元素周期律-2024年高中化学讲义（选择性必修二）

第3课元素周期律

1.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性

变化是导致元素性质周期性变化的原因。

2.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布

的角度对这一规律进行解释。

一、原子半径

1.原子半径的种类（根据原子之叵的作用力不同，将原子半径分为共价半径、金属半径、范德华半径）

（1）共价半径：同种元素的两个原子以共价单键结合时，它们咳间距的即是该原子的共价半径。

（2）金属半径：金属单质的晶体中，两个最相邻的金属原子核间距的凸即是该金属原子的金属半径。

（3）范德华半径：稀有气体原子之间以范德华力相互接近，低温卜.稀有气体单质在以晶体存在时，两个相

邻原子核间距的二生即是范德华半径。

能层数：能层数越多，原了•半径越大

2.影响原子半径大小的因素:

核也荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小

3.影响方式：

注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相

比较。

3.微粒半径大小比较

①同种元素的微粒：阴离子N原子N阳离子；低价离子N高价离子。

②电子层数越多，半径越大(一般情况下)；特例：碱金属元素的原子半径比其下一周期的大多数非碱金属

元素的原子半径要大。

③电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”。

【名师点拨】比较微粒半径的一般思路

(1)“一层”:先看电子层数，电子层数越多,微粒半径一般越大。

(2)“二核”:若电子层数相同则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。

(3广三电子”:若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数,电子数多的半径大。

【思考与讨论p23］参考答案：

(1)同主族元素，从上到下，电子能层数逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子的能层数成为影响原子半

径的主要因素，所以从上到下原子半径逐渐增大；

(2)同周期元素，从左到右，电子能层数不变，，但随着核电荷数增大，原子核对电子的吸引作用增大，

从而使原子半径逐渐减小V

二、电离能

I.第一电离能

(1)定义：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。

【特别提醒】第一电离能概念的四个限定条件：气态、电中性基态、一个电子、最低能量。

(2)符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ.moY

(3)意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。即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。

(4)变化规律

①一般规律：同周期：随原子序数的递增而增大；同周期中，第一电离能最小的是第一主族的元素，最大

的是稀有气体元素；第一电离能最大的元素是氮。同主族：随原子序数的递增而减小。

②特例：具有全充满、半充满及全空的电子构型的原子稳定性较高,其电离能数值较大。

例如：第IIA族〉第IHA族；第VA族〉第VIA族

③过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有

增加。

总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。

【特别提醒】第二、三、四周期中，第HA族、第VA族元素的第一电离能比相邻元素都大。

2、逐级电离能

(1)含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以

表示为M(g)=M+(g)+eh(第一电离能)

M+(g)=M2+(g)।cL(第二电离能)

M2+（g）=M3+（g）+eb（第三电离能）

（2）变化规律

①同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即Ii<I2<h<...

②当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化,即电离能的差别大小反映了电

子的分层排布。

3、电离能的应用

（1）推断元素原子的核外电子排布

例如：Li的逐级电离能L《12VL表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层（K、L能层）上，且最外层上

只有一个电子

（2）判断主族元素的最席正化合价或最外层电子数

如果电离能在In与I用之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+（n+l）价离。如果是主族

元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n（0、F除外）。

（3）判断元素的金属性、非金属性强弱

h越大，元素的件金属性越幽稀有气体元素除外卜h越小，元素的金属性越强v

【特别提醒】记住下列元素原子第一电离能大小关系中的特例：Bc>B;N>O:Mg>Al;P>S,在考试中经常出现。

【思考与讨论p24］参考答案:

⑴碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。

（2）因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，

所需要的能量较多；同时，失去目子后离子所带正电荷对电子的吸引力更强，从而使电离能越来越大。从

表中数据可以看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（约为第一电离能的10倍），故Na的化

合价为+1。而Mg的第二电离能、A1的第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为+2、+3。

三、电负性

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

（1）定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小

（2）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

（3）大小的标准：以箍的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。

（4）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电

负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氮，最小的是第。

【易错提醒】①电负性的值是相对值，没有单位；②不同元素的电负性可能相等（如C、S、I的电负性都

是2.5）。

（5）应用

①判断元素的金属性或非金属性强弱

I、金属元素的电负性一般小于相，非金属元素的电负性一般大堂，而位于非金属三角区边界的“类金属”（元

素性质介于金属与非金属之间的元素，如楮、睇等)的电负性则在口左右，它们既有金属性，又有非金属

性。

【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准

II、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判断化学键的类型

I、如果两种成键元素的电负性差值大于L2,它们之间通常形成离子键，但也有特例(如HF)。

II、如果两种成键元素的电负性差值小于L2,它们之间通常形成共价键，但也有特例(如NaH)。

③判断元素的化合价

I、电负性小的元素易呈现幽

II、电负性大的元素易呈现地价

④解释对角线规则

利用电负性可以解释对角线规则，如LiMg、BeAkBSi,由F它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力

