考点18 元素周期律与元素周期表（核心考点精讲精练）-备战2024年高考化学一轮复习考点帮（新高考专用）

这是一份考点18 元素周期律与元素周期表（核心考点精讲精练）-备战2024年高考化学一轮复习考点帮（新高考专用），文件包含考点18元素周期律与元素周期表核心考点精讲精练-备战2024年高考化学一轮复习考点帮新高考专用教师版docx、考点18元素周期律与元素周期表核心考点精讲精练-备战2024年高考化学一轮复习考点帮新高考专用学生版docx等2份试卷配套教学资源，其中试卷共56页， 欢迎下载使用。

2.精练高考真题，明确方向。经过对近几年高考题的横、纵向分析，可以得出以下三点：一是主干知识考查“集中化”，二是基础知识新视角，推陈出新，三是能力考查“综合化”。
3.摸清问题所在，对症下药。要提高后期的备考质量，还要真正了解学生存在的问题，只有如此，复习备考才能更加科学有效。所以，必须加大信息反馈，深入总结学情，明确备考方向，对症开方下药，才能使学生的知识结构更加符合高考立体网络化要求，才能实现基础→能力→分数的转化。
4.切实回归基础，提高能力。复习训练的步骤包括强化基础，突破难点，规范作答，总结方法，通过这样的总结，学生印象深刻，应用更加灵活。
考点18 元素周期律与元素周期表
1．3年真题考点分布
2．命题规律及备考策略
【命题规律】近3年新高考卷对于该专题主要考查：
1．元素周期表的结构
2．电离能和电负性的变化规律
3．元素周期律与元素推断
【备考策略】能从宏观和微观相结合的视角分析原子结构与元素性质的关系，认识元素周期表的结构和原子结构的关系，了解元素的位置(周期和族)；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，根据同类元素的性质相似性和递变性理解元素周期律；了解电离能、电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
【命题预测】元素周期律与元素周期表是高考每年必考的内容，考查内容主要是元素的推断、元素周期表和元素周期律的应用、物质结构、元素重要单质及其化合物的主要性质，主要的考查方向为非金属性或金属性强弱、原子半径大小比较、气态氢化物稳定性强弱、最高价氧化物的水化物的酸性或碱性强弱、元素的电离能及应用、元素的电负性及应用，常见题型为选择题和填空题，本部分考查内容的规律性强，命题空间广阔，考查方式会向多方位、多层次发展。
考法1 元素周期表的结构
1．结构：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
2.分区：
（1）分区：
（2）各区价电子排布特点：
3.规律：
4.应用：预测元素的性质；按周期表的位置在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
【典例1】（2023·上海中学高三月考）某同学设计了如图所示元素周期表，已知Z元素的最外层电子数是次外层的3倍。空格中均有对应的元素填充。下列说法正确的是( )
A．白格中都是主族元素，灰格中都是副族元素
B．X、Y分别与Z形成的化合物都只有两种
C．X、Y元素最高价氧化物对应的水化物酸性：X＞Y
D．X、Y、Z的气态氢化物中最稳定的是X的氢化物
【解析】按照图示，白格填充的为主族元素和稀有气体元素，灰格填充的为副族元素，A错误； X和Z可以形成NO、NO2、N2O5等氮氧化物，不止2种，B错误； X的最高价氧化物对应的水化物为HNO3，Y的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，则酸性HNO3＞H3PO4，C正确；非金属性越强，气态氢化物的稳定性越强，同主族元素，从上到下非金属性减弱，同周期元素，从左到右，非金属性增强，则非金属性强弱顺序为O＞N＞P，氢化物最强的是Z的氢化物，H2O，D错误。答案：C
【易错警示】1.同周期主族元素原子序数差的关系
(1)短周期元素原子序数差＝族序数差；
(2)两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，六周期元素原子序数差＝族序数差＋24；
(3)四、五周期的ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11，六周期为25。
2.同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
(1)ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32；
(2)ⅡA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32；
(3)ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。
【典例2】（2023·中山一中高三月考）元素周期表短周期的一部分如表所示。下列有关A、B、C、D、E五种元素的叙述中，正确的是( )
A．D在过量的B中燃烧的主要产物为DB3
B．C的氢化物的水溶液酸性比E的强
C．A与B形成的阴离子可能有ABeq \\al(2－,3)、A2Beq \\al(2－,4)
D．E单质中由于形成了氢键，所以很容易液化
【解析】根据五种元素在元素周期表中的相对位置，可以确定A为碳、B为氧、C为氟、D为硫、E为氯。A项，硫在氧气中燃烧生成SO2，错误；B项，氢氟酸为弱酸，其酸性比盐酸的弱，错误；C项，碳与氧形成的阴离子较多，ABeq \\al(2－,3)为碳酸根离子，A2Beq \\al(2－,4)为草酸根离子，正确；D项，氯气单质分子中没有氢原子，也就不存在氢键，错误。答案：C
1．（2023·浙江·校联考模拟预测）硫酸四氨合铜可用于织物媒染剂、消毒剂，下列关于硫酸四氨合铜的说不法确的是
A．硫酸四氨合铜难溶于乙醇B．Cu元素位于周期表的ds区
C．硫酸四氨合铜中的铜离子为杂化D．N-H键电子云轮廓图：
C【详解】A．硫酸四氨合铜是离子晶体，在水中电离出离子，具有最强的极性，乙醇的极性弱于水的极性，所以硫酸四氨合铜难溶于乙醇，故A正确；
B．Cu是29号元素，元素位于周期表的ds区，故B正确；
C．硫酸四氨合铜中Cu2+电子排布是3d9，3d中一个电子跃迁到4p轨道，从而3d空出一个空轨道，然后和4s、4p轨道形成dsp2杂化，故C错误；
D．N的2p轨道和H的1s轨道形成键，电子云轮廓图为： ，故D正确；
故选C。
2．（2023·湖北武汉·华中师大一附中校考模拟预测）已知前四周期元素X、Y、Q、R、Z和W在周期表中的位置如图所示，其中Z位于ds区，基态W原子的价电子中在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等。下列说法正确的是
A．最高正化合价：X=Q＜Y=R
B．基态Z原子的价电子排布为3d104s1
C．X和Q的第一电离能都高于同周期相邻元素
D．R最高价氧化物的水化物不能与其最低价氢化物反应
C【分析】已知前四周期元素X、Y、Q、R、Z和W在周期表中的位置如图所示，基态W原子的价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，其价电子排布式为4s24p2，则W为Ge元素；其中Z位于ds区，根据相对位置，则Z是Zn元素，根据元素相对位置，可知X是N，Y是O，Q是P，R是S元素，然后根据元素周期律及物质的性质分析解答。
根据上述分析可知：X是N，Y是O，Q是P，R是S，Z是Zn，W是Ge元素。
A．一般元素的最高正化合价与族序数相等，等于原子最外层电子，同一主族元素的最高正化合价相等，但由于O元素的原子半径小，在形成化合物时容易获得电子，因此没有与族序数相等的最高化合价，所以元素的最高化合价关系为：Y＜X=Q＜R，A错误；
B．Z是Zn元素，根据构造原理可知基态Zn原子的价电子排布为3d104s2，B错误；
C．一般情况下同一周期元素的第一电离能随原子序数的增大而增大，但当元素处于第ⅤA 时，其第一电离能大于同一周期相邻元素，X是N，Q是P，二者属于第ⅤA元素，Y是O，R是S，二者属于第ⅤA元素，故X和Q的第一电离能都大于同周期相邻元素，C正确；
D．R是S，其最高价氧化物的水化物是H2SO4，最低价氢化物是H2S，浓H2SO4具有强的氧化性，会与具有还原性的H2S发生氧化还原反应产生S、H2O，D错误；
故合理选项是C。
3．（2023·河北沧州·沧县中学校考模拟预测）Y、Z、W、X、M为原子序数依次增大的五种短周期元素，其在元素周期表中的位置如表所示，Z或M元素的气态氢化物和其气态氧化物可反应生成该元素的单质和水，W元素是生物体中含量最多的元素。下列说法错误的是
A．简单离子半径：M>Z>W
B．含有气态的体系为无色
C．通过电解熔融的X的常见氧化物可制备X单质
D．最高价氧化物对应的水化物的酸性：M>Y
B【分析】由Z或M元素的气态氢化物和其气态氧化物可反应生成该元素的单质和水可知，Z和M为N或S，结合题表可知Z为N，M为S；由W元素是生物体中含量最多的元素可知，W为O；结合题表可知Y为C、X为Al。
A．的半径最大，、的电子层数相等，由“序大径小”规律可知的半径大于，即简单离子半径M>Z>W，A正确；
B．转化为的反应为可逆反应，故体系中存在，所以该体系有颜色，B错误；
C．工业上可通过电解熔融的氧化铝制备铝单质，C正确；
D．M与Y的最高价氧化物对应的水化物分别为和，故酸性M>Y，D正确；
故选：B。
考法2 元素的性质
1.电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)。+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。
（1）电离能的变化规律
（2）电离能的应用规律：
2.电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
（1）电负性的变化规律
（2）电负性的应用规律：
【典例3】 (2023年石家庄二中高三月考) Ⅰ.Na、Cu、O、Si、S、Cl是常见的六种元素。
(1)Na位于元素周期表第________周期________族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为____________________。
(2)用“>”或“<”填空：
Ⅱ.下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________________________________________。
(4)、p两元素的部分电离能数据列于下表：
比较两元素的I2、I3可知，气态2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是__________________________________________。
(5)已知稀有气体熔、沸点均为同周期的最低者，第三周期8种元素按单质熔点由低到高的顺序排列如图甲所示，其中电负性最大的是________(填图中的序号)。
(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图乙所示，则该元素是____________(填元素符号)。
【解析】Ⅰ.(1)Na元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则Na位于元素周期表中第三周期ⅠA族。S元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有两个未成对电子。Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。
(2)同周期元素的第一电离能随原子序数的递增呈增大趋势，但s、p、d等轨道处于全空、半满、全满的稳定状态时，则出现反常现象。Si、S元素基态原子的价电子排布式分别为3s23p2、3s23p4，其中3p轨道均处于不稳定状态，因此Si的第一电离能小于S。O2－和Na＋的核外电子排布相同，其电子排布式均为1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此O2－的离子半径大于Na＋。NaCl为离子晶体，Si为原子晶体，因此Si的熔点高于NaCl。一般来说，元素的非金属性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Cl元素的非金属性强于S元素，则HClO4的酸性强于H2SO4。
Ⅱ.(3)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，原因是电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。
(4)元素为Mn，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其再失去一个电子时比较困难，而p元素为Fe，Fe2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，形成相对比较稳定的结构，故其再失去一个电子比较容易。
(5)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩气为气体，根据已知可知8种元素单质中熔点最低的为氩气，则氯气次之，故序号2代表氯气，其电负性最大。
(6)由图可知，该元素的电离能I4远大于I3，故为第ⅢA族元素，周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期，应为Al。
【答案】Ⅰ.(1)三 ⅠA 2 1s22s22p63s23p2(或[Ne]3s23p2)(2)< > < <Ⅱ.(3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量(4)Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定(5)2(6)Al
【易错警示】电离能与电负性的理解
(1)金属活动性顺序与元素相应的第一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第一电离能的大小。如I1(Mg)>I1(Na)，但活泼性Na>Mg。
(2)第二、三、四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族和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
(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)同周期稀有气体元素的第一电离能最大，但电负性不是最大。
(5) 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；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，如AlCl3中两元素的电负性之差为1.5，因此AlCl3含有共价键，属于共价化合物。
【典例4】（2023·随县一中高三月考）第四周期有14种金属元素，其中4种为主族元素，10种为过渡元素。
(1)锰元素在周期表中的位置为________；属于________区元素(填“s”“p”“d”“ds”或“f”)。
(2)基态铬原子的电子排布式为________，与铬同周期的所有元素的基态原子中，最外层电子数与铬原子相同的有________。
(3)基态Fe原子中，电子占据的最高能层的符号为_____，该能层具有的原子轨道数为______，电子数为________。
(4)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为_____，第一电离能由大到小的顺序为______。
(5)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示：
铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是___________________________________________。
【解析】(1)Mn的原子序数为25，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，位于第四周期第ⅦB族，属于d区元素。(2)基态铬原子核外有24个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1，第四周期最外层电子数为1的原子还有K、Cu。(3)基态Fe原子核外有4个电子层，电子占据的最高能层为第四层，符号为N。该能层有s、p、d、f四个能级，原子轨道数为1＋3＋5＋7＝16。其价层电子排布式为3d64s2，故N层的电子数为2。(4)同周期元素从左到右电负性逐渐增大，故电负性：Br>Se>As。同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但由于As的4p能级半充满，为稳定结构，其第一电离能大于Se，故第一电离能：Br>As>Se。(5)根据Cu、Zn失去一个电子后的结构，分析再失去一个电子的难易，从而比较Cu、Zn的第二电离能。
【答案】(1)第四周期第ⅦB族 d(2)1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1 K、Cu(3)N 16 2(4)Br>Se>As Br>As>Se(5)Cu失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d10的Cu＋，能量较低，结构稳定，所以Cu的第二电离能相对较大(或Zn失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d104s1的Zn＋，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小或Cu原子失去一个电子后，核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去1个电子后的核外电子排布式变为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大)
1．（2023·河北唐山·统考模拟预测）中科院发现深海处的含硫物质在微生物作用下会发生如下图所示变化(已略去部分不含硫物质)。有关转化过程的说法错误的是

A．第一电离能由弱到强的顺序是：CB．图中a=21，b=24
C．SCN-的空间结构为直线形
D．1 ml S2O经步骤②生成HS-转移电子数为8NA
A【详解】A．同周期元素原子的第一电离能从左到右呈增大趋势，但ⅡA族，ⅤA族最高能级全满或者半满，第一电离能反常高，则第一电离能由弱到强的顺序是：CB．由信息知存在离子方程式， ，则a=21，b=24，故B正确；
C． SCN-中，C、N原子之间为三键结构，则SCN-的空间结构为直线形，故C正确；
D． S2O中S元素化合价平均+2，HS-中S元素化合价为-2，则1ml S2O可生成2 ml HS-，转移电子数为8ml，即8NA，故D正确；
故选A。
2．（2023·辽宁鞍山·统考一模）短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次递增，W、X、Z分别位于不同周期，Z的原子半径在同周期元素中最大。科学家将这四种元素的原子“组装”成一种超分子，具有高效的催化性能，其分子结构如图所示(实线代表共价键，其他重复单元的W、X未标注)，下列说法错误的是
A．电负性：Y>XB．离子半径：Z>Y
C．W与X可组成多种共价化合物D．简单氢化物的键角：X>Y
B【分析】短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次递增，W、X、Z分别位于不同周期，Z的原子半径在同周期元素中最大，则W为H，Z为Na。从超分子结构中可以看出，X可形成4个共价键，则其最外层有4个电子，其为C；Y可形成2个共价键，则其最外层有6个电子，其为O。从而得出W、X、Y、Z分别为H、C、O、Na。
A．X、Y分别为C、O元素，非金属性O＞N，则电负性O＞N，A正确；
B．Y、Z分别为O、Na，O2-和Na+的电子层结构相同，但O的核电荷数比Na小，则离子半径：Na+＜O2-，B错误；
C．H与C可组成多种烃，包括烷烃、烯烃、炔烃、芳香烃等共价化合物，C正确；
D．C、O的简单氢化物分别为CH4、H2O，CH4呈正四面体结构，H2O呈V形结构，则键角：CH4＞H2O，D正确；
故选B。
3．（2023·福建泉州·福建省永春第一中学校考模拟预测）我国科学家制备的NiO/Al2O3/Pt催化剂能实现氨硼烷(H3NBH3)高效制备氢气的目的，制氢原理：H3NBH3+4CH3OHNH4B(OCH3)4+3H2↑。请回答下列问题：
(1)基态氮原子的价电子排布式为 。
(2)硼烷又称硼氢化合物，随着硼原子数的增加，硼烷由气态经液态至固态，其原因为 。
(3)某有机硼化合物的结构简式如图所示，其中氮原子的杂化轨道类型为 。
(4)图a、b、c分别表示B、C、N、O的逐级电离能变化趋势(纵坐标的标度不同)。第二电离能的变化图是 (填标号)。
(5)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Ni2+与EDTA形成的螯合物的结构如图所示，
1个该配合物中通过螯合作用形成的配位键有 个，在形成配位键前后C-N-C键角将 (填“增大"“减少”或“不变”)。
(6)BN晶体的晶胞如图所示，B、N的原子半径分别为apm和bpm，密度为2.25g·cm-3，阿伏伽德罗常数的值为NA，BN晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 。
(1)2s22p3
(2)硼烷的相对分子质量增大，分子间的作用力增强，熔沸点升高
(3)sp2、sp3
(4)b
(5) 6 增大
(6)π(a3+b3)NA×10-30×100%
【详解】（1）N位于元素周期表的第二周期第ⅤA族，其基态原子的电子排布式为1s22s22p3，其价电子排布式为2s22p3；
（2）随着硼原子数的增加，其相对分子质量也在增加，硼烷由气态经液态至固态，是因为相对分子质量增大，分子间的作用力增强，熔沸点升高；
（3）由结构简式可以看出，结构中有两个N原子，其中一个N原子周围全部都是单键，且有3条共价键，则该N原子上还有一对孤电子对，则该N原子采用sp3杂化；另外一个N原子周围双键出现，则该N原子采用sp2杂化；
（4）第二电离能是在第一电离能的基础上再失去一个电子所消耗的能量，其中O的基态价电子排布式为2s22p4，失去一个电子后价电子排布式变为2s22p3，此时p轨道是半充满结构，较稳定，此时在失去一个电子消耗的能量就很大，其第二电离能最大，N第一电离能最大，但是在第一电离能的基础上再失去一个电子，不在是半充满的稳定结构了，其第二电离能就小，所以对应图中第二电离能b合适，故第二电离能的变化图是b；
（5）Ni2+提供空轨道，O与N可提供孤电子对，与Ni2+形成配位键，所以由图中结构可以看出，Ni2+周围有6个配位键；形成配位键后，配位键也属于化学键，对其他共价键有斥力，所以C-N-C键角将增大；
（6）每个BN晶胞中中含有的微粒个数为4个，由密度为2.25g·cm—3，可得晶胞的体积为
，因此BN晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为。
考法3 元素周期律
元素周期律
（1）在周期表中，元素的化学性质遵循以下递变规律：同周期元素，从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强。同主族元素，从上到下，金属性依次增强，非金属性依次减弱。金属性越强，单质的还原性越强，对应离子的氧化性越弱，单质与水或酸反应越剧烈，越容易置换出氢，最高价氧化物的水化物的碱性越强，热稳定性越强；非金属性越强，单质的氧化性越强，对应离子的还原性越弱，单质与氢气反应越剧烈，氢化物越稳定，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
（2）微粒半径大小比较中的规律
（3）元素金属性（非金属性）相对强弱的判断规律
【典例5】一种用作锂电池电解液的锂盐结构如图所示。其中，X位于第三周期，X原子的电子数为Z原子的两倍，W、Z、Y位于同一周期。下列叙述正确的是( )
A.原子半径：X>Z>W
B.非金属性：X>Z>W
C.Y的氢化物可用于刻蚀玻璃
D.X的氧化物对应的水化物均为强酸
【解析】据图可知X可以形成6个共价键，X原子的电子数为Z原子的两倍，则原子序数为偶数，且位于第三周期，所以为S元素，则Z为O元素；W、Z、Y位于同一周期，Y可以形成一个共价键，则Y为F元素，整个离子带一个单位负电荷，则W为N元素。A.电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小原子半径越大，所以原子半径S>N>O，即X>W>Z，故A错误；B.同主族自上而下非金属性减弱，所以非金属性O>S，即Z>X，故B错误；C.Y为F元素，其氢化物为HF，可以与SiO2反应从而刻蚀玻璃，故C正确；D.X为S元素，其＋4价氧化物对应的水化物H2SO3为弱酸，故D错误。答案：C
【典例6】X、Y、Z、W为原子序数递增的四种短周期元素，其中Z为金属元素，W的单质为常见的半导体材料，X、W为同一主族元素。X、Z、W分别与Y形成的最高价化合物为甲、乙、丙。结合如图转化关系，下列判断正确的是( )
A．X的氢化物沸点低于Y的氢化物沸点
B．W的单质可以用作计算机芯片，太阳能电池，丙是玛瑙的主要成分
C．甲、丙、丁均为酸性化合物
D．工业上用X的单质和乙来制取Z单质
【解析】X、Y、Z、W为原子序数依次增大的四种短周期元素，其中Z为金属元素，可在甲中燃烧生成X的单质，应为镁与二氧化碳的反应，则Z为Mg，甲为CO2，乙为MgO，由此关系可知X为C元素，W的单质为常见的半导体材料，X、W为同一主族元素，则W为Si，Y为O元素，丁为CO，丙为SiO2。X的氢化物为烃，Y的氢化物为水，烃的种类很多，其沸点不一定低于水，故A错误；W为Si，是良好的半导体材料，可以用作计算机芯片、太阳能电池，丙为二氧化硅，是玛瑙的主要成分，故B正确；丁为CO，不是酸性氧化物，故C错误；工业用电解质熔融的氯化镁的方法冶炼镁，故D错误。答案：B
1．（2023·全国·校联考一模）X、Y、Z、W、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，已知X、Q为同主族元素且这两种元素能组成离子化合物；Y元素的气态氢化物水溶液显碱性。下列说法正确的是
A．简单离子半径：
B．分子的空间结构为平面三角形
C．X分别与Y、Z、W组成的常见化合物均为极性分子
D．由Y、Z、Q组成的化合物的水溶液一定显中性
C【分析】X、Y、Z、W、Q为原子序数依次增大的短周期主族元素，已知X、Q为同主族元素且这两种元素能组成离子化合物所以两者同是IA族元素，Y元素的气态氢化物水溶液显碱性为氮元素，所以X、Q分别为氢和钠，所以X、Y、Z、W、Q分别是氢、氮、氧、氟、钠五种元素，依此解题。
A．Z、W、Q形成的离子分别是、、，离子结构相同质子数越大半径越小，所以离子半径，A错误；
B．三氟化氮分子中中心原子有4个价层电子对，一个孤电子，结构是三角锥形，B错误；
C．X分别与Y、Z、W组成的常见化合物为空间结构为三角锥、V形、直线形都是由极性键构成的极性分子，C正确；
D．由Y、Z、Q组成的化合物亚硝酸钠的水溶液显碱性，D错误；
故选C。
2．（2023·河北唐山·统考模拟预测）我国科学家在寻找“点击反应”的砌块过程中，发现一种新的化合物，结构如下图所示，其中X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期主族元素，Y与Z是同一主族元素。下列说法正确的是

A．简单离子半径：W>Z>Y>X
B．X、Y、Z和W形成的简单氢化物中，X沸点最高
C．X、Z、W氧化物的水化物均为强酸
D．X+采用的是sp杂化方式成键
D【分析】Y与Z是同一主族元素，由结构知Z形成6根共价键，Y形成2根共价键，则Y为O元素，Z为S元素，X、Y、Z和W是原子序数依次增大的短周期主族元素，则W为Cl元素，X形成3根共价键，X为N元素；
A．简单离子半径：，故A错误；
B． NH3、H2O、H2S、HCl中H2O沸点最高，故B错误；
C． N、S、Cl的氧化物的水化物有多种，例如H2SO3、HClO为弱酸，故C错误；
D． N+的中心原子形成2个双键，无孤电子对，价层电子对数为2，采用的是sp杂化方式成键，故D正确；
故选D。
3．（2023·四川绵阳·统考模拟预测）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，Z、W同周期，且W原子的半径在同周期中最小，由这些元素组成的常见化合物(部分含有氢元素)之间能发生如图转化，其中G是生活中应用广泛的一种金属单质，A、C分别为X、Y的氢化物。下列说法正确的是
A．简单离子半径：r(X)B．最简单氢化物的沸点：XC．化合物B、D、F均既能与酸反应又能与碱反应
D．化合物E、F所含化学键类型完全相同
B【分析】E为含有非金属元素的盐，即为铵盐，电解熔融的F得到一种生活中应用广泛的金属G，F为，G为Al单质，D受热分解得到F为，D为，A、C分别为X、Y的氢化物，A为，C为，B为，根据原子序数的大小和原子半径比较得出X为N元素，Y为O元素，Z为Al元素，W为Cl元素，E为。
A．根据离子半径大小比较方法，电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同，核电荷数越大，离子半径越小，所以简单离子半径：，A错误；
B．X为N元素，Y为O元素，最简单氢化物的沸点：，B正确；
C．B为，只能与碱反应，D为，F为，既能与酸反应又能与碱反应，C错误；
D．E为，既有离子键，又有共价键，F为，只有离子键，二者化学键类型不同，D错误；
故选B。
【基础过关】
1．（2023·海南省直辖县级单位·嘉积中学校考一模）氮、砷元素为同主族元素。下列说法正确的是
A．基态As原子的电子排布式为[Ar]4s24p3
B．第一电离能：I1(N)C．最简单氢化物的沸点：NH3D．分子成键的键角：NH3>AsH3
D【详解】A．As是33号元素，处于第四周期第VA族，根据构造原理可知，基态As原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3，A项错误；
B．同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，I1(N)>I1(P)>I1(As)，B项错误；
C．NH3分子间可以形成氢键，沸点最高，AsH3的沸点比NH3的低，C项错误；
D．AsH3中有3个σ键和1个孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化，分子空间结构为三角锥形，NH3中N的电负性大于As，成键电子偏向N，成键电子对之间的排斥作用增强，NH3的键角大于AsH3的，D项正确；
故选D。
2．（2023·江苏连云港·连云港高中校考模拟预测）黑火药爆炸时发生反应。下列说法正确的是
A．半径大小：B．熔点：
C．电离能大小：D．电负性大小：
D【详解】A．硫离子和钾离子具有相同的电子层数，层数相同，原子序数越大半径越小，即半径大小：，A错误；
B．是离子晶体，为分子晶体，一般情况下，离子晶体的熔点大于分子晶体的熔点，即熔点：，B错误；
C．原子电子排布式为达半充满，能量较低，失去第一个电子所需的能量较大，原子电子排布式为，即电离能大小：，C错误；
D．同一主族元素的电负性从上到下逐渐减少，即电负性大小：，D正确；
故选D。
3．（2023·重庆渝中·重庆巴蜀中学校考模拟预测）荣昌陶器为中国四大名陶，其主要成分为O、Si、Al、Fe，还含有少量Ca、Ti等元素。对于上述有关元素，下列说法正确的是
A．基态Fe原子的价层电子轨道表示式为
B．基态Ca原子最高能级的轨道形状为哑铃形
C．Ti最稳定的化合价为价
D．第一电离能：O>Si>Al
D【详解】A．Fe是26号元素，Fe原子的价层电子排布式为3d64s2，价层电子轨道表示式为 ，故A错误；
B．基态Ca原子最高能级为4s，轨道形状为球形，故B错误；
C．钛元素的原子序数为22，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，Ti原子失去4个电子后得到Ti4+，电子排布式为1s22s22p63s23p6，p轨道是全充满较稳定，则Ti最稳定的化合价为+4价，故C错误；
D．同周期自左而右，元素的第一电离能成增大的趋势，故第一电离能：Al＜Si，O难失去电子，第一电离能大于Si，则第一电离能：O>Si>Al，故D正确；
故选D。
4．（2023·河北衡水·衡水市第二中学校考三模）X、Y、Z、J、Q是原子序数依次增大，且分布在三个短周期的主族元素，Y元素原子的核外未成对电子数在同周期中最多，Y、Z同周期，Z、J同主族.下列说法错误的是
A．电负性：Q>J；第一电离能：Y>ZB．最高价含氧酸的酸性：Q>J
C．、的中心原子杂化方式相同D．简单离子半径：Y>Z、J>Q
C【解析】由X、Y、Z、J、Q是原子序数依次增大，分布在三个短周期的主族元素，可知X为第一周期元素，为H，由Z、J同主族可知，Y、Z为第二周期元素，J、Q为第三周期元素，Y元素原子的核外未成对电子数在同周期中最多，则可知为N，可推出，Z为O，J为S，Q为Cl。
A．同周期原子从左到右电负性逐渐增大，则电负性Q>J(Cl>S)，N最外层电子为半充满状态，第一电离能Y>Z(N>O)，A正确；
B．非金属性越强，最高价含氧酸的酸性越强，酸性，B正确；
C．中N原子价层电子对数，为杂化，中Cl原子价层电子对数，为杂化，C错误；
D．简单离子半径，，D正确。
故选C。
5．（2023·广东惠州·统考模拟预测）X、Y、Z、W、P、Q为短周期元素，其中Y的原子序数最小，它们的最高正价与原子半径关系如图所示。下列说法正确的是

A．Y在元素周期表中位于p区B．第一电离能：
C．氧化物对应水化物的酸性：D．电负性：
D【解析】由题干图示信息可知，X为+1价，原子半径最大，故X为Na，Y为+2价，原子序数最小，Y为Be，Z为+4价，原子半径大于Y，故Z为Si，W为+5价，原子半径小于Y，W为N，P为+6价，则P为S，Q为+7价，则Q为Cl，据此分析解题。
A．由分析可知，Y为Be，故Y在元素周期表中位于s区，A错误；
B．由分析可知，X为Na、Z为Si、P为S、Q为Cl，为同一周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能Cl＞S＞Si＞Na即Q >P> Z>X，B错误；
C．由分析可知，Q为Cl、P为S、Z为Si，其最高价氧化物对应水化物的酸性为HClO4＞H2SO4＞H2SiO3即Q>P>Z，但不是最高价氧化物对应水化物的酸性则无此规律，如H2SO4＞HClO，C错误；
D．由分析可知，Z为Si、P为S、Q为Cl，为同周期元素，随原子序数的增大电负性增强，电负性：Cl>S>Si，即，D正确；
故选：D。
6．（2023·四川成都·石室中学校考模拟预测）A、B、C、D、E是原子序数依次增大的五种短周期元素且B、C元素相邻，D元素原子的最外层电子数与核外电子层数相等；A元素可以与B、C、E元素分别形成甲、乙、丙三种物质且甲、乙均为10电子化合物，丙为18电子化合物。已知：甲+E2=丙+B2，甲+丙=丁。下列说法一定正确的是
A．离子半径：E＞D＞C＞B
B．常温下，含D元素的盐溶液pH＜7
C．丁物质均由非金属元素组成，只含共价键
D．一元弱酸AEC，其结构式为A－C－E
D【解析】由题意A元素可以与B、C、E元素分别形成甲、乙、丙三种物质且甲、乙均为10电子化合物，可推测甲、乙、丙均为氢化物，故A为H，B、C是第二周期的元素，丙为18电子氢化物，故E为Cl，丙为HCl；又因为甲+E2=丙+B2，故甲是NH3，B为N；且B、C元素相邻，故C为O，乙为H2O；甲+丙=丁，即NH3+HCl=NH4Cl；D元素原子的最外层电子数与核外电子层数相等且在氧元素之后，故D位于第三周期，为Al。
A．据分析离子半径排序为：D＞E＞B＞C，故A项错误；
B．含D元素的盐溶液可分为铝盐和偏铝酸盐，常温下，前者的溶液中铝离子水解导致溶液pH＜7，后者的溶液中偏铝酸根水解导致溶液显碱性故pH>7，故B项错误；
C．丁是NH4Cl，均右非金属元素组成，但氯化铵中既含有离子键又含有共价键，故C项错误；
D．据分析故一元弱酸AEC为HClO，中心原子为氧原子，杂化方式为sp3，有两个孤电子对，故该分子为直线形分子，其结构为：H-O-Cl，既A－C－E，故D项正确。
故答案选D。
7．（2022·山东泰安·统考三模）六方晶胞是一种常见晶胞，镁、锌和钛的常见晶胞属于六方晶胞。
(1)①写出Zn所在元素周期表中的分区是 ；
②Ti的基态原子价电子排布式 ；
③下表为Na、Mg、Al的第一电离能。
请解释其变化规律的原因 。
(2)已知以上三种金属的盐的熔沸点(℃)如下表：
已知：熔融状态下能够导电。请解释三种氯化物熔沸点差异的原因 。的熔沸点明显偏低的另一个原因是该分子空间构型是 ，分子高度对称，没有极性，分子间作用力很弱。
(3)某晶体属于六方晶系，其晶胞参数，。晶胞沿着不同方向投影如下，其中深色小球代表A原子，浅色大球代表B原子(化学环境完全等同)。已知A2原子坐标为，B1原子沿c方向原子坐标参数。
①该物质的化学式为 。
②晶胞中原子A1—A2在ab面投影的距离为 (保留四位有效数字)。
③B1原子坐标参数为 。
11．(1) ds区 同周期元素，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引作用增强，故呈增大趋势；Mg元素3s能级处于全满状态，更稳定，故Mg大于Al
(2) 与是离子晶体，的晶格能大于；属于分子晶体，熔沸点比离子晶体低得多 正四面体
(3) 0.1407nm
【详解】（1）①元素周期表中根据价电子层结构将周期表分为s区、p区、d区ds区、f区。Zn位于第四周期ⅡB族，属于ds区；
②Ti位于第四周期ⅣB族，基态原子价电子排布式为3d24s2；
③Na、Mg、Al属 于同周期元素，同周期元素原子的电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的有效吸引作用增强，故|1呈增大趋势; Mg元素第- -电离能高于Al元素的原因在于Mg元素3 p能级全空,该能级更稳定，故l1(Mg)大于l1(Al)；
（2）与是离子晶体，的晶格能大于；TiCl4常温下呈液态，可知其属于分子晶体，熔沸点比离子晶体低得多。根据价层电子对互斥理论，TiCl4具有4对成键电子对，中心原子Ti发生sp杂化，形成正四面体结构的分子。
（3）①A原子处于晶胞顶点，c棱中心和内部，计算1+1+6=8，而B原子完全处于晶胞内部（从a方向投影图可看出），计量数为4，故化学式为A2B。化学式在保证化学意义的前提下取最简整数比；
②从图易得晶胞顶点A原子的坐标参数为（0，0，0），棱上A原子的坐标参数为（0，0，0.5）。由A1原子的坐标参数（1，0，0）和A2原子的坐标参数（0.8300，0.1700，0.2500），利用勾股定理和余弦定理易得
da=∣0.8300－1∣×0.4780nm＝0.081260nm
db=∣0.1700－0∣×0.47800nm＝0.081260nm
dc=∣0.2500－0∣×0.7800nm＝0.19500nm
d=nm=0.2405nm，晶胞中原子A1—A2在ab面投影的距离为；
③两种对称性值得我们注意：晶胞的反演中心和z=0.2500=1/4处的镜面。由此易得B1原子的坐标参数为：（1/3，2/3，0.0630）。
8．（2023·天津·校联考一模）近日，我国研究人员利用硫氰酸甲基铵{[CH3NH3]+[SCN]-}气相辅助生长技术，成功制得稳定的钙钛矿型甲脒铅碘(FAPbI3)。请回答下列问题：
(1)基态S原子的价电子排布图为 。
(2)甲脒(FA)的结构简式为
①其组成元素的电负性由小到大的排序为 ，其中碳原子的杂化方式为 。
②甲脒比丙烷的熔点更高的原因是 。
(3)FAPbI3的晶体结构单元如图所示，图中Y表示Pb，位于八面体中心，则甲脒的碘配位数为 。
12．(1)
(2) H(3)12
【详解】（1）硫为16号元素，基态硫的价电子排布图为；
（2）①其组成元素为H、N、O三种元素，根据同周期元素，从左到右元素电负性增强分析，元素电负性由小到大的排序为H②甲脒比丙烷的熔点更高的原因是甲脒存在分子间氢键，丙烷分子间只存在范德华力，氢键比分子间作用力强；
（3）Y表示Pb，在晶胞中各微粒个数比为FA:Pb:I=1:1:3，Y在定点，为1个，甲脒在中心，为X，有1个，Z为碘，在晶胞的棱中心，，与甲脒距离最近且相等的碘个数为12个，则甲眯的碘配位数为12。
【能力提升】
1．（2023·广东汕头·统考三模）W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，且原子序数总和为25，由这四种元素形成的某化合物结构如图所示。下列叙述错误的是

A．简单离子半径：
B．该化合物中X、Y的杂化方式相同
C．X的最高价氧化物对应的水化物为弱酸
D．该化合物的阴离子中各原子最外层均达到8电子稳定结构
D【解析】根据W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，且原子序数总和为25，结合该四种元素化合物结构，其中Z元素简单阳离子为Z+，推断Z为Na元素，W为单键，则为氢元素，Y形成2个单键，推断为O元素，则Y为B元素，故分析可得W、X、Y、Z分别为H、B、O、Na元素。
A．Y的简单离子为O2-，Z的简单离子为Na+，O2- 、Na+都有2个电子层，当电子层数相同，原子序数越小半径越大，故离子半径O2-> Na+，故简单离子半径：，故A项正确；
B．Y为氧原子，价电子数为6，与氢原子、硼原子形成两个单键，故杂化轨道数，故为sp3杂化；X为硼原子，价电子数为3，与周围4个氧原子形成4个单键，且整个原子团带两个单位负电荷，故两个硼原子均得到1个电子，故杂化轨道数，故为sp3杂化，两者杂化方式相同，故B项正确；
C．B的最高价氧化物对应的水化物为H3BO3，H3BO3为一元弱酸，故C项正确；
D．该化合物的阴离子中氢原子最外层是2个电子，未达到8电子稳定结构，故D项错误。
故答案选D。
2．（2023·河北沧州·沧州市第二中学校联考三模）R、X、Y、Z四种短周期主族元素，其原子半径与原子序数关系如图所示。已知：它们的原子序数之和等于51，R的原子序数与Z的最外层电子数相等。下列叙述错误的是

A．最简单氢化物的稳定性：Y＜Z
B．第一电离能：R＜Y
C．化合物X2Y2中含两种化学键
D．等浓度的X、Z最高价氧化物对应的水化物的稀溶液中，水的电离程度相同
B【解析】由图中信息可知，X、Y、Z在第三周期，Y与Z相邻，R的原子序数与Z的最外层电子数相等，若Z的最外层电子数为7，则R、X、Y、Z分别为N、Na、S、Cl；若Z的最外层电子数为6，则R、X、Y、Z分别为C、Si、P、S，X与Y也相邻，不符合题干；若Z的最外层电子数为5，则R、X、Y、Z分别为B、Cl、Si、P，X半径小于Y了，不符合题意；其他也不满足要求。
A．非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，因此最简单氢化物的稳定性：Y(H2S)＜Z(HCl)，故A正确；
B．根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族、第VA族反常，同主族从上到下第一电离能逐渐减小，则第一电离能：Y(S)＜R(N)，故B错误；
C．化合物X2Y2(Na2S2)中含离子键和非极性键两种化学键，故C正确；
D．X、Z最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、HClO4，等浓度的两种稀溶液中，酸中氢离子浓度等于碱中氢氧根浓度，则两者抑制水的电离程度相等，则水的电离程度相等，故D正确；
综上所述，答案为B。
3．（2023·安徽芜湖·芜湖一中校考模拟预测）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次递增，Y、Z、W位于同周期，上述部分元素组成物质存在如图所示转化关系。
下列说法错误的是
A．第一电离能： Z>W> Y
B．简单氢化物的沸点： W>Z
C．键角： X2W>ZX3
D．转化关系中Y原子的杂化方式有sp、sp2、sp3
C【解析】由图中各元素的成键数目可知Y为C、W为O、Z位于C、O之间，Z为N，X为H，据此分析解答。
A．同周期元素第一电离能呈增大趋势，但N最外层为半满稳定结构，其第一电离能大于O，因此第一电离能：N>O>C，故A正确；
B．H2O常温下为液态，NH3常温下为气态，沸点：H2O>NH3，故B正确；
C．H2O、NH3中心原子的价层电子对数均为4，H2O含两对孤电子对，NH3中只有1对孤电子对，孤对电子越多，对成键电子对的排斥作用越大，键角越小，因此键角：H2OD．转化过程中单键碳为sp3杂化，双键碳为sp2杂化，-CN中为三键碳为sp杂化，故D正确；
故选：C。
4．（2023·河北邢台·邢台市第二中学校联考三模）近年来，光催化剂的研究是材料领域的热点。一种Ru配合物(如图所示)复合光催化剂可将转化为HCOOH。下列说法错误的是

A．Ru配合物中第二周期元素的电负性：O>N>C
B．吡啶( ，原子在同一平面)中C、N原子的杂化方式分别为、
C．该配合物中Ru的配位数是6
D．中P的价层电子对数为4，空间结构为正四面体形
B【详解】A．第二周期主族元素从左向右电负性逐渐增强，因此电负性：O＞N＞C，故A正确；
B． 中原子在同一平面，则C、N原子的价层电子对数均为3，杂化方式均为，故B错误；
C．根据图中Ru与周围的原子得到该配合物中Ru的配位数是6，故C正确；
D．中P的价层电子对数为4，无孤对电子，空间结构为正四面体形，故D正确。
综上所述，答案为B。
5．(2023·潍坊一中高三月考)短周期元素a、b、c、d的原子序数依次增大，在下列转化关系中，甲、乙、丙、丁、戊为上述四种元素组成的二元或三元化合物。其中A为d元素组成的单质，常温下乙为液体，丁物质常用于消毒、漂白。下列说法错误的是( )
A．简单离子半径：c＞b
B．丙中既有离子键又有极性共价键
C．b、c形成的化合物中阴、阳离子数目之比为1∶2
D．a、b、d形成的化合物adb4中，d的杂化方式是sp3
A【解析】短周期元素a、b、c、d的原子序数依次增大，常温下乙为液体，应为H2O，则a为H元素；A为d元素组成的单质，且与丙反应生成水和常用于消毒、漂白的丁，则丙应为碱，由转化关系可知，甲为Na2O，丙为NaOH，A为Cl2，丁为NaClO，戊为NaCl；则b为O元素、c为Na元素、d为Cl元素。b、c对应的离子分别为O2－和Na＋，具有相同的核外电子排布，核电荷数越大离子半径越小，则离子半径：O2－＞Na＋，即b＞c，故A错误；丙为NaOH，由Na＋和OH－构成，则含有离子键和极性共价键，故B正确；b为O元素、c为Na元素，二者组成的Na2O和Na2O2中阴、阳离子数目之比均为1∶2，故C正确；a、b、d形成的化合物adb4即为HClO4，Cl原子的价层电子对数为4＋eq \f(7＋1－2×4,2)＝4，则Cl的杂化方式是sp3，故D正确。
6．（2023·江苏·南京外国语学校高三阶段练习）短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。W原子的最外层电子数是X与Z原子最外层电子数之和，W的简单氢化物r溶于水完全电离。m、p是由这些元素组成的二元化合物，m可用作制冷剂，无色气体p遇空气变为红棕色。下列说法正确的是( )
A．简单离子半径：W>Z>Y>X
B．Y原子的价层电子轨道表示式为
C．r与m可形成离子化合物，其中不含配位键
D．一定条件下，m能与Z的单质反应生成p
B【解析】分析题给条件可得，X、Y、Z、W分别为H、N、O、Cl；m为NH3、p为NO。A.电子层数越多离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以简单离子半径：Cl－>N3－>O2－>H＋，故A错误；B.Y为N，其价层电子排布式为2s22p3，价层电子轨道表示式为 ，故B正确；C.r与m可形成离子化合物NH4Cl，NHeq \\al(＋,4)中含有配位键，故C错误；D.氨与氧气在催化剂、加热的条件下可以生成NO，故D错误。
7．（2023仁寿第一中学校高三月考）根据原子结构、元素周期表和元素周期律的知识回答下列问题：
Ⅰ、①气态电中性基态原子失去最外层一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量叫做第一电离能(设为E)。部分元素的第一电离能如图所示：
(1)从图甲分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下依次___________；(用“减小或增大或不变”填空)
(2)根据第一电离能的含义和元素周期律，可推断出___________②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，通常形成共价键。
(3)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围：______(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物___________？
(5)邻氨基吡啶的铜配合物在有机不对称合成中起催化诱导效应，其结构简式如图甲所示。
①基态Cu原子的价电子排布式为___________。在元素周期表中铜位于___________区(填“s”、“P”、“d”或“ds”)
②基态Cu等多电子原子多核外电子排布中，能级会发生交错现象。以下表示的各能级能量大小关系，不符合客观事实的是___________
A．4s>3d>3p>3s B．6s>5p>4d>3d C．5f>4d>3p>2s D．7d>6d>5d>4d
Ⅱ、元素周期表前四周期A、B、C、D、E五种元素，A元素的原子最外层电子排布式为ns1；B元素的原子价电子排布式为ns2np2；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子；E元素原子有5个未成对电子。
(1)写出元素名称：E___________。
(2)C基态原子的电子排布图为___________。
(3)当n=3时，B与C形成的化合物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是：___________。
(4)若A元素的原子最外层电子排布式为2s1，B元素的原子价电子排布式为3s23p2，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是___________(用元素符号表示)。
(5)E元素原子的电子排布简写式是___________，在元素周期表中的位置是___________。
Ⅰ、(1)减小(2)419；738(3)0.93；1.57(4)共价化合物(5)①；ds②AⅡ、(1)锰(2) (3) SiO2＋2OH-=SiO＋H2O(4)O>P>Si>Li(5) [Ar]3d54s2；第四周期ⅦB族
【解析】Ⅱ、A元素的原子最外层电子排布式为ns1，则A是第IA族元素；B元素的原子价电子排布式为ns2np2，所以B应该是第ⅣA族元素；C元素位于第二周期且原子中p能级与s能级电子总数相等，所以C是氧元素；D元素原子的M能层的p能级中有3个未成对电子，则D是P元素；E元素原子有五个未成对电子，则E的原子序数是25，属于第四周期的Mn元素。
Ⅰ、(1)从图甲分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是从上到下依次减小；
(2)同一周期元素，元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA族和第VA族元素第一电离能大于其相邻元素；同一主族元素原子的第一电离能变化规律是从上到下依次减小。则E钾(3)根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性Na＜Mg＜Al，同主族Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.93～1.57；
(4)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物；
(5)①Cu是29号元素，价电子排布式为，在元素周期表中铜位于ds区；
②能级能量高低顺序规律为：相同n而不同能级的能量高低顺序为：ns＜np＜nd＜nf，n不同时的能量高低：2s＜3s＜4s，2p＜3p＜4p；不同层不同能级ns＜（n-2）f＜（n-1）d＜np，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f…，则A错误，B、C、D正确A；
Ⅱ、(1)由分析可知，E为锰元素；
(2)由分析可知，C为O元素，O元素的核电荷数是8，则根据构造原理、能量最低原理、洪特规则以及泡利原理可知，其轨道表达式为；
(3)当n＝3时，B是硅元素，B与C形成的化合物二氧化硅与氢氧化钠溶液反应的离子方程式是SiO2＋2OH-=SiO＋H2O；
(4)若A元素的原子最外层电子排布为2s1，则A是Li。B元素的原子价电子排布为3s23p2，则B是Si元素。由于非金属性越强，第一电离能越大，所以氧元素的第一电离能最大。Li是金属第一电离能最小。P的非金属性强于Si，第一电离能大于硅的，所以A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是O＞P＞Si＞Li；
(5)E元素是Mn，原子序数是25，位于周期表的第四周期第ⅦB族，所以原子的电子排布简写式是[Ar]3d54s2。
8．（2023定兴第三中学高三月考）有A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中A为非金属元素；A和E属同一族，它们的原子最外层电子排布为ns1，B和D也属同一族，它们的原子最外层的p能级电子数均是s能级电子数的两倍。C原子最外层电子数等于D原子最外层电子数的一半。请回答下列问题：
(1)C是_______，D是_______，E是_______。
(2)由这五种元素组成的一种化合物是_______(写化学式)。写出该物质的一种主要用途：_______。
(3)写出C元素基态原子的电子排布式：_______。
(4)用电子排布图表示D元素原子的价电子排布为_______。
(5)元素B与D的电负性的大小关系是B_______D，C与E的第一电离能的大小关系是C_______E(填“>”“<”或“=”)。
（1）Al、S、K（2）KAl(SO4)2·12H2O；作净水剂（3）1s22s22p63s23p1（4）（5）>；>
【解析】A、B、C、D、E五种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20，B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，故最外层电子排布为ns2np4，故B为O元素，D为S元素，A和E元素原子的最外层电子排布为ns1，处于第ⅠA族，A为非金属元素，故A为H元素，E的原子序数大于S元素，故E为K元素，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半，故C原子最外层电子数为3，原子序数介于O与S之间，故C为Al元素。
(1)由以上分析可知A为H，B为O，C为Al，D为S，E为K；
(2)由H、O、Al、S、K五种元素组成的一种化合物是KAl(SO4)2·12H2O，可以用作净水剂；
(3)C为Al原子，基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p1；
(4)D为S元素，原子价层电子排布为3s23p4，轨道表示式为；
(5)同主族自上而下电负性降低，故电负性O>S，金属性越强，第一电离能越小，故第一电离能Al>K。
【真题感知】
1．（2023·广东·统考高考真题）化合物可作肥料，所含的5种元素位于主族，在每个短周期均有分布，仅有Y和M同族。Y的基态原子价层p轨道半充满，X的基态原子价层电子排布式为，X与M同周期，E在地壳中含量最多。下列说法正确的是
A．元素电负性：B．氢化物沸点：
C．第一电离能：D．和的空间结构均为三角锥形
A【解析】E在地壳中含量最多为氧元素，X的基态原子价层电子排布式为，所以， ，X为镁或者 ，X为锂，Y的基态原子价层p轨道半充满所以可能为氮或磷，Y和M同族所以为氮或磷，根据X与M同周期、化合价之和为零，可确定Z为氢元素、M为磷元素、X为镁元素、E为氧元素、Y氮元素。
A．元素电负性：氧大于氮大于氢，A正确；
B．磷化氢、氨气、水固体均是分子晶体，氨气、水固体中都存在氢键沸点高，磷化氢没有氢键沸点低，所以氢化物沸点：冰大于氨大于磷化氢，B错误；
C．同周期第一电离能自左向右总趋势逐渐增大，当出现第ⅡA族和第ⅤA族时比左右两侧元素电离能都要大，所以氮大于氧大于镁 ，C错误；
D．价层电子对为 ，有一对孤电子对，空间结构为三角锥形，价层电子对为，没有孤电子对，空间结构为平面三角形，D错误；
故选A。
2．（2023·浙江·统考高考真题）X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是
A．第一电离能：
B．电负性：
C．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：
D．与水反应生成产物之一是非极性分子
A【解析】X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，则X为C，Y为N，Z为F，W原子在同周期中原子半径最大，则W为Na。
A．根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，则第一电离能：，故A错误；
B．根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性：，故B正确；
C．根据同电子层结构核多径小，则Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：，故C正确；
D．与水反应生成产物之一为乙炔，乙炔是非极性分子，故D正确。
综上所述，答案为A。
3．（2023·湖南·统考高考真题）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2：1：3。下列说法正确的是
A．电负性：X>Y>Z>W
B．原子半径：XC．Y和W的单质都能与水反应生成气体
D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性
C【解析】根据题中所给的信息，基态X原子s轨道上的电子式与p轨道上的电子式相同，可以推测X为O元素或Mg元素，由荧光粉的结构可知，X主要形成的是酸根，因此X为O元素；基态X原子中未成键电子数为2，因此Y的未成键电子数为1，又因X、Y、Z、W的原子序数依次增大，故Y可能为F元素、Na元素、Al元素、Cl元素，因题目中给出W为金属元素且荧光粉的结构中Y与W化合，故Y为F元素或Cl元素；Z原子的未成键电子数为3，又因其原子序大于Y，故Y应为F元素、Z其应为P元素；从荧光粉的结构式可以看出W为某+2价元素，故其为Ca元素；综上所述，X、Y、Z、W四种元素分别为O、F、P、Ca，据此答题。
A．电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，根据其规律，同一周期从左到右依次增大，同一主族从上到下依次减小，故四种原子的电负性大小为：Y>X>Z>W，A错误；
B．同一周期原子半径从左到右依次减小，同一主族原子半径从上到下依次增大，故四种原子的原子半径大小为：YC．F2与水反应生成HF气体和O2，Ca与水反应生成氢氧化钙和氢气，二者均可以生成气体，C正确；
D．Z元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，几乎没有氧化性，D错误；
故答案选C。
4．（2023·辽宁·统考高考真题）某种镁盐具有良好的电化学性能，其阴离子结构如下图所示。W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W、Y原子序数之和等于Z，Y原子价电子数是Q原子价电子数的2倍。下列说法错误的是

A．W与X的化合物为极性分子B．第一电离能
C．Q的氧化物是两性氧化物D．该阴离子中含有配位键
A【解析】W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W形成1条单键且核电荷数最小，W为H，X形成4条键，核电荷数大于H，且小于其他三种元素，X为C，Y形成2条单键，核电荷数大于C，Y为O，W、Y原子序数之和等于Z，Z为F，Y原子价电子数为Q原子价电子数的2倍，Q为Al。
【详解】A．W与X的化合物不一定为极性分子，如CH4就是非极性分子，A错误；
B．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能F>O>C，B正确；
C．Q为Al，Al2O3为两性氧化物，C正确；
D．该阴离子中L与Q之间形成配位键，D正确；
故答案选A。
5．（2022·天津·统考高考真题）嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是
A．原子半径：Al＜SiB．第一电离能：Mg＜Ca
C．Fe位于元素周期表的p区D．这六种元素中，电负性最大的是O
D【详解】A．Al、Si同周期，Al的核电荷数小于Si，原子半径：Al>Si，故A错误；
B．Mg、Ca同主族，同主族从上到下第一电离能减小，故B错误；
C．Fe位于元素周期表的d区，故C错误；
D．同周期元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减弱，则由此可知六种元素中电负性最大的为O，故D正确；
故选：D。年份
卷区
考点分布
元素周期表的结构
元素的性质
元素周期律
综合应用
2023
重庆
√
√
湖北
√
√
浙江
√
√
√
江苏
√
√
湖南
√
√
辽宁
√
√
全国
√
2022
辽宁
√
天津
√
√
重庆
√
福建
√
河北
√
江苏
√
广东
√
2021
重庆
√
江苏
√
湖北
√
√
山东
√
元素周期表的结构
位置与结构的关系
周
期
周期序数
元素的种数
① 周期序数＝原子核外电子层数
②对同主族(nA族)元素，若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数；若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为同周期的元素种数
短
周
期
第一周期
2
第二周期
8
第三周期
8
长
周
期
第四周期
18
第五周期
18
第六周期
32
第七周期
不完全周期
族
主
族
ⅠA族～
ⅦA族
由长周期元素和短周期元素共同构成的族
最外层电子数=主族序数=价电子数
零族
第18纵行
最外层电子数为8（He除外）
副
族
ⅠB族～
ⅦB族
只由长周期元素构成的族
最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外），最外层电子数只有1～7个
第Ⅷ族
第8、9、10纵行
分区
价电子排布
元素性质特点
s区
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ns2np1～6(除He外 )
通常是最外层电子参与反应
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
最外层电子数规律
最外层电子数为1的元素有主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）；最外层电子数为2的元素有主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27C等）；最外层电子数在3—7之间的元素一定是主族元素；最外层电子数为8的元素：0族（He除外）
数目规律
元素种类最多的是第IIIB族（32种）；同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：第2、3周期（短周期）相差1，第4、5周期相差11，第6、7周期相差25；设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为 (n+1)2/2，偶数周期为(n+2)2/2
分界线规律
位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）
对角线规律
金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）
X
Y
Q
R
Z
W
Y
Z
W
X
M
同周期
碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的趋势
同主族
从上到下第一电离能逐渐减小
同种元素
同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1判断元素金属性的强弱
第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度，第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱
判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子
判断核外电子的分层情况
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变时，电子层数就可能发生变化
判断原子的核外电子排布
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的大。如Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小
同周期
从左到右，电负性逐渐增大
同主族
从上到下，电负性逐渐增大逐渐减小
判断元素金属性与非金属性的强弱
电负性越大，非金属性越强，金属性越弱
判断化学键的类型
一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键，若差值小于1.7，通常形成共价键
判断元素在化合物中的价态
共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价
第一电离能
离子半径
熔点
酸性
Si____S
O2－____Na＋
NaCl____Si
H2SO4____ HClO4
元素
p
电离能/
(kJ·ml－1)
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
电离能/(kJ·ml－1)
I1
I2
铜
746
1 958
锌
906
1 733
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
能层数相同，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数相同，能层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1
最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强；
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱；
失电子能力逐渐增强
第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
元素金属性、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
同周期
随原子序数递增，原子半径减小。如：r（Na）＞r（MMg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）
同主族
随原子序数递增，原子或离子半径减小。如：r（Li）＜r（Na）＜r（k）＜r（Rb）＜r（Cs），r（Li+）＜r（Na+）＜r（k+）＜r（Rb+）＜r（Cs+），r（F—）＜r（Cl—）＜r（Br—）＜r（I—）
同电子层
核电荷数越大，离子半径越小。如：r（O2—）＞r（F—）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+）
同元素
阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子。如：r（Cl）＞r（Cl），r（Fe）＞r（Fe2+）＞r（Fe3+）
元素的性质
本质
判断的一般依据
元素金属性
元素的原子失电子的能力（与失电子的数目无关），原子越容易失去电子，元素金属性越强；反之则弱。
与水或酸(非氧化性)反应置换出氢的难易
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
水溶液中单质间的置换反应
原电池中的正负极(Mg—Al---NaOH溶液例外)
阳离子在电解池中阴极上的放电顺序
元素的非金属性
元素的原子得电子的能力（与得电子的数目无关），原子越容易得到电子，元素非金属性越强；反之则弱。
与氢气化合的难易
气态氢化物的稳定性
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
水溶液中单质间的置换反应（单质作氧化剂）
阴离子的还原性
第一电离能
元素
Na
Mg
Al
496
738
577
物理性质
氯化物
熔点
712
290
-24.1
沸点
1412
732
136.4
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
电负性值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.44
3.98
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16