还剩22页未读，
继续阅读
所属成套资源：高考专区化学一轮复习导学案整册
成套系列资料，整套一键下载
人教版高考化学一轮复习专题5物质结构与性质第2单元元素周期表和元素周期律学案
展开
这是一份人教版高考化学一轮复习专题5物质结构与性质第2单元元素周期表和元素周期律学案，共25页。
第二单元 元素周期表和元素周期律
[课标解读]
1.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
5.熟悉常见元素的化合价，能根据化合价书写化学式，或根据化学式判断元素化合价。
6.了解电离能、电负性的含义，并能说明元素的某些性质
元素周期表的结构及其应用
知识梳理
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＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2．元素周期表的编排原则
3．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行⇒7个周期)
短周期(三短)
长周期(四长)
序号
1
2
3
4
5
6
7
元素种数
2
8
8
18
18
32
32
0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)族(18个纵列⇒16个族)
主族
列
1
2
13
14
15
16
17
族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列
3
4
5
6
7
11
12
族
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ族
第8、9、10，共3个纵列
0族
第18纵列
(3)分区与外围电子排布式
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(镧系、锕系除外)
(n－1)d1～9ns1～2
(Pd除外)
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
注意：非金属区与金属区
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为非金属元素区和金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
(4)元素周期表中的特殊元素位置
①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
⑤碱金属元素[ⅠA(氢除外)]，卤族元素(ⅦA)，氧族元素(ⅥA)，氮族元素(ⅤA)，碳族元素(ⅣA)。
4．元素周期表的三大应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料
(3)用于工农业生产
探矿(地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对其有指导意义)、研制农药材料等。
[辨易错]
(1)ⅠA族全是金属，ⅦA全是非金属。 ( )
(2)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素。 ( )
(3)原子的最外层有2个电子的元素一定是ⅡA族元素。 ( )
(4) 均表示了元素在元素周期表中的相应位置。 ( )
(5)L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等。 ( )
(6)M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等。 ( )
(7)s区元素全是金属元素，p区元素全是非金属元素。 ( )
(8)外围电子排布式为3d104s1的元素位于s区。 ( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)√ (7)× (8)×
[深思考]
(1)甲、乙是元素周期表中同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别为m、n，则m和n的关系为 。
(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是 。
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种、n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为 。
[答案] (1)n＝m＋1或n＝m＋11或n＝m＋25
(2)x＋2或x＋8或x＋18或x＋32
(3)y＝x＋m或y＝x＋n
知识应用
2016年11月30日，IUPAC正式公布113号元素符号为Nh，请回答：
(1)该元素的质子数和核外电子数分别为 、
。
(2)该元素的位置为 。
(3)该元素的最外层电子数为 ，电子层数为 。
(4)该元素与相同主族的上一周期的原子序数差为 。
(5)该元素的外围电子排布式为 。
[答案] (1)113 113 (2)第7周期ⅢA族 (3)3 7 (4)32 (5)7s27p1
命题点1 元素周期表的结构及应用
1．下列关于周期表的说法正确的是( )
A．同周期的ⅡA族与ⅢA族的元素，原子序数之差为1
B．周期表中有7个主族，7个副族，一个0族，一个Ⅷ族，共16个族，16个纵列
C．最外层电子排布为4s1的元素只有K元素
D．位于第3、4周期的同主族元素的原子序数差可能为8或18
D [A项，同周期的ⅡA族与ⅢA族的元素原子序数差可能是1,11,25；B项，周期表中有18个纵列；C项，最外层电子排布为4s1的元素有K、Cr、Cu等。]
2．国际纯粹与应用化学联合会已正式确定了第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。下列有关这两种元素的说法错误的是( )
A．两种元素位于同一周期，均属于p区
B．116号元素外围电子排布式为7s27p4
C．两种元素都是活泼的非金属元素
D．114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大
C [第114号元素和第116号元素分别处于第7周期ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A、B正确，C错误；依据同周期原子半径递变规律判断114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大，D正确。]
3．(1)如图是元素周期表前4周期的一部分，则：X、Y、Z分别为 (写元素符号，下同)。
(2)X、Y、W、Z为四种短周期主族元素，其在周期表中的位置如图所示。W原子的最外层电子数与电子层数相同。
X
Y
W
Z
则：W为 ，Z为 ，X为 ，Y为 。
(3)短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍。则：W为 ，X为 ，Y为 ，Z为 。
[答案] (1)N S Br (2)Al S C N (3)P N O Si
“0族”法确定元素位置
(1)熟记0族元素的相应周期数和原子序数
元素符号
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Og
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
周期数
1
2
3
4
5
6
7
(2)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＝ΔZ。
命题点2 周期表中元素原子序数的定量关系
4.元素周期表中的前4周期，两两相邻的5种元素如图所示，若B元素的核电荷数为a。下列说法正确的是( )
A．B、D的原子序数之差可能为2
B．E、B的原子序数之差可能是8、18或32
C．D、E的原子序数之和为2a＋10
D．A、E的原子序数之差可能是7
C [由题中所给5种元素的位置关系可以看出D一定不是第1周期元素(因为如果D是第一周期元素，则D一定属于元素周期表最左边的第ⅠA族元素或最右边的0族元素)，所以A选项错误；由题意可知5种元素在前4周期，所以D、B、E分别为第2、3、4周期的元素，由元素周期表的结构可知5种元素一定在过渡元素右边，所以D、E的原子序数分别为a－8、a＋18，C项正确。]
5．X、Y为短周期元素，可形成化合物XY3，则X、Y的原子序数之差可能为 。
[解析] XY3化合物可能为BF3(4)，BCl3(12)，AlF3(4)，AlCl3(4)，SO3(8)，NH3(6)，PH3(14)，NCl3(10)，PCl3(2)，NF3(2)，PF3(6)等。
[答案] 2、4、6、8、10、12、14
(1)元素周期表中原子序数的定量关系
①同主族、邻周期元素的原子序数之差
a．元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：
同主族相邻两元素中，R(下)＝R(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；
b．元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：
同主族相邻两元素中，R(下)＝R(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1、11、25。
(2)奇偶关系
①原子序数是奇数的主族元素，其所在主族序数必为奇数。
②原子序数是偶数的主族元素，其所在主族序数必为偶数。
元素周期律及其应用
知识梳理
1．元素周期律
2．主族元素的周期性变化规律
内容
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加1个
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素的性质
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
一般，最高正价：＋1→＋7
负化合价：－4→－1
最高正价数＝主族序数(O、F除外)负化合价＝主族序数－8
第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
化合物性质
最高价氧化物对应水化物
酸性逐渐增强
碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱
碱性逐渐增强
气态氢化物
稳定性逐渐增强
还原性逐渐减弱
稳定性逐渐减弱
还原性逐渐增强
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强
[辨易错]
(1)同周期元素的原子半径随原子序数的增大而增大。 ( )
(2)主族元素的最高正价在数值上均等于族序数。 ( )
(3)非金属对应的含氧酸酸性越强，非金属性越强。 ( )
(4)H2S的热稳定性和还原性均大于H2O的。 ( )
(5)同周期元素中，电负性强的元素的第一电离能也一定强。 ( )
(6)Mg的金属性比Al的强，故Mg的第一电离能比Al的小
( )。
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)×
3．元素金属性和非金属性强弱的判断方法
三表
元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱(其中Pb>Sn)
非金属活动性顺序：按F、Cl、Br、I的顺序，非金属性减弱
三反应
置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性
金属离子的氧化性越弱，对应金属性越强
还原性
非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应非金属性越强
[深思考]
写出氯比硫非金属性强的实验事实有哪些？
[答案] ①Fe与Cl2生成Cl3，Fe与S生成S。
②Cl2与H2S反应，可生成S。
③稳定性：HCl>H2S。
④还原性：HCl
命题点1 元素周期律及应用
1．(2021·江苏新高考适应性考试，T7)13Al、15P、16S、17Cl是周期表中的短周期主族元素。下列有关说法正确的是( )
A．元素Al在周期表中位于第4周期ⅢA族
B．元素P的简单气态氢化物的化学式为PH4
C．第一电离能：I1(Al)
A．X2Y5Z的阴、阳离子均含有18个电子
B．常温下，X2Y5Z的水溶液呈碱性
C．三种元素中Y的电负性最小
D．简单气态氢化物的还原性：X>Z
B [X、Y、Z是短周期元素，基态X原子p能级上的电子数是Y原子质子数的3倍，且原子半径X>Y，根据X2Y的结构示意图可知，X为N元素，Y为H元素，又X、Y、Z可形成离子化合物X2Y5Z，且原子半径Z>X，则Z为Cl元素。因N2H水解呈酸性，B项错误。]
命题点2 元素性质的实验探究
3.某同学设计实验验证非金属元素的非金属性越强，对应的最高价含氧酸的酸性就越强。他设计了如图装置以验证硫、碳、硅元素的非金属性强弱。该同学设计的实验可直接证明三种酸的酸性强弱，已知A是强酸，B是粉末固体，打开分液漏斗的活塞后，C中可观察到有白色沉淀生成。
(1)写出该实验可选用物质的化学式：
A： ；B： ；C： 。
(2)根据所选物质写出烧杯中发生反应的离子方程式：
。
[解析] 该同学设计的实验是利用强酸制弱酸的原理。非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。由题意可推测，A为H2SO4，B可以为Na2CO3，C可以为Na2SiO3。
[答案] (1)H2SO4 Na2CO3 Na2SiO3(其他合理答案也可)
(2)CO2＋SiO＋H2O===H2SiO3↓＋CO(或2CO2＋SiO＋2H2O===H2SiO3↓＋2HCO)
命题点3 粒子半径的比较
4．已知短周期元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－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－
B [A2＋、B＋、C3－、D－都具有相同电子层结构，则A、B在下一周期，为金属元素，且原子序数A>B，C、D在上一周期，为非金属元素，且原子序数D>C。A.由电子层数越多原子序数越大，同周期从左向右原子序数增大，可知原子序数为A>B>D>C，故A错误；B.电子层越多，半径越大，同周期原子序数越大，半径越小，则原子半径为B>A>C>D，故B正确；C.具有相同电子排布的离子，原子序数大的离子半径小，原子序数为A>B>D>C，则离子半径为C3－>D－>B＋>A2＋，故C错误；D.金属性越强，其阳离子的氧化性越弱，金属性为B>A，则氧化性：A2＋>B＋，非金属性：CD－，故D错误。]
5．比较下列微粒半径大小，用“>”或“<”填空。
(1)Na Mg Cl。
(2)H＋ H H－ Li＋。
(3)O2－ F－ Mg2＋ Al3＋。
(4)Fe Fe2＋ Fe3＋。
(5)Cl－ O2－ S2－。
(6)P O F。
[答案] (1)> > (2)< < > (3)> > > (4)> > (5)> < (6)> >
粒子半径大小比较的一般思维流程
(1)①同周期原子半径或同性离子半径从左到右均减小
如：r(S)＞r(Cl)、r(S2－)＞r(Cl－)。
②同主族原子半径或离子半径从上到下均增大
如：r(Na)＜r(K)、r(Na＋)＜r(K＋)。
(2)同元素粒子：核外电子数越多，半径越大，如：r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)、r(Cl)
(4)核电荷数、电子层数、电子数均不同的粒子：可用参照法。如：r(K＋)与r(Mg2＋)比较时可参照r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)来确定r(K＋)＞r(Mg2＋)。
电离能与电负性的应用
知识梳理
1．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作第一电离能。
(2)规律
①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种稀有气体元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右增大的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种元素的逐级电离能逐渐增大，即I1
①判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2
(2)第2、3、4周期的同周期主族元素，ⅡA族(ns2np0)和ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA族和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
[深思考]
Na的逐级电离能(Ix)中有哪几次突变？常见化合价为几价？
[答案] I2，I10。＋1价。
2．电负性
(1)概念
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，其原子在化合物中吸引电子的能力越强。利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。如电负性最大的元素为氟元素。
(3)标准
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
(4)变化规律
①金属元素的电负性一般较小，非金属元素的电负性一般较大，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
(5)电负性的一般应用
①判断元素金属性、非金属性强弱。电负性越大，非金属性越强，金属性越弱。
②判断化学键的类型。一般认为：如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。如AlCl3的电负性差＜1.7，Al—Cl为共价键。
③判断元素在化合物中的价态。共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。如ClO2中氯元素呈＋4价。
(6)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的有些性质是相似的，如。
知识应用
1．已知电负性：C—2.5、N—3.0、O—3.5、S—2.5。某有机化合物结构简式为
(1)S===O键中共用电子对偏向 (写原子名称，下同)，S—N键中共用电子对偏向 。
(2)N的化合价为 。
[答案] (1)氧 氮 (2)－3价
2．写出Be(OH)2呈现两性的离子方程式
。
[答案] Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、
Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
命题点1 电离能及应用
1．(1)As、Se、Br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 。
(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)
I1
I2
铜
746
1 958
锌
906
1 733
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是
。
[答案] (1)Br>Se>As Br>As>Se
(2)Cu失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d10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]3d104s1的Zn＋，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小或Cu原子失去一个电子后，核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去1个电子后的核外电子排布式变为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大)
2．(1)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式： 。
电离能/kJ·mol－1
I1
I2
I3
I4
A
932
1 821
15 390
21 771
B
738
1 451
7 733
10 540
(2)下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据：
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.1
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7
下列说法正确的是 (填字母)。
A．甲的金属性比乙强
B．乙的化合价为＋1价
C．丙不可能为非金属元素
D．丁一定为金属元素
[答案] (1)1s22s22p63s2 (2)A
命题点2 电负性及应用
3．根据信息回答下列问题：
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素
符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负
性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有 性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是 。
(2)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围 。
(3)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是
。
(4)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物。
AlF3 ，AlCl3 ，AlBr3 。
[答案] (1)两 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O (2)0.9～1.5
(3)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(4)离子化合物 共价化合物 共价化合物
(1)能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。
利用此规律可解释①原子核外电子排布式，如Cr：[Ar]3d54s1，Cu：[Ar]3d104s1；②第一电离能反常大，如I1(N)＞I1(O)；③稳定性强弱，如Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。
(2)金属活动性顺序与元素相应的第一电离能大小顺序不完全一致，不能根据金属活动性顺序判断第一电离能的大小。如I1(Mg)>I1(Na)，但活泼性Na>Mg。
(3)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。
(4)同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性不是最大。
“位—构—性”的关系应用
分析近三年高考试题，“位—构—性”的关系考查是每年命题的热点，题型以选择题呈现。命题的角度主要涉及以元素推断为前提的原子结构、分子结构、化学键、性质比较等。充分体现了化学的“结构决定性质，性质反映结构”的“证据推理与微观探析”的核心素养。
1．元素的“位—构—性”三者关系
2．“位”“构”“性”关系的应用
(1)结构与位置互推
①若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前阳后”，阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子的原子序数大。
②同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子原子序数大。
③在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。
(2)性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。
(3)结构与性质互推
①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。
②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
③同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似。
[典例导航]
(2020·山东学业水平等级考试，T3)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是( )
A．第一电离能：W>X>Y>Z
B．简单离子的还原性：Y>X>W
C．简单离子的半径：W>X>Y>Z
D．氢化物水溶液的酸性：Y>W
[思路点拨]
第二步：析选项，定答案
A项，第一电离能：Y(F)>X(O)，Y(F)>W(Cl)，错误；B项，离子还原性：Cl－>O2－>F－，错误；C项，离子半径：Cl－>O2－>F－>Na＋，正确；D项，水溶液酸性：HF
X、Y、Z、W的电负性从小到大的顺序为 (填元素符号)，X、Y、W的氢化物稳定性从小到大的顺序为 (填分子式)。
[答案] Na、Cl、O、F HCl、H2O、HF
1．(2020·威海一模)主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，且均不大于20。W、X、Z原子最外层电子数之和为7；W、X原子序数之和是Y的一半；W与Z同族；Y的单质是我国古代四大发明之一黑火药的一种成分。下列说法错误的是( )
A．简单离子半径：Y>Z
B．W、X、Y三种元素电负性由强到弱的顺序为Y>X>W
C．W与Z形成的化合物的水溶液显碱性
D．X、Z二者最高价氧化物对应水化物与Y的简单氢化物三者间两两相互反应
B [根据题给信息可知，W是H元素，X是N元素，Y是S元素，Z是K元素。简单离子半径S2－>K＋，A项正确；电负性N>S>H，B项错误；因KH与H2O可发生反应KH＋H2O===KOH＋H2↑，故KH的水溶液呈碱性，C项正确；X、Z二者最高价氧化物对应水化物与Y的简单氢化物分别为HNO3、KOH和H2S，其中KOH和HNO3或H2S发生中和反应，HNO3与H2S发生氧化还原反应，D项正确。]
2．(2021·盐城二模)短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大。X、Z同主族，Y、W同主族，且X的原子半径小于Y，Y是地壳中含量最高的元素。下列说法正确的是( )
A．原子半径：r(Y)＜r(Z)＜r(W)
B．Y的气态氢化物的稳定性比W的弱
C．X、Y、Z三种元素形成的化合物中只含有离子键
D．X可分别与Y、W形成含18个电子的分子
D [X、Y、Z、W为短周期主族元素且原子序数依次增大，Y是地壳中含量最高的元素，则Y为O，Y、W同主族，W为S；又X的原子半径小于Y，X、Z同主族，则X为H，Z为Na，据此判断选项。]
3．(2020·长沙联考)W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素。W的单质与H2在暗处能剧烈化合并发生爆炸，X的周期数等于族序数，X与Y形成的化合物与水反应产生白色沉淀和H2Y气体。下列说法正确的是( )
A．简单离子半径：W
D [首先这些元素都是短周期元素。W的单质与H2在暗处能剧烈化合并发生爆炸，说明W是F元素，H2Y中Y的化合价是－2，易知Y是O或者S，考虑到H2Y是某化合物和水反应得到，说明Y必是S元素，X的周期数等于族序数说明X是H、Be或者Al，X和Y形成的化合物与水反应，说明发生阴阳离子的水解，合理的推断是X是Al元素，继而XY形成的化合物为Al2S3，其水解得到白色沉淀Al(OH)3和H2S气体，又W、X、Y、Z是原子序数依次增大，Z是Cl元素，故W、X、Y、Z是F、Al、S、Cl。]
4．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是( )
Y
Z
X
W
A.原子半径：X
C．第一电离能：Y>Z
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W
C [令Z的原子序数为x，则Y为x－1，W为x＋1＋8，故x－1＋x＋1＋8＝3x，x＝8，根据位置可知X为Si，Y为N，Z为O，W为Cl。]
[真题验收]
1．(2020·全国卷Ⅲ，T13)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是( )
A．非金属性：W>X>Y>Z
B．原子半径：Z>Y>X>W
C．元素X的含氧酸均为强酸
D．Y的氧化物水化物为强碱
D [化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，结合W、X、Y、Z的原子序数依次增大，又因四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知W、X、Y、Z分别为H、N、Na、Cl，XW3为NH3，WZ为HCl。由上述分析可知，W为H、X为N、Y为Na、Z为Cl。非金属性：Cl>N>H>Na，A项错误；同周期主族元素原子半径满足序大径小的规则，原子半径：Na>Cl>N>H，B项错误；N可以形成HNO2，HNO2为弱酸，C项错误；Na的氧化物的水化物为NaOH，NaOH属于强碱，D项正确。]
2．(2020·天津学业水平等级性考试，T8)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是 ( )
元素
最高价
氧化物的水化物
X
Y
Z
W
分子式
H3ZO4
0.1 mol·L－1溶液对应的pH(25 ℃)
1.00
13.00
1.57
0.70
A.元素电负性：ZNa＋，B项错误；磷的3p轨道为半满稳定状态，其第一电离能大于硫，C项错误；NH3分子间存在氢键，导致其沸点高于PH3，D项错误。]
3.(2019·全国卷Ⅱ，改编)2019年是门捷列夫发现元素周期律150周年。如表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是( )
A．原子半径：W＜X
B．常温常压下，Y单质为固态
C．气态氢化物热稳定性：Z＜W
D．X的最高价氧化物的水化物是强碱
D [由题意，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8，可推出W、X、Y、Z分别为N、Al、Si、P。
A项，根据电子层数越多，原子半径越大，可得原子半径：WPH3，正确；D项，X的最高价氧化物的水化物Al(OH)3是两性氢氧化物，错误。]
4.(1)(2020·全国卷Ⅰ，T35(2))Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。
I1/(kJ·mol－1)
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
I1(Li)>I1(Na)，原因是
。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是 。
(2)(2020·全国卷Ⅲ，T35(1)(3))①H、B、N中，原子半径最大的是 。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素 的相似。
②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是 。
[答案] (1)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子 Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大，与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
(2)①B Si或硅 ②N＞H＞B
5．(1)(2019·全国卷Ⅱ)比较离子半径：
F－ O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(2)(2018·全国卷Ⅲ)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn) I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是 。
(3)(2018·全国卷Ⅰ)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是 。
[答案] (1)小于
(2)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
(3)Li＋的核电荷数大于H－的核电荷数，对核外电子的吸引力大，r(Li＋)＜r(H－)
[新题预测]
如图为某漂白剂的结构。已知：W、Y、Z是不同周期、不同主族的短周期元素，W、Y、Z原子最外层电子数之和等于X原子最外层电子数，W、X对应的简单离子核外电子排布相同。下列叙述错误的是( )
A．W、X对应的简单离子的半径：X>W
B．电解W的氯化物水溶液可以制得W单质
C．实验室可用X和Z形成的某种化合物制取单质X
D．25 ℃时，Y的最高价氧化物对应水化物的钠盐溶液pH大于7
B [W、Y、Z为不同周期不同族，可知其中有H，根据物质结构成键和化合价可知W为Mg，Z为H，X为O，Y为B。电解MgCl2溶液，不能得到Mg，B错误。]
第二单元 元素周期表和元素周期律
[课标解读]
1.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
5.熟悉常见元素的化合价，能根据化合价书写化学式，或根据化学式判断元素化合价。
6.了解电离能、电负性的含义，并能说明元素的某些性质
元素周期表的结构及其应用
知识梳理
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＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2．元素周期表的编排原则
3．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行⇒7个周期)
短周期(三短)
长周期(四长)
序号
1
2
3
4
5
6
7
元素种数
2
8
8
18
18
32
32
0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)族(18个纵列⇒16个族)
主族
列
1
2
13
14
15
16
17
族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列
3
4
5
6
7
11
12
族
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ族
第8、9、10，共3个纵列
0族
第18纵列
(3)分区与外围电子排布式
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(镧系、锕系除外)
(n－1)d1～9ns1～2
(Pd除外)
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
注意：非金属区与金属区
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为非金属元素区和金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
(4)元素周期表中的特殊元素位置
①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
⑤碱金属元素[ⅠA(氢除外)]，卤族元素(ⅦA)，氧族元素(ⅥA)，氮族元素(ⅤA)，碳族元素(ⅣA)。
4．元素周期表的三大应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料
(3)用于工农业生产
探矿(地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对其有指导意义)、研制农药材料等。
[辨易错]
(1)ⅠA族全是金属，ⅦA全是非金属。 ( )
(2)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素。 ( )
(3)原子的最外层有2个电子的元素一定是ⅡA族元素。 ( )
(4) 均表示了元素在元素周期表中的相应位置。 ( )
(5)L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等。 ( )
(6)M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等。 ( )
(7)s区元素全是金属元素，p区元素全是非金属元素。 ( )
(8)外围电子排布式为3d104s1的元素位于s区。 ( )
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)√ (7)× (8)×
[深思考]
(1)甲、乙是元素周期表中同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别为m、n，则m和n的关系为 。
(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是 。
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种、n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为 。
[答案] (1)n＝m＋1或n＝m＋11或n＝m＋25
(2)x＋2或x＋8或x＋18或x＋32
(3)y＝x＋m或y＝x＋n
知识应用
2016年11月30日，IUPAC正式公布113号元素符号为Nh，请回答：
(1)该元素的质子数和核外电子数分别为 、
。
(2)该元素的位置为 。
(3)该元素的最外层电子数为 ，电子层数为 。
(4)该元素与相同主族的上一周期的原子序数差为 。
(5)该元素的外围电子排布式为 。
[答案] (1)113 113 (2)第7周期ⅢA族 (3)3 7 (4)32 (5)7s27p1
命题点1 元素周期表的结构及应用
1．下列关于周期表的说法正确的是( )
A．同周期的ⅡA族与ⅢA族的元素，原子序数之差为1
B．周期表中有7个主族，7个副族，一个0族，一个Ⅷ族，共16个族，16个纵列
C．最外层电子排布为4s1的元素只有K元素
D．位于第3、4周期的同主族元素的原子序数差可能为8或18
D [A项，同周期的ⅡA族与ⅢA族的元素原子序数差可能是1,11,25；B项，周期表中有18个纵列；C项，最外层电子排布为4s1的元素有K、Cr、Cu等。]
2．国际纯粹与应用化学联合会已正式确定了第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。下列有关这两种元素的说法错误的是( )
A．两种元素位于同一周期，均属于p区
B．116号元素外围电子排布式为7s27p4
C．两种元素都是活泼的非金属元素
D．114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大
C [第114号元素和第116号元素分别处于第7周期ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A、B正确，C错误；依据同周期原子半径递变规律判断114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大，D正确。]
3．(1)如图是元素周期表前4周期的一部分，则：X、Y、Z分别为 (写元素符号，下同)。
(2)X、Y、W、Z为四种短周期主族元素，其在周期表中的位置如图所示。W原子的最外层电子数与电子层数相同。
X
Y
W
Z
则：W为 ，Z为 ，X为 ，Y为 。
(3)短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍。则：W为 ，X为 ，Y为 ，Z为 。
[答案] (1)N S Br (2)Al S C N (3)P N O Si
“0族”法确定元素位置
(1)熟记0族元素的相应周期数和原子序数
元素符号
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Og
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
周期数
1
2
3
4
5
6
7
(2)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＝ΔZ。
命题点2 周期表中元素原子序数的定量关系
4.元素周期表中的前4周期，两两相邻的5种元素如图所示，若B元素的核电荷数为a。下列说法正确的是( )
A．B、D的原子序数之差可能为2
B．E、B的原子序数之差可能是8、18或32
C．D、E的原子序数之和为2a＋10
D．A、E的原子序数之差可能是7
C [由题中所给5种元素的位置关系可以看出D一定不是第1周期元素(因为如果D是第一周期元素，则D一定属于元素周期表最左边的第ⅠA族元素或最右边的0族元素)，所以A选项错误；由题意可知5种元素在前4周期，所以D、B、E分别为第2、3、4周期的元素，由元素周期表的结构可知5种元素一定在过渡元素右边，所以D、E的原子序数分别为a－8、a＋18，C项正确。]
5．X、Y为短周期元素，可形成化合物XY3，则X、Y的原子序数之差可能为 。
[解析] XY3化合物可能为BF3(4)，BCl3(12)，AlF3(4)，AlCl3(4)，SO3(8)，NH3(6)，PH3(14)，NCl3(10)，PCl3(2)，NF3(2)，PF3(6)等。
[答案] 2、4、6、8、10、12、14
(1)元素周期表中原子序数的定量关系
①同主族、邻周期元素的原子序数之差
a．元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：
同主族相邻两元素中，R(下)＝R(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；
b．元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：
同主族相邻两元素中，R(下)＝R(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1、11、25。
(2)奇偶关系
①原子序数是奇数的主族元素，其所在主族序数必为奇数。
②原子序数是偶数的主族元素，其所在主族序数必为偶数。
元素周期律及其应用
知识梳理
1．元素周期律
2．主族元素的周期性变化规律
内容
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加1个
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素的性质
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
一般，最高正价：＋1→＋7
负化合价：－4→－1
最高正价数＝主族序数(O、F除外)负化合价＝主族序数－8
第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
化合物性质
最高价氧化物对应水化物
酸性逐渐增强
碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱
碱性逐渐增强
气态氢化物
稳定性逐渐增强
还原性逐渐减弱
稳定性逐渐减弱
还原性逐渐增强
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强
[辨易错]
(1)同周期元素的原子半径随原子序数的增大而增大。 ( )
(2)主族元素的最高正价在数值上均等于族序数。 ( )
(3)非金属对应的含氧酸酸性越强，非金属性越强。 ( )
(4)H2S的热稳定性和还原性均大于H2O的。 ( )
(5)同周期元素中，电负性强的元素的第一电离能也一定强。 ( )
(6)Mg的金属性比Al的强，故Mg的第一电离能比Al的小
( )。
[答案] (1)× (2)× (3)× (4)× (5)× (6)×
3．元素金属性和非金属性强弱的判断方法
三表
元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱(其中Pb>Sn)
非金属活动性顺序：按F、Cl、Br、I的顺序，非金属性减弱
三反应
置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性
金属离子的氧化性越弱，对应金属性越强
还原性
非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应非金属性越强
[深思考]
写出氯比硫非金属性强的实验事实有哪些？
[答案] ①Fe与Cl2生成Cl3，Fe与S生成S。
②Cl2与H2S反应，可生成S。
③稳定性：HCl>H2S。
④还原性：HCl
命题点1 元素周期律及应用
1．(2021·江苏新高考适应性考试，T7)13Al、15P、16S、17Cl是周期表中的短周期主族元素。下列有关说法正确的是( )
A．元素Al在周期表中位于第4周期ⅢA族
B．元素P的简单气态氢化物的化学式为PH4
C．第一电离能：I1(Al)
A．X2Y5Z的阴、阳离子均含有18个电子
B．常温下，X2Y5Z的水溶液呈碱性
C．三种元素中Y的电负性最小
D．简单气态氢化物的还原性：X>Z
B [X、Y、Z是短周期元素，基态X原子p能级上的电子数是Y原子质子数的3倍，且原子半径X>Y，根据X2Y的结构示意图可知，X为N元素，Y为H元素，又X、Y、Z可形成离子化合物X2Y5Z，且原子半径Z>X，则Z为Cl元素。因N2H水解呈酸性，B项错误。]
命题点2 元素性质的实验探究
3.某同学设计实验验证非金属元素的非金属性越强，对应的最高价含氧酸的酸性就越强。他设计了如图装置以验证硫、碳、硅元素的非金属性强弱。该同学设计的实验可直接证明三种酸的酸性强弱，已知A是强酸，B是粉末固体，打开分液漏斗的活塞后，C中可观察到有白色沉淀生成。
(1)写出该实验可选用物质的化学式：
A： ；B： ；C： 。
(2)根据所选物质写出烧杯中发生反应的离子方程式：
。
[解析] 该同学设计的实验是利用强酸制弱酸的原理。非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。由题意可推测，A为H2SO4，B可以为Na2CO3，C可以为Na2SiO3。
[答案] (1)H2SO4 Na2CO3 Na2SiO3(其他合理答案也可)
(2)CO2＋SiO＋H2O===H2SiO3↓＋CO(或2CO2＋SiO＋2H2O===H2SiO3↓＋2HCO)
命题点3 粒子半径的比较
4．已知短周期元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－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－
B [A2＋、B＋、C3－、D－都具有相同电子层结构，则A、B在下一周期，为金属元素，且原子序数A>B，C、D在上一周期，为非金属元素，且原子序数D>C。A.由电子层数越多原子序数越大，同周期从左向右原子序数增大，可知原子序数为A>B>D>C，故A错误；B.电子层越多，半径越大，同周期原子序数越大，半径越小，则原子半径为B>A>C>D，故B正确；C.具有相同电子排布的离子，原子序数大的离子半径小，原子序数为A>B>D>C，则离子半径为C3－>D－>B＋>A2＋，故C错误；D.金属性越强，其阳离子的氧化性越弱，金属性为B>A，则氧化性：A2＋>B＋，非金属性：C
5．比较下列微粒半径大小，用“>”或“<”填空。
(1)Na Mg Cl。
(2)H＋ H H－ Li＋。
(3)O2－ F－ Mg2＋ Al3＋。
(4)Fe Fe2＋ Fe3＋。
(5)Cl－ O2－ S2－。
(6)P O F。
[答案] (1)> > (2)< < > (3)> > > (4)> > (5)> < (6)> >
粒子半径大小比较的一般思维流程
(1)①同周期原子半径或同性离子半径从左到右均减小
如：r(S)＞r(Cl)、r(S2－)＞r(Cl－)。
②同主族原子半径或离子半径从上到下均增大
如：r(Na)＜r(K)、r(Na＋)＜r(K＋)。
(2)同元素粒子：核外电子数越多，半径越大，如：r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)、r(Cl)
(4)核电荷数、电子层数、电子数均不同的粒子：可用参照法。如：r(K＋)与r(Mg2＋)比较时可参照r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)来确定r(K＋)＞r(Mg2＋)。
电离能与电负性的应用
知识梳理
1．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作第一电离能。
(2)规律
①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种稀有气体元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右增大的变化趋势。
②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种元素的逐级电离能逐渐增大，即I1
①判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2
(2)第2、3、4周期的同周期主族元素，ⅡA族(ns2np0)和ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA族和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
[深思考]
Na的逐级电离能(Ix)中有哪几次突变？常见化合价为几价？
[答案] I2，I10。＋1价。
2．电负性
(1)概念
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，其原子在化合物中吸引电子的能力越强。利用电负性的大小可以判断元素的金属性和非金属性的强弱。如电负性最大的元素为氟元素。
(3)标准
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
(4)变化规律
①金属元素的电负性一般较小，非金属元素的电负性一般较大，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
(5)电负性的一般应用
①判断元素金属性、非金属性强弱。电负性越大，非金属性越强，金属性越弱。
②判断化学键的类型。一般认为：如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键；若差值小于1.7，通常形成共价键。如AlCl3的电负性差＜1.7，Al—Cl为共价键。
③判断元素在化合物中的价态。共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价。如ClO2中氯元素呈＋4价。
(6)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的有些性质是相似的，如。
知识应用
1．已知电负性：C—2.5、N—3.0、O—3.5、S—2.5。某有机化合物结构简式为
(1)S===O键中共用电子对偏向 (写原子名称，下同)，S—N键中共用电子对偏向 。
(2)N的化合价为 。
[答案] (1)氧 氮 (2)－3价
2．写出Be(OH)2呈现两性的离子方程式
。
[答案] Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、
Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
命题点1 电离能及应用
1．(1)As、Se、Br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 。
(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)
I1
I2
铜
746
1 958
锌
906
1 733
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是
。
[答案] (1)Br>Se>As Br>As>Se
(2)Cu失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d10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]3d104s1的Zn＋，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小或Cu原子失去一个电子后，核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去1个电子后的核外电子排布式变为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大)
2．(1)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式： 。
电离能/kJ·mol－1
I1
I2
I3
I4
A
932
1 821
15 390
21 771
B
738
1 451
7 733
10 540
(2)下表是第3周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据：
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.1
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7
下列说法正确的是 (填字母)。
A．甲的金属性比乙强
B．乙的化合价为＋1价
C．丙不可能为非金属元素
D．丁一定为金属元素
[答案] (1)1s22s22p63s2 (2)A
命题点2 电负性及应用
3．根据信息回答下列问题：
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素
符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负
性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(1)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有 性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是 。
(2)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围 。
(3)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是
。
(4)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物。
AlF3 ，AlCl3 ，AlBr3 。
[答案] (1)两 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O (2)0.9～1.5
(3)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(4)离子化合物 共价化合物 共价化合物
(1)能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。
利用此规律可解释①原子核外电子排布式，如Cr：[Ar]3d54s1，Cu：[Ar]3d104s1；②第一电离能反常大，如I1(N)＞I1(O)；③稳定性强弱，如Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。
(2)金属活动性顺序与元素相应的第一电离能大小顺序不完全一致，不能根据金属活动性顺序判断第一电离能的大小。如I1(Mg)>I1(Na)，但活泼性Na>Mg。
(3)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。
(4)同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性不是最大。
“位—构—性”的关系应用
分析近三年高考试题，“位—构—性”的关系考查是每年命题的热点，题型以选择题呈现。命题的角度主要涉及以元素推断为前提的原子结构、分子结构、化学键、性质比较等。充分体现了化学的“结构决定性质，性质反映结构”的“证据推理与微观探析”的核心素养。
1．元素的“位—构—性”三者关系
2．“位”“构”“性”关系的应用
(1)结构与位置互推
①若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前阳后”，阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子的原子序数大。
②同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子原子序数大。
③在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。
(2)性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。
(3)结构与性质互推
①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。
②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
③同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似。
[典例导航]
(2020·山东学业水平等级考试，T3)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是( )
A．第一电离能：W>X>Y>Z
B．简单离子的还原性：Y>X>W
C．简单离子的半径：W>X>Y>Z
D．氢化物水溶液的酸性：Y>W
[思路点拨]
第二步：析选项，定答案
A项，第一电离能：Y(F)>X(O)，Y(F)>W(Cl)，错误；B项，离子还原性：Cl－>O2－>F－，错误；C项，离子半径：Cl－>O2－>F－>Na＋，正确；D项，水溶液酸性：HF
X、Y、Z、W的电负性从小到大的顺序为 (填元素符号)，X、Y、W的氢化物稳定性从小到大的顺序为 (填分子式)。
[答案] Na、Cl、O、F HCl、H2O、HF
1．(2020·威海一模)主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加，且均不大于20。W、X、Z原子最外层电子数之和为7；W、X原子序数之和是Y的一半；W与Z同族；Y的单质是我国古代四大发明之一黑火药的一种成分。下列说法错误的是( )
A．简单离子半径：Y>Z
B．W、X、Y三种元素电负性由强到弱的顺序为Y>X>W
C．W与Z形成的化合物的水溶液显碱性
D．X、Z二者最高价氧化物对应水化物与Y的简单氢化物三者间两两相互反应
B [根据题给信息可知，W是H元素，X是N元素，Y是S元素，Z是K元素。简单离子半径S2－>K＋，A项正确；电负性N>S>H，B项错误；因KH与H2O可发生反应KH＋H2O===KOH＋H2↑，故KH的水溶液呈碱性，C项正确；X、Z二者最高价氧化物对应水化物与Y的简单氢化物分别为HNO3、KOH和H2S，其中KOH和HNO3或H2S发生中和反应，HNO3与H2S发生氧化还原反应，D项正确。]
2．(2021·盐城二模)短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大。X、Z同主族，Y、W同主族，且X的原子半径小于Y，Y是地壳中含量最高的元素。下列说法正确的是( )
A．原子半径：r(Y)＜r(Z)＜r(W)
B．Y的气态氢化物的稳定性比W的弱
C．X、Y、Z三种元素形成的化合物中只含有离子键
D．X可分别与Y、W形成含18个电子的分子
D [X、Y、Z、W为短周期主族元素且原子序数依次增大，Y是地壳中含量最高的元素，则Y为O，Y、W同主族，W为S；又X的原子半径小于Y，X、Z同主族，则X为H，Z为Na，据此判断选项。]
3．(2020·长沙联考)W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素。W的单质与H2在暗处能剧烈化合并发生爆炸，X的周期数等于族序数，X与Y形成的化合物与水反应产生白色沉淀和H2Y气体。下列说法正确的是( )
A．简单离子半径：W
D [首先这些元素都是短周期元素。W的单质与H2在暗处能剧烈化合并发生爆炸，说明W是F元素，H2Y中Y的化合价是－2，易知Y是O或者S，考虑到H2Y是某化合物和水反应得到，说明Y必是S元素，X的周期数等于族序数说明X是H、Be或者Al，X和Y形成的化合物与水反应，说明发生阴阳离子的水解，合理的推断是X是Al元素，继而XY形成的化合物为Al2S3，其水解得到白色沉淀Al(OH)3和H2S气体，又W、X、Y、Z是原子序数依次增大，Z是Cl元素，故W、X、Y、Z是F、Al、S、Cl。]
4．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是( )
Y
Z
X
W
A.原子半径：X
C．第一电离能：Y>Z
D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W
C [令Z的原子序数为x，则Y为x－1，W为x＋1＋8，故x－1＋x＋1＋8＝3x，x＝8，根据位置可知X为Si，Y为N，Z为O，W为Cl。]
[真题验收]
1．(2020·全国卷Ⅲ，T13)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是( )
A．非金属性：W>X>Y>Z
B．原子半径：Z>Y>X>W
C．元素X的含氧酸均为强酸
D．Y的氧化物水化物为强碱
D [化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，结合W、X、Y、Z的原子序数依次增大，又因四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知W、X、Y、Z分别为H、N、Na、Cl，XW3为NH3，WZ为HCl。由上述分析可知，W为H、X为N、Y为Na、Z为Cl。非金属性：Cl>N>H>Na，A项错误；同周期主族元素原子半径满足序大径小的规则，原子半径：Na>Cl>N>H，B项错误；N可以形成HNO2，HNO2为弱酸，C项错误；Na的氧化物的水化物为NaOH，NaOH属于强碱，D项正确。]
2．(2020·天津学业水平等级性考试，T8)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是 ( )
元素
最高价
氧化物的水化物
X
Y
Z
W
分子式
H3ZO4
0.1 mol·L－1溶液对应的pH(25 ℃)
1.00
13.00
1.57
0.70
A.元素电负性：Z
3.(2019·全国卷Ⅱ，改编)2019年是门捷列夫发现元素周期律150周年。如表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是( )
A．原子半径：W＜X
B．常温常压下，Y单质为固态
C．气态氢化物热稳定性：Z＜W
D．X的最高价氧化物的水化物是强碱
D [由题意，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8，可推出W、X、Y、Z分别为N、Al、Si、P。
A项，根据电子层数越多，原子半径越大，可得原子半径：W
4.(1)(2020·全国卷Ⅰ，T35(2))Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。
I1/(kJ·mol－1)
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
I1(Li)>I1(Na)，原因是
。
I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是 。
(2)(2020·全国卷Ⅲ，T35(1)(3))①H、B、N中，原子半径最大的是 。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素 的相似。
②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是 。
[答案] (1)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子 Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大，与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
(2)①B Si或硅 ②N＞H＞B
5．(1)(2019·全国卷Ⅱ)比较离子半径：
F－ O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(2)(2018·全国卷Ⅲ)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn) I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是 。
(3)(2018·全国卷Ⅰ)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是 。
[答案] (1)小于
(2)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
(3)Li＋的核电荷数大于H－的核电荷数，对核外电子的吸引力大，r(Li＋)＜r(H－)
[新题预测]
如图为某漂白剂的结构。已知：W、Y、Z是不同周期、不同主族的短周期元素，W、Y、Z原子最外层电子数之和等于X原子最外层电子数，W、X对应的简单离子核外电子排布相同。下列叙述错误的是( )
A．W、X对应的简单离子的半径：X>W
B．电解W的氯化物水溶液可以制得W单质
C．实验室可用X和Z形成的某种化合物制取单质X
D．25 ℃时，Y的最高价氧化物对应水化物的钠盐溶液pH大于7
B [W、Y、Z为不同周期不同族，可知其中有H，根据物质结构成键和化合价可知W为Mg，Z为H，X为O，Y为B。电解MgCl2溶液，不能得到Mg，B错误。]
相关学案
人教版高考化学一轮复习第4章物质结构与性质第2节元素周期表和元素周期律学案含答案： 这是一份人教版高考化学一轮复习第4章物质结构与性质第2节元素周期表和元素周期律学案含答案
高考化学一轮复习第5章物质结构元素周期律第2节元素周期表和元素周期律学案： 这是一份高考化学一轮复习第5章物质结构元素周期律第2节元素周期表和元素周期律学案，共19页。
人教版高考化学一轮复习专题5物质结构与性质第4单元化学键与分子结构及性质学案： 这是一份人教版高考化学一轮复习专题5物质结构与性质第4单元化学键与分子结构及性质学案，共36页。
