1.2 原子结构与元素性质【能力必到】化学人教版选择性必修2

1.2 原子结构与元素性质 考向01 核外电子排布与元素周期表 要求学生熟练掌握原子核外电子排布规律，特别是价电子排布与元素在周期表中位置的关系。学生需能根据原子序数或电子排布式判断元素所在周期（由最高能层主量子数决定）和族（主族元素看最外层电子数，过渡元素常看d与s电子数之和）。此外，还需熟悉周期表的结构，能准确识别常见元素如硒、锰等的位置和基本信息，避免混淆“族”的表示方式（如ⅥA族与第6族）。 解题时，首先根据原子序数写出电子排布式，确定价电子构型。对于主族元素，周期数等于电子层数，族序数等于最外层电子数；对于过渡元素，周期数同样由电子层数决定，族数则需计算价电子中d和s轨道电子总数（第ⅢB–ⅦB族）或根据结构特点（如第Ⅷ族、ⅠB、ⅡB族）判断。要特别注意题目中信息的提取，如周期表单元格中的原子序数、相对原子质量等，避免将原子序数误认为质量数。 1．铱的原子序数为77，价电子排布为，则铱在元素周期表中位于 A．第5周期第7族 B．第5周期第9族 C．第6周期第7族 D．第6周期第9族 2．硒是人体必需的微量元素，如图是硒在周期表中的信息，关于硒元素的说法正确的是 A．位于Ⅵ族 B．质量数为34 C．位于第6族 D．相对原子质量为78.96 3．高锰钢的组分金属——锰元素在周期表中的位置为 A．第四周期第Ⅷ族 B．第四周期第ⅦB族 C．第五周期VB族 D．第五周期ⅦB族 （1）最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝周期序数。 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的外围电子数＝主族序数。 （2）对外围电子认识的误区提醒 ①外围电子不一定是最外层电子，只有主族元素的外围电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的外围电子数不一定等于其所在族的族序数，这只对主族元素成立，部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的外围电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的外围电子排布也不相同。 解题规律 考向02 元素周期表的结构与分区 要求学生深入理解元素周期表的整体结构、分区（s、p、d、ds、f区）及其与元素性质的关系。学生需掌握各区元素的电子排布特征（如s区最外层为ns¹⁻²，p区最外层为ns²np¹⁻⁶），并能判断给定元素所属分区。同时，要明确金属/非金属元素的分布规律，知道并非所有非金属都在p区（如H在s区），并能区分晶体与非晶体的科学方法。 解题关键在于熟悉周期表分区的划分依据（由价电子排布决定）。对于位置判断题，先确定元素的电子排布，再根据最后填充的电子类型判断所属区。对于正误判断题，需逐一甄别选项：例如，最外层为2电子的元素不一定在s区（如He在p区）；区分晶体与非晶体的最可靠方法是X射线衍射；第ⅢB到ⅡB族均为金属元素。要特别注意特例和细节描述，避免绝对化思维。 4．下列说法正确的是 A．最外层电子数为2的元素都分布在s区 B．区分晶体和非晶体最科学的方法是看是否有规则的几何外形 C．所有非金属元素都分布在p区 D．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 5．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 C．第四周期第9列元素是铁元素 D．第10、11列为ds区 6．下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的价层电子排布特点的有关叙述正确的是 A．价电子排布为5s25p4的元素位于第五周期第ⅣA族，是p区元素 B．氧元素的基态原子中，2p能级为半充满，属于p区元素 C．最外层电子排布式为4s1，一定属于第IA族 D．Cu位于元素周期表中第四周期第IB族，属于ds区元素 根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 电子排布式外围电子排布式 解题规律 考向03 元素“位—构—性”的综合考查 要求学生具备综合应用“位置-结构-性质”关系进行推理判断的能力。学生需能根据原子结构特征（如电离能、电负性、未成对电子数、氢键等）推断未知元素，并在此基础上比较原子半径、离子半径、氢化物稳定性、沸点、键角、电负性等性质。这要求对元素周期律（如同周期、同主族元素性质的递变规律）有深刻理解。 解答此类题目的核心是“先推元素，再比性质”。首先根据题目给出的关键信息（如“第一电离能高于相邻元素”、“M层未成对电子数为4”、“最外层电子数是内层2倍”等）准确推断出各元素符号。然后，利用周期律进行比较：原子半径看电子层数和核电荷数；氢化物稳定性看非金属性；沸点需考虑分子量和氢键；键角看VSEPR模型和孤电子对。要特别注意氢键对沸点的特殊影响以及电负性对共价键极性的影响。 7．我国科学家最近研究出一种具有抗氧化能力的无机盐纳米药物，其阴离子为。最外层电子数是其内层电子数的2倍；的第一电离能比左右相邻元素的高，且其单质在常温常压下为气体；的层未成对电子数为4。下列叙述不正确的是 A．电负性： B．基态原子的未成对电子数： C．最简单氢化物沸点： D．可用于溶液中阳离子的检验 8．W、X、Y、Z四种元素的原子序数依次增大，基态W原子核外电子占有3个能级，且各能级电子数相等，X的第一电离能高于同周期相邻元素，Y是短周期元素中金属性最强的元素，前四周期元素中，Z的基态原子未成对电子数最多。下列说法正确的是 A．简单离子半径：X＞Y B．简单氢化物的稳定性：X＜W C．W、X形成的化合物中含有离子键 D．W的最高价氧化物对应的水化物会导致酸雨的形成 9．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期主族元素，W元素基态原子的价电子排布为，X的基态原子s能级和p能级上的电子总数相等，Y是周期表中电负性最强的元素，Z与Y同主族。下列有关说法正确的是 A．原子半径： B．最简单氢化物的沸点： C．键角： D．四种元素中含有金属元素 解题规律 考向04 元素的电离能及应用 要求学生理解电离能的概念、变化规律及其应用。学生需掌握同周期、同主族元素第一电离能的变化趋势，并能解释反常现象（如IIA族>IIIA族，VA族>VIA族）。同时，要能通过分析电离能数据（I1, I2, I3…）判断元素的常见化合价和价电子结构，理解为何第二电离能等高级电离能可以反映内层电子的稳定性。 解题时，对于比较电离能大小的题目，牢记“同周期从左到右总体增大，同主族从上到下减小”，并注意Be、Mg、N、P等因全满或半满结构导致的电离能反常高于相邻元素。对于数据分析题，关注电离能的“突变点”：若I2 >> I1，说明失去第一个电子后达到稳定结构，元素显+1价；若I3 >> I2，则显+2价，以此类推。这有助于确定元素在周期表中的族序数和价电子构型。 10．元素周期表第3周期所含主族元素中，第一电离能最大和最小的两元素形成的化合物是 A．Na2S B．MgCl2 C．NaCl D．AlCl3 11．下列选项中，第二电离能最大的元素所具有的电子层结构为 A．1s2 B．1s22s1 C．1s22s2 D．1s22s22p2 12．根据下列五种元素的电离能数据(单位：)，判断下列说法不正确的是 元素代号 Q 2080 4000 6100 9400 R 500 4600 6900 9500 S 740 1500 7700 10500 T 580 1800 2700 11600 U 420 3100 4400 5900 A．Q元素可能是0族元素 B．R和S均可能与U在同一主族 C．U元素可能在元素周期表的s区 D．原子的外围电子排布式为的可能是T元素 13．元素的某性质递变规律如图所示： 某性质代表 A．原子半径 B．元素的第一电离能 C．元素的电负性 D．简单氢化物的稳定性 （1）电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。 （2）第一电离能的变化规律 解题规律 考向05 电负性的比较和应用 要求学生掌握电负性的概念、比较方法及其在判断化学键类型、元素化合价等方面的应用。学生需熟记同周期、同主族元素电负性的变化规律（同周期递增，同主族递减），并能比较不同元素电负性的相对大小。更重要的是，要能运用电负性差值（通常以Δχ=1.7为经验标准）定性判断化学键是离子键还是共价键，并预测化合物中元素的化合价。 比较电负性时，直接应用周期律。对于化学键类型的判断，计算两元素电负性差值：若|Δχ| > 1.7，倾向于形成离子键；若|Δχ| < 1.7，倾向于形成共价键。在共价化合物中，电负性大的元素吸引电子能力强，显负价；电负性小的显正价。解题时需注意此经验规则的非绝对性，并结合具体物质结构进行判断。对于有机物或复杂离子，要分析其中各键合原子对的电负性相对大小来判断电子对偏移方向。 14．具有选项中电负性的两种元素，最容易形成离子键的是 A．4和1 B．3.5和1 C．1.8和2 D．4和0.8 15．下列有关电负性的说法中正确的是 A．Ge的第一电离能高于C的，而电负性低于C的 B．在同一主族中，元素电负性从上到下依次增大 C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越可能显正价 16．已知六种元素的电负性如表。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是 H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 A．A中S和O的共用电子对偏向S B．A中S和N的共用电子对偏向N C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物 D．在化合物SiH4中，Si的化合价是-4价 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 　　族 周期　　 ⅠA　ⅡA　ⅢA　ⅣA　ⅤA　ⅥA　ⅦA　0 1 2 3 4 5 6 7 注　①稀有气体的电离能为同周期中最大。②同一周期，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 解题规律 考向06 元素周期律的综合应用 本考向是前述知识的综合与提升，要求学生灵活、综合地运用原子半径、电离能、电负性、金属性、非金属性等元素周期律解决实际问题。能力体现在能同时处理多元素、多性质的比较，并能将周期律应用于解释物质性质（如储氢材料、颜料、离子液体等），甚至进行简单的定量或半定量分析（如离子键百分数）。 面对综合应用题，需系统化分析。首先明确所涉及元素在周期表中的位置。然后，根据“同周期从左到右，同主族从上到下”的递变规律，同时比较原子半径、第一电离能、电负性等多项性质。要特别注意规律中的特例（如第一电离能N>O）。对于复杂化合物，可将其分解为不同的原子对或官能团，分别应用周期律进行分析。解答填空题时，注意规范使用化学用语，如价层电子排布式、电子云形状名称等。 17．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 18．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) 19．X、Y、Z为原子序数依次增大的同一短周期元素，可与C、H形成一种离子液体，其结构如图所示。已知Y的基态原子中未成对电子与成对电子的个数之比为，Z的核外电子总数是X的最外层电子数的3倍。下列说法错误的是 A．简单氢化物的稳定性： B．电负性： C．离子键成分的百分数： D．简单氢化物分子的极性： 20．铜氨液在工业上有多种用途，可用于吸收炼铁高炉气中的，也可除去合成氨工业原料气中的。回答下列问题： （1）O元素位于元素周期表中 (填“s”、“p”、“d”或“ds”)区，其基态原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形；基态N原子核外有 种运动状态不同的电子。 （2）H、C、N三种元素的电负性由大到小的顺序为 。 （3）C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为 ；Cu元素焰色试验产生的绿光是一种 (填“吸收”或“发射”)光谱。 （4）基态Fe原子价层电子排布式为 ，3d能级未成对电子数为 。 解题规律 学科网（北京）股份有限公司 $ 1.2 原子结构与元素性质 考向01 核外电子排布与元素周期表 要求学生熟练掌握原子核外电子排布规律，特别是价电子排布与元素在周期表中位置的关系。学生需能根据原子序数或电子排布式判断元素所在周期（由最高能层主量子数决定）和族（主族元素看最外层电子数，过渡元素常看d与s电子数之和）。此外，还需熟悉周期表的结构，能准确识别常见元素如硒、锰等的位置和基本信息，避免混淆“族”的表示方式（如ⅥA族与第6族）。 解题时，首先根据原子序数写出电子排布式，确定价电子构型。对于主族元素，周期数等于电子层数，族序数等于最外层电子数；对于过渡元素，周期数同样由电子层数决定，族数则需计算价电子中d和s轨道电子总数（第ⅢB–ⅦB族）或根据结构特点（如第Ⅷ族、ⅠB、ⅡB族）判断。要特别注意题目中信息的提取，如周期表单元格中的原子序数、相对原子质量等，避免将原子序数误认为质量数。 1．铱的原子序数为77，价电子排布为，则铱在元素周期表中位于 A．第5周期第7族 B．第5周期第9族 C．第6周期第7族 D．第6周期第9族 【答案】D 【解析】铱的原子序数为77，价电子排布为，周期数由电子层数决定，铱的价电子排布为，其中最高能层的主量子数n=6，说明铱位于第6周期；对于过渡元素（副族和第Ⅷ族），族数可通过价电子中d轨道和s轨道的电子数之和判断，铱的价电子为：，电子数之和为7+2=9，因此属于第9族，故铱位于第6周期第9族；故选D。 2．硒是人体必需的微量元素，如图是硒在周期表中的信息，关于硒元素的说法正确的是 A．位于Ⅵ族 B．质量数为34 C．位于第6族 D．相对原子质量为78.96 【答案】D 【解析】A．周期表中主族元素族序数通常用罗马数字加A表示，硒的价电子排布为4s24p4，最外层电子数为6，应位于第ⅥA族，题目选项未标明A，A错误；B．元素周期表中左上角数字为原子序数，硒的原子序数为34，质量数是质子数与中子数之和，题目未给出中子数，无法确定质量数，B错误；C．元素周期表中第6族为副族元素，硒是主族元素，最外层电子数为6，应位于第ⅥA族，而非第6族，C错误；D．元素周期表中下方数字为相对原子质量，硒的相对原子质量为78.96，D正确；故选D。 3．高锰钢的组分金属——锰元素在周期表中的位置为 A．第四周期第Ⅷ族 B．第四周期第ⅦB族 C．第五周期VB族 D．第五周期ⅦB族 【答案】B 【解析】锰为25号元素，原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，则其在元素周期表中位于第四周期第ⅦB族，故选B。 （1）最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝周期序数。 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的外围电子数＝主族序数。 （2）对外围电子认识的误区提醒 ①外围电子不一定是最外层电子，只有主族元素的外围电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的外围电子数不一定等于其所在族的族序数，这只对主族元素成立，部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的外围电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的外围电子排布也不相同。 解题规律 考向02 元素周期表的结构与分区 要求学生深入理解元素周期表的整体结构、分区（s、p、d、ds、f区）及其与元素性质的关系。学生需掌握各区元素的电子排布特征（如s区最外层为ns¹⁻²，p区最外层为ns²np¹⁻⁶），并能判断给定元素所属分区。同时，要明确金属/非金属元素的分布规律，知道并非所有非金属都在p区（如H在s区），并能区分晶体与非晶体的科学方法。 解题关键在于熟悉周期表分区的划分依据（由价电子排布决定）。对于位置判断题，先确定元素的电子排布，再根据最后填充的电子类型判断所属区。对于正误判断题，需逐一甄别选项：例如，最外层为2电子的元素不一定在s区（如He在p区）；区分晶体与非晶体的最可靠方法是X射线衍射；第ⅢB到ⅡB族均为金属元素。要特别注意特例和细节描述，避免绝对化思维。 4．下列说法正确的是 A．最外层电子数为2的元素都分布在s区 B．区分晶体和非晶体最科学的方法是看是否有规则的几何外形 C．所有非金属元素都分布在p区 D．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 【答案】D 【解析】A．某些过渡金属最外层电子数为2，可能在ds区或d区，并非全在s区，A错误；B．区分晶体和非晶体的最科学方法是X射线衍射实验，而非仅凭几何外形，B错误；C．氢是非金属但位于s区，因此并非所有非金属都在p区，C错误；D．第ⅢB到ⅡB族的10个纵列包含过渡金属（d区及ds区），均为金属元素，D正确；故选D。 5．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 C．第四周期第9列元素是铁元素 D．第10、11列为ds区 【答案】A 【解析】A．第9列为第Ⅷ族中的一列，均为金属元素，没有非金属元素，A正确；B．第2列（碱土金属）最外层电子排布为，此外He的核外电子排布式为，第ⅡB族元素原子的最外层电子排布式也为，B错误；C．第四周期第8列是铁元素，第9列为钴元素， C错误；D．ds区包括第11列（铜族）和第12列（锌族），而第10列属于d区，D错误；故答案选A。 6．下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的价层电子排布特点的有关叙述正确的是 A．价电子排布为5s25p4的元素位于第五周期第ⅣA族，是p区元素 B．氧元素的基态原子中，2p能级为半充满，属于p区元素 C．最外层电子排布式为4s1，一定属于第IA族 D．Cu位于元素周期表中第四周期第IB族，属于ds区元素 【答案】D 【解析】A．价电子排布为5s25p4的元素是Te元素，位于第五周期第VIA族，是p区元素，A错误；B．O属于p区元素，基态氧原子价电子排布式为2s22p4，p轨道不是半充满，B错误；C．最外层电子排布式为4s1，不一定属于第IA族，如24Cr的价电子排布式为3d54s1，为ⅥB族；29Cu的价电子排布式为：3d104s1，是ⅠB族，C错误；D．Cu为29号元素，位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，属于ds区元素，D正确；答案选D。 根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 电子排布式外围电子排布式 解题规律 考向03 元素“位—构—性”的综合考查 要求学生具备综合应用“位置-结构-性质”关系进行推理判断的能力。学生需能根据原子结构特征（如电离能、电负性、未成对电子数、氢键等）推断未知元素，并在此基础上比较原子半径、离子半径、氢化物稳定性、沸点、键角、电负性等性质。这要求对元素周期律（如同周期、同主族元素性质的递变规律）有深刻理解。 解答此类题目的核心是“先推元素，再比性质”。首先根据题目给出的关键信息（如“第一电离能高于相邻元素”、“M层未成对电子数为4”、“最外层电子数是内层2倍”等）准确推断出各元素符号。然后，利用周期律进行比较：原子半径看电子层数和核电荷数；氢化物稳定性看非金属性；沸点需考虑分子量和氢键；键角看VSEPR模型和孤电子对。要特别注意氢键对沸点的特殊影响以及电负性对共价键极性的影响。 7．我国科学家最近研究出一种具有抗氧化能力的无机盐纳米药物，其阴离子为。最外层电子数是其内层电子数的2倍；的第一电离能比左右相邻元素的高，且其单质在常温常压下为气体；的层未成对电子数为4。下列叙述不正确的是 A．电负性： B．基态原子的未成对电子数： C．最简单氢化物沸点： D．可用于溶液中阳离子的检验 【答案】C 【解析】W最外层电子数是内层电子数的2倍，则W为C；X的第一电离能比左右相邻元素的高，且其单质在常温常压下为气体，则X为N；Z的M层未成对电子数为4，则Z为Fe。A．同周期，从左向右电负性增大，即电负性：，故A正确；B．Fe的未成对电子数为4（3d6），N为3（2p3），C为2（2p2），故，B正确；C．氨气和甲烷都是分子晶体，氨气分子之间存在氢键，所以氨气的沸点高于甲烷，C错误；D．可与生成蓝色沉淀，用于检验中的，D正确；故答案选C。 8．W、X、Y、Z四种元素的原子序数依次增大，基态W原子核外电子占有3个能级，且各能级电子数相等，X的第一电离能高于同周期相邻元素，Y是短周期元素中金属性最强的元素，前四周期元素中，Z的基态原子未成对电子数最多。下列说法正确的是 A．简单离子半径：X＞Y B．简单氢化物的稳定性：X＜W C．W、X形成的化合物中含有离子键 D．W的最高价氧化物对应的水化物会导致酸雨的形成 【答案】A 【解析】基态W原子核外占有3个能级，且各能级电子数相等，其核外电子排布应为，因此‌W为C元素‌；是短周期中金属性最强的元素，即‌Y为Na元素‌；X的第一电离能高于同周期相邻元素，原子序数小于11，短周期中N元素因2p轨道半充满，第一电离能大于相邻的O和C，因此‌X为N元素‌；Y前四周期中未成对电子数最多的基态原子，Cr的核外电子排布为，有6个未成对电子，为前四周期中未成对电子数最多的元素，因此‌Z为Cr元素‌。故元素分别是：W是C、X是N、Y是Na、Z是Cr。A．与电子层结构相同，核电荷数越小半径越大，故，A正确；B．N的氧化性大于C，故NH3稳定性高于CH4，B错误；C．C和N可形成离子，与金属阳离子结合形成离子化合物（如KCN），含有离子键；也可以形成化合物，含有共价键，C错误；D．H2CO3酸性较弱，酸雨主要由硫酸和硝酸导致，D错误；故选A。 9．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期主族元素，W元素基态原子的价电子排布为，X的基态原子s能级和p能级上的电子总数相等，Y是周期表中电负性最强的元素，Z与Y同主族。下列有关说法正确的是 A．原子半径： B．最简单氢化物的沸点： C．键角： D．四种元素中含有金属元素 【答案】C 【解析】W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期主族元素，W元素原子的价层电子排布为，则W为C；Y是周期表中电负性最强的元素，Z与Y同主族，则Y为F、Z为Cl；X的基态原子s能级和p能级上的电子总数相等且原子序数比Y(F)小，则核外电子排布式为1s22s22p4，是O，据此分析；A．电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，原子半径：，A错误；B．水较HF能形成更多的氢键，沸点水最大，HCl不能形成氢键，沸点最低，最简单氢化物的沸点：，B错误；C．CO2中心原子价层电子对数，键角180°，CCl4中心原子价层电子对数，为正四面体结构，键角109°28′，键角：，C正确；D．C、O、F、Cl均为非金属元素，D错误；故选C。 解题规律 考向04 元素的电离能及应用 要求学生理解电离能的概念、变化规律及其应用。学生需掌握同周期、同主族元素第一电离能的变化趋势，并能解释反常现象（如IIA族>IIIA族，VA族>VIA族）。同时，要能通过分析电离能数据（I1, I2, I3…）判断元素的常见化合价和价电子结构，理解为何第二电离能等高级电离能可以反映内层电子的稳定性。 解题时，对于比较电离能大小的题目，牢记“同周期从左到右总体增大，同主族从上到下减小”，并注意Be、Mg、N、P等因全满或半满结构导致的电离能反常高于相邻元素。对于数据分析题，关注电离能的“突变点”：若I2 >> I1，说明失去第一个电子后达到稳定结构，元素显+1价；若I3 >> I2，则显+2价，以此类推。这有助于确定元素在周期表中的族序数和价电子构型。 10．元素周期表第3周期所含主族元素中，第一电离能最大和最小的两元素形成的化合物是 A．Na2S B．MgCl2 C．NaCl D．AlCl3 【答案】C 【解析】第3周期主族元素中，第一电离能最大的主族元素为Cl，第一电离能最小的主族元素为Na，二者形成的化合物为NaCl；故选C。 11．下列选项中，第二电离能最大的元素所具有的电子层结构为 A．1s2 B．1s22s1 C．1s22s2 D．1s22s22p2 【答案】B 【解析】I2最大的元素应失去的是内层上已达稳定结构的电子层上的电子。A．1s2失去1个电子后，1s1再失去一个电子所需的能量为第二电离能；B．1s22s1失去1个电子后，1s2再失去一个电子所需的能量为第二电离能；C．1s22s2失去1个电子后，1s22s1再失去一个电子所需的能量为第二电离能；D．1s22s22p2失去1个电子后，1s22s22p1再失去一个电子所需的能量为第二电离能； 其中1s2是稳定结构，故第二电离能最大；故选B； 12．根据下列五种元素的电离能数据(单位：)，判断下列说法不正确的是 元素代号 Q 2080 4000 6100 9400 R 500 4600 6900 9500 S 740 1500 7700 10500 T 580 1800 2700 11600 U 420 3100 4400 5900 A．Q元素可能是0族元素 B．R和S均可能与U在同一主族 C．U元素可能在元素周期表的s区 D．原子的外围电子排布式为的可能是T元素 【答案】B 【解析】由元素的电离能可以看出，Q的第一电离能很大，可能为0族元素；R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现+1价，最外层电子数为1，二者位于同一主族；S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现+2价，最外层电子数为2；T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现+3价，最外层电子数为3，据此分析；A．由元素的电离能可以看出，Q的第一电离能很大，可能是0族元素，A正确；B．R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现+1价，最外层电子数为1，二者位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现+2价，最外层电子数为2，R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最可能在同一主族，S不可能与U在同一主族，B错误；C．U的第一电离能较小，最外层电子数为1，U可能在元素周期表的s区，C正确；D．T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现+3价，最外层电子数为3，因此原子的外围电子排布式为的可能是T元素，D正确；故选B。 13．元素的某性质递变规律如图所示： 某性质代表 A．原子半径 B．元素的第一电离能 C．元素的电负性 D．简单氢化物的稳定性 【答案】B 【解析】A．的原子半径依次减小，故不选A；B．同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，N原子2p能级半充满，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能，故选B；C．同周期元素从左到右电负性依次增大，电负性，故不选C；D．同周期元素从左到右，非金属性增强，气态氢化物稳定性依次增强，简单氢化物的稳定性，故不选D；选B。 （1）电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。 （2）第一电离能的变化规律 解题规律 考向05 电负性的比较和应用 要求学生掌握电负性的概念、比较方法及其在判断化学键类型、元素化合价等方面的应用。学生需熟记同周期、同主族元素电负性的变化规律（同周期递增，同主族递减），并能比较不同元素电负性的相对大小。更重要的是，要能运用电负性差值（通常以Δχ=1.7为经验标准）定性判断化学键是离子键还是共价键，并预测化合物中元素的化合价。 比较电负性时，直接应用周期律。对于化学键类型的判断，计算两元素电负性差值：若|Δχ| > 1.7，倾向于形成离子键；若|Δχ| < 1.7，倾向于形成共价键。在共价化合物中，电负性大的元素吸引电子能力强，显负价；电负性小的显正价。解题时需注意此经验规则的非绝对性，并结合具体物质结构进行判断。对于有机物或复杂离子，要分析其中各键合原子对的电负性相对大小来判断电子对偏移方向。 14．具有选项中电负性的两种元素，最容易形成离子键的是 A．4和1 B．3.5和1 C．1.8和2 D．4和0.8 【答案】D 【解析】两种元素电负性差别越大，越容易形成离子键，D选项中两元素的电负性差值最大，最容易形成离子键，故选D。 15．下列有关电负性的说法中正确的是 A．Ge的第一电离能高于C的，而电负性低于C的 B．在同一主族中，元素电负性从上到下依次增大 C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越可能显正价 【答案】D 【解析】A．Ge(锗)与C(碳)位于同一主族，同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，所以第一电离能逐渐减小，电负性也逐渐减小，因此Ge的第一电离能低于C的，电负性也低于C的，故选项A错误；B．在同一主族中，元素的电负性从上到下依次减小，因为随着原子序数的增大，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，得电子能力逐渐减弱，电负性逐渐减小，故选项B错误；C．一般情况下，金属元素的电负性小于非金属元素的电负性，但存在特殊情况，例如Si元素电负性为1.9，Pb元素电负性为2.3，所以不能绝对地说金属元素的的电负性一定小于非金属元素的电负性，故选项C错误；D．电负性表示元素的原子在化合物中吸引电子的能力，电负性越小的元素，在形成化合物时吸引电子的能力越弱，越容易失去电子，也就越可能显正价，故选项D正确；综上所述，正确选项为D。 16．已知六种元素的电负性如表。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是 H S N Al Cl Si 2.1 2.5 3.0 1.5 3.0 1.8 A．A中S和O的共用电子对偏向S B．A中S和N的共用电子对偏向N C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物 D．在化合物SiH4中，Si的化合价是-4价 【答案】B 【解析】元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。A．由于O、S元素同一主族，O元素的电负性大于S元素，因此S和O的共用电子对偏向O，A错误；B．S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，B正确；C．AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C错误；D．Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为-1价，D错误；故选B。 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 　　族 周期　　 ⅠA　ⅡA　ⅢA　ⅣA　ⅤA　ⅥA　ⅦA　0 1 2 3 4 5 6 7 注　①稀有气体的电离能为同周期中最大。