第29讲 元素周期表 元素的性质
[复习目标] 1.能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。能列举元素周期律(表)的应用。2.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
1.元素周期表的编排原则
(1)周期：把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成的横行。
(2)族：把不同横行中 相同的元素，按 的顺序从上而下排成的纵列。
2.原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系
原子的最大能层数=周期序数。
(2)原子结构与族的关系
族 价层电子排布式 规律
主族 ⅠA、ⅡA 价层电子数=族序数
ⅢA~ⅦA
0族 (He除外) 最外层电子数=8
副族 ⅠB、ⅡB 最外层ns轨道上的电子数=族序数
ⅢB~ⅦB (镧系、锕系除外) 价层电子数=族序数
Ⅷ (钯除外) 除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列
(3)元素周期表的分区
各区价层电子排布特点
分区 价层电子排布
s区 ns1~2
p区 ns2np1~6(除He外)
d区 (n-1)d1~9ns1~2(除钯外)
ds区 (n-1)d10ns1~2
f区 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
(4)金属和非金属的分界线
①分界线：沿着元素周期表中 与 的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为 ，分界线右上方为 。
③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的 ，又能表现出一定的 。
3.元素周期表的应用
(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
1.元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素( )
2.第ⅠA族全部是金属元素( )
3.两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1( )
4.价层电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素( )
一、元素周期表的结构
1.请在下表中画出元素周期表的轮廓， 并在表中按要求完成下列问题：
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113~117号元素的位置。
2.(1)铝元素在周期表中的位置是 。
(2)已知X为第ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA族元素，写出Y的原子序数b= (用含a的代数式表示)。
二、元素周期表的应用
3.按要求回答下列问题。
(1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，在元素周期表中，砷元素位于第 周期第 族。
(2)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们的价层电子排布式和元素符号：
①第四周期第ⅣB族 ；
②第五周期第ⅦA族 。
(3)某元素M2+的3d轨道上有5个电子，则
①M原子的核外电子排布式为 。
②M元素在元素周期表中的位置为第 周期。
4.A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为 (填元素符号)。
考点二 元素周期律 电离能、电负性
1.元素周期律
2.主族元素周期性变化规律
(1)熟记四个重要的关系
①电子层数=周期数；
②最外层电子数=主族序数；
③主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)；
④主族元素的最低负化合价=主族序数-8。
(2)周期表中同周期元素性质的递变规律
同周期元素从左到右，核电荷数依次 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引能力依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，第一电离能和电负性呈 趋势，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
(3)周期表中同主族元素性质的递变规律
同主族元素从上到下，电子层数依次 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引能力依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，第一电离能和电负性呈 趋势，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
(4)比较元素金属性、非金属性强弱的常用方法
金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性 ①与H2化合越容易，简单氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
[应用举例]
根据元素周期律比较下列各组性质(填“>”或“<”)：
(1)金属性：K Na Mg；
非金属性：F O S。
(2)碱性：Mg(OH)2 Ca(OH)2 KOH。
(3)酸性：HClO4 H2SO4 HClO。
(4)热稳定性：NH3 H2O HF。
(5)还原性：HBr HCl，I- S2-。
(5)原子或离子半径比较
①“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
②“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
③“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
[应用举例]
比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)：
(1)Na Mg Cl。
(2)Li Na K。
(3)F- Cl- Br-。
(4)Cl- O2- Na+ Mg2+。
(5)Fe2+ Fe3+。
3.电离能
(1)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：从左到右，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出现反常。
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(即I1
(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。
4.电负性
5.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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。
例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。
1.I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强( )
2.元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强( )
3.元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( )
4.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( )
5.在形成化合物时，电负性越大的元素越容易显正价( )
一、应用元素周期律的定性判断
1.(2024·江苏连云港一模)元素N、P、As位于周期表中第ⅤA族。下列说法正确的是( )
A.原子半径：r(N)>r(P)>r(As)
B.第一电离能：I1(N)C.NH3、PH3、AsH3的键角逐渐增大
D.HNO3、H3PO4、H3AsO4的酸性逐渐减弱
2.已知aAn+、bB(n+1)+、cCn-、dD(n+1)-是具有相同电子层结构的离子。下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是( )
A.离子半径：An+>B(n+1)+>Cn->D(n+1)-
B.原子序数：a>b>c>d
C.原子半径：A>B>D>C
D.四种元素一定均属于短周期元素
3.(2024·上海宝山高三模拟)S与Cl为同一周期元素，下列事实正确且能比较两者非金属性强弱的是( )
A.热稳定性：H2S>HCl
B.酸性：HCl>H2SO3
C.氢化物的沸点：H2S>HCl
D.将氯气通入Na2S溶液中，观察到有淡黄色沉淀产生
4.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、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu分别放入稀盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
二、电离能、电负性的应用
5.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 ……
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.R的最高正价为+3价
B.R元素位于元素周期表中第ⅡB族
C.R元素第一电离能大于同周期相邻元素
D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
6.根据信息回答下列问题：
一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
电负 性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围： 。
(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系： 。
(3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物：
AlF3 ，AlCl3 ， AlBr3 。
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显 (填“正”或“负”)价，理由是 。
答题规范(3) 电离能大小比较
1.电离能与原子结构
答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B， 故第一电离能A小于B。
2.电离能与半充满、全充满
答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1.[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： 。
2.[2022·河北，17(2)]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 。
3.如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。
其中有四种元素的第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式，分析发生该现象的原因。
1.(2024·江苏，1)我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第二周期的是( )
A.O B.P C.Ca D.Fe
2.[2024·浙江1月选考，17(2)]下列说法正确的是 。
A.电负性：B>N>O
B.离子半径：P3-C.第一电离能：GeD.基态Cr2+的简化电子排布式：[Ar]3d4
3.[2024·山东，16(1)]锰氧化物具有较大应用价值，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)。
4.[2022·全国甲卷，35(1)(2)]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)。
答案精析
考点一
整合必备知识
1.(1)电子层数目 原子序数递增 (2)最外层电子数 电子层数递增
2.(2)ns1~2 ns2np1~5 ns2np6 (n-1)d10ns1~2
(n-1)d1~5ns1~2 (n-1)d6~9ns1~2
(4)①铝、锗、锑、钋、 硼、硅、砷、碲、砹、 ②金属元素区 非金属元素区 ③金属性 非金属性
易错辨析
1.× 2.× 3.√ 4.×
提升关键能力
1.
2.(1)第三周期第ⅢA族 (2)a+1或a+11
3.(1)四 ⅤA
(2)①3d24s2、Ti ②5s25p5、I
(3)①1s22s22p63s23p63d54s2 ②四
4.O、P、Cl
考点二
整合必备知识
1.原子序数 原子的核外电子排布
2.(2)增大 减小 增强 减弱 增强 增大 减弱 增强 (3)增大 增大 减弱 增强 减弱 减小 增强 减弱
(4)应用举例
(1)> > > > (2)< < (3)> > (4)< <
(5)> <
(5)应用举例
(1)> > (2)< < (3)< < (4)> > >
(5)>
3.(1)最低能量 I1 kJ·mol-1 (2)①增大 ②减小
4.吸引力 越大 4.0 1.0 增大 减小
易错辨析
1.× 2.× 3.× 4.× 5.×
提升关键能力
1.D 2.C
3.D [元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，HCl比H2S稳定，说明非金属性：Cl>S，A错误；元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，但是HCl和H2SO3不是元素的最高价含氧酸，B错误；氢化物的沸点高低不能用于比较元素的非金属性强弱，C错误；Cl2可以从含有S2-的溶液中将S置换出来，则Cl2的氧化性强于S，说明非金属性：Cl>S，D正确。]
4.B [Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应的难易程度即可判断出氯、溴的非金属性强弱，A项正确；向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者的金属性强弱，B项错误；利用Fe、Cu放入稀盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，D项正确。]
5.C
6.(1)0.9~1.5
(2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(3)离子化合物 共价化合物 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
答题规范(3)
规范精练
1.I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
2.Cu Cu的第一电离能失去的是4s1的电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2的电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2+的3d10电子处于全充满状态
3.Be：2s2 N：2s22p3 Mg：3s2 P：3s23p3 发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布在原子轨道p能级中处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大。
练真题 明考向
1.A [O、P、Ca、Fe依次在第二、三、四、四周期，只有A符合。]
2.CD
3.四 ⅦB Cr
4.① ②图a 同周期从左到右元素第一电离能呈增大趋势，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 图b(共94张PPT)
化学
大
一
轮
复
习
第六章 第29讲
元素周期表 元素的性质
复习目标
1.能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。能列举元素周期律(表)的应用。
2.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
课时精练
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
考点二 元素周期律 电离能、电负性
答题规范(3) 电离能大小比较
练真题 明考向
内容索引
考点一
元素周期表的结构与价层电子排布
1.元素周期表的编排原则
(1)周期：把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成的横行。
(2)族：把不同横行中 相同的元素，按 的顺序从上而下排成的纵列。
2.原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系
原子的最大能层数=周期序数。
整合必备知识
电子层数目
原子序数递增
最外层电子数
电子层数递增
(2)原子结构与族的关系
族 价层电子排布式 规律
主族 ⅠA、ⅡA _____ 价层电子数=族序数
ⅢA~ⅦA ________ 0族 (He除外) 最外层电子数=8
副族 ⅠB、ⅡB _____________ 最外层ns轨道上的电子数=族序数
ⅢB~ⅦB (镧系、锕系除外) 价层电子数=族序数
Ⅷ (钯除外) 除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列
ns1~2
ns2np1~5
ns2np6
(n－1)d10ns1~2
(n－1)d1~5ns1~2
(n－1)d6~9ns1~2
(3)元素周期表的分区
各区价层电子排布特点
分区 价层电子排布
s区 ns1~2
p区 ns2np1~6(除He外)
d区 (n－1)d1~9ns1~2(除钯外)
ds区 (n－1)d10ns1~2
f区 (n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2
(4)金属和非金属的分界线
①分界线：沿着元素周期表中____
______________与______________
___________的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为 ，分界线右上方为_________
_____。
③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的 ，又能表现出一定的 。
铝、
锗、锑、钋、
硼、硅、砷、
碲、砹、
金属元素区
非金属元
素区
金属性
非金属性
3.元素周期表的应用
(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
1.元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素
( )
2.第ⅠA族全部是金属元素( )
3.两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1( )
4.价层电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
( )
×
√
×
×
一、元素周期表的结构
1.请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：
提升关键能力
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将主族元素前六周期的元素
符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线，
并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113~117号元素的位置。
答案
2.(1)铝元素在周期表中的位置是 。
(2)已知X为第ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA族元素，写出Y的原子序数b= (用含a的代数式表示)。
第三周期第ⅢA族
a+1或a+11
二、元素周期表的应用
3.按要求回答下列问题。
(1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，在元素周期表中，砷元素位于第 周期第 族。
(2)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们的价层电子排布式和元素符号：
①第四周期第ⅣB族 ；
②第五周期第ⅦA族 。
四
ⅤA
3d24s2、Ti
5s25p5、I
(3)某元素M2+的3d轨道上有5个电子，则
①M原子的核外电子排布式为 。
②M元素在元素周期表中的位置为第 周期。
1s22s22p63s23p63d54s2
四
4.A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为 (填元素符号)。
O、P、Cl
设A的原子序数为x，则B的原子序数为x+8－1，C的原子序数为x+8+1，由(x+8－1)+(x+8+1)=4x，解得x=8，所以A为O元素，B为P元素，C为Cl元素。
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考点二
元素周期律 电离能、电负性
1.元素周期律
整合必备知识
原子序数
原子的
核外电子排布
2.主族元素周期性变化规律
(1)熟记四个重要的关系
①电子层数=周期数；
②最外层电子数=主族序数；
③主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)；
④主族元素的最低负化合价=主族序数－8。
(2)周期表中同周期元素性质的递变规律
同周期元素从左到右，核电荷数依次 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引能力依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，第一电离能和电负性呈 趋势，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
增大
减小
增强
减弱
增强
增大
减弱
增强
(3)周期表中同主族元素性质的递变规律
同主族元素从上到下，电子层数依次 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引能力依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ，第一电离能和电负性呈 趋势，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
增大
增大
减弱
增强
减弱
减小
增强
减弱
(4)比较元素金属性、非金属性强弱的常用方法
金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性 ①与H2化合越容易，简单氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
[应用举例]
根据元素周期律比较下列各组性质(填“>”或“<”)：
(1)金属性：K Na Mg；非金属性：F O S。
(2)碱性：Mg(OH)2 Ca(OH)2 KOH。
(3)酸性：HClO4 H2SO4 HClO。
(4)热稳定性：NH3 H2O HF。
(5)还原性：HBr HCl，I－ S2－。
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>
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(5)原子或离子半径比较
①“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
②“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
③“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
[应用举例]
比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)：
(1)Na Mg Cl。
(2)Li Na K。
(3)F－ Cl－ Br－。
(4)Cl－ O2－ Na+ Mg2+。
(5)Fe2+ Fe3+。
>
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<
<
<
<
>
>
>
>
3.电离能
(1)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：从左到右，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出现反常。
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(即I1最低能量
I1
kJ·mol－1
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。
4.电负性
吸引
越大
4.0
1.0
增大
减小
力
5.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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。
例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。
1.I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强( )
2.元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强
( )
3.元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( )
4.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( )
5.在形成化合物时，电负性越大的元素越容易显正价( )
×
×
×
×
×
一、应用元素周期律的定性判断
1.(2024·江苏连云港一模)元素N、P、As位于周期表中第ⅤA族。下列说法正确的是
A.原子半径：r(N)>r(P)>r(As)
B.第一电离能：I1(N)C.NH3、PH3、AsH3的键角逐渐增大
D.HNO3、H3PO4、H3AsO4的酸性逐渐减弱
√
提升关键能力
同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则原子半径：r(N)同主族元素，从上到下第一电离能依次减小，则第一电离能：I1(N)>I1(P)>I1(As)，故B错误；
元素N、P、As与H形成共价键的极性逐渐减弱，因此极性键间的排斥力逐渐减小，NH3、PH3、AsH3的键角逐渐减小，故C错误；
同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，则硝酸、磷酸、砷酸的酸性依次减弱，故D正确。
2.已知aAn+、bB(n+1)+、cCn－、dD(n+1)－是具有相同电子层结构的离子。下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是
A.离子半径：An+>B(n+1)+>Cn－>D(n+1)－
B.原子序数：a>b>c>d
C.原子半径：A>B>D>C
D.四种元素一定均属于短周期元素
√
由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如图：
A项，具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径：D(n+1)－>Cn－>An+>B(n+1)+；
B项，原子序数：b>a>c>d；
D项，四种元素也可以为长周期元素。
…… D C
A B ……
3.(2024·上海宝山高三模拟)S与Cl为同一周期元素，下列事实正确且能比较两者非金属性强弱的是
A.热稳定性：H2S>HCl
B.酸性：HCl>H2SO3
C.氢化物的沸点：H2S>HCl
D.将氯气通入Na2S溶液中，观察到有淡黄色沉淀产生
√
元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，HCl比H2S稳定，说明非金属性：Cl>S，A错误；
元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，但是HCl和H2SO3不是元素的最高价含氧酸，B错误；
氢化物的沸点高低不能用于比较元素的非金属性强弱，C错误；
Cl2可以从含有S2－的溶液中将S置换出来，则Cl2的氧化性强于S，说明非金属性：Cl>S，D正确。
4.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、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu分别放入稀盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
√
Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应的难易程度即可判断出氯、溴的非金属性强弱，A项正确；
向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3沉淀，无法比较二者的金属性强弱，B项错误；
利用Fe、Cu放入稀盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，D项正确。
二、电离能、电负性的应用
5.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)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是
A.R的最高正价为+3价
B.R元素位于元素周期表中第ⅡB族
C.R元素第一电离能大于同周期相邻元素
D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
√
I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距较大，故最外层有2个电子，最高正价为+2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；
短周期第ⅡA族的元素，因ns轨道全充满，np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。
I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
6.根据信息回答下列问题：
一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
电负性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：
。
(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：________________
。
0.9~1.5
非金属性越强，电
负性越大；金属性越强，电负性越小
元素符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
电负性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
(3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物：
AlF3 ，AlCl3 ，AlBr3 。
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显 (填“正”或“负”)价，理由是 。
离子化合物
共价化合物
共价化合物
负
Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
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答题规范(3)
电离能大小比较
1.电离能与原子结构
答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B，故第一电离能A小于B。
2.电离能与半充满、全充满
答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
规范精练
1.[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：_______________________________________________
__________________________。
I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
2.[2022·河北，17(2)]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_________________________________________________
______________________________________________________________________________________________________________________。
Cu
Cu的第一电离能失去的是4s1的电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2的电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2+的3d10电子处于全充满状态
3.如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。
其中有四种元素的第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式，分析发生该现象的原因。
答案 Be：2s2 N：2s22p3 Mg：3s2 P：3s23p3 发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布在原子轨道p能级中处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大。
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LIANZHENTI MINGKAOXIANG
练真题 明考向
1.(2024·江苏，1)我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第二周期的是
A.O B.P
C.Ca D.Fe
√
O、P、Ca、Fe依次在第二、三、四、四周期，只有A符合。
2.[2024·浙江1月选考，17(2)]下列说法正确的是 。
A.电负性：B>N>O
B.离子半径：P3－C.第一电离能：GeD.基态Cr2+的简化电子排布式：[Ar]3d4
CD
3.[2024·山东，16(1)]锰氧化物具有较大应用价值，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
4.[2022·全国甲卷，35(1)(2)]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)。
图a
同周期从左到右元素第一电离能呈增大趋势，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
图b
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KESHIJINGLIAN
课时精练
对一对
题号 1 2 3 4 5 6 7 8
答案 D C B B C C B B
题号 9 10 11 12 13 14 答案 D B B C D A 答案
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15.
(1)①4s24p4 ②As>Se>Ge (2)①3d104s1 N>O>C ②AB ③4s24p2 3
④1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)
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(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的形式释放能量
(3)Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定 (4)2 (5)Al
1.(2024·南昌统考一模)某研究团队发明了一种“同位素指纹”方法，可以用于食品溯源。化学元素锶位于周期表第ⅡA族，在自然界中有4种稳定的同位素，其中“锶87”和“锶86”在不同地质环境中的相对含量不同，而这种同位素特征又会通过水和食物传递到生物体内，因此，锶同位素检测可以作为追踪大闸蟹地理起源的可靠方法。下列有关说法正确的是
A.的中子数为38
B.Sr元素位于周期表的ds区
C.同周期中第一电离能比Sr小的元素只有1种
D.根据元素周期律推测Sr(OH)2是一种强碱
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的中子数为87－38=49，故A错误；
由Sr在周期表中的位置是第五周期第ⅡA族，可知其位于周期表的s区，故B错误；
Ca(OH)2是强碱，由于金属性：CaCa(OH)2，Sr(OH)2是一种强碱，故D正确。
答案
2.(2025·唐山模拟)已知某元素的原子序数为31。下列说法错误的是
A.该元素位于周期表的p区
B.该元素在周期表中的位置是第四周期第ⅢA族
C.该元素的价层电子排布式为3d104s24p1
D.与该元素同族的第三周期元素的最高价氧化物对应的水化物具有两性
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该元素位于周期表的p区，故A正确；
该元素在周期表中的位置是第四周期第ⅢA族，故B正确；
该元素的价层电子排布式为4s24p1，故C错误；
与该元素同族的第三周期元素为Al元素，Al的最高价氧化物对应的水化物氢氧化铝是两性氢氧化物，故D正确。
答案
3.(2024·广西高三一模)依据元素周期律，下列判断不正确的是
A.原子半径：MgB.第一电离能：LiC.电负性：ND.热稳定性：SiH4√
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同主族元素从上到下原子半径依次增大，同周期元素从左到右原子半径依次减小，则原子半径：MgBe原子2s能级全充满，第一电离能大于其右边相邻元素，第一电离能：Li同周期元素从左到右电负性依次增大，电负性：N同周期元素从左到右非金属性增强，简单气态氢化物稳定性增强，即稳定性：SiH4答案
4.(2024·黑龙江大庆一模)根据元素周期表和元素周期律，下列叙述正确的是
A.氢卤酸的酸性由强到弱的顺序：HF>HCl>HBr
B.同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数可能相差1、11、25
C.铁元素位于元素周期表中第四周期第ⅧA族
D.主族元素都有最高正价，且都等于该元素原子的最外层电子数
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第二、三周期的第ⅡA族与第ⅢA族原子序数相差1，第四、五周期的第ⅡA族与第ⅢA族原子序数相差11，第六、七周期的第ⅡA族与第ⅢA族原子序数相差25，故B正确；
铁元素位于元素周期表中第四周期第Ⅷ族，故C错误；
氧元素无最高正价，氟元素无正价，故D错误。
5.(2024·沈阳一模)短周期元素X、Y，若原子半径：X>Y，下列说法一定正确的是
A.若X、Y均在第ⅣA族，则单质熔点：X>Y
B.若X、Y均在第ⅥA族，则简单氢化物的热稳定性：X>Y
C.若X、Y均属于第二周期非金属元素，则简单离子半径：X>Y
D.若X、Y均属于第三周期金属元素，则元素的最高正价：X>Y
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X、Y均为短周期元素，原子半径：X>Y，若X、Y均在第ⅣA族，则X为Si、Y为C，碳元素形成的单质有多种，其中金刚石的熔点高于Si单质，A错误；
若X、Y均在第ⅥA族，则X、Y分别为S、O，简单氢化物的热稳定性：H2O>H2S，B错误；
若X、Y均为第二周期非金属元素，则二者简单离子的核外电子排布相同，原子序数小的半径大，故简单离子半径：X>Y，C正确；
若X、Y均属于第三周期金属元素，则X、Y可分别为Na、Al，此时元素的最高正价：X1
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答案
6.镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是
A.镭的原子半径比钙的大
B.氯化镭的化学式为RaCl2
C.单质镭不能与水反应产生氢气
D.氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强
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7.下列说法正确的是
A.HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
B.在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大
的元素的原子序数之和为41
C.某主族元素的电离能I1~I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1)，可推测该元
素位于元素周期表第ⅤA族
D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F
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答案
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293
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元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；
①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15+12+14=41，故B正确；
根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；
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一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。
8.(2024·北京昌平模拟)已知S、Cl、Se、Br在元素周期表中的位置如图所示。下列对事实解释正确的是
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答案
选项 事实 解释
A 常温下，Cl2为气体，Br2为液体 键能：Cl2>Br2
B BrCl中Br显正价 电负性：Cl>Br
C 原子半径：S>Cl 最外层电子数：SD 稳定性：H2S>H2Se H2S中有氢键
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答案
Br2的相对分子质量大于Cl2，Br2的沸点高，与键能无关，
A错误；
S和Cl电子层数相同，核电荷数Cl>S，对核外电子吸引力Cl>S，故半径：S>Cl，C错误；
硫的非金属性强于硒，故稳定性硫化氢强于硒化氢，D错误。
9.五种短周期元素X、Y、Z、L、M的某些性质如下表所示，下列判断错误的是
A.元素L、M可形成离子化合物
B.Z在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族
C.借助电负性数值预测：YLZ2加入水中可生成YL2
D.基态X原子的核外电子共占据3个原子轨道
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元素 X Y Z L M
最低化合价 －4 －2 －1 －2 0
电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 1.0
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L为O，M为金属，二者电负性差值大于1.7，可形成离子化合物，故A正确；
Z为－1价、电负性小于L，可知Z为Cl，在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族，故B正确；
由分析可知，L为O，Y为S，Z为Cl，YLZ2为SOCl2，加入水中生成SO2与HCl，故C正确；
X为C，电子排布式为1s22s22p2，核外电子共占据4个原子轨道，故D错误。
10.(2025·河南安阳模拟)元素X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价层电子排布式为nsn－1npn+1，下列说法不正确的是
A.Y元素原子的价层电子排布式为3s23p4
B.Y元素在元素周期表中的位置为第四周期第ⅥA族
C.X元素所在周期中所含非金属元素最多
D.Z元素在元素周期表中处于p区
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Y元素原子的价层电子排布式中出现了np能级，故其ns能级已经充满且只能为2个电子，则n－1=2，n=3，即Y元素原子的价层电子排布式为3s23p4，Y元素位于第三周期第ⅥA族，A正确，B错误；
Y为S元素，X为F元素，第二周期所含非金属元素最多，C正确；
Z为As元素，属于p区元素，D正确。
11.(2024·贵州统考一模)某种快速充电器所使用的半导体材料是氮化镓(GaN)，半导体材料还有GaY、GaZ、XW等。W、X、Y、Z在周期表中相对位置如图所示，其中W的一种同位素可用于文物年代测定。下列说法正确的是
A.原子半径：Z>Ga
B.XW属于共价晶体
C.简单氢化物的稳定性：X>Y
D.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y
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答案
W的一种同位素可用于文物年代测定，则W是C元素，根据元素的相对位置，X是Si元素，Y是P元素，Z是As元素。Ga、As是同一周期元素，原子序数越大，原子半径就越小，所以原子半径：Ga>Z(As)，A错误；
Si、P是同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性就越强，其简单氢化物的稳定性就越强，则简单氢化物的稳定性：X(SiH4)由于元素的非金属性：P>As，所以最高价氧化物对应水化物的酸性：Y(H3PO4)>Z(H3AsO4)，D错误。
12.(2024·哈尔滨模拟)已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是
A.第一电离能：Z>M
B.Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键
C.最高正价：XD.最高价氧化物对应水化物的酸性：Y√
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答案
Y的s能级电子数是p能级的两倍，则电子排布式为1s22s22p2，Y为C；X的2s轨道全充满，其原子序数小于Y，则X可能为Be或B；M原子核外有8种运动状态不同的电子，则M为O，Z为N；Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素，则为Na。第一电离能：N>O，A正确；
Na与O可以形成Na2O2，含有氧氧非极性共价键，B正确；
O无最高正价，C错误；
最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO313.根据下表中五种元素的电离能(单位：kJ·mol－1)数据，下列说法不正确的是
1
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答案
电离能 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
A.T的氯化物最可能的化学式为TCl3
B.氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C.在周期表中，最可能处于同一族的是R和U
D.U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
√
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答案
当In+1 In时，元素的最高化合价为+n，故R和U最高价为+1，S最高价为+2，T最高价为+3，A、C项正确；
由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各级电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；
R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。
14.下列有关元素性质的说法不正确的是
A.具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4，
电负性最大的是③
B.某主族元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·mo)分别为738、1 451、7 733、
10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2+
C.①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电
离能随原子序数增大而递增的是④
D.具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2
④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
√
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答案
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答案
①为铝元素，②为硅元素，③为磷元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，因此电负性最大的是④，A错误；
第三电离能远大于第二电离能，所以是第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2+，B正确；
同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；
①为硅元素，②为氮元素，③为碳元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确。
15.硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。
(1)①基态硒原子的价层电子排布式为 。
②锗、砷、硒的第一电离能大小排序为 。
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答案
4s24p4
As>Se>Ge
同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数增大呈增大趋势，但第ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素，所以Ge、As、Se三种元素的第一电离能的大小顺序是As>Se>Ge。
(2)①Cu元素基态原子的价层电子排布式为 。元素C、N、O的第一电离能由大到小的排列顺序为 。
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答案
3d104s1
N>O>C
Cu是29号元素，其原子核外有29个电子，其基态原子的价层电子排布式为3d104s1；同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，由于N元素原子的2p能级处于半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻的元素，所以C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是N>O>C。
②下列说法正确的是 (填字母)。
A.第一电离能：As>Ga
B.电负性：As>Ga
C.原子半径：As>Ga
AB
同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：As>Ga，故A正确；
同周期元素从左到右电负性逐渐增大，则电负性：As>Ga，故B正确；
同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径：As1
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答案
③锗(Ge)是用途很广的半导体材料，基态锗原子的价层电子排布式为 。在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有 种。
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答案
4s24p2
3
Ge是32号元素，与硅同主族，基态原子的价层电子排布式为4s24p2；由第一电离能的变化规律可知，在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有Be、C、O三种。
④硼(B)及其化合物在化学中有重要的地位。Ga与B同主族，Ga的基态原子的核外电子排布式为 。
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答案
1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)
16.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)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：
。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：____________________________________________________
_____________。
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答案
1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的形式释放能量
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答案
h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光的形式释放能量。
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
元素 电离能/(kJ·mol－1) 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_______________________________________
。
Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较
稳定
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o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。
答案
(4)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)。
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答案
2
第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。
(5)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)。
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答案
Al
由图可知，该元素的电离能I4远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。
返回第六章 第29练 元素周期表 元素的性质
分值：100分
(选择题1~10题，每小题5分，11~14题，每小题6分，共74分)
1.(2024·南昌统考一模)某研究团队发明了一种“同位素指纹”方法，可以用于食品溯源。化学元素锶位于周期表第ⅡA族，在自然界中有4种稳定的同位素，其中“锶87”和“锶86”在不同地质环境中的相对含量不同，而这种同位素特征又会通过水和食物传递到生物体内，因此，锶同位素检测可以作为追踪大闸蟹地理起源的可靠方法。下列有关说法正确的是( )
A.的中子数为38
B.Sr元素位于周期表的ds区
C.同周期中第一电离能比Sr小的元素只有1种
D.根据元素周期律推测Sr(OH)2是一种强碱
2.(2025·唐山模拟)已知某元素的原子序数为31。下列说法错误的是( )
A.该元素位于周期表的p区
B.该元素在周期表中的位置是第四周期第ⅢA族
C.该元素的价层电子排布式为3d104s24p1
D.与该元素同族的第三周期元素的最高价氧化物对应的水化物具有两性
3.(2024·广西高三一模)依据元素周期律，下列判断不正确的是( )
A.原子半径：MgB.第一电离能：LiC.电负性：ND.热稳定性：SiH44.(2024·黑龙江大庆一模)根据元素周期表和元素周期律，下列叙述正确的是( )
A.氢卤酸的酸性由强到弱的顺序：HF>HCl>HBr
B.同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数可能相差1、11、25
C.铁元素位于元素周期表中第四周期第ⅧA族
D.主族元素都有最高正价，且都等于该元素原子的最外层电子数
5.(2024·沈阳一模)短周期元素X、Y，若原子半径：X>Y，下列说法一定正确的是( )
A.若X、Y均在第ⅣA族，则单质熔点：X>Y
B.若X、Y均在第ⅥA族，则简单氢化物的热稳定性：X>Y
C.若X、Y均属于第二周期非金属元素，则简单离子半径：X>Y
D.若X、Y均属于第三周期金属元素，则元素的最高正价：X>Y
6.镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是( )
A.镭的原子半径比钙的大
B.氯化镭的化学式为RaCl2
C.单质镭不能与水反应产生氢气
D.氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强
7.下列说法正确的是( )
A.HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
B.在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41
C.某主族元素的电离能I1~I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293
D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F
8.(2024·北京昌平模拟)已知S、Cl、Se、Br在元素周期表中的位置如图所示。下列对事实解释正确的是( )
选项 事实 解释
A 常温下，Cl2为气体， Br2为液体 键能：Cl2>Br2
B BrCl中Br显正价 电负性：Cl>Br
C 原子半径：S>Cl 最外层电子数：SD 稳定性：H2S>H2Se H2S中有氢键
9.五种短周期元素X、Y、Z、L、M的某些性质如下表所示，下列判断错误的是( )
元素 X Y Z L M
最低化合价 －4 －2 －1 －2 0
电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 1.0
A.元素L、M可形成离子化合物
B.Z在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族
C.借助电负性数值预测：YLZ2加入水中可生成YL2
D.基态X原子的核外电子共占据3个原子轨道
10.(2025·河南安阳模拟)元素X、Y、Z在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价层电子排布式为nsn－1npn＋1，下列说法不正确的是( )
A.Y元素原子的价层电子排布式为3s23p4
B.Y元素在元素周期表中的位置为第四周期第ⅥA族
C.X元素所在周期中所含非金属元素最多
D.Z元素在元素周期表中处于p区
11.(2024·贵州统考一模)某种快速充电器所使用的半导体材料是氮化镓(GaN)，半导体材料还有GaY、GaZ、XW等。W、X、Y、Z在周期表中相对位置如图所示，其中W的一种同位素可用于文物年代测定。下列说法正确的是( )
A.原子半径：Z>Ga
B.XW属于共价晶体
C.简单氢化物的稳定性：X>Y
D.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y
12.(2024·哈尔滨模拟)已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是( )
A.第一电离能：Z>M
B.Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键
C.最高正价：XD.最高价氧化物对应水化物的酸性：Y13.根据下表中五种元素的电离能(单位：kJ·mol－1)数据，下列说法不正确的是( )
电离能 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
A.T的氯化物最可能的化学式为TCl3
B.氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C.在周期表中，最可能处于同一族的是R和U
D.U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
14.下列有关元素性质的说法不正确的是( )
A.具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4，电负性最大的是③
B.某主族元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·mo)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋
C.①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随原子序数增大而递增的是④
D.具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
15.(16分)硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。
(1)①基态硒原子的价层电子排布式为 。
②锗、砷、硒的第一电离能大小排序为 。
(2)①Cu元素基态原子的价层电子排布式为 。元素C、N、O的第一电离能由大到小的排列顺序为 。
②下列说法正确的是 (填字母)。
A.第一电离能：As>Ga
B.电负性：As>Ga
C.原子半径：As>Ga
③锗(Ge)是用途很广的半导体材料，基态锗原子的价层电子排布式为 。在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有 种。
④硼(B)及其化合物在化学中有重要的地位。Ga与B同主族，Ga的基态原子的核外电子排布式为 。
16.(10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)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式： 。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因： 。
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
元素 电离能 /(kJ·mol－1) 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 。
(4)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)。
(5)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)。
答案精析
1.D 2.C 3.B
4.B [第二、三周期的第ⅡA族与第ⅢA族原子序数相差1，第四、五周期的第ⅡA族与第ⅢA族原子序数相差11，第六、七周期的第ⅡA族与第ⅢA族原子序数相差25，故B正确；铁元素位于元素周期表中第四周期第Ⅷ族，故C错误；氧元素无最高正价，氟元素无正价，故D错误。]
5.C [X、Y均为短周期元素，原子半径：X>Y，若X、Y均在第ⅣA族，则X为Si、Y为C，碳元素形成的单质有多种，其中金刚石的熔点高于Si单质，A错误；若X、Y均在第ⅥA族，则X、Y分别为S、O，简单氢化物的热稳定性：H2O>H2S，B错误；若X、Y均为第二周期非金属元素，则二者简单离子的核外电子排布相同，原子序数小的半径大，故简单离子半径：X>Y，C正确；若X、Y均属于第三周期金属元素，则X、Y可分别为Na、Al，此时元素的最高正价：X6.C
7.B [元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15+12+14=41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。]
8.B 9.D
10.B [Y元素原子的价层电子排布式中出现了np能级，故其ns能级已经充满且只能为2个电子，则n-1=2，n=3，即Y元素原子的价层电子排布式为3s23p4，Y元素位于第三周期第ⅥA族，A正确，B错误；Y为S元素，X为F元素，第二周期所含非金属元素最多，C正确；Z为As元素，属于p区元素，D正确。]
11.B [W的一种同位素可用于文物年代测定，则W是C元素，根据元素的相对位置，X是Si元素，Y是P元素，Z是As元素。Ga、As是同一周期元素，原子序数越大，原子半径就越小，所以原子半径：Ga>Z(As)，A错误；Si、P是同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性就越强，其简单氢化物的稳定性就越强，则简单氢化物的稳定性：X(SiH4)As，所以最高价氧化物对应水化物的酸性：Y(H3PO4)>Z(H3AsO4)，D错误。]
12.C
13.D [当In+1 In时，元素的最高化合价为+n，故R和U最高价为+1，S最高价为+2，T最高价为+3，A、C项正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各级电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。]
14.A
15.(1)①4s24p4 ②As>Se>Ge (2)①3d104s1 N>O>C
②AB ③4s24p2 3
④1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)
16.(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的形式释放能量
(3)Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定
(4)2 (5)Al
解析 (2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光的形式释放能量。(3)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。(4)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。