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第2講　元素周期表　元素周期律
【復習目標】
1.掌握元素周期表(長式)的編排原則和結構。
2.掌握元素周期律的內容和本質。
3.認識元素的原子半徑、第一電離能、電負性等元素性質的周期性變化。
4.能建立基于“位”“構”“性”關系的系統思維,分析和解決實際問題。
考點一　元素周期表的結構及應用　　　　　　 　　　　　 　　　　　
1.元素周期表的結構
(1)編排原則。
(2)元素周期表的結構。
①周期(7個橫行,7個周期)。
項目 短周期 長周期
序號 一 二 三 四 五 六 七
元素種類 2 8 8 18 18 32 32
0族元素 原子序數 　 　 　 　 　 86 118
②族(18個縱列,16個族)。
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　　縱列
2.原子結構與元素周期表的關系
(1)原子結構與周期的關系。
原子的最大能層數=周期序數。
(2)原子結構與族的關系。
族 價層電子排布式 規律
主 族 ⅠA、ⅡA 　　　 價層電子數=族序數
ⅢA～ⅦA 　　　
0族 　　　 (He除外) 最外層電子數=8
副 族 ⅠB、ⅡB 　　　 最外層ns軌道上的電子數=族序數
ⅢB～ⅦB 　　　 (鑭系、錒系除外) 價層電子數=族序數
Ⅷ 　　　 (鈀除外) 除0族元素外,若價層電子數分別為8、9、10,則分別是第Ⅷ族的8、9、10列
3.原子結構與元素周期表分區
(1)元素周期表分區。
(2)各區價層電子排布特點。
分區 價層電子排布
s區 ns1～2
p區 ns2np1～6(除He外)
d區 (n-1)d1～9ns1～2(除鈀外)
ds區 (n-1)d10ns1～2
f區(鑭系、錒系) (n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2
4.元素周期表中的特殊位置
(1)金屬與非金屬的分界線。
①分界線:沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙、與硼、硅、砷、碲、砹、的交界處畫一條虛線,即為金屬元素區和非金屬元素區的分界線。
②各區位置:分界線左下方為　　　　　　　,分界線右上方為　　　　　　　。
③分界線附近元素的性質:既能表現出一定的　　　　,又能表現出一定的　　　　。
(2)過渡元素:元素周期表中從第　　　　族到第　　　　族10個縱列共六十多種元素,這些元素都是金屬元素。
(3)鑭系:元素周期表第　　　　周期中,57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。
(4)錒系:元素周期表第　　　　周期中,89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。
(5)超鈾元素:在錒系元素中,92號元素鈾(U)以后的各種元素。
5.元素周期表的應用
(1)科學預測:為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了線索。
(2)尋找新材料。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)元素周期表共18個縱列,18個族,7個周期。(　　)
(2)所有非金屬元素都分布在p區。(　　)
(3)包含元素種數最多的族是第Ⅷ族。(　　)
(4)原子最外層電子排布式為4s2的元素一定位于第ⅡA族。(　　)
(5)過渡元素都是金屬元素,且均由副族元素組成。(　　)
(6)基態原子價層電子排布式為3d104s1的元素為 s區元素。(　　)
(7)價層電子排布式為4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族,是p區元素。(　　)
(8)短周期元素中,最外層電子數是2的元素一定是第ⅡA族元素。(　　)
一、元素周期表的結構
1.請在下表中畫出元素周期表的輪廓,并在表中按要求完成下列問題:
(1)標出族序數、周期序數。
(2)將主族元素前四周期的元素符號補充完整。
(3)畫出金屬與非金屬的分界線,并用陰影表示出過渡元素的位置。
(4)標出鑭系、錒系的位置。
(5)寫出各周期元素的種類。
(6)寫出稀有氣體元素的原子序數,標出113號～117號元素的位置。
2.下列關于原子核外電子排布與元素在周期表中位置關系的表述正確的是(　　)
[A] 原子的價層電子排布式為ns2np1～6的元素一定是主族元素
[B] 基態原子的p能級上有5個電子的元素一定是第ⅦA族元素
[C] 原子的價層電子排布式為(n-1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB族～第ⅦB族
[D] 基態原子的N層上只有1個電子的元素一定是主族元素
3.根據元素周期表的結構確定各元素原子序數之間的關系。
(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,原子序數分別為m、n,則m、n的關系可能為　 。
(2)若甲、乙是元素周期表中同一主族相鄰周期的兩種元素(其中甲在上一周期),若甲的原子序數為x,則乙的原子序數可能是 　　　　　　　　　　。
(3)若A、B是相鄰周期同主族元素(A在B的上一周期),A、B所在周期分別有m種和n種元素,A的原子序數為x,B的原子序數為y,則x、y的關系可能為　　　　　　　　　。
(4)下列各表為元素周期表中的一部分,表中數字為原子序數,其中M的原子序數為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數的序差規律
(1)同周期第ⅡA族與第ⅢA族元素的原子序數之差有以下三種情況:
周期 原子序數之差 原因
二、三周期 1 -
四、五周期 11 增加副族10種元素
六、七周期 25 增加鑭系、錒系14種元素
(2)相鄰周期,同一主族元素的原子序數可能相差2、8、18、32。同一主族相鄰元素位置如圖:
m和n表示A、B所在周期容納的元素數。
①A、B在第ⅠA族或第ⅡA族時,y=x+m。
②A、B在第ⅢA族～ⅦA族時,y=x+n。
二、元素周期表的應用
4.(2024·河南南陽月考)部分元素在元素周期表中的分布如下(虛線為金屬元素與非金屬元素的分界線),下列說法不正確的是(　　)
[A] B只能得電子,不能失電子
[B] 原子半徑:Ge>Si
[C] As可作為半導體材料
[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導人們進行規律性推測和判斷。下列說法中不合理的是(　　)
[A] 若aX2+和bY-的核外電子層結構相同,則原子序數:a=b+3
[B] HCl酸性比H2SiO3強,則元素的非金屬性:Cl>Si
[C] 硅、鍺都位于金屬元素與非金屬元素的交界處,都可用作半導體材料
[D] Be與Al在周期表中處于對角線位置,可推出:Be(OH)2+2OH-[Be(OH)4
6.已知下列元素基態原子的核外電子排布,分別判斷其元素符號、原子序數并指出其在元素周期表中的位置。
元素 元素 符號 原子 序數 區 周期 族
A:1s22s22p63s1 　 　 　 　 　
B: 　 　 　 　 　
C:價層電子排布 式為3d104s1 　 　 　 　 　
D:[Ne]3s23p4 　 　 　 　 　
E:價層電子 軌道表示式為 　 　 　 　 　
考點二　元素周期律
1.元素周期律
2.主族元素周期性變化規律
項目 同周期(從左到右) 同主族 (從上到下)
原子 結構 電子 層數 　　　 　　　
最外層 電子數 依次增加 　　　
原子 半徑 　　　 　　　
續　表
項目 同周期(從左到右) 同主族 (從上到下)
元素 性質 金屬性 　　　 　　　
非金 屬性 　　　 　　　
化合價 最高正化合價:+1→+7(O、F除外),最低負化合價=　　　　(H為-1價) 相同,最高正化合價=　　　　(O、F除外)
化合 物性 質 最高價氧化物對應水化物的酸堿性 酸性　　　　　,堿性　　　　 酸性　　　　　,堿性　　　　
簡單氣態氫化物的穩定 性 　　　 　　　
3.電離能
(1)第一電離能:氣態基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的　　　　,符號為　　　　,單位為 　　　　。
(2)電離能變化規律。
①同周期元素:從左到右,第一電離能呈　　　　的趨勢,其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能要大于相鄰元素。
②同族元素:從上到下第一電離能逐漸　　　　。
③同種原子:逐級電離能越來越大。
(3)應用。
應用 應用方法
判斷元素金屬性的強弱 電離能越小,金屬越容易失去電子,金屬性越強
判斷元素的化合價 如果某元素的In+1 In,則該元素的常見化合價為+n
確定核外電子的分層排布 當電離能變化出現突變時,電子層數就可能發生變化
[示例] (1)如圖是1～20號元素第一電離能變化的曲線圖。請分別歸納同周期、同主族元素第一電離能變化的規律,并分析原因: 　。
(2)圖中前20號元素中,有4種元素第一電離能不符合同周期變化趨勢,寫出這4種元素的元素符號及其價層電子排布式,分析發生該現象的原因: 　。
(3)下表是第三周期三種元素的逐級電離能數據。分析可知X、Y、Z三種元素最外層電子數分別是　　　　;這三種元素分別是　　　　。
元素 X Y Z
電離能/ (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.電負性
(1)定義:用來描述　　　　　　　　在形成化學鍵時對　　　　吸引力的大小,電負性越大的原子,對　　　　的吸引力　　　　。
(2)標準:以氟的電負性為　　　　和鋰的電負性為　　　　作為相對標準,得出了各元素的電負性(稀有氣體未計)。
(3)變化規律。
①在元素周期表中,一般來說,同周期元素從左至右,電負性逐漸　　　　,同主族元素從上至下,電負性逐漸　　　　。
②金屬元素的電負性一般　　　　,非金屬元素的電負性一般　　　　,而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右,它們既有金屬性又有非金屬性。
5.對角線規則
在元素周期表中,某些主族元素與　　　　的主族元素的有些性質是相似的,如。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)同周期元素,從左到右原子半徑和離子半徑都逐漸減小。(　　)
(2)元素的原子得電子越多,非金屬性越強,失電子越多,金屬性越強。(　　)
(3)金屬元素的電負性一定小于非金屬元素的電負性。(　　)
(4)主族元素的電負性越大,元素原子的第一電離能一定越大。(　　)
(5)元素的電負性越大,非金屬性越強,第一電離能也越大。(　　)
(6)元素的氣態氫化物越穩定,非金屬性越強。(　　)
(7)H2SO4是強酸而HClO是弱酸,所以S的非金屬性比Cl強。(　　)
(8)共價化合物中,成鍵元素電負性大的表現為負價。(　　)
一、粒子半徑的大小比較
1.比較下列粒子半徑的大小(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.比較下列粒子的半徑大小,并做出解釋。
粒子 半徑大小 原因
S2-與O2- 　　　
Na+與F- 　　　
Fe2+與Fe3+ 　　　
粒子半徑大小比較方法
類別 粒子半徑的變化 舉例
同周期(除0族外) 從左往右,原子半徑逐漸減小 Na>Mg>Al
同主族 電子層數越多,半徑越大 Li具有相同核外電子排布的粒子 核電荷數越大,半徑越小 Al3+同種元素形成的粒子 陽離子<原子<陰離子,價態越高,粒子的半徑越小 H+二、元素金屬性和非金屬性的比較
3.下列事實不能說明元素的金屬性或非金屬性相對強弱的是(　　)
[A] SO2中硫元素呈正價
[B] 酸性:HI>HCl
[C] 氣態氫化物的熱穩定性:HF>HCl
[D] 堿性:NaOH>Al(OH)3
4.根據元素周期律比較下列各組性質(用“>”或“<”填空)。
(1)金屬性:K　　　　Na　　　　Mg。
非金屬性:F　　　　O　　　　S。
(2)堿性:Mg(OH)2　　　Ca(OH)2　　　KOH。
(3)酸性:HClO4　　　　H2SO4　　　　HClO。
(4)熱穩定性:CH4　　　　NH3　　　　H2O。
(5)還原性:HBr　　　　HCl;I-　　　　S2-。
元素金屬性、非金屬性強弱的比較原則
(1)金屬性。
①單質與水或非氧化性酸反應制取氫氣越容易,金屬性越強。
②單質還原性越強或陽離子氧化性越弱,金屬性越強。
③最高價氧化物對應水化物的堿性越強,金屬性越強。
(2)非金屬性。
①與H2化合越容易,氣態氫化物越穩定,非金屬性越強。
②最高價氧化物對應水化物的酸性越強,非金屬性越強。
三、電離能及其應用
5.下表列出了某短周期元素R的各級電離能數據(用I1、I2……表示,單位為kJ/mol)。
各級電離能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
下列關于元素R的判斷中一定正確的是(　　)
[A] R的最高正價為+3價
[B] R元素位于元素周期表中第ⅡB族
[C] R元素第一電離能大于同周期相鄰元素
[D] R元素基態原子的電子排布式為1s22s2
6.(2022·全國甲卷,35節選)圖a、b、c分別表示C、N、O和F的逐級電離能I變化趨勢(縱坐標的標度不同)。第一電離能的變化圖是　　　　(填標號),判斷的根據是　
　　　　　　　　　　　　　　;第三電離能的變化圖是　　　　(填標號)。
四、電負性及其應用
7.(2023·北京卷,10)下列事實不能通過比較氟元素和氯元素的電負性進行解釋的是(　　)
[A] F—F的鍵能小于Cl—Cl的鍵能
[B] 三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka
[C] 氟化氫分子的極性強于氯化氫分子的極性
[D] 氣態氟化氫中存在(HF)2,而氣態氯化氫中是HCl分子
8.物質之間的變化體現了化學之美。已知元素的電負性和元素的化合價一樣,也是元素的一種基本性質。下面給出14種元素的電負性:
元素 Al B Be C Cl F Li
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
電負性 　 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
已知:兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時,形成離子鍵,兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時,形成共價鍵。
(1)根據表中給出的數據,可推知元素的電負性具有的變化規律是 　。
(2)通過分析電負性值變化規律,確定鎂元素電負性值的最小范圍是　　　　　。
(3)判斷下列物質是離子化合物還是共價化合物:
A.Li3N B.BeCl2 C.AlCl3 D.SiC
屬于離子化合物的是　　　　　(填字母,下同);屬于共價化合物的是　　　　　;請設計一個實驗方案證明上述所得到的結論:　 　。
(4)在P與Cl組成的化合物中,氯元素顯　　　　(填“正”或“負”)價,理由是　 　。
(5)根據你對元素周期表中元素非金屬性的遞變規律的認識,分析元素的電負性大小與元素非金屬性強弱的關系是　　　　　　　　　　　　　,請設計實驗證明氯元素與硫元素非金屬性的強弱:　 　。
電負性的三大應用
五、元素性質的綜合考查
9.(2024·廣東惠州調研)X、Y、Z、W、P、Q為短周期元素,其中Y的原子序數最小,它們的最高正化合價與原子半徑關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[A] Y在元素周期表中位于p區
[B] 第一電離能:Z>P>Q>X
[C] 氧化物對應水化物的酸性:Q>P>Z
[D] 電負性:Q>P>Z
1.(2024·上海卷,1)下列關于氟元素的性質說法正確的是(　　)
[A] 原子半徑最小
[B] 原子第一電離能最大
[C] 元素的電負性最強
[D] 最高正化合價為+7
2.(2023·重慶卷,6)“嫦娥石”是中國首次在月球上發現的新礦物,其主要由Ca、Fe、P、O和Y(釔,原子序數比Fe大13)組成,下列說法正確的是(　　)
[A] Y位于元素周期表的第ⅢB族
[B] 基態鈣原子的核外電子填充在6個軌道中
[C] 5種元素中,第一電離能最小的是Fe
[D] 5種元素中,電負性最大的是P
3.(2023·天津卷,5)下列性質不能用于判斷C、Si的非金屬性強弱的是(　　)
[A] 元素的電負性
[B] 最高價氧化物的熔點
[C] 簡單氫化物的熱穩定性
[D] 最高價氧化物對應的水化物的酸性
4.(2022·江蘇卷,3)工業上電解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得鋁。下列說法正確的是(　　)
[A] 半徑大小:r(Al3+)[B] 電負性大小:χ(F)<χ(O)
[C] 電離能大小:I1(O)[D] 堿性強弱:NaOH5.(2024·全國甲卷,11)W、X、Y、Z為原子序數依次增大的短周期元素。W和X原子序數之和等于Y-的核外電子數,化合物W+[ZY6]-可用作化學電源的電解質。下列敘述正確的是(　　)
[A] X和Z屬于同一主族
[B] 非金屬性:X>Y>Z
[C] 氣態氫化物的穩定性:Z>Y
[D] 原子半徑:Y>X>W
6.(2024·河北卷,7)侯氏制堿法工藝流程中的主反應為QR+YW3+XZ2+W2ZQWXZ3+YW4R,其中W、X、Y、Z、Q、R分別代表相關化學元素。下列說法正確的是(　　)
[A] 原子半徑:W[B] 第一電離能:X[C] 單質沸點:Z[D] 電負性:W7.(2023·福建卷,4)某含錳著色劑的化學式為XY4MnZ2Q7,Y、X、Q、Z為原子序數依次增大的短周期元素,其中X具有正四面體空間結構,Z2結構如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[A] 鍵角:XY3>X
[B] 簡單氫化物沸點:X>Q>Z
[C] 第一電離能:X>Q>Mn
[D] 最高價氧化物對應的水化物酸性:Z>X
8.完成下列題目。
(1)(2024·山東卷)Mn在元素周期表中位于第　　　周期　　　族;同周期中,基態原子未成對電子數比Mn多的元素是　　　(填元素符號)。
(2)(2024·浙江1月選考)下列說法正確的是　　　(填字母)。
A.電負性:B>N>O
B.離子半徑:P3-C.第一電離能:GeD.基態Cr2+的簡化電子排布式:[Ar]3d4
(3)(2023·北京卷)比較硫原子和氧原子的第一電離能大小,從原子結構的角度說明理由:
　。
(4)(2023·全國乙卷)中國第一輛火星車“祝融號”成功登陸火星。探測發現火星上存在大量橄欖石礦物(MgxFSiO4)。基態Fe的價層電子排布式為　　　　　。橄欖石中,各元素電負性大小順序為　　　　　　　　,鐵的化合價為　　　　。
(5)(2022·山東卷)基態Ni的價層電子排布式為　　　　　　,在元素周期表中位置為　　　　　　　　。
第2講　元素周期表　元素周期律
考點一　元素周期表的結構及應用
必備知識整合
1.(1)原子序數　最外層電子數　電子層數　(2)①2　10　18　36　54?、冖驜　ⅣB?、魾　ⅥB?、鰾?、、馚?、駼　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金屬元素區　非金屬元素區?、劢饘傩浴》墙饘傩浴?2)ⅢB?、駼　(3)六　(4)七
[理解·辨析] (1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　
(6)×　(7)√　(8)×
關鍵能力提升
1.
2.B　0族元素原子的價層電子排布式為1s2(氦)或ns2np6,故A錯誤;原子的價層電子排布式為(n-1)d6~8ns2的元素位于第Ⅷ族,故C錯誤;基態原子的N層上只有1個電子的元素除了主族元素外,還有部分副族元素,如Cu、Cr,故D錯誤。
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位于金屬元素與非金屬元素的分界線附近,既能得電子,也能失電子,故A不正確;同一主族元素,從上到下,原子半徑逐漸增大,所以原子半徑Ge>Si,故B正確;As位于金屬元素與非金屬元素的分界線附近,可作為半導體材料,故C正確;由題圖可知,Po為主族元素,位于元素周期表中第六周期第ⅥA族,故D正確。
5.B　若a和bY-的核外電子層結構相同,則 a-2=b+1,即a=b+3,故A正確;HCl不是氯元素的最高價含氧酸,不能據此比較Cl、Si的非金屬性強弱,故B錯誤;硅、鍺處于金屬元素與非金屬元素的交界處,既表現出一定的金屬性又表現出一定的非金屬性,都可以用作半導體材料,故C正確;Be與 Al在周期表中處于對角線位置,則Be(OH)2和 Al(OH)3性質相似,可推出Be(OH)2+2OH-[Be(OH)4,故D正確。
6.Na　11　s　三?、馎　Fe　26　d　四?、u　29　ds
四　ⅠB　S　16　p　三?、鯝　Cl　17　p　三?、鰽
考點二　元素周期律
必備知識整合
1.原子序數　原子的核外電子排布
2.相同　依次增加　相同　逐漸減小　逐漸增大　逐漸減弱
逐漸增強　逐漸增強　逐漸減弱　主族序數-8　主族序數
逐漸增強　逐漸減弱　逐漸減弱　逐漸增強　逐漸增強　逐漸減弱
3.(1)最低能量　I1　kJ·mol-1　(2)①增大?、跍p小
[示例] (1)同周期元素從左到右,元素第一電離能呈增大趨勢,原因是同周期元素從左到右,核電荷數增大,原子半徑減小,原子失去電子越來越困難。同主族元素從上到下,元素第一電離能逐漸減小,原因是同主族元素從上到下,核電荷數增大,原子半徑也逐漸增大,導致最外層電子離核越來越遠,原子核對核外電子的吸引力逐漸減小,原子失電子能力增強
(2)Be:2s2;N:2s22p3;Mg:3s2;P:3s23p3。發生該現象的原因是它們原子核外價層電子排布處于半充滿或全滿的穩定狀態,失去電子較為困難,故第一電離能比同周期相鄰元素的第一電離能大
(3)2、3、1　Mg、Al、Na
4.(1)不同元素的原子　鍵合電子　鍵合電子　越大　(2)4.0　1.0　(3)①變大　變小?、谛∮?.8　大于1.8
5.右下方
[理解·辨析] (1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　
(6)√　(7)×　(8)√
關鍵能力提升
1.(1)>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　>　(6)>　>
2.S2->O2-　S2-電子層數多　Na+Fe3+　二者電子層、核電荷數相同,Fe2+核外電子數多
3.B　SO2中硫元素呈正價說明氧為負價,氧的非金屬性比硫強,故A正確;氫化物的酸性不能說明非金屬性的強弱,故B錯誤;元素的非金屬性越強,對應的氫化物越穩定,則氣態氫化物穩定性HF>HCl,非金屬性F>Cl,故C正確;元素的金屬性越強,最高價氧化物對應的水化物的堿性越強,則堿性NaOH>Al(OH)3,金屬性Na>Al,故D正確。
4.(1)>　>　>　>　(2)<　<　
(3)>　>　(4)<　<　(5)>　<　
5.C　由表中數據可知,R元素的第三電離能與第二電離能的差距最大,故最外層有2個電子,最高正價為+2價,位于第ⅡA族,可能為Be或Mg,故A、B、D錯誤;短周期第ⅡA族(ns2np0)的,因np軌道處于全空狀態,比較穩定,故其第一電離能大于同周期相鄰主族元素,故C正確。
6.【答案】 圖a　同一周期元素的第一電離能從左到右總體趨勢是依次升高的,但由于N的2p能級為半充滿狀態,相對較穩定,因此N的第一電離能較C、O兩種元素的高　圖b
【解析】 C、N、O、F四種元素在同一周期,同一周期元素的第一電離能從左向右總體趨勢是依次升高的,但由于N的2p能級為半充滿狀態,因此N的第一電離能較C、O兩種元素的高,因此C、N、O、F四種元素的第一電離能從小到大的順序為C7.A　氟原子半徑小,電子云密度大,兩個原子間的斥力較強,F—F不穩定,因此F—F的鍵能小于Cl—Cl的鍵能,與電負性無關,A符合題意;氟的電負性大于氯的電負性,F—C的極性大于Cl—C的極性,使F3C—的極性大于Cl3C—的極性,導致三氟乙酸的羧基中的羥基極性更大,更容易電離出氫離子,酸性更強,B不符合題意;氟的電負性大于氯的電負性,F—H的極性大于Cl—H的極性,導致HF分子極性強于HCl分子的極性,C不符合題意;氟的電負性大于氯的電負性,與氟原子相連的氫原子可以與另外的氟原子形成分子間氫鍵,因此氣態氟化氫中存在(HF)2,D不符合題意。
8.【答案】 (1)隨著原子序數的遞增,元素的電負性呈周期性變化,具體為同周期主族元素從左到右,元素電負性逐漸變大,同主族元素從上到下,元素電負性逐漸變小
(2)0.9~1.5
(3)A　BCD　測定各物質在熔融狀態下能否導電,若導電則為離子化合物,反之則為共價化合物
(4)負　Cl的電負性大于P,Cl對鍵合電子的吸引能力強
(5)非金屬性越強,電負性越大　向H2S或Na2S溶液中通入Cl2,溶液出現渾濁,說明Cl2的氧化性比S更強,則說明Cl的非金屬更強
【解析】 (1)由表格數據可推知,隨著原子序數的遞增,元素的電負性呈周期性變化;具體為同周期主族元素從左到右,元素電負性逐漸變大,同主族元素從上到下,元素電負性逐漸變小。
(2)根據電負性的遞變規律可知,在同周期中電負性NaMg>Ca,Mg電負性值的最小范圍應為0.9~1.5。
(3)根據已知條件及表中數值,Li3N中元素的電負性差值為2.0,大于1.7,形成離子鍵,為離子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC中元素的電負性差值分別為1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共價鍵,為共價化合物;共價化合物和離子化合物最大的區別在于熔融狀態下能否導電,離子化合物在熔融狀態下以離子形式存在,可以導電,但共價化合物卻不能,由此可設計實驗為測定各物質在熔融狀態下能否導電,若導電則為離子化合物,反之則為共價化合物。
(4)在P與Cl組成的化合物中,氯元素顯負價;由表格數據可知,Cl的電負性大于P,Cl對鍵合電子的吸引能力強。
(5)元素的電負性大小與元素非金屬性強弱的關系是非金屬性越強,電負性越大;可以通過比較S和Cl2的單質氧化性的強弱,進而比較氯元素與硫元素非金屬性的強弱,因為非金屬性越強,單質的氧化性越強,可以通過Cl2與硫化物的置換反應實現,實驗方案為向H2S或Na2S溶液中通入Cl2,溶液出現渾濁,說明Cl2的氧化性比S更強。
9.D　由題干圖示信息可知,X的最高正化合價為+1價,原子半徑最大,故X為Na,Y的最高正化合價為+2價,原子序數最小,Y為Be,Z的最高正化合價為+4價,原子半徑大于Y,故Z為Si,W的最高正化合價為+5價,原子半徑小于Y,W為N,P的最高正化合價為+6價,則P為S,Q的最高正化合價為+7價,則Q為Cl。Y為Be,故Y在元素周期表中位于s區,A錯誤;X為Na、Z為Si、P為S、Q為Cl,為同周期元素,從左往右第一電離能呈增大趨勢,故第一電離能Cl>S>Si>Na,即 Q>P>Z>X,B錯誤;Q為Cl、P為S、Z為Si,其最高價氧化物對應的水化物的酸性為HClO4>H2SO4>H2SiO3,即Q>P>Z,但不是最高價氧化物對應水化物的酸性則無此規律,如H2SO4>HClO,C錯誤;Z為Si、P為S、Q為Cl,為同周期元素,隨原子序數的增大電負性增強,電負性Cl>S>Si,即Q>P>Z,D正確。
真題驗收
1.C　同一周期主族元素從左至右,原子序數遞增、原子半徑遞減,氟原子在本周期主族元素中半徑最小,但氫原子半徑小于氟原子半徑,故A錯誤;同一周期主族元素從左至右,第一電離能有增大的趨勢,氟原子在本周期主族元素中第一電離能最大,但氦原子的第一電離能大于氟原子,故B錯誤;由同一周期主族元素從左至右電負性增強、同一主族從上至下電負性減弱可知,氟元素的電負性最強,故C正確;氟元素無正化合價,故D錯誤。
2.A　釔原子序數比Fe大13,為39號元素,位于元素周期表的第五周期第ⅢB族,A正確;鈣為20號元素,原子核外電子排布為1s22s22p63s23p64s2,基態鈣原子的核外電子填充在10個軌道中,B錯誤;同一主族元素隨原子序數變大,原子半徑變大,第一電離能變小,同一周期元素隨著原子序數變大,第一電離能變大,5種元素中,鈣第一電離能比鐵小,C錯誤;同周期主族元素從左到右,金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強,元素的電負性增大,同主族元素由上而下,金屬性逐漸增強,非金屬性逐漸減弱,元素電負性減小,5種元素中,電負性最大的是O,D錯誤。
3.B　電負性越大,元素的非金屬性越強,A不符合題意;最高價氧化物的熔點,與化學鍵或分子間作用力有關,與元素非金屬性無關,B符合題意;簡單氫化物的熱穩定性越強,元素非金屬性越強,C不符合題意;最高價氧化物對應的水化物的酸性越強,元素非金屬性越強,D不符合題意。
4.A　核外電子數相同時,核電荷數越大,半徑越小,故半徑大小為r(Al3+)χ(O),B錯誤;同周期主族元素,從左到右第一電離能呈增大趨勢,同主族元素,從上到下第一電離能呈減小趨勢,故電離能大小為I1(O)>I1(Na),C錯誤;元素的金屬性越強,其最高價氧化物對應水化物的堿性越強,故堿性強弱為NaOH>Al(OH)3,D錯誤。
5.A　W、X、Y、Z為原子序數依次增大的短周期元素,且能形成離子化合物W+[ZY6]-,則W為鋰元素或鈉元素;又由于W和X原子序數之和等于Y-的核外電子數,若W為鈉元素,X原子序數大于鈉,則W和X原子序數之和大于18,不符合題意,因此W只能為鋰元素;由于Y可形成Y-,故Y為第ⅦA族元素,且原子序數Z大于Y,故Y不可能為氯元素,因此Y為氟元素;X的原子序數為 10-3=7,X為氮元素;根據W、Y、Z形成離子化合物W+[ZY6]-可知,Z為磷元素。綜上所述,W為鋰元素,X為氮元素,Y為氟元素,Z為磷元素。由分析可知,X為氮元素,Z為磷元素,X和Z屬于同一主族,A項正確;由分析可知,X為氮元素,Y為氟元素,Z為磷元素,非金屬性F>N>P,B項錯誤;由分析可知,Y為氟元素,Z為磷元素,元素非金屬性越強,其氣態氫化物的穩定性越強,即氣態氫化物的穩定性HF>PH3,C項錯誤;由分析可知,W為鋰元素,X為氮元素,Y為氟元素,同周期主族元素原子半徑隨著原子序數的增大而減小,故原子半徑Li>N>F,D項錯誤。
6.C　侯氏制堿法主反應的化學方程式為NaCl+NH3+CO2+H2ONaHCO3↓+NH4Cl,則可推出W、X、Y、Z、Q、R分別為H、C、N、O、Na、Cl。一般原子的電子層數越多半徑越大,電子層數相同時,核電荷數越大,半徑越小,則原子半徑H7.C　由題意,Y、X、Q、Z為原子序數依次增大的短周期元素,其中具有正四面體空間結構,可知X為N,故Y為H,X為N;同時分析Z2結構,可知Q通常情況下應該形成兩個共價鍵,Q為ⅥA族元素,同時Z也形成5個共價鍵,Z為ⅤA族元素,故Q為O,Z為P。NH3和N中N都是sp3雜化,但是NH3中N有一個孤電子對,孤電子對對成鍵電子對的排斥作用更大,且NH3是三角錐形結構,N是正四面體結構,故鍵角NH3NH3>PH3,故簡單氫化物沸點Q>X>Z,B錯誤;同主族元素從上到下第一電離能減小,同周期元素從左到右第一電離能有增大的趨勢,但ⅤA族元素的第一電離能大于相鄰元素,故第一電離能N>O>Mn,C正確;Z的最高價氧化物對應的水化物為H3PO4,X的最高價氧化物對應的水化物為HNO3,前者為中強酸而后者為強酸,D錯誤。
8.(1)四?、鰾　Cr
(2)CD
(3)I1(O)>I1(S),氧原子半徑比硫原子的小,原子核對最外層電子的吸引力較大,較難失去一個電子
(4)3d64s2　O>Si>Fe>Mg　+2
(5)3d84s2　第四周期第Ⅷ族
(
第
16
頁
)(共119張PPT)
元素周期表　元素周期律
第2講
1.掌握元素周期表(長式)的編排原則和結構。
2.掌握元素周期律的內容和本質。
3.認識元素的原子半徑、第一電離能、電負性等元素性質的周期性變化。
4.能建立基于“位”“構”“性”關系的系統思維,分析和解決實際問題。
1.元素周期表的結構
(1)編排原則。
原子序數
最外層電子數
電子層數
(2)元素周期表的結構。
①周期(7個橫行,7個周期)。
項目 短周期 長周期
序號 一 二 三 四 五 六 七
元素種類 2 8 8 18 18 32 32
0族元素 原子序數 86 118
2
10
18
36
54
②族(18個縱列,16個族)。
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 縱列
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
18
2.原子結構與元素周期表的關系
(1)原子結構與周期的關系。
原子的最大能層數=周期序數。
(2)原子結構與族的關系。
族 價層電子排布式 規律
主 族 ⅠA、ⅡA 價層電子數=族序數
ⅢA～ⅦA
0族 (He除外) 最外層電子數=8
ns1～2
ns2np1～5
ns2np6
副 族 ⅠB、ⅡB 最外層ns軌道上的電子數=族序數
ⅢB～ⅦB (鑭系、錒系除外) 價層電子數=族序數
Ⅷ (鈀除外) 除0族元素外,若價層電子數分別為8、9、10,則分別是第Ⅷ族的8、9、10列
(n-1)d10ns1～2
(n-1)d1～5ns1～2
(n-1)d6～9ns1～2
3.原子結構與元素周期表分區
(1)元素周期表分區。
(2)各區價層電子排布特點。
分區 價層電子排布
s區 ns1～2
p區 ns2np1～6(除He外)
d區 (n-1)d1～9ns1～2(除鈀外)
ds區 (n-1)d10ns1～2
f區(鑭系、錒系) (n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2
4.元素周期表中的特殊位置
(1)金屬與非金屬的分界線。
②各區位置:分界線左下方為 ,分界線右上方為 。
③分界線附近元素的性質:既能表現出一定的 ,又能表現出一定的 。
金屬元素區
非金屬元素區
金屬性
非金屬性
(2)過渡元素:元素周期表中從第 族到第 族10個縱列共六十多種元素,這些元素都是金屬元素。
(3)鑭系:元素周期表第 周期中,57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。
(4)錒系:元素周期表第 周期中,89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。
(5)超鈾元素:在錒系元素中,92號元素鈾(U)以后的各種元素。
ⅢB
ⅡB
六
七
5.元素周期表的應用
(1)科學預測:為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了線索。
(2)尋找新材料。
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)元素周期表共18個縱列,18個族,7個周期。(　 　)
(2)所有非金屬元素都分布在p區。(　 　)
(3)包含元素種數最多的族是第Ⅷ族。(　 　)
(4)原子最外層電子排布式為4s2的元素一定位于第ⅡA族。(　 　)
(5)過渡元素都是金屬元素,且均由副族元素組成。(　 　)
√
×
×
×
×
(6)基態原子價層電子排布式為3d104s1的元素為 s區元素。(　 　)
(7)價層電子排布式為4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族,是p區元素。
(　 　)
(8)短周期元素中,最外層電子數是2的元素一定是第ⅡA族元素。(　 　)
×
√
×
一、元素周期表的結構
1.請在下表中畫出元素周期表的輪廓,并在表中按要求完成下列問題:
(1)標出族序數、周期序數。
(2)將主族元素前四周期的元素符號補充完整。
(3)畫出金屬與非金屬的分界線,并用陰影表示出過渡元素的位置。
(4)標出鑭系、錒系的位置。
(5)寫出各周期元素的種類。
(6)寫出稀有氣體元素的原子序數,標出113號～117號元素的位置。
【答案】
2.下列關于原子核外電子排布與元素在周期表中位置關系的表述正確的是(　　)
[A] 原子的價層電子排布式為ns2np1～6的元素一定是主族元素
[B] 基態原子的p能級上有5個電子的元素一定是第ⅦA族元素
[C] 原子的價層電子排布式為(n-1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB族～
第ⅦB族
[D] 基態原子的N層上只有1個電子的元素一定是主族元素
B
【解析】 0族元素原子的價層電子排布式為1s2(氦)或ns2np6,故A錯誤;原子的價層電子排布式為(n-1)d6～8ns2的元素位于第Ⅷ族,故C錯誤;基態原子的N層上只有1個電子的元素除了主族元素外,還有部分副族元素,如Cu、Cr,故D錯誤。
3.根據元素周期表的結構確定各元素原子序數之間的關系。
(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,原子序數分別為m、n,則m、n的關系可能為　 。
(2)若甲、乙是元素周期表中同一主族相鄰周期的兩種元素(其中甲在上一周期),若甲的原子序數為x,則乙的原子序數可能是 　　　　 　　　　　　。
(3)若A、B是相鄰周期同主族元素(A在B的上一周期),A、B所在周期分別有m種和n種元素,A的原子序數為x,B的原子序數為y,則x、y的關系可能為
　　　　　　　 　　。
n=m+5、n=m+15、n=m+29
x+2、x+8、x+18、x+32
y=x+m、y=x+n
(4)下列各表為元素周期表中的一部分,表中數字為原子序數,其中M的原子序數為37的是　　　(填字母)。
19
M
55
20
M
56
26 28
M
17
M
53
A B C D
B
歸納拓展
元素周期表中元素原子序數的序差規律
(1)同周期第ⅡA族與第ⅢA族元素的原子序數之差有以下三種情況:
周期 原子序數之差 原因
二、三周期 1 -
四、五周期 11 增加副族10種元素
六、七周期 25 增加鑭系、錒系14種元素
歸納拓展
(2)相鄰周期,同一主族元素的原子序數可能相差2、8、18、32。同一主族相鄰元素位置如圖:
m和n表示A、B所在周期容納的元素數。
①A、B在第ⅠA族或第ⅡA族時,y=x+m。
②A、B在第ⅢA族～ⅦA族時,y=x+n。
二、元素周期表的應用
4.(2024·河南南陽月考)部分元素在元素周期表中的分布如下(虛線為金屬元素與非金屬元素的分界線),下列說法不正確的是(　　)
[A] B只能得電子,不能失電子
[B] 原子半徑:Ge>Si
[C] As可作為半導體材料
[D] Po位于第六周期第ⅥA族
A
【解析】 B位于金屬元素與非金屬元素的分界線附近,既能得電子,也能失電子,故A不正確;同一主族元素,從上到下,原子半徑逐漸增大,所以原子半徑Ge>Si,故B正確;As位于金屬元素與非金屬元素的分界線附近,可作為半導體材料,故C正確;由題圖可知,Po為主族元素,位于元素周期表中第六周期第ⅥA族,故D正確。
5.元素周期表和元素周期律可指導人們進行規律性推測和判斷。下列說法中不合理的是(　　)
[A] 若aX2+和bY-的核外電子層結構相同,則原子序數:a=b+3
[B] HCl酸性比H2SiO3強,則元素的非金屬性:Cl>Si
[C] 硅、鍺都位于金屬元素與非金屬元素的交界處,都可用作半導體材料
B
6.已知下列元素基態原子的核外電子排布,分別判斷其元素符號、原子序數并指出其在元素周期表中的位置。
元素 元素 符號 原子 序數 區 周期 族
A:1s22s22p63s1 　 　 　 　 　
B: 　 　 　 　 　
Na
11
s
三
ⅠA
Fe
26
d
四
Ⅷ
C:價層電子排布 式為3d104s1 　 　 　 　 　
D:[Ne]3s23p4 　 　 　 　 　
E:價層電子 軌道表示式為 　 　 　 　 　
Cu
29
ds
四
ⅠB　
S
16
p
三
ⅥA
Cl
17
p
三
ⅦA
1.元素周期律
原子序數
原子的核外電子排布
2.主族元素周期性變化規律
項目 同周期(從左到右) 同主族
(從上到下)
原子 結構 電子層數
最外層電子數 依次增加
原子半徑
相同
依次增加
逐漸減小
相同
逐漸增大
元素 性質 金屬性
非金 屬性
化合價 最高正化合價:+1→+7(O、F除外),最低負化合價= (H為-1價) 相同,最高正化合價=
(O、F除外)
逐漸減弱
逐漸增強
逐漸增強
逐漸減弱
主族序數-8
主族序數
化合 物性質 最高價氧化物對應水化物的酸堿性 酸性 ,堿性 酸性 ,堿性
簡單氣態氫化物的穩定性
逐漸增強
逐漸減弱
逐漸減弱
逐漸增強
逐漸增強
逐漸減弱
3.電離能
(1)第一電離能:氣態基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的 ,符號為 ,單位為 。
(2)電離能變化規律。
①同周期元素:從左到右,第一電離能呈 的趨勢,其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能要大于相鄰元素。
②同族元素:從上到下第一電離能逐漸 。
③同種原子:逐級電離能越來越大。
最低能量
I1
kJ·mol-1
增大
減小
(3)應用。
應用 應用方法
判斷元素金屬性的強弱 電離能越小,金屬越容易失去電子,金屬性越強
判斷元素的化合價 如果某元素的In+1 In,則該元素的常見化合價為+n
確定核外電子的分層排布 當電離能變化出現突變時,電子層數就可能發生變化
[示例] (1)如圖是1～20號元素第一電離能變化的曲線圖。請分別歸納同周期、同主族元素第一電離能變化的規律,并分析原因:
　。
同周期元素從左到右,元素第一電離能呈增大
趨勢,原因是同周期元素從左到右,核電荷數增大,原子半徑減小,原子失去電子越來越困難。同主族元素從上到下,元素第一電離能逐漸減小,原因是同主族元素從上到下,核電荷數增大,原子半徑也逐漸增大,導致最外層電子離核越來越遠,原子核對核外電子的吸引力逐漸減小,原子失電子能力增強
(2)圖中前20號元素中,有4種元素第一電離能不符合同周期變化趨勢,寫出這4種元素的元素符號及其價層電子排布式,分析發生該現象的原因:
　。
Be:2s2;N:2s22p3;Mg:3s2;P:3s23p3。發生該現象的原因是它們原子核外價層電子排布處于半充滿或全滿的穩定狀態,失去電子較為困難,故第一電離能比同周期相鄰元素的第一電離能大
(3)下表是第三周期三種元素的逐級電離能數據。分析可知X、Y、Z三種元素最外層電子數分別是　　　 　;這三種元素分別是　　 　　。
元素 X Y Z
電離能/ (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.電負性
(1)定義:用來描述 在形成化學鍵時對 吸引力的大小,電負性越大的原子,對 的吸引力 。
(2)標準:以氟的電負性為 和鋰的電負性為 作為相對標準,得出了各元素的電負性(稀有氣體未計)。
不同元素的原子
鍵合電子
鍵合電子
越大
4.0
1.0
(3)變化規律。
①在元素周期表中,一般來說,同周期元素從左至右,電負性逐漸 ,同主族元素從上至下,電負性逐漸 。
②金屬元素的電負性一般 ,非金屬元素的電負性一般 ,而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右,它們既有金屬性又有非金屬性。
變大
變小
小于1.8
大于1.8
5.對角線規則
在元素周期表中,某些主族元素與 的主族元素的有些性質是相
似的,如 。
右下方
[理解·辨析] 判斷正誤
(1)同周期元素,從左到右原子半徑和離子半徑都逐漸減小。(　 　)
(2)元素的原子得電子越多,非金屬性越強,失電子越多,金屬性越強。(　 　)
(3)金屬元素的電負性一定小于非金屬元素的電負性。(　 　)
(4)主族元素的電負性越大,元素原子的第一電離能一定越大。(　 　)
×
×
×
×
(5)元素的電負性越大,非金屬性越強,第一電離能也越大。(　 　)
(6)元素的氣態氫化物越穩定,非金屬性越強。(　 　)
(7)H2SO4是強酸而HClO是弱酸,所以S的非金屬性比Cl強。(　 　)
(8)共價化合物中,成鍵元素電負性大的表現為負價。(　 　)
×
√
×
√
一、粒子半徑的大小比較
1.比較下列粒子半徑的大小(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.比較下列粒子的半徑大小,并做出解釋。
粒子 半徑大小 原因
S2-與O2-
Na+與F-
Fe2+與Fe3+
S2->O2-
S2-電子層數多
Na+二者電子層數相同,Na+核電荷數較大　
Fe2+>Fe3+
二者電子層、核電荷數相同,Fe2+核外電子數多
歸納拓展
粒子半徑大小比較方法
類別 粒子半徑的變化 舉例
同周期(除0族外) 從左往右,原子半徑逐漸減小 Na>Mg>Al
同主族 電子層數越多,半徑越大 Li具有相同核外電子排布的粒子 核電荷數越大,半徑越小 Al3+同種元素形成的粒子 陽離子<原子<陰離子,價態越高,粒子的半徑越小 H+二、元素金屬性和非金屬性的比較
3.下列事實不能說明元素的金屬性或非金屬性相對強弱的是(　　)
[A] SO2中硫元素呈正價
[B] 酸性:HI>HCl
[C] 氣態氫化物的熱穩定性:HF>HCl
[D] 堿性:NaOH>Al(OH)3
B
【解析】 SO2中硫元素呈正價說明氧為負價,氧的非金屬性比硫強,故A正確;氫化物的酸性不能說明非金屬性的強弱,故B錯誤;元素的非金屬性越強,對應的氫化物越穩定,則氣態氫化物穩定性HF>HCl,非金屬性F>Cl,故C正確;元素的金屬性越強,最高價氧化物對應的水化物的堿性越強,則堿性NaOH>
Al(OH)3,金屬性Na>Al,故D正確。
4.根據元素周期律比較下列各組性質(用“>”或“<”填空)。
(1)金屬性:K　　　　Na　　　　Mg。
非金屬性:F　　　　O　　　　S。
(2)堿性:Mg(OH)2　　　Ca(OH)2　　　KOH。
(3)酸性:HClO4　　　　H2SO4　　　　HClO。
(4)熱穩定性:CH4　　　　NH3　　　　H2O。
(5)還原性:HBr　　　　HCl;I-　　　　S2-。
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歸納拓展
元素金屬性、非金屬性強弱的比較原則
(1)金屬性。
①單質與水或非氧化性酸反應制取氫氣越容易,金屬性越強。
②單質還原性越強或陽離子氧化性越弱,金屬性越強。
③最高價氧化物對應水化物的堿性越強,金屬性越強。
(2)非金屬性。
①與H2化合越容易,氣態氫化物越穩定,非金屬性越強。
②最高價氧化物對應水化物的酸性越強,非金屬性越強。
三、電離能及其應用
5.下表列出了某短周期元素R的各級電離能數據(用I1、I2……表示,單位為kJ/mol)。
各級電離能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
下列關于元素R的判斷中一定正確的是(　　)
[A] R的最高正價為+3價
[B] R元素位于元素周期表中第ⅡB族
[C] R元素第一電離能大于同周期相鄰元素
[D] R元素基態原子的電子排布式為1s22s2
C
【解析】 由表中數據可知,R元素的第三電離能與第二電離能的差距最大,故最外層有2個電子,最高正價為+2價,位于第ⅡA族,可能為Be或Mg,故A、B、D錯誤;短周期第ⅡA族(ns2np0)的,因np軌道處于全空狀態,比較穩定,故其第一電離能大于同周期相鄰主族元素,故C正確。
6.(2022·全國甲卷,35節選)圖a、b、c分別表示C、N、O和F的逐級電離能I變化趨勢(縱坐標的標度不同)。第一電離能的變化圖是　　 　　(填標號),判斷的根據是
　　　　　　　　　 　　　　　　　　 　;第三電離能的變化圖是　　　　(填標號)。
圖a
同一周期元素的第一電離能從左到右總體趨勢是依次升高的,但由于N的2p能級為半充滿狀態,相對較穩定,因此N的第一電離能較C、O兩種元素的高
圖b
【解析】 C、N、O、F四種元素在同一周期,同一周期元素的第一電離能從左向右總體趨勢是依次升高的,但由于N的2p能級為半充滿狀態,因此N的第一電離能較C、O兩種元素的高,因此C、N、O、F四種元素的第一電離能從小到大的順序為C四、電負性及其應用
7.(2023·北京卷,10)下列事實不能通過比較氟元素和氯元素的電負性進行解釋的是(　　)
[A] F—F的鍵能小于Cl—Cl的鍵能
[B] 三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka
[C] 氟化氫分子的極性強于氯化氫分子的極性
[D] 氣態氟化氫中存在(HF)2,而氣態氯化氫中是HCl分子
A
【解析】 氟原子半徑小,電子云密度大,兩個原子間的斥力較強,F—F不穩定,因此F—F的鍵能小于Cl—Cl的鍵能,與電負性無關,A符合題意;氟的電負性大于氯的電負性,F—C的極性大于Cl—C的極性,使F3C—的極性大于Cl3C—的極性,導致三氟乙酸的羧基中的羥基極性更大,更容易電離出氫離子,酸性更強,B不符合題意;氟的電負性大于氯的電負性,F—H的極性大于Cl—H的極性,導致HF分子極性強于HCl分子的極性,C不符合題意;氟的電負性大于氯的電負性,與氟原子相連的氫原子可以與另外的氟原子形成分子間氫鍵,因此氣態氟化氫中存在(HF)2,D不符合題意。
8.物質之間的變化體現了化學之美。已知元素的電負性和元素的化合價一樣,也是元素的一種基本性質。下面給出14種元素的電負性:
元素 Al B Be C Cl F Li
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
電負性 　 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
已知:兩成鍵元素間電負性差值大于1.7時,形成離子鍵,兩成鍵元素間電負性差值小于1.7時,形成共價鍵。
(1)根據表中給出的數據,可推知元素的電負性具有的變化規律是
　 。
序數的遞增,元素的電負性呈周期性變化,具體為同周期主族元素從左到右,元素電負性逐漸變大,同主族元素從上到下,元素電負性逐漸變小
隨著原子
【解析】 (1)由表格數據可推知,隨著原子序數的遞增,元素的電負性呈周期性變化;具體為同周期主族元素從左到右,元素電負性逐漸變大,同主族元素從上到下,元素電負性逐漸變小。
(2)通過分析電負性值變化規律,確定鎂元素電負性值的最小范圍是
　　　 　　。
【解析】 (2)根據電負性的遞變規律可知,在同周期中電負性NaMg>Ca,Mg電負性值的最小范圍應為0.9～1.5。
0.9～1.5
(3)判斷下列物質是離子化合物還是共價化合物:
A.Li3N B.BeCl2
C.AlCl3 D.SiC
屬于離子化合物的是　　　　　(填字母,下同);屬于共價化合物的是
　　 　　　;請設計一個實驗方案證明上述所得到的結論:
　 　 。
A
BCD　
測定各物質在熔融狀態下能否導電,若導電則為離子化合物,反之則為共價化合物
【解析】 (3)根據已知條件及表中數值,Li3N中元素的電負性差值為2.0,大于1.7,形成離子鍵,為離子化合物;BeCl2、AlCl3、SiC中元素的電負性差值分別為1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共價鍵,為共價化合物;共價化合物和離子化合物最大的區別在于熔融狀態下能否導電,離子化合物在熔融狀態下以離子形式存在,可以導電,但共價化合物卻不能,由此可設計實驗為測定各物質在熔融狀態下能否導電,若導電則為離子化合物,反之則為共價化合物。
(4)在P與Cl組成的化合物中,氯元素顯　　　　(填“正”或“負”)價,理由是　 　。
負
Cl的電負性大于P,Cl對鍵合電子的吸引能力強
【解析】 (4)在P與Cl組成的化合物中,氯元素顯負價;由表格數據可知,Cl的電負性大于P,Cl對鍵合電子的吸引能力強。
(5)根據你對元素周期表中元素非金屬性的遞變規律的認識,分析元素的電負性大小與元素非金屬性強弱的關系是　　　　　　　　　　　　　,請設計實驗證明氯元素與硫元素非金屬性的強弱:
　。
非金屬性越強,電負性越大
向H2S或Na2S溶液中通入
Cl2,溶液出現渾濁,說明Cl2的氧化性比S更強,則說明Cl的非金屬更強
【解析】 (5)元素的電負性大小與元素非金屬性強弱的關系是非金屬性越強,電負性越大;可以通過比較S和Cl2的單質氧化性的強弱,進而比較氯元素與硫元素非金屬性的強弱,因為非金屬性越強,單質的氧化性越強,可以通過Cl2與硫化物的置換反應實現,實驗方案為向H2S或Na2S溶液中通入Cl2,溶液出現渾濁,說明Cl2的氧化性比S更強。
歸納拓展
電負性的三大應用
五、元素性質的綜合考查
9.(2024·廣東惠州調研)X、Y、Z、W、P、Q為短周期元素,其中Y的原子序數最小,它們的最高正化合價與原子半徑關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
[A] Y在元素周期表中位于p區
[B] 第一電離能:Z>P>Q>X
[C] 氧化物對應水化物的酸性:Q>P>Z
[D] 電負性:Q>P>Z
D
【解析】 由題干圖示信息可知,X的最高正化合價為+1價,原子半徑最大,故X為Na,Y的最高正化合價為+2價,原子序數最小,Y為Be,Z的最高正化合價為+4價,原子半徑大于Y,故Z為Si,W的最高正化合價為+5價,原子半徑小于Y,W為N,P的最高正化合價為+6價,則P為S,Q的最高正化合價為+7價,則Q為Cl。Y為Be,故Y在元素周期表中位于s區,A錯誤;X為Na、Z為Si、P為S、Q為Cl,為同周期元素,從左往右第一電離能呈增大趨勢,故第一電離能Cl>S>Si>Na,即 Q>P>Z>X,B錯誤;Q為Cl、P為S、Z為Si,其最高價氧化物對應的水化物的酸性為HClO4>H2SO4>H2SiO3,即Q>P>Z,但不是最高價氧化物對應水化物的酸性則無此規律,如H2SO4>HClO,C錯誤;Z為Si、P為S、Q為Cl,為同周期元素,隨原子序數的增大電負性增強,電負性Cl>S>Si,即Q>P>Z,D正確。
1.(2024·上海卷,1)下列關于氟元素的性質說法正確的是(　　)
[A] 原子半徑最小
[B] 原子第一電離能最大
[C] 元素的電負性最強
[D] 最高正化合價為+7
C
【解析】 同一周期主族元素從左至右,原子序數遞增、原子半徑遞減,氟原子在本周期主族元素中半徑最小,但氫原子半徑小于氟原子半徑,故A錯誤;同一周期主族元素從左至右,第一電離能有增大的趨勢,氟原子在本周期主族元素中第一電離能最大,但氦原子的第一電離能大于氟原子,故B錯誤;由同一周期主族元素從左至右電負性增強、同一主族從上至下電負性減弱可知,氟元素的電負性最強,故C正確;氟元素無正化合價,故D錯誤。
2.(2023·重慶卷,6)“嫦娥石”是中國首次在月球上發現的新礦物,其主要由Ca、Fe、P、O和Y(釔,原子序數比Fe大13)組成,下列說法正確的是(　　)
[A] Y位于元素周期表的第ⅢB族
[B] 基態鈣原子的核外電子填充在6個軌道中
[C] 5種元素中,第一電離能最小的是Fe
[D] 5種元素中,電負性最大的是P
A
【解析】 釔原子序數比Fe大13,為39號元素,位于元素周期表的第五周期第ⅢB族,A正確;鈣為20號元素,原子核外電子排布為1s22s22p63s23p64s2,基態鈣原子的核外電子填充在10個軌道中,B錯誤;同一主族元素隨原子序數變大,原子半徑變大,第一電離能變小,同一周期元素隨著原子序數變大,第一電離能變大,5種元素中,鈣第一電離能比鐵小,C錯誤;同周期主族元素從左到右,金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強,元素的電負性增大,同主族元素由上而下,金屬性逐漸增強,非金屬性逐漸減弱,元素電負性減小,5種元素中,電負性最大的是O,D錯誤。
3.(2023·天津卷,5)下列性質不能用于判斷C、Si的非金屬性強弱的是(　　)
[A] 元素的電負性
[B] 最高價氧化物的熔點
[C] 簡單氫化物的熱穩定性
[D] 最高價氧化物對應的水化物的酸性
B
【解析】 電負性越大,元素的非金屬性越強,A不符合題意;最高價氧化物的熔點,與化學鍵或分子間作用力有關,與元素非金屬性無關,B符合題意;簡單氫化物的熱穩定性越強,元素非金屬性越強,C不符合題意;最高價氧化物對應的水化物的酸性越強,元素非金屬性越強,D不符合題意。
4.(2022·江蘇卷,3)工業上電解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得鋁。下列說法正確的是(　　)
[A] 半徑大小:r(Al3+)[B] 電負性大小:χ(F)<χ(O)
[C] 電離能大小:I1(O)[D] 堿性強弱:NaOHA
【解析】 核外電子數相同時,核電荷數越大,半徑越小,故半徑大小為r(Al3+)χ(O),B錯誤;同周期主族元素,從左到右第一電離能呈增大趨勢,同主族元素,從上到下第一電離能呈減小趨勢,故電離能大小為I1(O)>I1(Na),C錯誤;元素的金屬性越強,其最高價氧化物對應水化物的堿性越強,故堿性強弱為NaOH>Al(OH)3,D錯誤。
5.(2024·全國甲卷,11)W、X、Y、Z為原子序數依次增大的短周期元素。W和X原子序數之和等于Y-的核外電子數,化合物W+[ZY6]-可用作化學電源的電解質。下列敘述正確的是(　　)
[A] X和Z屬于同一主族
[B] 非金屬性:X>Y>Z
[C] 氣態氫化物的穩定性:Z>Y
[D] 原子半徑:Y>X>W
A
【解析】 W、X、Y、Z為原子序數依次增大的短周期元素,且能形成離子化合物W+[ZY6]-,則W為鋰元素或鈉元素;又由于W和X原子序數之和等于Y-的核外電子數,若W為鈉元素,X原子序數大于鈉,則W和X原子序數之和大于18,不符合題意,因此W只能為鋰元素;由于Y可形成Y-,故Y為第ⅦA族元素,且原子序數Z大于Y,故Y不可能為氯元素,因此Y為氟元素;X的原子序數為 10-3=7,X為氮元素;根據W、Y、Z形成離子化合物W+[ZY6]-可知,Z為磷元素。綜上所述,W為鋰元素,X為氮元素,Y為氟元素,Z為磷元素。由分析可知,X為氮元素,Z為磷元素,X和Z屬于同一主族,A項正確;由分析可知,X為氮元素,Y為氟元素,Z為磷元素,非金屬性F>N>P,B項錯誤;由分析可知,Y為氟元素,Z為磷元素,元素非金屬性越強,其氣態氫化物的穩定性越強,即氣態氫化物的穩定性HF>PH3,C項錯誤;由分析可知,W為鋰元素,X為氮元素,Y為氟元素,同周期主族元素原子半徑隨著原子序數的增大而減小,故原子半徑Li>N>F,D項錯誤。
[A] 原子半徑:W[B] 第一電離能:X[C] 單質沸點:Z[D] 電負性:WC
C
[B] 簡單氫化物沸點:X>Q>Z
[C] 第一電離能:X>Q>Mn
[D] 最高價氧化物對應的水化物酸性:Z>X
8.完成下列題目。
(1)(2024·山東卷)Mn在元素周期表中位于第　　　周期　　　族;同周期中,基態原子未成對電子數比Mn多的元素是　　　(填元素符號)。
(2)(2024·浙江1月選考)下列說法正確的是　　　(填字母)。
A.電負性:B>N>O
B.離子半徑:P3-C.第一電離能:GeD.基態Cr2+的簡化電子排布式:[Ar]3d4
四
ⅦB
Cr
CD
(3)(2023·北京卷)比較硫原子和氧原子的第一電離能大小,從原子結構的角度說明理由:
　 。
(4)(2023·全國乙卷)中國第一輛火星車“祝融號”成功登陸火星。探測發現火星上存在大量橄欖石礦物(MgxFe2-xSiO4)?；鶓BFe的價層電子排布式為　　　　　。橄欖石中,各元素電負性大小順序為　　　　　　　　,鐵的化合價為　　　　。
(5)(2022·山東卷)基態Ni的價層電子排布式為　　　　　　,在元素周期表中位置為　　　　　 　　　。
I1(O)>I1(S),氧原子半徑比硫原子的小,原子核對最外層電子的吸引力較大,較難失去一個電子
3d64s2
O>Si>Fe>Mg
+2
3d84s2
第四周期第Ⅷ族
課時作業21　元素周期表　元素周期律
(時間:30分鐘　滿分:100分)
一、選擇題(共12小題,1～6小題每小題5分,7～12小題每小題6分,共66分)
1.元素周期表共有18個縱列,從左到右排為1～18縱列,即堿金屬為第1縱列,稀有氣體元素為第18縱列。按這種規定,下列說法正確的是(　　)
[A] 第9縱列元素中沒有非金屬元素
[B] 只有第2縱列的元素原子最外層電子排布為ns2
[C] 第四周期第9縱列元素是鐵元素
[D] 第10、11縱列為ds區
A
【解析】 第9縱列元素為第Ⅷ族,都是金屬元素,沒有非金屬元素,A正確;第2縱列的元素原子最外層電子排布為ns2,此外He核外電子排布是1s2,也符合該最外層電子排布,B錯誤;第四周期第 9縱列元素是Co,C錯誤;第11、12縱列為ds區,D錯誤。
2.根據元素周期表和元素周期律分析下面的推斷,其中正確的是(　　)
[A] 最外層電子數為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間最高正化合價和最低負化合價是完全相同的
[C] 元素周期表中位于金屬和非金屬元素的交界處,容易找到用于半導體材料的元素
[D] 元素性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性變化的原因是元素的原子半徑呈周期性變化
C
【解析】 最外層電子數是2的元素可能為He或第ⅡB族元素,不一定為
第ⅡA族元素,故A錯誤;元素周期表中同主族的各元素間最高正化合價和最低負化合價不一定完全相同,如氯的最高正化合價為+7價,而同主族的氟無正化合價,故B錯誤;在金屬和非金屬交界區域的元素通常既具有金屬性又具有非金屬性,可以用作良好的半導體材料,如硅、鍺等,故C正確;由原子的核外電子排布可知,隨原子序數的遞增,最外層電子數呈現周期性的變化而引起元素性質的周期性變化,即原子的核外電子排布的周期性變化是引起元素性質周期性變化的決定因素,故D錯誤。
3.下列性質的比較,不能用元素周期律解釋的是(　　)
[A] 酸性:HClO4>H2SO3>H2SiO3
[B] 堿性:KOH>NaOH>LiOH
[C] 熱穩定性:H2O>H2S>PH3
[D] 非金屬性:F>O>N
A
【解析】 元素的非金屬性越強,其最高價氧化物對應的水化物的酸性越強,由于硫元素最高價氧化物對應的水化物是H2SO4,不是H2SO3,因此不能根據元素周期律判斷其酸性,A符合題意;同一主族元素的金屬性隨原子序數的增大而增強,元素的金屬性越強,其最高價氧化物對應的水化物的堿性越強,元素的金屬性K>Na>Li,所以堿性KOH>NaOH>LiOH,B不符合題意;同一周期主族元素的非金屬性隨原子序數的增大而增強,同一主族元素的非金屬性隨原子序數的增大而減弱,元素的非金屬性越強,其簡單氫化物的穩定性就越強,元素的非金屬性O>S>P,所以簡單氫化物的熱穩定性H2O>H2S>PH3,C不符合題意;同一周期主族元素的非金屬性隨原子序數的增大而增強,所以元素的非金屬性F>O>N,D不符合題意。
4.(2024·江蘇宿遷一模)Ge、As、Se位于元素周期表第四周期。下列說法正確的是(　　)
[A] 原子半徑:r(Ge)[B] 第一電離能:I1(Ge)[C] 元素電負性:χ(Ge)<χ(Se)<χ(As)
[D] 可在周期表中Se附近尋找優良的催化劑材料
B
【解析】 同周期主族元素從左到右,原子半徑逐漸減小,則原子半徑r(Ge)>r(As)>r(Se),故A項錯誤;同周期主族元素從左到右,第一電離能呈增大趨勢,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能大于同周期相鄰元素,則第一電離能I1(Ge)B
5.根據表(部分短周期元素的原子半徑及主要化合價)中信息,下列敘述正確的是(　　)
元素代號 A B C D E
原子半徑/nm 0.186 0.143 0.089 0.104 0.074
主要化合價 +1 +3 +2 +6、-2 -2
[A] E2-與B3+的核外電子數不可能相等
[B] 離子半徑:A+[C] 最高價氧化物對應的水化物的堿性:A[D] 簡單氫化物的穩定性:D>E
【解析】 由表中數據可知,A為Na,B為Al,C為Be,D為S,E為O。E2-(O2-)與B3+(Al3+)的核外電子數都為10,A錯誤;離子半徑Na+H2S,D錯誤。
6.R、X、Y、Z四種元素位于周期表前四周期,圖中粗實線為金屬與非金屬的分界線。下列說法正確的是(　　)
[A] 簡單離子半徑:Y>X
[B] 電負性:X>R>Z
[C] 第一電離能:R[D] Y單質與R的最高價氧化物對應的水化物不反應
B
7.(2022·遼寧卷,5)短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序數依次增大。基態X、Z、Q原子均有兩個單電子,W簡單離子在同周期離子中半徑最小,Q與Z同主族。下列說法錯誤的是(　　)
[A] X能與多種元素形成共價鍵
[B] 簡單氫化物沸點:Z[C] 第一電離能:Y>Z
[D] 電負性:WB
【解析】 短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序數依次增大,W簡單離子在同周期離子中半徑最小,說明W為第三周期元素Al。短周期元素的基態原子中有兩個單電子,可分類討論,①為第二周期元素時,最外層電子排布為2s22p2或2s22p4,即C或O;②為第三周期元素時,最外層電子排布為3s23p2或3s23p4,即Si或S。Q與Z同主族,結合原子序數大小關系可知,X、Z、Q分別為C、O和S,則Y為N。X為C,能與多種元素(H、O、N、P、S等)形成共價鍵,A正確;Z和Q形成的簡單氫化物分別為H2O和H2S,由于H2O分子間能形成氫鍵,故H2O的沸點高于H2S的,B錯誤;Y為N,Z為O,N的最外層p軌道電子為半充滿結構,比較穩定,故第一電離能N比O大,C正確;W為Al,Z為O,O的電負性更大,D正確。
8.已知X、Y都是主族元素,I為電離能,單位是 kJ/mol。根據表中數據判斷,下列說法錯誤的是(　　)
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的常見化合價是+1
[B] 元素Y是第ⅢA族元素
[C] 元素X與氯形成化合物時,化學式可能是XCl
[D] 若元素Y處于第三周期,它可與冷水劇烈反應
【解析】 X、Y都是主族元素,I是電離能,X的第一電離能和第二電離能相差較大,說明X原子最外層電子數為1,X為第ⅠA族元素,則其常見化合價為+1,故A正確;Y的第三電離能和第四電離能相差較大,說明Y原子最外層電子數為3,則Y是第ⅢA族元素,故B正確;X的常見化合價為+1,與Cl形成化合物的化學式可能是XCl,故C正確;如果Y是第三周期元素,最外層有3個電子,則Y為Al,單質鋁和冷水不反應,故D錯誤。
9.如圖曲線a、b、c表示的是C、Si、P的逐級電離能,下列物理量由大到小的順序正確的是(　　)
[A] 原子序數:c>b>a
[B] 簡單氣態氫化物的穩定性:c>a>b
[C] 最高價氧化物對應水化物的酸性:b>a>c
[D] 電負性:b>c>a
C
【解析】 C和Si是同主族元素,C的第一電離能大于Si的,P的第四電離能遠大于第三電能,可推斷曲線b為磷,曲線a為碳,曲線c為硅。C是6號元素,Si是14號元素,P是15號元素,原子序數P>Si>C,即原子序數b>c>a,A錯誤;元素非金屬性越強,其對應的簡單氣態氫化物穩定性就越強,元素的非金屬性P>C>Si,則簡單氣態氫化物穩定性b>a>c,B錯誤;元素的非金屬性越強,其最高價氧化物對應水化物酸性越強,則最高價氧化物對應水化物酸性,b>a>c,
C正確;元素的電負性C>P>Si,即a>b>c,D錯誤。
10.(2024·湖北武漢漢陽一模)X、Y、Z、W、M是原子序數依次增大的短周期主族元素,且位于三個不同周期,Z與Y和W都相鄰,且Y、Z、W三種元素原子的最外層電子數之和為16。下列說法錯誤的是(　　)
[A] 原子半徑:Z>W>M>X
[B] Z和W都有多種同素異形體
[C] 最高價氧化物對應水化物的酸性:Y[D] X與其他四種元素都可以形成18電子分子
C
11.(2024·江蘇模擬)W、X、Y、Z、M五種短周期元素,原子序數依次增大。X元素焰色試驗呈黃色,Z是地殼中含量最多的金屬元素,M元素原子最外層電子數比次外層少一個,W是電負性最大的元素。下列說法正確的是(　　)
[A] X元素在元素周期表中位于p區
[B] 第一電離能: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的氣態氫化物和M元素最高價氧化物對應的水化物都是強酸
B
【解析】 W、X、Y、Z、M五種短周期元素,原子序數依次增大,X元素焰色試驗呈黃色,X為Na,Z是地殼中含量最多的金屬元素,Z為Al,M元素原子最外層電子數比次外層少一個,M為Cl,W是電負性最大的元素,W為F,則Y為Mg。Na位于元素周期表的s區,A錯誤;同周期主族元素從左到右,第一電離能呈增大的趨勢,但是Mg的3s軌道全充滿,較為穩定,第一電離能大于同周期相鄰元素,則第一電離能Cl>Mg>Al,B正確;Y為Mg,在元素周期表中位于第三周期第ⅡA族,C錯誤;F的氣態氫化物為HF,HF為弱酸,D錯誤。
12.化合物甲[YW(XV4)2]和化合物乙(ZXV4)常用于游泳池的凈水和消毒。V、W、X、Y、Z原子序數依次增大,V、X在元素周期表中同族且相鄰,其中V元素在地殼中含量最高;基態W原子有7種空間運動狀態不同的電子,基態Y原子的價層電子排布式為4s1,Z位于元素周期表第四周期ds區,基態時有1個單電子。下列說法正確的是(　　)
[A] 簡單離子半徑:X>Y
[B] 簡單氫化物穩定性:V[C] 基態Z原子的簡化電子排布式為[Ar]3d94s2
[D] 最高價氧化物對應水化物堿性最強的是W
A
【解析】 V、W、X、Y、Z原子序數依次增大,V、X在元素周期表中同族且相鄰,其中V元素在地殼中含量最高,V為O、X為S;基態W原子有7種空間運動狀態不同的電子,則W為Al;基態Y原子的價層電子排布式為4s1,Y為K;Z位于元素周期表第四周期ds區,基態時有1個單電子,Z為Cu。電子層數相同時,核電荷數越大,半徑越小,簡單離子半徑S2->K+,A正確;元素的非金屬性越強,其簡單氫化物穩定性越強,簡單氫化物穩定性H2O>H2S,B錯誤;基態銅原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1,簡化電子排布式為[Ar]3d104s1,C錯誤;元素的金屬性越強,最高價氧化物對應水化物的堿性越強,最高價氧化物對應水化物堿性最強的是KOH,D錯誤。
二、非選擇題(共2小題,共34分)
13.(18分,每空2分)(1)(2020·全國Ⅰ卷)Li及其周期表中相鄰元素的第一電離能(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與Li同主族,Na的電子層數多,原子半徑大,故第一電離
能更小
Li、Be和B為同周期元素,同周期元素從左至右,第一電離能
呈現增大的趨勢;但由于基態Be的2s能級處于全充滿狀態,能量更低更穩定,故其第一電離能大于硼原子的
(2)黃銅是人類最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu組成。第一電離能I1(Zn)　　　　(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是
　。
(3)元素銅與鎳的第二電離能分別為ICu=1 958 kJ/mol,INi=1 753 kJ/mol,
ICu>INi的原因是 　。
大于
鋅原子核外電子排布
為全充滿穩定結構,較難失電子
銅失去的是全充滿的3d10電子,鎳失去的是4s1電子
(4)根據元素周期律,原子半徑Ga　　 　(填“大于”或“小于”,下同)As,第一電離能Ga　　　As。
(5)Cu與Zn相比,第二電離能與第一電離能差值更大的是　　　　,原因是
　 　。
大于
小于
Cu
Cu的第二電離能失去的是3d10的電子,第一電離能失去的是4s1電子,Zn的第二電離能失去的是4s1的電子,第一電離能失去的是4s2電子,3d10電子處于全充滿狀態,其與4s1電子能量差值更大
14.(16分,每空2分)元素周期表反映了元素之間的內在聯系,是研究物質性質的重要工具。下表是元素周期表的一部分。回答下列問題。
(1)上述元素①～⑧的非金屬性最強的是　　　(填元素符號);簡單離子半徑最大的是　　　(填離子符號)。
F
S2-
【解析】 根據元素在元素周期表中的位置,推斷元素分別為①C、②N、③F、④Na、⑤Mg、⑥Al、⑦S、⑧Cl。
(1)據元素周期律可知,同一周期主族元素從左到右,非金屬性逐漸增強,同一主族元素從上到下,非金屬性逐漸減弱,可知元素①～⑧的非金屬性最強的是F。
(2)若元素④與⑧形成的化合物為X,用電子式表示X的形成過程:
　 。
X中陰離子的離子結構示意圖為　　　　 　　。
(3)⑦、⑧兩種元素的最高價氧化物的水化物酸性強弱為　　　　　　 (用化學式表示)。
HClO4>H2SO4
【解析】 (3)⑦與⑧分別為S和Cl,最高價氧化物對應水化物分別為H2SO4和HClO4,S和Cl位于同一周期,從左向右元素的非金屬性增強,Cl的非金屬性強,所以最高價氧化物對應水化物酸性強,酸性強弱為HClO4>H2SO4。
(4)⑥的單質與過量的強堿溶液反應的離子方程式為
　 。
【解析】 (5)⑤(Mg)與①(C)的最高價氧化物CO2在點燃條件下能反應生成黑色單質,④(Na)比Mg金屬性更強,故也可以與CO2發生類似的反應。
(5)已知⑤的單質與①的最高價氧化物Y在點燃條件下能反應生成黑色單質,推測④的單質　 　(填“能”或“不能”)與Y發生類似反應。
能
bd
(6)已知銣(Rb)是37號元素,與④同主族。下列說法正確的是　　 　(填字母)。
a.銣在周期表中的位置為第四周期第ⅠA族
b.銣的熔點比④對應單質的熔點低
c.⑥的簡單離子與過量的RbOH反應最終會產生白色沉淀
d.RbOH的堿性比④的最高價氧化物對應的水化物強
【解析】 (6)銣在元素周期表中的位置為第五周期第ⅠA族,a項錯誤;Rb與Na位于同一主族,堿金屬元素從上到下,對應單質的熔點變小,故銣的熔點比鈉的低,b項正確;因為Rb與Na位于同一主族,從上到下,金屬性增強,故堿性RbOH>NaOH,Al3+與過量RbOH反應,最終生成[Al(OH)4]-,無白色沉淀,c項錯誤,d項正確。課時作業21　元素周期表　元素周期律
(時間:30分鐘　滿分:100分)
一、選擇題(共12小題,1～6小題每小題5分,7～12小題每小題6分,共66分)
1.元素周期表共有18個縱列,從左到右排為1～18縱列,即堿金屬為第1縱列,稀有氣體元素為第18縱列。按這種規定,下列說法正確的是(　　)
[A] 第9縱列元素中沒有非金屬元素
[B] 只有第2縱列的元素原子最外層電子排布為ns2
[C] 第四周期第9縱列元素是鐵元素
[D] 第10、11縱列為ds區
2.根據元素周期表和元素周期律分析下面的推斷,其中正確的是(　　)
[A] 最外層電子數為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間最高正化合價和最低負化合價是完全相同的
[C] 元素周期表中位于金屬和非金屬元素的交界處,容易找到用于半導體材料的元素
[D] 元素性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性變化的原因是元素的原子半徑呈周期性變化
3.下列性質的比較,不能用元素周期律解釋的是(　　)
[A] 酸性:HClO4>H2SO3>H2SiO3
[B] 堿性:KOH>NaOH>LiOH
[C] 熱穩定性:H2O>H2S>PH3
[D] 非金屬性:F>O>N
4.(2024·江蘇宿遷一模)Ge、As、Se位于元素周期表第四周期。下列說法正確的是(　　)
[A] 原子半徑:r(Ge)[B] 第一電離能:I1(Ge)[C] 元素電負性:χ(Ge)<χ(Se)<χ(As)
[D] 可在周期表中Se附近尋找優良的催化劑材料
5.根據表(部分短周期元素的原子半徑及主要化合價)中信息,下列敘述正確的是(　　)
元素代號 A B C D E
原子半徑/nm 0.186 0.143 0.089 0.104 0.074
主要化合價 +1 +3 +2 +6、-2 -2
[A] E2-與B3+的核外電子數不可能相等
[B] 離子半徑:A+[C] 最高價氧化物對應的水化物的堿性:A[D] 簡單氫化物的穩定性:D>E
6.R、X、Y、Z四種元素位于周期表前四周期,圖中粗實線為金屬與非金屬的分界線。下列說法正確的是(　　)
[A] 簡單離子半徑:Y>X
[B] 電負性:X>R>Z
[C] 第一電離能:R[D] Y單質與R的最高價氧化物對應的水化物不反應
7.(2022·遼寧卷,5)短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序數依次增大。基態X、Z、Q原子均有兩個單電子,W簡單離子在同周期離子中半徑最小,Q與Z同主族。下列說法錯誤的是(　　)
[A] X能與多種元素形成共價鍵
[B] 簡單氫化物沸點:Z[C] 第一電離能:Y>Z
[D] 電負性:W8.已知X、Y都是主族元素,I為電離能,單位是 kJ/mol。根據表中數據判斷,下列說法錯誤的是(　　)
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的常見化合價是+1
[B] 元素Y是第ⅢA族元素
[C] 元素X與氯形成化合物時,化學式可能是XCl
[D] 若元素Y處于第三周期,它可與冷水劇烈反應
9.如圖曲線a、b、c表示的是C、Si、P的逐級電離能,下列物理量由大到小的順序正確的是(　　)
[A] 原子序數:c>b>a
[B] 簡單氣態氫化物的穩定性:c>a>b
[C] 最高價氧化物對應水化物的酸性:b>a>c
[D] 電負性:b>c>a
10.(2024·湖北武漢漢陽一模)X、Y、Z、W、M是原子序數依次增大的短周期主族元素,且位于三個不同周期,Z與Y和W都相鄰,且Y、Z、W三種元素原子的最外層電子數之和為16。下列說法錯誤的是(　　)
[A] 原子半徑:Z>W>M>X
[B] Z和W都有多種同素異形體
[C] 最高價氧化物對應水化物的酸性:Y[D] X與其他四種元素都可以形成18電子分子
11.(2024·江蘇模擬)W、X、Y、Z、M五種短周期元素,原子序數依次增大。X元素焰色試驗呈黃色,Z是地殼中含量最多的金屬元素,M元素原子最外層電子數比次外層少一個,W是電負性最大的元素。下列說法正確的是(　　)
[A] X元素在元素周期表中位于p區
[B] 第一電離能: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的氣態氫化物和M元素最高價氧化物對應的水化物都是強酸
12.化合物甲[YW(XV4)2]和化合物乙(ZXV4)常用于游泳池的凈水和消毒。V、W、X、Y、Z原子序數依次增大,V、X在元素周期表中同族且相鄰,其中V元素在地殼中含量最高;基態W原子有7種空間運動狀態不同的電子,基態Y原子的價層電子排布式為4s1,Z位于元素周期表第四周期ds區,基態時有1個單電子。下列說法正確的是(　　)
[A] 簡單離子半徑:X>Y
[B] 簡單氫化物穩定性:V[C] 基態Z原子的簡化電子排布式為[Ar]3d94s2
[D] 最高價氧化物對應水化物堿性最強的是W
二、非選擇題(共2小題,共34分)
13.(18分,每空2分)(1)(2020·全國Ⅰ卷)Li及其周期表中相鄰元素的第一電離能(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)黃銅是人類最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu組成。第一電離能I1(Zn)
(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是 　。
(3)元素銅與鎳的第二電離能分別為ICu=1 958 kJ/mol,INi=1 753 kJ/mol,ICu>INi的原因是
　。
(4)根據元素周期律,原子半徑Ga　　　(填“大于”或“小于”,下同)As,第一電離能Ga　　　As。
(5)Cu與Zn相比,第二電離能與第一電離能差值更大的是　　　　,原因是　 　。
14.(16分,每空2分)元素周期表反映了元素之間的內在聯系,是研究物質性質的重要工具。下表是元素周期表的一部分?；卮鹣铝袉栴}。
(1)上述元素①～⑧的非金屬性最強的是　　　(填元素符號);簡單離子半徑最大的是　　　(填離子符號)。
(2)若元素④與⑧形成的化合物為X,用電子式表示X的形成過程:　 。
X中陰離子的離子結構示意圖為　　　　　　。
(3)⑦、⑧兩種元素的最高價氧化物的水化物酸性強弱為　　　　　　　　(用化學式表示)。
(4)⑥的單質與過量的強堿溶液反應的離子方程式為 　。
(5)已知⑤的單質與①的最高價氧化物Y在點燃條件下能反應生成黑色單質,推測④的單質　　(填“能”或“不能”)與Y發生類似反應。
(6)已知銣(Rb)是37號元素,與④同主族。下列說法正確的是　　　(填字母)。
a.銣在周期表中的位置為第四周期第ⅠA族
b.銣的熔點比④對應單質的熔點低
c.⑥的簡單離子與過量的RbOH反應最終會產生白色沉淀
d.RbOH的堿性比④的最高價氧化物對應的水化物強
課時作業21　元素周期表　元素周期律
1.A　第9縱列元素為第Ⅷ族,都是金屬元素,沒有非金屬元素,A正確;第2縱列的元素原子最外層電子排布為ns2,此外He核外電子排布是1s2,也符合該最外層電子排布,B錯誤;第四周期第 9縱列元素是Co,C錯誤;第11、12縱列為ds區,D錯誤。
2.C　最外層電子數是2的元素可能為He或第ⅡB族元素,不一定為第ⅡA族元素,故A錯誤;元素周期表中同主族的各元素間最高正化合價和最低負化合價不一定完全相同,如氯的最高正化合價為+7價,而同主族的氟無正化合價,故B錯誤;在金屬和非金屬交界區域的元素通常既具有金屬性又具有非金屬性,可以用作良好的半導體材料,如硅、鍺等,故C正確;由原子的核外電子排布可知,隨原子序數的遞增,最外層電子數呈現周期性的變化而引起元素性質的周期性變化,即原子的核外電子排布的周期性變化是引起元素性質周期性變化的決定因素,故D錯誤。
3.A　元素的非金屬性越強,其最高價氧化物對應的水化物的酸性越強,由于硫元素最高價氧化物對應的水化物是H2SO4,不是H2SO3,因此不能根據元素周期律判斷其酸性,A符合題意;同一主族元素的金屬性隨原子序數的增大而增強,元素的金屬性越強,其最高價氧化物對應的水化物的堿性越強,元素的金屬性K>Na>Li,所以堿性KOH>NaOH>LiOH,B不符合題意;同一周期主族元素的非金屬性隨原子序數的增大而增強,同一主族元素的非金屬性隨原子序數的增大而減弱,元素的非金屬性越強,其簡單氫化物的穩定性就越強,元素的非金屬性O>S>P,所以簡單氫化物的熱穩定性H2O>H2S>PH3,C不符合題意;同一周期主族元素的非金屬性隨原子序數的增大而增強,所以元素的非金屬性F>O>N,D不符合題意。
4.B　同周期主族元素從左到右,原子半徑逐漸減小,則原子半徑r(Ge)>r(As)>r(Se),故A項錯誤;同周期主族元素從左到右,第一電離能呈增大趨勢,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能大于同周期相鄰元素,則第一電離能 I1(Ge)5.B　由表中數據可知,A為Na,B為Al,C為Be,D為S,E為O。E2-(O2-)與B3+(Al3+)的核外電子數都為10,A錯誤;離子半徑Na+H2S,D錯誤。
6.B　題圖為元素周期表前四周期的一部分,應該為第二、三、四周期,粗實線為金屬與非金屬的分界線,所以Y應該為第三周期第ⅢA族元素Al,則R為N,X為O,Z為As。和A核外具有相同的電子數,核內質子數越少,離子半徑越大,所以 >A,即YN>As,即X>R>Z,B正確;氮原子的2p軌道為半充滿穩定狀態,所以N的第一電離能比O的大,即R>X,C錯誤;R的最高價氧化物對應的水化物是HNO3,硝酸與鋁可以反應,D錯誤。
7.B　短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序數依次增大,W簡單離子在同周期離子中半徑最小,說明W為第三周期元素Al。短周期元素的基態原子中有兩個單電子,可分類討論,①為第二周期元素時,最外層電子排布為2s22p2或2s22p4,即C或O;②為第三周期元素時,最外層電子排布為3s23p2或3s23p4,即Si或S。Q與Z同主族,結合原子序數大小關系可知,X、Z、Q分別為C、O和S,則Y為N。X為C,能與多種元素(H、O、N、P、S等)形成共價鍵,A正確;Z和Q形成的簡單氫化物分別為H2O和H2S,由于H2O分子間能形成氫鍵,故H2O的沸點高于H2S的,B錯誤;Y為N,Z為O,N的最外層p軌道電子為半充滿結構,比較穩定,故第一電離能N比O大,C正確;W為Al,Z為O,O的電負性更大,D正確。
8.D　X、Y都是主族元素,I是電離能,X的第一電離能和第二電離能相差較大,說明X原子最外層電子數為1,X為第ⅠA族元素,則其常見化合價為+1,故A正確;Y的第三電離能和第四電離能相差較大,說明Y原子最外層電子數為3,則Y是第ⅢA族元素,故B正確;X的常見化合價為+1,與Cl形成化合物的化學式可能是XCl,故C正確;如果Y是第三周期元素,最外層有3個電子,則Y為Al,單質鋁和冷水不反應,故D錯誤。
9.C　C和Si是同主族元素,C的第一電離能大于Si的,P的第四電離能遠大于第三電能,可推斷曲線b為磷,曲線a為碳,曲線c為硅。C是6號元素,Si是14號元素,P是15號元素,原子序數P>Si>C,即原子序數b>c>a,A錯誤;元素非金屬性越強,其對應的簡單氣態氫化物穩定性就越強,元素的非金屬性P>C>Si,則簡單氣態氫化物穩定性b>a>c,B錯誤;元素的非金屬性越強,其最高價氧化物對應水化物酸性越強,則最高價氧化物對應水化物酸性,b>a>c,C正確;元素的電負性C>P>Si,即a>b>c,D錯誤。
10.C　X、Y、Z、W、M是原子序數依次增大的短周期主族元素,且位于三個不同周期,則X一定位于第一周期,X為H,Z與Y和W都相鄰,則這三種元素在周期表中的相對位置關系可能有、和 三種,Y、Z、W三種元素原子的最外層電子數之和為16,設Z的最外層電子數為x,若為第一種情況,則有3x=16,x為分數,不合理;若為第二種情況,則有3x-1=16,x為分數,不合理;若為第三種情況,則有3x+1=16,解得x=5,合理。綜上可知,Y、Z、W三種元素分別為N、P、S,則M為Cl。同周期主族元素原子半徑逐漸減小,原子半徑P>S>Cl>H,故A正確;P有白磷、紅磷等單質,S有S2、S6、S8等單質,故B正確;N的非金屬性強于P的,最高價氧化物對應水化物的酸性HNO3>H3PO4,故C錯誤;H與N、P、S、Cl分別形成的N2H4、PH3、H2S、HCl都是18電子分子,故D正確。
11.B　W、X、Y、Z、M五種短周期元素,原子序數依次增大,X元素焰色試驗呈黃色,X為Na,Z是地殼中含量最多的金屬元素,Z為Al,M元素原子最外層電子數比次外層少一個,M為Cl,W是電負性最大的元素,W為F,則Y為Mg。Na位于元素周期表的s區,A錯誤;同周期主族元素從左到右,第一電離能呈增大的趨勢,但是Mg的3s軌道全充滿,較為穩定,第一電離能大于同周期相鄰元素,則第一電離能Cl>Mg>Al,B正確;Y為Mg,在元素周期表中位于第三周期第ⅡA族,C錯誤;F的氣態氫化物為HF,HF為弱酸,D錯誤。
12.A　V、W、X、Y、Z原子序數依次增大,V、X在元素周期表中同族且相鄰,其中V元素在地殼中含量最高,V為O、X為S;基態W原子有7種空間運動狀態不同的電子,則W為Al;基態Y原子的價層電子排布式為4s1,Y為K;Z位于元素周期表第四周期ds區,基態時有1個單電子,Z為Cu。電子層數相同時,核電荷數越大,半徑越小,簡單離子半徑S2->K+,A正確;元素的非金屬性越強,其簡單氫化物穩定性越強,簡單氫化物穩定性H2O>H2S,B錯誤;基態銅原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1,簡化電子排布式為[Ar]3d104s1,C錯誤;元素的金屬性越強,最高價氧化物對應水化物的堿性越強,最高價氧化物對應水化物堿性最強的是KOH,D錯誤。
13.(1)Na與Li同主族,Na的電子層數多,原子半徑大,故第一電離能更小　Li、Be和B為同周期元素,同周期元素從左至右,第一電離能呈現增大的趨勢;但由于基態Be的2s能級處于全充滿狀態,能量更低更穩定,故其第一電離能大于硼原子的　(2)大于　鋅原子核外電子排布為全充滿穩定結構,較難失電子　(3)銅失去的是全充滿的3d10電子,鎳失去的是4s1電子　(4)大于　小于　(5)Cu　Cu的第二電離能失去的是3d10的電子,第一電離能失去的是4s1電子,Zn的第二電離能失去的是4s1的電子,第一電離能失去的是4s2電子,3d10電子處于全充滿狀態,其與4s1電子能量差值更大
14.【答案】 (1)F　S2-
(2)　
(3)HClO4>H2SO4
(4)2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑
(5)能
(6)bd
【解析】 根據元素在元素周期表中的位置,推斷元素分別為①C、②N、③F、④Na、⑤Mg、⑥Al、⑦S、⑧Cl。
(1)據元素周期律可知,同一周期主族元素從左到右,非金屬性逐漸增強,同一主族元素從上到下,非金屬性逐漸減弱,可知元素①~⑧的非金屬性最強的是F。
(2)④與⑧分別是Na和Cl,形成的化合物NaCl為離子化合物,故形成過程用電子式表示為;Cl-的結構示意圖為 。
(3)⑦與⑧分別為S和Cl,最高價氧化物對應水化物分別為H2SO4和HClO4,S和Cl位于同一周期,從左向右元素的非金屬性增強,Cl的非金屬性強,所以最高價氧化物對應水化物酸性強,酸性強弱為HClO4>H2SO4。
(4)⑥為Al,鋁為兩性物質,既能與酸反應又能與堿反應,故鋁與過量的強堿溶液反應的離子方程式為2Al+2OH-+6H2O2[Al(OH)4]-+3H2↑。
(5)⑤(Mg)與①(C)的最高價氧化物CO2在點燃條件下能反應生成黑色單質,④(Na)比Mg金屬性更強,故也可以與CO2發生類似的反應。
(6)銣在元素周期表中的位置為第五周期第ⅠA族,a項錯誤;Rb與Na位于同一主族,堿金屬元素從上到下,對應單質的熔點變小,故銣的熔點比鈉的低,b項正確;因為Rb與Na位于同一主族,從上到下,金屬性增強,故堿性RbOH>NaOH,Al3+與過量RbOH反應,最終生成[Al(OH)4]-,無白色沉淀,c項錯誤,d項正確。
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