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第2讲　元素周期表　元素周期律
【复习目标】
1.掌握元素周期表(长式)的编排原则和结构。
2.掌握元素周期律的内容和本质。
3.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
4.能建立基于“位”“构”“性”关系的系统思维,分析和解决实际问题。
考点一　元素周期表的结构及应用　　　　　　 　　　　　 　　　　　
1.元素周期表的结构
(1)编排原则。
(2)元素周期表的结构。
①周期(7个横行,7个周期)。
项目 短周期 长周期
序号 一 二 三 四 五 六 七
元素种类 2 8 8 18 18 32 32
0族元素 原子序数 　 　 　 　 　 86 118
②族(18个纵列,16个族)。
主族 列序 1 2 13 14 15 16 17
族序 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
副族 列序 3 4 5 6 7 8、9、10
族序 　 　 　 　 　 　
列序 11 12
族序 　 　
0族 第　　纵列
2.原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系。
原子的最大能层数=周期序数。
(2)原子结构与族的关系。
族 价层电子排布式 规律
主 族 ⅠA、ⅡA 　　　 价层电子数=族序数
ⅢA～ⅦA 　　　
0族 　　　 (He除外) 最外层电子数=8
副 族 ⅠB、ⅡB 　　　 最外层ns轨道上的电子数=族序数
ⅢB～ⅦB 　　　 (镧系、锕系除外) 价层电子数=族序数
Ⅷ 　　　 (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
3.原子结构与元素周期表分区
(1)元素周期表分区。
(2)各区价层电子排布特点。
分区 价层电子排布
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6(除He外)
d区 (n-1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区 (n-1)d10ns1～2
f区(镧系、锕系) (n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2
4.元素周期表中的特殊位置
(1)金属与非金属的分界线。
①分界线:沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、与硼、硅、砷、碲、砹、的交界处画一条虚线,即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置:分界线左下方为　　　　　　　,分界线右上方为　　　　　　　。
③分界线附近元素的性质:既能表现出一定的　　　　,又能表现出一定的　　　　。
(2)过渡元素:元素周期表中从第　　　　族到第　　　　族10个纵列共六十多种元素,这些元素都是金属元素。
(3)镧系:元素周期表第　　　　周期中,57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)锕系:元素周期表第　　　　周期中,89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)超铀元素:在锕系元素中,92号元素铀(U)以后的各种元素。
5.元素周期表的应用
(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)寻找新材料。
[理解·辨析] 判断正误
(1)元素周期表共18个纵列,18个族,7个周期。(　　)
(2)所有非金属元素都分布在p区。(　　)
(3)包含元素种数最多的族是第Ⅷ族。(　　)
(4)原子最外层电子排布式为4s2的元素一定位于第ⅡA族。(　　)
(5)过渡元素都是金属元素,且均由副族元素组成。(　　)
(6)基态原子价层电子排布式为3d104s1的元素为 s区元素。(　　)
(7)价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族,是p区元素。(　　)
(8)短周期元素中,最外层电子数是2的元素一定是第ⅡA族元素。(　　)
一、元素周期表的结构
1.请在下表中画出元素周期表的轮廓,并在表中按要求完成下列问题:
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将主族元素前四周期的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线,并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数,标出113号～117号元素的位置。
2.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ns2np1～6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(n-1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB族～第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
3.根据元素周期表的结构确定各元素原子序数之间的关系。
(1)若甲、乙是元素周期表中同一周期的第ⅡA族和第ⅦA族元素,原子序数分别为m、n,则m、n的关系可能为　 。
(2)若甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期),若甲的原子序数为x,则乙的原子序数可能是 　　　　　　　　　　。
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期),A、B所在周期分别有m种和n种元素,A的原子序数为x,B的原子序数为y,则x、y的关系可能为　　　　　　　　　。
(4)下列各表为元素周期表中的一部分,表中数字为原子序数,其中M的原子序数为37的是　　　(填字母)。
19
M
55
A
20
M
56
B
26 28
M
C
17
M
53
D
元素周期表中元素原子序数的序差规律
(1)同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差有以下三种情况:
周期 原子序数之差 原因
二、三周期 1 -
四、五周期 11 增加副族10种元素
六、七周期 25 增加镧系、锕系14种元素
(2)相邻周期,同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。同一主族相邻元素位置如图:
m和n表示A、B所在周期容纳的元素数。
①A、B在第ⅠA族或第ⅡA族时,y=x+m。
②A、B在第ⅢA族～ⅦA族时,y=x+n。
二、元素周期表的应用
4.(2024·河南南阳月考)部分元素在元素周期表中的分布如下(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可作为半导体材料
[D] Po位于第六周期第ⅥA族
5.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] 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
6.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 　 　 　 　 　
B: 　 　 　 　 　
C:价层电子排布 式为3d104s1 　 　 　 　 　
D:[Ne]3s23p4 　 　 　 　 　
E:价层电子 轨道表示式为 　 　 　 　 　
考点二　元素周期律
1.元素周期律
2.主族元素周期性变化规律
项目 同周期(从左到右) 同主族 (从上到下)
原子 结构 电子 层数 　　　 　　　
最外层 电子数 依次增加 　　　
原子 半径 　　　 　　　
续　表
项目 同周期(从左到右) 同主族 (从上到下)
元素 性质 金属性 　　　 　　　
非金 属性 　　　 　　　
化合价 最高正化合价:+1→+7(O、F除外),最低负化合价=　　　　(H为-1价) 相同,最高正化合价=　　　　(O、F除外)
化合 物性 质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性　　　　　,碱性　　　　 酸性　　　　　,碱性　　　　
简单气态氢化物的稳定 性 　　　 　　　
3.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　　　　,符号为　　　　,单位为 　　　　。
(2)电离能变化规律。
①同周期元素:从左到右,第一电离能呈　　　　的趋势,其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能要大于相邻元素。
②同族元素:从上到下第一电离能逐渐　　　　。
③同种原子:逐级电离能越来越大。
(3)应用。
应用 应用方法
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
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
确定核外电子的分层排布 当电离能变化出现突变时,电子层数就可能发生变化
[示例] (1)如图是1～20号元素第一电离能变化的曲线图。请分别归纳同周期、同主族元素第一电离能变化的规律,并分析原因: 　。
(2)图中前20号元素中,有4种元素第一电离能不符合同周期变化趋势,写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式,分析发生该现象的原因: 　。
(3)下表是第三周期三种元素的逐级电离能数据。分析可知X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是　　　　;这三种元素分别是　　　　。
元素 X Y Z
电离能/ (kJ/mol) I1 738 578 496
I2 1 415 1 817 4 562
I3 7 733 2 745 6 912
I4 10 540 11 575 9 543
I5 13 630 14 830 13 353
I6 17 995 18 376 16 610
I7 21 703 23 293 20 114
4.电负性
(1)定义:用来描述　　　　　　　　在形成化学键时对　　　　吸引力的大小,电负性越大的原子,对　　　　的吸引力　　　　。
(2)标准:以氟的电负性为　　　　和锂的电负性为　　　　作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
(3)变化规律。
①在元素周期表中,一般来说,同周期元素从左至右,电负性逐渐　　　　,同主族元素从上至下,电负性逐渐　　　　。
②金属元素的电负性一般　　　　,非金属元素的电负性一般　　　　,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。
5.对角线规则
在元素周期表中,某些主族元素与　　　　的主族元素的有些性质是相似的,如。
[理解·辨析] 判断正误
(1)同周期元素,从左到右原子半径和离子半径都逐渐减小。(　　)
(2)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。(　　)
(3)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性。(　　)
(4)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。(　　)
(5)元素的电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。(　　)
(6)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强。(　　)
(7)H2SO4是强酸而HClO是弱酸,所以S的非金属性比Cl强。(　　)
(8)共价化合物中,成键元素电负性大的表现为负价。(　　)
一、粒子半径的大小比较
1.比较下列粒子半径的大小(用“>”或“<”填空)。
(1)Si　　　　N　　　　F。
(2)Li　　　　Na　　　　K。
(3)Na+　　　　Mg2+　　　　Al3+。
(4)F-　　　　Cl-　　　　Br-。
(5)Cl-　　　　O2-　　　　Na+。
(6)H-　　　　Li+　　　　H+。
2.比较下列粒子的半径大小,并做出解释。
粒子 半径大小 原因
S2-与O2- 　　　
Na+与F- 　　　
Fe2+与Fe3+ 　　　
粒子半径大小比较方法
类别 粒子半径的变化 举例
同周期(除0族外) 从左往右,原子半径逐渐减小 Na>Mg>Al
同主族 电子层数越多,半径越大 Li具有相同核外电子排布的粒子 核电荷数越大,半径越小 Al3+同种元素形成的粒子 阳离子<原子<阴离子,价态越高,粒子的半径越小 H+二、元素金属性和非金属性的比较
3.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　)
[A] SO2中硫元素呈正价
[B] 酸性:HI>HCl
[C] 气态氢化物的热稳定性:HF>HCl
[D] 碱性:NaOH>Al(OH)3
4.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-。
元素金属性、非金属性强弱的比较原则
(1)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。
(2)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最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性越强。
三、电离能及其应用
5.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)。
各级电离能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
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
6.(2022·全国甲卷,35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)。
四、电负性及其应用
7.(2023·北京卷,10)下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是(　　)
[A] F—F的键能小于Cl—Cl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
8.物质之间的变化体现了化学之美。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:
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 　 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
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)根据表中给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是 　。
(2)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　　　　　。
(3)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　　　　　(填字母,下同);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:　 　。
(4)在P与Cl组成的化合物中,氯元素显　　　　(填“正”或“负”)价,理由是　 　。
(5)根据你对元素周期表中元素非金属性的递变规律的认识,分析元素的电负性大小与元素非金属性强弱的关系是　　　　　　　　　　　　　,请设计实验证明氯元素与硫元素非金属性的强弱:　 　。
电负性的三大应用
五、元素性质的综合考查
9.(2024·广东惠州调研)X、Y、Z、W、P、Q为短周期元素,其中Y的原子序数最小,它们的最高正化合价与原子半径关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
[A] Y在元素周期表中位于p区
[B] 第一电离能:Z>P>Q>X
[C] 氧化物对应水化物的酸性:Q>P>Z
[D] 电负性:Q>P>Z
1.(2024·上海卷,1)下列关于氟元素的性质说法正确的是(　　)
[A] 原子半径最小
[B] 原子第一电离能最大
[C] 元素的电负性最强
[D] 最高正化合价为+7
2.(2023·重庆卷,6)“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物,其主要由Ca、Fe、P、O和Y(钇,原子序数比Fe大13)组成,下列说法正确的是(　　)
[A] Y位于元素周期表的第ⅢB族
[B] 基态钙原子的核外电子填充在6个轨道中
[C] 5种元素中,第一电离能最小的是Fe
[D] 5种元素中,电负性最大的是P
3.(2023·天津卷,5)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
4.(2022·江苏卷,3)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:NaOH5.(2024·全国甲卷,11)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] 非金属性:X>Y>Z
[C] 气态氢化物的稳定性:Z>Y
[D] 原子半径:Y>X>W
6.(2024·河北卷,7)侯氏制碱法工艺流程中的主反应为QR+YW3+XZ2+W2ZQWXZ3+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[B] 第一电离能:X[C] 单质沸点:Z[D] 电负性:W7.(2023·福建卷,4)某含锰着色剂的化学式为XY4MnZ2Q7,Y、X、Q、Z为原子序数依次增大的短周期元素,其中X具有正四面体空间结构,Z2结构如图所示。下列说法正确的是(　　)
[A] 键角:XY3>X
[B] 简单氢化物沸点:X>Q>Z
[C] 第一电离能:X>Q>Mn
[D] 最高价氧化物对应的水化物酸性:Z>X
8.完成下列题目。
(1)(2024·山东卷)Mn在元素周期表中位于第　　　周期　　　族;同周期中,基态原子未成对电子数比Mn多的元素是　　　(填元素符号)。
(2)(2024·浙江1月选考)下列说法正确的是　　　(填字母)。
A.电负性:B>N>O
B.离子半径:P3-C.第一电离能:GeD.基态Cr2+的简化电子排布式:[Ar]3d4
(3)(2023·北京卷)比较硫原子和氧原子的第一电离能大小,从原子结构的角度说明理由:
　。
(4)(2023·全国乙卷)中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物(MgxFSiO4)。基态Fe的价层电子排布式为　　　　　。橄榄石中,各元素电负性大小顺序为　　　　　　　　,铁的化合价为　　　　。
(5)(2022·山东卷)基态Ni的价层电子排布式为　　　　　　,在元素周期表中位置为　　　　　　　　。
第2讲　元素周期表　元素周期律
考点一　元素周期表的结构及应用
必备知识整合
1.(1)原子序数　最外层电子数　电子层数　(2)①2　10　18　36　54　②ⅢB　ⅣB　ⅤB　ⅥB　ⅦB　Ⅷ　ⅠB　ⅡB　18　
2.(2)ns1~2　ns2np1~5　ns2np6　(n-1)d10ns1~2　
(n-1)d1~5ns1~2　(n-1)d6~9ns1~2
4.(1)②金属元素区　非金属元素区　③金属性　非金属性　(2)ⅢB　ⅡB　(3)六　(4)七
[理解·辨析] (1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　
(6)×　(7)√　(8)×
关键能力提升
1.
2.B　0族元素原子的价层电子排布式为1s2(氦)或ns2np6,故A错误;原子的价层电子排布式为(n-1)d6~8ns2的元素位于第Ⅷ族,故C错误;基态原子的N层上只有1个电子的元素除了主族元素外,还有部分副族元素,如Cu、Cr,故D错误。
3.(1)n=m+5、n=m+15、n=m+29
(2)x+2、x+8、x+18、x+32　(3)y=x+m、y=x+n　(4)B
4.A　B位于金属元素与非金属元素的分界线附近,既能得电子,也能失电子,故A不正确;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位于金属元素与非金属元素的分界线附近,可作为半导体材料,故C正确;由题图可知,Po为主族元素,位于元素周期表中第六周期第ⅥA族,故D正确。
5.B　若a和bY-的核外电子层结构相同,则 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、Si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交界处,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,故D正确。
6.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
考点二　元素周期律
必备知识整合
1.原子序数　原子的核外电子排布
2.相同　依次增加　相同　逐渐减小　逐渐增大　逐渐减弱
逐渐增强　逐渐增强　逐渐减弱　主族序数-8　主族序数
逐渐增强　逐渐减弱　逐渐减弱　逐渐增强　逐渐增强　逐渐减弱
3.(1)最低能量　I1　kJ·mol-1　(2)①增大　②减小
[示例] (1)同周期元素从左到右,元素第一电离能呈增大趋势,原因是同周期元素从左到右,核电荷数增大,原子半径减小,原子失去电子越来越困难。同主族元素从上到下,元素第一电离能逐渐减小,原因是同主族元素从上到下,核电荷数增大,原子半径也逐渐增大,导致最外层电子离核越来越远,原子核对核外电子的吸引力逐渐减小,原子失电子能力增强
(2)Be:2s2;N:2s22p3;Mg:3s2;P:3s23p3。发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布处于半充满或全满的稳定状态,失去电子较为困难,故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大
(3)2、3、1　Mg、Al、Na
4.(1)不同元素的原子　键合电子　键合电子　越大　(2)4.0　1.0　(3)①变大　变小　②小于1.8　大于1.8
5.右下方
[理解·辨析] (1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　
(6)√　(7)×　(8)√
关键能力提升
1.(1)>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　>　(6)>　>
2.S2->O2-　S2-电子层数多　Na+Fe3+　二者电子层、核电荷数相同,Fe2+核外电子数多
3.B　SO2中硫元素呈正价说明氧为负价,氧的非金属性比硫强,故A正确;氢化物的酸性不能说明非金属性的强弱,故B错误;元素的非金属性越强,对应的氢化物越稳定,则气态氢化物稳定性HF>HCl,非金属性F>Cl,故C正确;元素的金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,则碱性NaOH>Al(OH)3,金属性Na>Al,故D正确。
4.(1)>　>　>　>　(2)<　<　
(3)>　>　(4)<　<　(5)>　<　
5.C　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,故A、B、D错误;短周期第ⅡA族(ns2np0)的,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,故C正确。
6.【答案】 图a　同一周期元素的第一电离能从左到右总体趋势是依次升高的,但由于N的2p能级为半充满状态,相对较稳定,因此N的第一电离能较C、O两种元素的高　图b
【解析】 C、N、O、F四种元素在同一周期,同一周期元素的第一电离能从左向右总体趋势是依次升高的,但由于N的2p能级为半充满状态,因此N的第一电离能较C、O两种元素的高,因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C7.A　氟原子半径小,电子云密度大,两个原子间的斥力较强,F—F不稳定,因此F—F的键能小于Cl—Cl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的极性大于Cl—C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的极性大于Cl—H的极性,导致HF分子极性强于HCl分子的极性,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。
8.【答案】 (1)随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化,具体为同周期主族元素从左到右,元素电负性逐渐变大,同主族元素从上到下,元素电负性逐渐变小
(2)0.9~1.5
(3)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
(4)负　Cl的电负性大于P,Cl对键合电子的吸引能力强
(5)非金属性越强,电负性越大　向H2S或Na2S溶液中通入Cl2,溶液出现浑浊,说明Cl2的氧化性比S更强,则说明Cl的非金属更强
【解析】 (1)由表格数据可推知,随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化;具体为同周期主族元素从左到右,元素电负性逐渐变大,同主族元素从上到下,元素电负性逐渐变小。
(2)根据电负性的递变规律可知,在同周期中电负性NaMg>Ca,Mg电负性值的最小范围应为0.9~1.5。
(3)根据已知条件及表中数值,Li3N中元素的电负性差值为2.0,大于1.7,形成离子键,为离子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC中元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共价键,为共价化合物;共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电,离子化合物在熔融状态下以离子形式存在,可以导电,但共价化合物却不能,由此可设计实验为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。
(4)在P与Cl组成的化合物中,氯元素显负价;由表格数据可知,Cl的电负性大于P,Cl对键合电子的吸引能力强。
(5)元素的电负性大小与元素非金属性强弱的关系是非金属性越强,电负性越大;可以通过比较S和Cl2的单质氧化性的强弱,进而比较氯元素与硫元素非金属性的强弱,因为非金属性越强,单质的氧化性越强,可以通过Cl2与硫化物的置换反应实现,实验方案为向H2S或Na2S溶液中通入Cl2,溶液出现浑浊,说明Cl2的氧化性比S更强。
9.D　由题干图示信息可知,X的最高正化合价为+1价,原子半径最大,故X为Na,Y的最高正化合价为+2价,原子序数最小,Y为Be,Z的最高正化合价为+4价,原子半径大于Y,故Z为Si,W的最高正化合价为+5价,原子半径小于Y,W为N,P的最高正化合价为+6价,则P为S,Q的最高正化合价为+7价,则Q为Cl。Y为Be,故Y在元素周期表中位于s区,A错误;X为Na、Z为Si、P为S、Q为Cl,为同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势,故第一电离能Cl>S>Si>Na,即 Q>P>Z>X,B错误;Q为Cl、P为S、Z为Si,其最高价氧化物对应的水化物的酸性为HClO4>H2SO4>H2SiO3,即Q>P>Z,但不是最高价氧化物对应水化物的酸性则无此规律,如H2SO4>HClO,C错误;Z为Si、P为S、Q为Cl,为同周期元素,随原子序数的增大电负性增强,电负性Cl>S>Si,即Q>P>Z,D正确。
真题验收
1.C　同一周期主族元素从左至右,原子序数递增、原子半径递减,氟原子在本周期主族元素中半径最小,但氢原子半径小于氟原子半径,故A错误;同一周期主族元素从左至右,第一电离能有增大的趋势,氟原子在本周期主族元素中第一电离能最大,但氦原子的第一电离能大于氟原子,故B错误;由同一周期主族元素从左至右电负性增强、同一主族从上至下电负性减弱可知,氟元素的电负性最强,故C正确;氟元素无正化合价,故D错误。
2.A　钇原子序数比Fe大13,为39号元素,位于元素周期表的第五周期第ⅢB族,A正确;钙为20号元素,原子核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2,基态钙原子的核外电子填充在10个轨道中,B错误;同一主族元素随原子序数变大,原子半径变大,第一电离能变小,同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能变大,5种元素中,钙第一电离能比铁小,C错误;同周期主族元素从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,元素的电负性增大,同主族元素由上而下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,元素电负性减小,5种元素中,电负性最大的是O,D错误。
3.B　电负性越大,元素的非金属性越强,A不符合题意;最高价氧化物的熔点,与化学键或分子间作用力有关,与元素非金属性无关,B符合题意;简单氢化物的热稳定性越强,元素非金属性越强,C不符合题意;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,D不符合题意。
4.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+)χ(O),B错误;同周期主族元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,同主族元素,从上到下第一电离能呈减小趋势,故电离能大小为I1(O)>I1(Na),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,故碱性强弱为NaOH>Al(OH)3,D错误。
5.A　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为锂元素或钠元素;又由于W和X原子序数之和等于Y-的核外电子数,若W为钠元素,X原子序数大于钠,则W和X原子序数之和大于18,不符合题意,因此W只能为锂元素;由于Y可形成Y-,故Y为第ⅦA族元素,且原子序数Z大于Y,故Y不可能为氯元素,因此Y为氟元素;X的原子序数为 10-3=7,X为氮元素;根据W、Y、Z形成离子化合物W+[ZY6]-可知,Z为磷元素。综上所述,W为锂元素,X为氮元素,Y为氟元素,Z为磷元素。由分析可知,X为氮元素,Z为磷元素,X和Z属于同一主族,A项正确;由分析可知,X为氮元素,Y为氟元素,Z为磷元素,非金属性F>N>P,B项错误;由分析可知,Y为氟元素,Z为磷元素,元素非金属性越强,其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;由分析可知,W为锂元素,X为氮元素,Y为氟元素,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。
6.C　侯氏制碱法主反应的化学方程式为NaCl+NH3+CO2+H2ONaHCO3↓+NH4Cl,则可推出W、X、Y、Z、Q、R分别为H、C、N、O、Na、Cl。一般原子的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,则原子半径H7.C　由题意,Y、X、Q、Z为原子序数依次增大的短周期元素,其中具有正四面体空间结构,可知X为N,故Y为H,X为N;同时分析Z2结构,可知Q通常情况下应该形成两个共价键,Q为ⅥA族元素,同时Z也形成5个共价键,Z为ⅤA族元素,故Q为O,Z为P。NH3和N中N都是sp3杂化,但是NH3中N有一个孤电子对,孤电子对对成键电子对的排斥作用更大,且NH3是三角锥形结构,N是正四面体结构,故键角NH3NH3>PH3,故简单氢化物沸点Q>X>Z,B错误;同主族元素从上到下第一电离能减小,同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势,但ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素,故第一电离能N>O>Mn,C正确;Z的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4,X的最高价氧化物对应的水化物为HNO3,前者为中强酸而后者为强酸,D错误。
8.(1)四　ⅦB　Cr
(2)CD
(3)I1(O)>I1(S),氧原子半径比硫原子的小,原子核对最外层电子的吸引力较大,较难失去一个电子
(4)3d64s2　O>Si>Fe>Mg　+2
(5)3d84s2　第四周期第Ⅷ族
(
第
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元素周期表　元素周期律
第2讲
1.掌握元素周期表(长式)的编排原则和结构。
2.掌握元素周期律的内容和本质。
3.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
4.能建立基于“位”“构”“性”关系的系统思维,分析和解决实际问题。
1.元素周期表的结构
(1)编排原则。
原子序数
最外层电子数
电子层数
(2)元素周期表的结构。
①周期(7个横行,7个周期)。
项目 短周期 长周期
序号 一 二 三 四 五 六 七
元素种类 2 8 8 18 18 32 32
0族元素 原子序数 86 118
2
10
18
36
54
②族(18个纵列,16个族)。
主族 列序 1 2 13 14 15 16 17
族序 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
副族 列序 3 4 5 6 7 8、9、10
族序
列序 11 12
族序
0族 第 纵列
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
18
2.原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系。
