第一章 第二节 第2课时
一、选择题(每小题只有1个选项符合题意)
1．下列说法中，错误的是( C )
A．第二电离能是气态基态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量
B．硫的第一电离能比磷的第一电离能小
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．某元素的第一电离能越小，表示在气态时该元素的原子越容易失去电子
答案：C
解析：第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子时所需的能量，故A正确；第三周期中P的外围电子排布为3s23p3，半满稳定，所以元素P的第一电离能比元素S的第一电离能大，故B正确；同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，同一族中元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小，所以所有元素中，第一电离能最大的元素是He元素，故C错误；电离能可以表示气态原子失去电子的难易程度，电离能越小，表示越容易失去电子，故D正确。故选C。
2．短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序数依次增大，X核外电子只有1种运动状态，Y、W的2p轨道均含有2个未成对电子，M的单质被称为“国防金属”，N的氢氧化物具有两性，下列说法正确的是( B )
A．电负性：Z＜Y＜W
B．Y的氢化物沸点不一定低于W的氢化物
C．第一电离能：M＜N
D．N的单质可以在高温下还原M的氧化物
答案：B
解析：短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序数依次增大，X核外电子只有1种运动状态，可知X是H；Y、W的2p轨道均含有2个未成对电子，则Y的价电子排布式为2s22p2，W的价电子排布式为2s22p4，因此Y、W分别是C、O元素；Y、Z、W原子序数依次增大，Z是N；M的单质被称为“国防金属”，M是Mg；N的氢氧化物具有两性，N是Al。同一周期从左向右，元素的电负性逐渐增大，因此电负性C
Al，C错误；Al的活泼性比Mg弱，因此在高温下不能还原Al的氧化物，D错误。故选B。
3．下列各组元素性质的叙述中，正确的是( B )
A．第一电离能：CB．电负性：CC．最高正化合价：CD．原子半径：O>F>Na>Mg
答案：B
解析：同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，第ⅤA元素原子最外层呈现半充满状态，第一电离能大于相邻元素，则第一电离能：C＜O＜N＜F，故A错误；非金属性C＜N＜O＜F，则电负性为C＜N＜O＜F，故B正确；F、O无正价，故C错误；同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：O＞F、Na＞Mg，原子核外电子层数越多，半径越大，则原子半径：Na＞Mg＞O＞F，故D错误。故选B。
4．短周期元素X、Y、Z在周期表中的位置关系如图所示，已知X最外层电子数为2，则下列叙述中正确的是( C )
X
Y
Z
A．X的电离能在同周期中最小
B．Z的电负性大于Y的电负性
C．Y的氢化物稳定性大于Z的氢化物稳定性
D．Y的最高价氧化物的水化物是一种强酸
答案：C
解析：X最外层电子数为2，若X为第ⅡA族元素，则其左侧不可能有两个族，所以X的核外电子只有两个电子，为He元素，则Y为F元素，Z为S元素。X为He元素，为稀有气体元素，性质稳定，电离能在同周期中最大，A错误；S元素的非金属性弱于F，则电负性Z＜Y，B错误；非金属性越强氢化物稳定性越强，F元素的非金属性强于S，所以氢化物的稳定性Y＞Z，C正确；Y为F元素，没有最高价氧化物，D错误。故选C。
5．下列说法错误的是( C )
A．焰色试验与电子跃迁有关
B．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强
C．Cu位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，d区
D．根据对角线规则，H3BO3是弱酸
答案：C
解析：金属的电子在火焰的能量作用下会激发到较高能级，变为激发态，激发态的电子不稳定，会跃迁回基态，以光能的形式释放能量，故焰色试验与电子跃迁有关，A正确；元素电负性越大，非金属性越强，吸引电子的能力越强，B正确；Cu是第29号元素，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，属于ds区，C错误；根据对角线规则，B与Si的性质相似，H2SiO3为弱酸，故H3BO3也是弱酸，D正确。故选C。
6．下列说法中，正确的是( C )
A．s区全部是金属元素
B．第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据
C．第四周期元素中，未成对电子数最多的元素位于钾元素后面的第五位
D．电负性大于1.8的一定是非金属，小于1.8的一定是金属
答案：C
解析：氢元素位于s区，但属于非金属元素，A错误；一般来说，同周期从左到右第一电离能逐渐增大，但第ⅡA族和第ⅤA族反常，故不能用来判断金属性强弱，B错误；第四周期中，未成对电子数最多的元素为Cr，位于第ⅥB族，C正确；电负性大于1.8的不一定是非金属，如铅元素为金属，电负性是1.9，D错误。
7．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( C )
A．离子半径的大小顺序：e>f>g>h
B．与x形成简单化合物的沸点：y>z>d
C．y、z、d三种元素第一电离能和电负性的大小顺序不一致
D．e、f、g、h四种元素对应最高价氧化物的水化物相互之间均能发生反应
答案：C
解析：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，x位于第一周期，为H元素；y、z、d位于第二周期，y为C，z为N，d为O元素；e、f、g、h位于第三周期，则e为Na，f为Al，g为S，h为Cl元素。根据电子层越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大半径越小，所以离子半径关系为S2－>Cl－>Na＋>Al3＋，故A错误；常温下，水为液体，甲烷、氨气为气体，水的沸点最高，氨气分子间存在氢键，则简单氢化物的沸点：d>z>y，故B错误；碳、氮、氧的电负性依次增大，但是氮元素为半满结构，第一电离能大于氧，故第一电离能顺序为氮>氧>碳，二者大小顺序不一致，故C正确；根据上述分析可知：e、f、g、h四种元素对应最高价氧化物的水化物分别为氢氧化钠、氢氧化铝、硫酸、高氯酸，氢氧化铝和其他三种都能反应，但硫酸和高氯酸不能相互反应，故D错误。故选C。
8．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)
I I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
下列关于元素R的判断中一定正确的是( A )
A．R的最高正价为＋2价
B．R元素位于元素周期表中第ⅢA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
答案：A
解析：由电离能数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能相差最大，则R元素的原子最外层有2个电子，最高正化合价为＋2价，位于元素周期表中第ⅡA族。由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，最高正化合价为＋2价，故A正确；由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，位于元素周期表中第ⅡA族，故B错误；由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，故C错误；由分析可知，R元素的原子最外层有2个电子，位于元素周期表中第ⅡA族，基态原子的电子排布式可能为1s22s2，故D错误。故选A。
9．下列有关说法正确的是( B )
A．同族元素中，第一电离能随核电荷数的增大而逐步增大
B．第五能层(O层)中含有5种能量不同的能级，最高的能级可容纳18个电子
C．简并轨道中处于自旋平行的电子，其空间运动状态可能相同
D．两种原子的电负性差值大于1.7，它们之间一定形成离子键
答案：B
解析：同族元素中，核电荷数越大，原子半径越大，核内质子对最外层电子的吸引能力越小，第一电离能越小，故A项错误；能层序数＝该能层的能级数，因此第五能层有5种能量不同的能级，同一能层中能量由低到高的能级最多所容纳电子数为1×2,3×2,5×2,7×2,9×2，因此第五能层最高的能级可容纳18个电子，故B项正确；简并轨道中处于自旋平行的电子，所处空间延伸方向不同，故C项错误；两种原子的电负性差值大于1.7，形成化学键时不一定是离子键，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，二者形成的H—F键为共价键，故D项错误。故选B。
10．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是( C )
A．原子半径：A＞B＞C＞D
B．原子序数：d＞c＞b＞a
C．离子半径：C3－＞D－＞B＋＞A2＋
D．元素的电负性：A＞B＞C＞D
答案：C
解析：短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D在元素周期表中的相对位置大致为
第二周期 …… cC dD
第三周期 bB aA ……
，说明A与B同周期，C与D同周期，且A、B处于C、D的下一周期，所以，原子半径：B＞A＞C＞D，原子序数：a＞b＞d＞c；电子层结构相同，随原子序数增大，离子半径依次减小，离子半径：C3－＞D－＞B＋＞A2＋；根据同周期从左到右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，则元素的电负性：D＞C＞A＞B，故选C。
11．X、Y、Z为短周期主族元素，X原子的M层只有一个电子；Y、Z位于同一主族，且Z的单质为黄绿色气体，下列说法不正确的是( A )
A．简单离子半径大小：Z>X>Y
B．第一电离能大小：Y>Z>X
C．元素的电负性大小：Y>Z>X
D．简单气态氢化物的稳定性：Y>Z
答案：A
解析：X、Y、Z为短周期主族元素，X原子的M层只有一个电子，X是Na元素，Y、Z位于同一主族，且Z的单质为黄绿色气体，Z是Cl元素，Y是F元素。电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，而离子的电子层越多，离子半径越大，故离子半径：Cl－>F－>Na＋，A错误；同周期主族元素随原子序数增大，第一电离能呈增大趋势，同主族自上而下第一电离能减小，故第一电离F>Cl>Na，B正确；同周期主族元素自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性减小，故电负性F>Cl>Na，C正确；元素非金属性F>Cl，故氢化物的稳定性：HF>HCl，D正确。故选A。
12．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p63s23p5，下列排序正确的是( C )
A．含氧酸的酸性：③>①>②
B．原子半径：③>②>①
C．第一电离能：③>②>①
D．电负性：③>②>①
答案：C
解析：①1s22s22p63s23p4、②1s22s22p63s23p3、③1s22s22p63s23p5分别为S、P、Cl元素，这三种元素位于同一周期。同周期主族元素原子序数越大，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，非金属性P＜S＜Cl，所以其最高价氧化物的水化物酸性：③＞①＞②，但其含氧酸的酸性不一定遵循该规律，如酸性：H3PO3＞H2SO3＞HClO，故A错误；同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，S、P、Cl元素位于同一周期，且原子序数Cl>S>P，则原子半径：②＞①＞③，故B错误；同一周期元素，其第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族第一电离能大于其相邻元素，S、P、Cl依次位于第ⅥA族、第ⅤA族、第ⅦA族，所以第一电离能：③＞②＞①，故C正确；同一周期元素，随着原子序数增大，电负性增大，所以电负性：③＞①＞②，故D错误。故选C。
二、非选择题
13．下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：
(1)表中元素⑩的二价离子的外围电子排布图为 ，该元素属于 区元素。
(2)基态原子⑦核外电子总共有 种能量，电子占据的能量最高的能级符号为 。
(3)在标号的主族元素中，第一电离能最小的是 (填元素符号，下同)，电负性最大的是 。
(4)写出由①④⑨三种元素组成的化合物的电子式 ，将该化合物溶于水，破坏的作用力有 。
(5)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式： 。
答案：(1) ds (2)5 3p
(3)Na O (4)Na＋[H]－ 离子键
(5)Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
解析：表中编号①～⑩依次为H、Be、B、O、Al、P、S、Ar、Na、Cu元素。
(1)元素⑩为Cu，基态Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，基态Cu2＋的核外电子排布式为[Ar]3d9，其外围电子排布图为；Cu属于ds区元素。
(2)元素⑦为S，基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，核外电子共有5种能量，电子占据的能量最高的能级符号为3p。
(3)根据同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势(第ⅡA、ⅤA族比相邻的元素大)，同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，则在标号的主族元素中，第一电离能最小的是Na；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，则在标号的主族元素中，电负性最大的是O。
(4)①④⑨三种元素组成的化合物为NaOH，NaOH的电子式为；NaOH中含离子键和极性共价键，NaOH溶于水电离出Na＋和OH－，NaOH溶于水破坏的作用力为离子键。
(5)⑤为Al，Al(OH)3为两性氢氧化物，Al(OH)3与NaOH反应的化学方程式为Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，②为Be，Be(OH)2与Al(OH)3有相似的性质，则Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式为Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O。
14．根据信息回答下列问题：
Ⅰ.元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出10种元素的电负性：
元素 Al Be Mg C Cl Na Li N Si O H
电负性 1.5 1.5 2.5 3.0 0.9 1.0 3.0 1.8 3.5 2.1
已知：
ⅰ.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。
ⅱ.在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学键断裂难易程度的原因之一。水化物M—O—H结构中，成键原子电负性差异越大，所成化学键越容易断裂，电离出OH－或H＋。
(1)通过分析电负性的变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围 。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2
C．AlCl3 D．SiC
①属于离子化合物的是 (填字母)。
②请设计实验方案证明其为离子化合物 。
(3)HClO水溶液显酸性而不显碱性的依据是 。
Ⅱ.元素原子的第一电离能I1随原子序数呈周期性变化，请解释：
(4)Na的第一电离能小于Li，从原子结构的角度解释其原因
。
(5)S的第一电离能小于P，结合价电子排布式解释其原因
。
答案：(1)0.9～1.5 (2)①A ②测定Li3N在熔融状态下能导电，则证明其为离子化合物 (3)元素Cl与O元素的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O—H键容易断裂，在水中电离出H＋，显酸性 (4)Li与Na的最外层电子数相同，电子层数Na>Li，原子半径Na>Li，失电子能力Na>Li，因此，电离能为Na解析：(1)非金属性越强，电负性越大，非金属性：Na＜Mg＜Al，则电负性：Na＜Mg＜Al，所以Mg元素电负性的最小范围为0.9～1.5。
(2)①A.Li元素和N元素的电负性之差为3.0－1.0＝2.0＞1.7，所以为离子化合物；B.Be元素和Cl元素的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，为共价化合物；C.Al元素和Cl元素的电负性之差为3.0－1.5＝1.5＜1.7，为共价化合物；D.Si元素和C元素的电负性之差为2.5－1.8＝0.7＜1.7，为共价化合物；综上所述离子化合物为A。
②离子化合物在熔融状态下可以电离出离子从而导电，而共价化合物则不能，所以可以测定Li3N在熔融状态下能导电，则证明其为离子化合物。
(3)根据题给数据，元素Cl与O元素的电负性相差0.5，而H与O的电负性相差1.4，故O—H键容易断裂，在水中电离出H＋，显酸性。
(4)越容易失去电子，电离能越小，Li与Na的最外层电子数相同，电子层数Na>Li，原子半径Na>Li，失电子能力Na>Li，因此，电离能为Na(5)P原子的价电子排布式3s23p3，p轨道为半充满状态，相对稳定；S原子的价电子排布式3s23p4，更容易失去1个电子，使p轨道达到半充满状态，所以S的第一电离能小于P。
15．根据下列五种元素的电离能数据(单位∶kJ/mol)，回答下列问题。
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
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是 。
A．Q和R B．S和T
C．T和U D．R和T
E．R和U
(2)电解它们的熔融氯化物，以下过程最可能正确的是 。
A．Q2＋＋2e－→Q B．R2＋＋2e－→R
C．S3＋＋3e－→S D．T3＋＋3e－→T
(3)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是 。
A．QCl2 B．RCl
C．SCl3 D．TCl
E．UCl4
(4)S元素最可能是 。
A．s区元素 B．稀有气体元素
C．p区元素 D．准金属
(5)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是 。
A．氦(1s2) B．铍(1s12s2)
C．锂(1s22s1) D．氢(1s1)
答案：(1)E (2)D (3)B (4)A (5)A
解析：根据得失电子规律，同一主族从上到下电离能依次递减，同一周期从左到右电离能依次递增。根据元素的电离能可知，Q的第一电离能最大，很可能是稀有气体。R和U的第2电离能均远远大于第一电离能，因此最外层电子数都是1个，最有可能处于同一主族。S的第三电离能远远大于第二电离能，所以S的最外层有2个电子。同理分析T的最外层电子数是3个。由于最外层2个电子属于全充满，稳定性强，所以第一电离能大于T的，因此金属性强弱顺序为U＞R＞S＞T＞Q。
(1)R和U的第一电离能较小，最外层电子数为1，二者位于同一族。故选E。
(2)电解它们的熔融氯化物，阴极电极反应式为相应价态的阳离子得电子被还原，只有选项D正确。故选D。
(3)由分析可知根据R、S、T、U最高化合价为＋1、＋2、＋3、＋1，所以各氯化物分别是RCl、SCl2、TCl3、UCl，故选B。
(4)S的第一、第二电离能较小，最外层电子数为2，可能为s区元素，故选A。
(5)Q的电离能很大，可能为0族元素，化学性质和物理性质最像氦，故选A。
16．Ti、Na、Mg、C、N、O、Fe等元素单质及化合物在诸多领域都有广泛的应用。回答下列问题：
(1)钠在火焰上灼烧产生的黄光是一种 (填字母)。
A．吸收光谱 B．发射光谱
(2)下列Mg原子的核外电子排布式中，能量最高的是 ，能量最低的是 (填序号)。
a．1s22s22p43s13p3p3p
b．1s22s22p33s23p3p3p
c．1s22s22p63s13p
d．1s22s22p63s2
(3)Ti原子核外共有 种运动状态不同的电子，最高能层电子的电子云轮廓形状为 。与Ti同周期的所有过渡元素的基态原子中，写出任意一种最外层电子数与钛不同的元素外围电子排布式 。
(4)N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：X、Y、Z中为N元素的是 ，判断理由是 。
元素 I1/ kJ·mol－1 I2/ kJ·mol－1 I3/ kJ·mol－1
X 737.7 1 450.7 7 732.7
Y 1 313.9 3 388.3 5 300.5
Z 1 402.3 2 856.0 4 578.1
(5)琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成Fe3＋，从结构角度来看，Fe2＋易被氧化成Fe3＋的原因是 。Fe3＋与Fe2＋的离子半径大小关系为：Fe3＋ Fe2＋(填“大于”或“小于”)，原因为 。
答案：(1)B (2)b d (3)22 球形 3d54s1或3d104s1 (4)Z N原子外围电子排布式为2s22p3，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大 (5)Fe3＋的3d5半满状态更稳定 小于 核电荷数相同，但是Fe3＋核外电子数少
解析：(1)钠在火焰上灼烧时，原子中的电子吸收了能量，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，但处于能量较高的电子是不稳定的，很快跃迁回能量较低的轨道，这就是将多余的能量以黄光的形式放出，属于发射光谱，选B。
(2)基态原子具有的能量最低，得到电子后，电子发生跃迁，从低能级轨道跃迁到高能级轨道，所以能量最高的是b，能量最低的是d。
(3)Ti原子核外有22个电子，每个电子运动状态都不同，所以原子中运动状态不同的电子共有22种；其电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，最高能层为4s能级，电子云轮廓形状为球形；与Ti同周期的所有过渡元素的基态原子中，最外层电子数与钛不同，结合构造原理与洪特规则，符合条件的外围电子排布式为3d54s1、3d104s1。
(4)金属元素第一电离能I1小于非金属元素，则第一电离能I1最小的X为镁元素；N原子外围电子排布式为2s22p3，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大，则I1较大的Z为N元素。
(5)Fe2＋价电子为3d6，失去1个电子形成更稳定的3d5半充满状态的Fe3＋；因为Fe3＋与Fe2＋核电荷数相同，但是Fe3＋核外电子数少，所以核对电子吸引能力大，半径小。
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第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
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。
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_______。
一、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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正|误|判|断
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。( )
×
√
×
×
深|度|思|考
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？
提示：同周期的主族元素从左到右，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？
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。
应|用|体|验
1．下列关于粒子半径的说法正确的是( )
①r(Li＋)②r(Cl－)③r(Na＋)④r(Fe3＋)A．①②④ B．①③
C．③④ D．①④
答案：D
解析：Li、Na、K、Rb、Cs原子失去一个电子后，其电子层数分别为1、2、3、4、5，电子层数越多的半径越大，则半径：Li＋2．下列元素的原子半径最小的是( )
A．Na B．Mg
C．Al D．Cl
答案：D
解析：同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，Cl原子半径最小。故选D。
3．下列微粒半径的大小顺序不正确的是( )
A．F－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋
B．Fe＞Fe2＋＞Fe3＋
C．S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋
D．S＞O＞F
答案：A
解析：具有相同电子层结构的粒子，核电荷数越大，粒子半径越小；O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋，A项错误；阳离子半径小于相应的原子半径，同种元素的阳离子，离子电荷越高离子半径越小，故微粒半径：Fe＞Fe2＋＞Fe3＋，B项正确；电子层数相同，核电荷数越小，半径越大，C项正确；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，D项正确。故选A。
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。
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。
二、元素的电离能
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
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)
非金属
金属
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 I2一个电子
＋1价
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。
正|误|判|断
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．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。( )
6．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。( )
×
√
×
√
×
√
深|度|思|考
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？
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之间的有几种元素？分别是哪几种？
提示：Be、C、O，共三种。
3．下表是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：
(1)为什么同一元素的电离能逐级增大？
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
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．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )
A．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
B．对于同一元素而言，原子的电离能I1C．外围电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．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
答案：A
解析：因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能有依次增大的趋势，但是ⅡA、ⅤA的原子结构比较稳定，所以第一电离能比相邻元素的大，故A错误；对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，即同一元素原子的电离能I12．下列叙述中正确的是( )
A．同一周期中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越难失去电子
C．室温时，0族元素的单质都是气体
D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
答案：C
解析：同周期，原子电子层数相同，从左往右，由于核电荷数逐渐增多，原子核引力增强，故半径逐渐减小，则ⅦA元素的原子半径最小，A错误；同一主族中原子半径越大，最外层离原子核越远，受到引力越弱，故越易失电子，B错误；室温时，0族元素的单质都是气体，又称稀有气体，C正确；同一周期中，碱金属元素最容易失电子，故第一电离能最小，D错误。故选C。
3．下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是( )
答案：A
(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。
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。
三、电负性
化学键
吸引力
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。
(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。
正|误|判|断
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。( )
√
√
×
深|度|思|考
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？
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：NO。
应|用|体|验
1.下列有关电负性的说法中正确的是( )
A．主族金属元素的电负性比过渡金属元素的电负性更小
B．主族元素原子的电负性越大，其第一电离能也越大
C．在元素周期表中，同一周期主族元素电负性从左到右递增
D．形成化合物时，元素的电负性越大，吸引电子的能力越强，越容易显示正价
答案：C
解析：主族金属元素的电负性不一定比过渡金属元素的电负性小，如锗的电负性大于Fe，故A错误；同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，但第一电离能有增大的趋势，故并不是电负性越大其第一电离能也越大，故B错误；同周期元素从左到右(零族元素除外)，元素电负性逐渐增强，对键合电子的吸引力逐渐增强，故C正确；电负性越大，吸引电子的能力越强，越容易显负价，故D错误。故选C。
2．处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D，则下列说法正确的是( )
A．元素的非金属性：A＜B＜C＜D
B．元素的电负性：A＜B＜C＜D
C．元素的第一电离能：A＜B＜C＜D
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：A＞B＞C＞D
答案：D
解析：处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D，说明非金属性：A＞B＞C＞D，则四种元素从左到右的顺序为A、B、C、D。气态原子获得一个电子所放出的能量越多，非金属性越强，则元素的非金属性A＞B＞C＞D，A错误；一般非金属性越强，电负性越大则A、B、C、D元素的电负性依次减小，B错误；一般非金属性越强，对应元素的第一电离能越大，C错误；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则A、B、C、D四种元素最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，D正确。故选D。
3．下列各组元素的电负性大小顺序正确的是( )
A．PB．SC．SiD．Br答案：A
解析：同一周期从左到右，元素的电负性增大，同一主族从上至下电负性呈现减小的趋势。P特别提醒：第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
随堂演练·知识落实
1．下列性质的比较正确的是( )
A．单质的熔点：Li>Na>K>Rb
B．电负性：P>N>O>C
C．第一电离能：NaD．微粒半径：Li＋答案：A
解析：同主族的金属元素从上到下，金属原子的价层电子数不变，原子半径逐渐增大，金属键逐渐减弱，金属熔点逐渐降低，故A正确；元素的非金属性越强，电负性越大，电负性O>N>P>C，故B错误；同周期元素第一电离能呈增大趋势，但ⅡA和ⅤA族为全满和半满稳定状态，第一电离能反常的比相邻下一主族大，故第一电离能Na2．下列曲线表示卤族元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，正确的是( )
答案：A
解析：电负性与非金属性变化规律一致，非金属性：F＞Cl＞Br，故电负性：F＞Cl＞Br，A正确；卤素最外层电子数均为7个，按照化合价形成规律最高价为＋7价，但F元素无正价，B错误；同主族元素的原子半径越小，原子核对核外电子引力越强，不容易失去电子，第一电离能越大，故第一电离能：F＞Cl＞Br，C错误；卤素单质均由分子构成，且无分子间氢键，故相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔沸点越高，所以熔点：Br2＞Cl2＞F2，D错误。故选A。
3．下列说法中，正确的是( )
A．原子序数为38的元素处于周期表的第四周期第ⅡA族
B．第一电离能的大小可以作为判断金属性强弱的依据
C．共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现为负价
D．第四周期的金属元素从左到右，元素的金属性依次减弱
答案：C
解析：原子序数为38的元素的基态原子的价电子为5s2，位于第五周期第ⅡA族，A错误；第一电离能：Mg＞Al，金属性Mg＞Al，而第一电离能Na＜Mg，但金属性Na＞Mg，可见第一电离能的大小关系与金属性强弱关系并不一致，B错误；电负性越大吸引电子的能力越强，电子带负电，所以共价化合物中，电负性大的成键元素通常表现为负价，C正确；第四周期的金属元素包含副族元素，Zn比Cu靠右，但Zn金属性强于Cu，D错误。故选C。
4．X、Y为两种元素的原子，X的阴离子与Y的阳离子具有相同的电子层结构，则( )
A．原子半径：X>Y
B．电负性：X>Y
C．离子半径：XD．第一电离：X答案：B
解析：X元素的阴离子和Y元素的阳离子具有相同的电子层结构，离子核外电子数目相等，则Y元素处于X元素的下一周期，X为非金属元素，最外层电子数较多，Y为金属元素，最外层电子数相对较少。Y元素处于X元素的下一周期，X为非金属元素，原子半径小于同周期与Y处于同族的元素，故原子半径Y>X，A错误；X为非金属元素，Y为金属元素，故X的电负性高于Y的电负性，B正确；核外电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，Y元素处于X元素的下一周期，Y的核电荷数更大，故X阴离子半径更大，C错误；X为非金属元素，Y为金属元素，故X的第一电离能大于Y的第一电离能，D错误。故选B。
5．根据元素性质递变规律，下列判断不正确的是( )
A．酸性：H2SiO3B．电负性：F>Cl>Br>I
C．第一电离能：NaD．原子半径：N>O>F
答案：C
解析：非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Si、P、S属于同周期，非金属性逐渐增强，因此酸性强弱顺序是H2SiO3O>F，故D正确。故选C。
6．已知a～f是原子序数依次增大前四周期的六种元素，a元素原子核外电子只有一种自旋取向；b元素原子最高能级的不同轨道都有电子且自旋方向相同；c元素原子的价层电子排布为nsnnp2n，d元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子；e与d的最高能层数相同，但其价电子层电子数等于其电子层数；f元素原子最外层只有1个电子，次外层内的所有轨道的电子均成对。请回答下列问题(答题时涉及a～f元素，要用元素符号表示)：
(1)e元素基态原子占据的最高能级共有____________个原子轨道，其形状是____________；f元素位于周期表的____________区，其基态原子的电子排布式为____________。
(2)a、b、c三种元素的电负性由大到小的顺序为____________。
(3)b、c、d、e四种元素的第一电离能由大到小的顺序为_______。
(4)下图是a～f中某种元素的部分电离能，由此判断该元素是_____。
(5)Mn、Fe的部分电离能数据如表：
元素 Mn Fe
电离能/kJ·mol－1 I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
比较表中Mn、Fe两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子____________(填“易”或“难”)。你的解释是____________________________________________________。
答案：(1)3 哑铃形 ds 1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
(2)O>N>H (3)N>O>Al>Na
(4)Al 难 由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态，较难(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态，较易)
解析：a～f是原子序数依次增大前四周期的六种元素，a元素原子核外电子只有一种自旋取向，则a为H元素；c元素原子的价层电子排布是nsnnp2n，而n＝2，则c为O元素；b的原子序数小于氧，b元素原子最高能级不同轨道上都有电子，并且自旋方向相同，其核外电子排布式为1s22s22p3，则b为N元素；f元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对，则f处于第四周期，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故f为Cu；d的原子序数大于氧，d元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子，只有s、p轨道，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，e和d的最高能层数相同，其价层电子数等于其电子层数，若d为Na，则e为Al。
(1)Al元素基态原子占据的最高能级为3p，p能级共有3个原子轨道，其形状是哑铃形；铜元素位于周期表的ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
(2)元素的非金属性越强电负性越大，氧、氮、氢的非金属性依次减弱，则电负性依次减小即O>N>H。
(3)同周期元素随核电荷数的增加，第一电离能增大，故NaO，非金属的第一电离能大于金属的第一电离能，故N、O、Na、Al第一电离能由大到小的顺序为N>O>Al>Na。
(4)该元素第四电离能剧增，说明该元素最外层电子数为3，应是Al元素。
(5)Mn为25号元素，核外电子排布式为[Ar]3d54s2，Mn2＋的价电子排布式为3d5，半充满，更稳定，而Fe2＋的价电子排布式为3d6，易失去1个电子生成更稳定的3d5结构。