大单元二 专题4 第12讲 元素周期表 元素的性质（教师用书word）-【步步高】2025年高考化学大一轮复习讲义（苏教版 江苏专用）

第12讲　元素周期表　元素的性质 [复习目标]　1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。 3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。 考点一　元素周期表的结构与外围电子排布 1．元素周期表的结构 请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题： (1)标出族序数、周期序数。 (2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。 (3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。 (4)标出镧系、锕系的位置。 (5)写出各周期元素的种类。 (6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113号～117号元素的位置。 答案　 2.原子结构与元素周期表的关系 (1)原子结构与族的关系 族 外围电子排布式 规律 主族 ⅠA、ⅡA ns1～2 外围电子数＝族序数 ⅢA～ⅦA ns2np1～5 0族 ns2np6(He除外) 最外层电子数＝8 副族 ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2 最外层ns轨道上的电子数＝族序数 ⅢB～ⅦB (n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外) 外围电子数＝族序数 Ⅷ (n－1)d6～9ns1～2(钯除外) 除0族元素外，若外围电子数分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族的8、9、10列 (2)元素周期表的分区 各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 3.元素周期表的应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 1．所有非金属元素都分布在p区(　　) 2．外围电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(　　) 3．外围电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素(　　) 4．最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S(　　) 答案　1.×　2.√　3.×　4.√ 元素周期表的应用 1．(1)铝元素在周期表中的位置是______________________________________。 (2)已知X为ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为ⅢA族元素，写出Y的原子序数b＝________(用含a的代数式表示)。 答案　(1)第三周期ⅢA族　(2)a＋1或a＋11 2．部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是(　　) A．B只能得电子，不能失电子 B．原子半径：Ge＞Si C．As可作半导体材料 D．Po位于第六周期ⅥA族 答案　A 解析　B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确；Po为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，位于第六周期ⅥA族，故D正确。 3．A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为____________(填元素符号)。 答案　O、P、Cl 解析　设A的原子序数为x，则B的原子序数为x＋8－1，C的原子序数为x＋8＋1，由(x＋8－1)＋(x＋8＋1)＝4x，解得x＝8，所以A为O元素，B为P元素，C为Cl元素。 4．已知下列元素基态原子的核外电子排布，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在元素周期表中的位置。 元素 元素符号 原子序数 区 周期 族 A：1s22s22p63s1 B: C：3d104s1 D：[Ne]3s23p4 E：外围电子轨道表示式为 答案　A：Na　11　s　三　ⅠA B：Fe　 26　d　四　 Ⅷ C：Cu　29　ds　四　ⅠB D：S　 16　 p　三　ⅥA E：Cl　17　p　 三　ⅦA 考点二　元素周期律　电离能、电负性 1．元素周期律 2．主族元素周期性变化规律 项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子 结构 电子层数 相同 依次增加 最外层电子数 依次增加 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 元素 性质 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 化合价 最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝主族序数－8(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 3.电离能 (1)如图是1～20号元素第一电离能变化的曲线图。请分别归纳同周期、同主族元素第一电离能变化的规律，并分析原因。 (2)上图前20号元素中，有4种元素第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其外围电子排布式，分析发生该现象的原因。 (3)下表是第三周期三种元素的逐级电离能数据。请分析X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是多少？这三种元素分别是什么元素？ 元素 X Y Z 电离能/ (kJ·mol－1) I1 738 578 496 I2 1 415 1 817 4 562 I3 7 733 2 745 6 912 I4 10 540 11 575 9 543 I5 13 630 14 830 13 353 I6 17 995 18 376 16 610 I7 21 703 23 293 20 114 答案　(1)同周期元素从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，原因是同周期元素从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，原子失去电子越来越困难。同一主族元素从上到下，元素第一电离能逐渐减小。 (2)Be：2s2、N：2s22p3、Mg：3s2、P：3s23p3。发生该现象的原因是它们原子核外外围电子排布处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比相邻元素的第一电离能大。 (3)X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是2、3、1；这三种元素分别是Mg、Al、Na。 4．电负性 5．“对角线”规则 元素周期表中，某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相类似，这种现象被称为“对角线”规则，又称斜线关系。 1．元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　) 2．元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强(　　) 3．元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱(　　) 4．