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元素周期表 元素周期律
【复习目标】
1．掌握元素周期表的编排原则和整体结构，能从原子的价层电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分
2．结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律
3．掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律
考点一 元素周期表及应用
【核心知识梳理】
1．元素周期表的结构
(1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数
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周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个周期，元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期
②族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行，叫做一个族，元素周期表18个纵列中，除8、9、10三个纵列为一族外，其余每一纵列为一族，即：有16个族
(3)元素周期表的结构
2．原子结构与元素周期表
(1)原子核外电子排布与周期的关系
类别 周期 能层数(电子层数) 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 每周期元素种数 位置与结构的关系
原子序数 基态原子的电子排布式 原子序数 基态原子的价层电子排布式
短周期 一 1 1 1s1 2 1s2 2 周期序数＝电子层数
二 2 3 [He]2s1 10 2s22p6 8
三 3 11 [Ne]3s1 18 3s23p6 8
长周期 四 4 19 [Ar]4s1 36 4s24p6 18
五 5 37 [Kr]5s1 54 5s25p6 18
六 6 55 [Xe]6s1 86 6s26p6 32
七 7 87 [Rn]7s1 118 7s27p6 32
(2)原子核外电子排布与族的关系
①元素周期表的列数与族序数的关系
②主族元素：同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上，价电子数与族序数相同
族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价层电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
列数 1 2 13 14 15 16 17
价层电子总数 1 2 3 4 5 6 7
规律 主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数＝价层电子总数
③过渡元素(副族和Ⅷ族)：同一纵行原子的价层电子排布基本相同，价层电子总数等于所在的列序数。价层电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价层电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价层电子数与族序数不相同
副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn
族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
价层电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1 3d104s2
价层电子总数 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
列数 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
规律 价层电子总数＝列序数
④稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外)
3．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)
②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区的名称：除ds区外，是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的②ds区的名称：ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却为(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区 分区示意图
4．元素周期表的大应用
(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
(2)启发人们在一定区域内寻找新物质
①金属与非金属分界线附近元素：寻找半导体材料
②过渡元素：寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
③氟、氯、硫、磷附近元素：研制农药的材料
【精准训练1】
1．下列说法正确的是(　　)
A．最外层电子排布式为ns2的基态原子所对应元素一定位于第ⅡA族
B．d区元素的原子一定都有d轨道电子
C．最外层电子排布式为ns1的基态原子所对应元素一定是金属元素
D．基态原子价层电子排布式为nsnnpn的元素一定是金属元素
2．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
3．部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是(　　)
A．B只能得电子，不能失电子 B．原子半径：Ge＞Si
C．As可作半导体材料 D．Po位于第六周期第ⅥA族
4．周期表中27号元素钴的方格中注明“3d74s2”，由此可以推断(　　)
A．它位于周期表的第四周期ⅡA族 B．它的基态核外电子排布式可简写为[Ar]4s2
C．Co2＋的核外价层电子排布式为3d54s2 D．Co位于周期表中第9列
5．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
6．元素周期表和元素周期律可指导人们进行规律性推测和判断。下列说法中不合理的是(　　)
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
D．Be与Al在周期表中处于对角线位置，可推出：Be(OH)2＋2OH－===[Be(OH)4]2－
7．碲在生产中用途广泛，常用作石油裂化的催化剂、电镀液的光亮剂、玻璃的着色材料等。元素周期表中碲元素的数据如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．碲元素在元素周期表中位于第五周期ⅣA族
B．碲元素位于元素周期表d区
C．碲原子5p能级有2个未成对电子
D．碲原子核外电子的空间运动状态有52种
考点二 元素周期律
【核心知识梳理】
1．元素周期律
(1)元素周期律的定义：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化
(2)元素周期律的实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果
2．主族元素的周期性变化规律：物质的结构决定物质的性质，物质的性质反映物质的结构。原子越容易失去电子，元素的金属性就越强；原子越容易得电子，元素的非金属性就越强
性质 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
电子层结构 层数相同，最外层电子数增多 层数增大，最外层电子数相同
