2021版新高考化学人教版一轮教师用书：第5章第2节元素周期表和元素周期律

第二节　元素周期表和元素周期律课标解读要点网络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.以第三周期为例，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1234567元素种数288181832320族元素原子序数21018365486118(2)族(18个纵行⇒16个族)主族列121314151617族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列345671112族ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡBⅧ族第8、9、10，共3个纵行0族第18纵行(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个纵行共六十多种元素，这些元素都是金属元素。②镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。③锕系：元素周期表第七周期中，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。(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)×命题点　元素周期表的结构与位置推导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1B．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个纵行C．最外层电子排布为4s1的元素只有K元素D．位于第三、四周期的同主族元素的原子序数差可能为8或18D　[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个纵行；C项，最外层电子排布为4s1的元素有K、Cr、Cu等。]2．元素周期表中的前四周期，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2B．E、B的原子序数之差可能是8、18或32C．5种元素的核电荷数之和为5a＋10D．A、E的原子序数之差可能是7C　[由题中所给5种元素的位置关系可以看出D一定不是第一周期元素(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种元素在前四周期，所以D、B、E分别为第二、三、四周期的元素，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，A、C的原子序数分别为a－1、a＋1，即只有C选项正确。]3．国际理论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7s27p4C．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号元素分别处于第七周期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。]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①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；②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。 元素周期律及其应用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(ⅡA、ⅤA族反常)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提醒：金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指单质在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。3．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、O、Cl、Br、I、S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，对应非金属性越强正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)同一周期主族元素，从左到右的化合价均从＋1递增至＋7。(　　)(2)金属原子失电子越多，金属性越强。(　　)(3)非金属氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强，故推出酸性HClO>H2SO4。(　　)(4)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。(　　)(5)C、N、O的第一电离能与电负性均依次增大。(　　)(6)HBr的还原性比HCl的还原性强可说明Br的非金属性比Cl的弱。(　　)[答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)√命题点1　元素周期律的应用1．(2019·唐山模拟)部分短周期元素原子半径、最高正化合价或最低负化合价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是(　　)A．离子半径的大小顺序：d<e<fB．与x形成的最简单化合物的沸点：y>z>dC．除去实验后试管中残留的g的单质，可用热的氢氧化钠溶液D．第一电离能大小顺序：g<z<dC　[根据题图中元素化合价、原子半径和原子序数的关系可确定x是H，y是C，z是N，d是O，e是Na，f是Al，g是S，h是Cl。核外电子排布相同的离子，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径：O2－>Na＋>Al3＋，A项错误；常温下，水为液体，甲烷、氨气均为气体，三者中水的沸点最高，又氨气分子间存在氢键，其沸点高于甲烷，故B项错误；除去实验后试管中残留的单质硫，可用热的NaOH溶液洗涤，反应的化学方程式为3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O，C项正确；第一电离能大小顺序为z(N)>d(O)>y(C)。]2．(2018·绵阳一模)a、b、c、d、e为原子序数依次增大且不同主族的短周期元素，a的原子中只有一个电子，b3－与d3＋的电子层结构相同；c原子最外层电子数是次外层电子数的3倍。下列叙述错误的是(　　)A．简单离子的半径：c>dB．最简单氢化物的热稳定性：c>bC．a、b、c可形成离子化合物D．c、b、d的电负性：b>c>dD　[由“a、b、c、d、e为原子序数依次增大且不同主族的短周期元素，a的原子中只有一个电子”知a为H；由“c原子最外层电子数是次外层电子数的3倍”知c为O；结合“b3－与d3＋的电子层结构相同”知b为N，d为Al，因为各元素处于不同主族，故e为Si或Cl。简单离子的半径：O2－>Al3＋，A项正确；最简单氢化物的热稳定性：H2O>NH3，B项正确；H、N、O可形成离子化合物NH4NO3等，C项正确；电负性大小：c(O)>b(N)>d(Al)，D项错误。]3．前五周期中，同主族常见的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性强弱的顺序为HXO4<HYO4<HZO4。下列判断不正确的是(　　)A．Y单质可以从海水中提取B．离子半径：X－>Y－C．气态氢化物的稳定性：HX<HZD．电负性：X>Y>ZD　[从元素最高价氧化物对应水化物的化学式可知，三种元素的最高化合价均为＋7，故为ⅦA族元素，由元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱可知，非金属性：X<Y<Z，由于氟元素无正价，则X、Y、Z分别为碘元素、溴元素、氯元素。从海水中可提取单质Br2，A项正确；离子半径：I－>Br－，B项正确；气态氢化物的稳定性：HI<HCl，C项正确；电负性：X<Y<Z即I<Br<Cl，D项错误。]命题点2　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>AB．原子半径：B>A>C>DC．离子半径：C3－>D－>A2＋>B＋D．氧化性：A2＋>B＋，还原性：C3－<D－B　[aA2＋、bB＋、cC3－、dD－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<D，则还原性：C3－>D－，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)<r(Cl－)。(3)同电子数粒子：核电荷数越大，半径越小，如：r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)、r(H－)>r(Li＋)。(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<I2<I3。不同能层的逐级电离能发生突跃，如Na的I1≪I2。(3)电离能的3个重要应用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<I3表明K原子易失去1个电子形成＋1价阳离子。③判断元素核外电子的分层排布情况。如Li：I1≪I2<I3表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L)上，且最外层上只有一个电子。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。[补短板]电离能与电负性的理解(1)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(Al)，但活泼性Mg>Al。(2)第二、三、四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。(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。命题点　元素性质的判断与比较1．第四周期有14种金属元素，其中4种为主族元素，10种为过渡元素。(1)锰元素在周期表中的位置为________；属于________区元素(填“s”“p”“d”“ds”或“f”)。(2)基态铬原子的价电子排布式为________，与铬同周期的所有元素的基态原子中，最外层电子数与铬原子相同的有________。(3)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________。(4)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)I1I2铜7461 958锌9061 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)第四周期ⅦB族　d(2)3d54s1　K、Cu(3)Br>Se>As　Br>As>Se(4)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．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LiBeBCOFNaAlSiPSCl电负性值1.01.52.02.53.54.00.91.51.82.12.53.0(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3．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________。[解析]　共用电子对偏向电负性大的原子。[答案]　(1)氧　氮　(2)－34．下表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)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：  元素op电离能(kJ·mol－1)I1717759I21 5091 561I33 2482 957比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋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______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)p元素存在两种离子，从原子轨道的角度较稳定的离子是________，理由是_________________________________________________________________________________________________________________________。(3)q元素可形成两种氧化物，高温条件下较稳定的为________ (写化学式)。[解析]　根据元素周期表知，a～q各元素分别是H、Li、C、N、O、F、Na、Mg、Al、Si、S、Cl、Ar、K、Mn、Fe、Cu。(1)由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋到Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6到稳定的3d5半充满状态，需要的能量相对要少。(2)Fe2＋为3d6、Fe3＋为3d5，Fe3＋的3d轨道半充满，稳定。(3)Cu＋为3d10,3d轨道全充满，较稳定，故较稳定的氧化物为Cu2O。[答案]　(1)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定　(2)Fe3＋　Fe3＋的外围电子排布式为3d5,3d轨道半充满，较稳定　(3)Cu2O “位—构—性”的关系应用——证据推理与微观探析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](2019·全国卷Ⅱ)今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下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<XB．常温常压下，Y单质为固态C．气态氢化物热稳定性：Z<WD．X的最高价氧化物的水化物是强碱[思路点拨]　第一步：审信息——定元素第二步：析选项——定答题A项，同周期：r(X)>r(Z)，同主族：r(Z)>r(W)，故r(X)>r(W)，正确；B项，Y为Si，为固态，正确；C项，非金属性Z<W，氢化物稳定性：Z<W，正确；D项，Al(OH)3是弱碱，错误。[答案]　DX、Y、Z、W的电负性大小顺序为________(填元素符号，下同)，X、Y、Z、W的第一电离能大小顺序为________。[答案]　N>P>Si>Al　N>P>Si>Al1．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法中错误的是(　　)A．第一电离能：Y一定小于XB．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnXC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸的酸性强于Y对应的酸的酸性D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价[答案]　A2．(2019·茂名一模)短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次递增，其原子最外层电子数之和为18。W和X位于相邻周期，Y的最外层电子数是电子层数的2倍，W的一种同位素广泛应用于考古测定文物年代，Y的一种氧化物和Z的单质在水溶液中均具有漂白性，下列叙述正确的是(　　)A．最高正价：W<X B．Z和W、Z和X均能形成离子化合物C．原子半径的大小顺序：r(Z)>r(X)>r(Y)    D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>YD　[W的一种同位素广泛应用于考古测定文物年代，W为碳元素；Y的一种氧化物和Z的单质在水溶液中均具有漂白性，Y为硫元素，Z为氯元素；短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次递增，其原子最外层电子数之和为18，X最外层电子数为18－4－6－7＝1，X为钠元素。]3．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期元素，F为第四周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素。已知：A原子的核外电子数与电子层数相等；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1个；C原子的第一至第四电离能为I1＝738 kJ·mol－1，I2＝1 451 kJ·mol－1，I3＝7 733 kJ·mol－1，I4＝10 540 kJ·mol－1；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满；E元素的族序数与周期序数的差为4。(1)写出E元素在周期表中的位置：________；D元素原子的核外电子排布式：________；D、F分别在的区为________。(2)某同学根据题目信息和掌握的知识分析C的核外电子排布图为。该同学所画的核外电子排布图违背了________。(3)基态F原子的电子排布式为__________________________________________________________________________________。[解析]　由题意分析知F为K，A为H，B为N；由电离能知C的＋2价稳定，为Mg，D为P，E为Cl。(2)该同学未排满3s能级就排3p能级，违背了能量最低原理。(3)F为19号元素钾，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。[答案]　(1)第三周期ⅦA族　1s22s22p63s23p3　p和s区(2)能量最低原理　(3)1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)1．(2019·全国卷Ⅰ)科学家合成出了一种新化合物(如图所示)，其中W、X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半，下列叙述正确的是(　　)A．WZ的水溶液呈碱性B．元素非金属性的顺序为X>Y>ZC．Y的最高价氧化物的水化物是中强酸D．该新化合物中Y不满足8电子稳定结构C　[W、X、Y、Z为同一短周期元素，可能同处于第二或第三周期，观察新化合物的结构示意图可知，X为四价，X可能为C或Si。若X为C，则Z核外最外层电子数为C原子核外电子数的一半，即为3，对应B元素，不符合成键要求，不符合题意，故X为Si，W能形成＋1价阳离子，可推出W为Na元素，Z核外最外层电子数为Si原子核外电子数的一半，即为7，可推出Z为Cl元素。Y能与2个Si原子形成共价键，另外得到1个电子达到8电子稳定结构，说明Y原子最外层有5个电子，进一步推出Y为P元素，即W、X、Y、Z分别为Na、Si、P、Cl元素。A项，WZ为NaCl，其水溶液呈中性，错误；B项，元素非金属性：Cl>P>Si，错误；C项，P的最高价氧化物的水化物为H3PO4，是中强酸，正确；D项，P原子最外层有5个电子，与2个Si原子形成共价键，另外得到1个电子，在该化合物中P元素满足8电子稳定结构，错误。]2．(2019·全国卷Ⅲ)X、Y、Z均为短周期主族元素，它们原子的最外层电子数之和为10。X与Z同族，Y最外层电子数等于X次外层电子数，且Y原子半径大于Z。下列叙述正确的是(　　)A．熔点：X的氧化物比Y的氧化物高B．热稳定性：X的氢化物大于Z的氢化物C．X与Z可形成离子化合物ZXD．Y的单质与Z的单质均能溶于浓硝酸B　[X、Y、Z均为短周期主族元素，X与Z同族，Y最外层电子数等于X次外层电子数，Y的最外层电子数不可能是8，只能为2，且Y原子半径大于Z，所以Y为Mg，X、Y、Z原子的最外层电子数之和为10，故X为C，Z为Si。A项，MgO的熔点高于CO2、CO的熔点，错误；B项，元素的非金属性越强，则其气态氢化物的热稳定性越强，C的非金属性强于Si，故CH4的热稳定性大于SiH4，正确；C项，X与Z形成的SiC是共价化合物，错误；D项，Mg能溶于浓硝酸，但是Si单质不能溶于浓硝酸，错误。]3．(2018·全国卷Ⅰ)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最外层电子数之和为10；W与Y同族；W与Z形成的化合物可与浓硫酸反应，其生成物可腐蚀玻璃。下列说法正确的是(　　)A．常温常压下X的单质为气态B．Z的氢化物为离子化合物C．Y和Z形成的化合物的水溶液呈碱性D．W与Y具有相同的最高化合价B　[可腐蚀玻璃的物质是HF。根据题意可推知，W是氟、X是钠、Y是氯、Z是钙。常温常压下Na是固态，A项错误；CaH2是离子化合物，B项正确；CaCl2是强酸强碱盐，水溶液呈中性，C项错误；氯有最高化合价为＋7，氟无正价，D项错误。]4．(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－)5．(2017·高考组合)(1)(全国卷Ⅱ)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是__________________________________________________________________________________________________________________；氮元素的E1呈现异常的原因是_____________________________。(2)(全国卷Ⅲ)Co基态原子核外电子排布式为_____________。元素Mn与O中，第一电离能较大的是________，基态原子核外未成对电子数较多的是________。[答案]　(1)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大　N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子(2)[Ar]3d74s2(或1s22s22p63s23p63d74s2)　O　Mn