第二节 原子结构与元素的性质（举一反三专项训练，北京专用）【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】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1-1】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】已知某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是( ) A．该元素位于第五周期，第ⅡA族 B．该元素基态原子的最外层共有3个电子 C．该元素基态原子的第四电子层上有5个空轨道 D．该元素基态原子的第N层上共有9个不同运动状态的电子 【答案】D 【分析】外围电子排布为4d15s2，则该元素基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2。 【解析】A项，该元素价电子为4d15s2，为副族元素，A错误；B项，该元素基态原子最外层电子为第五层，有2个电子，B错误；C项，根据该元素的基态原子核外电子排布式可知，第四电子层上有d轨道上的4个空轨道，f轨道上的7个空轨道，C错误；D项，该元素原子核外N层上电子排布为4s24p64d1，共9个电子，每个电子的运动状态各不相同，D正确；故选D。 【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】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。 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】(2025·北京丰台期末)下列性质比较正确且能用元素周期律解释的是( ) A．金属性：Na>K B．碱性：NaOH>Mg(OH)2 C．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3 D．酸性：HNO3>H2SO3 【答案】B 【解析】A项，根据元素周期律，同主族元素从上到下金属性增强，K的金属性强于Na，A错误；B项，碱性：NaOH＞Mg(OH)2。Na和Mg同周期，金属性Na＞Mg，对应最高价氧化物水化物的碱性NaOH更强，符合周期律，B正确；C项，热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3。此性质与酸式盐的结构有关，而非不同元素的周期律变化，不能用元素周期律解释，C错误；D项，酸性：HNO3＞H2SO3。HNO3是N的最高价酸，而H2SO3中S为+4价(非最高价)，不能用周期律直接比较，D错误；故选B。 【变式3-1】(2025·北京人大附中期末)下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是( ) A．热稳定性：H2O>H2S>PH3 B．非金属性：F>O>N C．酸性：HClO4 >H2SO3 >H2SiO3 D．碱性：KOH>NaOH>LiOH 【答案】C 【解析】A项，热稳定性由非金属性决定，O、S、P的非金属性依次减弱，稳定性：H2O>H2S>PH3，A正确；B项，F、O、N同周期，非金属性随原子序数增大而增强，非金属性：F>O>N，B正确；C项，HClO4是Cl的最高价酸，H2SiO3是Si的最高价酸，但H2SO3并非S的最高价酸(最高价为H2SO4)，无法直接用周期律比较H2SO3的酸性，C错误；D项，K、Na、Li的金属性依次减弱，对应碱的碱性也减弱，符合周期律，D正确。故选C。 【变式3-2】(2025·北京海淀期中)下列事实不能用元素周期律知识解释的是( ) A．酸性：H2SO4＞HClO B．稳定性：HBr＞HI C．氧化性：Cl2＞P D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2 【答案】A 【解析】A项，HClO不是最高价含氧酸，故酸性H2SO4＞HClO不能用元素周期律知识解释，故A选；B项，同一主族元素，随着原子序数的增加元素的非金属性增强，元素的非金属性越强，形成的氢化物越稳定，所以稳定性：HBr＞HI，可以用元素周期律解释，故B不选；C项，同一周期元素从左到右元素的非金属性增强，对应单质的氧化性增强，所以氧化性：Cl2＞P，可以用元素周期律解释，故C不选；D项，同一周期元素，随着原子序数的增加元素的金属性减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，因此碱性：NaOH＞Mg(OH)2，能用元素周期律知识解释，故D不选；故选A。 【变式3-3】(2024·北京丰台三模)“神舟十三号”飞船所使用的砷化镓太阳能电池是我国自主研发、自主生产的产品，拥有全部知识产权。砷(As)和镓(Ga)都位于第四周期，分别位于第VA族和第IIIA族。下列说法不正确的是( ) A．原子半径Ga> As>P B．热稳定性NH3> PH3> AsH3 C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4 D．Ga(OH)3的化学性质可能与Al(OH)3相似 【答案】C 【解析】A项，同周期自左而右，原子半径减小，Ga和As位于同一周期，原子序数As>Ga，原子半径Ga>As；同主族自上而下原子半径增大，As在P的下一周期，原子半径As>P，所以原子半径Ga> As>P，A正确；B项，同主族自上而下非金属性减弱，非金属性N>P> As，非金属性越强，氢化物越稳定，所以热稳定性NH3> PH3> AsH3，B正确；C项，同周期自左而右，非金属性增强，非金属性S>P，同主族自上而下非金属性减弱，P> As，所以非金属性S>P>As，所以酸性H2SO4>H3PO4>H3AsO4，C错误；D项，镓(Ga)是第四周期IIIA族元素，与Al同族，与Al具有相似性质，氢氧化铝是两性氢氧化物，Ga金属性虽然比Al强，但可能具有两性，D正确；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】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表： 元素代号 原子半径 主要化合价 、、 下列叙述正确的是( ) A．、元素的金属性X<Y B．第一电离能Z<W C．的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D．一定条件下，单质可以将单质从其氢化物中置换出来 【答案】D 【解析】X、Y的半径比较大，在第三周期，X和Y为同周期，它们的主要化合价分别为+2和+3，分别为Mg和Al元素；Z元素原子半径比W大，Z的最高价为+5价，为N元素；W的化合价-2，而且没有正化合价，为O元素。A项，同周期金属元素从左到右金属性逐渐减弱，可知金属性Mg(X)>Al(Y)，故A错误；B项，同周期主族元素从左往右第一电离能呈现增大的趋势，但由于氮元素的2p轨道是半充满，稳定性强，所以第一电离能：N>O，故B错误；C项，Y的最高价氧化物的水化物为Al(OH)3，Al(OH)3溶于强碱，不溶于弱碱，所以不与NH3·H2O反应，故C错误；D项，Z为N元素，W为O元素，W单质为O2，Z的氢化物如NH3，其中N元素为负价，O2具有强氧化性，因此可以氧化N元素为0价的N2，如：4NH3+3O22N2+6H2O，属于置换反应，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】(2025·北京房山高二期中)已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是，根据表中所列数据判断，不正确的是( ) 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 A．元素X的最高正价为+1价 B．元素X是第IA族元素 C．若元素Y处于第3周期，它的单质不仅可以溶于盐酸，还能溶于NaOH溶液 D．元素Y与氯元素形成化合物的化学式可能是YCl3，该物质一定是离子化合物 【答案】D 【解析】X的第二电离能远大于第一电离能，X为第IA族元素，Y的第四电离能远大于第三电离能，Y为第IIIA族的元素。A项，根据分析，X为第IA族元素，X的最高正价为+1价，A正确；B项，X的第二电离能远大于第一电离能，X为第IA族元素，B正确；C项，Y的第四电离能远大于第三电离能，Y为第IIIA族的元素，若元素Y处于第3周期，它的单质为Al，可以溶于盐酸，还能溶于NaOH溶液，C正确；D项，Y为第IIIA族的元素，若Y为Al，AlCl3为共价化合物，D错误；故选D。 【变式5-1】(2025·北京延庆高二期中)下列元素的第一电离能从小到大的顺序正确的是( ) A．Li<B<Be B．N<O<F C．Na<Mg<Al D．C<N<O 【答案】A 【解析】第一电离能变化规律：同周期元素同周期从左向右第一电离能逐渐增大，第ⅡA、ⅤA族元素原子最外层为全充满或半充满结构，较稳定，第一电离能大于同周期相邻主族元素；同主族元素从上到下第一电离能依次减小。A项，Li、B、Be为同周期元素，且Be位于第ⅡA族，处于全充满结构，更稳定，则第一电离能：Li<B<Be，A正确；B项，N、O、F为同周期元素，且N位于第ⅤA族，处于半充满结构，更稳定，则第一电离能：O<N<F，B错误；C项，Na、Mg、Al为同周期元素，且Mg位于第ⅡA族，处于全充满结构，更稳定，则第一电离能：Na < Al < Mg，C错误；D项，C、N、O为同周期元素，且N位于第ⅤA族，处于半充满结构，更稳定，则第一电离能：C<O<N，D错误；故选A。 【变式5-2】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，故钾的活泼性强于钠 B．