高中化学人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质第二课时学案

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修2第二节 原子结构与元素的性质第二课时学案，共24页。

第二课时　元素周期律
[明确学习目标]　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。




1．原子半径
(1)影响因素

(2)递变规律
①同周期主族元素：从左到右，核电荷数越大，半径越小。
②同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
2．电离能
(1)第一电离能及其递变规律
①概念：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。上述表述中的“气态”“电中性”“基态”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。
②元素第一电离能变化规律：随原子序数递增元素第一电离能的大小如下图所示：

a．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。
b．同一族，从上到下第一电离能逐渐变小。
(2)元素的逐级电离能及其变化规律
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，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I1 3．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，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，元素的电负性逐渐变大，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，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
(3)应用——判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。



1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)原子能层数多的元素的原子半径一定大于原子能层数少的元素的原子半径。(　　)
(2)钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠。(　　)
(3)因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大。(　　)
(4)电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价。(　　)
(5)N、O、F第一电离能依次增大。(　　)
(6)同周期主族元素的原子半径中第ⅦA族的最大。(　　)
答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×
解析　(1)原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如某些碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
(3)同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al。
(4)元素原子的电负性越大，对键合电子的吸引力越大，故在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。
(5)一般非金属性越强第一电离能越大，但氮元素2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能比氧大。
(6)同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，第ⅦA族元素的原子半径在同周期主族元素中是最小的。
2．下列各组元素中，原子半径依次减小的是(　　)
A．Mg、Ca、Ba B．I、Br、Cl
C．O、S、Na D．C、N、B
答案　B
解析　A项，MgBr>Cl；C项，OC>N。
3．下列叙述正确的是(　　)
A．同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大
B．主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数
C．第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越大
D．同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小
答案　D
解析　A项，同周期元素中0族元素的第一电离能最大，错误；B项，氯元素是主族元素，形成的单原子离子的化合价的绝对值是1，与其族序数不相等，错误；C项，第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越小，错误；D项，同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小，正确。
4．下列对电负性的理解不正确的是(　　)
A．电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
B．元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小
C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
答案　D
解析　一般来说，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D错误。
5．元素X的各级电离能数据如下：


I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/(kJ·mol－1)
578
1817
2745
11578
14831
18378

则元素X的常见化合价是(　　)
A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋6
答案　C
解析　对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3数值相对较小，I4数值突然增大，说明元素X的原子中有3个电子容易失去，因此该元素的常见化合价为＋3。
6．下列不能说明X的电负性比Y的电负性大的是(　　)
A．与H2化合时X单质比Y单质容易
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
答案　C
解析　X的电负性比Y的大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强，原子的最外层电子数不能决定元素原子得失电子的能力，则C项不能说明X的电负性比Y的大。


知识点一　微粒半径大小的比较方法


1．三看法比较粒子半径大小
(1)“一看层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二看核”：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)“三看电子”：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。
2．具体方法
(1)同周期元素，从碱金属到卤素，原子半径逐渐减小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同主族元素，从上到下，原子或同价态离子半径逐渐增大。如r(Li) (3)电子层结构相同的各离子，随着核电荷数的递增，离子半径逐渐减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
(4)同种元素形成的粒子的半径
规律：阳离子的半径<中性原子的半径<阴离子的半径，且阳离子价态越高，半径越小。如r(Fe3＋) (5)电子层结构和所带电荷数都不同的微粒，一般要找参照物进行比较。如比较Al3＋和S2－半径的大小，可找出与Al3＋电子层结构相同，且与S2－所带电荷数相同的O2－来比较，因为r(Al3＋)


[解析]　由于同一周期中，随着原子序数的增大，元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)；对于核外电子排布相同的单核离子和原子，半径是不同的，它们的半径随核电荷数的增加而减小；质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离
子半径；在元素周期表中，随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化，只是在同一主族中原子序数越大，原子半径越大。
[答案]　C

易错警示
对微粒半径的认识误区
(1)微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。
(2)电子层数多的原子半径不一定大，如锂的原子半径为0.152 nm，而氯的原子半径为0.099 nm。
(3)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。如Cl－的半径大于Cl的半径。
[练1]　下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是(　　)
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋ D．Cl－、Br－、I－
答案　C
解析　同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋的电子层数相同，但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故选C。
[练2]　具有下列电子排布式的原子中，原子半径最大的是(　　)
A．1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s23p4 D．1s22s22p1
答案　A
解析　A项为Al，B项为F，C项为S，D项为B(硼)，根据原子半径的递变规律可知，原子半径最大的是Al。

知识点二　电离能变化规律及其应用


1．电离能的变化规律
(1)第一电离能递变规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期主族元素自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族“异常”)。
②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
(2)逐级电离能变化规律
①同一元素的逐级电离能越来越大。
元素的一个基态电中性的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，原子核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。
②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。如下表：
钠、镁、铝逐级失去电子的电离能


Na
Mg
Al
电离能/kJ·mol－1
I1
496
738
578
I2
4562
1451
1817
I3
6912
7733
2745
I4
9543
10540
11575

2．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子排布。
(1)一般来说，同一周期的主族元素原子具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的吸引力增大，失去电子能力减弱，因而电离能呈增大趋势。
(2)同一主族元素原子电子层数不同，最外层电子数相同，从上到下原子半径的逐渐增大起主要作用，原子半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，因而电离能也就越小。
(3)电子排布是影响电离能的第三个因素
某些元素原子具有全充满或半充满的电子排布，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满；ⅤA族N、P等元素原子的最外层p原子轨道为半充满状态；0族He的s原子轨道，Ne、Ar等元素原子的p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们的第一电离能大于同周期相邻元素。
3．电离能的应用
(1)判断元素的金属性与非金属性强弱
一般地，除0族元素外，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
(2)根据电离能数据推断元素的核外电子排布
例如Li的逐级电离能I1≪I2 (3)判断主族元素的最高化合价或价电子数
通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。如Na的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子，等等。以上事实可归纳为，如果≫，即电离能在In与In＋1之间发生突跃，则元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高化合价为＋n(O、F除外)。


[解析]　根据题意分析可知，①的最外层电子的轨道表示式为，是硫元素；②的核外电子排布式为[Ne]3s23p6，是氩元素；③的最外层电子的轨道表示式是，是磷元素；④的核电荷数是13，是铝元素。同周期从左到右，主族元素的第一电离能有增大的趋势，但P具有3p轨道半充满的较稳定结构，其第一电离能大于S的，所以四种元素的第一电离能由大到小的顺序是Ar、P、S、Al。
[答案]　C
[规律]　元素电离能的变化规律主要包括第一电离能横向(同周期)递增、纵向(同主族)递减的周期性变化趋势，以及同一元素的电离能逐级增大(I1 [练3]　下列关于元素第一电离能的说法不正确的是(　　)
A．钾的第一电离能小于钠的，故钾的金属性强于钠
B．因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．对于同一种元素而言，原子的电离能I1 答案　B
解析　A项，同一主族从上到下，元素的第一电离能越来越小，金属性越来越强；B项，同周期的ⅡA族与ⅤA族元素，第一电离能出现了反常；C项，价电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子为稀有气体原子，第一电离能较大；D项，同一种元素原子的电离能I1 [练4]　下图是原子序数为1～19的元素第一电离能的变化曲线(其中部分元素第一电离能已经标出数据)。结合元素在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列有关问题。

(1)碱金属元素中Li、Na、K的第一电离能分别为________kJ·mol－1、________kJ·mol－1、________kJ·mol－1。
(2)同主族中不同元素的第一电离能变化的规律为：____________________________________________，碱金属元素这一变化的规律与碱金属的活泼性的关系是______________________________。
(3)钙元素的第一电离能的数值范围为____________。
答案　(1)520'496'419
(2)随着原子序数的增大，第一电离能逐渐变小'金属越活泼，其第一电离能越小
(3)大于419小于738
解析　(1)Li、Na、K的原子序数分别为3、11、19，图中对应的第一电离能的数值分别为520、496、419。
(2)由碱金属元素第一电离能的变化可知，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐减小，而且随着原子序数的增加，同主族元素的金属性逐渐增强。
(3)Ca的第一电离能大于同周期的K的第一电离能(419 kJ·mol－1)，同时小于同主族的Mg的第一电离能(738 kJ·mol－1)。

知识点三　电负性变化规律及其应用

电负性越大，对电子吸引能力越强，越容易得电子，元素的非金属性越强。
1．电负性变化规律

一般来说，同周期主族元素从左到右，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。
2．电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱


(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，元素的化合价易呈正值；
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈负值。




[解析]　(1)把题表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：

元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
11
12
13
14
15
16
17
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0

经过上述整理后可以看出：3～9号元素，元素的电负性由小到大；11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律不难得出短周期主族元素中，电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，两者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。
[答案]　(1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)　(2)F　Na　离子
[练5]　下列关于电负性的叙述中不正确的是(　　)
A．电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大
B．电负性是以氟为4.0和锂为1.0作为标准的相对值
C．元素电负性越大，元素非金属性越强
D．同一周期主族元素从左到右，电负性逐渐变大
答案　A
解析　电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能不一定越大，如电负性O>N，但第一电离能O [练6]　元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：

元素
Al
B
Be
C
Cl
F
H
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
2.1
元素
Mg
N
Na
O
P
K
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
0.8
1.8

(1)估计钙元素的电负性的取值范围：
________<γ<________。
(2)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH：________、NH3：________、CH4：________、
ICl：________。
(3)表中符合“对角线规则”的元素有Be和________、B和________，它们的性质分别有一定的相似性，原因是__________________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：__________________________________________________。
答案　(1)0.8　1.2
(2)Na　H　H　I
(3)Al　Si　电负性值相近　Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
解析　由题给信息可知，同周期从左到右，主族元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小。
(1)结合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：K (2)电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。
(3)“对角线规则”指在元素周期表中某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似，其原因是元素的电负性值相近。

知识拓展
应用电负性判断化学键及化合物类型：一般地，若两成键元素电负性差值大于1.7，形成离子键，该化合物为离子化合物；若两成键元素电负性差值小于1.7，形成共价键，该化合物为共价化合物。如HCl中H和Cl的电负性差值为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物。


本课归纳总结





1．下列表示卤族元素某种性质随核电荷数增加的变化趋势，曲线中正确的是(　　)

答案　A
解析　根据卤族元素的原子结构和性质，可知电负性随核电荷数的递增而减小，A正确；F元素无正价，B错误；同一主族元素中，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，核对外层电子的吸引力减小，原子越容易失去电子，第一电离能减小，C、D错误。
2．下列各组粒子半径大小的比较中，错误的是(　　)
A．K>Na>Li B．Na＋>Mg2＋>Al3＋
C．Mg2＋>Na＋>F－ D．Cl－>F－>F
答案　C
解析　A项，同一主族从上到下原子半径逐渐增大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，应为Mg2＋F－，F－比F多一个电子，故F－>F。
3．下列各组元素，按元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是(　　)
A．Al、Mg、Na B．K、Na、Li
C．N、O、C D．Cl、S、P
答案　B
解析　同一周期从左到右主族元素的第一电离能呈增大的趋势，当外围电子在能量相等的轨道上形成全空、半满或全满结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大，Mg的最外层s轨道全满，第一电离能比Al和Na都高，所以第一电离能NaO>C，C错误；P的最外层p轨道半满，第一电离能比S高，但是比Cl低，所以第一电离能：S 4．元素电负性随原子序数的递增而增大的是(　　)
A．Na　K　Rb B．N　P　As
C．O　S　Cl D．Si　P　Cl
答案　D
解析　同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
5．下列有关微粒性质的排列顺序正确的是(　　)
A．离子半径：O2－>Na＋>S2－
B．第一电离能：O>N>C
C．电负性：F>P>O
D．基态原子中未成对电子数：Mn>Si>Cl
答案　D
解析　A项，离子半径大小顺序是S2－>O2－>Na＋，错误；B项，第一电离能大小顺序是N>O>C，错误；C项，电负性大小顺序是F>O>P，错误；D项，Mn的价电子排布式为3d54s2，未成对电子数为5，Si的价电子排布式为3s23p2，未成对电子数为2，Cl的价电子排布式为3s23p5，未成对电子数为1，因此顺序是Mn>Si>Cl，正确。
6．下列有关元素的电负性的说法正确的是(　　)
A．主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，同周期主族元素的电负性从左到右越来越小
C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
答案　D
解析　主族元素的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性O>N，但第一电离能N>O，A错误；一般来说，在元素周期表中，同周期主族元素的电负性从左到右越来越大，B错误；一部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性，如Au(金)的电负性为2.4，B(硼)的电负性为2.0，C错误。
7．开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。
(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。
①基态Cl原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________。
②Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为____________。
(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中，离子半径：Li＋________(填“>”“＝”或“<”)H－。
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。
M的部分电离能如表所示：

I1/(kJ·mol－1)
I2/(kJ·mol－1)
I3/(kJ·mol－1)
I4/(kJ·mol－1)
I5/(kJ·mol－1)
738
1451
7733
10540
13630

则M是________(填元素符号)。
答案　(1)①M　9　②H>B>Li　(2)①<　②Mg
解析　(1)①Cl原子核外电子数为17，基态原子核外电子排布为1s22s22p63s23p5，由此可得基态Cl原子中电子占据的最高能层为第三能层，符号为M，该能层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道。②元素的非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H>B>Li。
(2)①核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小。锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li＋、H－的核外电子数都为2，所以半径：Li＋
课时作业

一、选择题(本题共8小题，每小题只有1个选项符合题意)
1．下图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是(　　)

A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
答案　B
解析　对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A错误；原子半径逐渐减小，C错误；形成基态离子转移的电子数：Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，D错误。
2．下列对原子半径的理解不正确的是(　　)
A．同周期主族元素从左到右，原子半径依次减小
B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小
C．各元素的原子半径总比其离子半径大
D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径
答案　C
解析　同周期主族元素，随原子序数增大，原子核对核外电子吸引增大，原子半径减小，A、B正确；原子形成阳离子时，核外电子数减少，核外电子的排斥作用减小，故阳离子半径小于其原子半径；而原子形成阴离子时，核外电子的排斥作用增大，阴离子半径大于其原子半径，C错误，D正确。
3．下列说法不正确的是(　　)
A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点
答案　A
解析　同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A错误；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D正确。
4．下列说法正确的是(　　)
A．第三周期中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的大
答案　A
解析　同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，故A正确，C不正确；由于镁的价电子排布式为3s2，Mg具有3p轨道全空的较稳定结构，而铝的价电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的，B不正确；钾比镁更易失去电子，钾的第一电离能小于镁的，D不正确。
5．在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是(　　)
A．ns2np3 B．ns2np4 C．ns2np5 D．ns2np6
答案　B
解析　同一周期中，主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。ns2np3属于第ⅤA族元素，ns2np4属于第ⅥA族元素，ns2np5属于第ⅦA族元素，ns2np6属于0族元素，如果这几种元素都是第二周期元素，其第一电离能大小顺序是Ne>F>N>O，所以第一电离能最小的原子可能是第ⅥA族元素原子，故选B。
6．下列关于粒子半径大小的比较中不正确的是(　　)
①r(Li＋) ②r(F) ③r(Na＋) ④r(Fe2＋) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③
答案　C
解析　同主族元素的原子或离子半径随着电子层数的增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴、阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Al3＋) 7．化合物中，稀土元素最常见的化合价是＋3价，但也有少数的稀土元素可以显示＋4价，观察下面四种稀土元素的电离能数据，判断最有可能显示＋4价的稀土元素是(　　)
几种稀土元素的电离能(单位：kJ/mol)：

选项
元素
电离能
I1
I2
I3
I4
A
Sc(钪)
633
1235
2389
7019
B
Y(钇)
616
1181
1980
5963
C
La(镧)
538
1067
1850
4819
D
Ce(铈)
527
1047
1949
3547

答案　D
解析　根据表中数据可知，Sc、Y、La 3种元素的第三电离能与第四电离能的差值较大，故其可以显示＋3价，Ce元素的第三电离能与第四电离能差值最小，所以Ce元素最可能显＋4价。
8．现有四种元素的基态原子的电子排布式：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；
④1s22s22p5。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
解析　根据基态原子的电子排布式可确定①、②、③、④分别是S、P、N、F。第一电离能：F>N>P>S，A正确；原子半径：P>S>N>F，B错误；电负性的大小顺序应为④>③>①>②，C错误；F无正价，D错误。
二、选择题(本题共4小题，每小题有1个或2个选项符合题意)
9．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　)
A．X与Y形成化合物时，X可以显负价，Y显正价
B．在元素周期表中X可能位于Y的右面
C．第一电离能X一定大于Y
D．Y的气态氢化物的热稳定性小于X的气态氢化物的热稳定性
答案　C
解析　已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，则非金属性X>Y。非金属性X>Y，X与Y形成化合物时，X可以显负价，Y显正价，A正确；同周期自左向右非金属性逐渐增强，则在元素周期表中X可能位于Y的右面，B正确；氮元素的电负性小于氧元素，但氮元素的第一电离能大于氧元素的，C错误；非金属性X>Y，非金属性越强，氢化物越稳定，则Y的气态氢化物的热稳定性小于X的气态氢化物的热稳定性，D正确。
10．某短周期元素R的逐级电离能如图所示，下列说法一定正确的是(　　)

A．R的主要化合价中最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素第一电离能小于同周期相邻元素
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p1
答案　AC
解析　由于R的I4≫I3，所以R的最外层有3个电子。R的最外层有3个电子，R的主要化合价为＋3价，A正确；R的最外层有3个电子，R元素位于元素周期表中第ⅢA族，B错误；根据同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，R元素的第一电离能小于同周期相邻第ⅣA族的元素，R的同周期相邻的第ⅡA族元素的原子的价电子排布为ns2，较稳定，R元素的第一电离能小于同周期相邻第ⅡA族的元素，C正确；R为短周期元素，R基态原子的电子排布式可能为1s22s22p1、1s22s22p63s23p1，D错误。
11．若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系正确的是(　　)
A．离子半径：Am＋>Bn－
B．原子半径：A>B
C．A的原子序数比B的小(m＋n)
D．b＝a－n＋m
答案　B
解析　因为aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，即b＋n＝a－m，推知a－b＝m＋n，故A的原子序数比B的大(m＋n)；由上式可知b＝a－m－n；核外电子层结构相同时，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Am＋B。
12．已知A、B、C、D四种元素，A是地壳中含量最高的元素，B是金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C在第三周期，其第一电离能最小；D在第三周期，其第一电离能最大。下列有关叙述不正确的是(　　)
A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B．元素A与B、C组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A D．元素B、C的第一电离能：B 答案　CD
解析　A是地壳中含量最高的元素，即A为O，B是金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和，其原子结构示意图应是，即B为Ca；根据同周期主族元素从左向右第一电离能呈增大的趋势，推出C为Na，D为Ar。O形成的简单离子是O2－，Na形成的简单离子为Na＋，O2－核外有2个电子层，Na＋核外有2个电子层，当电子层数相等时，原子序数大的半径小，即O2－的半径大于Na＋的，C错误；观察教材上提供的1～56号元素第一电离能的图示可知：Ca的第一电离能大于钠的，D错误。
三、非选择题(本题共3小题)
13．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，X值越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中为带负电荷的一方。下表是某些元素的X值：

元素符号
Li
Be
B
C
O
F
X值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.44
3.98
元素符号
Na
Al
Si
P
S
Cl
X值
0.93
1.60
1.90
2.19
2.55
3.16

(1)通过分析X值的变化规律，确定N、Mg的X值范围：________ (2)推测X值与原子半径的关系为______________________。
(3)某有机化合物的结构简式为SONHH，其中S—N键中，你认为共用电子对偏向________(填元素符号)。
(4)如果X值为电负性的数值，试推断AlBr3中化学键的类型为____________。
(5)预测元素周期表中X值最小的元素是__________(放射性元素除外)。
答案　(1)0.93　1.57　2.55　3.44　
(2)原子半径越大，X值越小　
(3)N　(4)共价键　(5)Cs
解析　(1)通过表中数据分析可知同周期从左到右，X值依次增大，同主族从上到下，X值依次减小，可判断X(Na)X(Mg)，故0.93 (3)根据信息：“X值越大，其原子吸引电子能力越强，在所形成的分子中为带负电荷的一方”，由X(S)＝2.55,2.55 (4)根据表中数据的变化规律可得X(Br) (5)根据X值的变化规律，X值最小的元素应在元素周期表的左下角，但要注意放射性元素除外，故最小的是Cs(铯)。
14．回答下列问题：
(1)碳原子的核外电子排布式为__________。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是_________________________________
_____________________________________________________________________。
(2)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
1821
15390
21771
B
738
1451
7733
10540

(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：

电离能/kJ·mol－1
元素
Mn
Fe
I1
717
759
I2
1509
1561
I3
3248
2957

锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2＋的价电子排布式：________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是__________________________________________________
______________________________________________________________________
_____________________________________________________________________。
答案　(1)1s22s22p2　N原子的2p轨道达到半充满状态，比较稳定
(2)1s22s22p63s2
(3)3d5　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6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)O原子和N原子的外围电子排布分别为2s22p4、2s22p3，N原子的2p轨道半充满，结构比较稳定，所以第一电离能大。
(2)由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成＋2价金属阳离子，故A、B元素属于ⅡA族的元素，由同主族元素电离能变化规律可知，B元素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。
(3)ⅦB元素的族序数＝价电子数，周期序数＝电子层数，所以基态Mn原子价电子排布式为3d54s2，Mn2＋的价电子排布式为3d5。Mn2＋为3d5的半充满状态，很难失去电子，而Fe2＋为3d6，失去一个电子，即变为半充满的3d5状态，所以气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。
15．A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大；A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A原子核外有2个未成对电子，C的单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，且E原子核外有3个未成对电子，F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F。试回答：
(1)上述六种元素中第一电离能最大的是________(填元素符号)元素，理由是______________________________________。
(2)C元素原子的第一电离能________(填“>”“<”或“＝”)D，理由是_____________________________________________________________________。
(3)上述六种元素按电负性从小到大的排列顺序是______________________(用元素符号表示)。
(4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物分别是________(填“离子”或“共价”，下同)、________、________、________化合物。
答案　(1)F　其最外层电子数为7，且原子半径较小，容易得到电子，不容易失去电子
(2)>　Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构
(3)Mg、Al、P、S、O、F
(4)离子　离子　共价　共价
解析　电子排布式为1s22s22p6的常见阴离子有N3－、O2－、F－，常见阳离子有Na＋、Mg2＋、Al3＋。A原子核外有2个未成对电子，其原子2p能级有2个电子或4个电子，可知A是O，B是F；C的单质可与热水反应但不能与冷水反应，C是Mg，故D是Al；E、F的基态原子有9个非空原子轨道，说明有3p轨道且均填有电子，E原子核外有3个未成对电子，则E是P；F能与A形成相同价态的阴离子，故F是S。
(1)六种元素中第一电离能最大的是F。
(2)Mg的第一电离能大于Al，是因为Mg原子最外层3s轨道处于全充满状态，3p轨道处于全空状态，是相对稳定的结构。