考点4-元素周期律(解析版).doc

考点4　元素周期律
【核心考点梳理】
考点一、原子半径
1．影响原子半径大小的因素
(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律
(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。
3．原子或离子半径的比较方法
(1)同种元素的离子半径：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。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜
r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
【核心归纳】
粒子半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
(3)“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
考点二、元素的电离能
1．元素第一电离能的概念与意义
(1)概念
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最低能量叫做第一电离能，符号：I1。
②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律

(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如Li：I1≪I2非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
【核心归纳】
电离能的影响因素及特例
(1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子构型。
(2)具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
考点三、电负性
1．有关概念与意义
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)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。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
2．递变规律
(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用
(1)判断元素的金属性和非金属性强弱
①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”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型

如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
考点四、元素周期律的综合应用
1．同周期、同主族元素性质的递变规律
性质
同一周期(从左到右)
同一主族(从上到下)

核外电子的排布
能层数
相同
增加
最外层电子数
1→2或8
相同
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
单质的氧化性、还原性
氧化性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
气态氢化物的稳定性
增强
减弱
第一电离能
增大(但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA)
减小
电负性
变大
变小
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系

【必备知识基础练】
1．（2021·全国·高二课时练习）下列微粒半径依次增大的是
A．同一主族元素随着原子序数的递增
B．同一周期的元素随着原子序数的递增
C．Na+、Mg2+、Al3+、F-
D．P、S、S2-、Cl-
【答案】A
【详解】
A．依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A正确；
A．一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B错误；
C．各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F-最大，Al3+最小，C错误；
D ．微粒半径P>S，S2->Cl-，D错误；
故答案为：A。
2．（2021·全国·高二课时练习）下列微粒半径大小比较正确的是
A．Na+B．S2->Cl->Na+>Al3+
C．NaCl->Na+>Al3+，故B正确；
C．该选项中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na>Mg>Al>Si，故C错误；
D．该选项中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs>Rb>K>Na，故D错误；
故答案为B。
3．下列离子化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比小于1的是
A．Na2O B．KF C．KCl D．MgCl2
【答案】B
【分析】
阴离子半径与阳离子半径之比小于1，说明阴离子半径小于阳离子半径，据此分析解答。
【详解】
A.氧离子半径大于钠离子，故A不符合题意；
B.氟离子半径小于钾离子，故B符合题意；
C.氯离子半径大于钾离子，故C不符合题意；
D.氯离子半径大于镁离子，故D不符合题意；
答案B。
4．（2021·浙江温州·高二阶段练习）下列说法或有关化学用语的表达正确的是
A．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
B．基态原子的价层电子轨道表示式为
C．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大
D．根据原子核外电子排布的特点，在元素周期表中位于s区
【答案】B
【详解】
A．在基态多电子原子中，同能层的p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高，但能层不同则不一定，如外层s轨道电子能量则比内层p轨道电子能量高，A错误；
B．铁的原子序数为26，价电子排布式为3d64s2，由泡利原理、洪特规则，价电子轨道表达式为，B正确；
C．氮原子的2p轨道处于半满结构，较稳定，其第一电离能大于氧原子的第一电离能，C错误；
D．根据原子核外电子排布的特点，在元素周期表中位于p区，D错误；
故选B。
5．（2021·上海市控江中学高三阶段练习）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。下列说法错误的是
A．In是第五周期第IIIB族元素 B．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
【答案】A
【详解】
A．In的原子序数为49，36＜49＜54，54-49=5，即位于第5周期倒数第5列，故In是第五周期第IIIA族元素，A错误；
B．质量数等于质子数+中子数，故的中子数与电子数的差值为115-49-49=17，B正确；
C．In和Al位于同一主族，从上往下原子半径依次增大，故原子半径： In＞Al，C正确；
D．In和Rb位于同一周期，同一周期从左往右元素的金属性依次减弱，故最高价氧化物对应水化物的碱性： In(OH)3＜RbOH，D正确；
故答案为：A。
6．（2021·全国·高二单元测试）根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol-1)，判断下列说法不正确的是
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
A．元素的电负性最大的可能是Q元素
B．R和S均可能与U在同一主族
C．U元素可能在元素周期表的s区
D．原子的价电子排布为ns2np1的可能是T元素
【答案】B
【详解】
A．由表中数据可知，Q元素的第一电离能最大，非金属性强，所以元素的电负性最大，A项正确；
B．根据第一电离能的数据可知，R的最外电子层应该有1个电子，S的最外电子层应该有2个电子不属于同一主族的元素，故B错误；
C．U的最外电子层有1个电子，可能属于s区元素，故C正确；
D．T元素最外层有3个电子，价电子排布可能是ns2np1，故D正确；
选B。
7.下表列出了前20号元素中某些元素性质的一些数据：

试回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8e－稳定结构的物质可能是______(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________；元素①的原子价电子排布式是________。
(3)①、⑥、⑦、⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是________________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是________(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．氢化物中X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F．两单质在自然界中的存在形式
【答案】(1)②　(2)PCl3、CCl4　Si3N4　3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4　(4)氮元素　C
【解析】由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，可推出①S，②K，③O，④Al，⑤C，⑥P，⑦Cl，⑧Na，⑨N，⑩Si。(1)一般来说，在同一周期中，自左至右，元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小。故在10种元素中，第一电离能最小的是②K。
(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8e－稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物是Si3N4；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。
(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属性强弱为Cl>S>P>Si，故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。
(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C项验证。

【关键能力提升练】
8.下列四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4　　　　　　②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5
则下列有关的比较中正确的是(　　)
A．第一电离能：④>③>②>①
B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③＝②>①
【答案】A
【解析】由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A正确。B不正确，原子半径应是②最大，④最小。C不正确，电负性：④最大，②最小。D不正确，F无正价，最高正价：①>②＝③。
9.(双选)下列说法错误的是(　　)
A.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
B.同一主族元素从上到下电负性逐渐变小
C.镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时,原子释放能量,由基态转化成激发态
D.最外层电子数是核外电子总数的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子是同种元素的原子
【答案】AC
【解析】镁原子的3s能级处于全充满状态,3p能级处于全空状态,能量较低,第一电离能比Al元素大,A项错误;同一主族元素从上到下,元素金属性逐渐增强,电负性依次减小,B项正确;基态Mg原子的电子排布式为1s22s22p63s2,能量处于最低状态,当变为1s22s22p63p2时,电子发生跃迁,需要吸收能量变为激发态,C项错误;最外层电子数是核外电子总数的的原子是Br,其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5,最外层电子排布式为4s24p5,D项所述是同种元素的原子,D项正确。
10.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(　　)
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
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
【答案】D
【解析】根据电负性和最低化合价，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。A项，C、D、E的氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF>H2O>HCl。B项，元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2,2p2上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同。C项，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S2Cl2等化合物。D项，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。
11.短周期元素形成的三种离子Xn+、YmZn-,已知m>n,且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数,若按X→Y→Z的顺序,下列说法正确的是(　　)
A.最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱,酸性依次增强
B.原子半径依次增大
C.元素的第一电离能依次减小,电负性依次增大
D.原子序数依次减小
【答案】A
【解析】X、Y、Z为短周期元素,且X、Y、Z三种原子M电子层中的电子数均为奇数,则X、Y、Z一定是在第三周期,且数值m>n,故简单离子为X+、Y3+、Z-,即X为钠元素,Y为铝元素,Z为氯元素。NaOH为强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物,HClO4是强酸,则它们的最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱,酸性依次增强,故A正确;同周期主族元素原子半径随原子序数的增加而减小,X、Y、Z半径依次减小,故B错误;Na、Al、Cl的第一电离能依次增大,电负性依次增大,故C错误;Na、Al、Cl的原子序数依次增大,故D错误。
12.有A、B、C、D四种元素,其原子序数依次增大,且质子数均小于18。A元素原子的最外层只有1个电子,该元素阳离子与N3-核外电子排布相同;B元素原子核外各轨道上均无成单电子;C元素原子的价层电子排布式为ns2np1,D-的核外电子排布与Ar相同。
(1)写出A、C、D的元素符号:A　　　　　　　,C　　　　　　,D　　　　　　　。 
(2)写出B元素基态原子的电子排布式:　　　　。D元素基态原子的轨道表示式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
(3)A、B、C、D第一电离能由小到大的顺序为　　　　　　　(填元素符号,下同),电负性由小到大的顺序为　　　　　　　。 
【答案】(1)Na　Al　Cl　(2)1s22s22p63s2　　(3)Na列图表,回答问题。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中,某种元素的电离能数据如下:
电离能
I1
I2
I3
I4
……
In/(kJ·mol-1)
578
1 817
2 745
11 575
……

则该元素是　　　　　　(填写元素符号)。 
(2)短周期某主族元素M的电离能情况如图所示。则M元素位于周期表的第　　　　族。 

(3)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素,两元素的部分电离能数据列于下表:
元素
Mn
Fe

I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957

锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2+的价层电子排布式:　　　　,比较两元素的I2、I3可知,气态Mn2+再失去1个电子比气态Fe2+再失去1个电子难,对此你的解释是　  　。 
【答案】(1)Al　(2)ⅡA　(3)3d5　由Mn2+转化为Mn3+时,3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多;而Fe2+转化为F时,3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对要少
【解析】(1)因为I4≫I3,所以该元素原子最外层有3个电子,为铝元素。
(2)元素M的各级电离能逐渐增大,I1和I2差别较小,但I3≫I2>I1,I3突跃式变大,即失去2个电子后,再失去电子变为+3价阳离子却非常困难,说明元素M失去2个电子后达到稳定结构。
(3)第ⅦB族元素的族序数=价层电子数,周期序数=电子层数,所以基态Mn原子价层电子排布式为3d54s2,Mn2+的3d能级电子排布式为3d5。Mn2+3d能级电子为3d5的半充满状态,很难失去电子,而Fe2+的3d能级电子排布式为3d6,失去一个电子,即变为半充满的3d5状态,所以气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难。
【学科素养拔高练】
14.开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。
(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料,可由TiCl4和LiBH4反应制得。
①基态Cl原子中,电子占据的最高能层符号为　　　　,该能层具有的原子轨道数为　　　。 
②Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为　　　　　　　　　　　　。 
(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中,离子半径:Li+　　　H-(填“>”“=”或“<”)。 
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。M元素的部分电离能如表所示:
I1(/kJ·mol-1)
738
I2/(/kJ·mol-1)
1 451
I3/(/kJ·mol-1)
7 733
I4/(/kJ·mol-1)
10540
I5/(/kJ·mol-1)
13630

则M是　　　　(填元素符号)。 
【答案】(1)①M　9　②H>B>Li　(2)①<　②Mg
【解析】(1)①Cl原子核外电子数为17,基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p5,由此可得基态Cl原子中电子占据的最高能层为第三能层,符号为M,该能层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道,共有9个原子轨道。②元素的非金属性越强其电负性越大,Li、B、H中非金属性最强的是H元素,其次是B元素,最小的是Li元素,所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H>B>Li。
(2)①核外电子排布相同的离子,核电荷数越大,其离子半径越小。锂原子的核电荷数为3,氢原子的核电荷数为1,Li+、H-的核外电子数都为2,所以离子半径:Li+