人教版高中化学选择性必修2第一章原子结构与性质第二节第二课时元素周期律课件(共72张PPT)
文档属性
| 名称 | 人教版高中化学选择性必修2第一章原子结构与性质第二节第二课时元素周期律课件(共72张PPT) |  | |
| 格式 | ppt | ||
| 文件大小 | 6.4MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2025-05-18 17:24:25 | ||
图片预览
文档简介
(共72张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时 元素周期律
学习目标：1.能说出元素电离能、电负性的含义。2.能应用元素的电离能解释元素的 某些性质。3.了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。4.具有运用“位 置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
第*页
研习任务一 原子半径
教材 认知
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，电子之间的排斥作用使原子半径 。
（2）核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就 ，使原子的半 径 。
2. 原子半径的递变规律
同周期元素从左至右，核电荷数越大，原子半径 ；同主族元素从上到下，能 层数越大，原子半径 。
增大
越大
减小
越小
越大
3. 微粒半径大小比较的方法
微粒特点 比较方法 实例
原
子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r （Na）＞ r （Mg）＞ r （Al）
同主族元素 电子的能层越多，半径越大 r （F）＜ r （Cl）＜ r （Br）
一般原子 一般原子的能层越多，半径越大 r （S）＞ r （C）
离
子 核外电子排布相 同 核电荷数越大，半径越小 r （Na＋）＞ r （Mg2＋）＞ r （Al3＋）
微粒特点 比较方法 实例
离
子 核外电子排布不 同 通过核外电子排布相同的 微粒做参照物 r （Al3＋）＜ r （O2－）＜ r （S2－）
同种元素的原子和 离子 核外电子数越多，半径越 大；价态越高，半径越小 r （Cl－）＞ r （Cl），
r （Fe）＞ r （Fe2＋）＞ r （Fe3＋）
探究 活动
已知短周期元素 a A2＋、 b B＋、 c C2－、 d D－具有相同的电子层结构。
[问题探讨]
1. A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？
提示：由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子电子数相等，即 a －2＝ b －1＝ c ＋2＝ d ＋1。
2. A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。
提示：A、B、C、D四种元素不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族，B应位于第 三周期第ⅠA族，C应位于第二周期第ⅥA族，D应位于第二周期第ⅦA族。
3. 阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律？
提示：一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成 的阳离子具有相同的电子层结构。
4. A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C2－、D－的离子半径是怎 么样？
提示：原子半径：B＞A＞C＞D；离子半径：C2－＞D－＞B＋＞A2＋。
A. Mg＞Na＞Li
B. P＞S＞O
C. Na＋＜Mg2＋＜Al3＋
D. O2－＜F－＜Cl－
解析：同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径：Li＜Mg＜Na，A错 误；同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径：P＞S，同主族自上而下 原子半径依次增大，所以半径：S＞O，即原子半径：P＞S＞O，B正确；核外电子排 布相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C错误； 核外电子排布相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径：O2－＞F－，层数 多、半径大，所以半径：Cl－＞O2－＞F－，D错误。
B
D
A. ①②④ B. ①③
C. ③④ D. ①④
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＋＜Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋，故①正确； F、Cl、Br、I原子得到一个电子后，其电子层数分别为2、3、4、5，则离子半径：F－ ＜Cl－＜Br－＜I－，故②错误；Na、Mg、Al、F、O形成8电子结构时，离子外所含电 子层数相同。根据元素周期律，核电荷数越大的半径越小，因此离子半径：Al3＋＜ Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－，故③错误；Fe3＋、Fe2＋、Fe的核电荷数相同，失电子数越 多，其半径越小，即半径：Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，故④正确。故选D。
A. 同周期元素（除了稀有气体元素外）从左到右，原子半径依次减小
B. 对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小
C. 各元素的原子半径总比其离子半径大
D. 阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径
解析：同周期元素（除了稀有气体元素外）从左到右，原子半径依次减小，A项正 确；同周期元素从左到右，原子半径依次减小，对于第三周期元素，从钠到氯，原子 半径也是依次减小，B项正确；对于同种元素而言，阳离子半径＜原子半径＜阴离子 半径，C项错误，D项正确。
C
第*页
研习任务二 电离能
教材 认知
1. 电离能的概念
（1）第一电离能： 原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要 的 叫做第一电离能，通常用 I1表示。
（2）各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2价气态基态正离子 所需要的最低能量叫做第二电离能，用 I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电 子，形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用 I3表示；依次 类推。
气态基态
最低能量
2. 第一电离能的变化规律
（1）同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现 的趋势。其 中 与 、 与 之间元素的第一电离能 出现反常。
（2）同族元素从上到下第一电离能 。
（3）逐级电离能依次增大，即同种元素的 I1＜ I2＜ I3＜ I4……（原子核外有多少个电 子，就有多少级电离能）。
增大
第ⅡA族
第ⅢA族
第ⅤA族
第ⅥA族
变小
｜特别提醒｜
I1大小的递变规律的原因
（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。 如同周期从左至右 I1增大的原因：半径越来越小，原子核电荷数越来越大，导致原子 核对核外电子的吸引力变大，原子不易失去电子，第一电离能变大。
3. 电离能的应用
（1）比较元素金属性（活泼性）的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
（2）确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发 生突变。
（3）确定元素的化合价
如果某元素的 In＋1 In ，即电离能在 In 与 In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋ n 价离子，并且主族元素的最高化合价为＋ n 价（或只有＋ n 价、0价）。如某元素的逐 级电离能，若 I2 I1，则该元素通常显＋1价；若 I3 I2，则该元素通常显＋2价；若 I4 I3，则该元素通常显＋3价。
√
√
√
探究 活动
材料1：1～36号元素第一电离能的变化如图所示。
材料2：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
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
[问题探讨]
1. 根据材料1图可知，第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都 高，解释原因。
提示：同周期中，第ⅡA族元素的价层电子排布式为 n s2，第ⅤA族元素的价层电子排 布式为 n s2 n p3， n p轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需 要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
2. 根据材料2数据变化情况思考：
（1）为什么元素的电离能逐级增大？
提示：由于元素原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，原子核对电子的 吸引作用增强，因此第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个 电子需要更多的能量。同理 I3＞ I2、 I4＞ I3…… In＋1＞ In 。
（2）为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3？
提示：Na的 I1比 I2小很多，电离能差值很大，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离 子；Mg的 I1和 I2相差不大，而 I2比 I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离 子；Al的 I1、 I2、 I3相差不大，而 I3比 I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价 离子。
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，故第一电离能依次增大
C. 最外层电子排布为 n s2 n p6（当只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大
D. 对于同一元素而言，原子的电离能： I1＜ I2＜ I3＜……
B
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾原子失电子能力比钠原子强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同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，但第ⅡA族元素第一电离能大于同周期第ⅢA族元素，第ⅤA族元素第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，B错误；最外层电子排布为 n s2 n p6（若只有K层时为1s2）的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
A. 第一电离能越小，表示气态基态原子越容易失电子
B. 同一元素的电离能，各级电离能逐级增大
C. 在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右一定是越来越大
D. 在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势
C
解析：第一电离能越小，气态基态原子失去一个电子所需要的最小能量越小，越容易 失电子，故A正确；同一元素的电离能，各级电离能逐级增大，故B正确；在元素周 期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右呈增大的趋势，当外围电子在能量相等 的轨道上形成全空、半满或全满结构时，原子比较稳定，元素的第一电离能较大，故 C错误；在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势，这是 因为同主族元素的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引作用 逐渐减弱，故D正确。
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A. 元素Y是第ⅢA族元素
B. X单质还原性比Y的强
C. 元素X的常见化合价是＋1价
D. 若元素Y处于第三周期，其单质可与冷水剧烈反应
D
解析：Y的第三电离能和第四电离能相差较大，说明Y原子核外最外层有三个电子， 则Y是第ⅢA族元素，故A正确；X第一电离能较小，失电子能力更强，即X的还原性 大于Y的，故B正确；X是主族元素，X的第一电离能和第二电离能相差较大，说明X 原子核外最外层只有一个电子，X为第ⅠA族元素，则其常见化合价为＋1价，故C正 确；如果Y是第三周期元素，最外层有三个电子，则Y为Al，单质Al和冷水不反应， 故D错误。
4. 元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。如图是 第三周期各元素第一电离能与原子序数的关系。
回答下列问题：
（1） I1（Mg）＞ I1 （Al）的原因是 。
解析：（1）基态镁原子价层电子排布式为3s2，而基态 铝原子价层电子排布式为3s23p1，可见镁原子的3p轨道 处于全空状态，比较稳定，而铝原子3p轨道只有一个电 子，没有镁原子稳定，导致 I1（Mg）＞ I1（Al）。
镁原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定
（2）同一周期由左向右元素第一电离能的变化特点是 ；第二周期元 素（原子序数3～10）具有类似的变化规律，可见各周期元素第一电离能的这种变化 特点体现了元素性质的 变化规律。
解析：（2）由图中数据可知，同周期元素由左向右元 素第一电离能呈增大趋势，其他周期类似，体现了元素 性质的周期性变化规律。
呈增大趋势
周期性
（3）在同周期元素中氩元素的第一电离能最大的原因是
。
解析：（3）在同周期元素中氩元素的第一电离能最大 的原因是氩原子的最外层达到8电子稳定结构。
氩原子的最外层达到8电子稳定结构
（4）根据上述变化特点，推测As、Se、Br三种元素第一电离能由大到小的顺序 是 。
解析：（4）同周期主族元素随原子序数增大第一电离 能呈增大趋势，As元素原子4p轨道为半充满稳定状态， 第一电离能大于同周期相邻元素的，故三种元素第一电 离能由大到小的顺序为Br＞As＞Se。
Br＞As＞Se
（5）已知第三周期某元素各级电离能数据如下，该元素是 （填元素符号）。
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
In /（kJ·mol－1） 578 1 817 2 745 11 578 ……
解析：（5）该元素为第三周期元素，且第四电离能剧 增，所以最外层电子数为3，故为Al元素。
Al
第*页
研习任务三 电负性
教材 认知
1. 电负性的概念
（1）键合电子：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 吸引力的大小。电负性越大 的原子，对键合电子的吸引力 。
2. 电负性衡量标准
电负性是由鲍林提出的，他以 的电负性为4.0和 的电负性为1.0作为相对 标准，得出了各元素的电负性。
化学键
键合电子
越大
氟
锂
3. 电负性的变化规律
（1）电负性变化规律及原因
①同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层 电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。
②同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力 逐渐减弱，因而电负性递减。
（2）在周期表中，右上方氟的电负性最大（稀有气体除外），左下方铯的电负 性最小（放射元素除外）；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的 电负性最大。
4. 电负性的应用
（1）判断元素的金属性和非金属性强弱
①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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）判断化合物的类型
如Na的电负性为0.9，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与Na的电负性之差为3.0 －0.9＝2.1＞1.7，故NaCl为离子化合物；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。
（4）对角线规则
元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，化学性质相似。例如，
处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。
√
√
探究 活动
下表给出的是原子序数小于20的十六种元素的电负性的数值。
元素符号 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
[问题探讨]
1. 根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半 径间有何关系，是否像第一电离能那样存在特殊变化规律？
提示：同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减 小而逐渐递增，不存在像第一电离能氧元素小于氮元素那样的特殊情况。
2. 结合递变规律预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素（稀有气体除 外）？电负性最小的元素是哪种元素（放射性元素除外）？
提示：电负性最大的元素为F元素；电负性最小的元素为Cs元素。
3. 一般两种元素的电负性差值小于1.7时，两者形成的化学键为共价键，大于1.7 时，形成离子键，据此判断氯化铍中的化学键是离子键还是共价键？
提示：氯化铍中两种元素的电负性相差1.5，小于1.7，所以属于共价键。
4. 利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
提示：由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge
电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8
A. Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6
B. Ge既具有金属性，又具有非金属性
C. Be和Cl可形成共价键
D. O和F形成的化合物中O显正价
解析：Mg元素的金属性小于Na，大于Be，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A错 误；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Be和Cl的电 负性，两元素电负性差值小于1.7，可形成共价键，C正确；F的电负性大于O，F对键 合电子的吸引能力大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。
A
A. 主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B. 在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
C. 金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D. 在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
