1.2 原子结构与元素的性质（举一反三专项训练，浙江专用）【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原子结构与元素周期表结构 题型02 元素周期表的分区 题型03 元素周期律 题型04 微粒半径大小比较 题型05 电离能 题型06 电负性 题型07 元素推断 题型01 原子结构与元素周期表结构 1．元素周期表 (1)含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 (2)元素周期系与元素周期表的关系： 注：①门捷列夫提出的原子序数是按_____________________从小到大的顺序对元素进行编号 ②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。 ③原子序数=_______数=_______数=______________数 2．元素周期表的结构 (1)原子核外电子排布与周期的划分 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 _______ 2 1s _______ 二 2s1 _______ 8 2s、2p _______ 三 3s1 _______ 8 3s、3p _______ 四 4s1 _______ 8 4s、3d、4p _______ 五 5s1 _______ 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 _______ 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 _______ 8 7s、5f、6d、7p 32 (2)核外电子排布与族的关系 ①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为______。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为_______。 ②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子构型 _______ _______ _______ _______ _______ _______ _______ ③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。 ④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。 族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB 价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2 族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。 第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现出+8价。 第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。 3．根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束)，中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的______数，具体数据如下： 【典例1】丽水地区矿产资源丰富，如钒钛磁铁矿不仅是铁的重要来源，而且伴生的钒、钛、铬、钴、镍和钪等多种组份，具有很高的综合利用价值。下列说法错误的是( ) A．钛元素在元素周期表中的d区 B．电子排布式违反了构造原理 C．在铁原子中，不可能有两个能量完全相同的电子 D．基态钒原子(23V)核外有23个不同运动状态的电子 【变式1-1】某元素原子的外围电子排布式为3s23p5，则下列对其在周期表中的位置叙述正确的是( ) A．第2周期第ⅦA族 B．第3周期第ⅦA族 C．第3周期第ⅤA族 D．第3周期0族 【变式1-2】下列关于原子结构及元素周期表的说法错误的是( ) A．第ⅡA族基态原子最外层电子排布均为ns2 B．第三、四周期同主族元素的原子序数均相差8 C．元素周期表有3个短周期4个长周期 D．除第一周期外，其余各周期的原子核外电子排布总是从ns开始，以np结束 【变式1-3】已知元素原子的下列结构或性质，能确定其在周期表中位置的是( ) A．某元素原子的第二电子层电子排布图为 B．某元素在某种化合物中的化合价为＋4价 C．某元素原子的最外层上电子数为6 D．某元素原子的外围电子排布式为3s23p5 题型02 元素周期表的分区 1．按电子排布分区 (1)按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 (2)各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在_______能级上，属于活泼金属元素(H除外)，为碱金属元素和碱土金属元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在_______能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在_______能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 为过渡金属元素，核外电子先填满_______能级而后再填充_______能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 2．按金属元素与非金属元素分区 (1)金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置 沿着周期表中_______、_______、砷、碲、砹、与_______、_______、锑、钋、之间画一条线，线的左边是_______元素(氢除外)，线的右边是_______元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。 (2)金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。 【典例2】已知某基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，该元素在周期表中的位置和区分别是( ) A．第四周期ⅡB族；s区 B．第四周期ⅦB族；d区 C．第四周期Ⅶ族；d区 D．第四周期Ⅷ族；d区 【变式2-1】某元素基态原子的外围电子排布即价电子排布为3d74s2，该元素在周期表中的位置及分区是( ) A．第三周期，第ⅡB族，ds区 B．第四周期，第ⅡB族，d区 C．第三周期，第ⅦA族，s区 D．第四周期，第Ⅷ族，d区 【变式2-2】元素周期表是学习化学的重要工具。下列说法正确的是( ) A．周期表中s区、d区、ds区都是金属元素 B．周期表中p区元素均为主族元素 C．同周期的第ⅠA族元素与第ⅢA族元素原子序数一定相差2 D．价电子排布式为5s25p2的元素在周期表第五周期第ⅣA族 【变式2-3】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是( ) A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是s区元素 B．原子的价层电子排布式为(n-1)d6-8ns2的元素一定是ds区元素 C．最外层有三个未成对电子的元素一定属于主族元素 D．基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素的族序数一定为x+y 题型03 元素周期律 1．元素周期律 (1)定义：元素的性质随原子的__________递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的____________________周期性变化的必然结果。 2．元素周期系 定义：元素按其原子__________递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 3．主族元素的周期性变化规律 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 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 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 4．金属性和非金属性强弱的判断方法 一表 两序 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱 非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强 【典例3】(2026·浙江六校联盟高二期中)根据元素周期律推测，下列说法不正确的是( ) A．