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第32讲　元素周期律与元素周期表
学习目标　
1. 认识元素的原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性、非金属性、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
2. 知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。
3. 知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。
4. 了解元素周期律(表)的应用价值。
活动方案
　 元素周期表
1. 了解长式元素周期表的结构。
请按下列要求在虚线表格中绘制元素周期表，并按下列要求填写相关内容。
(1) 标出族序数、周期序数。
(2) 填入1～36号元素的元素符号，并将主族元素
的元素符号补充完整。
(3) 画出金属与非金属的分界线。
(4) 根据元素原子外围电子排布的特征，标出元素周期表分区情况。
2. 早在20世纪80年代，美国化学会、国际纯粹与应用化学联合会就提出1～18列的新标法。把长式元素周期表原先主、副族及族号取消，由左到右改为18列，如碳族元素为第14列。请指出原主族、副族、Ⅷ族和0族所在的列序号，按从小到大的顺序填入下表。
族 主 族 副 族 Ⅷ族 0族
列序号
元素周期律
元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
1. 原子核外电子排布的周期性变化。
(1) 简述同周期从左往右主族、0族元素原子最外层电子数的递变规律。
(2) Cl、Br、I、At的最外层电子排布与F相同，Cl、Br、I、At元素与F元素原子序数之差分别是多少？
(3) 锰元素外围电子排布式为3d54s2，分别写出锰元素的前一种元素和后一种元素外围电子排布式，并预测与锰元素同族下一周期元素的价层电子排布式。
2. 原子半径的周期性变化。
(1) 根据原子半径的周期性变化规律，对下列数据进行比较。
①元素第一电离能：Na________K；C________Si；He________Ne。
②共价键键长：F—F________Cl—Cl；C—H________N—H________O—H。
③共价键键能：O—H________F—H；Cl—H________F—H。
④离子晶体晶格能：NaF_______NaCl；MgO_______CaO。
(2) 已知下列元素的原子半径如表所示。
原子 N S O Si
半径/10-10m 0.75 1.02 0.74 1.17
根据以上数据，请你判断，下列哪一个数据可能是磷原子的半径？
①0.8×10-10 m　 　②1.10×10-10 m
③1.20×10-10 m ④0.70×10-10 m
3. 主要化合价的周期性变化。
(1) 主族元素最高正化合价有什么规律？非金属元素的最低负化合价有什么规律？
(2) 已知：Tl(第6周期ⅢA族)的＋1价化合物稳定。推论Pb元素稳定的化合价是多少？
(3) 20 世纪80 年代初，中科院上海硅酸盐研究所成功研制出在基本粒子、空间物理和高能物理等领域有广泛应用的大尺寸锗酸铋单晶。已知：该单晶中铋(Bi)的化合价为＋3，Bi与O元素的原子个数比为1∶3。试推导该锗酸铋单晶的化学式。
4. 元素第一电离能的变化规律。
(1) 1～20号元素第一电离能变化的曲线如图所示。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) 上图共有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外围电子排布式，分析发生该现象的原因。
(3) 下表是第3周期三种元素的逐级电离能数据。请分析X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是多少？这三种元素分别是什么元素？
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
5. 元素电负性的周期性变化。
(1) 同周期主族元素电负性的变化规律是什么？同主族元素电负性的变化规律是什么？
(2) 电负性与元素金属性、非金属性的关系是什么？
(3) 一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属，小于1.8的为金属；而两成键元素之间电负性差值小于1.7，一般形成共价键。查阅电负性的数据，判断下列化合物中，哪些属于离子化合物？
①Al2O3　②AlCl3　③MgCl2　④OF2
6. 元素的金属性、非金属性的周期性变化。
(1) 分别说明同周期、同主族元素金属性、非金属性的变化规律，并从原子结构的角度解释。
(2) 下列哪些实验事实能比较出相应元素金属性的强弱？若能则在括号内填“能”，并写出比较结果；否则填“不能”，并说明理由。
①Na与水发生剧烈反应，Cs与水立即爆炸。(　　)
②Al(OH)3溶于NaOH溶液，而Mg(OH)2不溶。(　　)
③1 mol Al与盐酸反应失去3 mol e－，1 mol Pb与盐酸反应失去2 mol e－。(　　)
④Fe与CuSO4溶液反应，可置换出Cu。(　　)
⑤Mg元素的第一电离能比Al的大。(　　)
⑥Sn与Tl的电负性相等，都等于1.8。(　　)
(3) 下列哪些实验事实能比较出相应元素非金属性的强弱？若能则在括号内填“能”，并写出比较结果；否则填“不能”，并说明理由。
①HCl水溶液的酸性比HF水溶液的酸性强。　(　　)
②CH4高温下发生分解，SiH4加热即可分解。　(　　)
③HClO4的酸性比H2SO4的强。(　　)
④Fe与稀硫酸反应产生H2，而与稀硝酸反应无H2产生。(　　)
⑤Cl2通入H2S的水溶液，有黄色固体析出。　(　　)
⑥N元素的第一电离能比O元素的大。(　　)
了解元素原子结构、元素性质、元素在元素周期表中的位置三者之间的关系
1. 元素在元素周期表中位置与原子结构的关系。
(1) 原子序数＝__________；周期数＝________；主族序数＝________。
(2) 同周期元素，原子半径的变化规律是什么？同主族元素，原子半径的变化规律是什么？
(3) 比较下列离子半径的大小。
①r(Na＋)______r(Mg2+)　
②r(O2-)______r(F－)
③r(Na＋)______r(O2-)
④r(Na＋)______r(Na)
⑤r(O2-)______r(O)
⑥r(Na＋)______r(K＋)
⑦r(O2-)______r(S2-)
⑧r(Mg2+)______r(K＋)
2. 元素性质与原子结构的关系。
(1) 请描述原子结构与元素性质的关系。
(2) 稀有气体的化学性质稳定，很难与其他物质发生反应。现准备制取稀有气体的化合物，假如你是化学家，根据原子结构与元素性质的关系，你将选择哪两种气体单质发生反应？
3. 元素在周期表中位置与元素性质的关系。
性质 同周期(从左往右) 同主族(自上而下)
(1) 金属性(原子失电子能力)
(2) 非金属性(原子得电子能力)
(3) 单质还原性
(4) 单质氧化性
(5) 最高价氧化物对应水化物的酸碱性
(6) 非金属形成气态氢化物的难易程度
名卷优选
1 [2024江苏卷]我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第2周期的是(　　)
A. O B. P C. Ca D. Fe
2 [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
3 [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
4 [2021江苏适应性考试]X、Y、Z、W四种短周期元素的原子半径和最高正化合价见下表。
元素 X Y Z W
原子半径/nm 0.117 0.110 0.102 0.077
最高正化合价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋4
下列有关说法正确的是(　　)
A. 元素X在周期表中位于第2周期ⅣA族
B. 元素Y最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强
C. 元素Z的简单气态氢化物的热稳定性比H2O的强
D. 四种元素中，元素W形成的化合物的种类最多
5 [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位于同一主族
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
6 某化合物由原子序数依次增大的短周期主族元素W、X、Y、Z、Q组成(结构如图)。X的最外层电子数等于内层电子数，Y是有机物分子骨架元素，Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物。下列说法错误的是(　　)
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
7 (1) [2023湖北卷]Co位于元素周期表第________周期________族。
(2) [全国Ⅲ卷]H、B、N中，原子半径最大的是________。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素________的相似。
(3) [湖南卷]H、C、N的电负性由大到小的顺序为____________。
(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)。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为________________，铁的化合价为________。
(5) [2023北京卷]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：__________________________________________________________
______________________________________________________________________。
(6) [全国Ⅰ卷]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。
I1/(kJ/mol)
Li520 Be900 B801
Na496 Mg738 Al578
I1(Li)>I1(Na)，原因是________________________________________________
______________________________________________________________________。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是__________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________。
8 [河北卷]含Cu、Zn、Sn及S的四元半导体化合物(简写为CZTS)，是一种低价、无污染的绿色环保型光伏材料，可应用于薄膜太阳能电池领域。回答下列问题。
(1) 基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为________。
(2) 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____________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(3) SnCl的几何构型为_____________，其中心离子杂化方式为__________。
(4) 将含有未成对电子的物质置于外磁场中，会使磁场强度增大，称其为顺磁性物质，下列物质中，属于顺磁性物质的是________(填字母)。
A. [Cu(NH3)2]Cl　 B. [Cu(NH3)4]SO4
C. [Zn(NH3)4]SO4 D. Na2[Zn(OH)4]
9 硫酸铁铵的化学式为Fe2(SO4)3·(NH4)2SO4·24H2O，它被广泛用于生活饮用水、工业循环水的净化处理等。
(1) ①Fe位于元素周期表中的________区，基态Fe3+的价层电子排布式为________。
②离子半径：Fe2+________(填“>”“<”或“＝”，下同)Fe3+；从价层电子排布的角度分析，在空气中的稳定性：FeO________Fe2O3。
