第29讲 元素周期表 元素的性质-【优化探究】2026高考化学一轮复习高考总复习配套课件（广东专版）

第七章　原子结构与性质 第29讲　元素周期表　元素的性质 优化探究 大单元三　物质结构与性质　元素周期律 [导航·复习目标]　1.知道元素周期表的结构、分区、周期和族以及元素原子核外电子排布特征。2.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。3.通过元素周期律(表)的学习，建立“位—构—性”等认知模型，体会结构与性质的联系。 2 考点一　元素周期表 考点二　元素周期律　电离能　电负性 练真题 明考向 课时作业29　元素周期表　元素的性质 3 考点一　元素周期表 4 1.元素周期表的编排原则 梳理 必备知识 原子序数 最外层电子数 电子 层数 5 2.原子结构与元素周期表的关系 (1)原子结构与周期的关系 原子的最大能层数＝周期序数 (2)原子结构与族的关系 ①主族元素的价层电子排布特点 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA 排布特点 ___________ ___________ ___________ ___________ 主族 ⅤA ⅥA ⅦA — 排布特点 ___________ ___________ ___________ — ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 6 ②0族元素的价层电子排布：He为1s2，其他为ns2np6。 ③过渡元素(除Pd、镧系、锕系外)的价层电子排布：(n－1)d1~10ns1~2。 (3)原子结构与元素分区的关系 ①元素周期表分区简图 7 ②各区价层电子的排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1~2 p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(除He外) d区 ⅢB族~ⅦB族、 Ⅷ族(除镧系、锕系外) (n－1)d1~9 ns1~2 (除Pd外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1~2 f区 镧系、锕系 (n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2 8 (4)根据金属与非金属分界线分区 9 3.元素周期表的三大应用 (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 半导体 催化剂 合金 农药 (1)元素周期表共18个纵列，18个族，7个周期。 (　　) (2)所有非金属元素都分布在p区。(　　) (3)原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素。(　　) (4)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。 (　　) (5)第ⅠA族元素都是碱金属元素，在化学反应中均易失去1个电子。 (　　) (6)两种短周期元素的原子序数相差8，周期序数一定相差1。(　　) × × × × × √ 11 一、元素周期表的结构 1.请在下表中画出元素周期表的轮廓，并完成下列问题： 提升 关键能力 12 (1)标出族序数、周期序数。 (2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。 (3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。 (4)标出镧系、锕系的位置。 (5)写出各周期元素的种类。 (6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113号~117号元素的位置。 13 二、元素周期表的应用 2.部分元素在元素周期表中的分布如图(虚线为金属元素与非金属元素的 分界线)，下列说法不正确的是(　　) A.B只能得电子，不能失电子 B.原子半径：Ge＞Si C.As可作为半导体材料 D.Po位于第六周期第ⅥA族 A 14 解析：B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，也能失电子，故A错误；同一主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作为半导体材料，故C正确；Po为主族元素，原子核外有6个电子层，最外层电子数为6，即位于元素周期表中第六周期第ⅥA族，故D正确。 15 3.根据元素周期表的结构确定元素原子序数之间的关系。 (1)若甲、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___________________ ________________。  n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29 x＋2、x＋8、 x＋18、x＋32　 16 (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)。  y＝x＋m或y＝x＋n B 17 考点二　元素周期律　电离能　电负性 18 1.元素周期律 梳理 必备知识 原子序数 元素原子 的核外电子排布 19 2.主族元素的周期性变化规律 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) 相同 依次增加 相同 逐渐减小 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 20 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　 ___________ ___________ 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 21 3.金属性、非金属性的判断方法 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 22 4.电离能 (1)如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。请分别归纳同周期、同主族元素第一电离能变化的规律,并分析原因。 答案:同周期元素从左到右,元素第一电离能呈增大趋势,原因是同周期元素从左到右,核电荷数增大,原子半径减小,原子失去电子越来越困难。同一主族元素从上到下,元素第一电离能逐渐减小。 23 (2)上图前20号元素中,有4种元素第一电离能不符合同周期变化趋势,写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式,分析发生该现象的原因。 答案:Be:2s2、N:2s22p3、Mg:3s2、P:3s23p3。发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布处于半充满或全空的稳定状态,失去电子较为困难,故第一电离能比相邻元素的第一电离能大。 (3)下表是第三周期三种元素的逐级电离能数据。请分析X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是多少?这三种元素分别是什么元素? 