高中 化学 选择性必修2 第一章 原子结构与性质《第二节 第2课时 元素周期律》教学设计

第2课时元素周期律[课程标准]1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。3.能列举元素周期律的应用。任务一原子半径如图为第二周期、第三周期元素的原子半径大小顺序。问题1：影响原子半径大小的因素是什么？问题2：第三周期元素的简单离子中，半径最小的是哪种离子？问题3：电子层数多的元素的原子半径是否一定大于电子层数少的元素的原子半径？提示：问题1：原子的核电荷数和电子层数。问题2：Al3＋。问题3：不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子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的卤族元素的原子半径大。1．影响因素2．递变规律(1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。(2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。1．正误判断，错误的说明原因。(1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同。答案：错误，核外能层结构相同的单核粒子，核电荷数越大，半径越小。(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大。答案：正确。(3)各元素的原子半径总比其离子半径大。答案：错误，各元素的原子半径比其阳离子半径大，比其阴离子半径小。(4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小。答案：错误，同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，离子半径要分阴离子或者阳离子。2．比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。(1)Na________Mg________Cl(2)Li________Na________K(3)Na＋________Mg2＋________Al3＋(4)F－________Cl－________Br－(5)Cl－________O2－________Na＋________Mg2＋答案：(1)＞＞(2)＜＜(3)＞＞(4)＜＜(5)＞＞＞解析：(1)Na、Mg、Cl为同周期主族元素，核电荷数越大，原子半径越小，则原子半径：Na＞Mg＞Cl；(2)Li、Na、K为同主族元素，核电荷数越大，原子半径越大，则原子半径：Li＜Na＜K；(3)Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋；(4)F－、Cl－、Br－的离子核外电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：F－＜Cl－＜Br－；(5)Cl－的离子核外电子层数最多，而O2－、Na＋、Mg2＋的离子结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Cl－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋。归纳总结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＋)。任务二电离能不同元素的气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量即为元素的第一电离能，其变化情况如图所示。问题1：总体上，金属元素的第一电离能都较小，而非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大，其原因是什么？问题2：同主族内不同元素的第一电离能变化的特点是什么？该特点体现的元素性质的变化规律是什么？问题3：同周期内，随原子序数增大，第一电离能增大，但个别元素的第一电离能出现反常现象，试分析N和Mg的第一电离能分别比O和Al大的原因。提示：问题1：因为金属元素原子的最外层电子数都比较少，容易失去电子，所以金属元素的第一电离能都比较小；而非金属元素原子的最外层电子数比较多，不容易失去电子，稀有气体元素原子价层电子排布式为ns2np6(He为1s2)，是稳定结构，更难失去电子，因此它们的第一电离能都比较大。问题2：随着原子序数增大，第一电离能逐渐变小。递变性。问题3：因为N的价层电子排布为2s22p3，2p轨道达到半充满状态，而Mg的价层电子排布为3s2，3p轨道为全空状态，都处于较稳定的状态，所以失去第一个电子所需能量较大，而O和Al的价层电子排布分别为2s22p4、3s23p1，易失去一个电子达到稳定状态。1．电离能的概念气态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。2．元素的第一电离能变化规律(1)对同一周期的元素而言，第一种元素(碱金属和氢)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。(2)同族元素，自上而下第一电离能变小，表明自上而下原子越来越易失去电子。3．电离能的应用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，元素金属性越强。1．正误判断，错误的说明原因。(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强。答案：错误，第一电离能越大的原子失电子的能力越弱。(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小。答案：正确。(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。答案：错误，铝的第一电离能比镁的第一电离能小。(4)H的第一电离能大于C的第一电离能。答案：正确。(5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大。答案：错误，稀有气体的电离能更大。2．(2023·甘肃平凉市高二期末)根据表中五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题：元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________(填字母，下同)。A．Q和R B．S和TC．T和U D．R和TE．R和U(2)下列离子的氧化性最弱的是________。A．S2＋ B．R＋C．T3＋ D．U＋(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。A．硼 B．铍C．氦 D．氢(4)T元素最可能是________区元素，其氯化物的化学式为__________。(5)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明了原子核外________________________，如果U元素是短周期的元素，你估计它的第二次电离能飞跃数据将是第________个。(6)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是________________，其中元素________的第一电离能反常高的原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。答案：(1)E(2)D(3)C(4)pTCl3(5)电子分层排布，各能层能量不同10(6)R<S<TSS的第一电离能失去的是s能级的电子，s能级为全充满稳定结构，能量较低，故第一电离能反常高解析：由表中数据可以看出，Q的电离能很大，可能为0族元素，R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现＋1价，最外层电子数为1，二者位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现＋2价，最外层电子数为2，T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最外层电子数为3。(1)以上五种元素中，最可能为同族元素的是R和U，故填E；(2)电离能最小，离子的氧化性最弱，从表中数据可以看出，U的电离能最小，则U＋氧化性最弱，故填D；(3)Q元素电离能很大，可能为0族元素，同族元素性质相似，故填C；(4)T元素的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最可能为p区元素，其氯化物的化学式为TCl3；(5)根据表中数据可以看出，每失去一个电子，所吸收的能量不同，从侧面证明了原子核外电子分层排布，各能层能量不同；如果U为短周期元素，根据表中数据可知其为第ⅠA族元素，且原子序数大于4，为Na，第二次电离能飞跃是在失去最内层电子时，即第10页个电子时出现电离能飞跃；(6)R元素最外层电子数为1，S元素最外层电子数为2，T元素的最外层电子数为3。若R、S、T是同周期的3种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是R＜S＜T，其中由于S的第一电离能失去的是s能级的电子，s能级为全充满稳定结构，能量较低，故第一电离能反常高，故填S。任务三电负性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LiBeBCOF电负性值1.01.52.02.53.54.0元素符号NaAlSiPSCl电负性值0.91.51.82.12.53.0问题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？问题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？问题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：问题1：0.9～1.5。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。问题2：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。问题3：Al元素和Cl元素的电负性差值大小为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。1．键合电子和电负性的含义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子。(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。2．衡量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，得出各元素的电负性(稀有气体未计)。3．递变规律(一般情况)(1)同周期元素，自左到右，元素的电负性逐渐变大。(2)同主族元素，自上到下，元素的电负性逐渐变小。4．应用：判断金属性、非金属性强弱1．正误判断，错误的说明原因。(1)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。答案：正确。(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。答案：正确。(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。答案：错误，同一周期电负性最大的元素为第七主族元素。2．回答下列问题：(1)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为____________。(2)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______________。(3)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；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)，其中C原子的核外电子排布式为________________。答案：(1)H<C<O(2)O>Ge>Zn(3)O1s22s22p63s23p3解析：(1)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C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为H<C<O；(2)锌、锗位于同周期，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大(除稀有气体元素外)，而氧位于元素周期表右上角，电负性仅次于氟，由此得出氧、锗、锌的电负性：O>Ge>Zn；(3)C核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C可能是Li或P，但是A、B、C、D原子序数依次增大，所以C应为P；D元素的最外层只有一个未成对电子且C、D同周期，所以D为Cl；A2－和B＋的电子层结构相同，则A为O，B为Na；电负性最大的为O；C为P，P为15号元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p3。1．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()A．元素的非金属性：A＜B＜C＜DB．元素的电负性：A＜B＜C＜DC．元素的第一电离能：A＜B＜C＜DD．最高价氧化物对应水化物的酸性：A＞B＞C＞D答案：D解析：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，说明非金属性：A＞B＞C＞D，则四种元素从左到右的顺序为D、C、B、A。气态原子获得一个电子所放出的能量越多，非金属性越强，则元素的非金属性：A＞B＞C＞D，A错误；一般非金属性越强，电负性越大，则A、B、C、D元素的电负性依次减小，B错误；非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则A、B、C、D四种元素最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，D正确；故答案选D。2．现有4种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5则下列比较正确的是()A．第一电离能：④>③>②>①B．电负性：④>③>②>①C．最高正化合价：④>③＝②>①D．原子半径：②>①>④>③答案：A解析：由题意分析可知①为S，②为P，③为N，④为F。同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N、P元素原子np能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能：S＜P，故S＜P<N<F，故A正确；同周期自左而右电负性增大，同主族从上到下电负性减弱，电负性：P＜S＜N＜F，即④＞③＞①＞②，故B错误；最高正化合价等于最外层电子数，但F元素没有最高正化合价，所以最高正化合价：①>③＝②，故C错误；电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，所以原子半径：P＞S>N＞F，即②>①>③>④，故D错误；故选A。3．已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同电子层结构，下列关系正确的是()A．质子数：c＞d，离子的还原性：Y2－＞Z－B．电负性：Z＞Y＞W＞XC．氢化物的稳定性：H2Y＞HZD．原子半径：X＜W，第一电离能：X＜W答案：B解析：由题意可知c＝8，d＝9，则质子数：c＜d，非金属性：F＞O，非金属性越强，对应的单质的氧化性越强，则阴离子的还原性越弱，则离子还原性：O2－＞F－，故A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：Z(F)＞Y(O)＞W(Al)＞X(Na)，故B正确；非金属性：F＞O，非金属性越强，氢化物越稳定，氢化物的稳定性为HF＞H2O，故C错误；W为Al元素，X为Na元素，同周期中随原子序数增大，原子半径减小，第一电离能呈增大趋势，故原子半径：Na＞Al，第一电离能：Na<Al，故D错误；故答案选B。4．已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，D的阳离子与B中阴离子具有相同的电子层结构，D的化合价为＋1，B、C均可分别与A形成10电子分子，B、C属同一周期，两者可以形成许多种共价化合物，C、F属同一主族，B原子最外电子层的p能级上的电子处于半充满状态，C的最外层电子数是内层电子数的3倍，E最外层电子数比最内层多1，请用具体的元素回答下列问题：(1)E元素基态原子电子排布式为_______________________________________________。(2)用电子排布图表示F元素原子的价层电子排布：____________________。(3)F、G元素的最高价含氧酸中酸性较强的分子式为________。(4)离子半径：D＋________B3－，第一电离能：B________C，电负性：C________F(填“<”、“>”或“＝”)。(5)A、C形成的一种绿色氧化剂X有广泛应用，X分子中A、C原子个数比为1∶1，X的电子式为____________，试写出Cu、稀硫酸与X反应制备硫酸铜的离子方程式：________________________________________________________________________。(6)写出E与D的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式：________________________________________________________________________。答案：(1)1s22s22p63s23p1(2)(3)HClO4(4)＜＞＞(5)Cu＋H2O2＋2H＋=Cu2＋＋2H2O(6)NaOH＋Al(OH)3=Na[Al(OH)4]解析：已知A、B、C、D、E、F、G都是元素周期表中短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。A是元素周期表中原子半径最小的元素，则A为氢元素；B、C均可分别与A形成10电子分子，两者可以形成许多种共价化合物，B、C属同一周期，则它们都是第二周期元素，B原子最外电子层的p能级上的电子处于半充满状态，C的最外层电子数是内层电子数的3倍，则B为氮元素、C为氧元素；D的阳离子与B中阴离子具有相同的电子层结构，D的化合价为＋1价，则D为钠元素；E最外层电子数比最内层多1，则E为铝元素；C、F属同一主族，则F为硫元素，G为氯元素。从而得出A、B、C、D、E、F、G分别为H、N、O、Na、Al、S、Cl。(1)由分析可知，E为13号元素铝，则E元素基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p1；(2)F为16号元素硫，其电子排布式为1s22s22p63s23p4，用电子排布图表示F元素原子的价层电子排布为；(3)F、G分别为S、Cl，S、Cl元素为同周期元素，非金属性S比Cl弱，它们的最高价含氧酸中酸性较强的为高氯酸，分子式为HClO4；(4)B、C、D、F分别为N、O、Na、S。Na＋与N3－的电子层结构相同，但Na的核电荷数大于N，所以离子半径：Na＋＜N3－，N原子的2p轨道半充满，所以第一电离能：N＞O；O、S为同主族元素，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，则电负性：O＞S；(5)X分子中A、C原子个数比为1∶1，则X为H2O2，X的电子式为；Cu、稀硫酸与H2O2反应，生成硫酸铜等，离子方程式为Cu＋H2O2＋2H＋=Cu2＋＋2H2O；(6)D、E分别为Na、Al，则Na、Al的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为NaOH＋Al(OH)3=Na[Al(OH)4]。课时测评5元素周期律(本栏目内容，在学生用书中以独立形式分册装订！)题点一微粒半径大小比较1．下列微粒半径大小关系正确的是()A．F>Cl>Br>IB．Na<Mg<Al<Si<P<S<ClC．Na<Na＋、Cl<Cl－D．O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋答案：D解析：同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则原子半径由大到小的顺序为碘、溴、氯、氟，A错误；同周期元素，从左至右，原子半径依次减小，原子半径由大到小顺序为Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl，B错误；同种元素的微粒，核外电子数越多，半径越大，钠原子半径大于钠离子，C错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径由大到小的顺序为氧离子、氟离子、钠离子、镁离子、铝离子，D正确；故选D。2．已知某些元素的原子半径如下表所示，根据表中的数据推测磷原子的半径可能是()原子NSOSi半径r/(×10－10m)0.751.020.741.17A．0.70×10－10m B．0.80×10－10mC．1.10×10－10m D．1.20×10－10m答案：C解析：同一周期主族元素的原子半径随着原子序数的增大而减小，由此可推知磷原子的半径在硅原子和硫原子之间，C项正确。3．下列叙述中正确的是()A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大B．第ⅥA族元素的原子其半径越大，电负性越大C．电子层结构相同的离子，核电荷数越小，离子半径越大D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大答案：C解析：同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，所以第ⅦA族元素的原子半径最小，故A项错误；同主族元素从上到下，原子半径越来越大，电负性越来越小，故B项错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越小，原子核对最外层电子的吸引能力越小，离子半径越大，故C项正确；同一周期中，第一电离能呈逐渐增大的趋势，所以稀有气体的第一电离能最大，故D项错误；故选C。题点二元素的电离能及其应用4．下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575根据表中所列数据的判断错误的是()A．元素X是第ⅠA族的元素B．元素Y的常见化合价是＋3价C．元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应答案：D解析：X的第一电离能和第二电离能相差较大，说明最外层有1个电子，则元素X是第ⅠA族的元素，故A正确；Y元素的第三电离能和第四电离能相差较大，Y原子最外层有3个电子，为第ⅢA族元素，则化合价为＋3价，故B正确；元素X与O形成化合物时，X的电负性小于O元素的，所以在二者形成的化合物中X显＋1价、O元素显－1或－2价，则化学式可能是X2O或X2O2，故C正确；如果Y是第三周期元素，则为Al，Al和冷水不反应，故D错误。5．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，单位为kJ·mol－1)。II1I2I3I4……R7401500770010500……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答案：C解析：由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，故A错误；R元素最外层有2个电子，位于第ⅡA族，故B错误；第ⅡA族(ns2np0)的元素，因s轨道处于全满状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，故C正确；R元素位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，故D错误；故选C。6．下列叙述中正确的是()A．同周期元素中，ⅠA族元素的原子半径最小B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子C．同一元素的电离能：I1>I2>I3>I4…D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小答案：D解析：同周期主族元素自左而右原子半径减小，同周期主族元素中，ⅠA族元素的原子半径最大，ⅦA族原子半径最小，A错误；同主族自上而下原子半径增大、非金属性减弱，ⅥA族元素的原子，其原子半径越大，越难得到电子，B错误；同种元素的逐级电离能逐渐增大，故对于同一元素而言，电离能：I1＜I2＜I3＜…＜In，C错误；越易失去一个电子，则第一电离能越小，同一周期中，碱金属元素最易失去一个电子，所以其第一电离能最小，D正确；故答案选D。题点三元素的电负性及其应用7．利用电负性数值可以预测()A．分子的极性 B．分子的对称性C．化学键的极性 D．分子的空间结构答案：C解析：电负性是元素的原子吸引电子能力的一种相对标度，元素的电负性越大，吸引电子的倾向越大。若两种原子的电负性不同，吸引电子的能力不同，形成的化学键为极性键，所以利用电负性数值可以预测化学键的极性，故选C。8．已知：元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质；两成键元素间电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。下表给出了14种元素的电负性，则下列说法错误的是()元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.8A．随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化B．元素电负性越大，其非金属性越强C．根据电负性数据可知Mg3N2中含有离子键D．BeCl2含金属元素铍，故属于离子化合物答案：D解析：由表中数据可知，第二周期元素从Li→F，随着原子序数递增，元素的电负性逐渐增大，第三周期元素从Na→Cl，随着原子序数递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，所以随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化，故A正确；元素电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，则元素非金属性越强，故B正确；Mg3N2中两成键元素电负性差值为3.0－1.2＝1.8，大于1.7，形成离子键，故C正确；BeCl2中两成键元素电负性差值为3.0－1.5＝1.5，小于1.7，形成共价键，故属于共价化合物，而不是离子化合物，故D错误；答案选D。9．我国研发一款拥有自主知识产权的超薄铷(37Rb)原子钟，每3000万年误差仅1秒。Rb是第五周期第ⅠA族元素，下列有关说法中正确的是()A．第一电离能：Rb>KB．铷原子核外电子运动状态有37种C．单质沸点：Rb>NaD．铷原子N层有18e－答案：B解析：同主族元素从上到下，第一电离能依次减小，第一电离能：Rb<K，故A错误；铷是37号元素，铷原子核外有37个电子，电子运动状态有37种，故B正确；碱金属元素从上到下，其单质的沸点依次降低，沸点：Rb<Na，故C错误；铷原子N层有8e－，故D错误；选B。10．X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X与Y相邻，X基态原子核外有2个未成对电子；Z是元素周期表中电负性最大的元素。W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是()A．第一电离能：I1eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(Y))>I1eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(Z))>I1eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(X))B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>XC．Z、W的简单离子的半径：req\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(Z))>req\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(W))D．简单气态氢化物的热稳定性：Z>Y答案：A解析：Z是元素周期表中电负性最大的元素，Z为F元素；W的原子序数大于Z，所以W是第三周期元素，又因为W原子在同周期中原子半径最大，所以W为Na元素；X基态原子核外有2个未成对电子，且X位于第二周期，所以X为C元素或O元素；又因为X与Y相邻，且Y的原子序数大于X，所以X只能是C元素，Y是N元素。同周期元素第一电离能随着原子序数增大有增大的趋势，所以第一电离能：F＞N＞C，即I1eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(Z))＞I1eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(Y))＞I1eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(X))，A项错误；N元素的最高价氧化物对应水化物为硝酸，C元素的最高价氧化物对应水化物为碳酸，硝酸酸性大于碳酸，B项正确；氟离子和钠离子的核外电子排布相同，核电荷数大的离子半径小，氟离子的半径大于钠离子，C项正确；非金属性越强，简单气态氢化物的热稳定性越稳定，所以简单气态氢化物的热稳定性：F＞N，D项正确；故选A。11．(2023·广西贵港高二统考期末)四种短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其结构信息如表所示。元素结构信息X基态原子核外s能级的电子数等于p能级的电子数Y基态原子的M能层只有1种自旋电子Z在元素周期表中，族序数等于周期数W基态原子核外p能级只有1个未成对电子下列说法中正确的是()A．电负性：X>Y>W>ZB．离子半径：W>Y>Z>XC．1molY2X2中含有的离子总数为4molD．Y、Z、W的最高价氧化物对应的水化物之间能相互反应答案：D解析：X基态原子核外s能级电子数等于p能级电子数，电子排布为1s22s22p4，故X为O元素，基态Y原子的M能层只有1种自旋电子，电子排布为1s22s22p63s1，故Y为Na元素，Z元素在周期表中族序数等于周期数，原子序数大于氧，处于第三周期，故Z为Al，基态W原子核外p能级只有1个未成对电子，则W为Cl元素。由上述分析可知，元素X、Y、Z、W分别为O、Na、Al、Cl；非金属性越强其电负性越强，同一周期从左到右电负性逐渐增大，同一主族从上到下电负性逐渐减小，因此电负性：O＞Cl＞Al＞Na，故A错误；电子层结构相同核电荷数越大离子半径越小，离子电子层越多离子半径越大，故离子半径：Cl－＞O2－＞Na＋＞Al3＋，故B错误；1个Na2O2由2个钠离子和1个过氧根离子构成，1molNa2O2含有的离子总数为3mol，故C错误；Y、Z、W的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Al(OH)3、HClO4，Al(OH)3具有两性，与NaOH或HClO4都能反应，故D正确；故选D。12．根据信息回答下列问题：(1)如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(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为__________＜Al＜__________(填元素符号)；②图中Ge元素中未成对电子有__________个；③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为__________。(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出部分元素的电负性：元素AlBBeCClFLi电负性2.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性1.23.00.93.52.12.51.8已知：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。①通过分析电负性值变化规律，确定Al元素电负性值的最小范围__________；②判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：A．Li3N B．PCl3C．MgCl2 D．SiCⅠ.属于离子化合物的是________(填字母，下同)；Ⅱ.属于共价化合物的是________。答案：(1)①NaMg②2③N≡C—C≡N(2)①1.2～1.8②Ⅰ.ACⅡ.BD解析：(1)①由题图可知，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的趋势，但第ⅡA族元素第一电离能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族元素，则铝元素的第一电离能大于钠、小于镁，大小范围为Na＜Al＜Mg。②Ge元素的原子序数为32，位于元素周期表第四周期第ⅣA族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，4s能级上2个电子为成对电子，4p轨道中2个电子分别处于不同的轨道内，有2个未成对电子。③图中的C和N可以形成分子(CN)2，该分子中键与键之间的夹角为180°，为直线形分子，有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，则其结构式为N≡C—C≡N。(2)①由表格数据可知，同周期元素，从左到右电负性依次增大，同主族元素，从上到下电负性依次减弱，则同周期元素中电负性：Mg＜Al＜Si，同主族元素中电负性：Ga＜Al＜B，Al的电负性值最小范围为1.2～1.8。②A．Li3N中氮元素和锂元素的电负性差值为2.0，大于1.7，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可知Li3N为离子化合物；B.PCl3中氯元素和磷元素的电负性差值为0.9，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知PCl3为共价化合物；C.MgCl2中氯元素和镁元素的电负性差值为1.8，大于1.7，两成键元素间电负性差值大于1.7，形成离子键，可知MgCl2为离子化合物；D.SiC中碳元素和硅元素的电负性差值为0.7，小于1.7，两成键元素间电负性差值小于1.7，形成共价键，可知SiC为共价化合物；综上分析，属于离子化合物的是AC，属于共价化合物的是BD。13．已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E＋核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答下列问题：(1)E元素基态原子的电子排布式为______________________。(2)B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(填元素符号)，其原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)D元素与氟元素相比，电负性：D________(填“>”、“＝”或“<”)F，下列表述中能证明这一事实的是________(填字母)。A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深B．氟气