(共56张PPT)
第2课时 元素周期律
1.了解元素电离能、电负性的含义。2.能应用元素的电离能说明元素的某些性质。3.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。4.建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
原子或离子半径
知识点1
1.原子半径的影响因素
增大
减小
[深度思考1]
是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径
【答案】 不一定。原子半径的大小由核电荷数与能层数两个因素综合决定,如Li的半径大于Cl的。
2.原子半径的递变规律
(1)同周期:主族元素从左到右,核电荷数越 ,原子半径越 。
(2)同主族:元素从上到下,能层越 ,原子半径越 。
特别提醒:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
大
小
多
大
[深度思考2]
过渡元素原子半径递变规律,同一周期自左至右逐渐 ,但变化幅度 。原因:增加的电子都分布在 轨道上,电子间的
与原子核对电子的 大致相当。
减小
不大
(n-1)d
排斥作用
吸引作用
3.原子或离子半径的比较方法
(1)同周期主族元素,从碱金属元素到卤素,原子半径逐渐减小。
如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同主族元素,从上到下,原子或同价态离子半径逐渐增大。
如r(Li)
(3)能层结构相同的离子,随着核电荷数的递增,半径逐渐减小。
如r(S2-) r(Cl-) r(K+) r(Ca2+)。
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>
(4)同种元素形成的粒子的半径大小比较规律:阳离子的半径<中性原子的半径<阴离子的半径,且阳离子价态越高,半径越小。
如r(Fe3+) r(Fe2+) r(Fe);r(Cl) r(Cl-);r(H+) r(H) r(H-)。
(5)能层结构和所带电荷数都不同的粒子,其半径大小一般要找参照物进行比较。如比较Al3+和S2-半径的大小,可找出与Al3+能层结构相同,且与S2-所带电荷数相同的O2-来比较,因为r(Al3+) r(O2-),r(O2-) r(S2-),
故r(Al3+) r(S2-)。
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[深度思考3]
具有相同电子层结构的三种粒子Xn+、Yn-和W,下列分析正确的是 (填字母)。
A.原子序数关系:W>Y>X
B.粒子半径关系:r(Yn-)C.粒子W是稀有气体元素的原子
D.原子半径关系:r(X)C
【解析】 设W的原子序数为Z,则X的原子序数为Z+n,Y的原子序数则为Z-n,则原子序数大小顺序为X>W>Y,A错误;Xn+和Yn-具有相同的电子层结构,核电荷数Yr(Xn+),B错误;W的电子层结构与Xn+、Yn-相同,所以W必为稀有气体元素的原子,C正确;X应处于Y的下一周期,则原子半径X>Y,D错误。
1.判断正误。
(1)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。( )
(2)质子数相同的不同单核粒子,电子数越少,半径越小。( )
(3)各元素的原子半径总是比其离子半径大。( )
(4)同周期主族元素从左到右,简单离子半径逐渐减小。( )
×
√
×
×
2.(2025·广东茂名月考)下列各组粒子的半径大小比较中错误的是( )
[A]Ca>Mg>Be
[B]Na+>Mg2+>Al3+
[C]Mg2+>Na+>F-
[D]Cl->F->F
C
【解析】 Be、Mg、Ca为同主族元素,随核电荷数增大,原子半径依次增大,A项正确;Na+、Mg2+、Al3+的电子层结构相同,核电荷数越小,半径越大,B项正确; Mg2+、Na+、F-的电子层结构相同,故半径大小顺序为F->Na+>Mg2+,C项不正确;Cl-、F-是同主族元素的负一价阴离子,原子序数越大,半径越大,F-、F为同一元素的不同价态的粒子,价态越低,半径越大,D项正确。
3.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )
[A]NaF [B]MgI2 [C]BaI2 [D]KBr
B
4.已知短周期元素的离子aX2+、bY+、cZ2-、dW-都具有相同的能层结构,则下列叙述正确的是( )
[A]原子半径:X>Y>W>Z
[B]原子的最外层电子数:W>Z>X>Y
[C]原子序数:d>c>b>a
[D]离子半径:Z2->W->X2+>Y+
B
【解析】 阳离子所带电荷数是其原子失去电子的个数,阴离子所带电荷数是其原子得到电子的个数,而原子的核外电子数等于质子数,也等于原子序数。具有相同的能层结构的短周期元素的简单离子aX2+、bY+、cZ2-、dW-,结合元素周期表结构特征可知,aX2+、bY+、cZ2-、dW-分别为12Mg2+、11Na+、8O2-、9F-。根据分析可知,原子半径Na>Mg>O>F,即Y>X>Z>W,A错误;根据分析可知,原子的最外层电子数F>O>Mg>Na,即W>Z>X>Y,B正确;根据分析可知,质子数等于原子序数,原子序数12Mg>11Na>9F>8O,即a>b>d>c,C错误;具有相同能层结构的离子,质子数越多,半径越小,离子半径O2->F->Na+>Mg2+,即Z2->W->Y+>X2+,D错误。
规律方法
三看法比较粒子半径大小
(1)“一看层”:先看能层数,能层数越多,一般粒子半径越大。
(2)“二看核”:若能层数相同,则看核电荷数,核电荷数越大,粒子半径越小。
(3)“三看电子”: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。
电离能
知识点2
1.电离能
气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最低能量叫做电离能。符号为I,单位为kJ·mol-1。
2.第一电离能
失去一个电子转化为 所需要的 能量叫做第一电离能。符号: 。
气态基态原子
气态基态正离子
最低
I1
3.元素第一电离能的变化规律
[深度思考1]
根据图示,总结元素第一电离能的变化规律:
同周期 元素的第一电离能最小, 元素的第一电离能最大,从左到右,第一电离能总体呈现从 到 的变化趋势
同主族 从上到下第一电离能逐渐
氢和碱金属
稀有气体
小
大
减小
4.各级电离能及其变化规律
(1)+1价气态基态正离子失去一个电子,形成+2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能,用I2表示;+2价气态基态正离子再失去一个电子,形成+3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能,用I3表示,依次类推。
(2)①同种原子的逐级电离能越来越 (I1②由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。如Ba的I2 I3。
大
[深度思考2]
(1)一种元素的各级电离能是逐渐增大的,原因是
。
(2)同一原子中当逐级电离时,电离能突然变大很多,这个突跃点意味着
。
气态基态阳离子所带正电荷
数多,比不带电荷的气态基态原子或所带正电荷数少的气态基态阳离子对
电子的吸引力要大
核外电子分层排布
5.电离能的应用
(1)确定元素原子核外电子的排布。如Li:I1 I2(2)确定元素在化合物中的化合价。如K:I1 I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大,元素的 性越强;I1越小,元素的 性越强。
1
1
非金属
金属
6.电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(2)能量最高的能级的原子轨道具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高,其电离能数值较大,如稀有气体元素的电离能在同周期元素中最大,N的2p轨道为半充满状态、Mg的2s轨道为全充满状态,其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下,同周期元素的第一电离能:第ⅡA
