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第27讲　元素周期表　元素周期律
1.知道元素周期表中区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。2.认识原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。3.了解元素周期律(表)的应用价值。
考点一　元素周期表
1.元素周期表的结构
(1)元素周期表的编排原则
(2)基本结构
2.原子结构与元素周期表的关系
(1)电子层数(能层数)与周期的关系
原子的最大能层数=周期序数
(2)价层电子排布与族的关系
族 价层电子排布式 规律
主 族 ⅠA、ⅡA ns1~2 价层电子数=族序数
ⅢA~ⅦA ns2np1~5
0族 ns2np6(He除外) 最外层电子数=8
副 族 ⅠB、ⅡB (n-1)d10ns1~2 最外层ns轨道上的电子数=族序数
ⅢB~ⅦB (n-1)d1~5ns1~2(镧系、锕系除外) 价层电子数=族序数
Ⅷ (n-1)d6~9ns1~2(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)原子结构与元素分区的关系
①元素周期表分区简图
②各区元素原子的价层电子的排布特点
分区 元素分布 原子的价层电子排布
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1~2
p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(除He外)
d区 ⅢB族~ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) (n-1)d1~9ns1~2(除Pd外)
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1~2
f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
3.元素周期表的应用
(1)给金属元素与非金属元素分区
(2)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。
(3)寻找新材料
判断正误。
(1)所有非金属元素都分布在p区。(　×　)
(2)原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素。(　×　)
(3)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族,是s区元素。(　×　)
(4)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。(　√　)
(5)两种短周期元素的原子序数相差8,周期序数一定相差1。(　√　)
一、元素周期表的结构
1.下列关于元素周期表的叙述不正确的是(　B　)
A.共有7个周期,16个族
B.某第ⅡA族元素的原子序数为a,则a+1的元素一定是第ⅢA族元素
C.地壳中含量最多的元素位于第二周期
D.原子最外层只有2个电子的元素可能是金属元素也可能是非金属元素
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(　B　)
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~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
解析:0族元素原子的价层电子排布式为1s2(氦)或ns2np6,故A项错误;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项错误;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项错误。
二、元素周期表的应用
3.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　)
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
解析:B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近,B原子既能得电子,也能失电子,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,As可作为半导体材料,故C正确;Po为主族元素,原子核外有6个电子层,最外层电子数为6,即位于元素周期表中第六周期第ⅥA族,故D正确。
4.(2025·浙江衢州模拟)第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。下列有关这两种元素的说法错误的是(　C　)
A.两种元素位于同一周期,均属于p区
B.116号元素价层电子排布式为7s27p4
C.114号元素的位置为第七周期第ⅡA族
D.114号元素的金属性比116号元素的金属性强
解析:第114号元素和第116号元素分别位于第七周期第ⅣA族和第ⅥA族,均属于p区,A正确,C错误;116号元素价层电子排布式为7s27p4,B正确;依据同周期元素金属性递变规律判断114号元素的金属性比116号元素的金属性强,D正确。
考点二　元素周期律
1.元素周期律
2.主族元素的周期性变化规律
项目 同周期 (从左到右) 同主族 (从上到下)
原子 结构 电子层数 相同 依次增加
最外层电子数 依次增加 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
元素 性质 金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
化合价 最高正化合价:+1→+7(O、F除外),负化合价=主族序数-8(H为-1价) 相同,最高正化合价=主族序数(O、F除外)
化合物 性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强
简单气态氢化物的稳定性 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最低能量,符号为I1,单位为kJ·mol-1。
(2)变化规律
①同周期:第一种元素的第一电离能最小,最后一种元素的第一电离能最大,从左到右呈增大的变化趋势(第ⅡA族、第ⅤA族反常)。
②同族元素:从上到下第一电离能逐渐变小。
③同种原子:逐级电离能越来越大,即I1(3)应用
①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;反之金属性越弱。
②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,如钠元素的I2 I1,所以钠元素的常见化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中,元素的各级电离能逐渐增大,有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时,电子层数就可能发生变化。
4.电负性
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(如图)的有些性质是相似的,这种相似性被称为对角线规则。
例如,Be与Al处于对角线,其单质及化合物的化学性质相似,Al2O3、Al(OH)3是两性化合物,则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。
判断正误。
(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。(　×　)
(2)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。(　×　)
(3)元素的气态氢化物越稳定,其水溶液的酸性越强,元素的非金属性越强。(　×　)
(4)在形成化合物时,电负性越大的元素越容易显示正价。(　×　)
(5)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。(　×　)
一、元素性质的比较
1.下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是(　C　)
①r(Li+)③r(Na+)A.②③④ B.①④
C.③④ D.①②③
2.(2025·山东滨州模拟)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能与NaHCO3溶液反应生成CO2,说明H2SO3的酸性比H2CO3的酸性强,但H2SO3不是最高价含氧酸,故不能说明非金属性:S>C。
(1)粒子半径大小的比较方法
(2)金属性、非金属性强弱的判断方法
金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,对应元素金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱,对应元素金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强,对应元素金属性越强
非金 属性 ①与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,对应元素非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,对应元素非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强,对应元素非金属性越强
二、电离能、电负性的变化规律及应用
3.已知X、Y是主族元素,I为电离能,单位是kJ·mol-1。请根据下表数据判断,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价
B.元素Y是第ⅢA族元素
C.元素X与氯的单质形成化合物时,化学式可能是XCl
D.若元素Y处于第三周期,它的单质可与冷水剧烈反应
解析:由数据分析X中I2 I1,X易失去一个电子呈+1价,为第ⅠA族元素,A、C正确;Y中I4 I3,易失去三个电子呈+3价,应在第ⅢA族,B正确;若Y处于第三周期,则Y为铝元素,Al不与冷水反应,D错误。
4.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n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)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0.9~1.5。
(2)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A(填字母,下同);属于共价化合物的是BCD。
(3)在P与Cl组成的化合物中,Cl元素显负(填“正”或“负”)价,理由是Cl的电负性大于P,Cl对键合电子的吸引能力强。
解析:(1)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,同族元素,从上到下,元素电负性逐渐变小,则同周期元素的电负性:NaMg,故镁元素电负性值的最小范围是0.9~1.5。(2)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。
1.(2024·上海卷改编)下列关于氟元素的性质说法正确的是(　C　)
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
解析:氢原子位于第一周期,其半径小于氟原子半径,故A错误;氦原子的第一电离能大于氟原子,故B错误;一般来说,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,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.(2024·江苏卷)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂。下列说法正确的是(　B　)
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
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,因此H2O的沸点较高,C错误;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,K的金属性强于Al,因此KOH的碱性较强,D错误。
3.(2025·重庆卷)根据元素周期律,下列元素同时满足条件(ⅰ)和(ⅱ)的是(　D　)
(ⅰ)电负性大于同族的其他元素　(ⅱ)第一电离能高于同周期相邻的元素
A.Al B.Si
C.B D.Be
解析:Al是第ⅢA族元素,同主族中电负性最大的是B,因此Al不满足条件(ⅰ),A不符合题意。Si是第ⅣA族元素,同主族中电负性最大的是C,因此Si不满足条件(ⅰ),B不符合题意。B是第ⅢA族元素,电负性在同主族中最大,满足条件(ⅰ);B是ⅢA族元素,同周期电离能从左往右呈增大趋势,但Be是第ⅡA族元素,2p轨道为全空,比较稳定,电离能大于B,所以B的第一电离能比相邻的Be和C都小,不满足条件(ⅱ),C不符合题意。Be是第ⅡA族元素,电负性在同主族中最大,满足条件(ⅰ);Be是第ⅡA族元素,2p轨道为全空,比较稳定,电离能大于B和Li,所以Be的第一电离能大于同周期相邻元素,满足条件(ⅱ),D符合题意。
4.(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(　C　)
A.原子半径:WB.第一电离能:XC.单质沸点:ZD.电负性:W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,则原子半径为H5.(2025·广东卷)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(　B　)
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:同周期元素中,第ⅡA族和第ⅤA族元素比相邻元素的第一电离能大,0族元素的第一电离能在同周期中最大,可以推断a~i分别是B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al。a是B,g是Na,二者位于不同主族,A错误;Na、Mg、Al属于同周期元素,从左到右金属性依次减弱,B正确;c、d、e分别是N、O、F,属于同周期元素,同周期元素从左到右原子半径依次减小,原子半径:c>d>e,C错误;b为C,c为N,NH3分子间存在氢键,沸点高,沸点:NH3>CH4,D错误。
课时作业27(总分:60分)
1.(3分)(2026·T8联考)稀土是重要的战略资源,被誉为“工业维生素”。下列关于稀土元素的说法错误的是(　C　)
A.都是金属元素 B.都是过渡元素
C.都是f区元素 D.都是第ⅢB族元素
解析:稀土元素是周期表第ⅢB族的17种元素,包括钇、钪、镧、铈、镨、钕、钷、钐、铕、钆、铽、镝、钬、铒、铥、镱、镥,都是过渡金属元素,除钇、钪为d区元素外,其余都属于f区,故选C。
2.(3分)(2025·黑龙江嫩江期末)元素周期表共有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　)
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列的元素是铁元素
D.第10、11列为ds区
3.(3分)(2025·江苏徐州高三模拟)元素B、Al、Ga位于周期表中第ⅢA族。下列说法正确的是(　D　)
A.原子半径:r(B)>r(Al)>r(Ga)
B.第一电离能:I1(B)C.BN、AlCl3、Ga2S3均为共价晶体
D.可在周期表中元素Al附近寻找半导体材料
解析:同主族元素,原子半径随核电荷数增大而增大,原子半径:r(B)I1(Al)>I1(Ga),故B错误;AlCl3、Ga2S3均为分子晶体,故C错误;Al位于金属和非金属分界线附近,因此可在周期表中元素Al附近寻找半导体材料,故D正确。
4.(3分)已知元素原子的下列结构或性质,能确定其在周期表中位置的是(　D　)
A.某元素原子的第二电子层电子排布图为
B.某元素在某种化合物中的化合价为+4价
C.某元素原子的最外层上电子数为6
D.某元素原子的价层电子排布式为5s25p1
解析:A项,只能说明该元素的L层有8个电子,无法确定其在周期表中的位置;B项,仅通过化合价无法确定元素在周期表中的位置;C项,根据最外层电子数只能确定主族元素的族序数,无法确定周期数;D项,可确定该元素在第五周期第ⅢA族。
5.(3分)运用元素周期律分析下面的推断,其中正确的是(　B　)
A.第六周期第ⅢA族的铊(Tl)既能与盐酸反应产生氢气,又能跟NaOH溶液反应放出氢气
B.第六周期第ⅦA族的砹(At)为有色固体,易溶于四氯化碳,但难溶于水
C.第五周期第ⅡA族的锶的硫酸盐(SrSO4)是易溶于水的白色固体
D.第四周期第ⅥA族的硒的氢化物(H2Se)是无色有毒,比H2S稳定的气体
解析:Tl与NaOH溶液不反应,铊(Tl)能与盐酸作用产生氢气,故A错误;同主族元素性质具有相似性,从上到下有递变性,则砹(At)为有色固体,易溶于四氯化碳,但难溶于水,故B正确;硫酸钡不溶于水,可知同主族Sr对应的硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体,故C错误;同主族元素从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱,则硒化氢(H2Se)是无色有毒,不如H2S稳定的气体,故D错误。
6.(3分)第一电离能、第二电离能、第三电离能分别用I1、I2、I3表示,下表是第三周期部分元素的电离能[单位:eV(电子伏特)]数据。
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
甲 5.7 47.4 71.8
乙 7.7 15.1 80.3
丙 13.0 23.9 40.0
丁 15.7 27.6 40.7
下列说法正确的是(　C　)
A.甲的金属性比乙弱
B.乙的化合价为+1价
C.丙一定是非金属元素
D.丁一定是金属元素
解析:根据I2(甲) I1(甲)和I3(乙) I2(乙)以及甲、乙在第三周期可推知甲为Na,乙为Mg,金属性:Na>Mg,Mg的化合价为+2价,A、B项不正确;根据I1(丁)>I1(丙)>I1(Mg)可推知丙、丁为第三周期中原子序数大于Al的非金属元素,C项正确,D项不正确。
7.(3分)(2025·江西吉安模拟)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(　C　)
A.原子半径:Y>R>Z>X
B.第一电离能:YC.电负性:Z>R>X>Y
D.Z与Y或R形成的化合物均为共价化合物
解析:根据价层电子排布式分析可知:X位于第二周期,最外层是3个电子,为硼原子;Y位于第三周期,最外层是3个电子,为铝原子;Z位于第二周期,最外层是6个电子,为氧原子;R位于第二周期,最外层5个电子,为氮原子。同周期元素,从左到右原子半径递减,同主族元素由上到下,原子半径递增,所以四种原子半径大小顺序为Al>B>N>O,即Y>X>R>Z,A错误;同周期元素第一电离能从左到右呈递增趋势,同主族元素从上到下第一电离能呈递减趋势,氮原子是第七号元素,其电子排布式为1s22s22p3,2p能级为半充满结构,比较稳定,所以氮的第一电离能大于氧,故第一电离能:N>O>B>Al,即R>Z>X>Y,B错误;同周期元素电负性从左到右逐渐增大,同主族元素电负性从上到下逐渐减小,故电负性大小顺序为O>N>B>Al,即Z>R>X>Y,C正确;Z与Y形成的化合物为Al2O3,属于离子化合物,D错误。
8.(3分)(2025·内蒙古包头一模)150多年里,科学家根据元素间的规律创造了各式各样的元素周期表。以下为螺旋式元素周期表的部分结构,下列说法正确的是(　B　)
A.由于非金属性:②>⑤,因此②的简单氢化物的熔、沸点与热稳定性均高于⑤
B.⑧的单质与化合物广泛应用于半导体工业
C.③的单质不能通过置换反应得到①的单质
D.③④⑤⑥元素的原子半径依次减小,形成的简单离子半径依次增大
解析:由螺旋式元素周期表的部分结构可知,同一圆圈沿顺时针原子序数逐渐增大,纵向位于同一主族,则①~⑧分别为C、O、Mg、Al、S、Cl、Ar、Ge,氢化物的熔、沸点与非金属性无关,与相对分子质量和氢键有关,故A错误;Ge位于金属与非金属分界线附近,是良好的半导体材料,Ge的单质与化合物广泛应用于半导体工业,故B正确;镁和二氧化碳反应生成碳单质,故C错误;离子半径大小:S2->Cl->Mg2+>Al3+,故D错误。
9.(3分)由下列实验及相应事实推理所得的结论,不能用元素周期律解释的是(　D　)
选项 实验 事实 结论
A 将体积相同的Na和K分别投入冷水 K与H2O反应更剧烈 金属性:K>Na
B 将足量硫酸与Na3PO4溶液混合 生成H3PO4 非金属性:S>P
C 分别加热HCl气体和HI气体 HI气体更易分解 稳定性:HCl>HI
D 用焦炭还原石英砂制得粗硅 SiO2+2CSi+2CO↑ 非金属性:C>Si
解析:将体积相同的Na和K分别投入冷水中,K与H2O反应更剧烈,因同主族元素从上到下金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,则金属性:K>Na,A不符合题意;将足量硫酸与Na3PO4溶液混合,生成H3PO4,说明硫酸可以制取H3PO4,则硫酸的酸性比磷酸的酸性强,根据最高价含氧酸的酸性强弱可以比较元素非金属性的强弱,则非金属性:S>P,B不符合题意;分别加热HCl气体和HI气体,HI气体更易分解,根据同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,非金属氢化物的稳定性逐渐减弱,则稳定性:HCl>HI,C不符合题意;工业上用焦炭还原石英砂制得粗硅:SiO2+2CSi+2CO↑,反应中碳为还原剂,硅为还原产物,说明碳的还原性大于硅,但比较非金属性要通过单质的氧化性比较,故不能说明非金属性:C>Si,D符合题意。
10.(3分)几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表,下列说法正确的是(　D　)
元素代号 X Y Z N M R Q
原子 半径/nm 0.37 1.86 1.43 0.88 0.99 0.75 0.74
最高正价 +1 +1 +3 +3 +7 +5
最低负价 -1 -1 -3 -2
A.由元素X、R、Q组成的化合物只能是共价化合物
B.由水溶液的酸性:HM>H2S(氢硫酸),可推断元素的非金属性:M>S
C.Y和Q形成的两种常见化合物中,阴、阳离子个数比不同
D.Y、Z、M三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间能反应
解析:短周期元素,由元素的化合价可知,Q只有-2价,则Q为O元素;M元素有最高价+7,最低价-1,则M为Cl元素;R有+5、-3价,处于第ⅤA族,原子半径小于Cl,且与O元素相近,说明与O元素同周期,则R为N元素;Z的最高化合价为+3,没有负化合价,处于第ⅢA族,且原子半径大于Cl元素,则Z为Al元素;X、Y均有最高正价+1,处于第ⅠA族,而X有-1价,则X为H元素,Y的原子半径比Al的大很多,Y为Na元素,N元素最高化合价为+3价,原子半径比Al小,则N是第二周期第ⅢA族的B元素,根据上述分析可知:X是H,Y是Na,Z是Al,N是B,M是Cl,R是N,Q是O。X是H,R是N,Q是O元素,三种元素可以形成共价化合物HNO3、HNO2,也可以形成离子化合物NH4NO3、NH4NO2,A错误;根据酸性:HCl>H2S,只能证明HCl比H2S更容易发生电离,不能说明元素的非金属性:Cl>S,要证明元素的非金属性:Cl>S,应该根据元素最高价氧化物对应的水化物的HClO4、H2SO4的酸性强弱判断,B错误;Y是Na,Q是O,两种元素形成的常见化合物为Na2O、Na2O2,Na2O中阳离子Na+与阴离子O2-的个数比是2︰1,Na2O2中阳离子Na+与阴离子的个数比是2︰1,因此两种化合物中阴、阳离子个数比是相同的,C错误;Y是Na,Z是Al,M是Cl,三种元素的最高价氧化物对应的水化物化学式分别是NaOH、Al(OH)3、HClO4,NaOH是一元强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物,能够与强酸、强碱发生反应,HClO4是一元强酸,NaOH与Al(OH)3及HClO4会发生反应,Al(OH)3与HClO4也会发生反应,可见三种物质两两都会发生反应,D正确。
11.(14分)太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时,一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题:
(1)基态钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2},其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有5个伸展方向。
(2)VO2+与可形成配合物。中,第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为O>C(用元素符号表示)。
(3)镓与硒相比,电负性更大的是Se(填元素符号)。
(4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定,试从铜原子核外电子结构角度解释其原因:亚铜离子价电子排布式为3d10,核外电子处于稳定的全充满状态。
(5)与钛同周期的所有元素的基态原子中,未成对电子数与钛相同的有Ni、Ge、Se(填元素符号,下同)。
(6)在第二周期元素中,第一电离能介于B和N两元素之间的有Be、C、O。
12.(16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:
表1
(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: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:
电离能/(kJ·mol-1) 元素
o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
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2(填图1中的序号)。
(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Al(填元素符号)。
解析:(2)h为Mg,Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光的原因是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元素为Mn,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,Mn2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,其3d能级为半充满状态,相对比较稳定,失去第3个电子比较困难,而Fe2+的电子排布式为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。(4)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)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。(共77张PPT)
第六章　物质结构与性质　
元素周期律
第27讲　元素周期表　
元素周期律
目
录
考点二　元素周期律
课时作业
考点一　元素周期表
真题演练 感悟高考
复习目标
1.知道元素周期表中区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。2.认识原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。3.了解元素周期律(表)的应用价值。
一
考点一 元素周期表
1.元素周期表的结构
(1)元素周期表的编排原则
原子序数
最外层电子数
电子层数
(2)基本结构
2.原子结构与元素周期表的关系
(1)电子层数(能层数)与周期的关系
原子的最大能层数=周期序数
(2)价层电子排布与族的关系
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
ns1~2
ns2np1~5
ns2np6
(n-1)d10ns1~2
(n-1)d1~5ns1~2
(n-1)d6~9ns1~2
(3)原子结构与元素分区的关系
①元素周期表分区简图
②各区元素原子的价层电子的排布特点
分区 元素分布 原子的价层电子排布
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1~2
p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(除He外)
d区 ⅢB族~ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) (n-1)d1~9ns1~2(除Pd外)
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1~2
f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
3.元素周期表的应用
(1)给金属元素与非金属元素分区
(2)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。
(3)寻找新材料
半导体
催化剂
合金
农药
判断正误。
(1)所有非金属元素都分布在p区。(　　)
(2)原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素。(　　)
(3)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族,是s区元素。(　　)
(4)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。(　　)
(5)两种短周期元素的原子序数相差8,周期序数一定相差1。(　　)
微点助学
×
×
×
√
√
一、元素周期表的结构
1.下列关于元素周期表的叙述不正确的是(　　)
A.共有7个周期,16个族
B.某第ⅡA族元素的原子序数为a,则a+1的元素一定是第ⅢA族元素
C.地壳中含量最多的元素位于第二周期
D.原子最外层只有2个电子的元素可能是金属元素也可能是非金属元素
B
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~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
解析:0族元素原子的价层电子排布式为1s2(氦)或ns2np6,故A项错误;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项错误;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项错误。
B
二、元素周期表的应用
3.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元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近,B原子既能得电子,也能失电子,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,As可作为半导体材料,故C正确;Po为主族元素,原子核外有6个电子层,最外层电子数为6,即位于元素周期表中第六周期第ⅥA族,故D正确。
4.(2025·浙江衢州模拟)第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。下列有关这两种元素的说法错误的是(　　)
A.两种元素位于同一周期,均属于p区
B.116号元素价层电子排布式为7s27p4
C.114号元素的位置为第七周期第ⅡA族
D.114号元素的金属性比116号元素的金属性强
C
解析:第114号元素和第116号元素分别位于第七周期第ⅣA族和第ⅥA族,均属于p区,A正确,C错误;116号元素价层电子排布式为7s27p4,B正确;依据同周期元素金属性递变规律判断114号元素的金属性比116号元素的金属性强,D正确。
二
考点二 元素周期律
1.元素周期律
原子序数
元素
原子的核外电子排布
2.主族元素的周期性变化规律
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
逐渐减小
相同
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__________,符号为______,单位为____________。
最低能量
I1
kJ·mol-1
(2)变化规律
①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____,从左到右呈增大的变化趋势(第ⅡA族、第ⅤA族反常)。
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,即I1小
大
变小
(3)应用
①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;反之金属性越弱。
②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,如钠元素的I2 I1,所以钠元素的常见化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中,元素的各级电离能逐渐增大,有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时,电子层数就可能发生变化。
4.电负性
吸引力
越大
4.0
1.0
变大
变小
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(如图)的有些性质是相似的,这种相似性被称为对角线规则。
例如,Be与Al处于对角线,其单质及化合物的化学性质相似,Al2O3、Al(OH)3是两性化合物,则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。
判断正误。
(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。(　　)
(2)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。(　　)
(3)元素的气态氢化物越稳定,其水溶液的酸性越强,元素的非金属性越强。(　　)
(4)在形成化合物时,电负性越大的元素越容易显示正价。(　　)
(5)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。(　　)
微点助学
×
×
×
×
×
一、元素性质的比较
1.下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是(　　)
①r(Li+)③r(Na+)A.②③④ B.①④
C.③④ D.①②③
C
2.(2025·山东滨州模拟)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 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能与NaHCO3溶液反应生成CO2,说明H2SO3的酸性比H2CO3的酸性强,但H2SO3不是最高价含氧酸,故不能说明非金属性:S>C。
C
(1)粒子半径大小的比较方法
归纳总结
(2)金属性、非金属性强弱的判断方法
归纳总结
金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,对应元素金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱,对应元素金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强,对应元素金属性越强
非金 属性 ①与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,对应元素非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,对应元素非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强,对应元素非金属性越强
二、电离能、电负性的变化规律及应用
3.已知X、Y是主族元素,I为电离能,单位是kJ·mol-1。请根据下表数据判断,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价
B.元素Y是第ⅢA族元素
C.元素X与氯的单质形成化合物时,化学式可能是XCl
D.若元素Y处于第三周期,它的单质可与冷水剧烈反应
D
解析:由数据分析X中I2 I1,X易失去一个电子呈+1价,为第ⅠA族元素,A、C正确;Y中I4 I3,易失去三个电子呈+3价,应在第ⅢA族,B正确;若Y处于第三周期,则Y为铝元素,Al不与冷水反应,D错误。
4.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n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)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: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,同族元素,从上到下,元素电负性逐渐变小,则同周期元素的电负性:NaMg,故镁元素电负性值的最小范围是0.9~1.5。
0.9~1.5
(2)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________。
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。
(3)在P与Cl组成的化合物中,Cl元素显____(填“正”或“负”)价,理由是__________________________________________。
A
BCD
负
Cl的电负性大于P,Cl对键合电子的吸引能力强
三
真题演练 感悟高考
1.(2024·上海卷改编)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
解析:氢原子位于第一周期,其半径小于氟原子半径,故A错误;氦原子的第一电离能大于氟原子,故B错误;一般来说,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,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。
C
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,因此H2O的沸点较高,C错误;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,K的金属性强于Al,因此KOH的碱性较强,D错误。
3.(2025·重庆卷)根据元素周期律,下列元素同时满足条件(ⅰ)和(ⅱ)的是(　　)
(ⅰ)电负性大于同族的其他元素　(ⅱ)第一电离能高于同周期相邻的元素
A.Al B.Si
C.B D.Be
D
解析:Al是第ⅢA族元素,同主族中电负性最大的是B,因此Al不满足条件(ⅰ),A不符合题意。Si是第ⅣA族元素,同主族中电负性最大的是C,因此Si不满足条件(ⅰ),B不符合题意。B是第ⅢA族元素,电负性在同主族中最大,满足条件(ⅰ);B是ⅢA族元素,同周期电离能从左往右呈增大趋势,但Be是第ⅡA族元素,2p轨道为全空,比较稳定,电离能大于B,所以B的第一电离能比相邻的Be和C都小,不满足条件(ⅱ),C不符合题意。Be是第ⅡA族元素,电负性在同主族中最大,满足条件(ⅰ);Be是第ⅡA族元素,2p轨道为全空,比较稳定,电离能大于B和Li,所以Be的第一电离能大于同周期相邻元素,满足条件(ⅱ),D符合题意。
4.(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,则原子半径为H5.(2025·广东卷)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
B
解析:同周期元素中,第ⅡA族和第ⅤA族元素比相邻元素的第一电离能大,0族元素的第一电离能在同周期中最大,可以推断a~i分别是B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al。a是B,g是Na,二者位于不同主族,A错误;Na、Mg、Al属于同周期元素,从左到右金属性依次减弱,B正确;c、d、e分别是N、O、F,属于同周期元素,同周期元素从左到右原子半径依次减小,原子半径:c>d>e,C错误;b为C,c为N,NH3分子间存在氢键,沸点高,沸点:NH3>CH4,D错误。
四
课时作业27
1.(3分)(2026·T8联考)稀土是重要的战略资源,被誉为“工业维生素”。下列关于稀土元素的说法错误的是(　　)
A.都是金属元素 B.都是过渡元素
C.都是f区元素 D.都是第ⅢB族元素
解析:稀土元素是周期表第ⅢB族的17种元素,包括钇、钪、镧、铈、镨、钕、钷、钐、铕、钆、铽、镝、钬、铒、铥、镱、镥,都是过渡金属元素,除钇、钪为d区元素外,其余都属于f区,故选C。
C
2.(3分)(2025·黑龙江嫩江期末)元素周期表共有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列的元素是铁元素
D.第10、11列为ds区
A
3.(3分)(2025·江苏徐州高三模拟)元素B、Al、Ga位于周期表中第ⅢA族。下列说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(B)>r(Al)>r(Ga)
B.第一电离能:I1(B)C.BN、AlCl3、Ga2S3均为共价晶体
D.可在周期表中元素Al附近寻找半导体材料
D
解析:同主族元素,原子半径随核电荷数增大而增大,原子半径:r(B)I1(Al)>I1(Ga),故B错误;AlCl3、Ga2S3均为分子晶体,故C错误;Al位于金属和非金属分界线附近,因此可在周期表中元素Al附近寻找半导体材料,故D正确。
4.(3分)已知元素原子的下列结构或性质,能确定其在周期表中位置的是(　　)
A.某元素原子的第二电子层电子排布图为
B.某元素在某种化合物中的化合价为+4价
C.某元素原子的最外层上电子数为6
D.某元素原子的价层电子排布式为5s25p1
解析:A项,只能说明该元素的L层有8个电子,无法确定其在周期表中的位置;B项,仅通过化合价无法确定元素在周期表中的位置;C项,根据最外层电子数只能确定主族元素的族序数,无法确定周期数;D项,可确定该元素在第五周期第ⅢA族。
D
5.(3分)运用元素周期律分析下面的推断,其中正确的是(　　)
A.第六周期第ⅢA族的铊(Tl)既能与盐酸反应产生氢气,又能跟NaOH溶液反应放出氢气
B.第六周期第ⅦA族的砹(At)为有色固体,易溶于四氯化碳,但难溶于水
C.第五周期第ⅡA族的锶的硫酸盐(SrSO4)是易溶于水的白色固体
D.第四周期第ⅥA族的硒的氢化物(H2Se)是无色有毒,比H2S稳定的气体
B
解析:Tl与NaOH溶液不反应,铊(Tl)能与盐酸作用产生氢气,故A错误;同主族元素性质具有相似性,从上到下有递变性,则砹(At)为有色固体,易溶于四氯化碳,但难溶于水,故B正确;硫酸钡不溶于水,可知同主族Sr对应的硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体,故C错误;同主族元素从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱,则硒化氢(H2Se)是无色有毒,不如H2S稳定的气体,故D错误。
6.(3分)第一电离能、第二电离能、第三电离能分别用I1、I2、I3表示,下表是第三周期部分元素的电离能[单位:eV(电子伏特)]数据。
元素 I1/eV I2/eV I3/eV
甲 5.7 47.4 71.8
乙 7.7 15.1 80.3
丙 13.0 23.9 40.0
丁 15.7 27.6 40.7
下列说法正确的是(　　)
A.甲的金属性比乙弱
B.乙的化合价为+1价
C.丙一定是非金属元素
D.丁一定是金属元素
解析:根据I2(甲) I1(甲)和I3(乙) I2(乙)以及甲、乙在第三周期可推知甲为Na,乙为Mg,金属性:Na>Mg,Mg的化合价为+2价,A、B项不正确;根据I1(丁)>I1(丙)>I1(Mg)可推知丙、丁为第三周期中原子序数大于Al的非金属元素,C项正确,D项不正确。
C
7.(3分)(2025·江西吉安模拟)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:YC.电负性:Z>R>X>Y
D.Z与Y或R形成的化合物均为共价化合物
C
解析:根据价层电子排布式分析可知:X位于第二周期,最外层是3个电子,为硼原子;Y位于第三周期,最外层是3个电子,为铝原子;Z位于第二周期,最外层是6个电子,为氧原子;R位于第二周期,最外层5个电子,为氮原子。同周期元素,从左到右原子半径递减,同主族元素由上到下,原子半径递增,所以四种原子半径大小顺序为Al>B>N>O,即Y>X>R>Z,A错误;同周期元素第一电离能从左到右呈递增趋势,同主族元素从上到下第一电离能呈递减趋势,氮原子是第七号元素,其电子排布式为1s22s22p3,2p能级为半充满结构,比较稳定,所以氮的第一电离能大于氧,故第一电离能:N>O>B>Al,即R>Z>X>Y,B错误;同周期元素电负性从左到右逐渐增大,同主族元素电负性从上到下逐渐减小,故电负性大小顺序为O>N>B>Al,即Z>R>X>Y,C正确;Z与Y形成的化合物为Al2O3,属于离子化合物,D错误。
8.(3分)(2025·内蒙古包头一模)150多年里,科学家根据元素间的规律创造了各式各样的元素周期表。以下为螺旋式元素周期表的部分结构,下列说法正确的是(　　)
A.由于非金属性:②>⑤,因此②的简单氢化物的
熔、沸点与热稳定性均高于⑤
B.⑧的单质与化合物广泛应用于半导体工业
C.③的单质不能通过置换反应得到①的单质
D.③④⑤⑥元素的原子半径依次减小,形成的简单离子半径依次增大
B
解析:由螺旋式元素周期表的部分结构可知,同一圆圈沿顺时针原子序数逐渐增大,纵向位于同一主族,则①~⑧分别为C、O、Mg、Al、S、Cl、Ar、Ge,氢化物的熔、沸点与非金属性无关,与相对分子质量和氢键有关,故A错误;Ge位于金属与非金属分界线附近,是良好的半导体材料,Ge的单质与化合物广泛应用于半导体工业,故B正确;镁和二氧化碳反应生成碳单质,故C错误;离子半径大小:S2->Cl->Mg2+>Al3+,故D错误。
9.(3分)由下列实验及相应事实推理所得的结论,不能用元素周期律解释的是(　　)
选项 实验 事实 结论
A 将体积相同的Na和K分别 投入冷水 K与H2O反应更剧烈 金属性:K>Na
B 将足量硫酸与Na3PO4溶液 混合 生成H3PO4 非金属性:S>P
C 分别加热HCl气体和HI气体 HI气体更易分解 稳定性:HCl>HI
D 用焦炭还原石英砂制得粗硅 SiO2+2C 　 Si+2CO↑ 非金属性:C>Si
D
解析:将体积相同的Na和K分别投入冷水中,K与H2O反应更剧烈,因同主族元素从上到下金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,则金属性:K>Na,A不符合题意;将足量硫酸与Na3PO4溶液混合,生成H3PO4,说明硫酸可以制取H3PO4,则硫酸的酸性比磷酸的酸性强,根据最高价含氧酸的酸性强弱可以比较元素非金属性的强弱,则非金属性:S>P,B不符合题意;分别加热HCl气体和HI气体,HI气体更易分解,根据同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,非金属氢化物的稳定性逐渐减弱,则稳定性:HCl>HI,C不符合题意;工业上用焦炭还原石英砂制得粗硅:SiO2+2C 　　Si+2CO↑,反应中碳为还原剂,硅为还原产物,说明碳的还原性大于硅,但比较非金属性要通过单质的氧化性比较,故不能说明非金属性:C>Si,D符合题意。
10.(3分)几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表,下列说法正确的是(　　)
元素代号 X Y Z N M R Q
原子半径/nm 0.37 1.86 1.43 0.88 0.99 0.75 0.74
最高正价 +1 +1 +3 +3 +7 +5
最低负价 -1 -1 -3 -2
A.由元素X、R、Q组成的化合物只能是共价化合物
B.由水溶液的酸性:HM>H2S(氢硫酸),可推断元素的非金属性:M>S
C.Y和Q形成的两种常见化合物中,阴、阳离子个数比不同
D.Y、Z、M三种元素的最高价氧化物的水化物两两之间能反应
D
解析:短周期元素,由元素的化合价可知,Q只有-2价,则Q为O元素;M元素有最高价+7,最低价-1,则M为Cl元素;R有+5、-3价,处于第ⅤA族,原子半径小于Cl,且与O元素相近,说明与O元素同周期,则R为N元素;Z的最高化合价为+3,没有负化合价,处于第ⅢA族,且原子半径大于Cl元素,则Z为Al元素;X、Y均有最高正价+1,处于第ⅠA族,而X有-1价,则X为H元素,Y的原子半径比Al的大很多,Y为Na元素,N元素最高化合价为+3价,原子半径比Al小,则N是第二周期第ⅢA族的B元素,根据上述分析可知:X是H,Y是Na,Z是Al,N是B,M是Cl,R是N,Q是O。X是H,R是N,Q是O元素,三种元素可以形成共价化合物HNO3、HNO2,也可以形成离子化合物NH4NO3、NH4NO2,A错误;
根据酸性:HCl>H2S,只能证明HCl比H2S更容易发生电离,不能说明元素的非金属性:Cl>S,要证明元素的非金属性:Cl>S,应该根据元素最高价氧化物对应的水化物的HClO4、H2SO4的酸性强弱判断,B错误;Y是Na,Q是O,两种元素形成的常见化合物为Na2O、Na2O2,Na2O中阳离子Na+与阴离子O2-的个数比是2︰1,Na2O2中阳离子Na+与阴离子的个数比是2︰1,因此两种化合物中阴、阳离子个数比是相同的,C错误;Y是Na,Z是Al,M是Cl,三种元素的最高价氧化物对应的水化物化学式分别是NaOH、Al(OH)3、HClO4,NaOH是一元强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物,能够与强酸、强碱发生反应,HClO4是一元强酸,NaOH与Al(OH)3及HClO4会发生反应,Al(OH)3与HClO4也会发生反应,可见三种物质两两都会发生反应,D正确。
11.(14分)太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时,一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题:
(1)基态钒原子的电子排布式为_________________________________,其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有____个伸展方向。
(2)VO2+与 　　　 可形成配合物。 　　　 中,第二周期元素的第一电
离能由大到小的顺序为______(用元素符号表示)。
1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2}
5
O>C
(3)镓与硒相比,电负性更大的是____(填元素符号)。
(4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定,试从铜原子核外电子结构角度解释其原因:________________________________________________________。
(5)与钛同周期的所有元素的基态原子中,未成对电子数与钛相同的有_____________(填元素符号,下同)。
(6)在第二周期元素中,第一电离能介于B和N两元素之间的有_________。
Se
亚铜离子价电子排布式为3d10,核外电子处于稳定的全充满状态
Ni、Ge、Se
Be、C、O
12.(16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:
表1
(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是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:
电离能/(kJ·mol-1) 元素
o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
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_________________________________________。
Mn2+的3d能级电子排布为半充满状态,比较稳定
解析:o元素为Mn,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,Mn2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5,其3d能级为半充满状态,相对比较稳定,失去第3个电子比较困难,而Fe2+的电子排布式为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。
(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
Thank you
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