第2课时 元素第一电离能和电负性的周期性变化
［核心素养发展目标］ 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律，培养宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。2.能利用电离能、电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，促进证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
一、元素第一电离能的周期性变化
1.第一电离能
（1）概念：某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量。
（2）符号： 。
（3）M（g）-e-M+（g）。
2.第一电离能的意义
（1）第一电离能可以衡量元素的 失去一个电子的 程度。
（2）第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。
3.元素第一电离能的变化规律
（1）第一电离能的变化趋势如图所示：
（2）第一电离能的变化规律
①同周期元素：随核电荷数增大，第一电离能呈现 的趋势， 的第一电离能最小， 的第一电离能最大。
②同主族元素：随核电荷数增大，第一电离能逐渐 。
③原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全充满、半充满及全空的电子排布的元素稳定性较高，其第一电离能数值 。如稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其第一电离能均比同周期相邻元素的大。
4.逐级电离能
（1）概念：+1价气态离子失去一个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。
（2）各级电离能大小关系：I1
1.第2周期中，I1介于B和N元素之间的有 种元素，分别为 元素。
2.（1）C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是 。
（2）具有下列电子排布式的原子中，第一电离能最大的是（ ）
A.1s22s22p5 B.1s22s22p6
C.1s22s22p63s1 D.1s22s22p63s2
1.正误判断
（1）第一电离能越大的原子失电子的能力越强（ ）
（2）第3周期所含元素中钠的第一电离能最小（ ）
（3）铝的第一电离能比镁的第一电离能大（ ）
（4）H的第一电离能大于C的第一电离能（ ）
（5）在所有元素中，氟元素的第一电离能最大（ ）
（6）同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大（ ）
（7）同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能（ ）
2.在下列给出的外围电子排布式中，对应元素的第一电离能最小的是（ ）
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
3.（2023·湖南长郡中学高二期末）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）。关于元素R的下列判断中，错误的是（ ）
I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B.R元素位于元素周期表中ⅡA族
C.R元素的最高正化合价为+2价
D.R元素第一电离能高于同周期相邻元素
二、元素电负性的周期性变化
1.元素电负性的有关概念与意义
（1）概念：用来衡量元素在化合物中 的能力。
（2）意义：元素的电负性越大，说明元素原子在化合物中 ，反之，则越弱。
（3）电负性大小的标准：以氟的电负性为 作为相对标准。
2.元素电负性的变化规律
随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
（1）同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐 ，元素的非金属性逐渐 ，金属性逐渐 。
（2）同一主族，元素的电负性从上到下呈 的趋势，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
3.元素电负性的应用
（1）判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①金属元素的电负性一般 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 ，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性 ，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 ，元素的化合价为 。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。
（3）判断化学键的类型
①如果两种成键元素的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。
②如果两种成键元素的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。
1.在CH4中C显-4价，而在SiH4中Si显+4价，则H、C、Si元素的电负性由大到小的顺序为 。
2.有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是CH3I+H2OCH3OH+HI和CF3I+H2OCF3H+HIO。试从原子的化学环境对电负性影响的视角解释前者生成HI，后者不生成HI的原因。
________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
1.正误判断
（1）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（ ）
（2）元素的电负性越大，则元素的非金属性越强（ ）
（3）同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素（ ）
2.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.一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素
C.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
3.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3
③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
（1）属于共价化合物的是
（填序号，下同）。
（2）属于离子化合物的是 。
三、“对角线”规则
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它__________或__________的另一元素及其化合物的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。
“对角线”规则的表现，举例如下：
锂和镁的相似性：①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物；②能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。
铍和铝的相似性：①单质在冷的浓硝酸中钝化；②氧化物、氢氧化物都有两性；③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。
硼和硅的相似性：①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3和2.336 g·cm-3，两者相近；②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化；③最高价氧化物的水化物都是弱酸等。
1.镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。例如，它们的单质在过量氧气中燃烧时均只生成正常的氧化物等，下列关于锂的叙述不正确的是（ ）
A.Li2SO4能溶于水
B.LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱
C.Li与稀硫酸反应有H2生成
D.Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2
2.仔细观察下图，回答下列问题：
（1）B的原子结构示意图为 ，B元素位于元素周期表的第 周期 族。
（2）铍的最高价氧化物的水化物是 （填“酸性”“碱性”或“两性”）化合物，证明这一结论的有关离子方程式是 。
（3）根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性 ，理由是 。
（4）根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为 （用化学式表示）。
答案精析
一、
1.（2）I1
2.（1）气态原子 难易 （2）容易 难
3.（2）①增大 碱金属 稀有气体 ②减小 ③较大
思考交流
1.3 Be、C、O
2.（1）N （2）B
解析 （2）根据各原子的核外电子排布可知A、B、C、D四项对应元素分别是F、Ne、Na、Mg，稀有气体最不易失电子，所以第一电离能最大的元素为Ne。
应用体验
1.（1）× （2）√ （3）× （4）√ （5）× （6）×
（7）√
2.C ［同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于ⅤA族元素、3s23p5属于ⅦA族元素、3s23p4属于ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第3周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar>Cl>P>S，所以第一电离能最小的元素是S。］
3.A ［从表中数据可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能剧增，可知易失去2个电子，最高化合价为+2价，即最外层应有2个电子，应为ⅡA族元素，B、C正确；R元素可能是Mg或Be，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，A错误；ⅡA族元素核外电子排布式为ns2，达稳定结构，所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素，D正确。］
二、
1.（1）吸引电子 （2）吸引电子的能力越强 （3）4.0
2.（1）增大 增强 减弱 （2）减小 增强 减弱
3.（1）①小于 大于 1.8左右 ②越小 越大
（2）①弱 正值 ②强 负值 （3）①大于 离子
②小于 共价
思考交流
1.C>H>Si
2.由鲍林电负性表知，四种元素的电负性分别为C：2.5、H：2.1、I：2.5、F：4.0，在CH3I分子中由于H的电负性较小，H原子的电子偏向C原子，C原子的电负性变小，C的电负性小于I，在CH3I中I的化合价为负值，水解时I原子易结合水分子中的H+生成HI；而在CF3I分子中，F的电负性很大，C原子的电子偏向F原子，C原子的电负性变大，使C的电负性大于I，在CF3I分子中，I的化合价为正值，水解时，I原子易结合水分子中的OH-，生成I（OH），即HIO。
应用体验
1.（1）√ （2）√ （3）×
2.D ［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。］
3.（1）②③⑤⑥ （2）①④
解析 根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。
三、
左上方 右下方
应用体验
1.B ［由Mg、Mg（OH）2、MgCO3、MgSO4的性质推测相应的Li及其化合物的性质。MgSO4易溶于水，Mg（OH）2是难溶、易分解的中强碱，Mg与稀硫酸反应有H2生成，MgCO3受热易分解生成MgO和CO2，故B项不正确。］
2.（1） 2 ⅢA
（2）两性 Be（OH）2+2OH-Be+2H2O、Be（OH）2+2H+Be2++2H2O
（3）弱 硼的非金属性比碳弱 （4）Li2O、Li3N
解析 （1）B是5号元素，原子结构示意图为。
（2）Be（OH）2与Al（OH）3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是+2价。
（4）Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。(共80张PPT)
专题2 第二单元 元素性质的递变规律
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第2课时
元素第一电离能和电负性的周期性变化
1.能说出元素电离能、电负性的含义，能从电子排布的角度理解和解释主族元素第一电离能、电负性的变化规律，培养宏观辨识与微观探析的化学学科核心素养。
2.能利用电离能、电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱，促进证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
核心素养
发展目标
一、元素第一电离能的周期性变化
二、元素电负性的周期性变化
课时对点练
内容索引
三、“对角线”规则
元素第一电离能的周期性变化
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一
1.第一电离能
(1)概念：某元素的气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需要的最低能量。
(2)符号： 。
(3)M(g)-e-→M+(g)。
一、元素第一电离能的周期性变化
I1
2.第一电离能的意义
(1)第一电离能可以衡量元素的 失去一个电子的 程度。
(2)第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。
气态原子
难易
容易
难
3.元素第一电离能的变化规律
(1)第一电离能的变化趋势如图所示：
(2)第一电离能的变化规律
①同周期元素：随核电荷数增大，第一电离能
呈现 的趋势， 的第一电离能最小，
的第一电离能最大。
②同主族元素：随核电荷数增大，第一电离能逐渐 。
增大
碱金属
稀有气体
减小
③原子核外电子排布在能量相等的轨道上形
成全充满、半充满及全空的电子排布的元素
稳定性较高，其第一电离能数值 。如
稀有气体的第一电离能在同周期元素中最大，
N为半充满、Mg为全充满状态，其第一电离
能均比同周期相邻元素的大。
较大
4.逐级电离能
(1)概念：+1价气态离子失去一个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。
(2)各级电离能大小关系：I1
1.第2周期中，I1介于B和N元素之间的有 种元素，分别为________
元素。
3
Be、C、
O
2.(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是 。
N
(2)具有下列电子排布式的原子中，第一电离能最大的是
A.1s22s22p5 B.1s22s22p6
C.1s22s22p63s1 D.1s22s22p63s2
√
根据各原子的核外电子排布可知A、B、C、D四项对应元素分别是F、Ne、Na、Mg，稀有气体最不易失电子，所以第一电离能最大的元素为Ne。
1.正误判断
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强
(2)第3周期所含元素中钠的第一电离能最小
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能
(5)在所有元素中，氟元素的第一电离能最大
√
×
×
×
√
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能
×
√
2.在下列给出的外围电子排布式中，对应元素的第一电离能最小的是
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
√
同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小。3s23p3属于ⅤA族元素、3s23p5属于ⅦA族元素、3s23p4属于ⅥA族元素、3s23p6属于0族元素，这几种元素都是第3周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，其第一电离能大小顺序是Ar>Cl>P>S，所以第一电离能最小的元素是S。
3.(2023·湖南长郡中学高二期末)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)。关于元素R的下列判断中，错误的是
I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
A.R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B.R元素位于元素周期表中ⅡA族
C.R元素的最高正化合价为+2价
D.R元素第一电离能高于同周期相邻元素
√
从表中数据可以看出，元素的第一、第二电离能都较小，第三电离能剧增，可知易失去2个电子，最高化合价为+2价，即最外层应有2个电子，应为ⅡA族元素，B、C正确；
R元素可能是Mg或Be，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，A错误；
ⅡA族元素核外电子排布式为ns2，达稳定结构，所以R元素第一电离能大于同周期相邻元素，D正确。
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二
元素电负性的周期性变化
二、元素电负性的周期性变化
1.元素电负性的有关概念与意义
(1)概念：用来衡量元素在化合物中 的能力。
(2)意义：元素的电负性越大，说明元素原子在化合物中_____________
，反之，则越弱。
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 作为相对标准。
吸引电子
吸引电子的
能力越强
4.0
2.元素电负性的变化规律
随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(1)同一周期，主族元素的电负性从左到右
逐渐 ，元素的非金属性逐渐 ，
金属性逐渐 。
(2)同一主族，元素的电负性从上到下呈______
的趋势，元素的金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
增大
增强
减弱
减小
增强
减弱
3.元素电负性的应用
(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱
①金属元素的电负性一般 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_____
，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性 ，金属元素越活泼；非金属元素的电负性___
，非金属元素越活泼。
小于
大于
1.8
左右
越小
越
大
(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 ，元素的化合价为 。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 ，元素的化合价为 。
弱
正值
强
负值
(3)判断化学键的类型
①如果两种成键元素的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。
②如果两种成键元素的电负性差值 1.7，它们之间通常形成 键。
大于
离子
小于
共价
1.在CH4中C显-4价，而在SiH4中Si显+4价，则H、C、Si元素的电负性由大到小的顺序为 。
C>H>Si
2.有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是CH3I+H2O→
CH3OH+HI和CF3I+H2O→CF3H+HIO。试从原子的化学环境对电负性影响的视角解释前者生成HI，后者不生成HI的原因。
提示 由鲍林电负性表知，四种元素的电负性分别为C：2.5、H：2.1、I：2.5、F：4.0，在CH3I分子中由于H的电负性较小，H原子的电子偏向C原子，C原子的电负性变小，C的电负性小于I，在CH3I中I的化合价为负值，水解时I原子易结合水分子中的H+生成HI；而在CF3I分子中，F的电负性很大，C原子的电子偏向F原子，C原子的电负性变大，使C的电负性大于I，在CF3I分子中，I的化合价为正值，水解时，I原子易结合水分子中的OH-，生成I(OH)，即HIO。
1.正误判断
(1)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
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素
×
√
√
2.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.一般认为，电负性大于1.8的元素为非金属元素
C.元素的电负性越大，原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
√
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。
3.一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值如下表，判断下列化合物：①NaF ②AlCl3 ③NO ④MgO ⑤BeCl2 ⑥CO2
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
(1)属于共价化合物的是 (填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是 。
②③⑤⑥
①④
根据表格中的数据分别分析上述各化合物中两种元素的电负性的差值与1.7作比较，得出结论。
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三
“对角线”规则
三、“对角线”规则
“对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它 或 的另一元素及其化合物的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8。
左上方
右下方
“对角线”规则的表现，举例如下：
锂和镁的相似性：①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物；②能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。
铍和铝的相似性：①单质在冷的浓硝酸中钝化；②氧化物、氢氧化物都有两性；③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。
硼和硅的相似性：①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3和2.336 g·cm-3，两者相近；②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化；③最高价氧化物的水化物都是弱酸等。
1.镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。例如，它们的单质在过量氧气中燃烧时均只生成正常的氧化物等，下列关于锂的叙述不正确的是
A.Li2SO4能溶于水
B.LiOH是易溶于水、受热不分解的强碱
C.Li与稀硫酸反应有H2生成
D.Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2
√
由Mg、Mg(OH)2、MgCO3、MgSO4的性质推测相应的Li及其化合物的性质。MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是难溶、易分解的中强碱，Mg与稀硫酸反应有H2生成，MgCO3受热易分解生成MgO和CO2，故B项不正确。
2.仔细观察下图，回答下列问题：
(1)B的原子结构示意图为 ，B元素位于元素周期表的第 周期 族。
2
ⅢA
B是5号元素，原子结构示意图为 。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是 (填“酸性”“碱
性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程
式是 。
两性
Be(OH)2+2OH-===Be+2H2O、Be(OH)2+2H+===Be2++2H2O
Be(OH)2与Al(OH)3的化学性质相似，但差别在于Be的化合价是+2价。
(3)根据元素周期律知识，硼酸的酸性比碳酸的酸性 ，
理由是 。
(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的
产物为 (用化学式表示)。
弱
硼的非金属性比碳弱
Li2O、Li3N
Mg在空气中与O2、CO2、N2反应生成MgO、Mg3N2，将Li与Mg类比得答案。
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课时对点练
题组一 元素的电离能及应用
1.下列说法正确的是
A.第3周期元素中氯的第一电离能最大
B.氮的第一电离能比氧小
C.在所有的元素中氦的第一电离能最大
D.钠的第一电离能比铍大
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
同周期自左而右，元素的第一电离能呈增大趋势，注意能级处于全空、半充满、全充满的特殊情况，所以第3周期所含元素中Ar的第一电离能最大，故A错误；
N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，O原子的核外电子排布式为1s22s22p4，2p轨道处于半充满的原子能量低，较稳定，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，故B错误；
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则氦的第一电离能最大，故C正确；
同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Li>Na，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Be>Li，所以第一电离能：Be>Na，故D错误。
2.下列各项中元素的第一电离能依次减小的是
A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F
C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na
√
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15
16
同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，A正确、B错误；
同一周期，随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族的第一电离能大于同周期相邻元素，C、D错误。
3.如图表示X元素的基态原子失去电子数与对应电离能的对数值的关系，试推测X可能位于
A.ⅠA族 B.ⅡA族
C.ⅢA族 D.ⅣA族
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√
图中纵坐标表示X元素的各级电离能的对数值，由图可知X元素的第二和第三电离能之间有突变，说明它容易失去两个电子，所以它可能是ⅡA族元素。
题组二 元素电负性的比较和应用
4.下列各元素，最易形成离子化合物的是
①第3周期第一电离能最小的元素 ②外围电子排布为2s22p6的元素
③2p能级半充满的元素 ④电负性最大的元素
A.①② B.③④ C.②③ D.①④
√
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第3周期第一电离能最小的元素是钠，易失去电子；外围电子排布为2s22p6的元素是氖，化学性质不活泼；2p能级半充满的元素是氮，是非金属元素；电负性最大的元素是氟，非金属性最强，故最易形成离子化合物的是钠和氟。
5.下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是
A.与氢化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的多
D.X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来
√
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若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。
原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的电负性比Y的大。
6.已知X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，下列说法错误的是
A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B.第一电离能可能Y小于X
C.最高价含氧酸的酸性：X
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同周期主族元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故A正确；
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；
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元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X>Y，则X最高价氧化物对应水化物的酸性强于Y最高价氧化物对应的水化物的酸性，故C错误；
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY
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题组三 元素周期律的综合应用
7.(2024·武汉实验中学高二期末)下列各组元素性质的叙述中，正确的是
A.第一电离能：C
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同周期元素从左到右，电负性依次增大，电负性：C
电子层数越多原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越多原子半径越小，原子半径：Na>Mg>O>F，D错误。
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8.(2023·山东济宁高二期末)下列有关元素周期表和周期律的说法正确的是
A.p区所有元素，电子最后填入的能级均为p能级
B.第3周期元素，第一电离能介于Al和P之间的元素有1种
C.第14列元素形成化合物种类最多
D.同一周期，ⅡA族元素电负性大于ⅢA族元素
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√
He是第1周期0族元素，属于周期表p区，核外电子排布式为1s2，A错误；
周期表第14列为ⅣA族，含碳元素，形成化合物种类最多，C正确；
同一周期，ⅡA族元素电负性小于ⅢA族元素，D错误。
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9.(2023·天津高二期末)下列各组元素的原子随着原子序数的递增，有关递变规律不正确的是
A.原子半径：Si>P>S>Cl B.金属性：Na
√
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同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故A正确；
同主族元素从上到下金属性逐渐增强，故B正确。
10.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
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由题干信息可知，X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：X>Y，A错误；
Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a-m=b+n，所以a-b=m+n，B错误；
X比Y更易失电子，所以元素的电负性：X
(单位：kJ·mol-1)
下列关于元素M的推断错误的是
A.M元素位于元素周期表中ⅢA族
B.M元素的最高化合价为+3价
C.M元素的第一电离能高于同周期相邻元素
D.M元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1
√
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I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293
12.元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为-1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。-1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据：
元素 Li Na K O O- F
电子亲和能/(kJ·mol-1) 59.8 52.7 48.4 141 -844.2 327.9
下列说法正确的是
A.电子亲和能越大，说明越难得到电子
B.一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时吸收327.9 kJ的能量
C.氧元素的第二电子亲和能是-844.2 kJ·mol-1
D.基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要放出能量
√
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根据表中数据知，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，所以电子亲和能越大说明越容易得到电子，故A错误；
O-的电子亲和能就是氧元素的第二电子亲和能，所以氧元素的第二电子亲和能是-844.2 kJ·mol-1，故C正确；
气态O原子获得一个电子放出能量、O-再获得一个电子吸收能量，O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要吸收能量，故D错误。
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13.(2024·陕西汉中高二检测)下列说法正确的是
①常温下白磷可自燃而氮气须在放电时才与氧气反应，则非金属性：P>N ②ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 ③因为氧化性：HClO>稀H2SO4，所以非金属性：Cl>S ④C、P、S、Cl的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 ⑤从上到下，卤族元素的非金属性逐渐减弱，所以酸性：HCl>HI ⑥离子半径：K+>Cl->S2-
A.②③④⑤⑥ B.④ C.②③④ D.④⑤⑥
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√
①不能根据单质与氧气反应的难易程度来判断元素的非金属性，N、P都是ⅤA族元素，非金属性：N>P，错误；
②同位素的质子数相同，ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs与133Cs的质子数相同，中子数不同，错误；
③酸性：HClO4>H2SO4，所以非金属性：Cl>S，错误；
④元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，C、P、S、Cl的非金属性逐渐增强，则最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，正确；
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⑤从上到下，卤族元素的非金属性逐渐减弱，最高价含氧酸酸性逐渐减弱(F无含氧酸)，不能比较氢化物水溶液的酸性，错误；
⑥核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：K+
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14.元素的电负性(用γ表示)和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
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元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是______
_______________________________________________________________
。
(2)请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH： 、NH3： 、 CH4： 、ICl： 。
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元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
同周期主族元素从左到右，元素原子的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素原子的电负性逐渐减小
Na
H
H
I
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电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。
(3)表中符合“对角线”规则的元素有Be和 、B和 ，它们的性质分别有一定的相似性，原因是 。
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元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
Al
Si
电负性的值相近
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“对角线”规则指在元素周期表中某一元素及其化合物的性质与其左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相似，其原因是元素的电负性的值相近。
15.(2023·广东台山一中高二期末)磷酸铁锂(LiFePO4)电极材料主要用于各种锂离子电池。回答下列问题。
(1)Fe位于元素周期表中第 周期 族，其外围电子排布式为 。
(2) 用“>”“<”或“=”填空：
离子半径：Li+ H-；第一电离能：Li Be；电负性：O P。
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Ⅷ
3d64s2
<
<
>
(3)下列Li原子轨道表示式表示的状态中，能量最低和最高的分别为 、
(填字母)。
A.
B.
C.
D.
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D
C
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A、B、C都是激发态，而D为基态，因此能量最低的是D，而激发态中A中一个电子跃迁到2s能级，B中一个电子跃迁到2p能级、一个电子跃迁到2s能级，C中两个电子跃迁到2p能级，因此C状态能量最高。
(4)基态P原子中未成对电子数为 ，其原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为 形。
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纺锤
P是15号元素，其基态原子核外电子排布式为[Ne]3s23p3，基态P原子中未成对电子数为3，其原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为纺锤形。
16.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单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F原子在基态时填充电子的轨道数有9个，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。用元素符号回答下列问题。
(1)上述6种元素中， (填元素符号，下同)元素的第一电离能最大，理由是 。
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F
其最外层有7个电子且原子半径小，容易得电子，不容易失电子
(2)C、D元素中第一电离能较大的是 ，原因是___________________
。
(3)6种元素按电负性从小到大排列的顺序是 。
(4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物是离子化合物的是___________
(填对应最高价氧化物化学式，下同)，是共价化合物的是 。
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Mg
Mg最外层3s轨道全
充满，3p轨道全空，是较稳定状态
Mg
P2O5、SO3
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，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3p轨道均填有电子，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。
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返回作业7 元素第一电离能和电负性的周期性变化
(分值：100分）
（选择题1~13题，每小题4分，共52分）
题组一 元素的电离能及应用
1.下列说法正确的是（ ）
A.第3周期元素中氯的第一电离能最大
B.氮的第一电离能比氧小
C.在所有的元素中氦的第一电离能最大
D.钠的第一电离能比铍大
2.下列各项中元素的第一电离能依次减小的是（ ）
A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F
C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na
3.如图表示X元素的基态原子失去电子数与对应电离能的对数值的关系，试推测X可能位于（ ）
A.ⅠA族
B.ⅡA族
C.ⅢA族
D.ⅣA族
题组二 元素电负性的比较和应用
4.下列各元素，最易形成离子化合物的是（ ）
①第3周期第一电离能最小的元素 ②外围电子排布为2s22p6的元素 ③2p能级半充满的元素
④电负性最大的元素
A.①② B.③④
C.②③ D.①④
5.下列说法不能说明X的电负性比Y的大的是（ ）
A.与氢化合时X单质比Y单质容易
B.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的强
C.X原子的最外层电子数比Y原子的多
D.X的单质可以把Y从其氢化物中置换出来
6.已知X、Y元素同周期，且电负性：X>Y，下列说法错误的是（ ）
A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B.第一电离能可能Y小于X
C.最高价含氧酸的酸性：X
7.（2024·武汉实验中学高二期末）下列各组元素性质的叙述中，正确的是（ ）
A.第一电离能：C
8.（2023·山东济宁高二期末）下列有关元素周期表和周期律的说法正确的是（ ）
A.p区所有元素，电子最后填入的能级均为p能级
B.第3周期元素，第一电离能介于Al和P之间的元素有1种
C.第14列元素形成化合物种类最多
D.同一周期，ⅡA族元素电负性大于ⅢA族元素
9.（2023·天津高二期末）下列各组元素的原子随着原子序数的递增，有关递变规律不正确的是（ ）
A.原子半径：Si>P>S>Cl
B.金属性：Na
10.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
（单位：kJ·mol-1）
I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7
578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293
下列关于元素M的推断错误的是（ ）
A.M元素位于元素周期表中ⅢA族
B.M元素的最高化合价为+3价
C.M元素的第一电离能高于同周期相邻元素
D.M元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p1
12.元素处于基态时的气态原子获得一个电子成为-1价阴离子时所放出的能量叫做该元素的第一电子亲和能。-1价阴离子再获得一个电子的能量变化叫做第二电子亲和能。表中给出了几种元素或离子的电子亲和能数据：
元素 Li Na K O O- F
电子亲和能/（kJ·mol-1） 59.8 52.7 48.4 141 -844.2 327.9
下列说法正确的是（ ）
A.电子亲和能越大，说明越难得到电子
B.一个基态的气态氟原子得到一个电子成为氟离子时吸收327.9 kJ的能量
C.氧元素的第二电子亲和能是-844.2 kJ·mol-1
D.基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要放出能量
13.（2024·陕西汉中高二检测）下列说法正确的是（ ）
①常温下白磷可自燃而氮气须在放电时才与氧气反应，则非金属性：P>N ②ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 ③因为氧化性：HClO>稀H2SO4，所以非金属性：Cl>S
④C、P、S、Cl的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 ⑤从上到下，卤族元素的非金属性逐渐减弱，所以酸性：HCl>HI ⑥离子半径：K+>Cl->S2-
A.②③④⑤⑥ B.④
C.②③④ D.④⑤⑥
14.（14分）元素的电负性（用γ表示）和元素的化合价一样，也是元素的一种性质。下表给出了14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F H
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 2.1
元素 Mg N Na O P K Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 0.8 1.8
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，一般形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，一般形成共价键。
（1）（4分）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是 。
（2）（4分）请指出下列化合物中显正价的元素：
NaH： 、NH3： 、CH4： 、ICl： 。
（3）表中符合“对角线”规则的元素有Be和 、B和 ，它们的性质分别有一定的相似性，原因是 。
15.（20分）（2023·广东台山一中高二期末）磷酸铁锂（LiFePO4）电极材料主要用于各种锂离子电池。回答下列问题。
（1）Fe位于元素周期表中第 周期 族，其外围电子排布式为 。
（2） 用“>”“<”或“=”填空：
离子半径：Li+ H-；第一电离能：Li Be；电负性：O P。
（3）下列Li原子轨道表示式表示的状态中，能量最低和最高的分别为 、 （填字母）。
A.
B.
C.
D.
（4）基态P原子中未成对电子数为 ，其原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为 形。
16.（14分）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单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F原子在基态时填充电子的轨道数有9个，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。用元素符号回答下列问题。
（1）上述6种元素中， （填元素符号，下同）元素的第一电离能最大，理由是
。
（2）C、D元素中第一电离能较大的是 ，原因是 。
（3）6种元素按电负性从小到大排列的顺序是 。
（4）C、D、E、F元素形成的最高价氧化物是离子化合物的是 （填对应最高价氧化物化学式，下同），是共价化合物的是 。
答案精析
1.C ［同周期自左而右，元素的第一电离能呈增大趋势，注意能级处于全空、半充满、全充满的特殊情况，所以第3周期所含元素中Ar的第一电离能最大，故A错误；N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，O原子的核外电子排布式为1s22s22p4，2p轨道处于半充满的原子能量低，较稳定，所以N的第一电离能大于O的第一电离能，故B错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，则氦的第一电离能最大，故C正确；同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Li>Na，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Be>Li，所以第一电离能：Be>Na，故D错误。］
2.A ［同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，A正确、B错误；同一周期，随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族的第一电离能大于同周期相邻元素，C、D错误。］
3.B ［图中纵坐标表示X元素的各级电离能的对数值，由图可知X元素的第二和第三电离能之间有突变，说明它容易失去两个电子，所以它可能是ⅡA族元素。］
4.D ［第3周期第一电离能最小的元素是钠，易失去电子；外围电子排布为2s22p6的元素是氖，化学性质不活泼；2p能级半充满的元素是氮，是非金属元素；电负性最大的元素是氟，非金属性最强，故最易形成离子化合物的是钠和氟。］
5.C ［若X的电负性比Y的大，则表明X的非金属性比Y的强。A、B、D项均能说明X的非金属性比Y的强。原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力，如氢元素的非金属性比镁元素的强，但镁原子的最外层电子数比氢原子的多，因此C项不能说明X的电负性比Y的大。］
6.C ［同周期主族元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故A正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，故B正确；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X>Y，则X最高价氧化物对应水化物的酸性强于Y最高价氧化物对应的水化物的酸性，故C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY
8.C ［He是第1周期0族元素，属于周期表p区，核外电子排布式为1s2，A错误；周期表第14列为ⅣA族，含碳元素，形成化合物种类最多，C正确；同一周期，ⅡA族元素电负性小于ⅢA族元素，D错误。］
9.C ［同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故A正确；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，故B正确。］
10.D ［由题干信息可知，X处于Y的下一周期，原子核外电子层数越多，原子半径越大，所以原子半径：X>Y，A错误；Xm+和Yn-两种离子的核外电子排布相同，则两种离子核外电子数相等，假设X的核电荷数为a，Y的核电荷数为b，则a-m=b+n，所以a-b=m+n，B错误；X比Y更易失电子，所以元素的电负性：X
12.C ［根据表中数据知，元素得电子能力越强，其电子亲和能越大，所以电子亲和能越大说明越容易得到电子，故A错误；O-的电子亲和能就是氧元素的第二电子亲和能，所以氧元素的第二电子亲和能是-844.2 kJ·mol-1，故C正确；气态O原子获得一个电子放出能量、O-再获得一个电子吸收能量，O元素的第一电子亲和能小于第二电子亲和能的绝对值，所以基态的气态氧原子得到两个电子成为O2-需要吸收能量，故D错误。］
13.B ［①不能根据单质与氧气反应的难易程度来判断元素的非金属性，N、P都是ⅤA族元素，非金属性：N>P，错误；②同位素的质子数相同，ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs与133Cs的质子数相同，中子数不同，错误；③酸性：HClO4>H2SO4，所以非金属性：Cl>S，错误；④元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，C、P、S、Cl的非金属性逐渐增强，则最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，正确；⑤从上到下，卤族元素的非金属性逐渐减弱，最高价含氧酸酸性逐渐减弱（F无含氧酸），不能比较氢化物水溶液的酸性，错误；⑥核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：K+
（2）Na H H I
（3）Al Si 电负性的值相近
解析 （2）电负性数值小的元素在化合物中显正价，NaH、NH3、CH4、ICl中电负性数值小的元素分别是Na、H、H、I。（3）“对角线”规则指在元素周期表中某一元素及其化合物的性质与其左上方或右下方的另一元素及其化合物的性质相似，其原因是元素的电负性的值相近。
15.（1）4 Ⅷ 3d64s2 （2）< < >
（3）D C （4）3 纺锤
解析 （3）A、B、C都是激发态，而D为基态，因此能量最低的是D，而激发态中A中一个电子跃迁到2s能级，B中一个电子跃迁到2p能级、一个电子跃迁到2s能级，C中两个电子跃迁到2p能级，因此C状态能量最高。（4）P是15号元素，其基态原子核外电子排布式为［Ne］3s23p3，基态P原子中未成对电子数为3，其原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为纺锤形。
16.（1）F 其最外层有7个电子且原子半径小，容易得电子，不容易失电子 （2）Mg Mg最外层3s轨道全充满，3p轨道全空，是较稳定状态 （3）Mg