族 第ⅢA族,第ⅤA族 第ⅥA族。
>
>
1.判断正误。
(1)I1越大的元素的原子失电子能力越弱。( )
(2)第一电离能:Al>Mg。( )
(3)同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大。( )
(4)同一主族自上而下,元素的第一电离能逐渐减小。( )
(5)某主族元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、
10 540、13 630、17 995、21 703……当它与氯气反应时生成的阳离子是X2+。( )
√
×
×
√
√
2.气态基态原子的核外电子排布发生如下变化,吸收能量最多的是( )
[A]1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
[B]1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
[C]1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
[D]1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
B
【解析】 原子轨道处于半充满、全充满、全空状态时,原子较稳定,不易失去电子,p能级最多容纳6个电子,s能级最多容纳2个电子。 选项B中3p轨道上有3个电子,处于半充满状态,相对稳定,不易失去电子,当其失去一个电子时,吸收的能量最多,故选B。
3.在第二周期中,B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是( )
[A]I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
[B]I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
[C]I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
[D]I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
C
【解析】 B、C、N、O属于同周期元素,随原子序数递增,第一电离能有增大的变化趋势,但第ⅤA族元素N大于第ⅥA族元素O。
4.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )
[A]钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故钾的活动性强于钠
[B]因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次
增大
[C]最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大
[D]对于同一元素而言,原子的电离能:I1B
【解析】 A项,同一主族从上到下,元素的第一电离能越来越小,活动性越来越强;B项,同周期从左到右,主族元素的第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族;C项,题述的原子为稀有气体元素的原子,第一电离能较大;D项,同一元素的原子,I15.(2025·浙江丽水教学质量检测)X、Y、Z是同周期主族元素,I为电离能,单位是kJ·mol-1。
元素 I1 I2 I3 I4
X 496 4 562 6 912 9 543
Y 738 1 451 7 733 10 542
Z 578 1 817 2 745 11 575
根据表中所列数据的判断不正确的是( )
[A]元素X是第ⅠA族元素,位于元素周期表的s区
[B]元素Y的常见化合价为+2价,同周期元素中,它的第一电离能最大,金属性也最强
[C]元素X形成氧化物时,化学式可能是X2O2
[D]若元素Z处于第三周期,其原子的价层电子排布式为3s23p1
B
【解析】 X、Y、Z是同周期主族元素,根据表中数据的变化,X的原子易失去一个电子,Y的原子易失去两个电子,Z的原子易失去三个电子,且它们都有第四电离能,说明核外电子数均不止三个,故推测X、Y、Z可能分别是Na、Mg、Al。元素X的原子易失去一个电子,是第ⅠA族元素,位于元素周期表的s区,A正确;元素Y的原子易失去两个电子,常见化合价为+2价,它的第一电离能最大,同周期元素的金属性从左往右逐渐减弱,X的金属性最强,B错误;元素X可能是Na,形成氧化物时,化学式可能是Na2O2,C正确;若元素Z处于第三周期,则是Al,其原子的价层电子排布式为3s23p1,D正确。
归纳总结
元素第一电离能大小关系中的特例:Be>B;N>O;Mg>Al;P>S。
电负性
知识点3
1.键合电子和电负性的概念
(1)键合电子:元素相互化合时,原子中用于形成 的电子。
(2)电负性:用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子,对 的吸引力 。
2.衡量标准
以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体元素未计)。
化学键
键合电子
键合电子
越大
4.0
1.0
3.递变规律(一般情况)
(1)同周期元素从左到右,电负性逐渐 ,非金属性逐渐 。
(2)同族元素从上到下,电负性逐渐 , 性逐渐增强。
变大
增强
变小
金属
[深度思考1]
下表给出的是8种元素的电负性的值:
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请运用表中数据估计钙元素的电负性的取值范围: 。
0.8~1.2
4.应用
小于
小
大于
大
1.8
负
正
特别提醒:两种成键元素的电负性之差大于1.7,它们之间不一定形成离子键,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;两种成键元素的电负性之差小于1.7,它们之间不一定形成共价键,如Na与H的电负性之差为1.2,但NaH中的化学键是离子键。
[深度思考2]
电负性与第一电离能的关系:
。
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力,电
负性大的原子吸引键合电子的能力强,所以一般来说,电负性大的原子对应
元素的第一电离能也大
1.判断正误。
(1)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性。( )
(2)电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的依据。
( )
(3)在元素周期表中,同周期元素的电负性从左到右呈现递增的趋势。( )
(4)元素的电负性越大,原子在化合物中吸引电子的能力越强。( )
(5)元素的电负性越大,金属性越强,第一电离能也越大。( )
×
√
√
√
×
2.下列是几种基态原子的电子排布式,其中对应元素电负性最大的是( )
[A]1s22s22p4
[B]1s22s22p63s23p3
[C]1s22s22p63s23p2
[D]1s22s22p63s23p64s2
A
【解析】 根据各基态原子的电子排布式可知,A项为O,B项为P,C项为Si,D项为Ca。一般来说,同一周期中,主族元素的电负性随着原子序数的增大而增大,同一主族中,元素的电负性随着原子序数的增大而减小,所以这4种元素中,O的电负性最大,A项正确。
3.下列事实不能说明X的电负性比Y的大的是( )
[A]与H2化合:X单质比Y单质容易
[B]最外层电子数:X原子比Y原子多
[C]最高价氧化物对应的水化物的酸性:X比Y强
[D]X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
B
【解析】 电负性越大的元素,其单质得电子能力越强,即氧化性越强,和氢气化合越容易,所以与H2化合时X单质比Y单质容易能说明X比Y的电负性大,故A不符合题意;元素电负性大小与吸引电子能力有关,与最外层电子数多少无关,如氧元素的电负性比碘元素的电负性大,但氧原子最外层电子数小于碘原子最外层电子数,所以X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X比Y的电负性大,故B符合题意;电负性越大的元素,其单质得电子能力越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强能说明X比Y的电负性大,故C不符合题意;电负性越大的元素,其原子吸引电子能力越强,其单质的氧化性越强,X单质可以把Y从其氢化物中置换出来能说明X比Y的电负性大,故D不符合题意。
4.(2025·福建泉州月考)已知元素的电负性和元素的化合价一样,也是元素的一种基本性质。下列给出部分元素的电负性:
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
已知:两成键元素间电负性差值大于1.7时,常形成离子键;两成键元素间电负性差值小于1.7时,常形成共价键。
(1)通过分析元素电负性的变化规律,由表格中数据确定Al的电负性的最小范围: 。
1.2~1.8
【解析】 (1)同周期元素从左到右,电负性依次增大,同主族元素从上到下,电负性依次减弱,则同周期元素的电负性Mg(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物:
A.Li3N B.PCl3 C.MgCl2 D.SiC
属于离子化合物的是 ;属于共价化合物的是 。(填字母)
AC
BD
【解析】 (2)A项,Li3N中氮元素和锂元素的电负性差值为2.0,大于1.7,形成离子键,Li3N为离子化合物;B项,PCl3中氯元素和磷元素的电负性差值为0.9,小于1.7,形成共价键,PCl3为共价化合物;C项,MgCl2中氯元素和镁元素的电负性差值为1.8,大于1.7,形成离子键,MgCl2为离子化合物;D项,SiC中碳元素和硅元素的电负性差值为0.7,小于1.7,形成共价键,SiC为共价化合物。综上分析,属于离子化合物的是AC,属于共价化合物的是BD。
易错警示
电负性应用的注意事项
1.电负性描述的是原子对键合电子吸引力的大小,并不能把电负性的大小作为衡量金属元素和非金属元素的绝对标准。
2.元素电负性的值是个相对的值,没有单位。
易错警示
3.并不是所有电负性差值大的元素原子之间都形成离子键、电负性差值小的元素原子之间都形成共价键,应注意一些特殊情况。
4.电负性数值相同,元素的非金属性或金属性不一定相同,如N和Cl的电负性数值相同,但N的非金属性弱于Cl的。第2课时 元素周期律
课时作业
(分值:54分)
(选择题,每小题3分)
对点训练
知识点1 粒子半径大小比较
1.下列各组元素中,原子半径依次增大的是( )
[A]Li、K、Rb [B]I、Br、Cl
[C]O、Na、S [D]Al、Si、P
【答案】 A
【解析】 原子半径依次增大,A正确;原子半径依次减小,B错误;氧原子半径最小,钠原子半径最大,C错误;原子半径依次减小,D错误。
2.已知某些元素的原子半径如下表所示,根据表中的数据推测磷原子的半径可能是( )
原子 N S O Si
半径r/(×10-10m) 0.75 1.02 0.74 1.17
[A]0.70×10-10m [B]0.80×10-10m
[C]1.10×10-10m [D]1.20×10-10m
【答案】 C
【解析】 同一周期主族元素的原子半径随着原子序数的增大而减小,由此可推知磷原子的半径在硅原子和硫原子之间,C项正确。
3.(2025·浙江长兴中学月考)下列关于粒子半径的比较不正确的是( )
①r(Li+)②r(F-)③r(Na+)④r(Fe3+)>r(Fe2+)>r(Fe)
[A]②③④ [B]①④
[C]③④ [D]①②③
【答案】 C
【解析】 同主族元素,从上到下,同价态离子半径逐渐增大,①、②正确;能层结构相同的离子,随核电荷数增大,离子半径逐渐减小,③错误;对于同种元素而言,原子半径大于阳离子半径,同种元素不同价态的离子,价态越高,离子半径越小,④错误。
知识点2 电离能、电负性及其应用
4.(2025·广东深圳龙岗月考)下列说法正确的是( )
[A]电负性大于1.8的一定为非金属元素,小于1.8的一定为金属元素
[B]第四周期元素中,未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位
[C]第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据
[D]电负性越大,元素的非金属性越强,第一电离能也越大
【答案】 B
【解析】 电负性大于1.8的元素不一定是非金属元素,如锑(Sb),电负性的大小不能作为判断某种元素是金属元素或非金属元素的唯一依据,故A错误;第四周期元素中,未成对电子数最多的元素是24号元素Cr,位于钾元素后面第五位,故B正确;同周期从左到右元素的金属性逐渐减弱,第一电离能呈增大的趋势,但第ⅡA族元素的ns轨道全充满、第ⅤA族元素的np轨道半充满,第一电离能大于同周期相邻元素,故C错误;元素的电负性越大,第一电离能不一定越大,如电负性O>N,但第一电离能N>O,故D错误。
5.已知X、Y是主族元素,I为电离能,单位是kJ·mol-1。根据表中所列数据判断下列选项错误的是( )
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
[A]元素X的常见化合价是+1价
[B]元素Y是第ⅢA族元素
[C]元素X与氯元素组成化合物时,化学式可能是XCl
[D]若元素Y位于第三周期,它的单质可与冷水剧烈反应
【答案】 D
【解析】 分析表中给出的数据,元素X的I1、I2差别很大,说明X原子易失去一个电子,而难失去更多的电子,因此X原子易形成+1价阳离子,A、C项正确;元素Y的I3、I4差别很大,说明Y易失去3个电子,即Y原子的最外层上有3个电子,应位于第ⅢA族,B项正确;若Y位于第三周期,则为Al,其单质不能与冷水剧烈反应,D项错误。
6.已知主族元素X、Y处于同周期,电负性X>Y,下列说法中一定错误的是( )
[A]最高正化合价:X>Y
[B]最简单气态氢化物的稳定性:Y>X
[C]含氧酸的酸性:X>Y
[D]X和Y形成的化合物中,X显负价,Y显正价
【答案】 B
【解析】 电负性X>Y,非金属性X>Y,故最简单气态氢化物的稳定性一定是X>Y,B项错误。
知识点3 元素周期律的综合应用
7.已知下列元素的电负性数据,下列判断不正确的是( )
元素 Li B C O F Na Mg Cl Ge
电负性 1.0 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.2 3.0 1.8
[A]Be电负性的最小范围为1.0~2.0
[B]Ge既具有金属性,又具有非金属性
[C]C和Cl可形成极性键
[D]O和F形成的化合物中O显正价
【答案】 A
【解析】 同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大,Be的电负性范围为1.0~2.0,同主族元素从上到下电负性依次减小,Be的电负性大于1.2,综上所述,Be的电负性范围可进一步精确在1.2~2.0,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;C和Cl的电负性差值小于1.7,可形成极性键,C正确;F的电负性大于O的,故O和F形成的化合物中O显正价,D正确。
8.处于同一周期的X、Y、Z、W四种短周期元素,其气态基态原子获得一个电子所放出的能量:X>Y>Z>W。则下列说法正确的是( )
[A]元素的非金属性:X[B]元素的电负性:X[C]元素的第一电离能:X[D]最高价氧化物对应的水化物的酸性:X>Y>Z>W
【答案】 D
【解析】 处于同一周期的X、Y、Z、W四种短周期元素,其气态基态原子获得一个电子所放出的能量X>Y>Z>W,说明非金属性X>Y>Z>W,则四种元素从左到右的顺序为W、Z、Y、X。气态基态原子获得一个电子所放出的能量越多,非金属性越强,则元素的非金属性X>Y>Z>W,A错误;一般元素的非金属性越强,电负性越大,则X、Y、Z、W的电负性依次减小,B错误;一般元素的非金属性越强,第一电离能越大,C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,则X、Y、Z、W四种元素最高价氧化物对应的水化物的酸性依次减弱,D正确。
9.下图是第三周期主族元素某些性质变化趋势的柱形图,下列有关y轴表示的含义说法正确的是( )
[A]可能是原子半径
[B]可能是电负性
[C]可能是第一电离能
[D]可能是形成简单离子时转移的电子数
【答案】 B
【解析】 同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,电负性逐渐变大,第一电离能呈增大趋势(第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素大),A、C错误,B正确;同周期主族元素从左到右,金属原子失电子数增加,非金属原子得电子数减少,D错误。
能力提升
10.(2025·河北邯郸月考)下列元素性质的递变规律正确的是( )
[A]元素的电负性:O>S>P
[B]第一电离能:Na[C]酸性:H2SiO3>H3PO4>HNO3
[D]原子半径:Be【答案】 A
【解析】 同一周期元素从左到右,电负性逐渐增大,同主族元素从上到下,电负性逐渐减小,则元素的电负性 O>S>P,A正确;Mg的3s轨道为全充满状态,则Mg的第一电离能大于Al,B错误;非金属性N>P>Si,最高价氧化物对应的水化物的酸性HNO3>H3PO4>H2SiO3,C错误;同周期元素,随核电荷数的增大,原子半径逐渐减小,则原子半径Be>B>C,D错误。
11.已知X、Y、Z为同一周期的三种元素,其原子的部分电离能如下表所示:
元素 X Y Z
电离能/ (kJ·mol-1) I1 496 738 578
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
下列说法正确的是( )
[A]三种元素中,X元素的第一电离能最小,其电负性在同一周期元素中也最小
[B]三种元素中,Y元素的第一电离能最大,其电负性也最大
[C]等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出氢气的物质的量之比为1∶1∶1
[D]三种单质与盐酸反应放出等量氢气时,消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
【答案】 A
【解析】 根据元素电离能的变化规律可知,X为第ⅠA族元素、Y为第ⅡA族元素、Z为第ⅢA族元素,又知X、Y、Z为同一周期的三种元素,假设X、Y、Z属于第三周期元素,则这三种元素分别为Na、Mg、Al。第一电离能最小的为Na,电负性在同一周期元素中最小的也是Na,A正确;三种元素中,第一电离能最大的为Mg,电负性最大的为Al,B错误;三种金属和少量盐酸反应完成后,剩余的金属钠继续与水反应生成氢气,最终金属钠生成的氢气最多,C错误;根据得失电子守恒可知,放出1 mol氢气时,转移2 mol电子,消耗Na、Mg、Al的物质的量分别为2 mol、1 mol、 mol,消耗X、Y、Z的物质的量之比为6∶3∶2,D错误。
12.(2025·江苏常州调研)祖母绿[主要成分Be3Al2(SiO3)6]被称为宝石之王,与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是( )
[A]半径大小:r(Al3+)>r(O2-)
[B]电负性大小:χ(P)>χ(Si)
[C]电离能大小:I1(F)[D]碱性强弱:Ca(OH)2【答案】 B
【解析】 电子层结构相同时,核电荷数越大,离子半径越小,则铝离子的半径小于氧离子,故A错误;同周期元素,从左到右电负性依次增大,则磷元素的电负性大于硅元素,故B正确;同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,则氟元素的第一电离能大于氧元素,故C错误;同周期元素,从左到右金属性依次减弱,最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱,则氢氧化镁的碱性强于氢氧化铝,同主族元素,从上到下金属性依次增强,最高价氧化物对应的水化物的碱性依次增强,则氢氧化钙的碱性强于氢氧化镁,则氢氧化钙的碱性强于氢氧化铝,故D错误。
13.某课题组合成的CuO/ZnO纳米材料能提高有机硅单体合成反应的选择性和产率。化学反应如下:
下列有关叙述错误的是( )
[A]甲中Cl、H、C的电负性依次减小
[B]上述物质中有四种元素位于周期表p区
[C]催化剂中第二电离能与第一电离能之差:Cu>Zn
[D]基态铜原子M层电子排布式为3s23p63d10
【答案】 A
【解析】 非金属性Cl>C>H,则电负性Cl>C>H,A项错误;题述物质中,氯、碳、硅、氧四种元素都位于p区,B项正确;铜、锌基态原子价层电子排布式分别为3d104s1、3d104s2,锌的第一电离能大于铜,锌的第二电离能小于铜,故第二电离能与第一电离能之差较大的是铜,C项正确;基态铜原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,M层电子排布式为3s23p63d10,D项正确。
14.(15分)太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时,一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题。
(1)(2分)基态钒原子的电子排布式为 ,其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有 个伸展方向。
(2)(2分)VO2+与可发生反应。中,第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
(3)(1分)镓与硒相比,电负性更大的是 (填元素符号)。
(4)(2分)已知高温下Cu2O比CuO更稳定,试从铜原子核外电子结构角度解释其原因:
。
(5)(2分)与钛同周期的所有元素的基态原子中,未成对电子数与钛相同的有 (填元素符号)。
(6)(2分)在第二周期元素中,第一电离能介于B和N两元素之间的有 (填元素符号)。
(7)(4分)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si。与Si同周期的部分元素的电离能如图所示,其中 (填字母)。
A.a为I1,b为I2,c为I3
B.a为I2,b为I3,c为I1
C.a为I3,b为I2,c为I1
D.a为I1,b为I3,c为I2
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d34s2(或[Ar]3d34s2) 5
(2)O>C (3)Se (4)亚铜离子的价层电子排布式为3d10,核外电子处于稳定的全充满状态 (5)Ni、Ge、Se (6)Be、C、O (7)> B
【解析】 (1)钒为23号元素,基态钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2或[Ar]3d34s2,其中能量最高的电子所占据能级为3d,其原子轨道有5个伸展方向。(2)第二周期元素为碳、氧,同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能呈增大趋势,故第一电离能由大到小的顺序为O>C。(3)同周期元素从左到右,电负性逐渐变大,镓与硒相比,电负性更大的是Se。(5)钛位于第四周期,其基态原子的价层电子排布式为3d24s2,未成对电子数为2,与钛同周期的所有元素的基态原子中,未成对电子数与钛相同的有Ni、Ge、Se。(6)同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能呈增大趋势,N的2p轨道为半充满稳定状态,第一电离能大于O,Be的2s轨道为全充满稳定状态,第一电离能大于B,故在第二周期元素中,第一电离能介于B和N两元素之间的有Be、C、O。(7)“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,则电负性氢大于硅,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒得电子能力大于氢,故电负性硒大于氢,故硒与硅的电负性相对大小为Se>Si。同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能呈变大趋势,但是第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族,故c为I1;失去第一个电子后,钠离子为8电子稳定结构,失去第二个电子需要较大能量,其第二电离能在同周期主族元素中最大,故a为I2,同理可得b为I3。
21世纪教育网(www.21cnjy.com)第2课时 元素周期律
[学习目标] 1.了解元素电离能、电负性的含义。2.能应用元素的电离能说明元素的某些性质。3.能从原子结构的角度理解原子半径、电离能、电负性的递变规律。4.建立“结构决定性质”的认知模型,并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
知识点1 原子或离子半径
1.原子半径的影响因素
[深度思考1]
是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径
【答案】 不一定。原子半径的大小由核电荷数与能层数两个因素综合决定,如Li的半径大于Cl的。
2.原子半径的递变规律
(1)同周期:主族元素从左到右,核电荷数越大,原子半径越小。
(2)同主族:元素从上到下,能层越多,原子半径越大。
特别提醒:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
[深度思考2]
过渡元素原子半径递变规律,同一周期自左至右逐渐 ,但变化幅度 。原因:增加的电子都分布在 轨道上,电子间的 与原子核对电子的 大致相当。
【答案】 减小 不大 (n-1)d 排斥作用 吸引作用
3.原子或离子半径的比较方法
(1)同周期主族元素,从碱金属元素到卤素,原子半径逐渐减小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同主族元素,从上到下,原子或同价态离子半径逐渐增大。如r(Li)(3)能层结构相同的离子,随着核电荷数的递增,半径逐渐减小。如r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。
(4)同种元素形成的粒子的半径大小比较规律:阳离子的半径<中性原子的半径<阴离子的半径,且阳离子价态越高,半径越小。如r(Fe3+)(5)能层结构和所带电荷数都不同的粒子,其半径大小一般要找参照物进行比较。如比较Al3+和S2-半径的大小,可找出与Al3+能层结构相同,且与S2-所带电荷数相同的O2-来比较,因为r(Al3+)[深度思考3]
具有相同电子层结构的三种粒子Xn+、Yn-和W,下列分析正确的是 (填字母)。
A.原子序数关系:W>Y>X
B.粒子半径关系:r(Yn-)C.粒子W是稀有气体元素的原子
D.原子半径关系:r(X)【答案】 C
【解析】 设W的原子序数为Z,则X的原子序数为Z+n,Y的原子序数则为Z-n,则原子序数大小顺序为X>W>Y,A错误;Xn+和Yn-具有相同的电子层结构,核电荷数Yr(Xn+),B错误;W的电子层结构与Xn+、Yn-相同,所以W必为稀有气体元素的原子,C正确;X应处于Y的下一周期,则原子半径X>Y,D错误。
1.判断正误。
(1)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。( × )
(2)质子数相同的不同单核粒子,电子数越少,半径越小。( √ )
(3)各元素的原子半径总是比其离子半径大。( × )
(4)同周期主族元素从左到右,简单离子半径逐渐减小。( × )
2.(2025·广东茂名月考)下列各组粒子的半径大小比较中错误的是( )
[A]Ca>Mg>Be
[B]Na+>Mg2+>Al3+
[C]Mg2+>Na+>F-
[D]Cl->F->F
【答案】 C
【解析】 Be、Mg、Ca为同主族元素,随核电荷数增大,原子半径依次增大,A项正确;Na+、Mg2+、Al3+的电子层结构相同,核电荷数越小,半径越大,B项正确; Mg2+、Na+、F-的电子层结构相同,故半径大小顺序为F->Na+>Mg2+,C项不正确;Cl-、F-是同主族元素的负一价阴离子,原子序数越大,半径越大,F-、F为同一元素的不同价态的粒子,价态越低,半径越大,D项正确。
3.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( )
[A]NaF [B]MgI2 [C]BaI2 [D]KBr
【答案】 B
【解析】 题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg2+)r(Br-)>r(F-)。要使最小,应取r(阳离子)最小的与r(阴离子)最大的相比,即最小。
4.已知短周期元素的离子aX2+、bY+、cZ2-、dW-都具有相同的能层结构,则下列叙述正确的是( )
[A]原子半径:X>Y>W>Z
[B]原子的最外层电子数:W>Z>X>Y
[C]原子序数:d>c>b>a
[D]离子半径:Z2->W->X2+>Y+
【答案】 B
【解析】 阳离子所带电荷数是其原子失去电子的个数,阴离子所带电荷数是其原子得到电子的个数,而原子的核外电子数等于质子数,也等于原子序数。具有相同的能层结构的短周期元素的简单离子aX2+、bY+、cZ2-、dW-,结合元素周期表结构特征可知,aX2+、bY+、cZ2-、dW-分别为12Mg2+、11Na+、8O2-、9F-。根据分析可知,原子半径Na>Mg>O>F,即Y>X>Z>W,A错误;根据分析可知,原子的最外层电子数F>O>Mg>Na,即W>Z>X>Y,B正确;根据分析可知,质子数等于原子序数,原子序数12Mg>11Na>9F>8O,即a>b>d>c,C错误;具有相同能层结构的离子,质子数越多,半径越小,离子半径O2->F->Na+>Mg2+,即Z2->W->Y+>X2+,D错误。
三看法比较粒子半径大小
(1)“一看层”:先看能层数,能层数越多,一般粒子半径越大。
(2)“二看核”:若能层数相同,则看核电荷数,核电荷数越大,粒子半径越小。
(3)“三看电子”: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。
知识点2 电离能
1.电离能
气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最低能量叫做电离能。符号为I,单位为kJ·mol-1。
2.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最低能量叫做第一电离能。符号:I1。
3.元素第一电离能的变化规律
[深度思考1]
根据图示,总结元素第一电离能的变化规律:
同周期 元素的第一电离能最小, 元素的第一电离能最大,从左到右,第一电离能总体呈现从 到 的变化趋势
同主族 从上到下第一电离能逐渐
【答案】 氢和碱金属 稀有气体 小 大 减小
4.各级电离能及其变化规律
(1)+1价气态基态正离子失去一个电子,形成+2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能,用I2表示;+2价气态基态正离子再失去一个电子,形成+3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能,用I3表示,依次类推。
(2)①同种原子的逐级电离能越来越大(I1②由于电子是分层排布的,内层电子比外层电子难失去,因此元素的电离能会发生突变。如Ba的I2 I3。
[深度思考2]
(1)一种元素的各级电离能是逐渐增大的,原因是 。
(2)同一原子中当逐级电离时,电离能突然变大很多,这个突跃点意味着 。
【答案】 (1)气态基态阳离子所带正电荷数多,比不带电荷的气态基态原子或所带正电荷数少的气态基态阳离子对电子的吸引力要大
(2)核外电子分层排布
5.电离能的应用
(1)确定元素原子核外电子的排布。如Li:I1 I2(2)确定元素在化合物中的化合价。如K:I1 I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属性越强。
6.电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(2)能量最高的能级的原子轨道具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高,其电离能数值较大,如稀有气体元素的电离能在同周期元素中最大,N的2p轨道为半充满状态、Mg的2s轨道为全充满状态,其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下,同周期元素的第一电离能:第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族。
1.判断正误。
(1)I1越大的元素的原子失电子能力越弱。( √ )
(2)第一电离能:Al>Mg。( × )
(3)同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大。( × )
(4)同一主族自上而下,元素的第一电离能逐渐减小。( √ )
(5)某主族元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703……当它与氯气反应时生成的阳离子是X2+。( √ )
2.气态基态原子的核外电子排布发生如下变化,吸收能量最多的是( )
[A]1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
[B]1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
[C]1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
[D]1s22s22p63s23p63d104s24p2→1s22s22p63s23p63d104s24p1
【答案】 B
【解析】 原子轨道处于半充满、全充满、全空状态时,原子较稳定,不易失去电子,p能级最多容纳6个电子,s能级最多容纳2个电子。 选项B中3p轨道上有3个电子,处于半充满状态,相对稳定,不易失去电子,当其失去一个电子时,吸收的能量最多,故选B。
3.在第二周期中,B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是( )
[A]I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
[B]I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
[C]I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
[D]I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
【答案】 C
【解析】 B、C、N、O属于同周期元素,随原子序数递增,第一电离能有增大的变化趋势,但第ⅤA族元素N大于第ⅥA族元素O。
4.下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )
[A]钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故钾的活动性强于钠
[B]因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大
[C]最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子,第一电离能较大
[D]对于同一元素而言,原子的电离能:I1【答案】 B
【解析】 A项,同一主族从上到下,元素的第一电离能越来越小,活动性越来越强;B项,同周期从左到右,主族元素的第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族;C项,题述的原子为稀有气体元素的原子,第一电离能较大;D项,同一元素的原子,I15.(2025·浙江丽水教学质量检测)X、Y、Z是同周期主族元素,I为电离能,单位是kJ·mol-1。
元素 I1 I2 I3 I4
X 496 4 562 6 912 9 543
Y 738 1 451 7 733 10 542
Z 578 1 817 2 745 11 575
根据表中所列数据的判断不正确的是( )
[A]元素X是第ⅠA族元素,位于元素周期表的s区
[B]元素Y的常见化合价为+2价,同周期元素中,它的第一电离能最大,金属性也最强
[C]元素X形成氧化物时,化学式可能是X2O2
[D]若元素Z处于第三周期,其原子的价层电子排布式为3s23p1
【答案】 B
【解析】 X、Y、Z是同周期主族元素,根据表中数据的变化,X的原子易失去一个电子,Y的原子易失去两个电子,Z的原子易失去三个电子,且它们都有第四电离能,说明核外电子数均不止三个,故推测X、Y、Z可能分别是Na、Mg、Al。元素X的原子易失去一个电子,是第ⅠA族元素,位于元素周期表的s区,A正确;元素Y的原子易失去两个电子,常见化合价为+2价,它的第一电离能最大,同周期元素的金属性从左往右逐渐减弱,X的金属性最强,B错误;元素X可能是Na,形成氧化物时,化学式可能是Na2O2,C正确;若元素Z处于第三周期,则是Al,其原子的价层电子排布式为3s23p1,D正确。
元素第一电离能大小关系中的特例:Be>B;N>O;Mg>Al;P>S。
知识点3 电负性
1.键合电子和电负性的概念
(1)键合电子:元素相互化合时,原子中用于形成化学键的电子。
(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。电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。
2.衡量标准
以氟的电负性为 4.0和锂的电负性为 1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体元素未计)。
3.递变规律(一般情况)
(1)同周期元素从左到右,电负性逐渐变大,非金属性逐渐增强。
(2)同族元素从上到下,电负性逐渐变小,金属性逐渐增强。
[深度思考1]
下表给出的是8种元素的电负性的值:
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请运用表中数据估计钙元素的电负性的取值范围: 。
【答案】 0.8~1.2
4.应用
特别提醒:两种成键元素的电负性之差大于1.7,它们之间不一定形成离子键,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;两种成键元素的电负性之差小于1.7,它们之间不一定形成共价键,如Na与H的电负性之差为1.2,但NaH中的化学键是离子键。
[深度思考2]
电负性与第一电离能的关系: 。
【答案】 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力,电负性大的原子吸引键合电子的能力强,所以一般来说,电负性大的原子对应元素的第一电离能也大
1.判断正误。
(1)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性。( × )
(2)电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的依据。( √ )
(3)在元素周期表中,同周期元素的电负性从左到右呈现递增的趋势。( √ )
(4)元素的电负性越大,原子在化合物中吸引电子的能力越强。( √ )
(5)元素的电负性越大,金属性越强,第一电离能也越大。( × )
2.下列是几种基态原子的电子排布式,其中对应元素电负性最大的是( )
[A]1s22s22p4
[B]1s22s22p63s23p3
[C]1s22s22p63s23p2
[D]1s22s22p63s23p64s2
【答案】 A
【解析】 根据各基态原子的电子排布式可知,A项为O,B项为P,C项为Si,D项为Ca。一般来说,同一周期中,主族元素的电负性随着原子序数的增大而增大,同一主族中,元素的电负性随着原子序数的增大而减小,所以这4种元素中,O的电负性最大,A项正确。
3.下列事实不能说明X的电负性比Y的大的是( )
[A]与H2化合:X单质比Y单质容易
[B]最外层电子数:X原子比Y原子多
[C]最高价氧化物对应的水化物的酸性:X比Y强
[D]X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
【答案】 B
【解析】 电负性越大的元素,其单质得电子能力越强,即氧化性越强,和氢气化合越容易,所以与H2化合时X单质比Y单质容易能说明X比Y的电负性大,故A不符合题意;元素电负性大小与吸引电子能力有关,与最外层电子数多少无关,如氧元素的电负性比碘元素的电负性大,但氧原子最外层电子数小于碘原子最外层电子数,所以X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X比Y的电负性大,故B符合题意;电负性越大的元素,其单质得电子能力越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强能说明X比Y的电负性大,故C不符合题意;电负性越大的元素,其原子吸引电子能力越强,其单质的氧化性越强,X单质可以把Y从其氢化物中置换出来能说明X比Y的电负性大,故D不符合题意。
4.(2025·福建泉州月考)已知元素的电负性和元素的化合价一样,也是元素的一种基本性质。下列给出部分元素的电负性:
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
已知:两成键元素间电负性差值大于1.7时,常形成离子键;两成键元素间电负性差值小于1.7时,常形成共价键。
(1)通过分析元素电负性的变化规律,由表格中数据确定Al的电负性的最小范围:
。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物:
A.Li3N B.PCl3 C.MgCl2 D.SiC
属于离子化合物的是 ;属于共价化合物的是 。(填字母)
【答案】 (1)1.2~1.8 (2)AC BD
【解析】 (1)同周期元素从左到右,电负性依次增大,同主族元素从上到下,电负性依次减弱,则同周期元素的电负性Mg电负性应用的注意事项
1.电负性描述的是原子对键合电子吸引力的大小,并不能把电负性的大小作为衡量金属元素和非金属元素的绝对标准。
2.元素电负性的值是个相对的值,没有单位。
3.并不是所有电负性差值大的元素原子之间都形成离子键、电负性差值小的元素原子之间都形成共价键,应注意一些特殊情况。
4.电负性数值相同,元素的非金属性或金属性不一定相同,如N和Cl的电负性数值相同,但N的非金属性弱于Cl的。
课时作业
(分值:54分)
(选择题,每小题3分)
对点训练
知识点1 粒子半径大小比较
1.下列各组元素中,原子半径依次增大的是( )
[A]Li、K、Rb [B]I、Br、Cl
[C]O、Na、S [D]Al、Si、P
【答案】 A
【解析】 原子半径依次增大,A正确;原子半径依次减小,B错误;氧原子半径最小,钠原子半径最大,C错误;原子半径依次减小,D错误。
2.已知某些元素的原子半径如下表所示,根据表中的数据推测磷原子的半径可能是( )
原子 N S O Si
半径r/(×10-10m) 0.75 1.02 0.74 1.17
[A]0.70×10-10m [B]0.80×10-10m
[C]1.10×10-10m [D]1.20×10-10m
【答案】 C
【解析】 同一周期主族元素的原子半径随着原子序数的增大而减小,由此可推知磷原子的半径在硅原子和硫原子之间,C项正确。
3.(2025·浙江长兴中学月考)下列关于粒子半径的比较不正确的是( )
①r(Li+)②r(F-)③r(Na+)④r(Fe3+)>r(Fe2+)>r(Fe)
[A]②③④ [B]①④
[C]③④ [D]①②③
【答案】 C
【解析】 同主族元素,从上到下,同价态离子半径逐渐增大,①、②正确;能层结构相同的离子,随核电荷数增大,离子半径逐渐减小,③错误;对于同种元素而言,原子半径大于阳离子半径,同种元素不同价态的离子,价态越高,离子半径越小,④错误。
知识点2 电离能、电负性及其应用
4.(2025·广东深圳龙岗月考)下列说法正确的是( )
[A]电负性大于1.8的一定为非金属元素,小于1.8的一定为金属元素
[B]第四周期元素中,未成对电子数最多的元素位于钾元素后面第五位
[C]第一电离能的大小可以作为判断元素金属性强弱的依据
[D]电负性越大,元素的非金属性越强,第一电离能也越大
【答案】 B
【解析】 电负性大于1.8的元素不一定是非金属元素,如锑(Sb),电负性的大小不能作为判断某种元素是金属元素或非金属元素的唯一依据,故A错误;第四周期元素中,未成对电子数最多的元素是24号元素Cr,位于钾元素后面第五位,故B正确;同周期从左到右元素的金属性逐渐减弱,第一电离能呈增大的趋势,但第ⅡA族元素的ns轨道全充满、第ⅤA族元素的np轨道半充满,第一电离能大于同周期相邻元素,故C错误;元素的电负性越大,第一电离能不一定越大,如电负性O>N,但第一电离能N>O,故D错误。
5.已知X、Y是主族元素,I为电离能,单位是kJ·mol-1。根据表中所列数据判断下列选项错误的是( )
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
[A]元素X的常见化合价是+1价
[B]元素Y是第ⅢA族元素
[C]元素X与氯元素组成化合物时,化学式可能是XCl
[D]若元素Y位于第三周期,它的单质可与冷水剧烈反应
【答案】 D
【解析】 分析表中给出的数据,元素X的I1、I2差别很大,说明X原子易失去一个电子,而难失去更多的电子,因此X原子易形成+1价阳离子,A、C项正确;元素Y的I3、I4差别很大,说明Y易失去3个电子,即Y原子的最外层上有3个电子,应位于第ⅢA族,B项正确;若Y位于第三周期,则为Al,其单质不能与冷水剧烈反应,D项错误。
6.已知主族元素X、Y处于同周期,电负性X>Y,下列说法中一定错误的是( )
[A]最高正化合价:X>Y
[B]最简单气态氢化物的稳定性:Y>X
[C]含氧酸的酸性:X>Y
[D]X和Y形成的化合物中,X显负价,Y显正价
【答案】 B
【解析】 电负性X>Y,非金属性X>Y,故最简单气态氢化物的稳定性一定是X>Y,B项错误。
知识点3 元素周期律的综合应用
7.已知下列元素的电负性数据,下列判断不正确的是( )
元素 Li B C O F Na Mg Cl Ge
电负性 1.0 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.2 3.0 1.8
[A]Be电负性的最小范围为1.0~2.0
[B]Ge既具有金属性,又具有非金属性
[C]C和Cl可形成极性键
[D]O和F形成的化合物中O显正价
【答案】 A
【解析】 同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大,Be的电负性范围为1.0~2.0,同主族元素从上到下电负性依次减小,Be的电负性大于1.2,综上所述,Be的电负性范围可进一步精确在1.2~2.0,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;C和Cl的电负性差值小于1.7,可形成极性键,C正确;F的电负性大于O的,故O和F形成的化合物中O显正价,D正确。
8.处于同一周期的X、Y、Z、W四种短周期元素,其气态基态原子获得一个电子所放出的能量:X>Y>Z>W。则下列说法正确的是( )
[A]元素的非金属性:X[B]元素的电负性:X[C]元素的第一电离能:X[D]最高价氧化物对应的水化物的酸性:X>Y>Z>W
【答案】 D
【解析】 处于同一周期的X、Y、Z、W四种短周期元素,其气态基态原子获得一个电子所放出的能量X>Y>Z>W,说明非金属性X>Y>Z>W,则四种元素从左到右的顺序为W、Z、Y、X。气态基态原子获得一个电子所放出的能量越多,非金属性越强,则元素的非金属性X>Y>Z>W,A错误;一般元素的非金属性越强,电负性越大,则X、Y、Z、W的电负性依次减小,B错误;一般元素的非金属性越强,第一电离能越大,C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,则X、Y、Z、W四种元素最高价氧化物对应的水化物的酸性依次减弱,D正确。
9.下图是第三周期主族元素某些性质变化趋势的柱形图,下列有关y轴表示的含义说法正确的是( )
[A]可能是原子半径
[B]可能是电负性
[C]可能是第一电离能
[D]可能是形成简单离子时转移的电子数
【答案】 B
【解析】 同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,电负性逐渐变大,第一电离能呈增大趋势(第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素大),A、C错误,B正确;同周期主族元素从左到右,金属原子失电子数增加,非金属原子得电子数减少,D错误。
能力提升
10.(2025·河北邯郸月考)下列元素性质的递变规律正确的是( )
[A]元素的电负性:O>S>P
[B]第一电离能:Na[C]酸性:H2SiO3>H3PO4>HNO3
[D]原子半径:Be【答案】 A
【解析】 同一周期元素从左到右,电负性逐渐增大,同主族元素从上到下,电负性逐渐减小,则元素的电负性 O>S>P,A正确;Mg的3s轨道为全充满状态,则Mg的第一电离能大于Al,B错误;非金属性N>P>Si,最高价氧化物对应的水化物的酸性HNO3>H3PO4>H2SiO3,C错误;同周期元素,随核电荷数的增大,原子半径逐渐减小,则原子半径Be>B>C,D错误。
11.已知X、Y、Z为同一周期的三种元素,其原子的部分电离能如下表所示:
元素 X Y Z
电离能/ (kJ·mol-1) I1 496 738 578
I2 4 562 1 451 1 817
I3 6 912 7 733 2 745
I4 9 543 10 540 11 575
下列说法正确的是( )
[A]三种元素中,X元素的第一电离能最小,其电负性在同一周期元素中也最小
[B]三种元素中,Y元素的第一电离能最大,其电负性也最大
[C]等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出氢气的物质的量之比为1∶1∶1
[D]三种单质与盐酸反应放出等量氢气时,消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
【答案】 A
【解析】 根据元素电离能的变化规律可知,X为第ⅠA族元素、Y为第ⅡA族元素、Z为第ⅢA族元素,又知X、Y、Z为同一周期的三种元素,假设X、Y、Z属于第三周期元素,则这三种元素分别为Na、Mg、Al。第一电离能最小的为Na,电负性在同一周期元素中最小的也是Na,A正确;三种元素中,第一电离能最大的为Mg,电负性最大的为Al,B错误;三种金属和少量盐酸反应完成后,剩余的金属钠继续与水反应生成氢气,最终金属钠生成的氢气最多,C错误;根据得失电子守恒可知,放出1 mol氢气时,转移2 mol电子,消耗Na、Mg、Al的物质的量分别为2 mol、1 mol、 mol,消耗X、Y、Z的物质的量之比为6∶3∶2,D错误。
12.(2025·江苏常州调研)祖母绿[主要成分Be3Al2(SiO3)6]被称为宝石之王,与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是( )
[A]半径大小:r(Al3+)>r(O2-)
[B]电负性大小:χ(P)>χ(Si)
[C]电离能大小:I1(F)[D]碱性强弱:Ca(OH)2【答案】 B
【解析】 电子层结构相同时,核电荷数越大,离子半径越小,则铝离子的半径小于氧离子,故A错误;同周期元素,从左到右电负性依次增大,则磷元素的电负性大于硅元素,故B正确;同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,则氟元素的第一电离能大于氧元素,故C错误;同周期元素,从左到右金属性依次减弱,最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱,则氢氧化镁的碱性强于氢氧化铝,同主族元素,从上到下金属性依次增强,最高价氧化物对应的水化物的碱性依次增强,则氢氧化钙的碱性强于氢氧化镁,则氢氧化钙的碱性强于氢氧化铝,故D错误。
13.某课题组合成的CuO/ZnO纳米材料能提高有机硅单体合成反应的选择性和产率。化学反应如下:
下列有关叙述错误的是( )
[A]甲中Cl、H、C的电负性依次减小
[B]上述物质中有四种元素位于周期表p区
[C]催化剂中第二电离能与第一电离能之差:Cu>Zn
[D]基态铜原子M层电子排布式为3s23p63d10
【答案】 A
【解析】 非金属性Cl>C>H,则电负性Cl>C>H,A项错误;题述物质中,氯、碳、硅、氧四种元素都位于p区,B项正确;铜、锌基态原子价层电子排布式分别为3d104s1、3d104s2,锌的第一电离能大于铜,锌的第二电离能小于铜,故第二电离能与第一电离能之差较大的是铜,C项正确;基态铜原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,M层电子排布式为3s23p63d10,D项正确。
14.(15分)太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时,一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题。
(1)(2分)基态钒原子的电子排布式为 ,其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有 个伸展方向。
(2)(2分)VO2+与可发生反应。中,第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
(3)(1分)镓与硒相比,电负性更大的是 (填元素符号)。
(4)(2分)已知高温下Cu2O比CuO更稳定,试从铜原子核外电子结构角度解释其原因:
。
(5)(2分)与钛同周期的所有元素的基态原子中,未成对电子数与钛相同的有 (填元素符号)。
(6)(2分)在第二周期元素中,第一电离能介于B和N两元素之间的有 (填元素符号)。
(7)(4分)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si。与Si同周期的部分元素的电离能如图所示,其中 (填字母)。
A.a为I1,b为I2,c为I3
B.a为I2,b为I3,c为I1
C.a为I3,b为I2,c为I1
D.a为I1,b为I3,c为I2
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d34s2(或[Ar]3d34s2) 5
(2)O>C (3)Se (4)亚铜离子的价层电子排布式为3d10,核外电子处于稳定的全充满状态 (5)Ni、Ge、Se (6)Be、C、O (7)> B
【解析】 (1)钒为23号元素,基态钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2或[Ar]3d34s2,其中能量最高的电子所占据能级为3d,其原子轨道有5个伸展方向。(2)第二周期元素为碳、氧,同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能呈增大趋势,故第一电离能由大到小的顺序为O>C。(3)同周期元素从左到右,电负性逐渐变大,镓与硒相比,电负性更大的是Se。(5)钛位于第四周期,其基态原子的价层电子排布式为3d24s2,未成对电子数为2,与钛同周期的所有元素的基态原子中,未成对电子数与钛相同的有Ni、Ge、Se。(6)同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能呈增大趋势,N的2p轨道为半充满稳定状态,第一电离能大于O,Be的2s轨道为全充满稳定状态,第一电离能大于B,故在第二周期元素中,第一电离能介于B和N两元素之间的有Be、C、O。(7)“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,则电负性氢大于硅,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒得电子能力大于氢,故电负性硒大于氢,故硒与硅的电负性相对大小为Se>Si。同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能呈变大趋势,但是第ⅡA族>第ⅢA族,第ⅤA族>第ⅥA族,故c为I1;失去第一个电子后,钠离子为8电子稳定结构,失去第二个电子需要较大能量,其第二电离能在同周期主族元素中最大,故a为I2,同理可得b为I3。
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