2027届高三化学一轮复习讲义：3.2　元素周期表　元素周期律

该高中化学讲义聚焦元素周期表与周期律高考核心考点，按“结构—规律—应用”逻辑组织内容，涵盖周期表编排原则、周期族结构、原子结构与位置关系、电离能、电负性等，通过考点梳理、小题对点、真题演练等教学环节，帮助学生构建系统知识网络，突破原子半径比较、金属性非金属性判断等难点。 资料以科学思维和科学探究为导向，创新设计电离能数据解读、电负性差值判断化学键类型等活动，通过基础落实与能力提升分层练习，培养学生证据推理和模型建构能力。提供高考真题解析及考点突破策略，助力教师精准把控复习节奏，有效提升学生综合应用与应考能力。

第2讲　元素周期表　元素周期律 考点一　元素周期表的结构 1.元素周期表的编排原则 2.元素周期表的结构 (1)周期:3短4长,共7个周期 短周期 长周期 序号 一 二 三 四 五 六 七 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118 (2)族:7主族+8副族+0族,共16个族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 0族 第18纵列 小题对点过　 (1)元素周期表第18列是　　　　族,第8、9、10三列是第　　　　族。  (2)所含元素种类最多的族为　　　　　　族,共有　　　　　种元素,组成化合物种类最多的元素为ⅣA族。  (3)最外层电子数为3~7个的原子一定属于　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  元素,且最外层电子数即为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (4)镧系元素所在的周期和族分别为　　　　。  (5)已知X为第ⅡA族元素(前四周期),其原子序数为a,Y与X位于同一周期,且为第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)0　Ⅷ　(2)ⅢB　32　(3)主族　主族的族序数　(4)第六周期　ⅢB　(5)a+1或a+11 3.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数(n) 每周期中各元素 原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 4s1→→4s24p6 五 5 5s1→→5s25p6 六 6 6s1→→6s26p6 ②关系:周期序数=该周期原子最大能层数。 (2)原子结构与族的关系 族 价层电子排布式 规律 主 族 ⅠA、ⅡA ns1~2 价层电子数 =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) 价层电子数=族序数 Ⅷ (n-1)d6~9ns1~2 (钯除外) 除0族元素外,若价层电子数分别为8、9、10,则分别是第Ⅷ族的8、9、10列 (3)元素周期表分区 各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1~2 p区 ns2np1~6(除He外) d区 (n-1)d1~9ns1~2(除Pd外) ds区 (n-1)d10ns1~2 f区 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 小题对点过　 (1)在元素周期表中非金属元素存在于哪个区?主族元素在哪个区?　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  (2)ds区只有两列,可理解为先填满了(n-1)d能级而后再填充ns能级,29Cu和30Zn的价电子排布是什么?　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  (3)基态钛原子 ①简化电子排布式　　　　。  ②在周期表中的位置(周期、族、区)　　　　。  答案　(1)非金属元素除H属于s区外,其他均属于p区;主族元素在s区和p区。 (2)29Cu:3d104s1,30Zn:3d104s2。 (3)①[Ar]3d24s2　②第四周期、ⅣB;d区 4.金属与非金属的分界线 小题对点过　 (1)金属非金属分界线处的金属元素有:　　　　。它们所在的主族的序号与周期序号有何关系:　　　　。  (2)非金属元素有:　　　　。  答案　(1)铝、锗、锑、钋　相同 (2)硼、硅、砷、碲、砹 5.元素周期表应用 (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 小题对点过　 下列关于元素周期的应用叙述正确的是　　　　。  ①可以在金属元素与非金属元素交界处寻找半导体材料 ②可以在非金属区域寻找优良的催化剂材料 ③可以寻找合适的超导材料、磁性材料 ④可以预测未知元素的结构和性质 答案　①③④ 1.有关元素周期表判断,下列叙述不正确的有　　　　。  ①短周期元素中,若两种元素的原子序数相差8,则它们一定是同主族元素 ②第ⅠA族元素称为碱金属元素 ③某元素的核电荷数为34,则该元素位于第四周期第ⅥA族 ④元素周期表中各主族元素都含有金属元素和非金属元素 ⑤除0族外,短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数 ⑥所含元素种类最多的族是第ⅢB族,所含元素形成化合物种类最多的是第ⅣA族 ⑦主族金属元素都符合原子的最外层电子数≤4 ⑧同一主族元素的最外层电子数相同,最外层电子数相同的元素位于同一主族 答案　①②④⑤⑦⑧ 解析　①短周期元素中,若两种元素的原子序数相差8,则它们可能是同主族或都为0族元素,故①错误;②第ⅠA族元素称为碱金属元素(H除外),故②错误;③某元素的核电荷数为34,则该元素位于第四周期第ⅥA族,故③正确;④元素周期表中第ⅡA族元素不含非金属元素,④错误;⑤除0族外,F元素没有正价,O元素的最高价不是+6,故⑤错误;⑥第ⅢB族中有镧系、锕系,所含元素种类最多的族是第ⅢB族,第ⅣA族含有C元素,C能形成种类繁多的有机物,所含元素形成化合物种类最多的是第ⅣA族,故⑥正确;⑦第ⅤA族Sb元素是金属元素,最外层电子数为5,主族金属元素一般最外层电子数≤4,故⑦错误;⑧同一主族元素的最外层电子数相同,最外层电子数相同的元素不一定位于同一主族,He、Mg最外层都有2个电子,He、Mg不是同主族元素,故⑧错误。 2.解答下列问题。 (1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3,在元素周期表中,砷元素位于第　　　　周期　　　　族。  (2)已知下列元素在周期表中的位置,写出它们的价电子排布式和元素符号: ①第4周期ⅣB族　　　　。  ②第5周期ⅦA族　　　　。  (3)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　ⅤA　(2)①3d24s2、Ti　②5s25p5、I　(3)①1s22s22p63s23p63d54s2　②四 3.确定下列指定元素的原子序数。 (1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第ⅡA族和第ⅦA族元素,原子序数分别为m、n,则m、n的关系为　　　　。  (2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期),若甲的原子序数为x,则乙的原子序数可能是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期),A、B所在周期分别有m种和n种元素,A的原子序数为x,B的原子序数为y,则x、y的关系为　　　　。  (4)下列各表为元素周期表中的一部分,表中数字为原子序数,其中M的原子序数为37的是　　　　(填字母)。  答案　(1)n=m+5、n=m+15、n=m+29 (2)x+2、x+8、x+18、x+32 (3)y=x+m或y=x+n　(4)B 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 ①第 ⅠA族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 ②第 ⅡA族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差8、8、18、18、32。 ③第 ⅢA~ⅦA族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差8、18、18、32、32。 ④0族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 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) 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 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) 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 小题对点过　 (1)比较下列微粒半径的大小(用“>”或“<”填空): ①Si　　　　N　　　　F。  ②Li　　　　Na　　　　K。  ③Na+　　　　Mg2+　　　　Al3+。  ④F-　　　　Cl-　　　　Br-。  ⑤Cl-　　　　O2-　　　　Na+。  ⑥H-　　　　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“阴上阳下,序大径小”。 (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。  答案　①>　>　>　>　②<　<　③>　>　④<　< 判断元素金属性、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,气态氢化物越稳定,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 3.电离能 (1)含义(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)变化规律 ①同周期元素:从左往右,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变小。 ③同种原子:逐级电离能越来越大。 (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。 小题对点过　 (1)比较常见元素第一电离能大小 ①元素第一电离能:Na　　　　K;C　　　　Si;He　　　　Ne。  ②第二周期元素C、N、O、F第一电离能由小到大的顺序是　　　　。  (2)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)①>　>　>　②C<O<N<F (2)2、3、1;Mg、Al、Na 4.电负性 (1)含义 不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大,表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)鲍林电负性标准 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 ①在元素周期表中,同周期元素从左至右,元素的电负性逐渐变大,同主族元素从上至下,元素的电负性逐渐变小。 ②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,它们既有金属性又有非金属性。 (4)电负性的三大应用 ①判断元素金属性与非金属性的强弱:金属元素的电负性一般小于1.8,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一般大于1.8,非金属元素的电负性越大,非金属元素越活泼。 ②判断元素在化合物中的价态:电负性大的元素易呈现负价;电负性小的元素易呈现正价。 ③判断化学键类型:电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键;电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。 小题对点过　 (1)下列原子的价电子排布中,电负性大小顺序为(用元素符号表示)　　　　。  ①3s2　②3s23p3　③3s23p4　④3s23p5 (2)以NH3为例,化合物中不同元素表现的化合价与其电负性有何关系? 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  (3)一般认为,电负性大于1.8的元素为非金属,小于1.8的为金属;而两成键元素之间电负性差值小于1.7,一般形成共价键。查阅教材中电负性的数据,判断下列化合物中,哪些属于离子化合物? ①Al2O3　②AlCl3　③MgCl2　④OF2 答案　(1)Cl>S>P>Mg (2)NH3分子中,电负性较大的N元素表现负价,电负性较小的H表现正价。 (3)离子化合物:①Al2O3　③MgCl2 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的有些性质是相似的,如。 小题对点过　 根据对角线规则,回答下列问题 (1)锂在空气中燃烧的主要化学方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (2)Be(OH)2能溶于NaOH溶液的离子方程式: 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (3)AlCl3是共价型卤化物,试写出BeCl2的结构式　　　　。  答案　(1)4Li+O22Li2O (2)Be(OH)2+2OH-===[Be(OH)4]2- (3)Cl—Be—Cl 1.(2024·江苏扬州模拟预测)生产生活中存在多种氢元素的化合物,如CH4、NH3、H2O、NaH、MgH2等。下列说法正确的是(　　) A.半径大小:r(N3-)<r(Mg2+) B.热稳定性大小:NH3>H2O C.电离能大小:I1(N)<I2(Na) D.电负性大小:χ(Mg)<χ(H) 答案　D 解析　核外电子排布相同时,核电荷数越大,半径越小r(N3-)>r(Mg2+),故A错误;B.非金属性越强,气态氢化物的热稳定性越强,热稳定性大小:NH3<H2O,B错误;C.N的2p轨道为全满结构,能量低,电离能大,故电离能大小:I1(N)>I2(Na),C错误;D.元素的非金属性越强,电负性越大,氢元素的非金属性强于镁元素,电负性大小:χ(Mg)<χ(H),D正确。 2.下列实验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,根据反应条件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。 3.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最大,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(ns2np0)的元素,因ns轨道处于全满状态,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。 4.(1)C、N、O、S四种元素中,第一电离能最大的是　　　　。  (2)第一电离能I1(Zn)　　　　I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案　(1)N　(2)大于　Zn核外电子排布式为[Ar]3d104s2,Cu核外电子排布式为[Ar]3d104s1。Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子,所以第一电离能I1(Zn)大于I1(Cu) 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　　　　。  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 　　　　　　　　　　　　　　　　 1.(2024·江苏卷)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的原子结构示意图为,核外有两个电子层,则O位于元素周期表中第二周期,A正确;P的原子结构示意图为,核外有三个电子层,则P位于元素周期表中第三周期,B错误;Ca的原子结构示意图为,核外有四个电子层,则Ca位于元素周期表中第四周期,C错误;Fe的原子结构示意图为,核外有四个电子层,则Fe位于元素周期表中第四周期,D错误。 2.(2024·江苏卷)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂。下列说法正确的是(　　) A.半径:r(Al3+)>r(K+) B.电负性:χ(O)>χ(S) C.沸点:H2S>H2O D.碱性:Al(OH)3>KOH 答案　B 解析　Al3+核外有2个电子层,K+核外有3个电子层,则K+的半径比Al3+大,A错误;O与S位于同一主族,O的半径比S小,更易得到电子,所以O的电负性比S大,B正确;H2O可以形成分子间氢键,所以H2O的沸点比H2S高,C错误;KOH属于强碱,Al(OH)3为两性氢氧化物,所以KOH的碱性强于Al(OH)3,D错误。 3.(2022·天津卷)嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图,下列有关含量前六位元素的说法正确的是(　　) A.原子半径:Al<Si B.第一电离能:Mg<Ca C.Fe位于元素周期表的p区 D.这六种元素中,电负性最大的是O 答案　D 解析　A.Al、Si同周期,Al的核电荷数小于Si,原子半径:Al>Si,故A错误;B.Mg、Ca同主族,同主族从上到下第一电离能减小,故B错误;C.Fe位于元素周期表的d区,故C错误;D.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弱,则由此可知六种元素中电负性最大的为O,故D正确。 4.(2023·北京卷)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 5.(2022·河北卷)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 6.(2022·全国甲卷)(1)基态F原子的价层电子排布图(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) (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 基础落实 选择题只有1个选项符合题意 1.(2024·开封二十五中质检)镓、锗是战略性物质,主要应用于光电子、通信等。下列说法错误的是(　　) A.镓、锗单质均能导电 B.镓、锗均属于副族元素 C.镓、锗处于同一周期 D.镓、锗单质均能被氧化 答案　B 解析　A.镓、锗属于金属,具有导电性,A项正确;B.镓、锗分别为第ⅢA族、第ⅣA族元素,均属于主族元素,B项错误;C.镓、锗均在第四周期,C项正确;D.镓、锗均能与氧气反应生成相应氧化物,D项正确。 2.(2024·河南南阳二模)硒元素具有防癌作用,已知硒元素在元素周期表中的信息如图所示,则下列说法正确的是(　　) A.硒原子核内有34个中子 B.硒元素是非金属元素 C.硒原子的相对原子质量是78.96 g D.富硒茶中的“硒”指的是硒原子 答案　B 解析　A.中子数=质量数-质子数,则硒原子核内有45个中子,A错误;B.硒元素是非金属元素,B正确;C.相对原子质量是一个比值,单位不是g,C错误;D.富硒茶中的“硒”指的是硒元素,D错误。 3.(2024·山东模拟预测)“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物,其主要由Ca、Fe、P、O和Y(钇,原子序数比Fe大13)组成。下列说法正确的是(　　) A.基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中 B.Y位于元素周期表的第ⅢB族 C.5种元素中,电负性最大的是P D.5种元素中,第一电离能最小的是Fe 答案　B 解析　A.钙为20号元素,原子核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2,基态Ca原子的核外电子填充在10个轨道中,A错误;B.钇原子序数比Fe大13,为39号元素,为元素周期表的第五周期第ⅢB族,B正确;C.同周期从左到右,金属性减弱,非金属性变强,元素的电负性变强;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;5种元素中,电负性最大的是O,C错误;D.同一主族随原子序数变大,原子半径变大,第一电离能变小;同一周期随着原子序数变大,第一电离能变大,5种元素中,钙第一电离能比铁小,D错误。 4.关于微粒半径大小的下列叙述中不正确的是(　　) A.同一元素的不同粒子,核外电子数越多,半径越大 B.同一元素形成的多种价态的离子,价态越低,半径越小 C.同一元素的原子半径小于相应的阴离子半径 D.同一元素的原子半径大于相应的阳离子半径 答案　B 解析　A.同一元素的不同粒子,核外电子数越多,半径越大,A项正确;B.同一元素形成的多种价态的离子,价态越低,半径越大,B项错误;C.同一元素的原子半径小于相应阴离子的半径,C项正确;D.同一元素的原子半径大于相应阳离子的半径,D项正确。 5.在常用退烧药中,对乙酰氨基酚(结构简式如图所示)是目前应用最广泛的OTC类药品之一,关于其分子结构中涉及的元素,下列说法错误的是(　　) A.N2的电子式:N⋮⋮N B.O2-的结构示意图: C.第一电离能:N>O>C D.电负性:O>N>C>H 答案　A 解析　A.N2分子中,2个N原子之间形成共价三键,另外,每个N原子的最外层还有1个孤电子对,则其电子式为︰N⋮⋮N︰,A错误;B.O2-的最外层电子数为10,其结构示意图为,B正确;C.C、N、O为相邻的同周期元素,非金属性依次增强,但由于N的最外层p轨道电子半充满,原子的能量低,所以第一电离能比O大,从而得出第一电离能:N>O>C,C正确;D.H为第一周期元素,C、N、O为相邻的第二周期元素,非金属性按H、C、N、O依次增强,所以电负性:O>N>C>H,D正确。 6.(2024·北京昌平二模)已知S、Cl、Se、Br在元素周期表中的位置如图所示。下列对事实解释正确的是(　　) 选项 事实 解释 A 常温下,Cl2为气体,Br2为液体 键能:Cl2>Br2 B BrCl中Br显正价 电负性:Cl>Br C 原子半径:S>Cl 最外层电子数:S<Cl D 稳定性:H2S>H2Se H2S中有氢键 答案　B 解析　本题考查的是位构性的相关知识点;硫和氯同周期,硒和溴同周期;硫和硒同主族,氯和溴同主族;A.常温下,Cl2是气体,Br2是液体,可以得到Br2的沸点高,与键能无关,A错误;B.BrCl中Br显正价,说明Br和Cl间共用电子对向Cl偏移,Cl对键合电子的吸引力大,电负性大,B正确;C.S和Cl电子层数相同,核电荷数Cl大,对核外电子吸引力Cl大,半径小,故半径:S大于Cl,C错误;D.硫的非金属性强于硒,故稳定性硫化氢强于硒化氢,与氢键无关,D错误 7.(2024·贵州三模)a、b、c、d、e为短周期元素,原子序数依次递增,它们在周期表中的位置如图所示,其中前4种元素的原子最外层电子数之和为24。下列说法错误的是(　　) a b c d e A.简单氢化物a的比c稳定 B.b的原子序数是c的一半 C.b和c能形成使品红溶液褪色的化合物 D.最高价氧化物对应的水化物的酸性:e最强 答案　D 解析　元素a、b、c、d、为短周期元素,这4种元素的原子最外层电子数之和为24,设b的最外层电子数为y,则y-1+y+y+y+1=24,y=6,则a为N元素,b为O元素,c为S元素,d为Cl元素,e为Ar元素。A.周期表中同主族从下到上,同周期从左到右,元素的非金属性增强,形成气态氢化物的稳定性增强,c为S元素,a为N元素,N的电负性为3,S的电负性为2.5,N的非金属性比S的强,形成的简单氢化物NH3比H2S更稳定,故A正确;B.b为O元素,原子序数为8,c为S元素,原子序数为16,故B正确;C.b为O元素,c为S元素,形成的SO2使品红溶液褪色,故C正确;D.周期表中同主族从下到上,同周期从左到右,元素的非金属性增强,最高价氧化物对应的水化物的酸性增强,e为Ar元素,不能形成最高价含氧酸,故D错误。 8.下表列出了九种元素在元素周期表中的位置。 (1)这九种元素中,电负性最大的是　　　　　　,第一电离能最小的元素是　　　　,最不活泼的是　　　　(均用元素符号填空)。  (2)这九种元素中,最外层电子排布式为4s1的元素为　　　　(用元素符号填空)。  (3)c、d、e三种元素的原子半径由大到小的顺序是　　　　　　,第一电离能由大到小的顺序是　　　　,电负性由大到小的顺序是　　　　(均用元素符号填空)。  (4)画出d元素原子的轨道表示式(电子排布图)　　　　　　　　　　　　,i元素基态原子电子排布式为　　　　。  (5)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素,两元素的部分电离能数据如下表所示: 元素 Mn Fe 电离能/kJ·mol-1 I1 717 759 I2 1 509 1 561 I3 3 248 2 957 锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2+的价层电子排布式:　　　　,比较两元素的I2、I3,可知,气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难,对此你的解释是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案　(1)F　K　Ne　(2)K和Cu (3)Si>P>S　P>S>Si　S>P>Si (4) 　1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1 (5)3d5　由Mn2+转化为Mn3+时,3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多;而Fe2+转化为Fe3+时,3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少 解析　(1)题中所给的九种元素中,电负性最大的是F,第一电离能最小的是K,最不活泼的是Ne。(2)最外层电子排布式为4s1的元素为K和Cu。(3)c、d、e三种元素分别为Si、P、S,原子半径:Si>P>S,第一电离能:P>S>Si,电负性:S>P>Si。(4)d元素为P,轨道表示式(电子排布图)为;i元素为Ga,电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1。 能力提升 9.(2024·福建统考模拟预测)下列实验所涉及的操作或叙述正确的是(　　) 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　A.可用干燥的pH试纸测量等浓度溶液的pH,故A错误;B.常温下,铁遇到浓硫酸会钝化,故B错误;C.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,用小刀切割金属钠后,剩余的钠、钾应及时放回煤油中保存,C正确;D.Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应生成四羟基合铝酸钠,不会生成氢氧化铝沉淀,故D错误。 10.(2024·辽宁辽阳统考一模)短周期主族元素X、Y、Z、R的原子序数依次增大,某种性质递变规律如图所示,下列元素性质与元素对应正确的是(　　) A.原子半径:F、Cl、Br、I B.电负性:Si、P、S、Cl C.第一电离能:Si、P、S、Cl D.最高化合价:C、N、O、F 答案　C 解析　同主族元素,从上到下原子半径依次增大,则溴原子的原子半径大于氯原子,故A错误;同周期元素,从左到右非金属性依次增强,电负性依次增大,则硫元素的电负性大于磷元素,故B错误;同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,磷原子的3p轨道为稳定的半充满结构,元素的第一电离能大于相邻元素,则第一电离能由大到小的顺序为Cl>P>S>Si,故C正确;氟元素没有正化合价,故D错误。 11.现有A、B、C、D、E、F、G、H八种元素,均为前四周期元素,它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息,回答有关问题。 A元素的核外电子数和电子层数相等,也是宇宙中最丰富的元素 B元素是形成化合物种类最多的元素 C元素基态原子的核外p电子数比s电子数少1 D元素基态原子的核外p轨道中有两个未成对电子 E元素的气态基态原子的第一至第四电离能分别是: I1=738 kJ·mol-1,I2=1 451 kJ·mol-1, I3=7 733 kJ·mol-1,I4=10 540 kJ·mol-1 F元素的主族序数与周期数的差为4 G元素是前四周期中电负性最小的元素 H元素位于元素周期表中的第八列 (1)C2A4的电子式为　　　　(用元素符号表示,下同)。  (2)B元素的原子核外共有　　　　种不同运动状态的电子,基态原子中能量最高的电子所占据的原子轨道呈　　　　形。  (3)某同学推断E元素基态原子的核外电子轨道表示式为。该同学所画的轨道表示式违背了　　　　,该元素的原子I3远远大于I2,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (4)D、E、F三种元素的简单离子半径由大到小的顺序是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用离子符号表示)。  (5)用惰性电极电解EF2的水溶液的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  (6)H位于元素周期表中　　　　区(按电子排布分区),其基态原子的价层电子排布式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  答案　(1)H︰︰H　(2)6　哑铃(纺锤) (3)泡利原理　Mg原子失去2个电子后形成稳定结构,此时再失去1个电子很困难 (4)Cl->O2->Mg2+　(5)Mg2++2Cl-+2H2OMg(OH)2↓+Cl2↑+H2↑　(6)d　3d64s2 解析　根据信息可以推断A为H元素、B为C元素、C为N元素、D为O元素、E为Mg元素、F为Cl元素、G为K元素、H为Fe元素。 12.为了探究碳、硅元素的非金属性的相对强弱,实验小组设计了如图所示实验。根据要求完成下列各题。 (1)实验装置:仪器A、B的名称分别为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　、  　　　　。  (2)实验步骤:连接仪器、　　　　、加入药品后打开止水夹a;然后滴入浓硫酸,加热。  (3)问题探究(已知酸性强弱关系:亚硫酸>碳酸): ①铜与浓硫酸反应的化学方程式是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　;  装置E中酸性KMnO4溶液的作用是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  ②能说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强的实验现象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　;  试管F中发生反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　  　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。  ③依据试管D中的反应,能否证明硫的非金属性强于碳的非金属性　　　　(填“能”或“否”)。  答案　(1)分液漏斗　圆底烧瓶 (2)检查装置的气密性 (3)①Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O　除去SO2,排除SO2对F中实验的影响　②E中溶液不褪色、F中出现白色沉淀　CO2+H2O+Si232223　③否 解析　B中用浓硫酸和Cu制取SO2,制取出来的SO2会与D中的饱和NaHCO3溶液发生反应,产生CO2,CO2和SO2都进入高锰酸钾溶液中,但是只有SO2能和高锰酸钾发生反应,即在E中除掉SO2,F中CO2与H2O和硅酸钠发生反应产生沉淀,可证明非金属性的强弱。(1)根据装置图中的仪器可知A是分液漏斗,B为圆底烧瓶;(2)该实验反应生成气体,在加入药品之前需要检验装置的气密性,防止气密性不好导致气体泄漏;(3)①在加热条件下铜与浓硫酸反应生成二氧化硫、硫酸铜和水,其反应方程式为Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O;F中要验证C与Si的非金属性强弱,则SO2不可进入F中影响实验,多余的二氧化硫用酸性KMnO4溶液吸收,防止干扰后面的实验;②二氧化碳与Na2SiO3溶液反应生成硅酸,利用强酸制弱酸原理,证明了碳酸酸性比硅酸酸性强,说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强,所以E中溶液不褪色、盛有 Na2SiO3溶液的试管中出现白色沉淀即说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强,此时试管F中发生反应的离子方程式为CO2+H2O+Si232223;③依据最高价含氧酸的酸性强弱判断非金属性强弱,二氧化硫溶于水生成的是亚硫酸,不是最高价含氧酸,所以不能判断非金属性强弱。 学科网（北京）股份有限公司 $