1.2 原子结构与元素的性质（8大题型专项训练）化学人教版选择性必修2

第2节 原子结构与元素的性质 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 题型02 构造原理与元素周期表 题型03 半径大小的比较 题型04 电离能及应用 题型05 电负性及应用 题型06 核外电子排布与元素周期表的分区 题型07 元素金属性非金属性的比较 题型08 元素“位、构、性”的关系 题型01 元素周期律的实质 1．元素周期律 (1)定义：元素的性质随原子的原子序数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 2．元素周期系 (1)定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 (2)特点：元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。 (3)形成： (4)原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。 3．元素周期表 (1)含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 (2)元素周期系与元素周期表的关系： 【解题必备】 (1)门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号 (2)原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。 (3)原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 (3)元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 【典例1】1．下列说法错误的是 A．元素周期表和元素周期系均有多种形式 B．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系 C．元素周期表是元素周期律的具体表现形式 D．元素周期律揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律 【变式1-1】下列叙述不正确的是 A．元素周期表是呈现元素周期律的表格 B．元素周期表有七个周期，十六个族，可分为四个分区 C．元素周期律是元素性质随着核电荷数递增发生周期性变化的规律 D．门捷列夫元素周期表是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来 【变式1-2】下列叙述不正确的是 A．门捷列夫元素周期表是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来 B．元素周期律是元素性质随着原子序数递增发生周期性重复的规律 C．元素周期表是呈现元素周期系的表格 D．元素周期表和元素周期系均只有一个 【变式1-3】下列说法错误的是 A．元素周期律揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律 B．元素周期表和元素周期系均有多种形式 C．元素周期表是元素周期律的具体表现形式 D．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系 题型02 构造原理与元素周期表 1．根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 (1)各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下： (2)能级组：能量相近的能级合并成一组，共七个能级组，也就形成了7个周期，特点：能级组之间能量相差较大，能级组之内能量相差很小。 2．原子核外电子排布与族的关系 族 按族分类 价层电子排布式 价层电子数 特点 I A 主族 ns1 1 族序数=最外层电子数=价层电子数 ⅡA ns2 2 ⅢA ns2np1 3 IVA ns2np2 4 VA ns2np3 5 ⅥA ns2np4 6 ⅦA ns2np5 7 ⅢB 副族(镧系、锕系除外) (n-1)d1-10ns1-2 3 价层电子数=族序数 ⅣB 4 VB 5 VIB 6 VIIB 7 I B 11 (n-1)d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数 ⅡB 12 Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 8 Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数 Ⅷ族第2列元素的价电子数为9 Ⅷ族第3列元素的价电子数为10 9 10 0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 2或8 为原子轨道全充满的稳定结构 【解题必备】 (1)对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数； (2)对于副族(镧系和锕系除外)和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数。 【典例2】我国的北斗导航卫星系统采用铷原子钟提供精确时间。铷元素在元素周期表中的部分信息与铷原子的原子结构示意图如图所示，下列说法不正确的是 A．铷元素为金属元素 B．＋m代表核内有37个质子 C．n的值为18 D．铷的氧化物的化学式为RbO 【变式2-1】钛合金在航天、军事、医学等方面应用广泛。如图是钛的原子结构示意图及钛元素在元素周期表中的信息。下列表述正确的是 A．钛属于非金属元素 B．钛原子在化学反应中易得到电子 C．钛原子的相对原子质量为 D．钛原子的质子数为22 【变式2-2】铪可用作航天材料，在元素周期表中的信息如图所示。下列有关铪元素的说法正确的是 A．核电荷数为72 B．属于非金属元素 C．相对原子质量为178.5g D．铪元素名称是Hf 【变式2-3】中国空间站目前使用的是世界上最先进的砷化镓太阳能电池。砷(As)的原子结构示意图和镓(Ga)元素在元素周期表中的信息如图所示，下列说法错误的是 A．砷元素在元素周期表的第四周期 B．镓原子的中子数为31 C．砷元素和镓元素最本质的区别是质子数不同 D．镓在化学反应中一般会失电子显正价 题型03 半径大小的比较 基本规律 1．三看法比较粒子半径大小 (1)一看电子层数：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。 如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。 (2)二看核电荷数：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。 如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (3)三看电子数：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。 如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl－)。 2．对微粒半径的认识误区 (1)微粒半径受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 (2)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于或小于离子半径。如r(Cl)<r(Cl－)；r(Na)>r(Na＋)。 【典例3】下列微粒半径大小比较正确的是 A．Na+<Mg2+<Al3+<O2- B．S2->Cl->Na+>Al3+ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na 【变式3-1】下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．N＜M＜＜ B．N＞M＞＞C C．Na＞Mg＞Al＞S D．Cs＜Rb＜K＜Na 【变式3-2】元素周期表中前三周期部分元素的原子序数与常见价态的关系图如下。若用原子序数表示对应元素，下列说法中不正确的是    A．a与d的非金属性比较：a> d B．原子半径大小：b>c>a>d>e C．a可以形成两种氢化物 D．b、c、e的最高价氧化物对应水化物之间均可反应 【变式3-3】用文字阐述方法或原因 (1)比较K+和Cl-的半径大小并从原子结构的角度解释原因 (2)比较Na和Al的金属性强弱并从原子结构的角度解释原因 题型04电离能及应用 基本规律：电离能规律 (1)第一电离能规律 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族与其相邻主族相比出现“异常”)。 ②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。 (2)逐级电离能规律 ①同一原子的逐级电离能越来越大。 元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。 ②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。 【典例4】下列关于元素第一电离能的说法不正确的是 A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 B．同周期主族元素的第一电离能依次增大 C．最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3…… 【变式4-1】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kJ/mol)。下列关于元素R的判断正确的是 I/kJ·mol R 740 1500 7700 10500 13600 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表中第IIA族 C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为 【变式4-2】3．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． 【变式4-3】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 题型05 电负性及应用 基本规律 1．电负性变化规律 一般来说，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 2．电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (2)判断化合物中元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价易呈正值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈负值。 (3)判断化学键及化合物类型 ①若两成键元素电负性差值大于1.7，通常形成离子键，该化合物为离子化合物； ②若两成键元素电负性差值小于1.7，通常形成共价键，该化合物为共价化合物。 【特别提醒】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。 【典例5】下列不能说明X的电负性比Y的电负性大的是 A．与H2化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 【变式5-1】已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是 元素 C 电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3 1.8 A．和形成共价键 B．和形成的化合物显正价 C．既具有金属性，又具有非金属性 D．元素电负性的最小范围为 【变式5-2】下列有关电负性的说法中不正确的是 A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 【变式5-3】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 题型06 核外电子排布与元素周期表的分区 基本规律：元素周期表的分区方法 1．按电子排布分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。 元素周期表的分区 2．按金属元素与非金属元素分区 （1）金属、非金属在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素主要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图所示)。 （2）金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为准金属或半金属(一般可用作半导体材料)。 【典例6】已知某基态原子的电子排布式为，该元素在周期表中的位置和区分别是 A．第四周期ⅡB族；s区 B．第四周期ⅦB族；d区 C．第四周期Ⅶ族；d区 D．第四周期Ⅷ族；d区 【变式6-1】关于元素周期表中元素的分区，下列说法正确的是 A．元素周期表的s区全部是金属元素 B．元素周期表的d区包含所有的过渡元素 C．过渡元素包括d区的元素 D．p区元素都是非金属元素 【变式6-2】下列说法中正确的是 A．所有非金属元素都分布在p区 B．最外层电子数为2的元素都分布在s区 C．同一主族元素从上到下，第一电离能由低到高变化 D．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素 【变式6-3】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中，正确的是 A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是s区元素 B．原子的价层电子排布式为(n-1)d6-8ns2的元素一定是ds区元素 C．最外层有三个未成对电子的元素一定属于主族元素 D．基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素的族序数一定为x+y 题型07 元素金属性非金属性的比较方法 元素金属性强弱的判断方法： 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 2、根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 3、根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 4、金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 5、根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 6、根据元素原子的失电子能力，元素原子失电子能力越强，则元素的金属性越强。 元素非金属性强弱的判断方法 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 2、根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 3、非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 4、根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 5、根据元素原子的得电子能力，元素原子得电子能力越强，则元素的非金属性越强。 【典例7】下列有关元素金属性或非金属性比较的说法不正确的是 A．将打磨过的镁带和铝片分别与热水反应，并滴入酚酞溶液，可以比较镁和铝的金属性强弱 B．依据非金属单质与氢气反应的难易程度能判断氧和氟的非金属性强弱 C．依据制取钾的反应，可以说明钠的金属性比钾强 D．依据反应，可以说明的非金属性比强 【变式7-1】在实验室中，不能达到目的的是 A．用金属钠分别与水和乙醇反应，比较水和乙醇分子中羟基氢(OH)的活泼性 B．石墨作电极，电解Cu(NO3)2 、AgNO3 的混合溶液，比较金属铜和银的金属活动性 C．分别测定CH4 和H2S 的沸点高低，比较硫和碳两种元素的非金属性强弱 D．用检验Na2CO3 和Na2SO4 水溶液酸碱性实验，比较碳和硫两元素非金属性的强弱 【变式7-2】可以比较钠和铝金属性强弱的方法 A．比较两种金属单质的硬度和熔点 B．用钠置换氯化镁溶液中的镁 C．比较等物质的量的两种金属单质和足量盐酸反应失去的电子数 D．在氯化铝溶液中逐滴滴加过量的NaOH溶液 【变式7-3】下表为元素周期表的一部分。下列事实不能说明X元素、Y元素、S元素之间的非金属性强弱关系的是 A．X2单质与H2S溶液反应，溶液变浑浊 B．H2X和H2S分别受热分解，前者的分解温度高 C．酸性：HYO4>H2SO4 D．Na2SO3可与HY反应生成H2SO3 题型08 元素“位、构、性”的关系 元素周期表中“位构性”的核心关系的是：位置决定结构，结构决定性质；反过来，性质可推断结构，结构能确定位置，三者相互关联、相互印证。 具体关联可通过两个关键维度理解： 1.位置 → 结构：元素在周期表中的位置（周期数、主族序数）直接对应原子结构。 周期数 = 原子的电子层数，主族序数 = 原子的最外层电子数=最高正价（核心规律，适用于主族元素）。 2.结构 → 性质：原子的最外层电子数（结构核心）决定元素的化学性质。比如最外层1个电子（IA族）易失电子，显金属性；最外层7个电子（VIIA族）易得电子，显非金属性。 【典例8】KBBF因其独特的深紫外非线性光学性能，在多个前沿科技领域具有不可替代的作用，我国在深紫外非线性光学晶体领域的研究持续领先，其代表物化学式为，W、X、Y、Z、R原子序数依次增大，各元素相关信息见下表，下列说法错误的是 W 第一电离能大于同周期相邻元素 X 位于元素周期表第二周期第ⅢA族 Y 基态原子最外层电子排布 Z 基态原子核外电子占有5个原子轨道，且只有1个未成对电子 R 基态原子核外电子空间运动状态共有10种，同周期电负性最小 A．电负性：X>Y>Z B．Y、Z均可与氢形成10电子微粒 C．最简单氢化物沸点：Y>Z D．R的第二电离能远大于第一电离能 【变式8-1】某矿物由元素周期表前20号主族元素X、Y、Z、W组成。X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中只有位于同一周期且相邻，的族序数之和与Y的族序数相等，Z元素原子的内层电子总数是其最外层电子数的2倍，基态W元素原子中无未成对电子。下列叙述正确的是 A．第一电离能： B．电负性： C．离子半径： D．和含有的化学键类型完全相同 【变式8-2】素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布式为nsn-1npn+1，则下列说法不正确的是 (　　) A．Y元素原子的价层电子排布式为4s24p4 B．Y元素在元素周期表的第三周期第ⅥA族 C．X元素所在周期中所含非金属元素种数最多 D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 【变式8-3】元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系；运用元素周期律研究元素及其化合物的性质具有重要的意义。 上图为元素周期表的一部分，根据表中给出的9种元素，回答下列问题： (1)元素⑦在周期表中的位置为第 周期第 族，其氧化物属于 (填“酸性”“碱性”或“两性”)氧化物。 (2)周期表所给九种元素中原子半径最大的元素是 (填元素名称)；最高价含氧酸酸性最强的是 (填化学式)。 (3)写出元素⑥的单质与元素④的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式： 。 (4)元素③⑦⑧形成简单氢化物的稳定性： > > (填化学式)。 (5)由元素①④⑧形成的化合物属于 (填“离子”或“共价”)化合物，该化合物中含有的化学键类型有 。 (6)下列不能说明⑤⑥两种元素金属性相对强弱的是_______(填字母)。 A．⑤的氧化物是碱性氧化物，⑥的氧化物是两性氧化物 B．最高价氧化物对应水化物碱性：⑤>⑥ C．与同浓度的盐酸反应，⑤的单质比⑥剧烈 D．⑤和⑥均可以从溶液中置换出铜单质 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第2节 原子结构与元素的性质 题型01 元素周期律、元素周期表和元素周期系 题型02 构造原理与元素周期表 题型03 半径大小的比较 题型04 电离能及应用 题型05 电负性及应用 题型06 核外电子排布与元素周期表的分区 题型07 元素金属性非金属性的比较 题型08 元素“位、构、性”的关系 题型01 元素周期律的实质 1．元素周期律 (1)定义：元素的性质随原子的原子序数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 2．元素周期系 (1)定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 (2)特点：元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。 (3)形成： (4)原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。 3．元素周期表 (1)含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 (2)元素周期系与元素周期表的关系： 【解题必备】 (1)门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号 (2)原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。 (3)原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 (3)元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 【典例1】1．下列说法错误的是 A．元素周期表和元素周期系均有多种形式 B．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系 C．元素周期表是元素周期律的具体表现形式 D．元素周期律揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律 【答案】A 【详解】A．元素周期系只有一种形式，元素周期表却有多种形式，A错误； B．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系，元素周期律发现前的摸索阶段，B正确； C．元素周期律是核外电子周期性变化的必然结果，则元素周期表是元素周期律的具体表现形式，C正确； D．元素周期律揭示元素性质如原子半径、金属性、非金属性、主要化合价等随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，D正确； 故选A。 【变式1-1】下列叙述不正确的是 A．元素周期表是呈现元素周期律的表格 B．元素周期表有七个周期，十六个族，可分为四个分区 C．元素周期律是元素性质随着核电荷数递增发生周期性变化的规律 D．门捷列夫元素周期表是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来 【答案】B 【详解】A．元素周期表是按照按核电荷数(原子序数)从小到大的顺序将元素排列起来，体现元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的规律，元素周期表是呈现元素周期律的表格，A正确； B．按照周期表中原子核外电子排布规律，周期表分为七个周期，十六个族，可分为s、d、ds、p和f五个区，B错误； C．随着原子序数(或核电荷数)的递增，原子核外电子排布呈现周期性变化，导致元素的性质呈周期性变化，C正确； D．门捷列夫将元素按相对原子质量从小到大排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵列，制出了第一张元素周期表，D正确； 答案选B。 【变式1-2】下列叙述不正确的是 A．门捷列夫元素周期表是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来 B．元素周期律是元素性质随着原子序数递增发生周期性重复的规律 C．元素周期表是呈现元素周期系的表格 D．元素周期表和元素周期系均只有一个 【答案】D 【详解】A．门捷列夫元素周期表与现在中学课本的元素周期表有很大不同，前者是按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来的，故A正确； B．元素周期律是元素性质随着原子序数递增发生周期性变化的规律，故B正确； C．元素周期表是呈现元素周期系的表格，包括横行和纵行，横行为周期，纵行为族，故C正确； D．元素周期表多种多样，元素周期系只有一个，故D错误； 答案选D。 【变式1-3】下列说法错误的是 A．元素周期律揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律 B．元素周期表和元素周期系均有多种形式 C．元素周期表是元素周期律的具体表现形式 D．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系 【答案】B 【详解】A．元素周期律揭示元素性质如原子半径、金属性、非金属性、主要化合价等随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律，A正确； B．元素周期系只有一种形式，元素周期表却有多种形式，B错误； C．元素周期律是核外电子周期性变化的必然结果，则元素周期表是元素周期律的具体表现形式，C正确； D．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系，是元素周期律发现前的摸索阶段，D正确； 故选B。 题型02 构造原理与元素周期表 1．根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 (1)各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下： (2)能级组：能量相近的能级合并成一组，共七个能级组，也就形成了7个周期，特点：能级组之间能量相差较大，能级组之内能量相差很小。 2．原子核外电子排布与族的关系 族 按族分类 价层电子排布式 价层电子数 特点 I A 主族 ns1 1 族序数=最外层电子数=价层电子数 ⅡA ns2 2 ⅢA ns2np1 3 IVA ns2np2 4 VA ns2np3 5 ⅥA ns2np4 6 ⅦA ns2np5 7 ⅢB 副族(镧系、锕系除外) (n-1)d1-10ns1-2 3 价层电子数=族序数 ⅣB 4 VB 5 VIB 6 VIIB 7 I B 11 (n-1)d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数 ⅡB 12 Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 8 Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数 Ⅷ族第2列元素的价电子数为9 Ⅷ族第3列元素的价电子数为10 9 10 0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 2或8 为原子轨道全充满的稳定结构 【解题必备】 (1)对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数； (2)对于副族(镧系和锕系除外)和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数。 【典例2】我国的北斗导航卫星系统采用铷原子钟提供精确时间。铷元素在元素周期表中的部分信息与铷原子的原子结构示意图如图所示，下列说法不正确的是 A．铷元素为金属元素 B．＋m代表核内有37个质子 C．n的值为18 D．铷的氧化物的化学式为RbO 【答案】D 【详解】A．铷带“钅”字旁，属于金属元素，故A正确； B．根据元素周期表中的一格可知，左上角的数字表示原子序数，该元素的原子序数为37；原子中，原子序数=质子数，则m=37，即+m代表核内有37个质子，故B正确； C．根据元素周期表中的一格可知，左上角的数字表示原子序数，该元素的原子序数为37；原子中原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数，则该元素的原子核内质子数和核外电子数均为37，m=37=2+8+n+8+1，n=18，故C正确； D．铷原子最外层电子数是1，小于4，在化学反应中易失去1个电子而形成带1个单位正电荷的阳离子，化合价的数值等于离子所带电荷的数值，且符号一致，则该元素的化合价为+1价，氧元素显-2价，则铷的氧化物的化学式为Rb2O，故D错误； 答案选D。 【变式2-1】钛合金在航天、军事、医学等方面应用广泛。如图是钛的原子结构示意图及钛元素在元素周期表中的信息。下列表述正确的是 A．钛属于非金属元素 B．钛原子在化学反应中易得到电子 C．钛原子的相对原子质量为 D．钛原子的质子数为22 【答案】D 【详解】A．钛的汉字名称带有“钅”字旁，属于金属元素，A错误； B．钛原子结构示意图显示最外层电子数为2，小于4，在化学反应中易失去电子，B错误； C．相对原子质量的单位是“1”，通常省略不写，钛原子的相对原子质量为47.87，而非47.87 g，C错误； D．元素周期表中左上角数字为原子序数，原子序数=质子数，钛的原子序数为22，故质子数为22，D正确； 故答案选D。 【变式2-2】铪可用作航天材料，在元素周期表中的信息如图所示。下列有关铪元素的说法正确的是 A．核电荷数为72 B．属于非金属元素 C．相对原子质量为178.5g D．铪元素名称是Hf 【答案】A 【详解】A．元素周期表中左上角数字为原子序数，原子序数=核电荷数，铪的原子序数为72，故核电荷数为72，A正确； B．铪元素名称带钅字旁，属于金属元素，B错误； C．相对原子质量的单位是1，通常省略，178.5是相对原子质量，单位不是g，C错误； D．Hf是铪的元素符号，元素名称是铪，D错误； 故选A。 【变式2-3】中国空间站目前使用的是世界上最先进的砷化镓太阳能电池。砷(As)的原子结构示意图和镓(Ga)元素在元素周期表中的信息如图所示，下列说法错误的是 A．砷元素在元素周期表的第四周期 B．镓原子的中子数为31 C．砷元素和镓元素最本质的区别是质子数不同 D．镓在化学反应中一般会失电子显正价 【答案】B 【详解】A．原子电子层数等于周期数，砷原子的核外有4个电子层，所以砷元素在元素周期表的第四周期，A正确； B．元素周期表单元格左上角数字为原子序数，镓元素原子序数是31，原子序数=质子数=31，下方数字69.72为相对原子质量，根据“相对原子质量≈质子数+中子数”，可得中子数为39，B错误； C．质子数决定元素的种类，砷元素和镓元素最本质的区别是质子数不同，C正确； D．镓原子的最外层电子数为3，小于4，在化学反应中一般会失去3个电子显正价，D正确； 故选：B。 题型03 半径大小的比较 基本规律 1．三看法比较粒子半径大小 (1)一看电子层数：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。 如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。 (2)二看核电荷数：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。 如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (3)三看电子数：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。 如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)；r(Cl)<r(Cl－)。 2．对微粒半径的认识误区 (1)微粒半径受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 (2)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于或小于离子半径。如r(Cl)<r(Cl－)；r(Na)>r(Na＋)。 【典例3】下列微粒半径大小比较正确的是 A．Na+<Mg2+<Al3+<O2- B．S2->Cl->Na+>Al3+ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na 【答案】B 【详解】A．该选项中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，Al3+ <Mg2+< Na+<O2-，故A错误； B．该选项中S2-与Cl-，Na+与Al3+的核外电子排布分别相同，S2-和Cl-比Na+和Al3+多一个电子层，微粒半径大，核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，故S2->Cl->Na+>Al3+，故B正确； C．该选项中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na>Mg>Al>Si，故C错误； D．该选项中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs>Rb>K>Na，故D错误； 故答案为B。 【变式3-1】下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．N＜M＜＜ B．N＞M＞＞C C．Na＞Mg＞Al＞S D．Cs＜Rb＜K＜Na 【答案】C 【分析】粒子的电子层越多，粒子的半径越大；电子层相同时，粒子的核电荷数越大，粒子的半径越小，据此结合元素周期律知识进行解答。 【详解】A项中K+的电子层数比Na＋、Mg2+、O2-多，再根据核外电子排布相同的离子半径比较规律可知，K+>O2－＞ Na+＞Mg2+，故A项错误； B项中S2－和Cl－的电子层数比Na＋和Mg2+多，再根据核外电子排布相同的离子半径比较规律可知，S2－>Cl－>Na＋>Mg2+，故B项错误； C项属于同周期元素的原子，核电荷数越大，半径越小，Na＞Mg＞Al＞S，故C项正确； D项是同主族元素原子，核电荷数越大，半径越大，Cs＞Rb＞K＞Na，故D项错误。 故答案选C。 【变式3-2】元素周期表中前三周期部分元素的原子序数与常见价态的关系图如下。若用原子序数表示对应元素，下列说法中不正确的是    A．a与d的非金属性比较：a> d B．原子半径大小：b>c>a>d>e C．a可以形成两种氢化物 D．b、c、e的最高价氧化物对应水化物之间均可反应 【答案】B 【分析】根据图示可知，a为O，b为Na，c为Al，d为P，e为Cl。 【详解】A、根据同周期，从左到右非金属性增加，得到S>P，根据同主族，从上到下非金属性减弱，得到O>S，所以非金属性比较：O > P，故A正确； B、根据层多径大，核多径小(同电子层结构)，原子半径大小：Na > Al > P >Cl > O，故B错误； C、O可以形成两种氢化物，水和过氧化氢，故C正确； D、Na、Al、Cl的最高价氧化物对应水化物分别为氢氧化钠、氢氧化铝、高氯酸，氢氧化钠与氢氧化铝反应生成偏铝酸钠和水，氢氧化钠和高氯酸反应生成高氯酸钠和水，氢氧化铝和高氯酸反应生成高氯酸铝和水，故D正确； 答案为B。 【变式3-3】用文字阐述方法或原因 (1)比较K+和Cl-的半径大小并从原子结构的角度解释原因 (2)比较Na和Al的金属性强弱并从原子结构的角度解释原因 【答案】(1)Cl- > K+；K+和Cl-核外电子层结构相同，离子的核电荷数越大，核外电子受到的吸引力就越大，离子半径就越小，故离子半径Cl- > K+ (2)Na>Al；在同一周期中，各元素的原子核外电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，因此金属性逐渐减弱 【详解】（1）微粒半径比较，核外电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大半径越小。故答案为：Cl- > K+；K+和Cl-核外电子层结构相同，离子的核电荷数越大，核外电子受到的吸引力就越大，离子半径就越小，故离子半径Cl- > K+； （2）金属性强弱比较，同周期元素，核电荷数越大金属性越弱。原因是，同周期元素，核外电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，失电子能力逐渐减弱，因此金属性逐渐减弱。故答案为：Na>Al；在同一周期中，各元素的原子核外电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，因此金属性逐渐减弱。 题型04电离能及应用 基本规律：电离能规律 (1)第一电离能规律 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族与其相邻主族相比出现“异常”)。 ②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。 (2)逐级电离能规律 ①同一原子的逐级电离能越来越大。 元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。 ②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。 【典例4】下列关于元素第一电离能的说法不正确的是 A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠 B．同周期主族元素的第一电离能依次增大 C．最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大 D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3…… 【答案】B 【详解】A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明K原子比Na原子更容易失去电子，所以钾的活泼性强于钠，A正确； B．同一周期主族元素的原子半径逐渐减小，第一电离能随原子序数的增大而呈增大趋势，但当元素处于第IIA、第VA时，原子核外电子排布处于轨道的全满、半满的稳定状态，失去电子消耗能量大于同一周期相邻元素，第IIA＞第IIIA；第VA＞第IVA；B错误； C．最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，处于轨道的全充满的稳定状态，再失去电子较难，失去电子消耗能量较大，因此其第一电离能较大，C正确； D．对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D正确； 故合理选项是B。 【变式4-1】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kJ/mol)。下列关于元素R的判断正确的是 I/kJ·mol R 740 1500 7700 10500 13600 A．R的最高正价为+3价 B．R元素位于元素周期表中第IIA族 C．R元素的原子最外层共有4个电子 D．R元素基态原子的电子排布式为 【答案】B 【详解】A．由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，A错误； B．由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大，故最外层有2个电子，位于第ⅡA族，B正确； C．R元素位于元素周期表中第IIA族，最外层共有2个电子，C错误； D．表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大，故最外层有2个电子，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，D错误； 故选B。 【变式4-2】3．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】B 【分析】电离最外层的一个电子所需能量：基态＞激发态，第一电离能＜第二电离能＜第三电离能，据此判断解答。 【详解】A、D都是铝原子的核外电子排布，A为基态，D为激发态，稳定性A大于D，失去最外层1个电子需要能量A大于D； B、C为铝失去1个电子的核外电子排布，B为基态，C为激发态，稳定性，B大于C，失去最外层1个电子需要能量B大于C； A失去最外层一个电子，为第一电离能，B失去最外层1个电子，为第二电离能，第二电离能大于第一电离能，且B的3s轨道全充满更加稳定，则B失去最外层所需能量最大，答案选B。 【变式4-3】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 【详解】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。 题型05 电负性及应用 基本规律 1．电负性变化规律 一般来说，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。 2．电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 (2)判断化合物中元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价易呈正值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈负值。 (3)判断化学键及化合物类型 ①若两成键元素电负性差值大于1.7，通常形成离子键，该化合物为离子化合物； ②若两成键元素电负性差值小于1.7，通常形成共价键，该化合物为共价化合物。 【特别提醒】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。 【典例5】下列不能说明X的电负性比Y的电负性大的是 A．与H2化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 【答案】C 【详解】X的电负性比Y的大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强，原子的最外层电子数不能决定元素原子得失电子的能力，则C项不能说明X的电负性比Y的大。 【变式5-1】已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是 元素 C 电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3 1.8 A．和形成共价键 B．和形成的化合物显正价 C．既具有金属性，又具有非金属性 D．元素电负性的最小范围为 【答案】D 【详解】A．根据和的电负性，两元素电负性差值为1.5，小于1.7，故和形成共价键，A正确； B．F的电负性大于O的，故和形成的化合物显正价，B正确； C．的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，C正确； D．的金属性小于Na的，大于Be的，故电负性的最小范围为0.91.5，D错误； 故选D。 【变式5-2】下列有关电负性的说法中不正确的是 A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 【答案】B 【详解】A．元素电负性的大小，表示其原子在化合物中吸引电子能力大小，元素电负性越大，原子吸引电子能力越大，故A正确； B、N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能N大于O元素，故B错误； C、对于主族元素同周期自左而右电负性逐渐增大，故C正确； D、电负性越小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性越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，故D正确； 故选B。 【变式5-3】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。 题型06 核外电子排布与元素周期表的分区 基本规律：元素周期表的分区方法 1．按电子排布分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。 元素周期表的分区 2．按金属元素与非金属元素分区 （1）金属、非金属在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素主要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图所示)。 （2）金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属交界处的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为准金属或半金属(一般可用作半导体材料)。 【典例6】已知某基态原子的电子排布式为，该元素在周期表中的位置和区分别是 A．第四周期ⅡB族；s区 B．第四周期ⅦB族；d区 C．第四周期Ⅶ族；d区 D．第四周期Ⅷ族；d区 【答案】D 【详解】某基态原子的电子排布式为，能层为4，价电子排布为3d84s2，该元素在周期表中的位置是第四周期Ⅷ族，位于d区，故选D。 【变式6-1】关于元素周期表中元素的分区，下列说法正确的是 A．元素周期表的s区全部是金属元素 B．元素周期表的d区包含所有的过渡元素 C．过渡元素包括d区的元素 D．p区元素都是非金属元素 【答案】C 【详解】A．元素周期表的s区不全部是金属元素，如氢元素为非金属元素，故A错误； B．过渡元素处于元素周期表的d区、ds区和f区，则元素周期表的d区仅包含部分过渡元素，故B错误； C．过渡元素处于元素周期表的d区、ds区和f区，故C正确； D．p区元素不都是非金属元素，比如Pb，故D错误； 故选：C。 【变式6-2】下列说法中正确的是 A．所有非金属元素都分布在p区 B．最外层电子数为2的元素都分布在s区 C．同一主族元素从上到下，第一电离能由低到高变化 D．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素 【答案】D 【详解】A．H元素在s区，其他非金属元素都分布在p区，故A错误； B．s区、p区、d区、ds区的元素，最外层电子数都有可能是2个电子，故B错误； C．同一主族元素从上到下，第一电离能由高到低变化，故C错误； D．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素，故D正确。 综上所述，答案为D。 【变式6-3】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中，正确的是 A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是s区元素 B．原子的价层电子排布式为(n-1)d6-8ns2的元素一定是ds区元素 C．最外层有三个未成对电子的元素一定属于主族元素 D．基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素的族序数一定为x+y 【答案】C 【详解】A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，其基态原子电子排布式可能为、或，即该元素可能在ⅠA族、ⅥB族或ⅠB族，不一定位于s区，故A错误； B．原子的价层电子排布式为(n-1)d6-8ns2的元素是第Ⅷ族元素，位于d区，故B错误； C．原子核外最外层有三个未成对电子的元素，其p能级为3个电子，一定属于主族元素，故C正确； D．基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素，其族序数可能为、也可能为y(，或2)，该元素还可能在第Ⅷ族，故D错误； 故选C。 题型07 元素金属性非金属性的比较方法 元素金属性强弱的判断方法： 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 2、根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 3、根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 4、金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 5、根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 6、根据元素原子的失电子能力，元素原子失电子能力越强，则元素的金属性越强。 元素非金属性强弱的判断方法 1、根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 2、根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 3、非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 4、根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 5、根据元素原子的得电子能力，元素原子得电子能力越强，则元素的非金属性越强。 【典例7】下列有关元素金属性或非金属性比较的说法不正确的是 A．将打磨过的镁带和铝片分别与热水反应，并滴入酚酞溶液，可以比较镁和铝的金属性强弱 B．依据非金属单质与氢气反应的难易程度能判断氧和氟的非金属性强弱 C．依据制取钾的反应，可以说明钠的金属性比钾强 D．依据反应，可以说明的非金属性比强 【答案】C 【详解】A．镁易和热水反应生成氢氧化镁和氢气，滴入酚酞溶液会变红，铝和热水几乎不反应，可以比较镁和铝金属性的强弱，A正确； B．氟气和氢气在冷暗处就能剧烈反应生成氟化氢，氧气和氢气在点燃条件下生成水，氟气比氧气和氢气反应容易，所以氟的非金属性比氧强，B正确； C．在该反应中，由于钾的沸点比较低，在反应温度下为气体，钾不断离开反应体系，从而使反应不断向右进行，不是因为钠的金属性比钾强，C错误； D．反应中氟气氧化水生成氧气，氧化性氟气大于氧气，可以说明的非金属性比强，D正确； 故选C。 【变式7-1】在实验室中，不能达到目的的是 A．用金属钠分别与水和乙醇反应，比较水和乙醇分子中羟基氢(OH)的活泼性 B．石墨作电极，电解Cu(NO3)2 、AgNO3 的混合溶液，比较金属铜和银的金属活动性 C．分别测定CH4 和H2S 的沸点高低，比较硫和碳两种元素的非金属性强弱 D．用检验Na2CO3 和Na2SO4 水溶液酸碱性实验，比较碳和硫两元素非金属性的强弱 【答案】C 【详解】A. 钠分别与水和乙醇反应,钠与水反应剧烈，钠与乙醇反应较缓慢,则可比较水和乙醇分子中羟基氢(−OH)的活泼性，A项正确； B. 石墨作电极，电解Cu(NO3)2、AgNO3的混合溶液，银离子先得到电子，先析出Ag，则还原性Ag>Cu，则可比较金属铜和银的金属活动性，B项正确； C. 沸点与元素的非金属性无关，非金属性的强弱可比较气态氢化物的稳定性，C项错误； D. Na2CO3和Na2SO4水溶液分别为碱性和中性，则酸性为碳酸小于硫酸，则非金属性S>C，所以可比较碳和硫两元素非金属性的强弱，D项正确； 答案选C。 【变式7-2】可以比较钠和铝金属性强弱的方法 A．比较两种金属单质的硬度和熔点 B．用钠置换氯化镁溶液中的镁 C．比较等物质的量的两种金属单质和足量盐酸反应失去的电子数 D．在氯化铝溶液中逐滴滴加过量的NaOH溶液 【答案】D 【详解】A．金属单质的硬度、熔点为物理性质，与金属性强弱无关，A错误； B．钠会先与氯化镁溶液中的水反应，无法置换镁，B错误； C．失去电子数的多少与金属性无关，应比较失去电子能力的强弱，C错误； D．在氯化铝溶液中逐滴滴加过量的NaOH溶液，先生成Al(OH)3沉淀，后Al(OH)3和NaOH反应生成偏铝酸钠，说明NaOH的碱性强于Al(OH)3，则金属性Na＞Al，D正确； 综上所述答案为D。 【变式7-3】下表为元素周期表的一部分。下列事实不能说明X元素、Y元素、S元素之间的非金属性强弱关系的是 A．X2单质与H2S溶液反应，溶液变浑浊 B．H2X和H2S分别受热分解，前者的分解温度高 C．酸性：HYO4>H2SO4 D．Na2SO3可与HY反应生成H2SO3 【答案】D 【分析】由元素在周期表中的位置可知X为O元素，Y为Cl元素，比较非金属元素的非金属性强弱，可根据单质之间的置换反应、与氢气化合的难易程度、对应最高价氧化物的水化物的酸性、氢化物的稳定性等角度判断，以此解答该题。 【详解】A．元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，X单质可以把硫从H2S溶液中置换出来，说明X单质的氧化性大于硫单质，元素的非金属性X大于硫，故A不选； B．