元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强(　　) 5．同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小(　　) 答案　1.×　2.×　3.×　4.×　5.× 一、微粒半径比较 1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)： (1)Si________N________F。 (2)Li________Na________K。 (3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。 (4)F－________Cl－________Br－。 (5)Cl－________O2－________Na＋。 (6)H－________Li＋________H＋。 答案　(1)＞　＞　(2)＜　＜　(3)＞　＞ (4)＜　＜　(5)＞　＞　(6)＞　＞ 电子层结构相同的微粒半径大小规律 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。 二、元素金属性和非金属性的比较 2．根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)： (1)金属性：K________Na________Mg； 非金属性：F________O________S。 (2)碱性：Mg(OH)2________Ca(OH)2__________KOH。 (3)酸性：HClO4________H2SO4________HClO。 (4)热稳定性：CH4________NH3________H2O。 (5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。 (6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。 答案　(1)>　>　>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　<　(6)>　> 3．下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　) 选项 事实 结论 A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na＞Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C D T ℃时，Br2＋H22HBr　K＝5.6×107 I2＋H22HI　K＝43 非金属性：Br＞I 答案　C 解析　SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，不能说明S与C的非金属性的强弱，C项错误；相同温度时，溴与碘和氢气化合的难易程度可说明溴的非金属性比碘的非金属性强，D项正确。 定性判断金属性、非金属性的一般方法 (1)金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强；②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强；③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 (2)非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强；②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 三、电离能、电负性的变化规律及应用 4．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)。 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中ⅡB族 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 答案　C 解析　由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距较大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。 5．根据信息回答下列问题： 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值： 元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。 (2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：___________________________。 (3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物： AlF3__________________，AlCl3___________________________，AlBr3________________。 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显_________________________(填“正”或“负”)价，理由是_________________________________________________________________________。 答案　(1)0.9～1.5 (2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 (3)离子化合物　共价化合物　共价化合物 (4)负　Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强 答题规范(4)　电离能大小比较 1．电离能与原子结构 答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。 2．电离能与半充满、全充满 答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。 答题模板：A原子的外围电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。 1．[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： ______________________________________________________________________________。 答案　I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 2．[2022·河北，17(2)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是__________，原因是________________________________________________________________________。 答案　Cu　Cu的第一电离能失去的是4s1电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2＋的3d10电子处于全充满状态 1．(2023·江苏，4)元素C、Si、Ge位于周期表中第ⅣA族。下列说法正确的是(　　) A．原子半径：r(C)>r(Si)>r(Ge) B．第一电离能：I1(C)<I1(Si)<I1(Ge) C．碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体 D．可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料 答案　D 解析　同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，故原子半径：r(C)<r(Si)<r(Ge)，A错误；同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，更易失电子，第一电离能：I1(C)>I1(Si)>I1(Ge)，B错误；晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体，而石墨为混合型晶体，C60为分子晶体，C错误。 