②同一周期，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 解题规律 考向06 元素周期律的综合应用 本考向是前述知识的综合与提升，要求学生灵活、综合地运用原子半径、电离能、电负性、金属性、非金属性等元素周期律解决实际问题。能力体现在能同时处理多元素、多性质的比较，并能将周期律应用于解释物质性质（如储氢材料、颜料、离子液体等），甚至进行简单的定量或半定量分析（如离子键百分数）。 面对综合应用题，需系统化分析。首先明确所涉及元素在周期表中的位置。然后，根据“同周期从左到右，同主族从上到下”的递变规律，同时比较原子半径、第一电离能、电负性等多项性质。要特别注意规律中的特例（如第一电离能N>O）。对于复杂化合物，可将其分解为不同的原子对或官能团，分别应用周期律进行分析。解答填空题时，注意规范使用化学用语，如价层电子排布式、电子云形状名称等。 17．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。 18．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 【解析】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。 19．X、Y、Z为原子序数依次增大的同一短周期元素，可与C、H形成一种离子液体，其结构如图所示。已知Y的基态原子中未成对电子与成对电子的个数之比为，Z的核外电子总数是X的最外层电子数的3倍。下列说法错误的是 A．简单氢化物的稳定性： B．电负性： C．离子键成分的百分数： D．简单氢化物分子的极性： 【答案】C 【解析】Y的基态原子中未成对电子与成对电子的个数之比为，应为1s22s22p3，Y为N；Z形成一个共价键，Z为F；Z(F)的核外电子总数是9，则X的最外层电子数是3，X为B。A．简单氢化物稳定性随着非金属性的增大而增大，非金属性F>N，故稳定性HF>NH3，A正确；B．电负性：同周期从左到右电负性增大，X=B、Y=N、Z=F，电负性F>N>B，即Z>Y>X，B正确；C．离子键成分百分数取决于电负性差值，X-Y为B-N，X-Z为B-F，F的非金属性大于N，故B-F之间的电负性差值大于B-N，差值越大离子键成分越高，故X-Z>X-Y，C错误；D．简单氢化物极性：Y的氢化物NH3为极性分子，C的氢化物CH4为非极性分子，极性NH3>CH4，即Y>C，D正确；故选C。 20．铜氨液在工业上有多种用途，可用于吸收炼铁高炉气中的，也可除去合成氨工业原料气中的。回答下列问题： （1）O元素位于元素周期表中 (填“s”、“p”、“d”或“ds”)区，其基态原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形；基态N原子核外有 种运动状态不同的电子。 （2）H、C、N三种元素的电负性由大到小的顺序为 。 （3）C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为 ；Cu元素焰色试验产生的绿光是一种 (填“吸收”或“发射”)光谱。 （4）基态Fe原子价层电子排布式为 ，3d能级未成对电子数为 。 【答案】（1） p 哑铃 7 （2） （3） 发射 （4） 4 【解析】（1）氧元素为第8号元素，氧原子的基态电子排布式为，位于元素周期表的p区； 由于氧原子的基态电子排布式为，其基态原子电子占据最高能级为2p能级，因此电子云轮廓图为哑铃形； 氮元素为第7号元素，氮原子的基态电子排布式为，氮原子核外有7种运动状态的电子。 （2）电负性是指元素在化学键中吸引电子的能力。电负性越大，元素对电子的吸引力越强。同一周期元素从左往右电负性逐渐增大，同一主族元素从上往下电负性逐渐增大，因此可知电负性：N>C，由于CH4中C元素为负价，而H元素为正价，说明H的电负性小于C的电负性，因此三种元素的电负性由大到小的顺序为：。 （3）同周期元素从左往右第一电离能呈现增大的趋势，同主族元素从上往下第一电离能呈现减小的趋势，由于第ⅡA族、第ⅤA族为全充满、半充满状态较为稳定，因此较相邻元素第一电离能大，可知三种元素的第一电离能由大到小的顺序为：； 基态原子的电子吸收能量，跃迁到较高能级，电子又从较高能级跃迁到较低能级，以光的形式释放能量，为发射光谱。 （4）铁为第26号元素，因此基态Fe原子价层电子排布式为：；3d能级未成对电子数为4。 解题规律 学科网（北京）股份有限公司 $