原子半径 逐渐减小：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al) 逐渐增大：r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)
阳离子半径 逐渐减小：r(Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+) 逐渐增大：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)
阴离子半径 逐渐减小：r(P3－ )＞r(S2－)＞r(Cl－) 逐渐增大：r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)
　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1＋7(O、F除外)非金属元素负价由－4－1非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
金属性 逐渐减弱：Na＞Mg＞Al 逐渐增强：Li＜Na＜K＜Rb
非金属性 逐渐增强：P＜S＜Cl 逐渐减弱：F＞Cl＞Br＞I
单质的还原性(失电子能力) 逐渐减弱：Na＞Mg＞Al 逐渐增强：Li＜Na＜K＜Rb
单质的氧化性(得电子能力) 逐渐增强：P＜S＜Cl2 逐渐减弱：F2＞Cl2＞Br2＞I2
阳离子的氧化性 逐渐增强：Na+＜Mg2+＜Al3+ 逐渐减弱：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋
阴离子的还原性 逐渐减弱：P3－＞S2－＞Cl－ 逐渐增强：F－＜Cl－＜Br－＜I－
第一电离能 呈增大趋势 (但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA) 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 酸性增强：H3PO4＜H2SO4＜HClO4　碱性减弱：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 酸性减弱：HNO3＞H3PO4碱性增强：LiOH＜NaOH＜KOH
非金属气态氢化物的稳定性 增强：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 减弱：HF＞HCl＞HBr＞HI
3．原子半径和离子半径的变化规律
原子半径 ①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)>r(P)＞r(S)＞r(Cl)②同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)
离子半径 ①阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)＞r(Na＋)②阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)＜r(Cl－)③同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)④同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)⑤同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)⑥同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3－ )＞r(O2－)＞r(F－)同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)＞r(Na＋)⑦电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)＞r(Mg2+)
4．元素金属性强弱的比较
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)
一般规律 ①同周期元素，从左到右，金属性减弱②同主族元素，从上到下，金属性增强。金属性最强的元素为铯
判断依据 ①最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 如：碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则金属性：Na＞Mg＞Al
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe
③若Xn＋＋YX＋Ym＋，则Y金属性比X强如：Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu
④单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na
⑤在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu
5．元素非金属性强弱的比较
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)
一般规律 ①同周期元素，从左到右，非金属性增强；②同主族元素，从上到下，非金属性减弱。金属性最强的元素为氟
判断依据 ①最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强如：酸性：HClO4(最强酸)＞H2SO4 (强酸)＞H3PO4 (中强酸)＞H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl＞S＞P＞Si
②与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强如：稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl
③单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强如：还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S
④An－＋BBm－＋A，则B非金属性比A强 如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I
⑤与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价越高，非金属性越强如：Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，则非金属性：Cl＞S
6．电离能及其变化规律
(1)概念
①第一电离能：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，用符号I1表示
②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1＜I2＜I3……
(2)元素第一电离能的周期性变化规律
一般规律 同一周期：随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族：随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小
特殊情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA和ⅥA族元素
(3)电离能的应用——判断元素的化合价
判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，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，所以钠元素的化合价为＋1
7．电负性的变化规律及应用
(1)电负性：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强
(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为 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(稀有气体未计)
(3)电负性的周期性变化规律
规律 同一周期，电负性从左到右逐渐增大；同一主族，从上往下逐渐减小
方法 常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl
(4)电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
a．金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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
b．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
a．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
b．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判断化学键的类型
a．如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键
b．如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键
如：Al、F、Cl的电负性分别为1.5、4.0、3.0，F的电负性与Al的电负性之差为4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物
【易错提醒】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
④判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I
⑤解释对角线规则：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，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质
8．元素周期律的应用
(1)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
(2)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，与氢气很难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水
(3)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：4Li＋O22Li2O，2Na＋O2Na2O2K、Rb、Cs与O2反应生成多种复杂的氧化物
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
【精准训练2】
1．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2、②1s22s22p63s23p3、③1s22s22p3、④1s22s22p5。下列有关比较正确的是(　　)
A．第一电离能：④＞③＞②＞① B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．电负性：①＞②＞③＞④ D．最高正化合价：③＞②＞①
2．祖母绿(主要成分Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是(　　)
A．半径大小：r(Al3＋)＞r(O2－) B．电负性大小：χ(P)＞χ(Si)
C．电离能大小：I1(F)＜I1(O) D．碱性强弱：Ca(OH)2＜Al(OH)3
3．下列实验不能达到实验目的的是(　　)
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溶液中分别通入氨 比较镁、铝的金属性强弱
C 测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu分别与稀盐酸反应 比较铁、铜的金属性强弱
4．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
5．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
6．下列说法不能说明X的电负性比Y大的是(　　)
A．与氢气化合时X的单质比Y的单质容易 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
【高考真题演练】
1．(2024·江苏卷)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂。下列说法正确的是( )
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
2．(2024·全国甲卷)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素。W和X原子序数之和等于Y－的核外电子数，化合物W+[ZY6]－可用作化学电源的电解质。下列叙述正确的是(　　)
A．X和Z属于同一主族 B．非属性：X＞Y＞Z
C．气态氢化物的稳定性：Z＞Y D．原子半径：Y＞X＞W
3．(2024·河北卷)侯氏制碱法工艺流程中的主反应为QR＋YW3＋XZ2＋W2Z===QWXZ3＋YW4R，其中W、X、Y、Z、Q、R分别代表相关化学元素。下列说法正确的是( )
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＜Z
4．(2023·江苏卷)元素C、Si、Ge位于周期表中ⅣA族。下列说法正确的是( )
A．原子半径：r(C)＞r(Si)＞r(Ge) B．第一电离能：I1(C)＜I1(Si)＜I1(Ge)
C．碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体 D．可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料
5．(2023·天津卷)下列性质不能用于判断C、Si的非金属性强弱的是( )
A．元素的电负性 B．最高价氧化物的熔点
C．简单氢化物的热稳定性 D．最高价氧化物对应的水化物的酸性
6．(2023·全国乙卷)种矿物由短周期元素W、X、Y组成，溶于稀盐酸有无色无味气体生成。W、X、Y原子序数依次增大。简单离子X2－与Y2+具有相同的电子结构。下列叙述正确的是(　　)
A．X的常见化合价有－1、－2 B．原子半径大小为Y＞X＞W
C．YX的水合物具有两性 D．W单质只有4种同素异形体
7．(2023·湖南卷)日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3。下列说法正确的是( )
A．电负性：X＞Y＞Z＞W B．原子半径：X＜Y＜Z＜W
C．Y和W的单质都能与水反应生成气体 D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性
8．(2023·广东卷)化合物XYZ4ME4可作肥料，所含的5种元素位于主族，在每个短周期均有分布，仅有Y和M同族。Y的基态原子价层p轨道半充满，X的基态原子价层电子排布式为nsn－1，X与M同周期，E在地壳中含量最多。下列说法正确的是( )
A．元素电负性：E＞Y＞Z B．氢化物沸点：M＞Y＞E
C．第一电离能：X＞E＞Y D．YZ3和YE的空间结构均为三角锥形
9．(2023·浙江1月卷)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，M是地壳中含量最多的元素，Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( )
A．电负性：Z＞X B．最高正价：Z＜M
C．Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞Y
10．(2023·浙江6月卷)X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是( )
A．第一电离能： Y＞Z＞X
B．电负性： Z＞Y＞X＞W
C．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z
D．W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子
【课时精练】
1．下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是(　　)
A．原子的价层电子排布式为ns2np6的元素一定是主族元素
B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素
C．原子的价层电子排布式为3d3～74s2的元素一定位于第ⅢB～ⅦB族
D．基态原子的N层上只有1个电子的元素一定是主族元素
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
3．如图为某学术期刊上刊登的八角形元素周期表，八角形的每个顶角对应一种元素。下列说法错误的是(　　)
A．此八角形元素周期表中所标的元素全部为主族元素，不包含副族元素
B．图中虚线箭头所经过的元素的单质按箭头方向氧化性逐渐减弱
C．图中①代表的元素对应的单质既能与强酸反应又能与强碱反应
D．图中虚线八角形所标元素位于现行元素周期表的第四周期
4．已知X、Y、Z三种主族元素在元素周期表中的位置如下，设X的原子序数为a，下列说法不正确的是(　　)
Y
X
Z
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可能均为短周期元素
5．元素周期表中铋元素的数据如图，下列说法中正确的是(　　)
A．Bi元素的相对原子质量是209.0 B．基态Bi原子的价层电子排布式为6p3
C．Bi元素位于第六周期第Ⅴ族 D．Bi原子最外层有5个能量相同的电子
6．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+)＜r(Na+) B．电负性大小：χ(F)＜χ(O)
C．电离能大小：I1(O)＜I1(Na) D．碱性强弱：NaOH＜Al(OH)3
7．甲、乙、丙、丁均为短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示，丁的3p能级只有一个未成对电子，下列说法错误的是(　　)
甲 乙
丙 丁
A．原子半径：丙>甲>乙 B．第一电离能：甲>乙>丙
C．甲、乙、丁的最高正化合价依次增大 D．四种元素的单质中，丙的沸点最高
8．如图三条曲线表示C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势。下列说法正确的是(　　)
A．元素电负性：c＞b＞a B．气态氢化物的稳定性：c＞a＞b
C．简单气态氢化物的相对分子质量：b＞c＞a D．第五电离能I5：a＞b＞c
9．已知短周期元素的四种离子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＞D＞C
C．离子半径：C3－＞D－＞A2＋＞B＋ D．氧化性：A2＋＞B＋，还原性：C3－＞D－
10．居里夫妇用α粒子(He)轰击某金属原子X得到Y，基态Y原子的3p能级半充满。　30Z＋2Y具有放射性，很快衰变为Q。上述过程可表示为He＋XY＋n，YQ＋e。下列说法错误的是(　　)
A．第一电离能：X＜Q＜Y
B．自然界中不存在Y4是因为其化学键不稳定且Y易衰变
C．X原子核内中子数与质子数之比为13∶14
D．简单氢化物的稳定性：Y＞Q
11．X、Y、Z、N是原子序数依次增大的四种短周期元素，其元素性质或原子结构如下表。下列说法正确的是(　　)
元素 元素性质或原子结构
X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，且第一电离能低于同周期相邻元素
Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，且第一电离能高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
A．原子半径：Z＞Y＞X B．电负性：X＞N＞Z
C．第一电离能：Z＞N＞Y D．X的基态原子的电子轨道表示式：
12．KH2PO4晶体具有优良的光学和物理学特性，被广泛应用于一些高科技领域。下列说法正确的是(　　)
A．基态原子未成对电子数：H＜O＜P＜K B．电负性：O＞P＞K
C．KH2PO4存在非极性键 D．基态P原子核外电子的运动状态有5种
13．X、Y、Z、M、Q为五种短周期元素，原子序数依次增大，X和Q为同主族元素，Y和M为同周期元素。X的2s轨道全充满，Q的s能级电子数比p能级的电子数少1，Y和M是纯碱中的两种元素。下列说法不正确的是(　　)
A．最高正价：Y＜Z B．电负性：M＞Z
C．Y与M形成的化合物中不可能含有非极性共价键 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：X＞Q
14．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的价电子排布式可表示为nsnnpn＋1，Y是地壳中含量最多的元素，Z的原子半径在短周期中最大，Y、W同主族。下列说法正确的是(　　)
A．常温常压下，X、Y、W的单质均呈气态 B．简单离子半径：Y＜Z＜W
C．简单气态氢化物的热稳定性：X＜Y＜W D．X、Z、W分别与Y组成的化合物均不止一种
15．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是(　　)
A．第一电离能：W＞X＞Y＞Z B．简单离子的还原性：Y＞X＞W
C．简单离子的半径：W＞X＞Y＞Z D．氢化物水溶液的酸性：Y＞W
16．氯化亚砜(SOCl2)又称亚硫酰氯，易与醇、酚等有机物生成氯化物，遇水立即水解。下列说法正确的是(　　)
A．半径大小：r(S2－)＞r(Cl－) B．第一电离能：I1(S)＞I1(O)
C．SOCl2有较强的热稳定性 D．SOCl2水解生成H2SO4和HCl
17．元素W、X、Y、Z为短周期主族元素且原子序数依次递增，W的一种核素没有中子，X与W形成的气体化合物溶于水能使紫色石蕊溶液变蓝，元素Y的次外层电子数是核外电子总数的，Z元素形成的一种单质易自燃。下列叙述正确的是(　　)
A．化合物XY2属于酸性氧化物 B．简单氢化物的沸点：Z＞Y＞X
C．原子半径：r(W)＜r(Y)＜r(Z)＜r(X) D．元素W和Y能形成绿色氧化剂
18．工业上用C还原SiO2可得半导体材料Si和CO。下列说法正确的是(　　)
A．键能大小：E(C－C)＜E(Si－Si) B．电离能大小：I1(Si)＜I1(O)
C．电负性大小：χ(O)＜χ(C) D．酸性强弱：H2CO3＜H2SiO3
19．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，它们之间成等差数列关系，且它们的原子序数之和等于42，下列叙述正确的是(　　)
A．简单离子半径：Y＞X B．最高价氧化物对应的水化物酸性：X＞W
C．X的氢化物在标准状况下呈气态 D．WX4分子空间结构为正四面体形
20．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
21．一种新型漂白剂(结构如下图)可用于漂白羊毛等，其中W、Y、Z为不同周期不同主族的短周期元素，Z原子的核外电子排布式为1s1，W、Y、Z的最外层电子数之和等于X的最外层电子数，X基态原子核外有两个单电子，W、X对应的简单离子核外电子排布相同。回答下列问题：
(1)写出元素X在周期表中的位置__________________________
(2)写出W简单离子的核外电子排布式____________________________________________
(3)Y元素基态原子核外电子的运动状态有__________种，占据的原子轨道有________个
(4)W、X、Y电负性由大到小的顺序是__________(用元素符号表示)。
(5)试解释W的第一电离能大于Al的第一电离能的原因________________________________________________
_____________________________________________________________________
22．按要求填空
(1)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性小的元素是________；L原子核外电子占有9个轨道，而且有一个未成对电子，L是________元素
(2)硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物
①基态硒原子的价层电子排布式为________
②锗、砷、硒三种元素的第一电离能大小排序为____________(填元素符号)
③下列说法正确的是________(填字母)。
A．第一电离能：As＞Ga B．电负性：As＞Ga C．原子半径：As＞Ga
④锗(Ge)是用途很广的半导体材料，基态锗原子的价层电子排布式为________。在第二周期中，第一电离能位
于硼元素与氮元素之间的元素有________种
⑤硼(B)及其化合物在化学中有重要的地位。Ga与B同主族，Ga的基态原子的核外电子排布式为___________，B、C、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序是__________
(3)W、X、Y、Z元素的原子序数依次增大，W、Y的最外层电子数之和等于X的内层电子数，W、Z的质子数之和与X、Y的质子数之和的差等于X的最外层电子数；W、Z形成的单质是生产、生活中应用最广的两种金属。回答下列问题：
①Z元素在元素周期表中的位置为______________________________
②Z形成的最高价含氧酸盐具有强氧化性，在酸性或中性溶液中快速产生O2，在碱性溶液中较稳定，可用于饮用水的处理，其净水原理是_____________________________________________________________
③写出能体现X、Y金属性或非金属性强弱的方法：____________________________(用化学方程式表示)
23．A、B、C、D、E、F、G是前四周期中原子序数依次增大的七种元素。A元素的价层电子排布为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素原子核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的；E元素＋3价离子的3d轨道为半充满状态；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。
(1)A元素的第一电离能________(填“＜”“＞”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为________(用元素符号表示)
(2)D元素原子的价层电子排布式是______________
(3)C元素原子的核外电子轨道表示式为____________________________；E3＋的离子符号为________
(4)F元素位于元素周期表的________区，其基态原子的电子排布式为________________
(5)G元素可能的性质________(填字母)
A．其单质可作为半导体材料 B．其电负性大于磷
C．其原子半径大于锗 D．其第一电离能小于硒
24．A、B、C、D、E是元素周期表中前20号的主族元素，它们的原子序数依次增大。A原子的L层电子数是其K层电子数的3倍，C是短周期金属性最强的元素，D是地壳中含量最多的金属元素，E与C同主族。回答下列问题：
(1)A在元素周期表中的位置为__________；A、B非金属性较强的是__________(填元素符号)
(2)A、C简单离子半径较小的是__________(填离子符号)
(3)C、E最高价氧化物对应水化物的碱性较弱的是____________________(填化学式)
(4)D、E最高价氧化物对应水化物之间反应的化学方程式为___________________________________________
25．丁二酮肟()可与Ni2＋反应，生成鲜红色的沉淀丁二酮肟镍，这个反应可用来鉴定Ni2＋的存在。请回答下列问题：
(1)基态氧原子的核外电子的空间运动状态有__________种
(2)丁二酮肟()中涉及元素的电负性由大到小的顺序为__________；与氮同周期的硼在成键时，能将一个2s电子激发进入2p能级参与形成化学键，请写出该激发态原子的价层电子轨道表示式：__________，该过程形成的原子光谱为________(填“吸收”或“发射”)光谱
26．按要求填空
(1)已知电负性：H＞Si，则SiHCl3充分水解的化学方程式为____________________________。
(2)氮杂氟硼二吡咯具有作为光动力学治疗(PDT)光敏剂的潜能，结构如图所示，该分子中所有元素的电负性由大到小的顺序为____________________(用元素符号表示)。
【元素周期表 元素周期律】答案
【精准训练1】
1．B。解析：最外层电子排布式为ns2的基态原子所对应元素不一定位于第ⅡA族，可能位于副族或0族，如副族的Zn或0族的He，故A错误；d区元素的基态原子都含有d轨道电子，故B正确；最外层电子排布式为ns1的基态原子所对应元素不一定是金属元素，如H，故C错误；基态原子价层电子排布式为nsnnpn的元素，s能级上最多排列2个电子，则n＝2，所以该原子价层电子排布式为2s22p2，为C元素，是非金属元素，故D错误。
2．B
3．A。解析：B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确；Po为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，位于第六周期第ⅥA族，故D正确。
4．D
5．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最外层电子数为1，但不属于碱金属元素，错误。
6．B。解析：若aX2＋和bY－的核外电子层结构相同，则原子序数：a－2＝b＋1，即a＝b＋3，故A正确；HCl不是氯元素的最高价含氧酸，不能据此比较Cl、S的非金属性强弱，故B错误；硅、锗处于金属元素与非金属元素的分界处，元素既表现出一定的金属性又表现出一定的非金属性，都可以用作半导体材料，故C正确；Be与Al在周期表中处于对角线位置，则Be(OH)2和Al(OH)3性质相似，可推出：Be(OH)2＋2OH－===[Be(OH)4]2－，故D正确。
7．C。解析：碲元素价电子排布式为5s25p4，在元素周期表中位于第五周期ⅥA族，位于元素周期表p区，A、B项错误；碲元素的5p能级有4个电子，故有2个未成对电子，C项正确； 空间运动状态数等于轨道数，碲元素为52号元素，基态碲原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p4，原子核外电子的空间运动状态有27种，D项错误。
【精准训练2】
1．A。解析：由题给基态原子的电子排布式可知，①为Si，②为P，③为N，④为F。同主族元素从上到下第一电离能逐渐降低，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，因此第一电离能：F＞N＞P＞Si，A项正确；同主族元素从上向下，原子半径逐渐增大，同周期元素从左向右，原子半径逐渐减小，因此原子半径：Si＞P＞N＞F，B项错误；元素的非金属性越强，则电负性越大，同周期主族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，因此电负性：F＞N＞P＞Si，C项错误；一般情况下，元素的最高正化合价等于其族序数，最高正化合价：Si＜P＝N，D项错误。
2．B
3．B。解析：A项，Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应的难易程度，即可判断出氯、溴的非金属性强弱；B项，向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3，但无法比较二者的金属性强弱；C项，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据pH可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小，即判断出H2CO3与H2SO4的酸性强弱，从而判断出碳、硫的非金属性强弱；D项，利用Fe、Cu与稀盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱。
4．A
5．B
6．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。
【高考真题演练】
1．B。解析：A项，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；B项，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；C项，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；D项，元素的金属性越强，其最高价的氧化物的水化物的碱性越强，K的金属性强于Al，因此KOH的碱性较强，D错误；故选 B。
2．A。解析：W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，且能形成离子化合物W+[ZY6]－，则W为Li或Na；又由于W和X原子序数之和等于Y－ 的核外电子数，若W为Na，X原子序数大于Na，则W和X原子序数之和大于18，不符合题意，因此W只能为Li元素；由于Y可形成Y－，故Y为第Ⅶ主族元素，且原子序数Z大于Y，故Y不可能为Cl元素，因此Y为F元素，X的原子序数为10-3=7，X为N元素；根据W、Y、Z形成离子化合物W+[ZY6]－，可知Z为P元素；综上所述，W为Li元素，X为N元素，Y为F元素，Z为P元素。A．由分析可知，X为N元素，Z为P元素，X和Z属于同一主族，A项正确；B．由分析可知，X为N元素，Y为F元素，Z为P元素，非金属性：F＞N＞P，B项错误；C．由分析可知，Y为F元素，Z为P元素，非金属性越强，其简单气态氢化物的稳定性越强，即气态氢化物的稳定性：HF＞PH3，C项错误；D．由分析可知，W为Li元素，X为N元素，Y为F元素，同周期主族元素原子半径随着原子序数的增大而减小，故原子半径：Li＞N＞F，D项错误；故选A。
3．C。解析：元素辨析　侯氏制碱法的主反应方程式为NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl，可知W为H，X为C，Y为N，Z为O，Q为Na，R为Cl。A．同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，H原子半径最小，则原子半径H＜N＜C，故A错误；B．同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大的趋势，但N的2p轨道为半充满状态，较稳定，其第一电离能大于同周期相邻的元素，故第一电离能C＜O＜N，故B错误；C．O2和Cl2均为分子晶体，相对分子质量越大，物质的沸点越高，Na为金属，故单质沸点O2＜Cl2＜Na，故C正确；D．Na为金属元素，则其电负性最小，电负性Na＜H＜Cl，故D错误；故选C。
4．D。解析：A．同主族元素原子半径从上往下原子半径增大，故原子半径：r(C)＜r(Si)＜r(Ge)，A错误；B．同周期主族元素，从上往下原子半径增大，更易失电子，第一电离能：I1(C)＞I1(Si)＞I1(Ge)，B错误；C．晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体，而石墨为混合晶体，C60为分子晶体，C错误；D．周期表中元素Si附近存在许多准金属，可在其周围寻找半导体材料，D正确。 故选D。
5．B。解析：A．电负性越大，元素的非金属性越强，故不选A；B．最高价氧化物熔点，与化学键或分子间作用力有关，与元素非金属性无关，故选B；C．简单氢化物的越稳定，元素非金属性越强，故不选C；D．最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素非金属性越强，故不选D；选B。
6．A。W、X、Y为短周期元素，原子序数依次增大，简单离子X2 与Y2+具有相同的电子结构，则它们均为10电子微粒， X为O，Y为Mg，W、X、Y组成的物质能溶于稀盐酸有无色无味的气体产生，则W为C，产生的气体为二氧化碳。A项，X为O，氧的常见价态有-1价和-2价，如H2O2和H2O，A正确；B项，W为C，X为O，Y为Mg，同主族时电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，原子序数越小，原子半径越大，所以原子半径大小为：Y＞W＞X，B错误；C项，Y为Mg，X为O，他们可形成MgO，水合物为Mg(OH)2，Mg(OH)2只能与酸反应生成盐和水，不能与碱反应，所以YX的水合物没有两性，C错误；D项，W为C，碳的同素异形体有：金刚石、石墨、石墨烯、富勒烯、碳纳米管等，种类不止四种，D错误；故选A。
7．C。解析：根据题中所给的信息，基态X原子s轨道上的电子式与p轨道上的电子式相同，可以推测X为O元素或Mg元素，由荧光粉的结构可知，X主要形成的是酸根，因此X为O元素；基态X原子中未成键电子数为2，因此Y的未成键电子数为1，又因X、Y、Z、W的原子序数依次增大，故Y可能为F元素、Na元素、Al元素、Cl元素，因题目中给出W为金属元素且荧光粉的结构中Y与W化合，故Y为F元素或Cl元素；Z原子的未成键电子数为3，又因其原子序大于Y，故Y应为F元素、Z其应为P元素；从荧光粉的结构式可以看出W为某+2价元素，故其为Ca元素；综上所述，X、Y、Z、W四种元素分别为O、F、P、Ca。A项，电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，根据其规律，同一周期从左到右依次增大，同一主族从上到下依次减小，故四种原子的电负性大小为：Y＞X＞Z＞W，A错误；B项，同一周期原子半径从左到右依次减小，同一主族原子半径从上到下依次增大，故四种原子的原子半径大小为：Y＜X＜Z＜W，B错误；C项，F2与水反应生成HF气体和O2，Ca与水反应生成氢氧化钙和氢气，二者均可以生成气体，C正确；D项，Z元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，几乎没有氧化性，D错误；故选C。
8．A。解析：E在地壳中含量最多为氧元素，X的基态原子价层电子排布式为nsn－1，所以n－1＝2，n＝3，X为镁或者n＝2，X为锂，Y的基态原子价层p轨道半充满所以可能为氮或磷，Y和M同族所以为氮或磷，根据X与M同周期、XYZ4ME4化合价之和为零，可确定Z为氢元素、M为磷元素、X为镁元素、E为氧元素、Y氮元素。A项，元素电负性：氧大于氮大于氢，A正确；B项，磷化氢、氨气、水固体均是分子晶体，氨气、水固体中都存在氢键沸点高，磷化氢没有氢键沸点低，所以氢化物沸点：冰大于氨大于磷化氢，B错误；C项，同周期第一电离能自左向右总趋势逐渐增大，当出现第ⅡA族和第ⅤA族时比左右两侧元素电离能都要大，所以氮大于氧大于镁 ，C错误；D项，NH3价层电子对为3＋1＝4 ，有一对孤电子对，空间结构为三角锥形，NO3-价层电子对为3＋0＝3，没有孤电子对，NO空间结构为平面三角形，D错误；故选A。
9．B。解析：X的2s轨道全充满，X为Be，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，Y为C，M是地壳中含量最多的元素，M为O，X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大，则Z为N，Q是纯碱中的一种元素，则Q为Na。A项，同一周期元素从左至右，电负性逐渐增大，电负性N大于Be，A正确；B项，N最高正价为+5价，O无最高正价，最高正价N大于O，B错误；C项，Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键，C正确；D项，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性N大于C，硝酸酸性强于碳酸，D正确；故选B。
10．A。解析：X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，则X为C，Y为N，Z为F，W原子在同周期中原子半径最大，则W为Na。A项，根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，则第一电离能： Z＞Y＞X，故A错误；B项，根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性：Z＞Y＞X＞W，故B正确；C项，根据同电子层结构核多径小，则Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z，故C正确；D项，W2X2与水反应生成产物之一为乙炔，乙炔是非极性分子，故D正确。故选A。
【课时精练】
1．B。解析：价层电子排布式为ns2np6的元素为0族元素，如Ne、Ar，A项错误；基态原子的p能级上有5个电子的元素，价层电子排布式为ns2np5，位于第ⅦA族，B项正确；原子的价层电子排布式为3d6～74s2的元素位于第Ⅷ族，C项错误；基态原子的N层上只有1个电子的元素可能为K、Cr或Cu，其中Cr、Cu为副族元素，D项错误。
2．B
3．A。解析：八角形元素周期表中所标的元素有主族元素和0族元素，不包括副族元素，A项错误；题图中虚线箭头所经过的元素是同族元素，随着原子序数增大，其非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，B项正确；题图中①代表的元素为Al，铝单质能与强酸反应，也能与强碱反应，如Al与稀硫酸反应生成硫酸铝和氢气，与氢氧化钠溶液反应生成四羟基合铝酸钠和氢气，C项正确；题图中虚线八角形所标出的元素为K、Ca、……、Br、Kr，均位于现行元素周期表第四周期，D项正确。
4．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．A。解析：　Bi元素的相对原子质量是209.0，A项正确；基态Bi原子的价层电子排布式为6s26p3，B项错误；Bi元素位于第六周期第ⅤA族，C项错误；Bi原子最外层的s能级电子的能量小于p能级，D项错误。
6．A。解析：A．核外电子数相同时，核电荷数越大半径越小，故半径大小为r(Al3+)＜r(Na+)，故A正确；
B．同周期元素核电荷数越大电负性越大，故χ(F)＞χ(O)，故B错误；C．同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，同主族从上往下第一电离能呈减小趋势，故电离能大小为I1(O)＞I1(Na)，故C错误；D．元素金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为NaOH＞Al(OH)3，故D错误；故选A。
7．C。解析：根据丁的3p能级只有一个未成对电子，结合元素的位置关系，可推导出丁为Cl，则甲为N，乙为O，丙为Si。
8．C。解析：同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素3p能级为半满稳定状态，第一电离能高于同周期相邻元素的，故Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si，P原子第四电离能为失去3s2中1个电子，3s2为稳定状态，与第三电离能相差较大，可知b为P、a为C。同周期主族元素自左而右电负性逐渐增大，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，则Si的电负性最小，故A错误；Si的非金属性最弱，非金属性越强，气态氢化物越稳定，则SiH4的稳定性最差，故B错误；C、Si失去4个电子后分别为1s2、2s22p6稳定状态，能量更低，再失去1个电子时，第五电离能与第四电离能相差较大，P失去4个电子最外层为3s1状态，第四电离能与第五电离能相差不大，故第五电离能C>Si>P，故D错误。
9．D。解析：由于四种离子具有相同的电子层结构，离子所对应的元素应位于相邻两个周期，根据阴阳离子所带的电荷数，得出元素在周期表中的位置关系：。原子序数大小顺序应为A>B>D>C，A项错误；根据原子半径的递变规律，可以判断B>A>C>D，B项错误；离子半径大小顺序应为C3－>D－>B＋>A2＋，C项错误；根据元素性质的递变规律可以判断，D项正确。
10．C。解析：基态Y原子的3p能级半充满，则Y为P；由He＋XY＋n可知，A＋4＝30＋1，A＝27，X的质子数比P的质子数小2，则X为Al；Q的质子数比P的质子数小1，则Q为Si。同周期元素从左到右第一电离呈增大趋势，所以第一电离能：Al＜Si＜P，A项正确；由题意知P易衰变，且P4中P－P化学键不稳定，故自然界中不存在P4，B项正确；Al的质子数为13，中子数为14，所以中子数与质子数之比为14∶13，C项错误；非金属性：P＞Si，所以简单氢化物的热稳定性：PH3＞SiH4，D项正确。
11．B。解析：X、Y、Z、N是原子序数依次增大的四种短周期元素，X元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，且第一电离能低于同周期相邻元素，则X为O；Y元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，且第一电离能高于同周期相邻元素，则Y为Mg；Z元素的价电子在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，则Z为Si；N元素只有一个不成对电子且在这几种元素中原子序数最大，则N为Cl。综上所述，X为O，Y为Mg，Z为Si，N为Cl。原子半径：Mg>Si>O，A项错误；元素的非金属性越强，电负性越强，故电负性：Cl>Si，化合物ClO2中，O显负价，说明电负性：O>Cl，则电负性：O>Cl>Si，B项正确；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Cl>Si>Mg，C项错误；O的基态原子的电子轨道表示式为，D项错误。
12．B。解析：基态H原子只有1个电子，有1个未成对电子，基态O原子价层电子排布式为2s22p4，有2个未成对电子，基态P原子价层电子排布式为3s23p3，有3个未成对电子，基态K原子价层电子排布式为4s1，有1个未成对电子，未成对电子数最多是P，A错误；元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：O>P>K，故电负性：O＞P＞K，B正确；KH2PO4中存在离子键和极性共价键，不存在非极性键，C错误；基态P原子核外有15个电子，核外电子的运动状态有15种，D错误。
13．C。解析：X、Y、Z、M、Q为五种短周期元素，原子序数依次增大，Q原子序数最大，s能级电子数比p能级电子数少1，Q原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1，Q为Al，X与Al同主族，2s轨道全充满，X为B，Y和M为同周期元素且是纯碱中的两种元素，则Y为C，M为O，则Z为N。C的最高正价为＋4价，N的最高正价为＋5价，最高正价：CN，B正确；C和O能形成C3O2，其结构式为O==C==C==C==O，含有非极性共价键，C错误；B的非金属性强于Al，则最高价氧化物对应水化物的酸性：H3BO3>Al(OH)3，D正确。
14．D。解析：短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的价电子排布式可表示为nsnnpn＋1，n＝2，所以X是N；Y是地壳中含量最多的元素，Y是O；Z的原子半径在短周期中最大，Z是Na；Y、W同主族，W是S。常温常压下，硫单质呈固态，A错误；核外电子层数越多，离子半径越大，核外电子排布相同时离子半径随原子序数的增大而减小，则简单离子半径：Na＋15．C。解析：四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成Z2X2的淡黄色化合物，该淡黄色固体为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素。同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F＞O＞Cl＞Na，A错误；单质的氧化性越强，简单离子的还原性越弱，O、F、Cl三种元素中F2的氧化性最强，O2的氧化性最弱，故简单离子的还原性：O2－＞Cl－＞F－，B错误；电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl－＞O2－＞F－＞Na＋，C正确；F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。
16．A。解析：硫离子和氯离子核外电子层排布相同，氯离子的核电荷数大于硫离子，离子半径：r(S2－)＞r(Cl－)，故A正确；S、O同主族，随核电荷数的增加，第一电离能减小，即I1(S)＜I1(O)，故B错误；由氯化亚砜遇水立即水解可知，其稳定性较差，故C错误；SOCl2水解生成H2SO3和HCl，故D错误。
17．D。解析：W的一种核素没有中子，则W为H；X与W(H)形成的气体化合物溶于水显碱性，则X为N；Y元素的次外层电子数为核外电子总数的，则Y为O；在自然界中易燃的单质是白磷，故Z是P。XY2是NO2，该物质不属于酸性氧化物，A项错误；H2O分子之间形成的氢键数目多于NH3分子之间形成的氢键数目，则H2O的沸点高于NH3的沸点，PH3分子之间没有氢键，其沸点低于NH3，所以沸点：H2O＞NH3＞PH3，B项错误；主族元素同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，所以原子半径：r(P)＞r(N)＞r(O)＞r(H)，C项错误；元素W和Y形成的H2O2是一种绿色氧化剂，D项正确。
18．B
19．D。解析：短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，它们之间成等差数列关系，设W的原子序数为a、等差数列的公差为b，由原子序数之和等于42可得：4a＋6b＝42，整理得到a＝，由a为整数可知，b为小于7的奇数，若b＝1，a＝9，X为原子序数为10的氖，不符合题意；若b＝3，a＝6，则W为C元素、X为F元素、Y为Mg元素、Z为P元素；若b＝5，a＝9，Z为原子序数为18的氩，不符合题意，所以W为C元素、X为F元素、Y为Mg元素、Z为P元素。电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越大，则氟离子的离子半径大于镁离子，故A错误；元素周期表中，氟元素的非金属性最强，没有最高价氧化物对应的水化物，故B错误；标准状况下，氟化氢为液态，故C错误；四氟化碳分子中碳原子的价层电子对数为4，孤对电子对数为0，分子的空间结构为正四面体形，故D正确。
20．A
21．(1)第二周期第ⅥA族　
(2)1s22s22p6　
(3)5　3　
(4)O>B>Mg　
(5)基态Mg的核外电子排布式为1s22s22p63s2，处于稳定状态，较难失去电子；基态Al的核外电子排布式为1s22s22p63s22p1，失去1个电子后，处于稳定状态
解析：Z原子的核外电子排布式为1s1，为H元素；W、Y、Z为不同周期不同主族的短周期元素，X基态原子核外有两个单电子，W、X对应的简单离子核外电子排布相同，所以W为Mg元素、X为O元素，Y处于第二周期；由于W、Y、Z的最外层电子数之和等于X的最外层电子数，所以Y原子的最外层电子数为3，Y为B元素。(3)Y元素基态原子核外有5个电子，所以其核外电子的运动状态有5种；电子排布式为1s22s22p1，占据1s、2s和2p 3个原子轨道。
22．(1)C　Cl
(2)①4s24p4　②As>Se>Ge　③AB　④4s24p2　3　⑤1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)　O＞C＞B
(3)①第四周期第Ⅷ族
②Z形成的最高价含氧酸盐是高铁酸盐，高铁酸盐具有强氧化性，可利用其氧化性进行杀菌消毒，还原产物在水溶液中形成氢氧化铁胶体，可以高效吸附水中的悬浮杂质，起到净水作用
③Cl2＋H2S===2HCl＋S↓
解析：(1)基态Ni原子的核外电子排布式为[Ar]3d84s2，Ni有2个未成对电子，第二周期基态原子中有2个未成对电子的是C和O，电负性小的元素是C；L原子核外电子占有9个原子轨道时，3p能级上的3个轨道均被占据，有1个未成对电子的只能是3p5，故L是氯元素。
(2)④由第一电离能的变化规律可知，在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有Be、C、O三种。
(3)W、X、Y、Z元素的原子序数依次增大，W、Z形成的单质是生产、生活中应用最广的两种金属，应为Al、Fe，W、Y的最外层电子数之和等于X的内层电子数，X的内层电子数是10，则Y的最外层电子数是10－3＝7，则Y为Cl，令X的最外层电子数为q，W、Z的质子数之和＝13＋26＝39，X、Y的质子数之和＝2＋8＋q＋17＝27＋q，两者的差等于X的最外层电子数，可得39－(27＋q)＝q，解得q＝6，则X为16号元素S。
23．(1)＞　N＜O＜F　
(2)3s2
(3)　Fe3＋
(4)ds　1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
(5)A
解析：A元素的价层电子排布为nsnnpn＋1，则A是N元素，C元素为最活泼的非金属元素，则C是F元素，B是O元素；D元素原子核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的，则D是Mg元素；E元素＋3价离子的3d轨道为半充满状态，则E是Fe元素；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则F是Cu元素；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G是As元素。
24．(1)第二周期第ⅥA族　F　
(2)Na＋　
(3)NaOH　
(4)Al(OH)3＋KOH===K[Al(OH)4]
25．(1)5　
(2)O＞N＞C＞H　　吸收
26．(1)SiHCl3＋3H2O===H2SiO3↓＋3HCl＋H2↑
(2)F＞N＞C＞H＞B
解析：(1)已知电负性：H＞Si，则H吸引电子的能力比Si强，SiHCl3中H显－1价，Si显＋4价，因此SiHCl3水解时除生成硅酸和HCl外，其－1价的H还和H2O中＋1价的H反应生成氢气，故其水解的化学方程式为SiHCl3＋3H2O===H2SiO3↓＋3HCl＋H2↑。(2)该分子中所有元素为H、B、C、N、F，根据同一周期从左往右电负性依次增大，同一主族从上往下电负性依次减小，电负性由大到小的顺序为F＞N＞C＞H＞B。
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