相当，故表现出相似的性质。

(6)电负性与第一电离能的关系

电负性用于衡最原子吸引键合电子的能力，电负性人的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大

的原子对应元素的第一电离能也太。

【探究p26】【比较与分析】参考答案：

同周期主族元素随着原子序数的递增，电负性逐渐增大，第一电高能总的变化趋势是逐断增大的，但有如

Ii(Be)>h(B)、h(N)>h(O)这样的身常”现象,其中的原因分析如下:

(1)电负性是指不同元素的原子对健合电子的吸引能力，美国化学家鲍林利用实验数据进行了理论计算，

以挑的电负性为4.0和锂的电负性为1.。作为相对标准，得出了各元素的电负性(不包括稀后气体)。由此

可知，元素电负性的大小与原子结构无关。

(2)第一电离能是指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。由此可

知，第一电离能的大小、与原子结构的关系明显。例如，基态N原子的价层电子排布的轨道表示式是

2s2P_________

叵］I”1I，I这样一个相对稳定的结构,能量较低，基态0原子的价层电子排布的轨道表示式是

2s2P________

叵］1111tlU这样一个相对不稳定的结构,能量较高，所以h(NAh(O)。

问题探究

A问题一微粒半径的大小比较

【典例1］下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是

A.微粒X+与Y的核外电子排布相同，则离子半径：X，>Y

B.原子X与Y的原子序数X>Y,则原子半径一定是X〈Y

C.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)

D.同一主族非金属原子半径X>Y,则非金属性：X>Y

【解析】核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故高子半径XZY,A正确；同一周

期的元素，原子序数越大，原子半径越小；但若位于不同周期,则原子序数越大，原子半径可能越大，B

错误；原子失去电子后生成阳离子，半径变小，失去电子越多,半径越小,故r(Cu)>r(Cu)>r(Cu2),C正

确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误；故选C。

【答案】C

【解题必备】微粒半径的大小比较技巧——“三看”：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数，一般规律:

(1)电子层数越多：半径越大。

(2)电子层数相同时：核电核数越大，半径越小，即“序大径小”、“价高径小”。

(3)电子层数、核电荷数都相同时：电子数越多，半径越大。

【变式11］具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是

【答案】B

【变式12］下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是

①基态x原子的结构示意图为日))

