2020-2021学年第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质第2课时学案设计

这是一份2020-2021学年第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质第2课时学案设计，共25页。学案主要包含了原子半径，电离能， 电负性等内容，欢迎下载使用。

必备知识·自主学习
一、原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小；
(2)同主族：从上到下，能层数越大，半径越大。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。( )
提示：√。电子层结构相同的阴、阳离子，随着核电荷数递增，离子半径减小。
(2)r(Si)>r(B)>r(C)。( )
提示：√。同周期元素，原子序数越大，原子半径越小；同主族元素，原子序数越大，原子半径越大。
(3)r(F－)提示：√。同一主族的简单离子，电子层数越多，离子半径越大。
(4)r(Fe3＋)>r(Fe2＋)>r(Fe)。( )
提示：×。同一元素的原子，失电子越多，阳离子半径越小。
二、电离能
1．电离能的概念
(1)第一电离能：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，通常用I1表示。
(2)各级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。
2．第一电离能的变化规律
(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现增大的趋势。其中ⅡA与ⅢA、ⅤA与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。
(2)同族元素从上到下第一电离能减小。
(3)同种原子的逐级电离能越来越大(I1＜I2＜I3…)。
(1)为何同一元素的电离能逐渐增大？
提示：离子的电荷数越来越大，离子半径越来越小，失去这些电子需要的能量越来越高。
(2)为何Mg的第一电离能大于Al？
提示：Mg的3s轨道全充满，能量低，更稳定。
三、 电负性
1．电负性概念
(1)键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
(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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
2．电负性衡量标准
电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
3．电负性递变规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大；
(2)同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。
4．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电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
(1)第一电离能越大的元素，电负性也越大。( )
提示：×。电负性N小于O，但第一电离能：N大于O。
(2)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。( )
提示：√
关键能力·合作学习
知识点一 微粒半径大小比较
1．原子半径大小的比较
(1)同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，有“序小径大”的规律。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子半径越大。
2．离子半径大小的比较
(1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
(2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2－)>r(F－)>
r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)r(Rb＋)(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。
(1)若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则离子半径从大到小的顺序为____________。
提示：C3－>D－>B＋>A2＋
(2)这四种元素对应的原子半径从大到小的顺序为________________________。
提示：B>A>C>D
【典例】(2021·衡水高二检测)下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是( )
①r(Li＋)②r(F)③r(K＋)④r(H＋)A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③
【解题指南】判断微粒半径大小关系解题思路为
(1)看清微粒种类：是原子还是离子；
(2)找准比较依据：是同周期还是同主族；
(3)运用相关规律：同周期从左至右原子半径减小；同主族从上到下原子半径增大；同一元素失电子半径减小，得电子半径增大；电子层结构相同，核电荷数大半径小。
【解析】选C。同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，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(Ca2＋) “三看”比较微粒半径的大小
“一看”电子的能层数：当电子的能层数不同时，能层数越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当电子的能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当电子的能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
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)原子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。