(2) 原子的第一电离能：N________(填“>”或“<”)O，其原因是______________
______________________________________________________________________。
(3) ①元素的电负性：N________(填“>”或“<”)O。
②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。Fe、Cl两元素的电负性分别为1.83和3.0，请你推断FeCl3是______________(填“共价化合物”或“离子化合物”)，设计一个实验方案证明你的推断：_______________________________________________
______________________________________________________________________。
10 元素周期表前4周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同主族，e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。回答下列问题。
(1) b、c、d中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e的价层电子轨道表示式为_____________________________。
(2) a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为________；分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是__________________(填化学式，写出两种)。
(3) 这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是________________(填化学式，下同)；酸根呈三角锥形结构的酸是____________。
(4) c和e形成的一种离子化合物的晶体结构如图甲所示，则e离子的电荷为________。　
甲 乙
(5) 这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构，阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图乙所示)。该化合物中阴离子为___________，阳离子中存在的化学键类型有__________________；该化合物加热时首先失去的组分是____________，判断理由是_________________________________________。
第32讲　元素周期律与元素周期表
【活动方案】
活动一：
1
2 主族：1、2、13、14、15、16、17　副族：3、4、5、6、7、11、12
Ⅷ族：8、9、10 　0族：18
活动二：
1 (1) 除第1周期外，每周期从左往右，主族元素原子最外层电子数从1递增至7；0族元素原子最外层电子数为8(第1周期0族元素原子最外层电子数为2)。　(2) 8、26、44、76。 (3) 3d54s1、3d64s2、4d55s2。
2 (1) ①＞　＞　＞　②＜　＞　＞　③<　<　④＞　＞ (2) ②
3 (1) 主族元素最高正化合价等于其主族序数(说明：O元素没有最高正化合价，F元素没有正化合价)。非金属元素的最低负化合价等于该元素所在主族序数减去8。　(2) ＋2。
(3) Bi4Ge3O12。
4 (1) 同周期元素从左往右，元素第一电离能呈增大趋势，原因是同周期主族元素从左往右，核电荷数增大，原子半径减小，原子失去电子越来越困难。同主族元素从上往下，元素第一电离能逐渐减小。　(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(外围电子排布)在原子轨道p亚层中处于半满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比相邻元素的第一电离能大。
(3) X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是2、3、1；这三种元素分别是Mg、Al、Na。
5 (1) 同周期主族元素从左到右，元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性逐渐减小。　(2) 金属性越强，电负性越小；非金属性越强，电负性越大。　(3) ①③。
6 (1) 同周期主族元素从左往右，金属性减弱，非金属性增强。因为同周期主族元素从左往右，随着核电荷数的增加，原子半径减小，原子失电子能力减弱，得电子能力增强。　同主族元素从上往下，金属性增强，非金属性减弱。因为同主族元素从上往下，原子半径增大，原子失电子能力增强，得电子能力减弱。
(2) ①能　Na＜Cs　②能　Al＜Mg　③不能　不能根据得失电子数的多少，判断元素的金属性强弱。　④能　Fe＞Cu
⑤不能　Mg原子中2s能级上电子全充满，比较稳定，与Mg的金属性比Al的强无关。　⑥不能　电负性数据只能粗略地反映元素非金属性、金属性的强弱。　(3) ①不能　不能根据非金属元素气态氢化物水溶液的酸性强弱判断元素非金属性强弱。　②能　C＞Si　③能　Cl＞S　④不能　该事实不能反映出硫酸与硝酸的酸性强弱。　⑤能　Cl＞S　⑥不能　尽管第一电离能数据一般可以用作元素非金属性强弱的判据，但N元素的第一电离能大于O元素是特例。
活动三：
1 (1) 核内质子数或核电荷数或核外电子数　电子层数　最外层电子数　(2) 同周期主族元素，原子半径从左往右逐渐减小；同主族元素，原子半径从上往下逐渐增大。　
(3) ①＞ ②＞　③＜　④＜　⑤＞　⑥＜　⑦＜　⑧＜
2 (1) 原子价电子排布相同，原子半径越大，金属性越强，非金属性越弱；电子层数相同，价电子数越少，原子半径越大，金属性越强，非金属性越弱；主族元素的最外层电子数(价电子数)等于最高正化合价。　(2) F2与Xe
3 (1) 减弱　增强　(2) 增强　减弱　(3) 减弱　增强
(4) 增强　减弱　(5) 碱性减弱，酸性增强　碱性增强，酸性减弱　(6) 由难到易　由易到难
【名卷优选】
1 A　O元素位于第2周期ⅥA族，A正确；P元素位于第3周期ⅤA族，B错误；Ca元素位于第4周期ⅡA族，C错误；Fe元素位于第4周期Ⅷ族，D错误。
2 B　Al3+有2个电子层，而K＋有3个电子层，故K＋的半径较大，A错误；同主族的元素，其电负性从上到下依次减小，O和S都是ⅥA的元素，故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，故H2O的沸点较高，C错误；元素的金属性越强，其最高价的氧化物对应的水化物的碱性越强，K的金属性强于Al，故KOH的碱性较强，D错误。
3 D　同主族元素原子半径从上往下逐渐增大，故原子半径：r(C)I1(Si)>I1(Ge)，B错误；晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体，石墨为混合型晶体，C60为分子晶体，C错误；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。
粒子半径大小比较的方法
①原子半径：随着原子序数的递增，同主族元素原子半径逐渐增大，同周期主族元素的原子半径逐渐减小；②离子半径：核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；③同种元素的原子与离子：阴离子半径>原子半径>阳离子半径。
4 D
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；由于Y可形成Y－，故Y为ⅦA族元素，且原子序数Z＞Y，故Y不可能为Cl，因此Y为F，X的原子序数＝10－3＝7，X为N；根据W、Y、Z形成离子化合物W＋[ZY6]－，可知Z为P。综上所述，W为Li，X为N，Y为F，Z为P。X为N，Y为F，Z为P，非金属性F＞N＞P，B错误；Y为F，Z为P，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错误；W为Li，X为N，Y为F，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错误。
6 A　X的最外层电子数等于内层电子数，则X的核外电子排布式为1s22s2，X为Be；W只能形成一个共价键，结合X的位置可知X为H，Y是有机物分子骨架元素，则Y为C，Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物，则Q为O，则Z为N。同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，N原子中2p能级上电子为半满结构，较为稳定，第一电离能大于同周期与之相邻的元素，则第一电离能C7 (1) 4　Ⅷ　(2) B　Si(或硅)　(3) N>C>H　(4) O＞Si＞Fe＞Mg　＋2　(5) I1(O)＞I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子　(6) Na与Li同族，Na原子电子层数多，原子半径大，易失电子　Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，第一电离能呈增大趋势。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能比相邻元素的大
解析：(1) Co是第27号元素，位于周期表中第4周期Ⅷ族。(4) 元素的金属性越强，其电负性越小，元素的非金属性越强，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的化合价的代数和为0，可以确定铁的化合价为＋2。(5) S和O为同主族元素，O原子核外有2个电子层，S原子核外有3个电子层，O原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去1个电子，即O的第一电离能大于S的第一电离能。
第一电离能大小的比较
第一电离能是指基态原子失去一个电子所需要的最低能量，一般来说，金属的第一电离能小于非金属的，然后是s轨道全满或p轨道半满或全满则比它相邻元素的原子的第一电离能大。
8 (1) 1∶2或2∶1　(2) 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的电子，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的电子，3d10的电子处于全充满状态，其与4s1的电子能量差值更大　(3) 三角锥形 sp3　(4) B
9 (1) ①d　3d5　②>　<　(2) >　N原子2p轨道上的电子处于半充满状态，较稳定，比O难失去电子　(3) ①<　②共价化合物　测定FeCl3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
10 (1) N　　(2) sp3　H2O2、N2H4 (3) HNO2、HNO3　H2SO3　
(4) ＋1　(5) SO　共价键和配位键　H2O　H2O与Cu2+形成的配位键比NH3与Cu2+的弱(共54张PPT)
模块四
物质结构与性质
主题9　原子结构与性质
第32讲　元素周期律与元素周期表
内容索引
学习目标
活动方案
名卷优选
学 习 目 标
1. 认识元素的原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性、非金属性、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。2. 知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。3. 知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。4. 了解元素周期律(表)的应用价值。
活 动 方 案
1. 了解长式元素周期表的结构。
请按下列要求在虚线表格中绘制元素周期表，并按下列要求填写相关内容。
活动一　元素周期表
(1) 标出族序数、周期序数。
(2) 填入1～36号元素的元素符号，并将主族元素的元素符号补充完整。
(3) 画出金属与非金属的分界线。
(4) 根据元素原子外围电子排布的特征，标出元素周期表分区情况。
【答案】
