1.2.2元素周期律 讲义-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修2

本讲义聚焦高中化学元素周期律核心知识，系统梳理原子半径（含共价、金属、范德华半径类型及同周期、同主族变化规律）、电离能（定义、周期与主族递变及反常现象）、电负性（鲍林标度、周期律及应用）的定义、规律与应用，构建从微观结构到性质推断的学习支架。 资料以“定义-规律-应用-练习”结构设计，通过微粒半径比较、电离能数据分析等实例培养科学思维，结合化学键类型判断、化合物性质推测强化化学观念。课中辅助教师分层教学，课后通过对点练习与作业帮助学生巩固知识、查漏补缺。

1.2.2元素周期律 一、原子半径 原子半径是描述原子大小的物理量，通常指的是原子核到最外层电子的平均距离。由于电子云没有明确的边界，实际中常用的是通过实验测定的不同类型半径，主要包括共价半径、金属半径和范德华半径。 共价半径：两个相同原子以共价单键结合时，它们原子核间距离的一半。比如氯气分子中，两个氯原子原子核间距的一半就是氯原子的共价半径。 金属半径：金属晶体中，相邻两个金属原子原子核间距离的一半。例如钠金属晶体里，相邻钠原子核间距的一半为钠的金属半径。 范德华半径：分子晶体中，相邻两个同种分子的非键合原子间距离的一半，比如氩分子晶体中，相邻氩原子间距的一半就是氩的范德华半径。一般来说，同种原子的范德华半径＞金属半径＞共价半径。 1.原子半径的变化规律 （1）同周期元素（从左到右） 同一周期的主族元素，电子层数相同，随着原子序数的递增，核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。需要注意的是，稀有气体的原子半径突然增大，因为稀有气体测的是范德华半径，比同周期其他元素的共价半径或金属半径大很多。 比如第三周期元素，钠（Na）的原子半径大于镁（Mg），镁大于铝（Al），铝大于硅（Si），硅大于磷（P），磷大于硫（S），硫大于氯（Cl），而氩（Ar）的原子半径远大于氯。 （2）同主族元素（从上到下） 同一主族元素，从上到下，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子半径逐渐增大。例如第ⅠA族，锂（Li）的原子半径小于钠（Na），钠小于钾（K），钾小于铷（Rb），铷小于铯（Cs）。 （3）副族元素的变化规律 副族元素的原子半径变化相对复杂，同一周期从左到右，原子半径减小的幅度不如主族元素明显。因为副族元素新增的电子填充在次外层或倒数第三层，对核电荷的屏蔽作用较大，原子核对最外层电子的吸引力增强较慢。同一主族从上到下，原子半径总体呈增大趋势，但由于镧系收缩的影响，第六周期副族元素的原子半径与第五周期同族元素相差不大，比如锆（Zr）和铪（Hf）的原子半径非常接近。 2.原子半径变化规律的应用 （1）推断元素的金属性和非金属性强弱 同周期从左到右，原子半径减小，原子得电子能力增强，非金属性逐渐增强；失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。同主族从上到下，原子半径增大，原子失电子能力增强，金属性逐渐增强；得电子能力减弱，非金属性逐渐减弱。比如第三周期中，钠的金属性强于镁，氯的非金属性强于硫。 （2）判断化学键类型 原子半径相差较大的元素之间容易形成离子键，比如钠和氯，钠原子半径大，易失电子，氯原子半径小，易得电子，二者形成离子键。原子半径相近的非金属元素之间容易形成共价键，比如碳和氧，二者原子半径相近，通过共用电子对形成共价键。 （3）推测化合物的性质 原子半径影响化合物的稳定性、熔沸点等。比如卤化氢中，氟原子半径小，H-F键键长短，键能大，氟化氢的稳定性强于氯化氢、溴化氢和碘化氢。碱金属的氯化物中，从上到下，阳离子半径增大，离子键强度减弱，熔沸点逐渐降低，比如氯化钠的熔沸点高于氯化钾。 3.微粒半径大小比较 ①同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。 ②电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。 ③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。 【对点练习】 1．下列关于Na、Al及其化合物的叙述中，正确的是 A．金属性：Na<Al B．原子半径：Na<Al C．碱性：NaOH>Al(OH)3 D．原子最外层电子数：Na>Al 【答案】C 【详解】A．金属性：同周期元素金属性从左到右减弱，Na的金属性强于Al，故A错误； B．原子半径：同周期原子半径随原子序数增大而减小，Na的原子半径大于Al，故B错误； C．同周期元素金属性从左到右减弱，最高价氧化物的水化物碱性减弱，碱性：NaOH>Al(OH)3，故C正确； D．Na原子最外层有1个电子，Al原子最外层有3个电子，故D错误； 选C。 2.下列有关微粒半径大小关系比较中，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X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是X<Y C．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+) D．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y 【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正确；同一周期的元素，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；故选C。 【答案】C 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是 A． B． C． D． 【答案】B 【解析】 、均只有三个电子层，、拥有四个电子层，的质子数大于，最外层电子离原子核更近，故原子半径更大的应为，K原子，故选B。 4.下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是 ①基态X原子的结构示意图为 ②基态的价电子排布式为 ③基态的轨道表示式为 ④基态的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数 A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③ 【答案】C 【解析】①X为F元素，②Y为Cl-元素，③Z为S2-元素，④E为K+元素，F原子核外电子层数为2层，半径最小，电子层数相同的情况下原子序数越大半径越小，所以S2-＞Cl-＞K+＞F，即③＞②＞④＞①。故答案选C。 二、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，符号为，单位是kJ/mol。同理，气态基态正一价离子失去一个电子转化为气态基态正二价离子所需要的最低能量叫做第二电离能，符号为，以此类推还有第三、第四电离能等。 2.意义：电离能的大小可以衡量原子失去电子的难易程度，电离能越小，原子越容易失去电子，金属性越强；电离能越大，原子越难失去电子，非金属性越强。 3.变化规律 （1）同周期元素（从左到右） 总体上第一电离能呈增大趋势。因为同周期元素原子的核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引作用逐渐增强，失去电子所需能量逐渐升高。 但存在反常现象：如第二周期中，Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O。原因是Be的2s轨道处于全充满稳定状态，B的2p轨道有一个单电子，失去这个电子相对容易；N的2p轨道处于半充满稳定状态，O的2p轨道有四个电子，其中一个电子处于成对状态，相互排斥，失去这个电子相对容易。 （2）同主族元素（从上到下） 第一电离能逐渐减小。因为同主族元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子所需能量逐渐降低。 4.电离能的应用 （1）判断元素的金属性和非金属性强弱：第一电离能越大，非金属性越强；第一电离能越小，金属性越强。 （2）判断元素的化合价：通过分析各级电离能的变化，可判断原子最外层的电子数。如某元素的第一、第二电离能较小，第三电离能突然增大，说明该元素原子最外层有2个电子，常见化合价为+2价。 （3）判断元素在化合物中的化学键类型：一般来说，电离能差值大的元素之间易形成离子键，电离能差值小的元素之间易形成共价键。 【对点练习】 1.下列说法正确的是 A．第一电离能： B．离子半径： C．铁元素位于元素周期表中第四周期第ⅧA族 D．同周期第ⅡA族和ⅢA族元素原子序数可能相差1、11、25 【答案】D 【详解】A．N的2p轨道为半充满稳定结构，电离能大于C和O，原子半径越大，第一电离能越小，故C<O<N，A错误； B．离子电子数相同，原子序数越小，离子半径越大，故P3->S2->Cl-，B错误； C．铁元素位于元素周期表中第四周期第Ⅷ族，C错误； D．短周期中同周期的ⅡA族与ⅢA族相邻，原子序数相差1，而长周期中同周期的IIA族与ⅢA族之间还有10列，若处于第四、第五周期，则它们的原子序数相差11，且第六周期ⅢB族、第七周期ⅢB族分别存在镧系元素、锕系元素各15种元素，则它们的原子序数相差25，D正确； 故答案为D。 2．所含三种元素的原子处于基态时，第一电离能由大到小的顺序为 A． B． C． D． 【答案】B 【详解】Li是金属元素，第一电离能最小；同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，第一电离能F>N，同主族元素从上到下第一电离能减小，第一电离能N>P，所以第一电离能，选B。 3.如表是同周期三种主族元素X、Y、Z的电离能数据(单位：kJ•mol-1)。下列判断错误的是 元素代号 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11575 Z 738 1451 7733 10540 A．X为第IA族元素 B．的价电子排布式为ns 2np 1 C．Z位于元素周期表s区 D．金属性：X>Y>Z 【解析】A．根据表格中电离能的数据可知，X的I1较小，I2突增，故X的价电子数应为1，为第ⅠA族元素，选项A正确；B．Y的I1、I2、I3均较小，I4突增，则Y的价电子数为3，为第ⅢA族元素，价电子排布为ns2np1，选项B正确；C．Z的I1、I2较小，I3突增，说明Z的价电子数为2，为第ⅡA族元素，处于元素周期表s区，选项C正确；D．三种元素处于同一周期，同一周期中元素金属性从左向右依次减弱，故金属性：X>Z>Y，选项D错误；答案选D。 【答案】D 4.X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位于同一周期、且两种基态原子中的未成对电子数均等于次外层的电子数，Z和W为位于同一周期的金属元素，Z元素的逐级电离能依次为738、1451、7733、10540、13630……。下列有关说法正确的是 A．简单离子的半径： B．电负性： C．X的氢化物沸点一定高于Y的氢化物 D．X、Y两种元素形成的化合物一定为非极性分子 【答案】A 【分析】X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位于同一周期，且两种基态原子中未成对电子数均等于次外层电子数，则X和Y均有2个未成对电子，Y的原子半径大于X，X的电子排布式为1s22s22p4，X为O元素，Y的电子排布式为1s22s22p2，Y为C元素，Z和W为位于同一周期的金属元素，Z元素的逐级电离能(kJ/mol)依次为738、1451、7733、10540、13630…，Z的第三电离能剧增，说明Z最外层有2个电子，则Z为Mg元素，W为金属且原子半径比Mg大，与Mg处于同一周期，W为Na元素； 【解析】A．由上分析可知，X为O元素，Z为Mg元素，W为Na元素，形成简单离子分别为O2-、Mg2+、Na+，这三种离子具有相同的电子层结构，随着原子序数的递增，半径减小，原子序数O＜Na＜Mg，离子半径r(O2-)＞r(Na+)＞r(Mg2+)，即简单离子的半径X＞W＞Z，选项A正确；B．由上分析可知，X为O元素，Y为C元素，W为Na元素，根据元素周期律，同一周期元素从左至右，元素的电负性依次增大，同一主族元素从上至下，电负性依次减小，或非金属性越强，电负性越大，所以电负性O＞C＞Na，即X＞Y＞W，选项B错误；C．由上分析可知，X为O元素，Y为C元素，X的氢化物有H2O和H2O2，但Y的氢化物有许多烃，有些烃为固态，沸点高于X的氢化物，选项C错误；D．由上分析可知，X为O元素，Y为C元素，X、Y两种元素形成的化合物CO2为非极性分子，而CO为极性分子，选项D错误；答案选A。 三、电负性 1.电负性是用来描述不同元素的原子在化合物中吸引电子能力的物理量。简单来说，就是原子对共用电子对的吸引力大小，电负性越大，原子吸引电子的能力越强。 2.目前常用的是鲍林电负性标度，以氟的电负性为4.0作为相对标准，通过计算得出其他元素的电负性数值。比如氧的电负性是3.5，氮是3.0，氢是2.1，钠是0.9等。 3.电负性的变化规律 ①同一周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大。因为同一周期元素原子的核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，吸引电子的能力也就越来越强。比如第三周期的钠（0.9）、镁（1.2）、铝（1.5）、硅（1.8）、磷（2.1）、硫（2.5）、氯（3.0），电负性依次增大。 ②同一主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小。因为同一主族元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减弱，吸引电子的能力随之降低。比如第ⅦA族的氟（4.0）、氯（3.0）、溴（2.8）、碘（2.5），电负性依次减小。 ③副族元素的电负性递变规律相对复杂，整体变化趋势没有主族元素明显，但大体上也呈现出同周期从左到右电负性增大，同主族从上到下电负性减小的趋势。 4.电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性强弱 通常来说，电负性大于1.8的元素大多为非金属元素，电负性越大，非金属性越强；电负性小于1.8的元素大多为金属元素，电负性越小，金属性越强。不过这不是绝对的，比如铝的电负性是1.5，但它属于金属元素，却表现出一定的非金属性。 ②判断化学键的类型 当两种元素的电负性差值大于1.7时，一般认为它们之间形成的是离子键，比如氯化钠中钠的电负性是0.9，氯是3.0，差值为2.1，属于离子键；当电负性差值小于1.7时，一般认为形成的是共价键，比如氯化氢中氢的电负性是2.1，氯是3.0，差值为0.9，属于共价键。如果电负性差值为0，那就是同种原子形成的非极性共价键，比如氢气、氧气中的化学键。 ③判断共价化合物中元素的化合价正负 在共价化合物中，电负性大的原子吸引电子能力强，共用电子对会偏向它，使它显负价；电负性小的原子吸引电子能力弱，共用电子对偏离它，使它显正价。比如在水分子中，氧的电负性（3.5）大于氢（2.1），所以氧显-2价，氢显+1价。 ④解释元素的一些性质差异 比如为什么氟的非金属性比氯强，从电负性来看，氟的电负性（4.0）大于氯（3.0），氟吸引电子的能力更强，更容易得到电子，所以非金属性更强。再比如同一周期中，从左到右元素的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，这也和电负性的递变有关，电负性增大，元素吸引电子能力增强，最高价氧化物对应水化物中的羟基更容易电离出氢离子，酸性也就越强。 【对点训练】 1.已知：元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质；两成键元素间电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。下表给出了14种元素的电负性，则下列说法错误的是 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 A．随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化 B．元素电负性越大，其非金属性越强 C．根据电负性数据可知Mg3N2中含有离子键 D．BeCl2含金属元素铍，故属于离子化合物 【解析】A．由表中数据可知，第二周期元素从Li⟶F，随着原子序数递增，元素的电负性逐渐增大，第三周期元素从Na⟶Cl，随着原子序数递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，所以随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化，故A正确；B．元素电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，则元素非金属性越强，故B正确；C．Mg3N2中两成键元素电负性差值为3.0-1.2=1.8，大于1.7，形成离子键，故C正确；D．BeCl2中两成键元素电负性差值为3.0-1.5=1.5，小于1.7，形成共价键，故属于共价化合物，而不是离子化合物，故D错误；答案选D。 【答案】D 2.下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 ﹣4 ﹣2 ﹣1 ﹣2 ﹣1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 B．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质和E单质均能与H2O发生置换反应 C．元素B、C之间不可能形成化合物 D．C、D、E的氢化物的稳定性：E>C>D 【分析】根据元素最低化合价为得电子数，元素氧化性越强，电负性越强，则A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F； 【解析】A．元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同，A错误；B．Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2，B正确；C．S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物，C错误；D．C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl，D错误；故答案为：B。 【答案】B 3.下列事实不能说明X的电负性比Y大的是 A．与化合：X单质比Y单质容易 B．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 C．最高价氧化物的水化物的酸性：X比Y强 D．最外层电子数：X原子比Y原子多 【答案】D 【解析】电负性的大小和非金属性的强弱一致，因而可根据元素非金属性的强弱判断电负性大小，X的电负性比Y大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。 【分析】A．电负性越大的元素其单质得电子能力越强即氧化性越强，和氢气化合越容易，所以与H2化合时X单质比Y单质容易能说明X比Y的电负性大，A不符合题意；B．电负性越强的元素其吸引电子能力越强，其单质的氧化性越强，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来能说明X比Y的电负性大，B不符合题意；C．电负性越强的元素其单质得电子能力越强，其最高价含氧酸的酸性越强，X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强能说明X比Y的电负性大，C不符合题意；D．元素电负性大小与吸引电子能力有关，与最外层电子数多少无关，如氧元素的电负性比碘元素的电负性大，但氧原子最外层电子数小于碘原子最外层电子数，所以X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X比Y的电负性大，D符合题意；故答案为：D。 【课后作业】 1．将Al2(SO4)3溶液、K2SO4溶液按一定比例混合后，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤可制得净水剂明矾[KAl(SO4)2·12H2O]。下列说法正确的是 A．半径大小：r(Al3+)>r(O2-) B．电负性大小：x(O)<x(S) C．电离能大小：I1(S)<I1(Al) D．碱性强弱：KOH>Al(OH)3 【答案】D 【解析】A．和二者的核外电子层结构相同，比较离子半径看原子序数，原子序数越小，离子半径越大，r()>r()，A错误；B．同主族，由上到下原子半径越大，电负性越小，故x(S)<x(O)，B错误；C．同周期，一般情况下，由左到右原子半径减小，第一电离能变大，故I1(Al)<I1(S)，C错误；D．金属性：K>Al，故最高价氧化物对应水化物的碱性，KOH>Al(OH)3，D正确； 故本题选D。 2．高铁酸钾(K2FeO4)是一种高效绿色水处理剂，工业上可由KClO在碱性条件下氧化Fe(OH)3制得，下列说法正确的是 A．半径大小：r (Cl-)>r(K+) B．O和Cl的电负性大小： Cl > O C．第一电离能大小： I1(O)< I1(K) D．碱性强弱： KOH < Fe(OH)3 【答案】A 【解析】A．电子层数相同的离子半径，阴离子大于阳离子，A项正确；B．电负性越大，吸引电子的能力越强，在共价化合物中一般显负价，O元素在ClO-中是-2价，因此电负性：O>Cl，B项错误；C．同周期从左到右，第一电离能总体呈增大趋势；同主族从上到下，第一电离能减小。因此I1(O)> I1(Li)> I1(Na)> I1(K)，C项错误；D．KOH是强碱，Fe(OH)3是弱碱，因此碱性KOH > Fe(OH)3，D项错误；答案选A。 3．黑火药是中国古代四大发明之一，其爆炸反应为，下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．电离能大小： D．酸性强弱： 【答案】B 【解析】A．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则硫离子的离子半径大于钾离子，故A错误；B．同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，电负性依次增大，则碳元素的电负性小于氧元素，故B正确；C．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，氮原子的2p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，则氮原子的第一电离能氧原子，故C错误；D．同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，则硝酸的酸性强于碳酸，故D错误；故选B。 4．下表列出了W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据(用、．．．．．．表示)。