元素 X Y Z 电离能/ (kJ·mol-1) I1 738 578 496 I2 1 415 1 817 4 562 I3 7 733 2 745 6 912 I4 10 540 11 575 9 543 I5 13 630 14 830 13 353 I6 17 995 18 376 16 610 I7 21 703 23 293 20 114 答案:X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是2、3、1;这三种元素分别是Mg、Al、Na。 5.电负性 吸引力 4.0 1.0 增大 减小 越大 6.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，这种相似性被称为对角线规则。 右下方 27 (1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减 小。(　　) (2)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。(　　) (3)元素的气态氢化物越稳定，其水溶液的酸性越强，元素的非金属性 越强。(　　) (4)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。(　　) (5)在形成化合物时，电负性越大的元素越容易显示正价。(　　) (6)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。 (　　) × × × × × × 28 一、元素性质的比较 1.比较下列微粒半径的大小(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＋  提升 关键能力 ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ ＞ 29 电子层结构相同的微粒半径大小规律 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2->F－>Na＋>Mg2+>Al3+。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。　 2.(2025·广东深圳高三月考)下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　) 选项 事实 结论 A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na＞Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C D t ℃时，Br2＋H2⥫⥬2HBr　K＝5.6×107　I2＋H2⥫⥬2HI　K＝43 非金属性：Br＞I C 解析：H2SO3比H2CO3酸性强，但H2SO3不是最高价含氧酸，故不能说明非金属性：S＞C。 31 二、电离能、电负性的变化规律及应用 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 3.(2025·广东梅州模拟)Q、R、X、Y是原子序数依次增大的同周期不同主族的非金属元素,Q的基态原子p轨道电子数是s轨道电子数的一半,同周期元素基态原子中R的未成对电子数最多。下列说法不正确的是 (　　) A.简单氢化物的沸点:X>R>Q B.元素电负性:R<X<Y C.第一电离能:R>X D.简单离子半径:Y>X D 32 解析:Q的基态原子p轨道电子数是s轨道电子数的一半,Q的核外电子排布式为1s22s22p2,Q为C,Q、R、X、Y是原子序数依次增大的同周期不同主族的非金属元素,则R为N,X为O,Y为F,同周期元素基态原子中N原子的未成对电子数最多,据此分析解答。H2O和NH3都存在分子间氢键,常温下水为液态,其沸点高于NH3,CH4只存在范德华力,简单氢化物的沸点:H2O>NH3>CH4,故A正确;同周期元素从左到右电负性增大,则电负性:N<O<F,故B正确;同周期元素第一电离能从左到右呈增大趋势,但N原子2p轨道为半充满稳定结构,其第一电离能大于O,故C正确;离子半径比较先看电子层数,电子层数相同时,比较核电荷数大小,核电荷数越大离子半径越小,O2-、F-的核外电子排布相同,核电荷数:O<F,则简单离子半径:O2->F-,故D错误。 33 4.已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出几种元素的电负性： 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   3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_______________________________________________。  (2)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围是__________。  随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 0.9~1.5 解析：根据电负性的递变规律：同周期主族元素，从左到右，元素电负性逐渐变大，同族元素，从上到下，元素电负性逐渐变小，则同周期元素的电负性：Na＜Mg＜Al，同主族元素的电负性：Be＞Mg，故镁元素电负性值的最小范围是0.9~1.5。 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： A.Li3N　　　　　　 B.BeCl2 C.AlCl3 D.SiC 属于离子化合物的是____________(填字母，下同)；属于共价化合物的 是____________。  A BCD　 解析：根据已知条件及表中数值，Li3N中元素的电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显______(填“正”或“负”)价， 理由是____________________________________________。  负 Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强 三、电离能大小比较的答题规范 5.(2023·北京卷,节选)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:_______________________________________________   　。  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 6.(2022·河北卷,节选)Cu与Zn相比,第二电离能与第一电离能差值更大的是　　　　,原因是____________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________ 　   　。  Cu Cu的第一电离能失去的是4s1电子,第二电离能失去的是3d10的电子,Zn的第一电离能失去的是4s2电子,第二电离能失去的是4s1的电子,3d10电子处于全充满状态,较稳定,失去1个电子时所需能量与失去4s1电子所需能量的差值更大 电离能大小比较答题技巧 1．电离能与原子结构 答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。 2．电离能与半充满、全充满 答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。 