第3节 元素性质及其变化规律
基础课时4 原子半径及其变化规律 元素的电离能及其变化规律
学 习 任 务 1．认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。培养宏观辨识与微观探析的核心素养。 2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。形成“结构决定性质”的观念。能从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。 3．了解原子半径、第一电离能等元素性质递变规律的应用价值。培养科学态度与社会责任的核心素养。
一、原子半径及其变化规律
1．影响因素
2．变化规律
规律 原因
同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外) 增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷数增加导致的核对外层电子的吸引作用
同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大 电子层数的影响大于核电荷数增加的影响
同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大 增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(ns)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大
3．应用
利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期元素(从左到右)―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。
(2)同主族元素(自上而下)―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。
(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
(1)同一周期的离子半径从左到右逐渐减小。 ( )
(2)原子序数越大，原子半径越大。 ( )
[答案] (1)× (2)×
将下列四种粒子按照半径由大到小进行排列________。
①基态X的原子结构示意图为
②基态Y的价电子排布式为3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式为
④W基态原子有2个电子层，电子式为
提示：由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)。
二、元素的电离能及其变化规律
1．电离能的概念及其分类
概念 气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量
符号及单位 符号：I，单位：kJ·mol－1
分类 M(g)M＋(g)M2＋(g)M3＋(g)…
2．电离能的意义
(1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。
(2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。
(3)运用元素的电离能数据可以判断金属元素的原子在气态时失去电子的难易程度。
3．递变规律
(1)
(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。
4．影响因素
比较金属活泼性常用的方法有以下两种：
常见金属在溶液中的活动性顺序为
第一电离能数值(kJ·mol－1)
镁 738
铝 577
将相同的镁片和铝片分别加入等量等浓度的盐酸中，镁片上生成气泡的速率比铝片要快很多，这说明镁比铝在盐酸溶液中更活泼，但是两者的另外一个能够衡量金属性强弱的数值——电离能的数值大小却正好相反，产生这个差异的原因是什么？
提示：由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者并不完全一致。电离能是气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量，而金属活动性是指金属单质在溶液中的活泼性，受电离能和其他能量变化总和的影响，故二者并不完全一致。
微粒半径大小规律探究
1．原子半径的大小受哪些因素影响？
提示：电子层数、核电荷数、核外电子数。
2．是否电子层数多的元素的原子半径一定大于电子层数少的元素的原子半径？
提示：不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子半径大。
3．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？
提示：不正确。此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小不适用此规律。
4．为什么过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大？
提示：同一周期过渡元素增加的电子都分布在(n－1)d轨道上，电子间的排斥作用与核对电子吸引作用大致相当，所以过渡元素的原子半径在同一周期内变化幅度不大。
影响微粒半径的因素主要是核电荷数和电子层数。一般来说，同周期中，核电荷数越大，半径越小；同主族中，电子层数越多，半径越大。主要有以下规律：
微粒特点 比较方法 实例
原子 同周期元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)
同主族元素 核电荷数越大，半径越大 r(F)
多数原子 一般电子层数越多，半径越大 r(S)>r(C)
离子 具有相同电子层结构 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3＋)同种元素的原子和离子 价态越高，半径越小 r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)、r(H－)>r(H)>r(H＋)
可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，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。
1．下列关于微粒半径的说法正确的是( )
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
C [由于同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离子半径。原子序数越大，原子半径不一定越大，对于同周期主族元素(稀有气体除外)，原子序数越大，原子半径越小。]
2．下列微粒半径大小比较错误的是( )
A．K>Na>Li B．Na＋>Mg2＋>Al3＋
C．Mg2＋>Na＋>F－ D．Cl－>F－>F
C [同主族，由上到下微粒半径逐渐增大，A项正确；核外电子排布相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小，B项正确；C项应该为F－>Na＋>Mg2＋；D项可引入Cl，顺序为Cl－>Cl>F－>F，正确。]
3．(双选)若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是( )
A．离子半径：Am＋B．原子半径：AC．A的原子序数比B的小m＋n
D．b＝a－n－m
BC [因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B的大m＋n；由上式可知b＝a－m－n；核外电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Am＋B。]
电离能变化规律及其应用
如图所示，是部分元素第一电离能变化情况。
1．总体上：金属元素的第一电离能都较小，非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大。为什么？
提示：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子外围电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。
2．为什么ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能大于相邻的元素？
提示：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)或半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)结构时原子处于能量较低状态(即洪特规则特例)，所以失电子所需能量较大，即I1较大。ⅡA族元素原子满足ns2np0、ⅤA族元素原子满足ns2np3，故它们的第一电离能大于相邻元素。
1．影响电离能的因素
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电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数逐渐增大，原子的半径逐渐减小，核对最外层电子的引力逐渐加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满、p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族元素(He除外)原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
2．逐级电离能
(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)；
M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2(第二电离能)；
M2＋(g)===M3＋(g)＋e－ I3(第三电离能)
……
(2)变化规律
①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I2、I4>I3……In＋1>In。
②元素的逐级电离能逐渐增大并且会发生一个突变即突然增大多倍，这是由于电子是分层排布的，主族元素几乎不能失去内层电子的缘故。如Na原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)496、4 562、6 912，在I1和I2之间发生突变。
3．电离能的应用
(1)用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般地，元素的第一电离能越小，金属性越强；碱金属元素的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)判断原子易失去电子的数目和元素的化合价
元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变(由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难于失去，因此会发生突变)，如Mg原子的I1、I2、I3的值分别是(单位为kJ·mol－1)738、1 451、7 733，在I2和I3之间发生突变，则镁元素易失去最外层2个电子，常见化合价为＋2价。
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致的原因
金属活动性按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序减弱，该顺序表示自左向右，在水溶液中金属单质中的原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。
由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。如，钠的第一电离能为496 kJ·mol－1，钙的第一电离能和第二电离能分别为590 kJ·mol－1、1 145 kJ·mol－1，表明钠原子比钙原子在气态更易失去电子，更加活泼。但是，由于Ca2＋形成水合离子时放出的能量远比Na＋形成水合离子时放出的能量多，所以在水溶液里钙原子比钠原子更易失去电子，即在金属活动性顺序中钙排在钠的前面。
由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。相邻两电子层能量相差较大时，电离能发生突跃，说明再失去一个电子的难度增加很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推断出其阳离子所带的正电荷。
1．下列各组元素中，按原子半径依次减小、元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )
A．K、Na、Li B．Al、Mg、Na
C．N、O、C D．Cl、S、P
A [B、D项中元素的原子半径逐渐增大；C项中原子半径：C＞N＞O，第一电离能：N＞O＞C。]
2．(双选)(2021·武汉高二检测)某主族元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是( )
A．X元素显＋3价
B．X为非金属元素
C．X为第5周期元素
D．X与氯气反应时最可能生成的阳离子为X3＋
AD [由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，X可为金属，故A正确，故B错误；周期数＝核外电子层数，图中没有显示X原子有多少电子层，因此无法确定该元素是否位于第5周期，故C错误；由题图可知，该元素的I4 I3，故该元素易形成＋3价阳离子，因此X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋，故D正确。]
3．A、B都是短周期元素，原子最外层电子排布式分别为(n＋1)sx、nsx＋1npx＋3。A与B可形成化合物C和D。D溶于水时有气体逸出，该气体能使带火星的木条复燃。请回答下列问题。
(1)比较电离能：①I1(A)________I1(B)(填“>”或“<”，下同)，②I1(B)________I1(He)。
(2)通常A元素的化合价是________，对A元素呈现这种价态进行解释：
①用原子结构的观点进行解释：______________________________________
____________________________________________________________________。
②用电离能的观点进行解释：_______________________________________
____________________________________________________________________。
(3)写出D跟水反应的离子方程式：___________________________________
____________________________________________________________________。
[解析] 由s能级最多能容纳2个电子和B原子最外层电子排布式为nsx＋1npx＋3可知，x等于1。由A、B都是短周期元素和它们组成的化合物的性质可知，n等于2，A是钠元素，B是氧元素。
[答案] (1)①＜ ②＜ (2)＋1 ①钠原子失去一个电子后核外电子排布式为1s22s22p6，原子轨道处于全充满状态，该＋1价阳离子体系能量低，极难再失去电子 ②Na原子的第一电离能相对较小，第二电离能比第一电离能大很多，通常Na原子只能失去一个电子
(3)2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑
1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 ( )
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－
C [同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，Mg2＋、Al3＋的电子层结构相同，但Al3＋的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故选C。]
2．具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是( )
A．1s22s22p3 B．1s22s22p1
C．1s22s22p63s23p1 D．1s22s22p63s23p4
C [根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规律可知，Al原子半径最大。]
3．下列关于元素的第一电离能的说法不正确的是 ( )
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为s2)的原子，第一电离能较大
D．对同一元素(原子核外有3个以上电子)而言，电离能：I1B [钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，A项正确；同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，部分第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的第一电离能，部分第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的第一电离能，B项错误；最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，很难失去电子，所以其第一电离能较大，C项正确；原子的逐级电离能随着原子失去电子数的增多而增大，D项正确。]
4．下列关于电离能的理解中错误的是( )
A．电离能可以表示原子或离子失去电子的难易程度
B．某原子的电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子
C．第二电离能是气态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量
D．电离能跟金属活动性顺序是对应的
D [通常电离能小的元素原子易失电子，大的易得电子，所以A、B对；C为第二电离能的定义，C对；D中，电离能有时并不和金属活动性顺序一一对应，如Na和Ca，因为二者所对应的条件不同。]
5．现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)
序号 I1 I2 I3 I4 I5 I6
电离能 7.644 15.03 80.12 109.3 141.2 186.5
序号 I7 I8 I9 I10 I11 …
电离能 224.9 266.0 327.9 367.4 1 761 …
(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________。
(5)该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________(填“强”或“弱”)。
[解析] (1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。
(2)据题目数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。
(3)Mg原子去掉11个电子后，还有1个电子。
(4)Mg元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为Mg(OH)2。
(5)电子排布式为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。
[答案] (1)小 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2 (5)弱
1基础课时5 元素的电负性及其变化规律
学 习 任 务 1．认识元素的电负性的周期性变化。形成“结构决定性质”的观念，能从宏观和微观相结合的视角认识元素性质的变化规律。 2．知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。 3．了解元素周期律的应用价值。培养科学态度与社会责任的核心素养。
一、元素的电负性及其变化规律与应用
1．电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准：选定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
3．电负性的应用
(1)判断金属性和非金属性的强弱
通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。
(2)判断化合物中元素化合价的正负
化合物中，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)判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成共价键。
(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。 ( )
(2)非金属性越强的元素，电负性越小。 ( )
(3)电负性与第一电离能相比是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。 ( )
[答案] (1)× (2)× (3)√
电负性是以氟元素的电负性4.0作为标准计
算出来的，请问电负性大约为2的元素应该在周期表的什么位置？
提示：氟元素非金属性最强为4.0，则电负性大约为2的元素应该既具有金属性又具有非金属性，应该在金属和非金属的分界线处。
二、元素周期律的实质
1．实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
2．具体表现
(1)
(2)主族元素是金属元素还是非金属元素原子中价电子的多少。
元素电负性的应用
电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力
1．电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？
提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。
2．电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
提示：不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
1．判断元素类型
判断一种元素是金属元素还是非金属元素以及元素的活泼性。
不能把电负性2作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准。
2．判断化合物中元素化合价的正负
①在共价化合物中，电负性大的元素吸引电子能力强，共用电子对必然偏向该元素，该元素显负价；电负性小的元素吸引电子能力弱，共用电子对必然偏离该元素，该元素显正价。如H2O中，H的电负性为2.1，O的电负性为3.5，则氢元素显正价，氧元素显负价。
②在离子化合物中，可以把离子键看成极强的共价键，然后利用元素电负性进行化合价正负的判断。如NaCl中，Na的电负性为0.9，Cl的电负性为3.0，则钠元素显正价，氯元素显负价；又如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，则钠元素显正价，氢元素显负价。
3．判断化学键和化合物的类型
(1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
(2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如H的电负性与Na的电负性之差为1.2，但NaH为离子化合物。
4．解释对角线规则
在元素周期表中，位于相邻周期、相邻主族且处于左上、右下位置的两种元素，其电负性相近，我们认为它们的单质及其化合物的性质相似，此规则称为对角线规则。常见的符合此规则的元素有Li—Mg、Be—Al、B—Si。如Be和Al，二者的电负性都为1.5，二者的单质、氧化物、氢氧化物都能与强酸和强碱反应。
比较元素电负性大小的方法
(1)同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，电负性逐渐增大。
(2)同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数增大，原子半径增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，电负性逐渐减小。
(3)对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。因此，电负性大的元素位于元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
(4)非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
(5)二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
(6)不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素(与其中一种位于同主族或同周期)作为参照物。
1．用电负性数据不能判断的是( )
A．某元素是金属元素还是非金属元素
B．氢化物HY和HX中键的极性强弱
C．化学键是离子键还是共价键
D．化合物的溶解度
D [一般认为，电负性大于2的是非金属元素，小于2的是金属元素，利用电负性可以判断元素是金属元素还是非金属元素，故A不符合。电负性越大的原子对键合电子的吸引力越强，即该原子与氢原子形成的化合物中键的极性越强，可以利用电负性判断氢化物HY和HX中键的极性强弱，故B不符合。一般来说电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成共价键，相应的化合物是共价化合物；电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物，可以依据电负性数据判断化学键是离子键还是共价键，故C不符合。利用电负性不能判断物质的溶解度，故D符合。]
2．已知六种元素H、S、N、Al、Cl、Si的电负性分别为2.1、2.5、3.0、1.5、3.0、1.8。一般认为，如果两种成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。某有机化合物A的结构简式为，下列有关说法正确的是( )
A．A中S和N的共用电子对偏向S
B．A中S和N的共用电子对偏向N
C．AlCl3、AlN和Al2S3都是离子化合物
D．在化合物SiH4中，Si的化合价是－4价
B [元素的电负性越大，元素原子对键合电子的吸引力越大；电负性越小，元素原子对键合电子的吸引力越小。由于S元素的电负性小于N元素的电负性，即N元素对键合电子的吸引力大，因此S和N的共用电子对偏向N，A项错误，B项正确。AlCl3中Al和Cl的电负性差值为1.5，小于1.7，因此Al和Cl之间的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，同理可知AlN和Al2S3都是共价化合物，C项错误。Si元素的电负性小于H元素的电负性，因此，在SiH4中Si的化合价是＋4价，H为－1价，D项错误。]
3．X、Y均为非金属元素，不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( )
A．X单质比Y单质容易与H2化合
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
C [A、B、D三项均能说明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。]
元素推断题的解题思路和方法
1．解题思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：
2．解题方法
(1)利用稀有气体元素原子结构的特殊性
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2＋；
②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋；
③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。
(2)利用常见元素及其化合物的特征
①形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素是Br；金属元素是Hg。
⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是N；能发生氧化还原反应的元素是S。
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。
(3)利用一些规律
①元素周期表中的递变规律(“三角”规律)
若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。
②元素周期表中的相似规律
a．同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；
b．元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等。
1．已知元素周期表中1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，下列判断正确的是( )
A．元素的第一电离能：X>W
B．离子的还原性：Y2－>Z－
C．气态氢化物的稳定性：H2Y>HZ
D．原子半径：XB [1～18号元素中的四种元素的简单离子W3＋、X＋、Y2－、Z－都具有相同的电子层结构，则W和X是金属元素，且在周期表中W位于X的右侧，Y和Z是非金属元素，在周期表中位于W和X的上一周期，其中Z位于Y的右侧。可以推出W为Al，X为Na，Y为O，Z为F。元素的第一电离能：NaF－，简单氢化物的稳定性：H2OAl。]
2．a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b、c形成的化合物的电子式为，下列说法正确的是( )
A．原子半径：a>c>d>b
B．电负性：a>b>d>c
C．原子序数：d>a>c>b
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：c>d>a
D [由a的原子结构示意图可知x为2，a是硅元素，由b与c形成化合物的电子式可知c为ⅤA族元素，b为ⅠA族元素，因a、b、d同周期，可推知b为钠元素，d为磷元素，c为氮元素。根据元素在周期表中的位置和递变规律可知D项正确。]
3．已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，B、C均可与A形成10电子分子，B、C位于同一周期，二者可以形成多种共价化合物，C、F位于同一主族，B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1。请回答下列问题：
(1)E元素基态原子的电子排布式为________。
(2)F元素原子的价电子轨道表示式为________。
(3)F、G元素对应的最高价含氧酸中酸性较强的酸的化学式为________。
(4)离子半径：D＋________(填“<”“>”或“＝”，下同)B3－，第一电离能：B________C，电负性：C________F。
(5)A、C形成的一种绿色氧化剂X有广泛应用，X分子中A、C原子个数比为1∶1，X的电子式为________，试写出Cu、稀硫酸与X反应制备硫酸铜的离子方程式：___________________________________________________________
___________________________________________________________________。
[解析] A是元素周期表中原子半径最小的元素，A是H元素；C与A可形成10电子分子，C元素原子的最外层电子数是内层电子总数的3倍，C为O元素；B元素原子最外电子层的p能级上的电子处于半满状态，B的价电子排布式为ns2np3，且B的原子序数小于C的，B为N元素；D3B中阴、阳离子具有相同的电子层结构，D为Na元素；C、F位于同一主族，F为S元素；G是比F原子序数大的短周期主族元素，G为Cl元素；E元素原子最外层电子数比最内层电子数多1，即最外层电子数为3，E的原子序数介于D和F之间，E为Al元素。
(1)E为Al元素，基态Al原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1。
(2)F为S元素，S原子的价电子轨道表示式为。
(3)F、G分别为S、Cl元素，S、Cl都是第3周期元素，同周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强，最高价含氧酸的酸性逐渐增强，故酸性：HClO4>H2SO4。
(4)D＋为Na＋，B3－为N3－，Na＋与N3－具有相同的电子层结构，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：D＋C(O)。C、F分别为O、S元素，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，电负性：C(O)>F(S)。
(5)A、C分别为H、O元素，H、O形成的原子个数比为1∶1的分子为H2O2，即X为H2O2，H2O2的电子式为。Cu、稀硫酸与H2O2反应制备CuSO4的化学方程式为Cu＋H2SO4＋H2O2===CuSO4＋2H2O，离子方程式为Cu＋2H＋＋H2O2===Cu2＋＋2H2O。
[答案] (1)1s22s22p63s23p1 (2)
(3)HClO4 (4)＜ ＞ ＞
(5) Cu＋2H＋＋H2O2===Cu2＋＋2H2O
1．下列各组元素按电负性大小排列正确的是( )
A．F>N>O B．O>Cl>F
C．As>P>N D．Cl>S>As
D [A项O>N；B项F的电负性最大；C项应为N>P>As；D项正确。]
2．下列说法正确的是( )
A．金属与非金属化合时，都可以形成离子键
B．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
C．电负性相差越大的元素间越容易形成离子键
D．同周期元素从左到右，第一电离能和电负性均增大
C [A项，金属和非金属电负性相差较大时可以形成离子键；B项，金属元素的电负性不一定小于非金属元素，如氢的电负性为2.1，而某些过渡金属元素的电负性大于2.1；D项，同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，但并不是依次增大。]
3．已知元素电负性：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。上述四种元素中，最容易形成离子化合物的两种元素是( )
A．X与Y B．X与W C．Y与Z D．Y与W
D [如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。]
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的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
D [电负性与原子结构有关，D不正确。]
5．下面给出15种元素的电负性
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si H
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 2.1
已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，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)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
Mg3N2______________，BeCl2______________，
AlCl3______________，SiC______________。
[解析] (1)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
[答案] (1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 (2)离子化合物 共价化合物 共价化合物 共价化合物
1能力课时1 元素周期律的综合应用
探 究 任 务 1.掌握同主族、同周期元素的原子结构和元素性质的递变规律、建立结构决定性质的认知模型，提升证据推理与模型认知的化学核心素养。 2.掌握“位、构、性”关系规律，并能利用“位、构、性”关系认知模型、解决问题。
1．同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
最外层电子数 从1递增到7(第1周期除外) 相同
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价 最高正价从＋1→＋7(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外) 最高正价＝族序数(O、F除外)，非金属元素最低负价＝－(8－族序数)(H等除外)
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
2.原子结构、元素性质和元素在周期表中的位置关系规律
3．元素“位—构—性”关系
(2021·黑龙江牡丹江三中期末考试)下表是元素周期表的一部分(前5周期)，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)G的元素符号为__________，在元素周期表中位于________区。
(2)基态A原子的轨道表示式为________________；基态H原子的价电子排布式为________；H在元素周期表中的位置是________。
(3)A、B、E、F的原子半径由大到小的顺序是________(填元素符号，下同)；A、B、C、D的第一电离能由大到小的顺序是________；A、B、C、D的电负性由大到小的顺序是________。
[解析] (1)G位于第6纵列，是24号元素，元素符号为Cr，该元素位于元素周期表的d区。(2)A为C元素，其核外有6个电子，轨道表示式为；H为Fe元素，是26号元素，Fe原子的价电子排布式为3d64s2；Fe位于元素周期表中第4周期Ⅷ族。(3)A为C元素，B为N元素，E为Al元素，F为Si元素，其原子半径：Al>Si>C>N。C为O元素，D为F元素，因N元素2p能级处于半充满状态，其第一电离能比O的大，故C、N、O、F的第一电离能：F>N>O>C；同周期主族元素，从左到右电负性逐渐增大，故电负性：F>O>N>C。
[答案] (1)Cr d (2) 3d64s2 第4周期Ⅷ族 (3)Al>Si>C>N F>N>O>C F>O>N>C
1．(2020·山东等级考)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是 ( )
A．第一电离能：W>X>Y>Z
B．简单离子的还原性：Y>X>W
C．简单离子的半径：W>X>Y>Z
D．氢化物水溶液的酸性：Y>W
C [四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第2周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第3周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成Z2X2的淡黄色化合物，该淡黄色化合物为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素。同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F>O>Cl>Na，A错误；O、F、Cl三种元素的简单离子中，F－还原性最弱，B错误；电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl－>O2－>F－>Na＋，C正确；F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。]
2．(双选)(2021·蚌埠高二检测)如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是( )
A．原子半径：Z>Y>X
B．气态氢化物的稳定性：R>W
C．WX3和水反应形成的化合物是离子化合物
D．Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应
BD [由题图可知，X为O，Y为Na，Z为Al，W为S，R为Cl。原子半径：Na>Al>O，故A项错误；非金属性越强，对应气态氢化物就越稳定，所以HCl比H2S稳定，故B项正确；SO3和水反应形成的化合物为硫酸，是共价化合物，故C项错误；Y和Z的最高价氧化物对应的水化物分别是NaOH和Al(OH)3，因Al(OH)3为两性氢氧化物，既能与酸反应又能与强碱溶液反应，故D项正确。]
3．(2021·宁夏石嘴山三中期末考试)第3周期主族元素的I1、I2、I3的变化如图所示，则图a、b和c中纵轴代表的电离能依次是( )
图a 图b 图c
A．I1、I2、I3 B．I2、I3、I1
C．I3、I2、I1 D．I1、I3、I2
B [Mg的3s能级处于全充满状态，其I1比Al的I1大，且Al的I1比Na的Il大，则图c的纵轴代表I1，比较图a、b、c中Mg元素的电离能可知，图b中Mg元素的电离能远大于图a、c中Mg元素的电离能，则图b的纵轴表示I3，B项正确。]
中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟(49In)等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷(37Rb)同周期。
1．49In元素的价电子排布式如何书写？原子中未成对电子的个数是多少？
提示：根据核外电子排布规律可以判断该元素的价电子排布式为5s25p1，原子中有一个未成对电子。
2．该元素在周期表的哪个位置？属于哪个分区？
提示：根据该元素原子的价电子排布式判断该元素为第5周期ⅢA族元素，由于最后一个电子落在p轨道上，因此该元素属于p区元素。
3．试比较该元素与铷(37Rb)的原子半径及简单离子半径大小。
提示：由于这两种元素属于同一周期元素，从左往右元素的原子半径逐渐减小，因此原子半径Rb大于In；形成离子时，由于两种元素均为金属元素，均失电子形成金属阳离子，因此离子半径与原子半径顺序相同。
4．试比较两者的第一电离能大小。
提示：两元素属于同一周期的主族元素，从左往右元素的第一电离能呈增大趋势。
5．试比较两者所形成的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
提示：In是第5周期第ⅢA族元素，Rb为第5周期第ⅠA族元素，金属性In通过本情境素材中铟元素位置的推断，电子排布式的书写、半径比较等知识的探究，提升了宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知等核心素养。
1．如图三条曲线表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是( )
A．电负性：c>b>a
B．最简单氢化物的稳定性：c>a>b
C．最简单氢化物的相对分子质量：a>b>c
D．I5：a>c>b
D [同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素3p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去3s2中1个电子，3s2为全充满稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C。A项，同周期自左而右元素的电负性逐渐增大，同主族自上而下元素的电负性逐渐减小，故Si的电负性最小，错误；B项，非金属性越强，氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4稳定性最差，错误；C项，a、b、c相对应的最简单氢化物的相对分子质量分别为16、34、32，b的最大，错误；D项，C、Si失去 4个电子后为全充满状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子为3s1状态，第四电离能与第五电离能均失去3s能级电子，二者能量相差不大，故第五电离能：C>Si>P，正确。]
2．以下有关元素性质的说法中不正确的是( )
A．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O元素的电负性依次递增的是④
B．下列原子中，①1s22s22p63s23p1，②1s22s22p63s23p2，③1s22s22p63s23p3，④1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的元素是④
C．某元素的逐级电离能(kJ·mol－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，该元素可能在第3周期ⅡA族
D．以下原子中，①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半径最大的是①
B [①、②、③中元素的电负性随原子序数增大而递减，④中元素的电负性依次递增，A正确；B项，①、②、③、④中对应的元素分别是第3周期的Al、Si、P、S 4种元素，其中第一电离能最大的是磷元素，其3p轨道半充满，原子结构较稳定，故B错；由数据可知，元素第一电离能与第二电离能之间的差值明显小于第二电离能与第三电离能之间的差值，说明其最外层有2个电子，所以该元素可能在第3周期ⅡA族，C正确；①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4对应的元素原子分别为Si、N、C、S，其中半径最大的是①(硅原子)，D正确。]
3．X、Y、Z为短周期元素，X原子最外层只有一个电子，Y原子的最外层电子数比内层电子总数少4，Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍。下列有关叙述正确的是 ( )
A．Y的价电子排布式为3s23p5
B．稳定性：Y的氢化物>Z的氢化物
C．第一电离能：YD．X、Y两元素形成的化合物为离子化合物
C [Y原子应该有3个电子层，最外层电子数为6，是硫元素，价电子排布式为3s23p4；Z元素是O，非金属性O>S，非金属性越强，氢化物越稳定，氢化物稳定性Z>Y；第一电离能O>S；X可能是H，也可能是Li或Na，H2S是共价化合物。]
4．四种短周期主族元素在周期表中的相对位置如图所示，已知元素X的原子核外电子数是M的2倍。下列说法不正确的是( )
A．第一电离能：XB．X位于第3周期ⅡA族，其单质可通过电解其熔融氯化物制备
C．元素最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是HNO3
D．气体分子(MN)2的电子式为
A [根据元素在周期表中的位置可知，M和N位于第2周期，X和Y位于第3周期，设M原子核外电子数为x，则X原子核外电子数为x＋6，又X原子核外电子数是M的2倍，故有2x＝x＋6，解得x＝6，则M为C元素，X为Mg元素，根据元素在周期表中的相对位置可知，Y是Al元素，N为N元素。A项，Mg原子的3s能级为全充满状态，比较稳定，故元素的第一电离能：X>Y，错误；B项，Mg为第3周期ⅡA族元素，镁单质可通过电解熔融MgCl2制备，正确；C项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，四种元素中非金属性最强的是N元素，所以酸性最强的是HNO3，正确；D项，气体分子(MN)2为(CN)2，其电子式为，正确。]
5．有A、B、C、D、E五种短周期元素，其中A、B、C属于同一周期，A原子最外层p轨道的电子数等于次外层的电子总数，B原子最外层中有两个未成对电子，D、E原子核内各自的质子数与中子数相等，B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物，并知在DB2和EB2中，D与B的质量比为7∶8；E与B的质量比为1∶1。
根据以上条件，回答下列问题。
(1)写出下列各元素的元素符号。
A________，B________，C________，D________，
E________。
(2)写出基态D原子的电子排布式________。
(3)指出E元素在周期表中的位置________。
(4)A、B、C三种元素的第一电离能的大小顺序为______(由大到小的顺序排列，用元素符号表示)。
(5)元素D和E的电负性的相对大小为________(用元素符号表示)。
[解析] A原子最外层p轨道电子数等于次外层的电子总数，说明次外层为K层，故A的电子排布式为1s22s22p2，即A为碳元素，B原子最外层中有两个未成对的电子，说明B为ⅣA或ⅥA族元素，又B与A同周期，说明B为氧元素，C元素可以与B形成CB2型化合物且C与A、B同周期，说明C为氮元素，在DB2中，D与B质量比为7∶8，即D的相对原子质量为28，在EB2中，E与B的质量比为1∶1，即E的相对原子质量为32，D、E核内质子数与中子数相等可以知道D为硅元素，E为硫元素。
[答案] (1)C O N Si S (2)1s22s22p63s23p2
(3)第3周期ⅥA族 (4)N>O>C (5)S>Si
1