2．(2022·江苏，3)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是(　　) A．半径大小：r(Al3＋)<r(Na＋) B．电负性大小：χ(F)<χ(O) C．电离能大小：I1(O)<I1(Na) D．碱性强弱：NaOH<Al(OH)3 答案　A 解析　核外电子数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故半径大小为r(Al3＋)<r(Na＋)，故A正确；同周期元素核电荷数越大电负性越大，故χ(F)＞χ(O)，故B错误；同周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上往下第一电离能呈减小趋势，故电离能大小为I1(O)＞I1(Na)，故C错误；元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为NaOH＞Al(OH)3，故D错误。 3．(1)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的外围电子排布式为________，在元素周期表中位置为________。 (2)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As(填“大于”或“小于”)。 (3)[2022·全国甲卷，35(1)(2)]①基态F原子的外围电子排布图(轨道表示式)为_____________。 ②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是________(填标号)，判断的根据是___________________________；第三电离能的变化图是________(填标号)。 答案　(1)3d84s2　第四周期Ⅷ族 (2)大于　小于 (3)① ②图a　同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b 课时精练 1．元素周期表完美地将元素的结构、位置与性质结合在一起，根据元素的原子序数就能推断出该元素在周期表中的位置，进而推断出该元素原子的结构和性质。下列关于33号元素的说法正确的是(　　) A．该元素位于d区 B．该元素为金属元素 C．该元素位于第四周期ⅢA族 D．该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 答案　D 解析　33号元素，根据原子序数＝质子数＝原子核外电子数，则该元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，外围电子排布式为4s24p3，最外层5个电子，则该元素位于第四周期ⅤA族，为非金属元素，故D正确。 2．根据元素周期律判断，下列说法正确的是(　　) A．C、N、O的原子半径逐渐增大 B．Na、Mg、Al的金属性逐渐增强 C．HF、HCl、HBr的稳定性逐渐增强 D．Li、Na、K核外电子层数逐渐增多 答案　D 解析　同周期元素从左到右原子半径依次减小，C、N、O的原子半径逐渐减小，故A错误；同周期元素从左到右，元素金属性逐渐减弱， Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，故B错误；同主族元素从上到下，元素非金属性逐渐减弱，气态氢化物稳定性逐渐减弱，HF、HCl、HBr的稳定性逐渐减弱，故C错误；同主族元素从上到下，电子层数依次增多， Li 有2个电子层、 Na 有3个电子层、 K 有4个电子层，故D正确。 3．(2023·温州模拟)镭(Ra)位于元素周期表中第七周期ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是(　　) A．镭的原子半径比钙的大 B．氯化镭的化学式为RaCl2 C．单质镭不能与水反应产生氢气 D．氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强 答案　C 4．祖母绿(主要成分Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是(　　) A．半径大小：r(Al3＋)>r(O2－) B．电离能大小：I1(F)<I1(O) C．电负性大小：χ(P)>χ(Si) D．碱性强弱：Ca(OH)2<Al(OH)3 答案　C 5．下列说法正确的是(　　) A．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强 B．在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41 C．某主族元素的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1)，可推测该元素位于元素周期表ⅤA族 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293 D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F 答案　B 解析　元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15＋12＋14＝41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为ⅢA族元素，故C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。 6．元素周期律的发现是近代化学史上的一座里程碑。下列事实不能用元素周期律解释的是(　　) A．工业制粗硅能发生反应：2C＋SiO22CO↑＋Si B．常温下，形状和大小相同的Mg、Al与同浓度盐酸反应，Mg更剧烈 C．简单氢化物的热稳定性：H2O>H2S D．Cl2从NaBr溶液中置换出Br2 答案　A 解析　C的还原性大于Si，工业制粗硅能发生反应：2C＋SiO22CO↑＋Si，不能用元素周期律解释，A符合题意；同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，金属性：Mg>Al，常温下，形状和大小相同的Mg、Al与同浓度盐酸反应，Mg更剧烈，能用元素周期律解释，B不符合题意；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，简单氢化物稳定性逐渐减弱，简单氢化物的稳定性：H2O>H2S，能用元素周期律解释，C不符合题意；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，单质的氧化性减弱，Cl2从NaBr溶液中置换出Br2，能用元素周期律解释，D不符合题意。 7．(2023·苏州模拟)已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是(　　) A．第一电离能：Z>M B．Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键 C．最高正价：X<Z<M D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y<Z 答案　C 解析　Y的 s 能级电子数是 p 能级的两倍，则电子排布式为 1s22s22p2 , Y 为 C ；X的 2s 轨道全充满，则X可能为Be及其之后的元素，其原子序数小于Y，则X可能为Be或B；M原子核外有8种运动状态不同的电子，说明M核外有8个电子，则M为O；X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素，则Z为N；Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素，则为Na。N的电子排布式为1s22s22p3 且p轨道为半充满稳定结构，第一电离能：N>O，A正确； Na 与 O 可以形成 Na2O2 ，含有氧氧非极性共价键，B正确；O无最高正价，C错误；最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3<HNO3 ，D正确。 8．(2023·淮安高三模拟)五种短周期元素X、Y、Z、L、M的某些性质如下表所示，下列判断错误的是(　　) 元素 X Y Z L M 最低化合价 －4 －2 －1 －2 0 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 1.0 A.元素L、M可形成离子化合物 B．Z在周期表中的位置为第三周期ⅦA族 C．借助电负性数值预测：YLZ2加入水中可生成YL2 D．基态X原子的核外电子共占据3个原子轨道 答案　D 解析　L为O，M为金属，二者电负性差值大于1.7，可形成离子化合物，故A正确；Z为－1价、电负性小于L，可知Z为Cl，在周期表中的位置为第三周期ⅦA族，故B正确；由分析可知，L为O，Y为S，Z为Cl，YLZ2为SOCl2，加入水中生成SO2与HCl，故C正确；X为C，电子排布式为1s22s22p2，核外电子共占据4个原子轨道，故D错误。 9．已知X、Y是短周期的两种主族元素，下列有关比较或说法中一定正确的是(　　) 选项 条件 结论 A 若原子半径：X>Y 原子序数：X<Y B 化合物XnYm中X显负价 元素的电负性：X>Y C 若价层电子数：X>Y 最高正价：X>Y D 若X、Y最外层电子数分别为1、7 X、Y之间一定能形成离子键 答案　B 解析　若X、Y位于同周期时，原子半径：X>Y，则原子序数：X<Y；X、Y位于不同周期时，原子半径：X>Y，原子序数：X>Y，A错误；化合物XnYm中X显负价，说明得电子能力：X>Y，则电负性：X>Y，B正确；价层电子数：X>Y，若X为F、Y为O时，F无正价，O无最高正价，C错误；若X为H，Y为Cl、F，则X与Y形成共价键，若X为Na，则X与Y形成离子键，D错误。 10．有人认为在元素周期表中，位于ⅠA族的氢元素，也可以放ⅦA族，下列物质能支持这种观点的是(　　) A．HF B．H3O＋ C．NaH D．H2O2 答案　C 解析　因ⅦA族元素原子在反应中易获得一个电子，显－1价，NaH中氢元素显－1价，能支持这种观点，HF、H3O＋、H2O2中氢元素均显＋1价，不能支持这种观点，故选C。 11．(2023·南通统考模拟)工业上可用反应MgAl2O4＋4C＋4Cl2MgCl2＋2AlCl3＋4CO制备MgCl2和AlCl3。下列说法正确的是(　　) A．半径：r(Al3＋)>r(Mg2＋)>r(O2－) B．电负性：χ(Cl)>χ(C)>χ(O) C．电离能：I1(Cl)>I1(Mg)>I1(Al) D．酸性：HClO>HCl>H2CO3 答案　C 解析　当电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故半径：r(Al3＋) <r(Mg2＋)<r(O2－)，A错误；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，故电负性：O>C，而Cl2O7 中Cl显正价，O显负价，故电负性：O>Cl, CCl4中C显正价，Cl显负价，故电负性：Cl>C，即电负性：χ(C)<χ(Cl)<χ(O)，B错误；同一周期从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，但ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能，故电离能：I1(Cl)>I1(Mg)>I1(Al)，C正确；HCl是强酸，HClO和H2CO3均为弱酸，故酸性：HClO<H2CO3<HCl，D错误。 12．(2023·镇江第一中学模拟)前四周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的3倍；在同周期元素中，第一电离能数值比Y大的元素有2种；Z是金属性最强的短周期元素；W元素基态原子最外层只有2个电子，且内层轨道均排满电子。下列说法正确的是(　　) A．Y在周期表中位于第二周期ⅥA族 B．电负性：χ(Z)<χ(X)<χ(Y) C．X的最高价氧化物对应的水化物酸性比Y的强 D．W元素在元素周期表中的s区 答案　B 解析　由题意知，X为Li或C，Y为N，Z为Na，W为Mg或Zn。同周期元素从左往右电负性逐渐增强，同主族元素从上往下电负性逐渐减小，则电负性：Z<X<Y，B项正确；同周期元素从左往右非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，即X的最高价氧化物对应的水化物酸性比Y的弱，C项错误；若W为Zn，则属于ds区元素，D项错误。 13．A、B、C、D、E是元素周期表中前20号的主族元素，它们的原子序数依次增大。A原子的L层电子数是其K层电子数的3倍，C是短周期金属性最强的元素，D是地壳中含量最多的金属元素，E与C同主族。回答下列问题： (1)A在元素周期表中的位置为__________；A、B非金属性较强的是__________(填元素符号)。 (2)A、C简单离子半径较小的是__________(填离子符号)。 (3)C、E最高价氧化物对应水化物的碱性较弱的是____________________(填化学式)。 (4)D、E最高价氧化物对应水化物之间反应的化学方程式为____________________________。 答案　(1)第二周期ⅥA族　F　(2)Na＋ (3)NaOH　(4)Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O 14．表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题： (1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：__________________________。 (2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：_______________________________________________________________________________。 (3)o、p两元素的部分电离能数据如表2： 元素 电离能/(kJ·mol－1) o p I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 表2 比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是______________________________________________________________________。 (4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是__________(填图1中的序号)。 (5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________(填元素符号)。 答案　(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) (2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量 (3)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定　(4)2　(5)Al 解析　(2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。(3)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。(4)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为ⅢA族元素，应为Al。 学科网（北京）股份有限公司 $