原子的最大能层数=周期序数。
(2)原子结构与族的关系。
族 价层电子排布式 规律
主 族 ⅠA、ⅡA 价层电子数=族序数
ⅢA～ⅦA
0族 (He除外) 最外层电子数=8
ns1～2
ns2np1～5
ns2np6
副 族 ⅠB、ⅡB 最外层ns轨道上的电子数=族序数
ⅢB～ⅦB (镧系、锕系除外) 价层电子数=族序数
Ⅷ (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)d10ns1～2
(n-1)d1～5ns1～2
(n-1)d6～9ns1～2
3.原子结构与元素周期表分区
(1)元素周期表分区。
(2)各区价层电子排布特点。
分区 价层电子排布
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6(除He外)
d区 (n-1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区 (n-1)d10ns1～2
f区(镧系、锕系) (n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2
4.元素周期表中的特殊位置
(1)金属与非金属的分界线。
②各区位置:分界线左下方为 ,分界线右上方为 。
③分界线附近元素的性质:既能表现出一定的 ,又能表现出一定的 。
金属元素区
非金属元素区
金属性
非金属性
(2)过渡元素:元素周期表中从第 族到第 族10个纵列共六十多种元素,这些元素都是金属元素。
(3)镧系:元素周期表第 周期中,57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)锕系:元素周期表第 周期中,89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)超铀元素:在锕系元素中,92号元素铀(U)以后的各种元素。
ⅢB
ⅡB
六
七
5.元素周期表的应用
(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)寻找新材料。
[理解·辨析] 判断正误
(1)元素周期表共18个纵列,18个族,7个周期。(　 　)
(2)所有非金属元素都分布在p区。(　 　)
(3)包含元素种数最多的族是第Ⅷ族。(　 　)
(4)原子最外层电子排布式为4s2的元素一定位于第ⅡA族。(　 　)
(5)过渡元素都是金属元素,且均由副族元素组成。(　 　)
√
×
×
×
×
(6)基态原子价层电子排布式为3d104s1的元素为 s区元素。(　 　)
(7)价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族,是p区元素。
(　 　)
(8)短周期元素中,最外层电子数是2的元素一定是第ⅡA族元素。(　 　)
×
√
×
一、元素周期表的结构
1.请在下表中画出元素周期表的轮廓,并在表中按要求完成下列问题:
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将主族元素前四周期的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线,并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数,标出113号～117号元素的位置。
【答案】
2.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ns2np1～6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(n-1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB族～
第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
B
【解析】 0族元素原子的价层电子排布式为1s2(氦)或ns2np6,故A错误;原子的价层电子排布式为(n-1)d6～8ns2的元素位于第Ⅷ族,故C错误;基态原子的N层上只有1个电子的元素除了主族元素外,还有部分副族元素,如Cu、Cr,故D错误。
3.根据元素周期表的结构确定各元素原子序数之间的关系。
(1)若甲、乙是元素周期表中同一周期的第ⅡA族和第ⅦA族元素,原子序数分别为m、n,则m、n的关系可能为　 。
(2)若甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期),若甲的原子序数为x,则乙的原子序数可能是 　　　　 　　　　　　。
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期),A、B所在周期分别有m种和n种元素,A的原子序数为x,B的原子序数为y,则x、y的关系可能为
　　　　　　　 　　。
n=m+5、n=m+15、n=m+29
x+2、x+8、x+18、x+32
y=x+m、y=x+n
(4)下列各表为元素周期表中的一部分,表中数字为原子序数,其中M的原子序数为37的是　　　(填字母)。
19
M
55
20
M
56
26 28
M
17
M
53
A B C D
B
归纳拓展
元素周期表中元素原子序数的序差规律
(1)同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差有以下三种情况:
周期 原子序数之差 原因
二、三周期 1 -
四、五周期 11 增加副族10种元素
六、七周期 25 增加镧系、锕系14种元素
归纳拓展
(2)相邻周期,同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。同一主族相邻元素位置如图:
m和n表示A、B所在周期容纳的元素数。
①A、B在第ⅠA族或第ⅡA族时,y=x+m。
②A、B在第ⅢA族～ⅦA族时,y=x+n。
二、元素周期表的应用
4.(2024·河南南阳月考)部分元素在元素周期表中的分布如下(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可作为半导体材料
[D] Po位于第六周期第ⅥA族
A
【解析】 B位于金属元素与非金属元素的分界线附近,既能得电子,也能失电子,故A不正确;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位于金属元素与非金属元素的分界线附近,可作为半导体材料,故C正确;由题图可知,Po为主族元素,位于元素周期表中第六周期第ⅥA族,故D正确。
5.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] 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
6.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 　 　 　 　 　
B: 　 　 　 　 　
Na
11
s
三
ⅠA
Fe
26
d
四
Ⅷ
C:价层电子排布 式为3d104s1 　 　 　 　 　
D:[Ne]3s23p4 　 　 　 　 　
E:价层电子 轨道表示式为 　 　 　 　 　
Cu
29
ds
四
ⅠB　
S
16
p
三
ⅥA
Cl
17
p
三
ⅦA
1.元素周期律
原子序数
原子的核外电子排布
2.主族元素周期性变化规律
项目 同周期(从左到右) 同主族
(从上到下)
原子 结构 电子层数
最外层电子数 依次增加
原子半径
相同
依次增加
逐渐减小
相同
逐渐增大
元素 性质 金属性
非金 属性
化合价 最高正化合价:+1→+7(O、F除外),最低负化合价= (H为-1价) 相同,最高正化合价=
(O、F除外)
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
主族序数-8
主族序数
化合 物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 ,碱性 酸性 ,碱性
简单气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
3.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 ,符号为 ,单位为 。
(2)电离能变化规律。
①同周期元素:从左到右,第一电离能呈 的趋势,其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能要大于相邻元素。
②同族元素:从上到下第一电离能逐渐 。
③同种原子:逐级电离能越来越大。
最低能量
I1
kJ·mol-1
增大
减小
(3)应用。
应用 应用方法
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
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
确定核外电子的分层排布 当电离能变化出现突变时,电子层数就可能发生变化
[示例] (1)如图是1～20号元素第一电离能变化的曲线图。请分别归纳同周期、同主族元素第一电离能变化的规律,并分析原因:
　。
同周期元素从左到右,元素第一电离能呈增大
趋势,原因是同周期元素从左到右,核电荷数增大,原子半径减小,原子失去电子越来越困难。同主族元素从上到下,元素第一电离能逐渐减小,原因是同主族元素从上到下,核电荷数增大,原子半径也逐渐增大,导致最外层电子离核越来越远,原子核对核外电子的吸引力逐渐减小,原子失电子能力增强
(2)图中前20号元素中,有4种元素第一电离能不符合同周期变化趋势,写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式,分析发生该现象的原因:
　。
Be:2s2;N:2s22p3;Mg:3s2;P:3s23p3。发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布处于半充满或全满的稳定状态,失去电子较为困难,故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大
(3)下表是第三周期三种元素的逐级电离能数据。分析可知X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是　　　 　;这三种元素分别是　　 　　。
元素 X Y Z
电离能/ (kJ/mol) I1 738 578 496
I2 1 415 1 817 4 562
I3 7 733 2 745 6 912
I4 10 540 11 575 9 543
I5 13 630 14 830 13 353
I6 17 995 18 376 16 610
I7 21 703 23 293 20 114
2、3、1
Mg、Al、Na
4.电负性
(1)定义:用来描述 在形成化学键时对 吸引力的大小,电负性越大的原子,对 的吸引力 。
(2)标准:以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
不同元素的原子
键合电子
键合电子
越大
4.0
1.0
(3)变化规律。
①在元素周期表中,一般来说,同周期元素从左至右,电负性逐渐 ,同主族元素从上至下,电负性逐渐 。
②金属元素的电负性一般 ,非金属元素的电负性一般 ,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。
变大
变小
小于1.8
大于1.8
5.对角线规则
在元素周期表中,某些主族元素与 的主族元素的有些性质是相
似的,如 。
右下方
[理解·辨析] 判断正误
(1)同周期元素,从左到右原子半径和离子半径都逐渐减小。(　 　)
(2)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。(　 　)
(3)金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性。(　 　)
(4)主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。(　 　)
×
×
×
×
(5)元素的电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。(　 　)
(6)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强。(　 　)
(7)H2SO4是强酸而HClO是弱酸,所以S的非金属性比Cl强。(　 　)
(8)共价化合物中,成键元素电负性大的表现为负价。(　 　)
×
√
×
√
一、粒子半径的大小比较
1.比较下列粒子半径的大小(用“>”或“<”填空)。
(1)Si　　　　N　　　　F。
(2)Li　　　　Na　　　　K。
(3)Na+　　　　Mg2+　　　　Al3+。
(4)F-　　　　Cl-　　　　Br-。
(5)Cl-　　　　O2-　　　　Na+。
(6)H-　　　　Li+　　　　H+。
>
>
<
<
>
>
<
<
>
>
>
>
2.比较下列粒子的半径大小,并做出解释。
粒子 半径大小 原因
S2-与O2-
Na+与F-
Fe2+与Fe3+
S2->O2-
S2-电子层数多
Na+二者电子层数相同,Na+核电荷数较大　
Fe2+>Fe3+
二者电子层、核电荷数相同,Fe2+核外电子数多
归纳拓展
粒子半径大小比较方法
类别 粒子半径的变化 举例
同周期(除0族外) 从左往右,原子半径逐渐减小 Na>Mg>Al
同主族 电子层数越多,半径越大 Li具有相同核外电子排布的粒子 核电荷数越大,半径越小 Al3+同种元素形成的粒子 阳离子<原子<阴离子,价态越高,粒子的半径越小 H+二、元素金属性和非金属性的比较
3.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　)
[A] SO2中硫元素呈正价
[B] 酸性:HI>HCl
[C] 气态氢化物的热稳定性:HF>HCl
[D] 碱性:NaOH>Al(OH)3
B
【解析】 SO2中硫元素呈正价说明氧为负价,氧的非金属性比硫强,故A正确;氢化物的酸性不能说明非金属性的强弱,故B错误;元素的非金属性越强,对应的氢化物越稳定,则气态氢化物稳定性HF>HCl,非金属性F>Cl,故C正确;元素的金属性越强,最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,则碱性NaOH>
Al(OH)3,金属性Na>Al,故D正确。
4.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-。
>　
>　
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归纳拓展
元素金属性、非金属性强弱的比较原则
(1)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。
(2)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最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性越强。
三、电离能及其应用
5.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)。
各级电离能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
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
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,故A、B、D错误;短周期第ⅡA族(ns2np0)的,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,故C正确。
6.(2022·全国甲卷,35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)。
图a
同一周期元素的第一电离能从左到右总体趋势是依次升高的,但由于N的2p能级为半充满状态,相对较稳定,因此N的第一电离能较C、O两种元素的高
图b
【解析】 C、N、O、F四种元素在同一周期,同一周期元素的第一电离能从左向右总体趋势是依次升高的,但由于N的2p能级为半充满状态,因此N的第一电离能较C、O两种元素的高,因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C四、电负性及其应用
7.(2023·北京卷,10)下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是(　　)
[A] F—F的键能小于Cl—Cl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】 氟原子半径小,电子云密度大,两个原子间的斥力较强,F—F不稳定,因此F—F的键能小于Cl—Cl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的极性大于Cl—C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的极性大于Cl—H的极性,导致HF分子极性强于HCl分子的极性,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。
8.物质之间的变化体现了化学之美。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:
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 　 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
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)根据表中给出的数据,可推知元素的电负性具有的变化规律是
　 。
序数的递增,元素的电负性呈周期性变化,具体为同周期主族元素从左到右,元素电负性逐渐变大,同主族元素从上到下,元素电负性逐渐变小
随着原子
【解析】 (1)由表格数据可推知,随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化;具体为同周期主族元素从左到右,元素电负性逐渐变大,同主族元素从上到下,元素电负性逐渐变小。
(2)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
　　　 　　。
【解析】 (2)根据电负性的递变规律可知,在同周期中电负性NaMg>Ca,Mg电负性值的最小范围应为0.9～1.5。
0.9～1.5
(3)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　　　　　(填字母,下同);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:
　 　 。
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
【解析】 (3)根据已知条件及表中数值,Li3N中元素的电负性差值为2.0,大于1.7,形成离子键,为离子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC中元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共价键,为共价化合物;共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电,离子化合物在熔融状态下以离子形式存在,可以导电,但共价化合物却不能,由此可设计实验为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。
(4)在P与Cl组成的化合物中,氯元素显　　　　(填“正”或“负”)价,理由是　 　。
负
Cl的电负性大于P,Cl对键合电子的吸引能力强
【解析】 (4)在P与Cl组成的化合物中,氯元素显负价;由表格数据可知,Cl的电负性大于P,Cl对键合电子的吸引能力强。
(5)根据你对元素周期表中元素非金属性的递变规律的认识,分析元素的电负性大小与元素非金属性强弱的关系是　　　　　　　　　　　　　,请设计实验证明氯元素与硫元素非金属性的强弱:
　。
非金属性越强,电负性越大
向H2S或Na2S溶液中通入
Cl2,溶液出现浑浊,说明Cl2的氧化性比S更强,则说明Cl的非金属更强
【解析】 (5)元素的电负性大小与元素非金属性强弱的关系是非金属性越强,电负性越大;可以通过比较S和Cl2的单质氧化性的强弱,进而比较氯元素与硫元素非金属性的强弱,因为非金属性越强,单质的氧化性越强,可以通过Cl2与硫化物的置换反应实现,实验方案为向H2S或Na2S溶液中通入Cl2,溶液出现浑浊,说明Cl2的氧化性比S更强。
归纳拓展
电负性的三大应用
五、元素性质的综合考查
9.(2024·广东惠州调研)X、Y、Z、W、P、Q为短周期元素,其中Y的原子序数最小,它们的最高正化合价与原子半径关系如图所示。下列说法正确的是(　　)
[A] Y在元素周期表中位于p区
[B] 第一电离能:Z>P>Q>X
[C] 氧化物对应水化物的酸性:Q>P>Z
[D] 电负性:Q>P>Z
D
【解析】 由题干图示信息可知,X的最高正化合价为+1价,原子半径最大,故X为Na,Y的最高正化合价为+2价,原子序数最小,Y为Be,Z的最高正化合价为+4价,原子半径大于Y,故Z为Si,W的最高正化合价为+5价,原子半径小于Y,W为N,P的最高正化合价为+6价,则P为S,Q的最高正化合价为+7价,则Q为Cl。Y为Be,故Y在元素周期表中位于s区,A错误;X为Na、Z为Si、P为S、Q为Cl,为同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势,故第一电离能Cl>S>Si>Na,即 Q>P>Z>X,B错误;Q为Cl、P为S、Z为Si,其最高价氧化物对应的水化物的酸性为HClO4>H2SO4>H2SiO3,即Q>P>Z,但不是最高价氧化物对应水化物的酸性则无此规律,如H2SO4>HClO,C错误;Z为Si、P为S、Q为Cl,为同周期元素,随原子序数的增大电负性增强,电负性Cl>S>Si,即Q>P>Z,D正确。
1.(2024·上海卷,1)下列关于氟元素的性质说法正确的是(　　)
[A] 原子半径最小
[B] 原子第一电离能最大
[C] 元素的电负性最强
[D] 最高正化合价为+7
C
【解析】 同一周期主族元素从左至右,原子序数递增、原子半径递减,氟原子在本周期主族元素中半径最小,但氢原子半径小于氟原子半径,故A错误;同一周期主族元素从左至右,第一电离能有增大的趋势,氟原子在本周期主族元素中第一电离能最大,但氦原子的第一电离能大于氟原子,故B错误;由同一周期主族元素从左至右电负性增强、同一主族从上至下电负性减弱可知,氟元素的电负性最强,故C正确;氟元素无正化合价,故D错误。
2.(2023·重庆卷,6)“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物,其主要由Ca、Fe、P、O和Y(钇,原子序数比Fe大13)组成,下列说法正确的是(　　)
[A] Y位于元素周期表的第ⅢB族
[B] 基态钙原子的核外电子填充在6个轨道中
[C] 5种元素中,第一电离能最小的是Fe
[D] 5种元素中,电负性最大的是P
A
【解析】 钇原子序数比Fe大13,为39号元素,位于元素周期表的第五周期第ⅢB族,A正确;钙为20号元素,原子核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2,基态钙原子的核外电子填充在10个轨道中,B错误;同一主族元素随原子序数变大,原子半径变大,第一电离能变小,同一周期元素随着原子序数变大,第一电离能变大,5种元素中,钙第一电离能比铁小,C错误;同周期主族元素从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,元素的电负性增大,同主族元素由上而下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,元素电负性减小,5种元素中,电负性最大的是O,D错误。
3.(2023·天津卷,5)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
B
【解析】 电负性越大,元素的非金属性越强,A不符合题意;最高价氧化物的熔点,与化学键或分子间作用力有关,与元素非金属性无关,B符合题意;简单氢化物的热稳定性越强,元素非金属性越强,C不符合题意;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,D不符合题意。
4.(2022·江苏卷,3)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:NaOHA
【解析】 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+)χ(O),B错误;同周期主族元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,同主族元素,从上到下第一电离能呈减小趋势,故电离能大小为I1(O)>I1(Na),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,故碱性强弱为NaOH>Al(OH)3,D错误。
5.(2024·全国甲卷,11)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] 非金属性:X>Y>Z
[C] 气态氢化物的稳定性:Z>Y
[D] 原子半径:Y>X>W
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为锂元素或钠元素;又由于W和X原子序数之和等于Y-的核外电子数,若W为钠元素,X原子序数大于钠,则W和X原子序数之和大于18,不符合题意,因此W只能为锂元素;由于Y可形成Y-,故Y为第ⅦA族元素,且原子序数Z大于Y,故Y不可能为氯元素,因此Y为氟元素;X的原子序数为 10-3=7,X为氮元素;根据W、Y、Z形成离子化合物W+[ZY6]-可知,Z为磷元素。综上所述,W为锂元素,X为氮元素,Y为氟元素,Z为磷元素。由分析可知,X为氮元素,Z为磷元素,X和Z属于同一主族,A项正确;由分析可知,X为氮元素,Y为氟元素,Z为磷元素,非金属性F>N>P,B项错误;由分析可知,Y为氟元素,Z为磷元素,元素非金属性越强,其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;由分析可知,W为锂元素,X为氮元素,Y为氟元素,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。
[A] 原子半径:W[B] 第一电离能:X[C] 单质沸点:Z[D] 电负性:WC
C
[B] 简单氢化物沸点:X>Q>Z
[C] 第一电离能:X>Q>Mn
[D] 最高价氧化物对应的水化物酸性:Z>X
8.完成下列题目。
(1)(2024·山东卷)Mn在元素周期表中位于第　　　周期　　　族;同周期中,基态原子未成对电子数比Mn多的元素是　　　(填元素符号)。
(2)(2024·浙江1月选考)下列说法正确的是　　　(填字母)。
A.电负性:B>N>O
B.离子半径:P3-C.第一电离能:GeD.基态Cr2+的简化电子排布式:[Ar]3d4
四
ⅦB
Cr
CD
(3)(2023·北京卷)比较硫原子和氧原子的第一电离能大小,从原子结构的角度说明理由:
　 。
(4)(2023·全国乙卷)中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物(MgxFe2-xSiO4)。基态Fe的价层电子排布式为　　　　　。橄榄石中,各元素电负性大小顺序为　　　　　　　　,铁的化合价为　　　　。
(5)(2022·山东卷)基态Ni的价层电子排布式为　　　　　　,在元素周期表中位置为　　　　　 　　　。
I1(O)>I1(S),氧原子半径比硫原子的小,原子核对最外层电子的吸引力较大,较难失去一个电子
3d64s2
O>Si>Fe>Mg
+2
3d84s2
第四周期第Ⅷ族
课时作业21　元素周期表　元素周期律
(时间:30分钟　满分:100分)
一、选择题(共12小题,1～6小题每小题5分,7～12小题每小题6分,共66分)
1.元素周期表共有18个纵列,从左到右排为1～18纵列,即碱金属为第1纵列,稀有气体元素为第18纵列。按这种规定,下列说法正确的是(　　)
[A] 第9纵列元素中没有非金属元素
[B] 只有第2纵列的元素原子最外层电子排布为ns2
[C] 第四周期第9纵列元素是铁元素
[D] 第10、11纵列为ds区
A
【解析】 第9纵列元素为第Ⅷ族,都是金属元素,没有非金属元素,A正确;第2纵列的元素原子最外层电子排布为ns2,此外He核外电子排布是1s2,也符合该最外层电子排布,B错误;第四周期第 9纵列元素是Co,C错误;第11、12纵列为ds区,D错误。
2.根据元素周期表和元素周期律分析下面的推断,其中正确的是(　　)
[A] 最外层电子数为2的元素,在元素周期表中均位于第ⅡA族
[B] 元素周期表中同主族的各元素间最高正化合价和最低负化合价是完全相同的
[C] 元素周期表中位于金属和非金属元素的交界处,容易找到用于半导体材料的元素
[D] 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的原因是元素的原子半径呈周期性变化
C
【解析】 最外层电子数是2的元素可能为He或第ⅡB族元素,不一定为
第ⅡA族元素,故A错误;元素周期表中同主族的各元素间最高正化合价和最低负化合价不一定完全相同,如氯的最高正化合价为+7价,而同主族的氟无正化合价,故B错误;在金属和非金属交界区域的元素通常既具有金属性又具有非金属性,可以用作良好的半导体材料,如硅、锗等,故C正确;由原子的核外电子排布可知,随原子序数的递增,最外层电子数呈现周期性的变化而引起元素性质的周期性变化,即原子的核外电子排布的周期性变化是引起元素性质周期性变化的决定因素,故D错误。
3.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
A
【解析】 元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,由于硫元素最高价氧化物对应的水化物是H2SO4,不是H2SO3,因此不能根据元素周期律判断其酸性,A符合题意;同一主族元素的金属性随原子序数的增大而增强,元素的金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,元素的金属性K>Na>Li,所以碱性KOH>NaOH>LiOH,B不符合题意;同一周期主族元素的非金属性随原子序数的增大而增强,同一主族元素的非金属性随原子序数的增大而减弱,元素的非金属性越强,其简单氢化物的稳定性就越强,元素的非金属性O>S>P,所以简单氢化物的热稳定性H2O>H2S>PH3,C不符合题意;同一周期主族元素的非金属性随原子序数的增大而增强,所以元素的非金属性F>O>N,D不符合题意。
4.(2024·江苏宿迁一模)Ge、As、Se位于元素周期表第四周期。下列说法正确的是(　　)
[A] 原子半径:r(Ge)[B] 第一电离能:I1(Ge)[C] 元素电负性:χ(Ge)<χ(Se)<χ(As)
[D] 可在周期表中Se附近寻找优良的催化剂材料
B
【解析】 同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,则原子半径r(Ge)>r(As)>r(Se),故A项错误;同周期主族元素从左到右,第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能I1(Ge)B
5.根据表(部分短周期元素的原子半径及主要化合价)中信息,下列叙述正确的是(　　)
元素代号 A B C D E
原子半径/nm 0.186 0.143 0.089 0.104 0.074
主要化合价 +1 +3 +2 +6、-2 -2
[A] E2-与B3+的核外电子数不可能相等
[B] 离子半径:A+[C] 最高价氧化物对应的水化物的碱性:A[D] 简单氢化物的稳定性:D>E
【解析】 由表中数据可知,A为Na,B为Al,C为Be,D为S,E为O。E2-(O2-)与B3+(Al3+)的核外电子数都为10,A错误;离子半径Na+H2S,D错误。
6.R、X、Y、Z四种元素位于周期表前四周期,图中粗实线为金属与非金属的分界线。下列说法正确的是(　　)
[A] 简单离子半径:Y>X
[B] 电负性:X>R>Z
[C] 第一电离能:R[D] Y单质与R的最高价氧化物对应的水化物不反应
B
7.(2022·辽宁卷,5)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[C] 第一电离能:Y>Z
[D] 电负性:WB
【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。X为C,能与多种元素(H、O、N、P、S等)形成共价键,A正确;Z和Q形成的简单氢化物分别为H2O和H2S,由于H2O分子间能形成氢键,故H2O的沸点高于H2S的,B错误;Y为N,Z为O,N的最外层p轨道电子为半充满结构,比较稳定,故第一电离能N比O大,C正确;W为Al,Z为O,O的电负性更大,D正确。
8.已知X、Y都是主族元素,I为电离能,单位是 kJ/mol。根据表中数据判断,下列说法错误的是(　　)
D
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
[A] 元素X的常见化合价是+1
[B] 元素Y是第ⅢA族元素
[C] 元素X与氯形成化合物时,化学式可能是XCl
[D] 若元素Y处于第三周期,它可与冷水剧烈反应
【解析】 X、Y都是主族元素,I是电离能,X的第一电离能和第二电离能相差较大,说明X原子最外层电子数为1,X为第ⅠA族元素,则其常见化合价为+1,故A正确;Y的第三电离能和第四电离能相差较大,说明Y原子最外层电子数为3,则Y是第ⅢA族元素,故B正确;X的常见化合价为+1,与Cl形成化合物的化学式可能是XCl,故C正确;如果Y是第三周期元素,最外层有3个电子,则Y为Al,单质铝和冷水不反应,故D错误。
9.如图曲线a、b、c表示的是C、Si、P的逐级电离能,下列物理量由大到小的顺序正确的是(　　)
[A] 原子序数:c>b>a
[B] 简单气态氢化物的稳定性:c>a>b
[C] 最高价氧化物对应水化物的酸性:b>a>c
[D] 电负性:b>c>a
C
【解析】 C和Si是同主族元素,C的第一电离能大于Si的,P的第四电离能远大于第三电能,可推断曲线b为磷,曲线a为碳,曲线c为硅。C是6号元素,Si是14号元素,P是15号元素,原子序数P>Si>C,即原子序数b>c>a,A错误;元素非金属性越强,其对应的简单气态氢化物稳定性就越强,元素的非金属性P>C>Si,则简单气态氢化物稳定性b>a>c,B错误;元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物酸性越强,则最高价氧化物对应水化物酸性,b>a>c,
C正确;元素的电负性C>P>Si,即a>b>c,D错误。
10.(2024·湖北武汉汉阳一模)X、Y、Z、W、M是原子序数依次增大的短周期主族元素,且位于三个不同周期,Z与Y和W都相邻,且Y、Z、W三种元素原子的最外层电子数之和为16。下列说法错误的是(　　)
[A] 原子半径:Z>W>M>X
[B] Z和W都有多种同素异形体
[C] 最高价氧化物对应水化物的酸性:Y[D] X与其他四种元素都可以形成18电子分子
C
11.(2024·江苏模拟)W、X、Y、Z、M五种短周期元素,原子序数依次增大。X元素焰色试验呈黄色,Z是地壳中含量最多的金属元素,M元素原子最外层电子数比次外层少一个,W是电负性最大的元素。下列说法正确的是(　　)
[A] X元素在元素周期表中位于p区
[B] 第一电离能:I1(M)>I1(Y)>I1(Z)
[C] 元素Y在周期表中位于第三周期第ⅢA族
[D] W的气态氢化物和M元素最高价氧化物对应的水化物都是强酸
B
【解析】 W、X、Y、Z、M五种短周期元素,原子序数依次增大,X元素焰色试验呈黄色,X为Na,Z是地壳中含量最多的金属元素,Z为Al,M元素原子最外层电子数比次外层少一个,M为Cl,W是电负性最大的元素,W为F,则Y为Mg。Na位于元素周期表的s区,A错误;同周期主族元素从左到右,第一电离能呈增大的趋势,但是Mg的3s轨道全充满,较为稳定,第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能Cl>Mg>Al,B正确;Y为Mg,在元素周期表中位于第三周期第ⅡA族,C错误;F的气态氢化物为HF,HF为弱酸,D错误。
12.化合物甲[YW(XV4)2]和化合物乙(ZXV4)常用于游泳池的净水和消毒。V、W、X、Y、Z原子序数依次增大,V、X在元素周期表中同族且相邻,其中V元素在地壳中含量最高;基态W原子有7种空间运动状态不同的电子,基态Y原子的价层电子排布式为4s1,Z位于元素周期表第四周期ds区,基态时有1个单电子。下列说法正确的是(　　)
[A] 简单离子半径:X>Y
[B] 简单氢化物稳定性:V[C] 基态Z原子的简化电子排布式为[Ar]3d94s2
[D] 最高价氧化物对应水化物碱性最强的是W
A
【解析】 V、W、X、Y、Z原子序数依次增大,V、X在元素周期表中同族且相邻,其中V元素在地壳中含量最高,V为O、X为S;基态W原子有7种空间运动状态不同的电子,则W为Al;基态Y原子的价层电子排布式为4s1,Y为K;Z位于元素周期表第四周期ds区,基态时有1个单电子,Z为Cu。电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小,简单离子半径S2->K+,A正确;元素的非金属性越强,其简单氢化物稳定性越强,简单氢化物稳定性H2O>H2S,B错误;基态铜原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,简化电子排布式为[Ar]3d104s1,C错误;元素的金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,最高价氧化物对应水化物碱性最强的是KOH,D错误。
二、非选择题(共2小题,共34分)
13.(18分,每空2分)(1)(2020·全国Ⅰ卷)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如下表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是
　。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li),原因是
　。
I1/(kJ·mol-1)
Li 520 Be 900 B
801
Na 496 Mg 738 Al
578
Na与Li同主族,Na的电子层数多,原子半径大,故第一电离
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硼原子的
(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)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu=1 958 kJ/mol,INi=1 753 kJ/mol,
ICu>INi的原因是 　。
大于
锌原子核外电子排布
为全充满稳定结构,较难失电子
铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子
(4)根据元素周期律,原子半径Ga　　 　(填“大于”或“小于”,下同)As,第一电离能Ga　　　As。
(5)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
　 　。
大于
小于
Cu
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
14.(16分,每空2分)元素周期表反映了元素之间的内在联系,是研究物质性质的重要工具。下表是元素周期表的一部分。回答下列问题。
(1)上述元素①～⑧的非金属性最强的是　　　(填元素符号);简单离子半径最大的是　　　(填离子符号)。
F
S2-
【解析】 根据元素在元素周期表中的位置,推断元素分别为①C、②N、③F、④Na、⑤Mg、⑥Al、⑦S、⑧Cl。
(1)据元素周期律可知,同一周期主族元素从左到右,非金属性逐渐增强,同一主族元素从上到下,非金属性逐渐减弱,可知元素①～⑧的非金属性最强的是F。
(2)若元素④与⑧形成的化合物为X,用电子式表示X的形成过程:
　 。
X中阴离子的离子结构示意图为　　　　 　　。
(3)⑦、⑧两种元素的最高价氧化物的水化物酸性强弱为　　　　　　 (用化学式表示)。
HClO4>H2SO4
【解析】 (3)⑦与⑧分别为S和Cl,最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和HClO4,S和Cl位于同一周期,从左向右元素的非金属性增强,Cl的非金属性强,所以最高价氧化物对应水化物酸性强,酸性强弱为HClO4>H2SO4。
(4)⑥的单质与过量的强碱溶液反应的离子方程式为
　 。
【解析】 (5)⑤(Mg)与①(C)的最高价氧化物CO2在点燃条件下能反应生成黑色单质,④(Na)比Mg金属性更强,故也可以与CO2发生类似的反应。
(5)已知⑤的单质与①的最高价氧化物Y在点燃条件下能反应生成黑色单质,推测④的单质　 　(填“能”或“不能”)与Y发生类似反应。
能
bd
(6)已知铷(Rb)是37号元素,与④同主族。下列说法正确的是　　 　(填字母)。
a.铷在周期表中的位置为第四周期第ⅠA族
b.铷的熔点比④对应单质的熔点低
c.⑥的简单离子与过量的RbOH反应最终会产生白色沉淀
d.RbOH的碱性比④的最高价氧化物对应的水化物强
【解析】 (6)铷在元素周期表中的位置为第五周期第ⅠA族,a项错误;Rb与Na位于同一主族,碱金属元素从上到下,对应单质的熔点变小,故铷的熔点比钠的低,b项正确;因为Rb与Na位于同一主族,从上到下,金属性增强,故碱性RbOH>NaOH,Al3+与过量RbOH反应,最终生成[Al(OH)4]-,无白色沉淀,c项错误,d项正确。课时作业21　元素周期表　元素周期律
(时间:30分钟　满分:100分)
一、选择题(共12小题,1～6小题每小题5分,7～12小题每小题6分,共66分)
1.元素周期表共有18个纵列,从左到右排为1～18纵列,即碱金属为第1纵列,稀有气体元素为第18纵列。按这种规定,下列说法正确的是(　　)
[A] 第9纵列元素中没有非金属元素
[B] 只有第2纵列的元素原子最外层电子排布为ns2
[C] 第四周期第9纵列元素是铁元素
[D] 第10、11纵列为ds区
2.根据元素周期表和元素周期律分析下面的推断,其中正确的是(　　)
[A] 最外层电子数为2的元素,在元素周期表中均位于第ⅡA族
[B] 元素周期表中同主族的各元素间最高正化合价和最低负化合价是完全相同的
[C] 元素周期表中位于金属和非金属元素的交界处,容易找到用于半导体材料的元素
[D] 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的原因是元素的原子半径呈周期性变化
3.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
4.(2024·江苏宿迁一模)Ge、As、Se位于元素周期表第四周期。下列说法正确的是(　　)
[A] 原子半径:r(Ge)[B] 第一电离能:I1(Ge)[C] 元素电负性:χ(Ge)<χ(Se)<χ(As)
[D] 可在周期表中Se附近寻找优良的催化剂材料
5.根据表(部分短周期元素的原子半径及主要化合价)中信息,下列叙述正确的是(　　)
元素代号 A B C D E
原子半径/nm 0.186 0.143 0.089 0.104 0.074
主要化合价 +1 +3 +2 +6、-2 -2
[A] E2-与B3+的核外电子数不可能相等
[B] 离子半径:A+[C] 最高价氧化物对应的水化物的碱性:A[D] 简单氢化物的稳定性:D>E
6.R、X、Y、Z四种元素位于周期表前四周期,图中粗实线为金属与非金属的分界线。下列说法正确的是(　　)
[A] 简单离子半径:Y>X
[B] 电负性:X>R>Z
[C] 第一电离能:R[D] Y单质与R的最高价氧化物对应的水化物不反应
7.(2022·辽宁卷,5)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[C] 第一电离能:Y>Z
[D] 电负性:W8.已知X、Y都是主族元素,I为电离能,单位是 kJ/mol。根据表中数据判断,下列说法错误的是(　　)
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
[A] 元素X的常见化合价是+1
[B] 元素Y是第ⅢA族元素
[C] 元素X与氯形成化合物时,化学式可能是XCl
[D] 若元素Y处于第三周期,它可与冷水剧烈反应
9.如图曲线a、b、c表示的是C、Si、P的逐级电离能,下列物理量由大到小的顺序正确的是(　　)
[A] 原子序数:c>b>a
[B] 简单气态氢化物的稳定性:c>a>b
[C] 最高价氧化物对应水化物的酸性:b>a>c
[D] 电负性:b>c>a
10.(2024·湖北武汉汉阳一模)X、Y、Z、W、M是原子序数依次增大的短周期主族元素,且位于三个不同周期,Z与Y和W都相邻,且Y、Z、W三种元素原子的最外层电子数之和为16。下列说法错误的是(　　)
[A] 原子半径:Z>W>M>X
[B] Z和W都有多种同素异形体
[C] 最高价氧化物对应水化物的酸性:Y[D] X与其他四种元素都可以形成18电子分子
11.(2024·江苏模拟)W、X、Y、Z、M五种短周期元素,原子序数依次增大。X元素焰色试验呈黄色,Z是地壳中含量最多的金属元素,M元素原子最外层电子数比次外层少一个,W是电负性最大的元素。下列说法正确的是(　　)
[A] X元素在元素周期表中位于p区
[B] 第一电离能:I1(M)>I1(Y)>I1(Z)
[C] 元素Y在周期表中位于第三周期第ⅢA族
[D] W的气态氢化物和M元素最高价氧化物对应的水化物都是强酸
12.化合物甲[YW(XV4)2]和化合物乙(ZXV4)常用于游泳池的净水和消毒。V、W、X、Y、Z原子序数依次增大,V、X在元素周期表中同族且相邻,其中V元素在地壳中含量最高;基态W原子有7种空间运动状态不同的电子,基态Y原子的价层电子排布式为4s1,Z位于元素周期表第四周期ds区,基态时有1个单电子。下列说法正确的是(　　)
[A] 简单离子半径:X>Y
[B] 简单氢化物稳定性:V[C] 基态Z原子的简化电子排布式为[Ar]3d94s2
[D] 最高价氧化物对应水化物碱性最强的是W
二、非选择题(共2小题,共34分)
13.(18分,每空2分)(1)(2020·全国Ⅰ卷)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如下表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是 　。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li),原因是 　。
I1/(kJ·mol-1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
(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)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu=1 958 kJ/mol,INi=1 753 kJ/mol,ICu>INi的原因是
　。
(4)根据元素周期律,原子半径Ga　　　(填“大于”或“小于”,下同)As,第一电离能Ga　　　As。
(5)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　 　。
14.(16分,每空2分)元素周期表反映了元素之间的内在联系,是研究物质性质的重要工具。下表是元素周期表的一部分。回答下列问题。
(1)上述元素①～⑧的非金属性最强的是　　　(填元素符号);简单离子半径最大的是　　　(填离子符号)。
(2)若元素④与⑧形成的化合物为X,用电子式表示X的形成过程:　 。
X中阴离子的离子结构示意图为　　　　　　。
(3)⑦、⑧两种元素的最高价氧化物的水化物酸性强弱为　　　　　　　　(用化学式表示)。
(4)⑥的单质与过量的强碱溶液反应的离子方程式为 　。
(5)已知⑤的单质与①的最高价氧化物Y在点燃条件下能反应生成黑色单质,推测④的单质　　(填“能”或“不能”)与Y发生类似反应。
(6)已知铷(Rb)是37号元素,与④同主族。下列说法正确的是　　　(填字母)。
a.铷在周期表中的位置为第四周期第ⅠA族
b.铷的熔点比④对应单质的熔点低
c.⑥的简单离子与过量的RbOH反应最终会产生白色沉淀
d.RbOH的碱性比④的最高价氧化物对应的水化物强
课时作业21　元素周期表　元素周期律
1.A　第9纵列元素为第Ⅷ族,都是金属元素,没有非金属元素,A正确;第2纵列的元素原子最外层电子排布为ns2,此外He核外电子排布是1s2,也符合该最外层电子排布,B错误;第四周期第 9纵列元素是Co,C错误;第11、12纵列为ds区,D错误。
2.C　最外层电子数是2的元素可能为He或第ⅡB族元素,不一定为第ⅡA族元素,故A错误;元素周期表中同主族的各元素间最高正化合价和最低负化合价不一定完全相同,如氯的最高正化合价为+7价,而同主族的氟无正化合价,故B错误;在金属和非金属交界区域的元素通常既具有金属性又具有非金属性,可以用作良好的半导体材料,如硅、锗等,故C正确;由原子的核外电子排布可知,随原子序数的递增,最外层电子数呈现周期性的变化而引起元素性质的周期性变化,即原子的核外电子排布的周期性变化是引起元素性质周期性变化的决定因素,故D错误。
3.A　元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,由于硫元素最高价氧化物对应的水化物是H2SO4,不是H2SO3,因此不能根据元素周期律判断其酸性,A符合题意;同一主族元素的金属性随原子序数的增大而增强,元素的金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,元素的金属性K>Na>Li,所以碱性KOH>NaOH>LiOH,B不符合题意;同一周期主族元素的非金属性随原子序数的增大而增强,同一主族元素的非金属性随原子序数的增大而减弱,元素的非金属性越强,其简单氢化物的稳定性就越强,元素的非金属性O>S>P,所以简单氢化物的热稳定性H2O>H2S>PH3,C不符合题意;同一周期主族元素的非金属性随原子序数的增大而增强,所以元素的非金属性F>O>N,D不符合题意。
4.B　同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,则原子半径r(Ge)>r(As)>r(Se),故A项错误;同周期主族元素从左到右,第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能 I1(Ge)5.B　由表中数据可知,A为Na,B为Al,C为Be,D为S,E为O。E2-(O2-)与B3+(Al3+)的核外电子数都为10,A错误;离子半径Na+H2S,D错误。
6.B　题图为元素周期表前四周期的一部分,应该为第二、三、四周期,粗实线为金属与非金属的分界线,所以Y应该为第三周期第ⅢA族元素Al,则R为N,X为O,Z为As。和A核外具有相同的电子数,核内质子数越少,离子半径越大,所以 >A,即YN>As,即X>R>Z,B正确;氮原子的2p轨道为半充满稳定状态,所以N的第一电离能比O的大,即R>X,C错误;R的最高价氧化物对应的水化物是HNO3,硝酸与铝可以反应,D错误。
7.B　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。X为C,能与多种元素(H、O、N、P、S等)形成共价键,A正确;Z和Q形成的简单氢化物分别为H2O和H2S,由于H2O分子间能形成氢键,故H2O的沸点高于H2S的,B错误;Y为N,Z为O,N的最外层p轨道电子为半充满结构,比较稳定,故第一电离能N比O大,C正确;W为Al,Z为O,O的电负性更大,D正确。
8.D　X、Y都是主族元素,I是电离能,X的第一电离能和第二电离能相差较大,说明X原子最外层电子数为1,X为第ⅠA族元素,则其常见化合价为+1,故A正确;Y的第三电离能和第四电离能相差较大,说明Y原子最外层电子数为3,则Y是第ⅢA族元素,故B正确;X的常见化合价为+1,与Cl形成化合物的化学式可能是XCl,故C正确;如果Y是第三周期元素,最外层有3个电子,则Y为Al,单质铝和冷水不反应,故D错误。
9.C　C和Si是同主族元素,C的第一电离能大于Si的,P的第四电离能远大于第三电能,可推断曲线b为磷,曲线a为碳,曲线c为硅。C是6号元素,Si是14号元素,P是15号元素,原子序数P>Si>C,即原子序数b>c>a,A错误;元素非金属性越强,其对应的简单气态氢化物稳定性就越强,元素的非金属性P>C>Si,则简单气态氢化物稳定性b>a>c,B错误;元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物酸性越强,则最高价氧化物对应水化物酸性,b>a>c,C正确;元素的电负性C>P>Si,即a>b>c,D错误。
10.C　X、Y、Z、W、M是原子序数依次增大的短周期主族元素,且位于三个不同周期,则X一定位于第一周期,X为H,Z与Y和W都相邻,则这三种元素在周期表中的相对位置关系可能有、和 三种,Y、Z、W三种元素原子的最外层电子数之和为16,设Z的最外层电子数为x,若为第一种情况,则有3x=16,x为分数,不合理;若为第二种情况,则有3x-1=16,x为分数,不合理;若为第三种情况,则有3x+1=16,解得x=5,合理。综上可知,Y、Z、W三种元素分别为N、P、S,则M为Cl。同周期主族元素原子半径逐渐减小,原子半径P>S>Cl>H,故A正确;P有白磷、红磷等单质,S有S2、S6、S8等单质,故B正确;N的非金属性强于P的,最高价氧化物对应水化物的酸性HNO3>H3PO4,故C错误;H与N、P、S、Cl分别形成的N2H4、PH3、H2S、HCl都是18电子分子,故D正确。
11.B　W、X、Y、Z、M五种短周期元素,原子序数依次增大,X元素焰色试验呈黄色,X为Na,Z是地壳中含量最多的金属元素,Z为Al,M元素原子最外层电子数比次外层少一个,M为Cl,W是电负性最大的元素,W为F,则Y为Mg。Na位于元素周期表的s区,A错误;同周期主族元素从左到右,第一电离能呈增大的趋势,但是Mg的3s轨道全充满,较为稳定,第一电离能大于同周期相邻元素,则第一电离能Cl>Mg>Al,B正确;Y为Mg,在元素周期表中位于第三周期第ⅡA族,C错误;F的气态氢化物为HF,HF为弱酸,D错误。
12.A　V、W、X、Y、Z原子序数依次增大,V、X在元素周期表中同族且相邻,其中V元素在地壳中含量最高,V为O、X为S;基态W原子有7种空间运动状态不同的电子,则W为Al;基态Y原子的价层电子排布式为4s1,Y为K;Z位于元素周期表第四周期ds区,基态时有1个单电子,Z为Cu。电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小,简单离子半径S2->K+,A正确;元素的非金属性越强,其简单氢化物稳定性越强,简单氢化物稳定性H2O>H2S,B错误;基态铜原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,简化电子排布式为[Ar]3d104s1,C错误;元素的金属性越强,最高价氧化物对应水化物的碱性越强,最高价氧化物对应水化物碱性最强的是KOH,D错误。
13.(1)Na与Li同主族,Na的电子层数多,原子半径大,故第一电离能更小　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硼原子的　(2)大于　锌原子核外电子排布为全充满稳定结构,较难失电子　(3)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　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
14.【答案】 (1)F　S2-
(2)　
(3)HClO4>H2SO4
(4)2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑
(5)能
(6)bd
【解析】 根据元素在元素周期表中的位置,推断元素分别为①C、②N、③F、④Na、⑤Mg、⑥Al、⑦S、⑧Cl。
(1)据元素周期律可知,同一周期主族元素从左到右,非金属性逐渐增强,同一主族元素从上到下,非金属性逐渐减弱,可知元素①~⑧的非金属性最强的是F。
(2)④与⑧分别是Na和Cl,形成的化合物NaCl为离子化合物,故形成过程用电子式表示为;Cl-的结构示意图为 。
(3)⑦与⑧分别为S和Cl,最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和HClO4,S和Cl位于同一周期,从左向右元素的非金属性增强,Cl的非金属性强,所以最高价氧化物对应水化物酸性强,酸性强弱为HClO4>H2SO4。
(4)⑥为Al,铝为两性物质,既能与酸反应又能与碱反应,故铝与过量的强碱溶液反应的离子方程式为2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑。
(5)⑤(Mg)与①(C)的最高价氧化物CO2在点燃条件下能反应生成黑色单质,④(Na)比Mg金属性更强,故也可以与CO2发生类似的反应。
(6)铷在元素周期表中的位置为第五周期第ⅠA族,a项错误;Rb与Na位于同一主族,碱金属元素从上到下,对应单质的熔点变小,故铷的熔点比钠的低,b项正确;因为Rb与Na位于同一主族,从上到下,金属性增强,故碱性RbOH>NaOH,Al3+与过量RbOH反应,最终生成[Al(OH)4]-,无白色沉淀,c项错误,d项正确。
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