④基态E，的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数

A.②〉B.④②C.③冶>④D.®>®>®

【答案】C

【解析】①X为F元素，②Y为C1元素，③Z为S2元素，④E为K+元素，F原子核外电子层数为2层，半

径最小，电子层数相同的情况下原子序数越大半径越小，所以S2>Q>K+>F,即③>②>④〉①。故答案

选C。

A问题二电离能及其应用

【典例2】如表是同周期三种主族元素X、Y、Z的电离能数据(单位：kJ-moP)o下列判断错误的是

元素代号I.12h14

X496456269129543

Y5781817274511575

Z7381451773310540

A.X为第IA族元素

B.Y的价电子排布式为ns2npi

C.Z位于元素周期表s区

D.金属性:X>Y>Z

【解析】A.根据表格中电离能的数据可知，X的h较小，卜突增，故X的价电子数应为1,为第IA族元

素,选项A正确；B.Y的h、1、b均较小，1突增，则Y的价电子数为3,为第IHA族元素，价电子排

布为ns2npl选项B正确：C.Z的h、b较小，b突增，说明Z的价电子数为2,为第IIA族元素，处于元

素周期表s区，选项C正确；D.三种元素处于同一周期，同一周期中元素金属性从左向右依次减弱，故金

属性：X>Z>Y,选项D错误；答案选D“

【答案】D

【解题必备】电离能的应用

(1)推断元素原子的核外电子排布

例如：Li的逐级电离能h《12Vh表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上

只有一个电子

(2)判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数

如果电离能在k与【间之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+l)价离。如果是主族

元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)v

(3)判断元素的金属性、非金属性强弱

h越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外)；h越小，元素的金属性越强。

C.X的氢化物沸点一定高于Y的氢化物

D.X、Y两种元素形成的化合物一定为非极性分子

【答案】A

【分析】X、Y、Z、W四种短周期元素，原子半径依次增大，X和Y位丁同一周期，且两种基态原子中未

成对电子数均等于次外层电子数，则X和Y均有2个未成对电子，Y的原子半径大于X,X的电子排布式

为Is22s22P，X为O元素，Y的电子排布式为Is22s22P2,Y为C元素，Z和W为位于同一周期的金属元素，

Z元素的逐级电离能(kJ/mol)依次为738、1451、7733、10540、13630...,Z的第三电离能剧增,说明Z最

外层有2个电子，则Z为Mg元素，W为金属且原子半径比Mg大，与Mg处于同一周期，W为Na元素;

【解析】A.由上分析可知，X为O元素，Z为Mg元素，W为Na元素，形成简单离子分别为O?、Mg2\

Na+,这三种离子具有相同的电子层结构，随着原子序数的递增，半径减小，原子序数OVNaVMg,离子

半径r(O2)>*Na+)>r(Mg2+),即简单离子的半径X>W>Z,选项A正确；B.由上分析可知，X为O元素，

Y为C元素，W为Na元素，根据元素周期律，同一周期元素从左至右，元素的电负性依次增大，同一主

族元素从上至下，电负性依次减小，或非金属性越强，电负性越大，所以电负性0>C>Na,即X>Y>W,

选项B错误；C.由上分析可知，X为O元素，Y为C元素，X的氢化物有HzO和H2O2,但Y的氢化物

有许多烧，有些燃为固态，沸点高于X的氢化物，选项C错误；D.由上分析可知，X为O元素，Y为C

元素，X、Y两种元素形成的化合物CCh为非极性分子，而CO为极性分子，选项D错误；答案选A。

【变式22】在下列各组元素中，有一组原子的第一电离能分别是1086kJ・moL1402kJmoL1313kJmoL

那么这组元素可能是

A.C、N、OB.F、Ne、NaC.Be、B、CD.S、Cl、Ar

【答案】A

【分析】三种元素第一电离能有增大趋势，但第二种元素第一电离能大于另外两种元素：同周期从左往右

第一电离能呈增大趋势，第HA族，第VA族大于同周期相邻元素。

【解析】A.同周期从左往右第一电离能呈增大趋势，N原子的核外电子排布式为Is22s22P3,由于2P轨道

处于半充满的稳定状态，失去电子较难，因此其第一电离能大于C和0,故A符合;B.第一电离能Na<F<Ne,

故B不符合：C.第一电离能BvBevC,故C不符合；D.第一电离能SvQvAr,故D不符合；故选：A。

A问题二电负性及其应用

【典例3】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；两成键元素间电负性差值

大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。下表给出了14种

元素的电负性，则下列说法错误的是

元素A1BBeCClFLi

电负性1.52.01.52.53.04.01.0

元素MgNNa0PSSi

电负性1.23.00.93.52.12.51.8

A.随着原子序数递增，元素的电负性呈周期性变化

B.元素电负性越大，其非金属性越强

C.根据电负性数据可知Mg3N2中含有离子键

D.BeCb含金属元素镀，故属于离子化合物

【解析】A.由表中数据可知，第二周期元素从Li—F,随着原子序数递增，元素的电负性逐渐增大，第三

周期元素从Na-C1,随着原子序数递增，元素的电负性也逐渐漕大，并呈周期性变化，所以随着原子序数

递增，元素的电负性呈周期性变化，故A正确：B.元素电负性越大，原子对键合电子吸引力越大，则元素

非金属性越强，故B正确；C.Mg.IN2中两成键元素电负性差值为3.01.2=1.8,大于17形成离子键，故C

正确；D.BeCL中两成键元素电负性差值为3.01.5=1.5,小于1.7,形成共价键，故属于共价化合物，而不

是离子化合物，故D错误；答案选D。

【答案】D

【解题必备】电负性的应用

①判断元素的金属性或非金属性强弱

1、金属元素的电负性一般小于IS,非金属元素的电负性一般大IX.而位于非金属二角区边界的“类金属”（元

素性质介于金属与非金属之间的元素，如错、睇等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属

性。

【易错提醒】不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准

II、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判断化学键的类型

1、如果两种成键元素的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成离子键，但也有特例（如HF）。

II、如果两种成键元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键，但也有特例（如NaH）。

③判断元素的化合价

I、电负性小的元素易呈现正价

II、电负性大的元素易呈现负价

④解释对角线规则

利用电负性可以解释对角线规则，如LiMg、BeAkBSi,由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力

相当，故表现出相似的性质。

【变式31］下表中是A、B,C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是

元素ABCDE

最低化合价-4-2-1-2-1

电负性2.52.53.03.54.0

A.元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子

B.与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质和E单质均能与HzO发生置换反应

C.元素B、C之间不可能形成化合物

D.C、D、E的氢化物的稳定性：E>C>D

【分析】根据元素最低化合价为得电子数，元素氧化性越强，电负性越强，则A为C,B为S,C为CLD

为0,E为F：

【解析】A.元素A的原子最外层电子排布式为2s22P2,2P2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态

相同，A错误；B.Na能与HzO发生置换反应生成NaOH和H2,B正确；C.S的最外层有6个电子，C1

的最外层有7个电子，它们之间可形成S2CI2等化合物，C错误；D.C、D、E的氢化物分别为HQ、H2O.

HF,稳定性：HF>H2O>HC1,D错误；故答案为：Bo

【答案】B

【变式32］下列事实不能说明X的电负性比Y大的是

A.与H?化合：X单质比Y单质容易

B.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来

C.最高价氧化物的水化物的酸性：X比Y强

D.最外层电子数；X原子比Y原子多

【答案】D

【解析】电负性的大小和非金属性的强弱一致，因而可根据元素非金属性的强弱判断电负性大小，X的电

负性比Y大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。

【分析】A.电负性越大的元素其单质得电子能力越强即氧化性越强，和氢气化合越容易，所以与H?化合

时X单质比Y单质容易能说明X比Y的电负性大，A不符合题意；B.电负性越强的元素其吸引电子能力

越强，其单质的氧化性越强，X单质可以把Y从其氧化物中置换出来能说明X比Y的电负性大，B不符合

题意；C.电负性越强的元素其单质得电子能力越强，其最高价含氧酸的酸性越强，X的最高价氧化物的水

化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强能说明X比Y的电负性大，C不符合题意；D.元素电

负性大小与吸引电子能力有关，与最外层电子数多少无关，如氧元素的电负性比碘元素的电负性大，但氧

原子最外层电子数小于碘原子最外层电子数，所以X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能

说明X比Y的电负性大，D符合题意；故答案为：Do

强化训练

1.将A12(SO4)3溶液、K2s04溶液按一定比例混合后，蒸发浓缩、冷却结晶、过滤可制得净水剂明矶

lKAl(SO4)212H2Oh下列说法正确的是

A.半径大小：r(A[3+)>r(O2)

B.电负性大小：x(O)<x(S)

C.电离能大小：h(S)<h(Al)

D.碱性强弱:KOH>A1(OH)3

【答案】D

【解析】A.A产和O”二者的核外电子层结构相同，比较离子当径看原子序数，原子序数越小，离子半径

越大，KO3AKAP)，A错误；B.同主族，由上到下原子半径越大，电负性越小，故x(S)<x(O),B错误；

C.同周期，一般情况下，由左到右原子半径减小，第一电离能变大，故h(Al)<h(S),C错误；D.金属性：

K>A1,故最高价氧化物对应水化物的碱性，KOH>A1(OH)3，D正确；故本题选D。

2.高铁酸钾(KzFeOQ是一种高效绿色水处理剂，工业上可由KCIO在碱性条件下氧化Fe(OH”制得，下列

说法正确的是

A.半径大小：r(Cl)>r(K+)

B.O和Cl的电负性大小：C1>O

C.第一电离能大小：Ii(0)<Ii(K)

D.碱性强弱：KOH<FC(OH)3

【答案】A

【解析】A,电子层数相同的离子半径，阴离子大于阳离子，A项正确：R.电负性越大，吸引电子的能力

越强，在共价化合物中一般显负价，0元素在Q0中是2价，因此电负性：0>Cl,B项错误；C.同周期

从左到右，第一电离能总体呈增大趋势；同主族从上到下，第一电离能减小。因此h(O)>Ii(Li)>h[Na)>h(K),

C项错误；D.KOH是强碱，Fc(0H)3是弱碱，因此碱性KOH>Fe(OH)3,D项错误；答案选A。

【答案】B

【解析】A.电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则硫离子的离子半径大于钾离子，故

A错误；B.同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，电负性依次增大，则碳元素的电负性小于氧

元素，故B正确；C.同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，氮原子的2P轨道为稳定的半充满结