元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，H2X和H2S分别受热分解，前者的分解温度高，说明非金属性X大于硫，故B不选； C．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，酸性：HYO4＞H2SO4，可说明Y的非金属性较强，故C不选； D．Na2SO3可与HY反应生成H2SO3，只能说明酸性的强弱，但不能证明非金属性，故D符合题意。 答案选D。 题型08 元素“位、构、性”的关系 元素周期表中“位构性”的核心关系的是：位置决定结构，结构决定性质；反过来，性质可推断结构，结构能确定位置，三者相互关联、相互印证。 具体关联可通过两个关键维度理解： 1.位置 → 结构：元素在周期表中的位置（周期数、主族序数）直接对应原子结构。 周期数 = 原子的电子层数，主族序数 = 原子的最外层电子数=最高正价（核心规律，适用于主族元素）。 2.结构 → 性质：原子的最外层电子数（结构核心）决定元素的化学性质。比如最外层1个电子（IA族）易失电子，显金属性；最外层7个电子（VIIA族）易得电子，显非金属性。 【典例8】KBBF因其独特的深紫外非线性光学性能，在多个前沿科技领域具有不可替代的作用，我国在深紫外非线性光学晶体领域的研究持续领先，其代表物化学式为，W、X、Y、Z、R原子序数依次增大，各元素相关信息见下表，下列说法错误的是 W 第一电离能大于同周期相邻元素 X 位于元素周期表第二周期第ⅢA族 Y 基态原子最外层电子排布 Z 基态原子核外电子占有5个原子轨道，且只有1个未成对电子 R 基态原子核外电子空间运动状态共有10种，同周期电负性最小 A．电负性：X>Y>Z B．Y、Z均可与氢形成10电子微粒 C．最简单氢化物沸点：Y>Z D．R的第二电离能远大于第一电离能 【答案】A 【分析】由题干可知X为B（原子序数为5），且W、X、Y、Z、R原子序数依次增大，故W的原子序数小于5。原子序数小于5的元素有H、He、Li、Be。其中，只有Be的第一电离能大于同周期相邻的Li和B，故W为Be；Y的最外层电子排布为2s22p4（n=2），Y为O；Z的基态原子核外电子占有5个原子轨道，（1s、2s、2px、2py、2pz）且1个未成对电子，确定为F（1s22s22p5）；R的基态原子核外电子空间运动状态共有10种，占据10个轨道（1s22s22p63s23p64s1）且同周期电负性最小，为K。 【详解】A．同周期主族元素，随着原子序数递增，元素电负性增大，电负性F＞O＞B，A错误； B．O的氢化物H2O和F的氢化物HF均为10电子微粒，B正确； C．H2O分子间形成氢键数目更多，沸点高于HF，C正确； D．K失去1个电子后形成稳定结构，第二电离能需失去内层电子，远大于第一电离能，D正确； 故选A。 【变式8-1】某矿物由元素周期表前20号主族元素X、Y、Z、W组成。X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中只有位于同一周期且相邻，的族序数之和与Y的族序数相等，Z元素原子的内层电子总数是其最外层电子数的2倍，基态W元素原子中无未成对电子。下列叙述正确的是 A．第一电离能： B．电负性： C．离子半径： D．和含有的化学键类型完全相同 【答案】C 【分析】Z元素原子的内层电子总数是其最外层电子数的2倍，则Z为P元素；基态W元素原子中无未成对电子，原子序数最大，则W为Ca元素；Z、W的族序数之和与Y的族序数相等，则Y为F元素，X、Y位于同一周期且相邻，则X为O元素。 【详解】A．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素的第一电离能大，同主族从上到下第一电离能依次减小，故第一电离能F＞P＞Ca，A错误； B．同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，故电负性F＞O＞P，B错误； C．离子半径比较：电子层数越多，离子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小。Z形成的离子为P3-，Y形成的离子为F－，X形成的离子为O2- 。P3-、F－和O2- 有2个电子层；O的核电荷数小于F，故离子半径P3-＞O2-＞F－ ，C正确； D．CaO2含离子键和共价键，CaF2仅含离子键，化学键类型不同，D错误； 故选C。 【变式8-2】素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布式为nsn-1npn+1，则下列说法不正确的是 (　　) A．Y元素原子的价层电子排布式为4s24p4 B．Y元素在元素周期表的第三周期第ⅥA族 C．X元素所在周期中所含非金属元素种数最多 D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 【答案】A 【解析】因为Y元素原子的价层电子排布式中出现了np能级，所以其ns能级已经充满且只能为2个电子，则n-1=2，n=3，即Y元素原子的外围电子排布式为3s23p4，故A项错误，B项正确。Y为S元素，X为F元素，第二周期所含非金属元素种数最多，故C项正确。Z为As元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，D项正确。 【变式8-3】元素周期表体现了元素位、构、性的关系，揭示了元素间的内在联系；运用元素周期律研究元素及其化合物的性质具有重要的意义。 上图为元素周期表的一部分，根据表中给出的9种元素，回答下列问题： (1)元素⑦在周期表中的位置为第 周期第 族，其氧化物属于 (填“酸性”“碱性”或“两性”)氧化物。 (2)周期表所给九种元素中原子半径最大的元素是 (填元素名称)；最高价含氧酸酸性最强的是 (填化学式)。 (3)写出元素⑥的单质与元素④的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式： 。 (4)元素③⑦⑧形成简单氢化物的稳定性： > > (填化学式)。 (5)由元素①④⑧形成的化合物属于 (填“离子”或“共价”)化合物，该化合物中含有的化学键类型有 。 (6)下列不能说明⑤⑥两种元素金属性相对强弱的是_______(填字母)。 A．⑤的氧化物是碱性氧化物，⑥的氧化物是两性氧化物 B．最高价氧化物对应水化物碱性：⑤>⑥ C．与同浓度的盐酸反应，⑤的单质比⑥剧烈 D．⑤和⑥均可以从溶液中置换出铜单质 【答案】(1) 三 IVA 酸性 (2) 钠 (3) (4) (5) 离子    离子键、(极性)共价键 (6)AD 【分析】由元素在周期表的位置可知，①为H元素，②为N元素，③为O元素，④为Na元素，⑤为Mg元素，⑥为Al元素，⑦为Si元素，⑧为S元素，⑨为Cl元素，然后根据题目信息解答即可。 【详解】（1）根据元素周期表的结构，可知元素⑦是Si，位于周期表中第三周期、ⅣA族；其氧化物属于酸性氧化物。 （2）周期表所给九种元素中钠的原子半径最大，氯的非金属性最强，故最高价含氧酸酸性最强的是。 （3）元素④和⑥分别对应的是Na和Al，钠的最高价氧化物对应的水化物NaOH和Al反应的离子方程式为。 （4）元素③为O，⑦是Si，⑧是S，由于非金属性：，故简单氢化物的稳定性：。 （5）元素①是H，④是Na，⑧是S，由三种元素形成的化合物可能是，该物质属于离子化合物，含有离子键和(极性)共价键。 （6）A.根据氧化物类型，不能判断金属性强弱，A项错误； B.与浓度相同的盐酸反应，镁比铝活泼，说明镁的金属性强于铝，B项正确； C.最高价氧化物对应水化物碱性：，可以说明二者金属性强弱，C项正确； D.二者都能置换出铜，只能说明金属性都大于铜，但不能比较镁和铝的金属性，D项错误。 故选AD。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $