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【化学up】高考化学全国版+ 结构与性质 01 考点四 元素周期律（教师版）+讲义
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这是一份【化学up】高考化学全国版+ 结构与性质 01 考点四 元素周期律（教师版）+讲义，共8页。学案主要包含了必备知识，概念辨析，跟踪练习等内容，欢迎下载使用。
【必备知识】
一、主族元素周期性变化规律
1、原子结构与元素性质
2、定性判断金属性、非金属性的一般方法
例1、根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)：
(1)金属性：K________Na________Mg；非金属性：F________O________S。
(2)碱性：Mg(OH)2________Ca(OH)2______KOH。
(3)酸性：HClO4________H2SO4________HClO。
(4)热稳定性：CH4________NH3________H2O。
(5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。
(6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。
【答案】 (1)> > > > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> < (6)> >
例2、下列实验方案设计合理的是 。
【答案】 BFG
二、电离能
(1)第一电离能概念：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小能量，通常用I1表示，单位：kJ·ml－1。
(2)规律
①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。第三周期主族元素第一电离能排序Na = 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加。
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④同种原子：逐级电离能越来越大(即I1>（5倍以上突变），对主族元素而言，最外层有n个电子，最高化合价为+n。
思考1：请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C小于O。
【解析】碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，第一电离能也小于氧。
思考2：为什么第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能反常，以Be和B、N和O为例。
【解析】Be的价电子排布式是2s2，为全充满结构，比较稳定，难失电子，而B的价电子排布为2s22p1，没有Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易， 第一电离能小。
N原子的价电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子，第一电离能大。
思考3：已知电离能：I2(Ti)＝1 310 kJ·ml－1，I2(K)＝3 051 kJ·ml－1。为什么I2(Ti)【解析】K＋失去的是全充满的3p6上的电子，Ti＋失去的是4s1上的电子，相对较易失去。
例3、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·ml－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB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1s22s2
【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最大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。
例4、观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示＋3价的元素是____________(填元素名称)。
几种镧系元素的电离能(单位：kJ·ml－1)
【答案】镧
例5、同一短周期部分主族元素的第一电离能随原子序数递增的变化趋势如图所示，下列说法正确的是（ ）
A．a元素可能是Li或Na B．a→e元素的最高正化合价依次升高
C．c对应的元素可形成共价晶体 D．基态e原子的价层电子的轨道表示式为：（n=2或3）
【答案】C
【解析】a~e可能是Be、B、C、N、O，或Mg、Al、Si、P、S。其中O无最高正价，违背洪特规则。
三、电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强。
(2)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，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
(3)变化规律
①同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。
②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。
(4)应用
①判断元素金属性、非金属性强弱。
金属元素电负性越小，金属越活泼；非金属电负性越大，非金属越活泼。
②判断化学键的类型。
一般认为：如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。如Al与Cl的电负性差＜1.7，Al—Cl为共价键。
③判断元素在化合物中的价态。
共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。如ClO2中氯元素呈-2价。
例6、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14种元素的电负性：
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，确定镁元素电负性值的最小范围是________。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3 D．SiC
属于离子化合物的是________；属于共价化合物的是________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：______________________________________。
(3)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显______(填“正”或“负”)价，理由是__________________________。
【答案】(1)0.9～1.5
(2)A BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
(3)负 Cl的电负性大于P，其原子形成化学键时吸引电子的能力强
【概念辨析】
1、元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。( )
2、元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强，碱性越强，金属性越强。( )
3、元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱。( )
4、元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强。( )
5、同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。( )
6、C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C。( )
7、钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。( )
8、电负性大小可以作为判断元素非金属性强弱的依据。（ ）
9、共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价。（ ）
10、电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属。（ ）
