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第五章　物质结构与性质
第16讲　元素周期表　元素周期律
复习要点　1.能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，能列举元素周期律（表）的应用。2.了解元素电离能、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，能说明元素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、推断化学键的极性。
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考点1　元素周期表的结构与价层电子排布
A基础知识重点疑难
1. 元素周期表的编排原则
2. 元素周期表的结构
2、8、8
18、18、32、32
周期②
（7个）





族②
（16个）
笔记：①（2022重庆）“北斗三号”导航卫星搭载计时铷原子钟，铷是第ⅠA族元素（√）
②周期表在高考中考生必记：
①短周期周期表
②1～36号元素的周期数、族数、分区
③各主族所含元素种类
④0族序数：2、10、18、36、54、86、118
3. 元素周期表中数值规律
（1）元素周期表中常见的四组等量关系
①核电荷数＝质子数＝原子序数；
②核外电子层数＝周期序数；
③主族序数＝最外层电子数＝最高正价（O、F除外）；
④非金属元素：最低负价＝主族序数－8（H、B除外）。
笔记：副族序数：价层电子（n－1）dansb，a＋b≤7，则a＋b＝副族序数；7＜a＋b≤10：Ⅷ族；a＋b＞10 ：a＋b－10＝副族序数
（2）元素原子序数差的规律
①同周期主族元素原子序数差的关系
a.短周期元素、分布在过渡元素同侧的长周期元素：原子序数差＝族序数差。
b.分布在过渡元素两侧的长周期元素：第四、五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，第六、七周期元素原子序数差＝族序数差＋24。
②同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
a.过渡元素左侧的同主族元素，即第ⅠA、第ⅡA族　，原子序数之差为上一周期元素种数。
b.过渡元素右侧的同主族元素，即第ⅢA～第ⅦA族，原子序数之差为下一周期元素种数。
笔记：（2022海南）钠元素与钾元素的原子序数相差18（×）
4. 原子价层电子数与元素在周期表的位置关系
（1）原子价层电子数与周期的关系
周期 能层数（n） 每周期中各元素原子价层电子排布特点
二 2 2s1→2s22p6
三 3 3s1→3s23p6
四 4
五 5
六 6
2
3
4
5
6
（2）原子价层电子数与族的关系
族 价层电子排布式 规律
主族 ⅠA、ⅡA ns1 ～2 价层电子数＝族序数
ⅢA～ⅦA ns2np 1～5
0族 　ns2np6　（He除外） 最外层电子数＝8
副族 ⅠB、ⅡB （n－ 1）d10ns1～2 最外层ns轨道上的电子数＝族序数
ⅢB～ⅦB 　（n－1）d1～5ns1～2　（镧系、锕系除外） 价层电子数＝族序数
ns1～2
ns2np1～5
ns2np6　
（n－1）d10ns1～2
（n－1）d1～5ns1～2　
族 价层电子排布式 规律
副族 Ⅷ （n－1） d6～9ns1～2
（钯除外） 除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列
（n－1）d6～9ns1～2
（3）原子价层电子与元素周期表的分区
①按价层电子排布
②各区元素化学性质及价层电子排布的特点
分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2① 除氢元素外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6
（He除外） 通常是最外层电子参与反应（0族元素除外）
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族②（镧系、锕系除外） （n－1）d19ns1～2
（Pd除外） d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区③ ⅠB族、ⅡB族 （n－1）d10ns1～2 金属元素
f区 镧系、锕系 （n－2）f0～14
（n－1）d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近
笔记：①（2022辽宁）Na位于元素周期表p区（×）
②判断元素所在区的方法：（1）从价层电子排布及特点判断；（2）从所在周期表的族判断。如 （2023海南）“嫦娥石”[（Ca8Y）Fe（PO4）7]中的Fe位于周期表中的ds区（×），（2024重庆）Mn和Cu均为d区元素（×）
③（2023浙江1月）Cu元素位于周期表p区（×）
（4）元素周期表的分界线
铝、锗、锑、钋　
硼、硅、砷、碲、砹　
金属元素区　
非金属元素区　
金属元素　
非金属元素　
5. 元素周期表的三大应用
（1）科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
笔记：同一主族元素单质、化合物有相似性和递变性
（2）寻找新材料
笔记：（2023江苏）可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料 （√）
（3）用于工农业生产
对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等。
B题组集训提升能力
题组一　元素周期表结构和规律
A. A、E原子序数之差可能为2
B. D、E原子序数之差可能是18或32
C. B、C原子序数之差一定是2
D. B、D原子序数之差不可能是7
A
解析：由题给5种元素的位置关系可以看出，A不是ⅠA族或0族元素，则A、E原子序数之差不可能为2，A项错误；D、E原子序数之差可能是18或32，B项正确；B、C之间仅隔有E一种元素，故原子序数之差一定为2，C项正确；B、D原子序数之差应大于8，D项正确。
A. 原子序数相差8的两短周期元素，它们一定是同主族元素
B. 价层电子排布式为5s25p4的元素位于第五周期第ⅥA族，是p区元素
C. 镧系元素在周期表中占据同一格，它们互为同位素
D. 第四周期元素中，基态原子未成对电子数目最多的是锰
解析：原子序数相差8的短周期元素可能在同一主族，如氧和硫，也可能不在同一主族，如H和F，故A错误；价层电子排布式为5s25p4的元素，有5个电子层，最外层有6个电子，则该元素位于第五周期第ⅥA族，是p区元素，故B正确；质子数相同、中子数不同的原子互称同位素，57～71号元素放在同一格，称为镧系元素，质子数均不同，不互为同位素，故C错误；在第四周期所有元素中，基态原子未成对电子数最多的元素的价层电子排布式为3d54s1，为铬元素，元素符号为Cr，故D错误。
B
A. 两种元素位于同一周期
B. 116号元素位于第ⅥA族
C. 116号元素的价层电子排布式为6d107s27p4
D. 114号元素属于p区
解析：114号元素和116号元素分别位于元素周期表中第七周期ⅣA族和ⅥA族，第116号元素的价层电子排布式为7s27p4，C项错误。
C
4. 已知下列元素基态原子的核外电子排布，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在元素周期表中的位置。
元素 元素符号 原子序数 区 周期 族
A：1s22s22p63s1 N a 1 1 s 三 Ⅰ A
B： F e 2 6 d \ 四 ] Ⅷ
C：3d104s1 C u 2 9 d s 四 Ⅰ B
D：[Ne]3s23p4 S 1 6 p 三 ⅥA
E：价层电子轨道表示式为 C l 1 7 p 三 \ ⅦA
Na
11
s
三
ⅠA
Fe
26
d
四
Ⅷ
Cu
29
ds
四
ⅠB
S
16
p
三
ⅥA
Cl
17
p
三
ⅦA
解题感悟
根据稀有气体元素的原子序数确定主族元素在周期表中位置的方法
（1）记住稀有气体元素的原子序数（2He、10Ne、18Ar、36Kr、54Xe、86Rn、118Og），便可确定主族元素的位置。
（2）原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
若ΔZ＞0，则位于稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－｜ΔZ｜。
题组三　元素周期表的应用
A. 若aX2＋和bY－的核外电子层结构相同，则原子序数：a＝b＋3
B. 盐酸（HCl）酸性比H2SiO3强，则元素的非金属性：Cl＞Si
C. 硅、锗都位于金属元素与非金属元素的交界处，都可用作半导体材料
B
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考点2　元素周期律
A基础知识重点疑难
1. 元素周期律
笔记：（2024湖北）元素性质随着原子序数递增而呈周期性变化的规律称为元素周期律（√）
2. 主族元素的周期性变化规律
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
原
子
结
构 核电荷数 逐渐 　增大　 逐渐 　增大　
电子层数 相同 逐渐 　增多　
原子半径 逐渐 　减小　 逐渐 　增大　
离子半径 阳离子逐渐 　减小　，阴离子逐渐 　减小　，r（阴离子） 　＞　r（阳离子） 逐渐 　增大　
增大　
增大　
相同
增多　
减小　
增大　
减小　
减小　
＞　
增大　
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
性
质 化合价 最高正化合价由 　＋1　→ 　＋7　（O、F除外），最低负化合价＝ 　－（8－主族序数）　（H、B除外） 相同，最高正化合价＝ 　主族序数　（O、F除外）
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 　减弱　，非金属性逐渐 　增强　 金属性逐渐 　增强　，非金属性逐渐 　减弱　
第一电
离能 呈增大的趋势 逐渐 　减小　
电负性 逐渐 　增大　 逐渐减小
＋1　
＋7　
－（8－主族序数）　
主
族序数　
减弱　
增强　
增强　
减弱　
呈增大的趋势
减小　
增大　
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
性
质 气态氢化物的稳定性 逐渐 　增强　 逐渐 　减弱　
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 　减弱　，酸性逐渐 　增强　 碱性逐渐 　增强　，酸性逐渐 　减弱　
笔记：考生必记：元素的性质（原子半径、电离能、电负性、金属性、非金属性）的同周期及同主族的递变规律及特殊性，如O、F无最高正价，同周期ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA族元素第一电离能的大小比较，如（2022天津）O、Si、Fe、Ca、Al、Mg六种元素中，原子半径Al＜Si（×）；第一电离能Mg＜Ca（×）；Fe位于元素周期表的p区（×）；这六种元素中电负性最大的是O （√）
增强　
减弱　
减弱　
增强　
增强　
减弱　
（1）微粒半径大小的比较方法
笔记：拓展应用：比较键能大小、键长；比较离子晶体、共价晶体、金属晶体熔、沸点高低
（2）元素金属性、非金属性强弱比较
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）
判断依据 ①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强（通常情况）
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，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①
非金属性比较
② 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）
判断依据 ①与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，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
笔记：①（2022江苏）碱性强弱：NaOH＜Al（OH）3（×），（2024安徽）用MgCl2溶液、AlCl3溶液、氨水比较镁和铝的金属性强弱（×）
②（2023天津）可以比较C、Si非金属性的方法：单质氧化性（√）、氧化物熔点（×）、和氢气化合难易程度（√）、最高价氧化物水化物酸性（√）
（3）主族元素简单氢化物性质递变规律
①热稳定性
递变规律：元素非金属性越强，对应简单氢化物的热稳定性越强。
注意：a.除了最简单氢化物外，某些主族元素还可以形成复杂氢化物，如C形成的烃、N形成的联氨（N2H4）、O形成的过氧化氢（H2O2），这些物质的热稳定性不能作为判断对应元素非金属性强弱的依据。b.非金属元素最简单氢化物的酸性和非金属性的递变规律不一致。
②熔、沸点
类型 比较
离子化合物 H元素形成的离子型化合物中，金属阳离子所带电荷越多，离子半径越小，氢化物熔、沸点越高
共价化合物 一般情况下，非金属元素简单氢化物的相对分子质量越大，熔、沸点越高，但由于NH3、H2O、HF分子间存在氢键，所以它们的熔、沸点是同主族非金属元素的最简单氢化物中最高的。如沸点HF（19.6 ℃）＞HI＞HBr＞HCl
③酸、碱性
特点 比较 举例
同主族 随原子序数增加，碱性减弱，酸性增强 酸性：HI＞HBr＞HCl＞HF
同周期 随原子序数增加，碱性减弱，酸性增强 NH3显碱性，H2O显中性，HF显酸性
（4）常见主族元素最高价氧化物对应水化物性质的递变规律
笔记：巧记：酸性右上强，碱性左下强
增大　
减小　
笔记：①（2023重庆）Ca、Fe、P、O、Y（钇，原子序数比铁大13）中，第一电离能最小的是Fe （×）
②（2024安徽）基态原子的第一电离能：Cl＞P （√）
③（2023新课标卷）基态原子的第一电离能：C＜N＜O （×），（2024浙江1月）第一电离能Ge＜Se＜As（√）
④（2024北京）第二周期主族元素的第一电离能依次增大（×）
（2）同种元素电离能逐级增大，即I1＜I2＜I3……
笔记：利用电子排布全充满、半充满、全空讨论I2，如（2022河北）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 　　。（提示：Cu　Cu＋的价层电子排布为3d10，为全充满较稳定状态，较难失去1个电子，Zn＋的价层电子排布为3d104s1，Zn＋易失去4s1电子达到稳定状态）
4. 电负性
5. 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的有些性质是相似的，如 ，Li2CO3、MgCO3都微溶于水，Be（OH）2、Al（OH）3都具有两性等。
6. 元素周期律的应用
（1）比较不同周期、不同主族元素的性质
①比较Ca（OH）2和Al（OH）3碱性强弱的方法
②比较H2O和SiH4稳定性强弱的方法
（2）预测未知元素的某些性质
＞　
＞　
＞　
＞　
难　
不　
酸　
难　
B题组集训提升能力
题组一　微粒半径的比较
1. 比较下列微粒半径大小（用“＞”或“＜”填空）：
＞　
＞　
＜　
＜　
＞　
＞　
＜　
＜　
＞　
＞　
＞　
＞　
解题感悟
“三看法”比较粒子半径的大小
“一看”电子层数：当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）；r（F－）＜r（Cl－）＜r（Br－）＜r（I－）。
“二看”核电荷数：当电子层数或电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）；r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。
“三看”核外电子数：当核电荷数和电子层数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
例：r（Cl－）＞r（Cl）。
题组二　金属性和非金属性比较及应用
选项 实验操作 实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3 比较镁、铝的金属性强弱
C 测定等物质的量浓度的H2CO3、H2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu分别放入盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
B
解析：Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易即可判断出氯、溴的非金属性强弱，A项正确；向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg（OH）2沉淀，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al（OH）3沉淀，无法比较二者的金属性强弱，B项错误；H2CO3、H2SO4分别为C、S的最高价氧化物对应的水化物，酸性越强，元素非金属性越强，所以通过测定相同浓度的溶液的pH可判断二者非金属性强弱，C项正确；利用Fe、Cu放入盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，D项正确。
3. 根据元素周期律比较下列各组性质（用“＞”或“＜”填空）：
＞　
＞　
＞　
＞　
＜　
＜　
＞　
＞　
＜　
＜　
＞　
＜　
＞　
＞　
题组三　电离能的比较及应用
4. 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）。
I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
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
C
解析：由表示数据I3 I2知其最高正价为＋2价，R元素位于元素周期表中第ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。
解题感悟
电离能的应用
应用 依据原理
判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱
判断元素的化合价 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，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为＋1
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，当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化
判断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，当元素的核外电子排布是全空、半充满或全充满状态时，第一电离能就会反常的大
Cu　
Cu
的第一电离能比Zn的第一电离能小，但Cu失去1个电子后形成的Cu＋的价层电子排布
为3d10，较难失去电子，Zn失去1个电子后形成的Zn＋的价层电子排布为3d104s1，较易
失去1个电子达到稳定状态
a b c
a　
同周期第一电离能
的总体变化趋势是逐渐升高的，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　
b　
解析：（2）气态基态＋2价阳离子失去1个电子生成气态基态＋3价阳离子所需要的能量为该原子的第三电离能，同周期原子的第三电离能的总体变化趋势也是逐渐升高，但由于C原子在失去2个电子之后的2s能级为全充满状态，因此其再失去一个电子需要的能量高，则满足这一规律的图像为图b。
解析：（3）锌的价层电子排布式为3d104s2，为全充满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。
大于　
Zn核外电子排布为
全充满稳定结构，较难失电子
同周期元素随核电荷数依次增大，原
子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大
N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子
金属　
铜失去的是全充满的3d10
电子，镍失去的是4s1电子
题组四　电负性的比较及应用
A. F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能
B. 三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka
C. 氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性
D. 气态氟化氢中存在（HF）2，而气态氯化氢中是HCl分子
A
解析：F原子半径小，电子云密度大，两个原子间的斥力较强，F—F键不稳定，因此F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能，与电负性无关，A符合题意；氟的电负性大于氯的电负性，F—C键的极性大于Cl—C键的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基极性更大，更容易电离出氢离子，酸性更强，B不符合题意；氟的电负性大于氯的电负性，F—H键的极性大于Cl—H键的极性，导致HF分子极性强于HCl，C不符合题意；氟的电负性大于氯的电负性，与氟原子相连的氢原子可以与另外的氟原子形成分子间氢键，因此气态氟化氢中存在（HF）2，D不符合题意。
解题感悟
电负性的应用
（1）判断金属性与非金属性的强弱
金属元素的电负性一般小于1.8，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一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
（2）判断元素在化合物中的价态
电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。
（3）判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。
解析：（1）元素的金属性越强，其电负性越小，元素的非金属性越强则其电负性越大，因此，橄榄石（MgxFe2－xSiO4）中，各元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞Mg；因为MgxFe2－xSiO4中Mg、Si、O的化合价分别为＋2、＋4和－2，根据化合物中各元素化合价的代数和为0，可以确定铁的化合价为＋2。
O＞Si＞Fe＞Mg　
＋2　
（2）（2022·湖南化学）富马酸亚铁（FeC4H2O4）是一种补铁剂。富马酸分子的结构模型如图所示：
解析：（2）金属元素的电负性小于非金属元素，则铁元素的电负性最小，非金属元素的非金属性越强，电负性越大，氢、碳、氧的非金属性依次增强，则电负性依次增大，所以富马酸亚铁中四种元素的电负性由大到小的顺序为O＞C＞H＞Fe。
O＞C＞H＞Fe　
解析：（3）由于电负性O＞N，O对电子的吸引能力更强，Zn和O更易形成离子键，因此Zn—N键中离子键成分的百分数小于Zn—O键。
电负性O＞N，O对电子
的吸引能力更强，Zn和O更易形成离子键
题组五　元素周期律的综合应用
A. 原子半径：W＜X＜Y
B. 第一电离能：X＜Y＜Z
C. 单质沸点：Z＜R＜Q
D. 电负性：W＜Q＜R
C
A. 半径：r（Al3＋）＞r（K＋）
B. 电负性：χ（O）＞χ（S）
C. 沸点：H2S＞H2O
D. 碱性：Al（OH）3＞KOH
解析：Al3＋有2个电子层，而K＋有3个电子层，因此，K＋的半径较大，A错误；同一主族的元素，其电负性从上到下依次减小，O和S都是ⅥA的元素，O元素的电负性较大，B正确；虽然H2S的相对分子质量较大，但是H2O分子间可形成氢键，因此H2O的沸点较高，C错误；元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，K的金属性强于Al，因此KOH的碱性较强，D错误。
B
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考点3　元素“位—构—性”推断及元素周期律的应用
A基础知识重点疑难
1. 同一元素的“位—构—性”关系
2. 元素推断的依据
（1）依据原子结构推断元素
①根据原子最外层电子数的规律推断元素
最外层电子数（N） 元素在周期表中的位置
3≤N＜8 第ⅢA～ⅦA族
N＝1或2 第ⅠA族、第ⅡA族、副族、0族元素氦
N＞次外层电子数 第二周期（Li、Be除外）
②熟悉在周期表中具有特殊位置①的元素（1～20号元素）
族序数等于周期数的元素 H、Be、Al
族序数等于周期数2倍的元素 C、S
族序数等于周期数3倍②的元素 O
周期数是族序数2倍的元素 Li、Ca
周期数是族序数3倍的元素 Na
最高正价与最低负价代数和为零的元素 H、C、Si
最高正价是最低负价绝对值3倍的元素 S
除H外，原子半径最小的主族元素 F
笔记：①电子排布规律是高考的重点，如s和p轨道电子数目、自旋状态、电子的运动状态、未成对电子数目、周期与族的关系等
②利用结构示意图、电子排布式、轨道表示式推断倍数关系
（2）依据短周期元素的成键特点推断元素
短周期元素 族 常见成键情况 特殊成键情况
H ⅠA 1个共价键：—X —
B、Al ⅢA 3个共价键：
4个共价键： （位于阴离子中）
C、Si ⅣA 4个共价键： 或 或—X≡ —
短周期元素 族 常见成键情况 特殊成键情况
N、P ⅤA 3个共价键： 或 或≡X 4个共价键： 或 （位于阳离子中）；5个共价键： （位于阴离子中）。N可形成 （N为10e－结构）等
O、S ⅥA 2个共价键： 或 S可形成 （S为12e－结构）等
短周期元素 族 常见成键情况 特殊成键情况
F、Cl ⅦA 1个共价键： Cl可形成
　
（Cl为14e－结构）等
（注：X表示对应表格中的元素）
[拓展] 中B与1个H形成的是配位键，B为缺电子原子，可提供空轨道。配位键是指成键的一方提供孤电子对，另一方提供空轨道而形成的“电子对给予—接受”键，如 ，氮原子提供孤电子对并与B原子共用而形成氨硼烷中的配位键。
笔记：阴、阳离子可视为某原子得n个电子或失n个电子，如B得1个电子，形成4个价层电子，形成4个共价键
（3）依据短周期元素及其化合物①的特征推断元素
信息 推断出的元素（物质）
一种核素无中子 H
元素形成的化合物种类最多；某核素可用于考古断代；元素形成的常见不同单质的硬度差异很大 C
元素的气态氢化物可用作制冷剂，其水溶液呈碱性；元素的简单气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物能发生化合反应；元素的一种氧化物为红棕色气体 N
元素的一种单质（1个单质分子由3个原子构成）可用于自来水消毒；元素的单质液态时呈淡蓝色；元素的氢化物常温下呈液态 O
信息 推断出的元素（物质）
元素的非金属性最强；元素的气态氢化物最稳定；元素的气态氢化物的水溶液可刻蚀玻璃②；元素的单质可在常温下与水剧烈反应置换出氧气 F
元素在地壳中含量很高，但无游离态；元素是传统无机非金属材料的主角；元素单质经常作为半导体材料；元素的氧化物可用作光导纤维 Si
元素的游离态常存在于火山喷发口附近；元素的气态氢化物与其气态氧化物反应生成该元素单质（黄色）；含该元素的两种含氧酸式盐之间能发生反应 S
信息 推断出的元素（物质）
元素的单质为黄绿色有毒气体③；元素的单质或氧化物可用于自来水消毒；可用浓氨水检验元素的单质是否泄漏；元素的气态氢化物和最高价氧化物对应的水化物均为一元强酸 Cl
短周期元素中原子半径最大；元素的焰色为黄色；元素的某合金可作为原子反应堆的导热剂；元素的过氧化物可作为供氧剂 Na
元素原子的最外层电子数与最内层电子数相同 Be、Mg
信息 推断出的元素（物质）
地壳中含量最高的金属元素；工业上用电解其氧化物的方法获取该金属；元素的单质可用于野外焊接铁轨；金属元素的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于强酸溶液也能溶于强碱溶液 Al
导致酸雨形成的氧化物 氮氧化物、硫氧化物
温室气体 H2O、CO2、CH4、N2O等
有刺激性气味的气体 NH3、Cl2、SO2等
信息 推断出的元素（物质）
浓度为0.01 mol·L－1的溶液，pH＝2 HCl、HNO3、HClO3、HClO4等
浓度为0.01 mol·L－1的溶液，pH＜2 H2SO4等
浓度为0.01 mol·L－1的溶液，pH＞2 HF、H2S、
H2CO3等
浓度为0.01 mol·L－1的溶液，pH＝12 NaOH、
LiOH等
笔记：①（2022海南）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X、Y同周期并相邻，Y是组成水的元素之一，Z在同周期主族元素中金属性最强，W原子在同周期主族元素中原子半径最小，则X、Y、Z、W为 　　。（提示：N、O、Na、Cl）
②特殊的性质可作为推断的突破口
③重点掌握短周期元素、单质、化合物的性质
B题组集训提升能力
题组一　由原子结构推断元素
A. 沸点：X2Z＞X2Q
B. M与Q可形成化合物M2Q、M2Q2
C. 化学键中离子键成分的百分数：M2Z＞M2Q
D
A. 电负性：Y＞X＞Z
B. 第一电离能：Y＞X＞M
C. 原子半径：Z＞Y＞X
D. 简单气态氢化物的稳定性：X＞Z＞Y
A
解析：M、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，M是宇宙中含量最多的元素，则M是H；Y的基态原子价层电子数为其内层电子数的3倍，Y为O；因为原子序数依次增大，X的最高价含氧酸具有强氧化性，则X为N；Z与Y同族，则Z为S，据此分析解答。元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性为O＞N＞S，则电负性为O＞N＞S，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，其中ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA，位于ⅤA族的氮元素的2p轨道为较稳定的半充满结构，第一电离能大于同周期相邻元素，则氮元素的第一电离能大于氧元素，故B错误；同周期元素从左到右，原子半径依次减小，则氮原子的原子半径大于氧原子，故C错误；元素的非金属性越强，简单气态氢化物的稳定性越强，非金属性的强弱顺序为O＞N＞S，则简单气态氢化物的稳定性强弱顺序为H2O＞NH3＞H2S，故D错误。
A. 电负性：W＜Y
B. WX2的空间结构为直线形
C. 最简单氢化物的沸点：X＜Z
D. Y的第一电离能高于同周期相邻元素
D
A. X、Y组成的化合物有可燃性
B. X、Q组成的化合物有还原性
C. Z、W组成的化合物能与水反应
D. W、Q组成的化合物溶于水呈酸性
D
解析：X、Y、Z、W、Q为短周期元素，W元素的焰色试验呈黄色，W为Na元素；Z和Q同族，Z的原子序数是Q的一半，则Z为O元素、Q为S元素；Y原子核外有两个单电子且原子序数小于Z，Y为C元素；X、Y、Z、W、Q的最外层电子数之和为18，则X的最外层电子数为18－4－6－1－6＝1，X可能为H或Li。若X为H，H与C组成的化合物为烃，烃能够燃烧，若X为Li，Li与C组成的化合物也具有可燃性，A项正确；X、Q组成的化合物中Q（即S）元素呈－2价，为S元素的最低价，具有还原性，B项正确；Z、W组成的化合物为Na2O、Na2O2，Na2O与水反应生成NaOH，Na2O2与水反应生成NaOH和O2，C项正确；W、Q组成的化合物Na2S属于强碱弱酸盐，其溶于水所得溶液呈碱性，D项错误。
QZY4溶液 QZX4Y4W12溶液
A. 单质沸点：Z＞Y＞W
B. 简单氢化物键角：X＞Y
C. 反应过程中有蓝色沉淀产生
D. QZX4Y4W12是配合物，配位原子是Y
D
解析：W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，基态X原子的核外电子有5种空间运动状态，即5个原子轨道（1s、2s、2px、2py、2pz），则X可能为N、O、F；Y、Z原子有两个未成对电子，可能为C、O、Si、S；Q是ds区元素，焰色试验呈绿色，则Q为Cu元素；结合溶液中的转化实验：CuSO4溶液中通入NH3至过量生成[Cu（NH3）4]SO4，推得W为H、X为N、Y为O、Z为S。S单质常温下为固体，其沸点高于O2（或O3）和H2，O2（或O3）、H2为分子晶体，分子间只存在范德华力，相对分子质量O2（或O3）＞H2，则沸点O2（或O3）＞H2，故单质沸点：Z＞Y＞W，A正确；NH3和H2O中N、O原子都是sp3杂化，N原子上有1个孤电子对，O原子上有2个孤电子对，H2O中孤电子对的斥力更大，故键角：NH3＞H2O，B正确；CuSO4溶液中逐渐通入NH3，先生成蓝色沉淀[Cu（OH）2]，继续通入NH3生成[Cu（NH3）4]2＋，C正确；由[Cu（NH3）4]2＋的结构可知，配位原子是氮原子（X），D错误。
A. 第一电离能：Y＜Z＜Q
B. 该化合物中Q和W之间可形成氢键
C. X与Al元素有相似的性质
D. W、Z、Q三种元素可形成离子化合物
A
解析：已知W、X、Y、Z、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y是有机物分子骨架元素，故Y为C；X的最外层电子数等于内层电子数，故X为Be；由题图可知，W形成1个共价键，Q形成2个共价键，W的原子序数最小，且Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物，故W为H、Q为O，形成的液态化合物为H2O和H2O2；Z的原子序数介于Y（C）和Q（O）之间，故Z为N。A项，同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但是N的2p轨道为半充满状态，较为稳定，其第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能：C＜O＜N，错误；B项，该化合物中与N原子相连的H原子能与O原子形成氢键，正确；C项，根据对角线规则，Be元素与Al元素具有相似的性质，正确；D项，H、N、O可形成离子化合物NH4NO3，正确。
A. 金属性：Q＞W
B. 原子半径：Z＞Y
C. 该晶体结构中X的化合价为＋3价
D. Y的第一电离能比同周期相邻元素的都低
B
解析：X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素，基态X的核外电子有5种运动状态，每一种电子的运动状态各不相同，则X为B元素，Y、Z与X同周期，Y为O元素，Z为F元素；W的氢氧化物具有两性，则W为Al元素，Q是第六周期半径最大的主族元素，则为Cs元素；QWX3Y6Z为CsAlB3O6F。同主族元素从上到下金属性增强，同周期元素从左到右金属性依次减弱，故金属性：Q（Cs）＞W（Al），A正确；同周期从左到右原子半径减小，故原子半径：Z（F）＜Y（O），B错误；Cs为＋1价，Al为＋3价，O为－2价，F为－1价，则该晶体CsAlB3O6F结构中X的化合价为＋3价，C正确；同周期元素由左到右第一电离能呈递增趋势，但N原子的2p轨道为半充满状态较为稳定，故N、O、F三种元素第一电离能由大到小的顺序为F＞N＞O，Y的第一电离能比同周期相邻元素的都低，D正确。
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
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，都一定能与强碱反应，故D正确。
题组五　根据特殊化合价推断元素
A. 原子半径：X＞Y
B. 简单氢化物的还原性：X＞Y
C. 同周期元素形成的单质中Y氧化性最强
D. 同周期中第一电离能小于X的元素有4种
D
解析：Y位于第三周期，且最高正价与最低负价的代数和为6，则Y是Cl，X为第三周期元素，由X、Y形成的阴离子和阳离子知，X与Y容易形成共价键，该化合物中X为＋5价，可知X是P。P与Cl位于同一周期，同周期主族元素从左往右，原子半径逐渐减小，则P半径大于Cl，即X＞Y，故A项正确。X、Y对应的简单氢化物分别是PH3和HCl，离子半径：P3－＞Cl－，所以PH3的失电子能力强于HCl，即还原性：X＞Y，故B项正确。同周期主族元素从左往右，金属性减弱，非金属性增强，单质的还原性减弱，氧化性增强，所以Cl2的氧化性最强，故C项正确。同一周期元素从左往右，第一电离能呈现增大的趋势，第ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素的第一电离能，所以第三周期元素第一电离能从小到大依次为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl，所以同周期中第一电离能小于P的元素有5种，故D项错误。
A. R与X形成的化合物水溶液呈碱性
B. X是四种元素中原子半径最大的
C. Y单质的氧化性比Z单质的弱
D. Z的原子最外层电子数为6
D
解析：由题干信息可知，R、X、Y、Z均为短周期主族元素，Y与Z同主族且Z的原子序数大于Y，R和X的原子获得1个电子均可形成稀有气体原子的电子层结构，R的最高化合价为＋1，则R为H，X为Cl或F；1 mol化合物RZY3X含58 mol电子，设Y的原子序数为a，则Z的原子序数为a＋8；若X为F，则有1＋9＋a＋8＋3a＝58，解得a＝10，则Y为Ne，不符合题意；若X为Cl，则有1＋17＋a＋8＋3a＝58，解得a＝8，则Y为O，Z为S，符合题干要求；故R为H、X为Cl、Y为O、Z为S，据此分析解答。由分析可知，R为H、X为Cl，故R与X形成的化合物即HCl，其水溶液呈酸性，故A项错误。R为H、X为Cl、Y为O、Z为S，其中S是四种元素中原子半径最大的，故B项错误。Y为O、Z为S，由于O的非金属性比S强，故O2的氧化性比S单质强，故C项错误。Z为S，是16号元素，S原子最外层电子数为6，故D项正确。
解题感悟
常见的具有特殊化合价的短周期主族元素
（1）H、C、Si：最高正价与最低负价代数和为零。
（2）S：最高正价是最低负价绝对值的3倍；最高正价与最低负价代数和为4。
（3）O、F：无正价。
第*页
限时跟踪检测
A. 半径大小：r（Na＋）＞r（Mg2＋）
B. 酸性强弱：H3PO4＞HClO4
C. 电离能大小：I1（O）＞I1（N）
D. 电负性大小：χ（H）＞χ（N）
A
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解析：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，则半径大小：r（Na＋）＞r（Mg2＋），A正确。非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，酸性强弱：H3PO4＜HClO4，B错误。同一周期随着原子序数增大，第一电离能呈增大趋势，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，故N、O的第一电离能大小：I1（O）＜I1（N），C错误。同周期元素从左到右，金属性减弱，非金属性增强，电负性增强；同主族元素从上到下，金属性增强，非金属性减弱，电负性减弱，则电负性大小：χ（H）＜χ（N），D错误。
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元素编号 E F G H I J K L
原子半径/nm 0.037 0.074 0.082 0.099 0.102 0.143 0.160 0.186
最高化合价或最低化合价 ＋1 －2 ＋3 －1 －2 ＋3 ＋2 ＋1
B
A. 电负性大小：F＞H＞I
B. 简单离子半径：K＞F＞L
C. 第一电离能：K＞J＞L
D. L、K、J的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱
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解析：F、I的最低负化合价都为－2，为第ⅥA族元素，根据原子半径可知F为O，I为S；E、L的最高正化合价都为＋1，结合原子半径大小可知E为H，L为Na；K的最高正化合价为＋2，结合原子半径可知K为Mg；G、J的最高正化合价都为＋3，结合原子半径可知G为B，J为Al；H的最低化合价为－1，为ⅦA族元素，其原子半径大于F，则H为Cl。同周期元素从左到右电负性逐渐增强，同主族元素从上到下电负性逐渐减弱，电负性大小：O＞Cl＞S，A正确；电子层数相同，原子序数越大，离子半径越小，离子半径：O2－＞Na＋＞Mg2＋，B错误；Mg核外电子排布处于全充满的稳定结构，其第一电离能大于同周期相邻族元素，则第一电离能：Mg＞Al＞Na，C正确；Na、Mg、Al元素金属性逐渐减弱，其最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱，D正确。
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A. 简单离子半径：丙＞丁＞戊
B. 简单氢化物的沸点：乙＜丙
C. 简单氢化物的键角：甲＞乙
D. 第一电离能：甲＜乙＜丙＜丁＜戊
D
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解析：戊的非金属性最强且其基态原子p轨道只有一个未成对电子，则电子排布式为1s22s22p5，戊是F，则甲是Si，乙是P，丙是N，丁是O。具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大半径越小，离子半径：N3－＞O2－＞F－，A正确；NH3分子间存在氢键，沸点更高，B正确；SiH4、PH3两个分子的中心原子都是sp3杂化，PH3有一个孤对电子，键角比SiH4的小，C正确；N的2p轨道电子为半充满稳定结构，所以第一电离能：N＞O，D错误。
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A. 原子半径：Z＞W＞V
B. 物质沸点：a＜d
C. X为正盐或酸式盐
D. g的酸性强于h
A
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A. 原子半径：M＞W＞Z
B. 第一电离能：N＞Y
C. 电负性：X＞Y＞W
D. 简单氢化物的沸点：Z＞W
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解析：X、Y、Z、W、M、N为原子序数依次增大的前20号元素，其中X、Y、N为金属元素。Z原子的s能级电子总数等于p能级的电子总数，则电子排布式为1s22s22p4，为O元素；M的最外层电子数是最内层电子数的2倍，为Si元素；W原子核外有1个未成对电子，为F元素；Y与N同主族，则X为Li、Y为Be、N为Ca。原子半径：M（Si）＞Z（O）＞W（F），A项错误；同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Y（Be）＞N（Ca），B项错误；同周期主族元素从左往右，电负性逐渐增大，则电负性：W（F）＞Y（Be）＞X（Li），C项错误；H2O、HF中均存在分子间氢键，水分子间氢键个数多于HF，故沸点：H2O＞HF，D项正确。
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A. W的氢化物的沸点可能高于水的沸点
B. XZ晶胞中X的配位数为6，X周围等距且距离最近的X有12个
C. W与X形成的化合物中，W的化合价可能为－3价
D. Y2Z2分子中四个原子可能共直线
D
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解析：由题图可知，原子半径：X＞Y＞Z＞W，原子序数：Z＞Y＞X＞W，再结合常温下0.01 mol·L－1最高价氧化物对应水化物溶液的pH，可得X、Y、Z、W依次为Na、S、Cl、N。N2H4的沸点高于水，A项正确。X是Na，Z是Cl，NaCl晶胞中Na＋周围等距且距离最近的Na＋有12个，配位数为6，B项正确。N与Na形成的化合物为Na3N，N的化合价为－3价，C项正确。Y2Z2为S2Cl2，类比H2O2，可知四个原子不可能共直线，D项错误。
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A. 电负性：Y＜Z＜W
B. 原子半径：X＜Z＜W＜Y
C. 四种元素基态原子的未成对电子数：X＜Y＜Z＜W
D. 简单氢化物的稳定性：Z＜Y＜W＜X
A
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解析：X原子有两个单电子且电负性是四种元素中最大的，则X为O元素；Y原子的最外层电子数是X原子内层电子数的2倍，则Y为Si元素；Z原子s能级上电子数与p能级上电子数之比为2∶3，则Z为P元素；W的第一电离能大于P，则W为Cl元素。原子半径：O＜Cl＜P＜Si，B项错误；O、Si、P、Cl的未成对电子数分别是2、2、3、1，C项错误；元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强，简单氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜HCl＜H2O，D项错误。
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A. 第一电离能：M＞Y＞X＞Z
B. 简单氢化物的稳定性：X＞Y
C. X与W形成的化合物不能使酸性KMnO4溶液褪色
D. 由M、X、Z、W四种元素组成的化合物，其水溶液显碱性
B
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解析：M、X、Y、Z、W均为短周期元素，且原子序数依次减小，结合化合物的结构可知，M为Na元素；阴离子中X形成2个共价键、Y形成3个共价键、Z形成4个共价键、W形成1个共价键，结合原子序数可知，X为O元素、Y为N元素、Z为C元素、W为H元素。第一电离能：N＞O＞C＞Na，A项错误；非金属性：O＞N，则其简单氢化物稳定性：H2O＞NH3，B项正确；X（O）与W（H）形成的化合物有H2O、H2O2，H2O2具有还原性，能使酸性KMnO4溶液褪色，C项错误；由M、X、Z、W四种元素组成的化合物若为碳酸氢钠，其水溶液显碱性，但若为NaHC2O4，其水溶液显酸性，D项错误。
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A. 键角：XZ2＞ZXY－
B. 最简单氢化物沸点：Z＞Y＞X
C. 电负性：X＞Y＞M
D. 最高价氧化物对应水化物酸性：Z＞X
D
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解析：M＋的d轨道全充满，M为Cu；X、Y、Z、M为原子序数依次增大的1～36号元素，其中X、Z位于不同周期，四种元素中Y的第一电离能最大，结合M2（ZXY）4的结构知，X为C，Y为N，Z为S。XZ2为CS2，类比CO2可知CS2的空间结构为直线形，键角为180°；ZXY－为SCN－，SCN－的空间结构为直线形，键角为180°，A项错误。X、Y、Z的最简单氢化物依次为CH4、NH3、H2S，由于NH3分子间形成氢键，则NH3的沸点最高，即Y的最简单氢化物的沸点最高，B项错误。同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大；元素的非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小，则电负性：N＞C＞Cu，C项错误。Z、X的最高价氧化物对应的水化物分别为H2SO4、H2CO3，H2SO4属于强酸、H2CO3属于弱酸（或非金属性：S＞C），即酸性：H2SO4＞H2CO3，D项正确。
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A. X的最高价氧化物的空间填充模型为
B. Y2中化学键键能小于Z2
C. M、W的简单离子对水的电离都无影响
D. M、W最高价氧化物对应水化物的酸性：M＜W
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解析：X、Y、Z、M、W为五种短周期主族元素，随着原子序数增加，原子半径X、Y、Z逐渐减小，而M、W增大，可得X、Y与Z位于第二周期，M、W位于第三周期；Z的简单氢化物的沸点为100 ℃，则Z为O元素；0.1 mol·L－1 Y、W的简单氢化物的水溶液pH分别为11、1，Y的简单氢化物溶液呈碱性，则Y为N元素；W的简单氢化物为一元强酸，则W为Cl元素；M的简单氢化物溶液呈弱酸性，半径略大于Cl，则M为S元素；X半径略大于N，X是C元素。CO2为直线形分子，A项错误；N2中含有的化学键是氮氮三键，其键能大于O2中的氧氧双键，B项错误；S2－发生水解，会促进水的电离，C项错误；最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4＜HClO4，D项正确。
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11. （2025·西安模拟）有X、Y、Z、Q、E、M、G原子序数依次递增的七种元素，除G元素外其余均为短周期主族元素。X的原子中没有成对电子，Y元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子数相同，Z元素原子的价层电子排布式为nsnnpn＋1，Q的基态原子核外成对电子数是未成对电子数的3倍，E与Q同周期，M元素的第一电离能在同周期主族元素中从大到小排第三位，G原子最外电子层只有未成对电子，其内层所有轨道全部充满，但并不是第ⅠA族元素。回答下列问题：
氯　
Cu2＋的价层电子排布式为3d9，而Cu＋的价层电子排布式为3d10，因价层电子排
布达到全充满状态时稳定，所以固态Cu2O的稳定性强于CuO
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解析：没有成对电子的元素只有H，X是H元素；Y元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子数相同，则Y的基态电子排布式为1s22s22p2，Y是C元素；Z元素原子的价层电子排布式为nsnnpn＋1，p能级上已排布电子，所以n＝2，则Z是N元素；Q的基态原子核外成对电子数是未成对电子数的3倍，Q的核外电子排布式为1s22s22p4，Q是O元素；E与Q同周期，且原子序数比Q（O元素）大，则E是F元素；原子序数更大的M只能在短周期的第三周期，第一电离能在第三周期主族元素中从大到小排第三位的是S元素；内层所有轨道全部充满，最外电子层只有未成对电子的元素原子的电子排布式可能是1s22s1、1s22s22p63s1、1s22s22p63s23p63d104s1，其中前两个属于ⅠA族，所以G核外电子排布为第三种情况，G是Cu元素。（1）第三周期未成对电子数为1的有Na、Al、Cl，电负性最大的是氯元素。GQ是CuO，受热分解生成Cu2O和O2，CuO中Cu2＋价层电子排布式为3d9，Cu2O中Cu＋价层电子排布式为3d10，因此Cu＋比Cu2＋结构更加稳定，即固态Cu2O比CuO更稳定。
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解析：（2）M元素的第一电离能在同周期主族元素中从大到小排第三位的原因是M为S元素，第一电离能小于Cl，磷原子的3p能级为半充满稳定结构，第一电离能大于S。
M为S元
素，第一电离能小于Cl，磷原子的3p能级为半充满稳定结构，第一电离能大于S
解析：（3）X是H元素，Q是O元素，形成的化合物为H2O、H2O2，其中沸点较高的为H2O2。
H2O2　
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解析：（4）Z、M、E所形成的简单离子依次为N3－、S2－、F－，其中S2－有三个电子层，半径最大，N3－、F－都只有两个电子层，N元素的核电荷数是7，F元素的核电荷数是9，因此N3－半径更大，故简单离子的半径S2－＞N3－＞F－。
S2－＞N3－＞F－　
解析：（5）X、Y、Z、Q四种元素分别为H、C、N、O，H元素的电负性最小，C、N、O位于同一周期且核电荷数递增，电负性递增，所以电负性顺序为O＞N＞C＞H。
O＞N＞C＞H　
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12. （2025·东莞模拟）如图是元素周期表的一部分，图中所列字母分别代表某一化学元素。
试回答下列问题：
解析：根据周期表信息可知a到n分别是H、He、C、N、O、Na、Mg、Al、P、Cl、Fe、Ge、Br、Ba。（1）j是Cl，基态原子核外有17个电子，有17种运动状态，电子占据的能量最高轨道是3p轨道，为哑铃形。
17　
哑铃形　
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解析：（2）e、a单质反应的产物是水，分子空间结构是V形，中心原子O的价层电子对数为4，是sp3杂化，该分子正电中心和负电中心不重合，属于极性分子。
V形　
sp3　
极性　
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解析：（3）f、g、h分别是Na、Mg、Al，由于Mg最外层3s能级电子排布是全充满状态，较稳定，第一电离能大，因此第一电离能由大到小的顺序是Mg＞Al＞Na。
Mg＞Al＞Na　
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解析：（4）k是Fe元素，原子序数是26，核外有26个电子，价层电子轨道表示式为 ，属于d区。
　
d　
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（5）25Mn与k两元素的部分电离能数据如表：
元素 Mn k
电离能/（kJ·mol－1） I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
解析：（5）Mn是25号元素，失去2个电子后3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定，不容易失去电子。
Mn2＋的3d轨道电子为半充满状态，较稳定
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