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第23讲　元素周期表　元素周期律
1.认识元素性质与元素在周期表中位置的关系。
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，掌握元素周期律的实质。
3.知道元素周期表的结构，以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、 硫、氯以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和同主族元素性质 的递变规律。
4.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，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。
5.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，了解元素周期律（表）的应用价值。
考点·全面突破
考点一　元素周期表　　
1. 元素周期表的编排原则
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。
原子序数　
最外层电子数　
周期 能层数（n） 各周期中各元素原子价层电子排布特点 元素种数
一 1 1s1→1s2
二 2s1→2s22p6
三 3s1→3s23p6
四
2　
2　
8　
3　
8　
4　
18　
五
六
5　
18　
6　
32　
（2）原子结构与族的关系
①主族元素的价层电子排布特点
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点 ns1
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点 ns2np5
②0族元素的价层电子排布：He为1s2；其他为ns2np6。
③过渡元素的价层电子排布：（n－1）d1～10ns1～2（镧系、锕系元 素、Pd除外）。
ns2　
ns2np1　
ns2np2　
ns2np3　
ns2np4　
3. 元素周期表的分区
（1）根据金属元素与非金属元素分区
金属　
非
金属　
（2）根据核外电子排布分区
①元素周期表分区简图
②各区元素化学性质及价层电子的排布特点
分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA、ⅡA族 除氢外都是活泼金 属元素；通常是最 外层电子参与反应
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 （除He外） 通常是最外层电子 参与反应（除0族 外）
②ns1～2　
ns2np1～6　
d区 ⅢB族～ⅦB族（除镧系、锕系外）、Ⅷ族 （n－1）d1～9ns1～2
（除Pd外） d轨道可以不同程 度地参与化学键的 形成
ds区 族、 族 （n－1）d10ns1～2 均为金属元素
f区 镧系、锕系 （n－2）f0～14
（n－1）d0～2ns2 镧系元素的化学性 质非常相近，锕系 元素的化学性质也 非常相近
ⅠB　
ⅡB　
4. 元素周期表的三大应用
（1）科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供 了线索。
（2）寻找新材料
半导体　
（3）用于工农业生产
对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的 位置关系，研制农药材料等。
×
×
×
×
√
×
一、元素周期表的结构
1. 电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2的元素是（　　）
A. 稀有气体 B. 过渡元素
C. 主族元素 D. 卤族元素
解析：由电子排布式知该元素位于第四周期第ⅦB族，属于过渡元素。
√
2. 长式周期表共有18个纵列，从左到右排为1～18列，即碱金属元素 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14列元素中未成对电子数是同周期元素中最多的
B. 只有第2列元素原子的最外层电子排布为ns2
C. 第四周期第8列元素是铁元素
D. 第15列元素原子的价层电子排布式为ns2np1
√
解析：未成对电子数最多的元素，d能级有5个电子，s能级上有1个电子，应对应第6列，A错误；第18列He元素最外层电子排布为1s2，B错误；第四周期第8列元素的原子序数为26，是铁元素，C正确；第15列元素原子的价层电子排布式为ns2np3，最外层有5个电子，D错误。
二、元素周期表的应用
3. 元素周期表中的金属元素和非金属元素的分界线用虚线表示。下 列说法正确的是（　　）
A. 元素周期表中最右上角的氦元素是得电子能力最强的元素
B. 紧靠虚线两侧的元素都是两性金属元素
C. 可在虚线附近寻找半导体材料（如Ge、Si等）
D. 可在虚线的右上方寻找耐高温材料
√
解析：氦元素是稀有气体元素，不易得到电子，也不易失去电子，A错误；Si位于虚线一侧，但Si不属于两性金属元素，B错误；在金属元素与非金属元素分界线附近寻找半导体材料，如Si，C正确；用作耐高温材料的元素主要集中在过渡元素中，虚线的右上方是非金属元素，D错误。
4. 锗是一种重要的半导体材料，用于制造晶体管及各种电子装置， 锗（Ge）是第四周期第ⅣA族元素，位于周期表中金属区与非金属区 的交界线上。下列叙述正确的是（　　）
A. 锗的单质具有半导体的性能
B. 锗是金属性很强的元素
C. 锗化氢（GeH4）稳定性很强
D. 锗酸（H4GeO4）是难溶于水的强酸
√
解析：Ge位于周期表中金属区与非金属区的交界线上，金属性和非金属性都较弱，B错误；主族元素的非金属性从上到下逐渐减弱，锗化氢（GeH4）稳定性很弱，C错误；锗和硅位于同一主族，硅的非金属性强于锗的，所以锗酸的酸性比硅酸弱，硅酸不溶于水，推知锗酸（H4GeO4）难溶于水，D错误。
三、元素周期表中元素位置与原子序数的关系
5. A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示。已 知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分 别为（　　）
A. Be、Na、Al B. B、Mg、Si
C. O、P、Cl D. C、Al、P
解析：设A元素的原子序数为x，则B的原子序数为x＋8－1＝x＋7，C的原子序数为x＋8＋1＝x＋9，依据题意得（x＋7）＋（x＋9）＝4x，解得x＝8，则A、B、C分别为O、P、Cl。
√
考点二　元素周期律　
1. 元素周期律
2. 主族元素性质的递变规律
（1）原子结构的变化规律
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
核电荷数 逐渐 逐渐
电子层数 相同 逐渐
原子半径 逐渐 逐渐
离子半径 阳离子逐渐 阴离子逐渐
r（阴离子） r（阳离子） 逐渐
增大　
增大　
增多　
减小　
增大　
减小　
减小
＞　
增大　
（2）元素性质的变化规律
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
元素 金属性 金属性逐渐 金属性逐渐
非金属性 非金属性逐渐 非金属性逐渐
减弱
增强　
增强
减弱
化合 物 阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强
气态氢化物稳定性 逐渐 逐渐
最高价氧化物对 应的水化物的酸 碱性 碱性逐渐
酸性逐渐 碱性逐渐
酸性逐渐
增强　
减弱　
减弱　
增强　
增强　
减弱　
3. 电离能
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 需要的最低能量，符号：I1，单位：
规律 同周期：第一种元素的第一电离能最 ，最后一 种元素的第一电离能最 ，总体呈现从左到右逐 渐 的变化趋势
同族元素：从上至下第一电离能呈逐渐 的趋势
同种原子：逐级电离能越来越大（即I1＜I2＜I3…）
kJ·mol－1　
小　
大　
增大　
减小　
【提醒】　①一般，第一电离能（I1）越大，元素的非金属性越强， I1越小，元素的金属性越强。
②若I1＜I2 I3，表明元素的原子易失去2个电子形成＋2价阳离子，其 最外层有2个电子。
比较同周期第ⅤA族与第ⅥA族元素第一电离能的大小，并解释原因。
（1）第一电离能：P 　　（填“＞”“＜”或“＝”）S，原因 是 　 　。
提示：P的价层电子排布式为3s23p3，P的第一电离能失去的是3p3上 的一个电子，而S的价层电子排布式为3s23p4，S的第一电离能失去的 是3p4上的一个电子，由于3p3是半满稳定态，较难失去一个电子，故 第一电离能：P＞S。
（2）第五周期第ⅤA元素Sb的第一电离能是834 kJ·mol－1。同周期第 ⅥA元素Te的第一电离能：869 kJ·mol－1。
试解释第一电离能：Te＞Sb的原因是 　 　。
提示：Sb（锑）是金属元素，Te（碲）是非金属元素，金属元素比非 金属元素更易失去电子，故第一电离能：Sb＜Te。
4. 电负性
含义 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
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）
变化规律 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐
，同主族从上至下，元素的电负性逐渐
越强　
增大　
减小
5. 对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相 似的，如 ，Li2CO3、MgCO3都微溶于水，Be（OH）2、 Al（OH）3都具有两性等。
×
×
×
√
×
×
一、微粒半径的大小比较
1. A、B、C为三种短周期元素，A、B同周期，A、C的最低价离子分 别为A2－、C－，B2＋与C－具有相同的电子层结构，下列叙述不正确的 是（　　）
A. 原子序数：A＞B＞C
B. 原子半径：B＞A＞C
C. 离子半径：A2－＞B2＋＞C－
D. 原子最外层电子数：C＞A＞B
√
解析：由题意可推出A为S、B为Mg、C为F。原子序数：S＞Mg＞F，A正确；原子半径：Mg＞S＞F，B正确；S2－的电子层数为3，离子半径最大，Mg2＋与F－的电子层数为2，且具有相同的核外电子排布，核电荷数越大，离子半径越小，因此离子半径：S2－＞F－＞Mg2＋，C错误；F原子最外层电子数为7，S原子最外层电子数为6，Mg原子最外层电子数为2，因此原子最外层电子数：F＞S＞Mg，D正确。
2. （1）比较下列微粒半径的大小（填“＞”或“＜”）：
①Na Mg Cl，
②Li Na K，
③Na＋ Mg2＋ Al3＋，
④F－ Cl－ Br－，
⑤Cl－ O2－ Na＋ Mg2＋，
⑥Fe2＋ Fe3＋，
⑦H－ H H＋。
＞　
＞　
＜　
＜　
＞　
＞　
＜　
＜　
＞　
＞　
＞　
＞　
＞　
＞　
（2）Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而 轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。
Li＋与H－具有相同的电子结构，r（Li＋）小于r（H－），原因是
。
Li＋核电荷数较大，对外层电子的吸引力较强　
【题后归纳】
电子层结构相同的微粒半径大小规律
电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子（包括阴、阳离 子）半径随核电荷数的增加而减小，如O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3 ＋。可归纳为电子层排布相同的离子，（表中位置）阴离子在阳离子 前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。
二、元素金属性、非金属性强弱比较
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（　　）
选项 事实 推论
A 与冷水反应，Na比Mg剧烈 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 非金属性：Br＞I
√
解析：元素的金属性越强，其单质化学性质越活泼，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，A、B项正确；SO2不是硫元素的最高价氧化物，不能以此判断C、S非金属性的强弱，C项错误；平衡常数K值越大，表明反应进行的程度越大，故Br2与H2更易发生反应，故非金属性：Br＞I，D项正确。
【题后归纳】
金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
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单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
非金属性 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
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－。
＞　
＞　
＞　
＞　
＜　
＜ 　
＞　
＞　
＜　
＜　
＞　
＜　
三、电离能、电负性的变化规律及应用
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原
子的2p能级处于全空状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B
的　
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 。
（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。
大于　
Zn原子核外电子排布为全充满稳定结构，较难失电子　
铜的第二电离能失去的是全充满
的3d10电子，而镍失去的是4s1电子　
大于　
小于　
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）通过分析电负性变化规律，确定镁元素电负性的最小范围 是 。
解析：根据电负性的递变规律：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，可知在同 周期中电负性：Na＜Mg＜Al，同主族：Be＞Mg＞Ca，最小范围应 为0.9～1.5。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化　
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
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：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 合物不能。
负　
Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能
力强 　
【思维建模】
电负性的三大应用
真题·体验品悟
1. （2026·浙江1月选考5题）关于元素周期律的认识错误的是（　　）
A. 半径：Mg2＋＜O2－
B. 非金属性：Si＜S
C. 还原性：Br－＜Cl－
D. 第一电离能：K＋＜Na＋
解析：同主族卤素从上到下，对应单质的氧化性减弱，对应离子的
还原性增强，故还原性：Cl－＜Br－，C错误。
√
2. （2025·浙江6月选考3题）根据元素周期律推测，下列说法不正确 的是（　　）
A. 原子半径：Mg＞Na
B. 电负性：C＞Si
C. 非金属性：Br＞I
D. 热稳定性：NH3＞PH3
√
解析：同周期主族元素，从左往右原子半径依次减小，则原子半径：Mg＜Na，A错误；C和Si位于第ⅣA族，同主族元素从上到下电负性减小（原子半径增大，吸引电子的能力减弱），则电负性：C＞Si，B正确；Br和I位于第ⅦA族（卤素），同主族元素从上到下非金属性减弱（原子半径增大，得电子能力减弱），则非金属性：Br＞I，C正确；N和P位于第ⅤA族（氮族），同主族元素从上到下非金属性减弱，气态氢化物的热稳定性与非金属性呈正相关，故非金属性：N＞P，热稳定性：NH3＞PH3，D正确。
3. （2025·广东高考9题）元素a～i为短周期元素，其第一电离能与原 子序数的关系如图。下列说法正确的是（　　）
A. a和g同主族
B. 金属性：g＞h＞i
C. 原子半径：e＞d＞c
D. 最简单氢化物沸点：b＞c
√
解析：同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，第ⅡA族和第ⅤA族例外，由题图可知，c、h的第一电离能均大于其同周期相邻元素，又f和g的第一电离能相差较大，说明f和g不在同一周期，结合原子序数大小关系可知，a～i代表B～Al。g、h、i分别为Na、Mg、Al，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减小，故金属性： Na＞Mg＞Al，B正确；
a为B，g为Na，二者为不同主族元素，A错误；
c、d、e分别为N、O、F，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：N＞O＞F，C错误；
b为C，c为N，最简单氢化物分别为CH4、NH3，NH3分子间存在氢键，沸点升高，故最简单氢化物的沸点：NH3＞CH4，D错误。
