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專題02 原子結構與元素的性質
【核心素養分析】
1.宏觀辨識與微觀探析:運用原子核外電子排布及相關原理分析、比較、解決與電離能有關問題，發展宏觀辨識與微觀探析化學學科核心素養。
2.證據推理與模型認知：運用元素周期律模型判斷粒子半徑大小或元素電負性大小，發展證據推理與模型認知化學學科核心素養。
【目標導航】
本專題主要考點有：（1）運用電離能、電負性解釋、推測某些元素的性質；（2）元素周期表的結構、分區，微粒半徑、第一電離能、電負性的比較；（3）結合元素周期律、周期表以推斷題的形式進行考查原子結構與性質的應用；題型為選擇題或非選擇題，難度適中，屬于高考的常考點。
【重難點精講】
一、原子結構與元素周期表
（一）元素周期律、元素周期系和元素周期表
1、元素周期律
（1）定義：元素的性質隨原子的核電荷數遞增發生周期性遞變，這一規律叫做元素周期律
（2）實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果。
2、元素周期系
（1）定義：元素按其原子核電荷數遞增排列的序列稱為元素周期系。這個序列中的元素性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的重復。
（2）特點:元素周期系周期性發展就像螺殼上的螺旋。
（3）形成：
（4）原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外電子的排布發生周期性的重復。
3、元素周期表
（1）含義：元素周期表是呈現元素周期系的表格。
（2）元素周期系與元素周期表的關系：
注：
①門捷列夫提出的原子序數是按相對原子質量從小到大的順序對元素進行編號
②原子序數是按照元素核電荷數由小到大的順序給元素編號而得到的序數。
③原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
4、元素周期表的結構：
（1）周期（七橫七周期，三短四長）
從上到下 類別 各周期原子的電子層數 各周期最多容納的元素種類數 同周期內原子序數變化規律
第一周期 短周期 1 2 左 右
第二周期 2 8
第三周期 3 8
第四周期 長周期 4 18
第五周期 5 18
第六周期 6 32（含鑭系15種元素）
第七周期 7 32（含錒系15種元素）
（2）族（十八縱行十六族，七主八副一0）
列數 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
類別 主族 副族 第VIII族 副族 主族 0族
名稱 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB 第VIII族 IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0族
注：電子層數=周期序數；主族元素族序數=原子最外層電子數
（二）構造原理與元素周期表
1、根據構造原理得出的核外電子排布與周期中元素種類數的關系：
各周期總是從ns能級開始、以np結束(第一周期除外，第一周期從1s1開始，以1s2結束),中間按照構造原理依次排滿各能級。而從ns能級開始以np結束遞增的核電荷數(或電子數)就等于每個周期里的元素數，具體數據如下：
2、原子核外電子排布與族的關系
族 按族分類 價層電子排布式 價層電子數 特點
I A 主族 ns1 1 族序數=最外層電子數=價層電子數
ⅡA ns2 2
ⅢA ns2np1 3
IVA ns2np2 4
VA ns2np3 5
ⅥA ns2np4 6
ⅦA ns2np5 7
ⅢB 副族(鑭系、錒系除外) (n-1)d1-10ns1-2 3 價層電子數=族序數
ⅣB 4
VB 5
VIB 6
VIIB 7
I B 11 （n-1）d軌道為全充滿狀態，族序數=最外層ns軌道上的電子數
ⅡB 12
Ⅷ Ⅷ族 (n-1)d6-10ns0-2 8 Ⅷ族第1列元素的價電子數=族序數Ⅷ族第2列元素的價電子數為9Ⅷ族第3列元素的價電子數為10
9
10
0 0族 1s2或ns2np6(n>1) 2或8 為原子軌道全充滿的穩定結構
小結：對于主族和0族元素而言，價層電子數=ns能級上的電子數或ns+np能級上的電子總數
對于副族（鑭系和錒系除外）和第VIII族而言，價層電子數=(n-1)d+ns能級上的電子總數
【思考與討論】參考答案：
將圖1-17作如下調整即可：
