考點4元素周期律

【核心考點梳理】

考點一、原子半徑

1.影響原子半徑大小的因素

(1)電子的能層數：電子的能層越多，電子之間的排斥作用使原子半徑增大。

(2)核電荷數：核電荷數越大，核對電子的吸引作用就越大，使原子半徑減小。

2.原子半徑的遞變規律

(1)同周期：從左至右，核電荷數越大，半徑越小。

(2)同主族：從上到下，核電荷數越大，半徑越大。

3.原子或離子半徑的比較方法

(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。

例如:r(CΓ)>ΛCl),r(Fe)>r(Fe2+)>ΛFe3+)?

(2)能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。例如：r(O2^)>√F)>r(Na+)>r(Mg2+)

>r(AI3+),,

(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。例如：r(Li+)<r(Na3<r(K+)<r(Rb+)<

r(Cs+),r(O2^)<r(S2^)<r(Se2^)<r(Te2^).

(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較MK')與r(M1+),

可選r(Na+)為參照，r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)°

【典型例題】

例1.(2022?全國?高二課時練習)下列微粒半徑依次增大的是

A.同一主族元素隨著原子序數的遞增

B.同一周期的元素隨著原子序數的遞增

C.Na+、Mg2+、AP+.F-

D.P、S、S2?Cl-

【答案】A

【詳解】

A.依據比較微粒半徑大小的規律進行分析，同一主族，隨著原子序數的遞增，原子的電子

層數依次增加，原子半徑依次增大，A正確；

A.一般來說，同一周期，隨著原子序數的遞增，原子半徑逐漸減小，B錯誤；

C.各微粒的電子層結構相同，核電荷數越大，半徑越小，故半徑F最大，AF+最小，C錯

誤；

D.微粒半徑P>S,S2>C∣-,D錯誤：

故答案為：A0

例2.(2022?全國?高二課時練習)下列微粒半徑大小比較正確的是

A.Na+<Mg2+<Al3+<O2-B.S2>CΓ>Na+>AI3+

C.Na<Mg<AKSiD.Cs<Rb<K<Na

【答案】B

【詳解】

++2

A.該選項中四種離子核外電子排布相同，核電荷數越大，半徑越小，AP<Mg2÷<Na<O-,

故A錯誤；

B.該選項中S%與C與Na+與AP+的核外電子排布分別相同,S%和Cr比Na+和A。多一個

電子層，微粒半徑大，核外電子排布相同，核電荷數越大，半徑越小，故S%>Ck>Na+>A13+,

故B正確；

C.該選項中微粒電子層數相同，核電荷數越大，半徑越小，應為Na>Mg>Al>Si,故C錯

誤；

D.該選項中微粒為同一主族，電子層數越多，原子半徑越大，應為Cs>Rb>K>Na,故D錯

誤；

故答案為B。

【核心歸納】粒子半徑比較的一般思路

(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。

(2)“二核"：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。

(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。

考點二、元素的電離能

I.元素第一電離能的概念與意義

⑴概念

①第一電離能:氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量

叫做第一電離能，符號：/1。

②逐級電離能:氣態基態一價正離子再失去一個電子成為氣態基態二價正離子所需的最低能

量叫做第二電離能，第三電離能和第四、第五電離能依此類推。由于原子失去電子形成離子

后，若再失去電子會更加困難，因此同一原子的各級電離能之間存在如下關系：z1<∕2<∕3……

(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數值越小，原子越容

易失去一個電子；第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。

2.元素第一電離能變化規律

第一電離能/(U?moL)

(1)每個周期的第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，即一般來

說，隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。

(2)同一族，從上到下第一電離能逐漸減小。

3.電離能的應用

(1)根據電離能數據，確定元素原子核外電子的排布及元素的化合價。如Li:∕K<∕2<∕3,表明

Li原子核外的三個電子排布在兩個能層上(K、L能層)，且最外層上只有一個電子，易失去

一個電子形成+1價陽離子.

(2)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱：八越大，元素的非金屬性越強；八越小，元素的金屬

性越強。

【典型例題】

例1.(2022秋.河北唐山.高二開灤第一中學?？茧A段練習)某元素X的逐級電離能如圖所

示，下列說法正確的是

A.X元素可能為+4價B.X的最高價氫氧化物不一定為強堿

C.X為第五周期元素D.X與氯氣反應生成化合物為XCb

【答案】BD

【分析】根據電離能圖知，第三電離能和第四電離能之間的差距最大，所以該原子最外層有

3個電子，屬于第HIA族元素。

【解析】A?X元素最外層有3個電子，可能為+3價，故A錯誤；

B.X元素最外層有3個電子，屬于第HIA族元素，則X的最高價氫氧化物不一定是強堿，

故B正確；

C.周期數=核外電子層數，圖象中沒有顯示X原子有多少電子層，因此無法確定該元素位

于第幾周期，故C錯誤；

D.該主族元素最外層有3個電子，在反應中容易失去3個電子形成X3+,所以X與氯反應

時可能生成XC13，故D正確；

故答案選BDo

例2.(2022秋.廣東廣州.高二廣州四十七中校考期末)下表列出了某短周期元素R的各級

電離能數據(用L、12…A表示,單位kJ/mol)。

Ii1213Ii......

R7401500770010500

下列關于元素R的判斷正確的是A.R的最高正價為+1價

B.R元素位于元素周期表中第HIA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Is22s22p∣

【答案】C

【分析】根據第一至第四電離能分析該元素的電離能可知：第三電離能劇增，說明該元素容

易失去2個電子，則該元素原子形成離子的化合價為+2價，即最外層應有2個電子，應為

第HA族元素，由此分析解答。

【解析】A.元素R最外層應有2個電子，所以R的最高正價為+2價，A錯誤；

B.元素R第一、第二電離能相差不大，元素的第三電離能劇增說明R元素位于元素周期表

中第HA族元素，B錯誤；

C.R元素的原子最外層共有2個電子，處于原子軌道的全充滿的穩定狀態，因此其第一電

離能大于同一周期相鄰元素，C正確；

D.R元素可能是Be或Mg,基態Be核外電子排布是1S22S2；基態Mg基態原子的電子排

布式為Is2s2p63s2,D錯誤；

故合理選項是Co

【核心歸納】電離能的影響因素及特例

(1)電離能數值的大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子構型。

(2)具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的元素穩定性較高，其電離能數值較大，如稀有

氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態，其電離能均比同周期

相鄰元素大。一般情況，第一電離能：∏A>ΠIA,VA>V1A,

考點三、電負性

1.有關概念與意義

(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子。

(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵

合電子的吸引力越大。

(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。

2.遞變規律

(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減

弱。

(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減

弱。

3.應用

(1)判斷元素的金屬性和非金屬性強弱

①金屬的電負性一般小于1.8,非金屬的電負性一般大于1.8,而位于非金屬三角區邊界的“類

金屬”(如錯、鋪等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。

(2)判斷元素的化合價

①電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。

②電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。

(3)判斷化合物的類型

.大于1.7.通常形成離子鍵,相應的化合物為

兩成鋪元素間一"尚子化合物

電負性差值一~|小于1.7.通常形成共價鍵,相應的化合物為

共價化合物

如H的電負性為2.1,Cl的電負性為3.0,Cl的電負性與H的電負性之差為3.0—2.1=0.9<1.7,

故HCl為共價化合物：如Al的電負性為1.5,Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0—1.5=

1.5<1.7,因此AlCl3為共價化合物；同理，BeCl2也是共價化合物。

【典型例題】

例1.(2021?高二課時練習)下列各選項中，按元素的電負性由大到小排列，順序正確的是

A.K>Na>LiB.F>O>S

C.As>P>ND.Mg>Al>B

【答案】B

【解析】A.同主族元素從上到下電負性減小，所以電負性K<Na<Li,故A錯誤；

B.同主族元素從上到下電負性減小，同周期元素從左到右電負性增大，所以電負性

F>O>S,故B正確；

C.同主族元素從上到下電負性減小，所以電負性As<P<N,故C錯誤；

D.同主族元素從上到下電負性減小，同周期元素從左到右電負性增大，所以電負性

Mg<Al<B,故D錯誤；

選B0

例2.（2022秋?重慶沙坪壩?高二重慶八中?？茧A段練習）已知下列元素的電負性數據，下列

判斷錯誤的是

元素LiBeXONaAlClGe

電負性

A.表中X為非金屬元素

B.Ge既具有金屬性，又具有非金屬性

D.O和Cl形成的二元化合物中O顯正價

【答案】D

【解析】A.非金屬的電負性一般大于1.8,表中X電負性為2.5,為非金屬元素，故A正

確；

B.Ge的電負性為1.8,在同期表中位于金屬和非金屬交界的地方，既具有金屬性，又具

有非金屬性，故B正確；

C.同周期從左到右電解性增大，Mg元素電負性介于鈉和鋁之間，范圍為0.9?1.6,故C

正確；

D.O和Cl形成的二元化合物中氧電負性大顯負價，氯電負性小，氯顯正價，故D錯誤；

故選D。

考點四、元素周期律的綜合應用

1.同周期、同主族元素性質的遞變規律

性質同一周期（從左到右）同一主族（從上到下）

能層數相同增加

核外電子的排布

最外層電子數1-2或8相同

金屬中減弱增強

非金屬性

單質的氧化性、還氧化性增強減弱

原性還原性減弱增強

最高價氧化物對應酸性增強減弱

水化物的酸堿性堿性減弱增強

氣態氫化物的穩定性減弱

增大(但∏A>II1A,VA

第一電離能減小

>VIA)

電負性變小

2.電負性、第一電離能與金屬性和非金屬性的關系

非金屬性逐漸增強

第

第一電離能、電負性逐漸增大第

一

非

一

金

電

金

稀

電

屬

離

屬

有

離

性

能

性

氣

能

逐

、

逐

電

體

電

四漸

漸

負

元

負

增

增

性

性

素

五強

強

減

增

小

大

七金屬性逐漸增強

【典型例題】

例1.（2023秋?北京通州?高二統考期末）一種具有抗痙攣作用的藥物由X、Y、Z三種短周

期元素組成。X、Y、Z三種原子序數依次增大，X元素原子的價層電子排布是ns%p2n,Y

元素原子核外s能級上的電子總數與p能級上電子總數相等，但第一電離能都高于同周期相

鄰元素。Z元素原子價層電子的軌道中有兩個孤電子，且在其原子價層電子的軌道中S能級

上電子總數與p能級上電子總數不相等。（藥物中Z元素呈最高正化合價）下列判斷正確的是

A.X與Y間的化學鍵是共價鍵B.第一電離能：Y<Z<X

C.X與Z只能形成一種化合物D.該藥物溶于水后的水溶液呈中性

【答案】B

【分析】X、Y、Z三種原子序數依次增大的短周期元素，且X價層電子排布是ns%p2n,則

n等于2,即2s?2p4,所以X為氧元素；Y元素原子核外S能級上的電子總數與P能級上電

子總數相等，所以Y是鎂元素，滿足第一電離能都高于同周期相鄰元素；Z元素原子價層

電子的軌道中有兩個孤電子且在其原子價層電子的軌道中S能級上電子總數與P能級上電子

總數不相等，即價電子排布式為3s23p4,則Z為硫元素，據此回答。

【解析】A.X與Y形成離子化合物氧化鎂，化學鍵為離子鍵，A錯誤；

B.第一電離能O>S>Mg,即Y<Z<X,B正確；

C.X與Z可以形成So2、SO3,C錯誤；

D.該藥物應為硫酸鎂，溶于水后鎂離子水解使溶液顯酸性，D錯誤；

故選B。

例2.（2023秋?山東威海?高二校考期中）下表為元素周期表前四周期的一部分，下列有關X、

Y、Z、R、W五種元素的敘述中，錯誤的是

X

YZ

RW

A.元素的第一電離能Z>R

B.元素電負性：X>Z>Y

C.基態原子中未成對電子數最多的是R

D.元素最高價氧化物對應的水化物酸性：Z>Y

【答案】C

【分析】由圖可知，X為O,Y為Si,Z為P,R為Se,W為Br,據此回答。

【解析】A.第一電離能是基態的氣態原子失去最外層的一個電子所需能量。由分析可知，

Z為P,R為Se。P的第一電離能大于S的；Se和S同主族，且在S的下方，第一電離能

小于S的；所以第一電離能：P>Se,A正確；

B.元素電負性：X>Z>Y,由分析可知，X為0,Y為Si,Z為P,其電負性：0>P>Si,B

正確；

C.幾種元素基態原子電子排布圖為:0為ls22s22p4,Si為Is22s22p63s23p2,p為Is22s22p63s23p3,

Se為ls22s22p63S23P63d∣°4s24p4,Br為ls22s22p63S23p63d∣°4s24p5,由此可知,基態原子中未

成對電子數最多的是P元素，C錯誤：

D.元素最高價氧化物對應的水化物酸性：Z>Y,由分析可知，Y為Si,Z為P,其對應酸

為：H3PO4>H2SiO3,D正確；

故選C。

【必備知識基礎練】

1.（2022?全國?高二專題練習）下列說法錯誤的是

A.元素周期律揭示元素性質隨核電荷數遞增而呈現周期性變化的規律

B.元素按其原子核電荷數遞增排列的序列稱為元素周期系

C.元素周期表是元素周期律的具體表現形式

D.元素周期表和元素周期系均有多種形式

【答案】D

【解析】A.元素周期律揭示元素性質如原子半徑、金屬性、非金屬性、主要化合價等隨核

電荷數遞增而呈現周期性變化的規律，故A正確；

B.元素按其原子核電荷數遞增排列的序列稱為元素周期系，是元素周期律發現前的摸索階

段，故B正確；

C.元素周期律是核外電子周期性變化的必然結果，則元素周期表是元素周期律的具體表現

形式，故C正確；

D.元素周期系只有一種形式，元素周期表卻有多種形式，故D錯誤；

故選D。

2.（2022?高二單元測試）如圖所示，某同學用部分短周期元素制作了一個非常有趣的“鐘表”,

下列有關該“鐘表”的說法正確的是

A.12：OO時“時針”所指元素的金屬性最強

B.從中午12：00點到下午6：00點，“時針”所指元素的金屬性依次減弱

C.8：55時“時針”和“分針”所指的兩種元素（“針”所指以最近為準）形成的化合物中陰、陽離

子之比為1：1

D.2：00時，“時針”和“分針”所指的元素的原子最外層均只有兩個電子，性質相似

【答案】C

【解析】A.12:00時為鎂，11:00時為鈉，鈉的金屬性最強，故A錯誤；

B.H的金屬性弱于Li、Be,故B錯誤；

C.8:55時“時針”和“分針”所指的兩種元素分別是F和Na,二者形成離子化合物NaF,

陰、陽離子之比為1:1,故C正確；

D.2:00時，“時針”和“分針”所指的元素分別為He和Mg,前者性質穩定，后者性質活

潑，故D錯誤；

故選：C。

3.下列離子化合物中，陰離子半徑與陽離子半徑之比小于1的是

A.Na2OB.KFC.KClD.MgCl2

【答案】B

【分析】

陰離子半徑與陽離子半徑之比小于I，說明陰離子半徑小于陽離子半徑，據此分析解答。

【詳解】

A.氧離子半徑大于鈉離子，故A不符合題意；

B.氟離子半徑小于鉀離子，故B符合題意；

C.氯離子半徑大于鉀離子，故C不符合題意；

D.氯離子半徑大于鎂離子，故D不符合題意；

答案B。

4.（2023秋?江蘇?高二統考期末）當汽車遭受一定碰撞力量以后，安全氣囊中的物質會發生

劇烈的反應：

NaN3+KNO3=K2O+Na2O+N2T(未配平)，生成大量氣體。下列說法正確的是

A.半徑大?。簉(Na+)<r(N3')B.電負性大?。害?N)>χ(0)

C.第一電離能：L(K)>I∣(Na)D.堿性強弱：KOH<NaOH

【答案】A

【解析】A.鈉離子和氮離子電子層數相同，但氮離子的核電荷數更小，半徑更大，A正確：

B.非金屬性0>N,所以電負性大?。?(N)<∕(0),B錯誤；

C.最外層電子數相同，電子層數越多，第一電離能越小，所以電離能大小：U(Na)>I∕(K),

C錯誤；

D.同主族自上而下金屬性增強，最高價氧化物對應的水化物的堿性增強，所以堿性：KOH

>NaOH,D錯誤；

綜上所述答案為A。

5.(2023秋?黑龍江佳木斯?高二富錦市第一中學?？计谀?對于第三周期元素的有關敘述錯

誤的是

A.堿性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3B.電負性：Si<P<S

C.第一電離能：Na<Mg<AlD.C「核外電子排布式：Is?2s22p63s23p6

【答案】C

【解析】A.已知Na、Mg、Al的金屬性依次減弱，則最高價氧化物對應水化物的堿性：NaOH

>Mg(OH)2>Al(OH)3,A正確；

B.已知同一周期從左往右元素的電負性依次增強，故電負性：Si<P<S,B正確；

C.同一周期從左往右元素的第一電離能呈增大趨勢，HA與HIA、VA與VlA反常現象，

故第一電離能：Na<AI<Mg,C錯誤；

D,已知Cl是17號元素，故C「核外電子排布式：Is22s22p63s23p6,D正確；

故答案為：Co

6.(2022秋?天津南開?高二南開中學?？计谀?短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的

原子序數依次增大，X核外電子只有1種運動狀態，Y、W的2p軌道均含有2個未成

對電子，M是與X不同主族的金屬元素，N的氫氧化物具有兩性，下列說法正確的是

A.電負性：Z<Y<W

B.Y的氫化物沸點不一定低于W的氫化物

C.第一電離能：M<N

D.N的單質可以在高溫下還原M的氧化物

【答案】B

【分析】依題意，X只有一個原子軌道，是氫元素；Y、W的2p軌道均含有2個未成對電

子，則Y的2p軌道只有2個電子，是碳元素，W的2p軌道有4個電子，是氧元素；Z位

于Y、W中間，是氮元素；N的氫氧化物具有兩性，則N是鋁元素；M位于氧之后，與X

不同主族，又在N之前，則M是鎂元素。

【解析】A.Y、Z、W分別是碳、氮、氧，同一周期元素電負性從左到右增大，電負性大

小順序是Y<Z<W,A錯誤；

B.Y是碳，其氫化物是燒，種類繁多，氣態、液態、固態的都有，W的氫化物是HzO,所

以Y的氫化物沸點不一定低于W的，B正確；

C.N是鋁元素，第一電離能失去的電子是3p能級的，M是鎂元素，第一電離能失去的電

子是3s能級的，3p能級的能量比3s能級的高，失去的電子能量高，更易失去，需要的第一

電離能低，因此第一電離能大小順序是M>N,C錯誤；

D.鎂的金屬性比鋁的強，因此N的單質鋁不能還原M的氧化物Mg0,D錯誤；

故選B。

7.(2021秋?遼寧錦州?高二校考階段練習)現有四種元素的基態原子的電子排布式如下：

Φls22s22p63s23p4(g)ls22s22p63s23p3@ls22s22p3Φls22s22p5

則下列有關比較中正確的是

A.第一電離能：④>③>②>①

B.原子半徑：④>③>②>①

C.電負性：④>③>②>①

D.最高正化合價：④>③=②>①

【答案】A

【分析】根據元素的電子排布式，①是S、②是P、③是N、④是F。

【解析】A.根據元素周期律，同一周期從左向右，元素的第一電離能逐漸增大，同主族從

上向下，電離能減小，且第三周期存在反常情況：N>S,因此，第一電離能關系為：F>N>P>S,

即④>③>②XT，A正確；

B.原子半徑的變化規律為：同主族從上向下，原子半徑增大，同周期從左向右，原子半徑

減小，因此F半徑最小，P半徑大于N,B錯誤；

C.同周期元素從左向右，元素電負性逐漸增大，即S>P,C錯誤；

D.元素的最高正價等于其族序數，F無正價，因此關系為：S>P=N,D錯誤。

本題選Ao

【關鍵能力提升練】

8.(2022秋?重慶沙坪壩?高二重慶八中?？茧A段練習)已知下列四組短周期元素的電離能數

據(kJ?moL),下列判斷錯誤的是

電離能WXYZ

?.496578738899

I24562181714511751

??69122745773314848

L9543115751054021006

A.還原性：W>Y>X

B.Y和Z可能位于同一族

C.W、X、Y、Z簡單離子半徑依次減小

D.X、Z的氫氧化物都具有兩性

【答案】C

【分析】元素原子軌道中電子處于半滿、全滿全空時最穩定，當穩定狀態再失去電子時，其

電離能發生突變，W的L電離能突然增大，說明最外層有1個電子，屬于第IA族，且W的

第一電離能比X、Y、Z小，則W為Na元素；X的L電離能突然增大，說明最外層有3個

電子，屬于第HIA族，第一電離能比Y、Z小，則X為Al元素；Y的L,電離能突然增大，

說明最外層有2個電子，屬于第IlA族，Z的I電離能突然增大，說明最外層有2個電子,

屬于第HA族，由Z的L比Y的L大，則Y為Mg元素；Z為Be元素，據此分析；

【解析】A.Na、Mg、Al為第三周期元素，金屬性依次減弱，還原性減弱，所以還原性：

Na>Mg>Al,故A正確；

B.根據其電離能變化，可知Y為Mg元素，Z為Be元素，屬于同一主族元素，故B正確；

C.Na、Mg、Al簡單離子均為10電子微粒，隨著核電荷數增多，對電子吸引力增大，離子

半徑減小，被離子為2個電子，半徑最小，所以簡單離子半徑：Na+>Mg2+>AI3+>Be2+,故

C錯誤；

D.Al和Be在元素周期表中均位于金屬和非金屬交界處，具有一定的金屬性和非金屬性，

其氫氧化物都具有兩性，故D正確；

故選C。

9.（2023秋?湖北武漢?高二校聯考期末）科學家合成了一種新的共價化合物（結構如圖所示）,

X、Y、Z、W為原子序數依次增大的短周期元素，W的原子序數等于X與Y的原子序數之

和。下列說法錯誤的是

X2Z5X2Z5

Z5X2-W-Y-W-X2Z5

X2Z5X2Z5

A.元素X、Y、Z的最高正價等于其原子的最外層電子數

B.電負性：Z>Y>X

C.Z的單質與水能發生置換反應

D.原子序數為82的元素與W位于同一主族

【答案】A

【分析】根據化合物的結構可知，W和X均連接4根鍵，Y連接2根鍵，Z連1根鍵，且

滿足W的原子序數等于X與Y的原子序數之和，所以W為Si元素，Y為O元素，X為C

元素，Z為F元素；

【解析】A.F元素無正價，O元素無+6價，A錯誤；

B.根據元素周期律，同周期從左到右電負性依次增強，電負性F>O>C,B正確；

C.F2可以與水發生置換反應生成氧氣和氟化氫，C正確；

D.原子序數為82的元素為Pb,最外層電子數為82-2-8-18-32-18=4,Si為第三周期第IVA

族元素，最外層電子數為4,所以原子序數為82的元素與W位于同一主族，D正確；

故選Ao

10.(2022秋?黑龍江綏化?高二?？计谥?某化學興趣小組對BeCl2是離子化合物還是共價

化合物進行探究，從經驗看破是金屬元素，易失去電子，氯是非金屬元素，易得到電子。

⑴查表得知，Be的電負性是1.5,Cl的電負性是3.0,則BeCI2應為(填“離子”或“共

價”)化合物。

(2)工業上制取BeCI2的方法是將得到的BeCl2溶液在HCI氣流中蒸干灼燒,防止BeCI2水解，

請寫出BeCl2水解的化學方程式：。

(3)經實驗驗證，熔融的BeCI2不能導電，說明它是(填“離子”或“共價”)化合物；BeCl2

能溶于水，水溶液能導電，是因為它在溶液中能電離，寫出它的電離方程式：。

(4)在周期表中，鍍元素和鋁元素恰好處于對角線位置，根據對角線法則，BeCl2應與

(填“MgCb”或“A1CL”)的化學性質更相似。

(5)氫氧化鍍能與氫氧化鈉溶液發生反應，寫出該反應的化學方程式：。

【答案】(1)共價

⑵BeQ2+2凡0.2HCl+Be(OH)2

2+

(3)共價BeCl2=Be+2CΓ

(4)AlCl3

(5)Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O

【解析】(DBe的電負性為1.57,Cl元素的電負性3.0,差值小于1.7,Be和Cl形成共價

鍵，BeCI2應為共價化合物；

(2)BeCI2屬于強酸弱堿鹽水解生成氫氧化被，BeCI2水解的化學方程式：

BeC12+2H2O?2HCI+Be(OH)2;

(3)熔融的Beel2不能導電，BeCl2含的化學鍵是共價鍵，不含離子鍵，所以是共價化合物;

2+

BeCl2在水分子作用下斷裂共價鍵電離產生Be?+和CI-電離方程式為：BeCl2=Be+2Cl-;

(4)周期表中，皺元素和鋁元素恰好處于對角線位置，根據對角線法則，BeCL應與AlCb

性質更相似；

(5)依據對角線規則，氫氧化被性質與氫氧化鋁性質，氫氧化鋁與強堿反應生成偏鋁酸鈉，

所以氫氧化被與氫氧化鈉反應的化學方程式為：Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。

11.(2021秋?山東濟南?高二?？茧A段練習)C、N、0、AKSi、CU是常見的六種元素。

(I)Si位于元素周期表第周期第族，其基態原子的軌道表示式為。

(2)Cu的基態原子的電子排布式為。

(3)原子半徑：AlSi,電負性：NO,第一電離能：CN?(用“>”或

填空)

(4)Ge元素的最外層基態電子排布為4s24p2.Ge元素可能的性質或應用有。

A.是一種活潑的金屬元素B.其電負性大于硅

C.其單質可作為半導體材料D.其第一電離能小于硅

[∏1FniEITTrnirnihIiII

【答案】⑴三IVA',2,2p“年

(2)ls22s22p63s23p63d104s1

(3)><<

(4)CD

【解析】(1)Si是14號元素，核外電子層排布為2、8、4,因此Si位于元素周期表第三周

期第IVA族；

[t71Γ∏]FΠ1ΓuTu1回ItltlI

Si是第14號元素，所以基態原子軌道表示式是：“”即3”即。

(2)CU是29號元素，其基態原子電子排布式：Is22s22p63s23d∣°4s∣;

(3)同周期原子半徑從左到右依次減小，因此原子半徑：Al>Si;同周期從左到右電負性

逐漸增大，因此電負性：N<0；同周期從左到右第一電離能呈增大趨勢，因此第一電離能：

C<N；

(4)A.Ge是在金屬和非金屬交界處，因此Ge具有一定的非金屬性，因此不是一種活潑

的金屬元素，故A不符合題意；

B.同主族從上到下電負性減小，因此Ge的電負性小于Si,故B不符合題意；

C.Ge是在金屬和非金屬交界處，因此其單質可作為半導體材料，故C符合題意；

D.同主族從上到下第一電離能減小，因此Ge的第一電離能小于Si,故D符合題意；

綜上所述，選CD。

12.有A、B、C、D四種元素,其原子序數依次增大,且質子數均小于18。A元素原子的最外

層只有1個電子,該元素陽離子與N>核外電子排布相同;B元素原子核外各軌道上均無成單電

子;C元素原子的價層電子排布式為"s2"p∣,D-的核外電子排布與Ar相同。

(1)寫出A、C、D的元素符號:A,C,D.

(2)寫出B元素基態原子的電子排布式:OD元素基態原子的軌道表示式

為。

(3)A、B、C、D第一電離能由小到大的順序為(填元素符號,下同),電負性由

小到大的順序為。

Is2s2p3s3p

【答案】(I)NaAlCl(2)ls22s22p63s2SEIHHilHlEIHlHI，

(3)Na<Al<Mg<ClNa<Mg<Al<CI

【解析】A形成的陽離子A+與N"核外電子排布相同,則A是Na元素;C的價層電子排布為

雁2〃Pl是第mA族元素,只能是Al元素;B為第三周期元素,原子核外各軌道上均無成單電子且

原子序數小于AI,B應為Mg元素;D-的核外電子排布與Ar相同,D為Cl元素。

13.分析下列圖表,回答問題。

(I)N,AkSi、Ge四種元素中,某種元素的電離能數據如下：

電離能一

/?Izh/4...

∕√(kJ?moll)5781817274511575...

則該元素是(填寫元素符號)。

(2)短周期某主族元素M的電離能情況如圖所示。則M元素位于周期表的第族。

O

s

P?

O

、

溫

甌

賽

(3)Mn、Fe均為第四周期過渡金屬元素,兩元素的部分電離能數據列于下表:

元素MnFe

/1-7Γ7-759

-h-1509i-561

-h-32482957

錦元素位于第四周期第WlB族。請寫出基態M/+的價層電子排布式:,比較兩元素的

/2、/3可知,氣態Mi?+再失去1個電子比氣態Fe?+再失去1個電子難,對此你的解釋是。

【答案】(I)Al(2)IIA(3)3d5由Mn?+轉化為Mι√+時,3d能級由較穩定的3cP半充滿狀態

轉變為不穩定的3d”狀態需要的能量較多;而Fe?+轉化為F時,3d能級由不穩定的3d。狀態轉

變為較穩定的3d5半充滿狀態需要的能量相對要少

【解析】(1)因為∕4>>∕3,所以該元素原子最外層有3個電子,為鋁兀素.

(2)元素M的各級電離能逐漸增大/和/2差別較小,但/3?/2>//3突躍式變大,即失去2個

電子后,再失去電子變為+3價陽離子卻非常困難,說明元素M失去2個電子后達到穩定結構。

(3)第VnB族元素的族序數=價層電子數,周期序數=電子層數,所以基態Mn原子價層電子

排布式為3d54s2,Mι√+的3d能級電子排布式為3d?Mn2+3d能級電子為3d§的半充滿狀態,很

難失去電子,而Fe?*的3d能級電子排布式為3d，失去一個電子,即變為半充滿的3d5狀態,所以

氣態Mif+再失去一個電子比氣態Fe?+再失去一個電子難。

【學科素養拔高練】

14.(2022秋.重慶沙坪壩.高二重慶八中校考期中)合成氨是人類科學技術發展史上的一項

重大成就，在很大程度上解決了地球上因糧食不足而導致的饑餓問題，是化學和技術對社會

發展與進步的巨大貢獻。

(1)基態N原子中，能量最高的電子的電子云在空間有個伸展方向，原子軌道呈

___________形。

(2)NH3分子中，N、H電負性大小順序為。從原子結構的角度分析B、N和O

的第一電離能由大到小的順序為。

(3)鐵觸媒是