关于W、X、Y三种元素的下列推断中，不正确的是 元素 电离能 …… W 496 4562 6912 9543 X 738 1451 7733 10540 Y 578 1817 2745 11575 A．W元素单质的还原性最强 B．X元素位于元素周期表第ⅡA族 C．最高价氧化物对应水化物的碱性：X＞W D．Y元素的最高正化合价为＋3价 【答案】C 【分析】由W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据可知，W最外层有1个电子，X最外层有2个电子，Y最外层有3个电子；则三者分别位于ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族； 【解析】A．由电离能数据可知，W的金属性最强，则其单质的还原性最强，A正确； B．由分析可知，X元素位于元素周期表第ⅡA族，B正确；C．金属性X<W，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性：X<W，C错误；D．由分析可知，Y为ⅢA族元素，Y元素的最高正化合价为＋3价，D正确；故选C。 5．元素Li、Na、K的某种性质Y随核电荷数的变化趋势如图所示，则坐标轴Y不可以代表的是 A．元素的电负性 B．单质的还原性 C．元素的第一电离能 D．单质的熔沸点 【答案】B 【解析】A．Li、Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大电负性减小，A不符合题意；B．Li、Na、K位于同主族，从上往下金属性增强，单质的还原性增强，B符合题意；C．Li、Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大第一电离能逐渐减小，C不符合题意；D．Li、Na、K原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，金属键减弱，故随着核电荷数增大单质的熔沸点降低，D不符合题意；故选B。 6．现有四种元素的基态原子的电子排布式：①1s22s22p63s23p2　②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3　④1s22s22p4。则下列有关比较正确的是 A．原子半径：③>②>① B．电负性：④>③>②>① C．第一电离能：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③>②>① 【答案】B 【解析】四种元素分别为①1s22s22p63s23p2，为Si；②1s22s22p63s23p3，为P；③1s22s22p3，为N；④1s22s22p4，为O。Si、P同周期，N、P同主族，则原子半径：Si>P>N，即①>②>③，A错误；同周期中，随原子序数的递增，电负性逐渐增大，同主族中，原子序数越大，电负性越小，则电负性：O>N>P>Si，④>③>②>①，B正确；同周期中，第一电离能有增大的趋势，但核外电子处于全充满或半充满时，第一电离能比其后的原子大，第一电离能：N>O>P>Si，即③>④>②>①，C错误；N、P的最高正价为＋5价，Si的为＋4价，O的为0价(一般情况下)，则最高正化合价：③=②>①>④，D错误。 7．下列各组元素性质的比较错误的是 A．第一电离能： B．电负性： C．最高正价： D．原子半径： 【答案】C 【解析】A．同周期元素从左向右，第一电离能呈增大趋势，但基态原子的轨道为半充满稳定结构，其第一电离能大于同周期相邻元素，因此第一电离能：，A项正确；B．同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，非金属性越强，电负性越大，则电负性：，B项正确；C．非金属性较强，其无最高正价，项错误；D．同主族元素电子层数越多，原子半径越大，同周期元素从左向右原子半径减小，则原子半径，D项正确；故选C。 8．已知1~18号元素的4种简单离子、、、都具有相同电子层结构，下列关系正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．氢化物的稳定性： D．第一电离能： 【答案】B 【分析】1~18号元素的4种简单离子、、、都具有相同电子层结构，结合离子电荷数可知W为Al，X为Na，Y为O，Z为F。 【解析】A．Na和Al为同周期元素，原子序数Na小于Al，原子半径Na大于Al，故A错误；B．O、F为非金属，Al为活泼金属，电负性钠最小，O、F为同周期元素，随核电荷数的增加，元素电负性增强，因此电负性：F>O>Al，故B正确；C．非金属性：F>O，非金属性越强简单氢化物越稳定，则稳定性：H2O<HF，故C错误；D．Na、Al同周期，从左到右元素第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：Al>Na，故D错误；故选：B。 9．下列说法正确的是 A．电离能大的元素，不易失电子，易得到电子 B．电离能大的元素其电负性必然也大 C．电负性最大的非金属元素形成的最高价含氧酸的酸性最强 D．第二周期元素中第一电离能介于B与N之间的有3种元素 【答案】D 【解析】A．稀有气体元素，电离能大，不易失去电子，也不易得到电子，A不正确；B．电离能大的元素，其电负性不一定大，如稀有气体元素，B不正确；C．电负性最大的非金属元素是氟，它不能形成最高价含氧酸，C不正确；D．第二周期元素中，Be的2s轨道全充满，其第一电离能比B大，N的3p轨道半充满，其第一电离能比O大，则第一电离能介于B与N之间的有Be、C、O共3种元素，D正确；故选D。 10．四种元素基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4    ②1s22s22p63s23p3    ③1s22s22p5    ④1s22s22p3 则下列有关比较中正确的是 A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．电负性：③＞④＞①＞② C．简单离子半径：②＞①＞③＞④ D．最高正化合价：③＞④=②＞① 【答案】B 【分析】根据四种元素基态原子的电子排布式，①是S，②是P，③是F，④是N元素。 【解析】A．一般情况下同一周期元素，原子序数越大，元素的第一电离能越大。但若元素处于第ⅡA族、第VA族，由于原子最外层电子处于全充满、半充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素。同一主族元素，原子序数越大，元素的第一电离能越小，则四种元素的第一电离能大小关系为：③＞④＞②＞①，A错误；B．元素的非金属性越强，其电负性就越大。同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，同一主族元素，原子序数越大，元素的非金属性越弱，则元素的电负性大小关系为：③＞④＞①＞②，B正确；C．核外电子层结构相同，原子序数越大，离子半径越小，则简单离子半径大小关系为：②＞①＞④＞③，C错误；D．F元素非金属性很强，原子半径很小，与其它元素反应只能得到电子或形成共用电子对时偏向F元素，因此没有与族序数相等的最高化合价，故F元素化合价不是在所有元素中最高的，D错误；故选B。 11．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ•mol-1)，判断下列说法不正确的是 元素代号 I1 I2 I3 I4 Q 2080 4000 6100 9400 R 500 4600 6900 9500 S 740 1500 7700 10500 T 580 1800 2700 11600 U 420 3100 4400 5900 A．元素的第一电离能最大的可能是Q元素 B．R和S均可能与U在同一主族 C．U元素可能在元素周期表的s区 D．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素 【答案】B 【解析】A．根据表格数据，元素的第一电离能最大的可能是Q元素，故A正确；B．R、U的第一电离能与第二电离能相差较大，可知R、U都是ⅠA族元素，R、U在同一主族；S的第二电离能与第三电离能相差较大，S是ⅡA族元素，故B错误；C．U元素的第一电离能与第二电离能相差较大，U是ⅠA族元素，在元素周期表的s区，故C正确；D．T的第三电离能与第四电离能相差较大，T是ⅢA族元素，原子的价电子排布为ns2np1，故D正确；选B。 12．下列说法中正确的是 A．N、O、F的第一电离能依次增大 B．在所有的元素中，氟的电负性最大 C．同主族元素中，随原子序数增大第一电离能增大 D．随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐减小 【答案】B 【解析】A．N、O、F为同一周期元素，同一周期从左往右第一电离能呈增大趋势，ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常，即N的第一电离能大于O，A错误；B．在所有的元素中，氟的电负性最大，B正确；C．同主族元素中， 随原子序数增大第一电离能减小，C错误；D．随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐增大，D错误；故答案为：B。 13．下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。 请回答下列问题： (1)表中元素⑩的二价离子的外围电子排布图为： ，该元素属于 区元素。 (2)基态原子⑦核外电子总共有 种能量，电子占据的能量最高的能级符号为 (3)在标号的主族元素中，第一电离能最小的是 (填元素符号，下同)，电负性最大的是 (4)写出由①④⑨三种元素组成的化合物的电子式 ，将该化合物溶于水，破坏的作用力有 ；(5)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与溶液反应的化学方程式： 【答案】(1) ds (2)5 3p (3)Na O (4) 离子键 (5)Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O 【分析】表中编号①~⑩依次为H、Be、B、O、Al、P、S、Ar、Na、Cu元素。 【解析】（1）元素⑩为Cu，基态Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，基态Cu2+的核外电子排布式为[Ar]3d9，其外围电子排布图为；Cu属于ds区元素；答案为：；ds。 （2）元素⑦为S，基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，核外电子共有5种能量，电子占据的能量最高的能级符号为3p；答案为：5；3p。 （3）根据同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势（第IIA、VA族比相邻的元素大），同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，则在标号的主族元素中，第一电离能最小的是Na；同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，则在标号的主族元素中，电负性最大的是O；答案为：Na；O。 （4）①④⑨三种元素组成的化合物为NaOH，NaOH的电子式为；NaOH中含离子键和极性共价键，NaOH溶于水电离出Na+和OH-，NaOH溶于水破坏的作用力为离子键；答案为：；离子键。 （5）⑤为Al，Al(OH)3为两性氢氧化物，Al(OH)3与NaOH反应的化学方程式为Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O，②为Be，Be(OH)2与Al(OH)3有相似的性质，则Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O；答案为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。 14．Ti、Na、Mg、C、N、O、Fe等元素单质及化合物在诸多领域都有广泛的应用。回答下列问题： (1)钠在火焰上灼烧产生的黄光是一种 (填字母)。 A．吸收光谱　　　　　　　　　B．发射光谱 (2)下列Mg原子的核外电子排布式中，能量最高的是 ，能量最低的是 (填序号) a．　　　　b． c．    　　　　　   d． (3)基态Ti原子核外共有 种运动状态不同的电子，最高能层电子的电子云轮廓形状为 ，其价电子轨道表示式为 。 (4)N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：X、Y、Z中为N元素的是 ，判断理由是 。 元素 / kJ∙mol−1 / kJ∙mol−1 / kJ∙mol−1 X 737.7 1450.7 7732.7 Y 1313.9 3388.3 5300.5 Z 1402.3 2856.0 4578.1 (5)用琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成，从结构角度来看，易被氧化成的原因是 。与的离子半径大小关系为： (填“大于”或“小于”)。 【答案】(1)B (2)b d (3)22 球形 (4)Z N原子外围电子排布式为，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大 (5)的半满状态更稳定 小于 【解析】（1）钠在火焰上灼烧产生的黄光是较高能级的电子跃迁到较低能级，是一种发射光谱；故答案为：B。 （2）a．中2p能级上的两个电子跃迁到3p能级，3s上一个电子跃迁到3p能级上，b．中2p能级上3个电子跃迁到3p能级上，相比a来说电子的能量较高，c．中3s上一个电子跃迁到3p能级上，d．处于基态，因此能量最高的是b，能量最低的是d；故答案为：b；d。 （3）Ti元素为22号元素，Ti原子核外有22个电子，1个电子是一种运动状态，因此基态Ti原子核外共有22种运动状态不同的电子，价电子排布式为3s24s2，则最高能层电子的电子云轮廓形状为球形，其价电子轨道表示式为；故答案为：22；球形；。 （4）N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示，根据表中信息X中，则X为Mg，Y的小于Z的，说明Y为O，Z为N，因此X、Y、Z中为N元素的是Z，判断理由是N原子外围电子排布式为，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大；故答案为：Z；N原子外围电子排布式为，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大。 （5）从结构角度来看，的，能失去一个电子变为半满状态稳定结构，而的半满状态更稳定，因此易被氧化成；根据核电荷数相同，核外电子越多，半径越大，因此与的离子半径大小关系为：小于；故答案为：的半满状态更稳定；小于。 15．太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、钒等。回答下列问题： (1)基态钒原子的电子排布式为 ，其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有 个伸展方向。 (2)VO2+与可形成配合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。 (3)镓与硒相比，电负性更大的是 (填元素符号)。 (4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定，试从铜原子核外电子结构角度解释其原因： 。 (5)与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有 (填元素符号，下同)。 (6)在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有 。 (7)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为 Se (填“>”或“<”) Si 。与 Si 同周期的部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表 (填字母)。 A． a为，b为，c为I3 B． a为，b为，c为 C． a为，b为，c为I1 D． a为，b为，c为 【答案】(1)1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2} 5 (2)O>C (3)Se (4)亚铜离子价电子排布式为3d¹⁰，核外电子处于稳定的全充满状态 (5)Ni、Ge、Se (6)Be、C、O (7)> B 【解析】（1）钒为23号元素，基态钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2}，其中能量最高的电子所占据能级为3d，其原子轨道有5个伸展方向。 （2）第二周期元素为碳、氧，同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，故第一电离能由大到小的顺序为O>C； （3）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；镓与硒相比，电负性更大的是Se； （4）亚铜离子价电子排布式为3d¹⁰，核外电子处于稳定的全充满状态，故导致高温下Cu2O比CuO更稳定； （5）钛位于第四周期，价电子排布为3d24s2，未成对电子数为2，与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有Ni、Ge、Se； （6）同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；Be原子价电子为2s2全满稳定状态，电离能较B大；故在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有Be、C、O； （7）“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，则电负性氢大于硅；氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒得电子能力大于氢，故电负性硒大于氢；故硒与硅的电负性相对大小为 Se >Si；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，但是镁原子价电子为3s2全满稳定状态，电离能较相邻元素大；P的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；则c为；失去第一个电子后，钠离子为8电子稳定结构，失去第二电子需要较大能量，其第二电离能在同周期主族元素中最大，故a为；故选B。 学科网（北京）股份有限公司 $ 1.2.2元素周期律 一、原子半径 原子半径是描述原子大小的物理量，通常指的是原子核到最外层电子的平均距离。由于电子云没有明确的边界，实际中常用的是通过实验测定的不同类型半径，主要包括共价半径、金属半径和范德华半径。 共价半径：两个相同原子以共价单键结合时，它们原子核间距离的一半。比如氯气分子中，两个氯原子原子核间距的一半就是氯原子的共价半径。 金属半径：金属晶体中，相邻两个金属原子原子核间距离的一半。例如钠金属晶体里，相邻钠原子核间距的一半为钠的金属半径。 范德华半径：分子晶体中，相邻两个同种分子的非键合原子间距离的一半，比如氩分子晶体中，相邻氩原子间距的一半就是氩的范德华半径。一般来说，同种原子的范德华半径＞金属半径＞共价半径。 1.原子半径的变化规律 （1）同周期元素（从左到右） 同一周期的主族元素，电子层数相同，随着原子序数的递增，核电荷数逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。需要注意的是，稀有气体的原子半径突然增大，因为稀有气体测的是范德华半径，比同周期其他元素的共价半径或金属半径大很多。 比如第三周期元素，钠（Na）的原子半径大于镁（Mg），镁大于铝（Al），铝大于硅（Si），硅大于磷（P），磷大于硫（S），硫大于氯（Cl），而氩（Ar）的原子半径远大于氯。 （2）同主族元素（从上到下） 同一主族元素，从上到下，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子半径逐渐增大。例如第ⅠA族，锂（Li）的原子半径小于钠（Na），钠小于钾（K），钾小于铷（Rb），铷小于铯（Cs）。 （3）副族元素的变化规律 副族元素的原子半径变化相对复杂，同一周期从左到右，原子半径减小的幅度不如主族元素明显。因为副族元素新增的电子填充在次外层或倒数第三层，对核电荷的屏蔽作用较大，原子核对最外层电子的吸引力增强较慢。同一主族从上到下，原子半径总体呈增大趋势，但由于镧系收缩的影响，第六周期副族元素的原子半径与第五周期同族元素相差不大，比如锆（Zr）和铪（Hf）的原子半径非常接近。 2.原子半径变化规律的应用 （1）推断元素的金属性和非金属性强弱 同周期从左到右，原子半径减小，原子得电子能力增强，非金属性逐渐增强；失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。同主族从上到下，原子半径增大，原子失电子能力增强，金属性逐渐增强；得电子能力减弱，非金属性逐渐减弱。比如第三周期中，钠的金属性强于镁，氯的非金属性强于硫。 （2）判断化学键类型 原子半径相差较大的元素之间容易形成离子键，比如钠和氯，钠原子半径大，易失电子，氯原子半径小，易得电子，二者形成离子键。原子半径相近的非金属元素之间容易形成共价键，比如碳和氧，二者原子半径相近，通过共用电子对形成共价键。 （3）推测化合物的性质 原子半径影响化合物的稳定性、熔沸点等。比如卤化氢中，氟原子半径小，H-F键键长短，键能大，氟化氢的稳定性强于氯化氢、溴化氢和碘化氢。碱金属的氯化物中，从上到下，阳离子半径增大，离子键强度减弱，熔沸点逐渐降低，比如氯化钠的熔沸点高于氯化钾。 3.微粒半径大小比较 ①同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。 ②电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。 ③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。 【对点练习】 1．下列关于Na、Al及其化合物的叙述中，正确的是 A．金属性：Na<Al B．原子半径：Na<Al C．碱性：NaOH>Al(OH)3 D．原子最外层电子数：Na>Al 2.下列有关微粒半径大小关系比较中，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X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是X<Y C．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+) D．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是 A． B． C． D． 4.下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是 ①基态X原子的结构示意图为 ②基态的价电子排布式为 ③基态的轨道表示式为 ④基态的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数 A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③ 二、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，符号为，单位是kJ/mol。同理，气态基态正一价离子失去一个电子转化为气态基态正二价离子所需要的最低能量叫做第二电离能，符号为，以此类推还有第三、第四电离能等。 2.意义：电离能的大小可以衡量原子失去电子的难易程度，电离能越小，原子越容易失去电子，金属性越强；电离能越大，原子越难失去电子，非金属性越强。 3.变化规律 （1）同周期元素（从左到右） 总体上第一电离能呈增大趋势。因为同周期元素原子的核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引作用逐渐增强，失去电子所需能量逐渐升高。 但存在反常现象：如第二周期中，Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O。原因是Be的2s轨道处于全充满稳定状态，B的2p轨道有一个单电子，失去这个电子相对容易；N的2p轨道处于半充满稳定状态，O的2p轨道有四个电子，其中一个电子处于成对状态，相互排斥，失去这个电子相对容易。 （2）同主族元素（从上到下） 第一电离能逐渐减小。因为同主族元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子所需能量逐渐降低。 4.电离能的应用 （1）判断元素的金属性和非金属性强弱：第一电离能越大，非金属性越强；第一电离能越小，金属性越强。 （2）判断元素的化合价：通过分析各级电离能的变化，可判断原子最外层的电子数。如某元素的第一、第二电离能较小，第三电离能突然增大，说明该元素原子最外层有2个电子，常见化合价为+2价。 （3）判断元素在化合物中的化学键类型：一般来说，电离能差值大的元素之间易形成离子键，电离能差值小的元素之间易形成共价键。 【对点练习】 1.下列说法正确的是 A．第一电离能： B．离子半径： C．铁元素位于元素周期表中第四周期第ⅧA族 D．同周期第ⅡA族和ⅢA族元素原子序数可能相差1、11、25 2．所含三种元素的原子处于基态时，第一电离能由大到小的顺序为 A． B． C． D． 3.如表是同周期三种主族元素X、Y、Z的电离能数据(单位：kJ•mol-1)。下列判断错误的是 元素代号 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 578 1817 2745 11575 Z 738 1451 7733 10540 A．X为第IA族元素 B．的价电子排布式为ns 2np 1 C．Z位于元素周期表s区 D．金属性：X>Y>Z 4.X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位于同一周期、且两种基态原子中的未成对电子数均等于次外层的电子数，Z和W为位于同一周期的金属元素，Z元素的逐级电离能依次为738、1451、7733、10540、13630……。下列有关说法正确的是 A．简单离子的半径： B．电负性： C．X的氢化物沸点一定高于Y的氢化物 D．X、Y两种元素形成的化合物一定为非极性分子 三、电负性 1.电负性是用来描述不同元素的原子在化合物中吸引电子能力的物理量。简单来说，就是原子对共用电子对的吸引力大小，电负性越大，原子吸引电子的能力越强。 2.目前常用的是鲍林电负性标度，以氟的电负性为4.0作为相对标准，通过计算得出其他元素的电负性数值。比如氧的电负性是3.5，氮是3.0，氢是2.1，钠是0.9等。 3.电负性的变化规律 ①同一周期：从左到右，元素的电负性逐渐增大。因为同一周期元素原子的核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，吸引电子的能力也就越来越强。比如第三周期的钠（0.9）、镁（1.2）、铝（1.5）、硅（1.8）、磷（2.1）、硫（2.5）、氯（3.0），电负性依次增大。 ②同一主族：从上到下，元素的电负性逐渐减小。因为同一主族元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引力逐渐减弱，吸引电子的能力随之降低。比如第ⅦA族的氟（4.0）、氯（3.0）、溴（2.8）、碘（2.5），电负性依次减小。 ③副族元素的电负性递变规律相对复杂，整体变化趋势没有主族元素明显，但大体上也呈现出同周期从左到右电负性增大，同主族从上到下电负性减小的趋势。 4.电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性强弱 通常来说，电负性大于1.8的元素大多为非金属元素，电负性越大，非金属性越强；电负性小于1.8的元素大多为金属元素，电负性越小，金属性越强。不过这不是绝对的，比如铝的电负性是1.5，但它属于金属元素，却表现出一定的非金属性。 ②判断化学键的类型 当两种元素的电负性差值大于1.7时，一般认为它们之间形成的是离子键，比如氯化钠中钠的电负性是0.9，氯是3.0，差值为2.1，属于离子键；当电负性差值小于1.7时，一般认为形成的是共价键，比如氯化氢中氢的电负性是2.1，氯是3.0，差值为0.9，属于共价键。如果电负性差值为0，那就是同种原子形成的非极性共价键，比如氢气、氧气中的化学键。 ③判断共价化合物中元素的化合价正负 在共价化合物中，电负性大的原子吸引电子能力强，共用电子对会偏向它，使它显负价；电负性小的原子吸引电子能力弱，共用电子对偏离它，使它显正价。比如在水分子中，氧的电负性（3.5）大于氢（2.1），所以氧显-2价，氢显+1价。 ④解释元素的一些性质差异 比如为什么氟的非金属性比氯强，从电负性来看，氟的电负性（4.0）大于氯（3.0），氟吸引电子的能力更强，更容易得到电子，所以非金属性更强。再比如同一周期中，从左到右元素的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，这也和电负性的递变有关，电负性增大，元素吸引电子能力增强，最高价氧化物对应水化物中的羟基更容易电离出氢离子，酸性也就越强。 【对点训练】 1.已知：元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质；两成键元素间电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。下表给出了14种元素的电负性，则下列说法错误的是 元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 A．随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化 B．元素电负性越大，其非金属性越强 C．根据电负性数据可知Mg3N2中含有离子键 D．BeCl2含金属元素铍，故属于离子化合物 2.下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 ﹣4 ﹣2 ﹣1 ﹣2 ﹣1 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 B．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质和E单质均能与H2O发生置换反应 C．元素B、C之间不可能形成化合物 D．C、D、E的氢化物的稳定性：E>C>D 3.下列事实不能说明X的电负性比Y大的是 A．与化合：X单质比Y单质容易 B．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 C．最高价氧化物的水化物的酸性：X比Y强 D．最外层电子数：X原子比Y原子多 【课后作业】 1．将Al2(SO4)3溶液、K2SO4溶液按一定比例混合后，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤可制得净水剂明矾[KAl(SO4)2·12H2O]。下列说法正确的是 A．半径大小：r(Al3+)>r(O2-) B．电负性大小：x(O)<x(S) C．电离能大小：I1(S)<I1(Al) D．碱性强弱：KOH>Al(OH)3 2．高铁酸钾(K2FeO4)是一种高效绿色水处理剂，工业上可由KClO在碱性条件下氧化Fe(OH)3制得，下列说法正确的是 A．半径大小：r (Cl-)>r(K+) B．O和Cl的电负性大小： Cl > O C．第一电离能大小： I1(O)< I1(K) D．碱性强弱： KOH < Fe(OH)3 3．黑火药是中国古代四大发明之一，其爆炸反应为，下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．电离能大小： D．酸性强弱： 4．下表列出了W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据(用、．．．．．．表示)。关于W、X、Y三种元素的下列推断中，不正确的是 元素 电离能 …… W 496 4562 6912 9543 X 738 1451 7733 10540 Y 578 1817 2745 11575 A．W元素单质的还原性最强 B．X元素位于元素周期表第ⅡA族 C．最高价氧化物对应水化物的碱性：X＞W D．Y元素的最高正化合价为＋3价 5．元素Li、Na、K的某种性质Y随核电荷数的变化趋势如图所示，则坐标轴Y不可以代表的是 A．元素的电负性 B．单质的还原性 C．元素的第一电离能 D．单质的熔沸点 6．现有四种元素的基态原子的电子排布式：①1s22s22p63s23p2　②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3　④1s22s22p4。则下列有关比较正确的是 A．原子半径：③>②>① B．电负性：④>③>②>① C．第一电离能：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③>②>① 7．下列各组元素性质的比较错误的是 A．第一电离能： B．电负性： C．最高正价： D．原子半径： 8．已知1~18号元素的4种简单离子、、、都具有相同电子层结构，下列关系正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．氢化物的稳定性： D．第一电离能： 9．下列说法正确的是 A．电离能大的元素，不易失电子，易得到电子 B．电离能大的元素其电负性必然也大 C．电负性最大的非金属元素形成的最高价含氧酸的酸性最强 D．第二周期元素中第一电离能介于B与N之间的有3种元素 10．四种元素基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4    ②1s22s22p63s23p3    ③1s22s22p5    ④1s22s22p3 则下列有关比较中正确的是 A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．电负性：③＞④＞①＞② C．简单离子半径：②＞①＞③＞④ D．最高正化合价：③＞④=②＞① 11．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ•mol-1)，判断下列说法不正确的是 元素代号 I1 I2 I3 I4 Q 2080 4000 6100 9400 R 500 4600 6900 9500 S 740 1500 7700 10500 T 580 1800 2700 11600 U 420 3100 4400 5900 A．元素的第一电离能最大的可能是Q元素 B．R和S均可能与U在同一主族 C．U元素可能在元素周期表的s区 D．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素 12．下列说法中正确的是 A．N、O、F的第一电离能依次增大 B．在所有的元素中，氟的电负性最大 C．同主族元素中，随原子序数增大第一电离能增大 D．随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐减小 13．下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。 请回答下列问题： (1)表中元素⑩的二价离子的外围电子排布图为： ，该元素属于 区元素。 (2)基态原子⑦核外电子总共有 种能量，电子占据的能量最高的能级符号为 (3)在标号的主族元素中，第一电离能最小的是 (填元素符号，下同)，电负性最大的是 (4)写出由①④⑨三种元素组成的化合物的电子式 ，将该化合物溶于水，破坏的作用力有 ；(5)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与溶液反应的化学方程式： 14．Ti、Na、Mg、C、N、O、Fe等元素单质及化合物在诸多领域都有广泛的应用。回答下列问题： (1)钠在火焰上灼烧产生的黄光是一种 (填字母)。 A．吸收光谱　　　　　　　　　B．发射光谱 (2)下列Mg原子的核外电子排布式中，能量最高的是 ，能量最低的是 (填序号) a．　　　　b． c．    　　　　　   d． (3)基态Ti原子核外共有 种运动状态不同的电子，最高能层电子的电子云轮廓形状为 ，其价电子轨道表示式为 。 (4)N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：X、Y、Z中为N元素的是 ，判断理由是 。 元素 / kJ∙mol−1 / kJ∙mol−1 / kJ∙mol−1 X 737.7 1450.7 7732.7 Y 1313.9 3388.3 5300.5 Z 1402.3 2856.0 4578.1 (5)用琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成，从结构角度来看，易被氧化成的原因是 。与的离子半径大小关系为： (填“大于”或“小于”)。 15．太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、钒等。回答下列问题： (1)基态钒原子的电子排布式为 ，其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有 个伸展方向。 (2)VO2+与可形成配合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。 (3)镓与硒相比，电负性更大的是 (填元素符号)。 (4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定，试从铜原子核外电子结构角度解释其原因： 。 (5)与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有 (填元素符号，下同)。 (6)在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有 。 (7)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为 Se (填“>”或“<”) Si 。与 Si 同周期的部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表 (填字母)。 A． a为，b为，c为I3 B． a为，b为，c为 C． a为，b为，c为I1 D． a为，b为，c为 学科网（北京）股份有限公司 $