原子半径： Mg> Na B．碱性： Mg(OH)2＞Al(OH)3 C．非金属性：Br>I D．热稳定性：NH3＞PH3 【变式3-1】下列关于元素周期表和周期律的叙述正确的是( ) A．卤族元素从上到下电负性减小 B．最外层1个电子的元素只能位于区 C．0族元素的价电子排布均为ns2np6 D．“对角线规则”指某些主族元素与左下方元素性质相似 【变式3-2】 3．硫的非金属性比氧弱，从以下事实不能做出判断的是( ) A．硫与氢气反应比氧气跟氢气反应更难 B．硫化氢的水溶液露置在空气中会变浑浊 C．S的熔沸点比高 D．水的热稳定性比硫化氢强 【变式3-3】卤族元素化合物的性质有相似性和递变性，下列说法正确的是( ) A．HF、HCl、HBr的沸点依次升高 B．HF、HCl、HBr、HI酸性依次减弱 C．NaF、NaCl、NaBr熔点依次降低 D．H-O-X(X代表Cl、Br、I)的酸性随着X的原子序数递增逐渐增强 题型04 微粒半径大小比较 1．影响原子半径大小的因素：_______________和__________。 2．影响方式： 【易错警示】 因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 3．微粒半径大小比较 (1)原子半径大小的比较方法 ①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐__________ (稀有气体元素除外)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) ②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐__________。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al) (2)离子半径大小的比较方法 ①同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子__________高价阳离子。 例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径__________。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) ③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径__________。 例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－) ④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋) 【方法技巧】微粒半径大小的比较方法 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 【典例4】下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是(　　) ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(F－)<r(O2－) ④r(Fe2＋)<r(Fe3＋)<r(Fe) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 【变式4-1】下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．Na<Mg<Al<S B．I<Br<Cl<F C．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ D．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ 【变式4-2】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 【变式4-3】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 M R Q T X Y Z 原子半径/nm 0.037 0.186 0.074 0.102 0.143 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 -2 -2、+4、+6 +3 +2 -1 下列说法正确的是(　　) A．的氧化物对应水化物的酸性：T<Z B．R、X、Y的单质失电子能力最强的是X C．M与Q两种元素原子按1∶1形成非极性分子 D．BeO与X氧化物性质相似，属于两性氧化物 题型05 电离能 1．第一电离能 (1)定义：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。 (2)符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1 (3)意义：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_______，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越_______，原子越难失去一个电子。 (4)变化规律 第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果： 一般 规律 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能_______；但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg)> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同一主族，从上到下，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐_______。 特殊 情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3.d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有_______的第一电离能。如同周期主族元素，第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满，比较稳定，所以其第一电离能_______于同周期相邻的主族元素。 2．逐级电离能变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐_______的，即I1< I2< I3<… (2)当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在____________发生了变化 3．电离能的应用 (1)推断元素原子的核外电子排布 例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有______个电子 (2)判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 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价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为_______ (O、F除外)。 (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_______ (稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越_______。 【典例5】已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ/mol。根据表中所列数据判断错误的是( ) 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11575 A．元素X的常见化合价是+1价 B．元素Y是ⅢA族的元素 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3周期，它可与冷水剧烈反应 【变式5-1】具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是(　　) ①3p轨道上只有一对成对电子的原子　②外围电子排布式为3s23p6的原子　③3p轨道为半充满的原子　④正三价阳离子与氖相同的原子 A．①②③④ B．③①②④ C．②③①④ D．