第03讲 1.3元素周期律（含答案）-2024年高中化学同步讲义（选择性必修二）

第03讲1.3元素周期律（含答案）-2024年高中化学同步精品讲义（选择性必修二）第3课元素周期律1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。2.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。一、原子半径1.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为半径、半径、半径）（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的即是该原子的共价半径。（2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的即是该金属原子的金属半径。（3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的即是范德华半径。2.影响原子半径大小的因素：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(能层数：能层数越多，原子半径越大,核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小))。3.影响方式：注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。3.微粒半径大小比较①同种元素的微粒：阴离子原子阳离子；低价离子高价离子。②电子层数越多，半径越（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。③电子层数相同时，原子序数越，半径越，即“序小径大”。【名师点拨】比较微粒半径的一般思路(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。【思考与讨论p23】参考答案：（1）同主族元素，从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子的能层数成为影响原子半径的主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大；（2）同周期元素，从左到右，电子能层数不变，，但随着核电荷数增大，原子核对电子的吸引作用增大，从而使原子半径逐渐减小。二、电离能1.第一电离能（1）定义：气态电中性基态原子失去转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即第一电离能数值越，原子越失去一个电子；第一电离能数值越，原子越失去一个电子。（4）变化规律①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减。②特例：具有、及的电子构型的原子稳定性较，其电离能数值较。例如：第IIA族>第IIIA族；第VA族>第VIA族③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。2、逐级电离能（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为M(g)=M+(g)+e-I1(第一电离能)M+(g)=M2+(g)+e-I2(第二电离能)M2+(g)=M3+(g)+e-I3(第三电离能)（2）变化规律①同一元素的逐级电离能是逐渐增的，即I1<I2<I3<…②当相邻逐级电离能突然变时，说明失去的电子所在电子层发生了，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。3、电离能的应用（1）推断元素原子的排布例如：Li的逐级电离能I1《I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子（2）判断主族元素的正化合价或最外层如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越。【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。【思考与讨论p24】参考答案：(1)碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。(2)因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量较多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。从表中数据可以看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（约为第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1。而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为+2、+3。三、电负性1、键合电子:元素相互化合时，原子中用于形成的电子称为键合电子2、电负性（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的。（2）意义：电负性越的原子，对键合电子的吸引力越。（3）大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出各元素的电负性。（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变。金属元素的电负性较，非金属元素的电负性较。电负性最大的是，最小的是。【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。（5）应用①判断元素的金属性或非金属性强弱I、金属元素的电负性一般小于，非金属元素的电负性一般大，而位于非金属三角区边界的“类金属”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，如锗、锑等)的电负性则在左右，它们既有金属性，又有非金属性。【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准II、金属元素的电负性越小，金属元素越；非金属元素的电负性越大，非金属元素越。②判断化学键的类型I、如果两种成键元素的电负性差值大于，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。II、如果两种成键元素的电负性差值小于，它们之间通常形成共价键,但也有特例（如NaH）。③判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现价II、电负性大的元素易呈现价④解释对角线规则利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接，对键合电子的吸引力相当，故表现出的性质。（6）电负性与第一电离能的关系电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也。【探究p26】【比较与分析】参考答案：同周期主族元素随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电高能总的变化趋势是逐断增大的，但有如I1(Be)>I1(B)、I1(N)>I1(O)这样的“异常”现象，其中的原因分析如下：（1）电负性是指不同元素的原子对健合电子的吸引能力，美国化学家鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性（不包括稀有气体）。由此可知，元素电负性的大小与原子结构无关。（2）第一电离能是指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。由此可知，第一电离能的大小、与原子结构的关系明显。例如，基态N原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对稳定的结构，能量较低，基态0原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对不稳定的结构，能量较高，所以I1(N)>I1(O)。►问题一微粒半径的大小比较【典例1】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是A．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y-B．原子X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是X<YC．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)D．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y【解题必备】微粒半径的大小比较技巧——“三看”：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数，一般规律:(1)电子层数越多：半径越大。(2)电子层数相同时：核电核数越大，半径越小，即“序大径小”、“价高径小”。(3)电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。【变式1-1】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是A． B． C．D．【变式1-2】下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是①基态X原子的结构示意图为②基态的价电子排布式为③基态的轨道表示式为④基态的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③►问题二电离能及其应用【典例2】如表是同周期三种主族元素X、Y、Z的电离能数据(单位：kJ•mol-1)。下列判断错误的是元素代号I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575Z7381451773310540A．X为第IA族元素B．的价电子排布式为ns2np1C．Z位于元素周期表s区D．金属性：X>Y>Z【解题必备】电离能的应用（1）推断元素原子的核外电子排布例如：Li的逐级电离能I1《I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。【变式2-1】X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位于同一周期、且两种基态原子中的未成对电子数均等于次外层的电子数，Z和W为位于同一周期的金属元素，Z元素的逐级电离能依次为738、1451、7733、10540、13630……。下列有关说法正确的是A．简单离子的半径：B．电负性：C．X的氢化物沸点一定高于Y的氢化物D．X、Y两种元素形成的化合物一定为非极性分子【变式2-2】在下列各组元素中，有一组原子的第一电离能分别是1086kJ·mol-1、1402kJ·mol-1、1313kJ·mol-1，那么这组元素可能是A．C、N、O B．F、Ne、Na C．Be、B、C D．S、Cl、Ar►问题二电负性及其应用【典例3】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【解题必备】电负性的应用①判断元素的金属性或非金属性强弱I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准II、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判断化学键的类型I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键,但也有特例（如NaH）。③判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现正价II、电负性大的元素易呈现负价④解释对角线规则利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。【变式3-1】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ABCDE最低化合价﹣4﹣2﹣1﹣2﹣1电负性2.52.53.03.54.0A．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子B．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质和E单质均能与H2O发生置换反应C．元素B、C之间不可能形成化合物D．C、D、E的氢化物的稳定性：E>C>D【变式3-2】下列事实不能说明X的电负性比Y大的是A．与化合：X单质比Y单质容易B．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来C．最高价氧化物的水化物的酸性：X比Y强D．最外层电子数：X原子比Y原子多1．将Al2(SO4)3溶液、K2SO4溶液按一定比例混合后，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤可制得净水剂明矾[KAl(SO4)2·12H2O]。下列说法正确的是A．半径大小：r(Al3+)>r(O2-)B．电负性大小：x(O)<x(S)C．电离能大小：I1(S)<I1(Al)D．碱性强弱：KOH>Al(OH)32．高铁酸钾(K2FeO4)是一种高效绿色水处理剂，工业上可由KClO在碱性条件下氧化Fe(OH)3制得，下列说法正确的是A．半径大小：r(Cl-)>r(K+)B．O和Cl的电负性大小：Cl>OC．第一电离能大小：I1(O)<I1(K)D．碱性强弱：KOH<Fe(OH)33．黑火药是中国古代四大发明之一，其爆炸反应为，下列说法正确的是A．半径大小： B．电负性大小：C．电离能大小： D．酸性强弱：4．下表列出了W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据(用、．．．．．．表示)。关于W、X、Y三种元素的下列推断中，不正确的是元素电离能……W496456269129543X7381451773310540Y5781817274511575A．W元素单质的还原性最强 B．X元素位于元素周期表第ⅡA族C．最高价氧化物对应水化物的碱性：X＞W D．Y元素的最高正化合价为＋3价5．元素Li、Na、K的某种性质Y随核电荷数的变化趋势如图所示，则坐标轴Y不可以代表的是A．元素的电负性 B．单质的还原性C．元素的第一电离能 D．单质的熔沸点6．现有四种元素的基态原子的电子排布式：①1s22s22p63s23p2②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p4。则下列有关比较正确的是A．原子半径：③>②>① B．电负性：④>③>②>①C．第一电离能：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③>②>①7．下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。请回答下列问题：(1)表中元素⑩的二价离子的外围电子排布图为：，该元素属于区元素。(2)基态原子⑦核外电子总共有种能量，电子占据的能量最高的能级符号为。(3)在标号的主族元素中，第一电离能最小的是(填元素符号，下同)，电负性最大的是。(4)写出由①④⑨三种元素组成的化合物的电子式，将该化合物溶于水，破坏的作用力有。(5)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与溶液反应的化学方程式：。8．Ti、Na、Mg、C、N、O、Fe等元素单质及化合物在诸多领域都有广泛的应用。回答下列问题：(1)钠在火焰上灼烧产生的黄光是一种(填字母)。A．吸收光谱B．发射光谱(2)下列Mg原子的核外电子排布式中，能量最高的是，能量最低的是(填序号)。a．b．c．

d．(3)基态Ti原子核外共有种运动状态不同的电子，最高能层电子的电子云轮廓形状为，其价电子轨道表示式为。(4)N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：X、Y、Z中为N元素的是，判断理由是。元素/kJ∙mol−1/kJ∙mol−1/kJ∙mol−1X737.71450.77732.7Y1313.93388.35300.5Z1402.32856.04578.1(5)用琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成，从结构角度来看，易被氧化成的原因是。与的离子半径大小关系为：(填“大于”或“小于”)。1．下列各组元素性质的比较错误的是A．第一电离能： B．电负性：C．最高正价： D．原子半径：2．已知1~18号元素的4种简单离子、、、都具有相同电子层结构，下列关系正确的是A．原子半径： B．电负性：C．氢化物的稳定性： D．第一电离能：3．下列说法正确的是A．电离能大的元素，不易失电子，易得到电子B．电离能大的元素其电负性必然也大C．电负性最大的非金属元素形成的最高价含氧酸的酸性最强D．第二周期元素中第一电离能介于B与N之间的有3种元素4．四种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p5

④1s22s22p3则下列有关比较中正确的是A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．电负性：③＞④＞①＞②C．简单离子半径：②＞①＞③＞④ D．最高正化合价：③＞④=②＞①5．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ•mol-1)，判断下列说法不正确的是元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900A．元素的第一电离能最大的可能是Q元素 B．R和S均可能与U在同一主族C．U元素可能在元素周期表的s区 D．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素6．下列说法中正确的是A．N、O、F的第一电离能依次增大B．在所有的元素中，氟的电负性最大C．同主族元素中，随原子序数增大第一电离能增大D．随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐减小7．太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题：(1)基态钒原子的电子排布式为，其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有个伸展方向。(2)VO2+与可形成配合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为(用元素符号表示)。(3)镓与硒相比，电负性更大的是(填元素符号)。(4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定，试从铜原子核外电子结构角度解释其原因：。(5)与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有(填元素符号，下同)。(6)在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有。(7)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se(填“>”或“<”)Si。与Si同周期的部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表(填字母)。A．a为，b为，c为I3 B．a为，b为，c为C．a为，b为，c为I1 D．a为，b为，c为8．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，1个分子中含有个π键。(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．Li3NB．PCl3C．MgCl2D．SiCI.属于离子化合物的是；II．属于共价化合物的是；第3课元素周期律1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。2.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。一、原子半径1.原子半径的种类（根据原子之间的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径）（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们核间距的一半即是该原子的共价半径。（2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的一半即是该金属原子的金属半径。（3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温下稀有气体单质在以晶体存在时，两个相邻原子核间距的一半即是范德华半径。2.影响原子半径大小的因素：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(能层数：能层数越多，原子半径越大,核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小))。3.影响方式：注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。3.微粒半径大小比较①同种元素的微粒：阴离子>原子>阳离子；低价离子>高价离子。②电子层数越多，半径越大（一般情况下）；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属元素的原子半径要大。③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。【名师点拨】比较微粒半径的一般思路(1)“一层”:先看电子层数,电子层数越多,微粒半径一般越大。(2)“二核”:若电子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”:若电子层数、核电荷数均相同,则看核外电子数,电子数多的半径大。【思考与讨论p23】参考答案：（1）同主族元素，从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子的能层数成为影响原子半径的主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大；（2）同周期元素，从左到右，电子能层数不变，，但随着核电荷数增大，原子核对电子的吸引作用增大，从而使原子半径逐渐减小。二、电离能1.第一电离能（1）定义：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。【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。（2）符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·mol-1（3）意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。（4）变化规律①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氦。同主族：随原子序数的递增而减小。②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高，其电离能数值较大。例如：第IIA族>第IIIA族；第VA族>第VIA族③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加。总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。【特别提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比相邻元素都大。2、逐级电离能（1）含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为M(g)=M+(g)+e-I1(第一电离能)M+(g)=M2+(g)+e-I2(第二电离能)M2+(g)=M3+(g)+e-I3(第三电离能)（2）变化规律①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<…②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化，即电离能的差别大小反映了电子的分层排布。3、电离能的应用（1）推断元素原子的核外电子排布例如：Li的逐级电离能I1《I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考试中经常出现。【思考与讨论p24】参考答案：(1)碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。(2)因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量较多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。从表中数据可以看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（约为第一电离能的10倍），故Na的化合价为+1。而Mg的第三电离能、Al的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为+2、+3。三、电负性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（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。（3）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，得出各元素的电负性。（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都是2.5）。（5）应用①判断元素的金属性或非金属性强弱I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准II、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判断化学键的类型I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键,但也有特例（如NaH）。③判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现正价II、电负性大的元素易呈现负价④解释对角线规则利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。（6）电负性与第一电离能的关系电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。【探究p26】【比较与分析】参考答案：同周期主族元素随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电高能总的变化趋势是逐断增大的，但有如I1(Be)>I1(B)、I1(N)>I1(O)这样的“异常”现象，其中的原因分析如下：（1）电负性是指不同元素的原子对健合电子的吸引能力，美国化学家鲍林利用实验数据进行了理论计算，以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性（不包括稀有气体）。由此可知，元素电负性的大小与原子结构无关。（2）第一电离能是指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。由此可知，第一电离能的大小、与原子结构的关系明显。例如，基态N原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对稳定的结构，能量较低，基态0原子的价层电子排布的轨道表示式是这样一个相对不稳定的结构，能量较高，所以I1(N)>I1(O)。►问题一微粒半径的大小比较【典例1】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是A．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y-B．原子X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是X<YC．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)D．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y【解析】核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径X＋<Y-，A正确；同一周期的元素，原子序数越大，原子半径越小；但若位于不同周期，则原子序数越大，原子半径可能越大，B错误；原子失去电子后生成阳离子，半径变小，失去电子越多，半径越小，故r(Cu)>r(Cu＋)>r(Cu2＋)，C正确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误；故选C。【答案】C【解题必备】微粒半径的大小比较技巧——“三看”：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数，一般规律:(1)电子层数越多：半径越大。(2)电子层数相同时：核电核数越大，半径越小，即“序大径小”、“价高径小”。(3)电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。【变式1-1】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是A． B． C．D．【答案】B【解析】、均只有三个电子层，、拥有四个电子层，的质子数大于，最外层电子离原子核更近，故原子半径更大的应为，K原子，故选B。【变式1-2】下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是①基态X原子的结构示意图为②基态的价电子排布式为③基态的轨道表示式为④基态的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③【答案】C【解析】①X为F元素，②Y为Cl-元素，③Z为S2-元素，④E为K+元素，F原子核外电子层数为2层，半径最小，电子层数相同的情况下原子序数越大半径越小，所以S2-＞Cl-＞K+＞F，即③＞②＞④＞①。故答案选C。►问题二电离能及其应用【典例2】如表是同周期三种主族元素X、Y、Z的电离能数据(单位：kJ•mol-1)。下列判断错误的是元素代号I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575Z7381451773310540A．X为第IA族元素B．的价电子排布式为ns2np1C．Z位于元素周期表s区D．金属性：X>Y>Z【解析】A．根据表格中电离能的数据可知，X的I1较小，I2突增，故X的价电子数应为1，为第ⅠA族元素，选项A正确；B．Y的I1、I2、I3均较小，I4突增，则Y的价电子数为3，为第ⅢA族元素，价电子排布为ns2np1，选项B正确；C．Z的I1、I2较小，I3突增，说明Z的价电子数为2，为第ⅡA族元素，处于元素周期表s区，选项C正确；D．三种元素处于同一周期，同一周期中元素金属性从左向右依次减弱，故金属性：X>Z>Y，选项D错误；答案选D。【答案】D【解题必备】电离能的应用（1）推断元素原子的核外电子排布例如：Li的逐级电离能I1《I2<I3,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子（2）判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。（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(稀有气体元素除外)；I1越小，元素的金属性越强。【变式2-1】X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位于同一周期、且两种基态原子中的未成对电子数均等于次外层的电子数，Z和W为位于同一周期的金属元素，Z元素的逐级电离能依次为738、1451、7733、10540、13630……。下列有关说法正确的是A．简单离子的半径：B．电负性：C．X的氢化物沸点一定高于Y的氢化物D．X、Y两种元素形成的化合物一定为非极性分子【答案】A【分析】X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位于同一周期，且两种基态原子中未成对电子数均等于次外层电子数，则X和Y均有2个未成对电子，Y的原子半径大于X，X的电子排布式为1s22s22p4，X为O元素，Y的电子排布式为1s22s22p2，Y为C元素，Z和W为位于同一周期的金属元素，Z元素的逐级电离能(kJ/mol)依次为738、1451、7733、10540、13630…，Z的第三电离能剧增，说明Z最外层有2个电子，则Z为Mg元素，W为金属且原子半径比Mg大，与Mg处于同一周期，W为Na元素；【解析】A．由上分析可知，X为O元素，Z为Mg元素，W为Na元素，形成简单离子分别为O2-、Mg2+、Na+，这三种离子具有相同的电子层结构，随着原子序数的递增，半径减小，原子序数O＜Na＜Mg，离子半径r(O2-)＞r(Na+)＞r(Mg2+)，即简单离子的半径X＞W＞Z，选项A正确；B．由上分析可知，X为O元素，Y为C元素，W为Na元素，根据元素周期律，同一周期元素从左至右，元素的电负性依次增大，同一主族元素从上至下，电负性依次减小，或非金属性越强，电负性越大，所以电负性O＞C＞Na，即X＞Y＞W，选项B错误；C．由上分析可知，X为O元素，Y为C元素，X的氢化物有H2O和H2O2，但Y的氢化物有许多烃，有些烃为固态，沸点高于X的氢化物，选项C错误；D．由上分析可知，X为O元素，Y为C元素，X、Y两种元素形成的化合物CO2为非极性分子，而CO为极性分子，选项D错误；答案选A。【变式2-2】在下列各组元素中，有一组原子的第一电离能分别是1086kJ·mol-1、1402kJ·mol-1、1313kJ·mol-1，那么这组元素可能是A．C、N、O B．F、Ne、Na C．Be、B、C D．S、Cl、Ar【答案】A【分析】三种元素第一电离能有增大趋势，但第二种元素第一电离能大于另外两种元素；同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，第ⅡA族，第ⅤA族大于同周期相邻元素。【解析】A．同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，由于2p轨道处于半充满的稳定状态，失去电子较难，因此其第一电离能大于C和O，故A符合；B．第一电离能Na<F<Ne，故B不符合；C．第一电离能B<Be<C，故C不符合；D．第一电离能S<Cl<Ar，故D不符合；故选：A。►问题二电负性及其应用【典例3】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【解析】A．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；B．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；C．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；D．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。【答案】D【解题必备】电负性的应用①判断元素的金属性或非金属性强弱I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(元素性质介于金属与非金属之间的元素，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。【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准II、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判断化学键的类型I、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键,但也有特例（如NaH）。③判断元素的化合价I、电负性小的元素易呈现正价II、电负性大的元素易呈现负价④解释对角线规则利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。【变式3-1】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ABCDE最低化合价﹣4﹣2﹣1﹣2﹣1电负性2.52.53.03.54.0A．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子B．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质和E单质均能与H2O发生置换反应C．元素B、C之间不可能形成化合物D．C、D、E的氢化物的稳定性：E>C>D【分析】根据元素最低化合价为得电子数，元素氧化性越强，电负性越强，则A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F；【解析】A．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，A错误；B．Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2，B正确；C．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，C错误；D．C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl，D错误；故答案为：B。【答案】B【变式3-2】下列事实不能说明X的电负性比Y大的是A．与化合：X单质比Y单质容易B．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来C．最高价氧化物的水化物的酸性：X比Y强D．最外层电子数：X原子比Y原子多【答案】D【解析】电负性的大小和非金属性的强弱一致，因而可根据元素非金属性的强弱判断电负性大小，X的电负性比Y大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。【分析】A．电负性越大的元素其单质得电子能力越强即氧化性越强，和氢气化合越容易，所以与H2化合时X单质比Y单质容易能说明X比Y的电负性大，A不符合题意；B．电负性越强的元素其吸引电子能力越强，其单质的氧化性越强，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来能说明X比Y的电负性大，B不符合题意；C．电负性越强的元素其单质得电子能力越强，其最高价含氧酸的酸性越强，X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强能说明X比Y的电负性大，C不符合题意；D．元素电负性大小与吸引电子能力有关，与最外层电子数多少无关，如氧元素的电负性比碘元素的电负性大，但氧原子最外层电子数小于碘原子最外层电子数，所以X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X比Y的电负性大，D符合题意；故答案为：D。1．将Al2(SO4)3溶液、K2SO4溶液按一定比例混合后，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤可制得净水剂明矾[KAl(SO4)2·12H2O]。下列说法正确的是A．半径大小：r(Al3+)>r(O2-)B．电负性大小：x(O)<x(S)C．电离能大小：I1(S)<I1(Al)D．碱性强弱：KOH>Al(OH)3【答案】D【解析】A．和二者的核外电子层结构相同，比较离子半径看原子序数，原子序数越小，离子半径越大，r()>r()，A错误；B．同主族，由上到下原子半径越大，电负性越小，故x(S)<x(O)，B错误；C．同周期，一般情况下，由左到右原子半径减小，第一电离能变大，故I1(Al)<I1(S)，C错误；D．金属性：K>Al，故最高价氧化物对应水化物的碱性，KOH>Al(OH)3，D正确；故本题选D。2．高铁酸钾(K2FeO4)是一种高效绿色水处理剂，工业上可由KClO在碱性条件下氧化Fe(OH)3制得，下列说法正确的是A．半径大小：r(Cl-)>r(K+)B．O和Cl的电负性大小：Cl>OC．第一电离能大小：I1(O)<I1(K)D．碱性强弱：KOH<Fe(OH)3【答案】A【解析】A．电子层数相同的离子半径，阴离子大于阳离子，A项正确；B．电负性越大，吸引电子的能力越强，在共价化合物中一般显负价，O元素在ClO-中是-2价，因此电负性：O>Cl，B项错误；C．同周期从左到右，第一电离能总体呈增大趋势；同主族从上到下，第一电离能减小。因此I1(O)>I1(Li)>I1(Na)>I1(K)，C项错误；D．KOH是强碱，Fe(OH)3是弱碱，因此碱性KOH>Fe(OH)3，D项错误；答案选A。3．黑火药是中国古代四大发明之一，其爆炸反应为，下列说法正确的是A．半径大小： B．电负性大小：C．电离能大小： D．酸性强弱：【答案】B【解析】A．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则硫离子的离子半径大于钾离子，故A错误；B．同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，电负性依次增大，则碳元素的电负性小于氧元素，故B正确；C．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，则氮原子的第一电离能氧原子，故C错误；D．同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，则硝酸的酸性强于碳酸，故D错误；故选B。4．下表列出了W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据(用、．．．．．．表示)。关于W、X、Y三种元素的下列推断中，不正确的是元素电离能……W496456269129543X7381451773310540Y5781817274511575A．W元素单质的还原性最强 B．X元素位于元素周期表第ⅡA族C．最高价氧化物对应水化物的碱性：X＞W D．Y元素的最高正化合价为＋3价【答案】C【分析】由W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据可知，W最外层有1个电子，X最外层有2个电子，Y最外层有3个电子；则三者分别位于ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族；【解析】A．由电离能数据可知，W的金属性最强，则其单质的还原性最强，A正确；B．由分析可知，X元素位于元素周期表第ⅡA族，B正确；C．金属性X<W，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性：X<W，C错误；D．由分析可知，Y为ⅢA族元素，Y元素的最高正化合价为＋3价，D正确；故选C。5．元素Li、Na、K的某种性质Y随核电荷数的变化趋势如图所示，则坐标轴Y不可以代表的是A．元素的电负性 B．单质的还原性C．元素的第一电离能 D．单质的熔沸点【答案】B【解析】A．Li、Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大电负性减小，A不符合题意；B．Li、Na、K位于同主族，从上往下金属性增强，单质的还原性增强，B符合题意；C．Li、Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大第一电离能逐渐减小，C不符合题意；D．Li、Na、K原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，金属键减弱，故随着核电荷数增大单质的熔沸点降低，D不符合题意；故选B。6．现有四种元素的基态原子的电子排布式：①1s22s22p63s23p2②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p4。则下列有关比较正确的是A．原子半径：③>②>① B．电负性：④>③>②>①C．第一电离能：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③>②>①【答案】B【解析】四种元素分别为①1s22s22p63s23p2，为Si；②1s22s22p63s23p3，为P；③1s22s22p3，为N；④1s22s22p4，为O。Si、P同周期，N、P同主族，则原子半径：Si>P>N，即①>②>③，A错误；同周期中，随原子序数的递增，电负性逐渐增大，同主族中，原子序数越大，电负性越小，则电负性：O>N>P>Si，④>③>②>①，B正确；同周期中，第一电离能有增大的趋势，但核外电子处于全充满或半充满时，第一电离能比其后的原子大，第一电离能：N>O>P>Si，即③>④>②>①，C错误；N、P的最高正价为＋5价，Si的为＋4价，O的为0价(一般情况下)，则最高正化合价：③=②>①>④，D错误。7．下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。请回答下列问题：(1)表中元素⑩的二价离子的外围电子排布图为：，该元素属于区元素。(2)基态原子⑦核外电子总共有种能量，电子占据的能量最高的能级符号为(3)在标号的主族元素中，第一电离能最小的是(填元素符号，下同)，电负性最大的是(4)写出由①④⑨三种元素组成的化合物的电子式，将该化合物溶于水，破坏的作用力有；(5)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与溶液反应的化学方程式：【答案】(1)ds(2)53p(3)NaO(4)离子键(5)Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O【分析】表中编号①~⑩依次为H、Be、B、O、Al、P、S、Ar、Na、Cu元素。【解析】（1）元素⑩为Cu，基态Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，基态Cu2+的核外电子排布式为[Ar]3d9，其外围电子排布图为；Cu属于ds区元素；答案为：；ds。（2）元素⑦为S，基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，核外电子共有5种能量，电子占据的能量最高的能级符号为3p；答案为：5；3p。（3）根据同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势（第IIA、VA族比相邻的元素大），同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，则在标号的主族元素中，第一电离能最小的是Na；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，则在标号的主族元素中，电负性最大的是O；答案为：Na；O。（4）①④⑨三种元素组成的化合物为NaOH，NaOH的电子式为；NaOH中含离子键和极性共价键，NaOH溶于水电离出Na+和OH-，NaOH溶于水破坏的作用力为离子键；答案为：；离子键。（5）⑤为Al，Al(OH)3为两性氢氧化物，Al(OH)3与NaOH反应的化学方程式为Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O，②为Be，Be(OH)2与Al(OH)3有相似的性质，则Be(OH)2与NaOH反应的化学方程式为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O；答案为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。8．Ti、Na、Mg、C、N、O、Fe等元素单质及化合物在诸多领域都有广泛的应用。回答下列问题：(1)钠在火焰上灼烧产生的黄光是一种(填字母)。A．吸收光谱B．发射光谱(2)下列Mg原子的核外电子排布式中，能量最高的是，能量最低的是(填序号)a．b．c．

d．(3)基态Ti原子核外共有种运动状态不同的电子，最高能层电子的电子云轮廓形状为，其价电子轨道表示式为。(4)N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：X、Y、Z中为N元素的是，判断理由是。元素/kJ∙mol−1/kJ∙mol−1/kJ∙mol−1X737.71450.77732.7Y1313.93388.35300.5Z1402.32856.04578.1(5)用琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成，从结构角度来看，易被氧化成的原因是。与的离子半径大小关系为：(填“大于”或“小于”)。【答案】(1)B(2)bd(3)22球形(4)ZN原子外围电子排布式为，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大(5)的半满状态更稳定小于【解析】（1）钠在火焰上灼烧产生的黄光是较高能级的电子跃迁到较低能级，是一种发射光谱；故答案为：B。（2）a．中2p能级上的两个电子跃迁到3p能级，3s上一个电子跃迁到3p能级上，b．中2p能级上3个电子跃迁到3p能级上，相比a来说电子的能量较高，c．中3s上一个电子跃迁到3p能级上，d．处于基态，因此能量最高的是b，能量最低的是d；故答案为：b；d。（3）Ti元素为22号元素，Ti原子核外有22个电子，1个电子是一种运动状态，因此基态Ti原子核外共有22种运动状态不同的电子，价电子排布式为3s24s2，则最高能层电子的电子云轮廓形状为球形，其价电子轨道表示式为；故答案为：22；球形；。（4）N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示，根据表中信息X中，则X为Mg，Y的小于Z的，说明Y为O，Z为N，因此X、Y、Z中为N元素的是Z，判断理由是N原子外围电子排布式为，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大；故答案为：Z；N原子外围电子排布式为，N与O相比，2p轨道处于半充满的稳定结构，故失去第一个电子较难，I1较大。（5）从结构角度来看，的，能失去一个电子变为半满状态稳定结构，而的半满状态更稳定，因此易被氧化成；根据核电荷数相同，核外电子越多，半径越大，因此与的离子半径大小关系为：小于；故答案为：的半满状态更稳定；小于。1．下列各组元素性质的比较错误的是A．第一电离能： B．电负性：C．最高正价： D．原子半径：【答案】C【解析】A．同周期元素从左向右，第一电离能呈增大趋势，但基态原子的轨道为半充满稳定结构，其第一电离能大于同周期相邻元素，因此第一电离能：，A项正确；B．同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，非金属性越强，电负性越大，则电负性：，B项正确；C．非金属性较强，其无最高正价，项错误；D．同主族元素电子层数越多，原子半径越大，同周期元素从左向右原子半径减小，则原子半径，D项正确；故选C。2．已知1~18号元素的4种简单离子、、、都具有相同电子层结构，下列关系正确的是A．原子半径： B．电负性：C．氢化物的稳定性： D．第一电离能：【答案】B【分析】1~18号元素的4种简单离子、、、都具有相同电子层结构，结合离子电荷数可知W为Al，X为Na，Y为O，Z为F。【解析】A．Na和Al为同周期元素，原子序数Na小于Al，原子半径Na大于Al，故A错误；B．O、F为非金属，Al为活泼金属，电负性钠最小，O、F为同周期元素，随核电荷数的增加，元素电负性增强，因此电负性：F>O>Al，故B正确；C．非金属性：F>O，非金属性越强简单氢化物越稳定，则稳定性：H2O<HF，故C错误；D．Na、Al同周期，从左到右元素第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：Al>Na，故D错误；故选：B。3．下列说法正确的是A．电离能大的元素，不易失电子，易得到电子B．电离能大的元素其电负性必然也大C．电负性最大的非金属元素形成的最高价含氧酸的酸性最强D．第二周期元素中第一电离能介于B与N之间的有3种元素【答案】D【解析】A．稀有气体元素，电离能大，不易失去电子，也不易得到电子，A不正确；B．电离能大的元素，其电负性不一定大，如稀有气体元素，B不正确；C．电负性最大的非金属元素是氟，它不能形成最高价含氧酸，C不正确；D．第二周期元素中，Be的2s轨道全充满，其第一电离能比B大，N的3p轨道半充满，其第一电离能比O大，则第一电离能介于B与N之间的有Be、C、O共3种元素，D正确；故选D。4．四种元素基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p5

④1s22s22p3则下列有关比较中正确的是A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．电负性：③＞④＞①＞②C．简单离子半径：②＞①＞③＞④ D．最高正化合价：③＞④=②＞①【答案】B【分析】根据四种元素基态原子的电子排布式，①是S，②是P，③是F，④是N元素。【解析】A．一般情况下同一周期元素，原子序数越大，元素的第一电离能越大。但若元素处于第ⅡA族、第VA族，由于原子最外层电子处于全充满、半充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素。同一主族元素，原子序数越大，元素的第一电离能越小，则四种元素的第一电离能大小关系为：③＞④＞②＞①，A错误；B．元素的非金属性越强，其电负性就越大。同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性越强，同一主族元素，原子序数越大，元素的非金属性越弱，则元素的电负性大小关系为：③＞④＞①＞②，B正确；C．核外电子层结构相同，原子序数越大，离子半径越小，则简单离子半径大小关系为：②＞①＞④＞③，C错误；D．F元素非金属性很强，原子半径很小，与其它元素反应只能得到电子或形成共用电子对时偏向F元素，因此没有与族序数相等的最高化合价，故F元素化合价不是在所有元素中最高的，D错误；故选B。5．根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ•mol-1)，判断下列说法不正确的是元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900A．元素的第一电离能最大的可能是Q元素 B．R和S均可能与U在同一主族C．U元素可能在元素周期表的s区 D．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素【答案】B【解析】A．根据表格数据，元素的第一电离能最大的可能是Q元素，故A正确；B．R、U的第一电离能与第二电离能相差较大，可知R、U都是ⅠA族元素，R、U在同一主族；S的第二电离能与第三电离能相差较大，S是ⅡA族元素，故B错误；C．U元素的第一电离能与第二电离能相差较大，U是ⅠA族元素，在元素周期表的s区，故C正确；D．T的第三电离能与第四电离能相差较大，T是ⅢA族元素，原子的价电子排布为ns2np1，故D正确；选B。6．下列说法中正确的是A．N、O、F的第一电离能依次增大B．在所有的元素中，氟的电负性最大C．同主族元素中，随原子序数增大第一电离能增大D．随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐减小【答案】B【解析】A．N、O、F为同一周期元素，同一周期从左往右第一电离能呈增大趋势，ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA反常，即N的第一电离能大于O，A错误；B．在所有的元素中，氟的电负性最大，B正确；C．同主族元素中，随原子序数增大第一电离能减小，C错误；D．随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐增大，D错误；故答案为：B。7．太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题：(1)基态钒原子的电子排布式为，其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有个伸展方向。(2)VO2+与可形成配合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为(用元素符号表示)。(3)镓与硒相比，电负性更大的是(填元素符号)。(4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定，试从铜原子核外电子结构角度解释其原因：。(5)与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有(填元素符号，下同)。(6)在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有。(7)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se(填“>”或“<”)Si。与Si同周期的部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表(填字母)。A．a为，b为，c为I3 B．a为，b为，c为C．a为，b为，c为I1 D．a为，b为，c为【答案】(1)1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2}5(2)O>C(3)Se(4)亚铜离子价电子排布式为3d¹⁰，核外电子处于稳定的全充满状态(5)Ni、Ge、Se(6)Be、C、O(7)>B【解析】（1）钒为23号元素，基态钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2}，其中能量最高的电子所占据能级为3d，其原子轨道有5个伸展方向。（2）第二周期元素为碳、氧，同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，故第一电离能由大到小的顺序为O>C；（3）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；镓与硒相比，电负性更大的是Se；（4）亚铜离子价电子排布式为3d¹⁰，核外电子处于稳定的全充满状态，故导致高温下Cu2O比CuO更稳定；（5）钛位于第四周期，价电子排布为3d24s2，未成对电子数为2，与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有Ni、Ge、Se；（6）同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；Be原子价电子为2s2全满稳定状态，电离能较B大；故在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有Be、C、O；（7）“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，则电负性氢大于硅；氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒得电子能力大于氢，故电负性硒大于氢；故硒与硅的电负性相对大小为Se>Si；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，但是镁原子价电子为3s2全满稳定状态，电离能较相邻元素大；P的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；则c为；失去第一个电子后，钠离子为8电子稳定结构，失去第二电子需要较大能量，其第二电离能在同周期主族元素中最大，故a为；故选B。8．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，1个分子中含有个π键。(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．Li3NB．PCl3C．MgCl2D．SiCI.属于离子化合物的是；II．属于共价化合物的是；【答案】(1)NaMg2N≡C-C≡N4(2)1.2～1.8ACBD【解析】（1）①由图可知，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元素第一电离能大于第ⅢA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Mg，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°，为直线型分子，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，单键为σ键，三键为1个σ键、2个π键，因此1个分子中含有4个π键。（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。第4课第一章原子结构与性质单元复习1.前四周期元素中基态原子核外电子排布式的书写以及根据电子排布式的特点进行元素推断；2.运用电离能、电负性解释、推测某些元素的性质；3.结合元素周期律、周期表以推断题的形式进行考查原子结构与性质的应用。一、能层与能级1、能层与能级的认识误区(1)任何能层均含有s能级,都是从s能级开始,且能级数与能层序数相同,但不是任何能层均含有任何能级。(2)能层就是电子层。(3)从第3能层开始出现d能级,且3d能级的能量大于4s能级。(4)每个能层最多容纳电子数是能层序数平方的二倍,但与实际填充的电子数不一定相同。2、判断能级能量高低的方法(1)首先看能层,一般能层序数越大,能量越高。(2)再看