第1章 03 第二节 原子结构与元素的性质 02 第2课时 元素周期律(Word讲义)-【满分思维】2026-2027学年化学选择性必修二学生用书（人教版）

第2课时　元素周期律 【新课探究】 学习任务一 课前自主预习 1.(1)增大　(2)减小　(3)增大 2.相同　增强　减小　增多　增大　增大 [问题思考] (1)提示:不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定,如碱金属的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。 (2)提示:Na>Na+,Na+与Na的核电荷数相同,而Na+核外电子数比Na少,原子核外电子受原子核的吸引作用大,离子半径较小; Cl<Cl-,Cl与Cl-的核电荷数相同,而Cl-核外电子数较多,核外电子受原子核吸引作用较小,离子半径较大。 (3)提示:O2->F->Na+>Mg2+>Al3+,五种离子核外电子数相等,而核电荷数依次增大,原子核对核外电子的吸引作用依次增大,离子半径逐渐减小。 知识迁移应用 例1　A　[解析] 当电子层数相同时,核电荷数越大,主族元素原子半径越小,故A错误;最外层电子数相同, 说明为同主族元素,质子数越多,核外电子层数越多,原子半径越大,故B正确;一般电子层数越多,离子半径越大,电子层结构相同时,核电荷数越大,离子半径越小,K+核外有3个电子层,Na+、Mg2+、Al3+核外均有2个电子层,核电荷数:Al>Mg>Na,则r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+),故C正确;同主族带相同电荷的离子,电子层数越多离子半径越大,则r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-),故D正确。 例2　C　[解析] 同主族元素,从上到下,同价态离子半径逐渐增大,所以①②正确;电子层结构相同的离子,随核电荷数增大,离子半径逐渐减小,5种粒子半径大小为r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+),③错误;不同价态的同种元素的离子,核外电子多的半径大,④错误。 学习任务二 课前自主预习 1.气态　一个　最低能量　I1 2.(1)最小　最大　增大　高　半充满　较高　(2)变小 3.小 [问题思考] (1)提示:第二周期元素中,第一电离能最小的元素是碱金属元素Li,第一电离能最大的是稀有气体元素Ne;同一周期元素的能层数相同,从左到右核电荷数逐渐增大,原子半径逐渐变小(稀有气体除外),原子核对电子的引力逐渐增大,故第一电离能呈增大的趋势。B的价层电子排布为2s22p1,先失去的是2p能级上的电子,该能级电子的能量比Be失去的2s能级电子的能量高,故B较易失去2p能级上的1个电子,第一电离能:B<Be;N的价层电子排布为2s22p3,2p轨道处于半充满的稳定状态,较难失去1个电子,而O的价层电子排布为2s22p4,失去一个电子成为2p3半充满的稳定状态,故第一电离能:N>O。 (2)提示:图中的碱金属元素包括Li、Na、K、Rb、Cs;它们的第一电离能从Li→Cs逐渐减小;碱金属元素的第一电离能越小,越易失去电子,金属的活泼性就越强。碱金属元素原子的价层电子排布为ns1,最外层只有一个电子,容易失去一个电子,故碱金属元素的第一电离能数值较小。 (3)提示:随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再失去一个电子需克服的引力也越来越大,消耗的能量也越来越多,所以原子的逐级电离能越来越大。Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成+1价离子;Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成+2价离子;Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成+3价离子。电离能的突跃变化说明核外电子是分能层排布的。 知识迁移应用 例3　D　[解析] 元素原子的第一电离能越大,表示该元素的原子越难失去电子,A错误;第一电离能是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,B错误;从总的变化趋势上看,同一周期中元素的第一电离能从左到右呈增大趋势,但有反常,如I1(N)>I1(O),C错误。 例4　B　[解析] 第二周期主族元素X的第一电离能到第五电离能之间变化不大,第六电离能剧增,说明该元素原子很难失去第6个电子,所以X的最外层有5个电子,应为第ⅤA族元素;第二周期主族元素Y的第一电离能到第六电离能之间变化不大,第七电离能剧增,说明该元素原子很难失去第7个电子,则Y的最外层有6个电子,应为第ⅥA族元素;第二周期主族元素Z的第一电离能到第七电离能之间变化不大,且第一电离能大于X,故最外层为7个电子,应为第ⅦA族元素;X、Y、Z为第二周期的三种主族元素,且X的第一电离能大于Y,故X、Y、Z分别为N、O、F。根据分析,X、Y、Z在周期表中处于相邻位置,且Z的原子序数最大,A错误;X为N,位于元素周期表的第ⅤA族,B正确;Y为O,无最高正价,C错误;Z为F,基态Z原子的原子核外最外电子层中有7个电子,D错误。 学习任务三 课前自主预习 1.(1)化学键　(2)键合电子　越大 2.4.0　1.0 3.(1)变大　(2)变小 [问题思考] (1)提示:元素的电负性数值越大,元素的非金属性越强,元素的电负性数值越小,元素的金属性越强;元素周期表中电负性最大的元素为F元素,电负性最小的元素为Cs元素(放射性元素除外)。 (2)提示:第三周期主族元素从Na→Cl,电负性从0.9→3.0,逐渐增大,故同一周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大;碱金属元素从Li→Cs,电负性从1.0→0.7,逐渐减小,故同一主族元素从上到下,电负性逐渐减小。 (3)提示:H—O—Cl;因为O的电负性比H和Cl大,所以共用电子对偏向O,H、Cl均为+1价,O为-2价。电负性为F>O>H,HFO的结构为H—O—F,与HClO的结构相同;在HFO中H、O、F的化合价分别为+1价、0价、-1价。 知识迁移应用 例5　A　[解析] 同主族元素自上而下金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,电负性逐渐减小,A不正确;电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的依据,B正确;电负性越大的元素,其对应的原子对键合电子的吸引力越大,C正确;NaH中H元素为-1价,与卤化钠相似,能支持“可将氢元素放在第ⅦA族”的观点,D正确。 例6　D　[解析] 主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同,但第一电离能变化有反常,如电负性:O>N,但第一电离能:O<N,A错误;对于主族元素,同一周期从左到右元素电负性递增,B错误;通常电负性小于1.8的元素,大部分是金属元素,电负性大于1.8的元素,大部分是非金属元素,但部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性,C错误;在形成化合物时,电负性越大的元素越容易得到电子显负价,电负性越小的元素越容易显正价,D正确。 【课堂评价】 1.(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×　(7)√　 (8)√　(9)× 2.C　[解析] K+和S2-具有相同电子层结构,核电荷数越大,半径越小,O2-有两个电子层,比K+和S2-少一个电子层,因此半径:S2->K+>O2-,A错误;非金属性:O>N>C,简单氢化物稳定性应为H2O>NH3>CH4,B错误;同周期元素从左到右,第一电离能呈增大趋势,N的2p轨道半充满,结构稳定,第一电离能:N>O,因此顺序为I1(N)>I1(O)>I1(C),C正确;同周期元素从左到右,电负性逐渐增大,电负性:O>N>C,D错误。 3.C　[解析] 由四种元素基态原子的电子排布式知,①1s22s22p5是F元素;②1s22s22p4是O元素;③1s22s22p63s23p5是Cl元素;④1s22s22p63s1是Na元素。同周期主族元素从左向右,随着核电荷数的增大,原子核对最外层电子的吸引能力增大,第一电离能呈增大趋势,即Cl>Na;同主族元素从上到下,随着电子层数的增大,原子核对最外层电子的吸引力减弱,第一电离能减小,即F>Cl,故第一电离能:F>Cl>Na,即①>③>④,A错误。F-、O2-、Na+三种离子,电子数相等但核电荷数不同,因为核电荷数越大,原子核对最外层电子的吸引力越强,则对应离子的半径越小,故离子半径:O2->F->Na+,即②>①>④,B错误。同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大,则电负性:F>O>Li;同主族元素从上到下电负性逐渐减弱,则电负性:Li>Na,故电负性:①>②>④,C正确。①是F元素,无正价,③是Cl元素,最高正价为+7价,④是Na元素,最高正价为+1价,D错误。 4.C　[解析] 根据部分短周期元素中原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系得到,x为H,y为C,z为N,d为O,e为Na,f为Al,g为S,h为Cl。一般电子层数越多,简单离子半径越大;电子层结构相同时,核电荷数越大,简单离子半径越小,则简单离子半径的大小顺序:g>h>e>f,故A错误。据同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大,则y、z、d三种元素电负性的大小为d>z>y,故B错误。根据同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强,其简单氢化物稳定性逐渐增强,则与x形成简单化合物的稳定性:d>z>y,故C正确。e、f、g、h四种元素最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化钠、氢氧化铝、硫酸、高氯酸,高氯酸和硫酸之间不能发生反应,故D错误。 5.(1)减小　减小　增大　ⅡA、ⅤA　增大　N　O (2)Mg　相反 (3)1s22s22p63s23p63d104s2(或[Ar]3d104s2)　大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构,难失电子 [解析] (1)同一主族元素从上到下第一电离能逐渐减小,电负性逐渐减小;同一周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势(第ⅡA、ⅤA族例外),电负性逐渐增大,如:元素C、N、O中,N原子位于第二周期第ⅤA族,2p轨道为半充满状态,则第一电离能最大的是N;同一周期从左到右电负性逐渐增大,则电负性最大的是O。(2)在元素周期表中,同一主族元素化学性质相似;此外在元素周期表中还存在对角线相似的规律。如,对于Li元素,与其化学性质相似的邻族元素是第三周期第ⅡA族的Mg元素;Mg是12号元素,根据构造原理,可知基态Mg原子核外电子排布式是1s22s22p63s2,在M能层的2个电子处于同一轨道,它们自旋相反。(3)Zn是30号元素,根据构造原理,可知基态Zn原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2(或简写为[Ar]3d104s2);Zn原子最外层2个电子所在轨道处于全充满的稳定状态,失去一个电子变为Zn+较难,因此其第一电离能较大,而Cu是29号元素,根据构造原理、洪特规则特例,可知基态Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,当其失去最外层的1个4s电子变为Cu+时,变为4s轨道全空的稳定状态,因此其第一电离能较小,故Zn、Cu两种元素的第一电离能大小关系为I1(Zn)>I1(Cu)。　 学科网（北京）股份有限公司 $ 第2课时　元素周期律 ◆ 学习任务一　原子半径 【课前自主预习】 1.影响因素 (1)电子的能层数:电子的能层越多,电子之间的排斥作用将使原子的半径　　　　。  (2)核电荷数:核电荷数越大,核对电子的吸引作用也越大,将使原子的半径　　　　。  (3)核外电子数:电子层数和核电荷数都相同时,核外电子数越多,将使粒子的半径　　　。  2.变化规律 除Li外,第三周期主族元素原子半径大于第二周期主族元素原子半径[r(Mg)>r(Li)>r(Al)]。 [问题思考] (1)电子能层数多的元素的原子半径一定比电子能层数少的元素的原子半径大吗? (2)比较Na与Na+、Cl与Cl-的半径大小,并说明理由。 (3)具有相同电子层结构的离子,如O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+的半径大小关系如何?为什么? 【核心知识讲解】 比较粒子半径大小的方法 (1)快速判断简单粒子半径大小的方法 “一看”电子层数: 最外层电子数相同(同族)时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数: 当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “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。 (2)离子半径的大小比较 ①电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,例如,r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 ②同主族带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大,例如,r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+),r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。 ③同种元素的离子半径:阴离子半径大于原子半径,原子半径大于阳离子半径,低价阳离子半径大于高价阳离子半径,例如,r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)。 ④核电荷数、电子层数均不相同的离子可选一种离子作参照进行比较,例如,比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照,r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 【知识迁移应用】 例1 下列有关粒子半径的变化规律,不正确的是 (　) A.当电子层数相同时,核电荷数越大,原子半径越大 B.当最外层电子数相同时,质子数越多,主族元素的原子半径越大 C.r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) D.r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-) 例2 下列关于粒子半径的比较不正确的是(　) ①r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+) ②r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)<r(I-) ③r(Na+)<r(Mg2+)<r(Al3+)<r(F-)<r(O2-) ④r(Fe3+)>r(Fe2+)>r(Fe) A.②③④　 B.①④　 C.③④　 D.①②③ ◆ 学习任务二　电离能 【课前自主预习】 1.第一电离能的概念 　　　　基态原子失去　　　　电子转化为气态基态正离子所需要的　　　　　　叫作第一电离能。元素第一电离能符号:　　　　。   即A(g)A+(g)+e-　I1 　 基态原子　　基态正离子 2.第一电离能递变规律 元素的第一电离能的周期性 (1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能　　　　,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能　　　　,即一般来说,同一周期,随着核电荷数的递增,元素的第一电离能呈　　　　趋势。第ⅢA族如B和Al的第一电离能较小的原因:失去的是np能级上的电子,该能级电子的能量比同周期第ⅡA族Be和Mg失去的ns能级电子的能量　　　　。  第ⅥA族如O、S的第一电离能较小的原因:第ⅤA族的N和P的电子排布是　　　　状态,比较稳定,电离能　　　　。  (2)同一主族元素,从上到下第一电离能逐渐　　　　。   3.电离能的意义 衡量元素的原子失去电子的难易程度。第一电离能越　　　　,原子越易失去一个电子。   [问题思考] (1)第二周期的元素中哪种元素的第一电离能最小,哪种元素的第一电离能最大?从原子结构的角度解释为什么同一周期随着原子序数的递增,第一电离能呈增大的趋势?从电子排布的角度分析为什么B的第一电离能小于Be,O的第一电离能小于N? (2)在元素的第一电离能的周期性图中碱金属元素有哪些?它们的第一电离能有何变化规律?碱金属元素的第一电离能与碱金属元素的活泼性之间存在什么联系?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? (3)阅读分析表格数据: 元素 Na Mg Al 各级电离能/ (kJ·mol-1) 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 9543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 为什么原子的逐级电离能越来越大?这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系?数据的突跃变化说明了什么? 【核心知识讲解】 1.元素原子第一电离能的变化规律 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的核外电子排布。 同周期 元素 规律 同周期元素从左到右,第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大 原因 同周期元素原子的电子层数相同,但随着核电荷数增大,原子核对外层电子的吸引作用增强,失去电子的能力逐渐减弱,所以元素的第一电离能整体呈增大趋势 同主族 元素 规律 同主族元素自上而下,第一电离能逐渐减小 原因 同主族元素原子的价层电子数相同,但自上而下,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱,失去电子的能力逐渐增强,所以元素的第一电离能逐渐减小 过渡 元素 规律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则,同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加,第一电离能略有增加 原因 对过渡元素原子来说,增加的电子大部分排布在(n-1)d或(n-2)f轨道上,原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大 [易错提醒] (1)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。 ①如稀有气体元素的第一电离能在同周期元素中最大; ②同周期主族元素从左到右,元素的第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期第ⅢA族的B、Al的第一电离能要大,这是由于第ⅢA族元素的最外层电子处于np轨道上,能量高,易失去,所以第一电离能小于第ⅡA族的Be、Mg;第ⅤA族的N、P、As的第一电离能分别较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大,这是由于第ⅤA族元素的最外层电子排布式为ns2np3,p轨道为半充满状态,比第ⅥA族的ns2np4状态稳定。 (2)金属活动性顺序与元素的第一电离能大小顺序不完全一致,故不能根据金属活动性顺序判断元素第一电离能的大小,如金属活动性 Na>Mg>Al,但第一电离能:Mg>Al>Na。 2.逐级电离能变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的,即I1<I2<I3<…,这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子后,半径变小,核电荷数未变而电子数目变少,原子核对外层电子的吸引作用增强,因而失去第二个电子比失去第一个电子更难,需要的能量更多。 (2)原子的逐级电离能逐渐增大并且会发生突变即突然增大多倍,这是由于电子是分层排布的。如Na原子的I1、I2、I3分别是496、4562、6912(单位:kJ·mol-1,下同),在I1和I2之间发生突变;Mg原子的I1、I2、I3分别是738、1451、7733,在I2和I3之间发生突变,说明在化学反应中Na易失去1个电子,Mg易失去2个电子。 3.电离能的应用 判断元素的金属性和 非金属性强弱 一般来说,I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属性越强。注意第ⅡA族及第ⅤA族的反常现象 判断元素核外电子的 分层排布情况 如Li:I1≪I2<I3表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L)上,且最外层上只有一个电子 判断元素在化合物中 的化合价 如K:I1≪I2<I3表明K原子易失去1个电子形成+1价阳离子 【知识迁移应用】 例3 下列有关电离能的说法正确的是 (　) A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B.第一电离能是元素的原子失去核外一个电子需要的能量 C.同一周期中,主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D.可通过一种元素各级电离能的数值,判断元素可能的化合价 例4 第二周期主族元素X、Y、Z的部分逐级电离能(I)数据如下表: I/(kJ·mol-1) X Y Z I1 　1 402.3 　1 313.9 　1 681.0 I2 2856 　3 388.3 　3 374.2 I3 　4 578.1 　5 300.5 　6 050.4 I4 　7 475.0 　7 469.2 　8 407.7 I5 9445 　10 990 　11 023 I6 　53 267 　13 327 　15 164 I7 　64 360 　71 330 　17 868 下列说法一定正确的是 (　) A.X、Y、Z在周期表中处于相邻位置,且X的原子序数最大 B.X位于元素周期表的第ⅤA族 C.Y的最高正化合价为+6价 D.基态Z原子的原子核外最外电子层中有5个电子 ◆ 学习任务三　电负性 【课前自主预习】 1.键合电子和电负性的含义 (1)键合电子的含义 元素相互化合时,原子中用于形成　　　　的电子。   (2)电负性的含义 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.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(稀有气体未计)。   3.递变规律 (1)一般来说,同一周期元素,从左到右,元素的电负性逐渐　　　　。   (2)同一主族元素,从上到下,元素的电负性逐渐　　　　。   [问题思考] (1)元素电负性的数值大小与元素金属性、非金属性强弱有何关系?预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素(放射性元素除外)? (2)以第三周期和碱金属元素为例,判断同周期主族元素电负性的变化规律是什么?同主族元素电负性的变化规律是什么? (3)已知H、O、Cl、F的电负性分别为2.1、3.5、3.0和4.0,写出HClO的结构式,并判断三种元素的化合价。HFO的结构与HClO相同,其中元素的化合价呢? 【核心知识讲解】 1.电负性的应用 注:①电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力,电负性大的原子吸引电子的能力强。 ②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。 ③并不是所有电负性差值大于1.7的两种元素原子之间都形成离子键,如H的电负性为2.1,F的电负性为4.0,二者电负性差值为1.9,但HF形成的是共价键;Na的电负性为0.9,与H的电负性之差为1.2,但NaH形成的是离子键。 2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 注:①稀有气体元素的第一电离能在同周期中最大。 ②同周期元素第一电离能:第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族。 ③比较电负性大小时,不考虑稀有气体元素。 【知识迁移应用】 例5 下列说法不正确的是 (　) A.第 ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大 B.电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的依据 C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强 D.NaH的存在能支持“可将氢元素放在ⅦA族”的观点 例6 下列有关电负性的说法正确的是 (　) A.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大 B.在元素周期表中,元素电负性从左到右越来越小 C.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性 D.在形成化合物时,电负性越小的元素越容易显正价 1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多半径越大 (　) (2)核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同 (　) (3)同周期主族元素,从左到右,原子半径逐渐减小,简单离子半径也逐渐减小 (　) (4)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小 (　) (5)铝的第一电离能比镁的第一电离能大 (　) (6)第一电离能小的元素的金属性一定强 (　) (7)同周期元素的第一电离能随着原子序数的增加整体上呈现增大的趋势 (　) (8)核外电子排布式为1s22s22p5的元素,电负性最大 (　) (9)在形成化合物时,电负性越小的元素,越易显负价 (　) 2.黑火药的主要成分是硫黄、硝酸钾和木炭,能发生剧烈的氧化还原反应。下列说法正确的是 (　) A.半径:r(K+)>r(S2-)>r(O2-) B.稳定性:NH3>H2O>CH4 C.第一电离能:I1(N)>I1(O)>I1(C) D.电负性:χ(N)>χ(O)>χ(C) 3.现有如下四种元素基态原子的电子排布式。 ①1s22s22p5　②1s22s22p4　 ③1s22s22p63s23p5　④1s22s22p63s1 则下列比较正确的是 (　) A.第一电离能:③>①>④ B.离子半径:④>①>② C.电负性:①>②>④ D.最高正化合价:①=③>④ 4.部分短周期元素原子半径的相对大小、最高正价或最低负价随原子序数的变化关系如图所示,下列说法正确的是 (　) A.简单离子半径的大小顺序:e>f>g>h B.y、z、d三种元素电负性的大小:z>d>y C.与x形成简单化合物的稳定性:d>z>y D.e、f、g、h四种元素最高价氧化物对应的水化物相互之间均能发生反应 5.回答下列问题。 (1)同一主族元素从上到下第一电离能逐渐 　　　　　,电负性逐渐　　　　　。同一周期元素从左到右第一电离能呈　　　　　趋势(第　　　族例外),电负性逐渐　　　　　,如:元素C、N、O中,第一电离能最大的是　　　　　,电负性最大的是　　　　　。  (2)在周期表中,与Li的化学性质最相似的邻族元素是　　　　　,该元素基态原子核外M层电子自旋　　　　　(填“平行”或“相反”)。  (3)基态Zn原子核外电子排布式为　 　　　。第一电离能I1(Zn)　　　　　(填“大于”或“小于”)I1(Cu),原因是　 　 。  学科网（北京）股份有限公司 $