第一章 原子结构与性质 原子结构与元素的性质（解析版）
文档属性
| 名称 | 第一章 原子结构与性质 原子结构与元素的性质（解析版） |  | |
| 格式 | doc | ||
| 文件大小 | 1.2MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-01-21 10:47:56 | ||
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文档简介
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专题02 原子结构与元素的性质
【核心素养分析】
1.宏观辨识与微观探析:运用原子核外电子排布及相关原理分析、比较、解决与电离能有关问题，发展宏观辨识与微观探析化学学科核心素养。
2.证据推理与模型认知：运用元素周期律模型判断粒子半径大小或元素电负性大小，发展证据推理与模型认知化学学科核心素养。
【目标导航】
本专题主要考点有：（1）运用电离能、电负性解释、推测某些元素的性质；（2）元素周期表的结构、分区，微粒半径、第一电离能、电负性的比较；（3）结合元素周期律、周期表以推断题的形式进行考查原子结构与性质的应用；题型为选择题或非选择题，难度适中，属于高考的常考点。
【重难点精讲】
一、原子结构与元素周期表
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
1、元素周期律
（1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
2、元素周期系
（1）定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
（2）特点:元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。
（3）形成：
（4）原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
3、元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：
①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
4、元素周期表的结构：
（1）周期（七横七周期，三短四长）
从上到下 类别 各周期原子的电子层数 各周期最多容纳的元素种类数 同周期内原子序数变化规律
第一周期 短周期 1 2 左 右
第二周期 2 8
第三周期 3 8
第四周期 长周期 4 18
第五周期 5 18
第六周期 6 32（含镧系15种元素）
第七周期 7 32（含锕系15种元素）
（2）族（十八纵行十六族，七主八副一0）
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
类别 主族 副族 第VIII族 副族 主族 0族
名称 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB 第VIII族 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0族
注：电子层数=周期序数；主族元素族序数=原子最外层电子数
（二）构造原理与元素周期表
1、根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系：
各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下：
2、原子核外电子排布与族的关系
族 按族分类 价层电子排布式 价层电子数 特点
I A 主族 ns1 1 族序数=最外层电子数=价层电子数
ⅡA ns2 2
ⅢA ns2np1 3
IVA ns2np2 4
VA ns2np3 5
ⅥA ns2np4 6
ⅦA ns2np5 7
ⅢB 副族(镧系、锕系除外) (n-1)d1-10ns1-2 3 价层电子数=族序数
ⅣB 4
VB 5
VIB 6
VIIB 7
I B 11 （n-1）d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数
ⅡB 12
Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 8 Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数Ⅷ族第2列元素的价电子数为9Ⅷ族第3列元素的价电子数为10
9
10
0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 2或8 为原子轨道全充满的稳定结构
小结：对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数
对于副族（镧系和锕系除外）和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数
【思考与讨论】参考答案：
将图1-17作如下调整即可：
(1)第1行s区右边的小格移到最右端作为第18列；
(2)将第2、3行p区的6个格平移到最右端作为第13~18列；
(3)第4、5行不变；
(4)将第6、7行f区的14个格放到一个格中。
3、元素周期表的分区
（1）按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。
②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点
s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素
p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素
d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似
（2）按金属元素与非金属元素分区
①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
②金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
【探究】再探元素周期表《问题》参考答案：
(1)现行元素周期表含118种元素，共有七个周期，每个周期包含的元素数目如下：
周期 一 二 三 四 五 六 七
数目 2 8 8 18 18 32 32
第一周期结尾元素(He)原子核外只有2个电子，根据构造原理，其电子排布式为1s2。与该元素同族的其他周期元素Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子核外电子数依次增加了8、8、18、18、32，根据构造原理，它们的最外层电子排布通式为ns2np6。所以，第一周期结尾元素的电子排布跟同族的其他周期元素的不同。
(2)元素周期表共有18个列。从左向右，第1一12列中，除第3列中的镧系和锕系以外，其他的价层电子数都等于列数；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的价层电子数都等于列数减10。除了镧系、锕系和氨以外，同列元素价层电子数相等。元素周期表所划分的族及族序数，从左向右排列如下：
IA族、ⅡA族；ⅢB族→IB族；Ⅷ族；IB族、ⅡB族；ⅢA族→IA族；0族。
(3)从原子结构方面来说，元素周期表中右上角三角区的元素，大多数的价层电子排布为ns2np1~6(He除外)，价层电子数较多，得电子相对容易，失电子相对困难。从元素周期表中元素性质递变规律来说，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强（不包括0族元素)，同主族元素从下向上非金属性逐渐增强。综上可知，在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内。
【探究】再探元素周期表《讨论》参考答案：
(1)从原子核外电子排布来看，随着原子序数的递增，第IA族和第ⅡA族元素的最后一个电子填充在了最外电子层的s能级，第ⅢA族~第ⅦA族元素的最后一个电子填充在了最外电子层的p能级，而副族元素的最后一个电子填充在了次外电子层的d能级或倒数第三个电子层的f能级。从元素性质来看，第IA族（除氢
外)和第ⅡA族元素大多数是活泼金属元素：第ⅢA族~第ⅦA族元素大多数是非金属元素，有些还是活泼的非金属元素。综合上述可知，处在第ⅡA族与第ⅢA族之间的副族元素（这里未包括第Ⅷ族元素，下同)，应称之为过渡元素。过渡元素价层电子跟它们的族序数的关系是第ⅢB族~第ⅦB族，价层电子数等于族序数：第IB族和第ⅡB族，价层电子数等于族序数加10。过渡元素的价层电子排布通式：第ⅢB族~第IB族，除镧系和锕系以外，其余都是(n-1)d1~5ns1~2;第IB族和第ⅡB族是(n-1)d10ns1~2。
(2)s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列。 s区元素的价层电子排布通式为nsl-2，d区元素的价层电子排布通式为(n-1)d1-9ns1-2，ds区元素的价层电子排布通式为(n-1)d10ns1-2，它们的最外层电子数均不超过2，化学反应中容易失去电子，所以s区(除氢元素外)、d区和ds区的元素都是金属元素。
(3)由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属与金属分界线上的元素，基态原子的最外层电子数范围是3~7（只有At是7），总体上比金属元素基态原子最外层电子数多，比非金属元素基态原子最外层电子数少，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，所以它们常被称为半金属或类金属。
(4)Cr:3d54s(非3d44s2):Cu:3d104s1(非3d94s2)它们的电子排布不符合构造原理(它们的3d轨道达到半充满或全充满结构，是一种能量较低的稳定结构），不符合构造原理的还有Ag(4d105s1)、Au(5d106s1)等。
(5)119号元素应位于第八周期第IA族，故基态原子最外层电子排布为8s1；周期分别为一、二、三
四、五、六、七，元素种数分别为2×12、2×22、2×22、2×32、2×32、2×42、2×42,以此预测第八周期
元素种数为2×52=50（种）。
4、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
【特别提醒】对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则,不是定理。
【思考与讨论】参考答案：
(1)首先，这种对角线规则是有一定理论支撑的。如Li和Mg,以Na为参照，根据元素金属性递变规律，金属性LiNa,Mg(2)Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、A1的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
二、元素周期律
（一）原子半径
1.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径）
（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。
（2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。
（3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。
2.影响原子半径大小的因素：。
3.影响方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
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”。
【名师点拨】比较微粒半径的一般思路
(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
【思考与讨论】参考答案：
（1）同主族元素，从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子的能层数成为影响原子半径的主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大；
（2）同周期元素，从左到右，电子能层数不变，，但随着核电荷数增大，原子核对电子的吸引作用增大，从而使原子半径逐渐减小。
（二）电离能
1.第一电离能
（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。
【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。
（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1
（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。
（4）变化规律
①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小
②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期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。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
2、逐级电离能
（1）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 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I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。
3、电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子
（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。
【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。
【思考与讨论】参考答案：
(1)碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量较多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。从表中数据可以看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（约为第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1。而Mg的第三电离能、A1的第四电离能发生突变，故Mg、A1的化合价分别为+2、+3。
（三）电负性
1、键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
2、电负性
（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。
（5）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、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1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。
【易错提醒】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
II、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判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
（6）电负性与第一电离能的关系
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，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
【探究】【比较与分析】参考答案：
同周期主族元素随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电高能总的变化趋势是逐断增大的，但有如I1(Be)>I1(B)、I1(N)>I1(O)这样的“异常”现象，其中的原因分析如下：
（1）电负性是指不同元素的原子对健合电子的吸引能力，美国化学家鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性（不包括稀有气体）。由此可知，元素电负性的大小与原子结构无关。
（2）第一电离能是指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。由此可知，第一电离能的大小、与原子结构的关系明显。例如，基态N原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对稳定的结构，能量较低，基态0原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对不稳定的结构，能量较高，所以I1(N)>I1(O)。
【典题精练】
考点1、考查构造原理与元素周期表的关系
例1．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是
A．元素周期表中的d区、ds区全部是金属元素
B．第四周期的金属元素从左到右元素的金属性依次减弱
C．基态原子最外层电子排布为的元素均在ⅠA族或ⅠB族
D．元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，最外层的电子排布均为
【解析】A．元素周期表中的d区、ds区全部是过渡金属元素，故A正确；B．第四周期的主族元素从左到右，元素的金属性依次减弱，故B错误；C．基态原子最外层电子排布为的元素不一定在ⅠA族或ⅠB族，如Cr位于第VIB族，Cr原子的电子排布式[Ar]3d54s1，故C错误；D．元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，最外层的电子排布不一定为，He为1s2，故D错误；故选A。
【答案】A
【易错提醒】推断原子最外层电子排布式为ns1或ns2的元素时不能有遗漏：
(1)ns1:第IA族和部分过渡元素（如第IB族、第VIB族部分元素等)。
(2)ns2:第ⅡA族元素、部分过渡元素（如第ⅡB~VB族部分元素、第ⅦB族元素、第Ⅷ族部分元素)、He。
考点2、考查微粒半径的大小比较
例2．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是
A．ls22s22p63s23p5 B．1s22s22p3
C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p2
【解析】同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，根据核外电子排布规律推出元素，再由原子半径的递变规律比较。由基态原子的核外电子排布式可以确定A为Cl元素，B为N元素，C为C元素，D为Si元素，根据同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，可知Si元素的原子半径最大，D项符合题意。答案选D。
【答案】D
【名师点拨】比较微粒半径的一般思路
(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
考点3、考查电离能及其应用
例3．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用、……表示，单位为)。关于元素R的下列判断中，错误的是
……
R 740 1500 7700 10500 ……
A．R元素基态原子的电子排布式为
B．R元素位于元素周期表中第IIA族
C．R元素的最高正化合价为价
D．R元素第一电离能高于同周期相邻元素
【解析】A．从表中原子的第一至第四电离能可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能剧增，可失去2个电子，最高化合价为+2价，即最外层应有2个电子，应为第IIA族元素，R元素可能是Mg或Be，故A错误；B．最外层应有2个电子，所以R元素位于元素周期表中第ⅡA族，故B正确；C．最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，故C正确；D．同周期第ⅡA族核外电子排布式为ns2，达稳定结构，所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素，故D正确；故选A。
【答案】A
【名师点睛】电离能常见的四个应用
(1)判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
(2)判断元素的化合价
如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
(3)判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如第ⅡA族、ⅤA族元素。
考点4、考查电负性及其应用
例4．下列有关电负性的说法中不正确的是( )
A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
【解析】A．元素电负性的大小，表示其原子在化合物中吸引电子能力大小，元素电负性越大，原子吸引电子能力越大，故A正确；B、N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能N大于O元素，故B错误；C、对于主族元素同周期自左而右电负性逐渐增大，故C正确；D、电负性越小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性越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，故D正确；故选B。
【答案】B
【名师点睛】电负性常见的四个应用
(1)确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。
(2)确定化学键类型(一般两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。
(3)判断元素价态正、负(化合物中电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。
(4)判断元素金属性和非金属性强弱(表征原子得电子能力强弱)。
考点5、考查原子结构与元素性质的综合应用
例5．X、Y、Z、N是原子序数依次增大的4种短周期元素，其元素性质或原子结构如下表。下列说法正确的是
元素 元素性质或原子结构
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
A．原子半径：
B．元素的电负性：
C．元素的第一电离能：
D．X的基态原子的电子轨道表示式：
【解析】X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，X元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素，为O元素；Y原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素，为Mg元素；Z元素价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，为Si元素；N元素只有一个不成对电子且则这几种元素中元素序数最大，为Cl元素。A．X为O，Y为Mg，Z为Si，原子半径大小为，故A错误；B．X为O，Z为Si，N为Cl，电负性大小为，故B正确；C．Y为Mg，Z为Si，N为Cl，元素的第一电离能，故C错误；D．X为O，O的基态原子的电子轨道表示式，故D错误；故答案选B。
【答案】B
依次递增
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专题02 原子结构与元素的性质
【核心素养分析】
1.宏观辨识与微观探析:运用原子核外电子排布及相关原理分析、比较、解决与电离能有关问题，发展宏观辨识与微观探析化学学科核心素养。
2.证据推理与模型认知：运用元素周期律模型判断粒子半径大小或元素电负性大小，发展证据推理与模型认知化学学科核心素养。
【目标导航】
本专题主要考点有：（1）运用电离能、电负性解释、推测某些元素的性质；（2）元素周期表的结构、分区，微粒半径、第一电离能、电负性的比较；（3）结合元素周期律、周期表以推断题的形式进行考查原子结构与性质的应用；题型为选择题或非选择题，难度适中，属于高考的常考点。
【重难点精讲】
一、原子结构与元素周期表
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
1、元素周期律
（1）定义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
2、元素周期系
（1）定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
（2）特点:元素周期系周期性发展就像螺壳上的螺旋。
（3）形成：
（4）原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
3、元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：
①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
4、元素周期表的结构：
（1）周期（七横七周期，三短四长）
从上到下 类别 各周期原子的电子层数 各周期最多容纳的元素种类数 同周期内原子序数变化规律
第一周期 短周期 1 2 左 右
第二周期 2 8
第三周期 3 8
第四周期 长周期 4 18
第五周期 5 18
第六周期 6 32（含镧系15种元素）
第七周期 7 32（含锕系15种元素）
（2）族（十八纵行十六族，七主八副一0）
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
类别 主族 副族 第VIII族 副族 主族 0族
名称 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB 第VIII族 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0族
注：电子层数=周期序数；主族元素族序数=原子最外层电子数
（二）构造原理与元素周期表
1、根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系：
各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束),中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下：
2、原子核外电子排布与族的关系
族 按族分类 价层电子排布式 价层电子数 特点
I A 主族 ns1 1 族序数=最外层电子数=价层电子数
ⅡA ns2 2
ⅢA ns2np1 3
IVA ns2np2 4
VA ns2np3 5
ⅥA ns2np4 6
ⅦA ns2np5 7
ⅢB 副族(镧系、锕系除外) (n-1)d1-10ns1-2 3 价层电子数=族序数
ⅣB 4
VB 5
VIB 6
VIIB 7
I B 11 （n-1）d轨道为全充满状态，族序数=最外层ns轨道上的电子数
ⅡB 12
Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 8 Ⅷ族第1列元素的价电子数=族序数Ⅷ族第2列元素的价电子数为9Ⅷ族第3列元素的价电子数为10
9
10
0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 2或8 为原子轨道全充满的稳定结构
小结：对于主族和0族元素而言，价层电子数=ns能级上的电子数或ns+np能级上的电子总数
对于副族（镧系和锕系除外）和第VIII族而言，价层电子数=(n-1)d+ns能级上的电子总数
【思考与讨论】参考答案：
将图1-17作如下调整即可：
(1)第1行s区右边的小格移到最右端作为第18列；
(2)将第2、3行p区的6个格平移到最右端作为第13~18列；
(3)第4、5行不变；
(4)将第6、7行f区的14个格放到一个格中。
3、元素周期表的分区
（1）按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。
②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
分区 元素位置 价层电子排布式 元素种类及性质特点
s区 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外),为碱金属元素和碱土金属元素
p区 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素
d区 ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区 镧系和锕系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似
（2）按金属元素与非金属元素分区
①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外),线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
②金属与非金属交界处元素的性质特点：在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
【探究】再探元素周期表《问题》参考答案：
(1)现行元素周期表含118种元素，共有七个周期，每个周期包含的元素数目如下：
周期 一 二 三 四 五 六 七
数目 2 8 8 18 18 32 32
第一周期结尾元素(He)原子核外只有2个电子，根据构造原理，其电子排布式为1s2。与该元素同族的其他周期元素Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子核外电子数依次增加了8、8、18、18、32，根据构造原理，它们的最外层电子排布通式为ns2np6。所以，第一周期结尾元素的电子排布跟同族的其他周期元素的不同。
(2)元素周期表共有18个列。从左向右，第1一12列中，除第3列中的镧系和锕系以外，其他的价层电子数都等于列数；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的价层电子数都等于列数减10。除了镧系、锕系和氨以外，同列元素价层电子数相等。元素周期表所划分的族及族序数，从左向右排列如下：
IA族、ⅡA族；ⅢB族→IB族；Ⅷ族；IB族、ⅡB族；ⅢA族→IA族；0族。
(3)从原子结构方面来说，元素周期表中右上角三角区的元素，大多数的价层电子排布为ns2np1~6(He除外)，价层电子数较多，得电子相对容易，失电子相对困难。从元素周期表中元素性质递变规律来说，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强（不包括0族元素)，同主族元素从下向上非金属性逐渐增强。综上可知，在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内。
【探究】再探元素周期表《讨论》参考答案：
(1)从原子核外电子排布来看，随着原子序数的递增，第IA族和第ⅡA族元素的最后一个电子填充在了最外电子层的s能级，第ⅢA族~第ⅦA族元素的最后一个电子填充在了最外电子层的p能级，而副族元素的最后一个电子填充在了次外电子层的d能级或倒数第三个电子层的f能级。从元素性质来看，第IA族（除氢
外)和第ⅡA族元素大多数是活泼金属元素：第ⅢA族~第ⅦA族元素大多数是非金属元素，有些还是活泼的非金属元素。综合上述可知，处在第ⅡA族与第ⅢA族之间的副族元素（这里未包括第Ⅷ族元素，下同)，应称之为过渡元素。过渡元素价层电子跟它们的族序数的关系是第ⅢB族~第ⅦB族，价层电子数等于族序数：第IB族和第ⅡB族，价层电子数等于族序数加10。过渡元素的价层电子排布通式：第ⅢB族~第IB族，除镧系和锕系以外，其余都是(n-1)d1~5ns1~2;第IB族和第ⅡB族是(n-1)d10ns1~2。
(2)s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列。 s区元素的价层电子排布通式为nsl-2，d区元素的价层电子排布通式为(n-1)d1-9ns1-2，ds区元素的价层电子排布通式为(n-1)d10ns1-2，它们的最外层电子数均不超过2，化学反应中容易失去电子，所以s区(除氢元素外)、d区和ds区的元素都是金属元素。
(3)由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限，处于非金属与金属分界线上的元素，基态原子的最外层电子数范围是3~7（只有At是7），总体上比金属元素基态原子最外层电子数多，比非金属元素基态原子最外层电子数少，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，所以它们常被称为半金属或类金属。
(4)Cr:3d54s(非3d44s2):Cu:3d104s1(非3d94s2)它们的电子排布不符合构造原理(它们的3d轨道达到半充满或全充满结构，是一种能量较低的稳定结构），不符合构造原理的还有Ag(4d105s1)、Au(5d106s1)等。
(5)119号元素应位于第八周期第IA族，故基态原子最外层电子排布为8s1；周期分别为一、二、三
四、五、六、七，元素种数分别为2×12、2×22、2×22、2×32、2×32、2×42、2×42,以此预测第八周期
元素种数为2×52=50（种）。
4、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则，如图所示。
【特别提醒】对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则,不是定理。
【思考与讨论】参考答案：
(1)首先，这种对角线规则是有一定理论支撑的。如Li和Mg,以Na为参照，根据元素金属性递变规律，金属性LiNa,Mg
二、元素周期律
（一）原子半径
1.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径）
（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。
（2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。
（3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。
2.影响原子半径大小的因素：。
3.影响方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
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”。
【名师点拨】比较微粒半径的一般思路
(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
【思考与讨论】参考答案：
（1）同主族元素，从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子的能层数成为影响原子半径的主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大；
（2）同周期元素，从左到右，电子能层数不变，，但随着核电荷数增大，原子核对电子的吸引作用增大，从而使原子半径逐渐减小。
（二）电离能
1.第一电离能
（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。
【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。
（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1
（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。
（4）变化规律
①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小
②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期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。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。
2、逐级电离能
（1）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 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I1< I2< I3<…
②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。
3、电离能的应用
（1）推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子
（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。
【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。
【思考与讨论】参考答案：
(1)碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。
(2)因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量较多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。从表中数据可以看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（约为第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1。而Mg的第三电离能、A1的第四电离能发生突变，故Mg、A1的化合价分别为+2、+3。
（三）电负性
1、键合电子: 元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子
2、电负性
（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
（3）大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。
（5）应用
①判断元素的金属性或非金属性强弱
I、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1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属 ”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。
【易错提醒】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
II、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判断化学键的类型
I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。
II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键, 但也有特例（如NaH）。
③判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
④解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
（6）电负性与第一电离能的关系
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，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
【探究】【比较与分析】参考答案：
同周期主族元素随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电高能总的变化趋势是逐断增大的，但有如I1(Be)>I1(B)、I1(N)>I1(O)这样的“异常”现象，其中的原因分析如下：
（1）电负性是指不同元素的原子对健合电子的吸引能力，美国化学家鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性（不包括稀有气体）。由此可知，元素电负性的大小与原子结构无关。
（2）第一电离能是指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。由此可知，第一电离能的大小、与原子结构的关系明显。例如，基态N原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对稳定的结构，能量较低，基态0原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对不稳定的结构，能量较高，所以I1(N)>I1(O)。
【典题精练】
考点1、考查构造原理与元素周期表的关系
例1．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是
A．元素周期表中的d区、ds区全部是金属元素
B．第四周期的金属元素从左到右元素的金属性依次减弱
C．基态原子最外层电子排布为的元素均在ⅠA族或ⅠB族
D．元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，最外层的电子排布均为
【解析】A．元素周期表中的d区、ds区全部是过渡金属元素，故A正确；B．第四周期的主族元素从左到右，元素的金属性依次减弱，故B错误；C．基态原子最外层电子排布为的元素不一定在ⅠA族或ⅠB族，如Cr位于第VIB族，Cr原子的电子排布式[Ar]3d54s1，故C错误；D．元素周期表最右侧稀有气体元素的基态原子，最外层的电子排布不一定为，He为1s2，故D错误；故选A。
【答案】A
【易错提醒】推断原子最外层电子排布式为ns1或ns2的元素时不能有遗漏：
(1)ns1:第IA族和部分过渡元素（如第IB族、第VIB族部分元素等)。
(2)ns2:第ⅡA族元素、部分过渡元素（如第ⅡB~VB族部分元素、第ⅦB族元素、第Ⅷ族部分元素)、He。
考点2、考查微粒半径的大小比较
例2．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是
A．ls22s22p63s23p5 B．1s22s22p3
C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p2
【解析】同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，根据核外电子排布规律推出元素，再由原子半径的递变规律比较。由基态原子的核外电子排布式可以确定A为Cl元素，B为N元素，C为C元素，D为Si元素，根据同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，可知Si元素的原子半径最大，D项符合题意。答案选D。
【答案】D
【名师点拨】比较微粒半径的一般思路
(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。
(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。
考点3、考查电离能及其应用
例3．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用、……表示，单位为)。关于元素R的下列判断中，错误的是
……
R 740 1500 7700 10500 ……
A．R元素基态原子的电子排布式为
B．R元素位于元素周期表中第IIA族
C．R元素的最高正化合价为价
D．R元素第一电离能高于同周期相邻元素
【解析】A．从表中原子的第一至第四电离能可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能剧增，可失去2个电子，最高化合价为+2价，即最外层应有2个电子，应为第IIA族元素，R元素可能是Mg或Be，故A错误；B．最外层应有2个电子，所以R元素位于元素周期表中第ⅡA族，故B正确；C．最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，故C正确；D．同周期第ⅡA族核外电子排布式为ns2，达稳定结构，所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素，故D正确；故选A。
【答案】A
【名师点睛】电离能常见的四个应用
(1)判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
(2)判断元素的化合价
如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
(3)判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素原子的最外层电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大，如第ⅡA族、ⅤA族元素。
考点4、考查电负性及其应用
例4．下列有关电负性的说法中不正确的是( )
A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C．在元素周期表中，同一周期元素电负性从左到右呈现递增的趋势
D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
【解析】A．元素电负性的大小，表示其原子在化合物中吸引电子能力大小，元素电负性越大，原子吸引电子能力越大，故A正确；B、N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能N大于O元素，故B错误；C、对于主族元素同周期自左而右电负性逐渐增大，故C正确；D、电负性越小的元素在化合物吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性越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，故D正确；故选B。
【答案】B
【名师点睛】电负性常见的四个应用
(1)确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。
(2)确定化学键类型(一般两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。
(3)判断元素价态正、负(化合物中电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。
(4)判断元素金属性和非金属性强弱(表征原子得电子能力强弱)。
考点5、考查原子结构与元素性质的综合应用
例5．X、Y、Z、N是原子序数依次增大的4种短周期元素，其元素性质或原子结构如下表。下列说法正确的是
元素 元素性质或原子结构
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
A．原子半径：
B．元素的电负性：
C．元素的第一电离能：
D．X的基态原子的电子轨道表示式：
【解析】X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，X元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都低于同周期相邻元素，为O元素；Y原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素，为Mg元素；Z元素价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，为Si元素；N元素只有一个不成对电子且则这几种元素中元素序数最大，为Cl元素。A．X为O，Y为Mg，Z为Si，原子半径大小为，故A错误；B．X为O，Z为Si，N为Cl，电负性大小为，故B正确；C．Y为Mg，Z为Si，N为Cl，元素的第一电离能，故C错误；D．X为O，O的基态原子的电子轨道表示式，故D错误；故答案选B。
【答案】B
依次递增
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