鲁科版高考化学一轮总复习第4章第2节元素周期律和元素周期表课时学案

这是一份鲁科版高考化学一轮总复习第4章第2节元素周期律和元素周期表课时学案，共22页。

第2节　元素周期律和元素周期表
考试评价解读
1．结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释，能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，推测化学键的极性。
2．知道元素周期表的结构，以第3周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解主族元素性质的递变规律。能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分，能列举元素周期律(表)的应用。
3．体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重要作用。通过元素周期律(表)核心知识的学习，建立“位—构—性”等认识模型，体会结构与性质的联系。
核心素养达成
科学探究
与
创新意识
能发现和提出有探究价值的原子结构及性质的问题，如核外电子排布、元素第一电离能的特殊性等，面对异常现象敢于提出自己的见解。
证据推理
与
模型认知
具有证据意识，能基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律；能基于元素周期律理解元素周期表的编排方法，能运用元素周期表推测元素周期律。
变化观念
与
平衡思想
能多角度、动态地分析核外电子的运动状态及原子结构的变化规律；认识元素性质的变化规律，形成“结构决定性质，性质决定用途”的观念。



　　　　　　元素周期律及其应用
[以练带忆]
1．(双选)下列有关性质的比较中正确的是(　　)
A．碱性：NaOH B．稳定性：HF>HCl>PH3
C．原子半径：S>O>F
D．酸性：HClO>HNO3>H2CO3
BC　解析：金属性：Na>Mg>Al，故碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，A项错误；非金属性：F>Cl>P，稳定性：HF>HCl>PH3，B项正确；同周期主族元素随原子序数增大，原子半径逐渐减小，因此原子半径：O>F，C项正确；元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，酸性应为HClO4>HNO3，而HClO是弱酸，D项错误。
2．根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，不合理的是(　　)
选项
事实
推测
A
Mg与水反应缓慢，Ca与水反应较快
Ba(ⅡA族)与水反应会更快
B
Si是半导体材料，同族的Ge也是半导体材料
ⅣA族元素的单质都可做半导体材料
C
HCl在1 500 ℃时分解，HI在230 ℃时分解
HBr的分解温度介于二者之间
D
Si与H2高温时缓慢反应，S与H2加热能反应
P与H2在高温时反应
B　解析：在元素周期表中，位于金属和非金属分界线处的元素单质能做半导体材料，Pb不位于金属元素和非金属元素分界线处，所以Pb不能做半导体材料，故B错误。
3．某化学兴趣小组为探究元素性质的递变规律，设计了如下系列实验。
Ⅰ.(1)将钠、钾、镁、铝各1 mol分别投入足量的0.1 mol·L－1的盐酸中，试预测实验结果：______与盐酸反应最剧烈，________与盐酸反应最慢。
(2)将NaOH溶液与NH4Cl溶液混合生成NH3·H2O，从而验证NaOH的碱性大于NH3·H2O，继而可以验证Na的金属性大于N，你认为此设计是否合理？并说明理由：_____________________。
Ⅱ.利用下图装置可以验证非金属性的变化规律。

(3)仪器A的名称为________，干燥管D的作用是____________________。
(4)实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性大于硫：装置A、B、C中所装药品分别为______、________、________，装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为__________________________。
(5)若要证明非金属性：C>Si，则A中加________、B中加Na2CO3、C中加________，观察到C中溶液的现象为_____________________________。
(6)若A中改加浓HNO3，能否证明非金属性：C>Si？为什么？应怎样改进？____________________________________________。
解析：(4)由题中所给药品可知，可用Na2S与氯气发生置换反应判断非金属性强弱，因为无加热装置，所以只能选择KMnO4与浓盐酸反应制取氯气。(5)由B中药品Na2CO3可知，用最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断非金属性强弱，所以A中加入硫酸，B、C装置中加入相应的盐。
答案：(1)钾　铝　(2)不合理，用碱性强弱比较金属性强弱时，一定要用元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱进行比较，而NH3·H2O不是N元素的最高价氧化物对应的水化物　(3)分液漏斗　防止倒吸
(4)浓盐酸　KMnO4　Na2S　S2－＋Cl2===S↓＋2Cl－
(5)硫酸　Na2SiO3　有白色胶状沉淀产生
(6)否，因为浓HNO3具有挥发性，C中白色胶状沉淀也可能是HNO3和Na2SiO3反应生成的。可以在两个装置之间加一个装有饱和NaHCO3溶液的洗气瓶除去HNO3
[练后梳理]
1．元素周期律

2．金属性和非金属性强弱的判断方法
一表
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”
二顺序
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
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，对应单质的金属性越强
还原性
非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
3.主族元素的周期性变化规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)；负化合价＝－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
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
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
元素的第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
元素的电负性
逐渐增大
逐渐减小
4.元素周期表和元素周期律的应用
(1)元素周期表中元素的分区
周期表的右上方区域为非金属元素区，左下方区域为金属元素区，金属与非金属分界线上的元素有B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po。现有周期表中最强的非金属元素为F，最强的金属元素为Fr。
(2)科学预测结构与性质
为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。
(3)寻找新材料


规避金属性和非金属性判断中的易错点
(1)关注关键词“最高价”，根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物的水化物。
(2)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。

　　　　　　元素周期表的结构及其应用
[以练带忆]
1．1869年俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学发展史上重要里程碑之一。下列有关元素周期表的说法正确的是(　　)
A．元素周期表有7个横行、18个纵列，即有7个周期、18个族
B．在过渡元素中寻找半导体材料
C．俄罗斯专家首次合成了X原子，116号元素位于元素周期表中第7周期ⅥA族
D．ⅠA族的元素全部是金属元素
C　解析：元素周期表中的Ⅷ族包含8、9、10共3个纵列，因此元素周期表虽然共18个纵列，但共16个族，A错误；在金属元素和非金属元素的分界线附近寻找半导体材料，B错误；第7周期0族元素为118号，则116号元素位于元素周期表中第7周期ⅥA族，C正确；ⅠA族的元素包括H和碱金属元素，D错误。
2．(双选)为纪念门捷列夫发表第一张元素周期表(部分如下)150周年，联合国宣布2019年为“国际化学元素周期表年”。关于下表的说法正确的是(　　)

A．表中数字代表元素的原子序数
B．表中元素的排列依据是元素的原子结构
C．推测表中“？＝70”指代的元素的最高化合价为＋4
D．每一横行都对应现在常用的元素周期表中的一族
CD　解析：从图表可知，表中数字代表元素的相对原子质量，故A错误；表中元素的排列依据是相对原子质量的大小，故B错误；推测表中“？＝70”和C、Si在同一横排，属于同主族，所以元素的最高化合价为＋4，故C正确；每一横行都对应现在常用的元素周期表中的一族，故D正确。
3．2019年是门捷列夫提出元素周期表150周年。根据元素周期律和元素周期表，下列推断不合理的是(　　)
A．第35号元素的单质在常温常压下是液体
B．位于第4周期ⅤA族的元素为非金属元素
C．第84号元素的最高化合价是＋7
D．第7周期0族元素的原子序数为118
C　解析：35号元素是溴元素，单质Br2在常温常压下是红棕色的液体，A项合理；位于第4周期ⅤA族的元素是砷元素(As)，为非金属元素，B项合理；第84号元素位于第6周期ⅥA族，为钋元素(Po)，由于最高正价等于主族序数，所以该元素最高化合价是＋6，C项不合理；第7周期0族元素是Og，原子序数为118，D项合理。
[练后梳理]
1．原子序数
按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数__，原子序数__＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则

3．元素周期表的结构
(1)图示

(2)小结


元素周期表中的特殊元素位置
(1)过渡元素：元素周期表中部从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)镧系和锕系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素为镧系元素；元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素为锕系元素。镧系元素和锕系元素均位于元素周期表ⅢB族，因此ⅢB族元素种类最多。
(3)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
(4)碱金属元素：ⅠA(氢除外)；碱土金属元素：ⅡA；卤族元素：ⅦA；氧族元素：ⅥA；氮族元素：ⅤA；碳族元素：ⅣA。

　　　　　　电离能与电负性的应用
[以练带忆]
1．下列关于电离能的理解中错误的是(　　)
A．电离能可以表示原子或离子失去电子的难易程度
B．某原子的电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子
C．第二电离能是气态＋1价阳离子失去一个电子所需要的最小能量
D．电离能跟金属活动性顺序是一一对应的
D　解析：电离能小的元素原子易失电子，大的易得电子，所以A、B项正确；C项为第二电离能的定义，正确；D项，电离能有时并不和金属活动性顺序一一对应。
2．下图表示前18号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量(kJ· mol－1)的变化图像。其中A、B、C各点表示的元素是(　　)

