第2课时 元素周期律
新知探究(一)——原子半径
1.影响因素
2.递变规律(主族元素)
(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,电子层数越多,原子半径 。
3.单原子微粒半径的比较
(1)同主族带相同电荷的原子或离子:能层数越多,半径越大。例如:r(Li+)
(2)能层结构相同的离子:核电荷数越大,半径越小,即“序大径小”。例如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
(3)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+)。
(4)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+)。
应用化学
含锂材料在生活中广泛应用,如各种储氢材料(Li2NH等)、便携式电源材料(LiCoO2等);Li和Li作核反应堆最佳热载体LiH和LiD用作高温堆减速剂。
比较Li+和H-的半径大小 比较依据是什么
[题点多维训练]
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)能层数越多,原子半径一定越大 ( )
(2)核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同 ( )
(3)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多,半径越大 ( )
(4)各元素的离子半径总比其原子半径小 ( )
(5)同周期元素从左到右,原子半径、离子半径均逐渐减小 ( )
2.下列微粒半径大小比较正确的是 ( )
A.Na+B.S2->Cl->Na+>Al3+
C.NaD.Cs3.下列离子半径的大小顺序正确的是 ( )
①Na+ ②X2-:1s22s22p63s23p6 ③Y2-: 2s22p6 ④Z-:3s23p6
A.③>④>②>① B.④>③>②>①
C.④>③>①>② D.②>④>③>①
4.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 ( )
A.Na、K、RbB.F、Cl、Br
C.Mg2+、Al3+、Zn2+D.Cl-、Br-、I-
5.比较下列原子的半径大小。
(1)C、N、O、F: 。
(2)Si、C、N: 。
(3)Li、Na、K、Rb: 。
(4)F-、Cl-、Br-、I-: 。
(5)Na+、Mg2+、Al3+、F-、O2-: 。
|思维建模|“三看”模式比较微粒半径大小
一层 先看能层数,能层数越多,一般微粒半径越大
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
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
新知探究(二)——电离能
1.第一电离能(I1)
(1)概念: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 。
(2)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 ;即同周期随着核电荷数的递增,元素的第一电离能总体呈 趋势。
②同族元素从上到下第一电离能逐渐 。
(3)反常特例:由上图可知,B、Al、O、S等元素的第一电离能比它们左边元素的第一电离能低,即第一电离能大小关系:B [微思考]
从原子结构角度解释Li~Ne和Na~Ar的第一电离能曲线呈现锯齿状变化的原因。
(4)应用:第一电离能可以判断金属性和非金属性强弱。一般情况下,第一电离能越大,金属性越弱,非金属性越强;第一电离能越小,金属性越强,非金属性越弱。
[微点拨] 第一电离能的大小可以判断同主族元素的金属性强弱,但用第一电离能的大小判断同周期主族元素金属性的强弱时,则有可能出现反常的情况。
2.逐级电离能
概念 原子逐级失去电子的电离能,可以用(I1、I2、I3、I4……)表示
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应用化学
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
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
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)同一元素原子的逐级电离能有什么规律 为什么
(2)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。这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系
[题点多维训练]
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)元素第一电离能越大,非金属性一定越强 ( )
(2)在金属活动性顺序表中,Ca在Na的前面,所以Ca的第一电离能比Na小 ( )
(3)第三周期所含元素中氯的第一电离能最大 ( )
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大 ( )
(5)H的第一电离能大于Cl的第一电离能 ( )
(6)在所有元素中,He元素的第一电离能最大 ( )
(7)同一主族元素原子的第一电离能从上到下越来越小 ( )
2.在下面的价层电子排布中,第一电离能最小的原子可能是 ( )
A.3s23p3 B.3s23p5 C.3s23p4 D.3s23p6
3.下列各组元素中,元素第一电离能依次减小的是 ( )
A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F
C.Na、Mg、Al、Si D.Na、Ca、Cl、O
4.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据。
电离能/(kJ·mol-1)
I1 I2 I3 I4 ……
740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中,错误的是 ( )
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C.R元素的最高正化合价为+2价
D.R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
5.(1)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)。
(2)第一电离能的大小:C O(填“大于”或“小于”)。
(3)N、O、S的第一电离能(I1)大小为I1(N)>I1(O)>I1(S),原因是 。
新知探究(三)——电负性
1.相关概念及电负性大小的标准
化学键 元素相互化合,原子之间产生的 叫做化学键
键合电子 原子中用于形成 的电子
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
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
2.递变规律
(1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 。
(2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 。
3.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①判断元素及性质:金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于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判断性质强弱: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)判断元素化合价的正负
①电负性数值小的元素吸引电子的能力弱,化合价为正值。
②电负性数值大的元素吸引电子的能力强,化合价为负值。
(3)判断化学键及化合物的类型
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。
[微点拨] 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,如NaH、Na2S、MgBr2等是离子化合物,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。
(4)解释元素“对角线”规则
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
[题点多维训练]
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)元素的电负性越大,则元素的非金属性越强 ( )
(2)同周期元素电负性最大的元素为稀有气体元素 ( )
(3)同族元素从上到下,元素的电负性一定逐渐减小 ( )
2.下列是几种基态原子的电子排布式,其中电负性最大的是 ( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
3.已知元素的电负性数据,下列判断不正确的是 ( )
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1.0~1.5
B.Ge既具有金属性,又具有非金属性
C.Be和Cl可形成极性键
D.O和F形成的化合物中O显正价
4.下列说法不正确的是 ( )
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
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。
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 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
查阅元素的电负性数值,判断下列化合物:①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2
⑥CO2
(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 。
命题热点——元素推断与元素周期律(表)的综合应用
1.同一元素的“位—构—性”关系
2.元素推断的一般思路
3.由元素的价层电子排布判断其在周期表中位置的规律
价层电子排布 x或y的取值 周期表中的位置
nsx x=1,2 第n周期x A族(说明:书写时,此处的x应用相应的罗马字母表示,下同)
ns2npx x=1,2,3,4,5 第n周期(2+x)A族
x=6 第n周期0族
(n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族
7(n-1)d10nsx x=1,2 第n周期x B族
4.由主族元素形成共价键数目推断元素
短周期元素 H、F、Cl C、Si N、P O、S
共价键数目 1 4 3 2
共价键 —X 或 或 或 —X—或 X
[题点多维训练]
题点(一) 依据元素周期表的片段结构推断元素
1.(2024·江苏盐城期中)如表是元素周期表前五周期的一部分,X、Y、Z、R、W、J是六种元素的代号,其中J为0族元素。下列说法正确的是 ( )
X Y Z
R
W
J
A.R原子的核外电子的轨道表示式为
B.Y2-与Na+的半径的大小关系为Y2-小于Na+
C.X的第一电离能大于Y的第一电离能
D.表中电负性最大的元素为J
题点(二) 依据原子结构推断元素
2.(2023·浙江选考)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素,原子序数依次增大。X的2s轨道全充满,Y的s能级电子数量是p能级的两倍,M是地壳中含量最多的元素,Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( )A.电负性:Z>X
B.最高正价:ZC.Q与M的化合物中可能含有非极性共价键
D.最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>Y
题点(三) 依据元素性质推断元素
3.元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20,其原子半径和最外层电子数之间的关系如图所示。下列判断正确的是 ( )
A.X的电负性比Q的大
B.Q的简单离子半径比R的大
C.Z的简单气态氢化物的热稳定性比Q的强
D.Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性比R的强
题点(四) 依据元素成键特点推断元素
4.X、Y、Z、W、M为原子序数依次增大的短周期主族元素,由5种元素组成的某化合物是电池工业中的重要原料,该化合物的结构式如图所示。下列说法正确的是 ( )
A.原子半径:YB.最高价含氧酸酸性:Z>M
C.电负性:XD.该化合物中既含极性键又含非极性键
第2课时 元素周期律
新知探究(一)
1.排斥 吸引 2.(1)越小 (2)越大
[应用化学]
提示:r(H-)>r(Li+);两种微粒的核外电子排布相同,锂离子的原子序数大,所以半径小。
[题点多维训练]
1.(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)×
2.选B 四种离子核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,r(Al3+)r(Cl-)>r(Na+)>r(Al3+),故B正确;微粒电子层数相同,核电荷数越大,半径越小,应为r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si),故C错误;微粒为同一主族,电子层数越多,原子半径越大,应为r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na),故D错误。
3.选D 由核外电子排布式可知, ②、③、④三种离子分别是S2- 、O2-、Cl-,电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,则有②>④,③>①;电子层数越多,半径越大,则大小顺序为②>④>③>①。
4.选C 同主族元素,从上到下,原子半径(或离子半径)逐渐增大,故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大;能层数相同,核电荷数越大半径越小,Mg2+、Al3+能层数相同但铝元素的核电荷数大,所以Al3+的半径小,故C项中微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。
5.(1)r(C)>r(N)>r(O)>r(F) (2)r(Si)>r(C)>r(N)
(3)r(Li)(4)r(F-)(5)r(Al3+)新知探究(二)
1.(1)最低能量 (2)①最小 最大 增大 ②减小
[微思考]
提示:B和Al的价电子排布为ns2np1,Be和Mg的价电子排布为ns2(全满),B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的,该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns能级电子的高。N和P的电子排布ns2np3是半充满的,比较稳定,第一电离能比O、S高。
[应用化学]
(1)提示:同一元素的电离能逐级增大。随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷越来越多,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多,所以同一元素原子的逐级电离能越来越大。
(2)提示:钠的I1比I2小很多,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子;镁的I2比I3小很多,说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子;铝的I3比I4小很多,说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
[题点多维训练]
1.(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)√ (7)√
2.选C 同一周期中,主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素,同一主族元素中,其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于第ⅤA族元素、3s23p5属于第ⅦA族元素、3s23p4属于第ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素,这几种元素都是第三周期元素,分别是P、Cl、S、Ar,其第一电离能大小顺序是Ar>Cl>P>S,所以第一电离能最小的原子是S。
3.选A A项,四种元素处于同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小,正确。B项,四种元素处于同一主族,但电子层数逐渐减小,第一电离能逐渐增大,错误。C项,同周期主族元素,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈增大趋势,但ⅡA族的第一电离能比相邻元素的大,错误。D项,四种元素的第一电离能逐渐增大,错误。
4.选A 从表中原子的第一至第四电离能可以看出,元素的第一、第二电离能都较小,第三电离能剧增,可失去2个电子,最高化合价为+2价,即最外层应有2个电子,为第ⅡA族元素,R元素可能是Mg或Be,故A错误,B、C正确;同周期第ⅡA族核外电子排布式为ns2,达到稳定结构,所以R元素的第一电离能高于同周期相邻元素,故D正确。
5.解析:(1)C、N、O、F四种元素在同一周期,同一周期主族元素第一电离能的总体趋势是依次升高的,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两种元素的高,因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C答案:(1)a 同一周期主族元素第一电离能的总体趋势是依次升高的,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两种元素的高 b (2)小于 (3)N原子2p轨道半充满,比相邻的O原子更稳定,更难失电子;O、S同主族,S原子半径大于O原子,更易失去电子
新知探究(三)
1.化学作用力 化学键 吸引力 越大 4.0 1.0
2.(1)变大 (2)变小
[题点多维训练]
1.(1)√ (2)× (3)×
2.选A 由四种基态原子的电子排布式可知,四种元素分别是O、P、Si、Ca,其中氧元素的非金属性最强,电负性最大。
3.选A 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,两元素电负性差距较大,可形成极性键,C正确;F的电负性大于O,故O和F形成的化合物中O显正价,D正确。
4.选A 第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱,所以电负性从上到下逐渐减小,故A错误;金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度,故B正确;元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小,元素电负性越大的原子,吸引电子的能力越强,故C正确;NaH中的H元素为-1价,则H可以放在第ⅦA族中,故D正确。
5.解析:根据表格中的数据分别分析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。
答案:(1)②③⑤⑥ (2)①④
命题热点
1.选C 由表格和J为0族元素可知:X为N,Y为O,Z为F,R为S,W为Br,J为Xe;洪特规则是指在相同能量的轨道上,电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同;S原子的核外电子的轨道表示式为A错误。O2-与Na+具有相同的电子层结构,原子序数越小,离子半径越大,故O2-的半径大于Na+的半径,B错误。同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子2p轨道处于半充满状态,较稳定,所以N的第一电离能大于O的第一电离能,C正确。电负性最大的元素为Z(F),一般稀有气体元素的电负性不考虑,D错误。
2.选B Y的s能级电子数量是p能级的两倍,Y为C,X的2s轨道全充满,原子序数XX,A正确。N最高正价为+5价,O无最高正价,最高正价N大于O,B错误。Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键,C正确。非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性N大于C,硝酸酸性强于碳酸,D正确。
3.选B X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20,由图中最外层电子数和原子半径的关系可知,X为C、Y为Na、Z为S、Q为Cl、R为K。C的电负性比Cl的小,故A错误。核外电子数相同时质子数越大半径越小,故Q的简单离子半径比R的大,故B正确。同周期元素,原子序数越大非金属性越强,其简单氢化物越稳定,则Z的简单气态氢化物的热稳定性比Q的弱,故C错误。同主族元素,原子序数越大金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性比R的弱,故D错误。
4.选D 由题给信息推知X为H、Y为B、Z为C、W为F、M为S。同周期主族元素从左至右原子半径依次减小,所以原子半径:FC,所以最高价含氧酸的酸性:H2SO4>H2CO3,即Z元素周期律
第2课时
目录
新知探究（一）
原子半径
新知探究（二）
电离能
课时跟踪检测
新知探究（三）
电负性
命题热点
元素推断与元素周期律(表)的综合应用
原子半径
新知探究(一)
1．影响因素
排斥
吸引
2.递变规律(主族元素)
(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,电子层数越多,原子半径 。
越小
越大
3.单原子微粒半径的比较
(1)同主族带相同电荷的原子或离子:能层数越多,半径越大。例如:r(Li+)(2)能层结构相同的离子:核电荷数越大,半径越小,即“序大径小”。例如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
(3)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+)。
(4)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+)。
应用化学
比较Li+和H-的半径大小 比较依据是什么
提示:r(H-)>r(Li+);两种微粒的核外电子排布相同,锂离子的原子序数大,所以半径小。
题点多维训练
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)能层数越多,原子半径一定越大( )
(2)核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同( )
(3)质子数相同的不同单核粒子,电子数越多,半径越大( )
(4)各元素的离子半径总比其原子半径小( )
(5)同周期元素从左到右,原子半径、离子半径均逐渐减小( )
×
×
√
×
×
2.下列微粒半径大小比较正确的是 ( )
A.Na+Cl->Na+>Al3+
C.Na√
解析:四种离子核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,r(Al3+)r(Cl-)>r(Na+)>r(Al3+),故B正确;微粒电子层数相同,核电荷数越大,半径越小,应为r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si),故C错误;微粒为同一主族,电子层数越多,原子半径越大,应为r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na),故D错误。
3.下列离子半径的大小顺序正确的是 ( )
①Na+ ②X2-:1s22s22p63s23p6 ③Y2-: 2s22p6
④Z-:3s23p6
A.③>④>②>① B.④>③>②>①
C.④>③>①>② D.②>④>③>①
√
解析: 由核外电子排布式可知, ②、③、④三种离子分别是S2- 、O2-、Cl-,电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,则有②>④,③>①;电子层数越多,半径越大,则大小顺序为②>④>③>①。
4.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是 ( )
A.Na、K、Rb B.F、Cl、Br
C.Mg2+、Al3+、Zn2+ D.Cl-、Br-、I-
解析:同主族元素,从上到下,原子半径(或离子半径)逐渐增大,故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大;能层数相同,核电荷数越大半径越小,Mg2+、Al3+能层数相同但铝元素的核电荷数大,所以Al3+的半径小,故C项中微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。
√
5．比较下列原子的半径大小。
(1)C、N、O、F：______________________。
(2)Si、C、N：_________________。
(3)Li、Na、K、Rb：_________________________。
(4)F－、Cl－、Br－、I－：_____________________________。
(5)Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－：
_______________________________________。
r(C)＞r(N)＞r(O)＞r(F)
r(Si)＞r(C)＞r(N)
r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)
r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)
r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)
|思维建模|“三看”模式比较微粒半径大小
一层 先看能层数,能层数越多,一般微粒半径越大
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
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
新知探究(二)
电离能
1.第一电离能(I1)
(1)概念: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 。
最低能量
(2)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 ;即同周期随着核电荷数的递增,元素的第一电离能总体呈 趋势。
②同族元素从上到下第一电离能逐渐 。
(3)反常特例:由上图可知,B、Al、O、S等元素的第一电离能比它们左边元素的第一电离能低,即第一电离能大小关系:B最小
最大
增大
减小
[微思考]
从原子结构角度解释Li~Ne和Na~Ar的第一电离能曲线呈现锯齿状变化的原因。
提示:B和Al的价电子排布为ns2np1,Be和Mg的价电子排布为ns2(全满),B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的,该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns能级电子的高。N和P的电子排布ns2np3是半充满的,比较稳定,第一电离能比O、S高。
(4)应用:第一电离能可以判断金属性和非金属性强弱。一般情况下,第一电离能越大,金属性越弱,非金属性越强;第一电离能越小,金属性越强,非金属性越弱。
[微点拨] 第一电离能的大小可以判断同主族元素的金属性强弱,但用第一电离能的大小判断同周期主族元素金属性的强弱时,则有可能出现反常的情况。
2.逐级电离能
概念 原子逐级失去电子的电离能,可以用(I1、I2、I3、I4……)表示
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应用化学
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
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
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
(1)同一元素原子的逐级电离能有什么规律 为什么
提示:同一元素的电离能逐级增大。随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷越来越多,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多,所以同一元素原子的逐级电离能越来越大。
(2)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。这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系
提示:钠的I1比I2小很多,说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多,所以钠容易失去一个电子形成+1价钠离子;镁的I2比I3小很多,说明镁容易失去两个电子形成+2价镁离子;铝的I3比I4小很多,说明铝容易失去三个电子形成+3价铝离子。
题点多维训练
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)元素第一电离能越大,非金属性一定越强( )
(2)在金属活动性顺序表中,Ca在Na的前面,所以Ca的第一电离能比Na小( )
(3)第三周期所含元素中氯的第一电离能最大( )
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( )
×
×
×
×
(5)H的第一电离能大于Cl的第一电离能 ( )
(6)在所有元素中,He元素的第一电离能最大( )
(7)同一主族元素原子的第一电离能从上到下越来越小( )
√
√
√
2.在下面的价层电子排布中,第一电离能最小的原子可能是 ( )
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
√
解析:同一周期中,主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素,同一主族元素中,其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于第ⅤA族元素、3s23p5属于第ⅦA族元素、3s23p4属于第ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素,这几种元素都是第三周期元素,分别是P、Cl、S、Ar,其第一电离能大小顺序是Ar>Cl>P>S,所以第一电离能最小的原子是S。
3.下列各组元素中,元素第一电离能依次减小的是 ( )
A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F
C.Na、Mg、Al、Si D.Na、Ca、Cl、O
解析:A项,四种元素处于同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小,正确。B项,四种元素处于同一主族,但电子层数逐渐减小,第一电离能逐渐增大,错误。C项,同周期主族元素,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈增大趋势,但ⅡA族的第一电离能比相邻元素的大,错误。D项,四种元素的第一电离能逐渐增大,错误。
√
4.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据。
电离能/(kJ·mol-1) I1 I2 I3 I4 ……
740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中,错误的是 ( )
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C.R元素的最高正化合价为+2价
D.R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
√
解析:从表中原子的第一至第四电离能可以看出,元素的第一、第二电离能都较小,第三电离能剧增,可失去2个电子,最高化合价为+2价,即最外层应有2个电子,为第ⅡA族元素,R元素可能是Mg或Be,故A错误,B、C正确;同周期第ⅡA族核外电子排布式为ns2,达到稳定结构,所以R元素的第一电离能高于同周期相邻元素,故D正确。
5．(1)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
同一周期主族元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，
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两种元素的高
第三电离能的变化图是________(填标号)。
解析：C、N、O、F四种元素在同一周期，同一周期主族元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，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两种元素的高，因此C、N、
b
O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C(2)第一电离能的大小：C________O(填“大于”或“小于”)。
解析：根据元素周期律，总体规律同一周期主族元素从左到右第一电离能依次增强，特殊规律同周期ⅡA族第一电离能大于ⅢA族，ⅤA族第一电离能大于ⅥA族，C是ⅣA族，O是ⅥA族，不涉及特殊规律，所以C小于
(3)N、O、S的第一电离能(I1)大小为I1(N)＞I1(O)＞I1(S)，原因是___________________________________________________________
___________________________________________。
解析：N原子的核外电子排布式是1s22s22p3，p轨道处在半满状态，比较稳定，原子核对核外电子的束缚作用较强，较难失去第一个电子，第一电离能N大于O；O和S是同一主族元素，O原子的半径较小，原子核对核外电子的束缚作用较强，较难失去第一个电子，第一电离能O大于S。
N原子2p轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O、
S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子
新知探究(三)
电负性
1.相关概念及电负性大小的标准
化学键 元素相互化合,原子之间产生的 叫做化学键
键合电子 原子中用于形成 的电子
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_____
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
化学作用力
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 。
(2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 。
变大
变小
3.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①判断元素及性质:金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于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判断性质强弱: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)判断元素化合价的正负
①电负性数值小的元素吸引电子的能力弱,化合价为正值。
②电负性数值大的元素吸引电子的能力强,化合价为负值。
(3)判断化学键及化合物的类型
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。
[微点拨] 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,如NaH、Na2S、MgBr2等是离子化合物,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。
(4)解释元素“对角线”规则
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、
Al的电负性分别为1.5、1.5;B、Si的电负性
分别为2.0、1.8。它们的电负性接近,说明它们对键合电子的吸引力相当,它们表现出的性质相似,如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物;B、Si的含氧酸都是弱酸等。
题点多维训练
1.正误判断(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)元素的电负性越大,则元素的非金属性越强( )
(2)同周期元素电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(3)同族元素从上到下,元素的电负性一定逐渐减小( )
√
×
×
2.下列是几种基态原子的电子排布式,其中电负性最大的是 ( )
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
解析:由四种基态原子的电子排布式可知,四种元素分别是O、P、Si、Ca,其中氧元素的非金属性最强,电负性最大。
√
3.已知元素的电负性数据,下列判断不正确的是 ( )
A.Mg元素电负性的最小范围为1.0~1.5
B.Ge既具有金属性,又具有非金属性
C.Be和Cl可形成极性键
D.O和F形成的化合物中O显正价
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
√
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,两元素电负性差距较大,可形成极性键,C正确;F的电负性大于O,故O和F形成的化合物中O显正价,D正确。
4.下列说法不正确的是 ( )
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
√
解析:第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱,所以电负性从上到下逐渐减小,故A错误;金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,所以电负性的大小可以作为衡量元素金属性和非金属性强弱的尺度,故B正确;元素的电负性表示其原子在化合物中吸引电子能力的大小,元素电负性越大的原子,吸引电子的能力越强,故C正确;NaH中的H元素为-1价,则H可以放在第ⅦA族中,故D正确。
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。
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 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
查阅元素的电负性数值，判断下列化合物：①NaF
②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
(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
命题热点
元素推断与元素周期律(表)的综合应用
1.同一元素的“位—构—性”关系
2.元素推断的一般思路
3.由元素的价层电子排布判断其在周期表中位置的规律
价层电子排布 x或y的取值 周期表中的位置
nsx x=1,2 第n周期x A族(说明:书写时,此处的x应用相应的罗马字母表示,下同)
ns2npx x=1,2,3,4,5 第n周期(2+x)A族
x=6 第n周期0族
(n-1)dxnsy x+y≤7 第n周期(x+y)B族
7(n-1)d10nsx x=1,2 第n周期x B族
续表
4.由主族元素形成共价键数目推断元素
短周期元素 H、F、Cl C、Si N、P O、S
共价键数目 1 4 3 2
共价键 —X 或 或 或 —X—或
X
题点多维训练
题点(一) 依据元素周期表的片段结构推断元素
1.(2024·江苏盐城期中)如表是元素周期表前五周期的一部分,X、Y、Z、R、W、J是六种元素的代号,其中J为0族元素。下列说法正确的是( )
X Y Z
R
W
J
A.R原子的核外电子的轨道表示式为
B.Y2-与Na+的半径的大小关系为Y2-小于Na+
C.X的第一电离能大于Y的第一电离能
D.表中电负性最大的元素为J
√
解析:由表格和J为0族元素可知:X为N,Y为O,Z为F,R为S,W为Br,J为Xe;洪特规则是指在相同能量的轨道上,电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同;S原子的核外电子的轨道表示式为 ,A错误。O2-与Na+具有相同的电子层结构,原子序数越小,离子半径越大,故O2-的半径大于Na+的半径,B错误。同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N原子2p轨道处于半充满状态,较稳定,所以N的第一电离能大于O的第一电离能,C正确。电负性最大的元素为Z(F),一般稀有气体元素的电负性不考虑,D错误。
题点(二) 依据原子结构推断元素
2.(2023·浙江选考)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素,原子序数依次增大。X的2s轨道全充满,Y的s能级电子数量是p能级的两倍,M是地壳中含量最多的元素,Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( )
A.电负性:Z>X
B.最高正价:ZC.Q与M的化合物中可能含有非极性共价键
D.最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>Y
√
解析:Y的s能级电子数量是p能级的两倍,Y为C,X的2s轨道全充满,原子序数XX,A正确。N最高正价为+5价,O无最高正价,最高正价N大于O,B错误。Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键,C正确。非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性N大于C,硝酸酸性强于碳酸,D正确。
题点(三) 依据元素性质推断元素
3.元素X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20,其原子半径和最外层电子数之间的关系如图所示。下列判断正确的是( )
A.X的电负性比Q的大
B.Q的简单离子半径比R的大
C.Z的简单气态氢化物的热稳定性比Q的强
D.Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性比R的强
√
解析:X、Y、Z、Q、R的原子序数依次增大且小于20,由图中最外层电子数和原子半径的关系可知,X为C、Y为Na、Z为S、Q为Cl、R为K。C的电负性比Cl的小,故A错误。核外电子数相同时质子数越大半径越小,故Q的简单离子半径比R的大,故B正确。同周期元素,原子序数越大非金属性越强,其简单氢化物越稳定,则Z的简单气态氢化物的热稳定性比Q的弱,故C错误。同主族元素,原子序数越大金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则Y的最高价氧化物对应的水化物的碱性比R的弱,故D错误。
题点(四) 依据元素成键特点推断元素
4.X、Y、Z、W、M为原子序数依次增大的短周期主族元素,由5种元素组成的某化合物是电池工业中的重要原料,该化合物的结构式如图所示。下列说法正确的是( )
A.原子半径:YB.最高价含氧酸酸性:Z>M
C.电负性:XD.该化合物中既含极性键又含非极性键
√
解析:由题给信息推知X为H、Y为B、Z为C、W为F、M为S。同周期主族元素从左至右原子半径依次减小,所以原子半径:FC,所以最高价含氧酸的酸性:H2SO4>H2CO3,即Z课时跟踪检测
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√
1.以下说法不正确的是 ( )
A.第一电离能越小,表示该气态原子越容易失电子
B.同一元素的电离能,各级电离能逐渐增大
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
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解析:第一电离能越小,气态原子失去一个电子所需要的能量越小,越容易失电子,故A正确;同一元素的电离能,各级电离能逐渐增大,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,当价层电子在能量相等的轨道上形成全空、半满或全满结构时,原子的能量较低,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有效吸引作用逐渐减弱,故D正确。
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2.(2024·辽阳模拟)短周期主族元素X、Y、Z、R的原子序数依次增大,某种性质递变规律如图所示,下列元素性质与元素对应正确的是 ( )
A.原子半径:F、Cl、Br、I B.电负性:Si、P、S、Cl
C.第一电离能:Si、P、S、Cl D.最高化合价:C、N、O、F
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解析:同主族元素,从上到下原子半径依次增大,则溴原子的原子半径大于氯原子,且溴元素、碘元素不属于短周期主族元素,故A错误;同周期元素,从左到右非金属性依次增强,电负性依次增大,则硫元素的电负性大于磷元素,故B错误;同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,磷原子的3p轨道为稳定的半充满结构,元素的第一电离能大于相邻元素,则第一电离能由大到小的顺序为Cl>P>S>Si,故C正确;氧元素没有最高正化合价,氟元素没有正化合价,故D错误。
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3.(2024·南通模拟)NH4Al(SO4)2·12H2O可用作净水剂、媒染剂等。下列说法正确的是 ( )
A.电负性:χ(N)>χ(O) B.原子半径:r(Al)>r(N)
C.第一电离能:I1(S)>I1(O) D.热稳定性:H2S(g)>H2O(g)
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解析:同周期主族元素,从左到右元素的非金属性依次增强,电负性依次增大,则N元素的电负性小于O元素,A错误;一般电子层数越多半径越大,则半径Al>N,B正确; 同主族元素自上而下第一电离能减小,因此O的第一电离能大于S,C错误;同主族元素,从上到下元素的非金属性依次减弱,简单氢化物的稳定性越弱,则热稳定性H2S(g)17
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4.某元素X的逐级电离能如图所示,下列说法正确的是 ( )
A.X元素可能为+4价 B.X的最高价氢氧化物一定为强碱
C.X为第五周期元素 D.X与氯气反应生成的化合物为XCl3
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解析:根据逐级电离能图知,第三电离能和第四电离能之间的差距最大,所以该原子最外层有3个电子,属于ⅢA族元素。X元素最外层有3个电子,可能为+3价,故A错误。X属于ⅢA族元素,则X的最高价氢氧化物不可能是强碱,故B错误。周期数=核外电子层数,图中没有显示X原子有多少电子层,因此无法确定该元素位于第几周期,故C错误。该主族元素最外层有3个电子,在反应中容易失去3个电子形成X3+,所以X与氯气反应时可能生成XCl3,故D正确。
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5.下列叙述正确,且能用元素周期律解释的是 ( )
A.金属性:Ca>Na>Mg
B.最高正化合价:F>O>N
C.第一电离能:Al>Mg>Na
D.酸性:H2SO4>H3PO4>H2SiO3
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解析:根据金属活动性顺序表可知,金属性:Ca>Na>Mg,但Ca与Na不同周期,也不同主族,A不能用元素周期律解释;由于非金属性F最强,O次之,所以F无正价,O无最高正价,N的最高正价为+5价,故B不符合题意;同一周期主族元素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,所以第一电离能大小顺序是Mg>Al>Na,故C不符合题意;Si、P、S属于同周期元素,从左至右非金属性依次增强,原子序数:SiP>Si,非金属性越强最高价含氧酸的酸性越强,酸性为H2SO4>H3PO4>H2SiO3,故D符合题意。
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6.如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图,若用原子序数代表所对应的元素,则下列说法不正确的是 ( )
A.31d和33d属于不同种核素
B.第一电离能:d>e,电负性:dC.气态氢化物的稳定性:a>e>d
D.a和b形成的化合物不可能含共价键
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解析:由题干信息可知,a、b、c、d、e分别为O、Na、Al、P、S五种元素;31d和33d即31P和33P质子数相同,中子数不同,属于不同核素,A正确。d为P、e为S,同一周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势,ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常,故第一电离能:d>e,同周期元素电负性从左往右依次增大,故电负性:dH2S>PH3,即a>e>d,C正确。a和b形成的化合物Na2O只有离子键,Na2O2中既有离子键又含有共价键,D错误。
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7.嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图,下列有关含量前六位元素的说法正确的是 ( )
A.原子半径:AlB.第一电离能:MgC.Fe位于元素周期表的p区
D.这六种元素中,电负性最大的是O
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解析:Al、Si同周期,Al的核电荷数小于Si,原子半径:Al>Si,故A错误;Mg、Ca同主族,同主族元素从上到下第一电离能减小,故B错误;Fe位于元素周期表的d区,故C错误;同周期元素从左到右电负性增大,同主族元素从上到下电负性减小,则由此可知这六种元素中电负性最大的为O,故D正确。
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8.前四周期元素X、Y在元素周期表中的相对位置如图所示,X的基态原子的价层电子排布为nsn-1npn+1,下列说法不正确的是 ( )
A.X元素的电负性大于Y元素的电负性
B.n=3
C.Y位于元素周期表中第四周期第ⅤA族
D.原子半径:Mg17
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解析:基态X原子的价层电子排布中p能级上排有电子,则s能级有2个电子,即n-1=2,n=3,故X的价层电子排布为3s23p4,为S元素,则Y为As元素。同周期元素从左到右电负性依次增强,即PAs,故S>As,故A、B正确。As是33号元素,在元素周期表中位于第四周期第ⅤA族,故C正确。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,即原子半径:Mg>S,故D错误。
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9.(2024·四川雅安开学考)X、Y、Z、M、N是原子序数依次增大的5种短周期主族元素,其元素性质或原子结构如表,下列说法正确的是 ( )
元素 元素性质或原子结构
X 电子只有一种自旋取向
Y 基态原子核外价层电子排布满足nsnnpn+2
Z 基态原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等
M 与基态Y原子的价层电子数相同
N 基态原子核外只有一个未成对电子
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A.电负性:N>X>Z
B.简单离子半径:N>M>Z
C.M的第一电离能高于同周期相邻元素
D.X与Y能形成两种化合物,且所有原子均满足8电子稳定结构
√
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解析:电子只有一种自旋取向,判断出X为H;原子核外价层电子排布满足nsnnpn+2,即2s22p4,Y为O;原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等,即基态Z的核外电子排布式为1s22s22p63s2,Z为Mg;M与基态Y原子的价层电子数相同,则与Y同主族,M为S;由基态原子核外只有一个未成对电子知,N为Cl。电负性:Cl>H>Mg,即N>X>Z, A正确。简单离子半径:S2->Cl->Mg2+,即M>N>Z,B错误。M为S,S的第一电离能低于同周期相邻元素,C错误。X为H,在化合物中H原子的最外层满足2电子稳定结构,D错误。
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10.(2024·贵州黔西模拟)根据表中短周期元素的有关信息判断,下列说法错误的是 ( )
元素编号 E F G H
原子半径/nm 0.037 0.074 0.082 0.099
最高化合价或 最低化合价 +1 -2 +3 -1
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元素编号 I J K L
原子半径/nm 0.102 0.143 0.160 0.186
最高化合价或 最低化合价 -2 +3 +2 +1
续表
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A.电负性大小:F>H>I
B.简单离子半径:K>F>L
C.第一电离能:K>J>L
D.L、K、J的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱
解析:F、I的最低负化合价都为-2,为第ⅥA族元素,根据原子半径可知F为O,I为S;E、L的最高正化合价为+1,结合原子半径大小可知E为H,L为Na;K的最高正化合价为+2,结合原子半径可知K为Mg;G、J的
√
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最高正化合价为+3,结合原子半径可知G为B,J为Al;H的最低化合价为-1,为ⅦA族元素,其原子半径大于F,则H为Cl。同周期元素从左到右电负性逐渐增强,同族元素从上到下电负性逐渐减弱,电负性大小:O>Cl>S,A正确。电子层数相同,原子序数越大,离子半径越小,离子半径:O2->Na+>Mg2+,B错误。Mg核外电子排布处于全充满的稳定结构,其第一电离能大于相邻族元素,则第一电离能:Mg>Al>Na,C正确。Na、Mg、Al元素金属性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱,D正确。
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11.短周期主族元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大,Z的基态原子的2p轨道半充满,M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4,由这4种元素组成的一种分子的结构如图所示。下列说法正确的是 ( )
A.电负性:MB.简单气态氢化物的热稳定性:Z>Y
C.第一电离能:Y>Z
D.X与Z、M形成的化合物中,一定不含离子键
√
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解析:短周期主族元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大,Z的基态原子的2p轨道半充满,可知Z的核外电子排布式为1s22s22p3,Z的电子数为7,则Z为N元素;M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4,结合主族元素最高正价与最低负价的绝对值之和为8可知,M的最高价为+6价,最低价为-2价,则M为S元素;结合由这4种元素组成的一种分子的结构可知,X形成1个共价键,且X的原子序数小于Z(N元素),则X为H元素;
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Y均形成4个共价键,且原子序数小于Z(N元素),则Y为C元素。一般非金属性越强,电负性越大,而C元素的非金属性弱于S元素,则电负性:S>C,A错误。C和N位于同一周期,同一周期元素从左到右非金属性增强,元素非金属性越强,其对应简单气态氢化物越稳定,则简单气态氢化物的热稳定性:NH3>CH4,B正确。N的2p能级处于半充满稳定状态,其第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能:C17
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12．元素周期表前四周期A、B、C、D、E五种元素，A元素的原子最外层电子排布式为ns1；B元素的原子价电子排布式为ns2np2；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子；E元素原子有5个未成对电子。
(1)写出元素名称：E______。
锰
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解析：A元素的原子最外层电子排布式为ns1，则A是第ⅠA族元素；B元素的原子价电子排布式为ns2np2，所以B应是第ⅣA族元素；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等，所以C是氧元素；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子，则D是P元素；E元素原子有5个未成对电子，则E的原子序数是25，属于第四周期的Mn元素。
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(2)C基态原子的电子排布图为_____________。
解析：由分析可知，C为O元素，O元素的核电荷数是8，则根据构造原理、能量最低原理、洪特规则以及泡利原理可知，其电子排布图为 。
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(3)当n＝3时，B与C形成的化合物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是__________________________。
解析:当n=3时,B是硅元素,B与C形成的化合物二氧化硅与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是SiO2+2OH-===Si+H2O。
SiO2+2OH-===Si+H2O
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(4)若A元素的原子最外层电子排布式为2s1，B元素的原子价电子排布式为3s23p2，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是___________(用元素符号表示)。
解析:若A元素的原子最外层电子排布为2s1,则A是Li。B元素的原子价电子排布为3s23p2,则B是Si元素。A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是O>P>Si>Li。
O>P>Si>Li
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(5)E元素原子的简化电子排布式是_____________，在元素周期表中的位置是_______________。
解析:E元素是Mn,原子序数是25,位于周期表的第四周期第ⅦB族,所以原子的简化电子排布式是[Ar]3d54s2。
[Ar]3d54s2
第四周期ⅦB族
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13．(1)O、F、Cl电负性由大到小的顺序为___________。
解析：电负性一定程度上相当于得电子能力，半径越小，得电子能力越强，电负性越大，所以电负性大小顺序为F＞O＞Cl。
F＞O＞Cl