答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)状态，比较稳定，难失电子，×××电离能大。　 练真题 明考向 1.(2024·江苏卷)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂。下列说法正 确的是(　　) A.半径：r(Al3＋)＞r(K＋) B.电负性：χ(O)＞χ(S) C.沸点：H2S＞H2O D.碱性：Al(OH)3＞KOH B 解析：A.Al3＋有2个电子层，而K＋有3个电子层，因此，K＋的半径较大，A错误；B.同一主族的元素，其电负性从上到下依次减小，O和S都是第ⅥA族的元素，O元素的电负性较大，B正确；C.虽然H2S的相对分子质量较大，但是H2O分子间可形成氢键，因此H2O的沸点较高，C错误；D.元素的金属性越强，其最高价的氧化物的水化物的碱性越强，K的金属性强于Al，因此KOH的碱性较强，D错误。 2.(2024·河北卷)侯氏制碱法工艺流程中的主反应为QR＋YW3＋XZ2＋W2Z====QWXZ3＋YW4R，其中W、X、Y、Z、Q、R分别代表相关化 学元素。下列说法正确的是(　　) A.原子半径：W＜X＜Y B.第一电离能：X＜Y＜Z C.单质沸点：Z＜R＜Q D.电负性：W＜Q＜R C 解析：侯氏制碱法主反应的化学方程式为NaCl＋NH3＋CO2＋H2O==== NaHCO3↓＋NH4Cl，则可推出W、X、Y、Z、Q、R分别为H元素、C元素、N元素、O元素、Na元素、Cl元素。A.一般原子的电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，则原子半径：H＜N＜C，故A错误；B.同周期从左到右元素第一电离能呈增大趋势，第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能：C＜O＜N，故B错误；C.O2、Cl2为分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高，二者在常温下均为气体，Na在常温下为固体，则沸点：O2＜Cl2＜Na，故C正确；D.同周期元素，从左往右电负性逐渐增大，同族元素，从上到下电负性逐渐减小，电负性：Na＜H＜Cl，故D错误。 3.(2023·江苏卷)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＞r＞r B.第一电离能：I1＜I1＜I1 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 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半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，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.金属和非金属分界线处的元素既具有金属性又具有非金属性，可以制半导体，可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料，D正确。 4.(真题集锦)(1)基态Ni原子的价层电子排布式为　　　　,在元素周期表中位置为　 　　　。  3d84s2 第四周期第Ⅷ族 (2)根据元素周期律,原子半径Ga　　　As,第一电离能Ga　　　　As(填“大于”或“小于”)。  大于 小于 (3)①基态F原子的价层电子排布图(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　　(填字母),判断的根据是________ ______________________________________________________________ 　   　;  第三电离能的变化图是　　(填字母)。  a 同周期 元素第一电离能的总体趋势是依次升高的,但由于N元素的2p轨道为半 充满的稳定状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 b 课时作业29 元素周期表　元素的性质 50 一、选择题 1.元素周期表共有18个纵列，从左到右排为1~18列，即碱金属为第1列， 稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是(　　) A.第9列元素中没有非金属元素 B.只有第2列的元素原子最外层电子排布式为ns2 C.第四周期第9列的元素是铁元素 D.第10、11列为ds区 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 A 51 解析：第9列元素是第Ⅷ族元素，都是金属元素，没有非金属元素，A项正确；第2列元素原子的最外层电子排布式为ns2，此外He的核外电子排布式为1s2，第ⅡB族元素原子的最外层电子排布式也为ns2，B项错误；第四周期第9列的元素是Co元素，C项错误；第11、12列为ds区，D项错误。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 52 2.某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且该元素是同族中原子 序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是(　　) A.该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2 B.该元素为V C.该元素属于第ⅢA族元素 D.该元素属于过渡元素 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 C 53 解析：主族元素的最外层电子数＝价电子数，而题给元素的最外层电子数为2，价电子数为5，所以该元素不属于主族元素，而属于过渡元素，又因其是同族中原子序数最小的元素，所以在第四周期，其价层电子排布式为3d34s2，为第ⅤB族元素V。A项，该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2，A项正确；B项，该元素是V，B项正确；C项，该元素属于第ⅤB族元素，C项错误；D项，该元素属于过渡元素，D项正确。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 54 3.(2025·广东韶关模拟)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,基态X原子的价层电子排布式可表示为nsnnpn+1,Y是地壳中含量最多的元素,Z的原子半径在短周期中最大,Y、W同主族。下列说法正确的是 (　　) A.简单离子半径:Z<Y<W B.简单气态氢化物的稳定性:X<Y<W C.元素的第一电离能:X<Y D.W的VSEPR模型为平面三角形 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 A 55 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 解析:Y是地壳中含量最多的元素,则Y为O,Y、W同主族,W为S,基态X原子的价层电子排布式可表示为nsnnpn+1,n=2,故X原子的价层电子排布式可表示为2s22p3,X为N,Z的原子半径在短周期中最大,则Z为Na;层数越多半径越大,层数相同,质子数越大半径越小,故简单离子半径:Na+<O2-<S2-,A正确;非金属性:S<N<O,非金属性越强,简单气态氢化物的稳定性越好,故H2S<NH3<H2O,B错误;同周期元素从左到右第一电离能呈递增趋势,但N原子的2p轨道处于半充满稳定状态,故第一电离能:N>O,C错误;S的中心原子S的孤电子对数为=1,σ键电子对数为3,故VSEPR模型为四面体形,空间结构为三角锥形,D错误。 