第二节 原子结构与元素的性质（举一反三专项训练，天津专用）【上好课】化学人教版选择性必修2

第二节 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 核心知识：元素周期律是指 的规律，其本质是原子核外电子排布的周期性变化，这是元素性质周期性递变的根本原因。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，通过表格形式系统呈现元素的原子序数、核外电子排布、化合价、金属性与非金属性等性质的递变规律，便于快速查找、对比和推断元素性质。元素周期系是指按原子序数递增的顺序，将电子层数相同的元素排成横行（周期），最外层电子数相同的元素排成纵列（族），形成的完整元素分类体系，包含7个周期、16个族（7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族、1个0族）。 关键要点：周期数=原子的电子层数，主族序数=原子的最外层电子数；元素周期系的形成源于原子结构的周期性变化，核心是核外电子排布中最外层电子数的周期性重复（1-8个，除He为2个外）；元素周期律的核心递变规律的基础是核外电子排布的周期性，后续所有元素性质的递变的都围绕这一本质展开。 【典例1】（24-25高二下·天津·阶段练习）下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，W元素的核电荷数为X元素的2倍。下列说法正确的是 A．X、W、Z元素的原子半径依次减小 B．Y、Z、W元素在自然界中均不能以游离态存在，它们的最高价氧化物的水化物的酸性依次递增 C．YX2晶体熔化、液态WX3气化均需克服分子间作用力 D．根据元素周期律，可以推测T2X3具有氧化性和还原性 【变式1-1】（2025·天津和平·二模）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．原子半径： B．碱性： C．热稳定性： D．酸性： 【变式1-2】（2025·天津南开·一模）下列事实不能用元素周期律解释的是 A．电负性： B．酸性： C．稳定性： D．碱性： 【变式1-3】（24-25高一上·天津·期末）根据元素周期表及元素周期律，下列推断不正确的是 A．用中文“鿫”(ao) 命名的第118号元素在周期表中位于第七周期0族 B．在过渡元素中可寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素 C．是可用于考古判断年代的一种核素 D．若M＋和R2-的核外电子层结构相同，则原子序数：R>M 题型02 构造原理与元素周期表 核心知识：构造原理是指 ，即电子优先填充能量较低的原子轨道，再依次填充能量较高的轨道，填充顺序为：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p……，这一原理决定了原子的核外电子排布方式，进而决定了元素在周期表中的位置。元素在周期表中的位置（周期、族）与构造原理密切相关：电子层数决定周期数，最外层电子数（主族）或价电子排布决定族序数。 关键要点：根据构造原理可书写任意元素的核外电子排布式、价电子排布式，进而推断元素在周期表中的位置；同一周期元素，核外电子层数相同，随着原子序数递增，核电荷数增大，原子半径逐渐减小；同一主族元素，最外层电子数相同，随着电子层数增多，原子半径逐渐增大；构造原理是连接原子结构与元素周期表位置的核心桥梁，也是推断元素性质的重要依据。 【典例2】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列说法不正确的是 A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期系的根本原因 B．元素周期表可分为5个区，其中非金属元素分布在s区和p区 C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号 D．周期表共18个纵列，可分为7个主族，8个副族，1个0族 【变式2-1】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列各项叙述不正确的是 A．若硫原子核外电子排布图为则违反了泡利原理 B．若21号元素的基态原子电子排布式为，则违反了构造原理 C．铍原子核外有4种运动状态不同的电子 D．原子的电子排布子由能释放特定能量产生发射光谱 【变式2-2】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列各项叙述不正确的是 A．若硫原子核外电子排布图为则违反了泡利原理 B．若21号Sc元素的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d3，则违反了构造原理 C．铍原子核外有两种能量不同的电子 D．原子的电子排布子由1s22s22p33s1→1s22s22p4能释放特定能量产生发射光谱 【变式2-3】（24-25高三上·天津·阶段练习）下列叙述正确的是 A． 可表示电子数为8的基态原子电子排布图 B．电子只有从激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 C．所有元素的基态原子电子排布都符合构造原理 D．和轨道形状均为哑铃形，能量也相等 题型03 半径大小的比较 核心知识：原子半径、离子半径的大小比较，核心依据是 三个因素，三者共同决定半径大小，优先级为：电子层数>核电荷数>电子构型（相同电子层结构时）。原子半径是指原子核对核外电子的吸引作用与电子间排斥作用平衡时，原子的平均半径，离子半径则是离子在晶体或溶液中的平均半径，分为阳离子半径和阴离子半径。 关键要点：① 同周期元素（电子层数相同）：原子序数越大，核电荷数越大，对核外电子的吸引力越强，原子半径越小（稀有气体除外，其原子半径测量方式不同，略大于同周期相邻非金属元素）；② 同主族元素（最外层电子数相同）：电子层数越多，原子半径越大，离子半径同理；③ 同种元素：阴离子半径>原子半径>阳离子半径（如Cl⁻>Cl>Cl⁺），电子数越多，半径越大；④ 相同电子层结构的离子（如O²⁻、F⁻、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺）：原子序数越大，核电荷数越大，对电子的吸引力越强，离子半径越小。 【典例3】（24-25高三上·天津·阶段练习）A、B、C、D是原子序数依次增大的前四周期元素，A元素原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；B元素原子的价层电子排布式是；其中C元素的部分电离能如下表；D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。下列说法不正确的是( ) 元素 电离能() C 578 1817 2745 11575 A．离子半径大小：A>B B．C单质可通过电解C的氯化物制备 C．简单氢化物的稳定性：A<B D．元素D的核外电子运动具有15种不同的空间运动状态 【变式3-1】（2024·天津·一模）金云母的化学式为，下列说法正确的是 A．半径大小： B．在中的溶解性： C．第一电离能大小： D．氢化物沸点： 【变式3-2】（24-25高一下·天津·期末）下列关于物质性质的比较，错误的是 A．酸性强弱： B．原子半径大小： C．氢化物稳定性： D．金属性强弱： 【变式3-3】（2025·天津和平·二模）是重要的还原剂，合成方法为。下列说法正确的是 A．碱性强弱：LiOH>NaOH B．半径大小： C．熔点：Na>Li D．有一个键为配位键 题型04 电离能及应用 核心知识：电离能是指 ，单位为kJ/mol，分为第一电离能（基态气态原子失去最外层第一个电子的能量）、第二电离能（失去第二个电子的能量）等，通常所说的电离能特指第一电离能。电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度，电离能越大，原子越难失去电子，金属性越弱；电离能越小，原子越易失去电子，金属性越强。 关键要点：① 同周期元素：总体上随着原子序数递增，第一电离能呈 ，但存在反常现象（如ⅡA族>ⅢA族、ⅤA族>ⅥA族），原因是ⅡA族元素最外层为全满结构（ns²），ⅤA族元素最外层为半满结构（ns²np³），均为稳定结构，失去电子所需能量更高；② 同主族元素：随着电子层数增多，第一电离能呈 ，原子越易失去电子；③ 应用：通过电离能判断元素的金属性强弱、元素的化合价（如某元素第二电离能远大于第一电离能，说明该元素易失去1个电子，常见化合价为+1价）、推断元素的核外电子排布（稳定结构对应电离能突变）。 【典例4】（24-25高二上·天津和平·期末）现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③；④。则下列比较中，正确的是 A．第一电离能：③>②>①>④ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：③>①>④>② D．最高正化合价：①>②>③>④ 【变式4-1】（24-25高二下·天津和平·期末）下列各组元素中，原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的是 A．K、Na、Mg B．C、N、O C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na 【变式4-2】（24-25高二下·天津·期中）中子轰击X原子的核反应为，其中可用于测定文物年代。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．