②④①③ 【变式5-2】如图三条曲线分别表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是(　　) A．元素电负性：c>b>a B．简单氢化物的稳定性：c>a>b C．简单氢化物的沸点：b>c>a D．对应最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：a>c>b 【变式5-3】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．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ns2np1的可能是T元素 题型06 电负性 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 (1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 (2)意义：电负性越_______的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3)大小的标准：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。 (4)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_______；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变_______。金属元素的电负性较_______，非金属元素的电负性较_______。电负性最大的是_______，最小的是铯。 (5)应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I.金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大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_______，又有______________。不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。 II.金属元素的电负性越小，金属元素_______；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②判断化学键的类型 I.如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成_______，但也有特例(如HF)。 II.如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成_______， 但也有特例(如NaH)。 ③判断元素的化合价 I.电负性小的元素易呈现正价 II.电负性大的元素易呈现负价 ④解释对角线规则 利用_______可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 3．电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也_______。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 _______ _______ 碱性 _______ _______ 气态氢化物的稳定性 _______ _______ 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族) _______ 电负性 _______ _______ 【典例6】已知X、Y为第三周期元素，且电负性X>Y，下列说法正确的是( ) A．第一电离能Y一定小于X B．简单气态氢化物的稳定性：X>Y C．最高价含氧酸的酸性：Y>X D．X和Y形成化合物时，X显正价，Y显负价 【变式6-1】 下列有关电负性的说法中不正确的是( ) A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 【变式6-2】下列不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( ) A．与H2化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 【变式6-3】不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值： 元素符号 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98 元素符号 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。 (2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：__________<x(Mg)<__________，__________<x(N)<________。 (3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子。 (4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。 (5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________。 (6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：________________________________________________________________________ (写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________。 题型07 元素推断 1．元素推断的一般思路 2．推断题要点总结 (1)结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：a.电子层数＝_______；b.质子数＝_______ _______；c.最外层电子数＝_______ __；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 ②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”； b.各周期元素种类； c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置； d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。 (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、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：______。 ②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：______。 ③地壳中含量最多的元素：______。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2.、Na2O2.双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：______。 ⑥单质密度最小的元素：______；密度最小的金属元素：______。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：______；金属元素：______。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：______。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：______。 ⑩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)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 稀有气体元素原子电子层结构与同周期非金属元素原子形成阴离子的电子层结构相同，与下一周期某些金属元素原子形成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。 3．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)＝最高能层序数 ②主族元素的族序数＝__________ ③第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为(n－1)d1～10ns1～2(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ⅦB族。 ④第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为(n-1)d10ns1~2，族序数=ns能级上的电子数。 【典例7】(2025·浙江杭州学军中高二期中)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，常温常压下，W单质为密度最小的气体，X的最高正化合价和最低负化合价代数和等于0，Y的简单氢化物遇浓盐酸会产生“白烟”，W和Z位于同主族。下列叙述正确的是( ) A．简单离子半径：Z>Y B．最简单氢化物的稳定性：X<Y C．最高价氧化物对应水化物的酸性：X>Y D．W、X两元素只能形成一种化合物 【变式7-1】W、X、Y、Z、R是五种原子序数依次增大的短周期主族元素，W元素的一种离子与Li+具有相同的核外电子排布且半径比Li+大，X的基态原子核外L层的电子数与Y的基态原子核外M层的电子之比为3∶2，X与Z同主族，Z的基态原子价层电子排布式为3s23p4。下列说法错误的是( ) A．简单气态氢化物的热稳定性：Z>Y B．原子半径：W<Li C．第一电离能：X>Y D．电负性：R<Z 【变式7-2】(2025·浙江师大附中高二质检)如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是( ) A．原子半径： B．Z的单质是一种半导体材料 C．元素W的最高价和最低价代数和为4 D．Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物不能相互反应 【变式7-3】已知M、N、X、Y、Z为原子序数依次增大的五种短周期主族元素，由五种元素构成的离子结构如图所示，其中Y与Z同主族，N的基态原子s轨道电子数是p轨道的4倍，且M、N、Y原子序数之和为15。下列说法正确的是( ) A．原子半径 B．最高价氧化物对应水溶液的酸性 C．简单氢化物稳定性Y<Z D．Z的单质在M的单质中点燃，产生苍白色火焰 1 / 1 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原子结构与元素周期表结构 题型02 元素周期表的分区 题型03 元素周期律 题型04 微粒半径大小比较 题型05 电离能 题型06 电负性 题型07 元素推断 题型01 原子结构与元素周期表结构 1．元素周期表 (1)含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。 (2)元素周期系与元素周期表的关系： 注：①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号 ②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。 ③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 2．元素周期表的结构 (1)原子核外电子排布与周期的划分 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 (2)核外电子排布与族的关系 ①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。 ②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。 ④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。 族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB 价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2 族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。 第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现出+8价。 第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。 3．根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系 各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束)，中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下： 【典例1】丽水地区矿产资源丰富，如钒钛磁铁矿不仅是铁的重要来源，而且伴生的钒、钛、铬、钴、镍和钪等多种组份，具有很高的综合利用价值。下列说法错误的是( ) A．钛元素在元素周期表中的d区 B．电子排布式违反了构造原理 C．在铁原子中，不可能有两个能量完全相同的电子 D．基态钒原子(23V)核外有23个不同运动状态的电子 【答案】C 【解析】A项，钛元素在元素周期表第四周期第ⅣB族，属于d区元素，A正确；B项，Sc原子的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2 ，因为能级交错应先排4s再排3d，其违背了构造原理，B正确；C项，铁原子中，相同能层的同一能级的电子能量相同，C错误；D项，钒元素为23号，原子核外有23个电子且运动状态各不相同，D正确；故选C。 【变式1-1】某元素原子的外围电子排布式为3s23p5，则下列对其在周期表中的位置叙述正确的是( ) A．第2周期第ⅦA族 B．第3周期第ⅦA族 C．第3周期第ⅤA族 D．第3周期0族 【答案】B 【解析】该元素原子的外围电子排布式为3s23p5，说明共有三个电子层且最外层有7个电子，则为17号元素Cl，它在周期表中处于第3周期第ⅦA族，故选B。 【变式1-2】下列关于原子结构及元素周期表的说法错误的是( ) A．第ⅡA族基态原子最外层电子排布均为ns2 B．第三、四周期同主族元素的原子序数均相差8 C．元素周期表有3个短周期4个长周期 D．除第一周期外，其余各周期的原子核外电子排布总是从ns开始，以np结束 【答案】B 【解析】A项，ⅡA族基态原子最外层电子排布均为ns2，故A正确；B项，第三、第四周期同主族元素的原子序数ⅠA、ⅡA均相差8，ⅢA-0族同主族元素均相差18，故B错误；C项，元素周期表有3个短周期4个长周期，故C正确；D项，第一周期只有两种元素，以1s1开始，1s2结束，其余各周期的原子核外电子排布总是从ns开始，以np结束，故D正确；故选B。 【变式1-3】已知元素原子的下列结构或性质，能确定其在周期表中位置的是( ) A．某元素原子的第二电子层电子排布图为 B．某元素在某种化合物中的化合价为＋4价 C．某元素原子的最外层上电子数为6 D．某元素原子的外围电子排布式为3s23p5 【答案】D 【解析】A项，因为第二电子层已经排满，所以第三电子层排布情况不知道，无法确定其在周期表中的位置，A错误；B项，化合价为＋4价，可能是ⅣA族，也可能不是ⅣA族，也无法确定周期数，无法确定其在周期表中的位置，B错误；C项，只知道最外层上电子数为6，无法确定周期数，无法确定其在周期表中的位置，C错误；D项，某元素原子的外围电子排布式为3s23p5，则是第三周期ⅦA族，D正确； 故选D。 题型02 元素周期表的分区 1．按电子排布分区 (1)按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。 (2)各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别 分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点 s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外)，为碱金属元素和碱土金属元素 p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素 d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成 f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似 2．按金属元素与非金属元素分区 (1)金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置 沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。 (2)金属与非金属交界处元素的性质特点 在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。 