构，元素的第一电离能大于相邻元素，则氮原子的第一电离能氧原子，故C错误；D.同周期元素，从左到

右元素的非金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，则硝酸的酸性强F碳酸，故D错

误；故选B。

4.下表列出了W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据(用L、I2.....表示)。关于W、X、Y三种

元素的下列推断中，不正确的是

电离能

元素

12【4........

W496456269129543

X7381451773310540

Y5781817274511575

A.W元素单质的还原性最强

B.X元素位于元素周期表第HA族

C.最高价氧化物对应水化物的碱性：x>w

D.Y元素的最高正化合价为+3价

【答案】C

【分析】由W、X、Y三种短周期元素的各级电离能数据可知，W最外层有I个电子，X最外层有2个电

子，Y最外层有3个电子；则三者分别位于IA族、11人族、11从族；

【解析】A.由电离能数据可知，W的金属性最强，则其单质的还原性最强，A正确；

B.由分析可知，X元素位于元素周期表第nA族，B正确；C.金属性XVW,金属性越强，最高价氧化物

对应水化物的碱性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性：XvW,C错误；D.由分析可知，Y为IHA族元

素,Y元素的最高正化合价为+3价，D正确；故选C。

5.元素Li、Na、K的某种性质Y随核电荷数的变化趋势如图所示，则坐标轴Y不可以代表的是

A.元素的电负性B.单质的还原性

C.元素的第一电离能D.单质的熔沸点

【答案】B

【解析】A.Li、Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大电负性减小，A

不符合题意；B.Li、Na、K位于同主族，从上往下金属性增强，单质的还原性增强，B符合题意：C.Li、

Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大第一电离能逐渐减小，C不符合

题意；D.Li、Na、K原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，金属键减弱，故随着核电荷数增大单质的熔

沸点降低，D不符合题意；故选B。

6.现有四种元素的基态原子的电子排布式：①Is22s22P63s23P2②Is22s22P63s23P3③]s22s22P3④Is22s22P4。

则下列有关比较正确的是

A.原子半径：③〉②》①B.电负性：④>③>②>①

C.第一电离能：④>③>②>①D.最高正化合价：④>③>②>①

【答案】B

【解析】四种元素分别为①Is22s22P63s23P2,为Si；②Is22s22P63s23P3,为P；③Is22s22P3,为N；④Is22s22P4,

为0。Si、P同周期，N、P同主族，则原子半径：Si>P>N,即①>②>③，A错误；同周期中，随原子序数

的递增，电负性逐渐增大，同主族中，原子序数越大，电负性越小，则电负性：0>N>P>Si,④>③，②》①，

BE确；同周期中，第一电离能有增大的趋势，但核外电子处于全充满或半充满时，第一电离能比其后的原

子大，第一电离能：N>0>P>Si,即③>④>②>①，C错误；N、P的最高正价为+5价，Si的为+4价，O

的为0价（一般情况下），则最高正化合价：③:②：>①>④，D错误。

7.下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。

请回答下列问题：

（1）表中元素⑩的二价离子的外围电子排布图为：，该元素属于___________区元素。

⑵基态原子⑦核外电子总共有种能量，电子占据的能量最高的能级符号为

（3）在标号的主族元素中，第一电离能最小的是（填元素符号，下同），电负性最大的是

［答案］(1)也回如山Jds

3d

(2)53p

(3)NaO

+-

（4）Na[：O：H]离子键

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

【分析】表中编号①〜⑩依次为H、Be、B、O、Al、P、S、Ar、Na、Cu元素。

【解析】(1)元素⑩为Cu,基态Cu的核外电子排布式为[Ar]3di04sl基态(3心的核外电子排布式为[Ar]3d

其外围电子排布图为口1件1件皿11；cu属于ds区元素；答案为：|tl|tl|tlltl|T].dSo

3d3d

(2)元素⑦为S,基态S原子的核外电子排布式为Is22s22P63s23P4,核外电子共有5种能量，电子占据的

能量最高的能级符号为3p：答案为：5；3po

(3)根据同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势(第IIA、VA族比相邻的元素大)，同主族从上到

下元素的第一电离能逐渐减小，则在标号的主族元素中，第一电离能最小的是Na；同周期从左到右主族元

素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，则在标号的主族元素中，电负性最大的是0；

答案为：Na；Oo

⑷①®⑨三种元素组成的化合物为NaOH,NaOH的电子式为Na+[：6：H「；NaOH中含离子键和

极性共价键，NaOH溶于水电离出Na+和OH,NaOH溶于水破坏的作用力为离子键；答案为：

Na+[：O：H]-；离子键。

・•

(5)⑤为Al,A1(OH)3为两性氢氧化物,AI(OH)3与NaOH反应的化学方程式为AI(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O,

②为Be,Be(0H)2与A1(OH)3有相似的性质，则Be(0H)2与NaOH反应的化学方程式为

Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O；答案为Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2Oo

8.Ti、Na、Mg、C、N、0、Fe等元素单质及化合物在诸多领域都有广泛的应用“回答下列问题：

(1)钠在火焰上灼烧产生的黄光是一种(填字母)。

A.吸收光谱B.发射光谱

(2)下列Mg原子的核外电子排布式中，能量最高的是,能量最低的是(填序号)

(3)基态Ti原子核外共有种运动状态不同的电子，最高能层电子的电子云轮廓形状

为，其价电子轨道表示式为o

(4)N、0、Mg元素的前3级电离能如下表所示:X、Y、Z中为N元素的是，判断理由是。

元素/JkJmoL_1-1

/2/kJmol/3/kJ-mol

X737.71450.77732.7

Y1313.93388.35300.5

Z1402.32856.04578.1

⑸用琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物，临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收,

避免生成Fe",从结构角度来看，Fe*易被氧化成Fe"的原因是。Fe"与Fe"的离子半径大小

关系为：Fe»Fe2+(填“大于”或“小于”)。

【答案】⑴B

(2)bd

(5)Fe3+的3ds半满状态更稳定小于

【解析】(1)钠在火焰上灼烧产生的黄光是较高能级的电子跃迁到较低能级，是一种发射光谱；故答案为：

Bo

(5)从结构角度来看，Fe?+的3d6,能失去一个电子变为半满状态稳定结构，而Fe"的3d§半满状态更稳定，

因此Fe?+易被氧化成Fe3+；根据核电荷数相同，核外电子越多，半径越大，因此Fe，.与Fe?+的离子半径大

小关系为：Fe-小于F1+：故答案为：Fe-"的3ds半满状态更稳定；小于。

能力提升

1.下列各组元素性质的比较错误的是

【答案】C

2.已知1~18号元素的4种简单离子W*、X+、丫2-、工都具有相同电子层结构，下列关系正确的是

【答案】B

【分析】1~18号元素的4种简单离子W-“、X-、Y2->Z都具有相同电子层结构，结合离子电荷数可知W

为ALX为Na,Y为O,Z为F,

【解析】A.Na和A1为同周期元素，原子序数Na小于A1,原子半径Na大于AL故A错误：B.O、F

为非金属，AI为活泼金属，电负性钠最小，O、F为同周期元素，随核电荷数的增加，元素电负性增强，因

此电负性：F>O>A1,故B正确；C.非金属性：F>0,非金属性越强简单氢化物越稳定，则稳定性：H2O<HF,

故C错误；D.Na、Al同周期，从左到右元素第一电离能呈增大趋势，则第一电离能：Al>Na,故D错误；

故选：Bo

3.下列说法正确的是

A.电离能大的元素，不易失电子，易得到电子

B.电离能大的元素其电负性必然也大

C.电负性最大的非金属元素形成的最高价含氧酸的酸性最强

D.第二周期元素中第一电离能介于B与N之间的有3种元素

【答案】D

【解析】A.稀有气体元素，电离能大，不易失去申子，也不易得到电子，A不正确：B.电图能大的元素，

其电负性不一定大，如稀有气体元素，B不正确；C.电负性最大的非金属元素是氟，它不能形成最高价含

氧酸，C不正确；D.第二周期元素中，Be的2s轨道全充满，其第一电离能比B大，N的3P轨道半充满，

其第一电离能比O大，则第一电离能介于B与N之间的有Be、C、0共3种元素，D正确；故选D。

4.四种元素基态原子的电子排布式如下：

①Is22s22P63s23P4②Is22522P63s23P3③Is22s22P$④Is22s22P3

则下列有关比较中正确的是

A.笫一电离能：④②〉①B.电负性：⑤〉④》①〉②

C.简单离子半径：②〉①，③〉④D.最高正化合价：③〉④=②,①

【答案】B

【分析】根据四种元素基态原子的电子排布式，①是S,②是P,③是F,④是N元素。

【解析】A.一般情况下同一周期元素，原子序数越大，元素的第一电离能越大。但若元素处于第UA族、

第VA族，由于原子最外层电子处于全充满、半充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻元素。同

一主族元素，原子序数越大，元素的第一电离能越小，则四种元素的第一电离能大小关系为：③②

>①，A错误；B.元素的非金属性越强，其电负性就越大。同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属

性越强，同一主族元素，原子序数越大，元素的非金属性越弱，则元素的电负性大小关系为：③①

>②，B正确；C.核外电子层结构相同，原子序数越大，离子半径越小，则简单离子半径大小关系为：②

>①>④>③，C错误：D.F元素非金属性很强，原子半径很小，与其它元素反应只能得到电子或形成共

用电子对时偏向F元素，因此没有与族序数相等的最高化合价，故F元素化合价不是在所有元素中最高的，

D错误；故选B。

5.根据下列五种元素的电离能数据（单位：kJ-moP）,判断下列说法不正确的是

元素代号li121314

Q2080400061009400

R500460069009500

S7401500770010500

T5801800270011600

U420310044005900

A.元素的第一电离能最大的可能是Q元素

B.R和S均可能与U在同一主族

C.U元素可能在元素周期表的s区

D.原子的价电子排布为ns2npi的可能是T元素

【答案】B

【解析】A.根据表格数据，元素的第一电离能最大的可能是Q元素，故A正确；B.R、U的第一电离能

与第二电离能相差较大，可知R、U都是IA族元素，R、U在同一主族；S的第二电离能与第三电离能相

差较大，S是UA族元素，故B错误；C.U元素的第一电离能与第二电离能相差较大，U是IA族元素,

在元素周期表的s区，故C正确：D.T的第三电离能与第四电离能相差较大，T是IHA族元素，原子的价

电子排布为ns2npl故D正确；选B。

6.下列说法中正确的是

A.N、O、F的第一电离能依次增大

B.在所有的元素中，氟的电负性最大

c.同主族元素中，随原子序数增大第•电离能增大

D.随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐减小

【答案】B

【解析】A.N、0、F为同一周期元素，同一周期从左往右第一电离能呈增大趋势，IIA与IHA、VA与VIA

反常，即N的第一电离能大于0,A错误；B.在所有的元素中，氟的电负性最大，B正确；C.同主族元

素中，随原子序数增大第一电离能减小，C错误；D.随原子序数的递增，同周期元素的电负性逐渐增大，

D错误；故答案为：Bo

7.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、钱、硒、钛、矶等。回答下列问题：

(1)基态钢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。

,II

(2)VO2+与厂〉-oil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)。

(3)像与硒相比，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：O

(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o

⑺硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧

化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se_________(填或“v”)Si。与Si同周期的部分元素的电离能如

图所示，其中a、b和c分别代表(填字母)。

A.a为L,b为&,c为bB.a为k,b为L,c为L

C.a为L,b为k,c为I]D.a为L，b为h,c为h

【答案】⑴Is22s22P63s23P63d34s2{或[Ar]3d34s2}5

(2)0>C

⑶Se

(4)亚铜离子价电子排布式为3d僧，核外电子处于稳定的全充满状态

(5)Ni、Ge、Se

(6)Be、C、0

⑺〉B

【解析】(1)帆为23号元素，基态钮原子的电子排布式为Is22s22P63s23P63d34s2{或[Ar]3d34s2},其中能量最

高的电子所占据能级为3d,其原子轨道有5个伸展方向。

（2）第二周期元素为碳、氧，同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，故第一电离能由大到小的顺

序为O>C;

（3）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；钱与硒相比，电负性更大的是Se；

（4）亚铜离子价电子排布式为3小°,核外电子处于稳定的全充满状态，故导致高温下CsO比CuO更稳

定；

（5）钛位于第四周期，价电子排布为3d24s2,未成