1.2.2 元素周期律 讲义 （含答案）2024-2025学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

元素周期律
一、原子半径
1．原子半径的变化规律
除Li外，第三周期主族元素原子半径大于第二周期主族元素原子半径[r(Mg)>r(Li)>r(Al)]。
2．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＋)。
【思考交流1】
是否能层数多的元素的原子半径一定大于能层数少的元素的原子半径？
【归纳总结】
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。
【课堂小练1】
1．正误判断
(1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同(　　)
(2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(　　)
(3)各元素的原子半径总比其离子半径大(　　)
(4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小(　　)
2．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是(　　)
①基态X的原子结构示意图
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的电子排布图
④W基态原子有2个能层，电子式为
A．①>②>③>④ B．③>④>①>② C．③>①>②>④ D．①>②>④>③
3.在主族元素X、Y、Z中，X与Y两元素的原子核外电子层数相同，X的原子半径大于Y的原子半径，X与Z两原子的阳离子具有相同的电子层结构，Z的离子半径大于X的离子半径，则X、Y、Z三种元素的原子序数最大的是( )
A．X B．Y C．Z D．无法判断
二、电离能
1．第一电离能的概念与意义
(1)概念：气态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)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。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．第一电离能变化规律
(1)每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大，即一般来说，同周期随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同族元素从上到下第一电离能逐渐减小。
【特别提醒】
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排布。
②具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，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的大。一般情况下，第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
3．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价或最外层电子数。如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。如K：I1≤I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。
(3)判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
【思考交流2】
为什么同一元素的电离能逐级增大？
【课堂小练2】
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)第三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．完成下列各题：
(1)C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为_______________。
(2)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。
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。
(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．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及其强弱
a．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
b．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
a．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
b．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)判断化学键的类型
如：Al、F、Cl的电负性分别为1.5、4.0、3.0，F的电负性与Al的电负性之差为4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物
(4)判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I
(5)解释对角线规则：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，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质
【特别提醒】
①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，如Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。
【思考交流3】
电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
【课堂小练3】
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(　　)
2．一般认为，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，判断下列化合物：①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(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_________________________________________________________。
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
【课时对点练习】
题组一　原子或离子半径大小的比较
1．下列关于粒子半径的比较不正确的是(　　)
①r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
②r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)
③r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)＜r(F－)＜r(O2－)
④r(Fe3＋)＞r(Fe2＋)＞r(Fe)
A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③
2．下列四种粒子中，半径按由大到小的顺序排列的是(　　)
①基态X的原子结构示意图：
②基态Y原子的价层电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：　
④基态W原子有2个能层，电子式：
A．③>①>②>④ B．③>②>①>④ C．①>③>④>② D．①>④>③>②
3.下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是( )