A．N、S、P　　 B．F、Cl、O
C．He、Ne、Ar D．Si、C、B
C　解析：A、B、C的第一电离能是各自周期中最大的，即最难失电子，故A、B、C是各自周期中的稀有气体元素He、Ne、Ar。
3．美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内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
B　解析：根据元素性质变化规律知，原子半径：Na>Al，第一电离能：Al>Na，电负性：Na 4．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是(　　)

A．31d和33d属于同种核素
B．第一电离能：d＞e，电负性：d＜e
C．气态氢化物的稳定性：a＞d＞e
D．a和b形成的化合物不可能含共价键
B　解析：短周期元素中，a为－2价，e为＋6价，均处于ⅥA族，可推知a为O，e为S，b有＋1价，原子序数大于O，则b为Na，由原子序数可知d处于第3周期，化合价为＋5，则d为P。31P和33P质子数相同，中子数不同，是不同的核素，互为同位素，A错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但是P原子的3p轨道电子为半充满稳定状态，第一电离能较大，则第一电离能：P＞S，电负性：P＜S，B正确；元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，则稳定性：H2O＞H2S＞PH3，C错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。
[练后梳理]
1．电离能
第一电离能
气态基态原子失去一个电子所需要的最小能量，符号：I1，单位：kJ·_mol－1
规律
同周期：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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势
同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小
同种原子：逐级电离能越来越大(即I1＜I2＜I3…)
注意事项
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大



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和ⅥA族元素，如第一电离能：Mg>Al，P>S。
2．电负性
含义
元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。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
标准
以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0作为标准，计算出其他元素的电负性数值(稀有气体未计)
变化
规律
金属元素的电负性一般小于2，非金属元素的电负性一般大于2，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
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

考点1　元素周期表的结构与分区
[抓本质·悟考法]
某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是(　　)
A．电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2
B．该元素为V
C．该元素为ⅡA族元素
D．该元素位于d区

【解题关键点】　解答本题应注意以下两点：
(1)同族中原子序数最小的元素，除ⅠA族和稀有气体元素为第1周期元素外，其他主族元素均为第2周期元素，主族元素价电子数＝最外层电子数；对于过渡元素，原子序数最小的元素为第4周期元素。
(2)最外层有2个电子的元素不一定是ⅡA族元素，注意价电子的结构特点。
【易错失分点】　(1)不能正确理解“最外层电子数和价电子数不相等”这种信息如何运用，导致解答错误。
(2)错把最外层电子排布为4s2的元素当成ⅡA族元素。
[自主解答]
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________

C　解析：该元素的最外层电子数为2，并且为同族元素中原子序数最小的，所以该元素为第2周期或第4周期元素。又因其价电子数≠最外层电子数，可推出该元素不是第2周期元素，应为第4周期元素，价电子排布式为3d34s2，故为23号元素V，d区元素。
[多角度·突破练]

⊳角度1　原子核外电子排布与元素性质
1．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　)
A．1s22s22p63s23p3
B．1s22s22p3
C．1s22s22p5
D．1s22s22p63s23p4
A　解析：由核外电子排布知识可知，A为磷原子，B为氮原子，C为氟原子，D为硫原子。根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素由上到下原子半径逐渐增大，可知原子半径最大的是磷原子。
2．(2020·潍坊模拟)下列各组中的X和Y两种原子，化学性质一定相似的是 (　　)
A．X原子和Y原子最外层都只有1个电子
B．X原子的核外电子排布式为1s2，Y原子的核外电子排布式为1s22s2
C．X原子的2p能级上有3个电子，Y原子的3p能级上有3个电子
D．X原子核外M层上仅有2个电子，Y原子核外N层上仅有2个电子
C　解析：最外层都只有1个电子的X和Y，可能为H与碱金属、部分过渡元素如Cr、Cu，化学性质不一定相似，故A错误；原子的核外电子排布式为1s2的X为He，原子的核外电子排布式为1s22s2的Y为Be，两者化学性质并不相似，故B错误；原子的2p能级上有3个电子的X为N，原子的3p能级上有3个电子的Y为P，二者位于元素周期表的同一主族，化学性质相似，故C正确；原子核外M层上仅有2个电子的X为Mg，原子核外N层上仅有2个电子的Y的M层电子数不确定，元素种类很多如Sc、Ti、V等，价电子数不同，化学性质不相似，故D错误。

原子结构与元素性质的关系


⊳角度2　原子核外电子排布与元素周期表
3．(双选)在元素周期表中，铂元素如图所示，下列有关说法正确的是(　　)

A．铂是金属元素，在常温下呈固态
B．Pt和Pt的核外电子数相同，互为同位素
C．铂是第6周期ⅧB族元素
D．铂在元素周期表ds区
AB　解析：铂为金属元素，A项正确；Pt和Pt的质子数相同，中子数不同，是两种不同的核素，二者互为同位素，B项正确；根据价电子排布式5d96s1，可得铂是第6周期Ⅷ族元素，C项错误；Pt为d区元素，D项错误。
4．完成下列小题。
(1)填表：
原子的电子排布式
族
周期
区
①1s22s22p63s2



②[Kr]4d105s25p2



③[Ar]3d14s2



(2)某元素M2＋的3d轨道上有5个电子，试推出：
①M原子的核外电子排布式为_________________________。
②M原子的最外层电子数为________。
③M元素在元素周期表中的位置为第________周期________族。
解析：(2)①因M2＋的3d轨道未充满，4p轨道肯定无电子。该元素原子失电子时，应先失4s电子再失3d电子，故M的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2。
②M原子的最外层有2个电子，即4s2。
③元素周期的划分是以能级组的划分为内在依据，元素所在周期数等于核外最高能级电子所在的能级组数，故该元素属于第4周期。对于ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，该元素M的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，故M位于ⅦB族。
答案：(1)①ⅡA　3　s　②ⅣA　5　p　③ⅢB　4　d　
(2)①1s22s22p63s23p63d54s2　②2　③4　ⅦB


(1)每族元素的价层电子排布特点
①主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2





主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA

排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5

②0族：He：1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
(2)元素周期表的分区与价层电子排布的关系
分区
价电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6
d区
(n－1)d1～9ns1～2(钯除外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2


考点2　元素周期律面面观
[抓本质·悟考法]
(2020·山东高考)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

【解题关键点】　解答本题应注意以下三点：
(1)四种元素均为短周期主族元素，且原子序数依次增大。
(2)Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，淡黄色化合物是一个很明显的突破口；而且分子式为A2B2型的物质在中学化学学过的只有三种：H2O2、Na2O2和C2H2。
(3)“基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍”信息的应用。
【易错失分点】　(1)对原子核外电子排布理解不到位，对信息“基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍”不能正确运用。
(2)对于同周期、同主族元素第一电离能的变化规律运用不畅。
[自主解答]
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
_______________________________________________________________
C　解析：四种元素均为短周期元素，则其最高能级可能是s或p能级，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，则X的核外电子层排布可能为1s22s2或1s22s22p4，为Be或O。Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，该物质应为Na2O2，X为O，Z为Na。四种短周期主族元素原子序数依次增大，则Y为F。Y、W的最外层电子数相同，则W为Cl。第一电离能：Y(F)>X(O)，Y(F)>W(Cl)，A错误；简单离子的还原性：W(Cl－)>X(O2－)>Y(F－)，B错误；简单离子的半径：W(Cl－)>X(O2－)>Y(F－)>Z(Na＋)，C正确；氢化物水溶液的酸性：W(HCl)>Y(HF)，D错误。
[多角度·突破练]
⊳角度1　元素周期律与元素周期表的综合考查
1．四种短周期元素X、Y、Z和W在周期表中的位置如图所示，原子序数之和为48。下列说法不正确的是(　　)
X
Y


Z
W
A．原子半径(r)大小比较：r(X)＞r(Y)
B．X和W可形成共价化合物XW3
C．W的非金属性比Z的强，所以W氢化物的沸点比Z的高
D．Z的最低价单核阴离子的失电子能力比Y的强
C　解析：由题干信息推断：X为N、Y为O、Z为S、W为Cl。同周期元素从左向右，原子半径逐渐减小，故A正确；根据X和W的最外层电子数可推断，X和W可形成8电子稳定状态，故B正确；沸点大小的比较取决于分子间的作用力，故C错误；Z的非金属性弱于Y，故D正确。
2．(2020·日照模拟)(双选)肯定属于同族元素且性质相似的是(　　)
A．A原子基态时2p轨道上有一对成对电子，B原子基态时3p轨道上也有一对成对电子
B．结构示意图：A为 ，B为
C．A原子基态时2p轨道有1个未成对电子，B原子基态时3p轨道也有1个未成对电子
D．原子的核外电子排布式：A为1s22s2，B为1s22s22p63s2
AD　解析：A为O元素，B为S元素，位于相同主族，性质相似，故A正确；A为Ne元素，B为Na＋，不是同主族元素，性质不相似，故B错误；A可能为B或F元素，B可能为Al或Cl，不一定在相同主族，性质不一定相同，故C错误；A为Be元素，B为Mg元素，位于相同主族，性质相似，故D正确。

元素“位—构—性”的关系


⊳角度2　电离能、电负性的综合考查
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，原子之间通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
电负性值
1.0
1.5
2.0
2.5
3.5
4.0
元素符号
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性值
0.9
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
(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、非金属性的关系是________________________________________________________________。
(3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物：
AlF3________，AlCl3________，AlBr3________。
答案：(1)0.9～1.5
(2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小
(3)离子化合物　共价化合物　共价化合物
4．下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。

(1)下列________(填标号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h　②b、g、k　③c、h、l　④d、e、f
(2)如给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：a.原子核对核外电子的吸引力；b.形成稳定结构的倾向。下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ· mol－1)：
原子
所需能量/(kJ·mol－1)
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7 296
4 570
1 820
失去第三个电子
11 799
6 920
2 750
失去第四个电子
－
9 550
11 600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：_________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的________(填标号)元素，则该元素位于________区。X和j所能形成的化合物的化学式是______________________________________________________________。
③Y是元素周期表中________族元素。
④以上13种元素中，________(填标号)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案：解析：根据位置可以判断b为H，a为Na，c为Mg，d为Sr，e为Ti，f为Al，g为Ge，h为C，i为P，j为O，k为Te，l为Cl，m为Ar。(1)金属以及石墨为电的良导体，所以①④都符合。(2)①由于Li失去一个电子后，达到稳定结构，因此再失去一个电子所需能量远远大于失去第一个电子所需能量。②表中所给数据即电离能，根据X的逐级电离能数据，X最外层应有1个电子，应为Na元素，即a，Na在s区，Na与j(O)可形成Na2O、Na2O2两种化合物。③根据Y的逐级电离能数据可知，Y的最外层应有3个电子，对应的元素应为Al(f)。④稀有气体元素原子最稳定，失去第一个电子需要的能量最多。
答案：(1)①④　(2)①锂原子失去核外第一个电子后即达到稳定结构，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量　②a　s　Na2O和Na2O2　③ⅢA　④m

1．电离能的四大应用
(1)判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
(2)判断元素的化合价
I1、I2……表示各级电离能。如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。
(3)判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的原子最外层p轨道电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常地大。
2．电离能与电负性的变化规律与大小判断
规律
在元素周期表中，电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小，电离能整体变化相同
特性
同周期主族元素，ⅡA族(ns2np0)p轨道全空、ⅤA族(np3)p轨道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和ⅥA族元素
判断
方法
我们常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：a.HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；b.Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl
注意
问题
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，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小，如I1(Mg)＞I1(Al)，但活泼性Mg＞Al

1．(命题情境：化学与科技知识)2012年，国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)宣布第116号元素命名为，元素符号是Lv，以纪念劳伦斯利弗莫尔国家实验室(LLNL)对元素发现作出的贡献。下列有关叙述中不正确的是(　　)
①Lv的非金属性比S强　②Lv元素原子的内层电子共有110个　③Lv是过渡金属元素　④Lv元素原子的最高价氧化物对应的水化物为强酸　⑤Lv元素的最高价氧化物的化学式为LvO3
A．①③④　　B．①②④ C．③⑤ D．②⑤
A　解析：第116号元素命名为，根据命名得出Lv是金属，故①错误；第116号元素是ⅥA族元素，最外层有6个电子，因此Lv元素原子的内层电子共有110个，故②正确；Lv是主族元素，不是过渡金属元素，故③错误；同主族元素从上到下，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强，因此Lv的最高价氧化物对应的水化物不可能是强酸，故④错误；Lv元素是ⅥA族元素，最高价为＋6价，其最高价氧化物的化学式为LvO3，故⑤正确。
2．一种新型漂白剂(结构如图)可用于漂白羊毛、草等，其中W、Y、Z为不同周期不同主族的短周期元素，W、Y、Z的最外层电子数之和等于X的最外层电子数，W、X对应的简单离子核外电子排布相同。下列叙述正确的是(　　)

A．元素的电负性顺序为：X＞W＞Y
B．Y的最高价氧化物对应的水化物为强酸
C．工业上通过电解熔融的WX来制得W
D．该漂白剂中X、Y均满足8电子稳定结构
D　解析：W、Y、Z为不同周期不同主族的短周期元素，再根据结构可知，Z为氢，W、X对应的简单离子核外电子排布相同，再根据结构可知，W为镁，X为O，W、Y、Z的最外层电子数之和等于X的最外层电子数，Y为B。A选项，同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故电负性顺序为O＞B＞Mg，错误；B选项，Y(B)的最高价氧化物对应的水化物是硼酸，是弱酸，错误；C选项，工业上通过电解熔融的氯化镁来制得W，错误；D选项，根据图中结构得出该漂白剂中X(氧)形成两对共用电子，X(氧)上还有两对孤电子对，因此X(氧)周围是8电子稳定结构，Y(硼)周围也形成了8电子稳定结构，正确。
3．a、b、c、d为短周期元素，a的M电子层有1个电子，b的一种核素14b常用于鉴定文物年代，c的最高化合价与最低化合价代数和为4，d的低价含氧酸能杀菌、消毒、漂白。下列叙述不正确的是(　　)
A．最高价含氧酸酸性：d>c>b
B．它们均存在两种或两种以上的氧化物
C．b与氢形成的化合物只存在极性共价键
D．a、d、c的离子半径依次增大
C　解析：a、b、c、d为短周期元素，a的M电子层有1个电子，则a为Na元素；b的一种核素14b常用于鉴定文物年代，则b为C元素；c的最高化合价与最低化合价代数和为4，则c为S元素；d的低价含氧酸能杀菌、消毒、漂白，则d为Cl元素。最高价含氧酸酸性：HClO4>H2SO4>H2CO3，即d>c>b，选项A正确；Na的氧化物有Na2O、Na2O2，C的氧化物有CO、CO2，S的氧化物有SO2、SO3，Cl的氧化物有Cl2O、ClO2、Cl2O7等，选项B正确；C与H形成的化合物种类繁多，其中如乙炔C2H2既存在极性共价键，也存在非极性共价键，选项C不正确；a的离子比c、d的离子少一个电子层，半径最小，c、d的离子具有相同的电子层结构，核电荷数大的d比c半径小，故a、d、c的离子半径依次增大，选项D正确。
4．(命题情境：化学与古代文明)明代宋应星所著《天工开物》中已经记载了我国古代用炉甘石(主要成分为ZnCO3)和煤冶锌工艺，锌的主要用途是制造锌合金和作为其他金属的保护层。请回答下列问题：
(1)Zn基态原子核外电子排布式为_______________________。
(2)硫酸锌溶于氨水形成[Zn(NH3)4]SO4溶液。
①与SO互为等电子体的阴离子的化学式为________(写出一种)。
②氨的热稳定性强于膦(PH3)，原因是____________________。
(3)黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为ICu＝746 kJ· mol－1，IZn＝906 kJ· mol－1，ICu (4)《本草纲目》中记载炉甘石可止血、消肿毒、生肌、明目等。Zn、C、O的电负性由大到小的顺序是________。
解析：(1)Zn是30号元素，位于元素周期表第4周期ⅡB族，故其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2(或[Ar]3d104s2)。(2)①SO为5原子含有32个价电子的微粒，故与其互为等电子体的阴离子有PO、ClO等。②氮元素的非金属性强于磷元素，故氨的热稳定性比膦强。(3)ICuC>Zn。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s2(或[Ar]3d104s2)
(2)①PO(或ClO)
②氮元素的非金属性强于磷元素
(3)锌失去的是全充满的4s2电子，而铜失去的是4s1电子
(4)O>C>Zn