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第二节 原子结构与元素的性质
课前预习学案
目标定位
1．了解元素周期表与原子结构的关系。
2．掌握同周期主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性、原子半径的变化规律。
3．掌握同主族元素从上到下，金属性和非金属性、原子半径的变化规律。
4．能说出元素电离能、电负性的含义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
基础梳理
一、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的电子排布
碱金属 原子序数 周期 基态原子的电子排布式
锂 3 二 1s22s1或[He]2s1
钠 11 三 1s22s22p63s1或[Ne]3s1
钾 19 四 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
铷 37 五 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1
铯 55 六 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1或[Xe]6s1
2.元素周期系的形成
(1)周期系的形成
随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现_______，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_________；这样形成一个_____，循环往复形成周期系。
(2)原因： __________________的周期性重复。
碱金属
稀有气体
周期
原子核外电子排布
二、元素周期表
1．元素周期表的结构
2．周期
(1)定义：_____________的元素按照原子序数递增的顺序排列成的一个横行。
(2)同周期元素外围电子排布规律
每周期元素总是从_______开始，到_________结束，即最外层电子总是从____到_______(第一周期从1s1到1s2)。
3．族
(1)周期表中，有18个纵列，除8～10三个纵列叫第Ⅷ族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族。
相同电子层数
碱金属
稀有气体
ns1
ns2np6
(2)纵列与族关系
纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8～10
族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ
纵列序数 11 12 13 14 15 16 17 18
族 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
思考感悟
1.最外层电子排布为ns1或ns2的元素是否定为金属元素？
提示：不一定。H的最外层电子排布为1s1，He的最外层电子排布为1s2，但二者都是非金属元素。
三、元素周期律和原子半径
1．元素周期律
元素的性质随_________的递增发生_______递变的规律。
核电荷数
周期性
2．原子半径
(1)决定原子半径大小的因素
①电子的能层数
电子的能层越多，电子之间的负电排斥使原子半径_____。
②核电荷数
核电荷数越大，核对电子的引力也就_____，使原子半径_____ ，电子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生_______递变。
增大
越强
减小
周期性
(2)原子半径的变化规律
①同周期主族元素，从左到右，电子能层数_____，但随核电荷数的逐渐增大核对电子的引力_____，从而使原子半径_____ 。
②同主族中从上到下， ___________逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能层数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径_____。
相同
增强
减小
电子能层数
增大
思考感悟
2.是否电子的能层数多的元素的原子半径一定大于电子的能层数小的元素的原子半径？
提示：不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
四、电离能
1．概念
_______________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的__________叫做第一电离能。
2．元素第一电离能的意义
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值_____ ，原子越容易失去一个电子。
3．元素第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现_____的趋势。
(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐_____。
气态电中性基态
最低能量
越小
增大
减小
提示：应远大于其第一电离能的2倍。因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能最小，再失去的电子是能级较低的电子，且失去电子后离子所带正电荷对电子吸引力更强，从而使电离能越来越大。
五、电负性
1．键合电子和电负性的含义
(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．标准
以氟的电负性为___作为相对标准，得出各元素的____
___。
化学键
键合电子
键合电子
越大
4.0
电负
性
3．变化规律
(1)同周期，从左到右，元素原子的电负性逐渐____。
(2)同主族，从上到下，元素原子的电负性逐渐____。
4．应用
判断金属性和非金属性的强弱。金属的电负性一般小于___，电负性越小，金属性_____；非金属的电负性一般大于___，电负性越大，非金属性_____；位于非金属三角区边界的“类金素”的电负性则在___左右,它们既有_______ ，又有_________。
变大
变小
1.8
越强
1.8
越强
1.8
金属性
非金属性
六、对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与_______的主族元素的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
右下方
课堂互动探究
要点一
核外电子排布与元素周期表
1．核外电子排布与周期的划分
根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
(1)每一能级组对应一个周期。
(2)周期、能级组、元素数目的对应关系
周期 对应能级组 对应能级组电子最大容量 周期中所含元素的数目
一 1s 2 2
二 2s、2p 8 8
三 3s、3p 8 8
四 4s、3d、4p 18 18
五 5s、4d、5p 18 18
六 6s、4f、5d、6p 32 32
七 7s、5f、6d、7p
(现无7p) 32(现未满) 现有26
2.核外电子排布与族的划分
族的划分依据是原子的价层电子排布。
(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同。
【特别提醒】
1．每种元素的能层序数(即电子层数)，就是该元素所处的周期序数。
2．每周期起始元素和结束元素的价电子排布为ns1和ns2np6(第一周期为1s2)。
3．主族元素的最外层电子数即为其族序数。
已知M2＋的3d轨道中有6个电子。试推断：
(1)M原子的电子排布式。
(2)M原子的最外层电子数为多少？
(3)M元素在周期表中的位置。
【解析】 因3d轨道未满，4d轨道肯定无电子，故M应在过渡元素区，M一定为第四周期元素。该元素失电子时应先失去4s电子再失3d电子，故4s轨道应有2个电子。综上可推知M的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2应在第四周期、第Ⅷ族，最外层有2个电子。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d64s2 (2)2
(3)第四周期、第Ⅷ族
例1
1．下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )
A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C．2p轨道上只有一对成对电子的X原子与3p轨道上只有一对成对电子的Y原子
D．最外层都只有一个电子的X、Y原子
跟踪训练
解析：选C。本题考查的是核外电子排布的知识。A项中1s2结构的原子为He,1s22s2结构的原子为Be，两者性质不相似。B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种元素，如第四周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相同。C项p轨道有一对成对电子，应是np4，为同主族的元素，化学性质一定相似。D项最外层只有1个电子的第ⅠA族元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。
2．(2011年南通高二质检)前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有几种( )
A．3种 B．4种
C．5种 D．6种
解析：选C。由构造原理及核外电子排布规律可知，符合题意的元素有第一周期H(1s1)、第二周期C(1s22s22p2)和 O(1s22s22p4)、第三周期P(1s22s22p63s23p3)、第四周期 Fe(1s22s22p63s23p63d64s2)共5种元素。
要点二
元素周期表的分区
1．根据核外电子排布
(1)分区
(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区 元素分布 外围电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素
p区 ⅢA族～
ⅦA族、0族 ns2np1～6 最外层电子参与反应
d区 ⅢB族～
ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14
(n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
特别提醒
若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4,由此可知，该元素位于p区，为ⅥA族，第四周期元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
2．根据元素金属性与非金属性
特别提醒
处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起，据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示：
例2
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为____________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为____________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的最外层电子排布式为____________。
(4)在p区中，第二周期ⅤA族元素原子的价电子的电子排布图为____________。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们处在元素周期表的________区中。
(2)d区包括ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族，其中族序数最大、原子序数最小的元素应该是第四周期Ⅷ族的Fe。Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。Fe的常见离子为Fe2＋和Fe3＋。
(3)ds区包括ⅠB族和ⅡB族，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，ⅡB族价电子的电子排布结构特征是(n－1)d10ns2，故Zn的价电子排布式为3d104s2。
3．外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中的位置是( )
A．第四周期ⅦB族 B．第五周期ⅢB族
C．第六周期ⅦB族 D．第六周期ⅢB族
解析：选D。因6s上有两个电子，所以该元素在第六周期，5d和6s上电子之和为3，在第Ⅲ B族。
跟踪训练
4．已知元素周期表中共有18纵行，如图实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为下列几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。
(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：________________________________________
_____________________________________________。
(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排满，则元素周期表共可以排布________种元素。
解析：解答本题应注意以下两点：
(1)元素周期表的分区及其外围电子排布特点。
(2)原子轨道在全空、半充满和全充满时能量最低，最稳定。
本题从深层次上考查了元素周期表的结构。依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点而排成3d104s1，而不是3d94s2，故29号、30号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。对于Fe3＋比Fe2＋稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释。
答案：(1)如下图：
(2)ds (3)见上表
(4)Fe价电子的排布式为3d64s2，Fe2＋为3d6，Fe3＋为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3＋比Fe2＋稳定 (5)118
要点三
比较微粒半径大小的方法
原子半径 (1)同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小。例：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)
(2)同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)
离子半径 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：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)
(2)电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)
(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)
特别提醒
可用“三看”法快速判断简单微粒半径大小：
“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大， 半径越小。
“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
a元素的阴离子、b元素的阴离子和c元素的阳离子具有相同的电子层结构。已知a的原子序数大于b的原子序数，则a、b、c三种元素的离子半径大小顺序是( )
A．a＞b＞c B．b＞a＞c
C．c＞a＞b D．c＞b＞a
例3
【解析】 本题考查了离子半径大小的比较。
【答案】 B
跟踪训练
解析：选C。从Li＋到Cs＋，最外层电子均达到稳定结构，电子层数依次增多，半径依次增大，①正确；从F－到I－，最外层电子排布相同，电子层数依次增多，半径依次增大，②正确；Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，对核外电子的引力越强，离子半径越小，③错，正确排序是r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)；Fe3＋、Fe2＋、Fe的核电荷数相同，失电子越多，其半径越小,④错，正确排序是r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)。
6．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
A．原子半径A＞B＞D＞C
B．原子序数d＞c＞b＞a
C．离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋
D．单质的还原性A＞B＞D＞C
解析：选C。aA2＋、bB＋电子层结构相同，则A、B是同一周期元素且A在B的后面。根据同一周期元素原子半径的大小规律可知B的原子半径＞A的原子半径；同理可以推出C、D在A、B的上一周期，且C在D的前面,由此可得出A、B、C、D的原子半径大小为B＞A＞C＞D，故A选项错；由A、B、C、D的相对位置，不难判断出它们的原子序数的关系为a＞b＞d＞c，故B选项错；依据“电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小”的规律来判断，C选项正确；同样由A、B在同一周期，随着原子序数增大(B到A)，金属性逐渐减弱(B＞A)来判断，D选项错。
1．第一电离能
(1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
(2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
2．逐级电离能
(1)同一原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量较多。
要点四
正确理解电离能的变化规律
(2)当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。如表：
钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)
元素
电离能 Na Mg Al
I1 496 738 578
I2 4562 1451 1817
I3 6912 7733 2745
I4 9543 10540 11575
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序不一致。
金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不完全一致。
3．第一电离能与原子核外电子排布
(1)通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
(2)在同周期元素中稀有气体的第一电离能最大。金属越活泼，金属元素的第一电离能越小，非金属越活泼,非金属元素的第一电离能越大。
4．电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。如Li：I1 I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层),而且最外层上只有一个电子。
(2)确定元素在化合物中的化合价。如K：I1 I2＜I3，表明钾原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(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。
特别提醒
通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。请回答以下问题：
例4
(1)认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar 8种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
(2)从图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是_____________________________________
_____________________________________________。
(3)图中5号元素在周期表中的位置是________。
(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为：失去第一个电子为519 kJ/mol，失去第二个电子为7296 kJ/mol，失去第三个电子为11799 kJ/mol，据此数据分析为何锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量________________。
【解析】 (1)由题中图示可知，同周期元素第ⅡA族元素的第一电离能高于第ⅢA族元素的第一电离能，第ⅤA族元素的第一电离能高于第ⅥA族元素的第一电离能，其原因是，当原子核外电子排布的能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量最低，该元素具有较高的第一电离能，故2号元素为Mg,1号元素为Al,
5号元素为P,4号元素为S，据此连接可得完整图像。
(2)比较图中同主族元素第一电离能大小可知，同主族元素原子的第一电离能从上到下随电子层数的增加而依次减小。
(4)从题中气态锂原子失去核外不同电子所需的能量数据不难看出，失去第一个电子所需的能量远小于失去第二、三个电子所需的能量，说明锂原子核外电子共有两层，第一个电子处于L层(电子离核相对较远)，第二、三个电子处于K层(电子离核相对较近)。当锂原子失去第一个电子变成Li＋后，只剩下K层的两个电子(属于稳定结构)，此时要想再失去电子已变得很困难。
【答案】 (1)如图所示
(2)从上到下依次减小
(3)第三周期，第ⅤA族
(4)锂原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难
7．有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核外四个电子的电离能数据如下：
跟踪训练
元素 I1/eV I2/eV I3/eV I4/eV
A 5.1 47.3 71.7 98.9
B 5.7 18.8 28.4 119.9
C 9.3 18.2 153.9 217.7
D 7.6 15.0 80.1 190.3
E 5.9 75.6 122.4 无
由表中数据可知，元素符号依次为A__________，B_________，C________，D________，E________。
解析：首先可以确定E为Li，因为其核外只有3个电子;由电离能的数据出现的突跃情况可以判断A、E元素最外层只有1个电子，B元素最外层有3个电子，C、D元素最外层各有2个电子；由于是短周期元素，根据第一电离能的数据结合周期表中同一周期、同一主族的递变趋势可以确定A是Na，B是Al，C是Be，D是Mg。
答案：Na Al Be Mg Li
8．如图所示是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组成元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子所需要的能量主要受两大因素的影响：A.原子核对核外电子的吸引力；B.形成稳定结构的倾向。
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ/mol)。
锂 X Y
失去第一个电子 519 496 578
失去第二个电子 7296 4562 1817
失去第三个电子 11799 6912 2745
失去第四个电子 9543 11575
①表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)，它与j元素形成的化合物化学式为__________。
②Y是周期表中的________族的元素。
③以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
解析：(1)在所列元素中，金属元素和碳元素所组成的单质石墨能够导电，故选①④。
(2)①从表中数据可以看出：X元素失去第二个电子比失去第一个电子所需的能量大得多，则第一个电子跟第二个电子不在同一电子层，从所列元素中可找到是Na。
②从表中数据可看出：Y元素失去第一个至第三个电子所需能量相近，但失去第四个电子所需能量明显增大，因此Y元素原子最外层有3个电子，应为第ⅢA族元素。
③稀有气体元素的原子最外层电子已达到稳定结构，失去1个电子所需能量最多。
答案：(1)①④
(2)①a Na2O或Na2O2 ②ⅢA ③m
1．判断元素的金属性和非金属性及其强弱
(1)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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)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。
要点五
电负性的应用
2．判断元素的化合价
(1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱,元素的化合价为正值；
(2)电负性数值大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。
3．判断化学键的类型
一般认为：
(1)如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；
(2)如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
特别提醒
并不是所有电负性差值大于1.7的都形成离子化合物，如H的电负性为2.1，F的电负性为4.0，电负性差值为1.9，但HF为共价化合物，应注意这些特殊情况。
已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法正确的是( )
A．第一电离能Y一定小于X
B．气态氢化物的稳定性：HmY＞HnX
C．X元素最高价含氧酸的酸性大于Y元素最高价含氧酸的酸性
D．X和Y形成化合物时，X显正价，Y显负价
例5
【解析】 本题考查了电负性的应用。
【答案】 C
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解析：选C。本题考查元素单质及化合物的性质与元素电负性的关系。X的电负性比Y的大，即X的非金属性强于Y的非金属性，A、B、D均能说明X的非金属性强于Y的，而C不能，故选C。
10．在下列空格中，填上适当的元素符号：
(1)在第三周期中，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________。
(3)最活泼的金属元素是________。
(4)最活泼的气态非金属原子是________。
(5)第二、三、四周期原子中p轨道半充满的元素是________。
(6)电负性相差最大的元素是________。
解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅢA、ⅥA族反常外)逐渐增大，同周期中金属元素最小，稀有气体最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。
答案：(1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F
(5)N、P、As (6)F、Cs
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原子结构与元素性质
原子结构
元素性质
原子核
核外电子
元素周期表
元素周期律1．X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是( )
A．XYZ2 B．X2YZ3
C．X2YZ2 D．XYZ3
解析：选A。由三种元素的最外层电子排布判断三种元素X、Y、Z在化合物中的化合价分别是为＋1价，＋3价，－2价，根据元素形成化合物的化合价代数和为零可知只有A符合。
2．下列说法中错误的是( )
A．绝大多数的非金属元素都分布在p区
B．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
C．除氦以外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同
解析：选D。非金属元素中氢在s区，其余非金属均分布在p区。同一元素各种同位素的化学性质均相同，但物理性质不同，D也错。
3．具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是( )
A．两种原子的电子层上全部都是s电子
B．3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上只有一个未成对电子的原子
C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子
D．原子核外的M层上的s能级和p能级都填满了电子和d轨道上尚未排有电子的原子
答案：B
4．(2009年高考山东卷)元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构与元素的性质，下列说法正确的是( )
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构
D．同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
解析：选B。处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子数是0，C项错误；同一主族的元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
5．下列说法不正确的是( )
A．同族元素在性质上的相似性，取决于原子价电子排布的相似性
B．电离能越小，表示气态时该原子越易失去电子
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D．电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价
解析：选D。元素原子的电负性越大，对键合电子的吸引力越大，故在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。
6．根据下表信息，判断以下叙述正确的是( )
部分短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号 L M Q R T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.112 0.104 0.066
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2
A．氢化物的沸点为H2TB．单质与稀盐酸反应的速率为LC．M与T形成的化合物具有两性
D．L2＋与R2－的核外电子数相等
解析：选C。T只有－2价，且原子半径小，所以T为O；R的最高正价为＋6价，最低价为－2价，所以R为S；L的原子半径最大，化合价为＋2价，所以L为Mg；M的原子半径介于Mg和S之间且化合价为＋3价，所以M为Al；而Q的原子半径在Mg和O之间且化合价为＋2价，所以Q为Be。选项A中由于H2O中存在氢键，所以沸点：H2T>H2R；选项B中由于Mg的金属性比Be强，所以与HCl反应的速率：L>Q；选项C中Al和O组成的化合物具有两性；选项D中Mg2＋只有两个电子层而S2－具有三个电子层。
7．(2011年厦门高二质检)现有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：选A。由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。根据元素周期律可知：第一电离能为④＞③＞②＞①，A正确；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；F无正价，②、③最高正化合价为＋5，①的最高正化合价为＋6，D不正确。
8．下列各组元素各项性质比较正确的是( )
A．第一电离能：B＞Al＞Ga
B．电负性：F＞N＞O
C．最高正价：F＞S＞Si
D．原子半径：P＞N＞C
解析：选A。根据元素性质的变化规律可知B、Al、Ga为同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；F、N、O电负性大小顺序应为F＞O＞N，B项错误；F无正化合价，C项错误；D项中正确顺序应为P＞C＞N。
9．(2009年高考广东卷)元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( )
A．同周期元素中X的金属性最强
B．原子半径X＞Y，离子半径X＋＞Z2－
C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高
D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强
解析：选B。分析题设信息可知，X、Y、Z分别为Na、Cl、O三种元素。则同周期中Na的金属性最强，HClO4的酸性最强，而氧族元素组成的氢化物中H2O的稳定性最高。离子半径Na＋＜O2－，B错误。
10．已知X、Y、Z、T四种元素中，只有T不是短周期元素，与它们有关的部分信息如下表：
元素编号 元素性质或原子结构
X 其氧化物是汽车尾气的主要有害成分之一，也是空气质量预报的指标之一；该元素在三聚氰胺中含量较高
Y 在地壳中的含量居于第三位，单质由电解法制取，其化学性质活泼，但在空气中能稳定存在；其离子半径在同周期中金属离子中最小
Z 原子核外有五种不同能量的电子，且最外层有2个未成对电子
T 其合金在生产和生活中用量最大，原子核外有4个电子层，在化学反应中可以失去最外层的2个电子和次外层的1个电子
(1)Y元素在周期表中的位置为___________________________________________，
写出X原子核外电子排布图：______________。
(2)冶炼T元素单质的主要反应中，还原剂是______，T元素的单质冶炼方法与Y元素的单质冶炼方法不同，其原因是_____________________________________________。
(3)对Z元素的单质或化合物描述一定正确的是________。
a．单质不溶于任何溶剂
b．其最高价氧化物的水化物为弱酸
c．其最高价氧化物常温下为气态
d．气态氢化物不稳定
(4)上述四种元素中，其最高价氧化物的水化物呈两性的物质是________(填化学式)，试用方程式表示其两性的原因__________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：由题给信息可知：X元素为N，Y元素为Al，Z元素为Si或S，T元素为Fe。
(1)Y元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1，位于第三周期、第ⅢA族。
(2)根据Fe的活动性冶炼Fe时可采用热还原法，常用还原剂为CO，相关反应(炼铁高炉中)为：Fe2O3＋3CO 2Fe＋3CO2；Fe和Al的冶炼方法不同，主要是由于二者的活动性不同，即其金属阳离子的氧化性强弱不同。
(3)Z元素可能为Si(1s22s22p63s23p2)或S(1s22s22p63s23p4 )，单质Si可溶于NaOH溶液或HF溶液，单质S可溶于CS2溶液；其最高价氧化物的水化物为H2SiO3或H2SO4，H2SO4为强酸；Si的最高价氧化物常温下为固态；其气态氢化物SiH4或H2S都不稳定。
答案：(1)第三周期、第ⅢA族
(2)CO 金属阳离子氧化性强弱不同
(3)d
(4)Al(OH)3
AlO＋H＋＋H2O Al(OH)3Al3＋＋3OH－
11．美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，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。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
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
请仔细分析，试回答下列问题：
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是：_________________________________
________________________________________________________________________；
同周期中，电负性与原子半径的关系为：___________________________________
________________________________________________________________________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：________(3)预测周期表中，电负性最小的元素位于第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为________________________。
解析：(1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小。所以同主族元素，从上到下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8～1.2。
(3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中的金属性最强元素为Cs，它位于周期表中的第六周期ⅠA族。其基态原子核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。
答案：(1)核电荷数越大，电负性越小
原子半径越小，电负性越大
(2)F 0.8 1.2
(3)六 ⅠA
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
12．A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大；A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A原子核外有2个未成对电子，C单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F原子在基态时填充电子的轨道数有9个，且E原子核外有3个未成对电子，F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F。回答：
(1)上述六种元素中，哪种元素的原子的第一电离能最大？说明理由。
(2)比较C、D元素的第一电离能，并解释。
(3)将上述六种元素按电负性从小到大排列。
(4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物是离子化合物还是共价化合物？
解析：由题意可推断出A为氧，B为氟，C为镁，D为铝，E为磷，F为硫，再结合元素周期表、周期律的知识答题。
答案：(1)B元素的第一电离能最大，因其最外层有7个电子且原子半径小，容易得电子，不容易失电子。
(2)C大，因为Mg最外层3s轨道全满，3p全空，是较稳定状态。
(3)Mg Al P S O F
(4)MgO、Al2O3是离子化合物，P2O5、SO3为共价化合物。