A．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y-
B．原子X与Y的原子序数X>Y，则原子半径一定是XC．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)
D．同一主族非金属原子半径X>Y，则非金属性：X>Y
4.下列微粒半径的比值大于1的是 (　　)
A．　　　　B．　　　　C．　　　　D．
题组二　电离能　电负性的应用
5.(2024·陕西省渭南市高二期末)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)。下列关于元素R的判断正确的是( )
I/kJ·mol I1 I2 I3 I4 I5
R 740 1500 7700 10500 13600
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
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形成的化合物，X显负价，Y显正价
B．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性
C．气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX
D．第一电离能Y一定小于X
7．元素Li、Na、K的某种性质Y随核电荷数的变化趋势如图所示，则坐标轴Y不可以代表的是
A．元素的电负性 B．单质的还原性
C．元素的第一电离能 D．单质的熔沸点
8．不能说明X的电负性比Y的大的是(　　)
A．与H2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的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
题组三　元素周期律综合应用
9．(2022·天津南开中学高二校考)短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序数依次增大，X核外电子只有1种运动状态，Y、W的2p轨道均含有2个未成对电子，M是与X不同主族的金属元素，N的氢氧化物具有两性，下列说法正确的是(　　)
A．电负性：Z＜Y＜W
B．Y的氢化物沸点不一定低于W的氢化物
C．第一电离能：M＜N
D．N的单质可以在高温下还原M的氧化物
10.A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是( )
A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar
B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C
D．元素B、C电负性大小关系为B>C
11．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并完成下列问题。
(1)写出14号元素基态原子的电子排布式___________。
(2)用所学理论解释13号元素的E值比12号元素低的原因___________。
(3)同一周期内，随着原子序数的增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是___________(填序号)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(4)估计1mol气态钙原子失去最外层一个电子所需最低能量E值的范围_______________。
(5)从原子结构的角度解释19号元素的E值比11号元素E值低的原因___________________。
12．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素符号 Li Be B C O F
x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98
元素符号 Na Al Si P S Cl
x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
(2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：__________(3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子。
(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。
(5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________。
(6)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物，还是共价化合物的方法是：________________________________________________________________________
(写出判断的方法)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：__________________。
13．太阳能的开发利用在新能源研究领域中占据重要地位。单晶硅太阳能电池片在加工时，一般掺杂微量的铜、硼、镓、硒、钛、矾等。回答下列问题：
(1)基态钒原子的电子排布式为 ，其中能量最高的电子所占据能级的原子轨道有 个伸展方向。
(2)VO2+与可形成配合物。中，第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
(3)镓与硒相比，电负性更大的是 (填元素符号)。
(4)已知高温下Cu2O比CuO更稳定，试从铜原子核外电子结构角度解释其原因： 。
(5)与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有 (填元素符号，下同)。
(6)在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有 。
(7)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为 Se (填“>”或“<”) Si 。与 Si 同周期的部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表 (填字母)。
A． a为，b为，c为I3 B． a为，b为，c为
C． a为，b为，c为I1 D． a为，b为，c为
【参考答案】
【思考交流1】
提示　不一定，原子半径的大小由核电荷数与电子的能层数两个因素综合决定，如Li的原子半径大于Cl的原子半径。
【课堂小练1】
1.答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2.【答案】C
【解析】由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)，C项正确。
3.【答案】B
【解析】由题意知，X、Y在同一周期，且原子序数XZ，故原子序数为Y>X>Z。
【思考交流2】
提示　这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2>I1，同理I3>I2。
【课堂小练2】
1.答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×　(7)√
2.答案　(1)N>O>C　(2)A　
解析　(2)[Ne]3s1属于基态的Mg＋，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高；[Ne] 3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg＋；[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；[Ne]3p1属于激发态Mg＋，其失去一个电子所需能量低于基态Mg＋，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1。
【思考交流3】
提示　元素的电负性越大，非金属性越强；但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
【课堂小练3】
1.答案　(1)√　(2)√　(3)×
