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基础课时5　元素周期律
学习目标　1.认识元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。2.能明确电离能、电负性的含义和应用，能列举元素周期律的应用。
一、原子半径
1.影响因素
2.递变规律
1.下列元素的原子半径最小的是(　　)
A.Na B.Mg
C.Al D.Cl
答案　D
解析　同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，Cl原子半径最小，故选D。
2.下列有关粒子半径的大小比较错误的是(　　)
A.K>Na>Li B.Na＋>Mg2＋>Al3＋
C.Mg2＋>Na＋>F－ D.Cl－>F－>F
答案　C
解析　同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大，A项正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，B项正确；半径大小应为Mg2＋F－，F－比F多一个电子，故半径：F－>F，D项正确。
3.(2023·上海宝山中学高二检测)下列微粒半径大小关系正确的是(　　)
A.F>Cl>Br>I
B.NaC.NaD.O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋
答案　D
解析　A错，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；B错，同周期元素，从左到右，原子半径依次减小，原子半径由大到小的顺序为Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl；C错，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；D对，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、氯离子、钠离子、镁离子、铝离子。
4.具有下列电子排布式的基态原子中，半径最大的是(　　)
A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p2
答案　D
解析　由基态原子的核外电子排布式可以确定A项为Cl，B项为N，C项为C，D项为 Si，根据同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，可知Si的原子半径最大，故选D。
【题后归纳】
1.原子半径大小的比较
(1)同周期：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。
2.离子半径大小的比较
(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。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
(2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。
二、电离能
1.第一电离能
定义：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。
符号：I1。单位：kJ·mol－1。
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)周期性变化图示
(2)同周期元素
变化规律：碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右元素的第一电离能在整体上呈现从小到大的变化趋势。
变化原因：同周期元素，原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减小，电离出电子越来越困难，元素的第一电离能整体呈增大趋势。
(3)同主族元素
变化规律：自上而下第一电离能逐渐减小。
变化原因：同族元素，原子的电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子能力逐渐增强，电离出电子越来越容易，元素的第一电离能逐渐减小。
3.电离能的意义
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，元素金属性越强。
1.下列各组元素中按元素的第一电离能逐渐降低的顺序排列的是(　　)
A.Li　Na　K B.Be　B　C
C.S　P　Si D.N　O　F
答案　A
解析　Li、Na、K的第一电离能逐渐降低，A项正确；B的第一电离能小于C的第一电离能，B 项错误；P原子的3p轨道半充满，较为稳定，P的第一电离能大于其同周期相邻元素的第一电离能，C项错误；N原子的3p轨道半充满，较为稳定，N的第一电离能大于O的第一电离能，D项错误。
2.下列说法正确的是(　　)
A.第三周期所含有元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
答案　A
解析　同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，A项符合题意，C项不符合题意；由于Mg的价层电子排布为3s2，而Al的价层电子排布为3s23p1，故铝的第一电离能小于Mg的，B项不符合题意；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D项不符合题意。
3.下列关于元素电离能的说法不正确的是(　　)
A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C.最外层电子排布为ns2np6(若只有 K 层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D.对于同一元素而言，原子的电离能 I1 答案　B
解析　钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，故A正确；同一周期主族元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能一般第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素，故B错误；最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，失去电子较难，所以其第一电离能较大，故C正确；对于同一元素来说，原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D正确。
4.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。如下图所示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。
请回答以下问题：
(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar八种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
(2)从上图分析可知，同 一主族元素的第一电离能(I1)变化规律是____________。
(3)上图中5号元素在元素周期表中的位置是____________。
答案　(1)
(2)从上到下依次减小
(3)第三周期第ⅤA族
解析　(1)根据处于全充满、半充满时稳定性强可知Na～Ar元素中，Mg(3s2)比Na(3s1)、Al(3s23p1)失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量大，P(3s23p3)比Si(3s23p2)、S(3s23p4)失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量大，因此图像为；(2)同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下，随着原子核外电子层数的增加，第一电离能依次减小；(3)上图中5号元素是15号元素P，其在周期表中的位置是第三周期第ⅤA族。
【题后归纳】
1.同周期的电离能曲线呈现锯齿状的解释
(1)Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常，是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。
(2)N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常，原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态，能量较低，电子难以失去，第一电离能偏大。
(3)在所有元素中，He的第一电离能最大。
2.电离能的应用
(1)逐级电离能
原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷而对电子的吸引更强，从而逐级电离能越来越大。当逐级电离能突然变大时，说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
(2)电离能的应用
①判断元素的金属性、非金属性强弱：主族元素中，第一电离能越大，元素的非金属性越强；第一电离能越小，元素的金属性越强。
②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如Al的第一、第二、第三电离能差距不大，而与第四电离能差别很大，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子。
三、电负性
1.电负性
(1)键合电子
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)定义
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
(3)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，得出了各元素的电负性。
(4)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键合电子的能力强，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。
2.电负性的周期性变化
(1)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
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，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。
[特别提醒]　(1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
(2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。
1.下列对电负性的理解不正确的是(　　)
A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
C.根据电负性的大小，可判断化合物XY中两元素化合价的正负
D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构有关
答案　B
解析　电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准，A 项正确。部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性，如 Au(金)的电负性为2.4，B(硼)的电负性为2.0，B项错误。元素的电负性越大，则元素的非金属性越强，反之则元素的金属性越强，故在化合物 XY 中电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价，C项正确。一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D项正确。
2.下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是(　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
答案　A
解析　A、B、C、D项依次为O、P、Si、Ca，O的非金属性最强，电负性最大。
3.下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是(　　)
A.K>Na>Li B.F>O>S
C.As>P>N D.C>N>O
答案　B
解析　A、C两项中元素电负性的排序与同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律不符，不符合题意；B项中元素电负性的排序与同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大的规律相符，符合题意；D项中元素电负性的排序与同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大的规律不符，不符合题意。
4.下列图示中纵坐标表示元素的电负性数值，横坐标表示同一主族的5种元素的原子序数的是(　　)
答案　B
解析　同主族元素自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力减小，元素的电负性减小，即同主族元素随原子序数的增大，电负性减小，选项中符合变化规律的为B中所示图像。
A级　合格过关练
选择题只有1个选项符合题意
(一)原子半径
1.X元素的简单阳离子和Y元素的简单阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确的是(　　)
A.简单离子半径：X>Y
B.原子半径：XC.原子序数：XD.原子最外层电子数：X答案　D
解析　具有相同核外电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，由题意可知：X 元素的核电荷数大于Y，则简单离子半径：XY，A、C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，X 位于Y的下一个周期，则原子半径：X>Y，B 错误；同周期元素从左到右，最外层电子数依次增大，X形成阳离子，Y形成阴离子，则通常 X 最外层电子数小于 4，Y最外层电子数大于4，所以原子最外层电子数：X2.已知部分短周期元素的简单离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　)
A.原子半径：A>B>D>C
B.d>c>b>a
C.离子半径：C3－ >D－>B＋>A2＋
D.单质的还原性：A >B
答案　C
解析　由题意可知，A、B、C、D分别为Mg、Na、N、F。原子半径：Na>Mg>N>F，A 项错误；原子序数：Mg>Na>F>N，则a>b>d>c，B 项错误；核外电子排布相同时，离子半径随核电荷数的增大而减小，则离子半径N3－>F－>Na＋>Mg2＋，C项正确；同周期元素自左向右金属性逐渐减弱，对应单质的还原性逐渐减弱，则还原性：Na >Mg，D 项错误。
(二)电离能
3.元素周期表中，第二周期第一电离能比较，介于硼和氮之间的元素有几种(　　)
A.1 B.2
C.3 D.4
答案　C
解析　第一电离能一般变化规律：周期表往右往上第一电离能逐渐增大，出现反常的有：ⅡA、ⅤA价电子属于全满、半满稳定结构，第一电离能比相邻原子大，故B＜Be(ⅡA)＜C＜O＜N(ⅤA)，所以介于B、N之间的有三种元素，故答案选C项。
4.某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·mol－1、1 757 kJ·mol－1、14 840 kJ·mol－1、18 025 kJ·mol－1，则该元素在元素周期表中位于(　　)
A.第ⅠA族 B.第ⅡA族
C.第ⅢA族 D.第ⅣA族
答案　B
解析　分析该元素的各级电离能可知，第一、二电离能较小，第三电离能剧增，说明该元素原子易失去2个电子，则该元素原子的最外层电子数为2，该元素位于第ⅡA族。
5.某元素的各组电离能(单位：kJ ·mol－1)分别为740、1 500、7 700、10 200、13 600、18 000、21 700。当它与氯气反应时，最可能形成的阳离子是(　　)
A.X＋ B.X2＋
C.X3＋ D.X4＋
答案　B
解析　相邻两能层能量相差较大，电离能产生突跃，说明再失一个电子的难度增大很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能的化合价，并由此推出其阳离子所带的正电荷数。该元素原子电离能数据突跃发生在第二、第三电离能上，故其最外层有2个电子，可形成＋2价阳离子。
6.(2023·乐山沫若中学高二月考)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的最高价氢氧化物一定为强碱
C.X为第五周期元素
D.X与氯气反应生成的化合物为XCl3
答案　D
解析　根据题图可知，第三电离能和第四电离能之间的差距最大，所以该原子最外层有3个电子，属于第ⅢA族元素。X元素最外层有3个电子，可能为＋3价，故A错误；由上述分析可知，X的最高价氢氧化物不可能是强碱，故B错误；周期数＝核外电子层数，题图中没有显示X原子有多少个电子层，因此无法确定该元素位于第几周期，故C错误；该主族元素最外层有3个电子，在反应中容易失去3个电子形成X3＋，所以X与氯气反应时可能生成XCl3，故D正确。
(三)电负性
7.下列价电子排布对应的基态原子中，电负性最大的是(　　)
A.2s22p1 B.2s22p3
C.2s22p4 D.3s23p4
答案　C
解析　可以先根据价电子排布推出具体的原子，再比较电负性。选项中A～D对应的元素分别为B、N、O、S；其中电负性最大的是O；答案选C项。
8.下列说法不正确的是(　　)
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的依据
C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持将氢元素放在第ⅦA族的观点
答案　A
解析　同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项符合题意；电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的依据，B项不符合题意；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项不符合题意；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持将氢元素放在第ⅦA族的观点，D项不符合题意。
9.下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是(　　)
A.与氢化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的多
D.X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来
答案　C
解析　若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强；原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的非金属性比Y的强。
10.已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是(　　)
元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge
电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8
A.Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6
B.Ge既具有金属性，又具有非金属性
C.Be和Cl可形成极性键
D.O和F形成的化合物中O显正价
答案　A
解析　根据电负性周期性变化规律，Mg元素的电负性大于Na，小于Be和Al，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A错误；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B正确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差距小于1.7，可形成极性键，C正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。
B级　素养培优练
11.已知X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，下列说法正确的是(　　)
A.X与Y形成的化合物，X显正价，Y显负价
B.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性
C.气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX
D.第一电离能：Y一定小于X
答案　B
解析　X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，则非金属性：X>Y。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A不符合题意；非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：X>Y，则X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性，B符合题意；非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX，C符合题意；一般情况下，非金属性强的第一电离能大，但O的非金属性比N大，第一电离能：N>O，D不符合题意。
12.(2023·茂名期末)如表是第三周期部分元素的电离能数据。
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
甲 5.7 47.1 71.8
乙 7.7 15.1 80.3
丙 13.0 23.9 40.0
丁 15.7 27.6 40.7
下列说法正确的是(　　)
A.甲的金属性比乙强
B.乙的常见化合价为＋1价
C.丙不可能为非金属元素
D.丁一定为金属元素
答案　A
解析　由题表中数据可知，甲的第一电离能比乙低，所以甲的金属性比乙强，A正确；乙的第三电离能明显比第一、第二电离能高了很多，所以乙的最外层只有两个电子，乙为金属镁，其化合价为＋2价，B错误；甲的第一电离能远远小于第二电离能，所以甲为钠，丙一定不是铝，因为铝的第一电离能比镁小，所以丙一定是非金属元素，C错误；丁的第一电离能比丙更大，所以丁一定为非金属元素，D错误。
13.(2023·重庆八中高二期中)X、Y、Z为短周期主族元素，X原子的M层只有一个电子；Y、Z位于同一主族，且Z的单质为黄绿色气体，下列说法不正确的是(　　)
A.简单离子半径大小：Z>X>Y
B.第一电离能大小：Y>Z>X
C.元素的电负性大小：Y>Z>X
D.最简单气态氢化物的稳定性：Y>Z
答案　A
解析　X、Y、Z为短周期主族元素，X原子的M层只有一个电子，X是Na元素，Y、Z位于同一主族，且Z的单质为黄绿色气体，Z是Cl元素，Y是F元素。电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，而离子的电子层越多，离子半径越大，故离子半径Cl－>F－>Na＋，A错误；同周期主族元素随原子序数增大，第一电离能呈增大趋势，同主族自上而下第一电离能减小，故第一电离能F>Cl>Na，B正确；同周期主族元素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F>Cl>Na，C正确；元素非金属性F>Cl，故最简单气态氢化物的稳定性HF>HCl，D正确。
14.如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是(　　)
A.31d和33d属于同种核素
B.第一电离能：d>e；电负性：dC.气态氢化物的稳定性：a>d>e
D.a和b形成的化合物不可能含共价键
答案　B
解析　短周期元素中，a为－2价，e为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知a为O，e为S，b有＋1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第三周期，化合价为＋5价，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A不符合题意；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但是P原子3p轨道电子为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S，电负性：PH2S>PH3，C不符合题意；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D不符合题意。
15.下表是某些短周期元素的电负性(X)值：
元素符号 Li Be B C O F
X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 4.00
元素符号 Na Al Si P S Cl
X值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
(2)通过分析X值变化规律，确定N、Mg最接近的X值范围：____________(3)推测X值与原子半径的关系是____________________________________________________________________
____________________________________________________________________。
上表中短周期元素X值的变化特点，体现了元素性质的____________变化规律。
答案　(1)元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
(2)0.93　1.57　2.55　3.44
(3)原子半径越大，X值越小　周期性
解析　(1)由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。(2)确定X值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。(3)分析同周期和同主族元素X值的递变，均可得出X值随原子半径的增大而减小，体现了元素的周期性变化。
16.(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数的变化关系(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
①根据图示变化规律，可推测S的第一电离能的大小(最小)范围为____________＜S＜____________(填元素符号，下同)。
②据图可知，第二周期元素原子第一电离能I1出现反常的元素是____________。
③图中第四周期第一电离能最小的元素在周期表中的位置：____________。
④根据对角线规则铍元素最高价氧化物对应的水化物应该具有____________。
(2)用In表示元素的第n电离能，则图中的a、b、c分别代表____________(填字母)。
A.a为I1、b为I2、c为I3
B.a为I3、b为I2、c为I1
C.a为I2、b为I3、c为I1
D.a为I1、b为I3、c为I2
(3)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如下表所示：
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
Cu 746 1 958
Zn 906 1 733
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)①Si　P　②Be和N
③第四周期第ⅠA族　④两性　(2)C
(3)Cu原子失去一个电子后，核外电子排布为[Ar]3d10，而锌为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大
解析　(1)①由图中数据可知，第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能有突变，因此S的第一电离能的最小范围为Si＜S＜P。③同周期，从左向右元素的第一电离能呈增大的趋势。由图中数据可知第四周期第一电离能最小的元素为K。④Be、Al根据对角线规则，性质具有相似性，铍元素最高价氧化物对应的水化物(氢氧化铍)也应具有两性。(2)a中Na元素的电离能远大于Mg的电离能，则a应表示的是I2；b中Na元素的电离能小于Mg的电离能，Mg的电离能远大于Al的电离能，则b应表示的是I3；第三周期元素中，Mg比相邻的Na和Al元素的第一电离能大，P比相邻的Si元素和S元素的第一电离能大，则c应表示的是I1，故C正确。基础课时5　元素周期律
学习目标　1.认识元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,能从电子排布的角度对这一规律进行解释。2.能明确电离能、电负性的含义和应用,能列举元素周期律的应用。
一、原子半径
1.影响因素
2.递变规律
　　　　　　　　　　　　　　　　
1.下列元素的原子半径最小的是 (　　)
A.Na B.Mg
C.Al D.Cl
2.下列有关粒子半径的大小比较错误的是 (　　)
A.K>Na>Li
B.Na+>Mg2+>Al3+
C.Mg2+>Na+>F-
D.Cl->F->F
3.(2023·上海宝山中学高二检测)下列微粒半径大小关系正确的是 (　　)
A.F>Cl>Br>I
B.NaC.NaD.O2->F->Na+>Mg2+>Al3+
4.具有下列电子排布式的基态原子中,半径最大的是 (　　)
A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p2
【题后归纳】
1.原子半径大小的比较
(1)同周期:一般来说,当电子层相同时,随着核电荷数的增加,其原子半径逐渐减小(稀有气体除外),有“序小径大”的规律。
(2)同主族:一般来说,当最外层电子数相同时,能层数越多,原子半径越大。
2.离子半径大小的比较
(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。如r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)。
(2)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。如r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。
(3)带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。如r(Li+)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照:r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。
二、电离能
1.第一电离能
定义:　　　　　　原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的　　　　　　叫做第一电离能。
符号:I1。单位:kJ·mol-1。
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)周期性变化图示
(2)同周期元素
变化规律:碱金属和氢元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大;从左到右元素的第一电离能在整体上呈现从小到大的变化趋势。
变化原因:同周期元素,原子的电子层数相同,但随着核电荷数增大,原子核对外层电子的吸引作用增强,失去电子的能力逐渐减小,电离出电子越来越困难,元素的第一电离能整体呈增大趋势。
(3)同主族元素
变化规律:自上而下第一电离能逐渐减小。
变化原因:同族元素,原子的电子层数逐渐增大,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱,失去电子能力逐渐增强,电离出电子越来越容易,元素的第一电离能逐渐减小。
3.电离能的意义
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　　　　,原子越容易失去一个电子,元素金属性越　　　　。
　　　　　　　　　　　　　　　　
1.下列各组元素中按元素的第一电离能逐渐降低的顺序排列的是 (　　)
A.Li　Na　K B.Be　B　C
C.S　P　Si D.N　O　F
2.下列说法正确的是 (　　)
A.第三周期所含有元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中,氟的第一电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
3.下列关于元素电离能的说法不正确的是 (　　)
A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能,故钾的活泼性强于钠
B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小,故第一电离能必依次增大
C.最外层电子排布为ns2np6(若只有 K 层时为1s2)的原子,第一电离能较大
D.对于同一元素而言,原子的电离能 I1 4.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时,失去一个电子成为气态阳离子X+(g)所需的能量。如下图所示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。
请回答以下问题:
(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律,将Na~Ar八种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)从上图分析可知,同 一主族元素的第一电离能(I1)变化规律是　　　　　　　　　　。
(3)上图中5号元素在元素周期表中的位置是　　　　　　　　　　。
【题后归纳】
1.同周期的电离能曲线呈现锯齿状的解释
(1)Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常,是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态,能量较低,难以失去电子,第一电离能偏大。
(2)N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常,原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态,能量较低,电子难以失去,第一电离能偏大。
(3)在所有元素中,He的第一电离能最大。
2.电离能的应用
(1)逐级电离能
原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子,故第一电离能较小,以后再失去的电子多数是能量较低的电子,所需要吸收的能量多;同时,失去电子后离子所带正电荷而对电子的吸引更强,从而逐级电离能越来越大。当逐级电离能突然变大时,说明电子的能层发生了变化,即同一能层中电离能相近,不同能层中电离能有很大的差距。
(2)电离能的应用
①判断元素的金属性、非金属性强弱:主族元素中,第一电离能越大,元素的非金属性越强;第一电离能越小,元素的金属性越强。
②根据电离能数据,确定元素在化合物中的化合价。如Al的第一、第二、第三电离能差距不大,而与第四电离能差别很大,表明Al原子易失去3个电子形成+3价阳离子。
三、电负性
1.电负性
(1)键合电子
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)定义
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
(3)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,得出了各元素的电负性。
(4)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键合电子的能力强,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。
2.电负性的周期性变化
(1)一般来说,同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐　　　　　　　　,元素的非金属性逐渐　　　　、金属性逐渐　　　　。
(2)一般来说,同族元素从上到下,元素的电负性逐渐　　　　　　　　　　,元素的金属性逐渐　　　　、非金属性逐渐　　　　。
3.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①金属元素的电负性一般　　　　1.8,非金属元素的电负性一般　　　　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　　　　　,它们既有金属性,又有非金属性。
②金属元素的电负性　　　　,金属元素越活泼;非金属元素的电负性　　　　,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　　　　,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　　　　,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。
[特别提醒]　(1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物,如F的电负性与H的电负性之差为1.9,但HF为共价化合物。
(2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物,如Na的电负性为0.9,与H的电负性之差为1.2,但NaH中的化学键是离子键。
　　　　　　　　　　　　　　　　
1.下列对电负性的理解不正确的是 (　　)
A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准
B.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
C.根据电负性的大小,可判断化合物XY中两元素化合价的正负
D.元素的电负性是元素固有的性质,与原子结构有关
2.下列是几种原子的基态电子排布,电负性最大的原子是 (　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
3.下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是 (　　)
A.K>Na>Li B.F>O>S
C.As>P>N D.C>N>O
4.下列图示中纵坐标表示元素的电负性数值,横坐标表示同一主族的5种元素的原子序数的是 (　　)
:课后完成　第一章　基础课时5(共69张PPT)
第二节　原子结构与元素的性质
基础课时 　元素周期律
5
第一章
原子结构与性质
1.认识元素的原子半径、主族元素第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。
2.能明确电离能、电负性的含义和应用，能列举元素周期律的应用。
学习目标
一、原子半径
二、电离能
目
录
CONTENTS
课后巩固训练
三、电负性
一、原子半径
对点训练
1.影响因素
增大
减小
2.递变规律
相同
增大
增多
增大
增大
1.下列元素的原子半径最小的是(　　)
A.Na B.Mg
C.Al D.Cl
解析　同一周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，Cl原子半径最小，故选D。
D
2.下列有关粒子半径的大小比较错误的是(　　)
A.K>Na>Li B.Na＋>Mg2＋>Al3＋
C.Mg2＋>Na＋>F－ D.Cl－>F－>F
解析　同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大，A项正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小，B项正确；半径大小应为Mg2＋F－，F－比F多一个电子，故半径：F－>F，D项正确。
C
3.(2023·上海宝山中学高二检测)下列微粒半径大小关系正确的是(　　)
A.F>Cl>Br>I B.NaC.NaF－>Na＋>Mg2＋>Al3＋
解析　A错，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；B错，同周期元素，从左到右，原子半径依次减小，原子半径由大到小的顺序为Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl；C错，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；D对，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、氯离子、钠离子、镁离子、铝离子。
D
4.具有下列电子排布式的基态原子中，半径最大的是(　　)
A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p2
解析　由基态原子的核外电子排布式可以确定A项为Cl，B项为N，C项为C，D项为 Si，根据同周期主族元素自左而右原子半径逐渐减小，同主族元素自上而下原子半径逐渐增大，可知Si的原子半径最大，故选D。
D
【题后归纳】
1.原子半径大小的比较
(1)同周期：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。
(2)同主族：一般来说,当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。
2.离子半径大小的比较
(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。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
(2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。
二、电离能
对点训练
1.第一电离能
定义：__________原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的__________叫做第一电离能。
符号：I1。单位：kJ·mol－1。
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。
气态基态
最低能量
2.元素第一电离能变化规律
(1)周期性变化图示
(2)同周期元素
变化规律：碱金属和氢元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右元素的第一电离能在整体上呈现从小到大的变化趋势。
变化原因：同周期元素，原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减小，电离出电子越来越困难，元素的第一电离能整体呈增大趋势。
(3)同主族元素
变化规律：自上而下第一电离能逐渐减小。
变化原因：同族元素，原子的电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子能力逐渐增强，电离出电子越来越容易，元素的第一电离能逐渐减小。
3.电离能的意义
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____，原子越容易失去一个电子，元素金属性越____。
小
强
1.下列各组元素中按元素的第一电离能逐渐降低的顺序排列的是(　　)
A.Li　Na　K B.Be　B　C
C.S　P　Si D.N　O　F
解析　Li、Na、K的第一电离能逐渐降低，A项正确；B的第一电离能小于C的第一电离能，B 项错误；P原子的3p轨道半充满，较为稳定，P的第一电离能大于其同周期相邻元素的第一电离能，C项错误；N原子的3p轨道半充满，较为稳定，N的第一电离能大于O的第一电离能，D项错误。
A
2.下列说法正确的是(　　)
A.第三周期所含有元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析　同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，A项符合题意，C项不符合题意；由于Mg的价层电子排布为3s2，而Al的价层电子排布为3s23p1，故铝的第一电离能小于Mg的，B项不符合题意；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D项不符合题意。
A
3.下列关于元素电离能的说法不正确的是(　　)
A.钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C.最外层电子排布为ns2np6(若只有 K 层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D.对于同一元素而言，原子的电离能 I1 B
解析　钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，故A正确；同一周期主族元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能一般第ⅡA族元素大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素，故B错误；最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，失去电子较难，所以其第一电离能较大，故C正确；对于同一元素来说，原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D正确。
4.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。如下图所示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。
请回答以下问题：
(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，
将Na～Ar八种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
(2)从上图分析可知，同 一主族元素的第一电离能(I1)变化规律是________________________。
(3)上图中5号元素在元素周期表中的位置是__________________。
答案　(1)
从上到下依次减小
第三周期第ⅤA族
【题后归纳】
1.同周期的电离能曲线呈现锯齿状的解释
(1)Be(2s2)→B(2s22p1)和Mg(3s2)→Al(3s23p1)的反常，是因Be、Mg原子的s轨道处于全充满状态，能量较低，难以失去电子，第一电离能偏大。
(2)N(2p3)→O(2p4)和P(3p3)→S(3p4)的反常，原因是N、P原子的p轨道处于半充满状态，能量较低，电子难以失去，第一电离能偏大。
(3)在所有元素中，He的第一电离能最大。
2.电离能的应用
(1)逐级电离能
原子的逐级电离能越来越大。首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子多数是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷而对电子的吸引更强，从而逐级电离能越来越大。当逐级电离能突然变大时，说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
(2)电离能的应用
①判断元素的金属性、非金属性强弱：主族元素中，第一电离能越大，元素的非金属性越强；第一电离能越小，元素的金属性越强。
②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如Al的第一、第二、第三电离能差距不大，而与第四电离能差别很大，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子。
三、电负性
对点训练
1.电负性
(1)键合电子
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)定义
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
(3)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,得出了各元素的电负性。
(4)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键合电子的能力强，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。
2.电负性的周期性变化
(1)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐______，元素的非金属性逐渐______、金属性逐渐______。
(2)一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐______，元素的金属性逐渐______、非金属性逐渐______。
变大
增强
减弱
变小
增强
减弱
3.电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①金属元素的电负性一般______1.8，非金属元素的电负性一般______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____________，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性______，金属元素越活泼；非金属元素的电负性______，非金属元素越活泼。
小于
大于
1.8左右
越小
越大
(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____,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____,元素的化合价为负值。
弱
强
(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。
[特别提醒]　(1)电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
(2)电负性之差小于1.7的元素不一定都形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。
1.下列对电负性的理解不正确的是(　　)
A.电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B.金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
C.根据电负性的大小，可判断化合物XY中两元素化合价的正负
D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构有关
B
解析　电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准，A 项正确。部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性，如 Au(金)的电负性为2.4，B(硼)的电负性为2.0，B项错误。元素的电负性越大，则元素的非金属性越强，反之则元素的金属性越强，故在化合物 XY 中电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价，C项正确。一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D项正确。
2.下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是(　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
解析　A、B、C、D项依次为O、P、Si、Ca，O的非金属性最强，电负性最大。
A
3.下列各元素的电负性由大到小的排列顺序正确的是(　　)
A.K>Na>Li B.F>O>S
C.As>P>N D.C>N>O
解析　A、C两项中元素电负性的排序与同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律不符，不符合题意；B项中元素电负性的排序与同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大的规律相符，符合题意；D项中元素电负性的排序与同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大的规律不符，不符合题意。
B
4.下列图示中纵坐标表示元素的电负性数值，横坐标表示同一主族的5种元素的原子序数的是(　　)
解析　同主族元素自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力减小，元素的电负性减小，即同主族元素随原子序数的增大，电负性减小，选项中符合变化规律的为B中所示图像。
B
课后巩固训练
A级　合格过关练
选择题只有1个选项符合题意
(一)原子半径
1.X元素的简单阳离子和Y元素的简单阴离子的核外电子层结构相同，下列叙述正确的是(　　)
A.简单离子半径：X>Y B.原子半径：XC.原子序数：XD
解析　具有相同核外电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，由题意可知：X 元素的核电荷数大于Y，则简单离子半径：XY，A、C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，X 位于Y的下一个周期，则原子半径：X>Y，B 错误；同周期元素从左到右，最外层电子数依次增大，X形成阳离子，Y形成阴离子，则通常 X 最外层电子数小于 4，Y最外层电子数大于4，所以原子最外层电子数：X2.已知部分短周期元素的简单离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　)
A.原子半径：A>B>D>C
B.d>c>b>a
C.离子半径：C3－ >D－>B＋>A2＋
D.单质的还原性：A >B
C
解析　由题意可知，A、B、C、D分别为Mg、Na、N、F。原子半径：Na>Mg>N>F，A 项错误；原子序数：Mg>Na>F>N，则a>b>d>c，B 项错误；核外电子排布相同时，离子半径随核电荷数的增大而减小，则离子半径N3－>F－>Na＋>Mg2＋，C项正确；同周期元素自左向右金属性逐渐减弱，对应单质的还原性逐渐减弱，则还原性：Na >Mg，D 项错误。
(二)电离能
3.元素周期表中，第二周期第一电离能比较，介于硼和氮之间的元素有几种(　　)
A.1 B.2 C.3 D.4
解析　第一电离能一般变化规律：周期表往右往上第一电离能逐渐增大，出现反常的有：ⅡA、ⅤA价电子属于全满、半满稳定结构，第一电离能比相邻原子大，故B＜Be(ⅡA)＜C＜O＜N(ⅤA)，所以介于B、N之间的有三种元素，故答案选C项。
C
4.某主族元素的第一、二、三、四电离能依次为899 kJ·mol－1、1 757 kJ·mol－1、14 840 kJ·mol－1、18 025 kJ·mol－1，则该元素在元素周期表中位于(　　)
A.第ⅠA族 B.第ⅡA族
C.第ⅢA族 D.第ⅣA族
解析　分析该元素的各级电离能可知，第一、二电离能较小，第三电离能剧增，说明该元素原子易失去2个电子，则该元素原子的最外层电子数为2，该元素位于第ⅡA族。
B
5.某元素的各组电离能(单位：kJ ·mol－1)分别为740、1 500、7 700、10 200、13 600、18 000、21 700。当它与氯气反应时，最可能形成的阳离子是(　　)
A.X＋ B.X2＋ C.X3＋ D.X4＋
解析　相邻两能层能量相差较大，电离能产生突跃，说明再失一个电子的难度增大很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能的化合价，并由此推出其阳离子所带的正电荷数。该元素原子电离能数据突跃发生在第二、第三电离能上，故其最外层有2个电子，可形成＋2价阳离子。
B
6.(2023·乐山沫若中学高二月考)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的最高价氢氧化物一定为强碱
C.X为第五周期元素
D.X与氯气反应生成的化合物为XCl3
D
解析　根据题图可知，第三电离能和第四电离能之间的差距最大，所以该原子最外层有3个电子，属于第ⅢA族元素。X元素最外层有3个电子，可能为＋3价，故A错误；由上述分析可知，X的最高价氢氧化物不可能是强碱，故B错误；周期数＝核外电子层数，题图中没有显示X原子有多少个电子层，因此无法确定该元素位于第几周期，故C错误；该主族元素最外层有3个电子，在反应中容易失去3个电子形成X3＋，所以X与氯气反应时可能生成XCl3，故D正确。
(三)电负性
7.下列价电子排布对应的基态原子中，电负性最大的是(　　)
A.2s22p1 B.2s22p3
C.2s22p4 D.3s23p4
解析　可以先根据价电子排布推出具体的原子，再比较电负性。选项中A～D对应的元素分别为B、N、O、S；其中电负性最大的是O；答案选C项。
C
8.下列说法不正确的是(　　)
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的依据
C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持将氢元素放在第ⅦA族的观点
A
解析　同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项符合题意；电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的依据，B项不符合题意；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项不符合题意；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持将氢元素放在第ⅦA族的观点，D项不符合题意。
9.下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是(　　)
A.与氢化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的多
D.X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来
解析　若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强；原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的非金属性比Y的强。
C
10.已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是(　　)
A.Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6
B.Ge既具有金属性，又具有非金属性
C.Be和Cl可形成极性键
D.O和F形成的化合物中O显正价
A
元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge
电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8
解析　根据电负性周期性变化规律，Mg元素的电负性大于Na，小于Be和Al，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A错误；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B正确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差距小于1.7，可形成极性键，C正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D正确。
B级　素养培优练
11.已知X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，下列说法正确的是(　　)
A.X与Y形成的化合物，X显正，Y显负价
B.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性
C.气态氢化物的稳定性：HmY大于HnX
D.第一电离能：Y一定小于X
B
解析　X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，则非金属性：X>Y。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A不符合题意；非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：X>Y，则X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性，B符合题意；非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX，C不符合题意；一般情况下，非金属性强的第一电离能大，但O的非金属性比N大，第一电离能：N>O，D不符合题意。
12.(2023·茂名期末)如表是第三周期部分元素的电离能数据。
下列说法正确的是(　　)
A.甲的金属性比乙强 B.乙的常见化合价为＋1价
C.丙不可能为非金属元素 D.丁一定为金属元素
A
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
甲 5.7 47.1 71.8
乙 7.7 15.1 80.3
丙 13.0 23.9 40.0
丁 15.7 27.6 40.7
解析　由题表中数据可知，甲的第一电离能比乙低，所以甲的金属性比乙强，A正确；乙的第三电离能明显比第一、第二电离能高了很多，所以乙的最外层只有两个电子，乙为金属镁，其化合价为＋2价，B错误；甲的第一电离能远远小于第二电离能，所以甲为钠，丙一定不是铝，因为铝的第一电离能比镁小，所以丙一定是非金属元素，C错误；丁的第一电离能比丙更大，所以丁一定为非金属元素，D错误。
13.(2023·重庆八中高二期中)X、Y、Z为短周期主族元素，X原子的M层只有一个电子；Y、Z位于同一主族，且Z的单质为黄绿色气体，下列说法不正确的是(　　)
A.简单离子半径大小：Z>X>Y
B.第一电离能大小：Y>Z>X
C.元素的电负性大小：Y>Z>X
D.最简单气态氢化物的稳定性：Y>Z
A
解析　X、Y、Z为短周期主族元素，X原子的M层只有一个电子，X是Na元素，Y、Z位于同一主族，且Z的单质为黄绿色气体，Z是Cl元素，Y是F元素。电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，而离子的电子层越多，离子半径越大，故离子半径Cl－>F－>Na＋，A错误；同周期主族元素随原子序数增大，第一电离能呈增大趋势，同主族自上而下第一电离能减小，故第一电离能F>Cl>Na，B正确；同周期主族元素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F>Cl>Na，C正确；元素非金属性F>Cl，故最简单气态氢化物的稳定性HF>HCl，D正确。
14.如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是(　　)
A.31d和33d属于同种核素
B.第一电离能：d>e；电负性：dC.气态氢化物的稳定性：a>d>e
D.a和b形成的化合物不可能含共价键
B
解析　短周期元素中，a为－2价，e为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知a为O，e为S，b有＋1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第三周期，化合价为＋5价，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A不符合题意；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但是P原子3p轨道电子为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P>S，电负性：PH2S>PH3，C不符合题意；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D不符合题意。
15.下表是某些短周期元素的电负性(X)值：
(1)根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系是__________________________________________。
元素符号 Li Be B C O F
X值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 4.00

元素符号 Na Al Si P S Cl
X值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强
解析　(1)由表中数据可知，电负性越大的元素，其非金属性越强，在反应中越易得到电子。
(2)通过分析X值变化规律，确定N、Mg最接近的X值范围：_______(3)推测X值与原子半径的关系是________________________。上表中短周期元素X值的变化特点，体现了元素性质的____________变化规律。
0.93
1.57
2.55
3.44
原子半径越大，X值越小
周期性
解析　(2)确定X值的范围应注意取同周期递变和同主族递变的交集。(3)分析同周期和同主族元素X值的递变，均可得出X值随原子半径的增大而减小，体现了元素的周期性变化。
16.(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数的变化关系(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。
①根据图示变化规律，可推测S的第一电离
能的大小(最小)范围为____________＜S＜
____________(填元素符号，下同)。
②据图可知，第二周期元素原子第一电离
能I1出现反常的元素是____________。
③图中第四周期第一电离能最小的元素在周期表中的位置：_________________。
④根据对角线规则铍元素最高价氧化物对应的水化物应该具有____________。
Si
P
Be和N
第四周期第ⅠA族
两性
解析　(1)①由图中数据可知，第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能有突变，因此S的第一电离能的最小范围为Si＜S＜P。③同周期，从左向右元素的第一电离能呈增大的趋势。由图中数据可知第四周期第一电离能最小的元素为K。④Be、Al根据对角线规则，性质具有相似性，铍元素最高价氧化物对应的水化物(氢氧化铍)也应具有两性。
(2)用In表示元素的第n电离能，则图中的a、b、c分别代表____________(填字母)。
A.a为I1、b为I2、c为I3 B.a为I3、b为I2、c为I1
C.a为I2、b为I3、c为I1 D.a为I1、b为I3、c为I2
C
解析　(2)a中Na元素的电离能远大于Mg的电离能，则a应表示的是I2；b中Na元素的电离能小于Mg的电离能，Mg的电离能远大于Al的电离能，则b应表示的是I3；第三周期元素中，Mg比相邻的Na和Al元素的第一电离能大，P比相邻的Si元素和S元素的第一电离能大，则c应表示的是I1，故C正确。
(3)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如下表所示：
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
Cu 746 1 958
Zn 906 1 733
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_______________________________________________
_____________________________________________________________________。
Cu原子失去一个电子后，核外电子排布为[Ar]3d10，而锌为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大

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