第2课时 元素的电负性
1.现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p5。下列有关比较中正确的是（ ）
A.第一电离能：③＞②＞①
B.原子半径：③＞②＞①
C.电负性：③＞②＞①
D.最高正化合价：③＞②＞①
2.下列各组元素性质的叙述中，正确的是（ ）
A.N、O、F的电负性依次增大
B.N、O、F的第一电离能依次增大
C.N、O、F的最高正化合价依次升高
D.O、F、Ne的原子半径依次减小
3.下列关于电离能和电负性的说法不正确的是（ ）
A.第一电离能的大小：Mg＞Al
B.锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
C.第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳
D.F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
4.对于ⅦA族元素，从上到下，下列关于其性质变化的叙述中，错误的是（ ）
A.原子半径逐渐增大
B.电负性逐渐减小
C.第一电离能逐渐减小
D.氢化物水溶液的酸性逐渐减弱
5.在元素周期表中的某些元素之间存在着特殊的“对角线”关系，如Li～Mg、Be～Al、B～Si性质相似。下列说法不正确的是（ ）
A.氢氧化铍是两性氢氧化物
B.B、Si的电负性数值相近
C.Li、Mg的原子半径相近，且核外电子排布相近
D.Li在O2中燃烧能生成Li2O
6.处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D。则下列说法正确的是（ ）
①元素的原子得电子能力依次增强
②元素的电负性依次减小
③元素的第一电离能依次增大
④最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱
A.①④ B.②④
C.①③ D.③④
7.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的元素，基态时Y原子2p轨道上有4个电子，Z在周期表中位于ⅠA族，W与Y同主族。下列说法正确的是（ ）
A.原子半径：r（W）＞r（Z）
B.电负性：X＞Y
C.元素Y和元素Z仅能形成一种离子化合物
D.Y的简单气态氢化物的热稳定性比W的强
8.下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是（ ）
元素 A B C D E
最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1
电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0
A.C、D、E的氢化物的稳定性：C＞D＞E
B.元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C.元素B、C之间不可能形成化合物
D.与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
9.W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，其元素性质或原子结构如下。
元素 元素性质或原子结构
W 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，但第一电离能低于同周期相邻元素
X 在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小
Y 电离能/（kJ·mol－1）数据：I1＝738；I2＝1 451；I3＝7 733；I4＝10 540…
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个未成对电子
回答下列问题：
（1）写出W、Y的元素符号：W 、Y 。
（2）X的电子排布式是 。
（3）Z、N的最高价氧化物对应的水化物酸性更强的是 （填化学式）；W、X和N可以形成多种化合物，其中水溶液pH＞7的是 （填化学式）。
（4）X、Z和N元素的电负性由大到小的顺序是 （填元素符号）。
（5）从原子结构的角度解释元素Y的第一电离能高于同周期相邻元素的原因 。
10.现有六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第4周期主族元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题（A～F用实际的元素符号表示）。
元素 相关信息
A 元素的核外电子数和其电子层数相等，是宇宙中含量最丰富的元素
B 空气中含量最多的元素
C 地壳中含量最多的元素
D 同周期中原子半径最小的元素
E 元素的原子核外最高能层的p轨道半充满
F 元素的原子核外s电子与p电子的数目之比为2∶3
（1）按电子排布，可把周期表划分为不同的区，上述六种元素中，A和B分别位于周期表的 。
（2）基态D原子的核外电子排布式为 。
（3）B、C、D、E四种元素中，电负性从大到小的顺序为 ，基态原子第一电离能最大的是 。
（4）基态F原子核外电子的空间运动状态有 种。
11.按要求回答下列各小题：
（1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 （填字母）。
A.[Ne]3s1 B.[Ne]3s2
C.[Ne]3s13p1 D.[Ne]3p1
（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1（Zn） I1（Cu）（填“大于”或“小于”），原因是 。
（3）光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是 。
（4）根据元素周期律，原子半径：Ga As，第一电离能：Ga As（填“大于”或“小于”）。
（5）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种短周期元素，A2－和B＋具有相同的电子排布；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是 （填元素符号）。
12.W、X、Y、Z为同一周期的四种主族元素，原子序数依次增大。基态Y原子的价电子排布为3s23p4，X的电离能数据如下表所示。
电离能 I1 I2 I3 I4 …
Ia/（kJ·mol－1） 738 1 451 7 733 10 540 …
（1）X在元素周期表中的位置是 。
（2）用电子式表示WZ的形成过程： 。
（3）下列事实能用元素周期律解释的是 （填字母）。
A.W可用于制备活泼金属钾
B.Y的气态氢化物的稳定性小于H2O
C.将Z单质通入Na2S溶液中，溶液变浑浊
D.Y的氧化物对应的水化物H2YO3的酸性比H2SiO3强
（4）为了进一步研究最高价氧化物对应水化物的酸碱性与元素金属性、非金属性的关系，查阅如下资料。
ⅰ.某元素最高价氧化物对应的水化物脱水前的化学式通常可以表示为M（OH）n，该水化物中的M—O—H结构有两种断键方式：断M—O键在水中电离出OH－；断O—H键在水中电离出H＋。
ⅱ.在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学键断裂难易程度的原因之一。水化物的M—O—H结构中，成键原子电负性差异越大，所形成的化学键越容易断裂。
①已知：O、H元素的电负性数值分别为3.5和2.1；某元素M的电负性数值为2.5，且电负性差异是影响M—O—H中化学键断裂难易程度的主要原因。该元素最高价氧化物对应的水化物呈 （填“酸”或“碱”）性，依据是 。
②W和X的最高价氧化物对应的水化物中，碱性较强的是 （写化学式），结合资料说明理由： 。
第2课时 元素的电负性
1.A 根据元素的基态原子的电子排布式可知，①、②、③分别是S、P、F；同周期从左到右，第一电离能呈增大的趋势，同主族从上到下，第一电离能逐渐减小，但P原子的3p轨道处于半充满状态，稳定性强，所以P的第一电离能大于S，应是③＞②＞①，A正确；同主族从左到右，原子半径越来越小，同主族从上到下，原子半径依次增大，原子半径应是②＞①＞③，B错误；非金属性越强，电负性越大，应是③＞①＞②，C错误；F没有正价，S最高正化合价为＋6，P最高正化合价为＋5，D错误。
2.A 根据同周期从左至右，主族元素的电负性逐渐增大可知，N、O、F的电负性依次增大，A项正确；同周期从左至右，元素的第一电离能总体上呈增大的趋势，但N元素原子的2p能级为半充满状态，其第一电离能大于同周期相邻元素，即第一电离能：O＜N＜F，B项错误；N元素的最高正化合价为＋5价，O元素没有最高正化合价，F元素没有正化合价，C项错误；同周期从左至右，主族元素的原子半径逐渐减小，但0族元素的原子半径突然增大，故原子半径：Ne＞O＞F，D项错误。
3.B 同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素原子的p轨道分别处于全空、半充满的稳定结构，则其第一电离能大于相邻元素，故第一电离能：Mg＞Al，A正确；锗属于碳族元素，同主族从上到下电负性依次减弱，第一电离能降低，B错误；Ni的未成对电子数为2，第2周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中电负性最小的是C元素，C正确；F是所有元素中电负性最大的元素，D正确。
4.D 同一主族从上往下，电子层数增多，原子半径逐渐增大，A正确；同一主族从上往下，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，B正确；同一主族从上往下，原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐减小，C正确；ⅦA族元素，从上到下，非金属性依次减弱，对氢离子的吸引能力减弱，其氢化物易电离出氢离子，因此氢化物水溶液的酸性逐渐增强，D错误。
5.C 处于“对角线”位置的元素，其电负性接近，性质相似，但原子半径差别较大，核外电子排布截然不同，C项错误。
6.B 气态原子获得一个电子所放出的能量越多，说明得电子能力越强，所以元素的原子得电子能力：A＞B＞C＞D，①错误；得电子能力越强，电负性越大，则元素的电负性依次减小，②正确；得电子能力越强，对应元素的第一电离能一般越大，但ⅡA、ⅤA族的第一电离能大于同周期相邻元素，③错误；得电子能力越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，④正确。
7.D 短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的元素，则X为N；基态时Y原子2p轨道上有4个电子，即核外有8个电子，则Y为O；Z在周期表中位于ⅠA族，则Z为Na；W与Y同主族，则W为S。同主族元素原子半径从上到下逐渐增大，同周期元素原子半径从左到右逐渐减小：r（W）＜r（Z），A错误；得电子能力越强电负性越强，同周期从左到右得电子能力增强，电负性：X＜Y，B错误；元素Y和元素Z能形成Na2O、Na2O2，C错误；得电子能力越强，气态氢化物的稳定性越强，同主族从上到下得电子能力逐渐减弱，Y的简单气态氢化物的热稳定性比W的强，D正确。
8.D 根据电负性和最低化合价，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF＞H2O＞HCl；B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成SCl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。
9.（1）O Mg （2）1s22s22p63s1 （3）HClO4 NaClO
（4）Cl＞Si＞Na （5）镁的价电子排布式是3s2，达到了3p轨道全空的状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大
解析：W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，W的原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，原子核外电子排布为1s22s22p4或1s22s22p63s2，W为O或Mg，由于W的第一电离能低于同周期相邻元素，则W为O元素；X在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小，X属于碱金属元素，原子序数比O大，则X为Na元素；由Y的第一至第四电离能可知，第三电离能剧增，说明最外层有2个电子，原子序数比Na大，则Y为Mg元素；Z的原子序数比Mg大，其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，则Z的价电子排布式为3s23p2，则Z为Si元素；N的原子序数比Si大，其电子排布中只有一个未成对电子，电子排布式为1s22s22p63s23p5，则N为Cl元素。
（1）W为O元素，Y为Mg元素，它们的元素符号分别为O、Mg。
（2）X为Na元素，原子序数为11，核外有11个电子，其电子排布式为1s22s22p63s1。
（3）Z为Si元素，N为Cl元素，二者属于同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，原子序数：Cl＞Si，酸性更强的是HClO4；W为O元素，X为Na元素，N为Cl元素，它们可以形成多种化合物，其中水溶液pH＞7的是强碱弱酸盐，即NaClO。
（4）X为Na元素，Z为Si元素，N为Cl元素，三者属于同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，原子序数：Cl＞Si＞Na，即非金属性：Cl＞Si＞Na，元素的非金属性越强，其电负性越大，即电负性：Cl＞Si＞Na。
（5）Y为Mg元素，原子序数为12，其电子排布式为1s22s22p63s2，镁的价电子排布式是3s2，达到了3p轨道全空的状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第一电离能较大。
10.（1）s区、p区 （2）1s22s22p5 （3）F＞O＞N＞P F （4）10
解析：宇宙中最丰富的元素为H元素，所以A为H；空气含量最多的为N元素，故B为N；地壳中含量最多的为O元素，故C为O；同周期中原子半径最小的主族元素为卤素，由于D为短周期元素只能是F和Cl，E的最高能级的p轨道半充满，只能为np3，由于原子序数依次递增，为第3周期的元素，所以为3p3，该元素为P，所以D只能为F；第4周期元素的s电子只能是7个或8个，同时2p和3p已经排满共12个电子，根据题目信息可知s电子和p电子的数目之比为2∶3，所以是8个s电子和12个p电子，只能是Ca。
11.（1）A （2）大于 Zn核外价电子排布为3d104s2稳定结构，较难失电子 （3）O＞Ge＞Zn （4）大于 小于 （5）O
解析：（1）A.[Ne]3s1属于基态的Mg＋，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高；B.[Ne]3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg＋；C.[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子所需能量；D.[Ne]3p1属于激发态Mg＋，其失去一个电子所需能量低于基态Mg＋所需能量，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1。
（2）根据洪特规则特例进行判断，锌失去一个电子的价电子变化为3d104s2－e－→3d104s1，铜失去一个电子的价电子变化为3d104s1－e－→3d104s0，锌的价电子排布是稳定的3d104s2结构，较难失电子，而铜由较稳定的3d104s1结构变为稳定的3d10结构，易失去一个电子，故Zn的第一电离能较Cu的第一电离能大。
（3）结合元素周期律知识可知，同周期元素从左到右，同主族元素从下到上，元素的电负性增大，故电负性：O＞Ge＞Zn。
（4）Ga和As同在第4周期，结合Ga在As的左边，故原子半径：Ga大于As，第一电离能：Ga小于As。
（5）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子排布，则A为O元素，B为Na元素。C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍，D元素最外层有一个未成对电子，则C为P元素，D为Cl元素。非金属性越强，元素的电负性越大，则四种元素中电负性最大的是O元素。
12.（1）第3周期ⅡA族
（2） （3）BC
（4）①酸 M和O的电负性差值为1，O和H的电负性差值为1.4，根据电负性差异是影响M—O—H中化学键断裂难易程度的主要原因，明显O—H键更容易断裂，该元素最高价氧化物对应的水化物呈酸性
②NaOH Na与O的电负性差值比Mg与O的电负性差值大，M—O键更容易断裂，所以碱性较强的是NaOH
解析：基态Y原子的价电子排布为3s23p4，可知Y为S，W、X、Y、Z为同一周期的四种主族元素，原子序数依次增大，则Z为Cl，Y为第3周期主族元素，则其他三种元素也为第3周期元素，根据X的电离能知，该元素位于ⅡA族，X为Mg，W为Na。
（1）X为Mg元素，位于第3周期ⅡA族。
（2）由上面分析可知WZ为氯化钠，NaCl为离子化合物，书写电子式时注意，左边写钠原子和氯原子的电子式，右边写氯化钠的电子式，中间用箭头连接，用电子式表示NaCl的形成过程为。
（3）同主族从上到下元素的金属性依次增强，A不能用元素周期律解释，A不符合题意；同主族从上到下元素的非金属性依次减弱，S的非金属性弱于O，氢化物的稳定性H2S小于H2O，B能用元素周期律解释，B符合题意；同周期从左到右元素的非金属性依次增强，所以Cl的非金属性强于S，C能用元素周期律解释，C符合题意；同周期从左到右元素的非金属性依次增强，所以S的非金属性强于Si，所以S的最高价氧化物对应水化物H2SO4的酸性强于H2SiO3，D不能用元素周期律解释，D不符合题意。
（4）①根据O、H元素的电负性数值分别为3.5和2.1，某元素M的电负性数值为2.5，M和O的电负性差值为1，O和H的电负性差值为1.4，根据电负性差异是影响M—O—H中化学键断裂难易程度的主要原因，明显O—H键更容易断裂，该元素最高价氧化物对应的水化物呈酸性；②W的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，X的最高价氧化物对应的水化物为Mg（OH）2，同一周期从左到右元素的电负性逐渐增大，Na与O的电负性差值比Mg与O的电负性差值大，M—O键更容易断裂，所以碱性较强的是NaOH。
1 / 3第2课时 元素的电负性
课程标准 1.认识元素的电负性的周期性变化。形成“结构决定性质”的观念，能从宏观和微观相结合的视角认识元素性质的变化规律。 2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。 3.体会原子结构与元素周期律的本质联系
分点突破（一） 元素的电负性及其变化规律
1.电负性
（1）概念
用来描述 在形成化学键时 的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
（2）意义
元素的 ，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力 ；反之， ，相应元素的原子在形成化学键时吸引电子的能力 。
2.电负性的应用
（1）判断金属性和非金属性的强弱
通常，电负性小于2的元素为 元素（大部分）；电负性大于2的元素为 元素（大部分）。
（2）判断化合物中元素化合价的正负
化合物中，电负性大的元素易呈现 价；电负性小的元素易呈现 价。
（3）判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间主要形成 ；电负性相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成 。
3.比较元素电负性大小的方法
（1）同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，元素的电负性逐渐增大。
（2）同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。
（3）对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
（4）非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
（5）二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
（6）不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素（与其中一种位于同主族或同周期）进行参照。
4.原子半径、第一电离能、电负性与元素性质
原子半径、第一电离能和电负性都随着原子序数的递增表现出周期性变化。随着原子序数的递增，第一电离能呈现出起伏变化，而电负性的规律性则更强；电负性随金属活动性顺序的变化规律性也更强。电负性是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。
5.“对角线”规则
（1）含义
“对角线”是指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与该元素左上方或右下方的另一种元素及其化合物的性质相类似。
（2）实例
具有典型“对角线”规则的元素有三对：①锂与镁；②铍与铝；③硼与硅。
（3）性质相似的原因解释
元素的电负性值相近。
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，该数值称为电负性。若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，原子之间通常形成共价键。下表是某些短周期元素的x值：
元素符号 Li Be B C O F
电负性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
电负性值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
【交流讨论】
1.通过分析电负性值变化规律，Mg元素电负性值的最小范围是多少？
2.某有机化合物结构中含S—N键，你认为共用电子对偏向哪种原子？
3.从电负性角度，试判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物？
4.根据元素周期表，试分析电负性最大的元素和电负性最小的元素分别在元素周期表的位置？
5.电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
1.下列各组元素中，电负性依次减小的是（ ）
A.F、N、O B.O、Cl、F
C.As、P、H D.Cl、S、As
2.下列有关元素的电负性的说法不正确的是（ ）
A.主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大
B.在元素周期表中，同周期元素的电负性从左到右越来越大
C.K原子的电负性小于Na原子的电负性
D.在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
3.已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是（ ）
A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B.第一电离能可能Y小于X
C.最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性弱于Y对应酸的酸性
D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
分点突破（二） 元素推断题的解题思路和方法
1.解题思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：
2.解题方法
（1）利用稀有气体元素原子结构的特殊性
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2＋；
②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋；
③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。
（2）利用常见元素及其化合物的特征
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是N。
③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是O。
④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。
⑤单质在常温下呈液态，对应的非金属元素是Br，金属元素是Hg。
⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是Be、Al。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是N；能发生氧化还原反应的元素是S。
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、Na、F。
（3）利用一些规律
①元素周期表中的递变规律（“三角”规律）
若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序（D不能参与排列）。如原子半径：C＞A＞B；金属性：C＞A＞B；非金属性：B＞A＞C。
②元素周期表中的相似规律
a.同主族元素性质相似（因为最外层电子数均相同）；
b.元素周期表中位于对角线位置（图中A、D位置）的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等；
c.相邻元素性质差别不大。
1.短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子核外有7个电子，基态Y原子无未成对电子，Z与X为同族元素，W最高价含氧酸为二元酸，下列说法正确的是（ ）
A.原子半径：r（X）＜r（Y）＜r（Z）＜r（W）
B.元素Y、W的简单离子具有相同的电子层结构
C.Z的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的强
D.第一电离能：I1（Y）＜I1（W）＜I1（Z）
2.下表是元素周期表前5周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J是6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原子的核外电子轨道表示式为
B.X的第一电离能小于Y的第一电离能
C.Y2－与Na＋的半径大小关系为Y2－＞Na＋
D.表中电负性最大的元素为W
3.已知A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前四周期元素。其中A是宇宙中含量最多的元素；B元素原子最高能级的不同轨道都有电子，并且自旋方向相同；C元素原子的价电子排布是nsnnp2n；D元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种自旋方向的电子；E与D的电子层数相同，但E的价电子数等于其电子层数；F元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对。
（1）请用元素符号填写下列空白：
①元素：A 、B 、C 、D 、E 、F 。
②A、B、C三种元素的电负性大小顺序是 。
③B、C、D、E四种元素的第一电离能大小顺序是 。
（2）如图是A～F元素中某种元素的部分电离能，由此可判断该元素是 。F元素位于周期表的 区，此区元素的价电子层结构特点是 。
元素周期律的综合应用（分析与推测）
一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中， X的原子核只有1个质子 ；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。
请回答下列问题：
（1）请写出各元素的元素符号。
（2）请写出Y、W、E的原子半径的大小顺序。
（3）请写出W、Z、Y三种元素的电负性的大小顺序。
（4）请写出判断Y、E两种元素非金属性的强弱的判断依据，并设计实验： 。
（5）化合物ZW2的形成 （填“能”或“不能”）说明两种元素的非金属性强弱。为什么？
【规律方法】
主族元素的周期性变化规律
项目 同周期（从左→右） 同主族（从上→下）
原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，由1→7（第1周期1→2） 最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
元素主要化合价 最高正价由＋1→＋7（第1周期及O、F除外），最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数（氟、氧除外），非金属最低负价＝主族序数－8（氢除外）
原子得、失电子能力 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
第一 电离能 呈增大的趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
元素金属性、非金属性 金属性逐渐减弱、 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强、 非金属性逐渐减弱
【迁移应用】
1.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X与Y形成的某一化合物是一种空气污染物，其易生成二聚体，且X、Y两基态原子的核外电子的空间运动状态相同，Z的基态
原子的最高能级的电子数是Y的基态原子的最低能级电子数的一半，W的周期数与族序数相等。下列说法不正确的是（ ）
A.原子的半径：Z＞W＞X＞Y
B.X、Y、Z、W四种元素中，Y的非金属性最强
C.第一电离能：Z＜W＜Y＜X
D.元素X、Y电负性：X＞Y
2.短周期元素的四种离子X3＋、Y2＋、Z3－、W2－都具有相同的电子层结构，下列说法错误的是（ ）
A.四种离子的质子数：X3＋＞Y2＋＞W2－＞Z3－
B.四种元素的电负性：Z＞W＞Y＞X
C.四种离子的半径：Z3－＞W2－＞Y2＋＞X3＋
D.四种元素原子的最外层电子数目：W＞Z＞X＞Y
3.短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W原子的2p轨道处于半充满状态，基态X原子的2p能级上只有一对成对电子，基态Y原子的最外层电子运动状态只有1种，元素Z与X同主族。下列说法错误的是（ ）
A.第一电离能：W＞X＞Y
B.电负性：Y＞W＞Z
C.简单离子半径：Z＞X＞Y
D.这些元素中有3种属于p区元素
1.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5
则下列有关的比较中正确的是（ ）
A.第一电离能：④＞③＞②＞①
B.原子半径：④＞③＞②＞①
C.电负性：④＞③＞②＞①
D.最高正化合价：④＞③＝②＞①
2.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。元素X基态原子2p轨道上的电子为半充满状态，Y、Z为金属元素，其中元素Y是其所在周期中金属性最强的元素，W与X处于同一主族。下列说法正确的是（ ）
A.第一电离能：I1（Y）＞I2（Z）
B.电负性：W＞X
C.Y的最高价氧化物对应水化物的碱性比Z的强
D.W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强
3.不能说明X的电负性比Y的大的是（ ）
A.X单质比Y单质容易与H2化合
B.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的多
D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
4.下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：
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
则钙元素的电负性值的最小范围是（ ）
A.小于0.8 B.大于1.2
C.在0.8与1.2之间 D.在0.8与1.5之间
5.在下列横线上，填上适当的元素符号：
（1）在第3周期中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 。
（2）在元素周期表中，电负性最大的元素是 ，电负性最小的元素是 （放射性元素除外）。
（3）最活泼的金属元素是 （放射性元素除外）。
（4）在2、3、4周期元素中基态原子最外层p轨道是半充满的元素是 。
（5）电负性相差最大的两种元素是 （放射性元素除外）。
第2课时 元素的电负性
【基础知识·准落实】
分点突破（一）
师生互动
1.（1）两个不同原子 吸引电子能力 （2）电负性越大 越强 电负性越小 越弱 2.（1）金属 非金属 （2）负 正 （3）离子键 共价键
探究活动
交流讨论
1.提示：0.9～1.5。根据电负性的递变规律：同周期元素从左至右电负性逐渐增强，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，结合表中数据Na、Al的电负性分别为0.9、1.5，则Mg的电负性范围为0.9～1.5。
2.提示：氮原子。由表中数据可知，N元素的电负性范围为2.5～3.5，S的电负性为2.5，即N的电负性强于S的电负性，则N原子吸引电子能力强于S原子，所以共用电子对偏向N原子。
3.提示：Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5＜1.7，所以两元素原子之间形成共价键，AlCl3为共价化合物。
4.提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的元素Fr在元素周期表的左下角。
5.提示：不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差为1.9，但HF为共价化合物。
自主练习
1.D 元素周期表中，同周期主族元素从左向右，电负性逐渐增强，则F＞O＞N，A错误；同主族元素从上到下，电负性逐渐减弱，则F＞Cl，B错误；同主族元素从上到下，电负性逐渐减弱，则P＞As，C错误；元素周期表中，同周期主族元素从左向右，电负性逐渐增强，同主族元素从上到下，电负性逐渐减弱，则Cl＞S＞P＞As，故Cl＞S＞As，D正确。
2.A 主族元素的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：O＞N，但第一电离能：N＞O，A错误。
3.C 同周期元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，B正确；元素非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，非金属性：X＞Y，则X对应酸的酸性强于Y对应酸的酸性，C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX，D正确。
分点突破（二）
自主练习
1.D X原子核外有7个电子，则其原子序数为7，所以X为N； Z与X为同族元素，则Z为P；基态Y原子无未成对电子，且原子序数介于N和P之间，则Y为Mg；W的原子序数比P大，其最高价含氧酸为二元酸，则W为S。同一周期，从左到右原子半径逐渐减小，同一主族，从上到下原子半径逐渐增大，故原子半径：r（Y）＞r（Z）＞r（W）＞ r（X），A错误；Mg2＋核外有两个电子层，而S2－核外有三个电子层，二者电子层结构不同，B错误；元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：N＞P，酸性：HNO3＞H3PO4，C错误；同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但是ⅤA族元素的np能级处于半充满状态，较难失电子，则其第一电离能比同周期ⅥA族元素的第一电离能大，则第一电离能：I1（Y）＜I1（W）＜I1（Z），D正确。
2.C 由J为0族元素，及元素在周期表的位置可知，X、Y、Z位于第2周期，R位于第3周期，W位于第4周期，J为第5周期的Xe，则X为N、Y为O、Z为F、R为S、W为Br。R为S元素，基态S原子核外有16个电子，根据核外电子排布规律可知其轨道表示式为 ，A错误；N的2p轨道半充满，为稳定结构，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，B错误；具有相同电子层排布的离子中原子序数大的离子半径小，所以O2－与Na＋的半径大小关系为O2－＞Na＋，C正确；非金属性越强，电负性越大，表中非金属性最强的元素为F元素，所以F的电负性最大，D错误。
3.（1）①H N O Na Al Cu
②O ＞N＞H ③N＞O＞Al＞Na （2）Al ds 价电子构型满足（n－1）d10ns1～2，即次外层d轨道是全充满的，最外层轨道上有1～2个电子
解析：由题干信息可知，A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前四周期元素。其中A是宇宙中含量最多的元素，A为H；C元素原子的价电子排布是nsnnp2n，n＝2，即价电子排布为1s22s22p4，C为O；B元素原子最高能级的不同轨道都有电子，并且自旋方向相同，即为2p3，B为N；D元素原子中只有两种形状的电子云即只有s、p能级，最外层只有一种自旋方向的电子即3s1，D为Na；E与D的电子层数相同，但E的价电子数等于其电子层数，E为Al，F元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对即价电子排布为3d104s1，F为Cu，综上分析可知，A、B、C、D、E、F分别是H、N、O、Na、Al、Cu，据此分析解题。
（1）①由分析可知，元素A、B、C、D、E、F分别是H、N、O、Na、Al、Cu；
②由分析可知，A、B、C三种元素分别为H、N、O，根据同一周期从左往右元素的电负性依次增大，同一主族从上往下元素的电负性依次减小，故其电负性大小顺序是O＞N＞H；
③由分析可知，B、C、D、E四种元素分别为N、O、Na、Al，根据同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，ⅡA族、ⅤA族反常，同一主族从上往下元素的第一电离能依次减小，故其第一电离能大小顺序是N＞O＞Al＞Na。
（2）由图可知，该元素的第一至第三电离能变化比较平稳，而第四电离能比第三电离能突然增大很多，故说明该元素的最外层上有3个电子，由此可判断该元素是Al。已知F元素为Cu，Cu位于周期表的ds区，此区元素的价电子层结构特点是价电子构型满足（n－1）d10ns1～2，即次外层d轨道是全充满的，最外层轨道上有1～2个电子。
【关键能力·细培养】
（1）提示：X、Y、Z、W、E分别为H、C、O、F、Cl。 X的原子核只有1个质子，则X为氢元素；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期，即为第2周期元素，则Y为碳元素，Z为氧元素，W为氟元素；元素E的原子比W原子多8个电子，则E为氯元素，综合以上分析可知，X、Y、Z、W、E分别为H、C、O、F、Cl。
（2）提示：Cl＞C＞F。
（3）提示：F＞O＞C。
（4）提示：最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。将高氯酸加入碳酸钠溶液中，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。
（5）提示：能。化合物OF2中O显＋2价，F显－1价，说明F的电负性大，非金属性强。
迁移应用
1.D X与Y形成的某一化合物是一种空气污染物，其易生成二聚体，可知该化合物为NO2，NO2易生成N2O4，且X、Y两基态原子的核外电子的空间运动状态相同，短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大可知X为N元素、Y为O元素；W在周期表中的周期数与族序数相等，则W为Al元素；Y的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4，最低能级电子数为2，Z的基态原子的最高能级的电子数是Y的基态原子的最低能级电子数的一半，则Z的基态原子的最高能级的电子数为1，Z的原子序数比Y的大，所以Z有3个电子层， Z为Na元素，由以上分析可知X、Y、Z、W分别为N、O、Na、Al元素，据此分析解题。同周期主族元素从左到右原子半径减小，同主族元素从上到下原子半径增大，则原子的半径：Na＞Al＞N＞O，即Z＞W＞X＞Y，A正确；同周期主族元素从左到右非金属性增强，非金属性：N＜O，Y的非金属性最强，B正确；同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能减小，且N的2p能级为半充满稳定结构，则第一电离能：Z＜W＜Y＜X，C正确；同周期主族元素从左向右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减小，则电负性：Y＞X，D错误。
2.B 短周期元素的四种离子X3＋、Y2＋、Z3－、W2－都具有相同的电子层结构，可以推出X、Y、Z、W分别是Al、Mg、N、O，离子的质子数和相应原子的质子数相等，四种离子的质子数：Al3＋＞Mg2＋＞O2－＞N3－，A正确；根据同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，四种元素的电负性：O＞N＞Al＞Mg，B错误；四种离子具有相同的电子层结构，依据“序大径小”规律，离子半径：N3－＞O2－＞Mg2＋＞Al3＋，C正确；O、N、Al、Mg四种元素的最外层电子数目分别是6、5、3、2，D正确。
3.B 短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W原子的2p轨道处于半充满状态，则W核外电子排布是1s22s22p3，W是N元素；基态X原子的2p能级上只有一对成对电子，则X核外电子排布式是1s22s22p4，X是O元素；基态Y原子的最外层电子运动状态只有1种，Y核外电子排布式是1s22s22p63s1，Y是Na元素，元素Z与X同主族，则Z是S元素。非金属元素第一电离能大于金属元素，同一周期元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA元素的第一电离能大于相邻元素，则这三种元素的第一电离能由大到小的顺序为 N＞O＞Na，即W＞X＞Y，A正确；同一周期主族元素随原子序数的增大，元素电负性逐渐增大，同一主族元素，原子核外电子层数越多，元素电负性越小，所以电负性：N＞S＞Na，即W＞Z＞Y，B错误；O2－、Na＋核外电子排布都是1s22s22p6，有2个电子层，S2－核外电子排布是1s22s22p63s23p6，有3个电子层，所以简单离子半径：S2－＞O2－＞Na＋，即离子半径：Z＞X＞Y，C正确；这四种元素中主族非金属元素N、O、S都是p区元素，Na是s区元素，D正确。
【教学效果·勤检测】
1.A 由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④＞③＞②＞①；原子半径应是②最大，④最小；电负性：④最大，②最小；F无正价，最高正价：①＞②＝③。
2.C 元素X基态原子2p轨道上的电子为半充满状态，即电子排布为1s22s22p3，X为N，元素Y是其所在周期中金属性最强的元素，则Y为Na，W与X处于同一主族且为短周期元素，则W为P，Z为金属元素，则Z为Mg或Al；同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，则I1（Y）＜I2（Z），A错误；元素的非金属性越强电负性越大，同主族从上到下非金属性减弱，则电负性：W＜X，B错误；同周期从左到右金属性减弱，则最高价氧化物对应水化物的碱性：Y＞Z，C正确；同主族从上到下非金属性减弱，简单气态氢化物的热稳定性：W＜X，D错误。
3.C 电负性大说明非金属性强，A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强；而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明电负性的大小。
4.C 同一周期从左至右，主族元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
5.（1）Na Ar （2）F Cs （3）Cs （4）N、P、As （5）F、Cs
解析：同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故第3周期中第一电离能最小的元素为Na，最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是F，电负性最小的元素（放射性元素除外）是Cs。
7 / 7(共102张PPT)
第2课时 元素的电负性
课
程
标
准 1.认识元素的电负性的周期性变化。形成“结构决定性质”的观念，能从宏观和微观相结合的视角认识元素性质的变化规律。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致电负性周期性变化的原因。
3.体会原子结构与元素周期律的本质联系
目 录
1、基础知识·准落实
4、学科素养·稳提升
2、关键能力·细培养
3、教学效果·勤检测
基础知识·准落实
1
梳理归纳 高效学习
分点突破（一） 元素的电负性及其变化规律
1. 电负性
（1）概念
用来描述 在形成化学键时
的相对强弱。鲍林给元素的电负性下的定义是“电负性
是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度”。
两个不同原子
吸引电子能
力
（2）意义
元素的 ，表示其原子在形成化学键时吸引电
子的能力 ；反之， ，相应元素的原
子在形成化学键时吸引电子的能力 。
电负性越大
越强
电负性越小
越弱
2. 电负性的应用
（1）判断金属性和非金属性的强弱
通常，电负性小于2的元素为 元素（大部分）；电负
性大于2的元素为 元素（大部分）。
（2）判断化合物中元素化合价的正负
化合物中，电负性大的元素易呈现 价；电负性小的元
素易呈现 价。
（3）判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间主要形成 ；电负性
相同或差值小的非金属元素原子之间主要形成 。
金属
非金属
负
正
离子键
共价键
3. 比较元素电负性大小的方法
（1）同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数逐渐增
大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的有效吸引作用
逐渐增强，元素的电负性逐渐增大。
（2）同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数逐渐增
加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用
逐渐减弱，元素的电负性逐渐减小。
（3）对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化
趋势。因此，电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，
电负性小的元素位于元素周期表的左下角。
（4）非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
（5）二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
（6）不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素
（与其中一种位于同主族或同周期）进行参照。
4. 原子半径、第一电离能、电负性与元素性质
原子半径、第一电离能和电负性都随着原子序数的递增表现出周期
性变化。随着原子序数的递增，第一电离能呈现出起伏变化，而电
负性的规律性则更强；电负性随金属活动性顺序的变化规律性也更
强。电负性是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。
5. “对角线”规则
（1）含义
“对角线”是指元素周期表中某一元素及其化合物的性质
与该元素左上方或右下方的另一种元素及其化合物的性质
相类似。
（2）实例
具有典型“对角线”规则的元素有三对：①锂与镁；②铍与
铝；③硼与硅。
（3）性质相似的原因解释
元素的电负性值相近。
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表
示，该数值称为电负性。若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在
所形成的分子中成为带负电荷的一方。一般认为：如果两个成键元素
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
成键元素原子间的电负性差值小于1.7，原子之间通常形成共价键。
下表是某些短周期元素的x值：
元素符号 Li Be B C O F
电负性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0
元素符号 Na Al Si P S Cl
电负性值 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
【交流讨论】
1. 通过分析电负性值变化规律，Mg元素电负性值的最小范围是多
少？
提示：0.9～1.5。根据电负性的递变规律：同周期元素从左至右电
负性逐渐增强，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，结
合表中数据Na、Al的电负性分别为0.9、1.5，则Mg的电负性范围
为0.9～1.5。
2. 某有机化合物结构中含S—N键，你认为共用电子对偏向哪种原
子？
提示：氮原子。由表中数据可知，N元素的电负性范围为2.5～
3.5，S的电负性为2.5，即N的电负性强于S的电负性，则N原子吸
引电子能力强于S原子，所以共用电子对偏向N原子。
3. 从电负性角度，试判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物？
提示：Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5＜1.7，所以两元素原子
之间形成共价键，AlCl3为共价化合物。
4. 根据元素周期表，试分析电负性最大的元素和电负性最小的元素分
别在元素周期表的位置？
提示：电负性最大的元素F在元素周期表的右上角；电负性最小的
元素Fr在元素周期表的左下角。
5. 电负性差值大于1.7的两种元素一定能形成离子化合物吗？
提示：不一定。如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差
为1.9，但HF为共价化合物。
1. 下列各组元素中，电负性依次减小的是（ ）
A. F、N、O B. O、Cl、F
C. As、P、H D. Cl、S、As
解析： 元素周期表中，同周期主族元素从左向右，电负性逐渐
增强，则F＞O＞N，A错误；同主族元素从上到下，电负性逐渐减
弱，则F＞Cl，B错误；同主族元素从上到下，电负性逐渐减弱，
则P＞As，C错误；元素周期表中，同周期主族元素从左向右，电
负性逐渐增强，同主族元素从上到下，电负性逐渐减弱，则Cl＞S
＞P＞As，故Cl＞S＞As，D正确。
2. 下列有关元素的电负性的说法不正确的是（ ）
A. 主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大
B. 在元素周期表中，同周期元素的电负性从左到右越来越大
C. K原子的电负性小于Na原子的电负性
D. 在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
解析： 主族元素的第一电离能、电负性变化趋势基本相
同，但电离能有特例，如电负性：O＞N，但第一电离能：N＞
O，A错误。
3. 已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是
（ ）
A. X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B. 第一电离能可能Y小于X
C. 最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性弱于Y对应酸的酸性
D. 气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
解析： 同周期元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依
次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在
化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，
A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但
ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能Y
可能大于X，也可能小于X，B正确；元素非金属性越强，其最高
价含氧酸的酸性越强，非金属性：X＞Y，则X对应酸的酸性强于Y
对应酸的酸性，C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，
则气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX，D正确。
分点突破（二） 元素推断题的解题思路和方法
1. 解题思路
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序
数，判断元素在周期表中的位置等，基本思路如下：
2. 解题方法
（1）利用稀有气体元素原子结构的特殊性
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴
离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素的阳离子的
电子层结构相同。
①与He电子层结构相同的离子：H－、Li＋、Be2＋；
②与Ne电子层结构相同的离子：F－、O2－、Na＋、Mg2＋、
Al3＋；
③与Ar电子层结构相同的离子：Cl－、S2－、K＋、Ca2＋。
（2）利用常见元素及其化合物的特征
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的
物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素是C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元
素是N。
③地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元
素是O。
④单质最轻的元素是H；单质最轻的金属元素是Li。
⑤单质在常温下呈液态，对应的非金属元素是Br，金属元素
是Hg。
⑥最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与
强碱反应的元素是Be、Al。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发
生化合反应的元素是N；能发生氧化还原反应的元素是S。
⑧元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是
Li、Na、F。
（3）利用一些规律
①元素周期表中的递变规律（“三角”规律）
若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关
的各种性质均可排出顺序（D不能参与排列）。如原子半
径：C＞A＞B；金属性：C＞A＞B；非金属性：B＞A＞C。
②元素周期表中的相似规律
a.同主族元素性质相似（因为最外层电子数均相同）；
b.元素周期表中位于对角线位置（图中A、D位置）的元素性
质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等；
c.相邻元素性质差别不大。
1. 短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子核外有7
个电子，基态Y原子无未成对电子，Z与X为同族元素，W最高价含
氧酸为二元酸，下列说法正确的是（ ）
A. 原子半径：r（X）＜r（Y）＜r（Z）＜r（W）
B. 元素Y、W的简单离子具有相同的电子层结构
C. Z的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的强
D. 第一电离能：I1（Y）＜I1（W）＜I1（Z）
解析： X原子核外有7个电子，则其原子序数为7，所以X为N；
Z与X为同族元素，则Z为P；基态Y原子无未成对电子，且原子序
数介于N和P之间，则Y为Mg；W的原子序数比P大，其最高价含氧
酸为二元酸，则W为S。同一周期，从左到右原子半径逐渐减小，
同一主族，从上到下原子半径逐渐增大，故原子半径：r（Y）＞r
（Z）＞r（W）＞ r（X），A错误；Mg2＋核外有两个电子层，而
S2－核外有三个电子层，二者电子层结构不同，B错误；元素的非
金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：
N＞P，酸性：HNO3＞H3PO4，C错误；
同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但是ⅤA族元素的np能级
处于半充满状态，较难失电子，则其第一电离能比同周期ⅥA族元素
的第一电离能大，则第一电离能：I1（Y）＜I1（W）＜I1（Z），D
正确。
2. 下表是元素周期表前5周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J是6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原子的核外电子轨道表示式为
B. X的第一电离能小于Y的第一电离能
C. Y2－与Na＋的半径大小关系为Y2－＞Na＋
D. 表中电负性最大的元素为W
解析： 由J为0族元素，及元素在周期表的位置可知，X、Y、Z
位于第2周期，R位于第3周期，W位于第4周期，J为第5周期的
Xe，则X为N、Y为O、Z为F、R为S、W为Br。R为S元素，基态S
原子核外有16个电子，根据核外电子排布规律可知其轨道表示式
为 ，A错误；N的2p轨道半
充满，为稳定结构，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，B
错误；具有相同电子层排布的离子中原子序数大的离子半径小，所
以O2－与Na＋的半径大小关系为O2－＞Na＋，C正确；非金属性越强，电负性越大，表中非金属性最强的元素为F元素，所以F的电负性最大，D错误。
3. 已知A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前四周期元素。其
中A是宇宙中含量最多的元素；B元素原子最高能级的不同轨道都
有电子，并且自旋方向相同；C元素原子的价电子排布是
nsnnp2n；D元素原子中只有两种形状的电子云，最外层只有一种
自旋方向的电子；E与D的电子层数相同，但E的价电子数等于其电
子层数；F元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨
道的电子均成对。
（1）请用元素符号填写下列空白：
①元素：A 、B 、C 、D 、
E 、F 。
②A、B、C三种元素的电负性大小顺序是 。
③B、C、D、E四种元素的第一电离能大小顺序是
。
H
N
O
Na
Al
Cu
O ＞N＞H
N＞O＞
Al＞Na
解析：由题干信息可知，A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前四周期元素。其中A是宇宙中含量最多的元素，A为H；C元素原子的价电子排布是nsnnp2n，n＝2，即价电子排布为1s22s22p4，C为O；B元素原子最高能级的不同轨道都有电子，并且自旋方向相同，即为2p3，B为N；D元素原子中只有两种形状的电子云即只有s、p能级，最外层只有一种自旋方向的电子即3s1，D为Na；E与D的电子层数相同，但E的价电子数等于其电子层数，E为Al，F元素原子的最外层只有一个电子，其次外层内的所有轨道的电子均成对即价电子排布为3d104s1，F为Cu，综上分析可知，A、B、C、D、E、F分别是H、N、O、Na、Al、Cu，据此分析解题。
（1）①由分析可知，元素A、B、C、D、E、F分别是H、N、O、Na、Al、Cu；
②由分析可知，A、B、C三种元素分别为H、N、O，根据同一周期从
左往右元素的电负性依次增大，同一主族从上往下元素的电负性依次
减小，故其电负性大小顺序是O＞N＞H；③由分析可知，B、C、D、
E四种元素分别为N、O、Na、Al，根据同一周期从左往右元素的第一
电离能呈增大趋势，ⅡA族、ⅤA族反常，同一主族从上往下元素的第
一电离能依次减小，故其第一电离能大小顺序是N＞O＞Al＞Na。
（2）如图是A～F元素中某种元素的部分电离能，由此可判断该元
素是 。F元素位于周期表的 区，此区元素的价电
子层结构特点是
。
Al
ds
价电子构型满足（n－1）d10ns1～2，即次
外层d轨道是全充满的，最外层轨道上有1～2个电子
解析：由图可知，该元素的第一至第三电离能变化比较平稳，而第四电离能比第三电离能突然增大很多，故说明该元素的最外层上有3个电子，由此可判断该元素是Al。已知F元素为Cu，Cu位于周期表的ds区，此区元素的价电子层结构特点是价电子构型满足（n－1）d10ns1～2，即次外层d轨
道是全充满的，最外层轨道上有1～2个电子。
关键能力·细培养
2
互动探究 深化认知
元素周期律的综合应用（分析与推测）
一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中， X的原子核只有1个
质子 ；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元
素E的原子比W原子多8个电子。
请回答下列问题：
（1）请写出各元素的元素符号。
提示：X、Y、Z、W、E分别为H、C、O、F、Cl。 X的原子核
只有1个质子，则X为氢元素；元素Y、Z、W原子序数依次增
大，且均位于X的下一周期，即为第2周期元素，则Y为碳元
素，Z为氧元素，W为氟元素；元素E的原子比W原子多8个电
子，则E为氯元素，综合以上分析可知，X、Y、Z、W、E分别
为H、C、O、F、Cl。
（2）请写出Y、W、E的原子半径的大小顺序。
提示：Cl＞C＞F。
（3）请写出W、Z、Y三种元素的电负性的大小顺序。
提示：F＞O＞C。
（4）请写出判断Y、E两种元素非金属性的强弱的判断依据，并设计
实验： 。
提示：最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。将高氯酸加入碳
酸钠溶液中，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体。
（5）化合物ZW2的形成 （填“能”或“不能”）说明两种元素
的非金属性强弱。为什么？
提示：能。化合物OF2中O显＋2价，F显－1价，说明F的电负性
大，非金属性强。
【规律方法】
主族元素的周期性变化规律
项目 同周期（从左→右） 同主族（从上→下）
原子核外电
子排布 电子层数相同，最外层
电子数逐渐增多，由
1→7（第1周期1→2） 最外层电子数相同，电子层数
递增
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
项目 同周期（从左→右） 同主族（从上→下）
元素主要化
合价 最高正价由＋1→＋7
（第1周期及O、F除
外），最低负价由－
4→－1 最高正价＝主族序数（氟、氧
除外），非金属最低负价＝主
族序数－8（氢除外）
原子得、失
电子能力 得电子能力逐渐增强，
失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱，失电子
能力逐渐增强
项目 同周期（从左→右） 同主族（从上→下）
第一电离 能 呈增大的趋势 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
元素金属
性、非金属
性 金属性逐渐减弱、 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强、
非金属性逐渐减弱
【迁移应用】
1. 短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X与Y形成的
某一化合物是一种空气污染物，其易生成二聚体，且X、Y两基态
原子的核外电子的空间运动状态相同，Z的基态原子的最高能级的
电子数是Y的基态原子的最低能级电子数的一半，W的周期数与族
序数相等。下列说法不正确的是（ ）
A. 原子的半径：Z＞W＞X＞Y
B. X、Y、Z、W四种元素中，Y的非金属性最强
C. 第一电离能：Z＜W＜Y＜X
D. 元素X、Y电负性：X＞Y
解析： X与Y形成的某一化合物是一种空气污染物，其易生
成二聚体，可知该化合物为NO2，NO2易生成N2O4，且X、Y两
基态原子的核外电子的空间运动状态相同，短周期主族元素
X、Y、Z、W的原子序数依次增大可知X为N元素、Y为O元
素；W在周期表中的周期数与族序数相等，则W为Al元素；Y的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4，最低能级电子数为2，
Z的基态原子的最高能级的电子数是Y的基态原子的最低能级电子
数的一半，则Z的基态原子的最高能级的电子数为1，Z的原子序数比Y的大，所以Z有3个电子层， Z为Na元素，由以上分析可知
X、Y、Z、W分别为N、O、Na、Al元素，据此分析解题。同周期主族元素从左到右原子半径减小，同主族元素从上到下原子半径增大，则原子的半径：Na＞Al＞N＞O，即Z＞W＞X＞Y，A正确；同周期主族元素从左到右非金属性增强，非金属性：N＜O，Y的非金属性最强，B正确；同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能减小，且N的2p能级为半充满稳定结构，则第一电离能：Z＜W＜Y＜X，C正确；同周期主族元素从左向右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减小，则电负性：Y＞X，D错误。
2. 短周期元素的四种离子X3＋、Y2＋、Z3－、W2－都具有相同的电子层
结构，下列说法错误的是（ ）
A. 四种离子的质子数：X3＋＞Y2＋＞W2－＞Z3－
B. 四种元素的电负性：Z＞W＞Y＞X
C. 四种离子的半径：Z3－＞W2－＞Y2＋＞X3＋
D. 四种元素原子的最外层电子数目：W＞Z＞X＞Y
解析： 短周期元素的四种离子X3＋、Y2＋、Z3－、W2－都具有相
同的电子层结构，可以推出X、Y、Z、W分别是Al、Mg、N、O，
离子的质子数和相应原子的质子数相等，四种离子的质子数：Al3＋
＞Mg2＋＞O2－＞N3－，A正确；根据同周期从左到右主族元素的电
负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，四种元素
的电负性：O＞N＞Al＞Mg，B错误；四种离子具有相同的电子层
结构，依据“序大径小”规律，离子半径：N3－＞O2－＞Mg2＋＞
Al3＋，C正确；O、N、Al、Mg四种元素的最外层电子数目分别是
6、5、3、2，D正确。
3. 短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基态W原子的
2p轨道处于半充满状态，基态X原子的2p能级上只有一对成对电
子，基态Y原子的最外层电子运动状态只有1种，元素Z与X同主
族。下列说法错误的是（ ）
A. 第一电离能：W＞X＞Y
B. 电负性：Y＞W＞Z
C. 简单离子半径：Z＞X＞Y
D. 这些元素中有3种属于p区元素
解析： 短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，基
态W原子的2p轨道处于半充满状态，则W核外电子排布是
1s22s22p3，W是N元素；基态X原子的2p能级上只有一对成对电
子，则X核外电子排布式是1s22s22p4，X是O元素；基态Y原子的最
外层电子运动状态只有1种，Y核外电子排布式是1s22s22p63s1，Y是
Na元素，元素Z与X同主族，则Z是S元素。非金属元素第一电离能
大于金属元素，同一周期元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、
ⅤA元素的第一电离能大于相邻元素，则这三种元素的第一电离能
由大到小的顺序为 N＞O＞Na，即W＞X＞Y，A正确；
同一周期主族元素随原子序数的增大，元素电负性逐渐增大，同一主
族元素，原子核外电子层数越多，元素电负性越小，所以电负性：N
＞S＞Na，即W＞Z＞Y，B错误；O2－、Na＋核外电子排布都是
1s22s22p6，有2个电子层，S2－核外电子排布是1s22s22p63s23p6，有3个
电子层，所以简单离子半径：S2－＞O2－＞Na＋，即离子半径：Z＞X
＞Y，C正确；这四种元素中主族非金属元素N、O、S都是p区元素，
Na是s区元素，D正确。
教学效果·勤检测
3
强化技能 查缺补漏
1. 下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；
②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5
则下列有关的比较中正确的是（ ）
A. 第一电离能：④＞③＞②＞①
B. 原子半径：④＞③＞②＞①
C. 电负性：④＞③＞②＞①
D. 最高正化合价：④＞③＝②＞①
解析： 由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。
第一电离能为④＞③＞②＞①；原子半径应是②最大，④最小；电
负性：④最大，②最小；F无正价，最高正价：①＞②＝③。
2. 短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。元素X基态原
子2p轨道上的电子为半充满状态，Y、Z为金属元素，其中元素Y
是其所在周期中金属性最强的元素，W与X处于同一主族。下列说
法正确的是（ ）
A. 第一电离能：I1（Y）＞I2（Z）
B. 电负性：W＞X
C. Y的最高价氧化物对应水化物的碱性比Z的强
D. W的简单气态氢化物的热稳定性比X的强
解析： 元素X基态原子2p轨道上的电子为半充满状态，即电子
排布为1s22s22p3，X为N，元素Y是其所在周期中金属性最强的元
素，则Y为Na，W与X处于同一主族且为短周期元素，则W为P，Z
为金属元素，则Z为Mg或Al；同周期从左到右第一电离能呈增大趋
势，则I1（Y）＜I2（Z），A错误；元素的非金属性越强电负性越
大，同主族从上到下非金属性减弱，则电负性：W＜X，B错误；
同周期从左到右金属性减弱，则最高价氧化物对应水化物的碱性：
Y＞Z，C正确；同主族从上到下非金属性减弱，简单气态氢化物的
热稳定性：W＜X，D错误。
3. 不能说明X的电负性比Y的大的是（ ）
A. X单质比Y单质容易与H2化合
B. X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C. X原子的最外层电子数比Y原子的多
D. X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析： 电负性大说明非金属性强，A、B、D三项均能说明X的
非金属性比Y的强；而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子
的能力，即不能说明电负性的大小。
4. 下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性
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
则钙元素的电负性值的最小范围是（ ）
A. 小于0.8 B. 大于1.2
C. 在0.8与1.2之间 D. 在0.8与1.5之间
解析： 同一周期从左至右，主族元素的电负性逐渐增大，所以
钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐
减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8
与1.2之间。
5. 在下列横线上，填上适当的元素符号：
（1）在第3周期中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离
能最大的元素是 。
（2）在元素周期表中，电负性最大的元素是 ，电负性最小
的元素是 （放射性元素除外）。
（3）最活泼的金属元素是 （放射性元素除外）。
（4）在2、3、4周期元素中基态原子最外层p轨道是半充满的元素
是 。
Na
Ar
F
Cs
Cs
N、P、As
（5）电负性相差最大的两种元素是 （放射性元素除
外）。
解析：同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，
同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第
一电离能最大，故第3周期中第一电离能最小的元素为Na，
最大的元素为Ar。电负性的递变规律：一般来说，同周期从
左到右主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的
电负性逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是F，电
负性最小的元素（放射性元素除外）是Cs。
F、Cs
学科素养·稳提升
4
内化知识 知能升华
1. 现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p5。下列有关比较中正确的是（ ）
A. 第一电离能：③＞②＞①
B. 原子半径：③＞②＞①
C. 电负性：③＞②＞①
D. 最高正化合价：③＞②＞①
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解析： 根据元素的基态原子的电子排布式可知，①、②、③分
别是S、P、F；同周期从左到右，第一电离能呈增大的趋势，同主
族从上到下，第一电离能逐渐减小，但P原子的3p轨道处于半充满
状态，稳定性强，所以P的第一电离能大于S，应是③＞②＞①，A
正确；同主族从左到右，原子半径越来越小，同主族从上到下，原
子半径依次增大，原子半径应是②＞①＞③，B错误；非金属性越
强，电负性越大，应是③＞①＞②，C错误；F没有正价，S最高正
化合价为＋6，P最高正化合价为＋5，D错误。
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2. 下列各组元素性质的叙述中，正确的是（ ）
A. N、O、F的电负性依次增大
B. N、O、F的第一电离能依次增大
C. N、O、F的最高正化合价依次升高
D. O、F、Ne的原子半径依次减小
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解析： 根据同周期从左至右，主族元素的电负性逐渐增大可
知，N、O、F的电负性依次增大，A项正确；同周期从左至右，元
素的第一电离能总体上呈增大的趋势，但N元素原子的2p能级为半
充满状态，其第一电离能大于同周期相邻元素，即第一电离能：O
＜N＜F，B项错误；N元素的最高正化合价为＋5价，O元素没有最
高正化合价，F元素没有正化合价，C项错误；同周期从左至右，
主族元素的原子半径逐渐减小，但0族元素的原子半径突然增大，
故原子半径：Ne＞O＞F，D项错误。
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3. 下列关于电离能和电负性的说法不正确的是（ ）
A. 第一电离能的大小：Mg＞Al
B. 锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
C. 第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳
D. F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
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解析： 同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族
元素原子的p轨道分别处于全空、半充满的稳定结构，则其第一电
离能大于相邻元素，故第一电离能：Mg＞Al，A正确；锗属于碳
族元素，同主族从上到下电负性依次减弱，第一电离能降低，B错
误；Ni的未成对电子数为2，第2周期中未成对电子数为2的元素有
C、O，其中电负性最小的是C元素，C正确；F是所有元素中电负
性最大的元素，D正确。
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4. 对于ⅦA族元素，从上到下，下列关于其性质变化的叙述中，错
误的是（ ）
A. 原子半径逐渐增大
B. 电负性逐渐减小
C. 第一电离能逐渐减小
D. 氢化物水溶液的酸性逐渐减弱
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解析： 同一主族从上往下，电子层数增多，原子半径逐渐增
大，A正确；同一主族从上往下，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐
减小，B正确；同一主族从上往下，原子半径逐渐增大，第一电离
能逐渐减小，C正确；ⅦA族元素，从上到下，非金属性依次减
弱，对氢离子的吸引能力减弱，其氢化物易电离出氢离子，因此氢
化物水溶液的酸性逐渐增强，D错误。
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5. 在元素周期表中的某些元素之间存在着特殊的“对角线”关系，如
Li～Mg、Be～Al、B～Si性质相似。下列说法不正确的是（ ）
A. 氢氧化铍是两性氢氧化物
B. B、Si的电负性数值相近
C. Li、Mg的原子半径相近，且核外电子排布相近
D. Li在O2中燃烧能生成Li2O
解析： 处于“对角线”位置的元素，其电负性接近，性质相
似，但原子半径差别较大，核外电子排布截然不同，C项错误。
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6. 处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一
个电子所放出的能量A＞B＞C＞D。则下列说法正确的是（ ）
①元素的原子得电子能力依次增强 ②元素的电负性依次减小 ③
元素的第一电离能依次增大 ④最高价氧化物对应水化物的酸性依
次减弱
A. ①④ B. ②④
C. ①③ D. ③④
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解析： 气态原子获得一个电子所放出的能量越多，说明得电子
能力越强，所以元素的原子得电子能力：A＞B＞C＞D，①错误；
得电子能力越强，电负性越大，则元素的电负性依次减小，②正
确；得电子能力越强，对应元素的第一电离能一般越大，但ⅡA、
ⅤA族的第一电离能大于同周期相邻元素，③错误；得电子能力越
强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则最高价氧化物对应水
化物的酸性依次减弱，④正确。
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7. 短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含
量最多的元素，基态时Y原子2p轨道上有4个电子，Z在周期表中位
于ⅠA族，W与Y同主族。下列说法正确的是（ ）
A. 原子半径：r（W）＞r（Z）
B. 电负性：X＞Y
C. 元素Y和元素Z仅能形成一种离子化合物
D. Y的简单气态氢化物的热稳定性比W的强
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解析： 短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X
是空气中含量最多的元素，则X为N；基态时Y原子2p轨道上有4个
电子，即核外有8个电子，则Y为O；Z在周期表中位于ⅠA族，则Z
为Na；W与Y同主族，则W为S。同主族元素原子半径从上到下逐
渐增大，同周期元素原子半径从左到右逐渐减小：r（W）＜r
（Z），A错误；得电子能力越强电负性越强，同周期从左到右得
电子能力增强，电负性：X＜Y，B错误；元素Y和元素Z能形成
Na2O、Na2O2，C错误；得电子能力越强，气态氢化物的稳定性越
强，同主族从上到下得电子能力逐渐减弱，Y的简单气态氢化物的
热稳定性比W的强，D正确。
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8. 下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断
正确的是（ ）
元素 A B C D E
最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1
电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0
A. C、D、E的氢化物的稳定性：C＞D＞E
B. 元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C. 元素B、C之间不可能形成化合物
D. 与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
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解析： 根据电负性和最低化合价，推知A为C元素、B为S元
素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。A项，C、D、E的氢化物
分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF＞H2O＞HCl；B项，元素A的
原子最外层电子排布式为2s22p2，2p上的两个电子分占两个原子轨
道，且自旋状态相同；C项，S的最外层有6个电子，Cl的最外层有
7个电子，它们之间可形成SCl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置
换反应生成NaOH和H2。
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9. W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，其元素
性质或原子结构如下。
元素 元素性质或原子结构
W 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，但第一电离能低于同周期相邻元素
X 在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小
Y 电离能/（kJ·mol－1）数据：I1＝738；I2＝1 451；I3＝
7 733；I4＝10 540…
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个未成对电子
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回答下列问题：
（1）写出W、Y的元素符号：W 、Y 。
O
Mg
解析：W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，W的原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，原子核外电子排布为1s22s22p4或1s22s22p63s2，W为O或Mg，由于W的第一电离能低于同周期相邻元素，则W为O元素；X在同周期元素中，原子半径最大、第一电离能最小，X属于碱金属元素，原子序数比O大，则X为Na元素；由Y的第一至第四电离能可知，第三电离能剧增，说明最外层有2个电子，原子序数比Na大，则Y为Mg元素；Z的原子序数比Mg大，其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，则Z的价电子排布式为3s23p2，则Z为Si元素；N的原子序数比Si大，其电子排布中只有一个未成对电子，电子排布式为1s22s22p63s23p5，则N为Cl元素。
（1）W为O元素，Y为Mg元素，它们的元素符号分别为O、Mg。
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（2）X的电子排布式是 。
解析： X为Na元素，原子序数为11，核外有11个电子，其电子
排布式为1s22s22p63s1。
1s22s22p63s1
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（3）Z、N的最高价氧化物对应的水化物酸性更强的是
（填化学式）；W、X和N可以形成多种化合物，其中水溶液
pH＞7的是 （填化学式）。
解析： Z为Si元素，N为Cl元素，二者属于同周期元素，从左
往右，非金属性依次增强，其最高价氧化物对应的水化物酸
性依次增强，原子序数：Cl＞Si，酸性更强的是HClO4；W为
O元素，X为Na元素，N为Cl元素，它们可以形成多种化合
物，其中水溶液pH＞7的是强碱弱酸盐，即NaClO。
HClO4
NaClO
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（4）X、Z和N元素的电负性由大到小的顺序是
（填元素符号）。
Cl＞Si＞Na
解析： X为Na元素，Z为Si元素，N为Cl元素，三者属于同周期元素，从左往右，非金属性依次增强，原子序数：Cl＞Si＞
Na，即非金属性：Cl＞Si＞Na，元素的非金属性越强，其电
负性越大，即电负性：Cl＞Si＞Na。
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（5）从原子结构的角度解释元素Y的第一电离能高于同周期相邻
元素的原因
。
镁的价电子排布式是3s2，达到了3p轨道全空的
状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第
一电离能较大
解析： Y为Mg元素，原子序数为12，其电子排布式为1s22s22p63s2，镁的价电子排布式是3s2，达到了3p轨道全空的
状态，与相邻原子比较，Mg原子相对稳定，不易失电子，第
一电离能较大。
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10. 现有六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第4
周期主族元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信
息，回答问题（A～F用实际的元素符号表示）。
元素 相关信息
A 元素的核外电子数和其电子层数相等，是宇宙中含量最
丰富的元素
B 空气中含量最多的元素
C 地壳中含量最多的元素
D 同周期中原子半径最小的元素
E 元素的原子核外最高能层的p轨道半充满
F 元素的原子核外s电子与p电子的数目之比为2∶3
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（1）按电子排布，可把周期表划分为不同的区，上述六种元素
中，A和B分别位于周期表的 。
（2）基态D原子的核外电子排布式为 。
（3）B、C、D、E四种元素中，电负性从大到小的顺序为
，基态原子第一电离能最大的是 。
s区、p区
1s22s22p5
F＞O
＞N＞P
F
（4）基态F原子核外电子的空间运动状态有 种。
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解析：宇宙中最丰富的元素为H元素，所以A为H；空气含
量最多的为N元素，故B为N；地壳中含量最多的为O元素，
故C为O；同周期中原子半径最小的主族元素为卤素，由于
D为短周期元素只能是F和Cl，E的最高能级的p轨道半充
满，只能为np3，由于原子序数依次递增，为第3周期的元
素，所以为3p3，该元素为P，所以D只能为F；第4周期元素
的s电子只能是7个或8个，同时2p和3p已经排满共12个电
子，根据题目信息可知s电子和p电子的数目之比为2∶3，所
以是8个s电子和12个p电子，只能是Ca。
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11. 按要求回答下列各小题：
（1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的
是 （填字母）。
A. [Ne]3s1 B. [Ne]3s2
C. [Ne]3s13p1 D. [Ne]3p1
A
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解析： A. [Ne]3s1属于基态的Mg＋，由于Mg的第二电
离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较
高；B. [Ne]3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基
态Mg＋；C. [Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电
子所需能量低于基态Mg原子所需能量；D. [Ne]3p1属于激
发态Mg＋，其失去一个电子所需能量低于基态Mg＋所需能
量，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是
[Ne]3s1。
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（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第
一电离能I1（Zn） I1（Cu）（填“大于”或“小
于”），原因是
。
大于
Zn核外价电子排布为3d104s2稳定结构，较
难失电子
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解析： 根据洪特规则特例进行判断，锌失去一个电子
的价电子变化为3d104s2－e－→3d104s1，铜失去一个电子的价
电子变化为3d104s1－e－→3d104s0，锌的价电子排布是稳定的
3d104s2结构，较难失电子，而铜由较稳定的3d104s1结构变为
稳定的3d10结构，易失去一个电子，故Zn的第一电离能较Cu
的第一电离能大。
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（3）光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反
应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是
。
解析： 结合元素周期律知识可知，同周期元素从左到
右，同主族元素从下到上，元素的电负性增大，故电负性：
O＞Ge＞Zn。
O
＞Ge＞Zn
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（4）根据元素周期律，原子半径：Ga As，第一电离
能：Ga As（填“大于”或“小于”）。
解析： Ga和As同在第4周期，结合Ga在As的左边，故
原子半径：Ga大于As，第一电离能：Ga小于As。
大于
小于
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解析： A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元
素，A2－和B＋具有相同的电子排布，则A为O元素，B为Na
元素。C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子
数的3倍，D元素最外层有一个未成对电子，则C为P元素，
D为Cl元素。非金属性越强，元素的电负性越大，则四种元
素中电负性最大的是O元素。
（5）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种短周期元素，A2－
和B＋具有相同的电子排布；C、D为同周期元素，C核外电
子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对
电子。四种元素中电负性最大的是 （填元素符号）。
O
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12. W、X、Y、Z为同一周期的四种主族元素，原子序数依次增大。
基态Y原子的价电子排布为3s23p4，X的电离能数据如下表所示。
电离能 I1 I2 I3 I4 …
Ia/（kJ·mol－1） 738 1 451 7 733 10 540 …
（1）X在元素周期表中的位置是 。
（1）X为Mg元素，位于第3周期ⅡA族。
第3周期ⅡA族
解析：基态Y原子的价电子排布为3s23p4，可知Y为S，W、X、Y、Z为同一周期的四种主族元素，原子序数依次增大，则Z为Cl，Y为第3周期主族元素，则其他三种元素也为第3周期元素，根据X的电离能知，该元素位于ⅡA族，X为Mg，W为Na。
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（2）用电子式表示WZ的形成过程： 。
解析： 由上面分析可知WZ为氯化钠，NaCl为离子化合物，
书写电子式时注意，左边写钠原子和氯原子的电子式，右边
写氯化钠的电子式，中间用箭头连接，用电子式表示NaCl
的形成过程为 。
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（3）下列事实能用元素周期律解释的是 （填字母）。
A. W可用于制备活泼金属钾
B. Y的气态氢化物的稳定性小于H2O
C. 将Z单质通入Na2S溶液中，溶液变浑浊
D. Y的氧化物对应的水化物H2YO3的酸性比H2SiO3强
BC
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解析：同主族从上到下元素的金属性依次增强，A不能用元
素周期律解释，A不符合题意；同主族从上到下元素的非金
属性依次减弱，S的非金属性弱于O，氢化物的稳定性H2S小
于H2O，B能用元素周期律解释，B符合题意；同周期从左
到右元素的非金属性依次增强，所以Cl的非金属性强于S，
C能用元素周期律解释，C符合题意；同周期从左到右元素
的非金属性依次增强，所以S的非金属性强于Si，所以S的最
高价氧化物对应水化物H2SO4的酸性强于H2SiO3，D不能用
元素周期律解释，D不符合题意。
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（4）为了进一步研究最高价氧化物对应水化物的酸碱性与元素金
属性、非金属性的关系，查阅如下资料。
ⅰ.某元素最高价氧化物对应的水化物脱水前的化学式通常可
以表示为M（OH）n，该水化物中的M—O—H结构有两种
断键方式：断M—O键在水中电离出OH－；断O—H键在水
中电离出H＋。
ⅱ.在水等强极性溶剂中，成键原子电负性的差异是影响化学
键断裂难易程度的原因之一。水化物的M—O—H结构中，
成键原子电负性差异越大，所形成的化学键越容易断裂。
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①已知：O、H元素的电负性数值分别为3.5和2.1；某元素
M的电负性数值为2.5，且电负性差异是影响M—O—H中化
学键断裂难易程度的主要原因。该元素最高价氧化物对应的
水化物呈 （填“酸”或“碱”）性，依据是
。
酸
M和O
的电负性差值为1，O和H的电负性差值为1.4，根据电负性
差异是影响M—O—H中化学键断裂难易程度的主要原因，
明显O—H键更容易断裂，该元素最高价氧化物对应的水化
物呈酸性
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②W和X的最高价氧化物对应的水化物中，碱性较强的
是 （写化学式），结合资料说明理由：
。
NaOH
Na与O
的电负性差值比Mg与O的电负性差值大，M—O键更容易断
裂，所以碱性较强的是NaOH
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解析： ①根据O、H元素的电负性数值分别为3.5和2.1，某元
素M的电负性数值为2.5，M和O的电负性差值为1，O和H的
电负性差值为1.4，根据电负性差异是影响M—O—H中化学
键断裂难易程度的主要原因，明显O—H键更容易断裂，该
元素最高价氧化物对应的水化物呈酸性；②W的最高价氧化
物对应的水化物为NaOH，X的最高价氧化物对应的水化物
为Mg（OH）2，同一周期从左到右元素的电负性逐渐增
大，Na与O的电负性差值比Mg与O的电负性差值大，M—O
键更容易断裂，所以碱性较强的是NaOH。
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感谢欣赏
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