第23讲 元素周期表 元素周期律(基础课)
1．掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构(周期、族、区)及其应用。 2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 3．以第ⅠA和第ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 5．熟悉常见元素的化合价，能根据化合价书写化学式，或根据化学式判断元素化合价。 6．了解电离能、电负性的含义，并能说明元素的某些性质。
元素周期表的结构及其应用
1．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。原子序数＝____________＝______________＝__________。
2．元素周期表的编排
3．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行 7个周期)
短周期(三短) 长周期(四长)
序号 1 2 3 4 5 6 7
元素种数 __ __ __ __ __ __ __
0族元素原子序数 __ __ __ __ __ 86 118
(2)族(18个纵列 16个族)
主族 列 1 2 13 14 15 16 17
族 __ __ __ __ __ __ __
副族 列 3 4 5 6 7 11 12
族 __ __ __ __ __ __ __
Ⅷ族 第__________ 3个纵列
0族 第____纵列
(3)分区与价层电子排布式
分区 元素分布 价层电子排布式 特点
s区 __________ __________ 除氢外都是活泼金属元素
p区 __________ __________(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区 _________ (n－1)d1～9ns1～2(Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区 _________ (n－1)d10ns1～2 金属元素
f区 镧系、锕系(各15种) (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近、锕系元素化学性质相近
违背构造原理的常见元素有Cr(3d54s1)、Mo(4d55s1)、Cu(3d104s1)、Ag(4d105s1)、Au(5d106s1)、Pd(4d10)。
4．元素周期表的三大应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料
(3)用于工农业生产
探矿(地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对其有指导意义)、研制农药材料等。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)包含元素种数最多的族是第ⅠA族。 ( )
(2)原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素。 ( )
(3)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。 ( )
(4)第ⅠA族元素都是碱金属元素，在化学反应中均易失去1个电子。 ( )
(5)过渡元素都是金属元素，且均由副族元素组成。 ( )
(6)两种短周期元素的原子序数相差8，则周期序数一定相差1。 ( )
1．第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。下列有关这两种元素的说法错误的是( )
A．两种元素位于同一周期，均属于p区
B．116号元素价层电子排布式为7s27p4
C．114号元素的位置为第七周期第ⅡA族
D．114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大
2．(人教版选择性必修2内容改编)碲在生产中用途广泛，常用作石油裂化的催化剂、电镀液的光亮剂、玻璃的着色材料等。元素周期表中碲元素的数据如图所示。下列说法正确的是( )
52 Te
碲
5s25p4
127.6
A．碲元素在元素周期表中位于第五周期 ⅣA族
B．碲元素位于元素周期表的d区
C．碲原子5p能级有2个未成对电子
D．碲原子核外电子的空间运动状态有52种
“0族”法确定元素位置
(1)熟记0族元素的相应周期数和原子序数
元素符号 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
周期数 一 二 三 四 五 六 七
(2)确定主族元素在元素周期表中位置的方法：原子序数-最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
3．(1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为______________________________。
(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是_____________________。
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为_________。
(4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是________(填字母)。
元素周期律及其应用
1．元素周期律
2．主族元素的周期性变化规律
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
原子结构 电子层数 ________, 依次________
最外层电子数 依次增加 ________
原子半径 ____________(稀有气体除外) ____________
元素的性质 金属性 ____________ ____________
非金属性 ____________ ____________
主要化合价 一般，最高正价：____________，负化合价：____________ 最高正价数＝____________(O、F除外)，负化合价＝主族序数－8
化合物性质 最高价氧化物对应水化物 酸性逐渐________、碱性逐渐________ 酸性逐渐________、碱性逐渐________
气态氢化物 稳定性逐渐________、还原性逐渐________ 稳定性逐渐________、还原性逐渐________
离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐________，阴离子还原性逐渐________ 阳离子氧化性逐渐________，阴离子还原性逐渐________
3．电离能
(1)含义
第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的______________，符号：________，单位：________________。
(2)规律
①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈________的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素高得多。
②同族元素：从上到下第一电离能逐渐________。
③同种原子：逐级电离能越来越大。
(3)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；反之金属性越弱。
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，如钠元素的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，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
①同能层上逐级电离能逐渐增大，不同能层上的逐级电离能出现突跃。
②在比较电离能时要注意p、d、f上电子半充满、全充满、全空状态。
[示例] 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)。
I1 I2 I3 I4 ……
740 1 500 7 700 10 500 ……
(1)R的最高正化合价为__________，位于第________族。
(2)I3比I2大得多的理由是__________。
(3)若元素R位于第三周期，则基态R原子的价层电子排布式为________。
4．电负性
含义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对____________的吸引力越大
标准 以氟的电负性为____________和锂的电负性为____________作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)
变化规律 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1.8左右 一般来说，同周期从左到右，元素的电负性逐渐________，同主族从上到下，元素的电负性逐渐________
应用 判断元素金属性、非金属性强弱。一般电负性越大，非金属性越强，金属性越弱
