1.2 原子结构与元素的性质 第2课时（同步讲义）化学人教版选择性必修2

第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 教学目标 1.认识元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 2.能明确电离能、电负性的含义和应用，能列举元素周期律的应用。 重点和难点 重点：元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化 难点：电离能、电负性 ◆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。 归纳总结 原子半径大小的比较 (1)同周期：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。 离子半径大小的比较 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 (4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。 即学即练 1．前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X与Z同主族，且基态X原子中p能级和能级上的电子数相同。、同周期，位于ⅢA族，最外层有2个电子。下列说法不正确的是 A．基态W原子内层原子轨道均已充满电子 B．原子半径： C．简单氢化物的沸点： D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 【答案】A 【分析】前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，W的原子序数最大且W最外层有2个电子，基态X原子中p能级和s能级上的电子数相同，则X的电子排布式可能为，Y、Z同周期，Y位于IIIA族，X与Z同主族，则X的电子排布式为，X为O，Z为S，Y为Al，W最外层有2个电子，则W为Ca，综上所述，X、Y、Z、W分别为O、Al、S、Ca。 【解析】A．W为Ca，其电子排布式为，轨道未充满电子，A错误； B．根据周期表原子半径变化规律，原子半径顺序为，B正确； C．Z（S）的氢化物沸点低于X（O）的氢化物，因此Z的氢化物沸点更低，C正确； D．W（Ca）的最高价氧化物对应水化物Ca(OH)2为强碱，Y（Al）的Al(OH)3为两性氢氧化物，碱性Ca(OH)2 > Al(OH)3，D正确； 故选A。 2．下列说法正确的是 A．酸性：HClO4<H2SO4 B．稳定性：HCl<HF C．最外层电子数：Li<Na D．原子半径：Mg<Al 【答案】B 【解析】A．同周期从左往右元素的非金属性增强，非金属性Cl>S，HClO4的酸性强于H2SO4，A错误； B．同主族从上往下元素的非金属性减弱，非金属性F>Cl，HF的稳定性高于HCl，B正确； C．Li和Na同为IA族元素，最外层电子数均为1，C错误； D．同周期从左往右原子半径逐渐减小，原子半径Mg＞Al，D错误； 故选B。 3．尿素［］是第一种由无机物人工合成的有机物。下列说法正确的是 A．原子半径： B．非金属性：N>O C．沸点： D．酸性： 【答案】C 【解析】A．氮和氧同处第二周期，氮的原子序数小于氧。根据同周期主族元素原子半径递减规律可知，原子半径应为 ，故A错误； B．非金属性在同周期中从左到右逐渐增强，即氧的非金属性强于氮的，故B错误； C．均是由分子构成的物质，水分子间存在氢键，而甲烷仅靠范德华力作用，故水的沸点显著高于甲烷的，故C正确； D．同周期中从左到右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性增强，硝酸是强酸，碳酸是弱酸，酸性强弱关系应为 ，故D错误； 故选C。 ◆知识点二 电离能 1.第一电离能 定义：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最低能量叫做第一电离能。 符号：I1。单位：kJ·mol－1。 意义：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；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。 2.元素第一电离能变化规律 (1)周期性变化图示 (2)同周期元素 变化规律：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；从左到右元素的第一电离能在整体上呈现从小到大的变化趋势。 变化原因：同周期元素，原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减小，电离出电子越来越困难，元素的第一电离能整体呈增大趋势。 (3)同主族元素 变化规律：自上而下第一电离能逐渐减小。 变化原因：同族元素，原子的电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子能力逐渐增强，电离出电子越来越容易，元素的第一电离能逐渐减小。 3.电离能的意义 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。 易错提醒 同周期的电离能曲线呈现锯齿状的解释 (1)Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常，是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。 (2)N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常，原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态，能量较低，电子难以失去，第一电离能偏大。 (3)在所有元素中，He的第一电离能最大。 即学即练 1．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用……表示，单位为). …… R 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断中一定正确的是 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表的P区 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为 【答案】C 【解析】A．因I3显著增大，表明R失去第三个电子困难，则R最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，故A错误； B．R应为第IIA族元素，第ⅡA族元素价电子在s轨道，属于s区，故B错误； C．第ⅡA族元素因s轨道全满，第一电离能高于同周期相邻ⅠA和ⅢA族，故C正确； D．R元素可能是Be或Mg，基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，故D错误； 故选C。 2．第三周期部分主族元素的第一电离能随原子序数递增的变化趋势如图所示。下列说法错误的是 A．a元素基态原子价层电子轨道表示式为 B．a→e元素的最高正化合价依次升高 C．a和b氧化物中离子键成分的百分数： D．a→e元素的电负性依次增大 【答案】A 【分析】第三周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势，第ⅡA族、第ⅤA族反常(均大于其相邻元素)，则可推知a为第ⅡA族元素，b为第ⅢA族元素，c为第ⅣA族元素，d为第ⅤA族元素，e为第ⅥA族元素，即a为Mg、b为Al、c为Si、d为P、e为S。 【解析】 A．结合分析知，a元素为Mg，Mg为12号元素，基态Mg原子价层电子轨道表示式为，A项错误； B．a→e即Mg→Al→Si→P→S，最高正化合价从+2价依次升高到+6价，B项正确； C．a为Mg、b为Al，对应的氧化物分别为MgO、Al2O3，金属元素与氧元素的电负性差值越大，对应氧化物中的离子键成分的百分数越大，由于电负性：O>Al>Mg，则离子键成分的百分数：MgO>Al2O3，C项正确； D．a→e即Mg→Al→Si→P→S，同周期主族元素，从左到右，元素的电负性依次增大，D项正确； 故选A。 3．下列各组元素中，原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的是 A．K、Na、Mg B．C、N、O C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na 【答案】A 【解析】A．K、Na、Mg的原子半径依次减小（K＞Na＞Mg），第一电离能逐渐升高（K＜Na＜Mg），A正确； B．C、N、O的原子半径依次减小，但第一电离能顺序为C＜O＜N（N因半满结构电离能高于O），不符合逐渐升高的条件，B错误； C．Cl、S、P的原子半径依次增大（Cl＜S＜P），不符合原子半径减小的条件，C错误； D．Al、Mg、Na的原子半径依次增大（Na＞Mg＞Al），原子半径排序错误，第一电离能顺序为Na＜Al＜Mg（Mg因全满结构电离能高于Al），不符合逐渐升高的条件，D错误； 故选A。 ◆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．电负性的周期性变化 (1)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 (2)一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 4．应用：判断金属性、非金属性强弱 规律总结 电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键，当电负性差值为零时通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。 即学即练 1．下列事实不能用电负性解释的是 A．离子键的百分数 B．熔点：干冰<石英() C．酸性： D．与发生加成反应的产物是不是 【答案】B 【解析】A．电负性Na<Mg，Mg对Cl的电子吸引更强，MgCl2离子键百分数小，能用电负性解释，A不符合题意； B．干冰为分子晶体，熔沸点和分子间作用力有关，石英为共价晶体，熔沸点和共价键键能大小有关，共价键键能远大于分子间作用力，干冰的熔点小于石英，不能用电负性解释，B符合题意； C．F和Cl都是吸电子基，F的电负性大于Cl，吸引电子能力更强，使FCH2COOH羧基上O-H键极性更强，酸性更强，能用电负性解释，C不符合题意； D．CH3CHO中存在C=O键，O的电负性大于C，O呈部分负电性、C呈部分正电性，CH3CHO与HCN发生加成反应时，O与带正电的H原子结合、C与带负电的CN-结合，得到产物，能用电负性解释，D不符合题意； 故选B。 2．已知X、Y同周期，且电负性的值X为3.0，Y为1.8，下列说法错误的是 A．X与Y形成化合物时，X显负价、Y显正价 B．X与Y形成的化合物可能为共价化合物 C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性 D．气态氢化物的稳定性：HmY<HnX 【答案】C 【解析】A．X电负性大于Y，在化合物中X显负价、Y显正价，符合电负性规律，A正确； B．X与Y电负性差为1.2（3.0-1.8），若两者为非金属（如Cl与Si），可能形成共价化合物（如SiCl4），B正确； C．X的非金属性更强，其最高价含氧酸酸性应强于Y，C错误； D．X的非金属性更强，其简单气态氢化物更稳定，D正确； 故选C。 3．下列元素中，电负性最大的是 A．O B．C C．N D．F 【答案】D 【解析】电负性反映原子吸引电子的能力，同一周期从左到右元素电负性递增，同一主族从上到下元素电负性递减。电负性F>O>N>C，电负性最大为F， 故选D。 1．第一电离能与原子核外电子排布的关系 (1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如P的第一电离能比S的大，Mg的第一电离能比Al的大。 (2)第三周期元素第一电离能的大小关系为I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。 2．电离能的应用 (1)比较元素金属性的强弱。 一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布。 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价。 如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，或主族元素的最高化合价为＋n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>I1，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3>I2>I1，则该元素通常显＋3价。 3．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。 实践应用 1．青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是 A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O 【答案】B 【解析】A．同周期主族元素从左到右，随着原子序数的递增，元素的第一电离能总体趋势递增，第三周期中Mg、P反常，故Cl＞Si＞Al，A正确； B．对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Cl⁻(3层，核电荷17)＞Ca2⁺(3层，核电荷20)＞Na⁺(2层)，B错误； C．同周期主族元素从左到右，元素的电负性依次增大，Al、Si、Cl同周期且原子序数递增，则电负性Cl＞Si＞Al，C正确； D．同周期主族元素从左到右，原子半径递减，同主族元素从上到下，原子半径递增，则原子半径：Ca(第四周期)＞Cl(第三周期)＞O(第二周期)，D正确； 故选B。 2．短周期主族元素的原子序数依次增大，且在前三周期均有分布，W与X同主族，Y的基态原子的价层电子排布式为原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．的简单氢化物的水溶液均显酸性 D．电负性： 【答案】D 【分析】Y的价层电子排布为nsnnpn+1，n=2时对应N（2s22p3），Y为N。Z的最外层电子数为次外层的3倍，次外层为2（第一层），故Z为O（最外层6电子）。 因Y(N)、Z(O)均为第二周期元素，再根据题干“在前三周期均有分布”及原子序数递增可知，X为第一周期元素，W为第三周期元素。又因X、W同主族，可推断出X为H，W为Na。 【解析】A．N的2p轨道半充满更稳定，第一电离能N＞O，A错误； B．Na+、O2-、N3-核外电子排布相同，质子数越小，离子半径越大，离子半径顺序为Na+＜O2-＜N3-，B错误； C．NH3的水溶液显碱性，NaH与水反应生成NaOH和H2，呈碱性，C错误； D．O的电负性大于H，D正确； 故答案选D。 3．某离子液体由5种短周期元素X、Y、Z、W、M组成(结构简式如图)，原子序数依次增大，其中只有W为金属元素，Y、Z位于同周期相邻主族。下列说法错误的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．基态M核外电子的空间运动状态有9种 D．电负性： 【答案】B 【分析】依据结构可知X形成1个单键，且在五种元素中原子序数最小，则X为H，Y均形成四个共价键，则Y为C，由于Y、Z位于同周期相邻主族，且Z的原子序数大于Y，故Z为N元素，W是金属，形成，M形成1个单键，且M的原子序数大，M是Cl，W形成四个共价键，故W为Al，由此可得知，X为H，Y为C，Z为N，W为Al，M为Cl。 【解析】A．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素第一电离能出现反常。Y为C，Z为N，N的2p轨道为半充满稳定结构，其第一电离能大于同周期相邻元素，所以第一电离能C<N，即Y<Z，A正确； B．W为Al，简单离子为Al3+；M为Cl，简单离子为Cl−。离子的电子层数越多，离子半径越大。Cl−有三个电子层，Al3+只有两个电子层，故简单离子半径Cl−>Al3+，即M>W，B错误； C．Cl是17号元素，基态Cl原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，根据核外电子的空间运动状态数等于原子轨道数，基态Cl原子的原子轨道总数为9个，即基态Cl核外电子的空间运动状态有9种，C正确； D．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。X为H，Y为C，Z为N，所以电负性N>C>H，即Z>Y>X，D正确； 故选B。 考点一 原子半径 【例1】根据元素周期律推测，下列说法不正确的是 A．原子半径： Mg> Na B．碱性： C．非金属性：Br>I D．热稳定性： 【答案】A 【解析】A．同周期主族元素从左到右原子半径减小，Na在Mg左侧，原子半径应为Na＞Mg，A错误； B．金属性Mg＞Al，对应最高价氧化物水化物的碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，B正确； C．Br和I同属ⅦA族，Br在上，非金属性Br＞I，C正确； D．N的非金属性＞P的非金属性，故NH3的热稳定性＞PH3的热稳定性，D正确； 故选A。 方法技巧 分析粒子半径大小比较的关键 ①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。 ②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。 ③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。 【变式1-1】下列关于Na、Al及其化合物的叙述中，正确的是 A．金属性：Na<Al B．原子半径：Na<Al C．碱性：NaOH>Al(OH)3 D．原子最外层电子数：Na>Al 【答案】C 【解析】A．金属性：同周期元素金属性从左到右减弱，Na的金属性强于Al，故A错误； B．原子半径：同周期原子半径随原子序数增大而减小，Na的原子半径大于Al，故B错误； C．同周期元素金属性从左到右减弱，最高价氧化物的水化物碱性减弱，碱性：NaOH>Al(OH)3，故C正确； D．Na原子最外层有1个电子，Al原子最外层有3个电子，故D错误； 选C。 【变式1-2】下列说法不正确的是 A．处于最低能量状态的原子叫基态原子 B．、、原子半径逐渐减小 C．粉末状固体肯定不是晶体 D．、、稳定性逐渐减弱 【答案】C 【解析】A．处于最低能量状态的原子最稳定，我们称这个原子处于基态，叫基态原子，A正确； B．同主族元素，从上往下原子半径逐渐增大，则、、原子半径逐渐减小，B正确； C．晶体的定义与其内部原子或分子的排列方式有关，而与外观形态无关，粉末状固体可以是晶体，也可以是非晶体，C错误； D．同主族元素，从上往下非金属性逐渐减小，非金属性：F>Cl>Br，元素非金属性越强，简单氢化物越稳定，则、、稳定性逐渐减弱，D正确； 故选C。 考点二 电离能 【例2】已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是，根据表中所列数据判断，不正确的是 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 A．元素X的最高正价为+1价 B．元素X是第IA族元素 C．若元素Y处于第3周期，它的单质不仅可以溶于盐酸，还能溶于NaOH溶液 D．元素Y与氯元素形成化合物的化学式可能是YCl3，该物质一定是离子化合物 【答案】D 【分析】X的第二电离能远大于第一电离能，X为第IA族元素，Y的第四电离能远大于第三电离能，Y为第IIIA族的元素。 【解析】A．根据分析，X为第IA族元素，X的最高正价为+1价，A正确； B．X的第二电离能远大于第一电离能，X为第IA族元素，B正确； C．Y的第四电离能远大于第三电离能，Y为第IIIA族的元素，若元素Y处于第3周期，它的单质为Al，可以溶于盐酸，还能溶于NaOH溶液，C正确； D．Y为第IIIA族的元素，若Y为Al，AlCl3为共价化合物，D错误； 答案选D。 易错提醒 逐级电离能 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，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷而对电子的吸引更强，从而逐级电离能越来越大。当逐级电离能突然变大时，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。 【变式2-1】下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用、……表示)。 元素 电离能//kJ·mol-1 …… R 740 1500 7700 10500 …… 关于元素R的下列推断中，错误的是 A．R元素位于元素周期表中第ⅡA族 B．R元素基态原子的电子排布式为 C．R元素的最高正化合价为价 D．R元素的第一电离能高于同周期相邻元素的 【答案】B 【分析】从表中原子的第一至第四电离能可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能剧增，可失去2个电子，最高化合价为+2价，即最外层应有2个电子，应为第IIA族元素，R元素可能是Mg或Be，回答下列问题； 【解析】A．根据分析可知：R元素最外层应有2个电子，所以R元素位于元素周期表中第ⅡA族，A正确； B．根据分析可知：R元素可能是Mg或Be，电子排布式为或，B错误； C．根据分析可知：R元素最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，C正确； D．根据分析可知：R元素同周期第ⅡA族核外电子排布式为，其能级处于全充满状态，能量低，稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素，D正确； 故答案选B。 【变式2-2】图a、b、c分别表示C、N、O、F的逐级电离能变化趋势。 下列说法正确的是 A．图a表示，图b表示，图c表示 B．图a表示，图b表示，图c表示 C．图a表示，图b表示，图c表示 D．图a表示，图b表示，图c表示 【答案】D 【解析】同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，N原子2p能级有3个电子，为半充满状态，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，表示C、N、O和F第一电离能的变化图是a； C、N、O和F第二电离能分别是失去2p1、2p2、2p3、2p4上的1个电子消耗的能量，2p3结构稳定，所以表示C、N、O和F第二电离能的变化图是c； C、N、O和F第三电离能分别是失去2s2、2p1、2p2、2p3上的1个电子消耗的能量，2s2、2p3结构稳定，所以表示C、N、O和F第三电离能的变化图是b； 故选D。 考点三 电负性 【例3】下列事实与、的电负性差异无关的是 A．是离子化合物，是共价化合物 B．沸点： C．氧化性： D．ClF中Cl显正价 【答案】B 【解析】A．的电负性大于，存在离子键，是离子化合物，存在共价键，是共价化合物，故不选A；     B．Cl2相对分子质量大于F2，Cl2范德华力大于F2，所以沸点，与、的电负性无关，故选B； C．F的电负性大于Cl，F得电子能力强，所以氧化性：，故不选C； D．F的电负性大于Cl，F得电子能力强，所以ClF中Cl显正价，故不选D； 选B。 易错提醒 (1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 (2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 【变式3-1】下列事实不能用电负性解释的是 A．离子键的百分数 B．熔点：干冰<石英() C．酸性： D．与发生加成反应的产物是不是 【答案】B 【解析】A．电负性Na<Mg，Mg对Cl的电子吸引更强，MgCl2离子键百分数小，能用电负性解释，A不符合题意； B．干冰为分子晶体，熔沸点和分子间作用力有关，石英为共价晶体，熔沸点和共价键键能大小有关，共价键键能远大于分子间作用力，干冰的熔点小于石英，不能用电负性解释，B符合题意； C．F和Cl都是吸电子基，F的电负性大于Cl，吸引电子能力更强，使FCH2COOH羧基上O-H键极性更强，酸性更强，能用电负性解释，C不符合题意； D．CH3CHO中存在C=O键，O的电负性大于C，O呈部分负电性、C呈部分正电性，CH3CHO与HCN发生加成反应时，O与带正电的H原子结合、C与带负电的CN-结合，得到产物，能用电负性解释，D不符合题意； 故选B。 【变式3-2】下列事实不能通过比较电负性进行解释的是 A．键的极性： B．在苯中的溶解度大于在水中的溶解度 C．氟化氢分子的熔沸点大于氯化氢分子的熔沸点 D．分子中的键角大于分子中的键角 【答案】B 【解析】A．F的电负性大于Cl，导致C-F键的极性强于C-Cl键，可通过电负性差异解释，A不符合题意； B．I2在苯中的溶解度更大是因为“相似相溶”，与分子极性相关，而非直接比较电负性，B符合题意； C．HF的高熔沸点源于F的高电负性形成氢键，可通过电负性解释，C不符合题意； D．NH3键角大于NF3是因F的高电负性，使得成键电子对偏向氟，导致成键电子对间斥力减弱键角偏小，可通过电负性差异解释，D不符合题意； 故选B。 基础达标 1．（24-25高二下·上海·期末）N、O、S三种元素第一电离能由大到小的顺序为 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】第一电离能受原子半径、电子排布和核电荷数影响。N和O同周期，N的2p轨道半充满更稳定，故N > O；O和S同主族，O原子半径更小，故O > S。因此三种元素第一电离能由大到小的顺序为N > O > S； 故选C。 2．（25-26高二上·湖南邵阳·阶段练习）下列说法正确的是 A．第一电离能： B．离子半径： C．铁元素位于元素周期表中第四周期第ⅧA族 D．同周期第ⅡA族和ⅢA族元素原子序数可能相差1、11、25 【答案】D 【解析】A．N的2p轨道为半充满稳定结构，电离能大于C和O，原子半径越大，第一电离能越小，故C<O<N，A错误； B．离子电子数相同，原子序数越小，离子半径越大，故P3->S2->Cl-，B错误； C．铁元素位于元素周期表中第四周期第Ⅷ族，C错误； D．短周期中同周期的ⅡA族与ⅢA族相邻，原子序数相差1，而长周期中同周期的IIA族与ⅢA族之间还有10列，若处于第四、第五周期，则它们的原子序数相差11，且第六周期ⅢB族、第七周期ⅢB族分别存在镧系元素、锕系元素各15种元素，则它们的原子序数相差25，D正确； 故答案为D。 3．（2025·浙江·高考真题）根据元素周期律推测，下列说法不正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．非金属性： D．热稳定性： 【答案】A 【解析】A．同周期主族元素，从左往右原子半径依次减小，则原子半径：，A错误； B．C和Si位于第ⅣA族，同族元素从上到下电负性减小（原子半径增大，吸引电子能力减弱），则电负性：，B正确； C．Br和I位于第ⅦA族（卤素），同族元素从上到下非金属性减弱（原子半径增大，得电子能力减弱），则非金属性：，C正确； D．N和P位于第ⅤA族（氮族），同族元素从上到下非金属性减弱，氢化物热稳定性与非金属性正相关，故非金属性N > P，热稳定性：，D正确； 故选A。 4．（24-25高二下·四川泸州·期末）W、X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的5种短周期主族元素，W原子的电子只有一种自旋取向，X的基态原子2p轨道为半充满，Y的族序数是周期数的3倍，Z原子半径在短周期中最大，非金属元素Q的基态原子只有一个未成对电子。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．第一电离能： D．最高化合价： 【答案】B 【解析】W原子的电子只有一种自旋取向，W为H；X的基态原子2p轨道为半充满， X为N（半充满）；Y的族序数6=周期数2×3，Y为O；第三周期原子半径最大的 Z为Na； Q的基态原子只有一个未成对电子，为Cl。 A．原子半径O＞N＞H错误，正确顺序N＞O＞H， A错误； B．电负性Cl＞H＞Na正确，符合电负性递变规律，B正确； C．第一电离能O<N，N因半充满更稳定，电离能更大，C错误； D．O无最高正化合价，Cl最高+7＞N最高+5，D错误。 故选B。 5．（25-26高二上·山东·课后作业）气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是 A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2 C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3 D．1s22s22p63s23p63d104s24p1→1s22s22p63s23p63d104s2 【答案】B 【分析】由原子核外电子排布可知A、B、C、D依次为Si、P、S、Ga，结合同周期自左而右第一电离能逐渐增大，同主族自上而下第一电离能逐渐降低判断。注意P元素3p轨道半充满，电子能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素。第一电离能越高，失去1个电子吸收的能量越多。据此分析。 【解析】A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1过程为Si原子失去一个3p电子，破坏较稳定结构，但第一电离能低于P，吸收能量不是最多，A不符合题意； B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2为P原子失去一个3p电子，基态P原子的3p轨道半充满，结构稳定，失去电子需克服较高电离能，吸收能量最多，B符合题意； C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3为S原子失去3p电子后形成半充满结构，电离能低于P，吸收能量较少，C不符合题意； D．1s22s22p63s23p63d104s24p1→1s22s22p63s23p63d104s2为Ga原子失去4p电子，因能级较高且原子半径大，电离能较低，吸收能量最少，D不符合题意； 答案选B。 6．（24-25高二下·浙江湖州·期末）根据元素周期律，下列说法不正确的是 A．酸性： B．金属性：Pb>Sn C．原子半径：Mg>Al D．化合物中离子键百分数： 【答案】A 【解析】A．HClO的酸性弱于H2SO3（H2SO3的pKa1≈1.89，HClO的pKa≈7.5），因此“HClO＞H2SO3”的说法错误。A错误； B．Pb位于Sn下方（ⅣA族），根据元素周期律，同主族金属性从上到下增强，因此Pb的金属性应强于Sn。B正确； C．Mg和Al同处第三周期，Mg在Al左侧，原子半径随原子序数增大而减小，故Mg＞Al。C正确； D．Be和Mg同属ⅡA族，Be的原子半径更小，极化能力更强，导致BeCl2以共价键为主，而MgCl2中离子键百分数更高。D正确； 故选A。 7．（24-25高二上·陕西汉中·期末）嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法错误的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．Fe位于元素周期表的p区 D．这六种元素中，电负性最大的是O 【答案】C 【解析】A．Al、Si同周期，Al的核电荷数小于Si，原子半径：Al>Si，故A正确； B．Mg、Ca同主族，同主族从上到下第一电离能减小，故B正确； C．Fe位于元素周期表的d区，故C错误； D．同周期元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减弱，则由此可知六种元素中电负性最大的为O，故D正确； 故选：C 8．（24-25高二下·湖北武汉·期中）下列状态的铝中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】 A．铝核外有13个电子，属于基态原子，电离最外层一个电子即为第一电离能； B．表示Al+，电离最外层一个电子即为第二电离能； C．表示Al2+，电离最外层一个电子即为第三电离能； D．属于激发态； 铝的第三电离能＞第二电离能＞第一电离能，为激发态，能量较高，则电离最外层一个电子所需能量小于，故电离最外层一个电子所需能量最大的是，故选C。 9．（24-25高二上·天津和平·期末）现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③；④。则下列比较中，正确的是 A．第一电离能：③>②>①>④ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：③>①>④>② D．最高正化合价：①>②>③>④ 【答案】A 【分析】由四种元素基态原子电子排布式可知，①为S元素； ②为P元素； ③为N元素； ④为Na元素； 【解析】A．第一电离能：同周期从左到右呈增大趋势，但P元素3p轨道半充满，第一电离能大于S；同主族从上到下第一电离能减小，N第一电离能大于P，Na第一电离能最小 。所以第一电离能N>P>S>Na，即③>②>①>④，A正确； B．原子半径：电子层数越多半径越大，电子层数相同，核电荷数越大半径越小。Na有3个电子层，P、S、N中N电子层数为2，P、S电子层数为3且P核电荷数小于S。所以原子半径Na>P>S>N，即④>②>①>③，B错误； C．电负性：同周期从左到右电负性增大，同主族从上到下电负性减小。N电负性大于S，S电负性大于P，Na电负性最小。所以电负性N>S>P>Na，即③>①>②>④，C错误； D．最高正化合价：S最高正价+6，P最高正价+5，N最高正价+5，Na最高正价+1。所以最高正化合价S>P = N>Na，即①>②=③>④，D错误； 故选A。 10．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) 元素 电离能/(kJ ·mol-1 ) I1 I2 I3 I4 …… R 578 1817 2745 11575 …… 关于元素R 的下列推断中，错误的是 A．R元素基态原子的价电子排布式为 3s2 3p1 B．R元素的最高价氧化物的水化物既能与盐酸反应，又能与氨水反应 C．R元素的最高正化合价为+3 价 D．R元素的第一电离能低于同周期相邻的元素 【答案】B 【分析】根据电离能数据，I4远大于I3，说明R失去3个电子后达到稳定结构，属于第ⅢA族元素（如铝）。 【解析】A．铝的价电子排布为3s23p1，A正确； B．R的最高价氧化物水化物为Al(OH)3，它能与盐酸反应，但不能与弱碱（如氨水）反应，只能与强碱反应。因此B错误； C．第ⅢA族元素的最高正化合价为+3，符合铝的性质，C正确； D．第三周期中，铝的第一电离能低于相邻的镁（ⅡA族）和硅（ⅣA族），因为铝的3p能级比Mg的3s能级能量高，且Mg的3p能级处于全空，所以Mg比Al更稳定，又硅的原子半径比Al更小，其第一电离能更大，D正确； 故选B。 综合应用 11．（24-25高二下·云南·期中）短周期主族元素、、、的原子序数依次增大，的最高正价与最低负价的代数和为是地壳中含量最多的元素，原子的最外层电子数是原子的最外层电子数的一半，与同主族。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．元素的电负性： C．原子半径： D．原子中的未成对电子数： 【答案】A 【分析】短周期主族元素、、、的原子序数依次增大，的最高正价与最低负价的代数和为，则为元素；是地壳中含量最多的元素，为元素；原子的最外层电子数是原子的最外层电子数的一半，可知为元素；与同主族，为元素，以此解答该题。 【解析】A．最外层为半充满结构，第一电离能大于，同主族元素第一电离能从上到下减小，同周期元素从左到右增大，四种元素中的最小，则第一电离能：，故A正确； B．非金属性越强，电负性越强，的非金属性大于，则电负性应为，故B错误； C．电子层越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径减小，则原子半径，故C错误； D．原子中的未成对电子数：，数目分别为、、、，故D错误。 故选： 12．（24-25高二下·河南南阳·期末）来自火星的第一个岩石元素经射线荧光分析所得元素特征能谱如图所示。下列有关说法正确的是 A．、、第一电离能依次增大 B．、、半径依次增大 C．、、原子在基态时，未成对电子数依次增多 D．基态原子价电子排布式为 【答案】D 【解析】A.第一电离能是指气态原子失去一个电子形成气态正离子所需的能量。同一周期中，从左到右第一电离能总体呈增大趋势，但ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能异常高。、、处于同一周期，因此，第一电离能：，故A项错误； B. 对于具有相同核外电子排布的离子，核电荷数越大，核对电子的吸引力越强，离子半径越小，故离子半径：，故B项错误； C. （24号元素）的基态电子排布为：，有6个未成对电子。（25号元素）的基态电子排布为：，有5个未成对电子。（26号元素）的基态电子排布为：，有4个未成对电子。因此，未成对电子数依次减少，而不是增多。故C项错误； D. 基态原子价电子排布式为，故D项正确； 故选D。 13．（24-25高二下·福建泉州·期末）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为。已知：和为原子序数依次增大的前20号元素，为金属元素。基态原子轨道上的电子数和轨道上的电子数相等，基态、、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： B．和的单质都能与水反应生成气体 C．原子半径： D．的最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 【答案】B 【分析】原子轨道上的电子数和轨道上的电子数相等，可以推测X为O元素或Mg元素；由荧光粉的结构可知，X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原子的未成对电子数为3，又因其原子序大于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；综上所述，X、Y、Z、W四种元素分别为O、F、P、Ca。 【解析】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，则电负性：F＞O＞P＞Ca，A错误； B．与水反应生成和HF气体，Ca与水反应生成氢氧化钙和，均产生气体，B正确； C．同一周期原子半径从左到右依次减小，同一主族原子半径从上到下依次增大，则原子半径：F＜O＜P＜Ca，C错误； D．Z为P，其最高价氧化物对应水化物为，无强氧化性，D错误； 故选B。 14．（24-25高二下·福建泉州·期末）短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，它们组成一种团簇分子，结构如图所示。X、M的族序数均等于周期序数，原子核外最外层电子数是其电子总数的，下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．第一电离能： C．最高价氧化物的水化物的碱性：M>Z D．单质熔点： 【答案】D 【分析】短周期元素X、M的族序数均等于周期序数，符合要求的只有H、Be、Al三种元素，结合原子序数依次增大，X为H元素，M为Al元素，Y原子核外最外层电子数是其电子总数的，Y为O元素，团簇分子的分子式为Z2M2Y4(YX)2，即Z2Al2O4(OH)2，可知，Z的化合价为+2价，原子序数依次增大，Z元素在O元素和Al元素之间，判断Z为Mg元素； 【解析】A．O、Mg、Al简单离子的核外电子排布结构相同，核电荷数越大，半径越小，则半径：Y > Z > M，选项A错误； B．非金属元素第一电离能通常大于金属元素第一电离能，Mg最外层电子排布式为3s2全满而稳定，第一电离能比Al大，即第一电离能O>Mg>Al，选项B错误； C．金属性Mg>Al，故最高价氧化物的水化物的碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3，即Z >M，选项C错误； D．Al原子半径小于Mg，金属Al的熔点更高，氢气常温下是气体，故单质熔点：，选项D正确； 答案选D。 15（24-25高二下·重庆九龙坡·期末）新能源汽车使用的磷酸铁锂电池中含有C、P、Fe、O、Li等元素，下列说法正确的是 A．电负性：P > O B．原子半径：Li < C C．第一电离能：C > O D．基态原子单电子数：P < Fe 【答案】D 【解析】A．元素的非金属性强弱规律与电负性大小规律一致，元素的非金属性：P＜O，则元素的电负性：P＜O，A错误； B．Li和C同属第二周期，同周期主族元素，原子半径从左到右依次减小，则原子半径： Li>C，B错误； C．C和O同属第二周期，同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：C< O，C错误； D．基态P的价电子排布式为，有3个单电子；基态Fe的价电子排布式为，3d轨道有4个单电子，因此基态原子单电子数：P <Fe，D正确； 故选D。 16．图中能正确表示第三周期主族元素的第二电离能与原子序数关系的是 A． B． C． D． 【答案】D 【解析】在第三周期元素中，Na 失去 1 个电子后，核外电子排布式为 1s22s22p6，已经达到稳定结构，所以 Na的第二电离能最大；其余元素的核外电子均为3层排布，随着核电荷数的递增，第二电离能呈增大趋势，Mg失去最外层 2个电子后为稳定结构，所以 Mg的第二电离能较小；Al失去1个最外层电子后3s2是全充满状态、所以失去第2个电子需要能量较高则Al的第二电离能比相邻的元素大，S失去1个最外层电子后为3s23p3，3p3是较为稳定的半充满的结构，所以S的第二电离能要高于相邻元素，答案选D。 拓展培优 17．元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据： 元素 Li Na K O F 电子亲和能 59.8 52.7 48.4 141 327.9 下列说法正确的是 A．电子亲和能越大，说明越难得到电子 B．一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时放出327.9kJ的能量 C．氧元素的第二电子亲和能是 D．基态的气态氧原子得到两个电子成为需要放出能量 【答案】C 【解析】A．根据表中数据知，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，所以电子亲和能越大，说明越容易得到电子，故A错误； B．基态的气态氟原子得到1mol电子成为氟离子时放出327.9kJ的能量，故B错误； C．的电子亲和能就是氧元素的第二电子亲和能，所以氧元素的第二电子亲和能是，故C正确； D．第一亲和能放出能量、第二亲和能吸收能量，O元素的第一亲和能小于第二亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为需要吸收能量，故D错误； 故选C。 18．（24-25高二下·山西运城·期末）四种元素的基态原子的核外电子排布式如下： ①    ②    ③    ④ 则下列有关比较中正确的是 A．最高正化合价： B．原子半径： C．第一电离能： D．电负性： 【答案】D 【分析】①为N元素；②为F元素；③为镁元素 ④为Al元素，据此分析； 【解析】A．氟（②）无最高正价，氮（①）最高+5，铝（④）+3，镁（③）+2，顺序应为①＞④＞③＞②，A错误； B．电子层越多半径越大，同周基原子半径从左至右减小，原子半径：第三周期的Mg（③）＞Al（④），第二周期的N（①）＞F（②），总顺序③＞④＞①＞②，B错误； C．同周期随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，第ⅡA族，第VA族，第一电离能高于同周期相邻元素，第一电离能：F（②）＞N（①）＞Mg（③）＞Al（④），选项顺序②＞①＞③＞④中Al＞Mg不符合，C错误； D．同周期随原子序数增大电负性增大，同主族随原子序数增大电负性减小，故电负性：F（②）＞N（①）＞Al（④）＞Mg（③），顺序②＞①＞④＞③正确，D正确； 故选D。 19．（24-25高二上·吉林松原·期末）化学用语、元素周期律等是学习元素及其化合物知识的重要工具。回答下列问题： (1)下列说法正确的是 (填选项序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③有两种金属元素，第一电离能越小的金属性越强 ④现行元素周期表中元素所在族序数一定等于其价层电子数之和 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 (2)新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在航空航天、国防技术及5G技术等领域扮演着重要的角色。基态Si原子的核外电子空间运动状态共有 种，其核外电子占据最高能级的电子云轮廓图的形状为 ；基态镓原子的价层电子排布式为 。 (3)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价层电子自旋磁量子数的代数和为 。 (4)N、O、Mg元素的前3级电离能如表所示，①、②、③中为N元素的是 。 元素 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 ① 738 1451 7733 ② 1314 3388 5301 ③ 1402 2856 4578 (5)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与Y可形成化合物，Z元素可以形成负一价离子。已知检验微量化合物可以用一种称为马氏检验的方法，其原理为样品在盐酸中可被金属锌还原为气体，产物还有氯化锌和，该反应的化学方程式是 (用推导出来的元素表达)。 【答案】(1)②⑤ (2) 8 哑铃形(或纺锤形) (3)或 (4)③ (5) 【解析】（1）①第ⅠA、ⅡA族元素均在s区，H元素为非金属，错误；②电负性为吸引键合电子的能力，则电负性大的元素表现负价，正确；③第三周期第ⅡA族Mg的第一电离能大于第ⅢA族Al，但金属性：Mg>Al，错误；④He为0族，但其价层电子数为2，则元素所在族序数不一定等于其价电子数之和，错误；⑤第四周期未成对电子数最多的元素是铬，其价层电子排布式为，位于第ⅥB族，在钾元素后面第五位，正确，综上所述，说法正确的是②⑤。 （2）Si原子的核外电子排布式为，核外电子空间运动状态(即原子轨道)共有种；Si核外电子占据最高能级为p能级，其电子云轮廓图的形状为哑铃形或纺锤形；镓原子序数为31，其基态原子价层电子排布式为，故答案为：8；哑铃形(或纺锤形)；。 （3）基态磷原子的价层电子排布式为，3s轨道有自旋方向相反的2个电子，3p能级的3个轨道上，每个轨道上都有1个自旋方向相同的电子，则其自旋磁量子数的代数和为或。 （4）同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势，则Mg的I1最低，由电离能数据中得，①的第三电离能远大于第二电离能，则①为Mg元素；由于N原子的2p能级为半满稳定结构，则N、O中第一电离能大的为N，则③为N元素，②为O元素。 （5）X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，即4p能级有3个单电子，则X为33号元素As；Y元素原子2p轨道上有2个未成对电子，则Y为6号元素或8号元素；X与Y可形成化合物(即)，则Y只能为O元素，X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42，则Z为H元素，H元素可以形成负一价离子。样品在盐酸中可被金属锌还原为气体，产物还有氯化锌和，反应过程中As元素化合价由+3降低至-3，Zn元素化合价由0升高至+2，由守恒规律得方程式：。 20．（24-25高二下·广东深圳·期中）磷酸铁锂（LiFePO4）电极材料主要用于各种锂离子电池，回答下列问题： (1)Fe在元素周期表中的位置： ，其价层电子排布式为 。 (2)用“>”“<”或“=”填空。 离子半径：Li＋ H-；第一电离能：Li Be；电负性：O P。 (3)根据对角线规则，在周期表中，与Li化学性质最相似的邻族元素是 。 (4)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为 、 （填字母）。 A．  B．  C．   D． (5)基态P原子中未成对的电子数为 ，其原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为 形。 (6)Mn与Fe两元素的部分电离能数据如下，由表中两元素的I2和I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子更难，对此，你的解释是 。 元素 Mn Fe 电离能/（kJ·mol-1） I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 【答案】(1) 4周期VIII族 3d64s2 (2) < < > (3)Mg (4) D C (5) 3 哑铃 (6)失去第3个电子Mn2+比Fe2+需要的能量高 【解析】（1）Fe是26号元素，位于元素周期表中第四周期VIII族，其价电子排布式为3d64s2 （2）根据同电子层结构核多径小原则，则离子半径：Li+＜H−；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，因此第一电离能：Li＜Be；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，因此电负性：O＞P； （3）在周期表中，根据对角线规则，化学性质最相似的邻族元素是Li与Mg； （4）下列Li原子电子排布图表示的状态中，D是基态电子排布式能量最低，A、B、C都是激发态，但C中1s上的两个电子都跃迁到2px轨道上，能量最高，因此能量最低和最高的分别为D、C； （5）基态P价电子排布式为3s23p3，未成对的电子数3，其原子核外电子占据的最高能级为3p能级，其电子云轮廓为纺锤(或哑铃)； （6）由于Fe2+电子排布式为[Ar]3d6，Mn2+电子排布式为[Ar]3d5，半充满结构，稳定，难失电子，故气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子更难。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 教学目标 1.认识元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 2.能明确电离能、电负性的含义和应用，能列举元素周期律的应用。 重点和难点 重点：元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化 难点：电离能、电负性 ◆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 (稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下， 越多，半径 。 归纳总结 原子半径大小的比较 (1)同周期：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。 (2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。 离子半径大小的比较 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。 (4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。 即学即练 1．前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X与Z同主族，且基态X原子中p能级和能级上的电子数相同。、同周期，位于ⅢA族，最外层有2个电子。下列说法不正确的是 A．基态W原子内层原子轨道均已充满电子 B．原子半径： C．简单氢化物的沸点： D．最高价氧化物对应水化物的碱性： 2．下列说法正确的是 A．酸性：HClO4<H2SO4 B．稳定性：HCl<HF C．最外层电子数：Li<Na D．原子半径：Mg<Al 3．尿素［］是第一种由无机物人工合成的有机物。下列说法正确的是 A．原子半径： B．非金属性：N>O C．沸点： D．酸性： ◆知识点二 电离能 1.第一电离能 定义： 原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能。 符号：I1。单位：kJ·mol－1。 意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的 程度。第一电离能数值越 ，原子越容易 一个电子；第一电离能数值越 ，原子越 一个电子。 2.元素第一电离能变化规律 (1)周期性变化图示 (2)同周期元素 变化规律：碱金属和氢元素的第一电离能最 ，稀有气体元素的第一电离能最 ；从左到右元素的第一电离能在整体上呈现从 到 的变化趋势。 变化原因：同周期元素，原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减小，电离出电子越来越困难，元素的第一电离能整体呈增大趋势。 (3)同主族元素 变化规律：自上而下第一电离能逐渐 。 变化原因：同族元素，原子的电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子能力逐渐增强，电离出电子越来越容易，元素的第一电离能逐渐减小。 3.电离能的意义 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 ，原子越容易失去一个电子，元素金属性越 。 易错提醒 同周期的电离能曲线呈现锯齿状的解释 (1)Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常，是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。 (2)N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常，原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态，能量较低，电子难以失去，第一电离能偏大。 (3)在所有元素中，He的第一电离能最大。 即学即练 1．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用……表示，单位为). …… R 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断中一定正确的是 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表的P区 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为 2．第三周期部分主族元素的第一电离能随原子序数递增的变化趋势如图所示。下列说法错误的是 A．a元素基态原子价层电子轨道表示式为 B．a→e元素的最高正化合价依次升高 C．a和b氧化物中离子键成分的百分数： D．a→e元素的电负性依次增大 3．下列各组元素中，原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的是 A．K、Na、Mg B．C、N、O C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na ◆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 的电子。 (2)电负性：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力 。 2．衡量标准 以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。 3．电负性的周期性变化 (1)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 、金属性逐渐 。 (2)一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 ，元素的金属性逐渐 、非金属性逐渐 。 4．应用：判断金属性、非金属性强弱 规律总结 电负性是不同元素的原子对键合电子吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键，当电负性差值为零时通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。 即学即练 1．下列事实不能用电负性解释的是 A．离子键的百分数 B．熔点：干冰<石英() C．酸性： D．与发生加成反应的产物是不是 2．已知X、Y同周期，且电负性的值X为3.0，Y为1.8，下列说法错误的是 A．X与Y形成化合物时，X显负价、Y显正价 B．X与Y形成的化合物可能为共价化合物 C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性 D．气态氢化物的稳定性：HmY<HnX 3．下列元素中，电负性最大的是 A．O B．C C．N D．F 1．第一电离能与原子核外电子排布的关系 (1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如P的第一电离能比S的大，Mg的第一电离能比Al的大。 (2)第三周期元素第一电离能的大小关系为I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)。 2．电离能的应用 (1)比较元素金属性的强弱。 一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布。 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价。 如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，或主族元素的最高化合价为＋n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>I1，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3>I2>I1，则该元素通常显＋3价。 3．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。 实践应用 1．青金石是方钠石类铝硅酸盐中的一种，其中一种化学式为Na5Ca3[AlSiO4]6Cl2，可作为彩绘用的蓝色颜料。下列说法错误的是 A．第一电离能：Cl>Si>Al B．离子半径：Ca2+>Cl->Na+ C．电负性：Cl>Si>Al D．原子半径：Ca>Cl>O 2．短周期主族元素的原子序数依次增大，且在前三周期均有分布，W与X同主族，Y的基态原子的价层电子排布式为原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．的简单氢化物的水溶液均显酸性 D．电负性： 3．某离子液体由5种短周期元素X、Y、Z、W、M组成(结构简式如图)，原子序数依次增大，其中只有W为金属元素，Y、Z位于同周期相邻主族。下列说法错误的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．基态M核外电子的空间运动状态有9种 D．电负性： 考点一 原子半径 【例1】根据元素周期律推测，下列说法不正确的是 A．原子半径： Mg> Na B．碱性： C．非金属性：Br>I D．热稳定性： 方法技巧 分析粒子半径大小比较的关键 ①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。 ②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。 ③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。 【变式1-1】下列关于Na、Al及其化合物的叙述中，正确的是 A．金属性：Na<Al B．原子半径：Na<Al C．碱性：NaOH>Al(OH)3 D．原子最外层电子数：Na>Al 【变式1-2】下列说法不正确的是 A．处于最低能量状态的原子叫基态原子 B．、、原子半径逐渐减小 C．粉末状固体肯定不是晶体 D．、、稳定性逐渐减弱 考点二 电离能 【例2】已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是，根据表中所列数据判断，不正确的是 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 A．元素X的最高正价为+1价 B．元素X是第IA族元素 C．若元素Y处于第3周期，它的单质不仅可以溶于盐酸，还能溶于NaOH溶液 D．元素Y与氯元素形成化合物的化学式可能是YCl3，该物质一定是离子化合物 易错提醒 逐级电离能 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，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷而对电子的吸引更强，从而逐级电离能越来越大。当逐级电离能突然变大时，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。 【变式2-1】下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用、……表示)。 元素 电离能//kJ·mol-1 …… R 740 1500 7700 10500 …… 关于元素R的下列推断中，错误的是 A．R元素位于元素周期表中第ⅡA族 B．R元素基态原子的电子排布式为 C．R元素的最高正化合价为价 D．R元素的第一电离能高于同周期相邻元素的 【变式2-2】图a、b、c分别表示C、N、O、F的逐级电离能变化趋势。 下列说法正确的是 A．图a表示，图b表示，图c表示 B．图a表示，图b表示，图c表示 C．图a表示，图b表示，图c表示 D．图a表示，图b表示，图c表示 考点三 电负性 【例3】下列事实与、的电负性差异无关的是 A．是离子化合物，是共价化合物 B．沸点： C．氧化性： D．ClF中Cl显正价 易错提醒 (1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 (2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 【变式3-1】下列事实不能用电负性解释的是 A．离子键的百分数 B．熔点：干冰<石英() C．酸性： D．与发生加成反应的产物是不是 【变式3-2】下列事实不能通过比较电负性进行解释的是 A．键的极性： B．在苯中的溶解度大于在水中的溶解度 C．氟化氢分子的熔沸点大于氯化氢分子的熔沸点 D．分子中的键角大于分子中的键角 基础达标 1．（24-25高二下·上海·期末）N、O、S三种元素第一电离能由大到小的顺序为 A． B． C． D． 2．（25-26高二上·湖南邵阳·阶段练习）下列说法正确的是 A．第一电离能： B．离子半径： C．铁元素位于元素周期表中第四周期第ⅧA族 D．同周期第ⅡA族和ⅢA族元素原子序数可能相差1、11、25 3．（2025·浙江·高考真题）根据元素周期律推测，下列说法不正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．非金属性： D．热稳定性： 4．（24-25高二下·四川泸州·期末）W、X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的5种短周期主族元素，W原子的电子只有一种自旋取向，X的基态原子2p轨道为半充满，Y的族序数是周期数的3倍，Z原子半径在短周期中最大，非金属元素Q的基态原子只有一个未成对电子。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．第一电离能： D．最高化合价： 5．（25-26高二上·山东·课后作业）气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是 A．1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2 C．1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3 D．1s22s22p63s23p63d104s24p1→1s22s22p63s23p63d104s2 6．（24-25高二下·浙江湖州·期末）根据元素周期律，下列说法不正确的是 A．酸性： B．金属性：Pb>Sn C．原子半径：Mg>Al D．化合物中离子键百分数： 7．（24-25高二上·陕西汉中·期末）嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法错误的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．Fe位于元素周期表的p区 D．这六种元素中，电负性最大的是O 8．（24-25高二下·湖北武汉·期中）下列状态的铝中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 A． B． C． D． 9．（24-25高二上·天津和平·期末）现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③；④。则下列比较中，正确的是 A．第一电离能：③>②>①>④ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：③>①>④>② D．最高正化合价：①>②>③>④ 10．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) 元素 电离能/(kJ ·mol-1 ) I1 I2 I3 I4 …… R 578 1817 2745 11575 …… 关于元素R 的下列推断中，错误的是 A．R元素基态原子的价电子排布式为 3s2 3p1 B．R元素的最高价氧化物的水化物既能与盐酸反应，又能与氨水反应 C．R元素的最高正化合价为+3 价 D．R元素的第一电离能低于同周期相邻的元素 综合应用 11．（24-25高二下·云南·期中）短周期主族元素、、、的原子序数依次增大，的最高正价与最低负价的代数和为是地壳中含量最多的元素，原子的最外层电子数是原子的最外层电子数的一半，与同主族。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．元素的电负性： C．原子半径： D．原子中的未成对电子数： 12．（24-25高二下·河南南阳·期末）来自火星的第一个岩石元素经射线荧光分析所得元素特征能谱如图所示。下列有关说法正确的是 A．、、第一电离能依次增大 B．、、半径依次增大 C．、、原子在基态时，未成对电子数依次增多 D．基态原子价电子排布式为 13．（24-25高二下·福建泉州·期末）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为。已知：和为原子序数依次增大的前20号元素，为金属元素。基态原子轨道上的电子数和轨道上的电子数相等，基态、、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： B．和的单质都能与水反应生成气体 C．原子半径： D．的最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 14．（24-25高二下·福建泉州·期末）短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，它们组成一种团簇分子，结构如图所示。X、M的族序数均等于周期序数，原子核外最外层电子数是其电子总数的，下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．第一电离能： C．最高价氧化物的水化物的碱性：M>Z D．单质熔点： 15（24-25高二下·重庆九龙坡·期末）新能源汽车使用的磷酸铁锂电池中含有C、P、Fe、O、Li等元素，下列说法正确的是 A．电负性：P > O B．原子半径：Li < C C．第一电离能：C > O D．基态原子单电子数：P < Fe 16．图中能正确表示第三周期主族元素的第二电离能与原子序数关系的是 A． B． C． D． 拓展培优 17．元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据： 元素 Li Na K O F 电子亲和能 59.8 52.7 48.4 141 327.9 下列说法正确的是 A．电子亲和能越大，说明越难得到电子 B．一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时放出327.9kJ的能量 C．氧元素的第二电子亲和能是 D．基态的气态氧原子得到两个电子成为需要放出能量 18．（24-25高二下·山西运城·期末）四种元素的基态原子的核外电子排布式如下： ①    ②    ③    ④ 则下列有关比较中正确的是 A．最高正化合价： B．原子半径： C．第一电离能： D．电负性： 19．（24-25高二上·吉林松原·期末）化学用语、元素周期律等是学习元素及其化合物知识的重要工具。回答下列问题： (1)下列说法正确的是 (填选项序号)。 ①s区全部是金属元素 ②共价化合物中电负性大的成键元素表现为负价 ③有两种金属元素，第一电离能越小的金属性越强 ④现行元素周期表中元素所在族序数一定等于其价层电子数之和 ⑤第四周期元素中未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位 (2)新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在航空航天、国防技术及5G技术等领域扮演着重要的角色。基态Si原子的核外电子空间运动状态共有 种，其核外电子占据最高能级的电子云轮廓图的形状为 ；基态镓原子的价层电子排布式为 。 (3)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价层电子自旋磁量子数的代数和为 。 (4)N、O、Mg元素的前3级电离能如表所示，①、②、③中为N元素的是 。 元素 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 /kJ·mol-1 ① 738 1451 7733 ② 1314 3388 5301 ③ 1402 2856 4578 (5)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与Y可形成化合物，Z元素可以形成负一价离子。已知检验微量化合物可以用一种称为马氏检验的方法，其原理为样品在盐酸中可被金属锌还原为气体，产物还有氯化锌和，该反应的化学方程式是 (用推导出来的元素表达)。 20．（24-25高二下·广东深圳·期中）磷酸铁锂（LiFePO4）电极材料主要用于各种锂离子电池，回答下列问题： (1)Fe在元素周期表中的位置： ，其价层电子排布式为 。 (2)用“>”“<”或“=”填空。 离子半径：Li＋ H-；第一电离能：Li Be；电负性：O P。 (3)根据对角线规则，在周期表中，与Li化学性质最相似的邻族元素是 。 (4)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为 、 （填字母）。 A．  B．  C．   D． (5)基态P原子中未成对的电子数为 ，其原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为 形。 (6)Mn与Fe两元素的部分电离能数据如下，由表中两元素的I2和I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子更难，对此，你的解释是 。 元素 Mn Fe 电离能/（kJ·mol-1） I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $