1.2 第2课时元素周期律-【创新大课堂系列】2025-2026学年高中化学选择性必修第二册同步辅导与测试(人教版)

第2课时 必备知识·自主梳理 (一)原子半径 1.影响因素 取 原 电子的能越电子之间的 导原子半 层数 多 作用越大致径越 半 核电越核对电子的吸引导原子半 径 荷数大作用也就越大致径越 2.递变规律 (1)同周期主族元素原子：从左到右，核电荷数越 大，原子半径 (稀有气体元素除外)。 (2)同主族元素原子：从上到下，能层数越多，原 子半径 (二)电离能 1.第一电离能 基态原子失去一个电子转化为气态基 态正离子所需要的 能量，叫做第一电 离能。 2.第一电离能的变化规律 (1)同一周期从左到右，元素的第一电离能呈逐 渐 的趋势，表示元素原子越来越难失去 电子。每一周期中的第一种元素（氢和碱金属） 第一电离能最小，最后一种元素（稀有气体）的第 一电离能最大。 (2)同主族元素自上而下，第一电离能逐渐 ,表示自上而下原子越来越易失去电子。 关键能力·合作探究 新知探究（一） 粒 典例导引 [典例]豆腐的制作过程是把黄豆浸在水里，泡胀 变软后，用磨机加工成生豆浆，再滤去豆渣，煮 开。这时候，黄豆里的蛋白质团粒被水簇拥着不 停地运动，聚不到一块儿，形成了“胶体”。只有 借助卤水才能使豆蛋白质团粒聚集在一起形成 豆腐脑。将豆腐脑放到透水纱布挤压出水分，然 后将包袱放到木质磨具里挤压一段时间这就形 成了豆腐。 第一章原子结构与性质 元素周期律 预习新知夯实基础 3.第一电离能的应用 可以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，元素金属性越 (三)电负性 1.键合电子和电负性 (1)键合电子 原子中用于形成 的电子。 (2)电负性 用来描述不同元素的原子对 吸引力的 大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 2.电负性衡量标准 以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，得出各元素的电负性。 3.电负性递变规律 (1)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐 (2)同主族，从上到下，元素的电负性逐渐 4.电负性的应用一判断金属性和非金属性强弱 金属元素的电负性一般小于 ,非金属元 素的电负性一般大于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 性，又有 性。 讲练设计探究重点 子半径大小的比较 这里的“卤水”是由海水或盐湖水制盐后，残留于 盐池内的母液。蒸发冷却后析出氯化镁结晶，称 为卤块。是我国北方制豆腐常用的凝固剂，能使 豆浆中的蛋白质凝结成凝胶，把水分析出来。用 盐卤做凝固剂制成的豆腐，硬度、弹性和韧性较 化学选择性必修2 强，称为老豆腐，或北豆腐、硬豆腐。卤水中含有：3.“三看”比较微粒半径的大小 钙离子、氯离子、溴离子、镁离子等。 (1)这些元素的原子半径由大到小顺序为 看”电子 当电子的能层数不同时，能层数越多，半径 的能层数 越大 (2)这些离子的半径由大到小顺序为 “二看”核电 当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半 荷数 径越小 核心归纳 1.离子半径大小的比较 “三看”核外 当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外 ①同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子 电子数 电子数越多，半径越大 大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如 r(CI)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+). 注意：由于微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子 ②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径 数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。 所以有时候原子电子层数多的原子半径不一定大，如锂 越小。如r(O2-)>r(F-)>r(Na+)> 的原子半径为0.152nm,而氯的原子半径为0.099nm。 r(Mg2+)>r(A13+)。③带相同电荷的离子，电 子层数越多，半径越大。如r(Li+)<r(Na+)< r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+),r(O2-)<r(S2-)< 跟踪训练 r(Sc2-)<r(T2)。④核电荷数、电子层数均1.下列微粒半径依次增大的是 不同的离子可选一种离子参照比较。如比较： A.同一主族元素随着原子序数的递增 r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照：r(K+) B.同一周期的元素随着原子序数的递增 >r(Na+)>r(Mg2+). C.Na+、Mg2+、A13+、F 2.原子半径大小的比较 D.P、S、S2-、C 般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的 2.下列离子半径的大小顺序正确的是 ( 同电子层 增加，其原子半径逐渐减小（稀有气体除外）， ①Na+:1s22s22p5②X2-:1s22s22p63s23p 有“序小径大”的规律 ③Y2-:2s22p5④Z:3s23p5 同主族 般来说，当最外层电子数相同时，能层数越 A.③>④>②>① B.④>③>②>① 多，原子半径越大 C.④>③>①>② D.②>④>③>① 新知探究（二） 电离能及其应用 情景导引 :2.从原子结构的角度解释为什么同一周期元素随 着原子序数的递增，第一电离能呈现递增的趋 如图是元素的第一电离能与原子序数的关系 势？从电子排布的角度分析为什么B的第一电 第一电离能/(kJ·mo) 离能小于Be,O的第一电离能小于N? 2500He 2000 Ne 1500H Xe 1000 e Mg/Si 500 Na Al Rb CsBa 024681012141618202224262830323436381525456 原子序数 1.图中碱金属元素有哪些？它们的第一电离能有 何变化规律？试从原子结构的角度解释为什么 碱金属元素的第一电离能数值较小？ 12 3.下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。 元素 Na Mg Al 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 电离能 (k·mol- 9543 10540 11575 13353 13630 14830 16610 17995 18376 20114 21703 23293 (1)为什么同一元素的电离能逐级增大？ (2)为什么钠、镁、铝的化合价分别为十1、十2、 +3? 核心归纳 1.第一电离能的变化规律 同一族元素电子层数不同，最外层电子数相 同一族 同，半径越大，核对电子的吸引力越小，越易失 去电子，第一电离能也就越小 一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层 数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，核 同一周期 对外层电子的引力增大。因此，越靠右的元 素，越不易失去电子，第一电离能也就越大，稀 有气体的第一电离能是同周期元素中最大的 新知探究（三） 核心归纳 1.电负性 电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力 的标度。电负性越大，表示原子在化合物中吸引 电子的能力越强。通常指定氟的电负性为4.0 和锂的电负性为1.0，并以此为标准确定其他元 素的电负性。 第一章原子结构与性质 ①Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→A1 (3s23p)的反常，是因Be、Mg原子的p轨道 部分第 为全空状态，s轨道处于全充满状态，能量较 电离能反 低，难以失去电子，第一电离能偏大 常现象的 解释 ②N(2p3)→O(2p)和P(3p3)→S(3p4)的反 常，原因是N、P原子的p轨道处于半充满状 态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大 2.电离能的应用 如Li:I1《I2I3,表明Li原子核外 确定元素原子的核 的三个电子排布在两个能层(K、L) 外电子排布 上，而且最外层上只有一个电子 如K元素I1<I2<I3,表明K原子 确定元素的化合价 容易失去一个电子形成十1价阳 离子 判断元素的金属性、 1越大，元素的非金属性就越强： 非金属性强弱 1越小，元素的金属性就越强 跟踪训练 1.下列各组元素中，元素第一电离能依次减小的是 ( A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na 2.某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为 899kJ·mol-1、1757kJ·mol-1、14840kJ· mol-1、18025kJ·mo1-1,则该元素在元素周期 表中位于 A.第IA族 B.第ⅡA族 C.第ⅢA族 D.第NA族 3.下列说法中正确的是 A.第三周期所含元素中钠的第一电离能最小 B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大 C.在所有元素中，氟的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 电负性及其应用 2.电负性的应用 金属元素的电负性一般小于1,8，非金属元 判断元素的 素的电负性一般大于1.8；位于金属、非金属 分界线两侧的元素的电负性则在1.8左右， 金属性和非 它们既有金属性，又有非金属性；金属元素 金属性 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 化学选择性必修2 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子 判断元素的 的能力弱，元素的化合价为正值：电负性数 化合价 值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 Li Be B Mg AI Si 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的 主族元素（如图所示）的有些性质是相似的， 这种相似性被称为对角线规则。 解释元素 可以由元素的电负性得到解释：L,i、Mg的电 “对角线” 负性分别为1.0、1,2：Be、Al的电负性分别 规则 为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。 它们的电负性接近，说明它们对键合电子的 吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、 Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和 MgO:Be(OH)2、A1(OH)3均属于难溶的两 性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等 元素的电负性数值大小与化合物类型的关 判断化学键 系如下： 的类型 差值大于1.工，主要形成离子键 两元素电负性 差值小于1.工，主要形成共价键 3.关于电负性的易错分析 (1)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，如Pb(铅)的电负性为1.9， 大于1.8，是金属而不是非金属。 提升·学科素养 由元素的价层电子排布判断其在周期表中位置的 规律 价层电子排布x或y的取值 周期表中的位置 第n周期xA族（说明：书写 ns x=1,2 时，此处的x应用相应的罗 马字母表示，下同) x=1,2,3,4,5 第n周期(2十x)A族 71s27p2 x=6 第n周期0族 x十y≤7 第n周期(x十y)B族 (n-1)d=ns> 7<x+y≤10 第n周期Ⅷ族 (n-1)dions x=1,2 第n周期xB族 应用体验 1.前四周期元素X、Y在元素周期表中 的相对位置如图所示，X的基态原子 的价层电子排布为s”-1np+1,下列 说法不正确的是 (2)并不是所有电负性差大于1.7的元素原子都 形成离子键，如H的电负性为2.1，F的电负性 为4.0，二者电负性差为1.9，但HF中的化学键 是共价键；Na的电负性为0.9，与H的电负性之 差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。 总之，电负性仅仅是认识元素性质的一种工具， 实际应用具有一定的局限性。 跟踪训练 1.下列元素按电负性由大到小顺序排列的是 A.K、Na、Li B.N、O、F C.As、P、N D.F、Cl、S 2.下列是几种基态原子的电子排布式，其中电负性 最大的是 A.1s22s22p B.1s22s22p53s23p3 C.1s22s22p53s23p2 D.1s22s22p53s23p64s2 3.有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D 同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相 同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子 层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子， 电负性顺序正确的是 () A.A>B>C>D B.D>C>B>A C.C>D>B>A D.B>A>C>D 融汇贯通，提升素养 A.X元素的电负性大于Y元素的电负性 B.n=3 C.Y位于元素周期表中第四周期第VA族 D.原子半径：Mg<X 2.下面给出15种元素的电负性 Al B Be C CI P 1i MR N Na O P S Si H 电 1.52.01.52.53.04.01.01.23.00.93.52.12.51.82.1 性 已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于 1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小 于1.7时，形成共价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性 具有的变化规律是 0 (2)判断下列物质是离子化合物还是共价化 合物： Mgs N2 BeCl2 AlCls SiC 第一章原子结构与性质 随堂·巩固双基 达标训练，巩固提升 1.具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大：4.(1)O、F、C1电负性由大到小的顺序为 的是 ( ) A.1s22s22p3 B.1s22s22p (2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1) C.1s22s22p63s23p D.1s22s22p53s23p4 如表所示。I1(Ii)>I1(Na),原因是 2.下列说法中，正确的是 ( A.原子序数为38的元素处于周期表的第四周期： I1(Be)>I(B)>I1(Li),原因是 ⅡA族 B.第一电离能的大小可以作为判断金属性强弱 的依据 I1/(kJ·mol-1) C.共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现 Li520 Be 900 B801 为负价 Na496 Mg738 A1578 D.第四周期的金属元素从左到右，元素的金属性 依次减弱 (3)CaTiO3中组成元素的电负性大小顺序是 3.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm+和 Y”一两种离子的电子排布式相同，下列说法中正： (4)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是 确的是 ) 一种具有潜力的固体储氢材料。 A.X的原子半径比Y小，Xm+的离子半径比： ①H、B、N中，原子半径最大的是 Ym-大 ②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电 B.Xm+和Yn一的电子所占用的原子轨道的类型： 性(H8+),与B原子相连的H呈负电性(Hò)， 和数目都相同 电负性大小顺序是 0 C.电负性：X>Y 温馨提示 请做课时分层检测（四） D.第一电离能：X>Y 章末综合提升 ◆网络构建 1.原子结构 :2.元素周期律 电子层：K、L、M、N、O、P、Q 族 一18个纵列，16个族 能级：S、p、d、f… L主族序数=价电子数 电子层 元 素周期 一7个横行，7个周期 结构 形状一s:球形 周期 L 周期序数=电子层数 性 原子 一p:哑铃形 -s:1 轨道 原子Γ同周期主族元素从左到右逐渐减小 个数一P:3 的 d:5 递 半径 同主族元素从上到下逐渐增大 子结构 -f:7 主要 同周期从左到右元素逐渐升高 规 元 化合 「(O、F除外) 能量最低原理 律 素 价 同主族元素相同(O、F除外) 原则 泡利不相容原理 期 第一 核外电 洪特规则 律 电离 同周期主族元素从左到右呈增大趋势 子排布 电子排布式 能 同主族元素从上到下逐渐减小 描述 价电子排布式 电负Γ同周期主族元素从左到右逐渐增大 轨道表示式 性 同主族元素从上到下逐渐减小 152,B[M的原子序效为37，位于第五周期，同族上下周期的核外电子！2.提示：同一周期元素的能层数相同，从左到右，核电荷数递增，原子 数差18，即上层元素原子序数为19，下层元素原子序数为55，则符！ 半径逐渐变小（稀有气体除外），原子核对电子的吸引力逐渐增大， 合题意的为B。] 越难失去电子，故第一电离能呈现递增的趋势。B的价层电子排布 3.D「根据元素周期表可知，3号和11号元素应该位于同一主族， 为2s2p,失去一个电子后成为2p全空的稳定状态，故B较易失去 11号元素的上面是3号元素，故A错误：4和5号元素，12和13号 2p上的1个电子，第一电离能：B<Be；N的价层电子排布为 元素间都有10个空列，为7个副族和1个Ⅷ族，不可能相邻，故B 2s22p3,N原子2p轨道处于半充满的稳定状态，较难失去1个电子， 错误：1号和11号元素之间相隔一个周期，第一列应为1、3、11、19， 而()的价层电子排布式为2s22p,失去一个电子成为2p3半充满的 故C错误：根据元素周期表可知，8号和9号相邻，9号下面是17· 稳定状态，故较易失去一个电子，因此第一电离能：N>()。 号，17号下面是35号，35号和36号相邻，故D正确。 !3.(1)提示：同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即11<12<14< 随堂·巩固双基 …这是由于原子失去一个电子变成十1价阳离子后，半径交小，核 1,D[由于该元素的最高能级为5s,所以处于第五周期，价层电子排 电荷数未变而电子数目变少，原子核对电子的吸引作用增强，因而 布为4d5s,所以位于第MB族。] 第二个电子比第一个电子更难失去，故12>11，同理1>I2 2.C[d区包括ⅢB~IB族元素（搁系和钠系除外）和Ⅷ族元素，ds: (2)提示：钠的I1比12小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电 区包括IB族和ⅡB族元素，过渡元素包括所有的副族元素和Ⅷ族！ 子比失去第二个电子容易得多，所以N容易失去一个电子成十1 元素，即包括d区、f区、ds区的元素，故C项正确。 价离子：Mg的11和12相差不多，而13比12大很多，说明Mg容易 3.C[十3价离子的核外有23个电子，则原子核外有26个电子，： 失去2个电子形成十2价离子：A的I1、I2、I3相差不多，而I1比I 26号元素是铁，位于第四周期第Ⅷ族，位于d区。] 大很多，所以A1容易失去3个电子形成十3价离子。 4.B[元素周期表分为s区、p区、d区、ds区、f区，Cu的价层电子排跟踪训练 布为3d°4s,Cu属于第IB族元素，在周期表中位于ds区，故A正！1.A[A项，四种元素处于同一主族，随着电子层数的增加，元素的第 确：测定出土文物年代的山C是碳的一种同位素，故B错误：Cu元素 一电高能逐渐减小，正确：B项，四种元素处于同一主族，但电子层 为29号元素，原子核外有29个电子，核外电子排布式为 数逐渐减小，第一电离能逐渐增大：同周期元素，随着原子序数的增 1s22s22p3s3p3d4s,最外层只有1个电子，第四周期最外层只 加，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的p能级为全空状 有一个电子的元素核外电子排布式为1s22s22p3s23p4s、 态，第一电离能较大，C、D错误。] 1s22s2p3s23p3d4s和1s22s22p3s23p3d04s,共有3种，故C2.B[该元素的第-，二电离能较小，第三电离能剧增，说明该元素原 正确：Sn是50号元素，位于周期表的第五周期第NA族，故D 子易失去2个电子，其最外层电子数为2，该元素位于第ⅡA族。] 正确。] ·3.A[同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一 5.解析此题的关键是根据价层电子排布写出核外电子排布式。有！ 电离能最大，故A正确：由于镁的价电子排布式为3s2,而铝的价电 三个价层电子其中一个价层电子在3d能级，则其他两个价层电子 子排布式为3s23p,故铝的第一电离能小于镁的，B不正确：在所有 必在4s上，价层电子排布为3d4s2,原子序数是21，在第四周期第 元素中，氦的第一电高能最大，C不正确：钾比镁更易失电子，钾的 ⅢB族，处于d区，是金属元素，最高化合价是十3。 第一电离能小于镁，D不正确。] 答案(1)1s22s22p3s23p3d4s2(2)21四ⅢBd金属 ·新知探究（三） +3 :跟踪训练 第2课时元素周期律 :1,D[同一周期元素从左到右电负性逐渐增大；同一主族元素从上到 下电负性逐渐减小。] 必备知识·自主梳理 !2.A[由四种基态原子的电子排布式可知，四种元素分别是()、P,Si、 (一)1.排斥 大小2.(1)越小(2)越大 Ca,其中氧元素的非金腐性最强，电负性最大。] (二)1.气态最低2.(1)增大(2)减小3.小强 ·3.B[根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A, (三)1.(1)化学键(2)键合电子越大2.4.01.03.(1)变大 C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C (2)变小4.1.8金属非金属 关键能力·合作探究 0 新知探究（一） D在周期表中相对位置关系为ABC ,然后依据同周期」 典例导引 [典例]解析(1) 同主族元素电负性变化规律即可确定其电负性顺序：D>C>B 原子 Ca Br Mg CI >A。 提升·学科素养 电子层数 4 4 3 3 应用体验 核电荷数 20 35 12 17 !1.D[基态X原子的价层电子排布中p能级上排有电子，则s能级有 (2) 2个电子，即n-1=2,n=3,故X的价层电子排布为3s3p',为S元 素，则Y为As元素。同周期从左到右电负性依次增强，即P<S:同 高子 Ca2+ Br Mg2+ c 主族从上到下电负性依次减弱，即P>As,故S>As,故A、B正确： As元素原子序数为33，在周期表中位于第四周期第VA族，故C正 电子层数 3 4 2 3 确：同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，即原子半径：Mg>S, 核电荷数 20 35 12 17 故D错误。门 :2,解析(1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出 答案(1)r(Ca)>r(Br)>r(Mg)>r(CI) 它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到N时电负性又突然变 (2)(Br)>r(C1)>r(Ca2+)>r(Mg2+) 小，从Na>C】又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负 跟踪训练 性呈周期性变化。 1,A[A.依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原 (2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8， 子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A正 大于1.7，形成离子键，为离子化合物：BeCl2、A1Cl、SiC中两元素电 确：B.一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减 负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化 小，B错误；C.各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小， 合物。 故半径F-最大，A3+最小，C错误：D.微粒半径P>S,S2>C, 答案(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 D错误。] (2)离子化合物共价化合物共价化合物共价化合物 2,D[由核外电子排布式可知，②、③、④三种离子分别是$、0P、随堂·巩固双基 C,电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②>：1，C[根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氯(N),B项中 ④，③>①：电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②>④>③1 原子为硼(B),C项中原子为铝(A),D项中原子为硫(S)。根据原 >①。] 子半径变化规律可知，r(B)>r(N)、r(AI)>r(S)、r(A)>r(B),故 新知探究（二） A!原子半径最大。] 情景导引 !2.C[原子序数为38的元素的基态原子的价电子为5s2,位于第五周 l.提示：图中的碱金属元素包括Li、Na、K、Rb、Cs;它们的第一电离能1 期ⅡA族，A错误：第一电离能：Mg>A,金离性Mg>A,而第一电 从Li→Cs逐渐减小：碱金属元素原子的价层电子排布为s1,最外 离能Na<Mg,但金属性NaMg,可见第一电离能的大小关系与金 层只有一个电子，容易失去一个电子，故碱金属元素的第一电离能 属性强弱关系并不一致，B错误：电负性越大吸引电子的能力越强， 数值较小。 电子带负电，所以共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现为 123 负价，C正确：第四周期的金属元素包含副族元素，Z比Cu靠右，：关键能力·合作探究 但Zn金腐性强于Cu,D错误。] :新知探究（一） 3.B[Xm+和Y两种离子的核外电子排布相同，则X是金属元素，！情景导引 Y是非金属元素，位于X上一周期的右侧。X的原于半径比Y大，；1提示：乙烷分子由7个。键组成：乙烯分子由5个σ键和1个π键组 Xm+的离子半径比Y”小，A错误：Xm+和Y的核外电子排布相成；乙炔分子由3个。键和2个π键组成。 同，所以Xm+和Y”一的电子所占用的原子轨道的类型和数目都相2.提示：乙烯的碳碳双键和乙炔的碳碳三键中分别含有1个和2个π 同，B正确：电负性为X<Y,C错误：X是金腐，Y是非金离，第一电1 键，π键原子轨道重叠程度小，不稳定，容易断裂。而乙烷中没有元 离能为X<Y,D错误。 键，G键稳定，不易断裂。 4.解析(1)电负性一定程度上相当于得电子能力，半径越小，得电子：跟踪训练 能力越强，电负性越大，半径由小到大的顺序为F,O、C1,所以电负：1，C[水中只有s一pG键，故A不选：(OF2中只有p一pG键，故B不 性大小顺序为F>()>CI。(2)Li和Na均为第IA族元素，由于Na!选；次氯酸分子中有氢氧s一pG键，又有氧氯p一po键，故C选：氮 电子层数多，原子半径大，故N比Li容易失去最外层电子，即！ 气中只有pp6键，故D不选。] I1(Li)>I1(N)。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序效递增，第！2.A[以“头碰头”的方式重叠，形成的是o键，“肩并肩”的方式形成 一电离能有增大的趋势，而B的2p轨道处于全空状态，2s轨道处！ 的是π键，A项正确：B项描述的是“头碰头”形成G键的过程，B项 于全充满状态，较难失去电子，故第一电离能B比B大。(3)()为！ 错误：烯烃中碳原子间形成。键时电子云的重叠程度大于“肩并肩” 非金属元素，其电负性在三种元素中最大，C和Ti同为第四周期元： 形成π键时电子云的重叠程度，故σ比π键活泼性差，C项错误：N 素，金属性Ca大于Ti,故电负性大小顺序为()>Ti>Ca。(4)①根： 分子中两个N原子“头碰头”形成1个。键，两个相互垂直的卫轨道 据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N· “肩并肩”形成2个π键，D项错误。] 中原子半径最大的是B。②电负性用来描述不同元素的原子对键合，3.D[()2的结构式是()一()，分子中σ键和π键数目比为1：1，A错 电子吸引力的大小。与N原子相连的H呈正电性，与B原子相连： 误；HCN的结构式是H一C三N,分子中σ键和π键数目比为1：1， 的H呈负电性，故电负性N>H>B。 B错误：C()2的结构式是()一C一()，分子中G键和π键数目比为 答案(1)F()>CI(2)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径， 1:1,C错误：N2的结构式是N三N,分子中σ键和π键数目比为 大，易失电子Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be的2p轨道i 1:2,D正确。] 全空，2s轨道全满，为稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核！4.B[CH1分子中存在s一pσ键，CH三CH分子中存在。键和π键， 电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大(3)()> 所以共价键类型不完全相同，故A错误：H2O)与HCI都含有H原 Ti>Ca(4)①B②NHB 子，分子中的共价键均是s电子云与p电子云形成的s一PG键，故B 章末综合提升 正确：H2分子中存在s一sG键，Cl2分子中存在p一pG键，所以共价 素养提升 键类型不完全相同，故C错误；C12分子中只有单键，全部为σ键，N2 探究目标（一） 分子中有三键既有σ键又有π键，所以共价键类型不完全相同，故D 1.提示：3d04s 错误。 2.提示：第六周期ⅡB族。由Hg的价层电子排布可知，Hg位于元素新知探究（二） 周期表的ds区。 ·情景导引 3,提示：A;3。同周期自左而右原子半径减小，一般电子层越多原子！1.提示：由于键长：N-H<P-H,因此键能：N-H>P一H,因此 半径越大，图中的短周期元素中A1的原子半径最大，且有3个电2，提示：因为N,分子中存在N三N键，该键键能大，破坏该共价键断 NH更稳定。 子，故有3种运动状态不同的电子。 探究目标（二） 要较多的能量：而P,分子中的P一P键的键能较小，破坏该共价键 所需能量较少，化学性质较活泼。 1.(1)提示个个个↑个↑ 跟踪训练 4千 :1.A[几种非氢元素的原子半径越小，与氢原子结合形成的共价键键 (2)提示：[Ar]3d4s24p。 长趣小，键能越大，共价键越稳定。选项中4种非氢原子中，F的原 (3)提示：电负性F>()>N:第一电离能F>N>()。 子半径最小，H一F键键长最小，键能最大，故H一F键最稳定，A项 (4)提示：Mg:不同。在周期表中存在“对角线”关系的元素化学性： 正确。 质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等，所以与Li的化学性质最：2.B[分子的空间结构是由键角、键长共同决定的，A项错误；由于 相似的邻族元素是Mg,Mg元素基态原子核外M层上只有3s轨道： F、CI、Br、I的原子半径不同，故C一X(X=F、CI、Br、I)的键长不相 上2个自旋状态相反的电子。 等，C项错误：H2()分子中两个()一H的键角为105°，D项错误。 2.提示()的2p轨道为4个电子，易失去1个电子变为和N相同半：3.C[电负性的差值越大，键的极性越强，F、CI、I与H的电负性差值 充满的稳定状态：a>b。N元素的基态原子的核外电子排布式为 逐渐减小，因此键的极性大小顺序：H一I<H一CIH一F,故A错 1s2s2p,()元素的基态原子的核外电子排布式为1s2s22p,由表1 误：键能越大，共价键越稳定，因此表中最稳定的共价键是H一F 格中数据可知I1(N)>1():是因为()的2p轨道为4个电子，易 键，故B错误：根据表格中数据得到E(H一Br)介于H一I和H一C】 失去1个电子变为和N相同半充满的稳定状态：()原子失去一个电 之间即432kJ·mol1>E(H-Br)>298kJ·mol厂1，故C正确：键 子后的2即3处于半充满状态，面F原子失去一个电子后的2p处于 能越大，分子越稳定，因此键能可以说明热稳定性的顺序是HF 不稳定状态，所以第二电离能I2(O)>I2(F),即a>b。 HCI>HI,故D错误。 3.(1)提示：3：1。镍d轨道的电子排布为3d,有3对(6个)成对电子！4.解析(1)①由于C、N,O原子的半径依次减小，所以C-H、N 和2个单电子，数量比为6：2=3：1。 H、H一()键的键长依次减小：②N2H1分子中N一N大于N2分子 (2)提示：随原子序数增大，核电荷数增大，原子半径逐渐减小，原子 中N三N。(2)由于C一H、N一H、H一()键的键长依次减小，因此键 核对外层电子的引力增大。N元素原子的2p能级轨道半满，更 能依次增大。(3)C)2为直线形分子，NH为三角锥形分子，故键 稳定。 角C()2大于NHa。H2()为V形分子，H2O分子键角是105°，NH 4.(1)提示：3。基态钪(Sc)原子的核外电子#布式为[Ar]3d4s2,M 分子键角是107°，H2()分子键角小于NH3分子。 答案(1)①> ②> (2)<<(3)①>② 层有s轨道、p轨道、d轨道三种不同能量的电子。 (2)提示：1s22s2p3s3p3d(或[Ar]3d)。 提升·学科素养 (3)提示：C©。原子核外电子的电离能越小越容易失电子形成阳离！应用体验 子，由表中数据知，C(铈)的11与1相差较小，且四种元素中C®！1，B[单键是。键，双键是一个。键和一个π键，三键是一个。键和 (铈)的I1最小，故最有可能显十4价的稀土元素为C(铈)。 2个π键，则。键能单独形成，而π键一定不能单独形成，A正确：稀 有气体是单原子分子，不存在化学键，B错误：。键是轴对称可以绕 第二章分子结构与性质 键轴旋转，π键是镜面对称一定不能绕键轴旋转，C正确：双键是一 个σ键和一个π键，三键是一个G键和2个π键，D正确。 第一节共价键 2.解析只存在单键的分子中只含有。键：存在双键或三键的分子中 必备知识·自主梳理 既含有G键又含有π键：①②⑦三种物质中都只含有一个σ键：只有 (一)1.(1)共用电子对2.(1)头碰头不变轴对称较大(2)肩H2中含有两个原子的s轨道重叠形成的6键。 并肩镜面对称镜像不能牢固(3)σσπσπ 答案①②③⑥⑦⑧④⑤⑨①②⑦⑦ (二)1.(1)气态原子kJ·mol1(2)①863.6kJ②H-FH-1随堂·巩固双基 ③HFHI2.(1)核间距(2)短(3)大稳定3.(1)共价键·1.C[气体单质分子中，可能有σ键，如Cl2,可能有π键，如N2,也可 (2)方向空间结构(3)()=C=()180°V(4)X射线衍射：能没有化学键，如稀有气体。H一()一C1分子中，H一()键是s一pG 实验 键，()一C1键是p一po键。] 124