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化学选择性必修2第3节 元素性质及其变化规律第2课时综合训练题
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这是一份化学选择性必修2第3节 元素性质及其变化规律第2课时综合训练题，共14页。试卷主要包含了下列有关电负性的说法不正确的是，1，Y为3，0－1等内容，欢迎下载使用。
1.下列有关电负性的说法不正确的是( )
A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C．同一周期主族元素的电负性从左到右呈现递增的趋势
D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价
2．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的标度。下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A．周期表从左到右，主族元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，主族元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
3．如图所示是第3周期11～17号元素某种性质变化趋势的柱形图，y轴表示的可能是( )
A．第一电离能 B．电负性
C．原子半径 D．元素的金属性
4．下列对电负性的理解错误的是( )
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的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
5．下列各组元素中元素的电负性随原子序数的增大而增大的是( )
A．Na K Rb B．N P As
C．O S Cl D．Si P Cl
6．下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：
则钙元素的电负性值的最小范围是( )
A.小于0.8
B.大于1.2
C.在0.8与1.2之间
D.在1.2与1.5之间
7.XY是由电负性相差最大的两种主族元素所形成的化合物(放射性元素除外)，下列有关XY及其组成元素的说法不正确的是( )
A．X元素的第一电离能远大于其第二电离能
B．Y元素的单质中含有共价键
C．Y元素位于元素周期表的右上角
D．XY一定是离子化合物
8．已知元素电负性数值：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。你认为上述四种元素中，哪两种元素最容易形成离子化合物( )
A．X与Y B．X与W
C．Y与Z D．Y与W
9．下列说法正确的是( )
①元素电负性越大表示该元素的金属性越强
②元素电负性越大表示该元素的非金属性越强
③元素电负性很小表示该元素的单质不发生化学反应
④元素电负性很大表示该元素的单质在发生化学反应时一般易得到电子
A．①③ B．①④
C．②③ D．②④
10．短周期主族元素X、Y在同一周期，且电负性X>Y，下列说法不正确的是( )
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能Y一定小于X
C．原子半径X小于Y
D．气态氢化物的稳定性HmY弱于HnX
11．下列图示中横坐标表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的原子序数的是( )
12．下列说法不正确的是( )
A．同主族元素在性质上的相似性，取决于原子价电子排布的相似性
B．同周期主族元素的原子半径越小，电负性越大
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D．电负性大的元素易呈正价，电负性小的元素易呈负价
13．已知X、Y、Z为同一周期的三种主族元素，其部分电离能如下表所示：
下列说法正确的是( )
A.三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小
B.三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大
C.等物质的量的X、Y、Z的三种单质与少量盐酸反应时放出的氢气的物质的量之比为1∶1∶1
D.三种元素的单质与足量盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
14．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( )
A.第一电离能：Y一定小于X
B.气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
C.最高价含氧酸的酸性：X的强于Y的
D.X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
一、选择题
1．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( )
A.X单质比Y单质容易与H2化合
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
2．X、Y、Z均为第三周期元素，X的第一电离能在同周期中最小，Y的电负性在同周期中最大，Z的离子半径在同周期中最小，下列关于X、Y、Z叙述不正确的是( )
A.元素Y形成的气态氢化物极易溶于水，水溶液呈强酸性
B.元素X与元素Y能形成离子化合物
C.元素Z最高价氧化物对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应
D.原子序数和原子半径大小顺序均为：X3．(双选)根据下表信息，判断以下叙述正确的是( )
A.氢化物的沸点为H2T＜H2R，金属性L＞Q
B.M与T形成的化合物具有两性
C.L2＋与R2－的核外电子数相等
D.L的原子半径最大，电负性最小，T的原子半径最小，电负性最大
4．下列说法正确的是( )
A.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
B.同一主族元素从上到下，电负性逐渐变大
C.镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
D.最外层电子数是核外电子总数 eq \f(1,5) 的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子是同种元素原子
5．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．A＞B＞D＞C
6．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是( )
A.X的原子半径比Y小
B.X和Y的核电荷数之差为m－n
C.电负性X>Y
D.第一电离能X7．氮气可以作食品包装、灯泡等的填充气。一种实验室制备氮气的方法是NH4Cl＋NaNO2 eq \(=====,\s\up7(△)) NaCl＋2H2O＋N2↑。反应发生后即停止加热，反应仍可持续进行，直至反应完全。下列说法正确的是( )
A.该反应只有在低温下才能自发进行
B.NH4Cl的电子式：
C.元素的电负性：Cl＞O＞H
D.①[Ne]3s1和②[Ne]3p1表示的是两种钠原子的电子排布式，电离出最外层一个电子所需要的能量：①＞②
8．根据表中的数据，从电负性的角度判断下列元素之间易形成共价键的一组是( )
①Na和Cl ②Mg和Cl ③Al和Cl ④H和O
⑤Al和O ⑥C和Cl
A.①②⑤ B．④⑤⑥
C.③④⑥ D．全部
9．在元素周期表中的某些元素之间存在着特殊的“对角线关系”，如Li—Mg、Be—Al、B—Si性质相似。下列说法不正确的是( )
A.氢氧化铍是两性氢氧化物
B.B、Si的电负性数值相近
C.Li在N2中燃烧生成Li3N
D.Li、Mg的原子半径相近，且核外电子排布相似
10．C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势如图所示。下列说法正确的是( )
A.元素电负性：c＞b＞a
B.简单氢化物的热稳定性：c＞a＞b
C.简单氢化物的沸点：a＞c
D.第五电离能：a＞c＞b
11．如图是元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述正确的是( )
A.五种元素形成的单质中，Z形成的单质的沸点最高
B.W、Z形成的简单阴离子的电子排布都与R原子的相同
C.电负性：W>X
D.第一电离能：W>Y
12．短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，Z的基态原子2p轨道半充满，M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4，四种元素组成的一种分子的结构如图所示。下列说法正确的是( )
A.电负性：X>Y>Z
B.原子半径：Y>Z>X
C.Y、Z的气态氢化物的稳定性：Y>Z
D.Y、Z、M的最高价氧化物的水化物均为强酸
13．下列关于电离能和电负性的说法错误的是( )
A.第一电离能：Mg>Al
B.硅的第一电离能和电负性均大于磷
C.锗的第一电离能和电负性均小于碳
D.F的电负性比O大
14．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，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
二、非选择题
15．下面是元素周期表的简略框架图。
(1)在第2～5周期，处于金属元素与非金属元素分界线附近的非金属元素依次是________(填元素符号)。
(2)根据氢元素最高正价与最低负价的绝对值相等，你认为可把氢元素放在周期表中的________族；有人建议将氢元素排在元素周期表的ⅦA族，请你写出支持这一观点的1个化学事实：________________________________________________________________________。
(3)比较上表中元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。电负性①________②；第一电离能①________②。
(4)某短周期元素最高正价为＋7，其原子结构示意图为________________。
(5)基态原子③中，电子占据的最高电子层符号为________，该电子层具有的原子轨道数为________。
16．下列给出14种元素的电负性：
请运用元素周期律知识完成下列各题。
(1)同一周期中，从左到右，元素的电负性逐渐________；同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐________。
(2)短周期元素中，由电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物的化学式为________。用电子式表示该化合物的形成过程：________________。
(3)表中符合“对角线规则”的元素它们的性质分别有一定的相似性。写出Be(OH)2与强酸及强碱反应的离子方程式：________________________________________。
(4)一般认为，两成键元素间电负性差值大于1.7时形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。判断Mg3N2、SO2、AlCl3、CS2、MgO是离子化合物还是共价化合物。
离子化合物：__________________________________________________________。
共价化合物：________________________________________________________。
17．如图为周期表中部分元素某种性质(X值)随原子序数变化的关系。
(1)短周期元素中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素是____________(填元素符号)。
(2)同主族内不同元素的X值变化的特点是________________________；同周期内，随着原子序数的增大，X值的变化总趋势是________________________。周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的________________________变化规律。
(3)X值较小的元素集中在元素周期表的________(填序号，下同)。
a.左下角
b.右上角
c.分界线附近
(4)下列说法正确的是________。
a.X值可反映元素最高正化合价的变化规律
b.X值可反映原子在分子中吸引电子的能力
c.X值的大小可用来衡量元素金属性和非金属性的强弱
18．W、X、Y、Z是四种短周期主族元素，其相关信息及原子半径与原子序数的关系如表所示。请回答下列问题：
(1)W在元素周期表中的位置是________________，W与X形成的含有共价键的常见化合物的电子式为____________________。
(2)X、Z的简单离子的半径大小关系为________(用离子符号表示)。
(3)Y的最高价氧化物与单质碳在高温下反应的化学方程式为________________________；Z的简单氢化物与X的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为________________________。
(4)最高价氧化物对应水化物的酸性：Y________(填“大于”或“小于”，下同)磷；第一电离能：Y________磷。
19．现有A、B、C、D、E、F、G、H八种元素，均为前四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答有关问题。
(1)C2A4的电子式为________(A、C为字母代号，请将字母代号用元素符号表示，下同)。
(2)B元素的原子核外共有________种不同运动状态的电子，其基态原子中能量最高的电子所占据的原子轨道呈________形。
(3)某同学推断E元素基态原子的轨道表示式为。该同学所画的轨道表示式违背了________________，该元素的原子I3远远大于I2，其原因是________________________。
(4)D、E、F三种元素的简单离子半径由大到小的顺序是________________(用离子符号表示)。
(5)用惰性电极电解EF2的水溶液的离子方程式为________________________。
(6)H位于元素周期表中的________(按价电子排布分区)区，其基态原子的价电子排布式为________，实验室用一种黄色溶液检验Fe2＋时产生蓝色沉淀，该反应的离子方程式为__________________________________。
第2课时 元素的电负性及其变化规律
必备知识基础练
1．答案：B
解析：电负性越大，吸引电子的能力越强，A正确；N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N元素原子的2p能级为半充满稳定状态，第一电离能大于O元素的，B错误；同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，C正确；电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价容易为正值，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价容易为负值，D正确。
2．答案：A
解析：周期表中从左到右，非金属性逐渐增强，所以从左到右主族元素的电负性逐渐变大，A正确；周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱，所以从上到下主族元素的电负性逐渐减小，B错误；元素的电负性越大，原子对键合电子吸引力越强，则元素非金属性越强，金属性越弱，C错误；元素的电负性越小，原子对键合电子吸引力越弱，则元素非金属性越弱，D错误。
3．答案：B
解析：第3周期的Mg和P元素因原子轨道为全充满和半充满状态，较为稳定，第一电离能大于相邻主族元素，与图像不符，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，与图像相符，B正确；同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，与图像不符，C错误；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减小，与图像不符，D错误。
4．答案：D
解析：电负性与原子结构有关，D项错误。
5．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。A项，电负性：Na＞K＞Rb，错误；B项，电负性：N＞P＞As，错误；C项，电负性：O＞S，Cl＞S，错误；D项，电负性：Si6．答案：C
解析：一般来说，同一周期从左至右，主族元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
7．答案：A
解析：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，故电负性最大的元素是F，最小的是第ⅠA族的Cs(Fr有放射性)。Cs元素的第一电离能远小于其第二电离能，故A错误；氟气中氟原子之间存在共价键，故B正确；氟元素位于元素周期表第2周期ⅦA族，位于元素周期表的右上角，故C正确；氟化铯是由离子键形成的离子化合物，故D正确。
8．答案：D
解析：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。X与Y的电负性差值为3.5－2.1＝1.4<1.7，通常形成共价键，A不符合题意；X与W的电负性差值为2.1－1.2＝0.9<1.7，通常形成共价键，B不符合题意；Y与Z的电负性差值为3.5－2.6＝0.9<1.7，通常形成共价键，C不符合题意；Y与W的电负性差值为3.5－1.2＝2.3>1.7，通常形成离子键，D符合题意。
9．答案：D
解析：元素电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，则元素非金属性越强，金属性越弱，①错误、②正确；元素电负性很小表示该元素的单质易发生氧化反应，③错误；元素电负性很大表示该元素的原子对键合电子的吸引力越大，其单质在发生化学反应时一般易得到电子，④正确。
10．答案：B
解析：因为电负性X>Y，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A正确；一般非金属性越强，第一电离能越大，但若Y位于ⅡA族或ⅤA族，则第一电离能Y可能大于X，B错误；因短周期主族元素X、Y在同一周期，且电负性X>Y，所以原子半径XY，所以非金属性X>Y，气态氢化物的稳定性HmY弱于HnX，D正确。
11．答案：B
解析：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子对键合电子的吸引力逐渐减小，元素的电负性逐渐减小，即同主族元素随原子序数的增大，电负性降低，选项中符合变化规律的为B中所示图像。
12．答案：D
解析：元素原子的电负性越大，对键合电子的吸引力越强，故在化合物中，电负性大的元素易呈负价，电负性小的元素易呈正价。
13．答案：A
解析：根据表中数据，X的第二电离能远大于第一电离能，可知X是第ⅠA族元素，A项正确。Y元素的第三电离能远大于第二电离能，Y是第ⅡA族元素，三种元素中，Y元素的第一电离能最大；结合表中数据不难判断，Z是第ⅢA族元素，由于它们在同一周期，则Y元素的电负性小于Z的，B项错误。假设X、Y、Z属于第3周期元素，那么它们分别为Na、Mg、Al；等物质的量的X、Y、Z的三种单质与少量盐酸反应时，一定要考虑Na还能与水反应，C项错误。Na、Mg、Al与盐酸反应时放出等量氢气，消耗Na、Mg、Al的物质的量之比应该为6∶3∶2，D项错误。
14．答案：A
解析：根据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，对于同周期元素，通常第一电离能Y小于X，但ⅡA族和ⅤA族元素原子轨道为全充满和半充满状态，第一电离能比同周期相邻元素的高，如电负性：O>N，而第一电离能：N>O，A项错误；气态氢化物的稳定性：HmY关键能力综合练
1．答案：C
解析：电负性大说明元素非金属性强，A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明电负性的大小。
2．答案：D
解析：由题意知，X为Na元素，Y为Cl元素，Z为Al元素。Y为Cl元素，其气态氢化物是HCl，极易溶于水，水溶液呈强酸性，故A正确；X为Na元素，Y为Cl元素，二者形成的化合物是氯化钠，属于离子化合物，故B正确；Z为Al元素，其最高价氧化物对应的水化物为氢氧化铝，氢氧化铝是两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，故C正确；原子序数NaAl>Cl，故D错误。
3．答案：BD
解析：本题首先分析R和T，确定T为O元素，R为S元素；由原子半径确定L为Mg、Q为Be、M为Al，故B、D正确。
4．答案：D
解析：镁原子的3s能级处于全充满稳定状态，第一电离能比Al的高，A错误；同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强，电负性依次减小，B错误；基态Mg原子的电子排布式为1s22s22p63s2，能量处于最低状态，当变为1s22s22p63p2时，电子发生跃迁，需要吸收能量，变为激发态，C错误；最外层电子数是核外电子总数eq \f(1,5)的原子是Br，其核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子排布式为4s24p5，故两者是同种元素的原子，D正确。
5．答案：B
解析：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为D＞C＞B＞A。
6．答案：D
解析：X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，X处于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素。X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径X>Y，A错误；Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a－m＝b＋n，所以a－b＝m＋n，B错误；X为金属元素，Y为非金属元素，元素的金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越强，其电负性越大，所以元素的电负性X7．答案：D
解析：该反应发生后即停止加热，反应仍可持续进行，说明该反应是放热反应，即ΔH＜0，由于反应的熵变ΔS＞0，所以根据ΔG＝ΔH－TΔS可知，该反应在任何温度下ΔG都小于0，即该反应在任意温度下都能自发进行，A错误。NH4Cl是离子化合物，其电子式为，B错误。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；在化合物ClO2中，O呈负价，Cl呈正价，说明O的电负性比Cl强，C错误。基态钠原子的核外电子排布式为[Ne]3s1，则①表示的钠原子为基态，而②表示的钠原子为激发态，即该原子已经吸收了一部分能量，由于3s的轨道能量比3p的低，故电离出最外层一个电子所需要的能量①＞②，D正确。
8．答案：C
解析：若两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，通常易形成共价键。①Na和Cl的电负性之差为2.1，易形成离子键；②Mg和Cl的电负性之差为1.8，易形成离子键；③Al和Cl的电负性之差为1.5，易形成共价键；④H和O的电负性之差为1.4，易形成共价键；⑤Al和O的电负性之差为2.0，易形成离子键；⑥C和Cl的电负性之差为0.5，易形成共价键。
9．答案：D
解析：Be、Al的性质相似，Al(OH)3是两性氢氧化物，则Be(OH)2是两性氢氧化物，A项正确；B、Si性质相似，则二者的电负性数值相近，B项正确；Li、Mg的性质相似，Mg在N2中燃烧生成Mg3N2，据此推测Li在N2中燃烧生成Li3N，C项正确；Li、Mg的性质相似，原子半径相近，但Li、Mg的核外电子排布式分别为1s22s1、1s22s22p63s2，其核外电子排布不相似，D项错误。
10．答案：D
解析：同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素原子3p能级为半充满稳定状态，其第一电离能高于同周期相邻元素的第一电离能，故三种元素中Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si元素，P元素原子3s能级为全充满稳定状态，故其第四电离能与第三电离能相差较大，可知b为P元素，则a为C元素。一般来说，同周期元素自左而右电负性逐渐增大，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，故Si的电负性最小，A项错误。非金属性越强，简单氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4的热稳定性最差，B项错误。对于组成和结构相似的物质，没有氢键存在时，相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高，故SiH4的沸点较CH4的高，C项错误。C、Si分别失去4个电子后，C的1s2、Si的2p6均为全充满的稳定状态，再失去1个电子时，其第五电离能与第四电离能相差较大，且第五电离能：C>Si；P失去的第四个与第五个电子均为3s能级上的电子，故其第四电离能与第五电离能相差不大，故第五电离能：C>Si>P，D项正确。
11．答案：D
解析：根据元素在周期表中的位置可知，R为Ar元素、Z为Br元素、Y为S元素、W为P元素、X为N元素。Br2在常温下为液体，而S和P在常温下为固体，所以五种元素的单质中，沸点最高的不是Br2，A项错误；P3－的电子排布与Ar原子的相同，而Br－的电子排布与Ar原子的不同，B项错误；N的电负性大于P的电负性，C项错误；同周期元素，从左到右，第一电离能总体上呈增大趋势，但部分第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能，故第一电离能：P>S，D项正确。
12．答案：B
解析：已知X、Y、Z、M为原子序数依次增大的短周期元素，Z的基态原子2p轨道半充满，则Z为N元素，M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4，则M为S元素，根据题给分子结构中的共价键数目可推知，X为H元素，Y为C元素。一般来说，同周期主族元素从左向右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，则电负性：N>C>H，A项错误；H原子核外有1个电子层，而C、N原子核外均有2个电子层，一般来说，电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，则原子半径：C>N>H，B项正确；非金属性：N>C，则气态氢化物的稳定性：NH3>CH4，C项错误；C元素的最高价氧化物的水化物为H2CO3，H2CO3为弱酸，D项错误。
13．答案：B
解析：Mg的3s能级上有2个电子，处于全充满状态，较稳定，所以Mg元素的第一电离能高于同周期相邻元素Al的第一电离能，A项正确；硅的第一电离能和电负性均小于磷，B项错误；同一主族元素，其第一电离能、电负性随原子序数的增大而减小，所以锗的第一电离能、电负性都小于碳，C项正确；F的电负性比O大，D项正确。
14．答案：B
解析：短周期元素中，A为－2价，E为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知A为O，E为S，B为＋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增大，但是P原子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PH2S>PH3，C错误；O和Na形成的化合物Na2O2中含有共价键，D错误。
15．答案：(1)B、Si、As、Te (2)ⅣA H原子得到一个电子达到稳定结构 (3)＜ ＞ (4) (5)M 9
解析：(1)金属与非金属的分界线是非金属元素硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线，在第2～5周期，处于金属元素与非金属元素分界线附近的非金属元素依次是B、Si、As、Te。(2)最高正价与最低负价的绝对值相等的族为ⅣA族；氢原子得到一个电子达到稳定结构，这一特点与ⅦA族元素相同。(3)由①和②在周期表中的位置可确定①、②分别为Mg和Al元素，其价电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素的递变规律可知，原子半径Mg>Al，金属性Mg>Al，电负性Al>Mg，根据价层电子排布式可知，第一电离能Mg>Al。(4)因短周期元素中最高正价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正价，所以该元素为氯元素，其原子结构示意图为。(5)基态原子③为Si，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，电子占据的最高电子层符号为M，该电子层含有s、p、d能级，分别含有的轨道数为1、3、5，则该电子层具有的原子轨道数为9。
16．答案：(1)增大 减小
(3)Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、
Be(OH)2＋2OH－===BeO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(2)) ＋2H2O
(4)Mg3N2、MgO SO2、AlCl3、CS2
解析：(1)由表中数据可知，第2周期元素从Li～F，随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增大，第3周期元素从Na～Cl，随着原子序数的递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。(2)短周期元素中，由电负性最大的元素F与电负性最小的元素Na，形成的化合物的化学式为NaF，书写电子式时注意，左边写钠原子和氟原子电子式，右边写氟化钠的电子式，中间用箭头连接，用电子式表示氟化钠的形成过程为。(3)周期表中锂和镁、铍和铝、硼和硅处于对角线位置，性质相似，Be(OH)2与Al(OH)3的性质相似，能够与强酸、强碱溶液反应，反应的离子方程式分别为Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(2)) ＋2H2O。(4)元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化，Mg3N2电负性差值为3.0－1.2＝1.8，大于1.7，形成离子键，属于离子化合物；SO2电负性差值为3.5－2.5＝1，小于1.7，形成共价键，属于共价化合物；AlCl3电负性差值为3.0－1.5＝1.5，小于1.7，形成共价键，属于共价化合物；CS2电负性差值为2.5－2.5＝0，小于1.7，形成共价键，属于共价化合物；MgO电负性差值为3.5－1.2＝2.3，大于1.7，形成离子键，属于离子化合物。
17．答案：(1)O、Mg (2)同主族元素从上到下，元素的X值逐渐减小 增大 周期性 (3)a (4)bc
解析：(1)由于p能级最多容纳6个电子，s能级最多容纳2个电子，因此短周期元素中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素为O和Mg。(2)根据题图可知，同主族元素从上到下，X值逐渐减小，同周期元素从左到右，X值呈增大趋势。(3)X值较小的元素集中在元素周期表左下角。(4)X值可反映原子在分子中吸引电子的能力、可衡量元素金属性和非金属性的强弱。
18．答案：(1)第2周期第ⅥA族 Na＋[∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶]2－Na＋
(2)Cl－＞Na＋
(3)SiO2＋2CSi＋2CO↑ H＋＋OH－===H2O
(4)小于 小于
解析：W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则质子数为8，W是O元素；X与电子排布式为1s22s22p6的原子的核外电子数相差1，则X是F元素或Na元素，X原子的半径大于O的，所以X是Na元素；Y的单质是一种常见的半导体材料，则Y是Si元素；Z的电负性在同周期元素中最大，且Z的原子序数大于Si，则Z是Cl元素。(1)W是O元素，在元素周期表中的位置是第2周期第ⅥA族，O与Na形成的含有共价键的化合物是Na2O2，Na2O2是离子化合物，电子式为Na＋[∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶]2－Na＋。(2)一般来说，电子层数越多，半径越大，故Na、Cl的简单离子的半径大小关系为Cl－>Na＋。(3)Si的最高价氧化物是SiO2，SiO2与单质碳在高温下反应生成一氧化碳和Si，反应的化学方程式为SiO2＋2CSi＋2CO↑；Z的简单氢化物是HCl，X的最高价氧化物对应的水化物是NaOH，二者反应的离子方程式为H＋＋OH－===H2O。(4)同周期主族元素从左到右，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，酸性：H2SiO3小于H3PO4；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，第一电离能：Si小于P。
19．答案：(1)
(2)6 纺锤(或哑铃)
(3)泡利不相容原理 Mg原子失去2个电子后形成稳定结构，此时再失去1个电子很困难
(4)Cl－＞O2－＞Mg2＋
(5)Mg2＋＋2Cl－＋2H2OMg(OH)2↓＋Cl2↑＋H2↑ (6)d 3d64s2 3Fe2＋＋2[Fe(CN)6]3－===Fe3[Fe(CN)6]2↓
解析：由题意可知A为H元素；B元素形成的化合物种类最多，则B为C元素；C元素基态原子的核外p轨道电子数比s轨道电子数少1，则C为N元素；D元素基态原子的核外p轨道中有两个未成对电子，则D为O元素；E的第三电离能剧增，则E为Mg元素；F元素的主族序数与周期数的差为4，则F为Cl元素；G元素是前四周期中电负性最小的元素，则G为K元素；H元素位于元素周期表中的第八列，则H为Fe元素，据此分析。
(1)A为H元素、C为N元素，则C2A4为N2H4，其电子式为。(2)B为C元素，原子核外共有6种不同运动状态的电子；其基态原子中能量最高的电子为2p轨道上的电子，所占据的原子轨道呈纺锤(或哑铃)形。(3)泡利不相容原理指出，在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，由题图可知，该同学所画的轨道表示式违背了泡利不相容原理；E元素为Mg元素，Mg原子失去2个电子后形成稳定结构，此时再失去1个电子很困难，故该元素的原子I3远远大于I2。(4)D为O元素、E为Mg元素、F为Cl元素，D、E、F三种元素的简单离子半径由大到小的顺序是Cl－>O2－>Mg2＋。(5)E为Mg元素，F为Cl元素，用惰性电极电解EF2的水溶液得到氢氧化镁、氯气和氢气，离子方程式为Mg2＋＋2Cl－＋2H2OMg(OH)2↓＋Cl2↑＋H2↑。(6)H为Fe元素，位于元素周期表中的d区，其基态原子的价电子排布式为3d64s2；检验Fe2＋时常用到铁氰化钾溶液，现象为产生蓝色沉淀，该反应的离子方程式为3Fe2＋＋2[Fe(CN)6]3－===Fe3[Fe(CN)6]2↓。
必备知识基础练
进阶训练第一层
知识点1
元素的电负性及其变化规律
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
0.8
知识点2
元素的电负性的应用
元素
电离能/kJ·ml－1
X
Y
Z
I1
496
738
577
I2
4 562
1 451
1 817
I3
6 912
7 733
2 754
I4
9 540
10 540
11 578
关键能力综合练
进阶训练第二层
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.143
0.089
0.102
0.075
主要化合价
＋2
＋3
＋2
＋6，－2
－2
元素
Na
Mg
Al
H
C
O
Cl
电负性
0.9
1.2
1.5
2.1
2.5
3.5
3.0
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
元素
相关信息
原子半径与
原子序数的关系
W
其一种核素的质量数为18，中子数为10
X
其原子与电子排布式为1s22s22p6的原子的核外电子数相差1
Y
其单质是一种常见的半导体材料
Z
其电负性在同周期元素中最大
A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
B元素是形成化合物种类最多的元素
C元素基态原子的核外p轨道电子数比s轨道电子数少1
D元素基态原子的核外p轨道中有两个未成对电子
E元素的气态基态原子的第一至第四电离能分别是：
I1＝738 kJ·ml－1，I2＝1 451 kJ·ml－1，
I3＝7 733 kJ·ml－1，I4＝10 540 kJ·ml－1
F元素的主族序数与周期数的差为4
G元素是前四周期中电负性最小的元素
H元素位于元素周期表中的第八列
1.下列有关电负性的说法不正确的是( )
A．元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
B．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
C．同一周期主族元素的电负性从左到右呈现递增的趋势
D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价
2．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的标度。下列关于电负性的变化规律正确的是( )
A．周期表从左到右，主族元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，主族元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
3．如图所示是第3周期11～17号元素某种性质变化趋势的柱形图，y轴表示的可能是( )
A．第一电离能 B．电负性
C．原子半径 D．元素的金属性
4．下列对电负性的理解错误的是( )
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的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
5．下列各组元素中元素的电负性随原子序数的增大而增大的是( )
A．Na K Rb B．N P As
C．O S Cl D．Si P Cl
6．下表给出的是第3周期的七种元素和第4周期的钾元素的电负性的值：
则钙元素的电负性值的最小范围是( )
A.小于0.8
B.大于1.2
C.在0.8与1.2之间
D.在1.2与1.5之间
7.XY是由电负性相差最大的两种主族元素所形成的化合物(放射性元素除外)，下列有关XY及其组成元素的说法不正确的是( )
A．X元素的第一电离能远大于其第二电离能
B．Y元素的单质中含有共价键
C．Y元素位于元素周期表的右上角
D．XY一定是离子化合物
8．已知元素电负性数值：X为2.1，Y为3.5，Z为2.6，W为1.2。你认为上述四种元素中，哪两种元素最容易形成离子化合物( )
A．X与Y B．X与W
C．Y与Z D．Y与W
9．下列说法正确的是( )
①元素电负性越大表示该元素的金属性越强
②元素电负性越大表示该元素的非金属性越强
③元素电负性很小表示该元素的单质不发生化学反应
④元素电负性很大表示该元素的单质在发生化学反应时一般易得到电子
A．①③ B．①④
C．②③ D．②④
10．短周期主族元素X、Y在同一周期，且电负性X>Y，下列说法不正确的是( )
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能Y一定小于X
C．原子半径X小于Y
D．气态氢化物的稳定性HmY弱于HnX
11．下列图示中横坐标表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的原子序数的是( )
12．下列说法不正确的是( )
A．同主族元素在性质上的相似性，取决于原子价电子排布的相似性
B．同周期主族元素的原子半径越小，电负性越大
C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强
D．电负性大的元素易呈正价，电负性小的元素易呈负价
13．已知X、Y、Z为同一周期的三种主族元素，其部分电离能如下表所示：
下列说法正确的是( )
A.三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小
B.三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大
C.等物质的量的X、Y、Z的三种单质与少量盐酸反应时放出的氢气的物质的量之比为1∶1∶1
D.三种元素的单质与足量盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶1
14．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( )
A.第一电离能：Y一定小于X
B.气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
C.最高价含氧酸的酸性：X的强于Y的
D.X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
一、选择题
1．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( )
A.X单质比Y单质容易与H2化合
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
2．X、Y、Z均为第三周期元素，X的第一电离能在同周期中最小，Y的电负性在同周期中最大，Z的离子半径在同周期中最小，下列关于X、Y、Z叙述不正确的是( )
A.元素Y形成的气态氢化物极易溶于水，水溶液呈强酸性
B.元素X与元素Y能形成离子化合物
C.元素Z最高价氧化物对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应
D.原子序数和原子半径大小顺序均为：X
A.氢化物的沸点为H2T＜H2R，金属性L＞Q
B.M与T形成的化合物具有两性
C.L2＋与R2－的核外电子数相等
D.L的原子半径最大，电负性最小，T的原子半径最小，电负性最大
4．下列说法正确的是( )
A.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
B.同一主族元素从上到下，电负性逐渐变大
C.镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
D.最外层电子数是核外电子总数 eq \f(1,5) 的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子是同种元素原子
5．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．A＞B＞D＞C
6．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是( )
A.X的原子半径比Y小
B.X和Y的核电荷数之差为m－n
C.电负性X>Y
D.第一电离能X
A.该反应只有在低温下才能自发进行
B.NH4Cl的电子式：
C.元素的电负性：Cl＞O＞H
D.①[Ne]3s1和②[Ne]3p1表示的是两种钠原子的电子排布式，电离出最外层一个电子所需要的能量：①＞②
8．根据表中的数据，从电负性的角度判断下列元素之间易形成共价键的一组是( )
①Na和Cl ②Mg和Cl ③Al和Cl ④H和O
⑤Al和O ⑥C和Cl
A.①②⑤ B．④⑤⑥
C.③④⑥ D．全部
9．在元素周期表中的某些元素之间存在着特殊的“对角线关系”，如Li—Mg、Be—Al、B—Si性质相似。下列说法不正确的是( )
A.氢氧化铍是两性氢氧化物
B.B、Si的电负性数值相近
C.Li在N2中燃烧生成Li3N
D.Li、Mg的原子半径相近，且核外电子排布相似
10．C、Si和P元素的前四级电离能变化趋势如图所示。下列说法正确的是( )
A.元素电负性：c＞b＞a
B.简单氢化物的热稳定性：c＞a＞b
C.简单氢化物的沸点：a＞c
D.第五电离能：a＞c＞b
11．如图是元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述正确的是( )
A.五种元素形成的单质中，Z形成的单质的沸点最高
B.W、Z形成的简单阴离子的电子排布都与R原子的相同
C.电负性：W>X
D.第一电离能：W>Y
12．短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，Z的基态原子2p轨道半充满，M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4，四种元素组成的一种分子的结构如图所示。下列说法正确的是( )
A.电负性：X>Y>Z
B.原子半径：Y>Z>X
C.Y、Z的气态氢化物的稳定性：Y>Z
D.Y、Z、M的最高价氧化物的水化物均为强酸
13．下列关于电离能和电负性的说法错误的是( )
A.第一电离能：Mg>Al
B.硅的第一电离能和电负性均大于磷
C.锗的第一电离能和电负性均小于碳
D.F的电负性比O大
14．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，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
二、非选择题
15．下面是元素周期表的简略框架图。
(1)在第2～5周期，处于金属元素与非金属元素分界线附近的非金属元素依次是________(填元素符号)。
(2)根据氢元素最高正价与最低负价的绝对值相等，你认为可把氢元素放在周期表中的________族；有人建议将氢元素排在元素周期表的ⅦA族，请你写出支持这一观点的1个化学事实：________________________________________________________________________。
(3)比较上表中元素①与元素②的下列性质(填“＞”或“＜”)。电负性①________②；第一电离能①________②。
(4)某短周期元素最高正价为＋7，其原子结构示意图为________________。
(5)基态原子③中，电子占据的最高电子层符号为________，该电子层具有的原子轨道数为________。
16．下列给出14种元素的电负性：
请运用元素周期律知识完成下列各题。
(1)同一周期中，从左到右，元素的电负性逐渐________；同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐________。
(2)短周期元素中，由电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物的化学式为________。用电子式表示该化合物的形成过程：________________。
(3)表中符合“对角线规则”的元素它们的性质分别有一定的相似性。写出Be(OH)2与强酸及强碱反应的离子方程式：________________________________________。
(4)一般认为，两成键元素间电负性差值大于1.7时形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。判断Mg3N2、SO2、AlCl3、CS2、MgO是离子化合物还是共价化合物。
离子化合物：__________________________________________________________。
共价化合物：________________________________________________________。
17．如图为周期表中部分元素某种性质(X值)随原子序数变化的关系。
(1)短周期元素中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素是____________(填元素符号)。
(2)同主族内不同元素的X值变化的特点是________________________；同周期内，随着原子序数的增大，X值的变化总趋势是________________________。周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的________________________变化规律。
(3)X值较小的元素集中在元素周期表的________(填序号，下同)。
a.左下角
b.右上角
c.分界线附近
(4)下列说法正确的是________。
a.X值可反映元素最高正化合价的变化规律
b.X值可反映原子在分子中吸引电子的能力
c.X值的大小可用来衡量元素金属性和非金属性的强弱
18．W、X、Y、Z是四种短周期主族元素，其相关信息及原子半径与原子序数的关系如表所示。请回答下列问题：
(1)W在元素周期表中的位置是________________，W与X形成的含有共价键的常见化合物的电子式为____________________。
(2)X、Z的简单离子的半径大小关系为________(用离子符号表示)。
(3)Y的最高价氧化物与单质碳在高温下反应的化学方程式为________________________；Z的简单氢化物与X的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为________________________。
(4)最高价氧化物对应水化物的酸性：Y________(填“大于”或“小于”，下同)磷；第一电离能：Y________磷。
19．现有A、B、C、D、E、F、G、H八种元素，均为前四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答有关问题。
(1)C2A4的电子式为________(A、C为字母代号，请将字母代号用元素符号表示，下同)。
(2)B元素的原子核外共有________种不同运动状态的电子，其基态原子中能量最高的电子所占据的原子轨道呈________形。
(3)某同学推断E元素基态原子的轨道表示式为。该同学所画的轨道表示式违背了________________，该元素的原子I3远远大于I2，其原因是________________________。
(4)D、E、F三种元素的简单离子半径由大到小的顺序是________________(用离子符号表示)。
(5)用惰性电极电解EF2的水溶液的离子方程式为________________________。
(6)H位于元素周期表中的________(按价电子排布分区)区，其基态原子的价电子排布式为________，实验室用一种黄色溶液检验Fe2＋时产生蓝色沉淀，该反应的离子方程式为__________________________________。
第2课时 元素的电负性及其变化规律
必备知识基础练
1．答案：B
解析：电负性越大，吸引电子的能力越强，A正确；N元素的电负性小于氧元素的电负性，但N元素原子的2p能级为半充满稳定状态，第一电离能大于O元素的，B错误；同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，C正确；电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价容易为正值，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价容易为负值，D正确。
2．答案：A
解析：周期表中从左到右，非金属性逐渐增强，所以从左到右主族元素的电负性逐渐变大，A正确；周期表中从上到下，非金属性逐渐减弱，所以从上到下主族元素的电负性逐渐减小，B错误；元素的电负性越大，原子对键合电子吸引力越强，则元素非金属性越强，金属性越弱，C错误；元素的电负性越小，原子对键合电子吸引力越弱，则元素非金属性越弱，D错误。
3．答案：B
解析：第3周期的Mg和P元素因原子轨道为全充满和半充满状态，较为稳定，第一电离能大于相邻主族元素，与图像不符，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，与图像相符，B正确；同周期主族元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，与图像不符，C错误；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减小，与图像不符，D错误。
4．答案：D
解析：电负性与原子结构有关，D项错误。
5．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。A项，电负性：Na＞K＞Rb，错误；B项，电负性：N＞P＞As，错误；C项，电负性：O＞S，Cl＞S，错误；D项，电负性：Si
解析：一般来说，同一周期从左至右，主族元素的电负性逐渐增大，所以钙元素的电负性大于钾元素；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，所以钙元素的电负性小于镁元素，故Ca的电负性的值在0.8与1.2之间。
7．答案：A
解析：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，故电负性最大的元素是F，最小的是第ⅠA族的Cs(Fr有放射性)。Cs元素的第一电离能远小于其第二电离能，故A错误；氟气中氟原子之间存在共价键，故B正确；氟元素位于元素周期表第2周期ⅦA族，位于元素周期表的右上角，故C正确；氟化铯是由离子键形成的离子化合物，故D正确。
8．答案：D
解析：如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。X与Y的电负性差值为3.5－2.1＝1.4<1.7，通常形成共价键，A不符合题意；X与W的电负性差值为2.1－1.2＝0.9<1.7，通常形成共价键，B不符合题意；Y与Z的电负性差值为3.5－2.6＝0.9<1.7，通常形成共价键，C不符合题意；Y与W的电负性差值为3.5－1.2＝2.3>1.7，通常形成离子键，D符合题意。
9．答案：D
解析：元素电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，则元素非金属性越强，金属性越弱，①错误、②正确；元素电负性很小表示该元素的单质易发生氧化反应，③错误；元素电负性很大表示该元素的原子对键合电子的吸引力越大，其单质在发生化学反应时一般易得到电子，④正确。
10．答案：B
解析：因为电负性X>Y，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A正确；一般非金属性越强，第一电离能越大，但若Y位于ⅡA族或ⅤA族，则第一电离能Y可能大于X，B错误；因短周期主族元素X、Y在同一周期，且电负性X>Y，所以原子半径X
11．答案：B
解析：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子对键合电子的吸引力逐渐减小，元素的电负性逐渐减小，即同主族元素随原子序数的增大，电负性降低，选项中符合变化规律的为B中所示图像。
12．答案：D
解析：元素原子的电负性越大，对键合电子的吸引力越强，故在化合物中，电负性大的元素易呈负价，电负性小的元素易呈正价。
13．答案：A
解析：根据表中数据，X的第二电离能远大于第一电离能，可知X是第ⅠA族元素，A项正确。Y元素的第三电离能远大于第二电离能，Y是第ⅡA族元素，三种元素中，Y元素的第一电离能最大；结合表中数据不难判断，Z是第ⅢA族元素，由于它们在同一周期，则Y元素的电负性小于Z的，B项错误。假设X、Y、Z属于第3周期元素，那么它们分别为Na、Mg、Al；等物质的量的X、Y、Z的三种单质与少量盐酸反应时，一定要考虑Na还能与水反应，C项错误。Na、Mg、Al与盐酸反应时放出等量氢气，消耗Na、Mg、Al的物质的量之比应该为6∶3∶2，D项错误。
14．答案：A
解析：根据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，对于同周期元素，通常第一电离能Y小于X，但ⅡA族和ⅤA族元素原子轨道为全充满和半充满状态，第一电离能比同周期相邻元素的高，如电负性：O>N，而第一电离能：N>O，A项错误；气态氢化物的稳定性：HmY
1．答案：C
解析：电负性大说明元素非金属性强，A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，即不能说明电负性的大小。
2．答案：D
解析：由题意知，X为Na元素，Y为Cl元素，Z为Al元素。Y为Cl元素，其气态氢化物是HCl，极易溶于水，水溶液呈强酸性，故A正确；X为Na元素，Y为Cl元素，二者形成的化合物是氯化钠，属于离子化合物，故B正确；Z为Al元素，其最高价氧化物对应的水化物为氢氧化铝，氢氧化铝是两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应，故C正确；原子序数Na
3．答案：BD
解析：本题首先分析R和T，确定T为O元素，R为S元素；由原子半径确定L为Mg、Q为Be、M为Al，故B、D正确。
4．答案：D
解析：镁原子的3s能级处于全充满稳定状态，第一电离能比Al的高，A错误；同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强，电负性依次减小，B错误；基态Mg原子的电子排布式为1s22s22p63s2，能量处于最低状态，当变为1s22s22p63p2时，电子发生跃迁，需要吸收能量，变为激发态，C错误；最外层电子数是核外电子总数eq \f(1,5)的原子是Br，其核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子排布式为4s24p5，故两者是同种元素的原子，D正确。
5．答案：B
解析：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为D＞C＞B＞A。
6．答案：D
解析：X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，X处于Y的下一周期，且X为金属元素，Y为非金属元素。X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径X>Y，A错误；Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a－m＝b＋n，所以a－b＝m＋n，B错误；X为金属元素，Y为非金属元素，元素的金属性越强，电负性越小，元素的非金属性越强，其电负性越大，所以元素的电负性X
解析：该反应发生后即停止加热，反应仍可持续进行，说明该反应是放热反应，即ΔH＜0，由于反应的熵变ΔS＞0，所以根据ΔG＝ΔH－TΔS可知，该反应在任何温度下ΔG都小于0，即该反应在任意温度下都能自发进行，A错误。NH4Cl是离子化合物，其电子式为，B错误。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；在化合物ClO2中，O呈负价，Cl呈正价，说明O的电负性比Cl强，C错误。基态钠原子的核外电子排布式为[Ne]3s1，则①表示的钠原子为基态，而②表示的钠原子为激发态，即该原子已经吸收了一部分能量，由于3s的轨道能量比3p的低，故电离出最外层一个电子所需要的能量①＞②，D正确。
8．答案：C
解析：若两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，通常易形成共价键。①Na和Cl的电负性之差为2.1，易形成离子键；②Mg和Cl的电负性之差为1.8，易形成离子键；③Al和Cl的电负性之差为1.5，易形成共价键；④H和O的电负性之差为1.4，易形成共价键；⑤Al和O的电负性之差为2.0，易形成离子键；⑥C和Cl的电负性之差为0.5，易形成共价键。
9．答案：D
解析：Be、Al的性质相似，Al(OH)3是两性氢氧化物，则Be(OH)2是两性氢氧化物，A项正确；B、Si性质相似，则二者的电负性数值相近，B项正确；Li、Mg的性质相似，Mg在N2中燃烧生成Mg3N2，据此推测Li在N2中燃烧生成Li3N，C项正确；Li、Mg的性质相似，原子半径相近，但Li、Mg的核外电子排布式分别为1s22s1、1s22s22p63s2，其核外电子排布不相似，D项错误。
10．答案：D
解析：同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，P元素原子3p能级为半充满稳定状态，其第一电离能高于同周期相邻元素的第一电离能，故三种元素中Si的第一电离能最小，由图中第一电离能可知，c为Si元素，P元素原子3s能级为全充满稳定状态，故其第四电离能与第三电离能相差较大，可知b为P元素，则a为C元素。一般来说，同周期元素自左而右电负性逐渐增大，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，故Si的电负性最小，A项错误。非金属性越强，简单氢化物越稳定，Si的非金属性最弱，故SiH4的热稳定性最差，B项错误。对于组成和结构相似的物质，没有氢键存在时，相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高，故SiH4的沸点较CH4的高，C项错误。C、Si分别失去4个电子后，C的1s2、Si的2p6均为全充满的稳定状态，再失去1个电子时，其第五电离能与第四电离能相差较大，且第五电离能：C>Si；P失去的第四个与第五个电子均为3s能级上的电子，故其第四电离能与第五电离能相差不大，故第五电离能：C>Si>P，D项正确。
11．答案：D
解析：根据元素在周期表中的位置可知，R为Ar元素、Z为Br元素、Y为S元素、W为P元素、X为N元素。Br2在常温下为液体，而S和P在常温下为固体，所以五种元素的单质中，沸点最高的不是Br2，A项错误；P3－的电子排布与Ar原子的相同，而Br－的电子排布与Ar原子的不同，B项错误；N的电负性大于P的电负性，C项错误；同周期元素，从左到右，第一电离能总体上呈增大趋势，但部分第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能，故第一电离能：P>S，D项正确。
12．答案：B
解析：已知X、Y、Z、M为原子序数依次增大的短周期元素，Z的基态原子2p轨道半充满，则Z为N元素，M的最高正价与最低负价的绝对值之差为4，则M为S元素，根据题给分子结构中的共价键数目可推知，X为H元素，Y为C元素。一般来说，同周期主族元素从左向右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，则电负性：N>C>H，A项错误；H原子核外有1个电子层，而C、N原子核外均有2个电子层，一般来说，电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，则原子半径：C>N>H，B项正确；非金属性：N>C，则气态氢化物的稳定性：NH3>CH4，C项错误；C元素的最高价氧化物的水化物为H2CO3，H2CO3为弱酸，D项错误。
13．答案：B
解析：Mg的3s能级上有2个电子，处于全充满状态，较稳定，所以Mg元素的第一电离能高于同周期相邻元素Al的第一电离能，A项正确；硅的第一电离能和电负性均小于磷，B项错误；同一主族元素，其第一电离能、电负性随原子序数的增大而减小，所以锗的第一电离能、电负性都小于碳，C项正确；F的电负性比O大，D项正确。
14．答案：B
解析：短周期元素中，A为－2价，E为＋6价，均处于第ⅥA族，可推知A为O，E为S，B为＋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增大，但是P原子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
15．答案：(1)B、Si、As、Te (2)ⅣA H原子得到一个电子达到稳定结构 (3)＜ ＞ (4) (5)M 9
解析：(1)金属与非金属的分界线是非金属元素硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线，在第2～5周期，处于金属元素与非金属元素分界线附近的非金属元素依次是B、Si、As、Te。(2)最高正价与最低负价的绝对值相等的族为ⅣA族；氢原子得到一个电子达到稳定结构，这一特点与ⅦA族元素相同。(3)由①和②在周期表中的位置可确定①、②分别为Mg和Al元素，其价电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素的递变规律可知，原子半径Mg>Al，金属性Mg>Al，电负性Al>Mg，根据价层电子排布式可知，第一电离能Mg>Al。(4)因短周期元素中最高正价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正价，所以该元素为氯元素，其原子结构示意图为。(5)基态原子③为Si，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，电子占据的最高电子层符号为M，该电子层含有s、p、d能级，分别含有的轨道数为1、3、5，则该电子层具有的原子轨道数为9。
16．答案：(1)增大 减小
(3)Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、
Be(OH)2＋2OH－===BeO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(2)) ＋2H2O
(4)Mg3N2、MgO SO2、AlCl3、CS2
解析：(1)由表中数据可知，第2周期元素从Li～F，随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增大，第3周期元素从Na～Cl，随着原子序数的递增，元素的电负性也逐渐增大，并呈周期性变化，同一主族中，从上到下，元素的电负性逐渐减小。(2)短周期元素中，由电负性最大的元素F与电负性最小的元素Na，形成的化合物的化学式为NaF，书写电子式时注意，左边写钠原子和氟原子电子式，右边写氟化钠的电子式，中间用箭头连接，用电子式表示氟化钠的形成过程为。(3)周期表中锂和镁、铍和铝、硼和硅处于对角线位置，性质相似，Be(OH)2与Al(OH)3的性质相似，能够与强酸、强碱溶液反应，反应的离子方程式分别为Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO eq \\al(\s\up1(2－),\s\d1(2)) ＋2H2O。(4)元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化，Mg3N2电负性差值为3.0－1.2＝1.8，大于1.7，形成离子键，属于离子化合物；SO2电负性差值为3.5－2.5＝1，小于1.7，形成共价键，属于共价化合物；AlCl3电负性差值为3.0－1.5＝1.5，小于1.7，形成共价键，属于共价化合物；CS2电负性差值为2.5－2.5＝0，小于1.7，形成共价键，属于共价化合物；MgO电负性差值为3.5－1.2＝2.3，大于1.7，形成离子键，属于离子化合物。
17．答案：(1)O、Mg (2)同主族元素从上到下，元素的X值逐渐减小 增大 周期性 (3)a (4)bc
解析：(1)由于p能级最多容纳6个电子，s能级最多容纳2个电子，因此短周期元素中原子核外p能级上电子数与s能级上电子总数相等的元素为O和Mg。(2)根据题图可知，同主族元素从上到下，X值逐渐减小，同周期元素从左到右，X值呈增大趋势。(3)X值较小的元素集中在元素周期表左下角。(4)X值可反映原子在分子中吸引电子的能力、可衡量元素金属性和非金属性的强弱。
18．答案：(1)第2周期第ⅥA族 Na＋[∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶]2－Na＋
(2)Cl－＞Na＋
(3)SiO2＋2CSi＋2CO↑ H＋＋OH－===H2O
(4)小于 小于
解析：W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则质子数为8，W是O元素；X与电子排布式为1s22s22p6的原子的核外电子数相差1，则X是F元素或Na元素，X原子的半径大于O的，所以X是Na元素；Y的单质是一种常见的半导体材料，则Y是Si元素；Z的电负性在同周期元素中最大，且Z的原子序数大于Si，则Z是Cl元素。(1)W是O元素，在元素周期表中的位置是第2周期第ⅥA族，O与Na形成的含有共价键的化合物是Na2O2，Na2O2是离子化合物，电子式为Na＋[∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶eq \(O,\s\up6(··),\s\d4(··))∶]2－Na＋。(2)一般来说，电子层数越多，半径越大，故Na、Cl的简单离子的半径大小关系为Cl－>Na＋。(3)Si的最高价氧化物是SiO2，SiO2与单质碳在高温下反应生成一氧化碳和Si，反应的化学方程式为SiO2＋2CSi＋2CO↑；Z的简单氢化物是HCl，X的最高价氧化物对应的水化物是NaOH，二者反应的离子方程式为H＋＋OH－===H2O。(4)同周期主族元素从左到右，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，酸性：H2SiO3小于H3PO4；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，第一电离能：Si小于P。
19．答案：(1)
(2)6 纺锤(或哑铃)
(3)泡利不相容原理 Mg原子失去2个电子后形成稳定结构，此时再失去1个电子很困难
(4)Cl－＞O2－＞Mg2＋
(5)Mg2＋＋2Cl－＋2H2OMg(OH)2↓＋Cl2↑＋H2↑ (6)d 3d64s2 3Fe2＋＋2[Fe(CN)6]3－===Fe3[Fe(CN)6]2↓
解析：由题意可知A为H元素；B元素形成的化合物种类最多，则B为C元素；C元素基态原子的核外p轨道电子数比s轨道电子数少1，则C为N元素；D元素基态原子的核外p轨道中有两个未成对电子，则D为O元素；E的第三电离能剧增，则E为Mg元素；F元素的主族序数与周期数的差为4，则F为Cl元素；G元素是前四周期中电负性最小的元素，则G为K元素；H元素位于元素周期表中的第八列，则H为Fe元素，据此分析。
(1)A为H元素、C为N元素，则C2A4为N2H4，其电子式为。(2)B为C元素，原子核外共有6种不同运动状态的电子；其基态原子中能量最高的电子为2p轨道上的电子，所占据的原子轨道呈纺锤(或哑铃)形。(3)泡利不相容原理指出，在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，由题图可知，该同学所画的轨道表示式违背了泡利不相容原理；E元素为Mg元素，Mg原子失去2个电子后形成稳定结构，此时再失去1个电子很困难，故该元素的原子I3远远大于I2。(4)D为O元素、E为Mg元素、F为Cl元素，D、E、F三种元素的简单离子半径由大到小的顺序是Cl－>O2－>Mg2＋。(5)E为Mg元素，F为Cl元素，用惰性电极电解EF2的水溶液得到氢氧化镁、氯气和氢气，离子方程式为Mg2＋＋2Cl－＋2H2OMg(OH)2↓＋Cl2↑＋H2↑。(6)H为Fe元素，位于元素周期表中的d区，其基态原子的价电子排布式为3d64s2；检验Fe2＋时常用到铁氰化钾溶液，现象为产生蓝色沉淀，该反应的离子方程式为3Fe2＋＋2[Fe(CN)6]3－===Fe3[Fe(CN)6]2↓。
必备知识基础练
进阶训练第一层
知识点1
元素的电负性及其变化规律
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
0.8
知识点2
元素的电负性的应用
元素
电离能/kJ·ml－1
X
Y
Z
I1
496
738
577
I2
4 562
1 451
1 817
I3
6 912
7 733
2 754
I4
9 540
10 540
11 578
关键能力综合练
进阶训练第二层
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.143
0.089
0.102
0.075
主要化合价
＋2
＋3
＋2
＋6，－2
－2
元素
Na
Mg
Al
H
C
O
Cl
电负性
0.9
1.2
1.5
2.1
2.5
3.5
3.0
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
元素
相关信息
原子半径与
原子序数的关系
W
其一种核素的质量数为18，中子数为10
X
其原子与电子排布式为1s22s22p6的原子的核外电子数相差1
Y
其单质是一种常见的半导体材料
Z
其电负性在同周期元素中最大
A元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
B元素是形成化合物种类最多的元素
C元素基态原子的核外p轨道电子数比s轨道电子数少1
D元素基态原子的核外p轨道中有两个未成对电子
E元素的气态基态原子的第一至第四电离能分别是：
I1＝738 kJ·ml－1，I2＝1 451 kJ·ml－1，
I3＝7 733 kJ·ml－1，I4＝10 540 kJ·ml－1
F元素的主族序数与周期数的差为4
G元素是前四周期中电负性最小的元素
H元素位于元素周期表中的第八列
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