高中化学苏教版（2021） 选择性必修2 专题2 第二单元 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化
文档属性
| 名称 | 高中化学苏教版（2021） 选择性必修2 专题2 第二单元 第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 511.2KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2021-12-14 21:17:14 | ||
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文档简介
第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化
[核心素养发展目标]
1.能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律，培养宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。
2.能利用电离能、电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，促进证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
一、元素第一电离能的周期性变化
1．元素第一电离能的概念与意义
(1)概念：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：I1。
即M(g)－e－―→M＋(g)。
(2)意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(3)逐级电离能：＋1价气态离子失去一个电子，形成＋2价气态离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I12．元素第一电离能变化规律
(1)第一电离能的变化趋势如图所示：
(2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律：
①对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
③具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其第一电离能均比同周期相邻元素大。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布。如Li：I1 I2(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1 I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(2)第一电离能的变化规律
1．元素周期表中，第一电离能最大的是哪个元素？第一电离能最小的应出现在周期表什么位置？
提示 最大的是He；最小的应在周期表左下角。
2．第2周期中，第一电离能介于B和N之间的有几个元素？分别是哪几个？
提示 Be、C、O共三个。
3．碱金属的第一电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
提示 碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。
4．为什么磷的第一电离能大于硫？
提示 磷、硫的外围电子排布分别为3s23p3、3s23p4,3p3为半充满结构，较稳定。
5．钠、镁元素的第一、二、三电离能如下表：
元素 I1/(kJ·mol－1) I2/(kJ·mol－1) I3/(kJ·mol－1)
Na 496 4 562 6 912
Mg 738 1 451 7 733
分析表中数据，回答问题：
为什么钠元素的原子容易形成Na＋，而不易形成Na2＋，镁元素的原子易形成Mg2＋，而不易形成Mg＋？
提示 根据表中数据，钠元素的第二电离能远大于第一电离能，易失去一个电子，形成Na＋。镁元素的第三电离能远大于第二电离能，而第一电离能和第二电离能相差较小，易失去两个电子形成Mg2＋。
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第3周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(6)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( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)√
2．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 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A.Q元素可能是0族元素
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．原子的外围电子排布式为ns2np1的可能是T元素
答案 B
解析 根据电离能的数据可知，R的最外层应该有1个电子，S的最外层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；U的最外层有1个电子，可能属于s区元素，C项正确；T元素最外层有3个电子，外围电子排布式可能为ns2np1，D项正确。
(1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
(2)由电离能的递变规律可知：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ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。
二、元素电负性的周期性变化
1．电负性的有关概念与意义
(1)电负性：是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
(2)电负性的意义：元素的电负性越大，说明元素原子在化合物中吸引电子的能力越强，反之，则越弱。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．电负性的变化规律
随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(1)同一周期，从左到右，主族元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
(2)同一主族，从上到下，元素的电负性呈减小的趋势，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3．电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①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。
②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越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数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。
(3)判断化学键的类型
①如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
②如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
1．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？
提示 根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上角，最小的元素位于周期表的左下角。
2．电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
提示 元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
3．有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是：CH3I＋H2O―→CH3OH＋HI和CF3I＋H2O―→CF3H＋HIO。试从原子的化学环境对电负性影响的视角解释前者生成HI，后者不生成HI的原因？
提示 由鲍林电负性表知，四种元素的电负性分别为C：2.5、H：2.1、I：2.5、F：4.0，在CH3I分子中由于H的电负性较小，H原子的电子偏向C原子，C原子的电负性变小，C的电负性小于I，在CH3I中I的化合价为负值，水解时I原子易结合水分子中的H＋生成HI；而在CF3I分子中，F的电负性很大，C原子的电子偏向氟原子，C原子的电负性变大，使C的电负性大于I，在CF3I分子中，I的化合价为正值，水解时，I原子易结合水分子中的OH－，生成I(OH)，即HIO。
1．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衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
答案 A
解析 第ⅠA族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，所以电负性从上到下逐渐减小；第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；金属元素的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，所以电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；NaH中的H元素为－1价，则H可以放在第ⅦA族中，故D正确。
2．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
(1)属于共价化合物的是________________________________________________________。
(2)属于离子化合物的是________________________________________________________。
答案 (1)②③⑤⑥ (2)①④
解析 根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。
3．(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是___________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是_________________。
I1/(kJ·mol－1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
(2)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填字母)。
答案 (1)Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，易失电子，故第一电离能更小 Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s轨道处于全充满稳定状态，能量更低，故其第一电离能大于B的 (2)A
解析 (2)由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量：A＞B；3p轨道的能量高于3s,3p轨道上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。
三、“对角线”规则
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。
“对角线”规则的表现，举例如下：
锂和镁的相似性：①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物；②能直接与氮气作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮气直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。
铍和铝的相似性：①单质在冷的浓硝酸中钝化；②氧化物、氢氧化物都有两性；③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。
硼和硅的相似性：①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近；②硼和硅的氢化物在常温下都是气体，都能直接被水氧化；③最高价氧化物的水化物都是酸等。
1．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是( )
①Be的氧化物的水化物可能具有两性
②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气
③At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳
④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
⑤SrSO4是难溶于水的白色固体
⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④ B．②④⑥
C．①③⑤ D．②④⑤
答案 B
解析 由“对角线”规则知氧化铍与氧化铝性质相似；铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气；锂燃烧只能生成氧化锂；硒化氢的稳定性小于硫化氢。
2．仔细观察下图，回答下列问题：
(1)B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第________周期________族。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是________(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是____________________________________________________。
(3)根据周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性________，理由是___________________。
(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为________(用化学式表示)。
答案 (1) 2 ⅢA (2)两性 Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O、Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O (3)弱 硼的非金属性比碳弱 (4)Li2O、Li3N
解析 (1)B是5号元素，原子结构示意图为。
(2)Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是＋2价。
(4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。
1．下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。
A．Na、Mg、Al B．C、O、N
C．Li、Na、K D．I、Cl、F
答案 D
解析 Na、Mg、Al为同周期元素，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大，Mg原子的3s轨道处于全充满状态，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能，A项错误；C、O、N为同周期元素，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：N>O，B项错误；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故Li、Na、K的原子半径逐渐增大，C项错误；I、Cl、F是同主族元素，同主族元素从下到上，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐升高，电负性逐渐增大，D项正确。
2．下列有关微粒性质的排列顺序错误的是( )
A．原子半径：Na＞S＞O
B．稳定性：PH3＜H2S＜H2O
C．离子半径：Al3＋＞Mg2＋＞Na＋
D．第一电离能：O＜F＜Ne
答案 C
解析 根据电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C项错误。
3．下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是( )
A．原子半径：Al＞Na
B．第一电离能：Al＞Na
C．电负性：Na＞Al
D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
答案 B
解析 同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，即原子半径：Na＞Al，故A错误；同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但是第一电离能：第ⅡA族＞第ⅢA族，第ⅤA族＞第ⅥA族，则第一电离能：Al＞Na，故B正确；同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大，则电负性：Al＞Na，故C错误；Na属于第ⅠA族元素，有1个未成对电子，Al属于第ⅢA族元素，有1个未成对电子，则基态原子未成对电子数：Al＝Na，故D错误。
4．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是________________________________________。
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填序号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：_____＜E＜______。
(4)10号元素E值较大的原因是_________________________________________________。
答案 (1)随着原子序数的增大，E值变小
(2)①③ (3)485 738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
解析 (1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数的增大，E值变小。(2)从第2、第3周期看，第ⅡA族和第ⅤA族元素比同周期相邻两元素E值都高，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
题组一 元素的电离能及应用
1．同周期元素具有下列外围电子排布的原子中，第一电离能最小的是( )
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5 D．ns2np6
答案 B
解析 ns2np3处于半充满状态，ns2np6处于全充满状态，均是能量较低的状态，不易失去电子，而ns2np4和ns2np5比较，ns2np4容易失去一个电子变成ns2np3半充满的较稳定状态，因此更容易失去电子，第一电离能最小，故B正确。
2．下列说法正确的是( )
A．第3周期元素中氯的第一电离能最大
B．氮的第一电离能比氧小
C．在所有的元素中氦的第一电离能最大
D．钠的第一电离能比铍大
答案 C
解析 同周期自左而右，元素的第一电离能呈增大趋势，注意能级处于半满、全满的特殊情况，所以第3周期所含元素中Ar的第一电离能最大，故A错误；N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，O原子核外电子排布式为1s22s22p4，2p轨道半充满的原子能量低，较稳定，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，故B错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则氦的第一电离能最大，故C正确；同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Li＞Na，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Be＞Li，所以第一电离能：Be＞Na，故D错误。
3．下图表示X元素的基态原子失去电子数与对应电离能的对数值的关系，试推测X可能位于( )
A．第ⅠA族 B．第ⅡA族
C．第ⅢA族 D．第ⅣA族
答案 B
解析 图中纵坐标表示X元素的各级电离能的对数值，由图可知X元素的第二和第三电离能之间有突变，说明它容易失去两个电子，所以它可能是第ⅡA族元素。
题组二 元素电负性的比较和应用
4．下列对电负性的理解不正确的是( )
A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小
C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
答案 D
解析 一般来说，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，因此，电负性与原子结构有关。
5．下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A．与氢化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的多
D．X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来
答案 C
解析 若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的电负性比Y的大。
6．已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是( )
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X＜Y
D．气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX
答案 C
解析 同周期主族元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能有增大的趋势，但第ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于第ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则X对应水化物的酸性强于Y对应的水化物的酸性，故C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX，故D正确。
题组三 元素周期律的综合应用
7．下列说法正确的是( )
A．元素的第一电离能越大，其金属性一定越强
B．元素的第一电离能越小，其金属性一定越强
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应越容易，表明元素的电负性越小
答案 D
解析 一般来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强，但是第一电离能的大小还与原子的外围电子构型有关，所以第一电离能不能作为衡量金属性强弱的依据，A、B均错误；金属单质跟酸反应的难易与金属元素的第一电离能有关，但并不是绝对的，没有必然的联系，C错误；金属单质跟酸反应越容易，元素的金属性就越强，表明元素的电负性就越小，D正确。
8．下列各组元素性质的递变情况错误的是( )
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
C．N、O、F电负性依次增大
D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大
答案 D
解析 Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1、2、3，则原子的最外层电子数依次增多，选项A正确；P、S、Cl元素最外层电子数分别为5、6、7，最高化合价分别为＋5、＋6、＋7价，最高化合价依次升高，选项B正确；同周期主族元素从左到右元素的电负性逐渐增强，则N、O、F电负性依次增大，选项C正确；同主族元素从上到下元素的第一电离能依次减小，则Na、K、Rb元素的第一电离能依次减小，选项D错误。
9．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是( )
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性：X>Y
D．第一电离能：X答案 D
解析 X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，X处于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素。X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：X>Y，A错误；Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a－m＝b＋n，所以a－b＝m＋n，B错误；X为金属元素，Y为非金属元素，元素的金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越强，其电负性越大，所以元素的电负性：X10．下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5，则下列有关的比较正确的是( )
A．第一电离能：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．电负性：④＞②＞①＞③
D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
答案 A
解析 由四种元素基态原子的电子排布式可知，①是S元素、②是P元素、③是N元素、④是F元素。同周期主族元素自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：N＜F，但P元素原子的3p能级容纳3个电子，为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能：S＜P，同主族元素自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能：N＞P，第一电离能：S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径：P＞S、N＞F，电子层数越多原子半径越大，故原子半径：P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；同周期主族元素自左而右电负性逐渐增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电负性：P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误；F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。
11．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(单位：kJ·mol－1)如下表所示：
元素 电离能/(kJ·mol－1) X Y Z
I1 496 738 577
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 754
I4 9 540 10 540 11 578
下列说法正确的是( )
A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小
B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大
C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出氢气的物质的量之比为1∶1∶1
D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
答案 A
解析 根据元素电离能的变化规律可知：X为第ⅠA族元素、Y为第ⅡA族元素、Z为第ⅢA 族元素，又知X、Y、Z为同一周期的三种元素，假设X、Y、Z属于第3周期，则这三种元素分别为Na、Mg、Al。第一电离能最小的为Na，电负性在同一周期元素中最小的也是钠，A正确；三种元素中，第一电离能最大的为Mg，电负性最大的为Al，B错误；三种金属和少量盐酸反应完成后，剩余的金属钠继续与水反应生成氢气，最终金属钠生成的氢气最多，C错误；根据电子守恒关系，放出1 mol氢气时，转移2 mol电子，消耗金属钠的量为2 mol，金属镁的量为1 mol，金属铝的量为 mol，消耗X、Y、Z的物质的量之比为6∶3∶2，D错误。
12．元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为－1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。－1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据：
元素 Li Na K O O－ F
电子亲和能/(kJ·mol－1) 59.8 52.7 48.4 141 －844.2 327.9
下列说法正确的是( )
A．电子亲和能越大，说明越难得到电子
B．一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时吸收327.9 kJ的能量
C．氧元素的第二电子亲和能是－844.2 kJ·mol－1
D．基态的气态氧原子得到两个电子成为O2－需要放出能量
答案 C
解析 根据表中数据知，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，所以电子亲和能越大说明越容易得到电子，故A错误；O－的电子亲和能就是氧元素的第二电子亲和能，所以氧元素的第二电子亲和能是－844.2 kJ·mol－1，故C正确；第一电子亲和能放出能量、第二电子亲和能吸收能量，O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2－需要吸收能量，故D错误。
13．下表是元素周期表前五周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J代表6种元素，J为0族元素。
X Y Z
R
W
J
下列说法正确的是( )
A．基态R原子的轨道表示式为
B．Y2－与Na＋的半径大小关系为Y2－＞Na＋
C．Y的第一电离能大于X的第一电离能
D．电负性最大的元素为J
答案 B
解析 J为0族元素，由元素在周期表的位置可知，X、Y、Z位于第2周期，R位于第3周期，W位于第4周期，J为第5周期的Xe，则X为N、Y为O、Z为F、R为S、W为Br。基态R原子3p轨道上的电子轨道表示式应为，A项错误；O2－与Na＋具有相同的电子层结构，原子序数越小其离子半径越大，故O2－的半径大于Na＋的半径，B项正确；N原子的2p能级处于半充满状态，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，C项错误；电负性最大的元素为F元素，D项错误。
14．元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
(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____________________。
(2)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH：__________、NH3：__________、CH4：__________、ICl：____________。
(3)表中符合“对角线”规则的元素有Be和_______________________________________、
B和____________，它们的性质分别有一定的相似性，原因是______________________。
答案 (1)同周期主族元素从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小
(2)Na H H I
(3)Al Si 电负性的值相近
解析 (1)由题给信息可知，同周期主族元素从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小。(2)电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。(3)“对角线规则”指在元素周期表中某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似，其原因是元素的电负性的值相近。
15．(1)元素C、N、O、K的电负性从大到小依次为________。
(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。
(3)氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________。
答案 (1)O>N>C>K (2)C>H>Si (3)1s22s22p1 N ＋3
16．根据信息回答下列问题：
A．第一电离能(I1)是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。如图是部分元素的第一电离能(I1)随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
B．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 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
电负性 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)认真分析信息A中曲线图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第3周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜__________(填元素符号)。
(2)信息A中曲线图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第______周期________族。
(3)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性数值的最小范围是________。
(4)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：
______________________________________________________________________________。
(5)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法：
______________________________________________________________________________。
答案 (1)Na Mg
(2)5 ⅠA
(3)0.9～1.5
(4)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(5)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5＜1.7，所以形成共价键，AlCl3为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
解析 (1)由图可以看出，同周期第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故第一电离能：Na＜Al＜Mg。(2)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的位置为第5周期ⅠA族。(3)同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，可知在同周期中电负性：Na＜Mg＜Al，在同主族中电负性：Be＞Mg＞Ca，则Mg元素的电负性数值的最小范围应为0.9～1.5。(4)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子的能力越强，元素非金属性越强，反之金属性越强。(5)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物在熔融状态下不能导电。
17．已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E＋核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答下列问题：
(1)E元素基态原子的电子排布式为________。
(2)B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(填元素符号)，其原因是______________________________________________________________________________。
(3)D元素与氟元素相比，电负性：D________(填“>”“＝”或“<”)F，下列表述中能证明这一事实的是______(填字母)。
A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深
B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质
C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态
D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目
(4)B2A4是重要的石油化工原料，B2A4的结构式为______________。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s1
(2)C＜O＜N 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，但氮元素的2p能级电子为半充满的稳定结构，其第一电离能大于氧元素
(3)< BC
(4)
解析 A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等，A为H元素；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍，B为C元素；D原子L层上有2对成对电子，其电子排布式为1s22s22p4，D为O元素；C介于C、O之间，为N元素；E＋核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满，E原子核外电子数为2＋8＋18＋1＝29，E为Cu元素，据此回答问题。
[核心素养发展目标]
1.能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律，培养宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。
2.能利用电离能、电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，促进证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
一、元素第一电离能的周期性变化
1．元素第一电离能的概念与意义
(1)概念：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需要的最低能量，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：I1。
即M(g)－e－―→M＋(g)。
(2)意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(3)逐级电离能：＋1价气态离子失去一个电子，形成＋2价气态离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1
(1)第一电离能的变化趋势如图所示：
(2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律：
①对同一周期的元素而言，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。
③具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其第一电离能数值较大。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其第一电离能均比同周期相邻元素大。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布。如Li：I1 I2
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(2)第一电离能的变化规律
1．元素周期表中，第一电离能最大的是哪个元素？第一电离能最小的应出现在周期表什么位置？
提示 最大的是He；最小的应在周期表左下角。
2．第2周期中，第一电离能介于B和N之间的有几个元素？分别是哪几个？
提示 Be、C、O共三个。
3．碱金属的第一电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
提示 碱金属元素的第一电离能越小，原子越容易失电子，碱金属的活泼性越强。
4．为什么磷的第一电离能大于硫？
提示 磷、硫的外围电子排布分别为3s23p3、3s23p4,3p3为半充满结构，较稳定。
5．钠、镁元素的第一、二、三电离能如下表：
元素 I1/(kJ·mol－1) I2/(kJ·mol－1) I3/(kJ·mol－1)
Na 496 4 562 6 912
Mg 738 1 451 7 733
分析表中数据，回答问题：
为什么钠元素的原子容易形成Na＋，而不易形成Na2＋，镁元素的原子易形成Mg2＋，而不易形成Mg＋？
提示 根据表中数据，钠元素的第二电离能远大于第一电离能，易失去一个电子，形成Na＋。镁元素的第三电离能远大于第二电离能，而第一电离能和第二电离能相差较小，易失去两个电子形成Mg2＋。
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强( )
(2)第3周期所含元素中钠的第一电离能最小( )
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能( )
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大( )
(6)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( )
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)× (6)× (7)√
2．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 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A.Q元素可能是0族元素
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．原子的外围电子排布式为ns2np1的可能是T元素
答案 B
解析 根据电离能的数据可知，R的最外层应该有1个电子，S的最外层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；U的最外层有1个电子，可能属于s区元素，C项正确；T元素最外层有3个电子，外围电子排布式可能为ns2np1，D项正确。
(1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
(2)由电离能的递变规律可知：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ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。
二、元素电负性的周期性变化
1．电负性的有关概念与意义
(1)电负性：是用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
(2)电负性的意义：元素的电负性越大，说明元素原子在化合物中吸引电子的能力越强，反之，则越弱。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．电负性的变化规律
随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(1)同一周期，从左到右，主族元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
(2)同一主族，从上到下，元素的电负性呈减小的趋势，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3．电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①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。
②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越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数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。
(3)判断化学键的类型
①如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。
②如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
1．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？
提示 根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最大的元素位于周期表的右上角，最小的元素位于周期表的左下角。
2．电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
提示 元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
3．有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是：CH3I＋H2O―→CH3OH＋HI和CF3I＋H2O―→CF3H＋HIO。试从原子的化学环境对电负性影响的视角解释前者生成HI，后者不生成HI的原因？
提示 由鲍林电负性表知，四种元素的电负性分别为C：2.5、H：2.1、I：2.5、F：4.0，在CH3I分子中由于H的电负性较小，H原子的电子偏向C原子，C原子的电负性变小，C的电负性小于I，在CH3I中I的化合价为负值，水解时I原子易结合水分子中的H＋生成HI；而在CF3I分子中，F的电负性很大，C原子的电子偏向氟原子，C原子的电负性变大，使C的电负性大于I，在CF3I分子中，I的化合价为正值，水解时，I原子易结合水分子中的OH－，生成I(OH)，即HIO。
1．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衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
答案 A
解析 第ⅠA族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，所以电负性从上到下逐渐减小；第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，故A错误；金属元素的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，所以电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，故B正确；元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小，元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强，故C正确；NaH中的H元素为－1价，则H可以放在第ⅦA族中，故D正确。
2．一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
(1)属于共价化合物的是________________________________________________________。
(2)属于离子化合物的是________________________________________________________。
答案 (1)②③⑤⑥ (2)①④
解析 根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。
3．(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是___________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是_________________。
I1/(kJ·mol－1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
(2)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填字母)。
答案 (1)Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，易失电子，故第一电离能更小 Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s轨道处于全充满稳定状态，能量更低，故其第一电离能大于B的 (2)A
解析 (2)由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量：A＞B；3p轨道的能量高于3s,3p轨道上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。
三、“对角线”规则
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上方或右下方的另一元素的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。
“对角线”规则的表现，举例如下：
锂和镁的相似性：①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则生成过氧化物、超氧化物；②能直接与氮气作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮气直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。
铍和铝的相似性：①单质在冷的浓硝酸中钝化；②氧化物、氢氧化物都有两性；③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。
硼和硅的相似性：①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm－3和2.336 g·cm－3，两者相近；②硼和硅的氢化物在常温下都是气体，都能直接被水氧化；③最高价氧化物的水化物都是酸等。
1．应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是( )
①Be的氧化物的水化物可能具有两性
②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气
③At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳
④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
⑤SrSO4是难溶于水的白色固体
⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④ B．②④⑥
C．①③⑤ D．②④⑤
答案 B
解析 由“对角线”规则知氧化铍与氧化铝性质相似；铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气；锂燃烧只能生成氧化锂；硒化氢的稳定性小于硫化氢。
2．仔细观察下图，回答下列问题：
(1)B的原子结构示意图为________，B元素位于元素周期表的第________周期________族。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是________(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是____________________________________________________。
(3)根据周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性________，理由是___________________。
(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为________(用化学式表示)。
答案 (1) 2 ⅢA (2)两性 Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O、Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O (3)弱 硼的非金属性比碳弱 (4)Li2O、Li3N
解析 (1)B是5号元素，原子结构示意图为。
(2)Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是＋2价。
(4)Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。
1．下列选项中的各组元素(从左到右)同时满足下列三个条件的是( )
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大。
A．Na、Mg、Al B．C、O、N
C．Li、Na、K D．I、Cl、F
答案 D
解析 Na、Mg、Al为同周期元素，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大，Mg原子的3s轨道处于全充满状态，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能，A项错误；C、O、N为同周期元素，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：N>O，B项错误；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故Li、Na、K的原子半径逐渐增大，C项错误；I、Cl、F是同主族元素，同主族元素从下到上，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐升高，电负性逐渐增大，D项正确。
2．下列有关微粒性质的排列顺序错误的是( )
A．原子半径：Na＞S＞O
B．稳定性：PH3＜H2S＜H2O
C．离子半径：Al3＋＞Mg2＋＞Na＋
D．第一电离能：O＜F＜Ne
答案 C
解析 根据电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C项错误。
3．下列关于Al、Na原子结构的分析正确的是( )
A．原子半径：Al＞Na
B．第一电离能：Al＞Na
C．电负性：Na＞Al
D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
答案 B
解析 同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小，即原子半径：Na＞Al，故A错误；同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大趋势，但是第一电离能：第ⅡA族＞第ⅢA族，第ⅤA族＞第ⅥA族，则第一电离能：Al＞Na，故B正确；同周期主族元素从左向右电负性逐渐增大，则电负性：Al＞Na，故C错误；Na属于第ⅠA族元素，有1个未成对电子，Al属于第ⅢA族元素，有1个未成对电子，则基态原子未成对电子数：Al＝Na，故D错误。
4．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是________________________________________。
(2)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________(填序号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(3)估计1 mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围：_____＜E＜______。
(4)10号元素E值较大的原因是_________________________________________________。
答案 (1)随着原子序数的增大，E值变小
(2)①③ (3)485 738 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
解析 (1)从1H、3Li、11Na、19K等同主族元素可以看出，同主族元素随着原子序数的增大，E值变小。(2)从第2、第3周期看，第ⅡA族和第ⅤA族元素比同周期相邻两元素E值都高，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。(3)据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。(4)10号元素(Ne)原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
题组一 元素的电离能及应用
1．同周期元素具有下列外围电子排布的原子中，第一电离能最小的是( )
A．ns2np3 B．ns2np4
C．ns2np5 D．ns2np6
答案 B
解析 ns2np3处于半充满状态，ns2np6处于全充满状态，均是能量较低的状态，不易失去电子，而ns2np4和ns2np5比较，ns2np4容易失去一个电子变成ns2np3半充满的较稳定状态，因此更容易失去电子，第一电离能最小，故B正确。
2．下列说法正确的是( )
A．第3周期元素中氯的第一电离能最大
B．氮的第一电离能比氧小
C．在所有的元素中氦的第一电离能最大
D．钠的第一电离能比铍大
答案 C
解析 同周期自左而右，元素的第一电离能呈增大趋势，注意能级处于半满、全满的特殊情况，所以第3周期所含元素中Ar的第一电离能最大，故A错误；N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，O原子核外电子排布式为1s22s22p4，2p轨道半充满的原子能量低，较稳定，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，故B错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则氦的第一电离能最大，故C正确；同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Li＞Na，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Be＞Li，所以第一电离能：Be＞Na，故D错误。
3．下图表示X元素的基态原子失去电子数与对应电离能的对数值的关系，试推测X可能位于( )
A．第ⅠA族 B．第ⅡA族
C．第ⅢA族 D．第ⅣA族
答案 B
解析 图中纵坐标表示X元素的各级电离能的对数值，由图可知X元素的第二和第三电离能之间有突变，说明它容易失去两个电子，所以它可能是第ⅡA族元素。
题组二 元素电负性的比较和应用
4．下列对电负性的理解不正确的是( )
A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小
C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
答案 D
解析 一般来说，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，因此，电负性与原子结构有关。
5．下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是( )
A．与氢化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的多
D．X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来
答案 C
解析 若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的电负性比Y的大。
6．已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是( )
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X＜Y
D．气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX
答案 C
解析 同周期主族元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能有增大的趋势，但第ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于第ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则X对应水化物的酸性强于Y对应的水化物的酸性，故C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX，故D正确。
题组三 元素周期律的综合应用
7．下列说法正确的是( )
A．元素的第一电离能越大，其金属性一定越强
B．元素的第一电离能越小，其金属性一定越强
C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关
D．金属单质跟酸反应越容易，表明元素的电负性越小
答案 D
解析 一般来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强，但是第一电离能的大小还与原子的外围电子构型有关，所以第一电离能不能作为衡量金属性强弱的依据，A、B均错误；金属单质跟酸反应的难易与金属元素的第一电离能有关，但并不是绝对的，没有必然的联系，C错误；金属单质跟酸反应越容易，元素的金属性就越强，表明元素的电负性就越小，D正确。
8．下列各组元素性质的递变情况错误的是( )
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
C．N、O、F电负性依次增大
D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大
答案 D
解析 Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1、2、3，则原子的最外层电子数依次增多，选项A正确；P、S、Cl元素最外层电子数分别为5、6、7，最高化合价分别为＋5、＋6、＋7价，最高化合价依次升高，选项B正确；同周期主族元素从左到右元素的电负性逐渐增强，则N、O、F电负性依次增大，选项C正确；同主族元素从上到下元素的第一电离能依次减小，则Na、K、Rb元素的第一电离能依次减小，选项D错误。
9．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是( )
A．X的原子半径比Y小
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性：X>Y
D．第一电离能：X
解析 X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，X处于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素。X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：X>Y，A错误；Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a－m＝b＋n，所以a－b＝m＋n，B错误；X为金属元素，Y为非金属元素，元素的金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越强，其电负性越大，所以元素的电负性：X
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5，则下列有关的比较正确的是( )
A．第一电离能：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．电负性：④＞②＞①＞③
D．最高正化合价：④＞③＝②＞①
答案 A
解析 由四种元素基态原子的电子排布式可知，①是S元素、②是P元素、③是N元素、④是F元素。同周期主族元素自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：N＜F，但P元素原子的3p能级容纳3个电子，为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能：S＜P，同主族元素自上而下第一电离能逐渐降低，所以第一电离能：N＞P，第一电离能：S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径：P＞S、N＞F，电子层数越多原子半径越大，故原子半径：P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；同周期主族元素自左而右电负性逐渐增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电负性：P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误；F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。
11．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(单位：kJ·mol－1)如下表所示：
元素 电离能/(kJ·mol－1) X Y Z
I1 496 738 577
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 754
I4 9 540 10 540 11 578
下列说法正确的是( )
A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小
B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大
C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出氢气的物质的量之比为1∶1∶1
D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
答案 A
解析 根据元素电离能的变化规律可知：X为第ⅠA族元素、Y为第ⅡA族元素、Z为第ⅢA 族元素，又知X、Y、Z为同一周期的三种元素，假设X、Y、Z属于第3周期，则这三种元素分别为Na、Mg、Al。第一电离能最小的为Na，电负性在同一周期元素中最小的也是钠，A正确；三种元素中，第一电离能最大的为Mg，电负性最大的为Al，B错误；三种金属和少量盐酸反应完成后，剩余的金属钠继续与水反应生成氢气，最终金属钠生成的氢气最多，C错误；根据电子守恒关系，放出1 mol氢气时，转移2 mol电子，消耗金属钠的量为2 mol，金属镁的量为1 mol，金属铝的量为 mol，消耗X、Y、Z的物质的量之比为6∶3∶2，D错误。
12．元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为－1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。－1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据：
元素 Li Na K O O－ F
电子亲和能/(kJ·mol－1) 59.8 52.7 48.4 141 －844.2 327.9
下列说法正确的是( )
A．电子亲和能越大，说明越难得到电子
B．一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时吸收327.9 kJ的能量
C．氧元素的第二电子亲和能是－844.2 kJ·mol－1
D．基态的气态氧原子得到两个电子成为O2－需要放出能量
答案 C
解析 根据表中数据知，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，所以电子亲和能越大说明越容易得到电子，故A错误；O－的电子亲和能就是氧元素的第二电子亲和能，所以氧元素的第二电子亲和能是－844.2 kJ·mol－1，故C正确；第一电子亲和能放出能量、第二电子亲和能吸收能量，O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2－需要吸收能量，故D错误。
13．下表是元素周期表前五周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J代表6种元素，J为0族元素。
X Y Z
R
W
J
下列说法正确的是( )
A．基态R原子的轨道表示式为
B．Y2－与Na＋的半径大小关系为Y2－＞Na＋
C．Y的第一电离能大于X的第一电离能
D．电负性最大的元素为J
答案 B
解析 J为0族元素，由元素在周期表的位置可知，X、Y、Z位于第2周期，R位于第3周期，W位于第4周期，J为第5周期的Xe，则X为N、Y为O、Z为F、R为S、W为Br。基态R原子3p轨道上的电子轨道表示式应为，A项错误；O2－与Na＋具有相同的电子层结构，原子序数越小其离子半径越大，故O2－的半径大于Na＋的半径，B项正确；N原子的2p能级处于半充满状态，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，C项错误；电负性最大的元素为F元素，D项错误。
14．元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
(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____________________。
(2)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH：__________、NH3：__________、CH4：__________、ICl：____________。
(3)表中符合“对角线”规则的元素有Be和_______________________________________、
B和____________，它们的性质分别有一定的相似性，原因是______________________。
答案 (1)同周期主族元素从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小
(2)Na H H I
(3)Al Si 电负性的值相近
解析 (1)由题给信息可知，同周期主族元素从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小。(2)电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。(3)“对角线规则”指在元素周期表中某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似，其原因是元素的电负性的值相近。
15．(1)元素C、N、O、K的电负性从大到小依次为________。
(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。
(3)氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________。
答案 (1)O>N>C>K (2)C>H>Si (3)1s22s22p1 N ＋3
16．根据信息回答下列问题：
A．第一电离能(I1)是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的最低能量。如图是部分元素的第一电离能(I1)随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
B．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 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
电负性 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)认真分析信息A中曲线图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第3周期Na～Ar这几种元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜__________(填元素符号)。
(2)信息A中曲线图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第______周期________族。
(3)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性数值的最小范围是________。
(4)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：
______________________________________________________________________________。
(5)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法：
______________________________________________________________________________。
答案 (1)Na Mg
(2)5 ⅠA
(3)0.9～1.5
(4)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(5)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5＜1.7，所以形成共价键，AlCl3为共价化合物；判断方法：将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
解析 (1)由图可以看出，同周期第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故第一电离能：Na＜Al＜Mg。(2)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其在周期表中的位置为第5周期ⅠA族。(3)同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，可知在同周期中电负性：Na＜Mg＜Al，在同主族中电负性：Be＞Mg＞Ca，则Mg元素的电负性数值的最小范围应为0.9～1.5。(4)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力的大小，所以电负性越大，原子吸引电子的能力越强，元素非金属性越强，反之金属性越强。(5)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.5，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物在熔融状态下不能导电。
17．已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E＋核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答下列问题：
(1)E元素基态原子的电子排布式为________。
(2)B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(填元素符号)，其原因是______________________________________________________________________________。
(3)D元素与氟元素相比，电负性：D________(填“>”“＝”或“<”)F，下列表述中能证明这一事实的是______(填字母)。
A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深
B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质
C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态
D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目
(4)B2A4是重要的石油化工原料，B2A4的结构式为______________。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s1
(2)C＜O＜N 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，但氮元素的2p能级电子为半充满的稳定结构，其第一电离能大于氧元素
(3)< BC
(4)
解析 A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等，A为H元素；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍，B为C元素；D原子L层上有2对成对电子，其电子排布式为1s22s22p4，D为O元素；C介于C、O之间，为N元素；E＋核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满，E原子核外电子数为2＋8＋18＋1＝29，E为Cu元素，据此回答问题。