4. （2025·甘肃高考10题）我国科学家制备了具有优良双折射性能的 C3H8N6I6·3H2O材料。下列说法正确的是（　　）
A. 电负性：N＜C＜O
B. 原子半径：C＜N＜O
√
5. （2023·江苏高考4题）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
√
解析：同主族元素从上往下原子半径逐渐增大，故原子半径：
r（C）＜r（Si）＜r（Ge），A错误；同主族元素，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；晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体， 而石墨为混合型晶体，C60为分子晶体，C错误；可在周期表中元素Si 附近寻找半导体材料，D正确。
6. （2023·浙江1月选考17题节选）由硅原子核形成的三种微粒，电子 排布式分别为①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne]3s23p14s1，有关 这些微粒的叙述，正确的是 　　。
A. 微粒半径：③＞①＞②
B. 电子排布属于基态原子（或离子）的是：①②
C. 电离一个电子所需最低能量：①＞②＞③
D. 得电子能力：①＞②
AB
解析：由题意可知，3种微粒分别是①基态Si原子、②基态Si＋、③激 发态Si原子，由于激发态Si原子中4s电子在离核更远区域运动，所以 微粒半径增大，Si失去一个电子后半径变小，所以微粒半径：③＞① ＞②，A项正确；由A项分析可知，①②的电子排布属于基态原子 （或离子），B项正确；电离一个电子，②基态Si＋所需的能量是I2， ①基态Si原子所需的能量是I1，由于激发态的4s电子能量高，故电离 能小，所以电离一个电子所需最低能量：②＞①＞③，C项错误；② 基态Si＋是阳离子，得电子能力大于①基态Si原子，D项错误。
课时跟踪检测
一、选择题（本题包括11个小题，每小题只有一个选项符合题意）
1. 5G技术中的核心材料是芯片，在元素周期表中能找到可用于制作 半导体芯片材料的区域是（　　）
A. 过渡元素区域
B. 金属和非金属的分界线附近
C. 镧系元素和锕系元素区域
D. 第ⅠA族元素和稀有气体元素中
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
√
解析：A项，一般合金材料及工业催化剂材料在过渡元素区域中寻找；C项，镧系、锕系元素均为典型金属元素；D项，第ⅠA族除氢元素以外均是典型活泼金属元素，稀有气体是化学性质稳定的惰性气体，不是半导体。
1
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5
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13
2. （2025·浙江强基联盟联考）下列说法错误的是（　　）
A. Xe元素所在族的元素基态原子的价层电子排布式均为ns2np6，属 于非金属元素
B. 在元素周期表中，s区、d区和ds区都是金属元素（氢元素除外）
C. 某基态原子的核外电子轨道表示式为 ， 违背了泡利原理
D. 某基态原子价层电子排布式为3d14s2的元素位于元素周期表中第四 周期第ⅢB族
√
1
2
3
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10
11
12
13
解析：Xe元素位于元素周期表0族，0族元素为稀有气体元素，其中氦元素基态原子的价层电子排布式为1s2，不是ns2np6，A错误；在元素周期表中，s区中除H元素不是金属元素外，其他元素都为金属元素，d区和ds区的元素都是金属元素，B正确；根据泡利原理可知，位于同一轨道的两个电子的自旋状态相反，由核外电子轨道表示式
可知，它违背了泡利原理，C正确；某基态原子价层电子排布式为3d14s2的元素为Sc元素，位于元素周期表中第四周期第ⅢB族，D正确。
1
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12
13
3. （2025·舟山统考）四种元素的基态原子的核外电子排布式分别是 ①1s22s22p4，②1s22s22p63s23p4，③1s22s22p63s23p5，④1s22s22p3，下 列说法不正确的是（　　）
A. 最高价含氧酸的酸性：②＜③
B. 第一电离能：①＞④
C. ①②③④都是p区元素
D. 电负性：①＞②
√
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13
解析：四种元素的基态原子的核外电子排布式分别是①1s22s22p4，②1s22s22p63s23p4，③1s22s22p63s23p5，④1s22s22p3，则四者分别为氧、硫、氯、氮元素。同周期主族元素从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，最高价含氧酸的酸性：②＜③，A正确；
1
2
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11
12
13
同一周期元素随着原子序数变大，第一电离能呈增大趋势，N的2p轨 道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故N、O的 第一电离能大小：N＞O，B错误；由分析可知，①②③④都是p区元 素，C正确；同主族元素由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减 弱，元素电负性减弱，电负性：①＞②，D正确。
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4. 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
解析：元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强，由于S元素最高价含氧酸是H2SO4，不是H2SO3，因此不能根据元素周期律判断酸性：HClO4＞H2SO3＞H2SiO3，A符合题意。
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5. 若某基态原子的价层电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是 （　　）
A. 该元素位于元素周期表第五周期第ⅠB族
B. 该元素原子核外有5个电子层
C. 该元素原子最外层共有3个电子
D. 该元素原子位于s区
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解析：该元素最大能层数是5，价电子数为3，说明该元素位于第五周期第ⅢB族，A错误；该元素最大能层数是5，说明核外有5个电子层，B正确；5s为最外层，即最外层有2个电子，C错误；根据构造原理，最后一个电子填充到d能级上，该元素位于d区，D错误。
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6. （2025·浙江强基联盟联考）元素X、Y、Z、M是四种短周期主族 元素，原子序数依次增大，Y与X同周期、与Z同主族，X是非金属元 素且其第一电离能大于同周期相邻元素，基态Z原子的价层电子排布 式为nsn－1npn＋1。下列说法错误的是（　　）
A. 简单阴离子的半径：Z＞M＞X＞Y
B. 最简单氢化物的沸点：Y＜X
C. 碱性：XH3＞X2H4
D. 化合物中离子键成分的百分数：Na2Y＞MgZ
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解析：根据题意，基态Z的价层电子排布式为3s23p4，故Z为S，M为Cl，X为非金属元素且根据第一电离能特征，可推出X为N，Y为O。阴离子半径：S2－＞Cl－＞N3－＞O2－，A正确；氨的沸点小于水，B错误；因—NH2对电子的吸引使氮原子上的电子密度下降，故碱性：NH3＞N2H4，C正确；金属性：Mg＜Na，非金属性：S＜O，故Na2O中离子键百分数大于MgS，D正确。
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7. 四种基态原子的价层电子排布式如下：
基态原子 X Y Z R
价层电子排布式 2s22p1 3s23p1 2s22p4 2s22p3
下列有关推断正确的是（　　）
A. 原子半径：Y＞R＞Z＞X
B. 第一电离能：Y＜X＜R＜Z
C. 电负性：Z＞R＞X＞Y
D. X的最高价氧化物对应水化物的酸性比R的强
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解析：根据价层电子排布式可知：X为硼原子，Y为铝原子，Z为氧原子，R为氮原子。铝、硼、氮、氧原子半径依次减小，A错误；第一电离能：N＞O＞B＞Al，B错误；电负性：O＞N＞B＞Al，C正确；硝酸的酸性比硼酸（H3BO3）的强，D错误。
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8. （2025·浙江北斗星盟联考）某原料含X、Y、Z、W、Q五种原子 序数依次增大的前四周期元素，其相关信息如下：
元素 元素性质或原子结构
X 元素周期表中原子半径最小的元素
Y 原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同
Z 最外层p轨道半充满
W 位于短周期，基态原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍
Q 位于ds区且原子的最外层电子数与X的相同
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下列选项不正确的是（　　）
A. 第一电离能：Y＜W＜Z
C. 简单气态氢化物的稳定性：W＜Y
D. 沸点：Y2X6＜Z2X4
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9. 下列实验操作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、溴元素的非金属 性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨 比较镁、铝元素的金属性 强弱
C 测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH 比较碳、硫元素的非金属 性强弱
D Fe、Cu分别与稀盐酸反应 比较铁、铜元素的金属性 强弱
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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、溴元素的非金属性强弱；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，无法比较镁、铝元素的金属性强弱；C项，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，即可判断出H2CO3与H2SO4的酸性强弱，从而判断出碳、硫元素的非金属性强弱；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。
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10. 元素周期表中27号元素钴的方格中注明“3d74s2”，由此可以推 断（　　）
A. 它位于元素周期表的第四周期第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位于元素周期表中第9列
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解析：钴元素位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族，A项错误； “3d74s2”为Co的价层电子排布，Co的基态核外电子排布简写式中也 要注明3d轨道，B项错误；失电子时，先失去最外层的电子，即先失 去4s上的电子，Co2＋的价层电子排布式为3d7，C项错误；“7＋2＝ 9”，说明Co位于元素周期表的第9列，D项正确。
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11. X、Y、Z、M、Q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形成的常见化合物中含有非极性共价键
D. 最高价氧化物对应水化物的酸性：X＞Q
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解析：由题意知五种元素分别为B、C、N、O、Al。A项，C的最高正价为＋4价，N的最高正价为＋5价，最高正价：C＜N，正确；B项，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增强，电负性：O＞N，正确；C项，C和O形成的常见化合物为CO2、CO，均不含有非极性共价键，错误；D项，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，正确。
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二、非选择题（本题包括2个小题）
12. 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）　
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（2）表2是o、p两元素的部分电离能数据：
　　　元素
电离能/（kJ·mol－1）　 　　　　 o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
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解析：o为Mn元素，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2， 基态Mn2＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d轨道为半充满结 构，相对比较稳定，其失去第3个电子时比较困难，而基态Fe2＋的电 子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d轨道再失去一个电子即为半充满 结构，故其失去第3个电子比较容易。
Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满
状态，比较稳定　　
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（3）第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性 最大的是 （填图1中的序号）。
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解析：第三周期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、 氩为气体，8种元素的单质中熔点最低的为氩气，其次为氯气，其中 电负性最大的元素为氯元素，即2号元素。
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（4）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　
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13. 现有A、B、C、D、E、F、G、H八种元素，均为前四周期元 素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答有关 问题。
A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
B元素是形成化合物种类最多的元素
C元素基态原子的核外p电子数比s电子数少1
D元素基态原子的核外p轨道中有两个未成对电子
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E元素的气态基态原子的第一至第四电离能分别是：
I1＝738 kJ·mol－1，I2＝1 451 kJ·mol－1，
I3＝7 733 kJ·mol－1，I4＝10 540 kJ·mol－1
F元素的主族序数与周期数的差为4
G元素是前四周期中电负性最小的元素
H元素位于元素周期表中的第八列
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（2）B元素的原子核外共有 种不同运动状态的电子，基态原子 中能量最高的电子所占据的原子轨道呈 形。
（3）某同学推断E元素基态原子的核外电子轨道表示式 为 。该同学所画的轨道表示式违背了 ，该元素的原子I3远远大于I2，其原因是
。
6　
哑铃　
泡利原理
Mg原子失去2个电子后形成
稳定结构，此时再失去1个电子很困难
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Cl－＞
O2－＞Mg2＋　
Mg2＋＋2Cl－＋
2H2O　 Mg（OH）2↓＋Cl2↑＋H2↑ 　
d　
3d64s2　
Fe2＋＋K＋＋[Fe（CN）6]3
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