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第六章　物质结构与性质
第27讲 元素周期表 元素周期律
化学
内容索引
考点一 元素周期表
考点二　元素周期律及应用
第一部分
第二部分
必备知识整合
01
对点题组突破
02
课时作业
第四部分
必备知识整合
01
对点题组突破
02
高考真题演练
第三部分
1．能从原子价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．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。3.通过元素周期律(表)核心知识的学习，建立“位—构—性”等认知模型，体会结构与性质的联系。
考点一 元素周期表
第
分
部
一
1．元素周期表的编排原则
必备知识整合
电子层数目
最外层电子数
电子层数
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
ns1～2
族 价层电子排布式 规律
主族 ⅠA、ⅡA ______
ⅢA～ⅦA __________ 价层电子数＝族序数
0族 _____________（He除外） 最外层电子数＝8
ns2np1～5
ns2np6
族 价层电子排布式 规律
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的关系
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 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
(4)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___________，最右一个纵列是稀有气体元素。
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
3．元素周期表应用
(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
正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)元素周期表共18个纵列，18个族，7个周期。(　　)
(2)元素周期表中ⅢB族容纳的元素种类最多。(　　)
(3)所有非金属元素都分布在p区。(　　)
(4)过渡元素都是金属元素，且均位于d区和ds区。(　　)
(5)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S。(　　)
×
√
×
×
√
1．长式周期表共有18个纵列，从左到右排为1～18列，即碱金属为第1列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是(　　)
A．第9列元素中没有非金属元素
B．只有第2列的元素原子最外层电子排布式为ns2
C．第四周期第9列元素是铁元素
D．第10、11列为ds区
对点题组突破
A
题组一　元素周期表的结构
解析：第9列元素是第Ⅷ族元素，都是金属元素，没有非金属元素，A项正确；第2列元素原子的最外层电子排布式为ns2，此外He的核外电子排布式是1s2，B项错误；第四周期第9列元素是钴元素，C项错误；第11、12列元素为ds区，D项错误。
2．确定下列指定元素的原子序数。
(1)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的关系为___________________________________。
(2)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的关系为______________________。
n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29
x＋2、x＋8、x＋18、x＋32
y＝x＋m或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）。
B
元素周期表中原子序数之间的关系
(1)同主族、相邻周期元素的原子序数差
元素周期表中左侧元素（第ⅠA、ⅡA族） 同主族相邻两元素中，Z（下）＝Z（上）＋上一周期元素所在周期的元素种类数目
元素周期表中右侧元素（第ⅢA～ⅦA族） 同主族相邻两元素中，Z（下）＝Z（上）＋下一周期元素所在周期的元素种类数目
(2)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
原子序数差 无 1 1 11 11 25 25
题组二　元素周期表的应用
3．（2024·安徽亳州二中期中）元素周期表已成为化学家的得力工具。以下关于周期表的应用错误的是(　　)
A．可以在金属元素与非金属元素交界处寻找半导体材料
B．可以在非金属区域寻找优良的催化剂材料
C．可以寻找合适的超导材料、磁性材料
D．可以预测未知元素的结构和性质
B
解析：可以在金属元素与非金属元素交界处寻找半导体材料，A正确；可以在过渡元素区域寻找优良的催化剂材料，B错误；利用元素周期表可以寻找合适的超导材料、磁性材料，C正确；根据元素在周期表中的位置，可以预测未知元素的结构和性质，D正确。
4．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且该元素是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是(　　)
A．该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2
B．该元素为V
C．该元素属于ⅢA族元素
D．该元素属于过渡元素
C
解析：主族元素的最外层电子数＝价电子数，而题给元素的最外层电子数为2，价电子数为5，所以该元素不属于主族元素，属于过渡元素，又因其是同族中原子序数最小的元素，所以在第四周期，其价电子排布式为3d34s2，为第ⅤB族元素V。该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2，A项正确；该元素是V，B项正确；该元素属于第ⅤB族元素，C项错误；该元素属于过渡元素，D项正确。
推测元素在周期表中位置的方法
(1)根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置
(2)0族定位法确定元素的位置
①0族元素的周期序数和原子序数
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
