第1章 第2节 第2课时 元素周期律（Word教参）-【学霸笔记·同步精讲】2025-2026学年高中化学选择性必修第二册（人教版）

本讲义聚焦高中化学元素周期律核心知识点，系统梳理原子半径（影响因素、递变规律及微粒半径比较）、电离能（定义、递变规律及化合价判断应用）、电负性（含义、递变规律及化学键类型判断），以原子核外电子排布周期性变化为基础，形成递进式学习支架。 资料通过问题探究（如等电子层结构微粒性质分析）、归纳总结（微粒半径比较“一层二核三电子”思路）及分层题组训练，培养学生证据推理、模型建构的科学思维和科学探究能力。课中辅助教师突破重难点，课后助力学生巩固知识、查漏补缺。

第2课时　元素周期律 学习目标 1.能说出电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 2.能说明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。 3.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因，了解元素周期律的应用。 知识点一　原子半径 1.原子半径的影响因素 2.原子半径的递变规律 （1）同周期：从左到右，核电荷数越大，半径　越小　（稀有气体除外）。 （2）同主族：从上到下，能层数越多，半径　越大　。 3.问题探究 已知短周期元素的微粒aA2＋、bB＋、cC2－、dD－具有相同的电子层结构。 回答下列问题： （1）A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何等量关系？ 四种元素在元素周期表中的相对位置如何？ 提示：由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子的核外电子数相等，即a－2＝b－1＝c＋2＝d＋1，且在元素周期表中A、B在C、D的下一周期。 （2）原子序数从大到小的顺序是什么？A、B、C、D的原子半径大小顺序是什么？A2＋、B＋、C2－、D－的离子半径大小顺序是什么？ 提示：原子序数：a＞b＞d＞c；原子半径：B＞A＞C＞D；离子半径：C2－＞D－＞B＋＞A2＋。 （3）A与A2＋、D与D－的半径大小顺序是什么？ 提示：A＞A2＋、D－＞D。 1.下列电子排布式的原子半径最小的是（　　） A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4 解析：B　由电子排布式知，A为P原子，B为N原子，C为C原子，D为S原子，由同一周期、同一主族原子半径大小关系知，原子半径：P＞S，P＞N，C＞N，S有3个电子层，N有2个电子层，半径：S＞N，半径最小的是N原子。 2.下列离子半径的大小顺序正确的是（　　） ①Na＋　②X2－：1s22s22p63s23p6　③Y2－：2s22p6　④Z－：3s23p6 A.③＞④＞②＞① B.④＞③＞②＞① C.④＞③＞①＞② D.②＞④＞③＞① 解析：D　由电子排布式知，X2－为S2－，Y为O2－，Z为Cl－，Na＋与O2－、S2－与Cl－电子层结构相同，半径：O2－＞Na＋，S2－＞Cl－，O2－有2个电子层，Cl－有3个电子层，半径：Cl－＞O2－，半径大小：S2－＞Cl－＞O2－＞Na＋，即②＞④＞③＞①。 3.（1）温室气体N2O在催化剂作用下可分解为O2和N2，也可以作为氧化剂氧化苯制苯酚。C、N、O中原子半径从小到大的顺序为O＜N＜C。 （2）氨硼烷（NH3BH3）含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。H、B、N中，原子半径最大的是B。 （3）镁铝均为工业常用金属， Mg2＋、Al3＋中半径较大的是Mg2＋。 解析：（1）同一周期的元素，从左到右原子半径依次减小，因此，原子半径从小到大的顺序为O＜N＜C。（2）H、B、N中，H的电子层数最少，原子半径最小，而B、N同周期， N的核电荷数大，原子半径小于B，三种元素中原子半径最大的是B。（3）Mg2＋、Al3＋的电子层结构相同，但铝的核电荷数大，Al3＋的半径小。 归纳总结 微粒半径大小比较的一般思路 （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。 （4）同种元素的原子和离子：核外电子数越多，半径越大；价态越高，半径越小。 知识点二　电离能 1.电离能 （1）第一电离能 　气态基态　原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的　最低能量　叫做第一电离能，通常用　I1　表示。 （2）逐级电离能 电离能 含义 第二电离能 ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量，通常用　I2　表示 第三电离能 ＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量，通常用　I3　表示 大小关系 同种原子的逐级电离能I1　＜　I2　＜　I3 2.第一电离能的变化规律 （1）每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能　最小　，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能　最大　，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈　增大　趋势。 （2）同族元素从上到下第一电离能　变小　。 【教材挖掘】 （1）从教材图1-22可以看出“同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。”但第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。 提示：同周期中，从左向右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3，np轨道为半充满状态，比较稳定，失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。 （2）①从教材【思考与讨论】表格数据中可得“同种原子的逐级电离能越来越大（I1＜I2＜I3…）”，解释原因。 提示：原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2＞I1，同理I3＞I2。 ②根据教材【思考与讨论】表格数据分析为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3价。 提示：钠的I2比I1大很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，说明Al容易失去3个电子形成＋3价离子。 3.电离能的应用 （1）比较元素金属性的强弱 一般情况下，元素的第一电离能越　小　，元素的金属性越强。 （2）确定元素原子的核外电子层排布 由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。 （3）确定元素的化合价 如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，或主族元素的最高化合价为＋n价。某元素的逐级电离能若I2≫I1，则该元素通常显　＋1　价；若I3≫I2＞I1，则该元素通常显　＋2　价；若I4≫I3＞I2＞I1，则该元素通常显　＋3　价。 1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。（　×　） （2）M（g）M2＋（g）＋2e－所需能量不是第二电离能。（　√　） （3）钠的电离能I2≫I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3≫I2，则镁常显＋1和＋2价。（　×　） （4）同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小。（　√　） 2.在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是 （　　） A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6 解析：C　所给元素都是第三周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于其相邻元素，第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的原子是S。 3.（2025·华中师大二附中高二月考）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的判断正确的是（　　） I/（kJ·mol－1） I1 I2 I3 I4 I5 R 740 1 500 7 700 10 500 13 600 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5个电子 D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p4 解析：B　某短周期元素R的第三电离能剧增，说明该原子最外层有2个电子，处于第ⅡA族，该原子存在第五电离能，说明核外电子数大于4，故R为Mg元素。Mg的最高正价为＋2价，原子最外层共有2个电子，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2。 知识点三　电负性 1.键合电子和电负性 （1）键合电子 原子中用于形成　化学键　的电子。 （2）电负性 用来描述不同元素的原子对　键合电子　吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力　越大　。 2.电负性衡量标准 电负性是由美国化学家鲍林提出的，以　氟　的电负性为4.0和　锂　的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。 3.电负性递变规律 （1）同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐　变大　； （2）同族元素从上到下，元素的电负性逐渐　变小　。 4.电负性的应用 【思考】　电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？ 提示：元素电负性越大，非金属性越强，但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。 1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。 （1）元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。（　√　） （2）第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大。（　×　） （3）主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟元素。（　√　） （4）根据化合物HCl、HClO判断，H、Cl、O的电负性大小顺序为Cl＞O＞H。（　×　） 2.下列几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是（　　） A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3 C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2 解析：A　电子排布式为1s22s22p4，为O元素；电子排布式为1s22s22p63s23p3，为P元素；电子排布式为1s22s22p63s23p2，为Si元素；电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，为Ca元素。Ca属于金属元素，电负性最小，非金属性：O＞P＞Si，故O元素的电负性最大。 3.（2025·佛山高二检测）如表是某些短周期元素的电负性： 元素 Li Be B C O F 电负性 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 元素 Na Al Si P S Cl 电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 （1）通过分析电负性变化规律，确定Mg的电负性范围：0.93＜Mg＜1.57。 （2）推测同周期元素电负性与原子半径的关系是电负性越大，其原子半径越小；短周期元素的电负性变化特点，体现了元素性质的周期性变化规律。 （3）分别指出下列两种化合物中氧元素的化合价：HClO－2，HFO0。 （4）试推断AlBr3中化学键类型是共价键。 （5）预测元素周期表中，电负性最小的元素位于第六周期第ⅠA族（放射性元素除外）。 解析：（1）由表中数据可知，非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小。据此可知电负性Mg大于Na，而小于Be，即0.93＜Mg＜1.57。（2）同周期元素自左向右原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大。同主族元素自上而下，原子半径逐渐增大，电负性逐渐减小，即同周期（同主族）中，电负性越大，其原子半径越小；体现了元素性质的周期性变化规律。（3）电负性：F＞O＞Cl，所以在化合物HClO和HFO中氧元素的化合价分别是－2价和0价（因为F没有正价，只有－1价和0价）。（4）Al的电负性是1.61，Br的电负性小于3.16，二者的电负性差值小于1.7，因此二者形成的化学键是共价键。（5）金属性越强，电负性越小，则元素周期表中，电负性最小的元素为位于第六周期第ⅠA族的Cs（放射性元素除外）。 1.同周期主族元素从左到右，下列变化中错误的是（　　） A.原子半径逐渐减小 B.最高正化合价逐渐增大 C.电负性逐渐增大 D.第一电离能逐渐减小 解析：D　同周期元素主族从左到右原子半径减小，电负性增大，最高正化合价从＋1价逐渐增大（除O、F外），第一电离能总体呈增大趋势（第ⅡA、ⅤA 族元素有特殊情况），选D。 2.（教材改编题）第三周期主族元素（或物质）某一性质随原子序数的递变规律如图所示，该性质可以为（　　） A.原子半径 B.元素的第一电离能 C.元素的电负性 D.单质的熔点 解析：C　同周期越靠右原子半径越小，A错误；同周期越靠右第一电离能越大，但是铝和硫除外，B错误；同周期越靠右元素的电负性越大，C正确；钠、镁、铝常温下是固体，但是氯气常温下为气体，熔点较低，D错误。 3.（2025·天津河西区高二月考）下列叙述正确的是（　　） A.电负性：N＞O＞F B.金属性：Na＞Mg＞Al C.原子半径：O＞F＞Na D.第一电离能：Al＞Mg＞Na 解析：B　同周期元素从左到右，电负性依次增大，电负性：N＜O＜F，A错误； 电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越多半径越小，原子半径：Na＞O＞F，C错误；第ⅡA族元素p能级处于全空状态，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：Mg＞Al＞Na，D错误。 4.（苏教版改编题）根据元素周期表中完整周期元素的性质，在下列空格中填上适当的元素符号。 （1）在第三周期中，第一电离能最小的元素是Na，第一电离能最大的元素是Ar。 （2）在元素周期表中，电负性最大的元素是F。 （3）能稳定存在的最活泼的金属元素是Cs。 （4）最活泼的气态非金属原子是F。 （5）第二、三、四周期，原子最外电子层中p能级半充满的元素是N、P、As。 解析：同周期从左到右，元素的第一电离能（除第ⅡA族、第ⅤA族反常外）逐渐增大，同周期中第ⅠA族元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。元素的电负性，同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故元素周期表中，电负性最大的元素是氟。 题组一　粒子半径 1.（2025·宁德高二月考）已知下表中元素的原子半径，根据表中数据推测磷原子的半径可能是（　　） 原子 N S O Si 半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17 A.0.70×10－10 m B.0.80×10－10 m C.1.10×10－10 m D.1.20×10－10 m 解析：C　同一周期主族元素原子半径随着原子序数的递增而减小，磷的半径在硅和硫之间，为1.02×10－10～1.17×10－10 m，以此可推出C正确。 2.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（　　） A.NaF B.MgI2 C.BaI2 D.KBr 解析：B　题中阳离子半径由小到大的顺序为r（Mg2＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Ba2＋），阴离子半径由大到小的顺序为r（I－）＞r（Br－）＞r（F－）。要使最小，应取r（阳）最小的与r（阴）最大的相比，即最小。 3.下列四种粒子中，半径按由大到小排列正确的是（　　） ①X的原子结构示意图为 ②基态Y原子的价层电子排布式为3s23p5 ③基态Z2－的轨道表示式为 ④基态W原子有2个能层，其电子式为︰· A.①＞②＞③＞④ B.③＞④＞①＞② C.③＞①＞②＞④ D.①＞②＞④＞③ 解析：C　X的原子结构示意图为，则X为S原子；基态Y原子的价层电子排布式为3s23p5，则Y为Cl原子；基态Z2－的轨道表示式为 则Z2－为S2－；基态W原子有2个能层，结合电子式可知，W为F原子。同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，则半径：F＜Cl，同周期主族元素随原子序数增大，原子半径逐渐减小，则半径：S＞Cl，同种元素的阴离子的半径大于原子半径，则半径：S＜S2－。所以半径：S2－＞S＞Cl＞F，即③＞①＞②＞④，选C。 题组二　电离能 4.（教材改编题）如图表示的是元素的某种性质（X）随原子序数的变化关系，则X可能是（　　） A.原子半径 B.第一电离能 C.最高化合价 D.第二电离能 解析：B　由题图知，同周期元素随原子序数的增加，从左到右X值呈增大趋势，但第ⅢA族比第ⅡA族的小，第ⅥA族比第ⅤA族的小，满足这一特点的是第一电离能。 5.（教材改编题）如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，一定正确的个数是（　　） 电离能 I1 I2 I3 …… R 740 1 500 7 700 …… ①R的最高正化合价为＋2价 ②R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 ③同周期元素中第一电离能小于R的元素有一种 ④R元素位于元素周期表中第ⅡA族 A.1 B.2 C.3 D.4 解析：B　R的第三电离能剧增，说明该原子最外层有2个电子，处于第ⅡA族，R元素可能是位于元素周期表第ⅡA族的镁元素或铍元素，其最高正化合价均为＋2价，①正确；R元素基态原子的电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，②错误；R元素最外层电子排布式为2s2或3s2，p能级为全空状态，为稳定结构，第一电离能大于同周期相邻的元素，则同周期元素中第一电离能小于R的元素有二种，③错误；R元素位于元素周期表中第ⅡA族，④正确。 6.（2025·西安高二月考）图中，能正确表示与Si同周期部分主族元素的第二电离能（I2）与原子序数关系的是（　　） 解析：C　在第三周期元素中，Na 失去 1 个电子后，核外电子排布式为 1s22s22p6，已经达到稳定结构，所以 Na的第二电离能最大；Mg失去最外层1个电子后价层电子排布式变为3s1， Mg的第二电离能较小；Al失去1个最外层电子后3p是全空状态，Al的第二电离能比相邻元素的大，S失去1个最外层电子后价层电子排布式变为3s23p3，3p3是较为稳定的半充满的结构，S的第二电离能要高于相邻元素。 题组三　电负性 7.（2024·河南部分名校高二期末）电负性是由美国化学家鲍林提出的。下列不能根据元素电负性判断的是（　　） A.元素原子的得电子能力 B.元素形成化合物中的化合价正、负 C.不同元素之间形成的化学键类型 D.氢化物水溶液的酸性 解析：D　氢化物水溶液的酸性与电负性无必然关系，D符合题意。 8.有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且核电荷数的绝对值C离子小于B离子。下列电负性顺序正确的是（　　） A.A＞B＞C＞D B.D＞C＞B＞A C.C＞D＞B＞A D.B＞A＞C＞D 解析：B　根据题意可知，A、B、C处于同一周期，且原子序数：C＞B＞A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期，其在周期表中相对位置关系为，依据同周期、同主族元素电负性变化规律确定其电负性顺序：D＞C＞B＞A。 9.（2024·北京101中学高二检测）已知下列元素的电负性数据，下列判断错误的是（　　） 元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge 电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3 1.8 A.Be和Cl形成共价键 B.O和F形成的化合物中O显正价 C.Ge既具有金属性，又具有非金属性 D.Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6 解析：D　Be和Cl两元素电负性差值为1.5，小于1.7，故Be和Cl形成共价键，A正确；电负性F大于O，在O和F形成的化合物中O显正价，B正确；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，C正确；Mg的金属性弱于Na，强于Be，故电负性的最小范围为0.9～1.5，D错误。 10.短周期元素X、Y在周期表中的相对位置如图所示，且已知X基态原子的价层电子排布为nsnnpn＋1，下列说法错误的是（　　） A.X在周期表中位于第二周期第ⅢA族 B.原子半径：Mg＞Y C.X元素的电负性大于Y D.X元素的第一电离能大于Y 解析：A　由题图，且已知X基态原子的价层电子排布为nsnnpn＋1，s能级最多容纳2个电子，则n＝2，X基态原子的价层电子排布为2s22p3，位于第二周期第ⅤA族，为N元素，结合Y的相对位置可知，Y为Si元素。氮元素在周期表中位于第二周期第ⅤA族，A错误；同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：Mg＞Y，B正确；同周期元素从左向右电负性逐渐增强，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，则X元素的电负性大于Y，C正确；同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，第一电离能：N＞C，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：C＞Si，所以X元素的第一电离能大于Y，D正确。 11.四种元素的基态原子的价层电子排布图如下，下列说法中正确的是（　　） A.原子半径：③＞④＞②＞① B.未成对电子数：①＝④＞③＞② C.电负性：②＞①＞④＞③ D.第一电离能：②＞①＞③＞④ 解析：B　根据元素的基态原子的价层电子排布图可知①是N元素，②是F元素，③是S元素，④是P元素。一般来说，原子核外电子层数越多，原子半径越大，同周期主族元素，原子序数越大，原子半径越小，则原子半径：④＞③＞①＞②，A错误；根据元素的基态原子的价层电子排布图可知原子核外未成对电子数：①＝④＞③＞②，B正确；同周期主族元素从左到右，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：②＞①＞③＞④，C错误；同周期主族元素从左至右第一电离能呈增大趋势，若元素处于第ⅡA族、第ⅤA族，其最高能级电子排布处于全空、半充满的稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，同主族元素的第一电离能随原子序数的增大而减小，则第一电离能：②＞①＞④＞③，D错误。 12.（2022·辽宁高考5题改编）短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大。基态X、Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主族。下列说法错误的是（　　） A.X能与多种元素形成共价键 B.简单氢化物沸点：Z＜Q C.第一电离能：Y＞Z D.电负性：W＜Z 解析：B　短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大，W简单离子在同周期离子中半径最小，说明W为第三周期Al元素；短周期元素的基态原子中有两个单电子，①若为第二周期元素时，最外层电子排布为2s22p2或2s22p4，即C或O；②若为第三周期元素时，最外层电子排布为3s23p2或3s23p4，即Si或S；Q与Z同主族，结合原子序数大小关系可知，X、Z、Q分别为C、O和S，Y为N。X为C，能与多种元素（H、O、N、P、S等）形成共价键，A正确；Z和Q形成的简单氢化物分别为H2O和H2S，由于H2O分子间能形成氢键，故H2O的沸点高于H2S，B错误；Y为N，Z为O，N的最外层p轨道电子为半充满结构，比较稳定，故其第一电离能比O大，C正确；W为Al，Z为O，O的电负性更大，D正确。 13.（2025·洛阳高二检测节选）元素周期表是元素周期律的具体表现。下表列出了A、B、C等12种元素在周期表中的位置： 　族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 2 E G 3 A C D F W H I R 4 B J 回答下列问题： （1）这12种元素中，金属性最强的是K（填元素符号，下同）；电负性最大的是O。 （2）A、B、C三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为K＞Na＞Mg（填元素符号）。 （3）上述元素中最高价氧化物对应水化物的酸性最强的物质是HClO4（填化学式）。 （4）A与G可形成原子个数比为1∶1的化合物，该化合物的电子式为Na＋[︰︰︰]2－Na＋；F、W、H的第一电离能由小到大的顺序为Si＜S＜P（填元素符号）。 解析：根据元素在周期表中的位置可知，A为Na，B为K，C为Mg，D为Al，E为C，F为Si，G为O，H为S，I为Cl，J为Br，W为P，R为Ar。（1）在A～R元素中金属性最强的是K，电负性最大的是O。（2）由分析可知A为Na，B为K，C为Mg， Na与K同主族，半径逐渐增大，Na与Mg同周期，半径逐渐减小，故原子半径大小关系为K＞Na＞Mg。（3）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的物质为HClO4。（4）A为Na，G为O，两者形成原子个数比为1∶1的化合物为Na2O2，Na2O2的电子式为Na＋[︰︰︰]2－Na＋；F为Si，H为S，W为P，三种元素中P的3p能级处于半充满状态，比较稳定，第一电离能较大，故三种元素的第一电离能大小顺序为Si＜S＜P。 14.（2025·南充高二月考节选）现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息回答问题： 元素 相关信息 A 元素的核外电子数和能层数相等，也是宇宙中最丰富的元素 B 元素原子的p轨道电子数比s轨道电子数少1 C 原子的第一至第四电离能分别是I1＝738 kJ·mol－1；I2＝1 451 kJ·mol－1；I3＝7 733 kJ·mol－1；I4＝10 540 kJ·mol－1 D 原子核外最高能层p轨道半充满 E 元素的主族序数与周期数之差为3 F 是前四周期中金属性最强的元素 G 价层电子排布式为3d64s2 （1）基态A原子轨道的形状为球形。 （2）B位于第ⅤA族，属于p区元素。 （3）C的最高价氧化物的水化物的化学式为Mg（OH）2。 （4）D和E的基态原子中第一电离能较大的是P。（用元素符号表示） （5）E和F的简单离子半径由大到小的顺序为S2－＞K＋（用离子符号表示）。 解析：A是宇宙中最丰富的元素，A为H元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，B为N元素；C元素原子的第三电离能发生突变，C位于第ⅡA族，为Mg元素；D元素原子核外所有p轨道半充满，D为P元素；E元素的主族序数与周期数之差为3，E位于第三周期第ⅥA族，为S元素；F是前四周期中金属性最强的元素，为K元素；G的价层电子排布式为3d64s2，为Fe元素。（1）A基态原子核外电子排布式为1s1，则原子轨道的形状为球形。（2）B为N元素，位于第ⅤA族，属于p区元素。（3）C为Mg元素，C的最高价氧化物的水化物的化学式为Mg（OH）2。（4）同周期元素从左至右第一电离能呈增大趋势，但基态P原子3p轨道是半充满的，比较稳定，所以第一电离能比同周期相邻元素的高，则D和E的基态原子中第一电离能较大的是P。（5）具有相同电子排布的离子，原子序数大的离子半径小，则E和F的简单离子半径由大到小的顺序为S2－＞K＋。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $