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（鲁科版）

第7章　原子结构与元素性质 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 原子的最大电子层数＝周期序数 (2)原子结构与族的关系 ①主族元素的价电子排布特点 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各区价电子的排布特点 分区 元素分布 价电子排布 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ⅡA族元素。(　　) (4)价电子排布式为5s25p1的元素位于第5周期ⅠA族，是s区元素。 (　　) (5) 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6周期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6周期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ⅡA族和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)第一电离能:气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的 ____________,符号为__,单位为 。 (2)变化规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最___________，最后一种元素的 第一电离能最___________，从左到右呈增大的变化趋势(注意ⅡA族、ⅤA族的特殊性)。 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，即I1＜I2＜I3……如Na原子的I1＝496 kJ·mol－1，I2＝4 562 kJ·mol－1，I3＝6 912 kJ·mol－1，I4＝ 9 543 kJ·mol－1等。 小 大 减小 最小能量 I kJ·mol-1 23 5.电负性 (1)含义：是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越 。 (2)标准：以氟的电负性为___________和锂的电负性为___________作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。 (3)变化规律 同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐___________；同族元素 从上到下，元素的电负性逐渐___________。 4.0 1.0 递增 递减 强 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 25 (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。 (　　) × × × × × × 26 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 ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ ＞ 27 2.(2025·山东滨州高三月考)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。 28 二、电离能、电负性的变化规律及应用 3.已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表数 据判断，错误的是(　　) 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 800 2 700 11 600 A.元素X的常见化合价是＋1价 B.元素Y是ⅢA族元素 C.元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D.若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应 D 29 解析：由数据分析元素X的I2远大于I1，X易呈＋1价，为ⅠA族元素，A、C均正确；元素Y的I4远大于I3，易呈＋3价，应在ⅢA族，B正确；若元素Y处于第3周期，则Y为铝元素，Al不与冷水反应，D错误。 30 4.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 同一周期从左到右第一电离能的总体趋势是升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能比O元素高 b 31 解析：C、N、O、F四种元素在同一周期，同一周期从左到右第一电离能的总体趋势是升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能比O元素高，因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C＜O＜N＜F，满足这一规律的图像为a；气态基态＋2价阳离子失去1个电子生成气态基态＋3价阳离子所需要的能量为该原子的第三电离能，同一周期元素原子的第三电离能从左到右的总体趋势也升高，但由于C原子在失去2个电子之后的2s能级为全充满状态，因此其再失去一个电子需要的能量稍高，则满足这一规律的图像为b。 32 5.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 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·北京卷)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 A 解析：A项，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；B项，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；C项，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分子极性；D项，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。 4.(2021·山东卷)X、Y为第3周期元素,Y最高正价与最低负价的代数和为6,二者形成的一种化合物能以[XY4]+[XY6]-的形式存在。下列说法错误的是(　　) A.原子半径:X>Y B.简单氢化物的还原性:X>Y C.同周期元素形成的单质中Y氧化性最强 D.同周期中第一电离能小于X的元素有4种 D 解析:Y位于第3周期,且其最高正价与最低负价的代数和为6,则Y是Cl元素,由X、Y形成的阴离子和阳离子知,X与Y容易形成共价键,根据化合物的形式知X是P元素,据此分析。P与Cl在同一周期,则P半径大,即X>Y,A项不符合题意;两者对应的简单氢化物分别是PH3和HCl,半径:P3->Cl-,所以PH3的失电子能力强,还原性强,即X>Y,B项不符合题意;同周期元素从左往右,金属性减弱,非金属性增强,各元素对应的金属单质还原性减弱,非金属单质的氧化性增强,所以Cl2的氧化性最强,C项不符合题意;同一周期,从左到右,元素的第一电离能呈现增大的趋势,VA族元素的第一电离能大于相邻元素的第一电离能;所以第3周期元素的第一电离能从小到大依次为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl,所以有5种,D项符合题意。 课时作业29 元素周期表　元素的性质 46 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4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 47 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4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 48 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 49 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 50 3.下列有关物质性质的比较正确的是(　　) A.碱性：Ba(OH)2＜Ca(OH)2＜KOH B.离子半径：Mg2＋＜O2－＜F－ C.还原性：SiH4＞PH3＞HCl D.热稳定性：CH4＞NH3＞HF 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 C 解析：A项，金属性：Ca＜Ba，所以碱性：Ba(OH)2＞Ca(OH)2，A不正确；B项，核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，所以离子半径：O2－＞F－＞Mg2＋，B不正确；C项，非金属性：Si＜P＜Cl，所以还原性：SiH4＞PH3＞HCl，C正确；D项，非金属性：C＜N＜F，所以热稳定性：CH4＜NH3＜HF，D不正确。 51 4.(2025·北京昌平统考模拟)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 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 B 52 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。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 5.(2025·山东临沂模拟)短周期主族元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如图所示,基态W原子有两个单电子。下列说法一定正确的是(　　)   W X Y Z   A.一定条件下,W单质能置换出Z单质 B.简单离子半径:Y>X C.简单氢化物的沸点:X>W D.最高化合价:X>Z A 54 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 解析:由题给短周期主族元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置可知,W、X在第2周期,基态W原子有两个单电子,则W为C或O,X为N或F,Y为Al或P,Z为Si或S,据此分析。W为C,Z为Si,可以发生置换反应;SiO2+2CSi+2CO↑,W为O,Z为S,可以发生反应,2H2S+O2 2S+2H2O, A正确;Y为Al,X为N,二者的离子核外电子排布相同,看原子序数,原子越小,离子半径越大,简单离子半径:N3->Al3+,故B错误;X为F,W为O,HF、H2O都含有氢键,但是水分子中氢键的数目多,故简单氢化物的沸点:H2O>HF,C错误;X为F,F没有正价,D错误。 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 56 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·河南新乡模拟)前4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 58 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.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)。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 元素 电离能/(kJ·mol－1) I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 …… 下列关于元素R的判断一定正确的是(　　) ①R元素的最高正化合价为＋3价 ②R元素位于元素周期表中ⅡA族 ③R元素第一电离能大于同周期相邻元素 ④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 A.①②　　　　　　　 B.②③ C.③④ D.①④ B 60 解析：由表中数据I3远大于I2可知，R元素的最高正化合价为＋2价，位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素，故电子排布式不一定是1s22s2。短周期ⅡA族元素价电子排布为ns2，因s轨道处于全充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻元素。 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 1 9.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 62 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} 64 (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3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3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 70 (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，其基态原子的价电子排布为 ____________，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。 $$