 (2)性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括： ①元素的金属性、非金属性。 ②气态氢化物的稳定性。 ③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 (3)结构和性质的互推 ①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 ②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 ③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 3．应用——元素推断的一般思路 得分速记 (1)结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 ②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。 (2)熟记常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 ②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素：O。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。 ⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑩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。 考向1 考查金属性、非金属性递变规律 例1下列实验所涉及的操作或叙述正确的是( ) 实验 操作或叙述 A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中 C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶 D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3 【答案】C 【解析】A项，不能用润湿的pH试纸测量溶液的pH，且应该测量等浓度的溶液的pH，故A错误；B．常温下，铁遇到浓硫酸会钝化，故B错误；C．金属Na和K容易与空气中的氧气以及水蒸气发生反应，为防止其氧化变质，用小刀切割金属钠后，剩余的钠、钾应及时放回煤油中保存，C正确；D．Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应生成偏铝酸钠，不会生成氢氧化铝沉淀，故D错误；故选C。 思维建模 金属性、非金属性强弱判断的常见误区 (1)认为根据酸性HCl>H2S，可判断非金属性Cl大于S，应根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断。 (2)认为根据失电子数Na<Al，可判断金属性Na<Al，实际金属性强弱是Na>Al，与失电子数多少无关。 (3)认为根据稳定性HF>HCl>HBr>HI，可判断酸性：HF>HCl>HBr>HI，实际是酸性HF<HCl<HBr<HI。 (4)认为同主族从上到下，元素单质熔点逐渐升高，实际上同主族从上到下，金属单质熔点降低，非金属单质熔点升高。 (5)认为元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强，实际上有特例，如N非金属性较强，但N2性质稳定。 【变式训练1·变载体】S与Cl为同一周期元素，下列事实正确且能比较两者非金属性强弱的是( ) A．热稳定性： B．酸性： C．氢化物的沸点： D．将氯气通入溶液中，观察到有淡黄色沉淀产生 【答案】D 【解析】A项，元素的非金属性越强，其简单气态氢化物越稳定，HCl比H2S稳定，说明非金属性：Cl＞S，A错误；B项，元素的非金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的酸性越强，但是HCl和H2SO3不是相应元素的最高价含氧酸，B错误；C项，氢化物的沸点高低不能用于比较元素的非金属性强弱，C错误；D项，Cl2可以从含有S2-的溶液中将S置换出来，因Cl2的氧化性强于S，单质的氧化性越强，元素的非金属性越强，说明非金属性：Cl＞S，D正确；故选D。 【变式训练2·变考法】下列各组元素，金属性或非金属性强弱比较正确的是( ) A．金属性：Na＞K B．非金属性：O＞S C．金属性：Mg＜Al D．非金属性：F＜Cl 【答案】B 【解析】A项，同主族元素从上而下金属性逐渐增强，故金属性：Na＜K，选项A错误；B项，同主族元素从上而下非金属性逐渐减弱，故非金属性：O＞S，选项B正确；C项，同周期元素从左而右金属性逐渐减弱，故金属性：Mg＞Al，选项C错误；D项，同主族元素从上而下非金属性逐渐减弱，故非金属性：F＞Cl，选项D错误。故选B。 【变式训练3·变题型】下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是( ) A．根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B．用钠来置换MgCl2溶液中的Mg，可验证钠的金属性强于Mg的 C．根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱 D．根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝的金属性依次减弱 【答案】D 【解析】A项，应该根据金属失电子的难易来判断，易失电子的金属性较强，A不正确；B项，钠首先要跟MgCl2溶液中的水反应，无法置换出Mg，B不正确；Mg和Al与水反应都要加热，且现象都不明显，C不正确；D正确。 考向2 考查原子半径、离子半径递变规律 例2下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是( ) 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(Fe2＋)<r(Fe3＋)<r(Fe) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 【答案】C 【解析】同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴、阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Al3＋)<r(Mg2＋)<r(Na＋) <r(F－)<r(O2－)，③错误；对于同一元素，阳离子半径小于原子半径，化合价越高半径越小，④错误。 思维建模 “三看”法速判简单微粒半径的大小 一看电子层数 最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大 二看核电荷数 当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小 三看核外电子数 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 【变式训练1·变载体】下列有关微粒半径大小关系比较中，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．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y 【答案】C 【解析】核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径X＋<Y-，A正确；同一周期的元素，原子序数越大，原子半径越小；但若位于不同周期，则原子序数越大，原子半径可能越大，B错误；原子失去电子后生成阳离子，半径变小，失去电子越多，半径越小，故r(Cu)>r(Cu＋)>r(Cu2＋)，C正确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误；故选C。 【变式训练2·变考法】具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－和C，下列分析正确的是( ) A．原子序数关系：C>B>A B．微粒半径关系：r(Bn－)<r(An＋) C．微粒C是稀有气体元素的原子 D．原子半径关系：r(A)<r(B)<r(C) 【答案】C 【解析】设C的原子序数为Z，则A的原子序数为Z＋n，B的原子序数则为Z－n，则原子序数大小顺序为A>C>B，A项错误；因An＋和Bn－具有相同的电子层结构，阴离子半径大于阳离子半径，即r(Bn－)>r(An＋)，B项错误；An＋、Bn－都应具有稀有气体原子的电子层结构，C的电子层结构与An＋、Bn－相同，所以C必为稀有气体元素的原子，C项正确；B、C为同一周期的元素，其原子半径大小为r(C)>r(B)，而A应处于B、C的下一周期，其原子半径：A＞B。 【变式训练3·变题型】下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是( ) ①基态X原子的结构示意图为 ②基态Y-的价电子排布式为 ③基态Z2-的轨道表示式为 ④基态E+的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数 A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③ 【答案】C 【解析】①X为F元素，②Y为Cl-元素，③Z为S2-元素，④E为K+元素，F原子核外电子层数为2层，半径最小，电子层数相同的情况下原子序数越大半径越小，所以S2-＞Cl-＞K+＞F，即③＞②＞④＞①。故故选C。 考向3 考查第一电离能、电负性递变规律 例3(2025·浙江省北斗星盟三模)依据元素周期律下列说法不正确的是( ) A．元素的电负性：O＞N＞C B．碳酸盐的分解温度：CaCO3＞MgCO3 C．氧氢键的极性：CH3COOH＜CCl3COOH D．元素第一电离能：S＞P＞Si 【答案】D 【解析】A项，同一周期，从左到右电负性依次减小，O＞N＞C，A正确；B项，Mg2+的半径比Ca2+小，更容易结合O2-，所以碳酸镁分解温度低，B正确；C项，­­­－CCl3吸电子能力强，导致氧氢键极性强，C正确； D项，元素第一电离能：P>S>Si，D错误；故选D。 【变式训练1·变载体】生产生活中存在多种氢元素的化合物，如CH4、NH3、H2O、NaH、MgH2等。下列说法正确的是( ) A．半径大小：r(N3-)<r(Mg2+) B．热稳定性大小：NH3>H2O C．电离能大小 ：I1(N)<I2(Na) D．电负性大小：χ(Mg)<χ(H) 【答案】D 【解析】A项，核外电子排布相同时，核电荷数越大，半径越小r(N3-)>r(Mg2+)，故A错误；B项，非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，热稳定性大小：NH3<H2O，B错误；C项，N的2p轨道为全满结构，能量低，电离能大，故电离能大小 ：I1(N)>I2(Na)，C错误；D项，元素的非金属性越强，电负性越大，氢元素的非金属性强于镁元素，电负性大小：χ(Mg)<χ(H)，D正确；故选D。 【变式训练2·变考法】有反应P4+16H2O+10CuSO4=10Cu+4H3PO4+10H2SO4。下列说法正确的是( ) A．第一电离能大小：I1(P)<I1(S) B．电负性大小：χ(O)< χ(S) C．离子半径大小：r(P3-)>r(S2-) D．酸性强弱：H3PO4>H2SO4 【答案】C 【解析】A项，P的价层电子排布为3s22p3，S的价层电子排布为3s22p4，P的3p轨道电子排布处于半充满状态，相对稳定，其第一电离能大于S的第一电离能，A错误；B项，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，χ(O)＞χ(S)，B错误；C项，P3－和S2－的核外电子排布相同。核外电子结构相同的离子，其核电荷数越大，半径越小，则离子半径大小：r(P3-)＞r(S2-)，C正确；D项，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，则有酸性强弱：H3PO4＜H2SO4，D错误；故选C。 【变式训练3·变题型】 (2025·浙江省绍兴市三模)Al元素具有很广泛的应用。 (1)请写出基态Al原子价层电子的电子排布图 。 (2)与Al同周期部分元素的逐级电离能如图所示，其中a、b和c分别代表 。 A．a为I1、b为I2、c为I3 B．a为I2、b为I3、c为I1 C．a为I3、b为I2、c为I1 D．a为I1、b为I3、c为I2 【答案】(1) (2)B 【解析】(1).Al位于周期表中第3周期第ⅢA族，其基态原子的价电子排布式为3s23p1，所以基态Al原子价层电子的电子排布图为：； (2)在第三周期元素中，钠失去1个电子后，就已经达到稳定结构，所以钠的第二电离能最大，镁最外层为2个电子，失去2个电子后为稳定结构，所以镁的第二电离能较小，第三电离能最大；铝最外层有3个电子，失去2个电子后还未达稳定结构，其第三电离能较小，则图a表示第三周期的第二电离能变化规律、图b表示第三周期的第三电离能变化规律，故选B。 考向4 考查元素周期律应用 例4(2025·浙江省温州市高三二模)根据元素周期表，下列说法不正确的是( ) A．原子半径：B＞C＞N B．与水反应的剧烈程度：Li＜Na＜K C．酸性：B(OH)3＜Al(OH)3 D．分子极性：H2S＜H2O 【答案】C 【解析】A项，同周期元素从左到右，原子半径减小，原子半径：B＞C＞N，A项正确；B项，同主族元素从上到下，金属性增强，金属单质与水反应剧烈程度变大，与水反应的剧烈程度：Li＜Na＜K，B项正确；C项，同主族元素从上到下，非金属性减弱，最高价氧化物对应的水化物酸性减弱，酸性：B(OH)3＞Al(OH)3，C项错误；D项，同主族元素从上到下，非金属性减弱，电负性减弱，结构相似的H2S 、H2O，H2O分子极性较大，D项正确；故选C。 【变式训练1·变载体】根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．第一电离能：C＞Be＞Na B．溶解性：HCl＞H2S＞PH3 C．结合H+的能力：OH-＞NH2- D．离子键百分数：MgCl2＞AlCl3 【答案】C 【解析】A项，Na是金属元素，第一电离能小，同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，第一电离能：C＞Be＞Na，故A正确；B项，HCl直线型分子、H2S是V形分子、PH3是三角锥形分子，分子极性HCl>H2S>PH3 ，溶解性：HCl＞H2S＞PH3，故B正确； C项，H2O是弱电解质，NH3是非电解质，NH3比H2O更难电离，所以结合H+的能力：OH-＜NH2-，故C错误；D项，Mg的金属性大于Al，Mg与Cl的电负性差更大，所以离子键百分数：MgCl2＞AlCl3，故D正确；故选C。 【变式训练2·变载体】(2025·浙江省杭州市高三二模)应用元素周期律判断，下列说法不正确的是( ) A．电负性：Cl＞S＞P B．半径比较：H-＜Li+ C．碱性：Mg(OH)2＞Be(OH)2 D．化合物中离子键百分数NaCl＞NaI 【答案】B 【解析】A项，同主族元素自上而下，元素电负性越来越小，同周期元素从左往右，元素电负性越来越大，元素的电负性：Cl＞S＞P，A正确；B项，电子层数相同，原子序数越大，离子半径越小，离子半径：H-＞Li+，B错误；C项，元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性：Mg＞Be，碱性：Mg(OH)2＞Be(OH)2，C正确；D项，化合物中离子键百分数与成键双方电负性差值有关，Cl电负性大于I，说明NaCl中离子键百分数大于NaI，D正确；故选B。 【变式训练3·变载体】(2025·浙江省温州市三模)下列说法正确的是( ) A．电负性：Si＞H B．离子半径：Na+＞F- C．热稳定性：CuSO4＞Cu(NH3)4SO4 D．酸性：H3PO4＞HClO4 【答案】C 【解析】A项，已知SiH4中Si显正电性，H显负电性，故电负性：Si＜H，A错误；B项，已知Na+、F-具有相同的核外电子排布，核电荷数越大半径越小，即离子半径：Na+＜F-，B错误；C项，Cu(NH3)4SO4中存在配位键，受热易分解，热稳定性：CuSO4＞Cu(NH3)4SO4，C正确； D项，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强，酸性：H3PO4＜HClO4，D错误；故选C。 考5 考查元素综合推断 例5 (2025·浙江省精诚联盟二模)X、Y、Z、W、M、N为原子序数依次增大的前四周期元素，其中X与M、Z与N均位于同一主族，X和Y的原子序数之和等于的核外电子总数，化合物X+[WZ6]-可用作化学电源的电解质。下列叙述正确的是( ) A．电负性：Y>Z>X B．键角：WZ3>WN3 C．气态氢化物的稳定性：Z>W>N D．第一电离能：Y>X>M 【答案】D 【解析】X、Y、Z、W、M、N为原子序数依次增大的短周期元素，且能形成离子化合物X+[WZ6]-，则X为Li或Na；又由于X和Y原子序数之和等于-Z-的核外电子数，若X为Na，X原子序数为11，则X和Y原子序数之和大于18，不符合题意，因此X只能为Li元素；由于Z可形成Z-，故Z为第Ⅶ主族元素，且原子序数Z大于Y，故Z不可能为Cl元素，因此Z为F元素，Y的原子序数为10-3=7，Y为N元素，X+[WZ6]-中W为+5价，故W为P，X与M、Z与N均位于同一主族，则M为K，N为Br，综上，X为Li、Y为N、Z为F、W为P、M为K、N为Br。A项，X为Li、Y为N、Z为F，同周期元素，随着核电荷数增大，电负性增强，则电负性：F>N>Li，A错误；B项，PF3和PBr3为同类型分子，中心原子相同，成键原子的电负性越大，键角越小，因为电负性F>Br，则键角PBr3>PF3，即WN3>WZ3，B错误；C项，非金属性越强气态氢化物的稳定性，由于非金属性F>Br>P，则气态氢化物的稳定性HF>HBr>PH3，C错误；D项，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小，第一电离能：N>Li>K，D正确；故选D。 思维建模 元素推断试题的解题模型 (1)由元素原子或离子的核外电子排布推断 (2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断 (3)由元素在周期表中的位置推断 【变式训练1·变载体】(2025·浙江省诸暨市三模)X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前20号元素，常温下只有一种元素的单质为气态，基态X原子s轨道上的电子数是p轨道上的2倍，Y的简单氢化物与其最高价含氧酸反应会产生白烟，Z与X形成的某种化合物常温下为液体，基态W原子有1个未成对电子。下列说法不正确的是( ) A．电负性：Y>Z>W B．原子半径：W>Z>X>Y C．氢化物的沸点：Y>Z>X D．上述4种元素形成的某种化合物的溶液可用于检测Fe3+ 【答案】C 【解析】X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前20号元素，常温下只有一种元素的单质为气态，Y的简单氢化物与其最高价含氧酸反应会产生白烟，则Y为N元素；基态X原子s轨道上的电子数是p轨道上的2倍，Z与X形成的某种化合物常温下为液体，则X为C元素、Z为S元素；基态W原子有1个未成对电子，则W为K元素。A项，金属元素的电负性小于非金属元素，则钾元素的电负性最小；非金属元素的非金属性越强，电负性越大，氮元素的非金属性强于硫元素，则氮元素的电负性强于硫元素，所以电负性的大小顺序为N>S> K，故A正确；B项，同主族元素，从上到下原子半径依次增大，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则原子半径的大小顺序为K>S>C>N，故B正确；C项，碳元素形成的氢化物可能为液态烃、固态烃，液态烃、固态烃的沸点高于氨气，故C错误；D项，上述四种元素可以形成用于检验铁离子的化合物硫氰化钾，故D正确；故选C。 【证据推理与模型认知】【变式训练2】(2025·浙江省台州市高三二模)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，Y、Z同主族。已知Y的气态氢化物热稳定性强于X的气态氢化物，Z的最高价氧化物对应水化物的酸性弱于W的最高价氧化物对应水化物。下列说法正确的是( ) A．原子半径：Z＞W＞X B．第一电离能：Y＞X C．电负性：Z＞W D．化学键的极性：Y-W键＞Y-Z键 【答案】A 【解析】Y的气态氢化物热稳定性强于X的气态氢化物，说明非金属性Y＞X，Z的最高价氧化物对应水化物的酸性弱于W的最高价氧化物对应水化物说明非金属性W＞Z，Y、Z同主族且X、Y、Z、W的原子序数依次增大说明Z在Y的下方，X、Y、Z、W在周期表中的相对位置为 (其中X和Y，Z和W不一定相邻)。A项，同周期从左到右原子半径依次减小，因此半径Z＞W，一般情况下电子层数越多半径越大，因此半径W＞X，故原子半径Z＞W＞X，A正确；B项，若X为N，Y为O，由于N的2p轨道半满，较稳定，不易失去电子，第一电离能大于O，B错误；C项，同周期从左到右电负性依次增强，因此电负性W＞Z，C错误；D项，形成化合物元素的电负性差值越大，键的极性越大，电负性W＞Z，Y＞Z，因此Y与Z电负性的差值更大，故化学键的极性Y-W键＜Y-Z键，D错误；故选A。 【变式训练3·变题型】(2025·浙江省Flawless线上联考三模)短周期元素、、、的相对原子质量依次递增，其形成的一种化合物结构如图所示。下列说法正确的是( ) A．R、L、E可以组成最简单的蛋白质 B．形成的某种化合物可用于治疗胃酸过多 C．和是同族元素 D．E3分子是非极性分子 【答案】B 【解析】短周期元素L、R、E、X的相对原子质量依次递增，L形成1个共价键，L为氢元素；R形成4个共价键，R为碳元素；E形成2个共价键，E为氧元素；X显+3价，且相对原子质量最大，X为铝元素。A项，R、E、L分别是C、H、O，而蛋白质还含有N元素，A错误；B项，X是Al元素，其形成的化合物Al(OH)3可用于治疗胃酸过多，B正确；C项，E是O元素，位于VIA族，L是H元素，位于IA族，二者不是同族元素，C错误；D项，E是O元素，O3是极性分子，D错误；故选B。 1．(2025·浙江1月卷，4，3分)根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．第一电离能：N＞O＞S B．化合物中键的极性：SiCl4＞PCl3 C．碱性：LiOH＞KOH D．化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3 【答案】C 【解析】A项，根据同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，ⅡA与ⅢA，ⅤA与ⅥA反常，故第一电离能：N＞O＞S，A正确；B项，已知同一周期从左往右元素的电负性依次增大，电负性Si＜P＜Cl，电负性差值越大，键的极性越大，故化合物中键的极性：SiCl4＞PCl3，B正确；C项，同一主族从上往下元素的金属性依次增大，金属性Li＜K，故碱性：LiOH＜KOH，C错误；D项，已知同一周期从左往右元素的电负性依次增大，即电负性Mg＜Al，故Mg与O的电负性差值＞Al与O的电负性差值，电负性差值越大离子键百分数越大，故化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3，D正确；故选C。 2．(2024·浙江6月卷，10，3分)X、Y、Z、M四种主族元素，原子序数依次增大，分别位于三个不同短周期，Y与M同主族，Y与Z核电荷数相差2，Z的原子最外层电子数是内层电子数的3倍。下列说法不正确的是( ) A．键角：YX3+＞YX3- B．分子的极性：Y2X2＞X2Z2 C．共价晶体熔点：Y＞M D．热稳定性：YX4＞MX4 【答案】B 【解析】X、Y、Z、M四种主族元素，原子序数依次增大，分别位于三个不同短周期，Y与M同主族，Y与Z核电荷数相差2，Z的原子最外层电子数是内层电子数的3倍，则Z为O元素，Y为C元素，X为H元素，M为Si元素。A项，YX3+为CH3+，其中C原子的杂化类型为sp2，CH3+的空间构型为平面正三角形，键角为120°；YX3-为CH3-，其中C原子的杂化类型为sp3，CH3-的空间构型为三角锥形，由于C原子还有1个孤电子对，故键角小于109°28´，因此，键角的大小关系为YX3+＞YX3-，A正确；B项，Y2X2为C2H2，其为直线形分子，分子结构对称，分子中正负电荷的重心是重合的，故其为百极性分子；H2O2分子结构不对称，分子中正负电荷的重心是不重合的，故其为极性分子，因此，两者极性的大小关系为Y2X2＜X2Z2，B不正确；C项，金则石和晶体硅均为共价晶体，但是由于C的原子半径小于Si，因此，C—C键的键能大于Si—Si键的，故共价晶体熔点较高的是金刚石，C正确；D项，元素的非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强；C的非金属性强于Si，因此，甲烷的稳定热稳定性较高，D正确； 故选B。 3．(2024·浙江1月卷，12，3分)X、Y、Z、M和Q五种主族元素，原子序数依次增大，X原子半径最小，短周期中M电负性最小，Z与Y、Q相邻，基态Z原子的s能级与p能级的电子数相等，下列说法不正确的是( ) A．沸点：X2Z＞X2Q B．M与Q可形成化合物M2Q、M2Q2 C．化学键中离子键成分的百分数： M2Z＞M2Q D．YZ3-与QZ32-离子空间结构均为三角锥形 【答案】D 【解析】X半径最小为H，短周期电负性最小则M为Na，Z原子的s能级与p能级的电子数相等，则Z为O，Z与Y、Q相邻，Y为N，Q为S。A项，H2O中含有氢键，则沸点高于H2S，A正确；B项，Na与O形成Na2O、Na2O2，则O与S同族化学性质性质相似，B正确；C项，Na2O的电子式为，Na2S的电子式为，离子键百分比 = (电负性差值 / 总电负性差值)，O的电负性大于S，则Na2O离子键成分的百分数大于Na2S，C正确；D项，NO3-为sp2杂化，孤电子对为0，为平面三角形，SO32-为sp3杂化，孤电子对为0，正四面体，D错误；故选D。 4．(2023·浙江省1月卷，10，3分)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。X的轨道全充满，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，M是地壳中含量最多的元素，Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( ) A．电负性： B．最高正价： C．Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 【答案】B 【解析】X的2s轨道全充满，X为Be，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，Y为C，M是地壳中含量最多的元素，M为O，X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大，则Z为N，Q是纯碱中的一种元素，则Q为Na。A项，同一周期元素从左至右，电负性逐渐增大，电负性N大于Be，A正确；B项，N最高正价为+5价，O无最高正价，最高正价N大于O，B错误；C项，Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键，C正确；D项，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性N大于C，硝酸酸性强于碳酸，D正确；故选B。 5．(2023·浙江省6月卷，11，3分)X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是( ) A．第一电离能： Y＞Z＞X B．电负性： Z＞Y＞X＞W C．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z D．W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子 【答案】A 【解析】X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，则X为C，Y为N，Z为F，W原子在同周期中原子半径最大，则W为Na。A项，根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，则第一电离能： Z＞Y＞X，故A错误；B项，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：Z＞Y＞X＞W，故B正确；C项，根据同电子层结构核多径小，则Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z，故C正确；D项，W2X2与水反应生成产物之一为乙炔，乙炔是非极性分子，故D正确。故选A。 6．(2020·浙江1月卷，16，2分)下列说法正确的是( ) A．同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高 B．原子核外电子排布，先排满K层再排L层，先排满M层再排N层 C．同一周期中，随着核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐增大 D．同一周期中，Ⅱ A与Ⅲ A族元素原子的核电荷数都相差1 【答案】A 【解析】A项，电子能量越低，挣脱原子核束缚的能力弱，在距离原子核近的区域运动；电子能量高，挣脱原子核束缚的能力强，在距离原子核远的区域运动，故A正确；B项，M能层中d能级的能量高于N能层中s能级能量，填充完4s能级后才能填充3d能级，故B错误；C项，同一周期中，主族元素随着核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减小，故C错误；D项，第四周期中，Ⅱ A与Ⅲ A族元素原子的核电荷数相差11，故D错误；故选A。 22 / 28 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第01讲 元素周期表、元素周期律 目录 01 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 元素周期表 知识点1 元素周期表的结构 知识点2 元素周期表的应用 考向1 考查元素周期表的结构 【思维建模】元素周期表结构巧记口诀 考向2 考查元素周期表的应用 【思维建模】元素周期表在生产方面的应用 考点二 元素周期律 知识点1 元素周期律 知识点2 电离能 知识点3 电负性 知识点4 元素周期表中的有关规律 知识点5 元素“位—构—性”关系 考向1 考查金属性、非金属性递变规律 【思维建模】金属性、非金属性强弱判断的常见误区 考向2 考查原子半径、离子半径递变规律 【思维建模】“三看”法速判简单微粒半径的大小 考向3 考查第一电离能、电负性递变规律 考向4 考查元素周期律应用 考向5 考查元素综合推断 【思维建模】元素推断试题的解题模型 04 考点要求 考查形式 2025年 2024年 2023年 元素周期表 选择题 非选择题 —— —— 浙江1月卷T2，3分 元素周期律 选择题 非选择题 浙江1月卷T4，3分 浙江1月卷T12，3分 浙江6月卷T10，3分 浙江1月卷T10，3分 浙江6月卷T11，3分 考情分析： 1．从考查题型和内容上看，高考命题以选择题呈现，考查内容主要有以下几个方面：(1)运用元素周期律知识判断元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱比较第一电离能、电负性大小等。(2)元素综合推断，在解答该类试题时先确定该元素在元素周期表中的位置，然后根据该族元素性质的递变规律进行推测判断。 2.从命题思路上看，主要以选择题的形式，利用“位－构－性”的关系考查元素、物质的推断，化学键类型和化合物类型，结合元素周期律比较元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱、气态氢化物的稳定性，比较第一电离能、电负性大小等。 复习目标： 1．熟悉元素周期表的结构(周期、族、区)和应用。 2．掌握元素周期律的实质，熟悉同周期、同主族元素性质的递变规律。 3．掌握电离能、电负性的应用。 ( ) 考点一 元素周期表 知识点1 元素周期表的结构 1．元素周期表的编排原则 (1)诞生：1869年，俄国化学家________绘制了第一张元素周期表。 (2)编排原则 ①横行原则：把________数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②纵列原则：把不同横行中________________相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 (1)周期(横行)：把________相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为____个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的________相同，即周期序数＝________数。 ②分类：短周期和____周期。 ③现行元素周期表周期的特点 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ (2)族(纵列)：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共____列，分为____个族。 ①主族：共7个，用____表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝_____________数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ____ ____ ____ ____ ____ ____ ____ ③Ⅷ族：占据元素周期表的第____、____、____共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第____列。 得分速记 ①碱金属元素位于ⅠA族，氢元素不属于碱金属元素。 ②元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族。 ③根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族(含有锕系、镧系元素)，共有32种元素。 ④过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 ⑤最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 ⑥电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 3．元素周期表的分区 (1)按价层电子排布分区(一) 说明：各区价层电子排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点 s区 ________________ ________ 除氢外都是活泼金属元素 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑) d区 ⅢB族～Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n－1)d1～9 ns1～2(Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成 ds区 ________________ (n－1)d10 ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 (2)根据元素的金属性与非金属性分区(二) 说明：a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为________元素区和________元素区分界线(____元素除外)。 b.各区位置：分界线左下方为________元素区，分界线右上方为________元素区。 c.分界线附近元素的性质：既表现________元素的性质，又表现________元素的性质。 (4)元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列元素，都是________元素。 ②镧系：元素周期表第6周期第ⅢB族中，57号元素镧到71号元素镥共____种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期第ⅢB族中，89号元素锕到103号元素铹共____种元素。 ④超铀元素：在____系元素中，____号元素铀(U)以后的各种元素。 得分速记 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。 (6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 知识点2 元素周期表应用 1．推测元素及其化合物的性质 (1)比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2____Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2____Al(OH)3。 (2)推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2____溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为____色固体，与氢难化合，HAt____稳定，其水溶液呈____性，AgAt____溶于水等。 (3)制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属分界线附近寻找________材料，在________中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 2.在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： (1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找________材料(如硅、锗、硒等)。 (2)在过渡元素(副族和Ⅷ族)中寻找优良的________剂。 (3)在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的________材料。 (4)研究元素周期表右上角的元素，合成________。 (5)位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 (1)同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性________，非金属性________。 (2)同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性________，非金属性________。 考向1 考查元素周期表的结构 例1(2025·浙江省强基联高三联考)下列说法不正确的是( ) A．Xe元素的所在族的原子的价电子排布式均为ns2np6，属于非金属元素 B．在元素周期表中，s区，d区和ds区的元素都是金属(氢元素除外) C．某基态原子的核外电子排布图为 ，它违背了泡利原理 D．某价电子排布为3d14s2的基态原子，该元素位于周期表中第四周期第ⅢB族 思维建模 元素周期表结构巧记口诀 横行叫周期，现有一至七，四长三个短，全部已填满。 纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。 一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。 镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。 说明：①指ⅠA族、ⅡA族、ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、Ⅷ族； ②指ⅠB族、ⅡB族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族、0族。 【变式训练1·变载体】1868年，俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一、下列有关元素周期表的说法不正确的是 A．迄今人类发现的元素中，金属元素和非金属元素种数相近 B．元素周期表有7个横行，18个纵行 C．元素周期表有七个周期，分为短周期和长周期 D．人们在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗等 【变式训练2·变题型】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是( ) A．原子的价电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族元素 B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素 C．原子的价电子排布式为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～第ⅦB族 D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素 【变式训练3·变考法】具有下列电子层结构的原子，其对应的元素一定属于同一周期的是( ) A．两种元素原子的电子层上全部都是s电子 B．3p能级上只有1个空轨道的原子和3p能级上只有1个未成对电子的原子 C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子 D．原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子 考向2 考查元素周期表的应用 例2关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述： ①元素周期表是学习化学知识的一种重要工具； ②利用元素周期表可以预测新元素的原子结构和性质； ③利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素； ④利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料。 其中正确的是( ) A．①②③④ B．只有②③④ C．只有③④ D．只有②③ 思维建模 元素周期表在生产方面的应用 (1)农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 (2)半导体材料都是周期表里金属与非金属交接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 (3)催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。 (4)耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅣB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 (5)矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序数的元素较多，奇数原子序数的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。 【变式训练1·变载体】下列关于元素周期表和元素周期律的说法不正确的是( ) A．从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 B．因为钠原子比铝原子容易失去电子，所以钠比铝的还原性强 C．从氯到碘，生成的氢化物熔、沸点逐渐升高，稳定性逐渐增强 D．氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的氧化性强 【逻辑思维与科学建模】【变式训练2】元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是( ) A．若X＋和Y2－的核外电子层结构相同，则原子序数：X > Y B．由水溶液的酸性：HCl>H2S，可推断出元素的非金属性：Cl>S C．硅、锗都位于金属与非金属的交界处，都可以做半导体材料 D．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IIA族，碱性：CsOH >Ba(OH)2 【变式训练3·变题型】CrSi、Ge-GaAs、ZnGeAs2和SiC都是重要的半导体化合物，下列说法错误的是( ) A．原子半径：r(Ga)>r(Ge)>r(As) B．碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体 C．可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料 D．第一电离能：I1(C)>I1 (Si)>I1 (Ge) ( ) 考点二 元素周期律 知识点1 元素周期律 1．内容：元素的性质随着________的递增而呈周期性变化。 2．实质：元素性质的周期性变化是________________周期性变化的必然结果。 3．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐________ 逐渐________ 电子层数 ________ 逐渐________ 原子半径 逐渐________ (稀有气体元素除外) 逐渐________ 离子半径 阳离子半径逐渐________，阴离子半径逐渐________，r(阴离子) ____r(阳离子) 逐渐________ 性 质 化合价 最高正化合价由____→____ (O、F除外)负化合价＝____________ (H显－1价) 相同，最高正化合价＝________数(O、F除外) 元素的金属性、非金属性 金属性逐渐________，非金属性逐渐________ 金属性逐渐________，非金属性逐渐________ 第一电离能 ___________________ 逐渐________ 电负性 逐渐________ 逐渐________ 气态氢化物的稳定性 逐渐________ 逐渐________ 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐________，酸性逐渐________ 碱性逐渐________，酸性逐渐________ 4．元素金属性和非金属性强弱的判断方法 三表 元素周期表：金属性“右弱左____，上弱下____，右上弱左下____”；非金属性“左____右强，下____上强，左下____右上强” 金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐________ (其中Pb____Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，________逐渐减弱 三反应 置换反应：强的置换____的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越____ 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越____，则非金属性越____ 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越____ 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越____ 得分速记 (1)主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 ③H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 (2)主族元素的氢化物及其最高价含氧酸的关系 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 (3)11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 知识点2 电离能 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I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。 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．逐级电离能变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐________的，即I1< I2< I3<… (2)当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 6．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________。 得分速记 (1)与元素金属性、非金属性变化规律并不完全一致，如同一周期，随原子序数的递增，元素金属性减弱，非金属性增强，第一电离能增大，但金属性Mg>Al，本来第一电离能应该是Al>Mg，但实际是Mg>Al，非金属性N<O，但第一电离能N>O。 (3)记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B；N>O；Mg>Al；P>S，在考试中经常出现。 知识点3 电负性 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。 3．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________。 (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 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________。 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________。 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__________。 得分速记 电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 知识点4 元素周期表中的有关规律 1．原子序数规律 (1)同主族、邻周期元素的原子序数差 元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋________期元素所在周期的元素种类数目 元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋________期元素所在周期的元素种类数目 (2)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 _____ _____ _____ _____ _____ _____ _____ 2．元素化合价规律 (1)主族元素的最高正化合价=它所在的________数=________________数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 (2)只有________元素才有负价，非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 (3)若某原子的最外层电子数为_____数(m)，则正常化合价为_____数，从+1价到+m价，若出现偶数则为__________化合价，其氧化物为________氧化物，如NO、NO2。 (4)若某原子的最外层电子数为_____数(n)，则元素的正常化合价为一系列_____数，例如。 3．微粒半径大小比较的一般规律 (1)同周期(除0族外)，随原子序数的________，原子半径由_____到_____，如Na_____Mg_____Al； (2)同主族，随原子序数的________，原子半径、离子半径由_____到_____，如Li_____Na_____K；Li+_____Na+_____K+； (3)具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越_____，微粒的半径越_____ (阴_____阳_____，径_____序_____)，如Al3+_____Mg2+_____Na+_____F-_____O2-； (4)同种元素形成的微粒，阳离子_____原子_____阴离子，价态越_____，微粒的半径越_____，如H+_____H H-；Fe3+_____Fe2+_____Fe。 4．元素种类判断规律 (1)周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：_____数周期为；_____数周期为。如第_____周期为种，第_____周期为种。 (2)族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝(________________)的绝对值 5．对角线规律 金属与非金属分界线对角(_____上角与_____下角)的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期(如Li和Mg、Be和Al、B和Si)。 6．相似规律 (1)相邻相似：元素周期表中，________相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； (2)同族相似；由于同族元素的最外层电子数________，故同族元素性质________。 (3)对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向()，对角相邻的两主族元素(都是金属或非金属)性质(金属性或非金属性) ________；②元素周期表中左上右下()相邻的两金属元素的离子半径________。. 7．递变规律 (1)同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的________，最外层电子数依次________，原子半径逐渐________，原子失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________，所以，元素的金属性逐渐________，非金属性逐渐________。 (2)同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的________，电子层数依次________，原子半径逐渐________，原子失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________，所以，元素的金属性逐渐________，非金属性逐渐__________。 (3)三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C) _____Z(B) _____Z(A)；原子半径r(C) _____r(A) _____r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B____A____C，单质的氧化性B_____A_____C等。 8．“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越_____，金属性越_____； ②＞1时是非金属，越_____，非金属性越； ③＝1时多为________元素 知识点5 元素“位—构—性”关系 1．元素“位—构—性”综合关系 元素的原子结构________了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置__________了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。 2．三者的推断关系 (1)结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝________数。 b．质子数＝________数。 c．最外层电子数＝________数。 d．主族元素的最高正价＝________________数。 最低负价＝－|8－________________数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 (2)性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括： ①元素的金属性、非金属性。 ②气态氢化物的稳定性。 ③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 (3)结构和性质的互推 ①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 ②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 ③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 3．应用——元素推断的一般思路 得分速记 (1)结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 ②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。 (2)熟记常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 ②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素：O。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。 ⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑩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。 考向1 考查金属性、非金属性递变规律 例1下列实验所涉及的操作或叙述正确的是( ) 实验 操作或叙述 A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中 C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶 D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3 思维建模 金属性、非金属性强弱判断的常见误区 (1)认为根据酸性HCl>H2S，可判断非金属性Cl大于S，应根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断。 (2)认为根据失电子数Na<Al，可判断金属性Na<Al，实际金属性强弱是Na>Al，与失电子数多少无关。 (3)认为根据稳定性HF>HCl>HBr>HI，可判断酸性：HF>HCl>HBr>HI，实际是酸性HF<HCl<HBr<HI。 (4)认为同主族从上到下，元素单质熔点逐渐升高，实际上同主族从上到下，金属单质熔点降低，非金属单质熔点升高。 (5)认为元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强，实际上有特例，如N非金属性较强，但N2性质稳定。 【变式训练1·变载体】S与Cl为同一周期元素，下列事实正确且能比较两者非金属性强弱的是( ) A．热稳定性： B．酸性： C．氢化物的沸点： D．将氯气通入溶液中，观察到有淡黄色沉淀产生 【变式训练2·变考法】下列各组元素，金属性或非金属性强弱比较正确的是( ) A．金属性：Na＞K B．非金属性：O＞S C．金属性：Mg＜Al D．非金属性：F＜Cl 【变式训练3·变题型】下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是( ) A．根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B．用钠来置换MgCl2溶液中的Mg，可验证钠的金属性强于Mg的 C．根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱 D．根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝的金属性依次减弱 考向2 考查原子半径、离子半径递变规律 例2下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是( ) 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(Fe2＋)<r(Fe3＋)<r(Fe) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 思维建模 “三看”法速判简单微粒半径的大小 一看电子层数 最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大 二看核电荷数 当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小 三看核外电子数 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 【变式训练1·变载体】下列有关微粒半径大小关系比较中，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．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y 【变式训练2·变考法】具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－和C，下列分析正确的是( ) A．原子序数关系：C>B>A B．微粒半径关系：r(Bn－)<r(An＋) C．微粒C是稀有气体元素的原子 D．原子半径关系：r(A)<r(B)<r(C) 【变式训练3·变题型】下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是( ) ①基态X原子的结构示意图为 ②基态Y-的价电子排布式为 ③基态Z2-的轨道表示式为 ④基态E+的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数 A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③ 考向3 考查第一电离能、电负性递变规律 例3(2025·浙江省北斗星盟三模)依据元素周期律下列说法不正确的是( ) A．元素的电负性：O＞N＞C B．碳酸盐的分解温度：CaCO3＞MgCO3 C．氧氢键的极性：CH3COOH＜CCl3COOH D．元素第一电离能：S＞P＞Si 【变式训练1·变载体】生产生活中存在多种氢元素的化合物，如CH4、NH3、H2O、NaH、MgH2等。下列说法正确的是( ) A．半径大小：r(N3-)<r(Mg2+) B．热稳定性大小：NH3>H2O C．电离能大小 ：I1(N)<I2(Na) D．电负性大小：χ(Mg)<χ(H) 【变式训练2·变考法】有反应P4+16H2O+10CuSO4=10Cu+4H3PO4+10H2SO4。下列说法正确的是( ) A．第一电离能大小：I1(P)<I1(S) B．电负性大小：χ(O)< χ(S) C．离子半径大小：r(P3-)>r(S2-) D．酸性强弱：H3PO4>H2SO4 【变式训练3·变题型】 (2025·浙江省绍兴市三模)Al元素具有很广泛的应用。 (1)请写出基态Al原子价层电子的电子排布图 。 (2)与Al同周期部分元素的逐级电离能如图所示，其中a、b和c分别代表 。 A．a为I1、b为I2、c为I3 B．a为I2、b为I3、c为I1 C．a为I3、b为I2、c为I1 D．a为I1、b为I3、c为I2 考向4 考查元素周期律应用 例4(2025·浙江省温州市高三二模)根据元素周期表，下列说法不正确的是( ) A．原子半径：B＞C＞N B．与水反应的剧烈程度：Li＜Na＜K C．酸性：B(OH)3＜Al(OH)3 D．分子极性：H2S＜H2O 【变式训练1·变载体】根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．第一电离能：C＞Be＞Na B．溶解性：HCl＞H2S＞PH3 C．结合H+的能力：OH-＞NH2- D．离子键百分数：MgCl2＞AlCl3 【变式训练2·变载体】(2025·浙江省杭州市高三二模)应用元素周期律判断，下列说法不正确的是( ) A．电负性：Cl＞S＞P B．半径比较：H-＜Li+ C．碱性：Mg(OH)2＞Be(OH)2 D．化合物中离子键百分数NaCl＞NaI 【变式训练3·变载体】(2025·浙江省温州市三模)下列说法正确的是( ) A．电负性：Si＞H B．离子半径：Na+＞F- C．热稳定性：CuSO4＞Cu(NH3)4SO4 D．酸性：H3PO4＞HClO4 考5 考查元素综合推断 例5 (2025·浙江省精诚联盟二模)X、Y、Z、W、M、N为原子序数依次增大的前四周期元素，其中X与M、Z与N均位于同一主族，X和Y的原子序数之和等于的核外电子总数，化合物X+[WZ6]-可用作化学电源的电解质。下列叙述正确的是( ) A．电负性：Y>Z>X B．键角：WZ3>WN3 C．气态氢化物的稳定性：Z>W>N D．第一电离能：Y>X>M 思维建模 元素推断试题的解题模型 (1)由元素原子或离子的核外电子排布推断 (2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断 (3)由元素在周期表中的位置推断 【变式训练1·变载体】(2025·浙江省诸暨市三模)X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前20号元素，常温下只有一种元素的单质为气态，基态X原子s轨道上的电子数是p轨道上的2倍，Y的简单氢化物与其最高价含氧酸反应会产生白烟，Z与X形成的某种化合物常温下为液体，基态W原子有1个未成对电子。下列说法不正确的是( ) A．电负性：Y>Z>W B．原子半径：W>Z>X>Y C．氢化物的沸点：Y>Z>X D．上述4种元素形成的某种化合物的溶液可用于检测Fe3+ 【证据推理与模型认知】【变式训练2】(2025·浙江省台州市高三二模)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，Y、Z同主族。已知Y的气态氢化物热稳定性强于X的气态氢化物，Z的最高价氧化物对应水化物的酸性弱于W的最高价氧化物对应水化物。下列说法正确的是( ) A．原子半径：Z＞W＞X B．第一电离能：Y＞X C．电负性：Z＞W D．化学键的极性：Y-W键＞Y-Z键 【变式训练3·变题型】(2025·浙江省Flawless线上联考三模)短周期元素、、、的相对原子质量依次递增，其形成的一种化合物结构如图所示。下列说法正确的是( ) A．R、L、E可以组成最简单的蛋白质 B．形成的某种化合物可用于治疗胃酸过多 C．和是同族元素 D．E3分子是非极性分子 1．(2025·浙江1月卷，4，3分)根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．第一电离能：N＞O＞S B．化合物中键的极性：SiCl4＞PCl3 C．碱性：LiOH＞KOH D．化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3 2．(2024·浙江6月卷，10，3分)X、Y、Z、M四种主族元素，原子序数依次增大，分别位于三个不同短周期，Y与M同主族，Y与Z核电荷数相差2，Z的原子最外层电子数是内层电子数的3倍。下列说法不正确的是( ) A．键角：YX3+＞YX3- B．分子的极性：Y2X2＞X2Z2 C．共价晶体熔点：Y＞M D．热稳定性：YX4＞MX4 3．(2024·浙江1月卷，12，3分)X、Y、Z、M和Q五种主族元素，原子序数依次增大，X原子半径最小，短周期中M电负性最小，Z与Y、Q相邻，基态Z原子的s能级与p能级的电子数相等，下列说法不正确的是( ) A．沸点：X2Z＞X2Q B．M与Q可形成化合物M2Q、M2Q2 C．化学键中离子键成分的百分数： M2Z＞M2Q D．YZ3-与QZ32-离子空间结构均为三角锥形 4．(2023·浙江省1月卷，10，3分)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。X的轨道全充满，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，M是地壳中含量最多的元素，Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( ) A．电负性： B．最高正价： C．Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 5．(2023·浙江省6月卷，11，3分)X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是( ) A．第一电离能： Y＞Z＞X B．电负性： Z＞Y＞X＞W C．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z D．W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子 6．(2020·浙江1月卷，16，2分)下列说法正确的是( ) A．同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高 B．原子核外电子排布，先排满K层再排L层，先排满M层再排N层 C．同一周期中，随着核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐增大 D．同一周期中，Ⅱ A与Ⅲ A族元素原子的核电荷数都相差1 学科网（北京）股份有限公司 $$