考点4元素周期律-2022-2023学年高二化学核心考点归纳与分层测试（人教版2019选择性必修2）（原卷版）

考点4元素周期律【核心考点梳理】考点一、原子半径1．影响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使原子半径增大。(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。3．原子或离子半径的比较方法(1)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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。【典型例题】例1．（2022·全国·高二课时练习）下列微粒半径依次增大的是A．同一主族元素随着原子序数的递增B．同一周期的元素随着原子序数的递增C．Na+、Mg2+、Al3+、F-D．P、S、S2-、Cl-例2．（2022·全国·高二课时练习）下列微粒半径大小比较正确的是A．Na+<Mg2+<Al3+<O2- B．S2->Cl->Na+>Al3+C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na【核心归纳】粒子半径比较的一般思路(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。考点二、元素的电离能1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念①第一电离能：气态电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，符号：I1。②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。3．电离能的应用(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。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)，且最外层上只有一个电子，易失去一个电子形成＋1价阳离子。(2)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。【典型例题】例1．（2022秋·河北唐山·高二开滦第一中学校考阶段练习）某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是A．X元素可能为+4价 B．X的最高价氢氧化物不一定为强碱C．X为第五周期元素 D．X与氯气反应生成化合物为XCl3例2．（2022秋·广东广州·高二广州四十七中校考期末）下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2…^表示，单位kJ/mol)。I1I2I3I4……7401500770010500下列关于元素R的判断正确的是A．R的最高正价为+1价B．R元素位于元素周期表中第ⅢA族C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1【核心归纳】电离能的影响因素及特例(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。考点三、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱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。(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)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。【典型例题】例1．（2021·高二课时练习）下列各选项中，按元素的电负性由大到小排列，顺序正确的是A． B．C． D．例2．（2022秋·重庆沙坪坝·高二重庆八中校考阶段练习）已知下列元素的电负性数据，下列判断错误的是元素LiBeXONaAlClGe电负性A．表中X为非金属元素B．Ge既具有金属性，又具有非金属性D．O和Cl形成的二元化合物中O显正价考点四、元素周期律的综合应用1．同周期、同主族元素性质的递变规律性质同一周期(从左到右)同一主族(从上到下)核外电子的排布能层数相同增加最外层电子数1→2或8相同金属性减弱增强非金属性增强减弱单质的氧化性、还原性氧化性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强减弱碱性减弱增强气态氢化物的稳定性增强减弱第一电离能增大(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)减小电负性变大变小2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系【典型例题】例1．（2023秋·北京通州·高二统考期末）一种具有抗痉挛作用的药物由X、Y、Z三种短周期元素组成。X、Y、Z三种原子序数依次增大，X元素原子的价层电子排布是nsnnp²n，Y元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相邻元素。Z元素原子价层电子的轨道中有两个孤电子，且在其原子价层电子的轨道中s能级上电子总数与p能级上电子总数不相等。(药物中Z元素呈最高正化合价)下列判断正确的是A．X与Y间的化学键是共价键 B．第一电离能：Y＜Z＜XC．X与Z只能形成一种化合物 D．该药物溶于水后的水溶液呈中性例2．（2023秋·山东威海·高二校考期中）下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关X、Y、Z、R、W五种元素的叙述中，错误的是XYZRWA．元素的第一电离能Z>RB．元素电负性：X>Z>YC．基态原子中未成对电子数最多的是RD．元素最高价氧化物对应的水化物酸性：Z>Y【必备知识基础练】1．（2022·全国·高二专题练习）下列说法错误的是A．元素周期律揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律B．元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系C．元素周期表是元素周期律的具体表现形式D．元素周期表和元素周期系均有多种形式2．（2022·高二单元测试）如图所示，某同学用部分短周期元素制作了一个非常有趣的“钟表”，下列有关该“钟表”的说法正确的是A．12：00时“时针”所指元素的金属性最强B．从中午12：00点到下午6：00点，“时针”所指元素的金属性依次减弱C．8：55时“时针”和“分针”所指的两种元素(“针”所指以最近为准)形成的化合物中阴、阳离子之比为1：1D．2：00时，“时针”和“分针”所指的元素的原子最外层均只有两个电子，性质相似3．下列离子化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比小于1的是A．Na2O B．KF C．KCl D．MgCl24．（2023秋·江苏·高二统考期末）当汽车遭受一定碰撞力量以后，安全气囊中的物质会发生剧烈的反应：NaN3+KNO3=K2O+Na2O+N2↑(未配平)，生成大量气体。下列说法正确的是A．半径大小：r(Na+)<r(N3-) B．电负性大小：χ(N)>χ(O)C．第一电离能：I1(K)>I1(Na) D．碱性强弱：KOH<NaOH5．（2023秋·黑龙江佳木斯·高二富锦市第一中学校考期末）对于第三周期元素的有关叙述错误的是A．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 B．电负性：Si＜P＜SC．第一电离能：Na＜Mg＜Al D．Cl－核外电子排布式：1s22s22p63s23p66．（2022秋·天津南开·高二南开中学校考期末）短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序数依次增大，X核外电子只有1种运动状态，Y、W的2p轨道均含有2个未成对电子，M是与X不同主族的金属元素，N的氢氧化物具有两性，下列说法正确的是A．电负性：Z＜Y＜WB．Y的氢化物沸点不一定低于W的氢化物C．第一电离能：M＜ND．N的单质可以在高温下还原M的氧化物7．（2021秋·辽宁锦州·高二校考阶段练习）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>①B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③=②>①【关键能力提升练】8．（2022秋·重庆沙坪坝·高二重庆八中校考阶段练习）已知下列四组短周期元素的电离能数据()，下列判断错误的是电离能WXYZ4965787388994562181714511751691227457733148489543115751054021006A．还原性：W>Y>XB．Y和Z可能位于同一族C．W、X、Y、Z简单离子半径依次减小D．X、Z的氢氧化物都具有两性9．（2023秋·湖北武汉·高二校联考期末）科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是A．元素X、Y、Z的最高正价等于其原子的最外层电子数B．电负性：C．Z的单质与水能发生置换反应D．原子序数为82的元素与W位于同一主族10．（2022秋·黑龙江绥化·高二校考期中）某化学兴趣小组对BeCl2是离子化合物还是共价化合物进行探究，从经验看铍是金属元素，易失去电子，氯是非金属元素，易得到电子。(1)查表得知，Be的电负性是1.5，Cl的电负性是3.0，则BeCl2应为_______(填“离子”或“共价”)化合物。(2)工业上制取BeCl2的方法是将得到的BeCl2溶液在HCl气流中蒸干灼烧，防止BeCl2水解，请写出BeCl2水解的化学方程式：_______。(3)经实验验证，熔融的BeCl2不能导电，说明它是_______(填“离子”或“共价”)化合物；BeCl2能溶于水，水溶液能导电，是因为它在溶液中能电离，写出它的电离方程式：_______。(4)在周期表中，铍元素和铝元素恰好处于对角线位置，根据对角线法则，BeCl2应与_______(填“MgCl2”或“AlCl3”)的化学性质更相似。(5)氢氧化铍能与氢氧化钠溶液发生反应，写出该反应的化学方程式：_______。11．（2021秋·山东济南·高二校考阶段练习）C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。(1)Si位于元素周期表第_______周期第_______族，其基态原子的轨道表示式为_______。(2)Cu的基态原子的电子排布式为_______。(3)原子半径：Al_______Si，电负性：N_______O，第一电离能：C_______N。(用“>”或“＜”填空)(4)Ge元素的最外层基态电子排布为4s24p2，Ge元素可能的性质或应用有_______。A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硅C．其单质可作为半导体材料 D．其第一电离能小于硅12．有A、B、C、D四种元素,其原子序数依次增大,且质子数均小于18。A元素原子的最外层只有1个电子,该元素阳离子与N3-核外电子排布相同;B元素原子核外各轨道上均无成单电子;C元素原子的价层电子排布式为ns2np1,D-的核外电子排布与Ar相同。(1)写出A、C、D的元素符号:A,C,D。

(2)写出B元素基态原子的电子排布式:。D元素基态原子的轨道表示式为。

(3)A、B、C、D第一电离能由小到大的顺序为(填元素符号,下同),电负性由小到大的顺序为。

13．分析下列图表,回答问题。(1)N、Al、Si、Ge四种元素中,某种元素的电离能数据如下:电离能I1I2I3I4……In/(kJ·mol-1)5781817274511575……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。则M元素位于周期表的第族。

(3)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素,两元素的部分电离能数据列于下表:元素MnFeI1717759I215091561I332482957锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2+的价层电子排布式:,比较两元素的I2、I3可知,气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难,对此你的解释是

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【学科素养拔高练】14．（2022秋·重庆沙坪坝·高二重庆八中校考期中）合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会发展与进步的巨大贡献。(1)基态N原子中，能量最高的电子的电子云在空间有___________个伸展方向，原子轨