同周期主族元素的第一电离能依次增大 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】A项，钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明K原子比Na原子更容易失去电子，所以钾的活泼性强于钠，A正确；B项，同一周期主族元素的原子半径逐渐减小，第一电离能随原子序数的增大而呈增大趋势，但当元素处于第IIA、第VA时，原子核外电子排布处于轨道的全满、半满的稳定状态，失去电子消耗能量大于同一周期相邻元素，第IIA＞第IIIA；第VA＞第IVA；B错误；C项，最外层电子排布式为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，处于轨道的全充满的稳定状态，再失去电子较难，失去电子消耗能量较大，因此其第一电离能较大，C正确；D项，对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D正确；故选B。 【变式5-3】元素的基态气态原子得到电子形成气态负离子时所放出或吸收的能量称作电子亲和能，O原子的第二电子亲和能()为。根据如图数据(单位均为)，下列说法错误的是( ) A．的第三电离能远远大于1450.6 kJ·mol−1 B．的第一电离能小于737.7 kJ·mol−1 C．的键能为498.4 kJ·mol−1 D．Y2=897.9 kJ·mol−1、 【答案】D 【解析】A项，基态镁原子最外层只有两个电子，由图可知，Mg的第二电离能为1450.6 kJ·mol−1，则第三电离能远远大于1450.6 kJ·mol−1，故A正确；B项，Mg的第一电离能为737.7 kJ·mol−1，3s能级电子能量小于3p能级电子，Mg的第一电离能大于同周期相邻的Al元素，则Al的第一电离能小于737.7 kJ·mol−1，故B正确；C项，由图可知吸收的能量为249.2 kJ·mol−1，则O=O的键能为，故C正确；D项，设O-+e-→O2-释放的能量为a，结合盖斯定律计算得到：-601.2kJ•mol-1=146.4kJ•mol-1+737.7kJ•mol-1+1450.6kJ•mol-1+249.2kJ•mol-1-141.8kJ•mol-1+akJ•mol-1-3943kJ•mol-1，计算得到：a=899.7kJ•mol-1，基态气态O原子得到电子形成气态负离子时放出能量，则O原子的第二亲和能Y2为-899.7kJ•mol-1，故D错误；故选D。 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】(2025·北京海淀一模)下列事实与、的电负性差异无关的是 A．AlF3是离子化合物，AlCl3是共价化合物 B．沸点：F2＜Cl2 C．氧化性：F2＞Cl2 D．ClF中Cl显正价 【答案】B 【解析】A项，F的电负性大于Cl，AlF3存在离子键，AlF3是离子化合物，AlCl3存在共价键，AlCl3是共价化合物，故不选A；  B项，Cl2相对分子质量大于F2，Cl2范德华力大于F2，所以沸点F2＜Cl2，与F、Cl的电负性无关，故选B；C项，F的电负性大于Cl，F得电子能力强，所以氧化性：F2＞Cl2，故不选C；D项，F的电负性大于Cl，F得电子能力强，所以ClF中Cl显正价，故不选D；选B。 【变式6-1】(2025·北京海淀高二期末)元素X、Y、Z、W的电负性如下表所示。其中，两种元素的原子最易形成离子键的是( ) 元素 X Y Z W 电负性 3.5 2.5 2.1 0.9 A．X和W B．X和Z C．X和Y D．Y和Z 【答案】A 【解析】电负性差值最大的两种元素最易形成离子键，由表格可知X和W电负性差值最大，故选A。 【变式6-2】(2026·北京海淀高三期中)工业上分别用Mg、C还原SiO2可得无定形硅、晶体硅。下列说法正确的是( ) A．SiO2属于两性氧化物 B．酸性：H2CO3＜H2SiO3 C．电负性：χ(O)＜χ(Si) D．电离能：I1(O)＞I1(Mg) 【答案】D 【解析】A项，两性氧化物是指既能与酸反应又能与碱反应的氧化物。SiO2是典型的酸性氧化物，能与碱反应：SiO2+2 NaOH= Na2SiO3+H2O，但不与普通酸反应(除HF外)，因此，SiO2不属于两性氧化物，A错误；B项，同主族从上到下非金属性减弱，非金属性C＞Si，则碳酸酸性大于硅酸，B错误；C项，元素非金属性越强，电负性越大，氧的电负性比硅大，C错误；D项，镁为金属元素，氧为非金属元素，金属的第一电离能通常小于非金属的第一电离能，D正确；故选D。 【变式6-3】 (2026·北京八一学校高三期中)依据元素周期律，下列判断不正确的是( ) A．第一电离能：Li>Na>K B．微粒半径：O2-＜Mg2+＜Na+ C．电负性：N<O<F D．