56 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 4.(2025·北京昌平统考二模)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 B 57 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 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.同周期元素从左到右，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，第一电离能呈变大趋势，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，非金属性减弱，元素电负性减小，电负性：①＞②，D正确。 58 5.甲~戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示；戊的 最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是(　　) 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 A.原子半径：丁＞戊＞乙 B.非金属性：戊＞丁＞丙 C.甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生 D.丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应 C 59 解析：戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸，即乙、戊不是0族元素，故五种元素位于第二、三周期；若戊为Cl，则甲为N、乙为F、丙为P、丁为S；若戊为S，则甲为C、乙为O、丙为Si、丁为P。由同周期和同主族元素原子半径变化规律可知，A项正确；同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，B项正确；若甲为C，烃遇氯化氢无白烟产生，C项错误；磷酸、硅酸均能与强碱反应，D项正确。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 6.元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20，其原子半径和 最外层电子数之间的关系如图。下列判断正确的是(　　) 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 A.X的电负性比Q的大 B.Q的简单离子半径比R的大 C.Z的简单气态氢化物的热稳定性比 Q的强 D.Y的最高价氧化物对应的水化物的 碱性比R的强 B 61 解析：元素X、Y、Z、Q、R的原子 序数依次增大且小于20，由题图中 最外层电子数和原子半径的关系可 知，X为C、Y为Na、Z为S、Q为Cl、 R为K。A.C的电负性比Cl的小，故A 错误；B.核外电子排布相同时，核电 荷数越大，半径越小，故Q的简单离 子半径比R的大，故B正确；C.同周期 主族元素，原子序数越大，非金属性 越强，其简单气态氢化物的稳定性越强，故Z的简单气态氢化物的热稳定性比Q的弱，故C错误；D.同主族元素，原子序数越大，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性比R的弱，故D错误。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 7.(2025·广东珠海调研)前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X是地壳中含量最多的元素,Y原子最外层只有1个电子,基态Z原子的3s和3p轨道上电子数相同,Y与W同主族。下列说法错误的是 (　　) A.原子半径：r(X)＜r(Z)＜r(Y)＜r(W) B.X的第一电离能比同周期相邻元素的小 C.Y的最高价氧化物对应水化物的碱性比W的强 D.Z单质形成的晶体属于共价晶体 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 C 63 解析：前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是地壳中含量最多的元素，则X为O；基态Z原子的3s和3p轨道上电子数相同，则基态Z原子的核外电子排布式为[Ne]3s23p2，Z为Si；Y原子最外层只有1个电子，且Y的原子序数比X(O)大，比Z(Si)小，则Y为Na；Y与W同主族，则W为K，综上所述，X、Y、Z、W依次为O、Na、Si、K。A.电子层数相同时原子序数越大半径越小，电子层数不同时电子层数越多半径越大，原子半径：r(K)＞r(Na)＞r(Si)＞r(O)，故A正确；B.同周期主族元素从左往右，第一电离能呈增大趋势，但N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于O，则X(O)的第一电离能比同周期相邻元素的小，故B正确；C.金属性越强，元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强，同主族元素从上往下金属性逐渐增强，K的金属性强于Na，所以Na的最高价氧化物对应水化物的碱性比K的弱，故C错误；D.Si单质形成的晶体属于共价晶体，故D正确。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 8.(2025·广东大湾区模拟)2024年是元素周期表诞生的第155周年。已知短周期主族元素X、Y、Z、M、N,其原子序数与其对应的0.1 mol/L最高价氧化物的水化物溶液,在常温下的pH关系如图所示。下列说法中正确的是 (　　) 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 A.X和Y元素均在p区 B.元素的电负性:Z>M>N C.M的含氧酸根离子的中心原子为sp2杂化 D.XN3和ZN3的空间结构均为三角锥形 D 65 解析:短周期主族元素X、Y、Z、M、N,由其原子序数与其对应的0.1 mol·L-1最高价氧化物的水化物溶液在常温下的pH关系图可知,X、N均对应一元强酸,结合原子序数可知X为N元素、N为Cl元素;Y对应一元强碱,Y为Na元素;由溶液的pH可知,Z对应不是强酸,M对应二元强酸,结合原子序数可知Z为P元素、M为S元素,以此来解答。由上述分析可知,X为N元素、Y为Na元素、Z为P元素、M为S元素、N为Cl元素,X即N元素位于p区,Y即Na元素位于s区,A错误;同周期主族元素从左向右电负性增大,则元素的电负性:P<S<Cl,即Z<M<N,B错误;M的含氧酸根离子为硫酸根离子或亚硫酸根离子,其中心原子为sp3杂化,C错误;NCl3和PCl3中N、P均为sp3杂化,均含1个孤电子对,可知空间结构均为三角锥形,D正确。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 9.