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2025年高考化学一轮复习课件（新高考版）大单元3 第7章 第32讲 元素周期表 元素的性质
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这是一份2025年高考化学一轮复习课件（新高考版）大单元3 第7章 第32讲 元素周期表 元素的性质，共60页。PPT课件主要包含了电离能大小比较，练真题明考向，课时精练等内容，欢迎下载使用。
1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
考点二 元素周期律 电离能、电负性
答题规范(4) 电离能大小比较
元素周期表的结构与价层电子排布
1.元素周期表的结构请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：
(1)标出族序数、周期序数。(2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。(4)标出镧系、锕系的位置。(5)写出各周期元素的种类。(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113号～117号元素的位置。
2.原子结构与元素周期表的关系(1)原子结构与族的关系
(n－1)d10ns1～2
(n－1)d1～5ns1～2
(n－1)d6～9ns1～2
(2)元素周期表的分区
3.元素周期表的应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。(2)寻找新材料
1.所有非金属元素都分布在p区( )2.价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素( )3.价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素( )4.最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S( )
元素周期表的应用1.(1)铝元素在周期表中的位置是_________________。(2)已知X为第ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA族元素，写出Y的原子序数b＝____________(用含a的代数式表示)。
2.部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是A.B只能得电子，不能失电子B.原子半径：Ge＞SiC.As可作半导体材料D.P位于第六周期第ⅥA族
B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确；P为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，位于第六周期第ⅥA族，故D正确。
3.A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示 。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为___________(填元素符号)。
设A的原子序数为x，则B的原子序数为x＋8－1，C的原子序数为x＋8＋1，由(x＋8－1)＋(x＋8＋1)＝4x，解得x＝8，所以A为O元素，B为P元素，C为Cl元素。
4.已知下列元素基态原子的核外电子排布，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在元素周期表中的位置。
元素周期律 电离能、电负性
2.主族元素周期性变化规律
3.电离能(1)如图是1～20号元素第一电离能变化的曲线图。请分别归纳同周期、同主族元素第一电离能变化的规律，并分析原因。
答案 同周期元素从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，原因是同周期元素从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，原子失去电子越来越困难。同一主族元素从上到下，元素第一电离能逐渐减小。
(2)右图前20号元素中，有4种元素第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式，分析发生该现象的原因。
答案 Be：2s2、N：2s22p3、Mg：3s2、P：3s23p3。发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比相邻元素的第一电离能大。
(3)右表是第三周期三种元素的逐级电离能数据。请分析X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是多少？这三种元素分别是什么元素？
答案 X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是2、3、1；这三种元素分别是Mg、Al、Na。
5.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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。
1.元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大( )2.元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强( )3.元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱( )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( )5.同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( )
一、微粒半径1.比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：(1)Si___N___F。(2)Li___Na___K。(3)Na＋___Mg2＋___Al3＋。(4)F－___Cl－___Br－。(5)Cl－___O2－___Na＋。(6)H－___Li＋___H＋。
电子层结构相同的微粒半径大小规律
电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。
二、元素金属性和非金属性的比较2.根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)：(1)金属性：K___Na___Mg；非金属性：F___O___S。(2)碱性：Mg(OH)2___Ca(OH)2___KOH。(3)酸性：HClO4___H2SO4___HClO。(4)热稳定性：CH4___NH3___H2O。(5)还原性：HBr___HCl，I－___S2－。(6)氧化性：Fe3＋___Cu2＋___Fe2＋。
3.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是
SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，不能说明S与C的非金属性的强弱，C项错误；相同温度时，溴与碘和氢气化合的难易程度可说明溴的非金属性比碘的非金属性强，D项正确。
定性判断金属性、非金属性的一般方法
(1)金属性①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强；②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强；③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。(2)非金属性①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强；②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。
三、电离能、电负性的变化规律及应用4.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·ml－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是A.R的最高正价为＋3价B.R元素位于元素周期表中第ⅡB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1s22s2
由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距较大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。
5.(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是___。(2)观察下面四种镧系元素的电离能(单位：kJ·ml－1)，判断最有可能显示＋3价的元素是____(填元素名称)。
6.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：
(1)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：_________。(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：__________________________________________________。(3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物：AlF3____________，AlCl3____________，AlBr3___________。(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显____(填“正”或“负”)价，理由是___________________________________________。
非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
1.电离能与原子结构答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。2.电离能与半充满、全充满答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1.[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：_________________________________________________________________________。
I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
2.[2022·河北，17(2)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是___，原因是____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Cu的第一电离能失去的是4s1电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2＋的3d10电子处于全充满状态
1.(2023·全国甲卷，11)W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，最外层电子数之和为19。Y的最外层电子数与其K层电子数相等，WX2是形成酸雨的物质之一。下列说法正确的是A.原子半径：X>WB.简单氢化物的沸点：X
2.(2022·天津，2)嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是A.原子半径：Al
②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I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)。
同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，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
1.元素周期表完美地将元素的结构、位置与性质结合在一起，根据元素的原子序数就能推断出该元素在周期表中的位置，进而推断出该元素原子的结构和性质。下列关于33号元素的说法正确的是A.该元素位于d区B.该元素为金属元素C.该元素位于第四周期第ⅢA族D.该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
33号元素，根据原子序数＝质子数＝原子核外电子数，则该元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，能层数等于电子层数，价层电子排布式为4s24p3，最外层5个电子，则该元素位于第四周期第ⅤA族，为非金属元素，故D正确。
2.(2023·天津模拟)根据元素周期律判断，下列说法正确的是A.C、N、O的原子半径逐渐增大B.Na、Mg、Al的金属性逐渐增强C.HF、HCl、HBr的稳定性逐渐增强D.Li、Na、K核外电子层数逐渐增多
同周期元素从左到右原子半径依次减小，C、N、O的原子半径逐渐减小，故A错误；同周期元素从左到右，元素金属性逐渐减弱， Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，故B错误；同主族元素从上到下，元素非金属性逐渐减弱，气态氢化物稳定性逐渐减弱，HF、HCl、HBr的稳定性逐渐减弱，故C错误；同主族元素从上到下，电子层数依次增多， Li 有2个电子层、 Na 有3个电子层、 K 有4个电子层，故D正确。
3.(2023·山东聊城模拟)镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是A.镭的原子半径比钙的大B.氯化镭的化学式为RaCl2C.单质镭不能与水反应产生氢气D.氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强
4.(2023·南京模拟)祖母绿(主要成分Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是A.半径大小：r(Al3＋)>r(O2－)B.电离能大小：I1(F)χ(Si)D.碱性强弱：Ca(OH)2
D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F
元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15＋12＋14＝41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。
6. (2023·宁波模拟)下表是元素周期表的一部分，①～⑥代表6种短周期主族元素，已知③与氢元素能组成日常生活中常见的化合物。
下列说法正确的是A.①～⑥中原子半径最大的是④B.②的最高化合价为＋4C.④的金属性比⑤的金属性弱D.⑥的最高价氧化物对应的水化物是弱酸
分析可知：①是C元素，②是N元素，③是O元素，④是Na元素，⑤是Mg元素，⑥是Cl元素。不同周期元素，一般原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期元素，原子序数越大，原子半径越小，所以①～⑥中原子半径最大的是④号Na元素，A正确；②是N元素，N原子最外层有5个电子，其最高化合价为＋5价，B错误；同一周期元素，原子序数越大，原子半径就越小，该原子失去电子的能力就越弱，元素的金属性逐渐减弱，则④的金属性比⑤的金属性强，C错误；⑥是Cl元素，Cl元素的最高价氧化物对应的水化物(HClO4)是强酸，D错误。
7.(2024·哈尔滨模拟)已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是A.第一电离能：Z>MB.Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键C.最高正价：X
A.元素L、M可形成离子化合物B.Z在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族C.借助电负性数值预测：YLZ2加入水中可生成YL2D.基态X原子的核外电子共占据3个原子轨道
L为O，M为金属，二者电负性差值大于1.7，可形成离子化合物，故A正确；Z为－1价、电负性小于L，可知Z为Cl，在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族，故B正确；由分析可知，L为O，Y为S，Z为Cl，YLZ2为SOCl2，加入水中生成SO2与HCl，故C正确；X为C，电子排布式为1s22s22p2，核外电子共占据4个原子轨道，故D错误。
9.已知X、Y是短周期的两种主族元素，下列有关比较或说法中一定正确的是
若X、Y位于同周期时，原子半径：X>Y，则原子序数：XY，原子序数：X>Y，A错误；化合物XnYm中X显负价，说明得电子能力：X>Y，则电负性：X>Y，B正确；价层电子数：X>Y，若X为F、Y为O时，F无正价，O无最高正价，C错误；若X为H，Y为Cl、F，则X与Y形成共价键，若X为Na，则X与Y形成离子键，D错误。
10.根据下表中五种元素的电离能(单位：kJ·ml－1)数据，下列说法不正确的是
A.T的氯化物最可能的化学式为TCl3B.氦元素最有可能与Q元素位于同一族C.在周期表中，最可能处于同一族的是R和UD.U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
当In＋1≫In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T最高价为＋3，A、C项正确；
由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各级电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体
元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。
11.下列有关元素性质的说法不正确的是A.具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4，电 负性最大的是③B.某主族元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·ml－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、 13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋C.①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随 原子序数增大而递增的是④D.具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
①为铝元素，②为硅元素，③为磷元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，因此电负性最大的是④，A错误；第三电离能远大于第二电离能，所以是第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2＋，B正确；同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；①为硅元素，②为氮元素，③为碳元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确。
12.(2023·山东济宁高三模拟)A、B、C、D、E是元素周期表中前20号的主族元素，它们的原子序数依次增大。A原子的L层电子数是其K层电子数的3倍，C是短周期金属性最强的元素，D是地壳中含量最多的金属元素，E与C同主族。回答下列问题：(1)A在元素周期表中的位置为________________；A、B非金属性较强的是___(填元素符号)。(2)A、C简单离子半径较小的是_____(填离子符号)。
(3)C、E最高价氧化物对应水化物的碱性较弱的是________(填化学式)。(4)D、E最高价氧化物对应水化物之间反应的化学方程式为_____________________________。
Al(OH)3＋KOH===KAlO2
13.(2023·广州高三模拟)丁二酮肟( )可与Ni2＋反应，生成鲜红色的沉淀丁二酮肟镍，这个反应可用来鉴定Ni2＋的存在。请回答下列问题： (1)基态氧原子的核外电子的空间运动状态有__种。(2)丁二酮肟( )中涉及元素的电负性由大到小的顺序为__________；与氮同周期的硼在成键时，能将一个2s电子激发进入2p能级参与形成化学键，请写出该激发态原子的价层电子轨道表示式：_________________，该过程形成的原子光谱为_____(填“吸收”或“发射”)光谱。
14.表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：______________________________。(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：___________________________________________________________________。
1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量
h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。
(3)、p两元素的部分电离能数据如表2：
元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。
比较两元素的I2、I3可知，气态2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是_____________________________________________。
Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定
(4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是_____(填图1中的序号)。
第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。
1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
考点二 元素周期律 电离能、电负性
答题规范(4) 电离能大小比较
元素周期表的结构与价层电子排布
1.元素周期表的结构请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：
(1)标出族序数、周期序数。(2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。(4)标出镧系、锕系的位置。(5)写出各周期元素的种类。(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113号～117号元素的位置。
2.原子结构与元素周期表的关系(1)原子结构与族的关系
(n－1)d10ns1～2
(n－1)d1～5ns1～2
(n－1)d6～9ns1～2
(2)元素周期表的分区
3.元素周期表的应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。(2)寻找新材料
1.所有非金属元素都分布在p区( )2.价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素( )3.价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素( )4.最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S( )
元素周期表的应用1.(1)铝元素在周期表中的位置是_________________。(2)已知X为第ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA族元素，写出Y的原子序数b＝____________(用含a的代数式表示)。
2.部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是A.B只能得电子，不能失电子B.原子半径：Ge＞SiC.As可作半导体材料D.P位于第六周期第ⅥA族
B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确；P为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，位于第六周期第ⅥA族，故D正确。
3.A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示 。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为___________(填元素符号)。
设A的原子序数为x，则B的原子序数为x＋8－1，C的原子序数为x＋8＋1，由(x＋8－1)＋(x＋8＋1)＝4x，解得x＝8，所以A为O元素，B为P元素，C为Cl元素。
4.已知下列元素基态原子的核外电子排布，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在元素周期表中的位置。
元素周期律 电离能、电负性
2.主族元素周期性变化规律
3.电离能(1)如图是1～20号元素第一电离能变化的曲线图。请分别归纳同周期、同主族元素第一电离能变化的规律，并分析原因。
答案 同周期元素从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，原因是同周期元素从左到右，核电荷数增大，原子半径减小，原子失去电子越来越困难。同一主族元素从上到下，元素第一电离能逐渐减小。
(2)右图前20号元素中，有4种元素第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式，分析发生该现象的原因。
答案 Be：2s2、N：2s22p3、Mg：3s2、P：3s23p3。发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比相邻元素的第一电离能大。
(3)右表是第三周期三种元素的逐级电离能数据。请分析X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是多少？这三种元素分别是什么元素？
答案 X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是2、3、1；这三种元素分别是Mg、Al、Na。
5.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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。
1.元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大( )2.元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强( )3.元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱( )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( )5.同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( )
一、微粒半径1.比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：(1)Si___N___F。(2)Li___Na___K。(3)Na＋___Mg2＋___Al3＋。(4)F－___Cl－___Br－。(5)Cl－___O2－___Na＋。(6)H－___Li＋___H＋。
电子层结构相同的微粒半径大小规律
电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，如O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。
二、元素金属性和非金属性的比较2.根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)：(1)金属性：K___Na___Mg；非金属性：F___O___S。(2)碱性：Mg(OH)2___Ca(OH)2___KOH。(3)酸性：HClO4___H2SO4___HClO。(4)热稳定性：CH4___NH3___H2O。(5)还原性：HBr___HCl，I－___S2－。(6)氧化性：Fe3＋___Cu2＋___Fe2＋。
3.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是
SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，不能说明S与C的非金属性的强弱，C项错误；相同温度时，溴与碘和氢气化合的难易程度可说明溴的非金属性比碘的非金属性强，D项正确。
定性判断金属性、非金属性的一般方法
(1)金属性①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强；②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强；③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。(2)非金属性①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强；②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。
三、电离能、电负性的变化规律及应用4.下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·ml－1)。
下列关于元素R的判断中一定正确的是A.R的最高正价为＋3价B.R元素位于元素周期表中第ⅡB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1s22s2
由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距较大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。
5.(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是___。(2)观察下面四种镧系元素的电离能(单位：kJ·ml－1)，判断最有可能显示＋3价的元素是____(填元素名称)。
6.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：
(1)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：_________。(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：__________________________________________________。(3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物：AlF3____________，AlCl3____________，AlBr3___________。(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显____(填“正”或“负”)价，理由是___________________________________________。
非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
1.电离能与原子结构答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。2.电离能与半充满、全充满答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1.[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：_________________________________________________________________________。
I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
2.[2022·河北，17(2)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是___，原因是____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Cu的第一电离能失去的是4s1电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2＋的3d10电子处于全充满状态
1.(2023·全国甲卷，11)W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，最外层电子数之和为19。Y的最外层电子数与其K层电子数相等，WX2是形成酸雨的物质之一。下列说法正确的是A.原子半径：X>WB.简单氢化物的沸点：X
2.(2022·天津，2)嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是A.原子半径：Al
②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I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)。
同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，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
1.元素周期表完美地将元素的结构、位置与性质结合在一起，根据元素的原子序数就能推断出该元素在周期表中的位置，进而推断出该元素原子的结构和性质。下列关于33号元素的说法正确的是A.该元素位于d区B.该元素为金属元素C.该元素位于第四周期第ⅢA族D.该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
33号元素，根据原子序数＝质子数＝原子核外电子数，则该元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，能层数等于电子层数，价层电子排布式为4s24p3，最外层5个电子，则该元素位于第四周期第ⅤA族，为非金属元素，故D正确。
2.(2023·天津模拟)根据元素周期律判断，下列说法正确的是A.C、N、O的原子半径逐渐增大B.Na、Mg、Al的金属性逐渐增强C.HF、HCl、HBr的稳定性逐渐增强D.Li、Na、K核外电子层数逐渐增多
同周期元素从左到右原子半径依次减小，C、N、O的原子半径逐渐减小，故A错误；同周期元素从左到右，元素金属性逐渐减弱， Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，故B错误；同主族元素从上到下，元素非金属性逐渐减弱，气态氢化物稳定性逐渐减弱，HF、HCl、HBr的稳定性逐渐减弱，故C错误；同主族元素从上到下，电子层数依次增多， Li 有2个电子层、 Na 有3个电子层、 K 有4个电子层，故D正确。
3.(2023·山东聊城模拟)镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是A.镭的原子半径比钙的大B.氯化镭的化学式为RaCl2C.单质镭不能与水反应产生氢气D.氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强
4.(2023·南京模拟)祖母绿(主要成分Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是A.半径大小：r(Al3＋)>r(O2－)B.电离能大小：I1(F)
D.原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F
元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15＋12＋14＝41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。
6. (2023·宁波模拟)下表是元素周期表的一部分，①～⑥代表6种短周期主族元素，已知③与氢元素能组成日常生活中常见的化合物。
下列说法正确的是A.①～⑥中原子半径最大的是④B.②的最高化合价为＋4C.④的金属性比⑤的金属性弱D.⑥的最高价氧化物对应的水化物是弱酸
分析可知：①是C元素，②是N元素，③是O元素，④是Na元素，⑤是Mg元素，⑥是Cl元素。不同周期元素，一般原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期元素，原子序数越大，原子半径越小，所以①～⑥中原子半径最大的是④号Na元素，A正确；②是N元素，N原子最外层有5个电子，其最高化合价为＋5价，B错误；同一周期元素，原子序数越大，原子半径就越小，该原子失去电子的能力就越弱，元素的金属性逐渐减弱，则④的金属性比⑤的金属性强，C错误；⑥是Cl元素，Cl元素的最高价氧化物对应的水化物(HClO4)是强酸，D错误。
7.(2024·哈尔滨模拟)已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是A.第一电离能：Z>MB.Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键C.最高正价：X
A.元素L、M可形成离子化合物B.Z在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族C.借助电负性数值预测：YLZ2加入水中可生成YL2D.基态X原子的核外电子共占据3个原子轨道
L为O，M为金属，二者电负性差值大于1.7，可形成离子化合物，故A正确；Z为－1价、电负性小于L，可知Z为Cl，在周期表中的位置为第三周期第ⅦA族，故B正确；由分析可知，L为O，Y为S，Z为Cl，YLZ2为SOCl2，加入水中生成SO2与HCl，故C正确；X为C，电子排布式为1s22s22p2，核外电子共占据4个原子轨道，故D错误。
9.已知X、Y是短周期的两种主族元素，下列有关比较或说法中一定正确的是
若X、Y位于同周期时，原子半径：X>Y，则原子序数：X
10.根据下表中五种元素的电离能(单位：kJ·ml－1)数据，下列说法不正确的是
A.T的氯化物最可能的化学式为TCl3B.氦元素最有可能与Q元素位于同一族C.在周期表中，最可能处于同一族的是R和UD.U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
当In＋1≫In时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T最高价为＋3，A、C项正确；
由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各级电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体
元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，B项正确；R出现了I4，而锂核外只有3个电子，D项错误。
11.下列有关元素性质的说法不正确的是A.具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4，电 负性最大的是③B.某主族元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·ml－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、 13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋C.①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随 原子序数增大而递增的是④D.具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
①为铝元素，②为硅元素，③为磷元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，因此电负性最大的是④，A错误；第三电离能远大于第二电离能，所以是第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2＋，B正确；同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；①为硅元素，②为氮元素，③为碳元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确。
12.(2023·山东济宁高三模拟)A、B、C、D、E是元素周期表中前20号的主族元素，它们的原子序数依次增大。A原子的L层电子数是其K层电子数的3倍，C是短周期金属性最强的元素，D是地壳中含量最多的金属元素，E与C同主族。回答下列问题：(1)A在元素周期表中的位置为________________；A、B非金属性较强的是___(填元素符号)。(2)A、C简单离子半径较小的是_____(填离子符号)。
(3)C、E最高价氧化物对应水化物的碱性较弱的是________(填化学式)。(4)D、E最高价氧化物对应水化物之间反应的化学方程式为_____________________________。
Al(OH)3＋KOH===KAlO2
13.(2023·广州高三模拟)丁二酮肟( )可与Ni2＋反应，生成鲜红色的沉淀丁二酮肟镍，这个反应可用来鉴定Ni2＋的存在。请回答下列问题： (1)基态氧原子的核外电子的空间运动状态有__种。(2)丁二酮肟( )中涉及元素的电负性由大到小的顺序为__________；与氮同周期的硼在成键时，能将一个2s电子激发进入2p能级参与形成化学键，请写出该激发态原子的价层电子轨道表示式：_________________，该过程形成的原子光谱为_____(填“吸收”或“发射”)光谱。
14.表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：______________________________。(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：___________________________________________________________________。
1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量
h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。
(3)、p两元素的部分电离能数据如表2：
元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2＋的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。
比较两元素的I2、I3可知，气态2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是_____________________________________________。
Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定
(4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是_____(填图1中的序号)。
第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯。
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