高考化学总复习第十单元物质结构与性质 第2讲 元素周期表 元素周期律

第2讲元素周期表元素周期律

复习目标

1.了解元素周期表的结构及应用。2.根据原子核外电子排布规律认识元素周

期表的结构与分区。3.掌握元素周期律的实质。4.了解电离能、电负性的概念，并

能掌握其递变规律与应用。5.掌握同周期、同主族元素金属性、非金属性的递变

规律，并能对陌生元素性质进行简单预测。

考点一元素周期表

基础自主夯实

一、原子结构与周期表的关系

1.原子序数

按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。

原子序数=同核电荷数=网质子数=画核外电子数。

2.元素周期表的编排原则

⑴把画电子层数目相同的元素按屈原子序数递增顺序从左到右排成一横

行，共有国Z个横行。

(2)把不同横行中画最外层电子数相同的元素按网电子层数递增的顺序从

上到下排成一纵列，共有画退个纵列。

3.原子核外电子排布与周期表的关系

每周期第一个元素每周期最后一个元素

元素种

周期基态原子的电子基态原子的电子

数原子序数原子序数

排布式排布式

—21IM2Is2

83[He]2s110而]JHe]2s22p6

—8阿U[Ne]3s118画[Ne]3s23p6

四1819厨[Ar]4s∣36[Ar]3d104s24p6

五1837[Kr]5sl国必[Kr]4d105s25p6

六3255[Xe]6s186——

七3287[Rn]7s'118—

每周期第一种元素的最外层电子的排布式为国应。每周期结尾元素的最外

层电子排布式除He为Is?外，其余为画∕⅛S

4.各族元素的价层电子排布特点

⑴主族

主族IAIIAIIIAIVA

排布特点∣011〃Sl1021届103扁2即1|04|〃s，p2

主族VAVIAVDA——

排布特点I05|店即3I06|店叩4107扁2加一

(2)0族：He:Is2;其他：πs2πp6o

(3)过渡元素：(o-l)dl-l0nsl-2(Pds镯系和钢系元素除外)。

二、元素周期表的结构

1.元素周期表的周期与族的划分

⑴周期(7个横行，7个周期)

短周期长周期

周期序数1234567

元素种数国2国8∣⅛[04118[05]183232

O族元素

国2画IQ(08118∣09∣365486118

原子序数

（2）族（18个纵列，16个族）

①主族：由国短周期元素和长周期元素共同组成的族:IA〜VnA族。

②副族：仅由同长周期元素组成的族:HIB〜VllB族、Vffl族（包.括同8、9、

出三个纵列）、IB〜HB族。

③。族：第18纵列，该族元素又称为回稀有气体元素。

2.元素周期表的分区

（1）按元素性质分区

①分界线：沿着元素周期表中铝、楮、睇、针与硼、硅、碑、描、石艾的交界

处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线（氢元素除外）。

②各区位置：分界线左面为回］金属元素区,分界线右面为回］非金属元素区

（如上图）。

③分界线附近元素的性质：既表现画金属元素的性质,又表现画非金属元

素的性质。

(2)按核外电子排布特点分区

①周期表的分区

②各区元素原子价层电子排布特点

分区元素分布价层电子排布

S区IAsHA族ns1~2

P区IHA族〜VnA族、O族ns2np1~6(He除外)

IIIB族〜VnB族、印族(镯系、

d区(n-l)d1-9ns1-2(Pd除外)

钢系除外)

ds区IB族、IIB族(〃-l)d1°∕js1~2

f区镰!系、钢系(〃-2)f0~l4(w-l)d0~⅛s2

3.元素周期表的应用

(1)为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。

(2)启发人们在一定区域内寻找新物质

⅛半导住画

JVIi过二渡.兀厂素\耐?找腐J蚀优良的场合催金化剂材和料耐高疝

Q⅛产画制农药的材料I

误点查正请指出下列各说法的错因

(1)最外层电子数是2的元素，都是第IlA族元素。

错因：He是最外层电子数为2的元素，但属于零族。

(2)价层电子排布为5s25p3的元素位于第五周期第HIA族，是P区元素。

错因：价层电子排布为5s25p3的元素位于第五周期第VA族。

(3)包含元素种类最多的族是IA族。

错因：含元素种类最多的族是IIlB族，共有32种元素。

(4)每个周期都是从碱金属开始到稀有气体结束。

错因：第一周期从H元素开始。

(5)元素周期表中镯系、铜系都占据同一格，它们都是同位素。

错因：同位素是同种元素的不同原子，要求质子数相同而质量数不同，显然,

镯系、钢系不符合。

课堂精讲答疑

1.元素周期表中元素位置的确定

(1)由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中的位置

确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数-最邻近的稀有气体元素的

原子序数=X。

「奉<0,则与稀有气体元素同周期，族序数为8-此

.若x>0,则在稀有气体元素下一周期，族序数为心

例如：①35号元素(最邻近的是36Kr),贝IJ35-36=-1,故周期数为四，族

序数为8-|-1|=7,即第四周期第VnA族，即漠元素；②87号元素(最邻近的是

86Rn),则87-86=1,故周期数为七，族序数为1,即第七周期第IA族，即钻

元素。

（2）根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置

电子排布式期屋价层电子排布式堡÷

IA族：

IlΛ族：Zis2

IIIA-VHA族（价电子

I，除外,反ʃ数=族序数）

—ns^nn,（He除夕卜）一*PIX――

Lo族（排满）

元素的

分区.I-1B(n-iχ∣,0nsl

—(n-iM一HISI×."

L-∏R族：(∕ι-iχl,‰2

l∏B~WB族（价电

-S-IM%2（Pd除外）—d区丁干数=族序数）

JUll族

2.同主族元素的原子序数差的关系

⑴位于过渡元素左侧的主族元素，即第IA族、第HA族，同主族、邻周期

元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数。

（2）位于过渡元素右侧的主族元素，即第IIlA〜VnA族，同主族、邻周期元素

原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。例如，氯和漠的原子序数

之差为35-17=18（漠所在第四周期所含元素的种数）。

3.同周期两相邻主族元素的原子序数差可能为1或11（第四、五周期的第∏

A族和第mA族）或25（第六、七周期的第IIA族和第InA族）。

4.含元素种类最多的族是第HIB族，共有32种元素，所含元素形成化合物

种类最多的族为第IVA族。

题组巩固提升

角度一原子结构与周期表的关系

1.若某原子处于能量最低状态时，价层电子排布为4d∣5s2,则下列说法正确

的是（）

A.该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子

B.该元素位于周期表的第五周期第IllB族

C.该元素原子的M能层共有8个电子

D.该元素原子最外层共有1个电子，位于ds区

答案B

2.具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是()

A.两种原子的电子层上全部都是s电子

B.3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上只有一个未成对电子的原子

C.最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子

D.原子核外M层上的S能级和P能级都填满了电子，而d轨道上尚未有电

子的两种原子

答案B

E易错提醒对价层电子认识的误区

(1)价层电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价层电子才是最外层电

子。对于过渡元素还包括部分内层电子。

(2)同一族元素的价层电子排布不一定相同，如过渡元素中的镯系元素和钢系

元素就不相同，在第Vm族中部分元素的价层电子排布也不相同。

角度二元素周期表的结构

3.下列有关元素周期表分区的说法正确的是()

A.s区全部是金属元素

B.p区全部是非金属元素

C.d区内元素原子的价层电子排布必为(”-l)dSι%s2

D.除ds区外，以最后填入电子的能级符号作为区的名称

答案D

4.已知X、YsZ三种主族元素在元素周期表中的位置如图所示，设X的原

A.Y与Z的原子序数之和可能为20

B.Y的原子序数可能为17

C.Z的原子序数可能为a+31

D.X、YsZ一定为短周期元素

答案D

解析由于X、Y、Z均为主族元素，结合其位置关系和元素周期表的结构,

可推断Y元素一定不在第一周期，即x、丫、Z不可能都在短周期，D错误。

5.下列有关元素周期表结构的说法中正确的是（）

A.原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表第IlA族

B.同周期两相邻主族元素的原子序数之差一定为1

C.某元素原子核外的电子数为63,则它是第六周期副族元素

D.除短周期外，其他周期均为18种元素，副族没有非金属元素

答案C

E方法规律直接相邻的“丁”型、，口■“型、“+”型原子序数关系

Z-IZZ+1Z-IZZ+1

Z+8Z+18

Z-IZZ+1

Z+32

Z-18

(2)

Z-IZZ+l

Z-8

(3)Z-IZZ÷l三：周期

Z+18

四

考点二元素周期律

基础自主夯实

1.元素周期律

(1)元素周期律的定义:元素的性质随着n口原子序数的递增而画呈周期性变

化的规律。

(2)元素周期律的实质：元素原子两核外电子排布的周期性变化的结果。

2.电离能

(1)第一电离能:气态基态原子所]失去一个电子转化为国气态基态正离子所

需要的函]最低能量,符号：&,单位：Γθ51kJ∙moΓlo

⑵规律

①同周期：第一种元素的第一电离能画最小，最后一种元素的第一电离能

画最大,从左到右总体呈现画增大的变化趋势。同周期主族元素，第HA族

(〃s2〃P(I)和第VA族(〃s2"p3),因P轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其

第一电离能分别大于同周期相邻的第IIlA族和第VIA族元素，如第一电离能:

Mg[θ9]>Al.p[-∣θ]>So

②同族元素：从上至下第一电离能向逐渐变小。

③同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越回多,

再失去电子需克服的电性引力越来越回大，消耗的能量越来越叵大，逐级电离

能越来越回大（即人回，2回……）o当相邻两级电离能变化倍数较大时，这

两个电子可能分处于两个不同能层。

3.电负性

⑴含义

用来描述不同元素的原子对回］键合电子吸弓I力的大小。电负性越大的原子,

对同键合电子的吸弓I力画越大。

⑵标准

以氟的电负性为国4Q和锂的电负性为画UL作为相对标准，得出了各元素

的电负性。

⑶规律

①金属元素的电负性一般固小于1∙8,非金属元素的电负性一般回大于

1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属''（如褚、睇等）的电负性则在L8左右。

②一般来说，同一周期，从左至右，元素电负性逐渐网变大,同一主族，

从上至下，元素电负性逐渐画变小。

4.主族元素性质的周期性变化规律

内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）

原子结最外层电子数而］从1到7（第一周期除外）国相同

构原子半径逐渐画减小逐渐回增大

内容同周期（从左到右）同主族（从上到下）

元素的主要化合价最高正化合价由画土LT国土2（0、F相同，最高正化合

性质除外）；最低负化合价由国TT国二1价=画最外层电

子数=回主族序

数（0、F除外）

金属性逐渐回减弱逐渐回增强

非金属性逐渐回增强逐渐回减弱

5.元素周期律的应用

⑴预测同主族元素的性质：如碱金属元素的一般性质。

原子结

相同点最外层上都只有画L个电子箜眄具有相似的化学性质

构与性

质

从LiTCS电子层数逐渐画增多,原子半径逐渐画增大遁臂从

不同点

Li到Cs金属性逐渐画增强

物理性碱金属除画重_略带金色光泽外，其他都是国银白色有金属光泽

质相同点的固体，密度画较小，硬度画较小，熔、沸点函较低，导电、

导热性叵很好

递变性从LiTCS密度逐渐回增大（K反常），熔、沸点逐渐「回降低

化学性与。2碱金属都能与O2等非金属反应，锂、钠与O2反应的化学方程式为：

质等非金4Li+O2=^=2Li2O

属的反2Na+O2=^=Na2O2

应K、RbsCS与O2反应生成比过氧化物结构更复杂的物质

与H2O碱金属单质与水均能发生反应，生成叵氢氧化物和回氢气。反应

的反应的化学方程式可表示为（用M代表碱金属）2M+2H2O=2MOH+H2

t,但反应的剧烈程度不同：从LiTCS反应越来越向剧烈,证明

它们的金属性逐渐因增强

(2)比较不同周期、不同主族元素的性质：如金属性Mg>AkCa>Mg,则金属

性Ca回NAI,碱性Ca(OH)2[j8]>Al(OH)3o

(3)推测未知元素的某些性质

①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2回难溶。

②已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素成(At)应为因黑色固体，与氢

回H很难化合,HAt区丕稳定，水溶液呈固酸性，AgAt困难溶于水。

误点查正请指出下列各说法的错因

(1)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。

错因：同周期主族元素的阴离子半径大于阳离子半径，如："N3-)>r(Li+)°

(2)根据最高正化合价与族序数的关系可知，氧元素的最高正价为+6价。

错因：氧元素一般无正价。

(3)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。

错因：第三周期非金属元素最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强。

(4)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。

错因：非金属性、金属性强弱与原子得失电子数目无关，只与得失电子的难

易程度有关。

(5)两元素原子电负性差值大于1.7时，一定形成离子键。

错因：两元素原子电负性差值大于L7时，一般形成离子键，也可能形成共

价键，如HF。

(6)根据元素周期律，氮与氧、镁与铝相比，都是后者的第一电离能大。

错因：N的3p轨道半充满，Mg的M轨道全充满，与同周期相邻元素比,

第一电离能较大。

（7）主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。

错因：元素的电负性大，第一电离能不一定大。如电负性：N<0,但第一电

离能：N〉0。

课堂精讲答疑

1.元素金属性、非金属性的比较

金属本质原子越易失电子，金属性越强（与原子失电子数目无关）

，性比①元素在周期表中的位置：同周期左边或同主族下方元

较素的金属性强

②在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强

判断方

③单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

法

④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

⑤单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强

⑥若X"++Y—>X+Ym+,则Y比X的金属性强

非金本质原子越易得电子,非金属性越强（与原子得电子数目无关）

属性①元素在周期表中的位置：同周期右边或同主族上方元

比较素的非金属性强

判断方

②与H2化合越容易，最简单气态氢化物越稳定，非金属

法

性越强

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强

④单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强

⑤若A+B"—A，"+B,则A的非金属性强于B

2.电离能的应用

(1)判断元素金属性的强弱

第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

(2)判断元素的化合价⑺、h……表示各级电离能)

如果某元素的则该元素的常见化合价为+〃。如钠元素∕2>>∕ι,所以

钠元素的化合价为+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级增大，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)反映元素原子的核外电子排布特点

同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素原子的

核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

3.电负性的应用

(1)一般来说，若两成键元素原子间的电负性差值大于1.7,原子之间通常形

成离子键;若两成键元素原子间的电负性差值小于L7,原子之间通常形成共价键。

共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。

(2)电负性大的元素在化合物中易呈现负价，电负性小的元素在化合物中易呈

现正价。

4.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有些性质是相似的，如:

旦B

卜P~4—

MgAlSi

题组

角度一元素性质递变规律

1.已知短周期主族元素的四种离子A2+.B+、C3-SD-具有相同的电子层

结构，则下列叙述中正确的是（）

A.原子序数：D>C>B>A

B.原子半径：B>A>C>D

C.离子半径:C3^>D^>A2+>B+

D.氧化性：A2+>B+,还原性：C3-<D-

答案B

2.下列说法正确的是（）

A.HFsHCKH2SsPH3的稳定性依次增强

B.在①P、S,②Mg、Ca,③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的

元素的原子序数之和为41

C.最高价氧化物对应水化物的碱性：LiOH>NaOH

D.原子半径由小到大的顺序：MgsSisN、F

答案B

E规律方法粒子半径大小的比较方法

⑴先比较电子层数，电子层数越多，微粒半径越大。

（2）若电子层数相同，则原子序数越大，微粒半径越小（序大径小）。

（3）若电子层数、原子序数都相同，则电子数多的微粒半径大。

角度二元素金属性、非金属性强弱的判断

3.下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是（）

A.将大理石加入稀盐酸中，能产生C02气体，说明CI的非金属性强于C

B∙Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度，说明S的非金属性

强于Si

C.Na与冷水反应剧烈，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg

D.Fe投入CUSO4溶液中，能置换出Cu,说明Fe的金属性比CU的强

答案A

4.元素R、X、TsZ、Q在元素周期表中的相对位置如图所示，其中R单质

在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是（）

A.非金属性：Z<T<X

B.R与Q的电子数相差26

C.气态氢化物稳定性：R<T<Q

D.最高价氧化物对应的水化物的酸性：T<Q

答案B

角度三电离能、电负性的比较与应用

5.已知元素X、Y同周期，且电负性X>Y,下列说法错误的是（）

A.X的原子序数一定大于Y

B.第一电离能Y一定小于X

C.X和Y在形成化合物时，X显负价、Y显正价

D.气态氢化物的稳定性：HMX大于H〃Y

答案B

6.(I)ASsSesBr元素的电负性由大到小的顺序为,第一电离

能由大到小的顺序为O

(2)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示。

电离能/(kJ∙moL)1\h

铜7461958

锌9061733

铜的第一电离能⑺)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(/2)却大于锌的

第二电离能，其主要原因是______________________________________________

答案(I)Br>Se>AsBr>As>Se

(2)CU失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d∣。的Cu+,能量较低，结构稳定，

所以Cu的第二电离能相对较大(或Zn失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d∣04s∣

的Zn+,易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小)

角度四元素周期表、元素周期律的应用

7.下列关于∏A族元素性质预测正确的是()

A.Ra(OH)2和Mg(OH)2类似，二者均难溶于水

B.RaSO4和BaSo4类似，二者均难溶于水

C.Sr在常温下不能和冷水反应

D.依据对角线规则，Be的性质和Al类似，Be(OH)2和NaOH反应可生成

NaBeO2

答案B

8.1869年门捷列夫把当时已知的元素根据物理、化学性质进行排列，准确

预留了甲、乙两种未知元素的位置，并预测了二者的相对原子质量，部分原始记

录如图。下列说法不正确的是()

B=H/4=27.4?=68(甲)

C=12Si=28?=70(乙)

N=14P=31As=75

()=16S=32Se=79.4

F=I9Cl=35.5Br=80

A.元素甲比AI的最高价氧化物的水化物的碱性弱

B.原子半径：甲＞乙＞Si

C.元素乙位于现行元素周期表第四周期第IVA族

D.推测乙可以用作半导体材料

答案A

解析由题图可知，甲为Ga(钱)，乙为Ge(∣g),甲(Ga)与铝为同主族上下相

邻两元素，其最高价氧化物的水化物的碱性比铝强。

高考真题演练

1.(2022.江苏高考)工业上电解熔融AbCh和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得

铝。下列说法正确的是()

A.半径大小：r(Al3+)<r(Na+)

B.电负性大小：Z(F)<∕(O)

C.电离能大小：∕ι(O)<∕ι(Na)

D.碱性强弱：NaOH<Al(OH)3

答案A

2.(2022.辽宁高考)短周期元素X、YsZsWsQ原子序数依次增大。基态X、

Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主

族。下列说法错误的是()

A.X能与多种元素形成共价键

B.简单氢化物沸点：Z<Q

C.第一电离能：Y>Z

D.电负性：W<Z

答案B

解析短周期元素X、Y、z、W、Q原子序数依次增大，W简单离子在同周

期离子中半径最小，说明W为第三周期元素AL短周期元素的基态原子中有两

个单电子,可分类讨论:①为第二周期元素时,最外层电子排布为2s22p2或2s22p4,

即C或O;②为第三周期元素时，最外层电子排布为3s23p2或3s23p4,即Si或S。

Q与Z同主族，结合原子序数大小关系可知，X、ZsQ分别为C、。和S,则Y

为N。Z和Q形成的简单氢化物为HzO和H2S,由于HzO分子间能形成氢键，故

HzO沸点高于H2S,B错误。

3.(2022.全国乙卷)化合物(YW4X5Z8∙4W2Z)可用于电讯器材、高级玻璃的制

造。W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增加，且加和为21。YZ2分子的

总电子数为奇数，常温下为气体。该化合物的热重曲线如图所示，在200℃以下

热分解时无刺激性气体逸出。下列叙述正确的是()

质

后

保

留

仃

分

数

\

%

I(X)2(M)3004(X)5(M)600

t/℃

A.W、X、YsZ的单质常温下均为气体

B.最高价氧化物的水化物酸性：Y<X

C.100〜200℃阶段热分解失去4个W2Z

D.500℃热分解后生成固体化合物X2Z3

答案D

解析W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增加，且加和为21o在

200℃以下热分解时无刺激性气体逸出，再结合化合物的组成可推知失去的是水,

即W为H,Z为。；YZ2分子的总电子数为奇数，常温下为气体，则Y为N,X

为B。X(B)的单质常温下为固体,故A错误;最高价氧化物的水化物酸性：X(H3BO3)

VY(HNo3),故B错误；根据前面已知200C以下热分解时失去的是水，若100〜

14+4+11×5+16×8

200℃阶段热分解失去4个H2O,则质量保留百分数=∣4=41xJ16Y4-4

×100%≈73.6%,故C错误；化合物(NH4B5O8•4氏0)在500℃热分解后若生成固

体化合物X2Z3(B2O3),根据硼原子守恒，得到关系式2(NH4B5θ8YH2O)〜5B2O3,

(11×2+16×3)×5

则固体化合物B2O3质量分数为(]4+4+11X5+16X8+18X4)χ2'l00%≈6'%,

故D正确。

4.(2022.辽宁高考)下列类比或推理合理的是()

已知方法结论

A沸点：Ch<Br2<h类比沸点:H2<N2<O2

B酸性：HClO4>HIO4类比酸性:HCl>HI

C金属性：FoCu推理氧化性：Fe3+<Cu2+

DKsp:Ag2CrO4<AgCl推理溶解度：Ag2CrO4<AgCl

答案A

解析非金属元素最高价含氧酸的酸性与非金属性有关，元素的非金属性越

强，最高价含氧酸的酸性越强，所以酸性：HClO4>HIO4,酸性：HCKHI1故B

错误；由金属性：Fe>Cu,可推出氧化性Fe2+<CP;由离子方程式2Fe3++

CU==2Fe2++Ci?+可得，氧化性：Fe3+>Cu2+,故C错误；AgzCrCU和AgCl的

阴、阳离子个数比不相同，不能通过KSP大小来比较二者在水中的溶解度，故D

错误。

5.（2021.北京高考）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>0>N

答案A

6.（2020.全国卷I）1934年约里奥-居里夫妇在核反应中用α粒子（即氮核?He）

轰击金属原子》X,得到核素z&Y,开创了人造放射性核素的先河："X+3HefZ或

Y+Ano其中元素X、Y的最外层电子数之和为8。下列叙述正确的是（）

AJrX的相对原子质量为26B.X、Y均可形成三氯化物

C.X的原子半径小于Y的D.Y仅有一种含氧酸

答案B

解析原子轰击实验中，满足质子和质量数守恒，因止匕W+4=30+l,则W

=27,X与Y原子之间质子数相差2,因X元素为金属元素，Y的质子数比X大，

则Y与X位于同一周期，且Y位于X右侧，且元素X、Y的最外层电子数之和

为8,设X最外层电子数为α,则Y的最外层电子数为。+2,解得。=3,因此X

为Al,Y为P。召AI的质量数为27,则该原子相对原子质量为27,故A错误；

Al元素可形成AICl3,P元素可形成PCb,故B正确；Al原子与P原子位于同一

周期，且Al原子序数小于P原子序数，故原子半径A1>P,故C错误；P的含氧

酸有H3PO4、H3PO3SH3PO2等,故D错误。

7.（1）（2022•全国甲卷节选）图a、b、C分别表示C、N、。和F的逐级电离能

/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）o

电

离

能

NOF

图＜•

（2）（2021.福建高考节选）N、0、S的第一电离能⑺）大小为A（N）X（O）X（S）,

答案（Da同一周期从左至右第一电离能的总体趋势是增大的，但由于N

元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高b

（2）N原子2p轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；。、S同主

族，S原子半径大于O原子，更易失去电子

课时作业

［建议用时：40分钟］

选择题（每小题只有1个选项符合题意）

1.（2022.天津市河北区高三质量检测）下列叙述正确的是（）

A.第一电离能：Li<Na<K

B.Co2、N2O5SSCh均为酸性氧化物

C.通过比较酸性H2CO3<H2SO3,判断硫与碳的非金属性强弱

D.第三周期主族元素，离子半径随原子序数的增大而减小

答案B

解析同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小，A错误；H2SO3不是

硫的最高价氧化物对应的水化物，不能根据酸性强弱判断非金属性强弱，C错误;

第三周期主族元素的离子半径由大到小的关系是P3">S2->CΓ>Na+>Mg2+>

Al3+,D错误。

2.（2022.华南师大附中高三综合测试）中国化学会遴选了118名青年化学家作

为“元素代言人”组成“中国青年化学家元素周期表"。元素Po（钵）与S同主族，由

暨南大学陈填烽代言，其原子序数为84。下列说法正确的是（）

A.21叩。是一种核素

B.原子半径：Po<S

C.PO位于元素周期表的第五周期

D.PoO2只有还原性

答案A

3.下列事实不能用元素周期律解释的是（）

A.NaOH的碱性强于Al（OH）3

B.Mg与热水能反应，Al与热水很难反应

C.H20的稳定性强于H2S

D.HClO4的酸性强于HBrO

答案D

4.下列叙述正确的是（）

A.铅位于元素周期表中金属元素与非金属元素交界处，可作半导体材料

B.若存在简单阴离子R2-,则R一定属于第VlA族元素

C.S和Se属于第VIA族元素，H2S的还原性比HzSe的强

D.最外层电子数为1的元素一定属于碱金属元素

答案B

解析A项，Pb不位于金属元素与非金属元素交界处，不可作半导体材料，

错误；C项，H2S的还原性比HzSe的弱，错误；D项，H不属于碱金属元素，错

误。

5.下列说法中不正确的是（）

A.镯系、钢系元素都在f区

B.s区的元素都是活泼的金属元素

C.元素周期表中mB族到IlB族10个纵列的元素都是金属元素

D.稀有气体全都位于P区

答案B

6∙元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（如图）的性质具有相似

性，这种规律被称为“对角线规则”。则下列叙述不正确的是（）

A.Li在N2中燃烧生成EN

B.Li在空气中燃烧生成Li2O2

C.Be（OH）2既能溶于强酸又能溶于强碱溶液

D.硼酸钠溶液显碱性

答案B

7.X、YsZ均为短周期元素，X、Y处于同一周期，X、Z的最低价离子分

别为χ2-和Z-,Y+和Z-具有相同的电子层结构。下列说法正确的是（）

A.原子最外层电子数：X>Y>Z

B.单质沸点：X>Y>Z

C.离子半径：X2>Y+>Z^

D.原子序数：X>Y>Z

答案D

解析根据题中信息可确定X、丫、Z分别为S、Na和Fo原子最外层电子

2+

数：F>S>Na,A错误；单质沸点：Na>S>F2,B错误；离子半径：S->F->Na,

C错误。

8.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：

Ols22s22p63s23p4②M2s22p63s23p3③d2s22p3（4）ls22s22p5

则下列有关比较中正确的是（）

A.第一电离能：④>③>②>①

B.原子半径：②〉①>④>③

C.电负性：④>③>②>①

D.最高正化合价：④>③=②>①

答案A

9.元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如图所示，其中元素Z位于

第四周期，w、X、Y原子的最外层电子数之和为18,下列说法正确的是（）

W

XY

Z

A.最简单氢化物沸点:Y>W

B.原子半径的大小：Z>Y>X

C.氧化物的水化物的酸性：W<X

D.推测Z单质是半导体材料，Z与Y可形成化合物ZY4

答案D

解析设W的最外层电子数目为凡则有α+m+l）+（α+2）=18,解得α=

5,结合四种元素在周期表中的相对位置可知，W、X、YsZ分别为氮元素、硫

元素、氯元素、错元素。

10.（2022∙南京、盐城高三一模）部分短周期元素的原子半径及主要化合价如

表所示。

元素XYZWT

原子半径∕nm0.1600.1430.1020.0710.099

主要化合价+2+3+6、-2-1-1

下列有关说法正确的是（）

A.元素Y的第一电离能比X的大

B.元素Z的电负性比W的大

C.元素W的简单气态氢化物沸点比T的高

D∙元素T的氧化物对应水化物的酸性一定比Z的强

答案C

解析Z有+6价和-2价，则Z为S元素；W和T的主要化合价均为-1,

W的原子半径小于T,则W为F元素，T为CI元素；X、Y的原子半径均大于S,

X的主要化合价为+2,则X为Mg元素，