解析：A错，主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化 有起伏，如电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N。B错，对于主族元素，同周期从 左到右元素电负性递增。C错，通常情况下，电负性小于1.8的元素，大部分是金属 元素，电负性大于1.8的元素，大部分是非金属元素，但部分过渡元素的电负性大于 某些非金属元素的电负性。
D
3. （2024·北京昌平高二期末）电负性是一种重要的元素性质，某些元素的电负性 （鲍林标度）数值如下表所示：
元素 H Li O Al P S Cl
电负性 2.1 1.0 3.5 1.5 2.1 2.5 3.0
A. LiAlH4中H是－1价，该物质具有还原性
B. 非金属性：O＞Cl
C. 同一周期，随原子序数递增，电负性增大
D. Si的电负性范围在2～3之间
D
解析：Li、Al、H三种元素中，H的电负性最大，所以LiAlH4中H是－1价，该物质具 有还原性，故A正确；O的电负性大于Cl，元素的电负性越大，其非金属性越强，所 以非金属性：O＞Cl，故B正确；同一周期，随原子序数递增，电负性增大，故C正 确；Si位于周期表第三周期第ⅣA族，其电负性应介于它前面的元素Al和它后面的元 素P之间，即Si的电负性范围在1.5～2.1之间，故D错误。
A. 同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大
B. 同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变大
C. 电负性越大，金属性越强
D. 电负性越小，非金属性越强
解析：同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，所以主族元素的电负性逐渐变大，故 A正确；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，所以同一主族元素的电负性逐渐 变小，故B错误；元素的电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，则元素非金属性 越强，金属性越弱，故C错误；元素的电负性越小，原子对键合电子吸引力越小，则 元素非金属性越弱，金属性越强，故D错误。
A
5. 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
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 （填序号，下同）。
（2）属于离子化合物的是 。
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。
②③⑤⑥
①④
第*页
课堂强研习 合作学习 精研重难
课时作业
A. 原子半径： r （C）＞ r （Si）＞ r （Ge）
B. 第一电离能： I1（C）＜ I1（Si）＜ I1（Ge）
C. 电负性：C＜Si＜Ge
D. 可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料
解析：同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，故原子半径： r （C）＜ r （Si）＜ r （Ge），A错误；同周期主族元素，从上往下原子半径增大，更易失电子，第一电离 能： I1（C）＞ I1（Si）＞ I1（Ge），B错误；同主族元素电负性从上往下逐渐减小， 故C＞Si＞Ge，C错误；周期表中元素Si附近存在许多准金属，可在其周围寻找半导 体材料，D正确。
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 第一电离能： I1（P）＜ I1（S）
B. 电负性：χ（O）＜χ（S）
C. 离子半径： r （P3－）＞ r （S2－）
D. 酸性：H3PO4＞H2SO4
C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
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. 原子半径：X＞Y
D. X元素气态氢化物的稳定性大于Y元素气态氢化物的稳定性
C
解析：X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，则X的非金属性比Y强，X的原子序数比 Y大。由分析可知，X的非金属性比Y强，X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价， A正确；同一周期的主族元素从左到右，元素的第一电离能依次增大，X、Y元素同 周期，X的原子序数比Y大，则第一电离能可能Y小于X，B正确；X、Y元素同周期， X的原子序数比Y大，则原子半径：X＜Y，C错误；由分析可知，X的非金属性比Y 强，则X元素气态氢化物的稳定性大于Y元素气态氢化物的稳定性，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 元素原子的得电子能力
B. 元素形成化合物中的化合价正、负
C. 不同元素之间形成的化学键类型
D. 氢化物水溶液的酸性
解析：电负性越大，得到电子能力越强，A正确； 电负性越大，得电子能力越 强，在化合物中一般显负价，而电负性小的一般显正价，B正确；电负性相差较 大，一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，元素之间形成离子键；电负 性相差较小，则不同元素之间形成共价键，C正确；氢化物水溶液的酸性与电负 性无必然关系，D错误。
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
电离能
元素代号 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 740 1 500 7 700 10 500
Z 580 1 800 2 700 11 600
A
A. X元素最有可能为Li B. 基态Y原子的价层电子数可能为2
C. 元素Y不一定是主族元素 D. Z的氯化物的化学式可能为ZCl3
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：X出现了 I4，而锂原子核外只有3个电子，X元素不可能为Li元素，故A错误；Y 的 I3出现突变，则基态Y原子的价层电子数可能为2，故B正确；最外层有2个电子的 元素可能是主族元素，也可能是副族元素，故C正确；当 In＋1 In 时，元素的最高化 合价为＋ n 价，Z的最高价为＋3，Z的氯化物的化学式可能为ZCl3，故D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 原子序数：c＞b＞a
B. 简单气态氢化物的稳定性：c＞a＞b
C. 最高价氧化物对应水化物的酸性：b＞a＞c
D. 电负性：b＞c＞a
C
解析：C是6号元素，Si是14号元素，P是15号元素，原子序数：P＞Si＞C，即原子序 数：b＞c＞a，A错误；元素非金属性越强，其对应的简单气态氢化物稳定性就越强， 元素的非金属：P＞C＞Si，则简单气态氢化物稳定性： b＞a＞c，B错误；元素的非 金属性越强，其最高价氧化物对应水化物酸性越强。元素的非金属性：P＞C＞Si，则 最高价氧化物对应水化物酸性：b＞a＞c，C正确；元素的电负性：C是2.5，P是 2.1，Si是1.8，可见元素的电负性：C＞P＞Si，即a＞b＞c，D错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
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，①1s22s22p63s23p1，②1s22s22p63s23p2，③1s22s22p63s23p3，④ 1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的元素是④
C. 某短周期元素的逐级电离能（kJ·mol－1）分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，该元素可能在第三周期第ⅡA族
D. 下列原子中，①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半径 最大的是①
B
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，因此 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，故A正确；①1s22s22p63s23p1为Al，②1s22s22p63s23p2为Si，③1s22s22p63s23p3为 P，④1s22s22p63s23p4为S，根据同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA 族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第ⅥA族，则对应的第一电离能最大的元素是③，故B 错误；某短周期元素的逐级电离能（kJ·mol－1）分别为738、1451、7 733、10 540、 13 630、17 995、21 703，易失去两个电子，因此该元素可能在第三周期第ⅡA族，故 C正确；①1s22s22p63s23p2为Si，②1s22s22p3为N，③1s22s22p2为C，④1s22s22p63s23p4为 S，根据层多径大，同电子层结构核多径小，因此半径最大的是①，故D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 电负性：甲＞丙
B. 第一电离能：乙＞丁
C. 原子半径：丙＞丁
D. 简单离子的半径：丙阳离子＞乙阴离子
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：甲、乙、丙、丁是原子序数依次增大的短周期元素。甲是宇宙中含量最多的元 素，则甲为H；基态时乙原子最高能级的不同轨道内都有电子，且自旋方向都相同， 即乙的价电子排布式为2s22p3，则乙为N；丙原子中有两种形状的电子云，最高能层 只有一种自旋方向的电子，则丙的最高能层为M且只有一个电子，所以丙为Na；丁原 子的价电子排布式为 n s n－1 n p n＋1， n ＝3，即3s23p4，则丁为S。则甲、乙、丙、丁分 别为H、N、Na、S。H对电子的吸引力强于Na，则电负性：H＞Na，A项正确；同主 族从上到下第一电离能减小，N＞P，又因P的3p轨道半充满，相对稳定，第一电离能 P＞S，则第一电离能：N＞S，B项正确；Na和S的电子层数相同，Na的质子数比S 少，则原子半径：Na＞S，C项正确；Na＋和N3－电子层数相同，Na的质子数比N多， 则简单离子半径：Na＋＜N3－，D项错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 原子半径： r （Z）＞ r （Y）＞ r （X）
B. 电负性：X＞Y＞W＞Z
C. 最高价氧化物对应水化物的碱性：W＞Z
D. 第一电离能： I1（X）＞ I1（Y）＞ I1（W）
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：基态X原子的2p能级上未成对电子数是同周期中最多的即为3，则X为N；Y元 素基态原子中电子的运动状态有8种，即核外有8个电子，则Y为O；Z元素的焰色试验 为黄色，则Z为Na，根据 n －1＝2， n ＝3，W为Al；据此回答。根据电子层数越大， 原子半径越大；若电子层数相同，则核电荷数越大，原子半径越小，N和O为两层， Na为三层，所以原子半径为 r （Z）＞ r （X）＞ r （Y），A错误；根据同周期从左往 右，电负性逐渐增大（稀有气体除外），金属的电负性小于非金属的电负性，所以电 负性：Y＞X＞W＞Z，B错误；金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性就越 强，则最高价氧化物对应水化物的碱性：Z＞W，C错误；根据同周期从左往右，第 一电离能有增大趋势，但N的2p能级半满，第一电离能大于相邻元素，金属的第一电 离能小于非金属的第一电离能，所以第一电离能： I1（X）＞ I1（Y）＞ I1 （W），D 正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 电负性由大到小的顺序为：Y＞X＞W
B. 最高价氧化物的水化物的酸性：Y＞X
C. 第一电离能低于X的同周期元素有5种
D. Z元素基态原子最高能层上有11种运动状态不同的电子
C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：前四周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大且分属不同周期和族，则W为 氢；X的最高能级的电子数比电子层数多1，为氮；Y的最高价含氧酸为具有吸水性的 弱酸，Y为硅；Z与W中均存在单电子，且两者单电子数和最外层电子数均相同，Z为 铜；同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上 而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；电负性由大到小的顺序 为：N＞H＞Si，A错误；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，最高 价氧化物的水化物的酸性：HNO3＞H2SiO3，B错误；同一周期随着原子序数变大，第 一电离能有增大趋势，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元 素，第一电离能低于N的同周期元素有锂、铍、硼、碳、氧5种，C正确；基态Cu原子 核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1；基态原子最高能层为N层，其上有1种运动状 态的电子，D错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
11. （2024·南充嘉陵第一中学高二阶段测试）根据信息回答下列问题：
（1）如图是部分元素原子的第一电离能 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）。
①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为 ＜Al＜ （填元素符号）。
②图中Ge元素中未成对电子有 个。
Na
Mg
2
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：（1）①由题图可知，同一周期元素中， 元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增 大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于同周期 第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于同周期 第ⅥA族元素，则铝元素的第一电离能大于 钠、小于Mg，大小范围为Na＜Al＜Mg。
②Ge元素的原子序数为32，位于元素周期表第 四周期第ⅣA族，核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，4s能 级上2个电子为成对电子，4p能级中2个电子分 别处于不同的轨道内，有2个未成对电子。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
（2）已知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 部分元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
已知：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通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围： 。
1.2～1.8
②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A. Li3N B. PCl3 C. MgCl2 D. SiC
属于离子化合物的是 （填字母，下同）；属于共价化合物的是 。
AC
BD
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：（2）①由题表数据可知，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，则同周期元素中电负性：Mg＜Al＜Si，同主族元素中电负性：Ga＜Al＜B，Al的电负性值最小范围为1.2～1.8。
②Li3N中氮元素和锂元素的电负性差值为2.0，两成键元素间电负性差值大于1.7，形 成离子键，可知Li3N为离子化合物；PCl3中氯元素和磷元素的电负性差值为0.9，两 成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知PCl3为共价化合物；MgCl2中氯元 素和镁元素的电负性差值为1.8，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可 知MgCl2为离子化合物；SiC中碳元素和硅元素的电负性差值为0.7，两成键元素间电 负性差值小于1.7，形成共价键，可知SiC为共价化合物。综上分析，属于离子化合物 的是AC，属于共价化合物的是BD。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
12. （2024·北京师大附中高二期末）合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成 就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会 发展与进步的巨大贡献。
（1）自然界中的氮元素主要以分子的形式存在于空气中，是人工固氮的主要来源。
①基态氮原子的轨道表示式为 ，占据最高能级电子的电子云轮廓 图为 形。
②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性。N、H电负性大小顺序为 。
哑铃
N＞H
解析：（1）①基态氮原子的电子排布式为1s22s22p3，其轨道表示式 为 ；电子占据的最高能级为2p，其电子云轮廓图为哑铃形。
②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性，则N、H电负性大小顺序为N＞H。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
（2）铁触媒是普遍使用的以铁为主体的多成分催化剂，通常还含有Al2O3、K2O、 CaO、MgO、Cr2O3等氧化物中的几种。
①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是 。
②比较Mg、Ca第一电离能的大小： 。O的第一电离能小于N，原因 是 。
③下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
Al、O
Mg＞Ca
N的价层电子排布式为2s22p3，2p轨道为半满的稳定结构，不易失去电子
元素 Na Mg Al
电离能/
（kJ·mol－1） 496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
镁的第三电离能比第一、二电离能
大很多，镁很难失去第三个电子，而易失
去两个电子形成＋2价镁离子
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：（2）①题述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是Al、O。
②同一主族从上到下，第一电离能逐渐减小，则Mg、Ca第一电离能的大小为Mg＞ Ca；N的价层电子排布式为2s22p3，2p轨道为半满的稳定结构，不易失去电子，故第 一电离能：O＜N。
③镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个 电子形成＋2价镁离子，故Mg的常见化合价为＋2价。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
①基态Fe原子的核外电子排布式为 ，铁在元素周期表中的位 置为 。
②比较Li＋与H－的半径大小关系： r （Li＋） （填“＞”或“＜”） r （H－）。
解析：（3）①基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，铁在元素周期 表中位于第四周期第Ⅷ族。
②Li＋与H－具有相同的电子排布，原子序数越小，离子半径越大，则离子半径： r （Li＋）＜ r （H－）。
1s22s22p63s23p63d64s2
第四周期第Ⅷ族
＜
（3）我国科研人员研制出了“Fe－LiH”催化剂，温度、压强分别降到了350 ℃、1 MPa，这是近年来合成氨反应研究中的重要突破。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第二课时 元素周期律
学习目标：1.能说出元素电离能、电负性的含义。2.能应用元素的电离能解释元素的 某些性质。3.了解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。4.具有运用“位 置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
第*页
研习任务一 原子半径
教材 认知
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，电子之间的排斥作用使原子半径 。
（2）核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就 ，使原子的半 径 。
2. 原子半径的递变规律
同周期元素从左至右，核电荷数越大，原子半径 ；同主族元素从上到下，能 层数越大，原子半径 。
增大
越大
减小
越小
越大
3. 微粒半径大小比较的方法
微粒特点 比较方法 实例
原
子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r （Na）＞ r （Mg）＞ r （Al）
同主族元素 电子的能层越多，半径越大 r （F）＜ r （Cl）＜ r （Br）
一般原子 一般原子的能层越多，半径越大 r （S）＞ r （C）
离
子 核外电子排布相 同 核电荷数越大，半径越小 r （Na＋）＞ r （Mg2＋）＞ r （Al3＋）
微粒特点 比较方法 实例
离
子 核外电子排布不 同 通过核外电子排布相同的 微粒做参照物 r （Al3＋）＜ r （O2－）＜ r （S2－）
同种元素的原子和 离子 核外电子数越多，半径越 大；价态越高，半径越小 r （Cl－）＞ r （Cl），
r （Fe）＞ r （Fe2＋）＞ r （Fe3＋）
探究 活动
已知短周期元素 a A2＋、 b B＋、 c C2－、 d D－具有相同的电子层结构。
[问题探讨]
1. A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？
提示：由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子电子数相等，即 a －2＝ b －1＝ c ＋2＝ d ＋1。
2. A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。
提示：A、B、C、D四种元素不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族，B应位于第 三周期第ⅠA族，C应位于第二周期第ⅥA族，D应位于第二周期第ⅦA族。
3. 阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律？
提示：一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成 的阳离子具有相同的电子层结构。
4. A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C2－、D－的离子半径是怎 么样？
提示：原子半径：B＞A＞C＞D；离子半径：C2－＞D－＞B＋＞A2＋。
A. Mg＞Na＞Li
B. P＞S＞O
C. Na＋＜Mg2＋＜Al3＋
D. O2－＜F－＜Cl－
解析：同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径：Li＜Mg＜Na，A错 误；同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径：P＞S，同主族自上而下 原子半径依次增大，所以半径：S＞O，即原子半径：P＞S＞O，B正确；核外电子排 布相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C错误； 核外电子排布相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径：O2－＞F－，层数 多、半径大，所以半径：Cl－＞O2－＞F－，D错误。
B
D
A. ①②④ B. ①③
C. ③④ D. ①④
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＋＜Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋，故①正确； F、Cl、Br、I原子得到一个电子后，其电子层数分别为2、3、4、5，则离子半径：F－ ＜Cl－＜Br－＜I－，故②错误；Na、Mg、Al、F、O形成8电子结构时，离子外所含电 子层数相同。根据元素周期律，核电荷数越大的半径越小，因此离子半径：Al3＋＜ Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－，故③错误；Fe3＋、Fe2＋、Fe的核电荷数相同，失电子数越 多，其半径越小，即半径：Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，故④正确。故选D。
A. 同周期元素（除了稀有气体元素外）从左到右，原子半径依次减小
B. 对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小
C. 各元素的原子半径总比其离子半径大
D. 阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径
解析：同周期元素（除了稀有气体元素外）从左到右，原子半径依次减小，A项正 确；同周期元素从左到右，原子半径依次减小，对于第三周期元素，从钠到氯，原子 半径也是依次减小，B项正确；对于同种元素而言，阳离子半径＜原子半径＜阴离子 半径，C项错误，D项正确。
C
第*页
研习任务二 电离能
教材 认知
1. 电离能的概念
（1）第一电离能： 原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要 的 叫做第一电离能，通常用 I1表示。
（2）各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2价气态基态正离子 所需要的最低能量叫做第二电离能，用 I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电 子，形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用 I3表示；依次 类推。
气态基态
最低能量
2. 第一电离能的变化规律
（1）同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现 的趋势。其 中 与 、 与 之间元素的第一电离能 出现反常。
（2）同族元素从上到下第一电离能 。
（3）逐级电离能依次增大，即同种元素的 I1＜ I2＜ I3＜ I4……（原子核外有多少个电 子，就有多少级电离能）。
增大
第ⅡA族
第ⅢA族
第ⅤA族
第ⅥA族
变小
｜特别提醒｜
I1大小的递变规律的原因
（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。 如同周期从左至右 I1增大的原因：半径越来越小，原子核电荷数越来越大，导致原子 核对核外电子的吸引力变大，原子不易失去电子，第一电离能变大。
3. 电离能的应用
（1）比较元素金属性（活泼性）的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
（2）确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发 生突变。
（3）确定元素的化合价
如果某元素的 In＋1 In ，即电离能在 In 与 In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋ n 价离子，并且主族元素的最高化合价为＋ n 价（或只有＋ n 价、0价）。如某元素的逐 级电离能，若 I2 I1，则该元素通常显＋1价；若 I3 I2，则该元素通常显＋2价；若 I4 I3，则该元素通常显＋3价。
√
√
√
探究 活动
材料1：1～36号元素第一电离能的变化如图所示。
材料2：下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
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
[问题探讨]
1. 根据材料1图可知，第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都 高，解释原因。
提示：同周期中，第ⅡA族元素的价层电子排布式为 n s2，第ⅤA族元素的价层电子排 布式为 n s2 n p3， n p轨道分别为全空和半充满状态，比较稳定，所以失去一个电子需 要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
2. 根据材料2数据变化情况思考：
（1）为什么元素的电离能逐级增大？
提示：由于元素原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，原子核对电子的 吸引作用增强，因此第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个 电子需要更多的能量。同理 I3＞ I2、 I4＞ I3…… In＋1＞ In 。
（2）为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3？
提示：Na的 I1比 I2小很多，电离能差值很大，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离 子；Mg的 I1和 I2相差不大，而 I2比 I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离 子；Al的 I1、 I2、 I3相差不大，而 I3比 I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价 离子。
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，故第一电离能依次增大
C. 最外层电子排布为 n s2 n p6（当只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大
D. 对于同一元素而言，原子的电离能： I1＜ I2＜ I3＜……
B
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾原子失电子能力比钠原子强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同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，但第ⅡA族元素第一电离能大于同周期第ⅢA族元素，第ⅤA族元素第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，B错误；最外层电子排布为 n s2 n p6（若只有K层时为1s2）的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
A. 第一电离能越小，表示气态基态原子越容易失电子
B. 同一元素的电离能，各级电离能逐级增大
C. 在元素周期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右一定是越来越大
D. 在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势
C
解析：第一电离能越小，气态基态原子失去一个电子所需要的最小能量越小，越容易 失电子，故A正确；同一元素的电离能，各级电离能逐级增大，故B正确；在元素周 期表中，主族元素原子的第一电离能从左到右呈增大的趋势，当外围电子在能量相等 的轨道上形成全空、半满或全满结构时，原子比较稳定，元素的第一电离能较大，故 C错误；在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势，这是 因为同主族元素的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引作用 逐渐减弱，故D正确。
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A. 元素Y是第ⅢA族元素
B. X单质还原性比Y的强
C. 元素X的常见化合价是＋1价
D. 若元素Y处于第三周期，其单质可与冷水剧烈反应
D
解析：Y的第三电离能和第四电离能相差较大，说明Y原子核外最外层有三个电子， 则Y是第ⅢA族元素，故A正确；X第一电离能较小，失电子能力更强，即X的还原性 大于Y的，故B正确；X是主族元素，X的第一电离能和第二电离能相差较大，说明X 原子核外最外层只有一个电子，X为第ⅠA族元素，则其常见化合价为＋1价，故C正 确；如果Y是第三周期元素，最外层有三个电子，则Y为Al，单质Al和冷水不反应， 故D错误。
4. 元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。如图是 第三周期各元素第一电离能与原子序数的关系。
回答下列问题：
（1） I1（Mg）＞ I1 （Al）的原因是 。
解析：（1）基态镁原子价层电子排布式为3s2，而基态 铝原子价层电子排布式为3s23p1，可见镁原子的3p轨道 处于全空状态，比较稳定，而铝原子3p轨道只有一个电 子，没有镁原子稳定，导致 I1（Mg）＞ I1（Al）。
镁原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定
（2）同一周期由左向右元素第一电离能的变化特点是 ；第二周期元 素（原子序数3～10）具有类似的变化规律，可见各周期元素第一电离能的这种变化 特点体现了元素性质的 变化规律。
解析：（2）由图中数据可知，同周期元素由左向右元 素第一电离能呈增大趋势，其他周期类似，体现了元素 性质的周期性变化规律。
呈增大趋势
周期性
（3）在同周期元素中氩元素的第一电离能最大的原因是
。
解析：（3）在同周期元素中氩元素的第一电离能最大 的原因是氩原子的最外层达到8电子稳定结构。
氩原子的最外层达到8电子稳定结构
（4）根据上述变化特点，推测As、Se、Br三种元素第一电离能由大到小的顺序 是 。
解析：（4）同周期主族元素随原子序数增大第一电离 能呈增大趋势，As元素原子4p轨道为半充满稳定状态， 第一电离能大于同周期相邻元素的，故三种元素第一电 离能由大到小的顺序为Br＞As＞Se。
Br＞As＞Se
（5）已知第三周期某元素各级电离能数据如下，该元素是 （填元素符号）。
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
In /（kJ·mol－1） 578 1 817 2 745 11 578 ……
解析：（5）该元素为第三周期元素，且第四电离能剧 增，所以最外层电子数为3，故为Al元素。
Al
第*页
研习任务三 电负性
教材 认知
1. 电负性的概念
（1）键合电子：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 吸引力的大小。电负性越大 的原子，对键合电子的吸引力 。
2. 电负性衡量标准
电负性是由鲍林提出的，他以 的电负性为4.0和 的电负性为1.0作为相对 标准，得出了各元素的电负性。
化学键
键合电子
越大
氟
锂
3. 电负性的变化规律
（1）电负性变化规律及原因
①同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层 电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。
②同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力 逐渐减弱，因而电负性递减。
（2）在周期表中，右上方氟的电负性最大（稀有气体除外），左下方铯的电负 性最小（放射元素除外）；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的 电负性最大。
4. 电负性的应用
（1）判断元素的金属性和非金属性强弱
①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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）判断化合物的类型
如Na的电负性为0.9，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与Na的电负性之差为3.0 －0.9＝2.1＞1.7，故NaCl为离子化合物；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。
（4）对角线规则
元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，化学性质相似。例如，
处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。
√
√
探究 活动
下表给出的是原子序数小于20的十六种元素的电负性的数值。
元素符号 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
[问题探讨]
1. 根据表中数据分析同主族元素的电负性有何规律？同周期元素的电负性与原子半 径间有何关系，是否像第一电离能那样存在特殊变化规律？
提示：同主族元素核电荷数越大，电负性越小。同周期元素的电负性随原子半径的减 小而逐渐递增，不存在像第一电离能氧元素小于氮元素那样的特殊情况。
2. 结合递变规律预测元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素（稀有气体除 外）？电负性最小的元素是哪种元素（放射性元素除外）？
提示：电负性最大的元素为F元素；电负性最小的元素为Cs元素。
3. 一般两种元素的电负性差值小于1.7时，两者形成的化学键为共价键，大于1.7 时，形成离子键，据此判断氯化铍中的化学键是离子键还是共价键？
提示：氯化铍中两种元素的电负性相差1.5，小于1.7，所以属于共价键。
4. 利用表中数据估测钙元素的电负性范围。
提示：由于元素金属性强弱为K＞Ca＞Mg，所以Ca的电负性取值范围为0.8～1.2。
元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge
电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8
A. Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6
B. Ge既具有金属性，又具有非金属性
C. Be和Cl可形成共价键
D. O和F形成的化合物中O显正价
解析：Mg元素的金属性小于Na，大于Be，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A错 误；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Be和Cl的电 负性，两元素电负性差值小于1.7，可形成共价键，C正确；F的电负性大于O，F对键 合电子的吸引能力大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。
A
A. 主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B. 在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
C. 金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D. 在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
解析：A错，主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能变化 有起伏，如电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N。B错，对于主族元素，同周期从 左到右元素电负性递增。C错，通常情况下，电负性小于1.8的元素，大部分是金属 元素，电负性大于1.8的元素，大部分是非金属元素，但部分过渡元素的电负性大于 某些非金属元素的电负性。
D
3. （2024·北京昌平高二期末）电负性是一种重要的元素性质，某些元素的电负性 （鲍林标度）数值如下表所示：
元素 H Li O Al P S Cl
电负性 2.1 1.0 3.5 1.5 2.1 2.5 3.0
A. LiAlH4中H是－1价，该物质具有还原性
B. 非金属性：O＞Cl
C. 同一周期，随原子序数递增，电负性增大
D. Si的电负性范围在2～3之间
D
解析：Li、Al、H三种元素中，H的电负性最大，所以LiAlH4中H是－1价，该物质具 有还原性，故A正确；O的电负性大于Cl，元素的电负性越大，其非金属性越强，所 以非金属性：O＞Cl，故B正确；同一周期，随原子序数递增，电负性增大，故C正 确；Si位于周期表第三周期第ⅣA族，其电负性应介于它前面的元素Al和它后面的元 素P之间，即Si的电负性范围在1.5～2.1之间，故D错误。
A. 同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大
B. 同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变大
C. 电负性越大，金属性越强
D. 电负性越小，非金属性越强
解析：同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，所以主族元素的电负性逐渐变大，故 A正确；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，所以同一主族元素的电负性逐渐 变小，故B错误；元素的电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，则元素非金属性 越强，金属性越弱，故C错误；元素的电负性越小，原子对键合电子吸引力越小，则 元素非金属性越弱，金属性越强，故D错误。
A
5. 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
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 （填序号，下同）。
（2）属于离子化合物的是 。
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。
②③⑤⑥
①④
第*页
课堂强研习 合作学习 精研重难
课时作业
A. 原子半径： r （C）＞ r （Si）＞ r （Ge）
B. 第一电离能： I1（C）＜ I1（Si）＜ I1（Ge）
C. 电负性：C＜Si＜Ge
D. 可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料
解析：同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，故原子半径： r （C）＜ r （Si）＜ r （Ge），A错误；同周期主族元素，从上往下原子半径增大，更易失电子，第一电离 能： I1（C）＞ I1（Si）＞ I1（Ge），B错误；同主族元素电负性从上往下逐渐减小， 故C＞Si＞Ge，C错误；周期表中元素Si附近存在许多准金属，可在其周围寻找半导 体材料，D正确。
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 第一电离能： I1（P）＜ I1（S）
B. 电负性：χ（O）＜χ（S）
C. 离子半径： r （P3－）＞ r （S2－）
D. 酸性：H3PO4＞H2SO4
C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
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. 原子半径：X＞Y
D. X元素气态氢化物的稳定性大于Y元素气态氢化物的稳定性
C
解析：X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，则X的非金属性比Y强，X的原子序数比 Y大。由分析可知，X的非金属性比Y强，X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价， A正确；同一周期的主族元素从左到右，元素的第一电离能依次增大，X、Y元素同 周期，X的原子序数比Y大，则第一电离能可能Y小于X，B正确；X、Y元素同周期， X的原子序数比Y大，则原子半径：X＜Y，C错误；由分析可知，X的非金属性比Y 强，则X元素气态氢化物的稳定性大于Y元素气态氢化物的稳定性，D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 元素原子的得电子能力
B. 元素形成化合物中的化合价正、负
C. 不同元素之间形成的化学键类型
D. 氢化物水溶液的酸性
解析：电负性越大，得到电子能力越强，A正确； 电负性越大，得电子能力越 强，在化合物中一般显负价，而电负性小的一般显正价，B正确；电负性相差较 大，一般认为两种成键元素的电负性差值大于1.7，元素之间形成离子键；电负 性相差较小，则不同元素之间形成共价键，C正确；氢化物水溶液的酸性与电负 性无必然关系，D错误。
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
电离能
元素代号 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 740 1 500 7 700 10 500
Z 580 1 800 2 700 11 600
A
A. X元素最有可能为Li B. 基态Y原子的价层电子数可能为2
C. 元素Y不一定是主族元素 D. Z的氯化物的化学式可能为ZCl3
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：X出现了 I4，而锂原子核外只有3个电子，X元素不可能为Li元素，故A错误；Y 的 I3出现突变，则基态Y原子的价层电子数可能为2，故B正确；最外层有2个电子的 元素可能是主族元素，也可能是副族元素，故C正确；当 In＋1 In 时，元素的最高化 合价为＋ n 价，Z的最高价为＋3，Z的氯化物的化学式可能为ZCl3，故D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 原子序数：c＞b＞a
B. 简单气态氢化物的稳定性：c＞a＞b
C. 最高价氧化物对应水化物的酸性：b＞a＞c
D. 电负性：b＞c＞a
C
解析：C是6号元素，Si是14号元素，P是15号元素，原子序数：P＞Si＞C，即原子序 数：b＞c＞a，A错误；元素非金属性越强，其对应的简单气态氢化物稳定性就越强， 元素的非金属：P＞C＞Si，则简单气态氢化物稳定性： b＞a＞c，B错误；元素的非 金属性越强，其最高价氧化物对应水化物酸性越强。元素的非金属性：P＞C＞Si，则 最高价氧化物对应水化物酸性：b＞a＞c，C正确；元素的电负性：C是2.5，P是 2.1，Si是1.8，可见元素的电负性：C＞P＞Si，即a＞b＞c，D错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
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，①1s22s22p63s23p1，②1s22s22p63s23p2，③1s22s22p63s23p3，④ 1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的元素是④
C. 某短周期元素的逐级电离能（kJ·mol－1）分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，该元素可能在第三周期第ⅡA族
D. 下列原子中，①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4半径 最大的是①
B
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，因此 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，故A正确；①1s22s22p63s23p1为Al，②1s22s22p63s23p2为Si，③1s22s22p63s23p3为 P，④1s22s22p63s23p4为S，根据同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA 族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第ⅥA族，则对应的第一电离能最大的元素是③，故B 错误；某短周期元素的逐级电离能（kJ·mol－1）分别为738、1451、7 733、10 540、 13 630、17 995、21 703，易失去两个电子，因此该元素可能在第三周期第ⅡA族，故 C正确；①1s22s22p63s23p2为Si，②1s22s22p3为N，③1s22s22p2为C，④1s22s22p63s23p4为 S，根据层多径大，同电子层结构核多径小，因此半径最大的是①，故D正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 电负性：甲＞丙
B. 第一电离能：乙＞丁
C. 原子半径：丙＞丁
D. 简单离子的半径：丙阳离子＞乙阴离子
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：甲、乙、丙、丁是原子序数依次增大的短周期元素。甲是宇宙中含量最多的元 素，则甲为H；基态时乙原子最高能级的不同轨道内都有电子，且自旋方向都相同， 即乙的价电子排布式为2s22p3，则乙为N；丙原子中有两种形状的电子云，最高能层 只有一种自旋方向的电子，则丙的最高能层为M且只有一个电子，所以丙为Na；丁原 子的价电子排布式为 n s n－1 n p n＋1， n ＝3，即3s23p4，则丁为S。则甲、乙、丙、丁分 别为H、N、Na、S。H对电子的吸引力强于Na，则电负性：H＞Na，A项正确；同主 族从上到下第一电离能减小，N＞P，又因P的3p轨道半充满，相对稳定，第一电离能 P＞S，则第一电离能：N＞S，B项正确；Na和S的电子层数相同，Na的质子数比S 少，则原子半径：Na＞S，C项正确；Na＋和N3－电子层数相同，Na的质子数比N多， 则简单离子半径：Na＋＜N3－，D项错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 原子半径： r （Z）＞ r （Y）＞ r （X）
B. 电负性：X＞Y＞W＞Z
C. 最高价氧化物对应水化物的碱性：W＞Z
D. 第一电离能： I1（X）＞ I1（Y）＞ I1（W）
D
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：基态X原子的2p能级上未成对电子数是同周期中最多的即为3，则X为N；Y元 素基态原子中电子的运动状态有8种，即核外有8个电子，则Y为O；Z元素的焰色试验 为黄色，则Z为Na，根据 n －1＝2， n ＝3，W为Al；据此回答。根据电子层数越大， 原子半径越大；若电子层数相同，则核电荷数越大，原子半径越小，N和O为两层， Na为三层，所以原子半径为 r （Z）＞ r （X）＞ r （Y），A错误；根据同周期从左往 右，电负性逐渐增大（稀有气体除外），金属的电负性小于非金属的电负性，所以电 负性：Y＞X＞W＞Z，B错误；金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性就越 强，则最高价氧化物对应水化物的碱性：Z＞W，C错误；根据同周期从左往右，第 一电离能有增大趋势，但N的2p能级半满，第一电离能大于相邻元素，金属的第一电 离能小于非金属的第一电离能，所以第一电离能： I1（X）＞ I1（Y）＞ I1 （W），D 正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
A. 电负性由大到小的顺序为：Y＞X＞W
B. 最高价氧化物的水化物的酸性：Y＞X
C. 第一电离能低于X的同周期元素有5种
D. Z元素基态原子最高能层上有11种运动状态不同的电子
C
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：前四周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大且分属不同周期和族，则W为 氢；X的最高能级的电子数比电子层数多1，为氮；Y的最高价含氧酸为具有吸水性的 弱酸，Y为硅；Z与W中均存在单电子，且两者单电子数和最外层电子数均相同，Z为 铜；同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上 而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；电负性由大到小的顺序 为：N＞H＞Si，A错误；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，最高 价氧化物的水化物的酸性：HNO3＞H2SiO3，B错误；同一周期随着原子序数变大，第 一电离能有增大趋势，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元 素，第一电离能低于N的同周期元素有锂、铍、硼、碳、氧5种，C正确；基态Cu原子 核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1；基态原子最高能层为N层，其上有1种运动状 态的电子，D错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
11. （2024·南充嘉陵第一中学高二阶段测试）根据信息回答下列问题：
（1）如图是部分元素原子的第一电离能 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）。
①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为 ＜Al＜ （填元素符号）。
②图中Ge元素中未成对电子有 个。
Na
Mg
2
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：（1）①由题图可知，同一周期元素中， 元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增 大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于同周期 第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于同周期 第ⅥA族元素，则铝元素的第一电离能大于 钠、小于Mg，大小范围为Na＜Al＜Mg。
②Ge元素的原子序数为32，位于元素周期表第 四周期第ⅣA族，核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，4s能 级上2个电子为成对电子，4p能级中2个电子分 别处于不同的轨道内，有2个未成对电子。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
（2）已知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 部分元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
已知：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通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围： 。
1.2～1.8
②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A. Li3N B. PCl3 C. MgCl2 D. SiC
属于离子化合物的是 （填字母，下同）；属于共价化合物的是 。
AC
BD
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：（2）①由题表数据可知，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，则同周期元素中电负性：Mg＜Al＜Si，同主族元素中电负性：Ga＜Al＜B，Al的电负性值最小范围为1.2～1.8。
②Li3N中氮元素和锂元素的电负性差值为2.0，两成键元素间电负性差值大于1.7，形 成离子键，可知Li3N为离子化合物；PCl3中氯元素和磷元素的电负性差值为0.9，两 成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知PCl3为共价化合物；MgCl2中氯元 素和镁元素的电负性差值为1.8，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可 知MgCl2为离子化合物；SiC中碳元素和硅元素的电负性差值为0.7，两成键元素间电 负性差值小于1.7，形成共价键，可知SiC为共价化合物。综上分析，属于离子化合物 的是AC，属于共价化合物的是BD。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
12. （2024·北京师大附中高二期末）合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成 就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会 发展与进步的巨大贡献。
（1）自然界中的氮元素主要以分子的形式存在于空气中，是人工固氮的主要来源。
①基态氮原子的轨道表示式为 ，占据最高能级电子的电子云轮廓 图为 形。
②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性。N、H电负性大小顺序为 。
哑铃
N＞H
解析：（1）①基态氮原子的电子排布式为1s22s22p3，其轨道表示式 为 ；电子占据的最高能级为2p，其电子云轮廓图为哑铃形。
②NH3分子中，与N原子相连的H显正电性，则N、H电负性大小顺序为N＞H。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
（2）铁触媒是普遍使用的以铁为主体的多成分催化剂，通常还含有Al2O3、K2O、 CaO、MgO、Cr2O3等氧化物中的几种。
①上述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是 。
②比较Mg、Ca第一电离能的大小： 。O的第一电离能小于N，原因 是 。
③下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
Al、O
Mg＞Ca
N的价层电子排布式为2s22p3，2p轨道为半满的稳定结构，不易失去电子
元素 Na Mg Al
电离能/
（kJ·mol－1） 496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
镁的第三电离能比第一、二电离能
大很多，镁很难失去第三个电子，而易失
去两个电子形成＋2价镁离子
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
解析：（2）①题述氧化物所涉及的元素中，处于元素周期表中p区的元素是Al、O。
②同一主族从上到下，第一电离能逐渐减小，则Mg、Ca第一电离能的大小为Mg＞ Ca；N的价层电子排布式为2s22p3，2p轨道为半满的稳定结构，不易失去电子，故第 一电离能：O＜N。
③镁的第三电离能比第一、二电离能大很多，镁很难失去第三个电子，而易失去两个 电子形成＋2价镁离子，故Mg的常见化合价为＋2价。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
①基态Fe原子的核外电子排布式为 ，铁在元素周期表中的位 置为 。
②比较Li＋与H－的半径大小关系： r （Li＋） （填“＞”或“＜”） r （H－）。
解析：（3）①基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，铁在元素周期 表中位于第四周期第Ⅷ族。
②Li＋与H－具有相同的电子排布，原子序数越小，离子半径越大，则离子半径： r （Li＋）＜ r （H－）。
1s22s22p63s23p63d64s2
第四周期第Ⅷ族
＜
（3）我国科研人员研制出了“Fe－LiH”催化剂，温度、压强分别降到了350 ℃、1 MPa，这是近年来合成氨反应研究中的重要突破。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12