【典例2】已知某基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，该元素在周期表中的位置和区分别是( ) A．第四周期ⅡB族；s区 B．第四周期ⅦB族；d区 C．第四周期Ⅶ族；d区 D．第四周期Ⅷ族；d区 【答案】D 【解析】某基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，能层为4，价电子排布为3d84s2，该元素在周期表中的位置是第四周期Ⅷ族，位于d区，故选D。 【变式2-1】某元素基态原子的外围电子排布即价电子排布为3d74s2，该元素在周期表中的位置及分区是( ) A．第三周期，第ⅡB族，ds区 B．第四周期，第ⅡB族，d区 C．第三周期，第ⅦA族，s区 D．第四周期，第Ⅷ族，d区 【答案】D 【解析】某元素基态原子的价电子排布为3d74s2，该元素是27号元素Co，该元素在周期表中的位置是第四周期第Ⅷ族，分区为d区；故选D。 【变式2-2】元素周期表是学习化学的重要工具。下列说法正确的是( ) A．周期表中s区、d区、ds区都是金属元素 B．周期表中p区元素均为主族元素 C．同周期的第ⅠA族元素与第ⅢA族元素原子序数一定相差2 D．价电子排布式为5s25p2的元素在周期表第五周期第ⅣA族 【答案】D 【解析】A项，周期表中s区氢元素不是金属元素，A错误；B项，周期表中p区元素还包括稀有气体，B错误；C项，同周期的第ⅠA族元素与第ⅢA族元素原子序数可能相差2、12、26，C错误；D项，价电子排布式为5s25p2的元素为50号元素锡，在周期表第五周期第ⅣA族，D正确；故选D。 【变式2-3】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述中，正确的是( ) A．基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是s区元素 B．原子的价层电子排布式为(n-1)d6-8ns2的元素一定是ds区元素 C．最外层有三个未成对电子的元素一定属于主族元素 D．基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素的族序数一定为x+y 【答案】C 【解析】A项，基态原子的N层上只有一个电子的元素，其基态原子电子排布式可能为1s22s22p63s23p64s1、1s22s22p63s23p63d54s1或1s22s22p63s23p63d104s1，即该元素可能在ⅠA族、ⅥB族或ⅠB族，不一定位于s区，故A错误；B项，原子的价层电子排布式为(n-1)d6-8ns2的元素是第Ⅷ族元素，位于d区，故B错误；C项，原子核外最外层有三个未成对电子的元素，其p能级为3个电子，一定属于主族元素，故C正确；D项，基态原子的价层电子排布式为(n-1)dxnsy的元素，其族序数可能为、也可能为y(，或2)，该元素还可能在第Ⅷ族，故D错误；故选C。 题型03 元素周期律 1．元素周期律 (1)定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 2．元素周期系 定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。 3．主族元素的周期性变化规律 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 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 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 4．金属性和非金属性强弱的判断方法 一表 两序 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱 非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强 【典例3】(2026·浙江六校联盟高二期中)根据元素周期律推测，下列说法不正确的是( ) A．原子半径： Mg> Na B．碱性： Mg(OH)2＞Al(OH)3 C．非金属性：Br>I D．热稳定性：NH3＞PH3 【答案】A 【解析】A项，同周期主族元素从左到右原子半径减小，Na在Mg左侧，原子半径应为Na＞Mg，A错误；B项，金属性Mg＞Al，对应最高价氧化物水化物的碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，B正确；C项，Br和I同属ⅦA族，Br在上，非金属性Br＞I，C正确；D项，N的非金属性＞P的非金属性，故NH3的热稳定性＞PH3的热稳定性，D正确；故选A。 【变式3-1】下列关于元素周期表和周期律的叙述正确的是( ) A．卤族元素从上到下电负性减小 B．最外层1个电子的元素只能位于区 C．0族元素的价电子排布均为ns2np6 D．“对角线规则”指某些主族元素与左下方元素性质相似 【答案】A 【解析】A项，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，则卤族元素从上到下电负性减小，A正确； B项，最外层1个电子的元素不都位于s区，例如基态Cr原子电子排布为 [Ar]3d54s1 ，位于d区，B错误； C项，0族元素的价电子排布不都为ns2np6，例如氦为1s2，C错误； D项，“对角线规则”指某些主族元素与右下方元素性质相似，D错误；故选A。 【变式3-2】 3．硫的非金属性比氧弱，从以下事实不能做出判断的是( ) A．硫与氢气反应比氧气跟氢气反应更难 B．硫化氢的水溶液露置在空气中会变浑浊 C．S的熔沸点比高 D．水的热稳定性比硫化氢强 【答案】C 【解析】A项，元素的非金属性越强，对应的单质与氢气化合越容易，氧气与氢气容易化合，说明O的非金属性强，A正确；B项，H2S水溶液在空气中变浑浊，是由于发生：2H2S+O2=2S+2H2O，说明O2的氧化性大于S，则O的非金属性强，B正确；C项，熔沸点属于物理性质，与非金属性无关，不能比较非金属性的强弱，C错误；D项，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，O的非金属性大于S，则热稳定性H2O比H2S强，D正确；故选C。 【变式3-3】卤族元素化合物的性质有相似性和递变性，下列说法正确的是( ) A．HF、HCl、HBr的沸点依次升高 B．HF、HCl、HBr、HI酸性依次减弱 C．NaF、NaCl、NaBr熔点依次降低 D．H-O-X(X代表Cl、Br、I)的酸性随着X的原子序数递增逐渐增强 【答案】C 【解析】A项，HCl、HBr是分子晶体，它们的相对分子质量依次增大，则沸点依次升高，由于HF分子间存在氢键，使沸点异常增大，故三者中沸点大小应该是HF＞HBr＞HCl，故A错误；B项，从F到I，原子半径显著增大，形成的氢化物中，原子半径越大，键能越小，氢离子越容易电离，所以从HF、HCl、HBr、HI的酸性依次增强，B错误；C项，NaF、NaCl、NaBr属于离子晶体，离子半径越大，键能越小，熔沸点越低，由离子半径Br->Cl->F-，则NaF、NaCl、NaBr熔点依次降低，故C正确；D项，X元素的电负性越强，X吸引电子对的能力越强，使O-H间的电子对向O原子方向偏离，电离出H+更容易，由于电负性： Cl>Br>I，则H一O一X的酸性随着X的原子序数递增逐渐减弱，故D错误。故选C。 题型04 微粒半径大小比较 1．影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 2．影响方式： 【易错警示】 因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 3．微粒半径大小比较 (1)原子半径大小的比较方法 ①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) ②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) ③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。 例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al) (2)离子半径大小的比较方法 ①同种元素的粒子半径，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：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。 例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) ③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。 例：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－) ④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋) 【方法技巧】微粒半径大小的比较方法 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 【典例4】下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是(　　) ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(F－)<r(O2－) ④r(Fe2＋)<r(Fe3＋)<r(Fe) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 【答案】C 【解析】同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴、阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Al3＋)<r(Mg2＋)<r(Na＋) <r(F－)<r(O2－)，③错误；对于同一元素，阳离子半径小于原子半径，化合价越高半径越小，④错误。 【变式4-1】下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A．Na<Mg<Al<S B．I<Br<Cl<F C．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ D．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ 【答案】D 【解析】A项，同周期自左向右原子半径逐渐 ，则原子半径：Na＞Mg＞Al＞S，A错误；B项，同主族从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径：I＞Br＞Cl＞F，B错误；C项，核外电子排布相同时离子半径随原子序数的增大而减小，则离子半径：O2－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C错误；D 项，离子的核外电子层数越多，离子半径越大，核外电子排布相同时离子半径随原子序数的增大而减小，则离子半径：S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋，D正确；答案选D。 【变式4-2】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 【答案】D 【解析】②、③、④三种离子分别是S2－、O2－、Cl－，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②>④，③>①；电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②>④>③>①。 【变式4-3】元素周期表隐含着许多信息和规律。以下所涉及的元素均为中学化学中常见的短周期元素，其原子半径及主要化合价列表如下，其中R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源。 元素代号 M R Q T X Y Z 原子半径/nm 0.037 0.186 0.074 0.102 0.143 0.160 0.099 主要化合价 +1 +1 -2 -2、+4、+6 +3 +2 -1 下列说法正确的是(　　) A．的氧化物对应水化物的酸性：T<Z B．R、X、Y的单质失电子能力最强的是X C．M与Q两种元素原子按1∶1形成非极性分子 D．BeO与X氧化物性质相似，属于两性氧化物 【答案】D 【解析】R2Q2用于呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源，根据表格中元素的主要化合价可知，R为Na元素，O为氧元素；T元素的主要化合价有-2、+4、+6，且半径大于氧原子，则T为S元素；M元素的主要化合价为+1，且其原子半径比氧小，则M为H元素；Z原子的半径较氧大，主要化合价为-1，则为Cl元素；X、Y两元素的主要化合价分别为+3、+2，原子半径比钠略小，则X、Y为Al、Mg元素。A项，未说明是最高价含氧酸，对于的物质不唯一，无法进行比较，故A错误；B项，由上述分析可知R、X、Y分别为Na、Al、Mg三种金属元素，同周期主族元素从左往右，金属性逐渐减弱，因此金属性的强弱为：钠>镁>铝，则单质失去电子能力最强的为Na，故B错误；C项，M、Q分别为氢和氧元素，两种元素原子按1∶1形成的化合物为共价化合物H2O2，正负电荷中心不重合，因此为极性分子，故C错误；D项，X为铝元素，Al2O3是两性氧化物,根据对角线规则，Be与Al的化学性质相似，所以BeO也是两性氧化物，故D正确；故选D。 题型05 电离能 1．第一电离能 (1)定义：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。 (2)符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1 (3)意义：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。 (4)变化规律 第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果： 一般 规律 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg)> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同一主族，从上到下，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。 特殊 情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3.d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素，第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素。 2．逐级电离能变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… (2)当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 3．电离能的应用 (1)推断元素原子的核外电子排布 例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子 (2)判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数 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价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。 (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(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。 【典例5】已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ/mol。根据表中所列数据判断错误的是( ) 元素 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11575 A．元素X的常见化合价是+1价 B．元素Y是ⅢA族的元素 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3周期，它可与冷水剧烈反应 【答案】D 【解析】X、Y是主族元素，I为电离能，X第一电离能和第二电离能差距较大，说明X为第IA族元素；Y第三电离能和第四电离能差距较大，说明Y为第IIIA族元素，X的第一电离能小于Y，说明X的金属活泼性大于Y。A项，X为第IA族元素，元素最高化合价与其族序数相等，所以X常见化合价为+1价，故A正确；B项，Y为第IIIA族元素，故B正确；C项，若元素X是Na与氯形成化合物时，化学式可能是NaCl，故C正确；D项，若元素Y处于第三周期，为Al元素，则它与冷水不反应，故D错误；故选D。 【变式5-1】具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是(　　) ①3p轨道上只有一对成对电子的原子　②外围电子排布式为3s23p6的原子　③3p轨道为半充满的原子　④正三价阳离子与氖相同的原子 A．①②③④ B．③①②④ C．②③①④ D．②④①③ 【答案】C 【解析】由题意知，①是硫原子，②是稀有气体元素氩原子，③是磷原子，④是铝原子。根据元素第一电离能变化规律知铝的第一电离能最小，S的核电荷数虽然比P大，但磷原子3p轨道半充满，比较稳定，故P的第一电离能大于S，同一周期中，稀有气体元素原子第一电离能最大，故选C。 【变式5-2】如图三条曲线分别表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是(　　) A．元素电负性：c>b>a B．简单氢化物的稳定性：c>a>b C．简单氢化物的沸点：b>c>a D．对应最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：a>c>b 【答案】C 【解析】同主族元素从上到下第一电离能减小，P元素3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素，故Si的第一电离能最小，由题图可知，c为Si元素。P原子第四电离能为失去3s2能级中的1个电子，与第三电离能相差较大，可知b为P元素、a为C元素。A项，同周期元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减小，故Si的电负性最小，A错误；B项，非金属性越强，简单氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4的稳定性最差，B错误；C项，a、b、c三种元素的最简单氢化物分别为CH4、PH3、SiH4，均为分子晶体，不含分子间氢键，相对分子质量CH4＜SiH4＜PH3，所以沸点CH4＜SiH4＜PH3，即b>c>a，C正确；D项，H3PO4为中强酸，H2CO3和H2SiO3为弱酸，对应最高价氧化物的水化物的酸性强弱：H3PO4>H2CO3>H2SiO3，D错误；故选C。 【变式5-3】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．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ns2np1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。A项，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项，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项，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项，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ns2np1的可能是T元素，D正确；故选B。 题型06 电负性 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 (1)定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 (2)意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (3)大小的标准：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。 (4)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。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。 (5)应用 ①判断元素的金属性或非金属性强弱 I.金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大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。不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。 II.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判断化学键的类型 I.如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例(如HF)。 II.如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键， 但也有特例(如NaH)。 ③判断元素的化合价 I.电负性小的元素易呈现正价 II.电负性大的元素易呈现负价 ④解释对角线规则 利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。 3．电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 【典例6】已知X、Y为第三周期元素，且电负性X>Y，下列说法正确的是( ) A．第一电离能Y一定小于X B．简单气态氢化物的稳定性：X>Y C．最高价含氧酸的酸性：Y>X D．X和Y形成化合物时，X显正价，Y显负价 【答案】B 【解析】X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，则原子序数X>Y，非金属性X＞Y。A项，同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，当能级处于半满、全满稳定状态时，能量较低，第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能可能Y大于X，如N＞O，故A错误；B项，非金属性越强，气态氢化物越稳定，则简单气态氢化物的稳定性：X＞Y，故B正确；C项，元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，最高价含氧酸的酸性：X＞Y，故C错误；D.电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故D错误；故选B。 【变式6-1】 下列有关电负性的说法中不正确的是( ) A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强 B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大 C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势 D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价 【答案】B 【解析】A项，元素电负性的大小，表示其原子在化合物中吸引电子能力大小，元素电负性越大，原子吸引电子能力越大，故A正确；B项，N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能N大于O元素，故B错误；C项，对于主族元素同周期自左而右电负性逐渐增大，故C正确；D项，电负性越小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性越大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值，故D正确；故选B。 【变式6-2】下列不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( ) A．与H2化合时X单质比Y单质容易 B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强 C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 【答案】C 【解析】X的电负性比Y的大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强，原子的最外层电子数不能决定元素原子得失电子的能力，则C项不能说明X的电负性比Y的大。 【变式6-3】不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值： 元素符号 Li Be B C O F x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98 元素符号 Na Al Si P S Cl x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。 (2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：__________<x(Mg)<__________，__________<x(N)<________。 (3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子。 (4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。 (5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________。 (6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：________________________________________________________________________ (写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________。 【答案】(1)原子半径越小，x值越大　周期性 (2)0.93　1.57　2.25　3.44 (3)氮　(4)共价键　(5)F (6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物　将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物 【解析】(1)表中同一周期的元素从Li→F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大；(2)根据(1)中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)；(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方；(4)根据规律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的化学键为共价键；(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。 题型07 元素推断 1．元素推断的一般思路 2．推断题要点总结 (1)结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 ②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”； b.各周期元素种类； c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置； d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。 (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、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 ②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素：O。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2.、Na2O2.双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。 ⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑩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)利用稀有气体元素原子结构的特殊性。 稀有气体元素原子电子层结构与同周期非金属元素原子形成阴离子的电子层结构相同，与下一周期某些金属元素原子形成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。 3．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。 ④第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为(n-1)d10ns1~2，族序数=ns能级上的电子数。 【典例7】(2025·浙江杭州学军中高二期中)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，常温常压下，W单质为密度最小的气体，X的最高正化合价和最低负化合价代数和等于0，Y的简单氢化物遇浓盐酸会产生“白烟”，W和Z位于同主族。下列叙述正确的是( ) A．简单离子半径：Z>Y B．最简单氢化物的稳定性：X<Y C．最高价氧化物对应水化物的酸性：X>Y D．W、X两元素只能形成一种化合物 【答案】B 【解析】W单质的密度最小，为H元素，X的最高正化合价和最低负化合价代数和等于0，为C元素，Y的简单氢化物遇浓盐酸会产生“白烟”，为N元素，W和Z位于同主族，且W、X、Y、Z的原子序数依次增大，故Z为Na元素。A项，N3-和Na+均为10电子，原子序数越大，离子半径越小，故简单离子半径：r(N3-)＞r(Na+)，A项错误；B项，非金属性N>C，最简单氢化物的稳定性：X<Y，B项正确；C项，非金属性N>C，最高价氧化物对应水化物的酸性：HNO3>H2CO3，C项错误；D项，W为H，X为C，W、X两元素形成化合物为烃类，可以形成多种，D项错误；故选B。 【变式7-1】W、X、Y、Z、R是五种原子序数依次增大的短周期主族元素，W元素的一种离子与Li+具有相同的核外电子排布且半径比Li+大，X的基态原子核外L层的电子数与Y的基态原子核外M层的电子之比为3∶2，X与Z同主族，Z的基态原子价层电子排布式为3s23p4。下列说法错误的是( ) A．简单气态氢化物的热稳定性：Z>Y B．原子半径：W<Li C．第一电离能：X>Y D．电负性：R<Z 【答案】D 【解析】W、X、Y、Z、R是五种原子序数依次增大的短周期主族元素，W元素的一种离子与Li+具有相同的核外电子排布且半径比Li+大，W是H元素；X与Z同主族，Z的基态原子价层电子排布式为3S23P4，Z是S元素、R是Cl元素，则X是O元素。X的基态原子核外L层的电子数与Y的基态原子核外M层的电子之比为3∶2，Y是Si元素。A项，同周期元素从左到右非金属性增强，气态氢化物的稳定性增强，简单气态氢化物的热稳定性：H2S>SiH4，故A正确；B项，电子层数越多半径越大，原子半径：H<Li，故B正确；C项，同周期元素第一电离能有增大趋势，第一电离能C<O：同主族元素从上到下第一电离能减小，第一电离能Si<C，所以第一电离能O>Si，故C正确；D项，同周期元素从左到右电负性依次增大，电负性：S<Cl，故D错误；故选D。 【变式7-2】(2025·浙江师大附中高二质检)如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是( ) A．原子半径： B．Z的单质是一种半导体材料 C．元素W的最高价和最低价代数和为4 D．Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物不能相互反应 【答案】C 【解析】根据图示可知，1～18号元素X、Y、Z、W、R原子序数依次增大，X最低-2价，没有正价，推断为O元素；Y只有+1价，推断为Na元素；Z最高+3价推断为Al元素；W最高+6价，最低-2价，推断为S元素；R最高+7价，最低-1价，推断为Cl元素。A项，同周期原子半径从左往右减小，同主族从上往下增大，故原子半径：Na>Al>O，即Y>Z>X，A错误；B项，Z为Al，具有良好的导电性，属于良导体，B错误；C项，据分析，元素W是S，其最高价+6价和最低价-2价的代数和为4，C正确；D项，据分析，Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物分别是NaOH和Al(OH)3，二者能相互反应：NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]，D错误；故选C。 【变式7-3】已知M、N、X、Y、Z为原子序数依次增大的五种短周期主族元素，由五种元素构成的离子结构如图所示，其中Y与Z同主族，N的基态原子s轨道电子数是p轨道的4倍，且M、N、Y原子序数之和为15。下列说法正确的是( ) A．原子半径 B．最高价氧化物对应水溶液的酸性 C．简单氢化物稳定性Y<Z D．Z的单质在M的单质中点燃，产生苍白色火焰 【答案】D 【解析】N的基态原子s轨道电子数是p轨道的4倍，N是硼，又知M、N、X、Y、Z为原子序数依次增大的五种短周期主族元素，且M、N、Y原子序数之和为15，所以M是氢，Y是氟，Y与Z同主族则Z是氯，X形成4个共价键是碳，所以M、N、X、Y、Z分别是氢、硼、碳、氟、氯。A项，同周期原子半径自左向右依次减小，同主族原子半径自上而下依次增大，所以原子半径：氯大于硼大于碳大于氟大于氢，A错误；B项，氯的非金属性大于碳，非金属性越强最高价氧化物对应水溶液的酸性越强所以高氯酸的酸性大于碳酸，B错误；C项，氟的非金属性大于氯，非金属性越强氢化物越稳定，所以稳定性氟化氢大于氯化氢，C错误；D项，氯气在氢气中燃烧，产生苍白色火焰，D正确； 故选D。 1 / 1 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $