1.3 元素周期律 第2课时（同步讲义）化学沪科版选择性必修2

第一章 原子结构与性质 第三节 元素周期律 第2课时 元素性质的周期性变化规律 教学目标 1．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，并从电子排布的角度对规律进行解释。 2．知道电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，判断化学键的类型。 3．通过核外电子运动规律对研究元素性质及其变化规律的意义认识，能举例说明元素周期律（表）的应用，了解元素周期律（表）的应用价值。 重点和难点 重点：元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化及应用。 难点：电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系。 ◆知识点一 原子半径 1．影响因素及递变规律 （1）影响因素： ①电子层数： 相同条件下，电子层（能层）越多，电子之间的排斥作用将使半径 。 ②核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，核对电子的吸引作用也就 ，将使半径 。 ③最外层电子数：相同条件下，最外层电子数越多，半径 。 （2）主要规律（如图）： ①同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而 （稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. ②同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而 。如：Li<Na<K<Rb<Cs ③同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而 。如：F--<Cl--<Br--<I-- ④电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而 。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ ⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径 。如Fe>Fe2+>Fe3+ 2．微粒（原子或离子）半径大小的比较方法 （1）同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子 阳离子，低价阳离子 高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 （2）能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径 。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 （3）带相同电荷的离子：能层数越多，半径 。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋) ＜  r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)  ＜  (Se2－)＜r(Te2－)。 （4）核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)     r(Na＋)     r(Mg2＋)。 【特别提醒】粒子半径比较的一般思路 （1）“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径 。 （2）“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径 。 （3）“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径 。 即学即练 1．具有相同电子层结构的An＋、Bn－、C，下列分析正确的是 A．原子序数关系C>B>A B．粒子半径关系Bn－<An＋ C．C一定是稀有气体元素的原子 D．原子半径关系为A<C<B 2．第三周期元素中，微粒半径最小的是 A．Al3＋ B．Na＋ C．S2－ D．Cl－ 3．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是 ①基态X的原子结构示意图 ②基态Y的价电子排布式：3s23p5 ③基态Z2－的电子排布图 ④W基态原子有2个能层，电子式为 A．①>②>③>④ B．③>④>①>② C．③>①>②>④ D．①>②>④>③ ◆知识点二 电离能 1．概念 （1）第一电离能： 原子失去一个电子转化为 离子所需要的 叫做第一电离能，用符号I1表示。 （2）逐级电离能： 离子再失去一个电子成为 离子所需的 叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 （3）意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的 。第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。 2．逐级电离能的特点 （1）同种元素的各级电离能逐渐增大。随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来 ，离子半径也会越来 ，核对电子的引力作用 ，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来 ，消耗的能量也越来 ，失去电子会更加 ，因此同种元素的各级电离能之间存在如下关系：I1 I2 I3……。 （2）元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变。即突然增大 ，这是由于电子是 排布的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能： Na Mg Al 电离能/kJ·mol－1 I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 3．元素原子第一电离能的变化规律（见下图） （1）同一周期，第一种（碱金属和氢）元素的第一电离能 ，最后一种（稀有气体）元素的第一电离能 ；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现 的变化趋势，表示元素原子越来越 失去电子。 （2）同族元素，自上而下第一电离能 ，表明自上而下原子越来越 失去电子。 （3）过渡元素的第一电离能的变化不太规则。 （4）同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第 和 元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高。 4．影响电离能的因素 （1）同周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径 ，核对最外层电子的吸引力 ，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就 。 （2）同主族：同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径 起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力 ，越易失去电子，电离能也就 。 （3）电子排布：具有全充满或半充满的电子排布，稳定性 ，其电离能数值 。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层 原子轨道全满， 原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子 原子轨道半充满，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能 ，出现反常。 5．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。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在 个能层上(K、L能层)，且最外层上只有 个电子。 （2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去 个电子形成 价阳离子。 （3）判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强。 【特别提醒】 （1）电离能数值的大小主要取决于原子的 、 及原子的电子构型。 （2）具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素原子稳定性较高，其电离能数值 ，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 即学即练 1．下列有关电离能的说法，正确的是 A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价 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，单位为kJ·mol－1)，下列关于元素R的判断中一定正确的是 I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 …… A．R元素的最高正价为＋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1s22s22p1 3．X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大，其中X的简单气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，Y与Z同主族，W的最高价含氧酸是同周期元素中最强的无机酸。下列说法不正确的是 A．简单阴离子的半径：Y<Z<W B．Y元素原子的价层电子排布为2s22p4 C．第一电离能：X>Y>Z D．W元素的单质在某些化学反应中既可表现氧化性又表现还原性 ◆知识点三 电负性 1．概念 （1）键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子称为键合电子。 （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．递变规律(一般情况见下图) （1）同周期，自左到右，元素的电负性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 、金属性逐渐 。 （2）同主族，自上到下，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 （1）判断金属性、非金属性强弱： ①金属的电负性一般 1.8，非金属的电负性一般 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 ，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，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 。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为 。 （3）判断化学键的类型： ①一般认为如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 。 ②一般认为如果两个成键元素原子间的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 。 （4）解释元素“对角线”规则： ①定义：在元素周期表中，某些主族元素与其 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”。 ②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 电子的吸引力相当，它们表现出的性质 ，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为 ；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的 ；B、Si的含氧酸都是 酸等。 【特别提醒】 （1）电负性之差大于1.7的元素 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 化合物。 （2）电负性之差小于1.7的元素 形成共价化合物，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 。 即学即练 1．下列有关电负性的说法中正确的是 A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大 C．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 2．下列说法中不正确的是 A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的电离能逐渐增大 B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小 C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化 D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准得出的 3．a、b、c、d是四种短周期元素。a、b、d同周期，c、d同主族。 a的原子结构示意图为，b与c形成的化合物的电子式为。下列说法中正确的是 A．原子半径：a＞c＞d＞b B．电负性：a＞b＞d＞c C．原子序数：d＞a＞c＞b D．最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a 一、元素性质的周期性变化规律 1．原子结构与性质 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐 逐渐 离子半径 阳离子逐渐 ，阴离子逐渐 ，r(阴离子) r(阳离子) 逐渐 性质 化合价 最高正化合价由 (O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)(H为－1价) ，最高正化合价 主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 第一电离能 的趋势 逐渐 电负性 逐渐 逐渐 气态氢化物的稳定性 逐渐 逐渐 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐 碱性逐渐 ，酸性逐渐 2．电离能 （1）第一电离能与元素的金属性有本质的区别。 （2）由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期第ⅢA族的B、Al的第一电离能要 ；第ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要 。这是由于第ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而第ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比第ⅥA族的ns2np4状态稳定。 （3）原子的逐级电离能越来 ，因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来 ，消耗的能量也越来 ，所以原子的逐级电离能越来越大。钠的第一电离能比第二电离能小很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能 ，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能 ，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 3．电负性 （1）常见电负性相同的元素有：C、S、I电负性都是2.5；H.、P、Te电负性都是2.1；Li、Ca、Sr电负性都是1.0；K、Rb电负性都是0.8；Si、Ge、Sn、Tl电负性都是1.8；Pb、Sb、Bi电负性都是1.9。 （2）电负性的变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ； 同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 。电负性最大的是 ，最小的是金属元素 ，非金属元素的电负性较大。 实践应用 1. 下列各组元素性质的递变情况错误的是 A. Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多 B. P、S、Cl元素的最高化合价依次升高 C. N、O、F电负性依次增大 D. Na、K、Rb第一电离能逐渐增大 2. 下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C．元素B、C之间不可能形成化合物 D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应 二、元素的性质与推断 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原子形成的阴离子的电子层结构 ，与下一周期的金属元素原子形成的 的电子层结构相同。 （1）与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。 （2）与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 （3）与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。 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之一、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： 。 （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： 。 （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： 。 （4）单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素： 。 （5）单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素： 。 （6）最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素： 。 （7）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素： ；能发生氧化还原反应的元素： 。 （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： 。 3．确定元素位置的方法 （1）由基态原子的价电子排布式给元素定位： ①周期序数＝ (能层序数)＝ ②主族元素的族序数＝ ③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为 (镧系、锕系除外)，族序数＝ 。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第 族。 （2）根据原子序数以0族为基准给元素定位： 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn 周期序数 一 二 三 四 五 六 原子序数 2 10 18 36 54 86 ①原子序数－稀有气体元素的原子序数(相近且小)＝元素所在的 数。第1、2纵列为第ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为第ⅢB族～第ⅦB族，第8～10纵列为第 族，第11、12纵列为第ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列为第ⅢA族～第ⅦA族。该元素的周期数＝ ＋1。如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第五周期第ⅤB族。 注意：使用此法若为第六、七周期第ⅢB族(合镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。 ②稀有气体元素的原子序数(相近且大)－原子序数＝18－该元素所在 。如判断114号元素在元素周期表中的位置。118－114＝4，为顺数第14纵列或倒数第5纵列，故114号元素位于第 周期第 族。 实践应用 1．X、Y、Z、R、Q是元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素，X是宇宙中含量最多的元素；Y与Z同周期，Y基态原子有3个未成对电子，Z元素原子的价层电子排布为；R元素简单离子在同周期离子中半径最小；Q元素最高能层只有1个电子，其余能层均充满电子。下列说法中不正确的是 A．简单气态氢化物的热稳定性： B．第一电离能： C．Q在周期表的ds区 D．电负性： 2．前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，它们最外层电子数之和为20。常温下X的单质是一种淡黄绿色气体，基态Y原子核外有4个能级且均充满电子，Z的原子共有16种不同运动状态的电子。下列说法正确的是 A．原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z) B．W的第一电离能比同周期相邻元素的大 C．X的简单气态氢化物的热稳定性比Z的弱 D．Z的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的弱 考点一 微粒半径大小比较 【例1】下列叙述正确的是 A．同周期非金属元素的原子半径越小，其单质的沸点越高。 B．同周期元素形成的简单离子，核电荷数越大半径越大。 C．同周期主族元素的原子半径越大，其原子越易失去电子。 D．同周期非金属元素的原子半径越大，其气态氢化物越稳定。 【变式1-1】 现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5．则下列有关比较中正确的是 A. 简单氢化物的还原性：③＞①＞② B. 电负性：③＞①＞② C. 阴离子半径：①＞②＞③ D. 最高价氧化物的水化物酸性：③＞①＞② 【变式1-2】下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价，根据表中信息，判断以下叙述正确的是 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.112 0.104 0.066 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 A．氢化物的沸点为H2T<H2R，金属性L>Q B．M与T形成的化合物具有两性 C．L2＋与R2－的核外电子数相等 D．5种元素中L的电负性最大，T的电负性最小 考点二 电离能与元素的性质 【例2】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，故钾比钠活泼 B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大 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2-1】下列叙述正确的是 A．通常，同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大 B．在同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小 C．第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，第一电离能越大 D．主族元素的原子形成单原子离子时的最高化合价数都和它的族序数相等 【变式2-2】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 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 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处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 考点三 电负性与元素的性质 【例3】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，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3-1】下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C．元素B、C之间不可能形成化合物 D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应 【变式3-2】下表给出了14种元素的电负性： 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 Al 1.5 B 2.0 Be 1.5 C 2.5 Cl 3.0 F 4.0 Li 1.0 Mg 1.2 N 3.0 Na 0.9 O 3.5 P 2.1 Cl 2.5 S 1.8 （1）同一周期中，从左到右，主族元素的电负性_________；同一主族中，从上到下，元素的电负性_________。主族元素的电负性随原子序数递增呈_________变化。 （2）短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于____________化合物，用电子式表示该化合物：___________________。 （3）已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键，则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是_________，为共价化合物的是__________________________。 考点四 元素性质的周期性变化规律及应用 【例4】如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法不正确的是 A. 简单离子半径： B. 能使石蕊溶液褪色 C. 最高价氧化物对应的水化物碱性： D. 、的气态氢化物的热稳定性： 【变式4-1】下图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法错误的是 A．电负性：a> f B．第一电离能：d>c C．气态氢化物的稳定性：f>e D．a和b形成的化合物可能含有共价键 【变式4-2】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是 A．第一电离能：W>X>Y>Z B．电负性：Y>X>W C．简单离子的半径：X>Z>Y D．氢化物水溶液的酸性：Y>W 基础达标 1．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是 A．原子半径呈周期性变化 B．元素的化合价呈周期性变化 C．元素的电负性呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 2．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－ 3．下列说法正确的是 A．第3周期元素中氯的第一电离能最大 B．氮的第一电离能比氧小 C．在所有的元素中氦的第一电离能最大 D．钠的第一电离能比铍大 4．下列各组元素的电负性大小顺序正确的是 A．S＜N＜O＜F　　　　　 B．S＜O＜N＜F C．Si＜Na＜Mg＜Al D．Br＜H＜Zn 5. 锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物叙述正确的是 A. Li2SO4难溶于水 B. Li与N2反应的产物是Li3N C. LiOH易溶于水 D. LiOH与Li2CO3受热都很难分解 6．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述不正确的是 A．还原性：Na>Mg>Al B．电负性：Na<Mg<Al C．第一电离能：Na<Mg<Al D．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 7．在以下性质的比较中，正确的是 A．第一电子亲和能：B< C<O<F B．电负性：F>N>O>C C．第一电离能：Na<Mg<Al<Si D．微粒半径：Li＋<O2－<F－<Na＋ 8．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ•mol-1)，判断下列说法不正确的是 元素代号 I1 I2 I3 I4 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．元素的第一电离能最大的可能是Q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．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素 9．下列有关电负性的说法错误的是 A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引能力的大小 C．一般来说，周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 D．元素电负性数值越大，其第一电离能越高 10．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5 则下列有关的比较中正确的是( ) A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>① 11．有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同。下列说法正确的是 A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱 B．若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性 C．若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2 D．若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价一定为＋m 12．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是 A．第一电离能：X>Y>Z B．简单离子的还原性：Y>X>W C．简单离子的半径：W>X>Y>Z D．氢化物水溶液的酸性：Y>W 综合应用 13．食用碱是人们生活中常用的食品疏松剂和肉类嫩化剂，其成分为纯碱和小苏打。下列说法正确的是 A．离子半径： B．电负性： C．非金属性： D．第一电离能： 14．原子序数依次增大的五种短周期主族元素X、Y、Z、Q、W组成的化合物的结构如图所示，基态Q原子最外层电子是电子层数的3倍，下列说法正确的是 A．第一电离能的顺序为： B．由X、Y、Q、W形成的化合物的水溶液不一定显碱性 C．氢化物的沸点 D．简单离子半径： 15．A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是 A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等 C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C D．元素B、C电负性大小关系为B>C 16．X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，其原子序数依次增加。X是元素周期表中原子半径最小的的元素， Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等,且Z在同周期中原子半径最大。下列说法正确的是 A．元素Z、W的离子具有相同的电子层排布 B．元素Y与Z可以形成化合物Z2Y2 和Z2Y，两种物质中阴阳离子个数比不同 C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：XmY＜ XmR D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸 17．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一种化学元素。 （1）上述第三周期元素中第一电离能(I1)最大的是______(用字母表示，下同)，c和f的I1大小关系是________>________。 （2）上述元素中，原子中未成对电子数最多的是________，写出该元素的电子排布式：________________。 （3）根据下表所提供的电离能数据，回答下列问题。 锂 X Y I1 519 502 580 I2 7 296 4570 1820 I3 11 799 6920 2750 I4 9550 11600 ①表中X可能为以上13种元素中的________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式________________________________________________________________________。 ②Y是周期表中的________族元素。 拓展培优 18. 部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．离子半径的大小顺序：e＞f＞g＞h B．y、z、d三种元素电负性的大小为：z＞d＞y C．与x形成化合物的稳定性：d＞z＞y D．e、f、g、h四种元素对应最高价氧化物的水化物相互之间均能发生反应 19．同一短周期元素M、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，M原子的电子数等于W原子的最外层电子数。五种元素形成的一种化合物在电化学领域有重要应用，结构如图所示。下列说法正确的是 A．简单离子半径：M>Y>Z B．最高价氧化物对应水化物酸性：W>X C．第一电离能：M<W<X<Y<Z D．Z的简单氢化物的水溶液需保存在细口玻璃瓶中 20．部分含氯物质与相应氯元素的化合价关系如图所示。下列说法错误的是 A．a、b分子均属于非极性分子 B．c的化学式为，电负性 C．酸性，非金属性Cl＞P D．e的钠盐中相关元素形成的简单离子半径大小： 21．已知a～f是原子序数依次增大的前四周期的六种元素，a元素原子核外电子只有一种自旋取向；b元素原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；c元素原子的价层电子排布为nsnnp2n，d元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子；e与d的最高能层数相同，但其价层电子数等于其电子层数；f元素原子最外层只有1个电子，次外层内的所有轨道的电子均成对。请回答下列问题(答题时涉及a～f元素，要用元素符号表示)： （1）e元素基态原子占据的最高能级共有________个原子轨道，其形状是__________；f元素位于周期表的________区，其基态原子的电子排布式为________________。 （2）a、b、c三种元素的电负性由大到小的顺序为________________。 （3）b、c、d、e四种元素的第一电离能由大到小的顺序为________________。 （4）如图是a～f中某种元素的部分电离能，由此判断该元素是________。 （5）Mn、Fe的部分电离能如下表，比较表中Mn、Fe两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子________(填“易”或“难”)。你的解释是____________________________________。 元素 Mn Fe 电离能/ (kJ/mol) 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 $ 第一章 原子结构与性质 第三节 元素周期律 第2课时 元素性质的周期性变化规律 教学目标 1．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，并从电子排布的角度对规律进行解释。 2．知道电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，判断化学键的类型。 3．通过核外电子运动规律对研究元素性质及其变化规律的意义认识，能举例说明元素周期律（表）的应用，了解元素周期律（表）的应用价值。 重点和难点 重点：元素的原子半径、第一电离能和电负性的周期性变化及应用。 难点：电离能、电负性的含义以及与元素其他性质的关系。 ◆知识点一 原子半径 1．影响因素及递变规律 （1）影响因素： ①电子层数： 相同条件下，电子层（能层）越多，电子之间的排斥作用将使半径越大。 ②核电荷数：相同条件下，核电荷数越多，核对电子的吸引作用也就越大，将使半径越小。 ③最外层电子数：相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 （2）主要规律（如图）： ①同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. ②同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs ③同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F--<Cl--<Br--<I-- ④电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ ⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ 2．微粒（原子或离子）半径大小的比较方法 （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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 （2）能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 （3）带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋) ＜  r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)  ＜  (Se2－)＜r(Te2－)。 （4）核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)  ＞  r(Na＋)  ＞  r(Mg2＋)。 【特别提醒】粒子半径比较的一般思路 （1）“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 （2）“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 （3）“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 即学即练 1．具有相同电子层结构的An＋、Bn－、C，下列分析正确的是 A．原子序数关系C>B>A B．粒子半径关系Bn－<An＋ C．C一定是稀有气体元素的原子 D．原子半径关系为A<C<B 【答案】C 【解析】设C的原子序数为m，则A的原子序数为m＋n，B的原子序数为m－n，所以原子序数A>C>B；因A的质子数大于B，且An＋、Bn－具有相同的电子层结构，故粒子半径Bn－>An＋；因为Bn－与C具有相同的电子层结构，且具有稀有气体元素的电子层结构，C只能为稀有气体元素的原子。 2．第三周期元素中，微粒半径最小的是 A．Al3＋ B．Na＋ C．S2－ D．Cl－ 【答案】A 【解析】A、B、C、D中的微粒结构示意图分别为、、、，显然C、D的半径大于A、B，A、B两项电子层数相同，由于核电荷数A大于B，所以A的半径最小。 3．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是 ①基态X的原子结构示意图 ②基态Y的价电子排布式：3s23p5 ③基态Z2－的电子排布图 ④W基态原子有2个能层，电子式为 A．①>②>③>④ B．③>④>①>② C．③>①>②>④ D．①>②>④>③ 【答案】C 【解析】由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)，C项正确。 ◆知识点二 电离能 1．概念 （1）第一电离能：气态电中性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，用符号I1表示。 （2）逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。 （3）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．逐级电离能的特点 （1）同种元素的各级电离能逐渐增大。随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，离子半径也会越来越小，核对电子的引力作用增强，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越高，失去电子会更加困难，因此同种元素的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……。 （2）元素原子逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变。即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的。如钠、镁、铝逐级失去电子的电离能： Na Mg Al 电离能/kJ·mol－1 I1 496 738 578 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 3．元素原子第一电离能的变化规律（见下图） （1）同一周期，第一种（碱金属和氢）元素的第一电离能最小，最后一种（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总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 （2）同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。 （3）过渡元素的第一电离能的变化不太规则。 （4）同周期元素第一电离能的变化呈现的是一种趋势，第ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高。 4．影响电离能的因素 （1）同周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。 （2）同主族：同一主族元素电子层数不同，最外层的电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 （3）电子排布：具有全充满或半充满的电子排布，稳定性较高，其电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大；第ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，第ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道半充满，均稳定，所以它们比右侧相邻的元素的第一电离能大，出现反常。 5．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。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子。 （2）根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。 （3）判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 【特别提醒】 （1）电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。 （2）具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 即学即练 1．下列有关电离能的说法，正确的是 A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价 【答案】D 【解析】①第一电离能是气态电中性原子失去核外第一个电子需要的能量；②元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子；③从总的变化趋势上看，同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如I1(N)>I1(O)。 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，单位为kJ·mol－1)，下列关于元素R的判断中一定正确的是 I1 I2 I3 I4 …… 740 1 500 7 700 10 500 …… A．R元素的最高正价为＋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1s22s22p1 【答案】B　 【解析】从表中数据可以看出，R元素的第一、第二电离能都较小，所以反应时可以失去2个电子，那么其最高化合价为＋2价，最外层电子数为2，应为第ⅡA族元素，A、C错误，B正确；R元素可能是Mg或Be，故无法确定基态原子的电子排布式，D错误。 3．X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大，其中X的简单气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，Y与Z同主族，W的最高价含氧酸是同周期元素中最强的无机酸。下列说法不正确的是 A．简单阴离子的半径：Y<Z<W B．Y元素原子的价层电子排布为2s22p4 C．第一电离能：X>Y>Z D．W元素的单质在某些化学反应中既可表现氧化性又表现还原性 【答案】A 【解析】由题意可知，X为N，Y为O，Z为S，W为Cl。电子层越多，离子半径越大，具有相同电子排布的离子中原子序数大的离子半径小，则简单阴离子的半径Y<W<Z，故A错误；氧元素位于第二周期第ⅥA族，则其原子的价层电子排布为2s22p4，故B正确；第一电离能：N>O>S，故C正确；氯气中氯元素化合价为0，处于中间价态，在化学反应中可既表现氧化性又表现还原性，故D正确。故选A。 ◆知识点三 电负性 1．概念 （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称为键合电子。 （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．递变规律(一般情况见下图) （1）同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 （2）同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 4．应用 （1）判断金属性、非金属性强弱： ①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金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，元素的化合价为负值。 （3）判断化学键的类型： ①一般认为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。 ②一般认为如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： ①定义：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”。 ②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。 【特别提醒】 （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的元素不一定形成共价化合物，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。 即学即练 1．下列有关电负性的说法中正确的是 A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大 C．金属元素电负性一定小于非金属元素电负性 D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 【答案】D 【解析】主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能不一定越大，如电负性：O>N，第一电离能：N>O，A项错误；对于主族元素，同周期从左到右电负性逐渐增大，过渡元素没有明显变化规律，B项错误；金属元素电负性不一定小于非金属元素电负性，如Si的电负性为1.8，Pb的电负性为1.9等，过渡元素中很多金属元素的电负性大于非金属元素的电负性，C项错误；在形成化合物时，电负性越小的元素对电子的吸引能力越弱，元素的化合价显示正价，电负性越大的元素对电子的吸引能力越强，元素的化合价显示负价，D项正确。 2．下列说法中不正确的是 A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的电离能逐渐增大 B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小 C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化 D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准得出的 【答案】A 【解析】A、第一电离能是气态电中性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，同周期从左向右电离能逐渐增大，但ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，故A说法错误；B、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，同主族从上到下电负性增强，故B说法正确；C、元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化，故C说法正确；D、鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准得出的，故D说法正确。 3．a、b、c、d是四种短周期元素。a、b、d同周期，c、d同主族。 a的原子结构示意图为，b与c形成的化合物的电子式为。下列说法中正确的是 A．原子半径：a＞c＞d＞b B．电负性：a＞b＞d＞c C．原子序数：d＞a＞c＞b D．最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a 【答案】 D 【解析】 由a的原子结构示意图分析得，a应为硅元素，位于第三周期；因为a、b、d同周期，b元素显＋1价，故b应为Na；又因c显－3价，则c应为氮或磷，但d为第三周期元素，且c与d同主族，故d应为磷，c应为氮元素。将a、b、c、d四种元素代入分析即可解答。 一、元素性质的周期性变化规律 1．原子结构与性质 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞ r(阳离子) 逐渐增大 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 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 第一电离能 增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 2．电离能 （1）第一电离能与元素的金属性有本质的区别。 （2）由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期第ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；第ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于第ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而第ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比第ⅥA族的ns2np4状态稳定。 （3）原子的逐级电离能越来越大，因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多，所以原子的逐级电离能越来越大。钠的第一电离能比第二电离能小很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子；镁的第一电离能和第二电离能相差不多，但第二电离能比第三电离能小很多，说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子；铝的第一电离能、第二电离能、第三电离能相差不多，但第三电离能比第四电离能小很多，说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。 3．电负性 （1）常见电负性相同的元素有：C、S、I电负性都是2.5；H.、P、Te电负性都是2.1；Li、Ca、Sr电负性都是1.0；K、Rb电负性都是0.8；Si、Ge、Sn、Tl电负性都是1.8；Pb、Sb、Bi电负性都是1.9。 （2）电负性的变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，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。电负性最大的是氟，最小的是金属元素铯，非金属元素的电负性较大。 实践应用 1. 下列各组元素性质的递变情况错误的是 A. Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多 B. P、S、Cl元素的最高化合价依次升高 C. N、O、F电负性依次增大 D. Na、K、Rb第一电离能逐渐增大 【答案】 D 【解析】 A．Li、Be、B原子最外层电子数分别为1、2、3，则原子最外层电子数依次增多，选项A正确；B．P、S、Cl元素最外层电子数分别为5、6、7，最高正价分别为+5、+6、+7，最高正价依次升高，选项B正确；C．同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增强，则N、O、F电负性依次增大，选项C正确，D．同主族元素从上到下元素的第一电离能依次减小，则Na、K、Rb元素的第一电离能依次减小，选项D错误。答案选D。 2. 下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C．元素B、C之间不可能形成化合物 D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应 【答案】D 【解析】根据电负性和最低化合价，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl。B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同。C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物。D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。 二、元素的性质与推断 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原子形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同。 （1）与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。 （2）与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 （3）与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。 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之一、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：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：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：O。 （4）单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li。 （5）单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 （6）最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al。 （7）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：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：Li、Na、F。 3．确定元素位置的方法 （1）由基态原子的价电子排布式给元素定位： ①周期序数＝电子层数(能层序数)＝最高能层序数 ②主族元素的族序数＝价电子数 ③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系除外)，族序数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。 （2）根据原子序数以0族为基准给元素定位： 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn 周期序数 一 二 三 四 五 六 原子序数 2 10 18 36 54 86 ①原子序数－稀有气体元素的原子序数(相近且小)＝元素所在的纵列数。第1、2纵列为第ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为第ⅢB族～第ⅦB族，第8～10纵列为第Ⅷ族，第11、12纵列为第ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列为第ⅢA族～第ⅦA族。该元素的周期数＝稀有气体元素的周期数＋1。如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第五周期第ⅤB族。 注意：使用此法若为第六、七周期第ⅢB族(合镧系、锕系元素)后的元素需再减14定位。 ②稀有气体元素的原子序数(相近且大)－原子序数＝18－该元素所在纵列数。如判断114号元素在元素周期表中的位置。118－114＝4，为顺数第14纵列或倒数第5纵列，故114号元素位于第七周期第ⅣA族。 实践应用 1．X、Y、Z、R、Q是元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素，X是宇宙中含量最多的元素；Y与Z同周期，Y基态原子有3个未成对电子，Z元素原子的价层电子排布为；R元素简单离子在同周期离子中半径最小；Q元素最高能层只有1个电子，其余能层均充满电子。下列说法中不正确的是 A．简单气态氢化物的热稳定性： B．第一电离能： C．Q在周期表的ds区 D．电负性： 【答案】D 【解析】X、Y、Z、R、Q是元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素，X是宇宙中含量最多的元素即H，Y与Z同周期，Y基态原子有3个未成对电子，Z元素原子的价层电子排布为，n只能取2，故Z价层电子排布为2s22p4，为O元素，故Y为N元素；R元素简单离子在同周期离子中半径最小，R为Al；Q元素最高能层只有1个电子，其余能层均充满电子，故Q为CuA．非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，O>N，A正确； B．同一主族随原子序数变大，原子半径变大，第一电离能变小；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，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，第一电离能：N>O>Al，B正确；C．Q为铜，在周期表的ds区，C正确；D．同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；电负性：O>N>Al，D错误；故选D。 2．前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，它们最外层电子数之和为20。常温下X的单质是一种淡黄绿色气体，基态Y原子核外有4个能级且均充满电子，Z的原子共有16种不同运动状态的电子。下列说法正确的是 A．原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z) B．W的第一电离能比同周期相邻元素的大 C．X的简单气态氢化物的热稳定性比Z的弱 D．Z的最高价氧化物对应水化物的酸性比W的弱 【答案】B 【解析】由题干信息可知，常温下X的单质是一种淡黄绿色气体，则X为F，基态Y原子核外有4个能级且均充满电子即1s22s22p63s2，则Y为Mg，Z的原子共有16种不同运动状态的电子，故Z为S，它们最外层电子数之和为20，W最外层为5个电子，原子序数比S大，故为As，根据信息推断X是氟、Y是镁、Z是硫、W是砷，据此分析解题。A．由分析可知，X、Y、Z分别为F、Mg、S，原子半径大小顺序为：Mg＞S＞F即r(Y)＞r(Z)＞r(X)，A错误；B．由分析可知，W为As，As原子4p能级电子排布半满，较稳定，失去电子消耗能量较多，所以其第一电离能比同周期相邻元素的大，B正确；C．由分析可知，X为F，Z为S，F的非金属性比S强，HF的热稳定性比H2S强，C错误；D．由分析可知，Z为S，W为As，S的非金属性比P强，强于As，最高价氧化物对应水化合物酸性：HSO4>H3AsO4，D错误；故答案为：B。 考点一 微粒半径大小比较 【例1】下列叙述正确的是 A．同周期非金属元素的原子半径越小，其单质的沸点越高。 B．同周期元素形成的简单离子，核电荷数越大半径越大。 C．同周期主族元素的原子半径越大，其原子越易失去电子。 D．同周期非金属元素的原子半径越大，其气态氢化物越稳定。 【答案】C 【解析】A、同周期非金属元素的原子半径越小，原子序数越大，其非金属性越强，其单质的氧化性越强，而沸点是物理性质，没有明显的变化规律，故A错误；B、同周期元素形成的简单离子，阳离子的电子层数比阴离子少，离子半径小，电子层数相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故B错误；C、同周期主族元素的原子半径越大，原子序数越小，金属性越强，则其原子越容易失去电子，故C正确；D、同周期非金属元素的原子半径越大，原子序数越小，其非金属性越弱，则其气态氢化物越不稳定，故D错误； 【变式1-1】 现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5．则下列有关比较中正确的是 A. 简单氢化物的还原性：③＞①＞② B. 电负性：③＞①＞② C. 阴离子半径：①＞②＞③ D. 最高价氧化物的水化物酸性：③＞①＞② 【答案】B 【解析】①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5．分别为S，P，F，A．非金属性F＞S＞P，所以简单氢化物的还原性：②＞③＞①，故A错误；B．非金属性F＞S＞P，所以电负性：③＞①＞②，故B正确；C．F-两个电子层，S2-、P3-三个电子层，S有16个质子，P有15个质子，阴离子半径：②＞①＞③，故C错误；D．最高价氧化物的水化物酸性：①＞②，F没有最高价氧化物的水化物，故D错误；故选：B。 【变式1-2】下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价，根据表中信息，判断以下叙述正确的是 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.112 0.104 0.066 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 A．氢化物的沸点为H2T<H2R，金属性L>Q B．M与T形成的化合物具有两性 C．L2＋与R2－的核外电子数相等 D．5种元素中L的电负性最大，T的电负性最小 【答案】B 【解析】L、Q的主要化合价均为＋2价而原子半径分别为0.160 nm和0.112 nm，可推断L为Mg元素，Q为Be元素；由R、T均显示－2价，R有＋6价，原子半径R>T，可判断R为S元素，T为O元素；M的主要化合价为＋3价，原子半径小于0.160 nm大于0.104 nm，应为Al元素。即题表中5种元素依次为Mg、Al、Be、S、O。氢化物沸点H2O>H2S(常温下分别呈液态、气态)，Mg2＋与S2－的电子数不相等，A、C项错误；Al2O3是两性氧化物；5种元素中Mg的金属性最强、电负性最小，O的非金属性最强、电负性最大。 考点二 电离能与元素的性质 【例2】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，故钾比钠活泼 B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大 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 【解析】第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，越活泼，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错误；C项所述元素为0族元素，性质稳定，第一电离能都较大，正确；同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，D项正确。 【变式2-1】下列叙述正确的是 A．通常，同周期元素中ⅦA族元素的第一电离能最大 B．在同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小 C．第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，第一电离能越大 D．主族元素的原子形成单原子离子时的最高化合价数都和它的族序数相等 【答案】B 【解析】通常，同周期元素中碱金属元素第一电离能最小，稀有气体元素最大，A项错误；同一主族，自上而下第一电离能逐渐减小，而同主族元素随着原子序数的增加，原子半径增大，失电子能力增强，第一电离能逐渐减小，B项正确，C项错误；主族元素的原子形成单原子离子时的最高化合价数不一定和它的族序数相等，如F、O，D项错误。 【变式2-2】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 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 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处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 【答案】D 【解析】X为第ⅠA族元素，Y为第ⅢA族元素；D项，若元素Y处于第三周期，则Y为Al，Al不与冷水反应。 考点三 电负性与元素的性质 【例3】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，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 【解析】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，A项正确；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，B项错误；对于主族元素同周期自左而右电负性逐渐增大，C项正确；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，D项正确。 【变式3-1】下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 C．元素B、C之间不可能形成化合物 D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应 【答案】D 【解析】根据电负性和最低化合价，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl。B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同。C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物。D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。 【变式3-2】下表给出了14种元素的电负性： 元素 电负性 元素 电负性 元素 电负性 Al 1.5 B 2.0 Be 1.5 C 2.5 Cl 3.0 F 4.0 Li 1.0 Mg 1.2 N 3.0 Na 0.9 O 3.5 P 2.1 Cl 2.5 S 1.8 （1）同一周期中，从左到右，主族元素的电负性_________；同一主族中，从上到下，元素的电负性_________。主族元素的电负性随原子序数递增呈_________变化。 （2）短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于____________化合物，用电子式表示该化合物：___________________。 （3）已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键，则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是_________，为共价化合物的是__________________________。 【答案】（1）增大 减小 周期性 （2）离子 （3）Mg3N2 BeCl2、AlCl3、SiC 【解析】（1）由表中数据可知，第二周期元素从Li～F，随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增大，第三周期元素从Na～S，随着原子序数的递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。 （2）短周期元素中，由电负性最大的元素是F与电负性最小的元素是Na，两者形成的化合物的化学式为NaF，属于离子化合物，用电子式表示该化合物为。 （3）元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化，Mg3N2电负性差值为3.0-1.2=1.8，大于1.7形成离子键，属于离子化合物；BeCl2电负性差值为2.5-1.5=1，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；AlCl3电负性差值为3.0-1.5=1.5，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物；CS2电负性差值为2.5-2.5=0，小于于1.7形成共价键，属于共价化合物。 考点四 元素性质的周期性变化规律及应用 【例4】如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法不正确的是 A. 简单离子半径： B. 能使石蕊溶液褪色 C. 最高价氧化物对应的水化物碱性： D. 、的气态氢化物的热稳定性： 【答案】B  【解析】由短周期元素的化合价及原子序数可知，、、、中只有位于第二周期，其它元素位于第三周期，主要化合价为价，为；的化合价为价，且原子序数大于，则为；最高正化合价为价，为；最高正化合价为价，为；最高正化合价为价，为，A.具有相同电子层结构的离子中，原子序数大的离子半径小，则简单离子半径：，故A正确；B.为酸性氧化物，能使石蕊溶液变红，故B错误；C.元素金属性越强对应碱的碱性越强，则最高价氧化物对应的水化物碱性：，故C正确；D.元素非金属性越强，对应氢化物越稳定，则、的气态氢化物的热稳定性：，故D正确。 【变式4-1】下图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法错误的是 A．电负性：a> f B．第一电离能：d>c C．气态氢化物的稳定性：f>e D．a和b形成的化合物可能含有共价键 【答案】B 【解析】a为-2价、f为+6价，a的原子序数小于f，可推知a为O、f为S；b有+1价，原子序数大于O，则b为Na；由原子序数可知c、d处于第三周期，化合价分别为+2、+3，则c为Mg、d为Al；e的化合价为+5价，结合原子序数可知e为P。电负性：O>S，A项正确；Mg原子核外电子排布为全满状态，第一电离能：Mg>Al，B项错误；元素的非金属性越强，其气态氢化物稳定性越强，气态氢化物的稳定性：H2S>PH3，C项正确；a和b形成的化合物有氧化钠和过氧化钠，过氧化钠中含有共价键，D项正确。 【变式4-2】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是 A．第一电离能：W>X>Y>Z B．电负性：Y>X>W C．简单离子的半径：X>Z>Y D．氢化物水溶液的酸性：Y>W 【答案】B 【解析】四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意；Z与X能形成Z2X2的淡黄色化合物，该淡黄色固体为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素，据此分析。同一周期元素从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F>O>Cl>Na，A错误；电负性：F>O>Cl，B正确；相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为O2－>F－>Na＋，C错误；F元素的非金属性强于Cl元素，则稳定性：HF>HCl，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。故选B。 基础达标 1．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是 A．原子半径呈周期性变化 B．元素的化合价呈周期性变化 C．元素的电负性呈周期性变化 D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 【答案】D 【解析】元素的性质如原子半径、化合价、电负性、第一电离能、金属性、非金属性等呈周期性变化都是由元素原子核外电子排布呈周期性变化决定的。 2．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－ 【答案】C 【解析】同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋电子层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，C项不符合。 3．下列说法正确的是 A．第3周期元素中氯的第一电离能最大 B．氮的第一电离能比氧小 C．在所有的元素中氦的第一电离能最大 D．钠的第一电离能比铍大 【答案】C 【解析】A、同周期自左而右，元素的第一电离能呈增大趋势，注意能级处于半满、全满的稳定特殊情况，所以第三周期所含元素中Ar的第一电离能最大，选项A错误；B、同周期自左而右第一电离能呈递增趋势，但N的2p能级是半充满状态，第一电离能较大，故氮的第一电离能比氧大，选项B错误；C、同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，所以同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，最大的是稀有气体元素，同一主族元素从上到下，原子半径增加，核电荷数增加，则原子半径增大的影响起主要作用，第一电离能由大变小，所以所有元素中，氦的第一电离能最大，选项C正确；D、同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势，所以同一周期第一电离能最小的是碱金属元素，钠的第一电离能小于镁，同一主族元素从上到下，原子半径增加，核电荷数增加，则原子半径增大的影响起主要作用，第一电离能由大变小，镁的第一电离能小于铍，故钠的第一电离能小于铍，选项D错误。 4．下列各组元素的电负性大小顺序正确的是 A．S＜N＜O＜F　　　　　 B．S＜O＜N＜F C．Si＜Na＜Mg＜Al D．Br＜H＜Zn 【答案】A 【解析】电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周期性变化是一致的。同一周期从左到右元素的电负性增大；同一主族从上到下电负性减小。根据这一规律判断，可得出正确答案。 5. 锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物叙述正确的是 A. Li2SO4难溶于水 B. Li与N2反应的产物是Li3N C. LiOH易溶于水 D. LiOH与Li2CO3受热都很难分解 【答案】 B 【解析】 元素周期表中，处于对角线位置的元素具有相似的性质，则根据  MgSO4，Mg，Mg(OH)2， MgCO3的性质可推断Li2SO4，Li，LiOH，Li2CO3的性质。A．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，硫酸镁易溶于水，所以硫酸锂易溶于水，故A错误；B．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，镁和氮气反应生成氮化镁，所以锂和氮气反应生成 Li3N，故 B正确；C．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，氢氧化镁不易溶于水，所以氢氧化锂属于不易溶物质，故C错误；D．锂和镁在元素周期表中有特殊"对角线"关系，它们的性质非常相似，氢氧化镁和碳酸镁受热易分解，所以氢氧化锂和碳酸锂受热也易分解，故D错误。答案选B。 6．对Na、Mg、Al的有关性质的叙述不正确的是 A．还原性：Na>Mg>Al B．电负性：Na<Mg<Al C．第一电离能：Na<Mg<Al D．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 【答案】C 【解析】第一电离能同周期从左到右一般呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的p轨道全空或半充满是较稳定结构，所以其电离能较相邻元素的略大。 7．在以下性质的比较中，正确的是 A．第一电子亲和能：B< C<O<F B．电负性：F>N>O>C C．第一电离能：Na<Mg<Al<Si D．微粒半径：Li＋<O2－<F－<Na＋ 【答案】A 【解析】A．非金属性越强，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，则第一电子亲和能: B<C<O<F，故A正确；B．同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大，所以 电负性: F>0>N>C，故B错误；C．同一周期元素，元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则第一电离能Na<AI <Mg<Si，故C错误；D．电子层越多，离子半径越大，具有相同电子排布的离子中原子序数大的离子半径小，则微粒半径: Li+< Na+<F-<O2-，故D错误；故答案为A。 8．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ•mol-1)，判断下列说法不正确的是 元素代号 I1 I2 I3 I4 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．元素的第一电离能最大的可能是Q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．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素 【答案】B 【解析】A．根据表格数据，元素的第一电离能最大的可能是Q元素，故A正确；B．R、U的第一电离能与第二电离能相差较大，可知R、U都是ⅠA族元素，R、U在同一主族；S的第二电离能与第三电离能相差较大，S是ⅡA族元素，故B错误；C．U元素的第一电离能与第二电离能相差较大，U是ⅠA族元素，在元素周期表的s区，故C正确；D．T的第三电离能与第四电离能相差较大，T是ⅢA族元素，原子的价电子排布为ns2np1，故D正确；选B。 9．下列有关电负性的说法错误的是 A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引能力的大小 C．一般来说，周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 D．元素电负性数值越大，其第一电离能越高 【答案】D 【解析】根据电负性的标准：电负性是以氟为4.0、锂为1.0作为标准的相对值，电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准，A项正确；根据电负性的含义，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，B项正确；一般来说，周期表从左到右，非金属性逐渐增强，元素的电负性逐渐变大，Ｃ项正确；N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素，Ｄ项错误。 10．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5 则下列有关的比较中正确的是( ) A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>① 【答案】A 【解析】由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A项正确；B项错误，原子半径应是②最大，④最小；C不正确，电负性：④最大，②最小；D项错误，F无正价，最高正价：①>②＝③。 11．有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同。下列说法正确的是 A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱 B．若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性 C．若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2 D．若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价一定为＋m 【答案】A 【解析】本题主要考查同主族元素的性质递变规律。由于X、Y原子的最外层电子数相同，且X的原子半径小于Y，所以X、Y同主族，且X位于Y的上面。由于同主族元素最高价氧化物对应水化物的碱性从上到下逐渐增强，A项正确；由HNO3为强酸而氨水呈弱碱性可知B项不正确；第ⅥA族元素氧的单质为O2，而硫的单质却有S8、S6、S4、S2等形式，又如，氮元素形成的单质是N2，而磷元素不能形成P2，C项不正确；第ⅥA族元素，氧无最高正化合价，而硫的最高正价为＋6价，故D项不正确。 12．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是 A．第一电离能：X>Y>Z B．简单离子的还原性：Y>X>W C．简单离子的半径：W>X>Y>Z D．氢化物水溶液的酸性：Y>W 【答案】C 【解析】A．同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故三种元素中第一电离能从大到小的顺序为F>O>Na，A错误；B．单质的氧化性越强，简单离子的还原性越弱，O、F、Cl三种元素中F2的氧化性最强O2的氧化性最弱，故简单离子的还原性O2->Cl->F-，B错误；C．电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl->O2->F->Na+，C正确；D．F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误；故答案为：C。 综合应用 13．食用碱是人们生活中常用的食品疏松剂和肉类嫩化剂，其成分为纯碱和小苏打。下列说法正确的是 A．离子半径： B．电负性： C．非金属性： D．第一电离能： 【答案】D 【解析】A．钠离子和氧离子的核外电子排布相同，氧离子的核电荷数小因此其半径更大，故A错误；B．同周期元素，核电荷数越大电负性越大，电负性：C<O，故B错误；C．同周期元素核电荷数越大，非金属性越强，非金属性：O>C>H，故C错误；D．同周期元素从左到右第一电离能整体趋势为增大，同主族元素核电荷数越大第一电离能越小，第一电离能：O>C>Na，故D正确；故选D。 14．原子序数依次增大的五种短周期主族元素X、Y、Z、Q、W组成的化合物的结构如图所示，基态Q原子最外层电子是电子层数的3倍，下列说法正确的是 A．第一电离能的顺序为： B．由X、Y、Q、W形成的化合物的水溶液不一定显碱性 C．氢化物的沸点 D．简单离子半径： 【答案】B 【解析】五种短周期主族元素X、Y、Z、Q、W的原子序数依次增大，基态Q原子最外层电子是电子层数的3倍，则Q为O元素；由化合物的结构示意图可知，W能形成带1个单位正电荷的阳离子，阴离子中X、Y、Z形成的共价键数目分别为1、4、3，则X为H元素、Y为C元素、Z为N元素、W为Na元素。A．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，则第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞C，故A错误；B．由氢、碳、氧、钠四种元素形成的碳酸氢钠是强酸弱碱盐，碳酸氢根离子在溶液中的水解程度大于电离程度，溶液呈碱性，形成的草酸氢钠也是强酸弱碱盐，草酸氢根离子在溶液中的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性，则由氢、碳、氧、钠四种元素形成的化合物的水溶液不一定显碱性，故B正确；C．碳元素的氢化物可能是固态烃，固态烃的沸点高于水，故C错误；D．电子层数相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则氧离子的离子半径大于钠离子，故D错误；故选B。 15．A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是 A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等 C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C D．元素B、C电负性大小关系为B>C 【答案】C 【解析】地壳中含量最多的元素为氧元素；由题意知B元素原子的核外电子的K层和L层电子数之和为10，则它的M层电子为8个，N层电子为2个，B元素为钙；C是第三周期第一电离能最小的元素，为钠；第三周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2－和C的简单离子Na＋具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－)>r(Na＋)。 16．X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，其原子序数依次增加。X是元素周期表中原子半径最小的的元素， Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等,且Z在同周期中原子半径最大。下列说法正确的是 A．元素Z、W的离子具有相同的电子层排布 B．元素Y与Z可以形成化合物Z2Y2 和Z2Y，两种物质中阴阳离子个数比不同 C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：XmY＜ XmR D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸 【答案】A 【解析】X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，其原子序数依次增加，X是元素周期表中原子半径最小的元素，则X是H元素；Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，则Y原子的L层电子数是6，所以Y是O元素；Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，且都是短周期元素，所以R是S元素，Z在同周期中原子半径最大，则Z是Na元素，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等，则W是Al元素。A．元素Z、W的离子Na+、Al3+都含有10个电子，所以具有相同的电子层排布，选项A正确；B．Y是O元素、Z是Na元素，元素Y与Z可以形成化合物Na2O2和Na2O，两种物质中阴阳离子个数比相同，选项B错误；C．Y是O元素、R是S元素，元素的非金属性越强其氢化物越稳定，O元素的非金属性大于S元素，所以元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：XmY＞XmR，选项C错误；D．元素Al的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，属于两性氢氧化物，S的最高价氧化物的水化物硫酸是强酸，选项D错误。答案选A。 17．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一种化学元素。 （1）上述第三周期元素中第一电离能(I1)最大的是______(用字母表示，下同)，c和f的I1大小关系是________>________。 （2）上述元素中，原子中未成对电子数最多的是________，写出该元素的电子排布式：________________。 （3）根据下表所提供的电离能数据，回答下列问题。 锂 X Y I1 519 502 580 I2 7 296 4570 1820 I3 11 799 6920 2750 I4 9550 11600 ①表中X可能为以上13种元素中的________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式________________________________________________________________________。 ②Y是周期表中的________族元素。 【答案】（1）m c f （2）i 1s22s22p63s23p3 （3）①a Na2O、Na2O2 ②ⅢA 【解析】（1）周期表中所列13种元素分别是：Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar属于第三周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s2为全满状态，故其I1比Al的I1大。 （2）i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，是最多的。 （3）由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)；由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y原子属于ⅢA族元素。 拓展培优 18. 部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是 A．离子半径的大小顺序：e＞f＞g＞h B．y、z、d三种元素电负性的大小为：z＞d＞y C．与x形成化合物的稳定性：d＞z＞y D．e、f、g、h四种元素对应最高价氧化物的水化物相互之间均能发生反应 【答案】C 【解析】A．根据层多径大，同电子层结构核大径小，则离子半径的大小顺序：g＞h＞e＞f，故A错误；B．根据同周期从左到右电负性逐渐增大，则y、z、d三种元素电负性的大小为：d＞z＞y，故B错误；C．根据同周期从左到右非金属性逐渐增强，其氢化物稳定性越强，则与x形成化合物的稳定性：d＞z＞y，故C正确；D．e、f、g、h四种元素对应最高价氧化物的水化物分别为氢氧化钠、氢氧化铝、硫酸、高氯酸，高氯酸和硫酸之间不能相互反应，故D错误。综上所述，答案为C。 19．同一短周期元素M、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，M原子的电子数等于W原子的最外层电子数。五种元素形成的一种化合物在电化学领域有重要应用，结构如图所示。下列说法正确的是 A．简单离子半径：M>Y>Z B．最高价氧化物对应水化物酸性：W>X C．第一电离能：M<W<X<Y<Z D．Z的简单氢化物的水溶液需保存在细口玻璃瓶中 【答案】C 【解析】由信息推知：M是原子序数最小的正一价离子，且M原子的电子数等于W原子的最外层电子数，W得一个电子后形成四个键，说明W原子最外层只有3个电子，M是Li，W是B，X是四价形成四个键，则X为C原子，Y形成两个键最外层应该有6个电子是O原子，五种元素都是同一周期的元素，都是第二周期元素，故Z是F原子。A．简单离子半径：O2->F->Li＋，A项错误；B．H3BO3酸性弱于H2CO3，B项错误；C．第一电离能：Li<B<C<O<F，C项正确；D．HF可以与SiO2反应，不能用玻璃容器储存，D项错误。 20．部分含氯物质与相应氯元素的化合价关系如图所示。下列说法错误的是 A．a、b分子均属于非极性分子 B．c的化学式为，电负性 C．酸性，非金属性Cl＞P D．e的钠盐中相关元素形成的简单离子半径大小： 【答案】A 【解析】由图可知，a为HCl，b为Cl2，c为ClO2，d为HClO4，e为含有ClO-的盐，据此分析解答。A．a为HCl，属于极性分子，b为Cl2，为非极性分子，A错误；B．c为ClO2，非金属性O＞Cl，故电负性：O＞Cl，B正确；C．非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：Cl＞P，d为HClO4，故酸性HClO4＞H3PO4，C正确；D．e的钠盐为NaClO，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，Cl-核外有3个电子层，O2-、Na+的核外均有2个电子层，核电荷数Na＞O，则半径：，D正确；答案选A。 21．已知a～f是原子序数依次增大的前四周期的六种元素，a元素原子核外电子只有一种自旋取向；b元素原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；c元素原子的价层电子排布为nsnnp2n，d元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子；e与d的最高能层数相同，但其价层电子数等于其电子层数；f元素原子最外层只有1个电子，次外层内的所有轨道的电子均成对。请回答下列问题(答题时涉及a～f元素，要用元素符号表示)： （1）e元素基态原子占据的最高能级共有________个原子轨道，其形状是__________；f元素位于周期表的________区，其基态原子的电子排布式为________________。 （2）a、b、c三种元素的电负性由大到小的顺序为________________。 （3）b、c、d、e四种元素的第一电离能由大到小的顺序为________________。 （4）如图是a～f中某种元素的部分电离能，由此判断该元素是________。 （5）Mn、Fe的部分电离能如下表，比较表中Mn、Fe两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子________(填“易”或“难”)。你的解释是____________________________________。 元素 Mn Fe 电离能/ (kJ/mol) I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 【答案】（1）3　哑铃形　ds　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar] 3d104s1 （2）O>N>H 　（3）N>O>Al>Na 　（4）Al （5）难　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，较难(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，较易) 【解析】a～f是原子序数依次增大的前四周期的六种元素，a元素原子核外电子只有一种自旋取向，则 a为H；c元素原子的价层电子排布是nsnnp2n，而n＝2，则c为O；b的原子序数小于氧，b元素原子最高能级不同轨道上都有电子，并且自旋方向相同，其核外电子排布式为1s22s22p3，则b为N；f元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对，则f处于第四周期，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故f为Cu；d的原子序数大于氧，d元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子，只有s、p轨道，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，e和d的最高能层数相同，其价层电子数等于其电子层数，则d为Na，e为Al。 （1）Al元素基态原子占据的最高能级为3p，p能级共有3个原子轨道，其形状是哑铃形；铜元素位于周期表的ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar] 3d104s1。 （2）元素的非金属性越强，电负性越大，氧、氮、氢的非金属性依次减弱，则电负性依次减小，即O>N>H。 （3）同周期元素随核电荷数的增加，第一电离能增大，故Na<Al，但氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构，第一电离能大于相邻的氧，即N>O，非金属的第一电离能大于金属的第一电离能，故N、O、Na、Al的第一电离能由大到小的顺序为N>O>Al>Na。 （4）该元素第四电离能剧增，说明该元素最外层电子数为3，应是Al元素。 （5）Mn为25号元素，核外电子排布式为[Ar]3d54s2，Mn2＋的价层电子排布式为3d5，半充满，更稳定，而Fe2＋的价层电子排布式为3d6，易失去1个电子生成更稳定的3d5结构。 学科网（北京）股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $