第七章 第27讲 元素周期表 元素的性质【精讲精练】2027届高三化学一轮复习讲义●专题突破（新高考通）

该高中化学高考复习讲义围绕元素周期表与元素性质核心考点，按周期表编排原则、结构分区到周期律递变规律，再到电离能电负性的逻辑层次展开，通过考点梳理、双基自测、方法指导、真题训练及限时练习环节，帮助学生构建位构性关联框架，突破微粒半径比较、金属性判断等难点。 讲义突出高考考向预测与科学思维培养，如用“三看法”指导微粒半径比较，设计实验探究金属性非金属性，结合电离能答题模板强化证据推理能力。分层练习与真题对接保障复习效果，助力学生提升周期律活用能力，为教师把控复习节奏提供系统支持。

第七章　原子结构与性质 元素周期律 第27讲　元素周期表　元素的性质 【高考考向预测】 元素周期表与元素性质以位、构、性三者关联为核心，侧重周期律递变规律、微粒半径、化合价、金属性非金属性及化合物性质对比判断；近三年属于高考高频必考考点，集中在选择题考查，出题频次稳定；预测2027 年仍围绕陌生元素推断、对角线规律、物质性质类比分析设题，结合新材料、稀有元素情境命题，强化周期律活用与逻辑推导能力考查。 【核心梳理●明考点】 考点一　元素周期律与元素周期表 (一)元素周期表 1.元素周期表的编排原则 (1)周期：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成的横行。 (2)族：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序从上而下排成的纵列。 2.元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，即7个周期) 短周期：1～3周期；长周期：4～7周期 (2)族(18个纵列，共16个族) ①主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，共7个主族(ⅠA～ⅦA族) ②副族：完全由长周期元素构成的族，共8个副族(ⅠB～ⅦB族和Ⅷ族)。 (注：苏教版教材认为Ⅷ族不属于副族) ③0族：稀有气体元素，位于第18纵列。 3.元素周期表的分区 请在上述轮廓图中找出s区、p区、d区、ds区、f区的位置，并写出各区价层电子排布特点。 分区 元素分布 价层电子排布 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1~2 p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(He除外) d区 ⅢB族~Ⅷ族 (镧系、锕系除外) (n-1)d1~9ns1~2 (Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1~2 f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14 (n-1)d0~2ns2 4.熟记元素周期表中的四个重要的关系 (1)电子层数=周期数； (2)最外层电子数=主族序数； (3)主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)； (4)主族元素的最低负化合价=主族序数-8。 【双基自测●明考向】 1.解答下列问题。 (1)[2024·安徽，15(1)]Cu位于元素周期表第　　周期第　　族。 (2)[2024·山东，16(1)节选]Mn在元素周期表中位于第　　周期第　　族。 (3)[2023·湖北，16(1)]Co位于元素周期表第　　周期第　　族。 (4)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的价电子排布式为　　　　　　　　，在元素周期表中位置为　　　　　　　　。 (5)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们的价层电子排布式和元素符号： ①第四周期第ⅣB族　　　　； ②第五周期第ⅦA族　　　　。 (6)某元素M2+的3d轨道上有5个电子，则 ①M原子的核外电子排布式为　　　　； ②M元素在元素周期表中的位置为第　　　周期。 2.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)。 (二)元素周期律 1.内容：元素的性质、核外电子排布、原子半径、主要化合价、 金属性与非金属性等随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。 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。 3.同周期、同主族元素性质的递变规律 内容 同周期(从左到右，0族除外) 同主族(从上到下) 原子 结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相等 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 逐渐增大 元素 性质 主要 化合价 最高正价：＋1→＋7 最低负价：－4→－1 (O、F除外) 最高正价＝主族序数(O、F除外) 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 第一电离能 总体呈现增大的趋势，但ⅡA族和ⅤA族反常地高 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 化合 物性 质 最高价氧化物对应的水化物 酸性增强 碱性减弱 酸性减弱 碱性增强 简单气态氢化物的热稳定性 增强 减弱 4.金属和非金属的分界线 (1)分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、与硼、硅、砷、碲、砹、的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 (2)各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 (3)分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 5.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。 例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。 【双基自测●明考向】 3.根据元素周期律比较下列各组性质(填“>”或“<”)： (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：NH3　　　H2O　　　　HF。 (5)还原性：HBr　　　　HCl，I-　　　　S2-。 4.比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)： (1)Na　　　　Mg　　　　Cl。 (2)Li　　　　Na　　　　K。 (3)F-　　　　Cl-　　　　Br-。 (4)Cl-　　　　O2-　　　　Na+　　　　Mg2+。 (5)Fe2+　　　　Fe3+。 5.下列有关微粒半径大小关系的比较中，正确的是(　　) A.微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y- B.原子序数：X>Y，则原子半径一定是X<Y C.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+) D.同一主族非金属元素原子半径：X>Y，则非金属性：X>Y 原子或离子半径比较 (1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 (2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)“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。 6.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　) A.根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B.用钠来置换MgCl2溶液中的Mg，可验证钠的金属性强于Mg C.根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱 D.根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝的金属性依次减弱 7.下列实验所涉及的操作或叙述正确的是(　　) 选项 实验 操作或叙述 A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中 C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶 D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3 比较元素金属性、非金属性强弱的常用方法 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 非金 属性 ①与H2化合越容易，简单氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 (三)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 【双基自测●明考向】 8.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)所有非金属元素都分布在p区(　　) (2)在元素周期表中，d区和ds区的元素都是金属元素(　　) (3)作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近(　　) (4)构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内(　　) (5)在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素(　　) (6)农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内(　　) 9.已知115号元素的中文名为“镆”，在基态镆原子中，最后填入电子的轨道能级符号是　　　　　，电子云轮廓图形状为　　　　，故“镆”位于周期表中的　　　　区。 考点二　电离能　电负性 1.电离能 (1)第一电离能：气态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，符号：I1，单位：kJ·mol-1。 (2)规律 ①同周期元素：从左到右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下，第一电离能逐渐减小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3……)。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 2.电负性 (1)含义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。元素的电负性越大，对键合电子的吸引力越大。 (2)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，计算得出其他元素的电负性（稀有气体元素未计）。 (3)变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。 【考点突破●明方向】 1.判断下列关于电离能叙述的正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)第一电离能越小，表示该气态原子越容易失电子(　　) (2)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　) (3)在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势(　　) (4)所有元素中，氟的第一电离能最大(　　) (5)第二周期元素中，第一电离能大于O的元素有3种(　　) (6)第三周期元素中，第一电离能介于Mg和S之间的元素只有1种(　　) (7)第四周期主族元素中，第一电离能介于Ga、As之间的元素有2种(　　) 2.真题组合正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电负性：N<C<O(2025·甘肃，10A)(　　) (2)基态原子的第一电离能：Cl>P(2024·安徽，8B)(　　) (3)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大(2024·北京，12C)(　　) (4)第一电离能：C<N<O(2024·甘肃，13B)(　　) (5)电负性：F>Cl，则酸性：CF3COOH<CCl3COOH(2024·广东，13A改编)(　　) (6)第一电离能：I1(C)<I1(Si)<I1(Ge)(2023·江苏，4B)(　　) (7)钠元素的第一电离能大于钾(2022·海南，5A)(　　) 3.NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，电负性大小顺序是　　　　　　　　。 答题规范3　电离能大小比较 1.电离能与原子结构 (1)答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 (2)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A的第一电离能小于B。 2.电离能与半充满、全充满 (1)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。 (2)答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，××轨道处于半充满(全充满)状态，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：　　　　。 2.[2022·全国甲卷，35(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)。 3.[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　　　　　　　　。 4.如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。 其中有四种元素的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价层电子排布式，分析发生该现象的原因。 【真题再现●明考向】 1.(2025·山东，6)第70号元素镱(Yb)的基态原子价电子排布式为4f146s2。下列说法正确的是(　　) A.Yb的中子数与质子数之差为104 B.Yb与Yb是同一种核素 C.基态Yb原子核外共有10个d电子 D.Yb位于元素周期表中第六周期 2.(2025·重庆，5)根据元素周期律，同时满足条件(ⅰ)和条件(ⅱ)的元素是(　　) (ⅰ)电负性大于同族其他元素； (ⅱ)第一电离能高于同周期相邻的元素。 A.Al B.Si C.B D.Be 3.(2025·广东，9)元素a~i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如图。下列说法正确的是(　　) A.a和g同主族 B.金属性：g>h>i C.原子半径：e>d>c D.最简单氢化物沸点：b>c 4.[2025·山东，16(1)]Fe单质及其化合物应用广泛。 在元素周期表中，Fe位于第　　　　周期　　　　族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为　　　　。 【限时训练】 （30分钟） (1~12题，每小题6分) 1.(2024·江苏，1)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第二周期的是(　　) A.O B.P C.Ca D.Fe 2.(教材改编)下列说法正确的是(　　) A.s区全部都是金属元素 B.最外层电子数为2的元素都分布在s区 C.电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属 D.共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价 3.(教材选编)下列曲线表示卤族元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，正确的是(　　) 4.(2025·唐山模拟)已知某元素的原子序数为31。下列说法错误的是(　　) A.该元素位于周期表的p区 B.该元素在周期表中的位置是第四周期第ⅢA族 C.该元素的价层电子排布式为3d104s24p1 D.与该元素同族的第三周期元素的最高价氧化物对应的水化物具有两性 5.(2025·天津宁河一模)下列事实不能用元素周期律解释的是(　　) A.微粒半径：Na+>Mg2+ B.酸性：HCl>H2CO3 C.还原性：S2->Cl- D.热稳定性：HF>HI 6.(2025·四川巴中一模)LiFePO4、LiCoO2等均可作锂离子电池的电极材料，下列关于其组成元素的说法错误的是(　　) A.Li的焰色试验形成发射光谱 B.第二周期第一电离能介于Li和O之间的元素有4种 C.Fe和Co都位于周期表中d区 D.基态P原子核外电子有9种空间运动状态 7.(2024·重庆，5)某合金含Mg、Al、Si、Mn和Cu等元素。下列说法正确的是(　　) A.Si的电负性大于Al B.Mn和Cu均为d区元素 C.Mg的第一电离能小于Al D.基态时，Mg原子和Mn原子的单电子数相等 8.元素N、P、As位于周期表第ⅤA族。下列说法正确的是(　　) A.原子半径：r(N)>r(P)>r(As) B.第一电离能：I1(N)<I1(P)<I1(As) C.NH3、PH3、AsH3的键角逐渐增大 D.HNO3、H3PO4、H3AsO4的酸性逐渐减弱 9.已知aAn+、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)-是具有相同电子层结构的离子。下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是(　　) A.离子半径：An+>B(n+1)+>Cn->D(n+1)- B.原子序数：a>b>c>d C.原子半径：A>B>D>C D.四种元素一定均属于短周期元素 10.S与Cl为同一周期元素，下列事实正确且能比较两者非金属性强弱的是(　　) A.热稳定性：H2S>HCl B.酸性：HCl>H2SO3 C.氢化物的沸点：H2S>HCl D.将氯气通入Na2S溶液中，观察到有淡黄色沉淀产生 11.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第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 12.下列实验操作不能达到实验目的的是(　　) 选项 实验操作 实验目的 A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱 B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱 C 测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱 D Fe、Cu分别放入稀盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱 13.(16分)硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。 (1)①基态硒原子的价层电子排布式为　　　　　　　　。 ②锗、砷、硒的第一电离能大小排序为　　　　　　　　　　　　　(用元素符号表示，下同)。 (2)①Cu元素基态原子的价层电子排布式为　　　　　　　　　　　　　。元素C、N、O的第一电离能由大到小的排列顺序为　　　　。 ②下列说法正确的是　　　　　(填字母)。 A.第一电离能：As>Ga B.电负性：As>Ga C.原子半径：As>Ga ③锗(Ge)是用途很广的半导体材料，基态锗原子的价层电子排布式为　　　　　　　　。在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有　　　　种。 ④硼(B)及其化合物在化学中有重要的地位。Ga与B同主族，Ga的基态原子的核外电子排布式为　　　　　　　　。 14.(12分)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)。 学科网（北京）股份有限公司 $ 第七章　原子结构与性质 元素周期律 第27讲　元素周期表　元素的性质 【高考考向预测】 元素周期表与元素性质以位、构、性三者关联为核心，侧重周期律递变规律、微粒半径、化合价、金属性非金属性及化合物性质对比判断；近三年属于高考高频必考考点，集中在选择题考查，出题频次稳定；预测2027 年仍围绕陌生元素推断、对角线规律、物质性质类比分析设题，结合新材料、稀有元素情境命题，强化周期律活用与逻辑推导能力考查。 【核心梳理●明考点】 考点一　元素周期律与元素周期表 (一)元素周期表 1.元素周期表的编排原则 (1)周期：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成的横行。 (2)族：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序从上而下排成的纵列。 2.元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，即7个周期) 短周期：1～3周期；长周期：4～7周期 (2)族(18个纵列，共16个族) ①主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，共7个主族(ⅠA～ⅦA族) ②副族：完全由长周期元素构成的族，共8个副族(ⅠB～ⅦB族和Ⅷ族)。 (注：苏教版教材认为Ⅷ族不属于副族) ③0族：稀有气体元素，位于第18纵列。 3.元素周期表的分区 请在上述轮廓图中找出s区、p区、d区、ds区、f区的位置，并写出各区价层电子排布特点。 分区 元素分布 价层电子排布 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1~2 p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(He除外) d区 ⅢB族~Ⅷ族 (镧系、锕系除外) (n-1)d1~9ns1~2 (Pd除外) ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1~2 f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14 (n-1)d0~2ns2 4.熟记元素周期表中的四个重要的关系 (1)电子层数=周期数； (2)最外层电子数=主族序数； (3)主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)； (4)主族元素的最低负化合价=主族序数-8。 【双基自测●明考向】 1.解答下列问题。 (1)[2024·安徽，15(1)]Cu位于元素周期表第　　周期第　　族。 (2)[2024·山东，16(1)节选]Mn在元素周期表中位于第　　周期第　　族。 (3)[2023·湖北，16(1)]Co位于元素周期表第　　周期第　　族。 (4)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的价电子排布式为　　　　　　　　，在元素周期表中位置为　　　　　　　　。 (5)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们的价层电子排布式和元素符号： ①第四周期第ⅣB族　　　　； ②第五周期第ⅦA族　　　　。 (6)某元素M2+的3d轨道上有5个电子，则 ①M原子的核外电子排布式为　　　　； ②M元素在元素周期表中的位置为第　　　周期。 【答案】(1)四　ⅠB　(2)四　ⅦB　(3)四　Ⅷ　(4)3d84s2　第四周期第Ⅷ族　(5)①3d24s2、Ti　②5s25p5、I　(6)①1s22s22p63s23p63d54s2　②四 2.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。 (二)元素周期律 1.内容：元素的性质、核外电子排布、原子半径、主要化合价、 金属性与非金属性等随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。 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。 3.同周期、同主族元素性质的递变规律 内容 同周期(从左到右，0族除外) 同主族(从上到下) 原子 结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相等 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 逐渐增大 元素 性质 主要 化合价 最高正价：＋1→＋7 最低负价：－4→－1 (O、F除外) 最高正价＝主族序数(O、F除外) 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 第一电离能 总体呈现增大的趋势，但ⅡA族和ⅤA族反常地高 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 化合 物性 质 最高价氧化物对应的水化物 酸性增强 碱性减弱 酸性减弱 碱性增强 简单气态氢化物的热稳定性 增强 减弱 4.金属和非金属的分界线 (1)分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、与硼、硅、砷、碲、砹、的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。 (2)各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 (3)分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。 5.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。 例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。 【双基自测●明考向】 3.根据元素周期律比较下列各组性质(填“>”或“<”)： (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：NH3　　　H2O　　　　HF。 (5)还原性：HBr　　　　HCl，I-　　　　S2-。 【答案】(1)>　>　>　>　(2)<　< (3)>　>　(4)<　<　(5)>　<　 4.比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)： (1)Na　　　　Mg　　　　Cl。 (2)Li　　　　Na　　　　K。 (3)F-　　　　Cl-　　　　Br-。 (4)Cl-　　　　O2-　　　　Na+　　　　Mg2+。 (5)Fe2+　　　　Fe3+。 【答案】(1)>　>　(2)<　<　(3)<　< (4)>　>　>　(5)> 5.下列有关微粒半径大小关系的比较中，正确的是(　　) A.微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y- B.原子序数：X>Y，则原子半径一定是X<Y C.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+) D.同一主族非金属元素原子半径：X>Y，则非金属性：X>Y 【答案】C 【解析】核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径：X+<Y-，A错误；同一周期的主族元素，原子序数越大，原子半径越小，但若位于不同周期，则原子序数越大，原子半径可能越大，B错误；原子失去电子后生成阳离子，半径变小，失去电子越多，半径越小，故r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)，C正确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误。 原子或离子半径比较 (1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 (2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 (3)“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。 6.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　) A.根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强 B.用钠来置换MgCl2溶液中的Mg，可验证钠的金属性强于Mg C.根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱 D.根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝的金属性依次减弱 【答案】D 【解析】应该根据金属失电子的难易程度来判断，易失电子的金属性较强，A不正确；钠首先跟MgCl2溶液中的水反应，无法置换出Mg，B不正确；Mg和Al与水反应都要加热，且现象都不明显，C不正确。 7.下列实验所涉及的操作或叙述正确的是(　　) 选项 实验 操作或叙述 A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中 C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶 D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3 【答案】C 【解析】不能用润湿的pH试纸测量溶液的pH，且应该比较等浓度的溶液的pH，故A错误；常温下，铁遇到浓硫酸会钝化，故B错误；金属Na和K容易与空气中的氧气以及水蒸气发生反应，为防止其氧化变质，用小刀切割后，剩余的钠、钾应及时放回煤油中保存，C正确；Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，不会生成氢氧化铝沉淀，故D错误。 比较元素金属性、非金属性强弱的常用方法 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 非金 属性 ①与H2化合越容易，简单氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 (三)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 【双基自测●明考向】 8.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)所有非金属元素都分布在p区(　　) (2)在元素周期表中，d区和ds区的元素都是金属元素(　　) (3)作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近(　　) (4)构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内(　　) (5)在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素(　　) (6)农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内(　　) 【答案】(1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√ 9.已知115号元素的中文名为“镆”，在基态镆原子中，最后填入电子的轨道能级符号是　　　　　，电子云轮廓图形状为　　　　，故“镆”位于周期表中的　　　　区。 【答案】7p　哑铃形　p 考点二　电离能　电负性 1.电离能 (1)第一电离能：气态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，符号：I1，单位：kJ·mol-1。 (2)规律 ①同周期元素：从左到右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下，第一电离能逐渐减小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3……)。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1。 ③判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 2.电负性 (1)含义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。元素的电负性越大，对键合电子的吸引力越大。 (2)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，计算得出其他元素的电负性（稀有气体元素未计）。 (3)变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。 【考点突破●明方向】 1.判断下列关于电离能叙述的正误，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)第一电离能越小，表示该气态原子越容易失电子(　　) (2)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　) (3)在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势(　　) (4)所有元素中，氟的第一电离能最大(　　) (5)第二周期元素中，第一电离能大于O的元素有3种(　　) (6)第三周期元素中，第一电离能介于Mg和S之间的元素只有1种(　　) (7)第四周期主族元素中，第一电离能介于Ga、As之间的元素有2种(　　) 【答案】(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√　(7)× 2.真题组合正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)电负性：N<C<O(2025·甘肃，10A)(　　) (2)基态原子的第一电离能：Cl>P(2024·安徽，8B)(　　) (3)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大(2024·北京，12C)(　　) (4)第一电离能：C<N<O(2024·甘肃，13B)(　　) (5)电负性：F>Cl，则酸性：CF3COOH<CCl3COOH(2024·广东，13A改编)(　　) (6)第一电离能：I1(C)<I1(Si)<I1(Ge)(2023·江苏，4B)(　　) (7)钠元素的第一电离能大于钾(2022·海南，5A)(　　) 【答案】(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)√ 3.NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，电负性大小顺序是　　　　　　　　。 【答案】N>H>B 【解析】NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，说明N的电负性强于H，B的电负性弱于H，故电负性：N>H>B。 答题规范3　电离能大小比较 1.电离能与原子结构 (1)答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。 (2)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A的第一电离能小于B。 2.电离能与半充满、全充满 (1)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。 (2)答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，××轨道处于半充满(全充满)状态，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·全国甲卷，35(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】图a　同周期从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，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 3.[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的电子，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的电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2+的3d轨道电子处于全充满状态 4.如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。 其中有四种元素的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价层电子排布式，分析发生该现象的原因。 【答案】Be：2s2　N：2s22p3　Mg：3s2　P：3s23p3　发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布在原子轨道p能级中处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大。 【真题再现●明考向】 1.(2025·山东，6)第70号元素镱(Yb)的基态原子价电子排布式为4f146s2。下列说法正确的是(　　) A.Yb的中子数与质子数之差为104 B.Yb与Yb是同一种核素 C.基态Yb原子核外共有10个d电子 D.Yb位于元素周期表中第六周期 【答案】D 【解析】Yb中质子数为70，中子数为174-70=104，故中子数和质子数之差为104-70=34，A错误；Yb、Yb为两种核素，B错误；Yb的核外电子排布式为[Xe]4f146s2，共有20个d电子，C错误；由Yb的价电子排布式为4f146s2知，Yb位于第六周期，D正确。 2.(2025·重庆，5)根据元素周期律，同时满足条件(ⅰ)和条件(ⅱ)的元素是(　　) (ⅰ)电负性大于同族其他元素； (ⅱ)第一电离能高于同周期相邻的元素。 A.Al B.Si C.B D.Be 【答案】D 【解析】Al是第ⅢA族元素，同主族中电负性最大的是B，A错误；Si是第ⅣA族元素，同主族中电负性最大的是C，B错误；B是第ⅢA族元素，电负性在同主族中最大，满足条件(ⅰ)，同周期主族元素第一电离能从左往右呈增大趋势，但Be的2s轨道全满，2p轨道全空，比较稳定，第一电离能大于B，所以B的第一电离能比相邻的Be和C都小，不满足条件(ⅱ)，C错误；Be是第ⅡA族元素，电负性在同主族中最大，满足条件(ⅰ)，由C项分析可知，满足条件(ⅱ)，D正确。 3.(2025·广东，9)元素a~i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如图。下列说法正确的是(　　) A.a和g同主族 B.金属性：g>h>i C.原子半径：e>d>c D.最简单氢化物沸点：b>c 【答案】B 【解析】同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，第ⅡA族和第ⅤA族例外，由题图可知，c、h的第一电离能均大于其同周期相邻元素，又f和g的第一电离能相差较大，说明f和g不在同一周期，结合原子序数大小关系可知，a~i代表B~Al。