原子半径： C．最高价含氧酸的酸性： D．简单氢化物的沸点： 【变式4-3】（24-25高二下·天津静海·阶段练习）下列说法不正确的是 A．杂化轨道只能用于形成σ键或容纳孤电子对 B．某元素气态基态原子的逐级电离能(kJ•mol-1)分别为496、4562、6912、9543，可推测该原子最外层电子数为2 C．等离子体是整体上呈电中性的气态物质，其中含有带电粒子 D．金属具有良好导电性，是因为金属晶体中“电子气”在电场作用下作定向移动 题型05 电负性及应用 核心知识：电负性是指 ，无单位，常用鲍林电负性标度（取值范围0.7-4.0），电负性的大小反映了原子吸引电子能力的强弱，是判断元素金属性、非金属性强弱及化学键类型的重要依据。电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强；电负性越小，原子吸引电子的能力越弱，金属性越强。 关键要点：① 同周期元素：随着原子序数递增，电负性呈 ，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；② 同主族元素：随着电子层数增多，电负性呈 ，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强；③ 应用：判断元素金属性与非金属性（电负性>1.8通常为非金属元素，<1.8通常为金属元素，≈1.8为两性元素）；判断化学键类型（两元素电负性差值>1.7，通常形成离子键；<1.7，通常形成共价键）；判断化合物中元素的化合价正负（电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价）。 【典例5】（25-26高二上·天津·期末）下列对物质性质的解释错误的是 选项 物质性质 解释 A 熔点：MgO>NaF 离子电荷：Mg2+>Na+，O2->F- B 酸性：HClO>HBrO 电负性：Cl>Br C 草酸氢钠溶液显酸性 草酸氢根离子水解程度大于电离程度 D 离子液体导电性良好 离子液体中有可移动的阴、阳离子 A．A B．B C．C D．D 【变式5-1】（24-25高二下·天津·期末）在以下性质的比较中，正确的是 A．熔点：CaCO3＜Cl2O7＜晶体硅 B．第一电离能：Si＜P＜S C．电负性：F＞Cl＞Br＞I D．键能：H2S＞H2O 【变式5-2】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列说法正确的是 ①的空间构型为V形 ②金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体 ③元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大 ④H2O中H—O—H的键角比CO2中的键角小 ⑤价电子排布式为 的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素 ⑥利用“杯酚”可分离C60和C70利用了超分子具有分子识别的特征 ⑦具有规则几何外观的固体一定是晶体 A．①②⑥ B．②③④⑤ C．②④⑥ D．①③⑤⑦ 【变式5-3】（24-25高二下·天津·期中）元素B、Al、Ga位于周期表中ⅢA族。下列说法错误的是 A．原子半径： r(B)<r(Al)<r(Ga) B．电负性： B> Al> Ga C．BN、 AlCl3、 Ga2S3均为共价晶体 D．第一电离能： B> Al> Ga 题型06 核外电子排布与元素周期表的分区 核心知识：根据 ，可将元素周期表分为5个分区，分别为s区、p区、d区、ds区、f区，每个分区对应特定的价电子排布规律，分区与元素的性质密切相关，同一分区的元素具有相似的化学性质。价电子是指原子在参与化学反应时，能够用于形成化学键的电子，主族元素的价电子为最外层电子，过渡元素的价电子为最外层电子和次外层的部分电子。 关键要点：① s区：价电子排布为ns¹⁻²，包含第ⅠA族、第ⅡA族元素，均为金属元素（H除外），易失去最外层电子，形成+1或+2价阳离子，金属性较强；② p区：价电子排布为ns²np¹⁻⁶，包含第ⅢA族至第ⅦA族、0族元素，既有金属元素也有非金属元素，0族元素价电子排布为ns²np⁶（He为1s²），化学性质稳定；③ d区：价电子排布为(n-1)d¹⁻⁹ns¹⁻²，包含第ⅢB族至第Ⅷ族元素，均为过渡金属元素，具有可变化合价；④ ds区：价电子排布为(n-1)d¹⁰ns¹⁻²，包含第ⅠB族、第ⅡB族元素，为过渡金属元素，化学性质相对稳定；⑤ f区：价电子排布为(n-2)f¹⁻¹⁴(n-1)d⁰⁻²ns²，包含镧系、锕系元素，化学性质相似，多为放射性元素。 【典例6】（24-25高二下·天津·期中）主族元素X、Y、Z、Q、M的原子序数依次增大且均不大于20，元素Z和Q同族。元素M的化合物为实验室中常用于检验的试剂，下列说法错误的是 A．该五种元素有四种在元素周期表中位于p区 B．Q与M的简单离子半径，前者大于后者 C．X、Y、Z的电负性大小关系为Y>Z>X D．Ca与X元素可形成原子个数比为1∶2的化合物 【变式6-1】（24-25高二下·天津·阶段练习）从微观视角探析物质结构及性质是学习化学的有效方法。下列说法正确的是 A．金刚石中C-C键的键角均为，所以金刚石和CH4的晶体类型相同 B．石墨晶体是一种混合型晶体，兼有共价晶体、分子晶体和金属晶体的特征 C．O-HO的键能大于F-HF的键能，因此水的凝点高于氧化氢的沸点 D．Be和Al两种元素因处于元素周期表的对角线位置，且都属于P区元素，所以有些性质相似 【变式6-2】（24-25高二上·天津南开·期末）下列说法正确的是 A．和分子空间结构、VSEPR模型均相同，但由于中心原子C与Si电负性不同。因此键角不同 B．和分子中原子个数比相同，因此空间结构相同，均为直线形 C．氟的电负性大于氯，因此酸性强于 D．价电子排布式为的元素位于第四周期第ⅠA族，是s区元素 【变式6-3】（24-25高二下·天津红桥·期中）我国探月工程取得重大进展。月壤中含有 Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表中 d区的是 A．O B．P C．Ca D．Fe 题型07 元素金属性非金属性的比较方法 核心知识：元素的金属性是指原子失去电子的能力，非金属性是指原子获得电子的能力，二者呈此消彼长的关系，可通过多种方法进行比较，核心依据是元素周期律及原子结构特点，是高中化学推断元素性质的核心考点之一。金属性越强，元素的单质越易与水、酸反应生成氢气，其最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强；非金属性越强，元素的单质越易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强。 关键要点：① 周期表递变规律：同周期从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；同主族从上到下，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；② 具体比较方法：金属性比较——单质与水/酸反应的剧烈程度、最高价氢氧化物碱性强弱、金属单质间的置换反应、电离能大小；非金属性比较——单质与氢气化合的难易程度及氢化物稳定性、最高价含氧酸酸性强弱、非金属单质间的置换反应、电负性大小；③ 注意：金属性、非金属性的强弱仅针对元素的原子而言，与单质的活泼性不完全一致（如N元素非金属性较强，但N₂化学性质稳定）。 【典例7】（2025高二下·天津南开·学业考试）下列关于Li、Na、K、Rb、Cs的比较正确的是 A．随核电荷数的增加，原子半径减小 B．随核电荷数的增加，元素金属性增强 C．随核电荷数的增加，原子核外电子层数减少 D．随核电荷数的增加，单质与水反应的剧烈程度减弱 【变式7-1】（24-25高二上·天津和平·期末）下列说法中，正确的是 A．S区全部是金属元素 B．第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于第VIB族 C．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据 D．电负性大于1.8的一定是非金属，小于1.8的一定是金属 【变式7-2】（24-25高二下·天津·阶段练习）短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，是由这些元素组成的物质，其中是日常生活中常用的调味品，为黄绿色气体单质，上述物质的转化关系如图： 下列说法正确的是 A．非金属性：Z>X >W B．原子半径： W <X <Y <Z C．X可分别与W、Y形成化合物W2X2 、 Y2X2 D．化合物WZ、YZ均为离子晶体 【变式7-3】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列叙述错误的是 ①热稳定性：     ②熔点： Na>K> Rb ③IA、IIA族元素的阳离子与同周期稀有气体元素的原子具有相同的核外电子排布 ④元素周期表中从IIIB族到IIB族10个纵行的元素都是金属元素 ⑤多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高 ⑥盐酸可以与碳酸钠溶液反应生成CO2气体，说明盐酸比碳酸酸性强，Cl比C的非金属性强 分子中各原子最外层均达到8电子稳定结构. A．①③⑤⑥ B．②④⑥ C．②③④⑦ D．①⑤⑥ 题型08 元素“位、构、性”的关系 核心知识：元素的 ， 三者相互关联、相互制约，构成了元素周期律的核心逻辑，也是高中化学元素推断题的解题关键，简称“位-构-性”三角关系。其中，原子结构决定元素在周期表中的位置，原子结构也直接决定元素的性质，元素在周期表中的位置可反映并推断元素的原子结构和性质。 关键要点：① 结构→位置：电子层数决定周期数，主族元素最外层电子数决定主族序数，价电子排布决定元素分区；② 结构→性质：核电荷数、电子层数决定原子半径，原子半径决定电离能、电负性，进而决定金属性、非金属性，最外层电子数决定元素的最高正化合价（主族元素，最高正价=主族序数，O、F除外）和最低负化合价（最低负价=主族序数-8）；③ 位置→性质：根据元素在周期表中的周期、族位置，可快速推断元素的金属性、非金属性强弱，以及相关化合物的性质（如最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物稳定性）；④ 应用：熟练掌握“位-构-性”关系，可快速解决元素推断、性质比较、化合物性质预测等题型，是高中化学的核心解题思路之一。 【典例8】（25-26高三上·天津南开·期中）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一副元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力。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。回答下列问题： (1)氢是宇宙中最早形成的元素之一，其与金属形成的简单金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH与水反应可生成氢气，产生标准状况下时转移电子的数目约为 ，LiH中两种离子半径的大小关系是 (填离子符号)。 (2)碳元素有多种核素，其中考古时用于测定文物年代的是 (填核素符号)。碳与钙形成的化合物俗称电石，中的化学键有 (填序号)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 (3)写出地壳中含量最多的金属元素的单质与NaOH溶液反应的离子方程式： 。 (4)羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，是人体骨骼和牙齿的主要成分。从物质分类的角度看，羟基磷灰石属于 (填“无机物”或“有机物”)。 (5)39号元素钇(Y)是一种稀土元素，其在周期表中的位置是 。 【变式8-1】（25-26高三上·天津南开·期中）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一副元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力。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。回答下列问题： (1)氢是宇宙中最早形成的元素之一，其与金属形成的简单金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH与水反应可生成氢气，产生标准状况下时转移电子的数目约为 ，LiH中两种离子半径的大小关系是 (填离子符号)。 (2)碳元素有多种核素，其中考古时用于测定文物年代的是 (填核素符号)。碳与钙形成的化合物俗称电石，中的化学键有 (填序号)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 (3)写出地壳中含量最多的金属元素的单质与NaOH溶液反应的离子方程式： 。 (4)羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，是人体骨骼和牙齿的主要成分。从物质分类的角度看，羟基磷灰石属于 (填“无机物”或“有机物”)。 (5)39号元素钇(Y)是一种稀土元素，其在周期表中的位置是 。 【变式8-2】（25-26高三上·天津南开·期中）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一副元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力。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。回答下列问题： (1)氢是宇宙中最早形成的元素之一，其与金属形成的简单金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH与水反应可生成氢气，产生标准状况下时转移电子的数目约为 ，LiH中两种离子半径的大小关系是 (填离子符号)。 (2)碳元素有多种核素，其中考古时用于测定文物年代的是 (填核素符号)。碳与钙形成的化合物俗称电石，中的化学键有 (填序号)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 (3)写出地壳中含量最多的金属元素的单质与NaOH溶液反应的离子方程式： 。 (4)羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，是人体骨骼和牙齿的主要成分。从物质分类的角度看，羟基磷灰石属于 (填“无机物”或“有机物”)。 (5)39号元素钇(Y)是一种稀土元素，其在周期表中的位置是 。 【变式8-3】（24-25高一上·天津·期末）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力，历经一百多年。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。如图是元素周期表的一部分，回答下列问题： (1)元素②在周期表中的位置 (2)元素⑤和⑨的最高价氧化物的水化物中，碱性较强的是 (填化学式)。 (3)元素①与⑦可形成18电子分子，请用电子式表示该分子的形成过程： 。 (4)元素⑦⑧⑨的简单离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)， (5)元素⑨的最高价氧化物的水化物与元素⑥的单质反应的化学方程式为： 。 (6)元素的非金属性⑩ ⑧(填“>”或“<”)；下列事实不能证明上述结论的是 。 A．元素⑧的单质与⑩的气态氢化物的水溶液反应，溶液变为橙黄色 B．元素⑧的气态氢化物的水溶液的酸性比元素⑩的弱 C．元素⑧和⑩的气态氢化物受热分解，前者的分解温度高 D．元素⑧的最高价氧化物的水化物的酸性比元素⑩的强 E．元素⑧的气态氢化物的还原性比元素⑩的弱 / 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 学科网（北京）股份有限公司 $ 第二节 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 核心知识：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，其本质是原子核外电子排布的周期性变化，这是元素性质周期性递变的根本原因。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，通过表格形式系统呈现元素的原子序数、核外电子排布、化合价、金属性与非金属性等性质的递变规律，便于快速查找、对比和推断元素性质。元素周期系是指按原子序数递增的顺序，将电子层数相同的元素排成横行（周期），最外层电子数相同的元素排成纵列（族），形成的完整元素分类体系，包含7个周期、16个族（7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族、1个0族）。 关键要点：周期数=原子的电子层数，主族序数=原子的最外层电子数；元素周期系的形成源于原子结构的周期性变化，核心是核外电子排布中最外层电子数的周期性重复（1-8个，除He为2个外）；元素周期律的核心递变规律的基础是核外电子排布的周期性，后续所有元素性质的递变的都围绕这一本质展开。 【典例1】（24-25高二下·天津·阶段练习）下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，W元素的核电荷数为X元素的2倍。下列说法正确的是 A．X、W、Z元素的原子半径依次减小 B．Y、Z、W元素在自然界中均不能以游离态存在，它们的最高价氧化物的水化物的酸性依次递增 C．YX2晶体熔化、液态WX3气化均需克服分子间作用力 D．根据元素周期律，可以推测T2X3具有氧化性和还原性 【答案】D 【分析】X、Y、Z、W为短周期元素，W、X同主族，设X的核电荷数为a，则W的核电荷数为a+8，W元素的核电荷数为X元素的2倍，2a=a+8，a=8，X是O元素、W是S元素；则Y是Si元素、Z是P元素、T是As元素。 【详解】A．电子层数越多半径越大，电子层数相同，质子数越多半径越小，所以Z、W、X元素的原子半径依次减小，即原子半径P>S>O，故A错误； B．S元素在自然界中存在游离态单质，常在火山口附近，即W在自然界中存在游离态，故B错误； C．SiO2是共价晶体，SiO2熔化需克服共价键，液态SO3分子之存在分子间作用力，气化需克服分子间作用力，故C错误； D．As的最高价为+5、最低价为-3，As2O3中As显+3价，处于中间价态，As2O3具有氧化性和还原性，故D正确； 选D。 【变式1-1】（2025·天津和平·二模）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是 A．原子半径： B．碱性： C．热稳定性： D．酸性： 【答案】D 【详解】A．Na和Mg位于同一周期，原子序数Na < Mg。根据元素周期律，同一周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，所以原子半径Na>Mg，能用元素周期律解释，A不符合题意； B． K和Na位于同一主族，原子序数K > Na。由元素周期律可知，同一主族从上到下金属性逐渐增强，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强。因为K的金属性强于Na，所以碱性，能用元素周期律解释，B不符合题意； C．N和P位于同一主族，原子序数P > N。按照元素周期律，同一主族从上到下非金属性逐渐减弱，非金属性越强，其氢化物的热稳定性越强。由于N的非金属性强于P，所以热稳定性，能用元素周期律解释，C不符合题意； D．和H2S是无氧酸，元素周期律可以比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无氧酸的酸性强弱不能直接用元素周期律解释，D符合题意； 综上，答案是D。 【变式1-2】（2025·天津南开·一模）下列事实不能用元素周期律解释的是 A．电负性： B．酸性： C．稳定性： D．碱性： 【答案】B 【详解】A．同周期主族元素从左向右电负性逐渐增强，则电负性：，故A不符合题意； B．硫酸的酸性比亚硫酸的酸性强，无法用元素周期律解释，故B符合题意； C．非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性Br＜Cl，则稳定性：HBr＜HCl，故C不符合题意； D．金属性越强，最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性，则碱性，故D不符合题意； 答案选B。 【变式1-3】（24-25高一上·天津·期末）根据元素周期表及元素周期律，下列推断不正确的是 A．用中文“鿫”(ao) 命名的第118号元素在周期表中位于第七周期0族 B．在过渡元素中可寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素 C．是可用于考古判断年代的一种核素 D．若M＋和R2-的核外电子层结构相同，则原子序数：R>M 【答案】D 【详解】A．118号元素在周期表中位于第七周期0族，故A正确； B．在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素，故B正确； C．可用于考古判断年代，故C正确； D．若M＋和R2-的核外电子层结构相同，则原子序数：R<M，故D错误； 选D。 题型02 构造原理与元素周期表 核心知识：构造原理是指多电子原子的核外电子排布遵循一定的顺序，即电子优先填充能量较低的原子轨道，再依次填充能量较高的轨道，填充顺序为：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p……，这一原理决定了原子的核外电子排布方式，进而决定了元素在周期表中的位置。元素在周期表中的位置（周期、族）与构造原理密切相关：电子层数决定周期数，最外层电子数（主族）或价电子排布决定族序数。 关键要点：根据构造原理可书写任意元素的核外电子排布式、价电子排布式，进而推断元素在周期表中的位置；同一周期元素，核外电子层数相同，随着原子序数递增，核电荷数增大，原子半径逐渐减小；同一主族元素，最外层电子数相同，随着电子层数增多，原子半径逐渐增大；构造原理是连接原子结构与元素周期表位置的核心桥梁，也是推断元素性质的重要依据。 【典例2】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列说法不正确的是 A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期系的根本原因 B．元素周期表可分为5个区，其中非金属元素分布在s区和p区 C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号 D．周期表共18个纵列，可分为7个主族，8个副族，1个0族 【答案】C 【详解】A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期表的根本原因，A正确； B．元素周期表可分为个区，分别为区、区、区、区、区，其中非金属元素分布在区和区，B正确； C．铜的价电子排布为，而锌最后排上，所以除区外，各区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号，C错误； D．周期表共个纵行，分成个主族，8个副族（包括7个B族和1个VIII族）和一个族，D正确； 故选C。 【变式2-1】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列各项叙述不正确的是 A．若硫原子核外电子排布图为则违反了泡利原理 B．若21号元素的基态原子电子排布式为，则违反了构造原理 C．铍原子核外有4种运动状态不同的电子 D．原子的电子排布子由能释放特定能量产生发射光谱 【答案】A 【详解】 A．3p轨道应该尽可能分占不同的原子轨道，若硫原子核外电子排布图为违反了洪特规则，不是违反了泡利原理，故A错误； B．Sc元素的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理，应该为1s22s22p63s23p63d14s2，故B正确； C．Be是4号元素，核外电子为4，每个电子的运动状态都不同，故有4种运动状态不同的电子，故C正确； D．3s能级的能量大于2p能级的能量，原子的电子排布式由1s22s22p33s1→1s22s22p4，能量较低，所以能释放特定能量产生发射光谱，故D正确； 答案选A。 【变式2-2】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列各项叙述不正确的是 A．若硫原子核外电子排布图为则违反了泡利原理 B．若21号Sc元素的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d3，则违反了构造原理 C．铍原子核外有两种能量不同的电子 D．原子的电子排布子由1s22s22p33s1→1s22s22p4能释放特定能量产生发射光谱 【答案】A 【详解】A．所画的电子排布图中3p能级，在简并轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同，违背了洪特规则，选项A错误； B．根据构造原理，原子的核外电子优先排布在能量较低的轨道上，4s轨道能量较3d轨道能量低，因此Sc的电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2，B正确； C．铍原子的核外电子排布为1s22s2，电子占据2个能级，则有2种能量不同的电子，选项C正确； D．3s能级的能量大于2p能级的能量，原子的电子排布式由1s22s22p33s1→1s22s22p4，能量较低，所以能释放特定能量产生发射光谱，选项D正确； 答案选A。 【变式2-3】（24-25高三上·天津·阶段练习）下列叙述正确的是 A． 可表示电子数为8的基态原子电子排布图 B．电子只有从激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 C．所有元素的基态原子电子排布都符合构造原理 D．和轨道形状均为哑铃形，能量也相等 【答案】A 【详解】A．该电子排布图遵循了能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则，可表示电子数为8的基态原子，A正确； B．电子从激发态跃迁到基态时产生发射光谱，从基态跃迁到激发态时产生吸收光谱，发射光谱和吸收光谱统称为原子光谱，B错误； C．并不是所有元素的基态原子电子排布都符合构造原理，如铜原子的核外电子排布是[Ar]3d104s1，而不是[Ar]3d94s2，C错误； D．和轨道形状均为哑铃形，但3p轨道能量高于2p轨道能量，D错误； 答案选A。 题型03 半径大小的比较 核心知识：原子半径、离子半径的大小比较，核心依据是核电荷数、电子层数、电子构型三个因素，三者共同决定半径大小，优先级为：电子层数>核电荷数>电子构型（相同电子层结构时）。原子半径是指原子核对核外电子的吸引作用与电子间排斥作用平衡时，原子的平均半径，离子半径则是离子在晶体或溶液中的平均半径，分为阳离子半径和阴离子半径。 关键要点：① 同周期元素（电子层数相同）：原子序数越大，核电荷数越大，对核外电子的吸引力越强，原子半径越小（稀有气体除外，其原子半径测量方式不同，略大于同周期相邻非金属元素）；② 同主族元素（最外层电子数相同）：电子层数越多，原子半径越大，离子半径同理；③ 同种元素：阴离子半径>原子半径>阳离子半径（如Cl⁻>Cl>Cl⁺），电子数越多，半径越大；④ 相同电子层结构的离子（如O²⁻、F⁻、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺）：原子序数越大，核电荷数越大，对电子的吸引力越强，离子半径越小。 【典例3】（24-25高三上·天津·阶段练习）A、B、C、D是原子序数依次增大的前四周期元素，A元素原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；B元素原子的价层电子排布式是；其中C元素的部分电离能如下表；D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。下列说法不正确的是( ) 元素 电离能() C 578 1817 2745 11575 A．离子半径大小：A>B B．C单质可通过电解C的氯化物制备 C．简单氢化物的稳定性：A<B D．元素D的核外电子运动具有15种不同的空间运动状态 【答案】B 【分析】A元素原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同，即2p轨道上有3个自旋方向相同的电子，核外电子排布式为1s22s22p3，故A为N元素，B元素原子的价层电子排布式是ns2np2n，即为2s2p4，B为O元素，根据C元素的电离能，失去3个电子后很难失去电子，即最外层为3个电子，原子序数依次增大，即C为Al元素，D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，即为1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为Cu元素。 【详解】A．A为N元素，B为O元素，离子半径大小：A>B，A项正确； B．根据以上分析，C为Al元素，AlCl3为共价化合物，制备单质Al通常电解Al2O3，B项错误； C．A、B的非金属性A<B，故简单氢化物的稳定性：A<B，C项正确； D．D元素为Cu元素，电子排布为：1s22s22p63s23p63d104s1，空间运动状态为1+1+3+1+3+5+1=15，故核外电子运动具有15种不同的空间运动状态，D项正确； 故选B。 【变式3-1】（2024·天津·一模）金云母的化学式为，下列说法正确的是 A．半径大小： B．在中的溶解性： C．第一电离能大小： D．氢化物沸点： 【答案】A 【详解】A．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；半径大小：，A正确； B．四氯化碳、氟气为非极性分子，HF为极性分子，根据相似相溶可知，在中的溶解性：，B错误；   C．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，第一电离能大小：，C错误； D．常温下水为液态，而氨气、HF为气体，则水的沸点最大，D错误； 故选A。 【变式3-2】（24-25高一下·天津·期末）下列关于物质性质的比较，错误的是 A．酸性强弱： B．原子半径大小： C．氢化物稳定性： D．金属性强弱： 【答案】A 【详解】A．同周期主族元素，从左往右元素非金属性随着原子序数增大而增强，元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，非金属性Cl＞S，因此酸性：，A错误； B．同周期主族元素，从左往右，原子半径随着原子序数增大而减小，原子半径大小：，B正确； C．同一主族元素，从上往下元素非金属性逐渐减弱，而元素的非金属性越强，其最简单氢化物的稳定性越强，非金属性O＞S，最简单氢化物稳定性：，C正确； D．同周期主族元素，从左往右元素金属性随着原子序数增大而减弱，金属性：，D正确； 故选A。 【变式3-3】（2025·天津和平·二模）是重要的还原剂，合成方法为。下列说法正确的是 A．碱性强弱：LiOH>NaOH B．半径大小： C．熔点：Na>Li D．有一个键为配位键 【答案】D 【详解】A．同族至上而下金属性增强，最高价氧化为的水化物碱性增强即：LiOH<NaOH，A项错误； B．同电子层结构，核电荷数越多半径越小即r(Al3+)<r(Na+)，B项错误； C．同为金属晶体，带电荷数相同时，离子半径大金属键弱，熔沸点低。即Na<Li，C项错误； D．Al最外层3个电子，而此时与四个H连接，相当与Al与1个-1价的H成键即H-提供孤电子对而Al提供空轨道形成配位键，D项正确； 故选D。 题型04 电离能及应用 核心知识：电离能是指气态基态原子或离子失去一个电子所需要吸收的最低能量，单位为kJ/mol，分为第一电离能（基态气态原子失去最外层第一个电子的能量）、第二电离能（失去第二个电子的能量）等，通常所说的电离能特指第一电离能。电离能的大小反映了原子失去电子的难易程度，电离能越大，原子越难失去电子，金属性越弱；电离能越小，原子越易失去电子，金属性越强。 关键要点：① 同周期元素：总体上随着原子序数递增，第一电离能呈增大趋势，但存在反常现象（如ⅡA族>ⅢA族、ⅤA族>ⅥA族），原因是ⅡA族元素最外层为全满结构（ns²），ⅤA族元素最外层为半满结构（ns²np³），均为稳定结构，失去电子所需能量更高；② 同主族元素：随着电子层数增多，第一电离能呈减小趋势，原子越易失去电子；③ 应用：通过电离能判断元素的金属性强弱、元素的化合价（如某元素第二电离能远大于第一电离能，说明该元素易失去1个电子，常见化合价为+1价）、推断元素的核外电子排布（稳定结构对应电离能突变）。 【典例4】（24-25高二上·天津和平·期末）现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①；②；③；④。则下列比较中，正确的是 A．第一电离能：③>②>①>④ B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：③>①>④>② D．最高正化合价：①>②>③>④ 【答案】A 【分析】由四种元素基态原子电子排布式可知，①为S元素； ②为P元素； ③为N元素； ④为Na元素； 【详解】A．第一电离能：同周期从左到右呈增大趋势，但P元素3p轨道半充满，第一电离能大于S；同主族从上到下第一电离能减小，N第一电离能大于P，Na第一电离能最小 。所以第一电离能N>P>S>Na，即③>②>①>④，A正确； B．原子半径：电子层数越多半径越大，电子层数相同，核电荷数越大半径越小。Na有3个电子层，P、S、N中N电子层数为2，P、S电子层数为3且P核电荷数小于S。所以原子半径Na>P>S>N，即④>②>①>③，B错误； C．电负性：同周期从左到右电负性增大，同主族从上到下电负性减小。N电负性大于S，S电负性大于P，Na电负性最小。所以电负性N>S>P>Na，即③>①>②>④，C错误； D．最高正化合价：S最高正价+6，P最高正价+5，N最高正价+5，Na最高正价+1。所以最高正化合价S>P = N>Na，即①>②=③>④，D错误； 故选A。 【变式4-1】（24-25高二下·天津和平·期末）下列各组元素中，原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的是 A．K、Na、Mg B．C、N、O C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na 【答案】A 【详解】A．K、Na、Mg的原子半径依次减小（K＞Na＞Mg），第一电离能逐渐升高（K＜Na＜Mg），A正确； B．C、N、O的原子半径依次减小，但第一电离能顺序为C＜O＜N（N因半满结构电离能高于O），不符合逐渐升高的条件，B错误； C．Cl、S、P的原子半径依次增大（Cl＜S＜P），不符合原子半径减小的条件，C错误； D．Al、Mg、Na的原子半径依次增大（Na＞Mg＞Al），原子半径排序错误，第一电离能顺序为Na＜Al＜Mg（Mg因全满结构电离能高于Al），不符合逐渐升高的条件，D错误； 故选A。 【变式4-2】（24-25高二下·天津·期中）中子轰击X原子的核反应为，其中可用于测定文物年代。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．原子半径： C．最高价含氧酸的酸性： D．简单氢化物的沸点： 【答案】A 【分析】X的原子序数为7，为N元素，Y的原子序数为6，为C元素； 【详解】A．氮的2p轨道半充满，结构稳定，第一电离能大于碳，A正确； B．同周期主族元素原子半径逐渐减小，故原子半径C>N，故B错误； C．N的非金属性强于C，故最高价含氧酸的酸性：，故C错误； D．氨气存在分子间氢键，简单氢化物的沸点：，故D错误； 答案选A。 【变式4-3】（24-25高二下·天津静海·阶段练习）下列说法不正确的是 A．杂化轨道只能用于形成σ键或容纳孤电子对 B．某元素气态基态原子的逐级电离能(kJ•mol-1)分别为496、4562、6912、9543，可推测该原子最外层电子数为2 C．等离子体是整体上呈电中性的气态物质，其中含有带电粒子 D．金属具有良好导电性，是因为金属晶体中“电子气”在电场作用下作定向移动 【答案】B 【详解】A．杂化轨道只用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对，不能用来形成π键，A正确； B．该元素第二电离能剧增，最外层应有1个电子，B错误； C．等离子体气态物质在高温或者在外加电场激发下，产生电子和阳离子等，这种由电子、阳离子和电中性粒子组成的整体上呈电中性的物质聚集体称为等离子体，C正确； D．金属内部有自由电子，形成“电子气”，当有外加电压时电子定向移动，因此金属可以导电，D正确； 故选B。 题型05 电负性及应用 核心知识：电负性是指元素的原子在化合物中吸引键合电子的能力，无单位，常用鲍林电负性标度（取值范围0.7-4.0），电负性的大小反映了原子吸引电子能力的强弱，是判断元素金属性、非金属性强弱及化学键类型的重要依据。电负性越大，原子吸引电子的能力越强，非金属性越强；电负性越小，原子吸引电子的能力越弱，金属性越强。 关键要点：① 同周期元素：随着原子序数递增，电负性呈增大趋势，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；② 同主族元素：随着电子层数增多，电负性呈减小趋势，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强；③ 应用：判断元素金属性与非金属性（电负性>1.8通常为非金属元素，<1.8通常为金属元素，≈1.8为两性元素）；判断化学键类型（两元素电负性差值>1.7，通常形成离子键；<1.7，通常形成共价键）；判断化合物中元素的化合价正负（电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价）。 【典例5】（25-26高二上·天津·期末）下列对物质性质的解释错误的是 选项 物质性质 解释 A 熔点：MgO>NaF 离子电荷：Mg2+>Na+，O2->F- B 酸性：HClO>HBrO 电负性：Cl>Br C 草酸氢钠溶液显酸性 草酸氢根离子水解程度大于电离程度 D 离子液体导电性良好 离子液体中有可移动的阴、阳离子 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A．离子电荷越高，离子键越强，熔点越高；MgO中离子电荷（+2、-2）高于NaF（+1、-1），熔点确实更高，解释正确，A正确； B．电负性越大，含氧酸中O-H键极性越强，越易电离出H⁺，酸性越强；Cl电负性（3.0）大于Br（2.8），故HClO酸性强于HBrO，解释正确，B正确； C．草酸氢钠溶液显酸性是因草酸氢根离子（）电离程度（Ka2=5.4×10-5）大于水解程度（Kh≈1.8×10-13），但解释误认为水解程度大于电离程度，与实际不符，解释错误，C错误； D．离子液体由阴、阳离子组成，离子可自由移动，故导电性良好，解释正确，D正确； 故答案选C。 【变式5-1】（24-25高二下·天津·期末）在以下性质的比较中，正确的是 A．熔点：CaCO3＜Cl2O7＜晶体硅 B．第一电离能：Si＜P＜S C．电负性：F＞Cl＞Br＞I D．键能：H2S＞H2O 【答案】C 【详解】A．CaCO3为离子晶体，熔点较高；Cl2O7为分子晶体，熔点较低；晶体硅为原子晶体，熔点最高。正确顺序应为Cl2O7＜CaCO3＜晶体硅，A错误； B．第一电离能：同一周期中，P因p轨道半充满结构更稳定，其第一电离能大于相邻的Si和S。正确顺序应为Si＜S＜P，B错误； C．电负性在同族中随原子半径增大而减小，F＞Cl＞Br＞I符合规律，C正确； D．O的电负性比S大，H-O键键长更短、键能更大，H2O键能高于H2S，D错误； 故选C。 【变式5-2】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列说法正确的是 ①的空间构型为V形 ②金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体 ③元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大 ④H2O中H—O—H的键角比CO2中的键角小 ⑤价电子排布式为 的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素 ⑥利用“杯酚”可分离C60和C70利用了超分子具有分子识别的特征 ⑦具有规则几何外观的固体一定是晶体 A．①②⑥ B．②③④⑤ C．②④⑥ D．①③⑤⑦ 【答案】C 【详解】①硝酸根离子中氮原子的价层电子对数为，无孤电子对，则的空间构型为平面正三角形，①错误； ②金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如是共价化合物，属于分子晶体，②正确； ③元素的电负性越大，非金属性越强，但第一电离能不一定也越大，如氧元素的电负性强于氮元素，但氧元素的第一电离能小于氮元素，③错误； ④H2O中氧原子的价层电子对数为4，孤电子对数为2，分子的空间构型为V形，CO2中碳原子的价层电子对数为2，孤电子对数为0，分子的空间构型为直线形，则H2O中H—O—H的键角比CO2中的键角小，④正确； ⑤价电子排布式为 的元素位于第五周期第ⅢA族，是p区元素，⑤错误； ⑥“杯酚”的空腔大小可以适配C60，“杯酚”像个碗似的将C60装起来而不能装下C70，利用“杯酚”可分离C60和C70利用了超分子具有分子识别的特征，⑥正确； ⑦晶体具有规则的几何外形，是因为其内部粒子（原子、离子或分子）在空间呈周期性有序排列，但具有规则几何外观的固体不一定是晶体，如一些人工制造的具有规则外形的固体，如玻璃工艺品等，⑦错误； 则说法正确的是②④⑥，故选C。 【变式5-3】（24-25高二下·天津·期中）元素B、Al、Ga位于周期表中ⅢA族。下列说法错误的是 A．原子半径： r(B)<r(Al)<r(Ga) B．电负性： B> Al> Ga C．BN、 AlCl3、 Ga2S3均为共价晶体 D．第一电离能： B> Al> Ga 【答案】C 【详解】A．同主族元素，原子半径随核电荷数增大而增大，原子半径：r(B)<r(Al)<r(Ga)，故A正确； B．同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，所以电负性：B>Al>Ga，故B正确； C．AlCl3、Ga2S3均为分子晶体，故C错误； D．同主族元素，第一电离能随核电荷数增大而减小，则I1(B)>I1(Al)>I1(Ga)，故D正确； 故答案为C。 题型06 核外电子排布与元素周期表的分区 核心知识：根据元素原子的价电子排布式，可将元素周期表分为5个分区，分别为s区、p区、d区、ds区、f区，每个分区对应特定的价电子排布规律，分区与元素的性质密切相关，同一分区的元素具有相似的化学性质。价电子是指原子在参与化学反应时，能够用于形成化学键的电子，主族元素的价电子为最外层电子，过渡元素的价电子为最外层电子和次外层的部分电子。 关键要点：① s区：价电子排布为ns¹⁻²，包含第ⅠA族、第ⅡA族元素，均为金属元素（H除外），易失去最外层电子，形成+1或+2价阳离子，金属性较强；② p区：价电子排布为ns²np¹⁻⁶，包含第ⅢA族至第ⅦA族、0族元素，既有金属元素也有非金属元素，0族元素价电子排布为ns²np⁶（He为1s²），化学性质稳定；③ d区：价电子排布为(n-1)d¹⁻⁹ns¹⁻²，包含第ⅢB族至第Ⅷ族元素，均为过渡金属元素，具有可变化合价；④ ds区：价电子排布为(n-1)d¹⁰ns¹⁻²，包含第ⅠB族、第ⅡB族元素，为过渡金属元素，化学性质相对稳定；⑤ f区：价电子排布为(n-2)f¹⁻¹⁴(n-1)d⁰⁻²ns²，包含镧系、锕系元素，化学性质相似，多为放射性元素。 【典例6】（24-25高二下·天津·期中）主族元素X、Y、Z、Q、M的原子序数依次增大且均不大于20，元素Z和Q同族。元素M的化合物为实验室中常用于检验的试剂，下列说法错误的是 A．该五种元素有四种在元素周期表中位于p区 B．Q与M的简单离子半径，前者大于后者 C．X、Y、Z的电负性大小关系为Y>Z>X D．Ca与X元素可形成原子个数比为1∶2的化合物 【答案】C 【分析】主族元素X、Y、Z、Q、M的原子序数依次增大且均不大于20，元素Z和Q同族。为实验室中常用于检验试剂，M形成带一个单位的阳离子，阴离子为SCN-，则M原子序数大于16，为K元素，Q为S元素，Z为O元素，X为C元素，Y为N元素。 【详解】A．以上位于元素周期表中位于区的元素有碳、氮、氧、硫四种元素，钾位于区，A正确； B．Q是S元素，M是K元素，二者简单离子的电子层结构相同，则核电荷数越大，离子半径越小，故，B正确； C．Z为O元素，X为C元素，Y为N元素，同一周期‌从左到右电负性递增，故大小关系为：，C错误； D．Ca与X元素可形成，中Ca、C原子个数比为1∶2，D正确； 故选C。 【变式6-1】（24-25高二下·天津·阶段练习）从微观视角探析物质结构及性质是学习化学的有效方法。下列说法正确的是 A．金刚石中C-C键的键角均为，所以金刚石和CH4的晶体类型相同 B．石墨晶体是一种混合型晶体，兼有共价晶体、分子晶体和金属晶体的特征 C．O-HO的键能大于F-HF的键能，因此水的凝点高于氧化氢的沸点 D．Be和Al两种元素因处于元素周期表的对角线位置，且都属于P区元素，所以有些性质相似 【答案】B 【详解】A．金刚石中C-C键的键角为，甲烷中C-H键的键角也为，但是金刚石属于原子晶体，CH4属于分子晶体，二者晶体类型不相同，故A错误； B．石墨晶体层与层之间是分子间作用力，层内碳原子之间形成共价键，未杂化的p电子在层内自由移动，可以导电，类似金属晶体，所以石墨属于混合型晶体，兼有共价晶体、分子晶体和金属晶体的特征，故B正确； C．氢键属于分子间作用力，水的沸点高于氟化氢的沸点是因为氢键的数目前者更多，故C错误； D．Be是第ⅡA族元素，属于s区元素，但是和两种元素因处于元素周期表的对角线位置所以有些性质相似，故D错误； 故选B。 【变式6-2】（24-25高二上·天津南开·期末）下列说法正确的是 A．和分子空间结构、VSEPR模型均相同，但由于中心原子C与Si电负性不同。因此键角不同 B．和分子中原子个数比相同，因此空间结构相同，均为直线形 C．氟的电负性大于氯，因此酸性强于 D．价电子排布式为的元素位于第四周期第ⅠA族，是s区元素 【答案】C 【详解】A．和分子都是正四面体形，键角都是109，故A错误； B．中O都采用sp3杂化，不是直线形，为sp杂化，是直线形分子，故B错误； C．F的电负性比Cl的大，F-C的极性大于Cl-C的极性，使F3C-的极性大于Cl3C-的极性，导致CF3COOH中羧基中的羟基的极性更大，更易电离出H+，则CF3COOH的酸性强于CCl3COOH，故C正确； D．价电子排布式为的元素位于第四周期第ⅠB族，是ds区元素，故D错误； 答案选C。 【变式6-3】（24-25高二下·天津红桥·期中）我国探月工程取得重大进展。月壤中含有 Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表中 d区的是 A．O B．P C．Ca D．Fe 【答案】D 【详解】A．O元素位于元素周期表第二周期第VIA族，位于元素周期表的p区，故A不选； B．P元素位于元素周期表第三周期第VA族，位于元素周期表的p区，故B不选； C．Ca元素位于元素周期表第四周期第ⅡA族，位于元素周期表的s区，故C不选； D．