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第2讲　元素周期表　元素周期律
复习目标
1．了解元素周期表的结构及应用。
2.根据原子核外电子排布规律认识元素周期表的结构与分区。
3.掌握元素周期律的实质。
4.了解电离能、电负性的概念，并能掌握其递变规律与应用。
5.掌握同周期、同主族元素金属性、非金属性的递变规律，并能对陌生元素性质进行简单预测。
考点一　元素周期表
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一、原子结构与周期表的关系
1．原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则
(1)把电子层数目相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。
(2)把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵列，共有18个纵列。
3．原子核外电子排布与周期表的关系
周期 元素种数 每周期第一个元素 每周期最后一个元素
原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的电子排布式
一 2 1 1s1 2 1s2
二 8 3 [He]2s1 10 [He]2s22p6
三 8 11 [Ne]3s1 18 [Ne]3s23p6
四 18 19 [Ar]4s1 36 [Ar]3d104s24p6
五 18 37 [Kr]5s1 54 [Kr]4d105s25p6
六 32 55 [Xe]6s1 86 —
七 32 87 [Rn]7s1 118 —
每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。
4．各族元素的价层电子排布特点
(1)主族
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2
主族 ⅤA ⅥA ⅦA —
排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5 —
(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。
(3)过渡元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
二、元素周期表的结构
1．元素周期表的周期与族的划分
(1)周期(7个横行，7个周期)
短周期 长周期
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
元素种数 2 8 8 18 18 32 32
0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118
(2)族(18个纵列，16个族)
①主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族：ⅠA～ⅦA族。
②副族：仅由长周期元素组成的族：ⅢB～ⅦB族、Ⅷ族(包括8、9、10三个纵列)、ⅠB～ⅡB族。
③0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。
2．元素周期表的分区
(1)按元素性质分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
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②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区(如上图)。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)按核外电子排布特点分区
①周期表的分区
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②各区元素原子价层电子排布特点
分区 元素分布 价层电子排布
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外)
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
3.元素周期表的应用
(1)为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。
(2)启发人们在一定区域内寻找新物质
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INCLUDEPICTURE "C:\\Users\\Administrator\\AppData\\Roaming\\Microsoft\\Word\\误点查正.TIF" \* MERGEFORMAT 　请指出下列各说法的错因
(1)最外层电子数是2的元素，都是第ⅡA族元素。
错因：He是最外层电子数为2的元素，但属于零族。
(2)价层电子排布为5s25p3的元素位于第五周期第ⅢA族，是p区元素。
错因：价层电子排布为5s25p3的元素位于第五周期第ⅤA族。
(3)包含元素种类最多的族是ⅠA族。
错因：含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。
(4)每个周期都是从碱金属开始到稀有气体结束。
错因：第一周期从H元素开始。
(5)元素周期表中镧系、锕系都占据同一格，它们都是同位素。
错因：同位素是同种元素的不同原子，要求质子数相同而质量数不同，显然，镧系、锕系不符合。
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1．元素周期表中元素位置的确定
(1)由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中的位置
确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝x。
例如：①35号元素(最邻近的是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素；②87号元素(最邻近的是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。
(2)根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
电子排布式价层电子排布式
2．同主族元素的原子序数差的关系
(1)位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA族、第ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数。
(2)位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。例如，氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)。
3．同周期两相邻主族元素的原子序数差可能为1或11(第四、五周期的第ⅡA族和第ⅢA族)或25(第六、七周期的第ⅡA族和第ⅢA族)。
4．含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素，所含元素形成化合物种类最多的族为第ⅣA族。
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角度一　原子结构与周期表的关系
1．若某原子处于能量最低状态时，价层电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是(　　)
A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子
B．该元素位于周期表的第五周期第ⅢB族
C．该元素原子的M能层共有8个电子
D．该元素原子最外层共有1个电子，位于ds区
答案　B
2．具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是(　　)
A．两种原子的电子层上全部都是s电子
B．3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上只有一个未成对电子的原子
C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子
D．原子核外M层上的s能级和p能级都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的两种原子
答案　B
INCLUDEPICTURE "C:\\Users\\Administrator\\AppData\\Roaming\\Microsoft\\Word\\易错提醒.TIF" \* MERGEFORMAT 对价层电子认识的误区
(1)价层电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价层电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。
(2)同一族元素的价层电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价层电子排布也不相同。
角度二　元素周期表的结构
3．下列有关元素周期表分区的说法正确的是(　　)
A．s区全部是金属元素
B．p区全部是非金属元素
C．d区内元素原子的价层电子排布必为(n－1)d1～10ns2
D．除ds区外，以最后填入电子的能级符号作为区的名称
答案　D
4.已知X、Y、Z三种主族元素在元素周期表中的位置如图所示，设X的原子序数为a。则下列说法不正确的是(　　)
INCLUDEPICTURE "C:\\Users\\Administrator\\AppData\\Roaming\\Microsoft\\Word\\105HX双33.TIF" \* MERGEFORMAT
A．Y与Z的原子序数之和可能为2a
B．Y的原子序数可能为a－17
C．Z的原子序数可能为a＋31
D．X、Y、Z一定为短周期元素
答案　D
解析　由于X、Y、Z均为主族元素，结合其位置关系和元素周期表的结构，可推断Y元素一定不在第一周期，即X、Y、Z不可能都在短周期，D错误。
5．下列有关元素周期表结构的说法中正确的是(　　)
A．原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表第ⅡA族
B．同周期两相邻主族元素的原子序数之差一定为1
C．某元素原子核外的电子数为63，则它是第六周期副族元素
D．除短周期外，其他周期均为18种元素，副族没有非金属元素
答案　C
INCLUDEPICTURE "C:\\Users\\Administrator\\AppData\\Roaming\\Microsoft\\Word\\方法规律.TIF" \* MERGEFORMAT 直接相邻的“┳”型、“┻”型、“＋”型原子序数关系
考点二 元素周期律
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1．元素周期律
(1)元素周期律的定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
(2)元素周期律的实质：元素原子核外电子排布的周期性变化的结果。
2．电离能
(1)第一电离能：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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。
(2)规律
①同周期：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，从左到右总体呈现增大的变化趋势。同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg>Al，P>S。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐变小。
③同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即I13．电负性
(1)含义
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)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，得出了各元素的电负性。
(3)规律
①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。
②一般来说，同一周期，从左至右，元素电负性逐渐变大，同一主族，从上至下，元素电负性逐渐变小。
4．主族元素性质的周期性变化规律
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
原子结构 最外层电子数 从1到7(第一周期除外) 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
元素的性质 主要化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)；最低负化合价由－4→－1 相同，最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数(O、F除外)
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
5.元素周期律的应用
(1)预测同主族元素的性质：如碱金属元素的一般性质。
原子结构与性质 相同点 最外层上都只有1个电子具有相似的化学性质
不同点 从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大从Li到Cs金属性逐渐增强
物理性质 相同点 碱金属除Cs略带金色光泽外，其他都是银白色有金属光泽的固体，密度较小，硬度较小，熔、沸点较低，导电、导热性很好
递变性 从Li→Cs密度逐渐增大(K反常)，熔、沸点逐渐降低
化学性质 与O2等非金属的反应 碱金属都能与O2等非金属反应，锂、钠与O2反应的化学方程式为：4Li＋O22Li2O2Na＋O2Na2O2K、Rb、Cs与O2反应生成比过氧化物结构更复杂的物质
与H2O的反应 碱金属单质与水均能发生反应，生成氢氧化物和氢气。反应的化学方程式可表示为(用M代表碱金属)2M＋2H2O===2MOH＋H2↑，但反应的剧烈程度不同：从Li→Cs反应越来越剧烈，证明它们的金属性逐渐增强
(2)比较不同周期、不同主族元素的性质：如金属性Mg>Al、Ca>Mg，则金属性Ca>Al，碱性Ca(OH)2>Al(OH)3。
(3)推测未知元素的某些性质
①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。
②已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为黑色固体，与氢很难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。
INCLUDEPICTURE "C:\\Users\\Administrator\\AppData\\Roaming\\Microsoft\\Word\\误点查正.TIF" \* MERGEFORMAT 　请指出下列各说法的错因
(1)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。
错因：同周期主族元素的阴离子半径大于阳离子半径，如：r(N3－)>r(Li＋)。
(2)根据最高正化合价与族序数的关系可知，氧元素的最高正价为＋6价。
错因：氧元素一般无正价。
(3)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。
错因：第三周期非金属元素最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。
(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。
错因：非金属性、金属性强弱与原子得失电子数目无关，只与得失电子的难易程度有关。
(5)两元素原子电负性差值大于1.7时，一定形成离子键。
错因：两元素原子电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，也可能形成共价键，如HF。
(6)根据元素周期律，氮与氧、镁与铝相比，都是后者的第一电离能大。
错因：N的3p轨道半充满，Mg的3s轨道全充满，与同周期相邻元素比，第一电离能较大。
(7)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。
错因：元素的电负性大，第一电离能不一定大。如电负性：NO。
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1．元素金属性、非金属性的比较
金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法 ①元素在周期表中的位置：同周期左边或同主族下方元素的金属性强②在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强③单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强⑤单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强⑥若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断方法 ①元素在周期表中的位置：同周期右边或同主族上方元素的非金属性强②与H2化合越容易，最简单气态氢化物越稳定，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④单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强⑤若A＋Bn－―→Am－＋B，则A的非金属性强于B
2.电离能的应用
(1)判断元素金属性的强弱
第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
(2)判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)
如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
(3)判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素原子的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
3．电负性的应用
(1)一般来说，若两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；若两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。共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
(2)电负性大的元素在化合物中易呈现负价，电负性小的元素在化合物中易呈现正价。
4．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素有些性质是相似的，如：
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角度一　元素性质递变规律
1．已知短周期主族元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是(　　)
A．原子序数：D>C>B>A
B．原子半径：B>A>C>D
C．离子半径：C3－>D－>A2＋>B＋
D．氧化性：A2＋>B＋，还原性：C3－答案　B
2．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．最高价氧化物对应水化物的碱性：LiOH>NaOH
D．原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F
答案　B
INCLUDEPICTURE "C:\\Users\\Administrator\\AppData\\Roaming\\Microsoft\\Word\\规律方法.TIF" \* MERGEFORMAT 粒子半径大小的比较方法
(1)先比较电子层数，电子层数越多，微粒半径越大。
(2)若电子层数相同，则原子序数越大，微粒半径越小(序大径小)。
(3)若电子层数、原子序数都相同，则电子数多的微粒半径大。
角度二　元素金属性、非金属性强弱的判断
3．下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是(　　)
A．将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C
B．Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度，说明S的非金属性强于Si
C．Na与冷水反应剧烈，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg
D．Fe投入CuSO4溶液中，能置换出Cu，说明Fe的金属性比Cu的强
答案　A
4．元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如图所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是(　　)
A．非金属性：ZB．R与Q的电子数相差26
C．气态氢化物稳定性：RD．最高价氧化物对应的水化物的酸性：T答案　B
角度三　电离能、电负性的比较与应用
5．已知元素X、Y同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　)
A．X的原子序数一定大于Y
B．第一电离能Y一定小于X
C．X和Y在形成化合物时，X显负价、Y显正价
D．气态氢化物的稳定性：HmX大于HnY
答案　B
6．(1)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为____________，第一电离能由大到小的顺序为____________。
(2)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示。
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
铜 746 1958
锌 906 1733
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是______________________________________________
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案　(1)Br>Se>As　Br>As>Se
(2)Cu失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d10的Cu＋，能量较低，结构稳定，所以Cu的第二电离能相对较大(或Zn失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d104s1的Zn＋，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小)
角度四　元素周期表、元素周期律的应用
7．下列关于ⅡA族元素性质预测正确的是(　　)
A．Ra(OH)2和Mg(OH)2类似，二者均难溶于水
B．RaSO4和BaSO4类似，二者均难溶于水
C．Sr在常温下不能和冷水反应
D．依据对角线规则，Be的性质和Al类似，Be(OH)2和NaOH反应可生成NaBeO2
答案　B
8．1869年门捷列夫把当时已知的元素根据物理、化学性质进行排列，准确预留了甲、乙两种未知元素的位置，并预测了二者的相对原子质量，部分原始记录如图。下列说法不正确的是(　　)
A．元素甲比Al的最高价氧化物的水化物的碱性弱
B．原子半径：甲>乙>Si
C．元素乙位于现行元素周期表第四周期第ⅣA族
D．推测乙可以用作半导体材料
答案　A
解析　由题图可知，甲为Ga(镓)，乙为Ge(锗)，甲(Ga)与铝为同主族上下相邻两元素，其最高价氧化物的水化物的碱性比铝强。
高考真题演练
1．(2022·江苏高考)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是(　　)
A．半径大小：r(Al3＋)B．电负性大小：χ(F)<χ(O)
C．电离能大小：I1(O)D．碱性强弱：NaOH答案　A
2．(2022·辽宁高考)短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大。基态X、Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主族。下列说法错误的是(　　)
A．X能与多种元素形成共价键
B．简单氢化物沸点：Z＜Q
C．第一电离能：Y＞Z
D．电负性：W＜Z
答案　B
解析　短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大，W简单离子在同周期离子中半径最小，说明W为第三周期元素Al。短周期元素的基态原子中有两个单电子，可分类讨论：①为第二周期元素时，最外层电子排布为2s22p2或2s22p4，即C或O；②为第三周期元素时，最外层电子排布为3s23p2或3s23p4，即Si或S。Q与Z同主族，结合原子序数大小关系可知，X、Z、Q分别为C、O和S，则Y为N。Z和Q形成的简单氢化物为H2O和H2S，由于H2O分子间能形成氢键，故H2O沸点高于H2S，B错误。
3．(2022·全国乙卷)化合物(YW4X5Z8·4W2Z)可用于电讯器材、高级玻璃的制造。W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增加，且加和为21。YZ2分子的总电子数为奇数，常温下为气体。该化合物的热重曲线如图所示，在200 ℃以下热分解时无刺激性气体逸出。下列叙述正确的是(　　)
A．W、X、Y、Z的单质常温下均为气体
B．最高价氧化物的水化物酸性：YC．100～200 ℃阶段热分解失去4个W2Z
D．500 ℃热分解后生成固体化合物X2Z3
答案　D
解析　W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增加，且加和为21。在200 ℃以下热分解时无刺激性气体逸出，再结合化合物的组成可推知失去的是水，即W为H，Z为O；YZ2分子的总电子数为奇数，常温下为气体，则Y为N，X为B。X(B)的单质常温下为固体，故A错误；最高价氧化物的水化物酸性：X(H3BO3)＜Y(HNO3)，故B错误；根据前面已知200 ℃以下热分解时失去的是水，若100～200 ℃阶段热分解失去4个H2O，则质量保留百分数＝×100%≈73.6%，故C错误；化合物(NH4B5O8·4H2O)在500 ℃热分解后若生成固体化合物X2Z3(B2O3)，根据硼原子守恒，得到关系式2(NH4B5O8·4H2O)～5B2O3，则固体化合物B2O3质量分数为×100%≈64.1%，故D正确。
4．(2022·辽宁高考)下列类比或推理合理的是(　　)
已知 方法 结论
A 沸点：Cl2＜Br2＜I2 类比 沸点：H2＜N2＜O2
B 酸性：HClO4＞HIO4 类比 酸性：HCl＞HI
C 金属性：Fe＞Cu 推理 氧化性：Fe3＋＜Cu2＋
D Ksp：Ag2CrO4＜AgCl 推理 溶解度：Ag2CrO4＜AgCl
答案　A
解析　非金属元素最高价含氧酸的酸性与非金属性有关，元素的非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，所以酸性：HClO4＞HIO4，酸性：HCl5．(2021·北京高考)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
6．(2020·全国卷Ⅰ)1934年约里奥 居里夫妇在核反应中用α粒子(即氦核He)轰击金属原子X，得到核素Y，开创了人造放射性核素的先河：X＋He→Y＋n。其中元素X、Y的最外层电子数之和为8。下列叙述正确的是(　　)
A.X的相对原子质量为26 B．X、Y均可形成三氯化物
C．X的原子半径小于Y的 D．Y仅有一种含氧酸
答案　B
解析　原子轰击实验中，满足质子和质量数守恒，因此W＋4＝30＋1，则W＝27，X与Y原子之间质子数相差2，因X元素为金属元素，Y的质子数比X大，则Y与X位于同一周期，且Y位于X右侧，且元素X、Y的最外层电子数之和为8，设X最外层电子数为a，则Y的最外层电子数为a＋2，解得a＝3，因此X为Al，Y为P。Al的质量数为27，则该原子相对原子质量为27，故A错误；Al元素可形成AlCl3，P元素可形成PCl3，故B正确；Al原子与P原子位于同一周期，且Al原子序数小于P原子序数，故原子半径Al>P，故C错误；P的含氧酸有H3PO4、H3PO3、H3PO2等，故D错误。
7．(1)(2022·全国甲卷节选)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)。
(2)(2021·福建高考节选)N、O、S的第一电离能(I1)大小为I1(N)>I1(O)>I1(S)，原因是_____________________________________________________。
答案　(1)a　同一周期从左至右第一电离能的总体趋势是增大的，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　b
(2)N原子2p轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O、S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子
课时作业
[建议用时：40分钟]
选择题(每小题只有1个选项符合题意)
1．(2022·天津市河北区高三质量检测)下列叙述正确的是(　　)
A．第一电离能：LiB．CO2、N2O5、SO2均为酸性氧化物
C．通过比较酸性H2CO3D．第三周期主族元素，离子半径随原子序数的增大而减小
答案　B
解析　同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小，A错误；H2SO3不是硫的最高价氧化物对应的水化物，不能根据酸性强弱判断非金属性强弱，C错误；第三周期主族元素的离子半径由大到小的关系是P3－＞S2－＞Cl－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，D错误。
2．(2022·华南师大附中高三综合测试)中国化学会遴选了118名青年化学家作为“元素代言人”组成“中国青年化学家元素周期表”。元素Po(钋)与S同主族，由暨南大学陈填烽代言，其原子序数为84。下列说法正确的是(　　)
A．210Po是一种核素
B．原子半径：Po＜S
C．Po位于元素周期表的第五周期
D．PoO2只有还原性
答案　A
3．下列事实不能用元素周期律解释的是(　　)
A．NaOH的碱性强于Al(OH)3
B．Mg与热水能反应，Al与热水很难反应
C．H2O的稳定性强于H2S
D．HClO4的酸性强于HBrO
答案　D
4．下列叙述正确的是(　　)
A．铅位于元素周期表中金属元素与非金属元素交界处，可作半导体材料
B．若存在简单阴离子R2－，则R一定属于第ⅥA族元素
C．S和Se属于第ⅥA族元素，H2S的还原性比H2Se的强
D．最外层电子数为1的元素一定属于碱金属元素
答案　B
解析　A项，Pb不位于金属元素与非金属元素交界处，不可作半导体材料，错误；C项，H2S的还原性比H2Se的弱，错误；D项，H不属于碱金属元素，错误。
5．下列说法中不正确的是(　　)
A．镧系、锕系元素都在f区
B．s区的元素都是活泼的金属元素
C．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素
D．稀有气体全都位于p区
答案　B
6.元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的性质具有相似性，这种规律被称为“对角线规则”。则下列叙述不正确的是(　　)
A．Li在N2中燃烧生成Li3N
B．Li在空气中燃烧生成Li2O2
C．Be(OH)2既能溶于强酸又能溶于强碱溶液
D．硼酸钠溶液显碱性
答案　B
7．X、Y、Z均为短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分别为X2－和Z－，Y＋和Z－具有相同的电子层结构。下列说法正确的是(　　)
A．原子最外层电子数：X>Y>Z
B．单质沸点：X>Y>Z
C．离子半径：X2－>Y＋>Z－
D．原子序数：X>Y>Z
答案　D
解析　根据题中信息可确定X、Y、Z分别为S、Na和F。原子最外层电子数：F>S>Na，A错误；单质沸点：Na>S>F2，B错误；离子半径：S2－>F－>Na＋，C错误。
8．下列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>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>③＝②>①
答案　A
9．元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如图所示，其中元素Z位于第四周期，W、X、Y原子的最外层电子数之和为18，下列说法正确的是(　　)
W
X Y
Z
A.最简单氢化物沸点：Y>W
B．原子半径的大小：Z>Y>X
C．氧化物的水化物的酸性：WD．推测Z单质是半导体材料，Z与Y可形成化合物ZY4
答案　D
解析　设W的最外层电子数目为a，则有a＋(a＋1)＋(a＋2)＝18，解得a＝5，结合四种元素在周期表中的相对位置可知，W、X、Y、Z分别为氮元素、硫元素、氯元素、锗元素。
10．(2022·南京、盐城高三一模)部分短周期元素的原子半径及主要化合价如表所示。
元素 X Y Z W T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.102 0.071 0.099
主要化合价 ＋2 ＋3 ＋6、－2 －1 －1
下列有关说法正确的是(　　)
A．元素Y的第一电离能比X的大
B．元素Z的电负性比W的大
C．元素W的简单气态氢化物沸点比T的高
D．元素T的氧化物对应水化物的酸性一定比Z的强
答案　C
解析　Z有＋6价和－2价，则Z为S元素；W和T的主要化合价均为－1，W的原子半径小于T，则W为F元素，T为Cl元素；X、Y的原子半径均大于S，X的主要化合价为＋2，则X为Mg元素，Y的主要化合价为＋3，则Y为Al元素。Mg的3s轨道处于全满的稳定状态，所以Mg的第一电离能比相邻的Al大，A错误；元素周期表中F的电负性最大，B错误；HF可以形成分子间氢键，故沸点比HCl高，C正确；非金属性：Cl>S，所以最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>H2SO4，但Cl还有HClO等含氧酸，HClO的酸性弱于H2SO4，D错误。
11.第三周期元素X、Y、Z、W的最高价氧化物溶于水可得四种溶液，常温下，0.01 mol/L的这四种溶液pH与该元素原子半径的关系如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A．简单离子半径：Y>Z>W>X
B．W的单质在常温下是黄绿色气体
C．气态氢化物的稳定性：W>Z>Y
D．X和Y的最高价氧化物对应的水化物恰好中和时，溶液中的微粒共有4种
答案　D
解析　常温下，第三周期元素中，X的最高价氧化物水化物的溶液pH为12，氢氧根离子浓度为0.01 mol/L，故为一元强碱，则X为Na元素；Y、W、Z的最高价氧化物对应水化物的溶液pH均小于7，均为酸，W的最高价含氧酸溶液中氢离子浓度为0.01 mol/L，故为一元强酸，则W为Cl元素；相同浓度的最高价含氧酸溶液中，Z对应的酸性比W的强、Y对应的酸性比W的弱，而原子半径：Y>Z>Cl，SiO2不溶于水，故Z为S元素，Y为P元素。
12．(2022·山东烟台、德州高三一模)一种由短周期主族元素组成的抗病毒化合物的结构如图所示，其中Q、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，Q为元素周期表中原子半径最小的，Y原子最外层电子数是Z原子电子层数的三倍。下列说法正确的是(　　)
A．第一电离能：X>Y>W
B．Y的氢化物只含有极性键
C．Q、X、Y只能形成共价化合物
D．W、X、Y、Z四种元素形成的简单氢化物中Z的沸点最高
答案　A
解析　Q为元素周期表中原子半径最小的，故Q为H，Y原子最外层电子数是Z原子电子层数的三倍，Z只能含有2个电子层，则Y的最外层电子数为6，由原子序数Y＜Z及成键数目可得Y为O、Z为F，根据题图可知W形成4个共价键，且原子序数小于O，则W为C元素，X形成3个共价键，且原子序数介于C、O之间，则X为N元素。
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有五种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所示：
元素 结构、性质等信息
A 是短周期元素(稀有气体元素除外)中原子半径最大的元素，含该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂
B 与A同周期，其最高价氧化物对应的水化物呈两性
C 其气态氢化物极易溶于水，液态时常用作制冷剂
D 海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中的杀菌消毒剂
E 元素原子的2p轨道上有2对成对电子
请根据表中信息回答下列问题：
(1)A元素原子的核外电子排布式为____________________，D元素原子的核外价层电子轨道表示式为__________________。
(2)B元素在元素周期表中的位置为______________；离子半径________(填“>”或“<”)A。
(3)C元素最外层电子有________个未成对电子，能量最高的电子排布在________轨道上，该轨道的形状是________。
(4)C、E元素的第一电离能的大小关系是________(用元素符号表示)。
(5)已知CD3分子中D元素显－1价，则该情况下，C、D元素的电负性大小关系是________(用元素符号表示)。
答案　(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)　　(2)第三周期ⅢA族　<
(3)3　2p　哑铃形　(4)F>N　(5)N30

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