（3）应用：
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②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，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。
③判断核外电子的分层排布情况
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。
④反映元素原子的核外电子排布特点
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。
3．电负性
（1）概念：
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。
（2）变化规律：
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。
在元素周期表中，同周期从左到右，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。
（3）应用：
4．元素周期律
（1）原子结构与元素性质的递变规律
（2）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的有些性质是相似的。
如右所示。
判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
1．共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价。
（ √ ）
2．根据元素周期律，氮与氧相比，后者的第一电离能大。
（ × ）
3．过渡元素中含有非金属元素。
（ × ）
4．s区全部是金属元素。
（ × ）
5．电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。
（ × ）
6．价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素。
（ √ ）
7．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素。
（ × ）
1．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。
2．金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表来判断电离能的大小。
3．第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。
通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）或全充满（p6、d10、f14）的状态时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
4．通常同周期第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素的，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素的，如I1（Mg）>I1（Al）、I1（P）>I1（S）。
这是由于第ⅡA族、第ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。
一、原子结构与元素周期表和元素周期律
1．某元素＋3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在周期表中的位置为（ ）
A．ⅤB族 B．ⅢB族 C．Ⅷ族 D．ⅤA族
解析：
由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2，共有8个价电子，为Ⅷ族。
答案：
C
2．下列有关元素周期表分区的说法正确的是（ ）
A．s区全部是金属元素
B．p区全部是非金属元素
C．d区内元素原子的价电子排布必为（n－1）d1～10ns2
D．除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的名称
解析：
A项，H为非金属元素；B项，p区左下角元素为金属元素；C项，d区内Cr为3d54s1。
答案：
D
3．已知33As、34Se、35Br位于同一周期，下列关系正确的是（ ）
A．电负性：
As>Cl>P
B．热稳定性：
HCl>HBr>AsH3
C．第一电离能：
Br>Se>As
D．酸性：
H3AsO4>H2SO4>H3PO4
解析：
电负性Cl>P>As，A错误；非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，B正确；第一电离能应为Br>As>Se，C错误；非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，故酸性H2SO4>H3PO4>H3AsO4，D错误。
答案：
B
4．下列有关微粒性质的排列顺序中，错误的是（ ）
A．元素的电负性：
PB．元素的第一电离能：
CC．离子半径：
O2－>Na＋>Mg2＋
D．原子的未成对电子数：
Mn>Si>Cl
解析：
得电子能力P1s22s22p3，p轨道处于半充满状态，N的第一电离能最大，B错误；离子半径：
O2－>Na＋>Mg2＋，C正确；Mn、Si、Cl原子的未成对电子数分别为5、2、1，D正确。
答案：
B
5．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是（ ）
A．最高正化合价：
③>②>①
B．原子半径：
③>②>①
C．电负性：
③>②>①
D．第一电离能：
③>②>①
解析：
根据核外电子排布可知①是S，②是P，③是F。
F无最高正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：
②>①>③，B错误；非金属性越强，电负性越大，则电负性：
③>①>②，C错误；非金属性越强，第一电离能越大，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：
③>②>①，D正确。
答案：
D
二、电离能和电负性
6．下列说法中正确的是（ ）
A．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
解析：
同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，A正确，C不正确；由于Mg的外围电子排布式为3s2，而Al的外围电子排布式为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的；D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁。
答案：
A
7．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）。
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1500
7700
10500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是（ ）
A．R的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
解析：
由表中数据I3≫I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。
答案：
B
8．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。
下列关于电负性的变化规律正确的是（ ）
A．同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．同主族从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
解析：
利用同周期从左到右元素电负性逐渐增大，同主族从上到下元素电负性逐渐减小的规律来判断。
电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。
答案：
A
9．根据信息回答下列问题。
信息A：
第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态基态正离子X＋（g）所需的能量。
如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图（其中12～17号元素的有关数据缺失）。
信息B：
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用电负性表示。
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。
下表是某些元素的电负性值：
（1）认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________（2）由图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是__________________________________________________________。
（3）图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族。
（4）根据对角线规则，铍、铝元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be（OH）2显示这种性质的离子方程式是_____________________________________________________
__________________________________________________________。
（5）通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围__________________________________________________________。
（6）请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是____________________________________________________________
__________________________________________________________。
（7）从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？
请说出理由（即写出判断的方法和结论）：
_________________________
__________________________________________________________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：
________________
__________________________________________________________。
解析：
（1）由所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而ⅢA族元素第一电离能小于ⅡA族元素第一电离能，故Na（2）同主族元素第一电离能从题图中可以看出从上到下逐渐减小。
（3）根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第5周期第ⅠA族。
（4）根据对角线规则，Al（OH）3与Be（OH）2性质相似，Be（OH）2应具有两性，根据Al（OH）3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al（OH）3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似地写出Be（OH）2与酸
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