1.3 元素的性质及其递变规律（5大题型专项训练）化学鲁科版选择性必修2

1.3 元素的性质及其递变规律 题型01 微粒半径比较 题型02 电离能及其应用 题型03 电负性及其应用 题型04 元素金属性、非金属性的比较 题型05 元素“位、构、性”的关系 题型01 微粒半径比较 1、原子半径变化规律 (1)主族元素 · 同一周期从左到右，增加电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用，使原子半径逐渐减小。 · 同一主族自上到下，核电荷数增加对外层电子的吸引作用小于增加电子产生的电子间的排斥作用，使原子半径逐渐增大。 (2)过渡元素 · 同一周期自左至右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。原因是同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子的吸引作用大致相当。 2、微粒半径大小比较的一般思路 (1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，微粒半径一般越大。 (2)“二核”：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 【典例1】①～⑥均是元素周期表中短周期元素，它们的主要化合价和原子半径如下表所示： 元素 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ 主要化合价 +1 +1 +2 -2 -1 -1、+7 原子半径/nm 0.152 0.186 0.160 0.074 0.071 0.099 下列说法中正确的是 A．①的原子半径在它同主族的原子中最小 B．②与④形成的化合物中一定只含有离子键 C．⑥的单质常温下能与水发生置换反应 D．⑥的最高价氧化物对应的水化物是强酸 【答案】D 【分析】①∼⑥是周期表中第二、三周期的元素，根据元素的主要化合价和原子半径可知，①②为第ⅠA族元素，②的原子半径大，因此②为 Na，①为 Li；⑤和⑥为第ⅦA族元素，⑤没有正价，⑤为 F元素，则⑥为Cl元素；④只有-2价，且其原子半径大于⑤，则④为 O元素，③为+2 价，原子半径比①大，比②小，则③为Mg元素，据此回答。 【详解】A．①为Li，同主族中H的原子半径更小，A错误； B．②（Na）与④（O）可形成Na2O2，含离子键和共价键，B错误； C．⑥的单质（Cl2）与水反应生成HCl和HClO，非置换反应，C错误； D．⑥的最高价氧化物对应水化物为HClO4（强酸），D正确； 故选D。 【变式1-1】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 元素代号 X Y Z W 原子半径/pm 160 143 75 74 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋5、－3 －2 下列叙述正确的是(　　) A．Y的最高价氧化物对应的水化物显两性 B．放电条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2 C．X、Y元素的金属性：X<Y D．X2＋的离子半径大于W2－的离子半径 【答案】A 【分析】W化合价为-2价，没有最高正化合价+6价，故W为O元素； Z元素化合价为+5、-3，Z处于ⅤA族，原子半径与氧元素相差不大，则Z与氧元素处于同一周期，故Z为N元素； X化合价为+2价，应为ⅡA族元素，Y的化合价为+3价，处于ⅢA族，二者原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，由于X、Y的原子半径与W、Z原子半径相差很大，则X、Y应在第三周期，所以X为Mg元素，Y为Al元素，结合元素周期律与元素化合物性质解答。 【详解】根据上述分析可知，X、Y、Z、W分别是Mg、Al、N、O元素，则 A. Y的最高价氧化物对应的水化物为氢氧化铝，即可以与强酸反应，也可以与强碱反应，显两性，故A正确； B. 放电条件下，氮气与氧气会生成NO，而不能直接生成NO2，故B错误； C. 同一周期中，从左到右元素的金属性依次减弱，则金属性：Mg>Al，即X>Y，故C错误； D. 电子层数相同时，元素原子的核电荷数越小，离子半径越大，则Mg2＋的离子半径小于O2－的离子半径，故D错误； 答案选A。 【变式1-2】如图是短周期主族元素的原子序数和化合价的关系图。下列说法错误的是 A．元素⑤、⑥的金属性强弱：⑤>⑥ B．⑦、⑧对应简单阴离子的半径：⑦>⑧ C．②、③两种元素氢化物的稳定性：②<③ D．①、③、④三种元素形成的化合物可能既含有离子键又含有共价键 【答案】C 【分析】根据短周期主族元素的原子序数和化合价的关系图，①原子序数最小，化合价为+1，①是H元素；②③④是第二周期元素，⑤⑥⑦⑧是第三周期元素；②的化合价为+4、-4，②是C元素；③的化合价为+5、-3，③是N元素；④的化合价为-2，④是O元素；⑤的化合价为+1，⑤是Na元素；⑥的化合价为+3，⑥是Al元素；⑦的化合价为+6、-2，⑦是S元素；⑧的化合价为+7、-1，⑧是Cl元素。 【详解】A．同周期元素从左到右金属性减弱，元素Na、Al的金属性强弱：Na>Al，故A正确； B．电子层数相同，核电荷数越多半径越小，则简单阴离子的半径：S2->Cl-，故B正确； C．C的氢氧化物可能是CH4，N的氢化物可能是N2H4，所以氢化物的稳定性：不一定②<③，故C错误； D．H、N、O三种元素形成的化合物NH4NO3中既含有离子键又含有共价键，故D正确； 选C。 【变式1-3】随原子序数的递增，x、y、z、d、e、f、g、h八种短周期元素的原子半径、最高正价或最低负价的变化如图所示。 下列叙述正确的是 A．离子半径的大小顺序： B．e与f最高价氧化物对应的水化物的碱性： C．x、z、d组成的化合物一定是共价化合物 D．h、g对应的阴离子还原性： 【答案】D 【分析】根据随原子序数的递增，短周期元素的化合价及原子半径变化的规律，推断各元素为：x：H（氢，1号）、y：C（碳，6号）、z：N（氮，7号）、d：O（氧，8号）、e：Na（钠，11号）、f：Al（铝，13号）、g：S（硫，16号）、h：Cl（氯，17号）。 【详解】A．d、f、e对应的离子分别为、，三种离子的核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径，A错误； B．Na的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，Al的最高价氧化物对应的水化物为，金属性Na > Al，金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则碱性，B错误； C． H、N、O三种元素可组成离子化合物如，并非一定是共价化合物，C错误； D．Cl元素对应的阴离子为，S元素对应的阴离子为。非金属性Cl > S，则阴离子还原性，D正确； 答案选D。 题型02 电离能及其应用 1、 基本概念 · 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最小能量，常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。 · 逐级电离能：元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。 2、 电离能大小的判断 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 ②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。 (2)核外电子排布对电离能的影响 某原子或离子具有全充满、半充满或全空的电子排布时，电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是ⅡA族最外层ns2全充满，ⅤA族最外层np3半充满，比较稳定。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 3、 电离能的应用 (1) 根据电离能数据，确定元素核外电子的排布 电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小。 (2) 根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价 (3) 判断元素的金属性、非金属性强弱 一般来说，I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。 【典例2】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）。 【详解】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。 【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I1、I2…表示，单位kJ/mol)。 各级电离能 I1 I2 I3 I4 …… 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断正确的是 A．R的最高正价为+1价 B．R元素位于元素周期表中第ⅢA族 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1s22s22p4 【答案】C 【分析】根据第一至第四电离能分析该元素的电离能可知：第三电离能剧增，说明该元素容易失去2个电子，则该元素原子形成离子的化合价为+ 2价，即最外层应有2个电子，应为第ⅡA族元素，由此分析解答。 【详解】A．元素R最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，A错误； B．元素R第一、第二电离能相差不大，元素的第三电离能剧增说明R元素位于元素周期表中第ⅡA族元素，B错误； C．R元素的原子最外层共有2个电子，处于原子轨道的全充满的稳定状态，因此其第一电离能大于同一周期相邻元素，C正确； D．R元素可能是Be或Mg，基态Be核外电子排布是1s22s2；基态Mg基态原子的电子排布式为ls2s2p63s2，D错误； 故合理选项是C。 【变式2-2】汽车剧烈碰撞后，安全气囊中的物质会发生反应：，并生成大量气体。下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．第一电离能大小： D．离子键强弱： 【答案】A 【详解】A．N3-和Na+电子层结构相同(都有10个电子)，核电荷数越大的半径越小，故r(N3-)＞r(Na⁺)，A正确； B．N和O同周期，O的原子序数更大，O原子吸引电子的能力更强，电负性更大，故χ(N)＜χ(O)，B错误； C．K和Na同主族，K原子半径更大，第一电离能更小，故，C错误； D．K+的电子层比Na+多一层，K+的半径比Na+的大，K2O中的离子键强度较弱，故离子键强弱：K2O＜Na2O，D错误； 故答案选A。 题型03 电负性及其应用 1、电负性 (1)定义：用来描述两个不同原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是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，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。 2、比较元素电负性大小的方法 (1)非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。 (2)二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。 (3)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。 3、电负性的应用 (1)判断金属性和非金属性的强弱 通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。 (2)判断化合物中元素化合价的正负 化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。 (3)判断化学键的类型 电负性差值大的元素原子之间可形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间可形成共价键。 【典例3】氨硼烷()、钛铁合金(Ti-Fe)、甲醇()均是应用潜力较大的储氢载体。下列说法正确的是 A．原子半径：r(B)<r(N) B．电负性：χ(C)>χ(O) C．第一电离能： D．基态原子最外层电子数n：n(Ti)>n(Fe) 【答案】C 【详解】A．B和N同周期，原子半径随原子序数增大而减小，故r(B)＞r(N)，A错误； B．同周期主族元素电负性从左到右递增，O的电负性大于C，B错误； C．第一电离能N因p轨道半充满更稳定，故I1(N)＞I1(O)；O的第一电离能大于C，顺序为I1(N)＞I1(O)＞I1(C)，C正确； D．Ti和Fe基态原子最外层均为2个电子，n(Ti)=n(Fe)，D错误； 故答案选C。 【变式3-1】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 【详解】A．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．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．N的2p轨道为半满结构，能量低，电离能大，故电离能大小 ：I1(N)>I2(Na)，C错误； D．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3-2】比较下列各组性质不正确的是 A．金属性：K>Na>Mg B．电负性：F>O>S C．热稳定性：H2O<NH3<CH4 D．酸性：HClO4>H2SO4>HClO 【答案】C 【详解】A．金属性同一主族从上到下增强，同周期从左到右减弱，则K>Na>Mg，A项正确； B．‌同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小‌，则电负性F>O>S，B项正确； C．非金属性O>N>C，对应氢化物热稳定性应为H2O>NH3>CH4，C项错误； D．非金属性：Cl>S，HClO4是Cl最高价含氧酸，H2SO4是S最高价含氧酸，则酸性HClO4强于H2SO4，HClO是弱酸，故酸性：HClO4>H2SO4>HClO，D项正确； 答案选C。 题型04 元素金属性、非金属性的比较 1、性质的递变规律 项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第1周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增 原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大 元素主要化合价 最高正化合价由＋1→＋7，最低负化合价由－4→－1 最高正化合价＝主族序数(氟、氧除外)，非金属最低负化合价＝主族序数－8(氢除外) 原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强 元素金属性、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 2、 元素金属性、非金属性强弱的判断方法 · 元素金属性强弱判断方法 判断依据 规律 失电子的难易程度 元素原子越容易失电子，该元素的金属性越强 单质的 还原性 单质与水或酸反应置换出 氢气的难易程度 元素的单质与水或酸(非氧化性酸)反应置换出氢气越容易(即反应越剧烈)，该元素的金属性越强 金属单质之间的置换反应 一种金属能把另一种金属从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属的金属性较强，被置换出的金属的金属性较弱(K、Ca、Na除外) 在其他条件相同的情况下， 与同一种非金属单质反应 反应越容易、越剧烈，元素的金属性越强 最高价氧化物对应水化物的 碱性强弱 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，该元素的金属性越强 金属阳离子的氧化性 金属阳离子(只有一种阳离子时)的氧化性越弱，其对应元素的金属性越强 · 元素非金属性强弱判断方法 判断依据 规律 得电子的难易程度 元素原子得电子越容易，该元素的非金属性越强 单质的 氧化性 单质与氢气化合的 难易程度 元素的单质与氢气化合越容易，该元素的非金属性越强 非金属单质之间的 置换反应 一种非金属能把另一种非金属从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的元素非金属性较弱 在其他条件相同的情况下， 与同一种金属单质反应 反应越容易、越剧烈，非金属元素的非金属性越强 气态氢化物的稳定性 形成的气态氢化物越稳定，该元素的非金属性越强 非金属阴离子的还原性 非金属阴离子的还原性越弱，该元素的非金属性越强 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，该元素的非金属性越强 【典例4】下列关于元素及其化合物的说法正确的是 A．的碱性比的弱 B．稳定性：H2S＞HCl C．得到电子的能力比的弱 D．基态原子核外未成对电子数：S＞Cl＞Mg 【答案】D 【详解】A．金属性Na＞Mg，由金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，可得NaOH的碱性强于Mg(OH)2，A错误； B．非金属性Cl＞S，由非金属性越强，其简单氢化物越稳定，可得HCl稳定性强于H2S，B错误； C．Cl的非金属性更强，由非金属性越强，其单质的氧化性就越强，可知Cl2得电子能力比S强，C错误； D．S的3p4有2个未成对电子，Cl的3p5有1个未成对电子，Mg的3s2无未成对电子，故D正确； 故答案选D。 【变式4-1】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 推论 A 与冷水反应，K比Mg剧烈 金属性：K>Mg B 的碱性强于 金属性：Ca>Mg C SO2与溶液反应生成 非金属性：S>C D 、 非金属性：Br>I A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．金属性越强，与水反应越剧烈，与冷水反应，K比Mg剧烈，说明金属性K＞Mg，故A正确； B．Ca、Mg位于同主族，对应的最高价氧化物的水化物碱性为强于，说明金属性Ca＞Mg，故B正确； C．SO2与溶液反应生成，可知酸性亚硫酸大于碳酸，亚硫酸不是最高价氧化物的水化物，则不能以此比较非金属性，故C错误； D．非金属性越强，说明生成的气态氢化物越稳定，根据反应可判断稳定性为HBr＞HI，则非金属性为Br＞I，故D正确； 故选C。 【变式4-2】下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是 A．将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C B．Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合的温度，说明S的非金属性强于硅 C．Na与冷水能发生反应，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg D．石灰乳能溶于盐酸，Be(OH)2与盐酸和NaOH都能反应，说明Ca的金属性强于Be 【答案】A 【详解】A．C、Cl非金属性的判断可通过比较它们最高价氧化物的水合物的酸性：酸性越强其非金属性越强，而盐酸是无氧酸，所以不能判断C、Cl非金属性的强弱，故A错误； B．Si、S处于同周期，非金属性：S＞Si，所以Si与H2化合的难易程度小于S与H2化合，即Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合的温度，故B正确； C．Na、Mg处于同周期，金属性：Na＞Mg，所以Na与水反应速率大于Mg与水反应，故C正确； D．石灰乳能溶于盐酸，Be(OH)2与盐酸和NaOH都能反应，说明石灰乳主要成分Ca(OH)2是碱、Be(OH)2显两性，即Ca的金属性强于Be，故D正确； 故选A。 题型05 元素“位、构、性”的关系 1、元素“位、构、性”的关系 2、元素推断题的解题思路和方法 (1)解题思路 据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下： (2)解题方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性 稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。例如，与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋。 (2)利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。 ④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。 ⑤单质在常温下呈液态，对应的非金属元素是Br。 ⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Al。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是N；能发生氧化还原反应的元素是S。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。 【典例5】W、X、Y、Z、Q、R为元素周期表中的六种主族元素，其中W、X、Y、Z位于同一短周期，X原子的最外层电子数与最内层电子数相同，W在同周期元素中原子半径最小；Y、Z最外层电子数之比为2:3，且Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸；Q、R与W同主族，且常温下Q单质为液态，R单质为固态。下列说法错误的是 A．简单离子半径：W<Z B．金属性：X<Y C．W、Z能形成含极性键和非极性键的化合物 D．Q与R的原子序数之差为18 【答案】B 【分析】W、X、Y、Z位于同一短周期， X的最外层电子数等于最内层（均为2），X位于第ⅡA族，W在同周期中原子半径最小，W位于第ⅦA族，Y和Z的最外层电子数比为2:3，Y、Z的最外层电子数依次为4、6，Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸，则W、X、Y、Z依次为Cl、Mg、Si、S； Q、R与W（Cl）同主族（VIIA），常温下Q单质为液态Br），R单质为固态，则Q为Br、R为I。 【详解】A．Cl-和S2-的离子半径：S2-＞Cl-（离子的核外电子排布相同，核电荷数小则半径大），A正确； B．金属性Mg＞Si（同周期从左到右主族元素的金属性递减），即金属性：X>Y，B错误； C．Cl与S可形成S2Cl2，含极性键（S-Cl）和非极性键（S-S），C正确； D．Br（原子序数为35）与I（原子序数为53）的原子序数差为53-35=18，D正确； 故选B。 【变式5-1】X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19，Z的原子序数是X与Y的原子序数之和，M与X同主族，X与Q可形成原子个数比为2∶1的18e-分子。下列说法正确的是 A．简单气态氢化物的稳定性：Y<Z<Q B．简单离子半径：Q>M>Z>Y C．含Z、M、Q三种元素的化合物超过2种 D．X与其他四种元素形成的二元化合物含有相同的化学键 【答案】C 【分析】X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，X与Q可形成原子个数比为2∶1的18e-分子，该物质为H2S，则X为H，Q为S；M与X同主族，则M为Na(不可能为Li)；Z的原子序数是X与Y的原子序数之和，则Y和Z同周期且为相邻元素。设Y最外层电子数为x，五种元素最外层电子数之和为19，则1＋x＋(x＋1)＋1＋6=19，解得x=5，则Y为N，Z为O，据此分析； 【详解】A．非金属性越强，元素简单气态氢化物越稳定，则O>N>S，A错误； B．电子层数多的离子半径大，则S2-半径最大，Na＋、O2-和N3-核外电子排布完全相同，核电荷数大的半径小，则简单离子半径：S2->N3->O2->Na＋，B错误； C．含Z、M、Q三种元素的化合物有Na2SO3、Na2SO4、Na2S2O3、Na2S2O8等，超过2种，C正确； D．X与其他四种元素形成的二元化合物H2S、NaH、H2O2、H2O、NH3，含有的化学键不相同，D错误； 故选C。 【变式5-2】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q为第4周期元素。其中X的最外层电子数是内层电子数的3倍，W、X为同周期相邻元素；Y、Z是同周期中原子半径最大和最小的主族元素；Q位于元素周期表第8纵列。下列说法正确的是 A．同一周期中Z的电负性最大 B．简单离子的半径 C．第一电离能： D．Q位于元素周期表的s区 【答案】A 【分析】X的最外层电子数是内层电子数的3倍，X为O元素，W、X为同周期相邻元素，W为N元素，Y、Z是同周期中原子半径最大和最小的主族元素，同周期原子半径从左到右逐渐减小，Y为Na元素，Z为Cl元素，Q为第4周期元素且Q位于元素周期表第8纵列，Q为Fe元素。 【详解】A．Z为Cl元素，同一周期中Z的电负性最大，A正确； B．一般来说，电子层数越多半径越大，电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小，离子半径：，B错误； C．N的2p轨道为半满结构，第一电离能大于O，，C错误； D．Q为Fe元素，位于元素周期表第8纵列，位于元素周期表的d区，D错误； 故答案选：A。 【变式5-3】X、Y、Z、W是核电荷数逐渐增大的四种短周期主族元素，X的最高价氧化物对应水化物的酸性弱于碳酸，Y的单质是大气中含量最多的气体，W的氧化物具有两性，原子序数之和：。下列有关说法正确的是 A．原子半径： B．X位于第二周期ⅢA族 C．Y的简单氢化物遇湿润的红色石蕊试纸不变色 D．Z与Y形成的化合物属于共价化合物 【答案】B 【分析】Y的单质是大气中含量最多的气体，Y为N，X在N的前面，且X的最高价氧化物对应水化物的酸性弱于碳酸，因此X为B，W的氧化物具有两性且W在N的后面，因此W为Al，由原子序数关系X+W=Y+Z可知，Z的原子序数为11，是Na元素，因此X、Y、Z、W分别为B、N、Na、Al。 【详解】A．同一周期原子序数越大半径越小，一般情况下电子层数越多半径越大，因此半径Na＞Al＞B＞N，A错误； B．B是5号元素，位于第二周期ⅢA族，B正确； C．NH3与水反应生成的NH3∙H2O为碱性，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，C错误； D．N与Na形成的化合物如Na3N是离子化合物，D错误； 故选B。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 1.3 元素的性质及其递变规律 题型01 微粒半径比较 题型02 电离能及其应用 题型03 电负性及其应用 题型04 元素金属性、非金属性的比较 题型05 元素“位、构、性”的关系 题型01 微粒半径比较 1、原子半径变化规律 (1)主族元素 同一周期从左到右，增加电子产生的电子间的排斥作用 核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用，使原子半径逐渐 。 同一主族自上到下，核电荷数增加对外层电子的吸引作用 增加电子产生的电子间的排斥作用，使原子半径逐渐 。 (2)过渡元素 同一周期自左至右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。原因是同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子的吸引作用大致相当。 2、微粒半径大小比较的一般思路 (1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，微粒半径一般 。 (2)“二核”：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径 。 (3)“三电子”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径 。 【典例1】①～⑥均是元素周期表中短周期元素，它们的主要化合价和原子半径如下表所示： 元素 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ 主要化合价 +1 +1 +2 -2 -1 -1、+7 原子半径/nm 0.152 0.186 0.160 0.074 0.071 0.099 下列说法中正确的是 A．①的原子半径在它同主族的原子中最小 B．②与④形成的化合物中一定只含有离子键 C．⑥的单质常温下能与水发生置换反应 D．⑥的最高价氧化物对应的水化物是强酸 【变式1-1】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 元素代号 X Y Z W 原子半径/pm 160 143 75 74 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋5、－3 －2 下列叙述正确的是(　　) A．Y的最高价氧化物对应的水化物显两性 B．放电条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2 C．X、Y元素的金属性：X<Y D．X2＋的离子半径大于W2－的离子半径 【变式1-2】如图是短周期主族元素的原子序数和化合价的关系图。下列说法错误的是 A．元素⑤、⑥的金属性强弱：⑤>⑥ B．⑦、⑧对应简单阴离子的半径：⑦>⑧ C．②、③两种元素氢化物的稳定性：②<③ D．①、③、④三种元素形成的化合物可能既含有离子键又含有共价键 【变式1-3】随原子序数的递增，x、y、z、d、e、f、g、h八种短周期元素的原子半径、最高正价或最低负价的变化如图所示。 下列叙述正确的是 A．离子半径的大小顺序： B．e与f最高价氧化物对应的水化物的碱性： C．x、z、d组成的化合物一定是共价化合物 D．h、g对应的阴离子还原性： 题型02 电离能及其应用 1、 基本概念 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最小能量，常用符号 表示，单位为 。 逐级电离能：元素原子失去一个电子的电离能称为第一电离能，常用符号I1表示；在此基础上再失去一个电子的电离能称为第二电离能，常用符号I2表示；以此类推，还有第三、第四电离能等。 2、 电离能大小的判断 (1)核电荷数、原子半径对电离能的影响 ①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。 ②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。 (2)核外电子排布对电离能的影响 某原子或离子具有 、 或 的电子排布时，电离能较大。如ⅡA族元素、ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是ⅡA族最外层ns2全充满，ⅤA族最外层np3半充满，比较稳定。各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。 3、 电离能的应用 (1) 根据电离能数据，确定元素核外电子的排布 电离能数值在层与层电子之间呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别相对较小。 (2) 根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价 (3) 判断元素的金属性、非金属性强弱 一般来说，I1越大，元素的 性越强，I1越小，元素的 性越强。 【典例2】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 【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I1、I2…表示，单位kJ/mol)。 各级电离能 I1 I2 I3 I4 …… 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断正确的是 A．R的最高正价为+1价 B．R元素位于元素周期表中第ⅢA族 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1s22s22p4 【变式2-2】汽车剧烈碰撞后，安全气囊中的物质会发生反应：，并生成大量气体。下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．第一电离能大小： D．离子键强弱： 题型03 电负性及其应用 1、电负性 (1)定义：用来描述两个不同原子在形成化学键时 电子能力的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是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，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力越弱。 2、比较元素电负性大小的方法 (1)非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。 (2)二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。 (3)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。 3、电负性的应用 (1)判断金属性和非金属性的强弱 通常，电负性小于2的元素为 元素(大部分)；电负性大于2的元素为 元素(大部分)。 (2)判断化合物中元素化合价的正负 化合物中，电负性大的元素易呈现 价；电负性小的元素易呈现 价。 (3)判断化学键的类型 电负性差值大的元素原子之间可形成 ；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间可形成共价键。 【典例3】氨硼烷()、钛铁合金(Ti-Fe)、甲醇()均是应用潜力较大的储氢载体。下列说法正确的是 A．原子半径：r(B)<r(N) B．电负性：χ(C)>χ(O) C．第一电离能： D．基态原子最外层电子数n：n(Ti)>n(Fe) 【变式3-1】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3-2】比较下列各组性质不正确的是 A．金属性：K>Na>Mg B．电负性：F>O>S C．热稳定性：H2O<NH3<CH4 D．酸性：HClO4>H2SO4>HClO 题型04 元素金属性、非金属性的比较 1、性质的递变规律 项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第1周期1→2) 最外层电子数相同，电子层数递增 原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大 元素主要化合价 最高正化合价由＋1→＋7，最低负化合价由－4→－1 最高正化合价＝主族序数( 除外)，非金属最低负化合价＝主族序数－8( 除外) 原子得、失电子能力 得电子能力逐渐 ，失电子能力逐渐 得电子能力会逐渐 ，失电子能力会逐渐 元素金属性、非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 2、 元素金属性、非金属性强弱的判断方法 · 元素金属性强弱判断方法 判断依据 规律 失电子的难易程度 元素原子越 失电子，该元素的金属性越强 单质的 还原性 单质与水或酸反应置换出 氢气的难易程度 元素的单质与水或酸(非氧化性酸)反应置换出氢气越 (即反应越剧烈)，该元素的金属性越强 金属单质之间的置换反应 一种金属能把另一种金属从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属的金属性较强，被置换出的金属的金属性较弱(K、Ca、Na除外) 在其他条件相同的情况下， 与同一种非金属单质反应 反应越容易、越剧烈，元素的金属性越强 最高价氧化物对应水化物的 碱性强弱 氧化物对应水化物的碱性越 ，该元素的金属性越强 金属阳离子的氧化性 金属阳离子(只有一种阳离子时)的氧化性越 ，其对应元素的金属性越强 · 元素非金属性强弱判断方法 判断依据 规律 得电子的难易程度 元素原子得电子越 ，该元素的非金属性越强 单质的 氧化性 单质与氢气化合的 难易程度 元素的单质与氢气化合越 ，该元素的非金属性越强 非金属单质之间的 置换反应 一种非金属能把另一种非金属从它的盐溶液或酸溶液中置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的元素非金属性较弱 在其他条件相同的情况下， 与同一种金属单质反应 反应越容易、越剧烈，非金属元素的非金属性越强 气态氢化物的稳定性 形成的气态氢化物越 ，该元素的非金属性越强 非金属阴离子的还原性 非金属阴离子的还原性 ，该元素的非金属性越强 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 氧化物对应水化物的酸性 ，该元素的非金属性越强 【典例4】下列关于元素及其化合物的说法正确的是 A．的碱性比的弱 B．稳定性：H2S＞HCl C．得到电子的能力比的弱 D．基态原子核外未成对电子数：S＞Cl＞Mg 【变式4-1】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 推论 A 与冷水反应，K比Mg剧烈 金属性：K>Mg B 的碱性强于 金属性：Ca>Mg C SO2与溶液反应生成 非金属性：S>C D 、 非金属性：Br>I A．A B．B C．C D．D 【变式4-2】下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是 A．将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C B．Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合的温度，说明S的非金属性强于硅 C．Na与冷水能发生反应，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg D．石灰乳能溶于盐酸，Be(OH)2与盐酸和NaOH都能反应，说明Ca的金属性强于Be 题型05 元素“位、构、性”的关系 1、元素“位、构、性”的关系 2、元素推断题的解题思路和方法 (1)解题思路 据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下： (2)解题方法 (1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性 稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。例如，与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋。 (2)利用常见元素及其化合物的特征 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是 。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是 。 ③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是 。 ④单质最轻的元素是 ；单质最轻的金属元素是 。 ⑤单质在常温下呈液态，对应的非金属元素是 。 ⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是 。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是 ；能发生氧化还原反应的元素是 。 ⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是 、 、 。 【典例5】W、X、Y、Z、Q、R为元素周期表中的六种主族元素，其中W、X、Y、Z位于同一短周期，X原子的最外层电子数与最内层电子数相同，W在同周期元素中原子半径最小；Y、Z最外层电子数之比为2:3，且Z的最高价氧化物对应的水化物为强酸；Q、R与W同主族，且常温下Q单质为液态，R单质为固态。下列说法错误的是 A．简单离子半径：W<Z B．金属性：X<Y C．W、Z能形成含极性键和非极性键的化合物 D．Q与R的原子序数之差为18 【变式5-1】X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19，Z的原子序数是X与Y的原子序数之和，M与X同主族，X与Q可形成原子个数比为2∶1的18e-分子。下列说法正确的是 A．简单气态氢化物的稳定性：Y<Z<Q B．简单离子半径：Q>M>Z>Y C．含Z、M、Q三种元素的化合物超过2种 D．X与其他四种元素形成的二元化合物含有相同的化学键 【变式5-2】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q为第4周期元素。其中X的最外层电子数是内层电子数的3倍，W、X为同周期相邻元素；Y、Z是同周期中原子半径最大和最小的主族元素；Q位于元素周期表第8纵列。下列说法正确的是 A．同一周期中Z的电负性最大 B．简单离子的半径 C．第一电离能： D．Q位于元素周期表的s区 【变式5-3】X、Y、Z、W是核电荷数逐渐增大的四种短周期主族元素，X的最高价氧化物对应水化物的酸性弱于碳酸，Y的单质是大气中含量最多的气体，W的氧化物具有两性，原子序数之和：。下列有关说法正确的是 A．原子半径： B．X位于第二周期ⅢA族 C．Y的简单氢化物遇湿润的红色石蕊试纸不变色 D．Z与Y形成的化合物属于共价化合物 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $