第一章第二节　原子结构与元素的性质 第2课时　元素周期律（共117张ppt）

(共117张PPT)
原子半径 / 元素的电离能 / 电负性 / 随堂演练　知识落实 / 课时对点练
元素周期律
第一章
第2课时
核心素养
发展目标
1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。
2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
内容索引
一、原子半径
二、元素的电离能
三、电负性
课时点练
课时对点练
随堂演练　知识落实
原子半径
一
1.影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的 将使原子的半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径 。
2.原子半径的递变规律
(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，原子半径 。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，原子半径 。
排斥作用
减小
越小
越大
3.原子或离子半径的比较方法
(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－) r(Cl)，r(Fe) r(Fe2＋) r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)___
r(F－) r(Na＋) r(Mg2＋) r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋) r(Na＋)
r(K＋) r(Rb＋) r(Cs＋)，r(O2－) r(S2－) r(Se2－) r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋) r(Na＋) r(Mg2＋)。
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＞
(1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同(　　)
(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(　　)
(3)各元素的原子半径总比其离子半径大(　　)
(4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小(　　)
×
×
√
正误判断
×
1.元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？如何理解这种趋势？
深度思考
提示　同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，其主要原因是同周期主族元素电子的能层数相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
2.是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？
深度思考
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Li的原子半径大于Cl的原子半径。
3.若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
(1)四种元素在元素周期表中的相对位置如何？
深度思考
提示　短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。
(2)原子序数从大到小的顺序是什么？
深度思考
提示　a＞b＞d＞c。
(3)离子半径由大到小的顺序是什么？
深度思考
提示　C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
应用体验
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－
√
同主族元素，从上到下，原子半径(或离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；
能层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋能层数相同但铝元素的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项中微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。
2.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是
A.NaF B.MgI2
C.BaI2 D.KBr
√
方法规律
返回
粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
元素的电离能
二
1.元素第一电离能的概念与意义
(1)概念
原子失去一个电子转化为 正离子所需要的_________
叫做第一电离能，符号：I1。
(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的 。第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越
失去一个电子。
气态基态
气态基态
最低能量
难易程度
容易
难
2.元素第一电离能变化规律
(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，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐
。
最小
最大
增大
减小
3.电离能的应用
(1)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强。
(2)逐级电离能的应用
①逐级电离能
含义：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
非金属
金属
M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能)
M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能)
M2＋(g)===M2＋(g)＋e－　I3(第三电离能)
逐级电离能的变化规律
a.同一元素的电离能按I1、I2、I3……顺序逐级增大。
b.当相邻逐级电离能发生突变时，说明失去的电子所在的能层发生了变化。
②应用
根据电离能数据确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价，如Li：I1 I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去 形成 阳离子。
一个电子
＋1价
特别提醒——电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　)
(2)第三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，氟元素的第一电离能最大(　　)
(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(　　)
×
×
√
×
×
√
正误判断
√
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元素周期表什么位置？
深度思考
提示　最大的是He；最小的应在元素周期表左下角。
2.第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几个元素？分别是哪几个？
深度思考
提示　 Be、C、O，共三个。
3.下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：
深度思考
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)为什么同一元素的电离能逐级增大？
深度思考
提示　同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1I1，同理I3>I2。
(2)为什么钠、镁、铝的化合价分别为＋1、＋2、＋3
深度思考
提示　钠的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容易失去一个电子变成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。
应用体验
1.在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是
A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6
√
同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于第ⅤA族元素、3s23p5属于第ⅦA族元素、3s23p4属于第ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第三周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的原子是S。
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
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S元素均可能与U元
素在同一主族
C.U元素可能在元素周期
表的s区
D.原子的价层电子排布式
为ns2np1的可能是T元素
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
√
根据第一电离能的数据可知，R元素的最外层应该有1个电子，S元素的最外层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；
U元素的最外层有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，价层电子排布式为ns2np1，D项正确。
易错提醒
(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；第ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期第ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于第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；而第ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比第ⅥA族的ns2np4状态稳定。
返回
电负性
三
1.有关概念与意义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成 的电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准。
吸引力
化学键
越大
4.0
1.0
2.递变规律
(1)同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ，元素的非金属性逐渐
、金属性逐渐 。
(2)同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 ，元素的金属性逐渐 、非金属性逐渐 。
变大
增强
减弱
变小
增强
减弱
3.应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①金属元素的电负性一般 1.8，非金属元素的电负性一般 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 ，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，非金属元素越活泼。
小于
大于
1.8左右
越小
越大
(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 ，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 ，元素的化合价为负值。
弱
强
(3)判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
特别提醒　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的元素不一定形成共价化合物，Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。
(1)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(　　)
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强(　　)
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素(　　)
√
√
×
正误判断
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？
深度思考
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方，最小的元素位于周期表的左下方。
2.电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
深度思考
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。
应用体验
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的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
√
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，非金属元素的电负性一般大于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.已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是
元素 Li B C O F Na Mg Cl Ge
电负性 1.0 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.2 3.0 1.8
A.Be元素电负性的最小范围为1.0～2.0
B.Ge既具有金属性，又具有非金属性
C.C和Cl可形成极性键
D.O和F形成的化合物中O显正价
√
Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B正确；
根据C和Cl的电负性，两元素电负性差值小于1.7，可形成极性键，C正确；
F的电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。
3.一般认为，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，判断下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)属于共价化合物的是_________(填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是_____。
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
②③⑤⑥
①④
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。
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
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随堂演练 知识落实
1.(2021·山西运城高二检测)下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y的价层电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：
④W基态原子有2个能层，电子式：
A.③>①>②>④ B.③>②>①>④
C.①>③>④>② D.①>④>③>②
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2
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4
√
5
1
2
3
4
①根据结构示意图可知X为S；
②基态Y的价层电子排布式为3s23p5，可知Y为Cl；
③根据基态Z2－的轨道表示式可知Z2－为S2－；
④根据W基态原子有2个能层，电子式为 ，可知W为F；能层数越多，半径越大，则F综上半径大小关系为S2－>S>Cl>F，即③>①>②>④。
5
2.(2022·河南周口市文昌中学高二阶段练习)已知某原子的各级电离能数值如下：I1＝557 kJ·mol－1，I2＝1 817 kJ·mol－1，I3＝2 745 kJ·mol－1，I4＝11 578 kJ·mol－1，则该元素的化合价为
A.＋1价 B.＋2价
C.＋3价 D.＋4价
1
2
3
4
√
5
根据I3到I4是突变，说明失去第四个电子很难，则前面三个电子是最外层，第四个电子是次外层，因此该元素的化合价为＋3价。
1
2
3
4
5
3.不能说明X的电负性比Y的大的是
A.与H2化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水
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
1
2
3
4
√
5
A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；
B项，X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；
C项，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的电负性比Y的大，如Si的电负性比H的小；
D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大。
1
2
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4
5
4.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
1
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√
5
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2
3
4
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。
5
5.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
2
3
4
(1)同主族内不同元素的E值的变化特点是____________________________。
随着原子序数的增大，E值变小
5
1
2
3
4
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。
5
(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)
1
2
3
4
①③
从第二、第三周期看，第ⅢA族和第ⅥA族元素比同周期相邻两元素E值都低，可以推出E(砷)＞E(硒)、E(溴)＞E(硒)。
5
(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＜______。
1
2
3
4
485
738
据同主族、同周期元素E值变化规律可知，E(K)＜E(Ca)＜E(Mg)。
5
(4)10号元素E值较大的原因是____________________________________
__________________________。
1
2
3
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
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。
返回
5
课时对点练
题组一　原子或离子半径大小的比较
1.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
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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；
能层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径逐渐减小，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。
2.(2022·济南高二期中)已知某些元素的原子半径如下表所示，根据表中的数据推测磷原子的半径可能是
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原子 N S O Si
半径r/×10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
A.0.70×10－10 m
B.0.80×10－10 m
C.1.10×10－10 m
D.1.20×10－10 m
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同一周期主族元素的原子半径随着原子序数的增大而减小，由此可推知磷原子的半径在硅原子和硫原子之间，C项正确。
3.已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的能层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径：A>B>D>C
B.原子序数：d>c>b>a
C.离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
D.单质的还原性：A>B>D>C
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aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的能层结构，则四种元素在元素周期表中的相对位置如下：
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…… C D
B A ……
据此可知，原子半径：B＞A＞C＞D；原子序数：a＞b＞d＞c；离子半径：C3－＞D－＞B＋＞A2＋；单质的还原性：B＞A＞C＞D。
题组二　电离能、电负性及其应用
4.下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。
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根据表中所列数据的判断错误的是
A.元素X是第ⅠA族的元素
B.元素Y的常见化合价是＋3价
C.元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2
D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
√
元素 I1 I2 I3 I4
X 496 4 562 6 912 9 543
Y 578 1 817 2 745 11 575
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X的第一电离能和第二电离能相差较大，说明最外层有1个电子，则元素X是第ⅠA族的元素，故A正确；
Y元素的第三电离能和第四电离能相差较大，Y原子最外层有3个电子，为第ⅢA族元素，则化合价为＋3价，故B正确；
元素X与O形成化合物时，X的电负性小于O元素的，所以在二者形成的化合物中X显＋1价、O元素显－1或－2价，则化学式可能是X2O或X2O2，故C正确；
如果Y是第三周期元素，则为Al，Al和冷水不反应，故D错误。
5.下列是几种基态原子的电子排布式，其中对应元素电负性最大的是
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
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√
根据各基态原子的电子排布式可知，A为O元素，B为P元素，C为Si元素，D为Ca元素。一般来说，同一周期中，元素的电负性随着原子序数的增大而增大，同一主族中，元素的电负性随着原子序数的增大而减小，所以这4种元素中，O元素的电负性最大，A项正确。
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6.已知X、Y两元素同周期，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对应酸的酸性弱于Y对应酸的酸性
D.气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX
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同周期元素从左到右，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；
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元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则X最高价氧化物对应水化物的酸性强于Y最高价氧化物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。
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题组三　元素周期律的综合应用
7.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元素的最高正化合价依次升高
C.N、O、F电负性依次增大
D.Na、K、Rb元素的第一电离能依次增大
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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，A正确；
P、S、Cl元素原子最外层电子数分别为5、6、7，最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7价，最高正化合价依次升高，B正确；
同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大，则N、O、F电负性依次增大，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，D错误。
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8.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
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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；
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同周期元素自左而右原子半径逐渐减小，所以原子半径：P＞S、N＞F，能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。
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：X1
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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，则两种离子的核外电子数相等，X位于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素。X位于Y的下一周期，原子核外能层数越多，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；
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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，电负性越大，所以元素的电负性：X元素的金属性越强，其第一电离能越小，故第一电离能：X1
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10.(2022·邯郸高二阶段练习)已知X、Y、Z为短周期的三种元素，它们的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是HXO4>H2YO4>H2ZO3，下列判断一定正确的是
A.单质的氧化性：X>Y>Z
B.原子半径：Z>Y>X
C.第一电离能：X>Y>Z
D.电负性：Y>Z>X
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由化学式HXO4、H2YO4、H2ZO3判断出X、Y、Z元素的最高化合价分别为＋7、＋6、＋4价，从而推出X、Y、Z分别是Cl、S、Si或C，据此分析解答。单质的氧化性与元素非金属性有关，无论Z为Si还是C，均满足单质的氧化性：Cl>S>Si(或C)，A符合题意；
微粒半径比较时，电子层数越大，则微粒半径越大，当Z为C时，上述半径比较大小不合理，B不符合题意；
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同一周期元素的第一电离能呈现增大趋势，但若Z为C原子时，其第一电离能比S的大，C不符合题意；
元素非金属性越强，其电负性一般越强，上述元素原子，Cl的电负性最大，D不符合题意。
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如下表所示：
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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 11 575
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
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√
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属于第三周期，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；
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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。
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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。下表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据：
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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
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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；
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。
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13.如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是
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A.31d和33d属于同种核素
B.第一电离能：d>e，电负性：dC.气态氢化物的稳定性：a>d>e
D.a和b形成的化合物不可能含共价键
√
短周期元素中，a为－2价，e为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知a为O，e为S，b有＋1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第
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三周期，化合价为＋5，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，二者互为同位素，A错误；
同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但是P原子的3p轨道电子为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S，电负性：P1
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元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，则稳定性：H2O>H2S>PH3，C错误；
O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。
14.(2021·江苏，5)前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的元素，Y的周期序数与族序数相等，基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子，W与Z处于同一主族。下列说法正确的是
A.原子半径：r(X)B.X的第一电离能比同周期相邻元素的大
C.Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强
D.Z的简单气态氢化物的热稳定性比W的弱
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前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的元素，则X为N元素；Y的周期序数与族序数相等，则Y为Al元素；基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子，则Z为Cl元素；W与Z处于同一主族，则W为Br元素。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，因此原子半径：r(X)＜r(Z)＜r(Y)＜r(W)，故A错误；
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同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但N的2p轨道处于半充满状态，因此X(N)的第一电离能比同周期相邻元素的大，故B正确；
Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的弱，即酸性：Al(OH)3＜HClO4，故C错误；
同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，简单氢化物的稳定性逐渐减弱，所以Z的简单气态氢化物的热稳定性比W的强，故D错误。
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15.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正离子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)。
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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。
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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
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(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期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)。
Na
Mg
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。
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(2)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_____周期第_____族。
五
ⅠA
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五周期第ⅠA族。
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(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_________。
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
0.9～1.5
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。
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(4)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系： _______________
_____________________________________。
非金属性越强，
电负性越大；金属性越强，电负性越小
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。
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
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(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：_______________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________。
Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5，小于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
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
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。
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16.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____________________________________________
_____________________________________________________________________________________。
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1s22s22p63s23p63d104s1
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)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___________。
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BC
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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，其排布为1s22s22p4，D为O元素；C介于C、O元素之间，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。
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第一章