(2025·广东东莞模拟)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(　　) 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 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 D 67 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大，电负性：Cl＞S＞Si，即Q＞P＞Z，D正确。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 二、非选择题 10.表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题： 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 (1)元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式：__________________________________。  1s22s22p63s23p63d64s2{或[Ar]3d64s2} 69 (2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：___________________________________________________ __________________________。  2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量 解析：h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。 (3)o、p两元素的部分电离能数据如表2： 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 电离能/(kJ·mol－1) 元素o 元素p I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 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。对此，你的解释是___________________________________ _____________。  Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定 解析：o为Mn元素，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，基态Mn2＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其再失去一个电子时比较困难，而p为Fe元素，基态 Fe2＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，形成相对比较稳定的结构，故其再失去一个电子比较容易。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 (4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是____________(填图1中的序号)。  2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 2 解析：第三周期8种元素分别为钠、镁、 铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、 镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高； 硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分 子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩气为气体，8种元素单质熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。 (5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是____________(填元素符号)。  2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 Al 解析：由图可知，该元素的电离能I4远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。 11.现有A、B、C、D、E、F、G、H八种元素，均为前四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答有关问题。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中含量最丰富的元素 B元素是形成化合物种类最多的元素 C元素基态原子的核外p电子数比s电子数少1 D元素基态原子的核外p轨道中有两个未成对电子 E元素的气态基态原子的第一至第四电离能分别如下：I1＝738 kJ·mol－1，I2＝1 451 kJ·mol－1，I3＝7 733 kJ·mol－1，I4＝10 540 kJ·mol－1 F元素的主族序数与周期数的差为4 G元素是前四周期中电负性最小的元素 H元素位于元素周期表中的第八纵列 75 (1)C2A4的电子式为________________。  (2)B元素的原子核外共有________种不同运动状态的电子，其基态原子 中能量最高的电子所占据的原子轨道呈____________形。  2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 (3)某同学推断E元素基态原子的核外电子轨道表示式为 。该同学所画的轨道表示式违背了____________，该元素的原子I3远远大于I2，其原因是__________________________________________________________。  H︰︰︰H 6 哑铃 泡利原理 Mg原子失去2个电子后形成稳定结构，此时很难再失去1个电子 (4)D、E、F三种元素的简单离子半径由大到小的顺序是_______________ (用离子符号表示)。  (5)用惰性电极电解EF2的水溶液的离子方程式为 ________________________________________________。  (6)H位于元素周期表的____________区，其基态原子的价层电子排布式为 ____________，实验室用一种黄色溶液检验H2＋时产生蓝色沉淀，该反应的离子方程式为______________________________________。  2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 Cl－＞O2－＞Mg2＋ Mg2＋＋2Cl－＋2H2OMg(OH)2↓＋Cl2↑＋H2↑ d 3d64s2　 Fe2＋＋K＋＋[Fe(CN)6]3－====KFe[Fe(CN)6]↓ 解析：根据题给信息可以推断A为H元素，B为C元素，C为N元素，D为O元素，E为Mg元素，F为Cl元素，G为K元素，H为Fe元素。 $$