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高中苏教版 (2019)第二单元 元素性质的递变规同步训练题
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这是一份高中苏教版 (2019)第二单元 元素性质的递变规同步训练题，共7页。试卷主要包含了选择题，非选择题等内容，欢迎下载使用。
一、选择题（本题包括15小题，每小题只有一个选项符合题意）
1．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
2．下列各组元素按电负性大小排列正确的是（ ）
A．F>N>O B．O>Cl>F C．As>P>N D．Cl>S>As
3．从电负性角度看，下列各组元素原子间最易形成离子键的是（ ）
A．H、F B．Ca、S C．Na、Cl D．K、O
4．利用元素的电负性不能判断的是（ ）
A．元素原子的得电子能力 B．化学键的类别（离子键和共价键）
C．元素的活动性 D．元素稳定化合价的数值
5．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
6．下列有关电负性的说法中正确的是（ ）
A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
C．铝元素和氯元素形成化合物一定是离子化合物
D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
7．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的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
8．下列说法正确的是( )
A．第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
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第一电离能大
9．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
10．下列选项中的各组元素（从左到右）同时满足下列三个条件的是（ ）
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大
A．Na、Mg、Al B．C、O、N C．Li、Na、K D．I、Cl、F
11．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，下列说法中，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＜Y
12．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是（ ）
A．C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E
B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C．元素B、C之间不可能形成化合物
D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
13．如图表示前20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的变化关系，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
14．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
15．下列有关元素周期表和元素周期律的说法错误的是（ ）
①元素周期表中，s区、d区和ds区的元素都是金属元素 ②p区元素原子的最后一个核外电子一定填在p能级上 ③原子核外电子的能层数越多，原子半径越大 ④元素的价电子数就是原子的最外层电子数
A．①④ B．②③ C．③④ D．①②③④
二、非选择题（本题包括4小题）
16．下表给出了14种元素的电负性：
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，主族元素的电负性 ；同一主族中，从上到下，元素的电负性 。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈 变化。
（2）短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于 化合物，用电子式表示该化合物的形成过程 。
（3）已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是 ，为共价化合物的是 。
17．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： 。
（3）卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是 。
（4）基态B原子的电子排布式为 ，B和N相比，电负性较大的是 ，BN中B元素的化合价为 价。
18．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。
19．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 （填写编号）组元素的单质可能是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、i ④d、e、f
（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子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：原子核对核外电子的吸引力；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•ml-1）：
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 （填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式 。
③Y是周期表中 族元素。
④以上13种元素中， （填写字母）元素原子失去核外第一个电子所需要的能量最多。
参考答案及解析
1．D 【解析】一般来说，同周期从左到右主族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，因此，电负性与原子结构有关。
2．D 【解析】电负性的变化规律一般是：同一周期，从左到右，递增；同一主族，自上而下，递减。所以，F>O>N、F>O>Cl、N>P>As、Cl>S>As。
3．D 【解析】H、F均是非金属元素，其原子间只能形成共价键；电负性相差越大的金属元素与非金属元素的原子之间越易形成离子键，题述元素中K的电负性最小而O的电负性比S、Cl的大。
4．D 【解析】元素电负性是元素原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力（电负性越大，元素原子得电子能力越强）、化学键的类别（两元素电负性差值小于1.7的一般是形成共价键，大于1.7的一般是形成离子键）、元素的活动性（电负性越小的金属元素越活泼，电负性越大的非金属元素越活泼）、元素在化合物中所显示化合价的正负（电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价），但不能判断元素稳定化合价的数值。
5．D 【解析】一般来说，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
6．D 【解析】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，元素电负性从左到右越来越大，B错误；铝元素（电负性为1.5）和氯元素（电负性为3.0）电负性的差值为1.5，小于1.7，二者形成的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，C错误。
7．C 【解析】X的电负性比Y的大，可说明X的非金属性比Y的强，A、B、D项均是证明X的非金属性强于Y的实验依据，而C项则不是实验依据。
8．A 【解析】同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，A正确，C错误；由于Mg的价电子排布为3s2，而Al为3s23p1，故铝的第一电离能小于Mg的，B错误；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D错误。
9．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。
10．D 【解析】Na、Mg、Al为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大，Mg原子的3s轨道处于全充满状态，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能，A错误；C、O、N为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：N>O，B错误；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故Li、Na、K的原子半径逐渐增大，C错误；I、Cl、F是同主族元素，同主族元素从下到上，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐升高，电负性逐渐增大，D正确。
11．D 【解析】Xm+和Yn-的核外电子排布相同，则质子数：X＞Y；在元素周期表中，X排在Y的下一周期的左边，所以原子半径X＞Y，X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y，电负性X小于Y。
12．D 【解析】根据元素电负性和最低化合价的数值及变化规律，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。元素的非金属性：F>O>Cl，则氢化物的稳定性：HF>H2O>HCl，A错误；元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p2能级上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同，B错误；S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成SCl2等化合物，C错误；与S元素同周期且第一电离能最小的元素是Na，单质Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2，D正确。
13．C 【解析】稀有气体的原子结构为稳定结构，失去一个电子所需能量是同周期元素中最高的，故A、B、C分别代表He、Ne、Ar。
14．C 【解析】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错误。
15．D 【解析】d区包括第ⅢB族～第ⅦB族和第Ⅷ族，ds区包括第ⅠB族和第ⅡB族，均为过渡元素，这些元素全部是金属元素。S区包括第ⅠA族和第ⅡA族，因为其中的H是非金属元素，所以①错误。根据元素周期表分区的原则，p区元素最后一个核外电子应该填充在p能级上，但也有例外，例如He，故②错误。同主族元素，随着能层数的增加，原子半径逐渐增大，但若不是同主族元素则不一定。例如，Cl和Li的原子半径分别是0.099nm和0.152nm，虽然Cl原子比Li原子多了一个能层，但其原子半径却比Li的原子半径小。在元素周期表中还有不少这样的例子，故③错误。主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，等于最外层电子数，过渡元素和Ⅷ族元素则不是，故④错误。
16．（1）逐渐增大；逐渐减小；周期性
（2）离子；
（3）Mg3N2；BeCl2、AlCl3、SiC
【解析】（1）分析可知，所给元素位于元素周期表的第2、3周期，分属于7个主族：
可以看出：a.同周期从左到右，主族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；b.随着核电荷数的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
（3）Mg3N2中Mg、N两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，故Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中组成元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，故这3种物质均为共价化合物。
17．（1）1s22s22p2；N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定
（2）1s22s22p63s2 （3）I＜Br＜Cl＜F （4）1s22s22p1；N；+3
【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元素属于第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）同主族元素从上到下电负性减小。
（4）B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s2sp1；B和N都属于第2周期，同周期元素自左向右电负性逐渐增大，所以B和N相比，电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以化合价是+3价。
18．（1）F；其外层电子数为7，且原子半径较小，易得到电子，不易失去电子
（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轨道有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。
19．（1）①④ （2）① Li原子失去一个电子后，Li+已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难 ② a；Na2O和Na2O2 ③ ⅢA或第三主族 ④ m
【解析】（1）根据各元素在周期表中的位置可以确定它们的种类，其中金属单质和石墨是电的良导体。
（2）① 由题示信息可知，Li原子失去一个电子后，Li+已经形成了稳定结构，此时再失去一个电子很困难，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。
②由表中数据可知，x比锂更容易失去第一个电子，其金属性比锂强，应为表中的a（Na）元素，Na与j（O）元素可形成两种不同的氧化物。
③比较表中数据，可知Y比锂难失去第一个电子，相对于锂和钠而言，容易失去第二个和第三个电子，失去第四个电子很难，说明Y原子失去三个电子后形成了稳定结构，最外层有3个电子，应为周期表中的ⅢA族元素。
④因为稀有气体元素原子的最外层电子已经达到稳定结构，所以m（Ar）元素原子失去核外第一个电子所需要的能量最多。元素
A
B
C
D
E
最低化合价
－4
－2
－1
－2
－1
电负性
2.5
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
电负性
元素
电负性
元素
电负性
Al
1.5
B
2.0
Be
1.5
C
2.5
Cl
3.0
F
4.0
Li
1.0
Mg
1.2
N
3.0
Na
0.9
O
3.5
P
2.1
S
2.5
Si
1.8
电离能/kJ·ml-1
I1
I2
I3
I4
A
932
1 821
15 390
21 771
B
738
1 451
7 733
10 540
b
h
j
a
c
f
i
l
m
e
g
d
k
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7296
4570
1820
失去第三个电子
11799
6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
第2周期元素
Li
Be
B
C
N
O
F
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
第3周期元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
一、选择题（本题包括15小题，每小题只有一个选项符合题意）
1．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
2．下列各组元素按电负性大小排列正确的是（ ）
A．F>N>O B．O>Cl>F C．As>P>N D．Cl>S>As
3．从电负性角度看，下列各组元素原子间最易形成离子键的是（ ）
A．H、F B．Ca、S C．Na、Cl D．K、O
4．利用元素的电负性不能判断的是（ ）
A．元素原子的得电子能力 B．化学键的类别（离子键和共价键）
C．元素的活动性 D．元素稳定化合价的数值
5．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
6．下列有关电负性的说法中正确的是（ ）
A．主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
C．铝元素和氯元素形成化合物一定是离子化合物
D．形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
7．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的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
8．下列说法正确的是( )
A．第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
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第一电离能大
9．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
10．下列选项中的各组元素（从左到右）同时满足下列三个条件的是（ ）
①原子半径依次减小；②第一电离能逐渐升高；③电负性逐渐增大
A．Na、Mg、Al B．C、O、N C．Li、Na、K D．I、Cl、F
11．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，下列说法中，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＜Y
12．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是（ ）
A．C、D、E的氢化物的稳定性：C>D>E
B．元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
C．元素B、C之间不可能形成化合物
D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
13．如图表示前20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的变化关系，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
14．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
15．下列有关元素周期表和元素周期律的说法错误的是（ ）
①元素周期表中，s区、d区和ds区的元素都是金属元素 ②p区元素原子的最后一个核外电子一定填在p能级上 ③原子核外电子的能层数越多，原子半径越大 ④元素的价电子数就是原子的最外层电子数
A．①④ B．②③ C．③④ D．①②③④
二、非选择题（本题包括4小题）
16．下表给出了14种元素的电负性：
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，主族元素的电负性 ；同一主族中，从上到下，元素的电负性 。所以主族元素的电负性随原子序数递增呈 变化。
（2）短周期元素中，电负性最大的元素与电负性最小的元素形成的化合物属于 化合物，用电子式表示该化合物的形成过程 。
（3）已知：两成键元素间的电负性差值大于1.7时，通常形成离子键，两成键元素间的电负性差值小于1.7时，通常形成共价键。则Mg3N2、BeCl2、AlCl3、SiC中为离子化合物的是 ，为共价化合物的是 。
17．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： 。
（3）卤族元素F、Cl、Br、I的电负性由小到大的顺序是 。
（4）基态B原子的电子排布式为 ，B和N相比，电负性较大的是 ，BN中B元素的化合价为 价。
18．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。
19．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 （填写编号）组元素的单质可能是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、i ④d、e、f
（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子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：原子核对核外电子的吸引力；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•ml-1）：
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 （填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式 。
③Y是周期表中 族元素。
④以上13种元素中， （填写字母）元素原子失去核外第一个电子所需要的能量最多。
参考答案及解析
1．D 【解析】一般来说，同周期从左到右主族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，因此，电负性与原子结构有关。
2．D 【解析】电负性的变化规律一般是：同一周期，从左到右，递增；同一主族，自上而下，递减。所以，F>O>N、F>O>Cl、N>P>As、Cl>S>As。
3．D 【解析】H、F均是非金属元素，其原子间只能形成共价键；电负性相差越大的金属元素与非金属元素的原子之间越易形成离子键，题述元素中K的电负性最小而O的电负性比S、Cl的大。
4．D 【解析】元素电负性是元素原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力（电负性越大，元素原子得电子能力越强）、化学键的类别（两元素电负性差值小于1.7的一般是形成共价键，大于1.7的一般是形成离子键）、元素的活动性（电负性越小的金属元素越活泼，电负性越大的非金属元素越活泼）、元素在化合物中所显示化合价的正负（电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价），但不能判断元素稳定化合价的数值。
5．D 【解析】一般来说，同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
6．D 【解析】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，元素电负性从左到右越来越大，B错误；铝元素（电负性为1.5）和氯元素（电负性为3.0）电负性的差值为1.5，小于1.7，二者形成的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物，C错误。
7．C 【解析】X的电负性比Y的大，可说明X的非金属性比Y的强，A、B、D项均是证明X的非金属性强于Y的实验依据，而C项则不是实验依据。
8．A 【解析】同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，A正确，C错误；由于Mg的价电子排布为3s2，而Al为3s23p1，故铝的第一电离能小于Mg的，B错误；钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D错误。
9．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。
10．D 【解析】Na、Mg、Al为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大，Mg原子的3s轨道处于全充满状态，故Mg的第一电离能大于Al的第一电离能，A错误；C、O、N为同周期元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：N>O，B错误；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故Li、Na、K的原子半径逐渐增大，C错误；I、Cl、F是同主族元素，同主族元素从下到上，原子半径逐渐减小，第一电离能逐渐升高，电负性逐渐增大，D正确。
11．D 【解析】Xm+和Yn-的核外电子排布相同，则质子数：X＞Y；在元素周期表中，X排在Y的下一周期的左边，所以原子半径X＞Y，X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y，电负性X小于Y。
12．D 【解析】根据元素电负性和最低化合价的数值及变化规律，推知A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素。元素的非金属性：F>O>Cl，则氢化物的稳定性：HF>H2O>HCl，A错误；元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p2能级上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同，B错误；S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成SCl2等化合物，C错误；与S元素同周期且第一电离能最小的元素是Na，单质Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2，D正确。
13．C 【解析】稀有气体的原子结构为稳定结构，失去一个电子所需能量是同周期元素中最高的，故A、B、C分别代表He、Ne、Ar。
14．C 【解析】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错误。
15．D 【解析】d区包括第ⅢB族～第ⅦB族和第Ⅷ族，ds区包括第ⅠB族和第ⅡB族，均为过渡元素，这些元素全部是金属元素。S区包括第ⅠA族和第ⅡA族，因为其中的H是非金属元素，所以①错误。根据元素周期表分区的原则，p区元素最后一个核外电子应该填充在p能级上，但也有例外，例如He，故②错误。同主族元素，随着能层数的增加，原子半径逐渐增大，但若不是同主族元素则不一定。例如，Cl和Li的原子半径分别是0.099nm和0.152nm，虽然Cl原子比Li原子多了一个能层，但其原子半径却比Li的原子半径小。在元素周期表中还有不少这样的例子，故③错误。主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，等于最外层电子数，过渡元素和Ⅷ族元素则不是，故④错误。
16．（1）逐渐增大；逐渐减小；周期性
（2）离子；
（3）Mg3N2；BeCl2、AlCl3、SiC
【解析】（1）分析可知，所给元素位于元素周期表的第2、3周期，分属于7个主族：
可以看出：a.同周期从左到右，主族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；b.随着核电荷数的递增，元素的电负性呈现周期性变化。
（3）Mg3N2中Mg、N两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，故Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中组成元素的电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，故这3种物质均为共价化合物。
17．（1）1s22s22p2；N原子的2p轨道达到半充满结构，比较稳定
（2）1s22s22p63s2 （3）I＜Br＜Cl＜F （4）1s22s22p1；N；+3
【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元素属于第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）同主族元素从上到下电负性减小。
（4）B的原子序数是5，所以基态B原子的电子排布式为1s22s2sp1；B和N都属于第2周期，同周期元素自左向右电负性逐渐增大，所以B和N相比，电负性较大的是N，B最外层有3个电子，所以化合价是+3价。
18．（1）F；其外层电子数为7，且原子半径较小，易得到电子，不易失去电子
（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轨道有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。
19．（1）①④ （2）① Li原子失去一个电子后，Li+已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难 ② a；Na2O和Na2O2 ③ ⅢA或第三主族 ④ m
【解析】（1）根据各元素在周期表中的位置可以确定它们的种类，其中金属单质和石墨是电的良导体。
（2）① 由题示信息可知，Li原子失去一个电子后，Li+已经形成了稳定结构，此时再失去一个电子很困难，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。
②由表中数据可知，x比锂更容易失去第一个电子，其金属性比锂强，应为表中的a（Na）元素，Na与j（O）元素可形成两种不同的氧化物。
③比较表中数据，可知Y比锂难失去第一个电子，相对于锂和钠而言，容易失去第二个和第三个电子，失去第四个电子很难，说明Y原子失去三个电子后形成了稳定结构，最外层有3个电子，应为周期表中的ⅢA族元素。
④因为稀有气体元素原子的最外层电子已经达到稳定结构，所以m（Ar）元素原子失去核外第一个电子所需要的能量最多。元素
A
B
C
D
E
最低化合价
－4
－2
－1
－2
－1
电负性
2.5
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
电负性
元素
电负性
元素
电负性
Al
1.5
B
2.0
Be
1.5
C
2.5
Cl
3.0
F
4.0
Li
1.0
Mg
1.2
N
3.0
Na
0.9
O
3.5
P
2.1
S
2.5
Si
1.8
电离能/kJ·ml-1
I1
I2
I3
I4
A
932
1 821
15 390
21 771
B
738
1 451
7 733
10 540
b
h
j
a
c
f
i
l
m
e
g
d
k
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7296
4570
1820
失去第三个电子
11799
6920
2750
失去第四个电子
9550
11600
第2周期元素
Li
Be
B
C
N
O
F
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
第3周期元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
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