②推断方法
考点二　元素周期律及应用
第
分
部
二
必备知识整合
原子序数
1．元素周期律
(1)概念：元素的性质随着________的递增而呈周期性的变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的____________周期性变化的结果。
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 ________ ________
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），负化合价＝____________（H为－1价） 相同，最高正化合价＝________（O、F除外）
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
项目 同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
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________，通常用I1表示，单位：____________。
(2)规律
①同周期元素：从左至右第一电离能总体呈现____的趋势。其中第ⅡA族与第ⅢA族，第ⅤA族与第ⅥA族元素的第一电离能出现反常。
②同族元素：从上到下第一电离能________。
③同种原子：逐级电离能越来越__。
最低能量
kJ·mol-1
增大
逐渐变小
大
4．电负性
吸引力
越大
4.0
1.0
增大
减小
右下方
正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)第ⅤA族元素的最高正价与族序数相同。(　　)
(2)电负性大的元素，其第一电离能也一定大。(　　)
(3)I的原子半径大于Br，HI的热稳定性比HBr强。(　　)
(4)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。(　　)
(5)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。(　　)
√
×
×
×
×
对点题组突破
题组一　粒子半径的比较
1．比较下列粒子半径大小（用“＞”或“＜”填空）。
(1)Na__Mg__Cl。
(2)Li__Na__K。
(3)Na＋__Mg2+__Al3+。
(4)F－__Cl－__Br－。
(5)Cl－__O2-__Na＋__Mg2+。
(6)Fe2+__Fe3+。
>
>
<
<
>
>
<
<
>
>
>
>
2．（2024·江苏南通高三期中）下列选项中，所叙述的粒子按半径由大到小排列时，顺序正确的是(　　)
②基态Y原子的价层电子排布式为3s23p5
④基态T原子有2个电子层，电子式为
C
A．①>②>③>④ B．③>④>①>②
C．③>①>②>④ D．①>②>④>③
T为O。电子层数越多半径越大，电子层数相同，质子数越多半径越小，S、S2-的电子层数相同、质子数相等，S2-的电子数多，S的半径小于S2-，所以半径由大到小排列顺序为③>①>②>④。故选C。
粒子半径大小的比较规律
(1)层数相同，核大半径小。即电子层数相同时，结构相似的粒子中核电荷数大的粒子半径小。
(2)层异，层大半径大。即当粒子的电子层数不同时，结构相似的粒子中，电子层数大的粒子半径大。
(3)核同，价高半径小。即对同一种元素形成的不同的简单粒子中，化合价高的粒子的半径小。
(4)电子层结构相同，核电荷数大，则半径小。
题组二　元素金属性、非金属性的比较
3．下列实验不能作为判断依据的是(　　)
A．根据Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱
B．硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀，判断碳酸与硅酸的酸性强弱
C．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱
D．向等物质的量浓度的NaNO3溶液和Na2SiO3溶液中分别滴加3滴酚酞溶液，观察溶液的颜色，判断N和Si的非金属性强弱
C
解析：卤素单质与氢气化合越容易，卤素的非金属性越强，可用Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱，A项正确；CO2通入硅酸钠溶液中，发生强酸制取弱酸的反应，生成硅酸沉淀，由此可知碳酸的酸性强于硅酸，B项正确；铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液是先和水反应，生成的氢氧化钠再和CuSO4反应，不能置换出铜，所以不能据此判断钠与铁的金属活动性强弱，C项错误；观察溶液颜色可知，Na2SiO3溶液呈碱性，NaNO3溶液呈中性，则硝酸的酸性强于硅酸，则非金属性：N>Si，D项正确。
4．甲、乙两种非金属元素：①甲比乙容易与氢气化合；②甲原子能与乙的阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。能说明甲比乙的非金属性强的是(　　)
A．只有④ B．只有⑤
C．①②③ D．①②③④⑤
C
解析：元素非金属性强弱与原子得电子数多少无关，得电子数目多并不一定非金属性强，如非金属性：Cl>S；熔、沸点是物理性质，不是判断元素非金属性强弱的依据。因此，④⑤不能说明甲比乙的非金属性强。
定性判断金属性、非金属性的一般方法
(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，简单气态氢化物越稳定，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。
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-1）。
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
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
题组三　电离能、电负性的变化规律与应用
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
解析：由表中数据可知，短周期元素R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，位于第ⅡA族，为Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因ns轨道处于全满状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。
6．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13种元素的电负性：
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____________________________________________。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
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
(2)通过分析电负性变化规律，确定镁元素电负性的最小范围是________。
解析：一般来说，同周期元素从左到右，元素电负性逐渐变大，同族元素从上到下，元素电负性逐渐变小，可知在同周期中电负性：Na＜Mg＜Al，同主族：Be＞Mg＞Ca，镁元素电负性的最小范围应为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：_________________________
___________________________________________________。
解析：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。
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)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
电负性主要应用
高考真题演练
第
分
部
三
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二周期的是(　　)
A．O　　　B．P　　　C．Ca　　　D．Fe
解析：根据所给元素的原子序数可知，氧元素位于元素周期表第二周期第ⅥA族，A符合题意。
A
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
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都是第ⅥA族的元素，O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。
3．（2024·浙江1月选考改编）下列说法正确的是(　　)
A．电负性：B>N>O
B．离子半径：P3-C．第一电离能：GeD．Na的第二电离能C
解析：同一周期元素从左到右，电负性依次增强，故顺序为O>N>B，A错误；核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，故顺序为P3-＞S2-＞Cl－，B错误；同一周期元素从左到右，电离能呈增大的趋势，第ⅤA族和第ⅥA族相反，故顺序为Ge4．（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：WB．第一电离能：XC．单质沸点：ZD．电负性：WC
解析：侯氏制碱法主反应的化学方程式为NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋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：H5．(1)（2024·山东卷）Mn在元素周期表中位于第__周期第_____族。
(2)（2024·湖南卷）Cu属于____区元素，其基态原子的价层电子排布式为________。
(3)（2024·全国甲卷）一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷 ，其中电负性最大的元素是________。
(4)（2023·北京卷节选）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：_____________________________________________
______________________________。
四
ⅦB
ds
3d104s1
C（碳）
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
(5)（2022·河北卷节选）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_______________________________________________
______________________________________________________________________________________________________________________________。
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
(6)（2022·全国甲卷节选）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
同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但
由于氮元素的2p能级为半充满状态，因此氮元素的第一电离能较碳、氧两
种元素高
图b
课时作业27
第
分
部
四
一、选择题（每小题3分，共30分。每小题只有1个选项符合题意）
1．元素周期表完美地将元素的结构、位置与性质结合在一起，根据元素的原子序数就能推断出该元素在周期表中的位置，进而推断出该元素原子的结构和性质。下列关于33号元素的说法正确的是(　　)
A．该元素位于d区
B．该元素为金属元素
C．该元素位于第四周期第ⅢA族
D．该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
D
解析：根据原子序数＝质子数＝原子核外电子数，则该元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，能层数等于电子层数，价层电子排布式为4s24p3，最外层5个电子，则该元素位于第四周期第ⅤA族，为非金属元素，故D正确。
2．下列关于原子结构与元素周期表的说法正确的是(　　)
A．电负性最大的元素位于周期表的左下角
B．某基态原子的价层电子排布式为4s24p1，该元素位于周期表第四周期第ⅢA族
C．2s轨道在空间呈双球形分布
D．基态原子3p能级电子半充满的原子第一电离能小于3p能级有两个未成对电子的原子
B
解析：一般情况下，非金属性越强，则电负性越大，电负性最大的元素位于周期表的右上角，A项错误；某基态原子的价层电子排布式为4s24p1，可知最外层为第四层，且含有3个电子，该元素位于周期表第四周期第ⅢA族，B项正确；s能级的轨道为球形，则2s轨道在空间呈球形分布，C项错误；核外电子半充满为稳定结构，则基态原子3p能级电子半充满的原子第一电离能大于3p能级有两个未成对电子的原子，D项错误。
3．（2025·江苏苏州高三期中）Na、Mg、Al均为第三周期元素。下列说法正确的是(　　)
A．离子半径：r(Na＋)B．第一电离能：I1(Na)>I1(Mg)>I1(Al)
C．还原性：Na>Mg>Al
D．碱性：NaOHC
解析：三种离子核外电子排布相同，半径随核电荷数增大而减小，A错误；同周期元素第一电离能总体趋势：核电荷数越大，第一电离能越大，但第ⅡA族与第ⅢA族反常，第一电离能：Mg>Al，则I1(Na)Mg>Al，其对应最高价氧化物的水化物碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，D错误。
4．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(　　)
C
选项 事实 结论
A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na＞Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C
D T ℃时，Br2＋H2 2HBr K＝5.6×107 I2＋H2 2HI　K＝43 非金属性：Br＞I
解析：SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，不能说明S与C的非金属性的强弱，C项错误；相同温度时，溴与碘和氢气化合的难易程度可说明溴的非金属性比碘的非金属性强，D项正确。
5．（2024·山东济南质检）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。下列说法不合理的是(　　)
A．若aX2+和bY－的核外电子排布相同，则原子序数：a＝b＋3
B．盐酸(HCl)酸性比H2SiO3强，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在元素周期表中处于对角线位置，可推出：BeO＋2OH－＋H2O===[Be(OH)4]2-
B
解析：若aX2+和bY－的核外电子排布相同，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，不能作为比较Cl、Si的非金属性强弱的依据，故B错误；硅、锗都位于金属元素与非金属元素的交界处，既表现一定的金属性，又表现一定的非金属性，都可用作半导体材料，故C正确；Be与Al在元素周期表中处于对角线位置，即BeO和Al2O3性质相似，可推出：BeO＋2OH－＋H2O===[Be(OH)4]2-，故D正确。
6．（2025·江苏无锡高三期中）黑火药是中国古代四大发明之一，其爆炸反应为2KNO3＋S＋3C===K2S＋N2↑＋3CO2↑。下列有关说法正确的是(　　)
A．原子半径：r(K)>r(O)>r(C)
B．电负性：χ(N)>χ(O)>χ(S)
C．第一电离能：I1(C)D．简单氢化物的沸点：CH4C
解析：一般来说，同一周期元素从左到右原子半径依次减小，同一主族元素从上到下原子半径依次增大可知，原子半径：r(K)>r(C)>r(O)，A错误；根据同一周期从左到右元素的电负性依次增大，同一主族从上到下元素的电负性依次减小可知，电负性：χ(O)>χ(N)，B错误；根据同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，第ⅡA族与第ⅢA族、第ⅤA族与第ⅥA族反常可知，第一电离能：I1(C)7．（2025·江西南昌高三期中联考）某研究团队发明了一种“同位素指纹”方法，可以用于食品溯源。化学元素锶位于周期表第ⅡA族，在自然界中有4种稳定的同位素，其中“锶87”和“锶86”在不同地质环境中的相对含量不同，而这种同位素特征又会通过水和食物传递到生物体内，因此，锶同位素检测可以作为追踪大闸蟹地理起源的可靠方法。下列有关说法正确的是(　　)
B．Sr元素位于周期表的ds区
C．同周期中第一电离能比Sr小的元素只有1种
D．根据元素周期律推测Sr(OH)2是一种强碱
D
8．（2023·浙江1月选考改编）由硅原子核形成的三种粒子，电子排布式分别为①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne]3s23p14s1，有关这些粒子的叙述，正确的是(　　)
A．粒子半径：③>①>②
B．电子排布属于基态原子（或离子）的是②③
C．电离一个电子所需最低能量：①>②>③
D．得电子能力：①>②
A
解析：电子排布式分别为①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne]3s23p14s1，可推知分别为基态硅原子、Si＋、激发态硅原子；激发态硅原子有4个电子层，Si＋失去了一个电子，根据粒子电子层数及各层电子数多少可推知，粒子半径：③>①>②，A正确。电子排布属于基态原子（或离子）的是①②，B错误。激发态硅原子不稳定，容易失去电子；基态硅原子失去一个电子是硅的第一电离能，Si＋失去一个电子是硅的第二电离能，由于I2>I1，可以得出电离一个电子所需最低能量：②>①>③，C错误。由C可知②比①更难失电子，则②比①更容易得电子，即得电子能力：②>①，D错误。
9．根据下表中五种元素的电离能（单位：kJ·mol-1）数据，下列说法不正确的是(　　)
D
元素代号 电离能 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A．T的氯化物最可能的化学式为TCl3
B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C．在周期表中，最可能处于同一族的是R和U
D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
解析：当In＋1 In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T最高价为＋3，A、C项正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各级电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。
10．（2025·八省联考四川卷）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，X的最高价含氧酸具有强氧化性，Y的基态原子价层电子数为其内层电子数的3倍，Z与Y同族。下列说法正确的是(　　)
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为H；Y的基态原子价层电子数为其内层电子数的3倍，则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。元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性的强弱顺序为O＞N＞S，则电负性的大小顺序为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，其中位于第ⅤA族的氮元素，其对应氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构，元素的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。
二、非选择题（共30分）
11．（14分）表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：__________________________________________________。
1s22s22p63s23p63d64s2（或[Ar]3d64s2）
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________________________
______。
解析：h为Mg，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光的原因：电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光的形式释放能量。
电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的形式释
放能量
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
表2
电离能/(kJ·mol-1) 元素 o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
比较两元素的I2、I3可知，气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难。对此，你的解释是__________________________________________
__________。
解析：o元素为Mn，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，其失去第3个电子比较困难，而Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。
Mn2+的3d能级电子排布为半充满状态，比较
稳定
(4)第三周期的8种元素按单质熔点高低的顺序排列如图1所示，其中电负性最大的是__（填图1中的序号）。
2
解析：第三周期的8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩气为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。
(5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是____（填元素符号）。
解析：由题图2可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。
Al
12．（16分）（2025·黑龙江西部联合体高三期中）有a、b、c、d、e、f、g七种元素，原子序数依次增大，前5种为短周期主族元素，f、g为第四周期的元素。有关信息如下，请回答以下问题：
a a能形成一种自然界中硬度最大的固体单质
c c元素基态原子的电子排布式为1s22s22p4
d 基态d原子的I1＝578 kJ/mol、I2＝1 817 kJ/mol、I3＝2 745 kJ/mol、I4＝11 575 kJ/mol
e 基态e原子核外3p轨道半满
f f在周期表中第11纵列
g 基态g原子最外层电子数为2
(1)a元素位于元素周期表的__区。
解析：a能形成一种自然界中硬度最大的固体单质（金刚石），则a为碳元素；c元素基态原子的电子排布式为1s22s22p4，则c为8号元素O，b介于C、O之间，则其为氮元素；d基态原子的I3远小于I4，则其最外层电子数为3，d为铝元素；e基态原子核外3p轨道半满，则其价层电子排布式为3s23p3，其为磷元素；f在周期表中第11纵列，则其位于第四周期第ⅠB族，为铜元素；g基态原子最外层电子数为2，则其价层电子排布式为3d104s2。从而得出a、b、c、d、e、f、g分别为C、N、O、Al、P、Cu、Zn。(1)碳原子价层电子排布式为2s22p2，则其位于元素周期表的p区。
p
(2)e的基态原子中能量最高的电子所占的轨道形状是______，其电子云在空间有__个伸展方向。
解析：磷原子价层电子排布式为3s23p3，基态原子中能量最高的电子所占的轨道形状是3p轨道，呈哑铃形，其电子云在空间有3个伸展方向。
哑铃形
3
(3)基态d原子的价层电子的轨道表示式为____________，某X元素在元素周期表中位置处于d元素的左上角对角线处，它们具有部分相似的性质，请写出该X元素组成的单质与氢氧化钠溶液反应的化学反应方程式：______________________________________________________。
Be＋2NaOH＋2H2O===Na2[Be(OH)4]＋H2↑
(4)b、c两种元素基态原子的第一电离能由大到小的顺序为______（用元素符号表示）。
解析：N、O两种元素中N的2p轨道半充满，则基态原子的第一电离能由大到小的顺序为N＞O。
N>O
(5)基态g原子的简化电子排布式为________________。
[Ar]3d104s2
(6)基态f原子的第二电离能__（填“>”“<”或“＝”）基态g原子的第二电离能。
解析：Cu＋的价层电子排布式为3d10，Zn＋的价层电子排布式为3d104s1，Cu＋3d轨道处于全满状态，比较稳定，故Cu的基态原子的第二电离能＞Zn的基态原子的第二电离能。
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