酸性：H2SiO3＜H3PO4＜HClO4 【答案】B 【解析】A项，同一主族元素的第一电离能随原子半径增大而减小，Li、Na、K的第一电离能顺序为Li＞Na＞K，A正确；B项，O2-、Mg2+和Na+均有2个电子层，但Mg2+核电荷数更大，离子半径更小，正确顺序应为Mg2+＜Na+＜O2-，B错误；C项，同周期元素电负性从左到右增大，N、O、F的电负性顺序为N＜O＜F，C正确；D项，非金属性Si＜P＜Cl，对应最高价含氧酸酸性为H2SiO3＜H3PO4＜HClO4，D正确；故选B。 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·北京丰台高二期中)已知短周期元素、、、、和在周期表中的相对位置如图所示，其中的最高化合价为+3。下列说法正确的是( ) A．酸性：H2QO4＞HRO B．离子半径：M3-＜Y3+＜X2+ C．的氢化物常温下可能为固体 D．第一电离能：X＜Y＜Q＜R 【答案】C 【解析】根据短周期主族元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中相对位置，其中Y的最高化合价为+3，Y是Al元素，则X是Mg元素、Z是C元素、M是N元素，Q是S元素、R是Cl元素。A项，HClO是弱酸，硫酸是强酸，酸性：H2SO4＞HClO，A错误；B项，N3-、Al3+、Mg2+的核外电子排布相同，原子序数大，离子半径小，离子半径：N3-＞Mg2+＞Al3+，B错误；C项，C的氢化物有很多种，随着C原子数增多，常温下存在气态、液态、固态，C正确；D项，同一周期元素，从左至右，第一电离能有增大趋势，Mg的2s能级全充满，较稳定，第一电离能：Al＜Mg＜S＜Cl，D错误；故选C。 【变式7-1】(2025·北京西城高二期中)前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是次外层的2倍，基态Y原子的价层电子排布式为2s22p4，Z是第四周期主族元素中原子半径最大的元素，W与X同主族。下列说法不正确的是( ) A．XY2的电子式： B．X的基态原子的轨道表示式： C．Z2Y2中阴、阳离子的个数比为1：1 D．W的单质可作半导体材料 【答案】C 【解析】X原子的最外层电子数是次外层的2倍, X为C元素；基态Y原子的价层电子排布式为2s22p4，Y为O元素；Z是第四周期主族元素中原子半径最大的元素，Z为K元素；W与X同主族，W为Ge元素。A项，CO2分子中，C原子分别与2个O原子之间均形成双键结构，故电子式为，A正确；B项，C的基态原子的电子排布式为1s22s22p2，其轨道表示式为，B正确；C项，K2O2中阴阳离子个数比为1：2，C错误；D项，Ge位于元素周期表中金属与非金属分界线，单质可作半导体，D正确；故选C。 【变式7-2】(2025·北京第五十七中学高二期中)位于三个周期的短周期元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，又知Y原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，M原子的最外层上只有2个电子，Z与X位于同一主族，N与Y位于同一主族。下列叙述不正确的是( ) A．原子半径：r(Z)>r(M)>r(N)>r(Y)>r(X) B．元素的电负性：Y>N >X >Z C．元素的第一电离能：I1(M)>I1(Z)>I1(X) D．原子中的未成对电子数：N=Y>Z>M 【答案】C 【解析】短周期元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，Y原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，则Y是O元素；M原子的最外层上只有2个电子，则M是Mg元素；Z与X位于同一主族，则X是H元素，Z是Na元素；N与Y位于同一主族，则N是S元素。A项，同周期由左向右原子半径减小，同主族由上到下原子半径增大，则原子半径顺序：Na＞Mg＞S＞O＞H，A正确；B项，同主族元素，原子序数越大，电负性越弱，故电负性O＞S，在H2S中氢元素显正价，故电负性S＞H，一般情况下，非金属元素的电负性大于金属元素的电负性，则电负性顺序：O＞S＞H＞Na，B正确；C项，同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大，同主族从上到下，素的第一电离能逐渐减小，则第一电离能：H＞Mg＞Na，C错误；D项，未成对电子数：S和O各有2个，Na有1个，Mg为0，则原子中的未成对电子数：S=O>Na>Mg，D正确；故选C。 【变式7-3】(2026·北京大学附属中学高三开学考试)、、、、是原子序数依次增大的主族元素，其最外层电子数之和为17。的单质常温下呈气态，是地壳中含量最高的金属元素，原子最外层电子数是原子内层电子数的3倍，的焰色试验为紫色。下列说法正确的是( ) A．电负性：Q＜W＜Y B．基态原子的第一电离能(I1)：W＜X＜Z C．基态原子中未成对电子数：Q＜X＜Y D．由、、、四种元素可形成含有配位键的离子化合物 【答案】D 【解析】五种元素为原子序数依次增大的主族元素，且族序数之和为17(主族元素的族序数等于其最外层电子数)，X是地壳中含量最高的金属元素，即Al；Z的焰色试验为紫色，即K；显然W必然是第二周期元素，则其内层电子数为2，Y原子最外层电子数是W原子内层电子数的3倍，故Y最外层6电子，只能是S；X、Z、Y这三种元素最外层电子数为3+1+6=10，则Q、W最外层电子数之和为7，而Q单质常温下为气态，推知Q为H，而W为O，即Q、W、X、Y、Z五种元素分别为H、O、Al、S、K。A项，根据元素周期律，同主族元素从上往下电负性递减，故电负性大小关系有：S＜O，而H和S的电负性无法通过周期律直接比较，但H2S中S显负价，则电负性H＜S，三者电负性顺序为：H＜S＜O，即Q＜Y＜W，A错误；B项，根据元素周期律和金属性、非金属性相关化学常识可知，电离出第一个电子难度从大小排序为O＞Al＞K，即第一电离能Z＜X＜W，B错误；C项，H、Al、S基态原子轨道中未成对电子数目分别为1、1、2，即Q=X＜Y，C错误；D项，由Q、W、X、Z四种元素可形成含有配位键的离子化合物K[Al(OH)4]，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 $ 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】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1-1】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】已知某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是( ) A．该元素位于第五周期，第ⅡA族 B．该元素基态原子的最外层共有3个电子 C．该元素基态原子的第四电子层上有5个空轨道 D．该元素基态原子的第N层上共有9个不同运动状态的电子 【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】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 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】(2025·北京丰台期末)下列性质比较正确且能用元素周期律解释的是( ) A．金属性：Na>K B．碱性：NaOH>Mg(OH)2 C．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3 D．酸性：HNO3>H2SO3 【变式3-1】(2025·北京人大附中期末)下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是( ) A．热稳定性：H2O>H2S>PH3 B．非金属性：F>O>N C．酸性：HClO4 >H2SO3 >H2SiO3 D．碱性：KOH>NaOH>LiOH 【变式3-2】(2025·北京海淀期中)下列事实不能用元素周期律知识解释的是( ) A．酸性：H2SO4＞HClO B．稳定性：HBr＞HI C．氧化性：Cl2＞P D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2 【变式3-3】(2024·北京丰台三模)“神舟十三号”飞船所使用的砷化镓太阳能电池是我国自主研发、自主生产的产品，拥有全部知识产权。砷(As)和镓(Ga)都位于第四周期，分别位于第VA族和第IIIA族。下列说法不正确的是( ) A．原子半径Ga> As>P B．热稳定性NH3> PH3> AsH3 C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4 D．Ga(OH)3的化学性质可能与Al(OH)3相似 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】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表： 元素代号 原子半径 主要化合价 、、 下列叙述正确的是( ) A．、元素的金属性X<Y B．第一电离能Z<W C．的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D．