2. 早在20世纪80年代，美国化学会、国际纯粹与应用化学联合会就提出1～18列的新标法。把长式元素周期表原先主、副族及族号取消，由左到右改为18列，如碳族元素为第14列。请指出原主族、副族、Ⅷ族和0族所在的列序号，按从小到大的顺序填入下表。
族 主 族 副 族 Ⅷ族 0族
列序号
1、2、13、14、15、16、17
3、4、5、6、7、11、12
8、9、10
18
元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
1. 原子核外电子排布的周期性变化。
(1) 简述同周期从左往右主族、0族元素原子最外层电子数的递变规律。
【答案】 除第1周期外，每周期从左往右，主族元素原子最外层电子数从1递增至7；0族元素原子最外层电子数为8(第1周期0族元素原子最外层电子数为2)。
活动二　元素周期律
(2) Cl、Br、I、At的最外层电子排布与F相同，Cl、Br、I、At元素与F元素原子序数之差分别是多少？
【答案】 8、26、44、76。
(3) 锰元素外围电子排布式为3d54s2，分别写出锰元素的前一种元素和后一种元素外围电子排布式，并预测与锰元素同族下一周期元素的价层电子排布式。
【答案】 3d54s1、3d64s2、4d55s2。
2. 原子半径的周期性变化。
(1) 根据原子半径的周期性变化规律，对下列数据进行比较。
①元素第一电离能：Na______K；
C______Si；He______Ne。
②共价键键长：F—F______Cl—Cl；
C—H______N—H______O—H。
③共价键键能：O—H______F—H；
Cl—H______F—H。
④离子晶体晶格能：NaF______NaCl；
MgO______CaO。
＞
＞
＞
＜
＞
＞
<
<
＞
＞
(2) 已知下列元素的原子半径如表所示。
原子 N S O Si
半径/10－10m 0.75 1.02 0.74 1.17
根据以上数据，请你判断，下列哪一个数据可能是磷原子的半径？
①0.8×10－10 m ②1.10×10－10 m
③1.20×10－10 m ④0.70×10－10 m
【答案】 ②
3. 主要化合价的周期性变化。
(1) 主族元素最高正化合价有什么规律？非金属元素的最低负化合价有什么规律？
【答案】 主族元素最高正化合价等于其主族序数(说明：O元素没有最高正化合价，F元素没有正化合价)。非金属元素的最低负化合价等于该元素所在主族序数减去8。
(2) 已知：Tl(第6周期ⅢA族)的＋1价化合物稳定。推论Pb元素稳定的化合价是多少？
【答案】 ＋2。
(3) 20 世纪80 年代初，中科院上海硅酸盐研究所成功研制出在基本粒子、空间物理和高能物理等领域有广泛应用的大尺寸锗酸铋单晶。已知：该单晶中铋(Bi)的化合价为＋3，Bi与O元素的原子个数比为1∶3。试推导该锗酸铋单晶的化学式。
【答案】 Bi4Ge3O12。
4. 元素第一电离能的变化规律。
(1) 1～20号元素第一电离能变化的曲线如图所示。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。
【答案】 同周期元素从左往右，元素第一电离能呈增大趋势，原因是同周期主族元素从左往右，核电荷数增大，原子半径减小，原子失去电子越来越困难。同主族元素从上往下，元素第一电离能逐渐减小。
(2) 上图共有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外围电子排布式，分析发生该现象的原因。
【答案】 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(外围电子排布)在原子轨道p亚层中处于半满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比相邻元素的第一电离能大。
(3) 下表是第3周期三种元素的逐级电离能数据。请分析X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是多少？这三种元素分别是什么元素？
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
【答案】 X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是2、3、1；这三种元素分别是Mg、Al、Na。
5. 元素电负性的周期性变化。
(1) 同周期主族元素电负性的变化规律是什么？同主族元素电负性的变化规律是什么？
【答案】 同周期主族元素从左到右，元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性逐渐减小。
(2) 电负性与元素金属性、非金属性的关系是什么？
【答案】 金属性越强，电负性越小；非金属性越强，电负性越大。
(3) 一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属，小于1.8的为金属；而两成键元素之间电负性差值小于1.7，一般形成共价键。查阅电负性的数据，判断下列化合物中，哪些属于离子化合物？
①Al2O3　②AlCl3　③MgCl2　④OF2
【答案】 ①③。
6. 元素的金属性、非金属性的周期性变化。
(1) 分别说明同周期、同主族元素金属性、非金属性的变化规律，并从原子结构的角度解释。
【答案】 同周期主族元素从左往右，金属性减弱，非金属性增强。因为同周期主族元素从左往右，随着核电荷数的增加，原子半径减小，原子失电子能力减弱，得电子能力增强。同主族元素从上往下，金属性增强，非金属性减弱。因为同主族元素从上往下，原子半径增大，原子失电子能力增强，得电子能力减弱。
(2) 下列哪些实验事实能比较出相应元素金属性的强弱？若能则在括号内填“能”，并写出比较结果；否则填“不能”，并说明理由。
①Na与水发生剧烈反应，Cs与水立即爆炸。(　　)
【答案】 Na＜Cs
②Al(OH)3溶于NaOH溶液，而Mg(OH)2不溶。(　　)
【答案】 Al＜Mg
③1 mol Al与盐酸反应失去3 mol e－，1 mol Pb与盐酸反应失去2 mol e－。(　　　)
【答案】 不能根据得失电子数的多少，判断元素的金属性强弱。
能
能
能
④Fe与CuSO4溶液反应，可置换出Cu。(　　)
【答案】 Fe＞Cu
⑤Mg元素的第一电离能比Al的大。(　　　)
【答案】 Mg原子中2s能级上电子全充满，比较稳定，与Mg的金属性比Al的强无关。
⑥Sn与Tl的电负性相等，都等于1.8。(　　　)
【答案】 电负性数据只能粗略地反映元素非金属性、金属性的强弱。
能
不能
不能
(3) 下列哪些实验事实能比较出相应元素非金属性的强弱？若能则在括号内填“能”，并写出比较结果；否则填“不能”，并说明理由。
①HCl水溶液的酸性比HF水溶液的酸性强。(　　　)
【答案】 不能根据非金属元素气态氢化物水溶液的酸性强弱判断元素非金属性强弱。
②CH4高温下发生分解，SiH4加热即可分解。(　　)
【答案】 C＞Si
③HClO4的酸性比H2SO4的强。(　　)
【答案】 Cl＞S
不能
能
能
④Fe与稀硫酸反应产生H2，而与稀硝酸反应无H2产生。(　　　)
【答案】 该事实不能反映出硫酸与硝酸的酸性强弱。
⑤Cl2通入H2S的水溶液，有黄色固体析出。(　　)
【答案】 Cl＞S
⑥N元素的第一电离能比O元素的大。(　　　)
【答案】 尽管第一电离能数据一般可以用作元素非金属性强弱的判据，但N元素的第一电离能大于O元素是特例。
不能
能
不能
1. 元素在元素周期表中位置与原子结构的关系。
(1) 原子序数＝________________________________________；周期数＝_____________；主族序数＝_____________________。
(2) 同周期元素，原子半径的变化规律是什么？同主族元素，原子半径的变化规律是什么？
【答案】 同周期主族元素，原子半径从左往右逐渐减小；同主族元素，原子半径从上往下逐渐增大。
活动三　了解元素原子结构、元素性质、元素在元素周期表
中的位置三者之间的关系
核内质子数或核电荷数或核外电子数
电子层数
最外层电子数
(3) 比较下列离子半径的大小。
①r(Na＋)________r(Mg2＋)
②r(O2－)_______r(F－)
③r(Na＋)_______r(O2－)
④r(Na＋)_______r(Na)
⑤r(O2－)_______r(O)
⑥r(Na＋)_______r(K＋)
⑦r(O2－)_______r(S2－)
⑧r(Mg2＋)_______r(K＋)
＞
＞
＜
＜
＞
＜
＜
＜
2. 元素性质与原子结构的关系。
(1) 请描述原子结构与元素性质的关系。
【答案】 原子价电子排布相同，原子半径越大，金属性越强，非金属性越弱；电子层数相同，价电子数越少，原子半径越大，金属性越强，非金属性越弱；主族元素的最外层电子数(价电子数)等于最高正化合价。
(2) 稀有气体的化学性质稳定，很难与其他物质发生反应。现准备制取稀有气体的化合物，假如你是化学家，根据原子结构与元素性质的关系，你将选择哪两种气体单质发生反应？
【答案】 F2与Xe
3. 元素在周期表中位置与元素性质的关系。
性质 同周期(从左往右) 同主族(自上而下)
(1) 金属性(原子失电子能力)
(2) 非金属性(原子得电子能力)
(3) 单质还原性
(4) 单质氧化性
(5) 最高价氧化物对应水化物的酸碱性
(6) 非金属形成气态氢化物的难易程度
减弱
增强
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
碱性减弱，酸性增强
碱性增强，酸性减弱
由难到易
由易到难
名 卷 优 选
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1 [2024江苏卷]我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第2周期的是(　 　)
A. O B. P
C. Ca D. Fe
【解析】 O元素位于第2周期ⅥA族，A正确；P元素位于第3周期ⅤA族，B错误；Ca元素位于第4周期ⅡA族，C错误；Fe元素位于第4周期Ⅷ族，D错误。
A
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2 [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
B
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【解析】 Al3＋有2个电子层，而K＋有3个电子层，故K＋的半径较大，A错误；同主族的元素，其电负性从上到下依次减小，O和S都是ⅥA的元素，故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，故H2O的沸点较高，C错误；元素的金属性越强，其最高价的氧化物对应的水化物的碱性越强，K的金属性强于Al，故KOH的碱性较强，D错误。
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3 [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
1
D
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【解析】 同主族元素原子半径从上往下逐渐增大，故原子半径：r(C)I1(Si)>I1(Ge)，B错误；晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体，石墨为混合型晶体，C60为分子晶体，C错误；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。
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粒子半径大小比较的方法
①原子半径：随着原子序数的递增，同主族元素原子半径逐渐增大，同周期主族元素的原子半径逐渐减小；②离子半径：核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小；③同种元素的原子与离子：阴离子半径>原子半径>阳离子半径。
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4 [2021江苏适应性考试]X、Y、Z、W四种短周期元素的原子半径和最高正化合价见下表。
1
元素 X Y Z W
原子半径/nm 0.117 0.110 0.102 0.077
最高正化合价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋4
下列有关说法正确的是(　 　)
A. 元素X在周期表中位于第2周期ⅣA族
B. 元素Y最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强
C. 元素Z的简单气态氢化物的热稳定性比H2O的强
D. 四种元素中，元素W形成的化合物的种类最多
D
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5 [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位于同一主族
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
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A
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【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；由于Y可形成Y－，故Y为ⅦA族元素，且原子序数Z＞Y，故Y不可能为Cl，因此Y为F，X的原子序数＝10－3＝7，X为N；根据W、Y、Z形成离子化合物W＋[ZY6]－，可知Z为P。综上所述，W为Li，X为N，Y为F，Z为P。X为N，Y为F，Z为P，非金属性F＞N＞P，B错误；Y为F，Z为P，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错误；W为Li，X为N，Y为F，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错误。
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6 某化合物由原子序数依次增大的短周期主族元素W、X、Y、Z、Q组成(结构如图)。X的最外层电子数等于内层电子数，Y是有机物分子骨架元素，Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物。下列说法错误的是(　 　)
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
1
A
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1
【解析】 X的最外层电子数等于内层电子数，则X的核外电子排布式为1s22s2，X为Be；W只能形成一个共价键，结合X的位置可知X为H，Y是有机物分子骨架元素，则Y为C，Q和W能形成两种室温下常见的液态化合物，则Q为O，则Z为N。同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈增大的趋势，N原子中2p能级上电子为半满结构，较为稳定，第一电离能大于同周期与之相邻的元素，则第一电离能C2
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7 (1) [2023湖北卷]Co位于元素周期表第_______周期_______族。
(2) [全国Ⅲ卷]H、B、N中，原子半径最大的是_______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素___________的相似。
(3) [湖南卷]H、C、N的电负性由大到小的顺序为___________。
(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)。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为_____________________，铁的化合价为______。
1
4
Ⅷ
B
Si(或硅)
N>C>H
O＞Si＞Fe＞Mg
＋2
(5) [2023北京卷]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：______________________________________________________________________________。
I1(O)＞I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
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(6) [全国Ⅰ卷]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。
1
I1/(kJ/mol) Li 520 Be 900 B
801
Na 496 Mg 738 Al
578
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I1(Li)>I1(Na)，原因是_________________________________________________________。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是__________________________________________________________________________________________________________________。
1
Na与Li同族，Na原子电子层数多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，第一电离能呈增大趋势。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能比相邻元素的大
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1
【解析】(1) Co是第27号元素，位于周期表中第4周期Ⅷ族。(4) 元素的金属性越强，其电负性越小，元素的非金属性越强，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的化合价的代数和为0，可以确定铁的化合价为＋2。(5) S和O为同主族元素，O原子核外有2个电子层，S原子核外有3个电子层，O原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去1个电子，即O的第一电离能大于S的第一电离能。
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1
第一电离能大小的比较
第一电离能是指基态原子失去一个电子所需要的最低能量，一般来说，金属的第一电离能小于非金属的，然后是s轨道全满或p轨道半满或全满则比它相邻元素的原子的第一电离能大。
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8 [河北卷]含Cu、Zn、Sn及S的四元半导体化合物(简写为CZTS)，是一种低价、无污染的绿色环保型光伏材料，可应用于薄膜太阳能电池领域。回答下列问题。
(1) 基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为________________。
(2) 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_________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________________________________________。
1
1∶2或2∶1
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的电子，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的电子，3d10的电子处于全充满状态，其与4s1的电子能量差值更大
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(4) 将含有未成对电子的物质置于外磁场中，会使磁场强度增大，称其为顺磁性物质，下列物质中，属于顺磁性物质的是_________(填字母)。
A. [Cu(NH3)2]Cl B. [Cu(NH3)4]SO4
C. [Zn(NH3)4]SO4 D. Na2[Zn(OH)4]
1
三角锥形
sp3
B
2
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10
9 硫酸铁铵的化学式为Fe2(SO4)3·(NH4)2SO4·24H2O，它被广泛用于生活饮用水、工业循环水的净化处理等。
(1) ①Fe位于元素周期表中的_______区，基态Fe3＋的价层电子排布式为___________。
②离子半径：Fe2＋_______(填“>”“<”或“＝”，下同)Fe3＋；从价层电子排布的角度分析，在空气中的稳定性：FeO_______Fe2O3。
(2) 原子的第一电离能：N_______(填“>”或“<”)O，其原因是_____ _________________________________________________________。
1
d
3d5
>
<
>
N原子2p轨道上的电子处于半充满状态，较稳定，比O难失去电子
2
4
5
3
7
9
6
8
10
(3) ①元素的电负性：N______(填“>”或“<”)O。
②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。Fe、Cl两元素的电负性分别为1.83和3.0，请你推断FeCl3是_______________(填“共价化合物”或“离子化合物”)，设计一个实验方案证明你的推断：_______________ _____________________________________________________________。
1
<
共价化合物
测定FeCl3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
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10 元素周期表前4周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同主族，e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。回答下列问题。
(1) b、c、d中第一电离能最大的是_________(填元素符号)，e的价
层电子轨道表示式为__________________。
(2) a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为________；分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是________________(填化学式，写出两种)。
1
N
sp3
H2O2、N2H4
2
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10
(3) 这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是__________________(填化学式，下同)；酸根呈三角锥形结构的酸是___________。
(4) c和e形成的一种离子化合物的晶体结构如图甲所示，则e离子的电荷为_________。
1
甲
HNO2、HNO3
H2SO3
＋1
2
4
5
3
7
9
6
8
10
(5) 这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构，阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图乙所示)。该化合物中阴离子为_________，阳离子中存在的化学键类型有___________________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是_____________ _______________________________。
1
乙
共价键和配位键
H2O
H2O与Cu2＋形成的配位键比NH3与Cu2＋的弱
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