【答案】1.× 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7.× 8.√ 9.√ 10.×
【跟踪练习】
1、现有四种元素的基态原子的核外电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3； ③1s22s22p3； ④1s22s22p5
下列有关判断正确的是( )
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
【答案】 A
2、(2021·北京，4)下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是( )
A．酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3 B．碱性：KOH＞NaOH＞LiOH
C．热稳定性：H2O＞H2S＞PH3 D．非金属性：F＞O＞N
【答案】 A
3、(2019·全国I卷)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是（ ）
A．B．C．D．
【答案】 A
【解析】 3s轨道上有1个电子，失去此电子所需能量等于Mg的第二电离能，且s轨道电子的能量低，所需消耗的能量高。
4、(2022·广东，7)甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示。戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是( )
A．原子半径：丁＞戊＞乙 B．非金属性：戊＞丁＞丙
C．甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生 D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
【答案】 C
【解析】 甲～戊是短周期元素，戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸，则可能是硫酸或高氯酸，若是高氯酸，则戊为Cl，甲为N、乙为F、丙为P、丁为S；若是硫酸，则戊为S，甲为C、乙为O、丙为Si、丁为P。根据层多径大，同电子层结构核多径小原则，则原子半径：丁＞戊＞乙，故A正确；根据同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：戊＞丁＞丙，故B正确；甲的氢化物可能为氨气，也可能为甲烷、乙烷等，若是氨气，则遇氯化氢一定有白烟产生，若是甲烷、乙烷等，则遇氯化氢不反应，没有白烟生成，故C错误；丙的最高价氧化物对应的水化物可能是硅酸，也可能是磷酸，都能与强碱反应，故D正确。
5、下列说法正确的是( )
A．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
B．在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41
C．某主族元素的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·ml－1)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族
D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F
【答案】 B
【解析】 元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15＋12＋14＝41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。
6、类推是一种重要的学习方法，但如果不具体问题具体分析就会得出错误结论。下列类推结论正确的是( )
A．SiH4的熔、沸点比CH4高，则PH3的熔、沸点比NH3高
B．H2O比NH3稳定，则H2S也比NH3稳定
C．F2在暗处遇H2即爆炸，I2在暗处遇H2也爆炸
D．同族元素有Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2，Pb(OH)4的碱性也应强于Sn(OH)4
【答案】 D
【解析】 由于NH3分子间存在氢键，导致PH3的熔、沸点比NH3的低，A项错误；元素的非金属性越强，其对应简单氢化物的稳定性越强，非金属性：O>N，则H2O比NH3稳定，而非金属性：O>S，则无法通过类推比较H2S与NH3的稳定性，B项错误；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，F2在暗处遇H2即爆炸，但I2在暗处遇H2几乎不反应，C项错误；同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强，金属性：Ca>Mg，则同族元素对应的最高价氧化物的水化物Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2的碱性，同理，金属性：Pb>Sn，所以Pb(OH)4的碱性也应强于Sn(OH)4，D项正确。
7、已知X、Y是短周期的两种主族元素，下列有关比较或说法中一定正确的是( )
【答案】 B
【解析】 若X、Y位于同周期时，原子半径：X>Y，则原子序数：XY，原子序数：X>Y，A错误；化合物XnYm中X显负价，说明得电子能力：X>Y，则非金属性：X>Y，B正确；价电子数：X>Y，若X为F、Y为O时，F无正价，O无最高正价，C错误；若X为H，Y为Cl、F，则X与Y形成共价键，若X为Na，则X与Y形成离子键，D错误。
8、我国科研人员发现了一种安全、高效的点击化学试剂FSO2N3，下列有关元素F、O、N的说法正确的是( )
A．电负性：F>N>O>S B．第一电离能：F>S>O>N
C．最高正价：F>S＝O>N D．以上物质涉及元素的原子中，N原子的基态原子核外未成对电子数最多
【答案】 D
【解析】 元素的非金属性越强，其电负性越大。元素的非金属性：F>O>N>S，元素的电负性：F>O>N>S，A错误；同一周期元素第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素原子核外电子能级分别处于全充满、半充满的稳定状态，其第一电离能比同一周期相邻元素的大，故这四种元素的第一电离能大小顺序：F>N>O>S，B错误；F没有正价，O无最高正价，C错误；基态原子核外未成对电子数：F原子只有1个，S原子和O原子均有2个，N原子有3个，所以题给物质涉及元素的基态原子中N原子未成对电子数最多，D正确。
9、根据下表中五种元素的电离能数据(单位：kJ·ml－1)，下列说法不正确的是( )
A.T的氯化物最可能的化学式为TCl3 B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C．在周期表中，最可能处于同一族的是R和U D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
【答案】 D
【解析】 当In＋1≫In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T最高价为＋3，A、C项正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。
10、下列有关元素性质的说法不正确的是( )
A．具有下列价电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4，电负性最大的是③
B．某主族元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·ml－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋
C．①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随原子序数增大而递增的是④
D．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
【答案】 A
【解析】 ①为铝元素，②为硅元素，③为磷元素，④为硫元素；同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，因此电负性最大的是④，A错误；第三电离能远大于第二电离能，所以是第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2＋，B正确；同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；①为硅元素，②为氮元素，③为碳元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确。
11、简答题
(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是___________________。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是______________________________________________。
(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]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)_______________(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是_________________________。
(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·ml－1，INi＝1 753 kJ·ml－1，ICu＞INi的原因是_________________________________________________________________。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________(填“大于”或“小于”)As。
(5)[2022·河北，17)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是________________，原因是_________________________________________________。
(6)[2022·全国甲卷，35]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是____________(填标号)，判断的根据是_________________________________；第三电离能的变化图是________(填标号)。
(7)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是________________。
(8)CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是________________。
(9)对于呋喃(和吡咯)所含的元素中，电负性最大的是________，最小的是________；第一电离能最大的是________
(10)砷与硒的第一电离能较大的是________。
(11)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。
(12)K3[Fe(CN)6]中所涉及的元素的基态原子核外未成对电子数最多的是____________，各元素的第一电离能由大到小的顺序为________________
(13)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________
(14)下图表示碳、硅和磷元素的四级电离能变化趋势，其中表示磷的曲线是________。
【答案】 (1)Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故原子核对外层电子的吸引力小，第一电离能更小 Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的2s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
大于 Zn原子价电子排布为3d104s2，全充满稳定结构，较难失电子，Cu为3d104s1，较易失电子。
铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
(4)大于 小于
(5)Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
(6)图a 同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b
(7)N>H>B (8)O>Ti>Ca (9)O H N (10)As或砷 (11)O
(12)Fe(铁) N>C>Fe>K (13)O>Ge>Zn (14)b
12、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：________________________。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________。
(3)、p两元素的部分电离能数据如下表：
表2
比较两元素的I2、I3可知，气态2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是________________________________________________________________________。
(4)第3周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是________(填图1中的序号)。
(5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________(填元素符号)。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量
(3)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定 (4)2 (5)Al
【解析】 (2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。(3)为Mn元素，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d轨道为半充满结构，相对比较稳定，其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d轨道再失去一个电子即为半充满结构，故其失去第3个电子比较容易。(4)第3周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素的单质中熔点最低的为氩气，其次为氯气，其中电负性最大的为氯。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。项目
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素性质
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
化合价
最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，
负化合价＝主族序数－8(H为－1价)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
金属性
①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
选项
实验目的
实验方案
A
证明非金属性S>C
将SO2气体通入NaHCO3溶液，生成CO2
B
证明金属性Fe>Cu
向CuSO4溶液中加入铁粉
C
证明非金属性Cl>S
向Na2S溶液中滴加盐酸
D
证明非金属性C>S
测同浓度Na2SO3与Na2CO3溶液的pH
E
证明金属性Mg>Al
测同浓度MgCl2与Al2(SO4)3溶液的pH
F
证明金属性Fe>Cu
将Fe、Cu分别与稀盐酸反应
G
证明非金属性Cl>Br
Cl2、Br2分别与H2反应
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1 500
7 700
10 500
元素
I1
I2
I3
I4
Yb(镱)
604
1 217
4 494
5 014
Lu(镥)
532
1 390
4 111
4 987
La(镧)
538
1 067
1 850
5 419
Ce(铈)
527
1 047
1 949
3 547
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
578
1 817
2 745
11 575
14 830
18 376
23 293
选项
条件
结论
A
若原子半径：X>Y
原子序数：XB
化合物XnYm中X显负价
元素的电负性：X>Y
C
若价电子数：X>Y
最高正价：X>Y
D
若X、Y最外层电子数分别为1、7
X、Y之间一定能形成离子键
电离能
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
I1/(kJ·ml－1)
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
元素
电离能/(kJ·ml－1)
p
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
【必备知识】
一、主族元素周期性变化规律
1、原子结构与元素性质
2、定性判断金属性、非金属性的一般方法
例1、根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)：
(1)金属性：K________Na________Mg；非金属性：F________O________S。
(2)碱性：Mg(OH)2________Ca(OH)2______KOH。
(3)酸性：HClO4________H2SO4________HClO。
(4)热稳定性：CH4________NH3________H2O。
(5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。
(6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。
【答案】 (1)> > > > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> < (6)> >
例2、下列实验方案设计合理的是 。
【答案】 BFG
二、电离能
(1)第一电离能概念：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小能量，通常用I1表示，单位：kJ·ml－1。
(2)规律
①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。第三周期主族元素第一电离能排序Na
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③过渡元素的第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加。
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④同种原子：逐级电离能越来越大(即I1
思考1：请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C小于O。
【解析】碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，第一电离能也小于氧。
思考2：为什么第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能反常，以Be和B、N和O为例。
【解析】Be的价电子排布式是2s2，为全充满结构，比较稳定，难失电子，而B的价电子排布为2s22p1，没有Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易， 第一电离能小。
N原子的价电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子，第一电离能大。
思考3：已知电离能：I2(Ti)＝1 310 kJ·ml－1，I2(K)＝3 051 kJ·ml－1。为什么I2(Ti)
例3、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·ml－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB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1s22s2
【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最大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。
例4、观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示＋3价的元素是____________(填元素名称)。
几种镧系元素的电离能(单位：kJ·ml－1)
【答案】镧
例5、同一短周期部分主族元素的第一电离能随原子序数递增的变化趋势如图所示，下列说法正确的是（ ）
A．a元素可能是Li或Na B．a→e元素的最高正化合价依次升高
C．c对应的元素可形成共价晶体 D．基态e原子的价层电子的轨道表示式为：（n=2或3）
【答案】C
【解析】a~e可能是Be、B、C、N、O，或Mg、Al、Si、P、S。其中O无最高正价，违背洪特规则。
三、电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强。
(2)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，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
(3)变化规律
①同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。
②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。
(4)应用
①判断元素金属性、非金属性强弱。
金属元素电负性越小，金属越活泼；非金属电负性越大，非金属越活泼。
②判断化学键的类型。
一般认为：如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。如Al与Cl的电负性差＜1.7，Al—Cl为共价键。
③判断元素在化合物中的价态。
共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。如ClO2中氯元素呈-2价。
例6、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14种元素的电负性：
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，确定镁元素电负性值的最小范围是________。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3 D．SiC
属于离子化合物的是________；属于共价化合物的是________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：______________________________________。
(3)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显______(填“正”或“负”)价，理由是__________________________。
【答案】(1)0.9～1.5
(2)A BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物
(3)负 Cl的电负性大于P，其原子形成化学键时吸引电子的能力强
【概念辨析】
1、元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。( )
2、元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强，碱性越强，金属性越强。( )
3、元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱。( )
4、元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强。( )
5、同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。( )
6、C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C。( )
7、钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。( )
8、电负性大小可以作为判断元素非金属性强弱的依据。（ ）
9、共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价。（ ）
10、电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属。（ ）
【答案】1.× 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7.× 8.√ 9.√ 10.×
【跟踪练习】
1、现有四种元素的基态原子的核外电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3； ③1s22s22p3； ④1s22s22p5
下列有关判断正确的是( )
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
【答案】 A
2、(2021·北京，4)下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是( )
A．酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3 B．碱性：KOH＞NaOH＞LiOH
C．热稳定性：H2O＞H2S＞PH3 D．非金属性：F＞O＞N
【答案】 A
3、(2019·全国I卷)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是（ ）
A．B．C．D．
【答案】 A
【解析】 3s轨道上有1个电子，失去此电子所需能量等于Mg的第二电离能，且s轨道电子的能量低，所需消耗的能量高。
4、(2022·广东，7)甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示。戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是( )
A．原子半径：丁＞戊＞乙 B．非金属性：戊＞丁＞丙
C．甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生 D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
【答案】 C
【解析】 甲～戊是短周期元素，戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸，则可能是硫酸或高氯酸，若是高氯酸，则戊为Cl，甲为N、乙为F、丙为P、丁为S；若是硫酸，则戊为S，甲为C、乙为O、丙为Si、丁为P。根据层多径大，同电子层结构核多径小原则，则原子半径：丁＞戊＞乙，故A正确；根据同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：戊＞丁＞丙，故B正确；甲的氢化物可能为氨气，也可能为甲烷、乙烷等，若是氨气，则遇氯化氢一定有白烟产生，若是甲烷、乙烷等，则遇氯化氢不反应，没有白烟生成，故C错误；丙的最高价氧化物对应的水化物可能是硅酸，也可能是磷酸，都能与强碱反应，故D正确。
5、下列说法正确的是( )
A．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
B．在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41
C．某主族元素的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·ml－1)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族
D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F
【答案】 B
【解析】 元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15＋12＋14＝41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。
6、类推是一种重要的学习方法，但如果不具体问题具体分析就会得出错误结论。下列类推结论正确的是( )
A．SiH4的熔、沸点比CH4高，则PH3的熔、沸点比NH3高
B．H2O比NH3稳定，则H2S也比NH3稳定
C．F2在暗处遇H2即爆炸，I2在暗处遇H2也爆炸
D．同族元素有Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2，Pb(OH)4的碱性也应强于Sn(OH)4
【答案】 D
【解析】 由于NH3分子间存在氢键，导致PH3的熔、沸点比NH3的低，A项错误；元素的非金属性越强，其对应简单氢化物的稳定性越强，非金属性：O>N，则H2O比NH3稳定，而非金属性：O>S，则无法通过类推比较H2S与NH3的稳定性，B项错误；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，F2在暗处遇H2即爆炸，但I2在暗处遇H2几乎不反应，C项错误；同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强，金属性：Ca>Mg，则同族元素对应的最高价氧化物的水化物Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2的碱性，同理，金属性：Pb>Sn，所以Pb(OH)4的碱性也应强于Sn(OH)4，D项正确。
7、已知X、Y是短周期的两种主族元素，下列有关比较或说法中一定正确的是( )
【答案】 B
【解析】 若X、Y位于同周期时，原子半径：X>Y，则原子序数：X
8、我国科研人员发现了一种安全、高效的点击化学试剂FSO2N3，下列有关元素F、O、N的说法正确的是( )
A．电负性：F>N>O>S B．第一电离能：F>S>O>N
C．最高正价：F>S＝O>N D．以上物质涉及元素的原子中，N原子的基态原子核外未成对电子数最多
【答案】 D
【解析】 元素的非金属性越强，其电负性越大。元素的非金属性：F>O>N>S，元素的电负性：F>O>N>S，A错误；同一周期元素第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素原子核外电子能级分别处于全充满、半充满的稳定状态，其第一电离能比同一周期相邻元素的大，故这四种元素的第一电离能大小顺序：F>N>O>S，B错误；F没有正价，O无最高正价，C错误；基态原子核外未成对电子数：F原子只有1个，S原子和O原子均有2个，N原子有3个，所以题给物质涉及元素的基态原子中N原子未成对电子数最多，D正确。
9、根据下表中五种元素的电离能数据(单位：kJ·ml－1)，下列说法不正确的是( )
A.T的氯化物最可能的化学式为TCl3 B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C．在周期表中，最可能处于同一族的是R和U D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
【答案】 D
【解析】 当In＋1≫In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T最高价为＋3，A、C项正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。
10、下列有关元素性质的说法不正确的是( )
A．具有下列价电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4，电负性最大的是③
B．某主族元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·ml－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋
C．①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随原子序数增大而递增的是④
D．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
【答案】 A
【解析】 ①为铝元素，②为硅元素，③为磷元素，④为硫元素；同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，因此电负性最大的是④，A错误；第三电离能远大于第二电离能，所以是第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2＋，B正确；同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；①为硅元素，②为氮元素，③为碳元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确。
11、简答题
(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是___________________。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是______________________________________________。
(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]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)_______________(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是_________________________。
(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·ml－1，INi＝1 753 kJ·ml－1，ICu＞INi的原因是_________________________________________________________________。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________(填“大于”或“小于”)As。
(5)[2022·河北，17)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是________________，原因是_________________________________________________。
(6)[2022·全国甲卷，35]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是____________(填标号)，判断的根据是_________________________________；第三电离能的变化图是________(填标号)。
(7)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是________________。
(8)CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是________________。
(9)对于呋喃(和吡咯)所含的元素中，电负性最大的是________，最小的是________；第一电离能最大的是________
(10)砷与硒的第一电离能较大的是________。
(11)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。
(12)K3[Fe(CN)6]中所涉及的元素的基态原子核外未成对电子数最多的是____________，各元素的第一电离能由大到小的顺序为________________
(13)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________
(14)下图表示碳、硅和磷元素的四级电离能变化趋势，其中表示磷的曲线是________。
【答案】 (1)Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故原子核对外层电子的吸引力小，第一电离能更小 Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的2s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
大于 Zn原子价电子排布为3d104s2，全充满稳定结构，较难失电子，Cu为3d104s1，较易失电子。
铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
(4)大于 小于
(5)Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
(6)图a 同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b
(7)N>H>B (8)O>Ti>Ca (9)O H N (10)As或砷 (11)O
(12)Fe(铁) N>C>Fe>K (13)O>Ge>Zn (14)b
12、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：________________________。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________。
(3)、p两元素的部分电离能数据如下表：
表2
比较两元素的I2、I3可知，气态2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是________________________________________________________________________。
(4)第3周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是________(填图1中的序号)。
(5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是__________(填元素符号)。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量
(3)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定 (4)2 (5)Al
【解析】 (2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。(3)为Mn元素，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d轨道为半充满结构，相对比较稳定，其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d轨道再失去一个电子即为半充满结构，故其失去第3个电子比较容易。(4)第3周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素的单质中熔点最低的为氩气，其次为氯气，其中电负性最大的为氯。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。项目
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素性质
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
化合价
最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，
负化合价＝主族序数－8(H为－1价)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
金属性
①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
选项
实验目的
实验方案
A
证明非金属性S>C
将SO2气体通入NaHCO3溶液，生成CO2
B
证明金属性Fe>Cu
向CuSO4溶液中加入铁粉
C
证明非金属性Cl>S
向Na2S溶液中滴加盐酸
D
证明非金属性C>S
测同浓度Na2SO3与Na2CO3溶液的pH
E
证明金属性Mg>Al
测同浓度MgCl2与Al2(SO4)3溶液的pH
F
证明金属性Fe>Cu
将Fe、Cu分别与稀盐酸反应
G
证明非金属性Cl>Br
Cl2、Br2分别与H2反应
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1 500
7 700
10 500
元素
I1
I2
I3
I4
Yb(镱)
604
1 217
4 494
5 014
Lu(镥)
532
1 390
4 111
4 987
La(镧)
538
1 067
1 850
5 419
Ce(铈)
527
1 047
1 949
3 547
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
578
1 817
2 745
11 575
14 830
18 376
23 293
选项
条件
结论
A
若原子半径：X>Y
原子序数：X
化合物XnYm中X显负价
元素的电负性：X>Y
C
若价电子数：X>Y
最高正价：X>Y
D
若X、Y最外层电子数分别为1、7
X、Y之间一定能形成离子键
电离能
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
I1/(kJ·ml－1)
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
元素
电离能/(kJ·ml－1)
p
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
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