人教版高中化学选修3教学讲义，复习补习资料（含知识讲解，巩固练习）：02原子结构与元素的性质(基础)
文档属性
| 名称 | 人教版高中化学选修3教学讲义，复习补习资料（含知识讲解，巩固练习）：02原子结构与元素的性质(基础) |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 155.7KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2019-12-29 22:25:08 | ||
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文档简介
原子结构与元素的性质
【学习目标】
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系；
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义，认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律；
3、掌握原子半径的变化规律；
4、了解元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质、主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；
5、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质，根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则；
6、认识原子结构与元素周期系的关系，形成有关物质结构的基本观念，认识物质的结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
【要点梳理】
要点一：原子结构与周期表
1、元素周期系：（元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果）
随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周期。这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8个电子的原因。
2、元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化)
⑴元素周期表的结构
在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素。因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的。
⑵、原子结构与元素在周期表中的位置关系（元素在周期表中的位置由原子结构决定）
原子核外电子层数决定元素所在的周期：
周期序数=原子核外电子层数；
原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以：
主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。
而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。
要点诠释：价电子数与族序数的关系
S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2，价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。
外围电子总数决定排在哪一族
如：29Cu
3d104s1
，10+1=11尾数是1所以，是IB。
⑶、元素周期表的分区
按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、d区、ds区、p区、f区：
s区
p
区
d
区
ds
区
f
区
纵列数
1~2
13~18
3~10
11~12
族
IA、IIA
IIIA~VIIA
IIIB~VIIB
VIII
IB、IIB
镧系、锕系
是否都是金属
除H外
否（非金属元素所在区域）
是（又称过渡元素）
是
【小结】元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的变化。
要点二：元素周期律
1、原子半径
㈠决定原子半径大小的因素
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数
，另一个是核电荷数。电子层数越多，电子间的排斥将使原子半径增大；而当电子层数相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小。
①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大
②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小
㈡原子半径的变化规律
①同周期：从左到右，原子半径逐渐减小
同周期元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，原子核对核外电子的吸引力变大，从而使原子半径减小
②同主族：从上到下，原子半径逐渐增大
同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但由于核电荷数的增多使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得大，所以最终结果原子半径增大。
【小结】在同周期中影响原子半径的主要因素是核电荷数的多少，而同主族中影响原子半径的主要因素是能层数的多少
要点诠释：原子的核外电子排布与元素周期律的关系
在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期
。
如：第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的
第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的
第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的
第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的
......
由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。
因此，在元素周期表中非金属主要集中在右上三角区内，处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。
2、电离能：（可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度）
㈠概念：气态中性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。
注意：上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件，缺一不可。
㈡第一电离能的变化规律：随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化
①同周期:随着原子序数的增加，元素的第一电离能逐渐增大
对于同一周期的元素，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外，稀有气体原子半径比同周期的卤族元素原子半径大)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。同周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。
②同主族:随着核电荷数的递增，元素的第一电离能逐渐减小
同一主族元素，从上到下，随着核电荷数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。
㈢影响电离能的因素
①核电荷数
②原子半径
③原子的电子构型(当元素具有全充满，半充满的电子构型时，稳定性高，电离能大)
