第2课时 元素周期律
课程目标
1．能说出元素电离能、电负性含义。
2．通过数据及图片了解原子半径、元素第一电离能、电负性变化规律。
3．能应用元素电离能、电负性解释元素的某些性质。
图说考点
基
础
知
识
[新知预习]
一、元素周期律和原子半径
1．元素周期律
元素的性质随________的递增发生周期性递变的规律。
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，电子之间的排斥作用将使原子半径________________。
②核电荷数
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就________，将使原子的半径________。
(2)原子半径的变化规律
原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。
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同主族元素
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________。
二、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________。
三、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________和锂的电负性为________作为相对标准，得出各元素的电负性。
3．变化规律
(1)同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐________。
(2)同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐________。
4．应用
判断金属性和非金属性强弱
(1)金属元素的电负性一般________，电负性越小，金属性________；
(2)非金属的电负性一般________，电负性越大，非金属性________；
(3)位于非金属三角区边界的元素的电负性则在________左右，它们既有________，又有________。
四、对角线规则
在元素周期中，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：
[即时性自测]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)
r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。( )
(2)r(Si)>r(C)>r(B)。( )
(3)r(Li＋)(4)r(Fe3＋)>r(Fe2＋)>r(Fe)。( )
(5)同一周期的元素，原子序数大的元素，第一电离能一定大。( )
(6)同一元素的I1(7)如果一种主族元素的电离能在In与In＋1之间发生突变，则该元素最高化合价一般为＋n价。( )
(8)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。( )
(9)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。( )
(10)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。( )
2．已知下列元素的原子半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10
m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是( )
A．0.8×10－10
m
B．1.10×10－10
m
C．1.20×10－10
m
D．0.7×10－10
m
3．元素X的各级电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/kJ·mol－1
578
1
817
2
745
11
578
14
831
18
378
则元素X的常见价态是( )
A．＋1
B．＋2
C．＋3
D．＋6
4．不能说明X的电负性比Y大的是( )
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．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酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
5．现有四种元素基态原子电子排布式如下：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：②＞①＞④＞③
C．电负性：
④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞①＞③＝②
技
能
素
养
提升点一 微粒半径大小规律应用
[例1] 下列关于粒子半径大小的关系判断不正确的是( )
①r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
②r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)
③r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)＜r(F－)＜r(O2－)
④r(Fe2＋)＜r(Fe3＋)＜r(Fe)
A．②③④
B．①④
C．③④
D．①②③
在中学要求范畴内可用“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。
[提升1] 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
电子层结构相同的离子分别为上一周期阴离子与下一周期的阳离子。
[关键能力]
微粒半径大小规律应用
1．影响原子半径的因素
原子半径的大小
原子半径的大小取决于以上两个相反的因素：①电子的能层数增加，核外电子数增加，电子之间的排斥力增大，使得原子半径增大。②原子的核电荷数增大，对核外电子的吸引力增大，使得原子半径减小。
2．判断微粒半径大小的规律
(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。
(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。
(3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)(4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。
微粒半径大小比较的要点
(1)不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。
(2)对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
(3)同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
提升点二 电离能的变化规律及应用
[例2] (1)某储氢材料是短周期金属元素M的氯化物。M的部分电离能如下表所示：
I1/(kJ·mol－1)
I2/(kJ·mol－1)
I3/(kJ·mol－1)
I4/(kJ·mol－1)
I5/(kJ·mol－1)
738
1
451
7
733
10
540
13
630
M是____________(填元素符号)，Al原子的第一电离能__________(填“大于”“小于”或“等于”)738
kJ·mol－1，原因是__________________________________________________________________________。
(2)第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
(3)如图是周期表中短周期的一部分，A的单质是空气中含量最多的物质，其中第一电离能最小的元素是________(填“A”“B”“C”或“D”)。
一般同周期第一电离能逐渐增大，同一主族第一电离能从上至下减小，但需注意原子道半满、全满时会反常。
[提升2] 现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示[I1表示失去第1个电子的电离能，In(n＝2,3,4,5,6,7,8,9,10,11)表示失去第n个电子的电离能，单位为eV]。
符号
I1
I2
I3
I4
I5
I6
电离能
7.64
15.03
80.12
109.3
141.2
186.5
符号
I7
I8
I9
I10
I11
电离能
224.9
226.0
327.9
367.4
1
761
(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越__________(填“大”或“小”)；阳离子电荷数越多，在失去电子时，电离能越__________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是____________。
当电离能发生显著变化时，如I(n＋1)?In，则第n＋1个电子在另一能层
[关键能力]
电离能的变化规律及应用
1．第一电离能的变化趋势
2．电离能规律
(1)第一电离能规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族与其相邻主族相比出现“异常”)。
②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
(2)逐级电离能规律
①同一原子的逐级电离能越来越大。
元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。
②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。
3．电离能的应用
(1)由第一电离能比较元素的金属性强弱和金属的活泼性
一般地，对于金属元素来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强；对于非金属元素来说，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强。
(2)判断金属元素的化合价
如K元素，I1?I2＜I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(3)确定元素核外电子的排布：如Li元素I1?I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，而且最外层上只有一个电子。
提升点三 电负性的变化规律及应用
[例3] 已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
已知：一般两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
试结合元素周期律知识完成下列问题：
(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是________________________________________________________________________。
(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是__________，电负性最小的元素是__________，由这两种元素构成的化合物属于____________(填“离子”或“共价”)化合物，并用电子式表示该化合物的形成过程：
________________________________________________________________________。
(3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC
同周期从左→右，电负性增大，金属与非金属形成的化合物不一定是离子化合物。
[提升3] 下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素符号
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
元素符号
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
请仔细分析数据，回答下列问题：
(1)预测周期表中电负性最大的元素应为________________________________________________________________________。
(2)根据表中所给数据分析，同主族内的不同元素的电负性变化规律是________________________________________________________________________。
(3)经验规律告诉我们：当形成化学键的两个原子元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，形成的一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型是______________，并说明理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[关键能力]
电负性的变化规律及应用
1．变化规律
分析上图可知
(1)同周期，自左向右，主族元素原子的电负性逐渐增大；
(2)同主族，自上向下，主族元素原子的电负性逐渐减小；
(3)电负性一般不用来讨论稀有气体。
2．元素电负性的应用
(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，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。
(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。
(4)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如下图所示)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
a．根据电负性变化规律可以判断元素的电负性数值的范围(同周期和同主族元素电负性变化规律)。
b．电负性在1.8左右的既有金属性也有非金属性，但一般不说是两性元素。
c．对角线规则仅限于第二、三周期三对元素组，处于对角线的元素及其化合物具有相似的化学性质。
d．在判断化学键的类型时，注意特殊个例。
形成性自评
1．下列微粒半径的大小关系，不正确的是( )
A．Na＞Be＞C＞F
B．S2－＞S＞O＞F
C．S2－＞Cl－＞K＋＞Ca2＋
D．O＞F＞Na＞Mg
2．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正确的是( )
A．I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
B．I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
C．I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
D．I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
3．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2
D．1s22s22p63s23p64s2
4．下列离子半径的大小顺序正确的是( )
①Na＋ ②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：
2s22p6
④Z－：3s23p6
A．③＞④＞②＞①
B．④＞③＞②＞①
C．④＞③＞①＞②
D．②＞④＞③＞①
5．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：
元素电离能/kJ·mol－1
X
Y
Z
I1
496
738
577
I2
4
562
1
451
1
817
I3
6
912
7
733
2
754
I4
9
540
10
540
11
578
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时放出的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
6．下表是元素周期表的一部分，表中的字母分别代表一种化学元素。
(1)上表第三周期中第一电离能(I1)最大的是________(填字母，下同)，c和f的I1大小关系是________大于________。
(2)上述元素中，原子中未成对电子数最多的是________，写出该元素基态原子的核外电子排布式：________________。
(3)根据下表所提供的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题：
锂
X
Y
I1
519
502
580
I2
7
296
4
570
1
820
I3
11
799
6
920
2
750
I4
—
9
550
11
600
①表中X可能为以上13种元素中的____________元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式：____________。
②Y是周期表中第________族的元素。
③以上13种元素中，________元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
第2课时 元素周期律
基础知识
新知预习
一、
1．核电荷数
2．增大 越大 减小 周期性 不变 增大 逐渐减小 电子能层数 逐渐增大
二、
1．气态电中性基态 最低能量
2．越小
3．逐渐增大 变小
三、
1．化学键 键合电子 键合电子 越大
2．4.0 1.0
3．变大 变小
4．小于1.8 越强 大于1.8 越强 1.8 金属性 非金属性
四、右下方
即时性自测
1．(1)√ (2)× (3)√ (4)× (5)× (6)√ (7)√ (8)√ (9)√ (10)×
2．解析：P元素在第三周期中S元素和Si元素之间，即P的原子半径在1.02×10－10～1.17×10－10
m之间，故只有B项正确。
答案：B
3．解析：对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3电离能数值相对较小，至I4数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为＋3。
答案：C
4．解析：元素的非金属性越强，其电负性越大，A、B、D均能说明非金属性：X>Y，即说明电负性X>Y。
答案：C
5．解析：从电子排布式可以看出①是S，②是P，③是N，④是F，第一电离能：F>N>P>S；原子半径：P>S>N>F；电负性：F>N>S>P；最高正化合价：S>N＝P，F无正价。
答案：A
技能素养
例1 解析：同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)，③错误；对于同一元素，阳离子半径小于原子半径，化合价越高半径越小，④错误。
答案：C
提升1 解析：
A项中，aA2＋、bB＋电子层结构相同，则A、B在同一周期，且原子序数b＜a，则原子半径：B＞A；同理推出C、D在A、B的上一周期，且原子序数c＜d，由此得出A、B、C、D的原子半径大小为B＞A＞C＞D，原子序数a＞b＞d＞c，故A、B选项都错误。由A、B在同一周期，金属性应该B＞A，故D选项错误。
答案：C
例2 解析：(1)由题表可知M的第三电离能突增，则M最外层有2个电子，由题表可知M至少有5个电子，故M为Mg。Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738
kJ·mol－1。(2)同一周期中元素的第一电离能随原子序数递增，呈现逐渐升高的趋势，但是在第二周期中，Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，故第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有Be、C、O三种。(3)A的单质是空气中含量最多的物质(即氮气)，则A为N，A、C为第ⅤA族元素，其第一电离能大于第ⅥA族，B、D为第ⅥA族元素，同一主族从上往下第一电离能逐渐减小，所以D的电离能最小。
答案：(1)Mg 小于 Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738
kJ·mol－1
(2)3 如图所示 (3)D
提升2 解析：(1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小；阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，失电子越难，则电离能越大。(2)根据题目数据知，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。(3)Mg元素的原子去掉11个电子后，还有1个电子。(4)Mg元素的最高价氧化物对应的水化物为Mg(OH)2。
答案：(1)小 大 (2)3 (3)1 (4)Mg(OH)2
例3 解析：(1)我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
经过上述整理后可以看出：从3～9号元素，元素的电负性由小到大；从11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样，随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na；二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物，从而不难用电子式表示NaF的形成过程。
(3)Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
答案：(1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)
(2)F Na 离子
(3)Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物。
提升3 解析：观察数据的变化可知：元素的非金属性越强，该元素的电负性越大；元素的金属性越强，该元素的电负性越小。由于氟元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大。要判断AlBr3中的化学键类型，根据题给信息，即要比较Al和Br的电负性的差值。虽然题目中没有给出Br的电负性，但由于Br的非金属性比Cl的非金属性弱，我们可以得知Br的电负性比Cl的电负性小，从而得出Al和Br二者电负性差值小于1.7。
答案：(1)F
(2)从上到下电负性逐渐减小
(3)共价键 因为Al和Cl的电负性差为1.5，而Br的电负性比Cl的小，Al和Br的电负性差应小于1.7
形成性自评
1．解析：A中，Na原子半径大于Li，Li大于Be，Be、C、F在周期表中同周期，A正确；B中，S、O同主族，O、F同周期，S2－半径大于原子半径，B正确；C中，四者的电子层结构相同，核电荷数依次增大，半径依次减小，C正确。
答案：D
2．解析：同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，这几种元素都是第二周期元素，它们的族序数分别是第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族、第ⅥA族，所以它们的第一电离能大小顺序是I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)，A正确。
答案：A
3．解析：最外层电子数越多电负性越大，A正确。
答案：A
4．解析：由核外电子排布式可知，
②、③、④三种离子分别是S2－
、O2－、Cl－，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②＞④，③＞①；电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②＞④＞③＞①。
答案：D
5．解析：根据表中数据，X的第二电离能远大于第一电离能，可知X是ⅠA族元素，A项是正确的。Y元素的第三电离能远大于第二电离能，Y是ⅡA族元素，三种元素中，Y元素的第一电离能最大，Z元素的第四电离能远大于第三电离能，Z是ⅢA族元素，由于它们在同一周期，Y元素的电负性小于Z的，B项错误。假设X、Y、Z属于第三周期元素，那么它们分别为Na、Mg、Al。等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时，一定要考虑Na还能与水反应，C项错误。Na、Mg、Al与盐酸反应时放出等量氢气，消耗Na、Mg、Al的物质的量之比应该为6:3:2，D项错误。
答案：A
6．解析：(1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中Na、Mg、Al、P、Cl、Ar位于第三周期，原子最稳定的是Ar，故其I1最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s22s22p63s2、1s22s22p63s23p1，Mg中3s轨道为全满状态，故其I1比Al的I1大。(2)i元素最外层电子排布为3s23p3，有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，锂和X的I1均比I2、I3小很多，说明X与Li同主族，且X的I1比Li的I1更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I1、I2、I3比I4小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。
答案：(1)m c f (2)i 1s22s22p63s23p3
(3)①a Na2O、Na2O2 ②ⅢA ③m课时作业4 元素周期律
1．下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是( )
A．LiI
B．NaBr
C．KCl
D．CsF
2．在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成的化学键中共价键成分最少的是( )
A．Li，F
B．Na，F
C．Na，Cl
D．Mg，O
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．第一电离能Y可能大于X
B．气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX
C．最高价含氧酸的酸性：X强于Y
D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
4．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是( )
①基态X的原子结构示意图
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的电子排布图为
④W基态原子有2个能层，电子式为:
A．①>②>③>④
B．③>④>①>②
C．③>①>②>④
D．①>②>④>③
5．下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )
A．K、Na、Li
B．Al、Mg、Na
C．N、O、C
D．Cl、S、P
6．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
7．a、b、c、d是四种短周期元素，a、b、d同周期，c、d同主族。a的原子结构示意图为，b与c形成化合物的电子式为。下列比较中正确的是( )
A．原子半径：a＞c＞d＞b
B．电负性：a＞b＞d＞c
C．原子序数：a＞d＞b＞c
D．最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a
8．通常情况下，原子核外p能级、d能级等原子轨道上电子排布为“全空”“半充满”“全充满”的时候一般更加稳定，称为洪特规则的特例，下列事实能作为这个规则证据的是( )
①元素氟的第一电离能大于元素氧的第一电离能
②26Fe2＋容易失电子转变为26Fe3＋，表现出较强的还原性
③基态铜(Cu)原子的电子排布式为[Ar]3d104s1而不是[Ar]3d94s2
④某种激发态碳(C)原子电子排布式为1s22s12p3而不是1s22s22p2
A．①②
B．②③
C．③④
D．全部
9．有短周期元素的三种离子分别为Xn＋、Ym＋、Zn－，已知m＞n，且X、Y、Z三种原子的M电子层中的电子数均为奇数，若按X→Y→Z的顺序，下列说法正确的是( )
A．最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱
B．原子半径依次增大
C．元素的第一电离能依次减小，电负性依次增大
D．原子序数依次减小
10．分析下列图表，回答问题：
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能
I1
I2
I3
I4
…
In/kJ·mol－1
578
1
817
2
745
11
578
…
则该元素是________(填写元素符号)。
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。
①基态M原子的核外电子排布式为________。
②比较M元素与同周期相邻其他两种元素第一电离能的大小，用元素符号表示：____________。
11．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
R
500
4
600
6
900
9
500
S
740
1
400
7
700
10
500
T
580
1
800
2
700
11
600
U
420
3
100
4
400
5
900
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________(填字母，下同)。
A．S和T
B．T和U
C．R和T
D．R和U
(2)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是________。
A．RCl
B．SCl3
C．TCl
D．UCl4
(3)S元素最可能是________。
A．s区元素
B．稀有气体元素
C．p区元素
D．碱金属
12．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素
Li
Be
B
C
O
F
x值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
元素
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：________(2)推测x值与原子半径的关系是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)某有机物结构简式为SC6H5ONH2，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？________(写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是________。
13．回答下列问题：
(1)Mn位于元素周期表中第四周期________族。
(2)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(3)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)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____________________________________________。
(5)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________。
(6)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。
(7)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________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(8)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。
(9)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是________________________________________；氮元素的E1呈现异常的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
14．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。用元素符号回答：
(1)上述六种元素中，________元素的第一电离能最大，理由是________________________________________________________________________。
(2)C、D元素的第一电离能较大的是________，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)六种元素按电负性从小到大排列的顺序是________________。
(4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物是离子化合物的是________，是共价化合物的是____________________。
课时作业4
1．解析：碱金属离子半径：r(Li＋)答案：A
2．解析：所给元素中Na的电负性最小，故钠的金属性最强，F的电负性最大，故F的非金属性也最强，所以Na和F形成的化学键中共价键的成分最少。
答案：B
3．解析：据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，由于X、Y同周期，第一电离能Y可能大于X，A项正确；氢化物稳定性HmY小于HnX，B项错误；X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y的，C项正确；电负性值大的元素吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性值小的元素吸引电子能力弱，在化合物中显正价，D项正确。
答案：B
4．解析：由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)，故C项正确。
答案：C
5．解析：利用在同周期从左→右元素第一电离能增大(除ⅡA、ⅤA族反常外)，原子半径逐渐减小；同主族从上→下元素第一电离能逐渐减小，原子半径逐渐增大来判断。
答案：A
6．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2s22p2,2p2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S2Cl2等化合物；D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。
答案：D
7．解析：a的原子结构示意图为，第一电子层容纳2个电子，故x＝2，a的质子数为14，故a为硅元素；b与c形成化合物的电子式为，则b处于ⅠA族、c处于ⅤA族，c、d同主族，c处于第二周期、d处于第三周期，a、b、d同周期，故b为钠元素，故c为氮元素，d为磷元素；同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，则原子半径：Na＞Si＞P＞N，故A项错误；同周期自左而右电负性增大，同主族自上而下电负性减小，故电负性：N＞P＞Si＞Na，故B项错误；由题意知，原子序数：d＞a＞b＞c，故C项错误；非金属性越强最高价含氧酸的酸性越强，非金属性：N＞P＞Si，故最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a，故D项正确。
答案：D
8．解析：①F和O均不存在“全空”“半充满”或“全充满”现象，与特例无关，错误；②中Fe2＋价电子排布为3d6，而Fe3＋价电子排布为3d5,3d5属于半充满状态，体系稳定，故Fe2＋易失去电子变为稳定的Fe3＋，正确；③中[Ar]3d104s1显然符合d能级全充满状态，为稳定结构，正确；④属于基态原子获得能量，2s能级上一个电子跃迁到2p能级上，而激发态不稳定，易变为基态放出能量，错误。
答案：B
9．解析：X、Y、Z为短周期元素，且X、Y、Z三种原子的M电子层中的电子数均为奇数，则X、Y、Z一定是在第三周期，简单离子为Xn＋、Ym＋、Zn－，且数值m>n，所以X为钠元素，Y为铝元素，Z为氯元素；NaOH为强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，HClO4是强酸，则它们的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，酸性依次增强，故A项正确；同周期元素原子半径随原子序数的增加而减小，X、Y、Z半径依次减小，故B项错误；Na、Al、Cl的第一电离能依次增大，电负性依次增大，故C项错误；Na、Al，Cl的原子序数依次增大，故D项错误。
答案：A
10．解析：(1)因为I4?I3，所以该元素原子最外层有3个电子，为铝元素。
(2)由图可知M的第一电离能和第二电离能差别不大，第三电离能和第二电离能差别很大，所以M原子最外层有2个电子，次外层电子数多于3个，故M是Mg元素。Mg原子的3s轨道处于全满状态，相对稳定，其第一电离能比同周期相邻的Na、Al的第一电离能都大。
答案：(1)Al (2)①1s22s22p63s2 ②Mg>Al>Na
11．答案：(1)D (2)A (3)A
12．解析：由所给数据分析知：同周期，从左到右，x值逐渐增大；同主族，从上到下，x值逐渐减小，则(1)同周期中x(Na)x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.5<1.7，又x(Br)答案：(1)2.5 3.5 0.9 1.5 (2)x值越小，半径越大
(3)氮 (4)共价键
13．解析：(1)Mn是25号元素，根据原子序数与元素周期表的位置判断其位置；(2)F－和O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，则半径越小，故半径：F－3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg＋；[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；[Ne]
3p1属于激发态Mg＋，其失去一个电子所需能量低于基态Mg＋，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1，答案选A；(7)Zn的第一电离能应该高于Cu的第一电离能，原因是，Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构，所以失电子比较困难。同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子，而Cu的最外层是一个电子，Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对，额外吸收能量；(8)元素Mn与O中，由于O元素是非金属而Mn是过渡元素，所以第一电离能较大的是O；(9)根据图，同周期随着核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大；氮元素的2p能级达到半满状态，原子相对稳定，不易失去电子。
答案：(1)ⅦB (2)小于 (3)由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋半径小于H－
(4)O>Ge>Zn (5)Mg (6)A (7)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失去电子 (8)氧 (9)同周期随着核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N的2p能级处于半充满状态，相对稳定，不易结合一个电子
14．解析：A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A、B在第二周期，A原子核外有2个未成对电子，是氧元素，B只能为氟元素；C、D在第三周期，C单质可与热水反应但不能与冷水反应，为镁，D只能是铝。F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F，为硫元素。E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，是磷元素。
答案：(1)氟 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)Mg Mg最外层3s轨道全满，是较稳定状态
(3)Mg＜Al＜P＜S＜O＜F
(4)MgO、Al2O3 P2O5、SO3(共60张PPT)
第2课时 元素周期律
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