判断化学键的类型。一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成________键；若差值小于1.7，通常形成______键。如Al、Cl原子间的电负性差＜1.7，Al—Cl为共价键
判断元素在化合物中的价态。元素电负性大(小)的多表现______(正)价。如ClO2中氯元素呈________价
5．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与__________的主族元素的有些性质是相似的，如，Be(OH)2与Al(OH)3具有两性。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强。 ( )
(2)非金属性越强，含氧酸的酸性越强。 ( )
(3)同一周期从左到右化合价从＋1递增到＋7。 ( )
(4)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。 ( )
(5)铝元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。 ( )
(6)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。 ( )
元素及其化合物性质递变性
1．(鲁科版必修第二册内容改编)甲~戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示；戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是( )
A．原子半径：丁>戊>乙
B．非金属性：戊>丁>丙
C．第一电离能：丙<丁<戊
D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
2．短周期主族元素X、Y、Z、Q、W的原子序数依次增大，其中基态X原子最外层2p轨道有两个未成对电子，Q的电负性为4.0，Z与W同主族且五种元素可形成如图所示的阴离子，下列说法正确的是( )
A．Z、W可形成多种化合物且均为非极性分子
B．第一电离能：Q>Z>Y>X
C．X和Y分别形成氢化物的沸点：前者低于后者
D．上述阴离子中，Y原子价层电子对数为4
电离能与电负性
3．(1)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为______________，第一电离能由大到小的顺序为______________。
(2)氢、氮、氧是重要的非金属元素，在新材料和新能源开发中有重要的作用。MH中基态H－的核外电子的电子云轮廓图呈________形。已知H－(g)===H(g)＋e－吸收的能量为73 kJ·mol-1，H(g)===H＋(g)＋e－吸收的能量为1 311 kJ·mol-1，则H－的第二电离能为____________________。
(3)磷及其化合物与人类生产、生活密切相关。如图表示碳、硅、磷元素的四级电离能变化趋势，其中表示磷的曲线是________(填标号)。
4．下面给出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 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)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)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性的最小范围是____________________________________________________________________。
(3)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
属于离子化合物的是________(填字母，下同)；
属于共价化合物的是________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是__________________________________________________________________
____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
(1)利用“半充满和全充满”可解释：①Cr、Cu基态原子核外电子排布式，Cr：[Ar]3d54s1，Cu：[Ar]3d104s1；②第一电离能反常大，如I1(N)>I1(O)；③稳定性强弱，如Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。
(2)元素的第一电离能与元素的电负性不完全一致，如I1：F>N>O，电负性：F>O>N。
(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
(4)同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性最大的是第ⅦA族元素。
金属性与非金属性强弱的判断
5．(2025·滨州模拟)下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是( )
选项,事实,结论
A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于 金属性：Ca>Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S>C
D t ℃时，Br2＋H2 2HBr K＝5.6×107 I2＋H2 2HI K＝43 非金属性：
Br>I6．下列实验操作不能达到实验目的的是( )
选项 实验操作 实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱续表
C 测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 比较碳、硫非金属性强弱
D Fe、Cu分别与稀盐酸反应 比较铁、铜的金属性强弱
元素金属性和非金属性强弱的判断方法
三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
粒子半径的比较
7．比较下列微粒半径的大小(用“>”或“<”填空)。
(1)Na________Mg________Cl。
(2)Li________Na________K。
(3)Na+________Mg2+________Al3+。
(4)F-________Cl-________Br-。
(5)Cl-________O2-________Na+______Mg2+。
(6)Fe2+________Fe3+。
“三看法”比较粒子半径大小
1．(2024·真题组合)下列说法正确的是________(填字母)。
A．(湖北卷)元素性质随着原子序数递增而呈周期性变化的规律称为元素周期律
B．(北京卷)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大
C．(北京卷)依据F、Cl、Br、I的氢化物分子中氢卤键的键能，可推断它们的热稳定性强弱
D．(贵州卷)锑(Sb)位于第五周期第ⅤA族，则其基态原子价层电子排布式是5s25p3
E．(广东卷)酸性：CF3COOH
Cl
F．(甘肃卷)原子半径：OG．(甘肃卷)第一电离能：C2．(2024·湖北卷)主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，Z的价电子所在能层有16个轨道，4种元素形成的化合物如图。下列说法正确的是( )
A．电负性：W>Y
B．酸性：W2YX3>W2YX4
C．基态原子的未成对电子数：W>X
D．氧化物溶于水所得溶液的pH：Z>Y
(1)X、Y、Z、W的第一电离能大小顺序为________________(用元素符号表示)。
(2)Y与X可以形成的化合物有__________(填分子式)。
(3)W与X形成化合物的分子式为________。
(4)X、Y形成的简单氢化物稳定性较强的为________(填分子式，下同)，还原性较强的为________。
3．(2024·真题组合)(1)(北京卷)Sn位于元素周期表的第5周期第ⅣA族。将Sn的基态原子最外层轨道表示式补充完整：
(2)(山东卷)Mn在元素周期表中位于第____周期________族；同周期中，基态原子未成对电子数比Mn多的元素是______________(填元素符号)。
(3)(湖南卷)Cu属于________区元素，其基态原子的价电子排布式为__________________。
(4)(安徽卷)Cu位于元素周期表第______周期第______族。
(5)(全国甲卷)ⅣA族元素基态原子核外未成对电子数为________，在与其他元素形成化合物时，呈现的最高化合价为________。
4．(1)(2022·河北卷)Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是__，
原因是________________________________________。
(2)(2022·全国甲卷)①基态F原子的价层电子排布图(轨道表示式)为__。
②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是________(填标号)，判断的根据是_________________________________________________；
第三电离能的变化图是________(填标号)。
第23讲 元素周期表 元素周期律(基础课)
考点一
[必备知识梳理]
1．核电荷数 核外电子数 质子数
2．原子序数 最外层电子数 电子层数
3．(1)2 8 8 18 18 32 32 2 10 18 36 54
(2)ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 8、9、10 18 (3)ⅠA族、ⅡA族 ns1~2 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6 ⅢB族~ⅦB族、Ⅷ族(镧系、锕系除外) ⅠB族、ⅡB族
4．(2)半导体 农药
易错辨析 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)√
[关键能力提升]
1．C [第114号元素和第116号元素分别位于第七周期第ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A、B正确，C错误；依据同周期原子半径递变规律判断114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大，D正确。]
2．C [基态碲原子价层电子排布式为5s25p4，在元素周期表中位于第五周期ⅥA族，位于元素周期表p区，A、B项错误；5p能级有4个电子，其中有2个未成对电子，C项正确；把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，因而空间运动状态种数等于轨道数，碲为52号元素，基态碲原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4，原子核外电子的空间运动状态有27种，D项错误。]
3．(1)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29
(2)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32
(3)y＝x＋m或y＝x＋n
(4)B
考点二
[必备知识梳理]
2．相同 增加 相同 逐渐减小 逐渐增大 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 ＋1→＋7 －4→－1 主族序数 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 减弱 增强 增强 减弱 减弱 增强
3．(1)最低能量 I1 kJ·mol-1 (2)增大 减小
示例 (1)＋2 ⅡA (2)I3是失去次外层的电子，但这层电子难以失去 (3)3s2
4．键合电子 4.0 1.0 小于 大于 变大 变小 离子 共价 负 ＋4
5．右下方
易错辨析 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)×
[关键能力提升]
1．C [戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸，则乙、戊不是0族元素，故五种元素位于第二、三周期，若戊为Cl，则甲为N，乙为F，丙为P，丁为S；若戊为S，则甲为C，乙为O，丙为Si，丁为P。第一电离能可能为丁<丙<戊或丙<戊<丁，C错误。]
2．D [短周期主族元素X、Y、Z、Q、W的原子序数依次增大，其中基态X原子最外层2p轨道有两个未成对电子，且五种元素可形成如题图所示的阴离子，根据阴离子结构可知Q形成1个共价键，Q的电负性为4.0，则Q为F元素；X参与4个共价键的形成，X为C元素；Z参与2个共价键的形成且原子序数比Q的小，Z为O元素；Y为N元素；Z与W同主族，W为S元素。]
3．解析：(2)MH中基态H-的核外电子排布式是1s2，故电子云轮廓图呈球形；H-HH+，故H-失去第二个电子所吸收的能量即为氢原子失去一个电子所吸收的能量。H-的第二电离能为H-失去第二个电子所吸收的能量，即H(g)===H+(g)＋e-吸收的能量，则H-的第二电离能为1 311 kJ·mol-1。(3)C、Si和P的基态原子的价层电子排布式分别为2s22p2、3s23p2、3s23p3，P失去的第四个电子是3s2电子，3s能级处于全充满状态，较难失去电子，故P的第三和第四电离能差值较大，故b曲线表示P。
答案：(1)Br>Se>As Br>As>Se (2)球 1 311 kJ·mol-1 (3)b
4．解析：(2)根据电负性的递变规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素电负性逐渐变小，可知在同周期中电负性：NaMg>Ca，最小范围应为0.9~1.5。(3)根据已知条件及表中数值：Li3N中元素的电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。
答案：(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 (2)0.9~1.5 (3)A BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物 (4)负 Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
5．C [H2SO3比H2CO3酸性强，但H2SO3不是S元素的最高价含氧酸，不能说明非金属性：S>C。]
6．B [MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，均产生白色沉淀，B符合题意。]
7．(1)> > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> > > (6)>
[高考真题 衍生变式]
1．ACDF
2．D [主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，Z的价电子所在能层有16个轨道，则Z有4个能层。根据这4种元素形成的化合物的结构可以推断，W、X、Y、Z分别为H、O、S、K。W和Y可以形成H2S，其中S显－2价，因此，电负性：S>H，A不正确；H2SO3是中强酸，而H2SO4是强酸，因此，在相同条件下，后者的酸性较强，B不正确；H只有1个电子，O的2p轨道上有4个电子，其中，有2个未成对电子，因此，基态原子的未成对电子数：O>H，C不正确；K的氧化物溶于水且与水反应生成强碱KOH，S的氧化物溶于水且与水反应生成H2SO3或H2SO4，因此，氧化物溶于水所得溶液的pH的大小关系为K>S，D正确。]
真题变式 (1)O>H>S>K (2)SO2、SO3 (3)H2O、H2O2 (4)H2O H2S
3．(1) (2)四 ⅦB Cr (3)ds 3d104s1
(4)四 ⅠB (5)2 ＋4
4．(1)Cu Cu的第一电离能比Zn的第一电离能小，但Cu失去1个电子后形成的Cu+的价电子排布为3d10，较难失去电子，Zn失去1个电子后形成的Zn+的价电子排布为3d104s1，较易失去1个电子达到稳定状态，Cu的第二电离能比Zn的第二电离能大
②a 同周期主族元素第一电离能从左到右呈增大的趋势，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 b
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第23讲 元素周期表 元素周期律(基础课)
第一篇 考点突破
第三部分 物质结构与性质
第五章 物质结构与性质
1．掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构(周期、族、区)及其应用。
2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3．以第ⅠA和第ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
5．熟悉常见元素的化合价，能根据化合价书写化学式，或根据化学式判断元素化合价。
6．了解电离能、电负性的含义，并能说明元素的某些性质。
考点一 元素周期表的结构及其应用
1．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。原子序数＝________＝__________＝______。
核电荷数
核外电子数
质子数
2．元素周期表的编排
原子序数
最外层电子数
电子层数
3．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行 7个周期)
短周期(三短) 长周期(四长)
序号 1 2 3 4 5 6 7
元素种数 __ __ __ __ __ __ __
0族元素 原子序数 __ __ __ __ __ 86 118
2
8
8
18
18
32
32
2
10
18
36
54
(2)族(18个纵列 16个族)
主族 列 1 2 13 14 15 16 17
族 ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
副族 列 3 4 5 6 7 11 12
族 ___ ___ ___ ___ ___ ___ ___
Ⅷ族 第________ 3个纵列
0族 第__纵列
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
8、9、10
18
(3)分区与价层电子排布式
分区 元素分布 价层电子排布式 特点
s区 ____________ _______ 除氢外都是活泼金属元素
p区 ________________ ___________ (He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
ⅠA族、ⅡA族
ns1~2
ⅢA族~ⅦA族、0族
ns2np1~6
分区 元素分布 价层电子排布式 特点
d区 ________________________________ (n－1)d1～9ns1～2 (Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区 ____________ (n－1)d10ns1～2 金属元素
ⅢB族~ⅦB族、Ⅷ族
(镧系、锕系除外)
ⅠB族、ⅡB族
分区 元素分布 价层电子排布式 特点
f区 镧系、锕系 (各15种) (n－2)f 0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近、锕系元素化学性质相近
违背构造原理的常见元素有Cr(3d54s1)、Mo(4d55s1)、Cu(3d104s1)、Ag(4d105s1)、Au(5d106s1)、Pd(4d10)。
4．元素周期表的三大应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料
半导体
农药
(3)用于工农业生产
探矿(地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对其有指导意义)、研制农药材料等。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)包含元素种数最多的族是第ⅠA族。 ( )
(2)原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素。 ( )
(3)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。 ( )
(4)第ⅠA族元素都是碱金属元素，在化学反应中均易失去1个电子。
( )
(5)过渡元素都是金属元素，且均由副族元素组成。 ( )
(6)两种短周期元素的原子序数相差8，则周期序数一定相差1。 ( )
×
×
×
×
√
√
1．第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。下列有关这两种元素的说法错误的是( )
A．两种元素位于同一周期，均属于p区
B．116号元素价层电子排布式为7s27p4
C．114号元素的位置为第七周期第ⅡA族
D．114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大
√
C [第114号元素和第116号元素分别位于第七周期第ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A、B正确，C错误；依据同周期原子半径递变规律判断114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大，D正确。]
2．(人教版选择性必修2内容改编)碲在生产中用途广泛，常用作石油裂化的催化剂、电镀液的光亮剂、玻璃的着色材料等。元素周期表中碲元素的数据如图所示。下列说法正确的是( )
A．碲元素在元素周期表中位于第五周期 ⅣA族
B．碲元素位于元素周期表的d区
C．碲原子5p能级有2个未成对电子
D．碲原子核外电子的空间运动状态有52种
√
C [基态碲原子价层电子排布式为5s25p4，在元素周期表中位于第五周期ⅥA族，位于元素周期表p区，A、B项错误；5p能级有4个电子，其中有2个未成对电子，C项正确；把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，因而空间运动状态种数等于轨道数，碲为52号元素，基态碲原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4，原子核外电子的空间运动状态有27种，D项错误。]
“0族”法确定元素位置
(1)熟记0族元素的相应周期数和原子序数
元素符号 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
周期数 一 二 三 四 五 六 七
(2)确定主族元素在元素周期表中位置的方法：原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
3．(1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为______________________
___________。
(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是_________________________。
n＝m＋5、n＝m＋15、
n＝m＋29
x＋2、x＋8、x＋18、x＋32
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为_________________________。
(4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是________(填字母)。
y＝x＋m或y＝x＋n
B
考点二 元素周期律及其应用
1．元素周期律
2．主族元素的周期性变化规律
内容 同周期 (从左到右) 同主族
(从上到下)
原子 结构 电子层数 ____ 依次____
最外层电子数 依次增加 ____
原子半径 ________ (稀有气体除外) ________
相同
增加
相同
逐渐减小
逐渐增大
内容 同周期 (从左到右) 同主族
(从上到下)
元素的性质 金属性 ________ ________
非金属性 ________ ________
主要化合价 一般，最高正价： __________，负化合价：____________ 最高正价数＝
________(O、F除外)，
负化合价＝主族序数
－8
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
＋1→＋7
－4→－1
主族序数
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
化合物性质 最高价氧化物对应 水化物 酸性逐渐____、 碱性逐渐____ 酸性逐渐____、
碱性逐渐____
气态氢化物 稳定性逐渐____、 还原性逐渐____ 稳定性逐渐____、
还原性逐渐____
离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐____，阴离子还原性逐渐____ 阳离子氧化性逐渐____，阴离子还原性逐渐____
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
减弱
增强
3．电离能
(1)含义
第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的________，符号：________，单位：__________。
最低能量
I1
kJ·mol－1
(2)规律
①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈____的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素高得多。
②同族元素：从上到下第一电离能逐渐____。
③同种原子：逐级电离能越来越大。
增大
减小
(3)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；反之金属性越弱。
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，如钠元素的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，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
①同能层上逐级电离能逐渐增大，不同能层上的逐级电离能出现突跃。
②在比较电离能时要注意p、d、f上电子半充满、全充满、全空状态。
[示例] 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)。
I1 I2 I3 I4 ……
740 1 500 7 700 10 500 ……
(1)R的最高正化合价为________，位于第________族。
(2)I3比I2大得多的理由是_____________________________________
________________________________________________________。
＋2
ⅡA
I3是失去次外层的电子，但这层电子难以失去
(3)若元素R位于第三周期，则基态R原子的价层电子排布式为______________。
3s2
4．电负性
含义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对________的吸引力越大
标准 以氟的电负性为____和锂的电负性为____作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)
键合电子
4.0
1.0
变化规律 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1.8左右
一般来说，同周期从左到右，元素的电负性逐渐____，同主族从上到下，元素的电负性逐渐____
小于
大于
变大
变小
应用 判断元素金属性、非金属性强弱。一般电负性越大，非金属性越强，金属性越弱
判断化学键的类型。一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成____键；若差值小于1.7，通常形成____键。如Al、Cl原子间的电负性差＜1.7，Al—Cl为共价键
判断元素在化合物中的价态。元素电负性大(小)的多表现___
(正)价。如ClO2中氯元素呈___价
离子
共价
负
＋4
5．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与______的主族元素的有些性质是
相似的，如 ，Be(OH)2与Al(OH)3具有两性。
右下方
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强。 ( )
(2)非金属性越强，含氧酸的酸性越强。 ( )
(3)同一周期从左到右化合价从＋1递增到＋7。 ( )
(4)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。 ( )
(5)铝元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。 ( )
(6)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。 ( )
×
×
×
×
×
×
考向1 元素及其化合物性质递变性
1．(鲁科版必修第二册内容改编)甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示；戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是( )
A．原子半径：丁>戊>乙
B．非金属性：戊>丁>丙
C．第一电离能：丙<丁<戊
D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
√
C [戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸，则乙、戊不是0族元素，故五种元素位于第二、三周期，若戊为Cl，则甲为N，乙为F，丙为P，丁为S；若戊为S，则甲为C，乙为O，丙为Si，丁为P。第一电离能可能为丁<丙<戊或丙<戊<丁，C错误。]
2．短周期主族元素X、Y、Z、Q、W的原子序数依次增大，其中基态X原子最外层2p轨道有两个未成对电子，Q的电负性为4.0，Z与W同主族且五种元素可形成如图所示的阴离子，下列说法正确的是( )
A．Z、W可形成多种化合物且均为非极性分子
B．第一电离能：Q>Z>Y>X
C．X和Y分别形成氢化物的沸点：前者低于后者
D．上述阴离子中，Y原子价层电子对数为4
√
D [短周期主族元素X、Y、Z、Q、W的原子序数依次增大，其中基态X原子最外层2p轨道有两个未成对电子，且五种元素可形成如题图所示的阴离子，根据阴离子结构可知Q形成1个共价键，Q的电负性为4.0，则Q为F元素；X参与4个共价键的形成，X为C元素；Z参与2个共价键的形成且原子序数比Q的小，Z为O元素；Y为N元素；Z与W同主族，W为S元素。]
考向2 电离能与电负性
3．(1)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为_____________，第一电离能由大到小的顺序为______________。
(2)氢、氮、氧是重要的非金属元素，在新材料和新能源开发中有重要的作用。MH中基态H－的核外电子的电子云轮廓图呈________形。已知H－(g) ===H(g)＋e－吸收的能量为73 kJ·mol-1，H(g) ===H＋(g)＋e－吸收的能量为1 311 kJ·mol-1，则H－的第二电离能为____________________。
Br>Se>As
Br>As>Se
球
1 311 kJ·mol-1
(3)磷及其化合物与人类生产、生活密切相关。如图表示碳、硅、磷元素的四级电离能变化趋势，其中表示磷的曲线是________(填标号)。
b
[解析] (2)MH中基态H－的核外电子排布式是1s2，故电子云轮廓图呈球形；H－HH＋，故H－失去第二个电子所吸收的能量即为氢原子失去一个电子所吸收的能量。H－的第二电离能为H－失去第二个电子所吸收的能量，即H(g) ===H＋(g)＋e－吸收的能量，则H－的第二电离能为1 311 kJ·mol-1。(3)C、Si和P的基态原子的价层电子排布式分别为2s22p2、3s23p2、3s23p3，P失去的第四个电子是3s2电子，3s能级处于全充满状态，较难失去电子，故P的第三和第四电离能差值较大，故b曲线表示P。
4．下面给出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 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)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)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性的最小范围是________________________________________________________。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
0.9～1.5
(3)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
属于离子化合物的是________(填字母，下同)；
属于共价化合物的是________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________
________________________________________________________。
A
BCD
测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是_______________________________________________。
负
Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
[解析] (2)根据电负性的递变规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素电负性逐渐变小，可知在同周期中电负性：NaMg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。(3)根据已知条件及表中数值：Li3N中元素的电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电，离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。
(1)利用“半充满和全充满”可解释：①Cr、Cu基态原子核外电子排布式，Cr：[Ar]3d54s1，Cu：[Ar]3d104s1；②第一电离能反常大，如I1(N)＞I1(O)；③稳定性强弱，如Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。
(2)元素的第一电离能与元素的电负性不完全一致，如I1：F>N>O，电负性：F>O>N。
(3)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
(4)同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性最大的是第ⅦA族元素。
考向3 金属性与非金属性强弱的判断
5．(2025·滨州模拟)下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是( )
选项 事实 结论
A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca>Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S>C
D t ℃时，Br2＋H22HBr K＝5.6×107 I2＋H22HI K＝43 非金属性：Br>I
√
C [H2SO3比H2CO3酸性强，但H2SO3不是S元素的最高价含氧酸，不能说明非金属性：S>C。]
6．下列实验操作不能达到实验目的的是( )
选项 实验操作 实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱
C 测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 比较碳、硫非金属性强弱
D Fe、Cu分别与稀盐酸反应 比较铁、铜的金属性强弱
√
B [MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，均产生白色沉淀，B符合题意。]
元素金属性和非金属性强弱的判断方法
三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
考向4 粒子半径的比较
7．比较下列微粒半径的大小(用“>”或“<”填空)。
(1)Na________Mg________Cl。
(2)Li________Na________K。
(3)Na＋________Mg2+________Al3+。
(4)F－________Cl－________Br－。
(5)Cl－________O2-________Na＋________Mg2+。
(6)Fe2+________Fe3+。
>
>
<
<
>
>
<
<
>
>
>
>
“三看法”比较粒子半径大小
高考真题 衍生变式
1．(2024·真题组合)下列说法正确的是________(填字母)。
A．(湖北卷)元素性质随着原子序数递增而呈周期性变化的规律称为元素周期律
B．(北京卷)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大
C．(北京卷)依据F、Cl、Br、I的氢化物分子中氢卤键的键能，可推断它们的热稳定性强弱
D．(贵州卷)锑(Sb)位于第五周期第ⅤA族，则其基态原子价层电子排布式是5s25p3
E．(广东卷)酸性：CF3COOHCl
F．(甘肃卷)原子半径：OG．(甘肃卷)第一电离能：CACDF
2．(2024·湖北卷)主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，Z的价电子所在能层有16个轨道，4种元素形成的化合物如图。下列说法正确的是( )
A．电负性：W>Y
B．酸性：W2YX3>W2YX4
C．基态原子的未成对电子数：W>X
D．氧化物溶于水所得溶液的pH：Z>Y
√
D [主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，Z的价电子所在能层有16个轨道，则Z有4个能层。根据这4种元素形成的化合物的结构可以推断，W、X、Y、Z分别为H、O、S、K。W和Y可以形成H2S，其中S显－2价，因此，电负性：S>H，A不正确；H2SO3是中强酸，而H2SO4是强酸，因此，在相同条件下，后者的酸性较强，B不正确；H只有1个电子，O的2p轨道上有4个电子，其中，有2个未成对电子，因此，基态原子的未成对电子数：O>H，C不正确；K的氧化物溶于水且与水反应生成强碱KOH，S的氧化物溶于水且与水反应生成H2SO3或H2SO4，因此，氧化物溶于水所得溶液的pH的大小关系为K>S，D正确。]
(1)X、Y、Z、W的第一电离能大小顺序为________________(用元素符号表示)。
(2)Y与X可以形成的化合物有__________(填分子式)。
(3)W与X形成化合物的分子式为____________。
(4)X、Y形成的简单氢化物稳定性较强的为________(填分子式，下同)，还原性较强的为________。
O>H>S>K
SO2、SO3
H2O、H2O2
H2O
H2S
3．(2024·真题组合)(1)(北京卷)Sn位于元素周期表的第5周期第ⅣA
族。将Sn的基态原子最外层轨道表示式补充完整：
(2)(山东卷)Mn在元素周期表中位于第____周期________族；同周期中，基态原子未成对电子数比Mn多的元素是______________(填元素符号)。
四
ⅦB
Cr
(3)(湖南卷)Cu属于________区元素，其基态原子的价电子排布式为__________________。
(4)(安徽卷)Cu位于元素周期表第______周期第______族。
(5)(全国甲卷)ⅣA族元素基态原子核外未成对电子数为________，在与其他元素形成化合物时，呈现的最高化合价为________。
ds
3d104s1
四
ⅠB
2
＋4
4．(1)(2022·河北卷)Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是___________，原因是________________________________
_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)(2022·全国甲卷)①基态F原子的价层电子排布图(轨道表示式)为
___________________。
Cu
Cu的第一电离能比Zn的第一电离能小，但Cu失去1个电子后形成的Cu＋的价电子排布为3d10，较难失去电子，Zn失去1个电子后形成的Zn＋的价电子排布为3d104s1，较易失去1个电子达到稳定状态，Cu的第二电离能比Zn的第二电离能大
②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是________(填标号)，判断的根据是______________________________________________________
__________________________________________________________
______________________________；
a
同周期主族元素第一电离能从左到右呈增大的趋势，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高
第三电离能的变化图是________(填标号)。
b
课时数智作业(二十三) 元素周期表 元素周期律
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(每小题只有一个选项正确，每小题3分，共18分)
1．(人教版选择性必修2内容改编)闪烁着银白色光泽的金属钛(22Ti)因具有密度小、强度大、无磁性等优良的机械性能，被广泛应用于军事、医学等领域，号称“崛起的第三金属”。已知48Ti、49Ti、50Ti等核素，下列关于钛的叙述错误的是( )
(建议用时：40分钟 总分：50分)
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
A．上述钛原子中，中子数不可能为22
B．钛元素在周期表中处于第四周期
C．钛的不同核素在周期表中处于不同的位置
D．钛元素是d区的过渡元素
√
C [钛的不同核素的质子数相同，在周期表中处于同一位置，C项错误。]
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
2．(鲁科版必修第二册内容改编)元素周期表的形式有多种，如图是“金字塔”式的元素周期表(部分)，图中标有几种元素的位置，下列说法不正确的是( )
A．c在元素周期表中的位置是第二周期第ⅥA族
B．b、d、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性
依次增强
C．ba4与f元素的单质在一定条件下可发生化学反应
D．灰色部分完全由长周期元素构成，族后面都需要标B
√
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
D [“金字塔”式元素周期表的实质是将原元素周期表的空隙部分进行删除形成的，与原元素周期表没有本质的区别，第一行是第一周期元素，第二行是第二周期元素，依此类推，同行自左而右元素顺序与原元素周期表相同，则a为H，b为C，c为O，e为Na，d为S，f为Cl。灰色部分中第四、五周期中第8、9、10列是第Ⅷ族元素，不需要标B，D项错误。]
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
3．(人教版选择性必修2内容改编)X、Y、Z、W、P、Q为短周期元素，其中Y的原子序数最小，它们的最高正价与原子半径关系如图所示。下列说法正确的是( )
A．Y在元素周期表中位于p区
B．第一电离能：Z>P>Q>X
C．氧化物对应水化物的酸性：Q>P>Z
D．电负性：Q>P>Z
√
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
D [由题干及图示信息可知，Y为＋2价，原子序数最小，Y为Be；X为＋1价，在几种元素中原子半径最大，故X为Na；Z为＋4价，原子半径大于Be，故Z为Si；W为＋5价，原子半径小于Be，故W为N；P为＋6价，故P为S；Q为＋7价，故Q为Cl。Be是第二周期第ⅡA族元素，在元素周期表中位于s区，A错误；第一电离能：Cl>S>Si>Na，B错误；氧化物对应水化物不一定是最高价氧化物的水化物，无法比较酸性，如H2SO4>HClO，C错误。]
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
4．(2025·北京怀柔区模拟)下列有关性质的比较，能用元素周期律解释的是( )
A．熔点：SiO2>CO2
B．酸性：H2SO3>H2CO3
C．碱性：NaOH>LiOH
D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
√
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
C [熔点的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体，SiO2为共价晶体，CO2为分子晶体，则熔点：SiO2> CO2，不能用元素周期律解释，A错误；元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性：S>C，则酸性：H2SO4> H2CO3，H2SO3不是S元素的最高价氧化物对应的水化物，因此酸性：H2SO3> H2CO3，不能用元素周期律解释，B错误；元素的金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性：Na>Li，则碱性：NaOH>LiOH，能用元素周期律解释，C正确；碳酸氢盐易分解，碳酸盐难分解，则热稳定性：Na2CO3>NaHCO3，不能用元素周期律解释，D错误。]
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
5．(2025·沧州模拟)X、Y、Z、Q、R为前20号元素，原子序数依次增大。实验室制备YX3的反应为2YX4Q＋R(ZX)2RQ2＋2YX3＋2X2Z，YX3遇浓盐酸会产生白烟。下列说法错误的是( )
A．原子半径：R>Q>Z
B．第一电离能：Z>Y>X
C．简单氢化物的沸点：Z>Y
D．电负性：Z>Y>X
√
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
B [NH3遇浓盐酸会产生白烟，实验室制氨的化学方程式为2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋2H2O＋CaCl2，则可推出X、Y、Z、Q、R分别为H、N、O、Cl、Ca。电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：Ca>Cl>O，A项正确；同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，ⅡA族、ⅤA族元素原子的第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：N>O>H，B项错误；常温下水是液态，氨是气态，简单氢化物的沸点：H2O>NH3，C项正确；元素非金属性越强，电负性越大，电负性：O>N>H，D项正确。]
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
6．(2025·岳阳模拟)(YX4)2W2Z4常用作沉淀滴定分析试剂。X是原子半径最小的元素，Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4，Z元素的电负性仅次于氟元素，W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同。下列说法正确的是( )
A．简单氢化物的稳定性：Y>Z
B．电负性：Z>Y>W>X
C．第一电离能：Z>Y>W
D．Y原子核外电子有7种空间运动状态
√
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
B [X是原子半径最小的元素，则X为H，Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4，即电子排布式为1s22s22p3，则Y为N，Z元素的电负性仅次于氟元素，则Z为O，W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同，则W为C，化合物(YX4)2W2Z4为(NH4)2C2O4。A．简单氢化物的稳定性：H2O>NH3即YO>C，即Y>Z>W，错误；D．空间运动状态就是原子轨道，N原子中有5种原子轨道，错误。]
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
7．(12分)(1)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，分子中元素电负性由大到小的顺序是____________________________(填元素符号，下同)。(2分)
(2)NH4H2PO4中，电负性最大的元素是________，第一电离能最大的是________。(2分)
(3)Li＋与H－具有相同的电子层结构，r(Li＋)小于r(H－)，原因是
__________________________________________________。(2分)
N>H>B
O
N
Li＋的核电荷数较大，吸引电子能力强，半径较小
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(4)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol-1、INi＝1 753 kJ·mol-1，ICu>INi的原因是__________________________________
_______________________________________________。(2分)
(5)Ge、As、Se的第一电离能由大到小的顺序为____________，电负性由大到小的顺序为________________。(4分)
Cu＋的3d轨道全充满，能量低，处于
较稳定状态
As>Se>Ge
Se>As>Ge
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
8．(4分)表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(1)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
电离能/(kJ·mol-1) 元素
o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
比较两元素的I2、I3可知，气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难。对此，你的解释是______________________________
___________________________________________________。(2分)
Mn2+的3d轨道电子排布为半充满
状态，比较稳定
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(2)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是________(填图1中的序号)。(1分)
2
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(3)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是________(填元素符号)。(1分)
Al
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
9．(16分)X、Y、Z、W为元素周期表前四周期的元素，原子序数依次增大，X原子核外有6种不同运动状态的电子，Y原子基态时的2p原子轨道上有3个未成对的电子；Z有多种氧化物，其中一种红棕色氧化物可作涂料；W位于第四周期，其原子最外层只有1个电子，且内层都处于全充满状态。回答下列问题：
(1)X在元素周期表中的位置是______________________________；
Y的最高价氧化物对应水化物与Y的最简单气态氢化物反应的化学方程式是_______________________________________。(3分)
第二周期第ⅣA族
HNO3＋NH3===NH4NO3
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(2)四种元素的第一电离能由小到大的顺序为_______________(用元素符号表示)。(2分)
(3)X、Y最简单气态氢化物的稳定性：X________(填“大于”或“小于”)Y。(1分)
(4)Z原子基态时的核外电子排布式为________________________。(2分)
Fe小于
1s22s22p63s23p63d64s2
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
(5)W位于元素周期表的________区，与W处于同一周期且最外层电子数相同的元素的基态原子共有________种，这些元素分别为____________(填元素符号)。(4分)
(6)在发生焰色试验时，W的4s电子会跃迁到4p轨道，写出此激发态W原子的价层电子排布式：________________。(1分)
(7)与W位于同一周期且含有相同未成对电子数的过渡元素为________(填元素符号)，属于第________族，在________区。(3分)
ds
2
K、Cr
3d104p1
Sc
ⅢB
d
题号
1
3
5
2
4
6
8
7
9
[解析] X原子核外有6种不同运动状态的电子，则X是碳元素；Y原子基态时的2p原子轨道上有3个未成对的电子，则Y是氮元素；Z有多种氧化物，其中一种红棕色氧化物可作涂料是氧化铁，则Z是铁元素；W位于第四周期，其原子最外层只有1个电子，且内层都处于全充满状态，符合条件的是铜元素。
谢 谢 ！课时数智作业(二十三) 元素周期表 元素周期律
(建议用时：40分钟 总分：50分)
(每小题只有一个选项正确，每小题3分，共18分)
1．(人教版选择性必修2内容改编)闪烁着银白色光泽的金属钛(22Ti)因具有密度小、强度大、无磁性等优良的机械性能，被广泛应用于军事、医学等领域，号称“崛起的第三金属”。已知48Ti、49Ti、50Ti等核素，下列关于钛的叙述错误的是( )
A．上述钛原子中，中子数不可能为22
B．钛元素在周期表中处于第四周期
C．钛的不同核素在周期表中处于不同的位置
D．钛元素是d区的过渡元素
2．(鲁科版必修第二册内容改编)元素周期表的形式有多种，如图是“金字塔”式的元素周期表(部分)，图中标有几种元素的位置，下列说法不正确的是( )
A．c在元素周期表中的位置是第二周期第ⅥA族
B．b、d、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
C．ba4与f元素的单质在一定条件下可发生化学反应
D．灰色部分完全由长周期元素构成，族后面都需要标B
3．(人教版选择性必修2内容改编)X、Y、Z、W、P、Q为短周期元素，其中Y的原子序数最小，它们的最高正价与原子半径关系如图所示。下列说法正确的是( )
A．Y在元素周期表中位于p区
B．第一电离能：Z>P>Q>X
C．氧化物对应水化物的酸性：Q>P>Z
D．电负性：Q>P>Z
4．(2025·北京怀柔区模拟)下列有关性质的比较，能用元素周期律解释的是( )
A．熔点：SiO2>CO2
B．酸性：H2SO3>H2CO3
C．碱性：NaOH>LiOH
D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
5．(2025·沧州模拟)X、Y、Z、Q、R为前20号元素，原子序数依次增大。实验室制备YX3的反应为2YX4Q＋R(ZX)2RQ2＋2YX3＋2X2Z，YX3遇浓盐酸会产生白烟。下列说法错误的是( )
A．原子半径：R>Q>Z
B．第一电离能：Z>Y>X
C．简单氢化物的沸点：Z>Y
D．电负性：Z>Y>X
6．(2025·岳阳模拟)(YX4)2W2Z4常用作沉淀滴定分析试剂。X是原子半径最小的元素，Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4，Z元素的电负性仅次于氟元素，W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同。下列说法正确的是( )
A．简单氢化物的稳定性：Y>Z
B．电负性：Z>Y>W>X
C．第一电离能：Z>Y>W
D．Y原子核外电子有7种空间运动状态
7．(12分)(1)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，分子中元素电负性由大到小的顺序是____________________________(填元素符号，下同)。(2分)
(2)NH4H2PO4中，电负性最大的元素是________，第一电离能最大的是________。(2分)
(3)Li+与H-具有相同的电子层结构，r(Li+)小于r(H-)，原因是__________________________________________。(2分)
(4)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol-1、INi＝1 753 kJ·mol-1，ICu>INi的原因是_______________________________________。(2分)
(5)Ge、As、Se的第一电离能由大到小的顺序为________________，电负性由大到小的顺序为________________。(4分)
8．(4分)表1是元素周期表的一部分，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)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
电离能/(kJ·mol-1) 元素
o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
比较两元素的I2、I3可知，气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难。对此，你的解释是_____________________________________________。(2分)
(2)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是________(填图1中的序号)。(1分)
(3)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是________(填元素符号)。(1分)
9．(16分)X、Y、Z、W为元素周期表前四周期的元素，原子序数依次增大，X原子核外有6种不同运动状态的电子，Y原子基态时的2p原子轨道上有3个未成对的电子；Z有多种氧化物，其中一种红棕色氧化物可作涂料；W位于第四周期，其原子最外层只有1个电子，且内层都处于全充满状态。回答下列问题：
(1)X在元素周期表中的位置是____________________________________；
Y的最高价氧化物对应水化物与Y的最简单气态氢化物反应的化学方程式是_____________________________________________。(3分)
(2)四种元素的第一电离能由小到大的顺序为__________________(用元素符号表示)。(2分)
(3)X、Y最简单气态氢化物的稳定性：X________(填“大于”或“小于”)Y。(1分)
(4)Z原子基态时的核外电子排布式为_________________________。(2分)
(5)W位于元素周期表的_______________区，与W处于同一周期且最外层电子数相同的元素的基态原子共有________种，这些元素分别为____________(填元素符号)。(4分)
(6)在发生焰色试验时，W的4s电子会跃迁到4p轨道，写出此激发态W原子的价层电子排布式：________________。(1分)
(7)与W位于同一周期且含有相同未成对电子数的过渡元素为________(填元素符号)，属于第________族，在________区。(3分)
课时数智作业(二十三)
1．C [钛的不同核素的质子数相同，在周期表中处于同一位置，C项错误。]
2．D [“金字塔”式元素周期表的实质是将原元素周期表的空隙部分进行删除形成的，与原元素周期表没有本质的区别，第一行是第一周期元素，第二行是第二周期元素，依此类推，同行自左而右元素顺序与原元素周期表相同，则a为H，b为C，c为O，e为Na，d为S，f为Cl。灰色部分中第四、五周期中第8、9、10列是第Ⅷ族元素，不需要标B，D项错误。]
3．D [由题干及图示信息可知，Y为＋2价，原子序数最小，Y为Be；X为＋1价，在几种元素中原子半径最大，故X为Na；Z为＋4价，原子半径大于Be，故Z为Si；W为＋5价，原子半径小于Be，故W为N；P为＋6价，故P为S；Q为＋7价，故Q为Cl。Be是第二周期第ⅡA族元素，在元素周期表中位于s区，A错误；第一电离能：Cl>S>Si>Na，B错误；氧化物对应水化物不一定是最高价氧化物的水化物，无法比较酸性，如H2SO4>HClO，C错误。]
4．C [熔点的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体，SiO2为共价晶体，CO2为分子晶体，则熔点：SiO2> CO2，不能用元素周期律解释，A错误；元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性：S>C，则酸性：H2SO4> H2CO3，H2SO3不是S元素的最高价氧化物对应的水化物，因此酸性：H2SO3> H2CO3，不能用元素周期律解释，B错误；元素的金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性：Na>Li，则碱性：NaOH>LiOH，能用元素周期律解释，C正确；碳酸氢盐易分解，碳酸盐难分解，则热稳定性：Na2CO3>NaHCO3，不能用元素周期律解释，D错误。]
5．B [NH3遇浓盐酸会产生白烟，实验室制氨的化学方程式为2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋2H2O＋CaCl2，则可推出X、Y、Z、Q、R分别为H、N、O、Cl、Ca。电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：Ca>Cl>O，A项正确；同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，ⅡA族、ⅤA族元素原子的第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：N>O>H，B项错误；常温下水是液态，氨是气态，简单氢化物的沸点：H2O>NH3，C项正确；元素非金属性越强，电负性越大，电负性：O>N>H，D项正确。]
6．B [X是原子半径最小的元素，则X为H，Y的基态原子中单电子与成对电子个数比为3∶4，即电子排布式为1s22s22p3，则Y为N，Z元素的电负性仅次于氟元素，则Z为O，W原子电子总数与Z原子的最外层电子数相同，则W为C，化合物(YX4)2W2Z4为(NH4)2C2O4。A．简单氢化物的稳定性：H2O>NH3即YO>C，即Y>Z>W，错误；D．空间运动状态就是原子轨道，N原子中有5种原子轨道，错误。]
7．(1)N>H>B (2)O N (3)Li+的核电荷数较大，吸引电子能力强，半径较小 (4)Cu+的3d轨道全充满，能量低，处于较稳定状态 (5)As>Se>Ge Se>As>Ge
8．(1)Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定 (2)2 (3)Al
9．解析：X原子核外有6种不同运动状态的电子，则X是碳元素；Y原子基态时的2p原子轨道上有3个未成对的电子，则Y是氮元素；Z有多种氧化物，其中一种红棕色氧化物可作涂料是氧化铁，则Z是铁元素；W位于第四周期，其原子最外层只有1个电子，且内层都处于全充满状态，符合条件的是铜元素。
答案：(1)第二周期第ⅣA族 HNO3＋NH3===NH4NO3 (2)Fe1/1