1．(2021·黄冈中学高二检测)下列离子半径的大小顺序正确的是( )
①Na＋ ②X2－：1s22s22p63s23p6
③Y2－： 2s22p6 ④Z－：3s23p6
A．③＞④＞②＞① B．④＞③＞②＞①
C．④＞③＞①＞② D．②＞④＞③＞①
【解析】选D。 由核外电子排布式可知， ②、③、④三种离子分别是S2－ 、
O2－、Cl－，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②＞④，③＞①；电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②＞④＞③＞①。
2．已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－都有相同的电子层结构，则原子半径由大到小的顺序是( )
A．C＞D＞B＞A B．A＞B＞C＞D
C．D＞C＞A＞B D．A＞B＞D＞C
【解析】选D。
A、B、C、D四种元素的相对位置如表：
根据原子半径大小变化规律可知A＞B＞D＞C。
3．(2021·连云港高二检测)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XC．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】选C。核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径X＋
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。
4．稀有气体在极低的温度下形成单原子分子的分子晶体。在这种晶体里，2个原子核的核间距的一半，就是稀有气体原子的范氏半径。下表列出了非金属元素和稀有气体的范氏半径。
在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。
从表中可以看出，r也有一定的规律性，在同周期和同族中，各有什么规律？
提示：在同一周期中，从左到右逐渐减小；在同族中，从上到下逐渐增大。
【补偿训练】
下列各组元素各项性质比较错误的是( )
A．半径：F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
B．最高正价：O＞N＞C
C．电负性：O＞C＞Si
D．酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4
【解析】选B。电子层结构相同的离子，离子半径随着原子序数增大而减小，这几种离子电子层结构相同，原子序数：F＜Na＜Mg＜Al，则半径：F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，故A正确；主族元素最高正化合价与其族序数相等，但O、F元素除外，其最高正价：N＞C，故B错误；元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性O＞C＞Si，则电负性O＞C＞Si，故C正确；元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，O、F元素除外，非金属性Cl＞S＞P，则酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4，故D正确。
知识点二 电离能及其应用
1．前四周期元素第一电离能：
2．第一电离能的影响因素
(1)同一周期：一般来说，同一周期的元素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，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子排布：各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。
3．电离能的应用
(1)确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1≪I2(2)确定元素的化合价。如K元素I1≪I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。
(4)ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。
(1)元素周期表中，第一电离能最大的是哪个元素？第一电离能最小的应出现在周期表什么位置？
提示：最大的是He，最小的应在周期表左下角。
(2)第二周期中，第一电离能介于B和N之间的有几个元素？分别是哪几个？
提示：Be、C、O共三个。
【典例】(2021·济南高二检测)下表中：X、Y是主族元素，I为电离能，
单位是kJ·ml－1。
根据表中所列数据的判断，错误的是( )
A．元素X是ⅠA族的元素
B．元素Y的常见化合价是＋3价
C．元素X与O形成化合物时，化学式可能是X2O2
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
【解题指南】解析有关电离能判断化合价问题的思维流程如下：逐级计算In＋1与In的比值并比较大小，看逐级电离能的突变判断元素的化合价。
如果 eq \f(In＋1,In) ≫ eq \f(In,In－1) ，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价、0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。
【解析】选D。X和Y都是主族元素，I是电离能，X第一电离能和第二电离能相差较大，则X为第ⅠA族元素；Y元素第三电离能和第四电离能相差较大，则Y是第ⅢA族元素，X第一电离能小于Y，说明X活泼性大于Y，X第一电离能和第二电离能相差较大，说明最外层1个电子，则元素X是ⅠA族的元素，故A正确；Y元素第三电离能和第四电离能相差较大，Y原子核外有3个电子，为ⅢA族元素，则化合价为＋3价，故B正确；元素X与O形成化合物时，X的电负性小于O元素，所以在二者形成的化合物中X显＋1价、O元素显－1或－2价，则化学式可能是X2O或X2O2，故C正确；如果Y是第三周期元素，则为Al，Al和冷水不反应，和酸、强碱溶液反应，故D错误。
【母题追问】(1)金属越活泼越易失电子，其第一电离能越小吗？
提示：金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，如第一电离能Mg＞Al。