a为B，g为Na，二者为不同主族元素，A错误；g、h、i分别为Na、Mg、Al，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减小，故金属性：Na>Mg>Al，B正确；c、d、e分别为N、O、F，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：N>O>F，C错误；b为C，c为N，最简单氢化物分别为CH4、NH3，NH3分子间存在氢键，沸点升高，故最简单氢化物的沸点：NH3>CH4，D错误。 4.[2025·山东，16(1)]Fe单质及其化合物应用广泛。 在元素周期表中，Fe位于第　　　　周期　　　　族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为　　　　。 【答案】四　Ⅷ　4∶5 【解析】Fe为26号元素，基态Fe原子的价层电子排布式为3d64s2，故Fe位于第四周期第Ⅷ族。基态Fe原子、基态Fe3+的价层电子排布式分别为3d64s2、3d5，未成对电子数之比为4∶5。 【限时训练】 （30分钟） (1~12题，每小题6分) 1.(2024·江苏，1)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第二周期的是(　　) A.O B.P C.Ca D.Fe 【答案】A 【解析】O、P、Ca、Fe依次在第二、三、四、四周期，只有A符合。 2.(教材改编)下列说法正确的是(　　) A.s区全部都是金属元素 B.最外层电子数为2的元素都分布在s区 C.电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属 D.共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价 【答案】D 【解析】s区的氢元素为非金属元素，氦元素最外层电子数为2，但属于0族元素，位于p区，不属于s区，金属Pb的电负性为1.9；用电负性来描述不同元素对键合电子吸引力大小，电负性大的成键元素，对电子的吸引力大，显负价，答案为D。 3.(教材选编)下列曲线表示卤族元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，正确的是(　　) 【答案】A 【解析】同一主族元素从上到下，随着核电荷数的增大，电负性逐渐减小，第一电离能逐渐减小，最高化合价相同，但F没有正价；F2、Cl2、Br2均为分子晶体，随相对分子质量的增大，熔点升高，故熔点：Br2>Cl2>F2，答案选A。 4.(2025·唐山模拟)已知某元素的原子序数为31。下列说法错误的是(　　) A.该元素位于周期表的p区 B.该元素在周期表中的位置是第四周期第ⅢA族 C.该元素的价层电子排布式为3d104s24p1 D.与该元素同族的第三周期元素的最高价氧化物对应的水化物具有两性 【答案】C 【解析】原子序数为31的元素是Ga，该元素位于周期表的p区，故A正确；该元素在周期表中的位置是第四周期第ⅢA族，故B正确；该元素的价层电子排布式为4s24p1，故C错误；与该元素同族的第三周期元素为Al元素，Al的最高价氧化物对应的水化物为氢氧化铝，是两性氢氧化物，故D正确。 5.(2025·天津宁河一模)下列事实不能用元素周期律解释的是(　　) A.微粒半径：Na+>Mg2+ B.酸性：HCl>H2CO3 C.还原性：S2->Cl- D.热稳定性：HF>HI 【答案】B 【解析】Na和Mg同处第三周期，Na+和Mg2+的电子层结构相同，根据元素周期律，电子层数相同，核电荷数越大，离子半径越小，因此Na+的半径大于Mg2+，A不符合题意；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，HCl不是最高价氧化物对应的水化物，因此不可以用元素周期律解释，B符合题意；元素非金属性越强，则其形成的阴离子还原性越弱，非金属性：S<Cl，则还原性：S2->Cl-，可用元素周期律解释，C不符合题意；元素非金属性越强，其形成的简单氢化物热稳定性越强，非金属性：F>I，所以简单氢化物的热稳定性：HF>HI，可用元素周期律解释，D不符合题意。 6.(2025·四川巴中一模)LiFePO4、LiCoO2等均可作锂离子电池的电极材料，下列关于其组成元素的说法错误的是(　　) A.Li的焰色试验形成发射光谱 B.第二周期第一电离能介于Li和O之间的元素有4种 C.Fe和Co都位于周期表中d区 D.基态P原子核外电子有9种空间运动状态 【答案】B 【解析】同周期元素从左至右第一电离能有增大趋势，由于N的2p轨道半充满，较稳定，第一电离能大于O，第二周期第一电离能介于Li和O之间的元素有Be、B、C3种，B错误；Fe和Co都属于Ⅷ族元素，位于周期表d区，C正确；基态P原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p3，核外电子占据9个原子轨道，有9种空间运动状态，D正确。 7.(2024·重庆，5)某合金含Mg、Al、Si、Mn和Cu等元素。下列说法正确的是(　　) A.Si的电负性大于Al B.Mn和Cu均为d区元素 C.Mg的第一电离能小于Al D.基态时，Mg原子和Mn原子的单电子数相等 【答案】A 【解析】同周期元素从左到右电负性逐渐增大，Si的电负性大于Al，A正确；基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2，位于d区；基态Cu原子的价层电子排布式为3d104s1，位于ds区，B错误；镁的第一电离能大于铝的第一电离能，C错误；基态Mg原子的价层电子排布式为3s2，没有单电子，基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2，有5个单电子，D错误。 8.元素N、P、As位于周期表第ⅤA族。下列说法正确的是(　　) A.原子半径：r(N)>r(P)>r(As) B.第一电离能：I1(N)<I1(P)<I1(As) C.NH3、PH3、AsH3的键角逐渐增大 D.HNO3、H3PO4、H3AsO4的酸性逐渐减弱 【答案】D 【解析】同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则原子半径：r(N)<r(P)<r(As)，故A错误；同主族元素，从上到下第一电离能依次减小，则第一电离能：I1(N)>I1(P)>I1(As)，故B错误；元素N、P、As与H形成共价键的极性逐渐减弱，因此极性键间的排斥力逐渐减小，NH3、PH3、AsH3的键角逐渐减小，故C错误；同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，则硝酸、磷酸、砷酸的酸性依次减弱，故D正确。 9.已知aAn+、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)-是具有相同电子层结构的离子。下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是(　　) A.离子半径：An+>B(n+1)+>Cn->D(n+1)- B.原子序数：a>b>c>d C.原子半径：A>B>D>C D.四种元素一定均属于短周期元素 【答案】C 【解析】由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如下： …… D C A B …… A项，具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：D(n+1)->Cn->An+>B(n+1)+；B项，由四种元素的位置关系可知，原子序数：b>a>c>d；D项，四种元素也可以为长周期元素。 10.S与Cl为同一周期元素，下列事实正确且能比较两者非金属性强弱的是(　　) A.热稳定性：H2S>HCl B.酸性：HCl>H2SO3 C.氢化物的沸点：H2S>HCl D.将氯气通入Na2S溶液中，观察到有淡黄色沉淀产生 【答案】D 【解析】元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，HCl比H2S稳定，说明非金属性：Cl>S，A错误；元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，但是HCl和H2SO3不是元素的最高价含氧酸，B错误；氢化物的沸点高低不能用于比较元素的非金属性强弱，C错误；Cl2可以从含有S2-的溶液中将S置换出来，则Cl2的氧化性强于S，说明非金属性：Cl>S，D正确。 11.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第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，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族的元素，因ns轨道全充满，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。 12.下列实验操作不能达到实验目的的是(　　) 选项 实验操作 实验目的 A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱 B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱 C 测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱 D Fe、Cu分别放入稀盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱 【答案】B 【解析】Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应的难易程度即可判断出氯、溴的非金属性强弱，A项正确；向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者的金属性强弱，B项错误；利用Fe、Cu放入稀盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，D项正确。 13.(16分)硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。 (1)①基态硒原子的价层电子排布式为　　　　　　　　。 ②锗、砷、硒的第一电离能大小排序为　　　　　　　　　　　　　(用元素符号表示，下同)。 (2)①Cu元素基态原子的价层电子排布式为　　　　　　　　　　　　　。元素C、N、O的第一电离能由大到小的排列顺序为　　　　。 ②下列说法正确的是　　　　　(填字母)。 A.第一电离能：As>Ga B.电负性：As>Ga C.原子半径：As>Ga ③锗(Ge)是用途很广的半导体材料，基态锗原子的价层电子排布式为　　　　　　　　。在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有　　　　种。 ④硼(B)及其化合物在化学中有重要的地位。Ga与B同主族，Ga的基态原子的核外电子排布式为　　　　　　　　。 【答案】(1)①4s24p4　②As>Se>Ge　(2)①3d104s1　N>O>C　②AB　③4s24p2　3 ④1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1) 【解析】(1)②同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大趋势，但第ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素，所以Ge、As、Se三种元素的第一电离能的大小顺序是As>Se>Ge。(2)①Cu是29号元素，其原子核外有29个电子，其基态原子的价层电子排布式为3d104s1。同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，由于N元素原子的2p能级处于半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻的元素，所以C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是N>O>C。②同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：As>Ga，故A正确；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，则电负性：As>Ga，故B正确；同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径：As<Ga，故C错误。③Ge是32号元素，与硅同主族，基态原子的价层电子排布式为4s24p2。由第一电离能的变化规律可知，在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有Be、C、O三种。 14.(12分)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】(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，故对应图1中的2号元素。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。 学科网（北京）股份有限公司 $