(1)第1行s區右邊的小格移到最右端作為第18列；
(2)將第2、3行p區的6個格平移到最右端作為第13~18列；
(3)第4、5行不變；
(4)將第6、7行f區的14個格放到一個格中。
3、元素周期表的分區
（1）按電子排布分區
①按核外電子排布式中最后填入電子的能級符號可將元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分為s、p、d、f 4個區，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外電子因先填滿了(n-1)d能級而后填充ns能級而得名ds區。這5個區的位置關系如圖所示。
②各區元素原子的價層電子排布、元素的位置及類別
分區 元素位置 價層電子排布式 元素種類及性質特點
s區 IA族、ⅡA族 ns1-2 原子的核外電子最后排布在ns能級上，屬于活潑金屬元素(H除外),為堿金屬元素和堿土金屬元素
p區 ⅢA~ⅦA族及0族 ns2np1-6(He除外) 原子的核外電子最后排布在np能級(He為s能級)上，為非金屬元素和少數金屬元素
d區 ⅢB~ⅦB族(鑭系、錒系除外) 以及Ⅷ族 (n-1)d1-9ns1-2(Pd除外) 為過渡金屬元素，原子的核外電子最后排布在(n-1)d能級上，d軌道可以不同程度地參與化學鍵的形成
ds區 IB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1-2 為過渡金屬元素，核外電子先填滿(n-1)d能級而后再填充ns能級，由于d軌道已填滿電子，因此d軌道一般不參與化學鍵的形成
f區 鑭系和錒系 (n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2 鑭系元素化學性質相似；錒系元素化學性質相似
（2）按金屬元素與非金屬元素分區
①金屬元素、非金屬元素在元素周期表中的位置
沿著周期表中硼、硅、砷、碲、砹、與鋁、鍺、銻、釙、之間畫一條線，線的左邊是金屬元素(氫除外),線的右邊是非金屬元素。非金屬元素要集中在元素周期表右上角的三角區內(如圖)。
②金屬與非金屬交界處元素的性質特點：在元素周期表中位于金屬和非金屬分界線上的元素兼有金屬和非金屬的性質，位于此處的元素(如硼、硅、鍺、砷、銻等)常被稱為半金屬或類金屬(一般可用作半導體材料) 。
【探究】再探元素周期表《問題》參考答案：
(1)現行元素周期表含118種元素，共有七個周期，每個周期包含的元素數目如下：
周期 一 二 三 四 五 六 七
數目 2 8 8 18 18 32 32
第一周期結尾元素(He)原子核外只有2個電子，根據構造原理，其電子排布式為1s2。與該元素同族的其他周期元素Ne、Ar、Kr、Xe、Rn等，原子核外電子數依次增加了8、8、18、18、32，根據構造原理，它們的最外層電子排布通式為ns2np6。所以，第一周期結尾元素的電子排布跟同族的其他周期元素的不同。
(2)元素周期表共有18個列。從左向右，第1一12列中，除第3列中的鑭系和錒系以外，其他的價層電子數都等于列數；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的價層電子數都等于列數減10。除了鑭系、錒系和氨以外，同列元素價層電子數相等。元素周期表所劃分的族及族序數，從左向右排列如下：
IA族、ⅡA族；ⅢB族→IB族；Ⅷ族；IB族、ⅡB族；ⅢA族→IA族；0族。
(3)從原子結構方面來說，元素周期表中右上角三角區的元素，大多數的價層電子排布為ns2np1~6(He除外)，價層電子數較多，得電子相對容易，失電子相對困難。從元素周期表中元素性質遞變規律來說，同周期元素從左到右非金屬性逐漸增強（不包括0族元素)，同主族元素從下向上非金屬性逐漸增強。綜上可知，在元素周期表中非金屬主要集中在右上角三角區內。
【探究】再探元素周期表《討論》參考答案：
(1)從原子核外電子排布來看，隨著原子序數的遞增，第IA族和第ⅡA族元素的最后一個電子填充在了最外電子層的s能級，第ⅢA族~第ⅦA族元素的最后一個電子填充在了最外電子層的p能級，而副族元素的最后一個電子填充在了次外電子層的d能級或倒數第三個電子層的f能級。從元素性質來看，第IA族（除氫
外)和第ⅡA族元素大多數是活潑金屬元素：第ⅢA族~第ⅦA族元素大多數是非金屬元素，有些還是活潑的非金屬元素。綜合上述可知，處在第ⅡA族與第ⅢA族之間的副族元素（這里未包括第Ⅷ族元素，下同)，應稱之為過渡元素。過渡元素價層電子跟它們的族序數的關系是第ⅢB族~第ⅦB族，價層電子數等于族序數：第IB族和第ⅡB族，價層電子數等于族序數加10。過渡元素的價層電子排布通式：第ⅢB族~第IB族，除鑭系和錒系以外，其余都是(n-1)d1~5ns1~2;第IB族和第ⅡB族是(n-1)d10ns1~2。
(2)s區有2個縱列，d區有8個縱列，p區有6個縱列。 s區元素的價層電子排布通式為nsl-2，d區元素的價層電子排布通式為(n-1)d1-9ns1-2，ds區元素的價層電子排布通式為(n-1)d10ns1-2，它們的最外層電子數均不超過2，化學反應中容易失去電子，所以s區(除氫元素外)、d區和ds區的元素都是金屬元素。
(3)由于元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴格的界限，處于非金屬與金屬分界線上的元素，基態原子的最外層電子數范圍是3~7（只有At是7），總體上比金屬元素基態原子最外層電子數多，比非金屬元素基態原子最外層電子數少，既能表現出一定的金屬性，又能表現出一定的非金屬性，所以它們常被稱為半金屬或類金屬。
(4)Cr:3d54s(非3d44s2):Cu:3d104s1(非3d94s2)它們的電子排布不符合構造原理(它們的3d軌道達到半充滿或全充滿結構，是一種能量較低的穩定結構），不符合構造原理的還有Ag(4d105s1)、Au(5d106s1)等。
(5)119號元素應位于第八周期第IA族，故基態原子最外層電子排布為8s1；周期分別為一、二、三
四、五、六、七，元素種數分別為2×12、2×22、2×22、2×32、2×32、2×42、2×42,以此預測第八周期
元素種數為2×52=50（種）。
4、對角線規則：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的（如鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物)，這種相似性被稱為對角線規則，如圖所示。
【特別提醒】對角線規則是從相關元素及其化合物的許多性質中總結出來的經驗規則,不是定理。
【思考與討論】參考答案：
(1)首先，這種對角線規則是有一定理論支撐的。如Li和Mg,以Na為參照，根據元素金屬性遞變規律，金屬性LiNa,Mg(2)Li、Mg的電負性分別為1.0、1.2；Be、A1的電負性分別為1.5、1.5；B、Si的電負性分別為2.0、1.8。它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，它們表現出的性質相似，如Li、Mg在空氣中燃燒的產物分別為Li2O和MgO;Be(OH)2、Al(OH)3均屬于難溶的兩性氫氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。
二、元素周期律
（一）原子半徑
1.原子半徑的種類（根據原子之間的作用力不同，將原子半徑分為共價半徑、金屬半徑、范德華半徑）
（1）共價半徑：同種元素的兩個原子以共價單鍵結合時，它們核間距的一半即是該原子的共價半徑。
（2）金屬半徑：金屬單質的晶體中，兩個最相鄰的金屬原子核間距的一半即是該金屬原子的金屬半徑。
（3）范德華半徑：稀有氣體原子之間以范德華力相互接近，低溫下稀有氣體單質在以晶體存在時，兩個相鄰原子核間距的一半即是范德華半徑。
2.影響原子半徑大小的因素：。
3.影響方式：
注：因為稀有氣體元素與其他元素的原子半徑的判定依據不同，一般不將其原子半徑與其他原子的半徑相比較。
3.微粒半徑大小比較
①同種元素的微粒：陰離子>原子>陽離子；低價離子>高價離子。
②電子層數越多，半徑越大（一般情況下）；特例：堿金屬元素的原子半徑比其下一周期的大多數非堿金屬元素的原子半徑要大。
③電子層數相同時，原子序數越小，半徑越大，即“序小徑大”。
【名師點撥】比較微粒半徑的一般思路
(1)“一層”:先看電子層數,電子層數越多,微粒半徑一般越大。
(2)“二核”:若電子層數相同則看核電荷數,核電荷數越大,微粒半徑越小。
(3)“三電子”:若電子層數、核電荷數均相同,則看核外電子數,電子數多的半徑大。
【思考與討論】參考答案：
（1）同主族元素，從上到下，電子能層數逐漸增多，雖然核電荷數增大，但電子的能層數成為影響原子半徑的主要因素，所以從上到下原子半徑逐漸增大；
（2）同周期元素，從左到右，電子能層數不變，，但隨著核電荷數增大，原子核對電子的吸引作用增大，從而使原子半徑逐漸減小。
（二）電離能
1.第一電離能
（1）定義：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。
【特別提醒】第一電離能概念的四個限定條件：氣態、電中性基態、一個電子、最低能量。
（2）符號和單位：常用符號I表示，常用單位是kJ·mol-1
（3）意義：衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。即第一電離能數值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。
（4）變化規律
①一般規律：同周期：隨原子序數的遞增而增大；同周期中，第一電離能最小的是第一主族的元素，最大的是稀有氣體元素；第一電離能最大的元素是氦。同主族：隨原子序數的遞增而減小
②特例：具有全充滿、半充滿及全空的電子構型的原子穩定性較高，其電離能數值較大。
例如：第IIA族>第IIIA族； 第VA族>第VIA族
③過渡元素的第一電離能的變化不太規則，同周期元素中隨著元素原子核電荷數的增加，第一電離能略有增加。
總之，第一電離能的周期性遞變是原子半徑、核外電子排布周期性變化的結果。
【特別提醒】第二、三、四周期中，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能比相鄰元素都大。
2、逐級電離能
（1）含義：原子的+1價氣態基態離子再失去1個電子所需要的最低能量叫做第二電離能，依次類推。可以表示為 M(g)=M+(g)+e- I1(第一電離能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二電離能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三電離能)
（2）變化規律
①同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1< I2< I3<…
②當相鄰逐級電離能突然變大時，說明失去的電子所在電子層發生了變化，即電離能的差別大小反映了電子的分層排布。
3、電離能的應用
（1）推斷元素原子的核外電子排布
例如：Li的逐級電離能I1《 I2< I3,表明Li原子核外的三個電子排布在兩個能層(K、L能層)上，且最外層上只有一個電子
（2）判斷主族元素的最高正化合價或最外層電子數
如果電離能在In與In+1之間發生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離。如果是主族元素，則其最外層有n個電子，最高正化合價為+n(O、F除外)。
（3）判斷元素的金屬性、非金屬性強弱
I1越大，元素的非金屬性越強(稀有氣體元素除外)；I1越小，元素的金屬性越強。
【特別提醒】記住下列元素原子第一電離能大小關系中的特例：Be>B;N>O;Mg>Al;P>S，在考試中經常出現。
【思考與討論】參考答案：
(1)堿金屬的第一電離能越小，堿金屬越活潑。
(2)因為首先失去的電子是能量最高的電子，故第一電離能較小，以后再失去的電子都是能量較低的電子，所需要的能量較多；同時，失去電子后離子所帶正電荷對電子的吸引力更強，從而使電離能越來越大。從表中數據可以看出，Na的第一電離能較小，第二電離能突然增大（約為第一電離能的10倍），故Na的化合價為+1。而Mg的第三電離能、A1的第四電離能發生突變，故Mg、A1的化合價分別為+2、+3。
（三）電負性
1、鍵合電子: 元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵合電子
2、電負性
（1）定義：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小
（2）意義：電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
（3）大小的標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性。
（4）變化規律：一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸變大；同族元素從上到下，元素的電負性逐漸變小。金屬元素的電負性較小，非金屬元素的電負性較大。電負性最大的是氟，最小的是銫。
【易錯提醒】①電負性的值是相對值，沒有單位；②不同元素的電負性可能相等（如C、S、I的電負性都是2.5）。
（5）應用
①判斷元素的金屬性或非金屬性強弱
I、金屬元素的電負性一般小于1.8,非金屬元素的電負性一般大1.8,而位于非金屬三角區邊界的“類金屬 ”(元素性質介于金屬與非金屬之間的元素，如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。
【易錯提醒】不能把電負性1.8作為劃分金屬元素和非金屬元素的絕對標準
II、金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。
②判斷化學鍵的類型
I、如果兩種成鍵元素的電負性差值大于1.7,它們之間通常形成離子鍵，但也有特例（如HF）。
II、如果兩種成鍵元素的電負性差值小于1.7,它們之間通常形成共價鍵, 但也有特例（如NaH）。
③判斷元素的化合價
I、電負性小的元素易呈現正價
II、電負性大的元素易呈現負價
④解釋對角線規則
利用電負性可以解釋對角線規則，如Li-Mg、Be-Al、B-Si,由于它們的電負性分別接近，對鍵合電子的吸引力相當，故表現出相似的性質。
（6）電負性與第一電離能的關系
電負性用于衡量原子吸引鍵合電子的能力，電負性大的原子吸引電子的能力強，所以一般來說，電負性大的原子對應元素的第一電離能也大。
【探究】【比較與分析】參考答案：
同周期主族元素隨著原子序數的遞增，電負性逐漸增大，第一電高能總的變化趨勢是逐斷增大的，但有如I1(Be)>I1(B)、I1(N)>I1(O)這樣的“異常”現象，其中的原因分析如下：
（1）電負性是指不同元素的原子對健合電子的吸引能力，美國化學家鮑林利用實驗數據進行了理論計算，以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性（不包括稀有氣體）。由此可知，元素電負性的大小與原子結構無關。
（2）第一電離能是指氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。由此可知，第一電離能的大小、與原子結構的關系明顯。例如，基態N原子的價層電子排布的軌道表示式是這樣一個相對穩定的結構，能量較低，基態0原子的價層電子排布的軌道表示式是這樣一個相對不穩定的結構，能量較高，所以I1(N)>I1(O)。
【典題精練】
考點1、考查構造原理與元素周期表的關系
例1．下列關于元素周期表和元素周期律的說法正確的是
A．元素周期表中的d區、ds區全部是金屬元素
B．第四周期的金屬元素從左到右元素的金屬性依次減弱
C．基態原子最外層電子排布為的元素均在ⅠA族或ⅠB族
D．元素周期表最右側稀有氣體元素的基態原子，最外層的電子排布均為
【解析】A．元素周期表中的d區、ds區全部是過渡金屬元素，故A正確；B．第四周期的主族元素從左到右，元素的金屬性依次減弱，故B錯誤；C．基態原子最外層電子排布為的元素不一定在ⅠA族或ⅠB族，如Cr位于第VIB族，Cr原子的電子排布式[Ar]3d54s1，故C錯誤；D．元素周期表最右側稀有氣體元素的基態原子，最外層的電子排布不一定為，He為1s2，故D錯誤；故選A。
【答案】A
【易錯提醒】推斷原子最外層電子排布式為ns1或ns2的元素時不能有遺漏：
(1)ns1:第IA族和部分過渡元素（如第IB族、第VIB族部分元素等)。
(2)ns2:第ⅡA族元素、部分過渡元素（如第ⅡB~VB族部分元素、第ⅦB族元素、第Ⅷ族部分元素)、He。
考點2、考查微粒半徑的大小比較
例2．具有下列電子排布式的原子中，半徑最大的是
A．ls22s22p63s23p5 B．1s22s22p3
C．1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p2
【解析】同周期自左而右原子半徑減小，同主族自上而下原子半徑增大，根據核外電子排布規律推出元素，再由原子半徑的遞變規律比較。由基態原子的核外電子排布式可以確定A為Cl元素，B為N元素，C為C元素，D為Si元素，根據同周期自左而右原子半徑減小，同主族自上而下原子半徑增大，可知Si元素的原子半徑最大，D項符合題意。答案選D。
【答案】D
【名師點撥】比較微粒半徑的一般思路
(1)“一層”:先看電子層數,電子層數越多,微粒半徑一般越大。
(2)“二核”:若電子層數相同則看核電荷數,核電荷數越大,微粒半徑越小。
(3)“三電子”:若電子層數、核電荷數均相同,則看核外電子數,電子數多的半徑大。
考點3、考查電離能及其應用
例3．下表列出了某短周期元素R的各級電離能數據(用、……表示，單位為)。關于元素R的下列判斷中，錯誤的是
……
R 740 1500 7700 10500 ……
A．R元素基態原子的電子排布式為
B．R元素位于元素周期表中第IIA族
C．R元素的最高正化合價為價
D．R元素第一電離能高于同周期相鄰元素
【解析】A．從表中原子的第一至第四電離能可以看出，元素的第一、第二電離能都較小，第三電離能劇增，可失去2個電子，最高化合價為+2價，即最外層應有2個電子，應為第IIA族元素，R元素可能是Mg或Be，故A錯誤；B．最外層應有2個電子，所以R元素位于元素周期表中第ⅡA族，故B正確；C．最外層應有2個電子，所以R的最高正價為+2價，故C正確；D．同周期第ⅡA族核外電子排布式為ns2，達穩定結構，所以R元素第一電離能大于同周期相鄰元素，故D正確；故選A。
【答案】A
【名師點睛】電離能常見的四個應用
(1)判斷元素金屬性的強弱
電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。
(2)判斷元素的化合價
如果某元素的In＋1 In，則該元素的常見化合價為＋n，如鈉元素I2 I1，所以鈉元素的化合價為＋1。
(3)判斷核外電子的分層排布情況
多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，當電離能的變化出現突躍時，電子層數就可能發生變化。
(4)反映元素原子的核外電子排布特點
同周期元素原子的最外層電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常得大，如第ⅡA族、ⅤA族元素。
考點4、考查電負性及其應用
例4．下列有關電負性的說法中不正確的是(　　)
A．元素的電負性越大，原子在化合物中吸引電子的能力越強
B．主族元素的電負性越大，元素原子的第一電離能一定越大
C．在元素周期表中，同一周期元素電負性從左到右呈現遞增的趨勢
D．形成化合物時，電負性越小的元素越容易顯示正價
【解析】A．元素電負性的大小，表示其原子在化合物中吸引電子能力大小，元素電負性越大，原子吸引電子能力越大，故A正確；B、N元素的電負性小于氧元素的電負性，但N原子2p能級為半滿穩定狀態，第一電離能N大于O元素，故B錯誤；C、對于主族元素同周期自左而右電負性逐漸增大，故C正確；D、電負性越小的元素在化合物吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值，電負性越大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值，故D正確；故選B。
【答案】B
【名師點睛】電負性常見的四個應用
(1)確定元素類型(電負性>1.8，為非金屬元素；電負性<1.8，為金屬元素)。
(2)確定化學鍵類型(一般兩成鍵元素電負性差值>1.7，為離子鍵；兩成鍵元素電負性差值<1.7，為共價鍵)。
(3)判斷元素價態正、負(化合物中電負性大的元素呈現負價，電負性小的元素呈現正價)。
(4)判斷元素金屬性和非金屬性強弱(表征原子得電子能力強弱)。
考點5、考查原子結構與元素性質的綜合應用
例5．X、Y、Z、N是原子序數依次增大的4種短周期元素，其元素性質或原子結構如下表。下列說法正確的是
元素 元素性質或原子結構
X 原子核外s能級上的電子總數與p能級上的電子總數相等，但第一電離能低于同周期相鄰元素
Y 原子核外s能級上的電子總數與p能級上的電子總數相等，但第一電離能高于同周期相鄰元素
Z 其價電子中，在不同形狀的原子軌道中運動的電子數相等
N 只有一個不成對電子
A．原子半徑：
B．元素的電負性：
C．元素的第一電離能：
D．X的基態原子的電子軌道表示式：
【解析】X、Y、Z、N是原子序數依次增大的五種短周期元素，X元素原子核外s能級上的電子總數與p能級上的電子總數相等，但第一電離能都低于同周期相鄰元素，為O元素；Y原子核外s能級上的電子總數與p能級上的電子總數相等，但第一電離能都高于同周期相鄰元素，為Mg元素；Z元素價電子中，在不同形狀的原子軌道中運動的電子數相等，為Si元素；N元素只有一個不成對電子且則這幾種元素中元素序數最大，為Cl元素。A．X為O，Y為Mg，Z為Si，原子半徑大小為，故A錯誤；B．X為O，Z為Si，N為Cl，電負性大小為，故B正確；C．Y為Mg，Z為Si，N為Cl，元素的第一電離能，故C錯誤；D．X為O，O的基態原子的電子軌道表示式，故D錯誤；故答案選B。
【答案】B
依次遞增
21世紀教育網 www.21cnjy.com 精品試卷·第 2 頁 （共 2 頁）
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