(2)为何Y的 eq \f(I2,I1) > eq \f(I3,I2) ？而 eq \f(I4,I3) ≫ eq \f(I3,I2) ？
提示：I1对应的是失去np上的电子，而I2是失去ns轨道的电子，由于ns轨道电子能量低，所以 eq \f(I2,I1) 比例较大； I3是失去ns轨道的电子，而I4是失去(n－1)能层的电子，由于(n－1)能层的电子能量远低于ns轨道的电子，所以 eq \f(I4,I3) ≫ eq \f(I3,I2) 。
(1)第一电离能与元素的金属性有本质的区别。
(2)由电离能的递变规律可知：同周期主族元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族的Be、Mg的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA族元素的最外层电子排布为ns2，p轨道为全空状态，较稳定；而ⅤA族元素的最外层电子排布为ns2np3，p轨道为半充满状态，比ⅥA族的ns2np4状态稳定。
(1)比较同一元素各级电离能大小关系：先从微粒所带电荷分析；再分析能层不同对电离能产生的影响。
(2)不同元素电离能比较：先分析周期表中位置→再运用元素周期律→注意ⅡA和ⅤA的反常。
1．(2021·运城高二检测)具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( )
①3p轨道上只有一对成对电子的原子
②价层电子排布为3s23p6的原子
③其3p轨道为半满的原子
④正三价阳离子的电子排布式与氖的相同
A．①②③④ B．③①②④ C．②③①④ D．②④①③
【解析】选C。①是硫原子，②是稀有气体，其第一电离能最大，③是磷原子，④是铝原子。根据规律得铝的第一电离能最小，硫的核电荷数虽然比磷大1，但磷原子3p轨道是半充满，比较稳定，故磷的第一电离能大于硫。
2．(2021·漳州高二检测)根据下表中五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·ml－1)，在周期表中，最可能处于同一族的是( )
A.Q和R B．S和T
C．T和U D．R和U
【解析】选D。由元素电离能可以看出，Q第三电离能和第四电离能相差较大，且其第一电离能较大，所以Q可能是稀有气体元素；R和U的第一电离能较小，第二电离能剧增，故表现＋1价，最外层电子数为1，二者位于同一族，S的第一、第二电离能较小，第三电离能剧增，故表现＋2价，最外层电子数为2，T的第一、第二、第三电离能较小，第四电离能剧增，表现＋3价，最外层电子数为3，所以只有R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最有可能在同一族。
3．电子亲和能是基态的气态原子得到电子变为气态阴离子所放出的能量。
元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成－1价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的第一电子亲和能，用E1表示。从－1价的气态阴离子得到1个电子，成为－2价的气态阴离子所放出的能量称为第二电子亲和能E2，依此类推。
O(g)＋e－→O－(g) ΔH1＝－140.0 kJ·ml－1
O－(g)＋e－→O2－(g) ΔH2＝＋844.2 kJ·ml－1
则E1＝－ΔH1＝140.0 kJ·ml－1，E2＝－ΔH2＝－844.2 kJ·ml－1，基态气态氧原子得到两个电子成为O2－的能量变化如何？
提示：第一电子亲和能放出能量、第二电子亲和能吸收能量，O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2－需要吸收能量。
【补偿训练】
元素A的各级电离能数据如下：
则A元素的常见价态为( )
A．＋1 B．＋2 C．＋3 D．＋4
【解析】选C。通过观察A元素的各级电离能数据，发现I4≫I3，即A元素最外层有3个电子，常见价态为＋3价。
知识点三 电负性及应用
1．电负性
电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。电负性越大，表示原子在化合物中吸引电子的能力越强。通常指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律
(1)同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大。
(2)同主族自上而下，元素的电负性呈减小的趋势。
(3)周期表中，电负性大的元素集中在元素周期表的右上方，电负性小的元素集中在元素周期表的左下方。
3．电负性的意义
元素的电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强，该元素的非金属性越强；元素电负性越小，其原子在化合物中吸引电子的能力越弱，则该元素的金属性越强。
【归纳总结】电负性的应用
(1)判断金属性、非金属性的强弱
电负性大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的依据。
(2)元素的电负性数值大小与化合物类型的关系
(3)电负性数值大小与化合物中各元素化合价正负值的关系
电负性数值小的元素的化合价为正值；电负性数值大的元素的化合价为负值。如NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，故在NaH中Na显正价，H显负价。
(1)电负性的研究对象和第一电离能的研究对象一样吗？
提示：第一电离能研究所有元素，包括稀有气体；电负性研究原子对键合电子的吸引力大小，稀有气体很少形成共价键，故不做研究。
(2)电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
提示：元素电负性越大，非金属性越强，但第一电离能不一定越大，例如电负性N＜O，而第一电离能N＞O。
【典例】(2021·吉林高二检测)有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子，电负性顺序正确的是( )
A．A>B>C>D B．D>C>B>A
C．C>D>B>A D．B>A>C>D
【解题指南】解答本题，思路如下：
(1)先根据题意确定元素在周期表中的位置；
(2)再根据元素周期表中电负性变化规律进行比较。
【解析】选B。根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为，然后依据同周期、同主族元素电负性变化规律即可确定其电负性顺序：D>C>B>A。