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(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)＞I1(Na)，原因是_______________________________________________。
I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)，原因是___________________________________
_____________________________________________________________
。
I1/(kJ·mol－1) Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。
Be的2p轨道全空，2s轨道全满，为稳定结构，第一电离能最大。与Li
相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
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解析：Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li容易失去最外层电子，即I1(Li)＞I1(Na)。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增，第一电离能有增大的趋势，而Be的2p轨道处于全空状态，2s轨道处于全充满状态，较难失去电子，故第一电离能Be比B大。
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(3)CaTiO3中组成元素的电负性大小顺序是____________。
解析：O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四周期元素，金属性Ca大于Ti，故电负性大小顺序为O＞Ti＞Ca。
O＞Ti＞Ca
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(4)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。
①H、B、N中，原子半径最大的是_____。
解析：根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。
B
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②NH3BH3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－)，电负性大小顺序是__________。
解析：电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。与N原子相连的H呈正电性，与B原子相连的H呈负电性，故电负性N＞H＞B。
N＞H＞B
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14．根据原子结构、元素周期表和元素周期律的知识回答下列问题：
Ⅰ.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最低能量叫做第一电离能(设为E)。部分元素的第一电离能如图甲所示：
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(1)从图甲分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下依次______(填“减小”“增大”或“不变”)。
解析：从图甲分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下依次减小。
减小
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(2)根据第一电离能的含义和元素周期律，可推断出______ kJ·mol－1＜E钙＜______ kJ·mol－1。
解析：同一周期元素，元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能大于其相邻元素；同一主族元素原子的第一电离能变化规律是从上到下依次减小。则E钾＜E钙＜E镁，即419＜E钙＜738。
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Ⅱ.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。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。
元素符号 Li Be B C O F
电负性值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
电负性值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
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(3)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围：_______＜Mg＜______。
解析：根据电负性的递变规律：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，可知在同周期中电负性：Na＜Mg＜Al，同主族中电负性：Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.93～1.57。
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(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？___________。
解析：AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。
共价化合物
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(5)邻氨基吡啶的铜配合物在
有机不对称合成中起催化诱导效应，
其结构简式如图乙所示。
基态Cu原子的价层电子排布为_________。在元素周期表中铜位于_____(填“s”“p”“d”或“ds”)区。
解析：Cu是29号元素，价层电子排布为3d104s1，在元素周期表中铜位于ds区。
3d104s1
ds
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高阶思维训练
15．(2023·湖南卷)日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素；基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等；基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3。下列说法正确的是( )
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A．电负性：X>Y>Z>W
B．原子半径：XC．Y和W的单质都能与水反应生成气体
D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性
解析：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，根据基态X原子s轨道上的电子数与p轨道上的电子数相等，可知X的电子排布式为1s22s22p4或1s22s22p63s2，为O元素或Mg元素，基态原子O的未
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成对电子数为2，基态原子Mg无未成对电子，又基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3，则X为O元素，基态Y、Z原子的未成对电子数分别为1、3，结合原子序数关系可确定Y为F元素或Na元素，Z为P元素，则该荧光粉的主要成分为3W3(PO4)2·WY2，结合化合物中各元素化合价代数和为0可确定W为＋2价，又其原子序数最大，故W为Ca元素、Y为F元素。元素电负性：F>O>P>Ca，A项错误。原子半径：F16
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16.(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
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解析：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，根据基态X原子s轨道上的电子数与p轨道上的电子数相等，可知X的电子排布式为1s22s22p4或1s22s22p63s2，为O元素或Mg元素，基态原子O的未成对电子数为2，基态原子Mg无未成对电子，又基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3，则X为O元素，基态Y、Z原子的未成对电子数分别为1、3，结合原子序数关系可确定Y为F元素或Na元素，Z为P元素，则该荧光粉的主要成分为3W3(PO4)2·WY2，结合化合物中各元素化合价代数和为0可确定W为＋2价，又其原子序数最大，
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故W为Ca元素、Y为F元素。元素电负性：F>O>P>Ca，A项错误。原子半径：F16
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17.下表为元素周期表的一部分,其中的字母代表对应的元素。
(1)元素I的元素符号为______，I原子价层电子排布图为______________；已知M2＋3d轨道中有6个电子，试推出M元素位于周期表的位置________________。
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Cr
第四周期第Ⅷ族
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解析：由元素在周期表中的位置可知，A为O元素，B为F元素，C为Na元素，D为Mg元素，E为Ar元素，F为K元素，G为Ca元素，H为Ti元素，I为Cr元素。(1)Cr原子核外电子数为24，根据洪特规则特例，其价层电子排布为3d54s1，价层电子排布图为 ; M2+3d轨道中有6个电子,则M原子价层电子排布为3d64s2,M原子核外电子数为26,核内质子数为26,M为Fe元素,位于第四周期第Ⅷ族。
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(2)表中元素第一电离能最小的是_______(填元素符号，下同)，电负性最大的是_______，化学性质最稳定的是_______。
解析:由元素在周期表中的位置可知，A为O元素，B为F元素，C为Na元素，D为Mg元素，E为Ar元素，F为K元素，G为Ca元素，H为Ti元素，I为Cr元素。 (2) K的金属性最强,第一电离能最小;F的非金属性最强,电负性最大;稀有气体的性质最稳定,则Ar的化学性质最稳定。
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K
F
Ar
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(3)表中元素处于d区的是________(填元素符号)。
解析:由元素在周期表中的位置可知，A为O元素，B为F元素，C为Na元素，D为Mg元素，E为Ar元素，F为K元素，G为Ca元素，H为Ti元素，I为Cr元素。 (3)最后填充在d轨道上电子位于d区,可知元素处于d区的是Ti、Cr。
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Ti、Cr
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(4)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据如表。
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元素 Mn Fe
电离能/(kJ·mol-1) I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
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锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2＋的价层电子排布为_____，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是__________________________
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________
。
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3d5
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状态需要的能量较多,
而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
半充满状态需要的能量相对要少
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解析:由元素在周期表中的位置可知，A为O元素，B为F元素，C为Na元素，D为Mg元素，E为Ar元素，F为K元素，G为Ca元素，H为Ti元素，I为Cr元素。(4)锰元素位于第四周期第ⅦB族,则Mn原子的价层电子排布为3d54s2,则Mn2+的价层电子排布为3d5;Fe为26号元素,Fe原子的价层电子排布为3d64s2,Fe2+的价层电子排布为3d6,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状态需要的能量较多;而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半充满状态需要的能量相对要少,所以气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难。课时跟踪检测(五) 元素周期律
1.以下说法不正确的是 ( )
A.第一电离能越小,表示该气态原子越容易失电子
B.同一元素的电离能,各级电离能逐渐增大
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
2.(2024·辽阳模拟)短周期主族元素X、Y、Z、R的原子序数依次增大,某种性质递变规律如图所示,下列元素性质与元素对应正确的是 ( )
A.原子半径:F、Cl、Br、I
B.电负性:Si、P、S、Cl
C.第一电离能:Si、P、S、Cl
D.最高化合价:C、N、O、F
3.(2024·南通模拟)NH4Al(SO4)2·12H2O可用作净水剂、媒染剂等。下列说法正确的是 ( )
A.电负性:χ(N)>χ(O)
B.原子半径:r(Al)>r(N)
C.第一电离能:I1(S)>I1(O)
D.热稳定性:H2S(g)>H2O(g)
4.某元素X的逐级电离能如图所示,下列说法正确的是 ( )
A.X元素可能为+4价
B.X的最高价氢氧化物一定为强碱
C.X为第五周期元素
D.X与氯气反应生成的化合物为XCl3
5.下列叙述正确,且能用元素周期律解释的是 ( )
A.金属性:Ca>Na>Mg
B.最高正化合价:F>O>N
C.第一电离能:Al>Mg>Na
D.酸性:H2SO4>H3PO4>H2SiO3
6.如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图,若用原子序数代表所对应的元素,则下列说法不正确的是 ( )
A.31d和33d属于不同种核素
B.第一电离能:d>e,电负性:dC.气态氢化物的稳定性:a>e>d
D.a和b形成的化合物不可能含共价键
7.嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图,下列有关含量前六位元素的说法正确的是 ( )
A.原子半径:AlB.第一电离能:MgC.Fe位于元素周期表的p区
D.这六种元素中,电负性最大的是O
8.前四周期元素X、Y在元素周期表中的相对位置如图所示,X的基态原子的价层电子排布为nsn-1npn+1,下列说法不正确的是 ( )
A.X元素的电负性大于Y元素的电负性
B.n=3
C.Y位于元素周期表中第四周期第ⅤA族
D.原子半径:Mg9.(2024·四川雅安开学考)X、Y、Z、M、N是原子序数依次增大的5种短周期主族元素,其元素性质或原子结构如表,下列说法正确的是 ( )
元素 元素性质或原子结构
X 电子只有一种自旋取向
Y 基态原子核外价层电子排布满足nsnnpn+2
Z 基态原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等
M 与基态Y原子的价层电子数相同
N 基态原子核外只有一个未成对电子
A.电负性:N>X>Z
B.简单离子半径:N>M>Z
C.M的第一电离能高于同周期相邻元素
D.X与Y能形成两种化合物,且所有原子均满足8电子稳定结构
10.(2024·贵州黔西模拟)根据表中短周期元素的有关信息判断,下列说法错误的是 ( )
元素编号 E F G H
原子半径/nm 0.037 0.074 0.082 0.099
最高化合价或最低化合价 +1 -2 +3 -1
元素编号 I J K L
原子半径/nm 0.102 0.143 0.160 0.186
最高化合价或最低化合价 -2 +3 +2 +1
A.电负性大小:F>H>I
B.简单离子半径:K>F>L
C.第一电离能:K>J>L
D.L、K、J的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱
11.短周期主族元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大,Z的基态原子的2p轨道半充满,M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4,由这4种元素组成的一种分子的结构如图所示。下列说法正确的是 ( )
A.电负性:MB.简单气态氢化物的热稳定性:Z>Y
C.第一电离能:Y>Z
D.X与Z、M形成的化合物中,一定不含离子键
12.元素周期表前四周期A、B、C、D、E五种元素,A元素的原子最外层电子排布式为ns1;B元素的原子价电子排布式为ns2np2;C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等;D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子;E元素原子有5个未成对电子。
(1)写出元素名称:E 。
(2)C基态原子的电子排布图为 。
(3)当n=3时,B与C形成的化合物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是
。
(4)若A元素的原子最外层电子排布式为2s1,B元素的原子价电子排布式为3s23p2,A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。
(5)E元素原子的简化电子排布式是 ,在元素周期表中的位置是 。
13.(1)O、F、Cl电负性由大到小的顺序为 。
(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是 。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li),原因是 。
I1/(kJ·mol-1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
(3)CaTiO3中组成元素的电负性大小顺序是 。
(4)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好,是一种具有潜力的固体储氢材料。
①H、B、N中,原子半径最大的是 。
②NH3BH3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-),电负性大小顺序是 。
14.根据原子结构、元素周期表和元素周期律的知识回答下列问题:
Ⅰ.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最低能量叫做第一电离能(设为E)。部分元素的第一电离能如图甲所示:
(1)从图甲分析可知,同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下依次 (填“减小”“增大”或“不变”)。
(2)根据第一电离能的含义和元素周期律,可推断出 kJ·mol-1Ⅱ.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示,该数值称为电负性。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。
元素符号 Li Be B C O F
电负性值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
电负性值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(3)通过分析电负性值变化规律,确定Mg元素电负性值的最小范围: (4)从电负性角度,判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物 。
(5)邻氨基吡啶的铜配合物在有机不对称合成中起催化诱导效应,其结构简式如图乙所示。
基态Cu原子的价层电子排布为 。在元素周期表中铜位于 (填“s”“p”“d”或“ds”)区。
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15.(2023·湖南卷)日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知:X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素,W为金属元素;基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等;基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3。下列说法正确的是 ( )
A.电负性:X>Y>Z>W
B.原子半径:XC.Y和W的单质都能与水反应生成气体
D.Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性
16.(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
17.下表为元素周期表的一部分,其中的字母代表对应的元素。
(1)元素I的元素符号为 ,I原子价层电子排布图为 ;已知M2+3d轨道中有6个电子,试推出M元素位于周期表的位置 。
(2)表中元素第一电离能最小的是 (填元素符号,下同),电负性最大的是 ,化学性质最稳定的是 。
(3)表中元素处于d区的是 (填元素符号)。
(4)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素,两元素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
锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2+的价层电子排布为 ,比较两元素的I2、I3可知,气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难,对此你的解释是 。
课时跟踪检测(五)
1.选C 第一电离能越小,气态原子失去一个电子所需要的能量越小,越容易失电子,故A正确;同一元素的电离能,各级电离能逐渐增大,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,当价层电子在能量相等的轨道上形成全空、半满或全满结构时,原子的能量较低,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有效吸引作用逐渐减弱,故D正确。
2.选C 同主族元素,从上到下原子半径依次增大,则溴原子的原子半径大于氯原子,且溴元素、碘元素不属于短周期主族元素,故A错误;同周期元素,从左到右非金属性依次增强,电负性依次增大,则硫元素的电负性大于磷元素,故B错误;同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,磷原子的3p轨道为稳定的半充满结构,元素的第一电离能大于相邻元素,则第一电离能由大到小的顺序为Cl>P>S>Si,故C正确;氧元素没有最高正化合价,氟元素没有正化合价,故D错误。
3.选B 同周期主族元素,从左到右元素的非金属性依次增强,电负性依次增大,则N元素的电负性小于O元素,A错误;一般电子层数越多半径越大,则半径Al>N,B正确; 同主族元素自上而下第一电离能减小,因此O的第一电离能大于S,C错误;同主族元素,从上到下元素的非金属性依次减弱,简单氢化物的稳定性越弱,则热稳定性H2S(g)4.选D 根据逐级电离能图知,第三电离能和第四电离能之间的差距最大,所以该原子最外层有3个电子,属于ⅢA族元素。X元素最外层有3个电子,可能为+3价,故A错误。X属于ⅢA族元素,则X的最高价氢氧化物不可能是强碱,故B错误。周期数=核外电子层数,图中没有显示X原子有多少电子层,因此无法确定该元素位于第几周期,故C错误。该主族元素最外层有3个电子,在反应中容易失去3个电子形成X3+,所以X与氯气反应时可能生成XCl3,故D正确。
5.选D 根据金属活动性顺序表可知,金属性:Ca>Na>Mg,但Ca与Na不同周期,也不同主族,A不能用元素周期律解释;由于非金属性F最强,O次之,所以F无正价,O无最高正价,N的最高正价为+5价,故B不符合题意;同一周期主族元素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,所以第一电离能大小顺序是Mg>Al>Na,故C不符合题意;Si、P、S属于同周期元素,从左至右非金属性依次增强,原子序数:SiP>Si,非金属性越强最高价含氧酸的酸性越强,酸性为H2SO4>H3PO4>H2SiO3,故D符合题意。
6.选D 由题干信息可知,a、b、c、d、e分别为O、Na、Al、P、S五种元素;31d和33d即31P和33P质子数相同,中子数不同,属于不同核素,A正确。d为P、e为S,同一周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势,ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常,故第一电离能:d>e,同周期元素电负性从左往右依次增大,故电负性:dH2S>PH3,即a>e>d,C正确。a和b形成的化合物Na2O只有离子键,Na2O2中既有离子键又含有共价键,D错误。
7.选D Al、Si同周期,Al的核电荷数小于Si,原子半径:Al>Si,故A错误;Mg、Ca同主族,同主族元素从上到下第一电离能减小,故B错误;Fe位于元素周期表的d区,故C错误;同周期元素从左到右电负性增大,同主族元素从上到下电负性减小,则由此可知这六种元素中电负性最大的为O,故D正确。
8.选D 基态X原子的价层电子排布中p能级上排有电子,则s能级有2个电子,即n-1=2,n=3,故X的价层电子排布为3s23p4,为S元素,则Y为As元素。同周期元素从左到右电负性依次增强,即PAs,故S>As,故A、B正确。As是33号元素,在元素周期表中位于第四周期第ⅤA族,故C正确。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,即原子半径:Mg>S,故D错误。
9.选A 电子只有一种自旋取向,判断出X为H;原子核外价层电子排布满足nsnnpn+2,即2s22p4,Y为O;原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等,即基态Z的核外电子排布式为1s22s22p63s2,Z为Mg;M与基态Y原子的价层电子数相同,则与Y同主族,M为S;由基态原子核外只有一个未成对电子知,N为Cl。电负性:Cl>H>Mg,即N>X>Z, A正确。简单离子半径:S2->Cl->Mg2+,即M>N>Z,B错误。M为S,S的第一电离能低于同周期相邻元素,C错误。X为H,在化合物中H原子的最外层满足2电子稳定结构,D错误。
10.选B F、I的最低负化合价都为-2,为第ⅥA族元素,根据原子半径可知F为O,I为S;E、L的最高正化合价为+1,结合原子半径大小可知E为H,L为Na;K的最高正化合价为+2,结合原子半径可知K为Mg;G、J的最高正化合价为+3,结合原子半径可知G为B,J为Al;H的最低化合价为-1,为ⅦA族元素,其原子半径大于F,则H为Cl。同周期元素从左到右电负性逐渐增强,同族元素从上到下电负性逐渐减弱,电负性大小:O>Cl>S,A正确。电子层数相同,原子序数越大,离子半径越小,离子半径:O2->Na+>Mg2+,B错误。Mg核外电子排布处于全充满的稳定结构,其第一电离能大于相邻族元素,则第一电离能:Mg>Al>Na,C正确。Na、Mg、Al元素金属性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱,D正确。
11.选B 短周期主族元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大,Z的基态原子的2p轨道半充满,可知Z的核外电子排布式为1s22s22p3,Z的电子数为7,则Z为N元素;M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4,结合主族元素最高正价与最低负价的绝对值之和为8可知,M的最高价为+6价,最低价为-2价,则M为S元素;结合由这4种元素组成的一种分子的结构可知,X形成1个共价键,且X的原子序数小于Z(N元素),则X为H元素;Y均形成4个共价键,且原子序数小于Z(N元素),则Y为C元素。一般非金属性越强,电负性越大,而C元素的非金属性弱于S元素,则电负性:S>C,A错误。C和N位于同一周期,同一周期元素从左到右非金属性增强,元素非金属性越强,其对应简单气态氢化物越稳定,则简单气态氢化物的热稳定性:NH3>CH4,B正确。N的2p能级处于半充满稳定状态,其第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能:C12.解析:(1)A元素的原子最外层电子排布式为ns1,则A是第ⅠA族元素;B元素的原子价电子排布式为ns2np2,所以B应是第ⅣA族元素;C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等,所以C是氧元素;D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子,则D是P元素;E元素原子有5个未成对电子,则E的原子序数是25,属于第四周期的Mn元素。 (2)由分析可知,C为O元素,O元素的核电荷数是8,则根据构造原理、能量最低原理、洪特规则以及泡利原理可知,其电子排布图为。(3)当n=3时,B是硅元素,B与C形成的化合物二氧化硅与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是SiO2+2OH-Si+H2O。(4)若A元素的原子最外层电子排布为2s1,则A是Li。B元素的原子价电子排布为3s23p2,则B是Si元素。A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是O>P>Si>Li。(5)E元素是Mn,原子序数是25,位于周期表的第四周期第ⅦB族,所以原子的简化电子排布式是[Ar]3d54s2。
答案:(1)锰 (2) (3)SiO2+2OH-Si+H2O (4)O>P>Si>Li (5)[Ar]3d54s2 第四周期ⅦB族
13.解析:(1)电负性一定程度上相当于得电子能力,半径越小,得电子能力越强,电负性越大,所以电负性大小顺序为F>O>Cl。(2)Li和Na均为第ⅠA族元素,由于Na电子层数多,原子半径大,故Na比Li容易失去最外层电子,即I1(Li)>I1(Na)。Li、Be、B均为第二周期元素,随原子序数递增,第一电离能有增大的趋势,而Be的2p轨道处于全空状态,2s轨道处于全充满状态,较难失去电子,故第一电离能Be比B大。(3)O为非金属元素,其电负性在三种元素中最大,Ca和Ti同为第四周期元素,金属性Ca大于Ti,故电负性大小顺序为O>Ti>Ca。(4)①根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小,可知H、B、N中原子半径最大的是B。②电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。与N原子相连的H呈正电性,与B原子相连的H呈负电性,故电负性N>H>B。
答案:(1)F>O>Cl (2)Na与Li同族,Na电子层数多,原子半径大,易失电子 Li、Be、B同周期,核电荷数依次增加。Be的2p轨道全空,2s轨道全满,为稳定结构,第一电离能最大。与Li相比,B核电荷数大,原子半径小,较难失去电子,第一电离能较大 (3)O>Ti>Ca (4)①B ②N>H>B
14.解析:(1)从图甲分析可知,同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下依次减小。(2)同一周期元素,元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势,但第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能大于其相邻元素;同一主族元素原子的第一电离能变化规律是从上到下依次减小。则E钾Mg>Ca,最小范围应为0.93~1.57。(4)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55,根据信息,电负性差值若小于1.7,则形成共价键,所以AlCl3为共价化合物。(5)Cu是29号元素,价层电子排布为3d104s1,在元素周期表中铜位于ds区。
答案:(1)减小 (2)419 738 (3)0.93 1.57 (4)共价化合物 (5)3d104s1 ds
15.选C X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素,根据基态X原子s轨道上的电子数与p轨道上的电子数相等,可知X的电子排布式为1s22s22p4或1s22s22p63s2,为O元素或Mg元素,基态原子O的未成对电子数为2,基态原子Mg无未成对电子,又基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3,则X为O元素,基态Y、Z原子的未成对电子数分别为1、3,结合原子序数关系可确定Y为F元素或Na元素,Z为P元素,则该荧光粉的主要成分为3W3(PO4)2·WY2,结合化合物中各元素化合价代数和为0可确定W为+2价,又其原子序数最大,故W为Ca元素、Y为F元素。元素电负性:F>O>P>Ca,A项错误。原子半径:F16.选D Z的价电子所在能层有16个轨道,故Z为第四周期元素,结合题给化合物的结构图可知,Z为K元素;W、X、Y、Z原子序数依次增大,X、Y的价电子数相等,结合题给结构图可知,X为O元素、Y为S元素;W形成一个共价键,则W为H元素。电负性:H7,S的氧化物溶于水生成H2SO3或H2SO4,溶液的pH<7,故D正确。
17.解析:由元素在周期表中的位置可知,A为O元素,B为F元素,C为Na元素,D为Mg元素,E为Ar元素,F为K元素,G为Ca元素,H为Ti元素,I为Cr元素。(1)Cr原子核外电子数为24,根据洪特规则特例,其价层电子排布为3d54s1,价层电子排布图为;M2+3d轨道中有6个电子,则M原子价层电子排布为3d64s2,M原子核外电子数为26,核内质子数为26,M为Fe元素,位于第四周期第Ⅷ族。(2)K的金属性最强,第一电离能最小;F的非金属性最强,电负性最大;稀有气体的性质最稳定,则Ar的化学性质最稳定。(3)最后填充在d轨道上电子位于d区,可知元素处于d区的是Ti、Cr。(4)锰元素位于第四周期第ⅦB族,则Mn原子的价层电子排布为3d54s2,则Mn2+的价层电子排布为3d5;Fe为26号元素,Fe原子的价层电子排布为3d64s2,Fe2+的价层电子排布为3d6,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状态需要的能量较多;而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半充满状态需要的能量相对要少,所以气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难。
答案:(1)Cr 第四周期第Ⅷ族 (2)K F Ar (3)Ti、Cr (4)3d5 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状态需要的能量较多,而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半充满状态需要的能量相对要少