一定条件下，单质可以将单质从其氢化物中置换出来 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】(2025·北京房山高二期中)已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是，根据表中所列数据判断，不正确的是( ) 元素 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 580 1800 2700 11600 A．元素X的最高正价为+1价 B．元素X是第IA族元素 C．若元素Y处于第3周期，它的单质不仅可以溶于盐酸，还能溶于NaOH溶液 D．元素Y与氯元素形成化合物的化学式可能是YCl3，该物质一定是离子化合物 【变式5-1】(2025·北京延庆高二期中)下列元素的第一电离能从小到大的顺序正确的是( ) A．Li<B<Be B．N<O<F C．Na<Mg<Al D．C<N<O 【变式5-2】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，故钾的活泼性强于钠 B．同周期主族元素的第一电离能依次增大 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5-3】元素的基态气态原子得到电子形成气态负离子时所放出或吸收的能量称作电子亲和能，O原子的第二电子亲和能()为。根据如图数据(单位均为)，下列说法错误的是( ) A．的第三电离能远远大于1450.6 kJ·mol−1 B．的第一电离能小于737.7 kJ·mol−1 C．的键能为498.4 kJ·mol−1 D．Y2=897.9 kJ·mol−1、 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】(2025·北京海淀一模)下列事实与、的电负性差异无关的是 A．AlF3是离子化合物，AlCl3是共价化合物 B．沸点：F2＜Cl2 C．氧化性：F2＞Cl2 D．ClF中Cl显正价 【变式6-1】(2025·北京海淀高二期末)元素X、Y、Z、W的电负性如下表所示。其中，两种元素的原子最易形成离子键的是( ) 元素 X Y Z W 电负性 3.5 2.5 2.1 0.9 A．X和W B．X和Z C．X和Y D．Y和Z 【变式6-2】(2026·北京海淀高三期中)工业上分别用Mg、C还原SiO2可得无定形硅、晶体硅。下列说法正确的是( ) A．SiO2属于两性氧化物 B．酸性：H2CO3＜H2SiO3 C．电负性：χ(O)＜χ(Si) D．电离能：I1(O)＞I1(Mg) 【变式6-3】 (2026·北京八一学校高三期中)依据元素周期律，下列判断不正确的是( ) A．第一电离能：Li>Na>K B．微粒半径：O2-＜Mg2+＜Na+ C．电负性：N<O<F D．酸性：H2SiO3＜H3PO4＜HClO4 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·北京丰台高二期中)已知短周期元素、、、、和在周期表中的相对位置如图所示，其中的最高化合价为+3。下列说法正确的是( ) A．酸性：H2QO4＞HRO B．离子半径：M3-＜Y3+＜X2+ C．的氢化物常温下可能为固体 D．第一电离能：X＜Y＜Q＜R 【变式7-1】(2025·北京西城高二期中)前四周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是次外层的2倍，基态Y原子的价层电子排布式为2s22p4，Z是第四周期主族元素中原子半径最大的元素，W与X同主族。下列说法不正确的是( ) A．XY2的电子式： B．X的基态原子的轨道表示式： C．Z2Y2中阴、阳离子的个数比为1：1 D．W的单质可作半导体材料 【变式7-2】(2025·北京第五十七中学高二期中)位于三个周期的短周期元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，又知Y原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，M原子的最外层上只有2个电子，Z与X位于同一主族，N与Y位于同一主族。下列叙述不正确的是( ) A．原子半径：r(Z)>r(M)>r(N)>r(Y)>r(X) B．元素的电负性：Y>N >X >Z C．元素的第一电离能：I1(M)>I1(Z)>I1(X) D．原子中的未成对电子数：N=Y>Z>M 【变式7-3】(2026·北京大学附属中学高三开学考试)、、、、是原子序数依次增大的主族元素，其最外层电子数之和为17。的单质常温下呈气态，是地壳中含量最高的金属元素，原子最外层电子数是原子内层电子数的3倍，的焰色试验为紫色。下列说法正确的是( ) A．电负性：Q＜W＜Y B．基态原子的第一电离能(I1)：W＜X＜Z C．基态原子中未成对电子数：Q＜X＜Y D．由、、、四种元素可形成含有配位键的离子化合物 1 / 1 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $