元素周期律-2022-2023学年高二化学知识点归纳与练习（人教版2019选择性必修2）

考点4元素周期律

【核心考点梳理】

考点一、原子半径

1.影响原子半径大小的因素

(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。

(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。

2.原子半径的递变规律

(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。

(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。

3.原子或离子半径的比较方法

(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。

例如:r(CΓ)>ΛCl),r(Fe)>r(Fe2+)>ΛFe3+)»

(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2^)>√F)>r(Na+)>r(Mg2+)

>r(AI3+),,

(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li+)<r(Na3<r(K+)<r(Rb+)<

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

(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较MK')与r(M1+),

可选r(Na+)为参照，r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)°

【典型例题】

例1.(2022・全国•高二课时练习)下列微粒半径依次增大的是

A.同一主族元素随着原子序数的递增

B.同一周期的元素随着原子序数的递增

C.Na+、Mg2+、AP+.F-

D.P、S、S2∖Cl-

【答案】A

【详解】

A.依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子

层数依次增加，原子半径依次增大，A正确；

A.一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B错误；

C.各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F最大，AF+最小，C错

误；

D.微粒半径P>S,S2>C∣-,D错误：

故答案为：A0

例2.(2022・全国•高二课时练习)下列微粒半径大小比较正确的是

A.Na+<Mg2+<Al3+<O2-B.S2>CΓ>Na+>AI3+

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

【答案】B

【详解】

++2

A.该选项中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，AP<Mg2÷<Na<O-,

故A错误；

B.该选项中S%与C与Na+与AP+的核外电子排布分别相同,S%和Cr比Na+和A。多一个

电子层，微粒半径大，核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，故S%>Ck>Na+>A13+,

故B正确；

C.该选项中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na>Mg>Al>Si,故C错

误；

D.该选项中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs>Rb>K>Na,故D错

误；

故答案为B。

【核心归纳】粒子半径比较的一般思路

(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。

(2)“二核"：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。

(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。

考点二、元素的电离能

I.元素第一电离能的概念与意义

⑴概念

①第一电离能:气态电中性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

叫做第一电离能，符号：/1。

②逐级电离能:气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能

量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子

后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：z1<∕2<∕3……

(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容

易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。

2.元素第一电离能变化规律

第一电离能/(U∙moL)

(1)每个周期的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，即一般来

说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。

(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。

3.电离能的应用

(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li:∕K<∕2<∕3,表明

Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层上只有一个电子，易失去

一个电子形成+1价阳离子.

(2)判断元素的金属性、非金属性强弱：八越大，元素的非金属性越强；八越小，元素的金属

性越强。

【典型例题】

例1.(2022秋.河北唐山.高二开滦第一中学校考阶段练习)某元素X的逐级电离能如图所

示，下列说法正确的是

A.X元素可能为+4价B.X的最高价氢氧化物不一定为强碱

C.X为第五周期元素D.X与氯气反应生成化合物为XCb

【答案】BD

【分析】根据电离能图知，第三电离能和第四电离能之间的差距最大，所以该原子最外层有

3个电子，属于第HIA族元素。

【解析】A∙X元素最外层有3个电子，可能为+3价，故A错误；

B.X元素最外层有3个电子，属于第HIA族元素，则X的最高价氢氧化物不一定是强碱，

故B正确；

C.周期数=核外电子层数，图象中没有显示X原子有多少电子层，因此无法确定该元素位

于第几周期，故C错误；

D.该主族元素最外层有3个电子，在反应中容易失去3个电子形成X3+,所以X与氯反应

时可能生成XC13，故D正确；

故答案选BDo

例2.(2022秋.广东广州.高二广州四十七中校考期末)下表列出了某短周期元素R的各级

电离能数据(用L、12…A表示,单位kJ/mol)。

Ii1213Ii......

R7401500770010500

下列关于元素R的判断正确的是A.R的最高正价为+1价

B.R元素位于元素周期表中第HIA族

C.R元素第一电离能大于同周期相邻元素

D.R元素基态原子的电子排布式为Is22s22p∣

【答案】C

【分析】根据第一至第四电离能分析该元素的电离能可知：第三电离能剧增，说明该元素容

易失去2个电子，则该元素原子形成离子的化合价为+2价，即最外层应有2个电子，应为

第HA族元素，由此分析解答。

【解析】A.元素R最外层应有2个电子，所以R的最高正价为+2价，A错误；

B.元素R第一、第二电离能相差不大，元素的第三电离能剧增说明R元素位于元素周期表

中第HA族元素，B错误；

C.R元素的原子最外层共有2个电子，处于原子轨道的全充满的稳定状态，因此其第一电

离能大于同一周期相邻元素，C正确；

D.R元素可能是Be或Mg,基态Be核外电子排布是1S22S2；基态Mg基态原子的电子排

布式为Is2s2p63s2,D错误；

故合理选项是Co

【核心归纳】电离能的影响因素及特例

(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。

(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有

气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期

相邻元素大。一般情况，第一电离能：∏A>ΠIA,VA>V1A,

考点三、电负性

1.有关概念与意义

(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键

合电子的吸引力越大。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。

2.递变规律

(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减

弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减

弱。

3.应用

(1)判断元素的金属性和非金属性强弱

①金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类

金属”(如错、铺等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价

①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化合物的类型

.大于1.7.通常形成离子键,相应的化合物为

两成铺元素间一"尚子化合物

电负性差值一~|小于1.7.通常形成共价键,相应的化合物为

共价化合物

如H的电负性为2.1,Cl的电负性为3.0,Cl的电负性与H的电负性之差为3.0—2.1=0.9<1.7,

故HCl为共价化合物：如Al的电负性为1.5,Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0—1.5=

1.5<1.7,因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。

【典型例题】

例1.(2021・高二课时练习)下列各选项中，按元素的电负性由大到小排列，顺序正确的是

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

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

【答案】B

【解析】A.同主族元素从上到下电负性减小，所以电负性K<Na<Li,故A错误；

B.同主族元素从上到下电负性减小，同周期元素从左到右电负性增大，所以电负性

F>O>S,故B正确；

C.同主族元素从上到下电负性减小，所以电负性As<P<N,故C错误；

D.同主族元素从上到下电负性减小，同周期元素从左到右电负性增大，所以电负性

Mg<Al<B,故D错误；

选B0

例2.（2022秋•重庆沙坪坝∙高二重庆八中校考阶段练习）已知下列元素的电负性数据，下列

判断错误的是

元素LiBeXONaAlClGe

电负性

A.表中X为非金属元素

B.Ge既具有金属性，又具有非金属性

D.O和Cl形成的二元化合物中O显正价

【答案】D

【解析】A.非金属的电负性一般大于1.8,表中X电负性为2.5,为非金属元素，故A正

确；

B.Ge的电负性为1.8,在同期表中位于金属和非金属交界的地方，既具有金属性，又具

有非金属性，故B正确；

C.同周期从左到右电解性增大，Mg元素电负性介于钠和铝之间，范围为0.9〜1.6,故C

正确；

D.O和Cl形成的二元化合物中氧电负性大显负价，氯电负性小，氯显正价，故D错误；

故选D。

考点四、元素周期律的综合应用

1.同周期、同主族元素性质的递变规律

性质同一周期（从左到右）同一主族（从上到下）

能层数相同增加

核外电子的排布

最外层电子数1-2或8相同

金属中减弱增强

非金属性

单质的氧化性、还氧化性增强减弱

原性还原性减弱增强

最高价氧化物对应酸性增强减弱

水化物的酸碱性碱性减弱增强

气态氢化物的稳定性减弱

增大(但∏A>II1A,VA

第一电离能减小

>VIA)

电负性变小

2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

非金属性逐渐增强

第

第一电离能、电负性逐渐增大第

一

非

一

金

电

金

稀

电

属

离

属

有

离

性

能

性

气

能

逐

、

逐

电

体

电

四渐

渐

负

元

负

增

增

性

性

素

五强

强

减

增

小

大

七金属性逐渐增强

【典型例题】

例1.（2023秋•北京通州•高二统考期末）一种具有抗痉挛作用的药物由X、Y、Z三种短周

期元素组成。X、Y、Z三种原子序数依次增大，X元素原子的价层电子排布是ns%p2n,Y

元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上电子总数相等，但第一电离能都高于同周期相

邻元素。Z元素原子价层电子的轨道中有两个孤电子，且在其原子价层电子的轨道中S能级

上电子总数与p能级上电子总数不相等。（药物中Z元素呈最高正化合价）下列判断正确的是

A.X与Y间的化学键是共价键B.第一电离能：Y<Z<X

C.X与Z只能形成一种化合物D.该药物溶于水后的水溶液呈中性

【答案】B

【分析】X、Y、Z三种原子序数依次增大的短周期元素，且X价层电子排布是ns%p2n,则

n等于2,即2s?2p4,所以X为氧元素；Y元素原子核外S能级上的电子总数与P能级上电

子总数相等，所以Y是镁元素，满足第一电离能都高于同周期相邻元素；Z元素原子价层

电子的轨道中有两个孤电子且在其原子价层电子的轨道中S能级上电子总数与P能级上电子

总数不相等，即价电子排布式为3s23p4,则Z为硫元素，据此回答。

【解析】A.X与Y形成离子化合物氧化镁，化学键为离子键，A错误；

B.第一电离能O>S>Mg,即Y<Z<X,B正确；

C.X与Z可以形成So2、SO3,C错误；

D.该药物应为硫酸镁，溶于水后镁离子水解使溶液显酸性，D错误；

故选B。

例2.（2023秋・山东威海•高二校考期中）下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关X、

Y、Z、R、W五种元素的叙述中，错误的是

X

YZ

RW

A.元素的第一电离能Z>R

B.元素电负性：X>Z>Y

C.基态原子中未成对电子数最多的是R

D.元素最高价氧化物对应的水化物酸性：Z>Y

【答案】C

【分析】由图可知，X为O,Y为Si,Z为P,R为Se,W为Br,据此回答。

【解析】A.第一电离能是基态的气态原子失去最外层的一个电子所需能量。由分析可知，

Z为P,R为Se。P的第一电离能大于S的；Se和S同主族，且在S的下方，第一电离能

小于S的；所以第一电离能：P>Se,A正确；

B.元素电负性：X>Z>Y,由分析可知，X为0,Y为Si,Z为P,其电负性：0>P>Si,B

正确；

C.几种元素基态原子电子排布图为:0为ls22s22p4,Si为Is22s22p63s23p2,p为Is22s22p63s23p3,

Se为ls22s22p63S23P63d∣°4s24p4,Br为ls22s22p63S23p63d∣°4s24p5,由此可知,基态原子中未

成对电子数最多的是P元素，C错误：

D.元素最高价氧化物对应的水化物酸性：Z>Y,由分析可知，Y为Si,Z为P,其对应酸

为：H3PO4>H2SiO3,D正确；

故选C。

【必备知识基础练】

1.（2022・全国•高二专题练习）下列说法错误的是

A.元素周期律揭示元素性质随核电荷数递增而呈现周期性变化的规律

B.元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系

C.元素周期表是元素周期律的具体表现形式

D.元素周期表和元素周期系均有多种形式

【答案】D

【解析】A.元素周期律揭示元素性质如原子半径、金属性、非金属性、主要化合价等随核

电荷数递增而呈现周期性变化的规律，故A正确；

B.元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系，是元素周期律发现前的摸索阶

段，故B正确；

C.元素周期律是核外电子周期性变化的必然结果，则元素周期表是元素周期律的具体表现

形式，故C正确；

D.元素周期系只有一种形式，元素周期表却有多种形式，故D错误；

故选D。

2.（2022・高二单元测试）如图所示，某同学用部分短周期元素制作了一个非常有趣的“钟表”,

下列有关该“钟表”的说法正确的是

A.12：OO时“时针”所指元素的金属性最强

B.从中午12：00点到下午6：00点，“时针”所指元素的金属性依次减弱

C.8：55时“时针”和“分针”所指的两种元素（“针”所指以最近为准）形成的化合物中阴、阳离

子之比为1：1

D.2：00时，“时针”和“分针”所指的元素的原子最外层均只有两个电子，性质相似

【答案】C

【解析】A.12:00时为镁，11:00时为钠，钠的金属性最强，故A错误；

B.H的金属性弱于Li、Be,故B错误；

C.8:55时“时针”和“分针”所指的两种元素分别是F和Na,二者形成离子化合物NaF,

阴、阳离子之比为1:1,故C正确；

D.2:00时，“时针”和“分针”所指的元素分别为He和Mg,前者性质稳定，后者性质活

泼，故D错误；

故选：C。

3.下列离子化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比小于1的是

A.Na2OB.KFC.KClD.MgCl2

【答案】B

【分析】

阴离子半径与阳离子半径之比小于I，说明阴离子半径小于阳离子半径，据此分析解答。

【详解】

A.氧离子半径大于钠离子，故A不符合题意；

B.氟离子半径小于钾离子，故B符合题意；

C.氯离子半径大于钾离子，故C不符合题意；

D.氯离子半径大于镁离子，故D不符合题意；

答案B。

4.（2023秋・江苏•高二统考期末）当汽车遭受一定碰撞力量以后，安全气囊中的物质会发生

剧烈的反应：

NaN3+KNO3=K2O+Na2O+N2T(未配平)，生成大量气体。下列说法正确的是

A.半径大小：r(Na+)<r(N3')B.电负性大小：χ(N)>χ(0)

C.第一电离能：L(K)>I∣(Na)D.碱性强弱：KOH<NaOH

【答案】A

【解析】A.钠离子和氮离子电子层数相同，但氮离子的核电荷数更小，半径更大，A正确：

B.非金属性0>N,所以电负性大小：/(N)<∕(0),B错误；

C.最外层电子数相同，电子层数越多，第一电离能越小，所以电离能大小：U(Na)>I∕(K),

C错误；

D.同主族自上而下金属性增强，最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，所以碱性：KOH

>NaOH,D错误；

综上所述答案为A。

5.(2023秋•黑龙江佳木斯・高二富锦市第一中学校考期末)对于第三周期元素的有关叙述错

误的是

A.碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3B.电负性：Si<P<S

C.第一电离能：Na<Mg<AlD.C「核外电子排布式：Is?2s22p63s23p6

【答案】C

【解析】A.已知Na、Mg、Al的金属性依次减弱，则最高价氧化物对应水化物的碱性：NaOH

>Mg(OH)2>Al(OH)3,A正确；

B.已知同一周期从左往右元素的电负性依次增强，故电负性：Si<P<S,B正确；

C.同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，HA与HIA、VA与VlA反常现象，

故第一电离能：Na<AI<Mg,C错误；

D,已知Cl是17号元素，故C「核外电子排布式：Is22s22p63s23p6,D正确；

故答案为：Co

6.(2022秋•天津南开•高二南开中学校考期末)短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的

原子序数依次增大，X核外电子只有1种运动状态，Y、W的2p轨道均含有2个未成

对电子，M是与X不同主族的金属元素，N的氢氧化物具有两性，下列说法正确的是

A.电负性：Z<Y<W

B.Y的氢化物沸点不一定低于W的氢化物

C.第一电离能：M<N

D.N的单质可以在高温下还原M的氧化物

【答案】B

【分析】依题意，X只有一个原子轨道，是氢元素；Y、W的2p轨道均含有2个未成对电

子，则Y的2p轨道只有2个电子，是碳元素，W的2p轨道有4个电子，是氧元素；Z位

于Y、W中间，是氮元素；N的氢氧化物具有两性，则N是铝元素；M位于氧之后，与X

不同主族，又在N之前，则M是镁元素。

【解析】A.Y、Z、W分别是碳、氮、氧，同一周期元素电负性从左到右增大，电负性大

小顺序是Y<Z<W,A错误；

B.Y是碳，其氢化物是烧，种类繁多，气态、液态、固态的都有，W的氢化物是HzO,所

以Y的氢化物沸点不一定低于W的，B正确；

C.N是铝元素，第一电离能失去的电子是3p能级的，M是镁元素，第一电离能失去的电

子是3s能级的，3p能级的能量比3s能级的高，失去的电子能量高，更易失去，需要的第一

电离能低，因此第一电离能大小顺序是M>N,C错误；

D.镁的金属性比铝的强，因此N的单质铝不能还原M的氧化物Mg0,D错误；

故选B。

7.(2021秋・辽宁锦州•高二校考阶段练习)现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：

Φls22s22p63s23p4(g)ls22s22p63s23p3@ls22s22p3Φls22s22p5

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：④>③>②>①

C.电负性：④>③>②>①

D.最高正化合价：④>③=②>①

【答案】A

【分析】根据元素的电子排布式，①是S、②是P、③是N、④是F。

【解析】A.根据元素周期律，同一周期从左向右，元素的第一电离能逐渐增大，同主族从

上向下，电离能减小，且第三周期存在反常情况：N>S,因此，第一电离能关系为：F>N>P>S,

即④>③>②XT，A正确；

B.原子半径的变化规律为：同主族从上向下，原子半径增大，同周期从左向右，原子半径

减小，因此F半径最小，P半径大于N,B错误；

C.同周期元素从左向右，元素电负性逐渐增大，即S>P,C错误；

D.元素的最高正价等于其族序数，F无正价，因此关系为：S>P=N,D错误。

本题选Ao

【关键能力提升练】

8.(2022秋•重庆沙坪坝•高二重庆八中校考阶段练习)已知下列四组短周期元素的电离能数

据(kJ∙moL),下列判断错误的是

电离能WXYZ

ɪ.496578738899

I24562181714511751

ɪʒ69122745773314848

L9543115751054021006

A.还原性：W>Y>X

B.Y和Z可能位于同一族

C.W、X、Y、Z简单离子半径依次减小

D.X、Z的氢氧化物都具有两性

【答案】C

【分析】元素原子轨道中电子处于半满、全满全空时最稳定，当稳定状态再失去电子时，其

电离能发生突变，W的L电离能突然增大，说明最外层有1个电子，属于第IA族，且W的

第一电离能比X、Y、Z小，则W为Na元素；X的L电离能突然增大，说明最外层有3个

电子，属于第HIA族，第一电离能比Y、Z小，则X为Al元素；Y的L,电离能突然增大，

说明最外层有2个电子，属于第IlA族，Z的I电离能突然增大，说明最外层有2个电子,

属于第HA族，由Z的L比Y的L大，则Y为Mg元素；Z为Be元素，据此分析；

【解析】A.Na、Mg、Al为第三周期元素，金属性依次减弱，还原性减弱，所以还原性：

Na>Mg>Al,故A正确；

B.根据其电离能变化，可知Y为Mg元素，Z为Be元素，属于同一主族元素，故B正确；

C.Na、Mg、Al简单离子均为10电子微粒，随着核电荷数增多，对电子吸引力增大，离子

半径减小，被离子为2个电子，半径最小，所以简单离子半径：Na+>Mg2+>AI3+>Be2+,故

C错误；

D.Al和Be在元素周期表中均位于金属和非金属交界处，具有一定的金属性和非金属性，

其氢氧化物都具有两性，故D正确；

故选C。

9.（2023秋•湖北武汉•高二校联考期末）科学家合成了一种新的共价化合物（结构如图所示）,

X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之

和。下列说法错误的是

X2Z5X2Z5

Z5X2-W-Y-W-X2Z5

X2Z5X2Z5

A.元素X、Y、Z的最高正价等于其原子的最外层电子数

B.电负性：Z>Y>X

C.Z的单质与水能发生置换反应

D.原子序数为82的元素与W位于同一主族

【答案】A

【分析】根据化合物的结构可知，W和X均连接4根键，Y连接2根键，Z连1根键，且

满足W的原子序数等于X与Y的原子序数之和，所以W为Si元素，Y为O元素，X为C

元素，Z为F元素；

【解析】A.F元素无正价，O元素无+6价，A错误；

B.根据元素周期律，同周期从左到右电负性依次增强，电负性F>O>C,B正确；

C.F2可以与水发生置换反应生成氧气和氟化氢，C正确；

D.原子序数为82的元素为Pb,最外层电子数为82-2-8-18-32-18=4,Si为第三周期第IVA

族元素，最外层电子数为4,所以原子序数为82的元素与W位于同一主族，D正确；

故选Ao

10.(2022秋•黑龙江绥化•高二校考期中)某化学兴趣小组对BeCl2是离子化合物还是共价

化合物进行探究，从经验看破是金属元素，易失去电子，氯是非金属元素，易得到电子。

⑴查表得知，Be的电负性是1.5,Cl的电负性是3.0,则BeCI2应为(填“离子”或“共

价”)化合物。

(2)工业上制取BeCI2的方法是将得到的BeCl2溶液在HCI气流中蒸干灼烧,防止BeCI2水解，

请写出BeCl2水解的化学方程式：。

(3)经实验验证，熔融的BeCI2不能导电，说明它是(填“离子”或“共价”)化合物；BeCl2

能溶于水，水溶液能导电，是因为它在溶液中能电离，写出它的电离方程式：。

(4)在周期表中，镀元素和铝元素恰好处于对角线位置，根据对角线法则，BeCl2应与

(填“MgCb”或“A1CL”)的化学性质更相似。

(5)氢氧化镀能与氢氧化钠溶液发生反应，写出该反应的化学方程式：。

【答案】(1)共价

⑵BeQ2+2凡0.2HCl+Be(OH)2

2+

(3)共价BeCl2=Be+2CΓ

(4)AlCl3

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

【解析】(DBe的电负性为1.57,Cl元素的电负性3.0,差值小于1.7,Be和Cl形成共价

键，BeCI2应为共价化合物；

(2)BeCI2属于强酸弱碱盐水解生成氢氧化被，BeCI2水解的化学方程式：

BeC12+2H2O∙2HCI+Be(OH)2;

(3)熔融的Beel2不能导电，BeCl2含的化学键是共价键，不含离子键，所以是共价化合物;

2+

BeCl2在水分子作用下断裂共价键电离产生Be?+和CI-电离方程式为：BeCl2=Be+2Cl-;

(4)周期表中，皱元素和铝元素恰好处于对角线位置，根据对角线法则，BeCL应与AlCb

性质更相似；

(5)依据对角线规则，氢氧化被性质与氢氧化铝性质，氢氧化铝与强碱反应生成偏铝酸钠，

所以氢氧化被与氢氧化钠反应的化学方程式为：Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。

11.(2021秋•山东济南•高二校考阶段练习)C、N、0、AKSi、CU是常见的六种元素。

(I)Si位于元素周期表第周期第族，其基态原子的轨道表示式为。

(2)Cu的基态原子的电子排布式为。

(3)原子半径：AlSi,电负性：NO,第一电离能：CN«(用“>”或

填空)

(4)Ge元素的最外层基态电子排布为4s24p2.Ge元素可能的性质或应用有。

A.是一种活泼的金属元素B.其电负性大于硅

C.其单质可作为半导体材料D.其第一电离能小于硅

[∏1FniEITTrnirnihIiII

【答案】⑴三IVA',2,2p“年

(2)ls22s22p63s23p63d104s1

(3)><<

(4)CD

【解析】(1)Si是14号元素，核外电子层排布为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号元素，所以基态原子轨道表示式是：“”即3”即。

(2)CU是29号元素，其基态原子电子排布式：Is22s22p63s23d∣°4s∣;

(3)同周期原子半径从左到右依次减小，因此原子半径：Al>Si;同周期从左到右电负性

逐渐增大，因此电负性：N<0；同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，因此第一电离能：

C<N；

(4)A.Ge是在金属和非金属交界处，因此Ge具有一定的非金属性，因此不是一种活泼

的金属元素，故A不符合题意；

B.同主族从上到下电负性减小，因此Ge的电负性小于Si,故B不符合题意；

C.Ge是在金属和非金属交界处，因此其单质可作为半导体材料，故C符合题意；

D.同主族从上到下第一电离能减小，因此Ge的第一电离能小于Si,故D符合题意；

综上所述，选CD。

12.有A、B、C、D四种元素,其原子序数依次增大,且质子数均小于18。A元素原子的最外

层只有1个电子,该元素阳离子与N>核外电子排布相同;B元素原子核外各轨道上均无成单电

子;C元素原子的价层电子排布式为"s2"p∣,D-的核外电子排布与Ar相同。

(1)写出A、C、D的元素符号:A,C,D.

(2)写出B元素基态原子的电子排布式:OD元素基态原子的轨道表示式

为。

(3)A、B、C、D第一电离能由小到大的顺序为(填元素符号,下同),电负性由

小到大的顺序为。

Is2s2p3s3p

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

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

【解析】A形成的阳离子A+与N"核外电子排布相同,则A是Na元素;C的价层电子排布为

雁2〃Pl是第mA族元素,只能是Al元素;B为第三周期元素,原子核外各轨道上均无成单电子且

原子序数小于AI,B应为Mg元素;D-的核外电子排布与Ar相同,D为Cl元素。

13.分析下列图表,回答问题。

(I)N,AkSi、Ge四种元素中,某种元素的电离能数据如下：

电离能一

/ɪIzh/4...

∕√(kJ∙moll)5781817274511575...

则该元素是(填写元素符号)。

(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第族。

O

s

P・

O

、

温

瓯

赛

(3)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素,两元素的部分电离能数据列于下表:

元素MnFe

/1-7Γ7-759

-h-1509i-561

-h-32482957

锦元素位于第四周期第WlB族。请写出基态M/+的价层电子排布式:,比较两元素的

/2、/3可知,气态Mi?+再失去1个电子比气态Fe?+再失去1个电子难,对此你的解释是。

【答案】(I)Al(2)IIA(3)3d5由Mn?+转化为Mι√+时,3d能级由较稳定的3cP半充满状态

转变为不稳定的3d”状态需要的能量较多;而Fe?+转化为F时,3d能级由不稳定的3d。状态转

变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少

【解析】(1)因为∕4>>∕3,所以该元素原子最外层有3个电子,为铝兀素.

(2)元素M的各级电离能逐渐增大/和/2差别较小,但/3»/2>//3突跃式变大,即失去2个

电子后,再失去电子变为+3价阳离子却非常困难,说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。

(3)第VnB族元素的族序数=价层电子数,周期序数=电子层数,所以基态Mn原子价层电子

排布式为3d54s2,Mι√+的3d能级电子排布式为3d∖Mn2+3d能级电子为3d§的半充满状态,很

难失去电子,而Fe?*的3d能级电子排布式为3d，失去一个电子,即变为半充满的3d5状态,所以

气态Mif+再失去一个电子比气态Fe?+再失去一个电子难。

【学科素养拔高练】

14.(2022秋.重庆沙坪坝.高二重庆八中校考期中)合成氨是人类科学技术发展史上的一项

重大成就，在很大程度上解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿问题，是化学和技术对社会

发展与进步的巨大贡献。

(1)基态N原子中，能量最高的电子的电子云在空间有个伸展方向，原子轨道呈

___________形。

(2)NH3分子中，N、H电负性大小顺序为。从原子结构的角度分析B、N和O

的第一电离能由大到小的顺序为。

(3)铁触媒是