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2023版案一轮总复习化学·人教版 第5章 第14讲 元素周期律
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第五章
原子结构 元素周期律
第14讲 元素周期律
考点一
考点二
考点一
考点一 元素周期律
必备知识·梳理夯实
考 点 清 单
1．元素周期律的内容及实质
原子序数
原子核外电子排布
2．元素周期表中主族元素结构及性质的递变规律
相同
增多
增多
相同
减小
增大
减小
减小
增强
减弱
减弱
增强
增强
增强
减弱
减弱
增强
容易
增强
困难
减弱
增强
减弱
增强
减弱
减弱
增强
[微点拨] (1)判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素的原子在化学反应中得失电子的难易程度，而不是得失电子的多少。(2)根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。
3．电离能(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__________，符号：_____，单位：____________。(2)变化规律①同周期：第一种元素的第一电离能________，最后一种元素的第一电离能________，总体呈现从__________________的变化趋势(有反常)。②同族元素：从上至下第一电离能____________。③同种原子：逐级电离能越来越______，即I1______I2______I3……
最低能量
I1
kJ·mol－1
最小
最大
左至右逐渐增大
逐渐减小
大
＜
＜
(3)电离能的三个重要应用①判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2＜I3表明K原子易失去1个电子形成＋1价阳离子。③判断元素核外电子的分层排布情况。如Li：I1≪I2＜I3表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层(K、L)上，且最外层上只有一个电子。
同周期元素从左至右，元素的第一电离能并不是依次增大的，当元素的核外电子排布轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。示例①第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar(用元素符号表示)。②高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋的3d轨道处于全充满稳定状态，难失电子。
特别提醒
4．电负性(1)定义：用来描述不同元素的原子在化合物中________________的能力。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中________________的能力________。(2)标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为_______和金属元素锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体不计)。
吸引键合电子
吸引键合电子
越强
4.0
(3)变化规律金属元素的电负性一般________(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般________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_______左右。在元素周期表中，同周期从左至右，主族元素的电负性逐渐________，同主族从上至下，元素的电负性逐渐________。两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键。
小于
大于
1.8
增大
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有些性质是相似的(电负性接近)。例如：
①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，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。②第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)因原子p轨道分别处于全空或半充满状态而比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg＞Al，P＞S。
特别提醒
③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。④同周期主族元素从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
小 题 自 测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)B和N相比，电负性较大的是N。 ( )(2)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N＞O＞F＞C。 ( )(3)原子的最外层电子数是2的元素，一定是ⅡA族元素。 ( )[提示] 不一定。可以是0族元素He和过渡元素等。
√ × ×
(4)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。( )(5)电负性大的元素非金属性强。 ( )(6)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。 ( )(7)元素周期表中镧系、锕系都占据同一格，但它们不是同位素。 ( )[提示] 同位素是同种元素的不同原子，要求质子数相同而质量数不同，显然，镧系、锕系不符合。
× √ × √
(8)同一周期元素，从左至右，元素的第一电离能逐渐增大。( )[提示] 同一周期元素中，第ⅡA、VA族中由于元素价电子处于全满和半满状态，表现出的第一电离能比相邻元素的大，如I(N)＞I(O)。(9)Ga与As位于同一周期，原子序数Ga＜As，则根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。 ( )[提示] Ga和As为同一周期元素，原子序数Ga＜As，则原子半径Ga＞As，由于从左到右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能Ga小于As。
×
×
(10)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大。 ( )[提示] 每一周期第一电离能最大的为稀有气体元素。(11)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。 ( )[提示] 价电子排布为5s25p1的元素，位于第五周期第ⅢA族，是p区元素。
√
×
(12)电负性差值大于1.7时，一定形成离子键。 ( )[提示] 电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，也可能形成共价键。(13)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。 ( )[提示] 元素的电负性大，第一电离能不一定大。如N元素的电负性小于氧元素的电负性。但N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素。
×
×
(14)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径依次减小。 ( )[提示] 核外电子排布相同的粒子，核电荷数越大半径越小，所以S2－半径最大，Ca2＋半径最小，错误。(15)同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大。( )[提示] 第ⅦA族中Cl－、Br－、I－的还原性依次增强，但因三种阴离子对应的酸均为强酸，所以三种阴离子均不水解，错误。
×
×
(16)科学家发现一种新细菌的DNA链中有砷(As)元素，该As元素最有可能取代了普通DNA链中的P元素。 ( )[提示] As与P在同一主族，性质相似，正确。(17)元素氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强。 ( )(18)元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱。 ( )
√
× ×
2．(1)根据元素周期律用“＞”或“＜”填空。①碱性：Mg(OH)2______Ca(OH)2______KOH。②酸性：HClO4______H2SO4______HClO。③热稳定性：CH4______NH3______H2O。④还原性：HBr______HCl，I－______S2－。
＜
＜
＞
＞
＜
＜
＞
＜
(2)比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。①Na______Mg______Cl②Na＋______Mg2＋______Al3＋③F－______Cl－______Br－④Cl－______O2－______Na＋______Mg2＋
＞
＞
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
3．深度思考：(1)同主族从上到下，酸性：HF＞HCl＞HBr，这种比较方法正确吗？______________________________________________________________________________________________________________________________________________
不正确。同主族从上到下，非金属性减弱，其最高价氧化物对应水化物的酸性减弱。酸性：HClO4＞HBrO4，而氢化物的酸性：HF＜HCl＜HBr。
(2)酸性：H2SO3＞H2CO3＞HClO，能否说明非金属性：S＞C＞Cl?____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
不能。因为硫的最高价氧化物对应的水化物是H2SO4不是H2SO3，氯的最高价氧化物对应的水化物是HClO4不是HClO。应根据元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱比较其非金属性强弱。
(3)若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。①原子半径由大到小：______________。②金属性由强到弱：______________。③非金属性由强到弱：______________。
C＞A＞B C＞A＞B B＞A＞C
(4)下表列出了九种元素在元素周期表中的位置。 ①这九种元素电负性最大的是______，第一电离能最小的元素是______，最不活泼的是________(均用元素符号填空)。②这九种元素中最外层电子排布式为4s1的元素为___________(用元素符号填空)。
F
K
Ne
K和Cu
③c、d、e三种元素第一电离能由大到小的顺序是_____________，电负性由大到小的顺序是________________(均用元素符号填空)。④写出d元素原子的轨道表示式____________________________，i元素原子基态电子排布式______________________________________ 。
P＞S＞Si
S＞P＞Si
1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)
(5)根据元素周期表中完整周期元素的性质，完成下列空格。①在第三周期中，第一电离能最小的元素符号是______，其原子的结构示意图为____________，第一电离能最大的元素符号是________，其价电子排布式为__________。②在元素周期表中，电负性最大的元素名称是______，其价电子排布图为__________________。
Na
Ar
3s23p6
氟
(6)已知某主族元素的逐级电离能为I1＝500 kJ·mol－1、I2＝4 600 kJ·mol－1，I3＝6 900 kJ·mol－1，I4＝9 500 kJ·mol－1，可推知该元素可能在哪一族？最高化合价可能为多少？[提示] 第ⅠA族，＋1价。
考点突破·训练提升
微考点1 根据元素周期律和周期表判断物质的性质 (1)(2021·广东，13)一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中，X的原子核只有1个质子；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。下列说法不正确的是 ( )A．XEZ4是一种强酸B．原子半径：Y＞W＞EC．非金属性：W＞Z＞YD．ZW2中，Z的化合价为＋2价
B
典例 1
[解析] A项，X为H，则Y、Z、W都位于第二周期，且Y原子最外层有4个电子，则为C，Z原子最外层有6个电子，则为O，W原子最外层有7个电子，则为F，因此E为Cl，所以XEZ4为HClO4，为强酸，正确；B项，一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，因此原子半径：E(Cl)＞Y(C)＞W(F)，错误；C项，同周期主族元素从左往右非金属性逐渐增强，因此非金属性：W(F)＞Z(O)＞Y(C)，正确；D项，ZW2为OF2，其中F的非金属性更强，则F为－1价，O为＋2价，正确。
(2)(双选)现有4种短周期主族元素X、Y、Z和Q，原子序数依次增大，其中Z、Q在同一周期。相关信息如下表：
下列说法正确的是 ( )A．常温时，X单质能与水发生非常缓慢的反应B．Y与Q元素组成的YQ4分子，空间构型为正四面体C．Y、Z、Q最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱D．第5周期且与Q同主族元素的单质在常温常压下呈液态
AB
[解析] X在四种元素中原子序数最小且最外层电子数是核外电子总数的一半，则X是Be元素。Z单质为淡黄色固体，常存在于火山喷口附近，则Z为S元素。Y的最高正价和最低负价之和为零，则Y在第ⅣA族，由Z、Q在同一周期，可知Y是C元素，Q与S同周期且在同周期中原子半径最小，故Q是Cl元素。A项，Be的金属性比Mg弱，常温下Mg与水反应非常缓慢，则Be与水反应更缓慢，正确；B项，CCl4和CH4一样，分子空间构型为正四面体结构，正确；C项，Y、Z、Q最高价氧化物的水化物分别为H2CO3、H2SO4和HClO4，酸性依次增强，错误；D项，第五周期与Cl同主族的元素是I，单质I2在常温常压下呈固态，错误。
[微点拨] 微粒半径的大小比较
〔对点集训1〕 (1)(2021·浙江6月选考，15)已知短周期元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中的相对位置如图所示，其中Y的最高化合价为＋3。下列说法不正确的是 ( )A．还原性：ZQ2＜ZR4B．X能从ZO2中置换出ZC．Y能与Fe2O3反应得到FeD．M最高价氧化物的水化物能与其最低价氢化物反应
A
[解析] Y的最高化合价为＋3价，结合各元素在周期表中的相对位置，则Y为Al元素、X为Mg元素、Z为C元素、M为N元素、Q为S元素、R为Cl元素。S的非金属性比Cl的非金属性弱，故还原性CS2＞CCl4，A不正确；镁能与CO2反应生成C，B正确；铝比铁活泼，铝与铁的氧化物发生铝热反应可把铁置换出来，C正确；M的最高价氧化物的水化物为HNO3，M的最低价氢化物为NH3，两者反应生成NH4NO3，D正确。
(2)(2022·天津静海一中调研)X、Y、Z、W、M五种元素的原子序数依次增大。已知X、Y、Z、W是短周期元素中的四种非金属元素，X元素的原子形成的离子就是一个质子，Z、W在元素周期表中处于相邻的位置，它们的单质在常温下均为无色气体，Y原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，M是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是 ( )A．五种元素的原子半径从大到小的顺序：M＞W＞Z＞Y＞XB．X、Z两元素能形成原子个数比(X∶Z)为3∶1和4∶2的化合物C．化合物YW2、ZW2都是酸性氧化物D．用M单质作为阳极、石墨作为阴极电解NaHCO3溶液，电解一段时间后，在阴极区会出现白色沉淀
B
[解析] X元素的原子形成的离子就是一个质子，X为氢元素，Y原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，应为碳元素；Z、W在元素周期表中处于相邻的位置，它们的单质在常温下均为无色气体，则Z为氮元素、W为氧元素；M是地壳中含量最高的金属元素，应为铝元素。氢原子半径最小，同周期随原子序数增大原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径：Al＞C＞N＞O＞H，即M＞Y＞Z＞W＞X，故A错误；N、H两元素能形成NH3、N2H4，故B正确；CO2是酸性氧化物，NO2与水反应生成硝酸和NO，NO2不是酸性氧化物，故C错误；用Al单质作为阳极、石墨作为阴极电解NaHCO3溶液，阴极生成氢气，但不会生成沉淀，故D错误。
微考点2 元素金属性、非金属性的比较 (2022·北京海淀区模拟)下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是 ( )
典例 2
C
[解析] 可依据金属单质与水反应的剧烈程度判断元素金属性的强弱，与冷水反应，Na比Mg剧烈，说明Na的金属性比Mg强，A正确；依据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断元素金属性的强弱，Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2，则金属性Ca＞Mg，B正确；SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，但不能说明S与C的非金属性的强弱，C错误；相同温度时，溴单质、碘单质与氢气化合的难易程度可以说明溴的非金属性比碘的非金属性强，正确。
[易错提醒] 判断金属性和非金属性强弱时的易错点(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对应水化物。(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。(3)元素的非金属性越强，其单质的活泼性不一定越强。实际中的特例，如N的非金属性较强，但N2性质稳定。
〔对点集训2〕 下列实验不能达到实验目的的是 ( )
B
[解析] Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应进行的难易程度，即可判断出氯元素、溴元素的非金属性强弱，A项正确；向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3，但是无法比较Mg、Al的金属性强弱，B项错误；测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据溶液的pH可判断出Na2CO3与Na2SO4是否发生水解或水解的程度大小，即可判断出H2CO3、H2SO4的酸性强弱，从而判断出C、S的非金属性强弱，C项正确；利用Fe、Cu与盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，D项正确。
[微点拨] 元素金属性、非金属性及其比较(1)元素金属性、非金属性强弱的本质。①元素原子失电子能力越强，元素金属性越强。②元素原子得电子能力越强，元素非金属性越强。(2)元素金属性和非金属性强弱的判断依据。①结构判断法：根据原子结构比较。最外层电子数越少，电子层越多，元素金属性越强；最外层电子数越多，电子层越少，非金属性越强。
微考点3 电离能及其变化规律与应用 (2022·河北沧州模拟)下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2表示，单位为kJ·mol－1)
典例 3
下列关于元素R的判断中一定正确的是 ( )A．R的最高正价为＋3价B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族C．R元素的原子最外层共有4个电子D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B
[解析] 比较元素R的各级电离能的数据可知，该元素的电离能远小于电离能，说明该元素的原子最外层上为2个电子，据此解题；由分析可知，R的最外层上是2个电子，故R的最高正价为＋2价，A错误；由分析可知，R的最外层上是2个电子，且R为短周期元素，故R元素位于元素周期表中第ⅡA族，B正确；由分析可知，R的最外层上是2个电子，C错误；由分析可知，R的最外层上是2个电子，R元素基态原子的电子排布式为1s22s2或者1s22s22p63s2，D不一定正确。
〔对点集训3〕 (1)(2020·全国1,35节选)I1(Li)＞I1(Na)，原因是____________________________________________________________。I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)，原因是__________________________________ ______________________________________________________________________________________________________________________。
Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全充满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B的核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
(2)(2018·全国3,35节选)锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：①锌原子核外电子排布式为_______________。②黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)，原因是__________ _______________________________________________。
[Ar]3d104s2
大于
Zn的3d能级与4s能级为全充满稳定结构，较难失电子
(3)(2017·全国2,35节选)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题：
元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是____________________________________
______________________；氮元素的E1呈现异常的原因是_______________________________。
从左到右原子半径减小，元素非金属性
增强，得电子能力增强
氮原子的2p轨道为半充满状态
(4)(2017·全国3,35节选)元素Mn与O中，第一电离能较大的是______。[解析] (1)同主族元素从上至下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，所以I1(Li)＞I1(Na)；同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于第ⅡA族元素基态原子最外层s能级处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同周期的第ⅢA族元素，因此，I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)。
O
(2)①Zn位于第四周期第ⅡB族，属于ds区，Zn的核外电子排布为[Ar]3d104s2。②根据洪特规则特例进行判断，锌失去一个电子的价电子层变化为3d104s2→3d104s1，铜失去一个电子的价电子层变化为3d104s1→3d104s0，锌由稳定的全充满结构变为较稳定的半充满结构，而铜为较稳定的4s1半充满结构变为较稳定的4s0全空结构，故Zn的第一电离能比Cu的第一电离能大。
(3)从题图可以看出：除N外，第二周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，元素非金属性增强，得电子能力增强；氮原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(4)O是非金属元素，而Mn是金属元素，O易得电子而不易失电子，所以O的第一电离能大于Mn。
[微点拨] 电离能应用的规律
微考点4 电负性及其变化规律与应用 (1)(2022·山东潍坊一中模拟)(双选)美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作为载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是 ( )A．原子半径：Al＞NaB．第一电离能：Al＞NaC．电负性：Na＞AlD．基态原子未成对电子数：Na＝Al
BD
典例 4
[解析] 根据元素周期律可知，原子半径Na＞Al，电负性Na＜Al，Al的基态原子电子排布式为[Ne]3s23p1，Na的基态原子电子排布式为[Ne]3s1，故未成对电子数相等。
(2)(2022·四川成都模拟)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1.0～1.6B．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形成的化合物中O显正价
A
[解析] Mg元素的金属性小于Na，大于Al，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，两元素电负性差距较大，可形成极性键，C判断正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D判断正确。
〔对点集训4〕 (1)(2022·福建福州模拟)如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题估计钙元素的电负性的取值范围 ( )A．小于0.8 B．大于1.2C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间
C
[解析] 同一周期从左至右，电负性增大；同一主族从上到下，电负性减小，钙元素的电负性应小于Mg的而大于K的，即Ca的电负性的取值范围在0.8与1.2之间，C项正确。
(2)(2022·山西太原模拟)如图是第二周期3～9号元素某些性质变化趋势图，以下说法中正确的是 ( )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轴可能表示元素的最高正化合价数
B
[解析] 第二周期中，Be、N的第一电离能均大于它们邻近的元素，故A错误；同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，故B正确；同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，故C错误；O、F无正价，故D错误。
(3)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：①H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______________的相似。②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是______________。
B
硅(或Si)
N＞H＞B
[解析] ①H、B、N中，H的电子层数最少，原子半径最小(H是所有元素中原子半径最小的元素)；而B、N同周期，电子层数相同，但是N的核电荷数大，所以原子半径小，所以三种元素中原子半径最大的是B。由于周期表中B的对角线元素为Si，所以根据对角线规则，B的一些化学性质与元素Si的相似。②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，故电负性N＞H，而与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，故电负性H＞B，所以电负性大小顺序是N＞H＞B。
[微点拨] 电负性的三大应用规律
考点二
考点二 元素“位——构——性”关系的综合应用
必备知识·梳理夯实
考 点 清 单
“位—构—性”推断的核心是“位”，即根据结构首先判断元素在元素周期表中的位置，然后根据元素性质的相似性和递变性预测其可能的性质；也可以根据其具有的性质确定其在周期表中的位置，进而推断出其结构。
1．元素“位”“构”“性”之间的关系
2．元素周期表中元素金属性和非金属性的递变
逐渐增强
非金属
金属
逐渐增强
(1)分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。金属性最强的元素(不考虑放射性元素)位于周期表的左下角，是________。非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，是______。(2)分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
Cs
F
3．元素“位、构、性”相互推断需注意的问题(1)对于同一元素的原子，掌握四个关系式：①原子核外电子层数＝周期序数；②质子数＝____________；③原子最外层电子数＝______ ______；④主族元素的最高正价＝________________________，最低负价＝_______________。(2)熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：①元素的金属性、非金属性；②气态氢化物的稳定性；③最高价氧化物对应水化物的酸、碱性；④金属与水或酸反应置换出H2的难易程度。
原子序数
主族
序数
主族序数(O、F除外)
主族序数－8
4．性质与位置的互推(1)根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置。如同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按______________的顺序从左到右排列。(2)根据元素在周期表中的位置关系，可以推断元素的性质，如A、B、C三种元素在同一主族中从上到下排列，则A、B、C的单质氧化性依次________或对应离子的还原性依次________。
C、B、A
减弱
增强
5．结构与性质的互推(1)若某元素的最外层电子数小于4，则该元素容易______电子；若某元素的最外层电子数大于4，则该元素容易______电子。(2)若某元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若某元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。
失
得
6．结构与位置的互推由原子序数确定主族元素位置的方法：只要记住了稀有气体元素的原子序数(He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86)，就可确定主族元素在周期表中的位置。(1)若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在稀有气体元素所在周期的下一周期的第________族或第________族，如88号元素：88－86＝2，则该元素应在第7周期第ⅡA族。(2)若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在稀有气体元素所在周期的第ⅢA族～第ⅦA族，如84号元素应在第6周期第________族。
ⅠA
ⅡA
ⅥA
7．理清“序、层”规律(1)若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前右，阳后左”，即阴离子在前一周期右侧，阳离子在后一周期左侧，阳离子的原子序数大。如核外电子排布相同的主族元素的相对位置判断方法：若短周期主族元素的简单离子：A＋、B2＋、C－、D2－具有相同的电子层结构，则A、B、C、D四种元素在元素周期表中的相对位置如下：故原子序数：__________________原子半径：__________________离子半径：____________________(2)同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子原子序数大。
B＞A＞C＞D A＞B＞D＞C D2－＞C－＞A＋＞B2＋
8．熟记“序、价”规律在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。9．“位、构、性”三者关系的应用利用元素在周期表中位置、元素的原子结构、元素性质三者关系，可以比较或推断某些元素的性质，如：
(1)比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。(2)比较同周期元素及其化合物的性质。(3)比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。(4)推断一些未学过的元素的某些性质。
小 题 自 测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)电子层结构相同的粒子化学性质一定相同。 ( )[提示] 电子层结构相同的微粒可能为阳离子或原子或阴离子，不同微粒间的化学性质有差异。
×
(2)酸性：HClO4＞HBrO4与热稳定性：HCl＞HBr，二者均可证明非金属性：Cl＞Br。 ( )[提示] 最高价氧化物对应水化物的酸性以及气态氢化物的稳定性均可以证明非金属性的强弱。(3)同一周期元素的原子，半径越小越容易失电子。 ( )[提示] 同一周期元素的原子，半径越小越容易得电子。
√ ×
√ × √ √ √
× √ √
(12)原子最外层电子数大于3(小于8)的元素一定是非金属元素。 ( )(13)同主族元素，从上到下，单质的熔点逐渐降低。 ( )(14)根据元素周期律可知金属性最强的是铯，非金属性最强的是氦。 ( )[提示] 金属性最强的是铯，非金属性最强的是氟。(15)因为非金属性：Cl＞S，故HClO的酸性比H2SO4的强。( )[提示] 应该是最高价氧化物对应的水化物，HClO不是氯的最高价氧化物对应的水化物。
× × × ×
(16)根据Ba(OH)2易溶，Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，推知Be(OH)2难溶。 ( )[提示] Be、Mg、Ca、Ba是同主族元素，金属性逐渐增强，性质相似又有递变性。(17)F、Cl同主族，类比Cl2的性质可推出F2在反应中既可作氧化剂，也可作还原剂。 ( )[提示] F2只能作氧化剂，不能作还原剂。
√
×
(18)在周期表中的氯、硫、磷附近探索研制农药的元素，所以这几种元素的化合物都有毒。 ( )[提示] 氯化钠等无毒。
×
2．(2022·山东滨州高三检测)已知aAn＋、bB(n＋1)＋、cCn－、dD(n＋1)－是具有相同的电子层结构的离子，关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是 ( )A．离子半径：A＞B＞C＞DB．原子序数：b＞a＞c＞dC．原子半径：D＞C＞B＞AD．四种元素一定属于短周期元素
B
[提示] 由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如图：原子序数b＞a＞c＞d；具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径D＞C＞A＞B；原子半径A＞B＞D＞C；A和B可以为第四周期元素，故B项正确。
3．深度思考：(1)下图为几种粒子的结构示意图，完成以下填空。
A．写出上述各种粒子的符号：______________________________________________。B．上述粒子能与盐酸反应的是________________(填微粒符号，下同)。C．上述粒子能与NaOH溶液反应的是____________________________。D．上述粒子对应元素位于第三周期第ⅣA族的是________。
F－、Ne、Mg2＋、Na、Al3＋、S2－、Si、Fe2＋
F－、Na、S2－
Mg2＋、Na、Al3＋、Si、Fe2＋
Si
(2)对角线规则是指相邻周期的左上、右下元素的单质和化合物的性质相似的现象。在第二、三周期，比较明显地表现在Li和Mg、Be和Al、B和Si三对元素之间，这是由于它们的电离能、电负性都非常接近。
铍和铝都是活泼金属，其单质在冷的浓HNO3中都可以钝化，两者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。①类比Al(OH)3的两性，请写出Be(OH)2与盐酸、NaOH溶液反应的化学方程式。②AlCl3是共价型卤化物，试写出BeCl2的结构式。[提示] ①Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH ===Na2BeO2＋2H2O。②BeCl2的结构式为Cl—Be—Cl。
(3)最外层电子数相同的元素化学性质一定相同吗？请举例说明。[提示] 不一定。如最外层电子数为1的元素可以在主族、副族、Ⅷ族，化学性质不相同。
考点突破·训练提升
微考点1 元素“位—构—性”的关系与元素推断 (1)(2022·山东滨州高三检测)下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是 ( )A．原子半径：W＜XB．常温常压下，Y单质为固态C．气态氢化物热稳定性：Z＜WD．X的最高价氧化物的水化物是强碱
典例 1
D
[解析] 根据题给周期表片段中各种元素的相对位置可知，W与X的最高化合价之差为2，设X的最高化合价为a，则W的最高化合价为a＋2，结合题意知2a＋2＝8，解得a＝＋3，从而推知X为Al、Y为Si、Z为P、W为N。A项，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：W(N)＜X(Al)；B项，常温常压下，Y(Si)单质为固态；C项，非金属性：Z(P)＜W(N)，故气态氢化物的热稳定性：Z＜W；D项，X为Al，其最高价氧化物的水化物为Al(OH)3，属于两性氢氧化物。
(2)(2022·山东滨州一中模拟)(双选)X、Y、Z、W、Q都是短周期元素，其中X原子的最外层电子数是内层电子数的3倍；X与Z同族，Y与Z同周期，Q原子的电子总数等于其电子层数的3倍，W与X、Y既不同族也不同周期且W不是稀有气体元素；X、Y、Z三种元素的族序数之和为16。下列说法正确的是 ( )A．Q与W可形成10电子、14电子、18电子分子B．Y的最高价氧化物对应水化物的化学式只能表示为H4YO4C．Y、Z、Q分别与X化合，只能形成AB2型化合物D．X、Z、W中的两种或三种元素形成的钠盐溶液可能显酸性、碱性或中性
AD
[解析] 根据题意可知，X、Y、Z、W、Q分别是O、Si、S、H、C。碳元素与氢元素可以组成甲烷(CH4)、乙炔(C2H2)、乙烷(C2H6)分子，它们分别为10电子、14电子、18电子分子，A项正确；硅的最高价氧化物对应水化物的化学式有H4SiO4、H2SiO3，B项错误；碳、硅、硫与氧形成的化合物，除CO2、SiO2、SO2外，还有CO、SO3等，C项错误；硫、氢、氧形成的钠盐溶液中，NaHSO4溶液显酸性，Na2SO4溶液显中性，Na2SO3溶液显碱性，D项正确。
①A元素的第一电离能_____(填“＜”“＞”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为____________ (用元素符号表示)。②D元素原子的价电子排布式是_______。③C元素基态原子的电子排布图为______________________；E3＋的离子符号为________。④F元素位于元素周期表的________区，其基态原子的电子排布式为_____________________________________。
＞
N＜O＜F
3s2
Fe3＋
ds
1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
⑤G元素可能的性质______。A．其单质可作为半导体材料B．其电负性大于磷C．其原子半径大于锗D．其第一电离能小于硒⑥活泼性：D______(填“＞”或“＜”，下同)Al，第一电离能I1 (Mg)______I1(Al)，其原因是_____________________________________ ___________________________________________。
A
＞
＞
镁原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定，而铝原子的3p轨道只有一个电子，不稳定
④F是Cu元素，Cu元素位于元素周期表的ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。⑤G为As元素，位于金属与非金属的分界线处，其单质为半导体，其电负性小于磷，原子半径小于锗，第一电离能大于硒。⑥元素D为Mg元素，活泼性：Mg＞Al；因为Mg原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定，而Al原子的3p轨道只有一个电子，不稳定，故第一电离能：I1(Mg)＞I1(Al)。
〔对点集训1〕 (1)(2022·浙江模拟)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。Y元素的最高正价为＋4价，Y元素与Z、M元素相邻，且与M元素同主族；化合物Z2X4的电子总数为18个；Q元素的原子最外层电子数比次外层少一个电子。下列说法不正确的是( )A．原子半径：Z＜Y＜MB．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞Y＞MC．X2Z—ZX2易溶于水，其水溶液呈碱性D．X、Z和Q三种元素形成的化合物一定是共价化合物
D
[解析] X、Y、Z、M、Q为五种短周期元素，原子序数依次增大，Y元素的最高正价是＋4价，M与Y同主族，则Y为碳元素，M是硅元素；Z与碳相邻，是氮元素，N2X4的电子总数是18，X是氢元素；Q是第三周期元素，最外层电子数是7，则为氯元素。原子半径：N＜C＜Si(Z＜Y＜M)，A项正确；最高价氧化物对应水化物的酸性：HNO3＞H2CO3＞H2SiO3(Z＞Y＞M)，B项正确；H2N—NH2易溶于水，水溶液呈碱性，C项正确；H、N、Cl可以形成NH4Cl，NH4Cl是离子化合物，D项错误。
(2)(2022·北京西城模拟改编)W、X、Y、Z、M、N六种主族元素，它们在周期表中位置如图所示，下列说法正确的是( )A．原子半径：Y＞Z＞W，简单离子半径：M－＞Z2－＞W2－
D
B．单质的还原性：X＞Y，简单氢化物的沸点：Z＞WC．溴与元素M同主族，最高价氧化物对应的水化物的酸性比M的强D．元素N位于金属与非金属的分界线附近，可以推断N的单质可作半导体材料
[解析] 由元素在周期表的位置可知，W、X、Y、Z、M、N六种主族元素分别为O、Na、Mg、S、Cl、Ge，电子层数越多，原子半径越大，同周期从左到右原子半径减小，则原子半径：Y＞Z＞W，离子的核外电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Z2－＞M－＞W2－，A错误；同周期从左向右金属性减弱，还原性减弱，则单质的还原性：X＞Y，水分子间存在氢键，则简单氢化物的沸点：Z＜W，B错误；溴与元素M同主族，M为Cl，非金属性Cl＞Br，Cl的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Br的强，C错误；元素N位于金属与非金属的分界线附近，具有金属性和非金属性，则N元素的单质可作半导体材料，D正确。
(3)(2022·天津高三检测)(双选)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是 ( )A．元素电负性：Z＜W B．简单离子半径：W＜YC．元素第一电离能：Z＞W D．简单氢化物的沸点：X＜Z
AC
[解析] 由Z的最高价含氧酸为H3ZO4，且0.1 mol·L－1H3ZO4溶液对应的pH＝1.57知，Z为P；由0.1 mol·L－1Y的最高价氧化物的水化物的溶液的pH＝13知，Y为Na，由X、Y、Z、W的原子序数依次增大，且0.1 mol·L－1X的最高价氧化物的水化物的溶液的pH＝1可知，X为N，由0.1 mol·L－1W最高价氧化物的水化物pH＜1可知，W为S。所以，电负性：S＞P；离子半径：S2－＞Na＋；因为磷原子价层电子排布为3s23p3,3p能级为半充满状态，较稳定，故第一电离能：P＞S；因为NH3分子间存在氢键，故氢化物的沸点：NH3＞PH3。
微考点2 元素“位一构一性”的综合应用 (1)(2022·广东广州高三检测)X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期主族元素，A、B、C、D、E为上述四种元素中的两种或三种所组成的化合物。已知A的相对分子质量为28，B分子中含有18个电子，五种化合物间的转化关系如图所示。
典例 2
下列说法错误的是 ( )A．X、Y组成化合物的沸点一定比X、Z组成化合物的沸点低B．Y的最高价氧化物的水化物为弱酸C．Y、Z组成的分子可能为非极性分子D．W是所在周期中原子半径最小的元素
A
[解析] 由转化关系并借助A的相对分子质量为28和B是18电子的分子推知：A为乙烯、B为氯化氢、C为氯乙烷、D为水、E为乙醇；X、Y、Z、W分别对应元素为H、C、O、Cl。X、Y组成的化合物为烃类物质，沸点可能高于X、Z组成的化合物H2O，A错误；Y的最高价氧化物的水化物为H2CO3属于弱酸，B正确；Y、Z组成的分子可能为非极性分子CO2，C正确；W是Cl，是所在周期中原子半径最小的元素，D正确。
(2)(2022·山东滨州高三检测)(双选)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：Y＞X＞W＞ZB．简单离子的还原性：Y＞X＞WC．简单离子的半径：W＞X＞Y＞ZD．氢化物水溶液的酸性：Y＞W
AC
[解析] 四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成淡黄色化合物Z2X2，该淡黄色化合物为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素。同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F＞O＞Cl＞Na，A正确；
O、F、Cl三种元素的简单离子中，F－还原性最弱，B错误；电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl－＞O2－＞F－＞Na＋，C正确；F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。
〔对点集训2〕 (1)现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。
①已知BA5为离子化合物，写出其电子式：__________________。②B元素基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有_____个伸展方向，原子轨道呈______________形。③某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图如下：该同学所画的电子排布图违背了____________。
3
哑铃(纺锤)
泡利原理
④G位于________族______区，该元素的价电子排布式为__________。⑤检验F元素的方法是____________，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：______________________________________________ __________________________________________________________________________________________________。
ⅦB
d
3d54s2
焰色反应
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量
③该同学所画的电子排布图中3s能级的2个电子自旋方向相同，违背了泡利原理。④G为Mn元素，是25号元素，位于第四周期第ⅦB族，最后填充的为d轨道电子，为d区元素，价电子排布式为3d54s2。
(2)已知：A、B、C、D、E、F都是元素周期表中前四周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中A、C原子的L层有2个未成对电子。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态。请根据以上信息，回答下列问题：①A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为______________ (用元素符号表示)。②D元素的原子核外共有______种不同运动状态的电子，有_____种不同能级的电子。③写出E的基态原子的电子排布式：______________________。
C＜N＜O
12
4
1s22s22p63s23p64s2
④F和X(质子数为25)两元素的部分电离能数据列于下表，比较两元素的I3可知，气态X2＋再失去一个电子比气态F2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是_____________________________________________。
Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定
[解析] A、C原子的L层有2个未成对电子，且A的原子序数小于C，则A的电子排布式为1s22s22p2，C的电子排布式为1s22s22p4，即A为C(碳)元素，C为O元素，A～F原子序数依次增大，则B为N元素。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构，则D为Mg元素，E为Ca元素；F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态，则F为Fe元素。①C、N、O的电负性由小到大顺序为C＜N＜O。
②Mg的原子核外有12个电子，即有12种不同的运动状态，具有1s、2s、2p、3s共4个不同的能级。③E为Ca元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2。④Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定，故再失去一个电子比Fe2＋难。
原子结构与元素性质的递变规律
萃取精华
本讲要点速记：1．牢记1～7周期的元素种类数：2、8、8、18、18、32、32。2．掌握五个关系式：(1)质子数＝原子序数。(2)电子层数＝周期序数。(3)最外层电子数＝主族序数。(4)最高正价＝主族序数(O、F除外)。(5)最低负价＝主族序数－8(H除外)。
3．理解元素性质的两个递变规律：(1)同周期主族元素性质递变规律(从左至右)①原子半径逐渐变小②最高正价由＋1→＋7(除一、二周期)；最低负价从－4→－1③金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(2)同主族元素性质递变规律(自上而下)①原子半径逐渐增大②金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
4．掌握两个物理量：(1)电离能：定量描述元素原子失去电子的能力。要注意ⅡA、ⅤA族元素的特殊性。(2)电负性：定量描述元素原子得电子能力。5．化合物类别的几个特例AlCl3：由活泼金属元素与活泼非金属元素组成的共价化合物。NaOH：含有极性键的离子化合物。Na2O2：含有非极性键的离子化合物。NH4NO3：全部由非金属元素形成的离子化合物。
6．元素推断题的解题思路
谢谢观看
第五章
原子结构 元素周期律
第14讲 元素周期律
考点一
考点二
考点一
考点一 元素周期律
必备知识·梳理夯实
考 点 清 单
1．元素周期律的内容及实质
原子序数
原子核外电子排布
2．元素周期表中主族元素结构及性质的递变规律
相同
增多
增多
相同
减小
增大
减小
减小
增强
减弱
减弱
增强
增强
增强
减弱
减弱
增强
容易
增强
困难
减弱
增强
减弱
增强
减弱
减弱
增强
[微点拨] (1)判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素的原子在化学反应中得失电子的难易程度，而不是得失电子的多少。(2)根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。
3．电离能(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__________，符号：_____，单位：____________。(2)变化规律①同周期：第一种元素的第一电离能________，最后一种元素的第一电离能________，总体呈现从__________________的变化趋势(有反常)。②同族元素：从上至下第一电离能____________。③同种原子：逐级电离能越来越______，即I1______I2______I3……
最低能量
I1
kJ·mol－1
最小
最大
左至右逐渐增大
逐渐减小
大
＜
＜
(3)电离能的三个重要应用①判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强，I1越小，元素的金属性越强。②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2＜I3表明K原子易失去1个电子形成＋1价阳离子。③判断元素核外电子的分层排布情况。如Li：I1≪I2＜I3表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层(K、L)上，且最外层上只有一个电子。
同周期元素从左至右，元素的第一电离能并不是依次增大的，当元素的核外电子排布轨道是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常得大。示例①第三周期所有元素的第一电离能(I1)大小顺序为Na＜Al＜Mg＜Si＜S＜P＜Cl＜Ar(用元素符号表示)。②高温条件下Cu2O比CuO稳定的原因是Cu2O中Cu＋的3d轨道处于全充满稳定状态，难失电子。
特别提醒
4．电负性(1)定义：用来描述不同元素的原子在化合物中________________的能力。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中________________的能力________。(2)标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为_______和金属元素锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体不计)。
吸引键合电子
吸引键合电子
越强
4.0
(3)变化规律金属元素的电负性一般________(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般________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_______左右。在元素周期表中，同周期从左至右，主族元素的电负性逐渐________，同主族从上至下，元素的电负性逐渐________。两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键。
小于
大于
1.8
增大
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有些性质是相似的(电负性接近)。例如：
①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，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。②第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)因原子p轨道分别处于全空或半充满状态而比较稳定，所以其第一电离能分别大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg＞Al，P＞S。
特别提醒
③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。④同周期主族元素从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
小 题 自 测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)B和N相比，电负性较大的是N。 ( )(2)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N＞O＞F＞C。 ( )(3)原子的最外层电子数是2的元素，一定是ⅡA族元素。 ( )[提示] 不一定。可以是0族元素He和过渡元素等。
√ × ×
(4)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。( )(5)电负性大的元素非金属性强。 ( )(6)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。 ( )(7)元素周期表中镧系、锕系都占据同一格，但它们不是同位素。 ( )[提示] 同位素是同种元素的不同原子，要求质子数相同而质量数不同，显然，镧系、锕系不符合。
× √ × √
(8)同一周期元素，从左至右，元素的第一电离能逐渐增大。( )[提示] 同一周期元素中，第ⅡA、VA族中由于元素价电子处于全满和半满状态，表现出的第一电离能比相邻元素的大，如I(N)＞I(O)。(9)Ga与As位于同一周期，原子序数Ga＜As，则根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。 ( )[提示] Ga和As为同一周期元素，原子序数Ga＜As，则原子半径Ga＞As，由于从左到右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能Ga小于As。
×
×
(10)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大。 ( )[提示] 每一周期第一电离能最大的为稀有气体元素。(11)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素。 ( )[提示] 价电子排布为5s25p1的元素，位于第五周期第ⅢA族，是p区元素。
√
×
(12)电负性差值大于1.7时，一定形成离子键。 ( )[提示] 电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，也可能形成共价键。(13)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。 ( )[提示] 元素的电负性大，第一电离能不一定大。如N元素的电负性小于氧元素的电负性。但N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素。
×
×
(14)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径依次减小。 ( )[提示] 核外电子排布相同的粒子，核电荷数越大半径越小，所以S2－半径最大，Ca2＋半径最小，错误。(15)同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大。( )[提示] 第ⅦA族中Cl－、Br－、I－的还原性依次增强，但因三种阴离子对应的酸均为强酸，所以三种阴离子均不水解，错误。
×
×
(16)科学家发现一种新细菌的DNA链中有砷(As)元素，该As元素最有可能取代了普通DNA链中的P元素。 ( )[提示] As与P在同一主族，性质相似，正确。(17)元素氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强。 ( )(18)元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱。 ( )
√
× ×
2．(1)根据元素周期律用“＞”或“＜”填空。①碱性：Mg(OH)2______Ca(OH)2______KOH。②酸性：HClO4______H2SO4______HClO。③热稳定性：CH4______NH3______H2O。④还原性：HBr______HCl，I－______S2－。
＜
＜
＞
＞
＜
＜
＞
＜
(2)比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。①Na______Mg______Cl②Na＋______Mg2＋______Al3＋③F－______Cl－______Br－④Cl－______O2－______Na＋______Mg2＋
＞
＞
＞
＞
＜
＜
＞
＞
＞
3．深度思考：(1)同主族从上到下，酸性：HF＞HCl＞HBr，这种比较方法正确吗？______________________________________________________________________________________________________________________________________________
不正确。同主族从上到下，非金属性减弱，其最高价氧化物对应水化物的酸性减弱。酸性：HClO4＞HBrO4，而氢化物的酸性：HF＜HCl＜HBr。
(2)酸性：H2SO3＞H2CO3＞HClO，能否说明非金属性：S＞C＞Cl?____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
不能。因为硫的最高价氧化物对应的水化物是H2SO4不是H2SO3，氯的最高价氧化物对应的水化物是HClO4不是HClO。应根据元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱比较其非金属性强弱。
(3)若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。①原子半径由大到小：______________。②金属性由强到弱：______________。③非金属性由强到弱：______________。
C＞A＞B C＞A＞B B＞A＞C
(4)下表列出了九种元素在元素周期表中的位置。 ①这九种元素电负性最大的是______，第一电离能最小的元素是______，最不活泼的是________(均用元素符号填空)。②这九种元素中最外层电子排布式为4s1的元素为___________(用元素符号填空)。
F
K
Ne
K和Cu
③c、d、e三种元素第一电离能由大到小的顺序是_____________，电负性由大到小的顺序是________________(均用元素符号填空)。④写出d元素原子的轨道表示式____________________________，i元素原子基态电子排布式______________________________________ 。
P＞S＞Si
S＞P＞Si
1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)
(5)根据元素周期表中完整周期元素的性质，完成下列空格。①在第三周期中，第一电离能最小的元素符号是______，其原子的结构示意图为____________，第一电离能最大的元素符号是________，其价电子排布式为__________。②在元素周期表中，电负性最大的元素名称是______，其价电子排布图为__________________。
Na
Ar
3s23p6
氟
(6)已知某主族元素的逐级电离能为I1＝500 kJ·mol－1、I2＝4 600 kJ·mol－1，I3＝6 900 kJ·mol－1，I4＝9 500 kJ·mol－1，可推知该元素可能在哪一族？最高化合价可能为多少？[提示] 第ⅠA族，＋1价。
考点突破·训练提升
微考点1 根据元素周期律和周期表判断物质的性质 (1)(2021·广东，13)一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中，X的原子核只有1个质子；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。下列说法不正确的是 ( )A．XEZ4是一种强酸B．原子半径：Y＞W＞EC．非金属性：W＞Z＞YD．ZW2中，Z的化合价为＋2价
B
典例 1