Fe元素位于元素周期表第四周期第Ⅷ族，位于元素周期表的d区，故D选； 故选：D。 题型07 元素金属性非金属性的比较方法 核心知识：元素的金属性是指原子失去电子的能力，非金属性是指原子获得电子的能力，二者呈此消彼长的关系，可通过多种方法进行比较，核心依据是元素周期律及原子结构特点，是高中化学推断元素性质的核心考点之一。金属性越强，元素的单质越易与水、酸反应生成氢气，其最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强；非金属性越强，元素的单质越易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强。 关键要点：① 周期表递变规律：同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；② 具体比较方法：金属性比较——单质与水/酸反应的剧烈程度、最高价氢氧化物碱性强弱、金属单质间的置换反应、电离能大小；非金属性比较——单质与氢气化合的难易程度及氢化物稳定性、最高价含氧酸酸性强弱、非金属单质间的置换反应、电负性大小；③ 注意：金属性、非金属性的强弱仅针对元素的原子而言，与单质的活泼性不完全一致（如N元素非金属性较强，但N₂化学性质稳定）。 【典例7】（2025高二下·天津南开·学业考试）下列关于Li、Na、K、Rb、Cs的比较正确的是 A．随核电荷数的增加，原子半径减小 B．随核电荷数的增加，元素金属性增强 C．随核电荷数的增加，原子核外电子层数减少 D．随核电荷数的增加，单质与水反应的剧烈程度减弱 【答案】B 【详解】A．Li、Na、K、Rb、Cs位于同一主族，同主族元素随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，A错误； B．同主族元素随核电荷数的增加，电子层数增多，失去电子的能力即元素金属性增强，B正确； C．同主族元素随核电荷数的增加，电子层数增多，C错误； D．同主族元素随核电荷数的增加，电子层数增多，失去电子的能力即元素金属性增强，单质与水反应的剧烈程度增大，D错误； 故选B。 【变式7-1】（24-25高二上·天津和平·期末）下列说法中，正确的是 A．S区全部是金属元素 B．第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于第VIB族 C．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据 D．电负性大于1.8的一定是非金属，小于1.8的一定是金属 【答案】B 【详解】A．s区中除IA族的氢元素为非金属元素，其它元素都是金属元素，故A错误； B．第四周期元素中，未成对电子数最多的元素为铬，价电子排布为3d54s1，未成对电子数为6，原子序数为24，位于第VIB族，故B正确； C．同周期从左到右元素的金属性逐渐减弱，第一电离能逐渐呈增大趋势，但IIA族的价电子层的s轨道全充满、VA族的价电子层的p轨道半充满，元素的第一电离能大于同周期相邻元素，故C错误； D．电负性大于1.8的元素不一定是非金属元素，如Pb，故D错误； 故本题选B． 【变式7-2】（24-25高二下·天津·阶段练习）短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，是由这些元素组成的物质，其中是日常生活中常用的调味品，为黄绿色气体单质，上述物质的转化关系如图： 下列说法正确的是 A．非金属性：Z>X >W B．原子半径： W <X <Y <Z C．X可分别与W、Y形成化合物W2X2 、 Y2X2 D．化合物WZ、YZ均为离子晶体 【答案】C 【分析】由m是日常生活中常用的调味品，水溶液电解得到黄绿色气体单质b可知，m为氯化钠、a为氢气或氢氧化钠、b为氯气、c为氢氧化钠或氢气，则W为H元素、X为O元素、Y为Na元素、Z为Cl元素。 【详解】A．氧元素的非金属性强于氯元素，故A错误； B．同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则钠原子的原子半径大于氯原子，故B错误； C．氧元素和氢元素可以形成共价化合物H2O2，氧元素与钠元素可以形成离子化合物Na2O2，故C正确； D．氯化氢是共价化合物，属于分子晶体，故D错误； 故选C。 【变式7-3】（24-25高二下·天津·阶段练习）下列叙述错误的是 ①热稳定性：     ②熔点： Na>K> Rb ③IA、IIA族元素的阳离子与同周期稀有气体元素的原子具有相同的核外电子排布 ④元素周期表中从IIIB族到IIB族10个纵行的元素都是金属元素 ⑤多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高 ⑥盐酸可以与碳酸钠溶液反应生成CO2气体，说明盐酸比碳酸酸性强，Cl比C的非金属性强 分子中各原子最外层均达到8电子稳定结构. A．①③⑤⑥ B．②④⑥ C．②③④⑦ D．①⑤⑥ 【答案】A 【详解】①元素的非金属性越强，简单氢化物的热稳定性越强，元素的非金属性强弱顺序为：F＞O＞S，则氢化物的热稳定性顺序为HF＞H2O＞H2S，故错误； ②碱金属元素的单质都为金属晶体，同主族从上到下，金属原子半径变大，金属键强度减弱，单质的熔点依次减小，故正确； ③氢离子核外无电子，而同周期的氦原子核外有两个电子，两种微粒的核外电子排布不同；且IA、IIA族元素的金属阳离子与上一周期稀有气体元素的原子具有相同的核外电子排布，故错误； ④元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是过渡元素，都是金属元素，故正确； ⑤多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，故错误； ⑥元素非金属性强弱与最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱有关，与氢化物的酸性无关，盐酸可以与碳酸钠溶液反应生成二氧化碳气体，只能说明盐酸的酸性强于碳酸，但不能说明氯元素的非金属性强于比碳元素，故错误； ⑦四氯化硅、三氯化磷分子中各元素原子的化合价的绝对值加上最外层电子数等于8，则各原子最外层均达到8电子稳定结构，故正确； 则①③⑤⑥错误，故选A。 题型08 元素“位、构、性”的关系 核心知识：元素的位置（周期表中的位置）、结构（原子结构，含核外电子排布、核电荷数、原子半径等）、性质（金属性、非金属性、化合价、电离能、电负性等）三者相互关联、相互制约，构成了元素周期律的核心逻辑，也是高中化学元素推断题的解题关键，简称“位-构-性”三角关系。其中，原子结构决定元素在周期表中的位置，原子结构也直接决定元素的性质，元素在周期表中的位置可反映并推断元素的原子结构和性质。 关键要点：① 结构→位置：电子层数决定周期数，主族元素最外层电子数决定主族序数，价电子排布决定元素分区；② 结构→性质：核电荷数、电子层数决定原子半径，原子半径决定电离能、电负性，进而决定金属性、非金属性，最外层电子数决定元素的最高正化合价（主族元素，最高正价=主族序数，O、F除外）和最低负化合价（最低负价=主族序数-8）；③ 位置→性质：根据元素在周期表中的周期、族位置，可快速推断元素的金属性、非金属性强弱，以及相关化合物的性质（如最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物稳定性）；④ 应用：熟练掌握“位-构-性”关系，可快速解决元素推断、性质比较、化合物性质预测等题型，是高中化学的核心解题思路之一。 【典例8】（25-26高三上·天津南开·期中）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一副元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力。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。回答下列问题： (1)氢是宇宙中最早形成的元素之一，其与金属形成的简单金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH与水反应可生成氢气，产生标准状况下时转移电子的数目约为 ，LiH中两种离子半径的大小关系是 (填离子符号)。 (2)碳元素有多种核素，其中考古时用于测定文物年代的是 (填核素符号)。碳与钙形成的化合物俗称电石，中的化学键有 (填序号)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 (3)写出地壳中含量最多的金属元素的单质与NaOH溶液反应的离子方程式： 。 (4)羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，是人体骨骼和牙齿的主要成分。从物质分类的角度看，羟基磷灰石属于 (填“无机物”或“有机物”)。 (5)39号元素钇(Y)是一种稀土元素，其在周期表中的位置是 。 【答案】(1) (2) ac (3) (4)无机物 (5)第五周期第ⅢB族 【详解】（1）LiH中的H元素为价，与发生氧化还原反应能生成，反应的方程式为：，可以得到每生成要转移电子，则生成标准状况下，物质的量为，转移电子的数目约为；LiH中的两种离子分别为：、，形成的离子属于核外电子排布相同的微粒，其核电荷数越大，离子半径越小，则和的离子半径大小关系为。 （2）在考古工作中，通常用来测定文物的年代；和构成，存在离子键，同时的结构中还存在着碳碳叁键的非极性共价键，则题目所给的四个选项中，符合离子键和非极性共价键的选项为：ac。 （3）地壳中含量最多的金属元素为Al，能与NaOH溶液反应释放，则反应的离子方程式为：。 （4）有机物是指含有碳元素的化合物(除一氧化碳、二氧化碳、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐等简单含碳化合物外)，而无机物通常指不含碳元素的化合物(但包括一氧化碳、二氧化碳、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐等简单含碳化合物)；羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，不含碳元素，则羟基磷灰石属于：无机物。 （5）39号钇(Y)元素的电子排布式为：，其在周期表中的位置为：第五周期第ⅢB族。 【变式8-1】（25-26高三上·天津南开·期中）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一副元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力。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。回答下列问题： (1)氢是宇宙中最早形成的元素之一，其与金属形成的简单金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH与水反应可生成氢气，产生标准状况下时转移电子的数目约为 ，LiH中两种离子半径的大小关系是 (填离子符号)。 (2)碳元素有多种核素，其中考古时用于测定文物年代的是 (填核素符号)。碳与钙形成的化合物俗称电石，中的化学键有 (填序号)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 (3)写出地壳中含量最多的金属元素的单质与NaOH溶液反应的离子方程式： 。 (4)羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，是人体骨骼和牙齿的主要成分。从物质分类的角度看，羟基磷灰石属于 (填“无机物”或“有机物”)。 (5)39号元素钇(Y)是一种稀土元素，其在周期表中的位置是 。 【答案】(1) (2) ac (3) (4)无机物 (5)第五周期第ⅢB族 【详解】（1）LiH中的H元素为价，与发生氧化还原反应能生成，反应的方程式为：，可以得到每生成要转移电子，则生成标准状况下，物质的量为，转移电子的数目约为；LiH中的两种离子分别为：、，形成的离子属于核外电子排布相同的微粒，其核电荷数越大，离子半径越小，则和的离子半径大小关系为。 （2）在考古工作中，通常用来测定文物的年代；和构成，存在离子键，同时的结构中还存在着碳碳叁键的非极性共价键，则题目所给的四个选项中，符合离子键和非极性共价键的选项为：ac。 （3）地壳中含量最多的金属元素为Al，能与NaOH溶液反应释放，则反应的离子方程式为：。 （4）有机物是指含有碳元素的化合物(除一氧化碳、二氧化碳、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐等简单含碳化合物外)，而无机物通常指不含碳元素的化合物(但包括一氧化碳、二氧化碳、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐等简单含碳化合物)；羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，不含碳元素，则羟基磷灰石属于：无机物。 （5）39号钇(Y)元素的电子排布式为：，其在周期表中的位置为：第五周期第ⅢB族。 【变式8-2】（25-26高三上·天津南开·期中）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一副元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力。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。回答下列问题： (1)氢是宇宙中最早形成的元素之一，其与金属形成的简单金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。LiH与水反应可生成氢气，产生标准状况下时转移电子的数目约为 ，LiH中两种离子半径的大小关系是 (填离子符号)。 (2)碳元素有多种核素，其中考古时用于测定文物年代的是 (填核素符号)。碳与钙形成的化合物俗称电石，中的化学键有 (填序号)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 (3)写出地壳中含量最多的金属元素的单质与NaOH溶液反应的离子方程式： 。 (4)羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，是人体骨骼和牙齿的主要成分。从物质分类的角度看，羟基磷灰石属于 (填“无机物”或“有机物”)。 (5)39号元素钇(Y)是一种稀土元素，其在周期表中的位置是 。 【答案】(1) (2) ac (3) (4)无机物 (5)第五周期第ⅢB族 【详解】（1）LiH中的H元素为价，与发生氧化还原反应能生成，反应的方程式为：，可以得到每生成要转移电子，则生成标准状况下，物质的量为，转移电子的数目约为；LiH中的两种离子分别为：、，形成的离子属于核外电子排布相同的微粒，其核电荷数越大，离子半径越小，则和的离子半径大小关系为。 （2）在考古工作中，通常用来测定文物的年代；和构成，存在离子键，同时的结构中还存在着碳碳叁键的非极性共价键，则题目所给的四个选项中，符合离子键和非极性共价键的选项为：ac。 （3）地壳中含量最多的金属元素为Al，能与NaOH溶液反应释放，则反应的离子方程式为：。 （4）有机物是指含有碳元素的化合物(除一氧化碳、二氧化碳、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐等简单含碳化合物外)，而无机物通常指不含碳元素的化合物(但包括一氧化碳、二氧化碳、碳酸、碳酸盐、碳酸氢盐等简单含碳化合物)；羟基磷灰石由氢、氧、磷、钙四种元素构成，不含碳元素，则羟基磷灰石属于：无机物。 （5）39号钇(Y)元素的电子排布式为：，其在周期表中的位置为：第五周期第ⅢB族。 【变式8-3】（24-25高一上·天津·期末）1869年俄国化学家门捷列夫制出第一张元素周期表，到现在形成的周期表经过了众多化学家的艰辛努力，历经一百多年。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。如图是元素周期表的一部分，回答下列问题： (1)元素②在周期表中的位置 (2)元素⑤和⑨的最高价氧化物的水化物中，碱性较强的是 (填化学式)。 (3)元素①与⑦可形成18电子分子，请用电子式表示该分子的形成过程： 。 (4)元素⑦⑧⑨的简单离子半径由大到小的顺序是 (用离子符号表示)， (5)元素⑨的最高价氧化物的水化物与元素⑥的单质反应的化学方程式为： 。 (6)元素的非金属性⑩ ⑧(填“>”或“<”)；下列事实不能证明上述结论的是 。 A．元素⑧的单质与⑩的气态氢化物的水溶液反应，溶液变为橙黄色 B．元素⑧的气态氢化物的水溶液的酸性比元素⑩的弱 C．元素⑧和⑩的气态氢化物受热分解，前者的分解温度高 D．元素⑧的最高价氧化物的水化物的酸性比元素⑩的强 E．元素⑧的气态氢化物的还原性比元素⑩的弱 【答案】(1)第二周期ⅣA族 (2)KOH (3) (4)S2-、Cl-、K+ (5)2KOH+2Al+2H2O=2KAlO2+3H2↑ (6) < B 【分析】由题给周期表结构分析可知，①为H、②为C、③为N、④为O、⑤为Na、⑥为Al、⑦为S、⑧为Cl、⑨为K、⑩为Br,依此结合元素周期律进行分析解答。 【详解】（1）元素②为碳元素，在周期表中的位置是第二周期ⅣA族； （2）同主族元素，从上到下，元素的金属性依此减弱，即K的金属性比钠强，金属性越强，其最高价氧化物的碱性越强，因此碱性较强的是KOH； （3） 硫化氢为共价化合物，分子中存在两个H-S键，用电子式表示其形成过程为：； （4）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，半径越小，钾离子、硫离子、氯离子电子层数相同，钾的核电荷数最大，则钾离子半径最小，硫离子、氯离子具有相同的电子层数，氯的核电荷数比硫的大，因而⑦⑧⑨的简单离子半径由大到小的顺序S2-、Cl-、K+； （5）氢氧化钾溶液与铝反应生成偏铝酸钾和氢气，其反应的化学方程式为：2KOH+2Al+2H2O=2KAlO2+3H2↑， 故答案为：2KOH+2Al+2H2O=2KAlO2+3H2↑； （6）同主族元素，从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，因而元素的非金属性⑩＜⑧， A.元素氯的单质与溴的氢化物的水溶液反应，溶液变为橙黄色，说明有溴单质生成，说明Cl的非金属性比溴强，故A正确； B.氢化物溶液酸碱性与元素非金属性无关，如水呈中性，氨水呈碱性，硫化氢呈酸性，故B错误； C.元素非金属性与氢化物稳定性一致，元素氯的氢化物受热温度高，说明氯化氢更稳定，则氯元素非金属性比溴强，故C正确； D.元素的非金属性与最高价含氧酸的酸性一致，元素氯的最高价氧化物对应水化物的酸性比元素溴的强，说明氯元素的非金属更强，故D正确； E.元素⑧的氢化物的还原性比元素⑩的弱，说明氯元素非金属性更强，故E正确，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 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $