2025高考化学 元素周期表 元素周期律 备考教案.docx

第五章　物质结构与性质　元素周期律
第2讲　元素周期表　元素周期律

课标要求
核心考点
五年考情
核心素养对接
1.认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。
2.知道元素周期表的结构，以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和主族元素性质的递变规律。
3.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，了解元素周期律（表）的应用价值
元素
周期表
2023广东，T2； 2023上海，T15；2022广东，T7；2021年6月浙江，T15；2021广东，T20；2019全国Ⅱ，T9；2019年4月浙江，T14
1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构、核外电子排布角度了解元素周期表的排布规律。
2.证据推理与模型认知：知道原子核外电子排布的周期性变化决定元素性质的周期性变化；能用电离能和电负性数据定量描述元素及其化合物性质的变化规律
元素
周期律
2023全国甲，T11；2023北京，T10；2022全国甲，T35；2022湖南，T5、T18；2022年1月浙江，T16；2021北京，T4；2021全国甲，T11；2021天津，T12；2021山东，T16；2021福建，T14；2021重庆，T7；2020山东，T3；2020江苏，T9；2019北京，T8；2019天津，T7；2019江苏，T8
命题分析预测
1.高考常结合图表、文字描述等，考查原子结构、元素周期表结构及元素性质的递变规律；以核反应、具有特殊用途或性质的物质的结构为载体，考查元素周期表、元素周期律或原子（分子）结构与性质是近几年高考的命题热点。
2.2025年高考可能会结合元素推断或以新材料、新信息为载体，考查原子半径、电负性、电离能等元素性质的递变规律

“结构决定性质、性质反映结构”观点

考点1　元素周期表

1.元素周期表
（1）编排原则
周期
把[1]　电子层数　相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行
族
把[2]　最外层电子数　相同的元素，按[3]　电子层数　递增的顺序，从上至下排成的纵列
（2）元素周期表的结构（由周期与族构成）
元素周期表横行（7行):7个周期（每周期所含元素种类数依次为2、8、8、18、[4]　18　、[5]　32　、32）纵列（18列）（16个族）7个主族：第ⅠA族～ⅦA族0族：稀有气体元素由[6]　短周期　元素和[7]　长周期　元素共同构成的族，共8列8个副族：第ⅢB族～ⅦB族，　　　　　第Ⅷ族（3个纵列）　　　　　第ⅠB族、第ⅡB族仅由长周期元素构成的族，属于过渡元素，共10列分区金属区（位于左下角）非金属区（主要在右上角）两系镧系：第[8]　六　周期第[9]　ⅢB　族锕系：第[10]　七　周期第[11]　ⅢB　族各包括15种元素
2.原子结构与元素周期表的结构
（1）原子结构与周期的关系
周期
能层数（n）
每周期中元素原子价层电子排布规律
二
[12]　2　
2s1→2s22p6
三
[13]　3　
3s1→3s23p6
四
[14]　4　
4s1→3d14s1～2→3d104s2过渡元素→4s24p6
五
[15]　5　
5s1→4d15s1～2→4d105s2过渡元素[钯（4d10）除外]→5s25p6
六
[16]　6　
6s1→→6s26p6
（2）原子结构与族的关系
族
价层电子排布式
规律
主
族
ⅠA、ⅡA
[17]　ns1～2　
价层电子数＝族序数
ⅢA～ⅦA
[18]　ns2np1～5　
0族
[19]　ns2np6　（He除外）
最外层电子数＝8
副
族
ⅠB、ⅡB
[20]　（n－1）d10ns1～2　
最外层ns轨道上的电子数＝族序数
ⅢB～ⅦB
[21]　（n－1）d1～5ns1～2　
（镧系、锕系除外）
价层电子数＝族序数
Ⅷ
[22]　（n－1）d6～9ns1～2　
（钯除外）
除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列
（3）元素周期表的分区
①根据核外电子排布分区
a.分区简图

b.各区元素原子价层电子的排布特点及元素性质特点
除ds区外，其他各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区，有两列，包含[23]　ⅠA　族、[24]　ⅡA　族，除H外都是活泼[25]　金属　元素，s区元素通常是最外层电子参与反应。p区，有[26]　6　列，包含[27]　ⅢA　族～[28]　ⅦA　族、[29]　0　族，p区元素通常是最外层电子参与反应。d区，有[30]8列，包含[31]　ⅢB　族～[32]　ⅦB　族（镧系、锕系除外）、[33]　Ⅷ　族，d区元素原子d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。ds区，有[34]　2　列，包含[35]　ⅠB　族、[36]　ⅡB　族，ds区都是[37]　金属　元素。f区，包含镧系、锕系，镧系元素化学性质相似，锕系元素化学性质相似。
②根据元素金属性与非金属性分区

a.沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹、石田与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是[38]　金属　元素（氢除外），线的右边是[39]　非金属　元素。非金属元素主要集中在元素周期表右上角的三角区内（如图所示）。
b.处于[40]　金属　与[41]　非金属　分界线（又称梯形线）附近的非金属元素具有一定的[42]　金属　性，又称为半金属、类金属或准金属，但不能叫两性非金属。
③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（如图）的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物），这种相似性被称为对角线规则。
3.元素周期表的“三大”应用
（1）科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
（2）寻找新材料：

（3）用于工农业生产
地球中化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对探矿有指导意义。

1.易错辨析。
（1）最外层电子数等于或大于3且小于8的一定是主族元素。（　√　）
（2）元素所在的主族序数与最外层电子数相等的元素都是金属元素。（　✕　）
（3）第ⅠA族全部是金属元素。（　✕　）
（4）元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们分别互为同位素。（　✕　）
（5）两种短周期元素原子序数相差8，则周期序数一定相差1。（　√　）
（6）原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期序数。（　✕　）
（7）元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素。（　✕　）
（8）最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。（　√　）
（9）最外层电子的电子排布式为ns1或ns2的元素都在s区。 （　✕　）
（10）s区和p区的元素都是主族元素。（　✕　）
（11）价层电子就是最外层电子。（　✕　）
（12）同族元素原子的价层电子数一定相同。（　✕　）
（13）基态原子的N层上只有一个电子的元素一定是第ⅠA族元素。（　✕　）
（14）基态原子的p能级处于半充满状态的元素一定位于p区。（　√　）
（15）基态原子的价层电子排布式为（n－1）dxnsy的元素的族序数一定为x＋y。（　✕　）
（16）某元素原子的价层电子排布式为3d54s2，其应在第四周期第ⅦB族。（　√　）
（17）长式周期表共有18个纵列，从左到右数，第10、11列元素属于ds区。（　✕　）
（18）所有非金属元素都分布在p区。（　✕　）
（19）最外层电子数为2的元素都分布在s区。（　✕　）
（20）元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族的10个纵列的元素都是金属元素。（　√　）
2.（1）副族元素又称为过渡元素，原因是　副族元素处于主族典型金属元素向主族典型非金属元素过渡的区域　；
（2）s区（除H外）、d区、ds区的元素都是金属元素，原因是　s区、d区、ds区的元素的最外层有1～2个电子，在反应中易失去　。
3.[元素周期表中的数量应用]（1）甲、乙是元素周期表中同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为　n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29　。
（2）甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素（其中甲在乙的上一周期），若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是　x＋2、x＋8、x＋18、x＋32　。
（3）若A、B是相邻周期同主族元素（A在B的上一周期），A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为　y＝x＋m或y＝x＋n　。
（4）下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是　B　。

A B

C D
4.锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物的叙述正确的是（　B　）
A.Li2SO4难溶于水 B.Li与N2反应生成Li3N
C.LiOH易溶于水 D.LiOH受热很难分解
5.下列说法错误的是（　C　）
A.作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的交界处
B.农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内
C.构成催化剂的元素通常在元素周期表的左上方区域内
D.在过渡元素中可以寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素

命题点1　元素周期表的结构
1.[北京高考]2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟（49In）等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷（37Rb）同周期。下列说法不正确的是（　D　）
A.In是第五周期第ⅢA族元素
B.49115In的中子数与电子数的差值为17
C.原子半径：In＞Al
D.碱性：In（OH）3＞RbOH
解析　Rb属于第五周期元素，故In亦为第五周期元素，且原子序数比Rb大12，由于周期表中第五周期中含有10种过渡元素，则In为第ⅢA族元素，A项正确；49115In的中子数为115－49＝66，质子数为49，质子数等于核外电子数，故中子数与电子数之差为17，B项正确；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径In＞Al，C项正确；同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，故其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，即碱性In（OH）3＜RbOH，D项错误。
2.[2021浙江]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　）

A.还原性：ZQ2＜ZR4
B.X能从ZO2中置换出Z
C.Y能与Fe2O3反应得到Fe
D.M最高价氧化物的水化物能与其最低价氢化物反应
解析　根据六种元素在周期表中的相对位置可知Z、M是第二周期元素，X、Y、Q、R均是第三周期元素。由Y的最高化合价为＋3，可知Y为Al元素，根据各元素的相对位置可确定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。还原性：CS2＞CCl4，A项错误。Mg在CO2中燃烧能置换出C，并生成MgO，B项正确。Al能和Fe2O3在高温下发生置换反应生成Fe和Al2O3，C项正确。N元素的最高价氧化物对应的水化物为HNO3，最低价氢化物为NH3，二者能反应生成NH4NO3，D项正确。
命题点2　原子结构与元素周期表结构
3.[2022全国甲]Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19。Q与X、Y、Z位于不同周期，X、Y相邻，Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。下列说法正确的是（　D　）
A.非金属性：X＞Q
B.单质的熔点：X＞Y
C.简单氢化物的沸点：Z＞Q
D.最高价含氧酸的酸性：Z＞Y
解析　由“Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素”和“Q与X、Y、Z位于不同周期”推测Q可能为第一或第二周期元素；结合“Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍”和“X、Y相邻”，可知Q为第二周期元素，则X、Y、Z为第三周期元素，Y为Si，X为Al；由“最外层电子数之和为19”可知Q、Z最外层电子数之和为12，所以Q、Z为F和P或O和S或N和Cl。同一周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，同一主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以非金属性X＜Q，A项错误；硅为共价晶体，熔点高，铝为金属晶体，熔点低于硅，B项错误；N、O、F的简单氢化物之间均可以形成氢键，所以简单氢化物的沸点Q＞Z，C项错误；同一周期元素最高价含氧酸的酸性从左到右依次增大，所以最高价含氧酸的酸性Z＞Y，D项正确。
命题拓展
下列有关Q与X、Y、Z的说法正确的是（　D　）
A.X与氯气化合的产物为离子化合物
B.简单氢化物的稳定性：Q＜Z
C.Z的最高价含氧酸一定是强酸
D.X的氧化物为两性氧化物
4.[2022辽宁改编]短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大。基态X、Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主族。X、Y、Z、W、Q分别为　C、N、O、Al、S　（填元素符号）。
解析　基态X、Z、Q原子均有两个单电子：①为第二周期元素时，最外层电子排布式为2s22p2或2s22p4，即C或O；②为第三周期元素时，最外层电子排布式为3s23p2或3s23p4，即Si或S；Q与Z同主族，结合原子序数大小关系可知，X、Z、Q分别为C、O、S，则Y为N；W为第三周期简单离子半径最小的元素，则W为Al。
考点2　元素周期律

1.元素周期律
（1）概念：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生[1]　周期性　递变的规律。
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子[2]　核外电子排布　周期性变化的必然结果。
（3）主族元素的周期性变化规律
项目
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原子
结构
原子核外
电子排布
能层数[3]　相同　，最外层电子数[4]　逐渐增多　
最外层电子数[5]　相同　，能层数[6]　递增　
原子半径
逐渐[7]　减小　
逐渐[8]　增大　
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7（O、F除外），非金属元素最低负化合价＝[9]　－（8－主族序数）　（H、B除外）
相同，最高正化合价＝主族序数（O、F除外）
元素的金属性
和非金属性
金属性逐渐[10]　减弱　，非金属性逐渐[11]　增强　
金属性逐渐[12]　增强　，非金属性逐渐[13]　减弱　
简单气态氢化
物的稳定性
逐渐[14]　增强　（CH4与NH3除外，因为CH4分子为正四面体稳定结构，且C—H键的键能也较大）
逐渐[15]　减弱　
最高价氧化物
对应水化物的
酸碱性
碱性逐渐[16]　减弱　，酸性逐渐[17]　增强　
碱性逐渐[18]　增强　，酸性逐渐[19]　减弱　
（4）元素周期律的“2大”应用
①比较不同周期、不同主族元素的性质。如：金属性Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性Mg（OH）2＞Al（OH）3、Ca（OH）2＞Mg（OH）2，故碱性Ca（OH）2＞Al（OH）3。
②推测陌生元素的某些性质。如根据Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，可推测Be（OH）2更难溶。
2.电离能
（1）概念：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[20]　最低　能量称为第一电离能，用I1表示，单位为kJ·mol－1。
（2）变化规律
电离能变化规律第一电离能（I1）同周期元素：随核电荷数递增，整体呈[21]　增大　的趋势同主族元素：随电子层数的增多，逐渐[22]　减小　特例：通常同周期第ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能分别大于第ⅢA族、ⅥA族元素的第一电离能逐级电离能同种元素：越来越大，即I1＜I2＜I3＜…失去的电子跨越能层时逐级电离能会出现突跃，例如：Na元素的I2远大于I1
（3）应用
判断元素金属性的强弱
第一电离能是元素金属性的衡量尺度，一般来说，第一电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；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[23]　＋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＋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渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化
3.电负性
（1）相关概念
键合电子
原子中用于形成化学键的电子
电负性
描述不同元素的原子对[24]　键合电子　吸引力的大小，电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越[25]　大　
电负性的衡量标准
以氟的电负性为4.0、锂的电负性为1.0作为相对标准
（2）变化规律
同周期
一般来说，从左到右，主族元素电负性逐渐[26]　增大　
同主族
一般来说，从上到下，电负性逐渐[27]　减小　
（3）应用

1.易错辨析。
（1）同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小。（　✕　）
（2）第二周期元素从左到右，最高正化合价从＋1递增到＋7。（　✕　）
（3）元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。（　✕　）
（4）元素氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。（　✕　）
（5）元素的气态氢化物越稳定，其非金属性越强，水溶液的酸性越强，还原性越弱。（　✕　）
（6）由还原性SiH4＞CH4，可推出非金属性Si＞C。（　✕　）
（7）酸性H2SO3＞H2CO3＞HClO，说明非金属性S＞C＞Cl。（　✕　）
（8）第ⅠA族元素都能形成＋1价的离子。（　√　）
（9）第ⅦA族元素的最高正价都为＋7。（　✕　）
（10）共价化合物中，成键元素电负性大的表现为正价。（　✕　）
（11）①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O中元素的电负性递增的是④。（　√　）
（12）下列原子：①1s22s22p63s23p1，
②1s22s22p63s23p2，
③1s22s22p63s23p3，
④1s22s22p63s23p4，第一电离能最大的是④。（　✕　）
（13）某短周期元素的逐级电离能（单位：kJ·mol－1）分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯反应时，最可能生成＋2价阳离子。（　√　）
（14）下列原子：
①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，
③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，半径最大的是①。（　√　）
2.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。
（3）热稳定性：NH3　＜　H2O。
（4）还原性：HBr　＞　HCl。
3.比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。
（1）Na　＞　Mg　＞　Cl
（2）Na＋　＞　Mg2＋　＞　Al3＋
（3）F－　＜　Cl－　＜　Br－
（4）Cl－　＞　O2－　＞　Na＋
4.比较下列微粒半径大小。
（1）S2－、Cl－、K＋、Ca2＋：　S2－＞ Cl－＞ K＋＞ Ca2＋　（用“＞”排列）。
（2）Na　＞　Na＋；H－　＞　Li＋（填“＞”或“＜”）。
5.（1）从原子结构角度解释O的非金属性大于S：　同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，元素非金属性逐渐减弱　，列举一个化学事实加以说明　2H2S＋O2（少量） 点燃 2S＋2H2O　（用化学方程式表示）。
（2）[2023北京]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：　I1（O）＞I1（S），氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子　。
6.从原子结构角度解释第一电离能Mg＞Al，P＞S：　基态Mg的核外电子排布式为1s22s22p63s2，基态Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，该能级的能量比3s能级的能量高，所以Mg的第一电离能比Al的大；基态P的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3，基态S的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，P的最高能级中的电子排布是半充满的，比较稳定，失电子较难，第一电离能比S的大　。
7.从电离能角度分析Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al分别易形成＋2价、＋3价离子的原因：　Na的I1比I2小很多，说明Na失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；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＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子　。
8.《中华本草》等中医典籍中记载了炉甘石（ZnCO3）入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。Zn、C、O的电负性由大至小的顺序是　O＞C＞Zn　。

命题点1　微粒半径大小比较
1.[全国Ⅱ高考]2019年是门捷列夫发现元素周期律150周年。如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（　D　）

W

X
Y
Z

A.原子半径：W＜X
B.常温常压下，Y单质为固态
C.气态氢化物热稳定性：Z＜W
D.X的最高价氧化物的水化物是强碱
解析　由题中信息和图示可知W位于第二周期，X、Y、Z位于第三周期，结合W与X的最高化合价之和为8，且族序数相差2，可知X为Al，W和Z分别为N和P，Y为Si。原子半径：N＜Al，A项正确。常温常压下，单质硅呈固态，B项正确。由非金属性：P＜N，可知气态氢化物热稳定性：PH3＜NH3，C项正确。Al的最高价氧化物对应的水化物Al（OH）3是典型的两性氢氧化物，并非强碱，D项错误。
命题拓展
下列有关W、X、Y、Z的说法错误的是（　C　）
A.简单离子半径：W＞X
B.X与W的最高价氧化物的水化物间能相互反应
C.Y单质熔化时只破坏范德华力，不破坏共价键
D.Z的最高价氧化物的水化物是弱电解质
2.[2023上海]短周期元素X、Y，若原子半径X＞Y，则下列选项中一定正确的是（　C　）
A.若X、Y均在ⅣA族，则单质熔点X＞Y
B.若X、Y均在ⅥA族，则气态氢化物的热稳定性X＞Y
C.若X、Y均属于第二周期非金属元素，则简单离子半径X＞Y
D.若X、Y均属于第三周期金属元素，则元素的最高正价X＞Y
解析　X、Y均为短周期元素，原子半径X＞Y，若X、Y均在ⅣA族，则X为Si、Y为C，碳元素形成的单质有多种，其中金刚石的熔点高于Si单质，A不一定正确；若X、Y均在ⅥA族，则X、Y分别为S、O，热稳定性H2O＞H2S，B错误；若X、Y均为第二周期非金属元素，则二者简单离子的核外电子排布相同，核外电子排布相同的离子，原子序数小的半径大，故简单离子半径X＞Y，C一定正确；若X、Y均属于第三周期金属元素，则X、Y可分别为Na、Al，此时元素的最高正价X＜Y，D错误。
技巧点拨

命题点2　元素金属性和非金属性强弱的判断
3[2022上海]下列事实不能说明C的非金属性大于Si的是（　C　）
A.稳定性：CH4＞SiH4
B.酸性：H2CO3＞H2SiO3
C.熔沸点：CO2＜SiO2
D.CH4中C为－4价，SiH4中Si为＋4价
解析　最简单气态氢化物的热稳定性与元素的非金属性有关，元素的非金属性越强，最简单气态氢化物越稳定，A不符合题意；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，B不符合题意；物质的熔沸点与其结构有关，CO2属于分子晶体，其熔沸点取决于分子间作用力，SiO2属于共价晶体，其熔沸点取决于共价键的强弱，因此不能根据CO2与SiO2熔沸点的高低来判断C与Si的非金属性强弱，C符合题意；CH4中C为－4价，说明C的非金属性强于H，SiH4中Si为＋4价，说明H的非金属性强于Si，因此可以得到C的非金属性强于Si，D不符合题意。
4.[全国Ⅲ高考]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是（　D　）
A.非金属性：W＞X＞Y＞Z
B.原子半径：Z＞Y＞X＞W
C.元素X的含氧酸均为强酸
D.Y的氧化物水化物为强碱
解析　化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，结合W、X、Y、Z的原子序数依次增大，又因四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知W、X、Y、Z分别为H、N、Na、Cl，XW3为NH3，WZ为HCl。非金属性：Cl＞N＞H＞Na，A项错误；同周期主族元素满足序大径小的规则，原子半径：Na＞Cl＞N＞H，B项错误；N可以形成HNO2，HNO2为弱酸，C项错误；Na的氧化物的水化物为NaOH，NaOH属于强碱，D项正确。
技巧点拨
元素的金属性强弱比较
元素的非金属性强弱比较
最高价氧化物对应水化物的碱性越强，对应元素的金属性越强
最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应元素的非金属性越强
单质与水、酸反应越容易或越剧烈，对应元素的金属性越强
单质与H2反应越容易，生成的简单氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强
单质的还原性越强，对应元素的金属性越强
单质的氧化性越强，对应元素的非金属性越强
阳离子氧化性越强，对应元素的金属性越弱
简单阴离子的还原性越强，对应元素的非金属性越弱
原电池：负极材料对应元素的金属性通常强于正极。电解池：在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱；在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱
置换反应：强的置换出弱的，适用于金属也适用于非金属
命题点3　电离能的比较
5.（1）[2022全国甲]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势（纵坐标的标度不同）。第一电离能的变化图是a（填标号）， 判断的根据是　同周期元素的第一电离能从左到右整体呈增大的趋势，但N的2p轨道上的电子排布是半充满的，相对较稳定，其第一电离能高于相邻C、O的第一电离能　；第三电离能的变化图是　b　（填序号）。

（2）[2022河北]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是　Cu　，原因是　Cu的第二电离能失去的是3d10电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，较稳定，失去1个电子时所需能量与失去4s1电子所需能量的差值更大　。
（3）[2021福建]N、O、S的第一电离能（I1）大小为I1（N）＞I1（O）＞I1（S），原因是　N原子2p轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O、S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子　。
（4）[全国Ⅰ高考]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能（I1）如表所示。I1（Li）＞I1（Na），原因是　Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失去电子　。I1（Be）＞I1（B）＞I1（Li），原因是　Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2结构，B为1s22s22p1结构，2p能级能量高，B比Be容易失电子，Be的第一电离能最大。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　。
I1/（kJ·mol－1）
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
（5）[全国Ⅰ高考]下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是A（填标号）。
A. B.
C. D.
解析　（1）同周期元素的第一电离能从左到右整体呈增大的趋势，但N的2p轨道上的电子排布是半充满的，比较稳定，其第一电离能高于相邻C、O的第一电离能，故图a符合C、N、O、F第一电离能的大小顺序；C、N、O、F的价电子排布式分别为2s22p2、2s22p3、2s22p4、2s22p5，失去两个电子后，价电子排布式分别为2s2、2s22p1、2s22p2、2s22p3，此时F的2p轨道上的电子排布处于半充满状态，比较稳定，其第三电离能最大，O的半径小于N的半径，O的第三电离能大于N的，C失去的第三个电子为2s上的电子，导致其第三电离能大于N的，故图b符合C、N、O、F第三电离能的大小顺序。（3）N、O同周期，N原子2p轨道半充满，为稳定结构，比相邻的O原子更难失电子，故N的第一电离能比O大；O、S同主族，S原子半径大于O原子，S更易失去电子，故O的第一电离能比S大。（4）Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li容易失去最外层电子，即I1（Li）＞I1（Na）。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增，第一电离能呈增大的趋势，而B的第一电离能失去的电子是2p能级的，该能级电子的能量比左边的位于2s能级电子的能量高，故Be的第一电离能比B的大。（5）结合各选项可知，B项为基态镁原子，C项为激发态镁原子，A项和D项均为Mg失去一个电子得到的Mg＋。失去电子后原子核对电子的吸引力更强，所以Mg＋失去一个电子所需能量比Mg失去一个电子所需能量更大，排除B项和C项。由于E3p＞E3s，3s能级上的电子更稳定，故电离3s能级上的电子所需能量更大，A项符合题意。
命题点4　电负性比较及应用
6.[2023北京]下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是（　A　）
A.F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能
B.三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka
C.氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性
D.气态氟化氢中存在（HF）2，而气态氯化氢中是HCl分子
解析　F原子半径小，电子云密度大，两个原子间的斥力较强，F—F键不稳定，因此F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能，与电负性无关，A符合题意；氟的电负性大于氯的电负性，F—C键的极性大于Cl—C键的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，从而导致三氟乙酸中羧基中羟基极性更大，更容易电离出氢离子，所以三氟乙酸的酸性更强，B不符合题意；电负性F＞Cl＞H，F—H键的极性大于Cl—H键的极性，从而导致HF分子极性强于HCl，C不符合题意；氟的电负性大于氯的电负性，HF可形成分子间氢键，而HCl不能，所以气态氟化氢中存在（HF）2，而气态氯化氢中是HCl分子，D不符合题意。
7.（1）[2023全国乙改编]探测发现火星上存在大量橄榄石矿物（MgxFe2－xSiO4）。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为　O＞Si＞Fe＞Mg　。
（2）[2021山东]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为　F＞O＞Cl　。
（3）[全国Ⅱ高考]CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是　O＞Ti＞Ca　。
（4）[全国Ⅲ高考]NH4H2PO4中，电负性最高的元素是　O　。
解析　（1）一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小，故橄榄石中元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞Mg。（2）根据ClO2中O显负价、Cl显正价，知O的电负性大于Cl的电负性，又同一周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，故O、F、Cl电负性由大到小的顺序为F＞O＞Cl。（3）O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四周期元素，金属性Ca＞Ti，故电负性的大小顺序是O＞Ti＞Ca。（4）同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，故O的电负性大于N；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，故N的电负性大于P，又H的电负性小于O，因此，NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。
技巧点拨
比较元素电负性大小的方法
1.同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，电负性逐渐增大。
2.同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数增加，原子半径增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，电负性逐渐减小。
3.对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。
4.非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
5.二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
6.不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素（与其中一种元素位于同主族或同周期）进行参照。

1.[2023广东]科教兴国，“可上九天揽月，可下五洋捉鳖”。下列说法正确的是（　C　）
A.“天舟六号”为中国空间站送去推进剂Xe气，Xe是第ⅠA族元素
B.火星全球影像彩图显示了火星表土颜色，表土中赤铁矿主要成分为FeO
C.创造了可控核聚变运行纪录的“人造太阳”，其原料中的2H与3H互为同位素
D.“深地一号”为进军万米深度提供核心装备，制造钻头用的金刚石为金属晶体
解析　Xe是稀有气体元素，位于元素周期表的0族，A项错误；赤铁矿的主要成分为Fe2O3，B项错误；同位素是指具有相同质子数、不同中子数的同一元素的不同核素，2H和3H质子数相同，中子数不同，互为同位素，C项正确；金刚石是由碳元素组成的非金属单质，为共价晶体，D项错误。
2.[2023全国甲]W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，最外层电子数之和为19。Y的最外层电子数与其K层电子数相等，WX2是形成酸雨的物质之一。下列说法正确的是（　C　）
A.原子半径：X＞W
B.简单氢化物的沸点：X＜Z
C.Y与X可形成离子化合物
D.Z的最高价含氧酸是弱酸
解析　WX2是形成酸雨的物质之一，WX2为NO2或SO2，W的原子序数比X的小，故W是N、X是O；Y的最外层电子数与其K层电子数相等，Y的原子序数比O的大，则Y的原子结构示意图为，Y是Mg；又四种元素的最外层电子数之和为19，则Z的最外层电子数是6，结合原子序数关系知Z为S。同周期主族元素从左到右原子半径依次减小，即r（O）＜r（N），A错误；H2O分子间形成了氢键，故H2O的沸点比H2S的沸点高，B错误；MgO为离子化合物，C正确；H2SO4是强酸，D错误。
3.[2023江苏]元素C、Si、Ge位于周期表中ⅣA族。下列说法正确的是（　D　）
A.原子半径：r（C）＞r（Si）＞r（Ge）
B.第一电离能：I1（C）＜I1（Si）＜I1（Ge）
C.碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体
D.可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料
解析　同主族元素随原子序数递增，原子半径逐渐增大，故原子半径：r（C）＜r（Si）＜r（Ge），A错误。同主族元素随原子序数递增，第一电离能逐渐减小，故第一电离能 I1（C）＞I1（Si）＞I1（Ge），B错误。碳可形成多种单质，其中金刚石为共价晶体，C60为分子晶体，C错误。元素周期表中位置相近的元素性质相似，因此可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料，D正确。
4.[2022广东]甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示；戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是（　C　）

A.原子半径：丁＞戊＞乙
B.非金属性：戊＞丁＞丙
C.甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生
D.丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
解析　戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸，则乙、戊不是0族，故五种元素位于第二、三周期，若戊为Cl，则甲为N，乙为F，丙为P，丁为S；若戊为S，则甲为C，乙为O，丙为Si，丁为P。由同周