[解析] A项，X为H，则Y、Z、W都位于第二周期，且Y原子最外层有4个电子，则为C，Z原子最外层有6个电子，则为O，W原子最外层有7个电子，则为F，因此E为Cl，所以XEZ4为HClO4，为强酸，正确；B项，一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，因此原子半径：E(Cl)＞Y(C)＞W(F)，错误；C项，同周期主族元素从左往右非金属性逐渐增强，因此非金属性：W(F)＞Z(O)＞Y(C)，正确；D项，ZW2为OF2，其中F的非金属性更强，则F为－1价，O为＋2价，正确。
(2)(双选)现有4种短周期主族元素X、Y、Z和Q，原子序数依次增大，其中Z、Q在同一周期。相关信息如下表：
下列说法正确的是 ( )A．常温时，X单质能与水发生非常缓慢的反应B．Y与Q元素组成的YQ4分子，空间构型为正四面体C．Y、Z、Q最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱D．第5周期且与Q同主族元素的单质在常温常压下呈液态
AB
[解析] X在四种元素中原子序数最小且最外层电子数是核外电子总数的一半，则X是Be元素。Z单质为淡黄色固体，常存在于火山喷口附近，则Z为S元素。Y的最高正价和最低负价之和为零，则Y在第ⅣA族，由Z、Q在同一周期，可知Y是C元素，Q与S同周期且在同周期中原子半径最小，故Q是Cl元素。A项，Be的金属性比Mg弱，常温下Mg与水反应非常缓慢，则Be与水反应更缓慢，正确；B项，CCl4和CH4一样，分子空间构型为正四面体结构，正确；C项，Y、Z、Q最高价氧化物的水化物分别为H2CO3、H2SO4和HClO4，酸性依次增强，错误；D项，第五周期与Cl同主族的元素是I，单质I2在常温常压下呈固态，错误。
[微点拨] 微粒半径的大小比较
〔对点集训1〕 (1)(2021·浙江6月选考，15)已知短周期元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中的相对位置如图所示，其中Y的最高化合价为＋3。下列说法不正确的是 ( )A．还原性：ZQ2＜ZR4B．X能从ZO2中置换出ZC．Y能与Fe2O3反应得到FeD．M最高价氧化物的水化物能与其最低价氢化物反应
A
[解析] Y的最高化合价为＋3价，结合各元素在周期表中的相对位置，则Y为Al元素、X为Mg元素、Z为C元素、M为N元素、Q为S元素、R为Cl元素。S的非金属性比Cl的非金属性弱，故还原性CS2＞CCl4，A不正确；镁能与CO2反应生成C，B正确；铝比铁活泼，铝与铁的氧化物发生铝热反应可把铁置换出来，C正确；M的最高价氧化物的水化物为HNO3，M的最低价氢化物为NH3，两者反应生成NH4NO3，D正确。
(2)(2022·天津静海一中调研)X、Y、Z、W、M五种元素的原子序数依次增大。已知X、Y、Z、W是短周期元素中的四种非金属元素，X元素的原子形成的离子就是一个质子，Z、W在元素周期表中处于相邻的位置，它们的单质在常温下均为无色气体，Y原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，M是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是 ( )A．五种元素的原子半径从大到小的顺序：M＞W＞Z＞Y＞XB．X、Z两元素能形成原子个数比(X∶Z)为3∶1和4∶2的化合物C．化合物YW2、ZW2都是酸性氧化物D．用M单质作为阳极、石墨作为阴极电解NaHCO3溶液，电解一段时间后，在阴极区会出现白色沉淀
B
[解析] X元素的原子形成的离子就是一个质子，X为氢元素，Y原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，应为碳元素；Z、W在元素周期表中处于相邻的位置，它们的单质在常温下均为无色气体，则Z为氮元素、W为氧元素；M是地壳中含量最高的金属元素，应为铝元素。氢原子半径最小，同周期随原子序数增大原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径：Al＞C＞N＞O＞H，即M＞Y＞Z＞W＞X，故A错误；N、H两元素能形成NH3、N2H4，故B正确；CO2是酸性氧化物，NO2与水反应生成硝酸和NO，NO2不是酸性氧化物，故C错误；用Al单质作为阳极、石墨作为阴极电解NaHCO3溶液，阴极生成氢气，但不会生成沉淀，故D错误。
微考点2 元素金属性、非金属性的比较 (2022·北京海淀区模拟)下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是 ( )
典例 2
C
[解析] 可依据金属单质与水反应的剧烈程度判断元素金属性的强弱，与冷水反应，Na比Mg剧烈，说明Na的金属性比Mg强，A正确；依据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断元素金属性的强弱，Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2，则金属性Ca＞Mg，B正确；SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，但不能说明S与C的非金属性的强弱，C错误；相同温度时，溴单质、碘单质与氢气化合的难易程度可以说明溴的非金属性比碘的非金属性强，正确。
[易错提醒] 判断金属性和非金属性强弱时的易错点(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对应水化物。(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。(3)元素的非金属性越强，其单质的活泼性不一定越强。实际中的特例，如N的非金属性较强，但N2性质稳定。
〔对点集训2〕 下列实验不能达到实验目的的是 ( )
B
[解析] Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应进行的难易程度，即可判断出氯元素、溴元素的非金属性强弱，A项正确；向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨气，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3，但是无法比较Mg、Al的金属性强弱，B项错误；测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据溶液的pH可判断出Na2CO3与Na2SO4是否发生水解或水解的程度大小，即可判断出H2CO3、H2SO4的酸性强弱，从而判断出C、S的非金属性强弱，C项正确；利用Fe、Cu与盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，D项正确。
[微点拨] 元素金属性、非金属性及其比较(1)元素金属性、非金属性强弱的本质。①元素原子失电子能力越强，元素金属性越强。②元素原子得电子能力越强，元素非金属性越强。(2)元素金属性和非金属性强弱的判断依据。①结构判断法：根据原子结构比较。最外层电子数越少，电子层越多，元素金属性越强；最外层电子数越多，电子层越少，非金属性越强。
微考点3 电离能及其变化规律与应用 (2022·河北沧州模拟)下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2表示，单位为kJ·mol－1)
典例 3
下列关于元素R的判断中一定正确的是 ( )A．R的最高正价为＋3价B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族C．R元素的原子最外层共有4个电子D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B
[解析] 比较元素R的各级电离能的数据可知，该元素的电离能远小于电离能，说明该元素的原子最外层上为2个电子，据此解题；由分析可知，R的最外层上是2个电子，故R的最高正价为＋2价，A错误；由分析可知，R的最外层上是2个电子，且R为短周期元素，故R元素位于元素周期表中第ⅡA族，B正确；由分析可知，R的最外层上是2个电子，C错误；由分析可知，R的最外层上是2个电子，R元素基态原子的电子排布式为1s22s2或者1s22s22p63s2，D不一定正确。
〔对点集训3〕 (1)(2020·全国1,35节选)I1(Li)＞I1(Na)，原因是____________________________________________________________。I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)，原因是__________________________________ ______________________________________________________________________________________________________________________。
Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全充满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B的核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
(2)(2018·全国3,35节选)锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：①锌原子核外电子排布式为_______________。②黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)，原因是__________ _______________________________________________。
[Ar]3d104s2
大于
Zn的3d能级与4s能级为全充满稳定结构，较难失电子
(3)(2017·全国2,35节选)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题：
元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是____________________________________
______________________；氮元素的E1呈现异常的原因是_______________________________。
从左到右原子半径减小，元素非金属性
增强，得电子能力增强
氮原子的2p轨道为半充满状态
(4)(2017·全国3,35节选)元素Mn与O中，第一电离能较大的是______。[解析] (1)同主族元素从上至下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，所以I1(Li)＞I1(Na)；同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于第ⅡA族元素基态原子最外层s能级处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同周期的第ⅢA族元素，因此，I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)。
O
(2)①Zn位于第四周期第ⅡB族，属于ds区，Zn的核外电子排布为[Ar]3d104s2。②根据洪特规则特例进行判断，锌失去一个电子的价电子层变化为3d104s2→3d104s1，铜失去一个电子的价电子层变化为3d104s1→3d104s0，锌由稳定的全充满结构变为较稳定的半充满结构，而铜为较稳定的4s1半充满结构变为较稳定的4s0全空结构，故Zn的第一电离能比Cu的第一电离能大。
(3)从题图可以看出：除N外，第二周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，元素非金属性增强，得电子能力增强；氮原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(4)O是非金属元素，而Mn是金属元素，O易得电子而不易失电子，所以O的第一电离能大于Mn。
[微点拨] 电离能应用的规律
微考点4 电负性及其变化规律与应用 (1)(2022·山东潍坊一中模拟)(双选)美国“海狼”号潜艇上的核反应堆内使用了液体铝钠合金作为载热介质，下列关于Al、Na原子结构的分析中正确的是 ( )A．原子半径：Al＞NaB．第一电离能：Al＞NaC．电负性：Na＞AlD．基态原子未成对电子数：Na＝Al
BD
典例 4
[解析] 根据元素周期律可知，原子半径Na＞Al，电负性Na＜Al，Al的基态原子电子排布式为[Ne]3s23p1，Na的基态原子电子排布式为[Ne]3s1，故未成对电子数相等。
(2)(2022·四川成都模拟)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1.0～1.6B．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形成的化合物中O显正价
A
[解析] Mg元素的金属性小于Na，大于Al，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，两元素电负性差距较大，可形成极性键，C判断正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物中O显正价，D判断正确。
〔对点集训4〕 (1)(2022·福建福州模拟)如表给出的是8种元素的电负性的值，运用表中数据解答下题估计钙元素的电负性的取值范围 ( )A．小于0.8 B．大于1.2C．在0.8与1.2之间 D．在0.8与1.5之间
C
[解析] 同一周期从左至右，电负性增大；同一主族从上到下，电负性减小，钙元素的电负性应小于Mg的而大于K的，即Ca的电负性的取值范围在0.8与1.2之间，C项正确。
(2)(2022·山西太原模拟)如图是第二周期3～9号元素某些性质变化趋势图，以下说法中正确的是 ( )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轴可能表示元素的最高正化合价数
B
[解析] 第二周期中，Be、N的第一电离能均大于它们邻近的元素，故A错误；同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，故B正确；同周期元素从左到右，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，故C错误；O、F无正价，故D错误。
(3)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：①H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______________的相似。②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是______________。
B
硅(或Si)
N＞H＞B
[解析] ①H、B、N中，H的电子层数最少，原子半径最小(H是所有元素中原子半径最小的元素)；而B、N同周期，电子层数相同，但是N的核电荷数大，所以原子半径小，所以三种元素中原子半径最大的是B。由于周期表中B的对角线元素为Si，所以根据对角线规则，B的一些化学性质与元素Si的相似。②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，故电负性N＞H，而与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，故电负性H＞B，所以电负性大小顺序是N＞H＞B。
[微点拨] 电负性的三大应用规律
考点二
考点二 元素“位——构——性”关系的综合应用
必备知识·梳理夯实
考 点 清 单
“位—构—性”推断的核心是“位”，即根据结构首先判断元素在元素周期表中的位置，然后根据元素性质的相似性和递变性预测其可能的性质；也可以根据其具有的性质确定其在周期表中的位置，进而推断出其结构。
1．元素“位”“构”“性”之间的关系
2．元素周期表中元素金属性和非金属性的递变
逐渐增强
非金属
金属
逐渐增强
(1)分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。金属性最强的元素(不考虑放射性元素)位于周期表的左下角，是________。非金属性最强的元素位于元素周期表的右上角，是______。(2)分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
Cs
F
3．元素“位、构、性”相互推断需注意的问题(1)对于同一元素的原子，掌握四个关系式：①原子核外电子层数＝周期序数；②质子数＝____________；③原子最外层电子数＝______ ______；④主族元素的最高正价＝________________________，最低负价＝_______________。(2)熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：①元素的金属性、非金属性；②气态氢化物的稳定性；③最高价氧化物对应水化物的酸、碱性；④金属与水或酸反应置换出H2的难易程度。
原子序数
主族
序数
主族序数(O、F除外)
主族序数－8
4．性质与位置的互推(1)根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置。如同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按______________的顺序从左到右排列。(2)根据元素在周期表中的位置关系，可以推断元素的性质，如A、B、C三种元素在同一主族中从上到下排列，则A、B、C的单质氧化性依次________或对应离子的还原性依次________。
C、B、A
减弱
增强
5．结构与性质的互推(1)若某元素的最外层电子数小于4，则该元素容易______电子；若某元素的最外层电子数大于4，则该元素容易______电子。(2)若某元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若某元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。
失
得
6．结构与位置的互推由原子序数确定主族元素位置的方法：只要记住了稀有气体元素的原子序数(He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86)，就可确定主族元素在周期表中的位置。(1)若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在稀有气体元素所在周期的下一周期的第________族或第________族，如88号元素：88－86＝2，则该元素应在第7周期第ⅡA族。(2)若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在稀有气体元素所在周期的第ⅢA族～第ⅦA族，如84号元素应在第6周期第________族。
ⅠA
ⅡA
ⅥA
7．理清“序、层”规律(1)若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前右，阳后左”，即阴离子在前一周期右侧，阳离子在后一周期左侧，阳离子的原子序数大。如核外电子排布相同的主族元素的相对位置判断方法：若短周期主族元素的简单离子：A＋、B2＋、C－、D2－具有相同的电子层结构，则A、B、C、D四种元素在元素周期表中的相对位置如下：故原子序数：__________________原子半径：__________________离子半径：____________________(2)同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子原子序数大。
B＞A＞C＞D A＞B＞D＞C D2－＞C－＞A＋＞B2＋
8．熟记“序、价”规律在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。9．“位、构、性”三者关系的应用利用元素在周期表中位置、元素的原子结构、元素性质三者关系，可以比较或推断某些元素的性质，如：
(1)比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。(2)比较同周期元素及其化合物的性质。(3)比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。(4)推断一些未学过的元素的某些性质。
小 题 自 测
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)电子层结构相同的粒子化学性质一定相同。 ( )[提示] 电子层结构相同的微粒可能为阳离子或原子或阴离子，不同微粒间的化学性质有差异。
×
(2)酸性：HClO4＞HBrO4与热稳定性：HCl＞HBr，二者均可证明非金属性：Cl＞Br。 ( )[提示] 最高价氧化物对应水化物的酸性以及气态氢化物的稳定性均可以证明非金属性的强弱。(3)同一周期元素的原子，半径越小越容易失电子。 ( )[提示] 同一周期元素的原子，半径越小越容易得电子。
√ ×
√ × √ √ √
× √ √
(12)原子最外层电子数大于3(小于8)的元素一定是非金属元素。 ( )(13)同主族元素，从上到下，单质的熔点逐渐降低。 ( )(14)根据元素周期律可知金属性最强的是铯，非金属性最强的是氦。 ( )[提示] 金属性最强的是铯，非金属性最强的是氟。(15)因为非金属性：Cl＞S，故HClO的酸性比H2SO4的强。( )[提示] 应该是最高价氧化物对应的水化物，HClO不是氯的最高价氧化物对应的水化物。
× × × ×
(16)根据Ba(OH)2易溶，Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，推知Be(OH)2难溶。 ( )[提示] Be、Mg、Ca、Ba是同主族元素，金属性逐渐增强，性质相似又有递变性。(17)F、Cl同主族，类比Cl2的性质可推出F2在反应中既可作氧化剂，也可作还原剂。 ( )[提示] F2只能作氧化剂，不能作还原剂。
√
×
(18)在周期表中的氯、硫、磷附近探索研制农药的元素，所以这几种元素的化合物都有毒。 ( )[提示] 氯化钠等无毒。
×
2．(2022·山东滨州高三检测)已知aAn＋、bB(n＋1)＋、cCn－、dD(n＋1)－是具有相同的电子层结构的离子，关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是 ( )A．离子半径：A＞B＞C＞DB．原子序数：b＞a＞c＞dC．原子半径：D＞C＞B＞AD．四种元素一定属于短周期元素
B
[提示] 由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如图：原子序数b＞a＞c＞d；具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径D＞C＞A＞B；原子半径A＞B＞D＞C；A和B可以为第四周期元素，故B项正确。
3．深度思考：(1)下图为几种粒子的结构示意图，完成以下填空。
A．写出上述各种粒子的符号：______________________________________________。B．上述粒子能与盐酸反应的是________________(填微粒符号，下同)。C．上述粒子能与NaOH溶液反应的是____________________________。D．上述粒子对应元素位于第三周期第ⅣA族的是________。
F－、Ne、Mg2＋、Na、Al3＋、S2－、Si、Fe2＋
F－、Na、S2－
Mg2＋、Na、Al3＋、Si、Fe2＋
Si
(2)对角线规则是指相邻周期的左上、右下元素的单质和化合物的性质相似的现象。在第二、三周期，比较明显地表现在Li和Mg、Be和Al、B和Si三对元素之间，这是由于它们的电离能、电负性都非常接近。
铍和铝都是活泼金属，其单质在冷的浓HNO3中都可以钝化，两者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。①类比Al(OH)3的两性，请写出Be(OH)2与盐酸、NaOH溶液反应的化学方程式。②AlCl3是共价型卤化物，试写出BeCl2的结构式。[提示] ①Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O，Be(OH)2＋2NaOH ===Na2BeO2＋2H2O。②BeCl2的结构式为Cl—Be—Cl。
(3)最外层电子数相同的元素化学性质一定相同吗？请举例说明。[提示] 不一定。如最外层电子数为1的元素可以在主族、副族、Ⅷ族，化学性质不相同。
考点突破·训练提升
微考点1 元素“位—构—性”的关系与元素推断 (1)(2022·山东滨州高三检测)下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是 ( )A．原子半径：W＜XB．常温常压下，Y单质为固态C．气态氢化物热稳定性：Z＜WD．X的最高价氧化物的水化物是强碱
典例 1
D
[解析] 根据题给周期表片段中各种元素的相对位置可知，W与X的最高化合价之差为2，设X的最高化合价为a，则W的最高化合价为a＋2，结合题意知2a＋2＝8，解得a＝＋3，从而推知X为Al、Y为Si、Z为P、W为N。A项，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：W(N)＜X(Al)；B项，常温常压下，Y(Si)单质为固态；C项，非金属性：Z(P)＜W(N)，故气态氢化物的热稳定性：Z＜W；D项，X为Al，其最高价氧化物的水化物为Al(OH)3，属于两性氢氧化物。
(2)(2022·山东滨州一中模拟)(双选)X、Y、Z、W、Q都是短周期元素，其中X原子的最外层电子数是内层电子数的3倍；X与Z同族，Y与Z同周期，Q原子的电子总数等于其电子层数的3倍，W与X、Y既不同族也不同周期且W不是稀有气体元素；X、Y、Z三种元素的族序数之和为16。下列说法正确的是 ( )A．Q与W可形成10电子、14电子、18电子分子B．Y的最高价氧化物对应水化物的化学式只能表示为H4YO4C．Y、Z、Q分别与X化合，只能形成AB2型化合物D．X、Z、W中的两种或三种元素形成的钠盐溶液可能显酸性、碱性或中性
AD
[解析] 根据题意可知，X、Y、Z、W、Q分别是O、Si、S、H、C。碳元素与氢元素可以组成甲烷(CH4)、乙炔(C2H2)、乙烷(C2H6)分子，它们分别为10电子、14电子、18电子分子，A项正确；硅的最高价氧化物对应水化物的化学式有H4SiO4、H2SiO3，B项错误；碳、硅、硫与氧形成的化合物，除CO2、SiO2、SO2外，还有CO、SO3等，C项错误；硫、氢、氧形成的钠盐溶液中，NaHSO4溶液显酸性，Na2SO4溶液显中性，Na2SO3溶液显碱性，D项正确。
①A元素的第一电离能_____(填“＜”“＞”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为____________ (用元素符号表示)。②D元素原子的价电子排布式是_______。③C元素基态原子的电子排布图为______________________；E3＋的离子符号为________。④F元素位于元素周期表的________区，其基态原子的电子排布式为_____________________________________。
＞
N＜O＜F
3s2
Fe3＋
ds
1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
⑤G元素可能的性质______。A．其单质可作为半导体材料B．其电负性大于磷C．其原子半径大于锗D．其第一电离能小于硒⑥活泼性：D______(填“＞”或“＜”，下同)Al，第一电离能I1 (Mg)______I1(Al)，其原因是_____________________________________ ___________________________________________。
A
＞
＞
镁原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定，而铝原子的3p轨道只有一个电子，不稳定
④F是Cu元素，Cu元素位于元素周期表的ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。⑤G为As元素，位于金属与非金属的分界线处，其单质为半导体，其电负性小于磷，原子半径小于锗，第一电离能大于硒。⑥元素D为Mg元素，活泼性：Mg＞Al；因为Mg原子的3p轨道处于全空状态，比较稳定，而Al原子的3p轨道只有一个电子，不稳定，故第一电离能：I1(Mg)＞I1(Al)。
〔对点集训1〕 (1)(2022·浙江模拟)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。Y元素的最高正价为＋4价，Y元素与Z、M元素相邻，且与M元素同主族；化合物Z2X4的电子总数为18个；Q元素的原子最外层电子数比次外层少一个电子。下列说法不正确的是( )A．原子半径：Z＜Y＜MB．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞Y＞MC．X2Z—ZX2易溶于水，其水溶液呈碱性D．X、Z和Q三种元素形成的化合物一定是共价化合物
D
[解析] X、Y、Z、M、Q为五种短周期元素，原子序数依次增大，Y元素的最高正价是＋4价，M与Y同主族，则Y为碳元素，M是硅元素；Z与碳相邻，是氮元素，N2X4的电子总数是18，X是氢元素；Q是第三周期元素，最外层电子数是7，则为氯元素。原子半径：N＜C＜Si(Z＜Y＜M)，A项正确；最高价氧化物对应水化物的酸性：HNO3＞H2CO3＞H2SiO3(Z＞Y＞M)，B项正确；H2N—NH2易溶于水，水溶液呈碱性，C项正确；H、N、Cl可以形成NH4Cl，NH4Cl是离子化合物，D项错误。
(2)(2022·北京西城模拟改编)W、X、Y、Z、M、N六种主族元素，它们在周期表中位置如图所示，下列说法正确的是( )A．原子半径：Y＞Z＞W，简单离子半径：M－＞Z2－＞W2－
D
B．单质的还原性：X＞Y，简单氢化物的沸点：Z＞WC．溴与元素M同主族，最高价氧化物对应的水化物的酸性比M的强D．元素N位于金属与非金属的分界线附近，可以推断N的单质可作半导体材料
[解析] 由元素在周期表的位置可知，W、X、Y、Z、M、N六种主族元素分别为O、Na、Mg、S、Cl、Ge，电子层数越多，原子半径越大，同周期从左到右原子半径减小，则原子半径：Y＞Z＞W，离子的核外电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：Z2－＞M－＞W2－，A错误；同周期从左向右金属性减弱，还原性减弱，则单质的还原性：X＞Y，水分子间存在氢键，则简单氢化物的沸点：Z＜W，B错误；溴与元素M同主族，M为Cl，非金属性Cl＞Br，Cl的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Br的强，C错误；元素N位于金属与非金属的分界线附近，具有金属性和非金属性，则N元素的单质可作半导体材料，D正确。
(3)(2022·天津高三检测)(双选)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是 ( )A．元素电负性：Z＜W B．简单离子半径：W＜YC．元素第一电离能：Z＞W D．简单氢化物的沸点：X＜Z
AC
[解析] 由Z的最高价含氧酸为H3ZO4，且0.1 mol·L－1H3ZO4溶液对应的pH＝1.57知，Z为P；由0.1 mol·L－1Y的最高价氧化物的水化物的溶液的pH＝13知，Y为Na，由X、Y、Z、W的原子序数依次增大，且0.1 mol·L－1X的最高价氧化物的水化物的溶液的pH＝1可知，X为N，由0.1 mol·L－1W最高价氧化物的水化物pH＜1可知，W为S。所以，电负性：S＞P；离子半径：S2－＞Na＋；因为磷原子价层电子排布为3s23p3,3p能级为半充满状态，较稳定，故第一电离能：P＞S；因为NH3分子间存在氢键，故氢化物的沸点：NH3＞PH3。
微考点2 元素“位一构一性”的综合应用 (1)(2022·广东广州高三检测)X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期主族元素，A、B、C、D、E为上述四种元素中的两种或三种所组成的化合物。已知A的相对分子质量为28，B分子中含有18个电子，五种化合物间的转化关系如图所示。
典例 2
下列说法错误的是 ( )A．X、Y组成化合物的沸点一定比X、Z组成化合物的沸点低B．Y的最高价氧化物的水化物为弱酸C．Y、Z组成的分子可能为非极性分子D．W是所在周期中原子半径最小的元素
A
[解析] 由转化关系并借助A的相对分子质量为28和B是18电子的分子推知：A为乙烯、B为氯化氢、C为氯乙烷、D为水、E为乙醇；X、Y、Z、W分别对应元素为H、C、O、Cl。X、Y组成的化合物为烃类物质，沸点可能高于X、Z组成的化合物H2O，A错误；Y的最高价氧化物的水化物为H2CO3属于弱酸，B正确；Y、Z组成的分子可能为非极性分子CO2，C正确；W是Cl，是所在周期中原子半径最小的元素，D正确。
(2)(2022·山东滨州高三检测)(双选)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：Y＞X＞W＞ZB．简单离子的还原性：Y＞X＞WC．简单离子的半径：W＞X＞Y＞ZD．氢化物水溶液的酸性：Y＞W
AC
[解析] 四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成淡黄色化合物Z2X2，该淡黄色化合物为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl元素。同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F＞O＞Cl＞Na，A正确；
O、F、Cl三种元素的简单离子中，F－还原性最弱，B错误；电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl－＞O2－＞F－＞Na＋，C正确；F元素的非金属性强于Cl元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的酸性强于HF，D错误。
〔对点集训2〕 (1)现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。
①已知BA5为离子化合物，写出其电子式：__________________。②B元素基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有_____个伸展方向，原子轨道呈______________形。③某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图如下：该同学所画的电子排布图违背了____________。
3
哑铃(纺锤)
泡利原理
④G位于________族______区，该元素的价电子排布式为__________。⑤检验F元素的方法是____________，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：______________________________________________ __________________________________________________________________________________________________。
ⅦB
d
3d54s2
焰色反应
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量
③该同学所画的电子排布图中3s能级的2个电子自旋方向相同，违背了泡利原理。④G为Mn元素，是25号元素，位于第四周期第ⅦB族，最后填充的为d轨道电子，为d区元素，价电子排布式为3d54s2。
(2)已知：A、B、C、D、E、F都是元素周期表中前四周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中A、C原子的L层有2个未成对电子。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态。请根据以上信息，回答下列问题：①A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为______________ (用元素符号表示)。②D元素的原子核外共有______种不同运动状态的电子，有_____种不同能级的电子。③写出E的基态原子的电子排布式：______________________。
C＜N＜O
12
4
1s22s22p63s23p64s2
④F和X(质子数为25)两元素的部分电离能数据列于下表，比较两元素的I3可知，气态X2＋再失去一个电子比气态F2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是_____________________________________________。
Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定
[解析] A、C原子的L层有2个未成对电子，且A的原子序数小于C，则A的电子排布式为1s22s22p2，C的电子排布式为1s22s22p4，即A为C(碳)元素，C为O元素，A～F原子序数依次增大，则B为N元素。D与E同主族，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构，则D为Mg元素，E为Ca元素；F3＋的M层3d轨道电子为半充满状态，则F为Fe元素。①C、N、O的电负性由小到大顺序为C＜N＜O。
②Mg的原子核外有12个电子，即有12种不同的运动状态，具有1s、2s、2p、3s共4个不同的能级。③E为Ca元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2。④Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定，故再失去一个电子比Fe2＋难。
原子结构与元素性质的递变规律
萃取精华
本讲要点速记：1．牢记1～7周期的元素种类数：2、8、8、18、18、32、32。2．掌握五个关系式：(1)质子数＝原子序数。(2)电子层数＝周期序数。(3)最外层电子数＝主族序数。(4)最高正价＝主族序数(O、F除外)。(5)最低负价＝主族序数－8(H除外)。
3．理解元素性质的两个递变规律：(1)同周期主族元素性质递变规律(从左至右)①原子半径逐渐变小②最高正价由＋1→＋7(除一、二周期)；最低负价从－4→－1③金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(2)同主族元素性质递变规律(自上而下)①原子半径逐渐增大②金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
4．掌握两个物理量：(1)电离能：定量描述元素原子失去电子的能力。要注意ⅡA、ⅤA族元素的特殊性。(2)电负性：定量描述元素原子得电子能力。5．化合物类别的几个特例AlCl3：由活泼金属元素与活泼非金属元素组成的共价化合物。NaOH：含有极性键的离子化合物。Na2O2：含有非极性键的离子化合物。NH4NO3：全部由非金属元素形成的离子化合物。
6．元素推断题的解题思路
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