【小结】第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强，第一电离能数值越小大，原子越难失去一个电子，非金属性越强
要点诠释：核外电子排布、元素的性质与电离能的关系
①第一电离能与原子的核外电子排布的关系
对于同一周期的元素从左到右第一电离能并不是呈直线上升，有些元素原子的电离能出现反常，这是什么原因造成的呢
第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外的电子排布的能量相等的轨道上形成全空，半满，全满的结构时，原子的能量较低，原子较稳定，则该原子比较难失去电子，故第一电离能较大。
在元素周期表中第IIA族与第VA族元素出现反常。比如Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，不如Be稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，Mg：1s22s22p63s2
P:1s22s22p63s23p3。那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al。
②第一电离能与金属的活泼性的联系
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强。比如碱金属的第一电离能均较小，易失去一个电子，故碱金属都较活泼。
③电离能与元素化合价的关系
气态原子失去一个电子生成+1价气态阳离子所需要的能量叫做第一电离能，常用符号I1表示。由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示。依次还有第三、第四电离能等。原子的逐级电离能是越来越大的，原因是离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量也就越来越高
。
Na
Mg
Al
各级电离能(kJ/mol)
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
从表中可以看出钠的第一电离能较小而第二电离能突跃地升高，表明钠失去一个电子后，不易失去第二个电子，所以钠通常显+1价；而镁的第一、二电离能均较低，第三电离能突跃升高，说明镁易失去2个电子，第三个电子难失去，故显+2价；同理，铝的第一、二、三电离能均较低，说明铝较易失去三个电子，显+3价，而第四电离能突跃升高，说明铝难失去第四个电子。
3、电负性：（可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据）
㈠概念：用于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。其中键合电子指原子中用于形成化学键的电子。
㈡元素的电负性变化规律：随着核电荷数的递增，元素的电负性呈周期性变化
①同周期:从左到右，元素的电负性逐渐增大。即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
②同主族:从上到下，元素的电负性逐渐减小。即金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【小结】电负性越大，对电子吸引能力越强，越容易得电子，元素的非金属性越强。
要点诠释：元素的性质与电负性的关系：
①元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的金属性越强，非金属性越弱。一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯，而当元素的电负性在1.8左右时，该元素一般既有金属性又有非金属性。
②电负性与化合物类型的关系
一般认为:如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间容易形成离子键，相应的化合物为离子化合物，如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，那么他们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。
③电负性与元素的化合价的关系
在化合物中，电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较弱，元素的化合价为正价，电负性数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较强，元素的化合价为负值。由于氟是所有元素中电负性数值最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定显示负价，没有正价。
④对角线规则
在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为对角线规则。
锂、镁在空气中燃烧产物都是碱性氧化物，B和Al的氢氧化物都是两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则是合理的。这是因为这些处于对角线的元素的电负性数值相差不大，得失电子的能力相差不大，故性质相似，值得注意的是，并不是所有处于对角线的元素的性质都相似的。
要点三：关于微粒半径大小比较的方法
1、同周期元素的原子（稀有气体除外），随核电荷数的增加，半径逐渐减小
例如，Na
＞Mg
＞
Al
＞
Si
＞
P
＞
S
＞
Cl
2、
同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
例如，半径：Li
＜
Na
＜K
＜
Rb
＜
Cs
半径：F
＜Cl
＜
Br
＜
I
3、带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
例如，半径：Li+
＜Na+
＜
K+
＜
Rb+
＜
Cs+
F-
＜Cl-
＜
Br-
＜
I-
4、
同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小
例如，半径：Fe3+＜Fe2+＜Fe
5、具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小
例如，半径：S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
【典型例题】
类型一：原子结构、元素所在周期表中的位置与元素的性质的关系
例题1（2019
辽宁沈阳月考）元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是（
）
A．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，Zn元素属于d区
B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高
C．P、S、Cl的第一电离能、电负性和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增大或增强
D．某同学给出的Fe原子的3d能级电子排布图为：，此排布图违反了洪特规则
【思路点拨】仔细挖掘原子结构的信息才能更好地掌握原子结构与其性质的关系，在掌握元素周期律的同时更好记住一些个例。
【答案】D
【解析】Zn为ds区元素，A项错误；多电子原子中，离核越近的电子能量越低，B项错误；P原子的3p轨道处于半满状态，导致其第一电离能大于s原子，C项错误；根据洪特规则电子的自旋发现应该相同，故D正确。
【总结升华】核外电子排布与族的划分：
⑴主族与0族元素价电子全部排布在最外层的ns或np轨道（Ⅰ~ⅡA族元素价电子主要填充ns轨道，为s区；ⅢA~0族元素价电子主要填充nsnp轨道，为p区元素），价电子数即为主族序数。
⑵过渡元素：价电子排布为(n-1)d1~10ns2。由于电子相对于ⅡA族主要填充内层，对物质性质影响较小，故过渡元素均为金属，性质变化跨度相对较小；且ⅢB~ⅦB族的价电子数目仍然与族序数相同。ⅠB~ⅡB族的ns轨道分别为1个或2个电子。
举一反三：
【变式1】前四周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素种类数为（
）
A．3种
B.4种
C.5种
D.6种
答案：5种
类型二：原子或离子半径大小的比较
例题2
判断半径大小并说明原因：
1）Sr
与Ba
2）Ca
与Sc
【思路点拨】原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数
，另一个是核电荷数。电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。
【答案】（1）Ba＞Sr
（2）Ca＞Sc
【解析】Sr
与Ba属于同一主族元素，并且同族元素Ba比Sr多一电子层，所以Ba>
Sr
Ca
与Sc属于同周期元素，并且Sc核电荷数多，所以Ca>Sc
【总结升华】同周期中，从左向右，分两个方面看:
①核电荷数增大，对核外电子吸引力增大，原子半径减小，②
核外电子数增加，之间排斥力增大，原子半径增大。这是一对矛盾，应以①为主。
同族中半径变化，自上而下:①
核电荷数增大，对电子吸引力增大，原子半径减小，②
核外电子数增多，电子层增加，原子半径
增大。这是一对矛盾，
应以②为主
举一反三：
【变式1】下列元素原子半径排列顺序正确的是
（
）
A、Mg＞B＞Si＞Ar
B、Ar＞Mg>Si＞B
C、Si＞Mg＞B＞Ar
D、B＞Mg＞Si＞Ar
【答案】B
先比较电子层数，B元素原子半径最小，再比较核电荷数
类型三：主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
例题3
比较硼、氮、氧第一电离能大小，并说明理由
【思路点拨】判断第一电离能大小的方法，可以根据元素所在周期表中的相对位置
，同周期、同主族变化规律来比较，另外特别注意第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有密切关系，有些元素原子的电离能出现反常。
【答案】第一电离能：N>O>B
【解析】
硼:
电子结构为:
[He]2s2p1，失去2p1的一个电子，达到2s2全充满的稳定结构，所以，I1 比较小。N
氮:电子结构为:
[He]
2s2p3，2p3为半充满结构，比较稳定，不易失去其上的电子，I1 突然增大。
O
氧:电子结构为:
[He]
2s2p4，失去2p4的一个电子，即可达到2p3半充满稳定结构，所以
I1 有所降低。(反而小于氮的第一电离能)
【总结升华】从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时体系能量最低，比较稳定。
举一反三：
【变式1】下列有关稀有气体的叙述不正确的是
（
）
A、各原子轨道电子均已填满
B、其原子与同周期IA、IIA族阳离子具有相同的核外电子排布
C、化学性质非常不活泼
D、同周期中第一电离能最大
【答案】B
稀有气体个轨道均填满，达到稳定结构，因此A的叙述正确。与VA、VIA、VIIA族阴离子（得到电子达到饱和）的电子排布相同，还和下一周期IA、IIA族阳离子（失去最外层电子）的电子排布相同，因此B的叙述不正确
类型四：元素电负性的周期性变化
例题4
将下列原子按电负性降低的次序排列，并解释理由：
As、F、S、Ca、Zn
【思路点拨】判断电负性大小的方法，可以根据元素所在周期表中的相对位置
，同周期、同主族变化规律来比较
【答案】F>S>As>Zn>Ca
【解析】同周期:从左到右，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。
【总结升华】元素电负性的周期性变化是原子结构周期性变化的体现，可以通过电负性对元素的种类、化合价及成键是化学键的性质作出判断。
举一反三：
【变式1】（2019
福建厦门期中）下列各组中，元素的电负性递增的是（
）
A．Na
K
Rb
B．N
B
Be
C．O
S
Se
D．Na
P
Cl
【答案】D
【解析】根据电负性变化规律，同主族自上而下电负性逐渐变小，A、C项错误；同周期从左到右电负性逐渐变大，B项错误、D项正确。
【巩固练习】
一、选择题
1．与Ne的核外电子排布相同的离子跟Ar的核外电子排布相同的离子所形成的离子化合物是（
）
A．MgBr2
B．Na2S
C．KCl D．KF
2．下列元素的各基态原子中，第一电离能最大的是（
）
A．Be
B．B
C．C
D．N
3．下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（
）
A．Na、K、Rb
B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al3+、Zn2+
D．Cl-、Br-、I-
4．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形成化合物是，X可以显负价，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对应的酸性弱于Y对应的
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
5．某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素的原子序数是(
)
A．只有x+1
B．可能是x+8或x+18
C．可能是x+2
D．可能是x+1或x+11或x+25
6．下列各组元素性质递变情况错误的是(
)
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C．N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次增强
7．（2019
四川成都期中）下列说法正确的是（
）
A．所有金属元素都分布在d区和ds区
B．元素周期表ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
C．最外层电子数为2的元素都分布在s区
D．s区均为金属元素
8．根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是
（
）
A．硼和硅
B．铝和铁
C．铍和铝
D．铜和金
9．（2019
福建厦门期中）有A、B、C、D四种元素，已知：A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是（
）
A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C
D．元素B、C电负性大小关系为B＞C
二、填空题
1．元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1.8的元素为_____________元素，电负性小于1.8的是_____________元素。在短周期元素中电负性最大的是_____________元素，电负性最小的是_____________元素，在同一周期中，元素电负性的变化规律是_____________，在同一主族中，元素电负性的变化规律是_____________。电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小，电负性数值_____________的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4
_____________ NaH
_____________ NF3
_____________ NH3
_____________
SO2
_____________ H2S
_____________ ICl
_____________ HBr
_____________
2.元素的分区和族
1)
s
区：ns1～2,
最后的电子填在__________上,
包括__________,
属于活泼金属,
为碱金属和碱土金属;
2)
p区：ns2np1～6，最后的电子填在
_________上,
包括__________族元素,
为非金属和少数金属;
3)
d区：(n-1)d1-6ns1～2，最后的电子填在
_________上,
包括________族元素,
为过渡金属;
4)
ds区：(n-1)d10ns1～2，
(n-1)d全充满,
最后的电子填在__________上,
包括
_________,
过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);
5)
f区：(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2，包括____________元素,
称为内过渡元素或内过渡系.
3．概念辩析：下列说法错误的有_____________
（1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能
（4）B电负性和Si相近
（5）已知在200C
1mol
Na失去1
mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650kJ/mol
（6）Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
（7）半径：K+>Cl-
（8）酸性
HClO4>H2SO4
，碱性：NaOH
>
Mg(OH)2
4．（2019
江苏南通期中）下图是元素周期表的一部分，按要求回答下列问题。
（1）元素⑧在元素周期表中位于第________周期第________族，其原子结构示意图为________。
（2）元素②③④的电负性由大到小的顺序为________（填化学用语，下同），其第一电离能由大到小的顺序为________，其简单离子半径由大到小的顺序为________。
（3）写出元素⑤的最高价氧化物对应的水化物与元素⑥的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式：________。
（4）写出元素⑦原子的电子排布式：________，元素⑨原子的外围电子排布式：________，元素⑩原子的简化电子排布式：________。
（5）元素①～⑩中属于d区的有________（填元素符号）。
（6）元素③的某种氢化物具有强氧化性，写出其电子式：________。
（7）元素⑨的可溶性硫酸盐溶液呈酸性，原因是________（用离子方程式表示）。
【参考答案与解析】
一、选择题
1、BD
【解析】Ne核外电子排布1s22s22p6
Ar核外电子排布1s22s22p63s23p6，找出选项中核外电子排布相同的，并注意是离子化合物的
2、D
【解析】可根据元素所在周期表中的位置判断第一电离能的大小
3、AD
【解析】本题考查原子半径大小的比较和元素性质的递变规律，可按照同周期从左到右、同主族从上到下原子半径变化趋势、微粒还原性变化趋势判断
4、C
【解析】两元素同周期且电负性X＞Y，可得出位置关系X在Y的右侧。所以非金属性X＞Y，A正确。第一电离能X＞Y，B正确。气态氢化物的稳定性：HmX大于HmY，D正确。最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性应该强于Y对应的
5、D
【解析】本题考查对周期表的认识，周期表分为短周期、长周期和不完全周期。一、二三周期称为短周期，元素种类数较少，ⅡA族与ⅢA族元素相邻，即x+1；四、五、六周期元素种类数较多，称为长周期，从第四周期开始出现副族与VⅢ族元素，正好位于ⅡA族与ⅢA族元素之间，即x+11；第六、七周期出现镧系、锕系，15种元素占据一个位置，即x+25
6、C
【解析】考察元素所在周期表中的位置关系以及元素性质递变规律，Li、Be、B为同一周期从左到右关系，最外层电子数依次增多A选项正确；P、S、Cl为同一周期从左到右关系，元素最高正化合价依次升高，B选项正确；
N、O、F为同一周期从左到右关系，原子半径依次减小，C选项错误；Na、K、Rb为同一主族从上到下关系，金属性依次增强，D选项正确
7、B
【解析】s区除氢元素外，其他元素均为金属元素，p区也有金属元素，A错误；元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素，B正确；第ⅡB族元素的原子最外层电子数为2，在ds区，C错误；s区的氢元素为非金属元素，D错误。
8、A
C
【解析】在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”.选项中位置关系对角线的：
硼和硅、
铍和铝
9、C
【解析】地壳中含量最多的元素是氧，A为O；由B元素的电子排布可知其为Ca；第3周期第一电离能最小的元素是钠，故C为Na；O族元素是同周期第一电离能最大的元素，故D元素是Ar。A、C离子分别是O2－、Na+，二者具有相同的电子层结构，钠的原子序数较大，故离子半径O2－＞Na+，C项错误。
10、AB
【解析】d区包括IIIB-VIIB以及VIII，26
号元素铁位于VIII，A选项正确；通过分析元素周期表的结构可以得出，元素周期数=原子核外电子层数，主族的族序数=最外层电子数
等结论，B选项正确；C选项，某些阴阳离子也达到最外层8电子结构，不一定是稀有气体元素；D选项，第四周期第VA族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差应为21
二、填空题
1、非金属
金属
氟
钠
从左到右，元素的电负性逐渐变大
从上到下，元素的电负性逐渐变小
较大
H
Na
N
H
S
H
I
H
【解析】考察有关电负性的基础知识
2、1）ns
IA
IIA
2）np IIIA-VIIA以及
0
3）(n-1)d
IIIB-VIIB以及VIII
4）ns
IB-IIB
5）镧系和锕系
【解析】本题考查有关元素周期表分区知识的记忆
3、⑴
⑵
⑸
⑹
⑺
【解析】⑴第一周期从H元素开始，H元素不是碱金属；⑵P区除第IIIA~VIIA族元素外，还包括0族；⑷在元素周期表中B和Si元素位置关系处于对角线，电负性相近；⑸第一电离能概念指气态中性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，20°时Na不是气态；⑹一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素.而当元素的电负性在1.8左右时,该元素;一般既有金属性又有非金属性.所以Ge应该是既有金属性又有非金属性；⑺具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小，应为K+4、（1）四
Ⅷ
（2）F＞O＞N
F＞N＞O
N2－＞O2－＞F－
（3）Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O
（4）1s22s22p63s23p63d54s1
3d104s1
[Ar]3d104s24p4
（5）Cr、Fe
(
H
O
O
H
)
（6）
（7）Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
【解析】（1）元素⑧为第四周期第Ⅷ族的铁元素，其原子结构示意图为。
（2）同一周期电负性从左往右逐渐增大，故电负性：F＞O＞N。因氮原子的2p轨道处于半满状态，导致其第一电离能比O大，故第一电离能：F＞N＞O。N2－、O2－、F－具有相同的电子层结构，原子序数越大，离子半径越小，故离子半径关系为：N2－＞O2－＞F－。
（3）Al(OH)3是两性氢氧化物，HClO4是最强的含氧酸，二者反应的离子方程式为Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O。
（6）H2O2具有强氧化性，H2O2为共价化合物。
（7）Cu2+水解使溶液呈酸性。
3
【学习目标】
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系；
2、知道外围电子排布和价电子层的涵义，认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律；
3、掌握原子半径的变化规律；
4、了解元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质、主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；
5、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质，根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则；
6、认识原子结构与元素周期系的关系，形成有关物质结构的基本观念，认识物质的结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
【要点梳理】
要点一：原子结构与周期表
1、元素周期系：（元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果）
随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周期。这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8个电子的原因。
2、元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化)
⑴元素周期表的结构
在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素。因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的。
⑵、原子结构与元素在周期表中的位置关系（元素在周期表中的位置由原子结构决定）
原子核外电子层数决定元素所在的周期：
周期序数=原子核外电子层数；
原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以：
主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。
而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。
要点诠释：价电子数与族序数的关系
S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2，价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。
外围电子总数决定排在哪一族
如：29Cu
3d104s1
，10+1=11尾数是1所以，是IB。
⑶、元素周期表的分区
按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、d区、ds区、p区、f区：
s区
p
区
d
区
ds
区
f
区
纵列数
1~2
13~18
3~10
11~12
族
IA、IIA
IIIA~VIIA
IIIB~VIIB
VIII
IB、IIB
镧系、锕系
是否都是金属
除H外
否（非金属元素所在区域）
是（又称过渡元素）
是
【小结】元素的性质随核电荷数的递增发生周期性的变化。
要点二：元素周期律
1、原子半径
㈠决定原子半径大小的因素
原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数
，另一个是核电荷数。电子层数越多，电子间的排斥将使原子半径增大；而当电子层数相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小。
①电子能层数：电子能层数越多，原子半径越大
②核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小
㈡原子半径的变化规律
①同周期：从左到右，原子半径逐渐减小
同周期元素原子具有相同的电子能层，但随着核电荷数增多，原子核对核外电子的吸引力变大，从而使原子半径减小
②同主族：从上到下，原子半径逐渐增大
同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大，虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但由于核电荷数的增多使核对核外电子的吸引比不上由于能层的增多使得电子负电排斥来得大，所以最终结果原子半径增大。
【小结】在同周期中影响原子半径的主要因素是核电荷数的多少，而同主族中影响原子半径的主要因素是能层数的多少
要点诠释：原子的核外电子排布与元素周期律的关系
在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期
。
如：第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的
第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的
第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的
第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的
......
由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。
因此，在元素周期表中非金属主要集中在右上三角区内，处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。
2、电离能：（可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度）
㈠概念：气态中性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。
注意：上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件，缺一不可。
㈡第一电离能的变化规律：随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化
①同周期:随着原子序数的增加，元素的第一电离能逐渐增大
对于同一周期的元素，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外，稀有气体原子半径比同周期的卤族元素原子半径大)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈递增趋势。同周期内，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。
②同主族:随着核电荷数的递增，元素的第一电离能逐渐减小
同一主族元素，从上到下，随着核电荷数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。
㈢影响电离能的因素
①核电荷数
②原子半径
③原子的电子构型(当元素具有全充满，半充满的电子构型时，稳定性高，电离能大)
【小结】第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强，第一电离能数值越小大，原子越难失去一个电子，非金属性越强
要点诠释：核外电子排布、元素的性质与电离能的关系
①第一电离能与原子的核外电子排布的关系
对于同一周期的元素从左到右第一电离能并不是呈直线上升，有些元素原子的电离能出现反常，这是什么原因造成的呢
第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外的电子排布的能量相等的轨道上形成全空，半满，全满的结构时，原子的能量较低，原子较稳定，则该原子比较难失去电子，故第一电离能较大。
在元素周期表中第IIA族与第VA族元素出现反常。比如Be的价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，不如Be稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，Mg：1s22s22p63s2
P:1s22s22p63s23p3。那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al。
②第一电离能与金属的活泼性的联系
第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，金属性越强。比如碱金属的第一电离能均较小，易失去一个电子，故碱金属都较活泼。
③电离能与元素化合价的关系
气态原子失去一个电子生成+1价气态阳离子所需要的能量叫做第一电离能，常用符号I1表示。由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示。依次还有第三、第四电离能等。原子的逐级电离能是越来越大的，原因是离子的电荷正值越来越大，离子半径越来越小，所以失去这些电子逐渐变难，需要的能量也就越来越高
。
Na
Mg
Al
各级电离能(kJ/mol)
496
738
578
4562
1415
1817
6912
7733
2745
9543
10540
11575
13353
13630
14830
16610
17995
18376
20114
21703
23293
从表中可以看出钠的第一电离能较小而第二电离能突跃地升高，表明钠失去一个电子后，不易失去第二个电子，所以钠通常显+1价；而镁的第一、二电离能均较低，第三电离能突跃升高，说明镁易失去2个电子，第三个电子难失去，故显+2价；同理，铝的第一、二、三电离能均较低，说明铝较易失去三个电子，显+3价，而第四电离能突跃升高，说明铝难失去第四个电子。
3、电负性：（可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据）
㈠概念：用于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。其中键合电子指原子中用于形成化学键的电子。
㈡元素的电负性变化规律：随着核电荷数的递增，元素的电负性呈周期性变化
①同周期:从左到右，元素的电负性逐渐增大。即金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
②同主族:从上到下，元素的电负性逐渐减小。即金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【小结】电负性越大，对电子吸引能力越强，越容易得电子，元素的非金属性越强。
要点诠释：元素的性质与电负性的关系：
①元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
电负性数值越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；电负性数值越小，元素的金属性越强，非金属性越弱。一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯，而当元素的电负性在1.8左右时，该元素一般既有金属性又有非金属性。
②电负性与化合物类型的关系
一般认为:如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，他们之间容易形成离子键，相应的化合物为离子化合物，如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，那么他们之间通常形成共价键，相应的化合物为共价化合物。
③电负性与元素的化合价的关系
在化合物中，电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较弱，元素的化合价为正价，电负性数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较强，元素的化合价为负值。由于氟是所有元素中电负性数值最大的元素，所以在氟的化合物中，氟一定显示负价，没有正价。
④对角线规则
在元素周期表中，某些元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为对角线规则。
锂、镁在空气中燃烧产物都是碱性氧化物，B和Al的氢氧化物都是两性氢氧化物，硼和硅的含氧酸均为弱酸，由此可以看出对角线规则是合理的。这是因为这些处于对角线的元素的电负性数值相差不大，得失电子的能力相差不大，故性质相似，值得注意的是，并不是所有处于对角线的元素的性质都相似的。
要点三：关于微粒半径大小比较的方法
1、同周期元素的原子（稀有气体除外），随核电荷数的增加，半径逐渐减小
例如，Na
＞Mg
＞
Al
＞
Si
＞
P
＞
S
＞
Cl
2、
同主族元素的原子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
例如，半径：Li
＜
Na
＜K
＜
Rb
＜
Cs
半径：F
＜Cl
＜
Br
＜
I
3、带相等电荷数的同主族元素的离子，随核电荷数的增加，半径逐渐增大
例如，半径：Li+
＜Na+
＜
K+
＜
Rb+
＜
Cs+
F-
＜Cl-
＜
Br-
＜
I-
4、
同种元素的原子或单核离子，化合价越高，半径越小
例如，半径：Fe3+＜Fe2+＜Fe
5、具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小
例如，半径：S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
【典型例题】
类型一：原子结构、元素所在周期表中的位置与元素的性质的关系
例题1（2019
辽宁沈阳月考）元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是（
）
A．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，Zn元素属于d区
B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高
C．P、S、Cl的第一电离能、电负性和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增大或增强
D．某同学给出的Fe原子的3d能级电子排布图为：，此排布图违反了洪特规则
【思路点拨】仔细挖掘原子结构的信息才能更好地掌握原子结构与其性质的关系，在掌握元素周期律的同时更好记住一些个例。
【答案】D
【解析】Zn为ds区元素，A项错误；多电子原子中，离核越近的电子能量越低，B项错误；P原子的3p轨道处于半满状态，导致其第一电离能大于s原子，C项错误；根据洪特规则电子的自旋发现应该相同，故D正确。
【总结升华】核外电子排布与族的划分：
⑴主族与0族元素价电子全部排布在最外层的ns或np轨道（Ⅰ~ⅡA族元素价电子主要填充ns轨道，为s区；ⅢA~0族元素价电子主要填充nsnp轨道，为p区元素），价电子数即为主族序数。
⑵过渡元素：价电子排布为(n-1)d1~10ns2。由于电子相对于ⅡA族主要填充内层，对物质性质影响较小，故过渡元素均为金属，性质变化跨度相对较小；且ⅢB~ⅦB族的价电子数目仍然与族序数相同。ⅠB~ⅡB族的ns轨道分别为1个或2个电子。
举一反三：
【变式1】前四周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素种类数为（
）
A．3种
B.4种
C.5种
D.6种
答案：5种
类型二：原子或离子半径大小的比较
例题2
判断半径大小并说明原因：
1）Sr
与Ba
2）Ca
与Sc
【思路点拨】原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数
，另一个是核电荷数。电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小。
【答案】（1）Ba＞Sr
（2）Ca＞Sc
【解析】Sr
与Ba属于同一主族元素，并且同族元素Ba比Sr多一电子层，所以Ba>
Sr
Ca
与Sc属于同周期元素，并且Sc核电荷数多，所以Ca>Sc
【总结升华】同周期中，从左向右，分两个方面看:
①核电荷数增大，对核外电子吸引力增大，原子半径减小，②
核外电子数增加，之间排斥力增大，原子半径增大。这是一对矛盾，应以①为主。
同族中半径变化，自上而下:①
核电荷数增大，对电子吸引力增大，原子半径减小，②
核外电子数增多，电子层增加，原子半径
增大。这是一对矛盾，
应以②为主
举一反三：
【变式1】下列元素原子半径排列顺序正确的是
（
）
A、Mg＞B＞Si＞Ar
B、Ar＞Mg>Si＞B
C、Si＞Mg＞B＞Ar
D、B＞Mg＞Si＞Ar
【答案】B
先比较电子层数，B元素原子半径最小，再比较核电荷数
类型三：主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
例题3
比较硼、氮、氧第一电离能大小，并说明理由
【思路点拨】判断第一电离能大小的方法，可以根据元素所在周期表中的相对位置
，同周期、同主族变化规律来比较，另外特别注意第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有密切关系，有些元素原子的电离能出现反常。
【答案】第一电离能：N>O>B
【解析】
硼:
电子结构为:
[He]2s2p1，失去2p1的一个电子，达到2s2全充满的稳定结构，所以，I1 比较小。N
氮:电子结构为:
[He]
2s2p3，2p3为半充满结构，比较稳定，不易失去其上的电子，I1 突然增大。
O
氧:电子结构为:
[He]
2s2p4，失去2p4的一个电子，即可达到2p3半充满稳定结构，所以
I1 有所降低。(反而小于氮的第一电离能)
【总结升华】从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）、半满（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）时体系能量最低，比较稳定。
举一反三：
【变式1】下列有关稀有气体的叙述不正确的是
（
）
A、各原子轨道电子均已填满
B、其原子与同周期IA、IIA族阳离子具有相同的核外电子排布
C、化学性质非常不活泼
D、同周期中第一电离能最大
【答案】B
稀有气体个轨道均填满，达到稳定结构，因此A的叙述正确。与VA、VIA、VIIA族阴离子（得到电子达到饱和）的电子排布相同，还和下一周期IA、IIA族阳离子（失去最外层电子）的电子排布相同，因此B的叙述不正确
类型四：元素电负性的周期性变化
例题4
将下列原子按电负性降低的次序排列，并解释理由：
As、F、S、Ca、Zn
【思路点拨】判断电负性大小的方法，可以根据元素所在周期表中的相对位置
，同周期、同主族变化规律来比较
【答案】F>S>As>Zn>Ca
【解析】同周期:从左到右，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。
【总结升华】元素电负性的周期性变化是原子结构周期性变化的体现，可以通过电负性对元素的种类、化合价及成键是化学键的性质作出判断。
举一反三：
【变式1】（2019
福建厦门期中）下列各组中，元素的电负性递增的是（
）
A．Na
K
Rb
B．N
B
Be
C．O
S
Se
D．Na
P
Cl
【答案】D
【解析】根据电负性变化规律，同主族自上而下电负性逐渐变小，A、C项错误；同周期从左到右电负性逐渐变大，B项错误、D项正确。
【巩固练习】
一、选择题
1．与Ne的核外电子排布相同的离子跟Ar的核外电子排布相同的离子所形成的离子化合物是（
）
A．MgBr2
B．Na2S
C．KCl D．KF
2．下列元素的各基态原子中，第一电离能最大的是（
）
A．Be
B．B
C．C
D．N
3．下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（
）
A．Na、K、Rb
B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al3+、Zn2+
D．Cl-、Br-、I-
4．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形成化合物是，X可以显负价，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对应的酸性弱于Y对应的
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
5．某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素的原子序数是(
)
A．只有x+1
B．可能是x+8或x+18
C．可能是x+2
D．可能是x+1或x+11或x+25
6．下列各组元素性质递变情况错误的是(
)
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C．N、O、F原子半径依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次增强
7．（2019
四川成都期中）下列说法正确的是（
）
A．所有金属元素都分布在d区和ds区
B．元素周期表ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
C．最外层电子数为2的元素都分布在s区
D．s区均为金属元素
8．根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是
（
）
A．硼和硅
B．铝和铁
C．铍和铝
D．铜和金
9．（2019
福建厦门期中）有A、B、C、D四种元素，已知：A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是（
）
A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C
D．元素B、C电负性大小关系为B＞C
二、填空题
1．元素电负性数值的大小可用于衡量元素的金属性、非金属性的强弱。一般认为，电负性大于1.8的元素为_____________元素，电负性小于1.8的是_____________元素。在短周期元素中电负性最大的是_____________元素，电负性最小的是_____________元素，在同一周期中，元素电负性的变化规律是_____________，在同一主族中，元素电负性的变化规律是_____________。电负性的数值能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小，电负性数值_____________的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。请指出下列化合物中化合价为正值的元素。
CH4
_____________ NaH
_____________ NF3
_____________ NH3
_____________
SO2
_____________ H2S
_____________ ICl
_____________ HBr
_____________
2.元素的分区和族
1)
s
区：ns1～2,
最后的电子填在__________上,
包括__________,
属于活泼金属,
为碱金属和碱土金属;
2)
p区：ns2np1～6，最后的电子填在
_________上,
包括__________族元素,
为非金属和少数金属;
3)
d区：(n-1)d1-6ns1～2，最后的电子填在
_________上,
包括________族元素,
为过渡金属;
4)
ds区：(n-1)d10ns1～2，
(n-1)d全充满,
最后的电子填在__________上,
包括
_________,
过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);
5)
f区：(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2，包括____________元素,
称为内过渡元素或内过渡系.
3．概念辩析：下列说法错误的有_____________
（1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素
（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能
（4）B电负性和Si相近
（5）已知在200C
1mol
Na失去1
mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650kJ/mol
（6）Ge的电负性为1.8，则其是典型的非金属
（7）半径：K+>Cl-
（8）酸性
HClO4>H2SO4
，碱性：NaOH
>
Mg(OH)2
4．（2019
江苏南通期中）下图是元素周期表的一部分，按要求回答下列问题。
（1）元素⑧在元素周期表中位于第________周期第________族，其原子结构示意图为________。
（2）元素②③④的电负性由大到小的顺序为________（填化学用语，下同），其第一电离能由大到小的顺序为________，其简单离子半径由大到小的顺序为________。
（3）写出元素⑤的最高价氧化物对应的水化物与元素⑥的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式：________。
（4）写出元素⑦原子的电子排布式：________，元素⑨原子的外围电子排布式：________，元素⑩原子的简化电子排布式：________。
（5）元素①～⑩中属于d区的有________（填元素符号）。
（6）元素③的某种氢化物具有强氧化性，写出其电子式：________。
（7）元素⑨的可溶性硫酸盐溶液呈酸性，原因是________（用离子方程式表示）。
【参考答案与解析】
一、选择题
1、BD
【解析】Ne核外电子排布1s22s22p6
Ar核外电子排布1s22s22p63s23p6，找出选项中核外电子排布相同的，并注意是离子化合物的
2、D
【解析】可根据元素所在周期表中的位置判断第一电离能的大小
3、AD
【解析】本题考查原子半径大小的比较和元素性质的递变规律，可按照同周期从左到右、同主族从上到下原子半径变化趋势、微粒还原性变化趋势判断
4、C
【解析】两元素同周期且电负性X＞Y，可得出位置关系X在Y的右侧。所以非金属性X＞Y，A正确。第一电离能X＞Y，B正确。气态氢化物的稳定性：HmX大于HmY，D正确。最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性应该强于Y对应的
5、D
【解析】本题考查对周期表的认识，周期表分为短周期、长周期和不完全周期。一、二三周期称为短周期，元素种类数较少，ⅡA族与ⅢA族元素相邻，即x+1；四、五、六周期元素种类数较多，称为长周期，从第四周期开始出现副族与VⅢ族元素，正好位于ⅡA族与ⅢA族元素之间，即x+11；第六、七周期出现镧系、锕系，15种元素占据一个位置，即x+25
6、C
【解析】考察元素所在周期表中的位置关系以及元素性质递变规律，Li、Be、B为同一周期从左到右关系，最外层电子数依次增多A选项正确；P、S、Cl为同一周期从左到右关系，元素最高正化合价依次升高，B选项正确；
N、O、F为同一周期从左到右关系，原子半径依次减小，C选项错误；Na、K、Rb为同一主族从上到下关系，金属性依次增强，D选项正确
7、B
【解析】s区除氢元素外，其他元素均为金属元素，p区也有金属元素，A错误；元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素，B正确；第ⅡB族元素的原子最外层电子数为2，在ds区，C错误；s区的氢元素为非金属元素，D错误。
8、A
C
【解析】在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”.选项中位置关系对角线的：
硼和硅、
铍和铝
9、C
【解析】地壳中含量最多的元素是氧，A为O；由B元素的电子排布可知其为Ca；第3周期第一电离能最小的元素是钠，故C为Na；O族元素是同周期第一电离能最大的元素，故D元素是Ar。A、C离子分别是O2－、Na+，二者具有相同的电子层结构，钠的原子序数较大，故离子半径O2－＞Na+，C项错误。
10、AB
【解析】d区包括IIIB-VIIB以及VIII，26
号元素铁位于VIII，A选项正确；通过分析元素周期表的结构可以得出，元素周期数=原子核外电子层数，主族的族序数=最外层电子数
等结论，B选项正确；C选项，某些阴阳离子也达到最外层8电子结构，不一定是稀有气体元素；D选项，第四周期第VA族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差应为21
二、填空题
1、非金属
金属
氟
钠
从左到右，元素的电负性逐渐变大
从上到下，元素的电负性逐渐变小
较大
H
Na
N
H
S
H
I
H
【解析】考察有关电负性的基础知识
2、1）ns
IA
IIA
2）np IIIA-VIIA以及
0
3）(n-1)d
IIIB-VIIB以及VIII
4）ns
IB-IIB
5）镧系和锕系
【解析】本题考查有关元素周期表分区知识的记忆
3、⑴
⑵
⑸
⑹
⑺
【解析】⑴第一周期从H元素开始，H元素不是碱金属；⑵P区除第IIIA~VIIA族元素外，还包括0族；⑷在元素周期表中B和Si元素位置关系处于对角线，电负性相近；⑸第一电离能概念指气态中性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，20°时Na不是气态；⑹一般来说电负性大于1.8的元素为非金属元素.而当元素的电负性在1.8左右时,该元素;一般既有金属性又有非金属性.所以Ge应该是既有金属性又有非金属性；⑺具有相同电子层结构的原子或离子，核电荷数越大，半径越小，应为K+
Ⅷ
（2）F＞O＞N
F＞N＞O
N2－＞O2－＞F－
（3）Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O
（4）1s22s22p63s23p63d54s1
3d104s1
[Ar]3d104s24p4
（5）Cr、Fe
(
H
O
O
H
)
（6）
（7）Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+
【解析】（1）元素⑧为第四周期第Ⅷ族的铁元素，其原子结构示意图为。
（2）同一周期电负性从左往右逐渐增大，故电负性：F＞O＞N。因氮原子的2p轨道处于半满状态，导致其第一电离能比O大，故第一电离能：F＞N＞O。N2－、O2－、F－具有相同的电子层结构，原子序数越大，离子半径越小，故离子半径关系为：N2－＞O2－＞F－。
（3）Al(OH)3是两性氢氧化物，HClO4是最强的含氧酸，二者反应的离子方程式为Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O。
（6）H2O2具有强氧化性，H2O2为共价化合物。
（7）Cu2+水解使溶液呈酸性。
3