电负性应用的局限性
(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱，并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(2)元素电负性的值是相对量，没有单位。
(3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键，电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键，应注意一些特殊情况。
1．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形成化合物中X可以显负价，Y显正价
B．第一电离能Y可能小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的
D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
【解析】选C。电负性数值大的元素吸引电子能力强，在化合物中显负价；电负性数值小的元素吸引电子能力弱，在化合物中显正价，故A正确。根据电负性X＞Y推知，原子序数X＞Y；由于X、Y处在同一周期，第一电离能Y可能小于X，故B正确。X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性；气态氢化物的稳定性HmY小于HnX，故C错误，D正确。
2．(2021·重庆高二检测)已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是( )
A.Mg元素电负性的最小范围为1.0～1.6
B．Ge既具有金属性，又具有非金属性
C．Be和Cl可形成极性键
D．O和F形成的化合物O显正价
【解析】选A。Mg元素的金属性小于Na，大于Be，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A判断不正确；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B判断正确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差距小于1.7，可形成极性键，C判断正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物O显正价，D判断正确。
3．电负性是衡量元素原子对键合电子吸引力的大小，化学键和电负性的形象表述：
以NH3为例，化合物中不同元素表现的化合价与其电负性有何关系？
提示：NH3分子中，电负性较大的N元素表现负价，电负性较小的H表现正价。
【补偿训练】
应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测中不正确的是( )
①Be的氧化物的水化物可能具有两性
②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气
③At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳
④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱
⑤SrSO4是难溶于水的白色固体
⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体
A．①②③④ B．②④⑥
C．①③⑤ D．②④⑤
【解析】选B。由“对角线规则”和氧化铍与氧化铝相似。铊不能与氢氧化钠溶液作用产生氢气。锂燃烧只能生成氧化锂。硒化氢的稳定性小于硫化氢。
eq \a\vs4\al(元,素,周,期,律) eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(原子半径\b\lc\{(\a\vs4\al\c1(能层越大，半径越大,同周期，核电荷数越大，半径越小)),电离能\b\lc\{(\a\vs4\al\c1(同周期左→右，第一电离能增大（ⅡA、ⅤA反常）,同族上→下，第一电离能减小,同种原子逐级电离能增大)),电负性\b\lc\{(\a\vs4\al\c1(同周期左→右，电负性增大,同主族上→下，电负性减小))))
三言两语话重点
1．2个反常：ⅡA和ⅤA元素的第一电离能反常。
2．3个递变：同周期，从左到右，原子半径减小、第一电离能增大(ⅡA、ⅤA反常)、电负性增大。
3．3个规律：①电子层结构相同的阴阳离子半径，随着核电荷数递增而减小；②若元素的电离能 eq \f(In＋1,In) ≫ eq \f(In,In－1) ，则该元素最外层有n个电子。③过渡元素不同价态阳离子，能形成全充满或半充满结构的离子更稳定。
课堂检测·素养达标
1．下列几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( )
A．1s22s22p4 B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2 D．1s22s22p63s23p64s2
【解析】选A。电子排布式为1s22s22p4，则为O元素；电子排布式为1s22s22p63s23p3，则为P元素；电子排布式为1s22s22p63s23p2，则为Si元素；电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，则为Ca元素；Ca属于金属元素，电负性最小，非金属性O＞P＞Si，故O元素的电负性最大。
【补偿训练】
(2021·洛阳高二检测)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中错误的是( )
A．第一电离能：③＞②＞①
B．原子半径：②＞①＞③
C．电负性：③＞①＞②
D．最高正化合价：③＞②＞①
【解析】选D。由基态原子的电子排布式可知：①为S，②为P，③为F，非金属性越强，第一电离能越大，但P的3p电子半满为稳定结构，则第一电离能：③＞②＞①，故A正确；电子层越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径逐渐减小，则原子半径：②＞①＞③，故B正确；非金属性越强，电负性越大，则电负性：③＞①＞②，故C正确；F无正价，最高正价等于最外层电子数，则最高正化合价：①＞②，故D错误。
2．(2021·台州高二检测)x 、 y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知( )
A．x的原子半径大于y的原子半径
B．x的电负性小于y的电负性
C．x的非金属性小于y的非金属性
D．x的第一电离能大于y 的第一电离能
【解析】选D。 y元素处于x元素的下一周期，x为非金属元素，原子半径小于同周期与y处于同族的元素，故原子半径y>x，故A错误；x为非金属元素，y为金属元素，故x的电负性大于y的电负性，故B错误；x为非金属元素，y为金属元素，故x的非金属性强于y的非金属性，故C错误；x为非金属元素，y为金属元素，故x的第一电离能大于y的第一电离能，故D正确。
【补偿训练】
下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是( )
A．原子半径：Na＞S＞O
B．稳定性：PH3＜H2S＜H2O
C．离子半径：Al3＋＞Mg2＋＞Na＋
D．第一电离能：O＜F＜Ne
【解析】选C。根据电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小，故离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，C项错误。
3．(2021·福州高二检测)第三周期基态原子的第一电离能处于Al、P之间的元素有( )
A．1种 B．2种 C．3种 D．4种
【解析】选C。同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但同一周期中第ⅡA族元素比第ⅢA族元素的第一电离能大，第ⅤA族比第ⅥA族第一电离能大；Mg、Al、Si、P、S、Cl属于同一周期且其原子序数依次增大，但Mg属于第ⅡA族元素，Al属于第ⅢA族，P属于第ⅤA族元素，S属于第ⅥA族，所以Mg、Al、Si、P、S、Cl几种元素的第一电离能从大到小排序是P、S、Si、Mg、Al，所以第一电离能处于Al、P之间的元素有3种，C项正确。
4．我国的新型核潜艇——093A\B型核潜艇使用了液体铝钠合金作载热介质。下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是( )
A.原子半径：Al＞Na
B．第一电离能：Al＞Na
C．电负性：Na＞Al
D．基态原子未成对电子数：Na＞Al
【解析】选B。 A．同周期主族元素从左向右原子半径减小(稀有气体除外)，即Na>Al，故错误；B.同周期主族元素从左向右第一电离能增强，但是ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，则Al>Na，故正确；C.同周期主族元素从左向右电负性增大(稀有气体除外)，则Al>Na，故错误；D.Na属于ⅠA族元素，有1个未成对电子，Al属于ⅢA族元素，有1个未成对电子，则Al＝Na，故错误。
5．(2021年江苏适应性测试)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)D．最高价氧化物的水化物的酸性：H3PO4【解析】选D。A.Al为13号元素，周期表中位于第3周期ⅢA族，故A错误；B.P位于第ⅤA族，最低负价为－3，所以简单气态氢化物的化学式为PH3，故B错误；C.P的3p能级轨道半满，较稳定，第一电离能大于相邻元素，即I1(P)>I1(S)，故C错误；D.非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性P 【补偿训练】
(2021·绵阳高二检测)最近我国科研人员发现了一种安全、高效的点击化学试剂FSO2N3，下列有关F、S、O、N的说法中正确的是( )
A．电负性：F>N>O>S
B．第一电离能：F>O>N>S
C．最高正价：F>O＝S>N
D．基态原子核外未成对电子数：N>O＝S>F
【解析】选D。电负性：F>O>N>S，A错误；第一电离能：F>N>O>S，B错误；F无最高正价，C错误；F、O、N、S的基态原子未成对电子数分别为1个、2个、3个、2个，故D正确。
素养新思维
6．(2021·泰安高二检测)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( kJ·ml－1)如表所示：
则M是________(填元素符号)。
【解析】(1)①Cl原子核外电子数为17，基态原子核外电子排布为ls22s22p63s23p5，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＋＜H－；②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族元素，为Mg元素。
答案：(1)①M 9 ②H＞B＞Li
(2)①＜ ②Mg
【补偿训练】
今有A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，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元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中电负性最大。
(1)试推断A、B、C、D四种元素的符号：
A________、B________、C________、D________。
(2)写出A元素原子的核外电子排布式________；写出B元素原子核外电子排布的价电子构型________；用轨道表示式表示C原子的核外电子排布情况____________。
(3)比较四种元素的第一电离能和电负性的大小：
第一电离能________；电负性________。
【解析】A是氧元素，B的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，是钙元素，C是钠元素，D是氯元素。
答案：(1)O Ca Na Cl
(2)1s22s22p4 4s2
(3)Na＜Ca＜Cl＜O Na＜Ca＜Cl＜O
…
D
C
A
B
元素
I1
I2
I3
I4
X
496
4 562
6 912
9 543
Y
578
1 817
2 745
11 575
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/kJ·ml－1
578
1 817
2 745
11 575
14 830
18 376
元素
Li
Be
C
O
F
Na
Al
Cl
Ge
电负性
1.0
1.5
2.5
3.5
4.0
0.9
1.5
3
1.8
I1
I2
I3
I4
I5
738
1 451
7 733
10 540
13 630