2.答案　(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。
【课时对点练习】
1.答案　C
解析　同主族元素，从上到下，同价态离子半径逐渐增大，①②正确；能层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径逐渐减小，③错误；不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，④错误。
2.答案　A
解析　①根据结构示意图可知X为S；②基态Y原子的价层电子排布式为3s23p5，可知Y为Cl；③根据基态Z2－的轨道表示式可知Z2－为S2－；④根据基态W原子有2个能层，电子式为，可知W为F。同主族元素的能层数越多，半径越大，则FS>Cl>F，即③>①>②>④。
3.【答案】C
【解析】核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径X＋r(Cu＋)>r(Cu2＋)，C正确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误；故选C。
4.【答案】B
【解析】Li+和H-的核外均有一个电子层，但Li+的核电荷数大，故半径更小，A错误；Cl-和Cl的核外均有3个电子层，且核内均有17个质子，但Cl-的核外电子数多于Cl，故Cl-半径更大，B正确；Na+和F-的核外均有2个电子层，但Na+的核电荷数更大，故半径更小，C错误；Na+的核外有2个电子层，而K+的核外有3个电子层，故K+的半径更大，D错误。
5.【答案】B
【解析】A项，由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，A错误；B项，由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大，故最外层有2个电子，位于第ⅡA族，B正确；C项，R元素位于元素周期表中第IIA族，最外层共有2个电子，C错误；D项，表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距很大，故最外层有2个电子，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，电子排布式为1s22s2或1s22s22p63s2，D错误；故选B。
6.【答案】D
【解析】X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，则非金属性X＞Y。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，A项正确；非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性X＞Y，则X对应的酸性强于Y对应的酸的酸性，B项正确；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小于HnX，C项正确；一般非金属性强的第一电离能大，但O的非金属性比N大，第一电离能却N＞O，D项错误。
7.【答案】B
【解析】A．Li、Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大电负性减小，A不符合题意；B．Li、Na、K位于同主族，从上往下金属性增强，单质的还原性增强，B符合题意；C．Li、Na、K原子半径逐渐增大，越来越易失去最外层电子，随着核电荷数增大第一电离能逐渐减小，C不符合题意；D．Li、Na、K原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，金属键减弱，故随着核电荷数增大单质的熔沸点降低，D不符合题意；故选B。
8.答案　C
解析　A项，与H2化合时X单质比Y单质容易，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；B项，X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大；C项，X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多不能说明X的电负性比Y的大，如Si的电负性比H的小；D项，X单质可以把Y从其氢化物中置换出来，则X的非金属性强于Y，元素非金属性越强电负性越大，能说明X的电负性比Y的大。
9.答案　B
解析　Y、Z、W分别是碳、氮、氧，同一周期元素电负性从左到右依次增大，电负性大小顺序是YAl，即M>N，C错误；镁的金属性比铝的强，因此N的单质铝不能还原M的氧化物MgO，D错误。
10.【答案】C
【解析】地壳中含量最多的元素为氧元素；由题意知B元素原子的核外电子的K层和L层电子数之和为10，则它的M层电子为8个，N层电子为2个，B元素为钙；C是第三周期第一电离能最小的元素，为钠；第三周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2－和C的简单离子Na＋具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－)>r(Na＋)。
11.【答案】(1) 1s22s22p63s23p2或者[Ne] 3s23p2
(2)13号元素Al失去的是3 p1电子，12号元素Mg失去的是3s2电子，3p能级的能量比3s能级的能量高，易失去。或12号元素Mg失去的是3s2是全充满结构，是相对稳定的结构
(3)①③
(4) 485＜E(Ca)＜738
(5)Na和K都位于第ⅠA族，最外层电子数相同，但是电子层数：K＞Na，原子半径：K＞Na，原子核对电子的引力：Na＞K，E值：Na＞K；或K元素失去的4s能级上的电子，钠失去的是3s能级上的电子，4s能级电子的能量高，易失去，故E值：Na＞K
【解析】(1)14号元素为Si，基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p2或者[Ne] 3s23p2；(2)根据E的定义，13号元素为Al，基态原子排布式为1s22s22p63s23p1，12号元素为Mg，1s22s22p63s2，13号元素Al失去的是3p1电子，12号元素Mg失去的是3s2电子，3p能级的能量比3s能级的能量高，易失或12号元素Mg失去的是3s2是全充满结构，是相对稳定的结构；(3)根据分析图可知，同周期从左向右，E是增大趋势，但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA，E(砷)＞E(硒)，E(溴)＞E(硒)；(4)根据分析图可知，同周期从左向右，E是增大趋势，但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA，同主族从上到下，E逐渐增大，485＜E(Ca)＜738；(5)Na和K都位于第ⅠA族，最外层电子数相同，但是电子层数：K＞Na，原子半径：K＞Na，原子核对电子的引力：Na>K，E值：Na>K；或K元素失去的4s能级上的电子，钠失去的是3s能级上的电子，4s能级电子的能量高，易失去，故E值：Na>K。
12.【答案】(1)原子半径越小，x值越大　周期性
(2)0.93　1.57　2.25　3.44
(3)氮　(4)共价键　(5)F
(6)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物　将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物
【解析】(1)表中同一周期的元素从Li→F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大；(2)根据(1)中的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)；(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方；(4)根据规律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的化学键为共价键；(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。
13.【答案】(1)1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2} 5
(2)O>C
(3)Se
(4)亚铜离子价电子排布式为3d ，核外电子处于稳定的全充满状态
(5)Ni、Ge、Se
(6)Be、C、O
(7)> B
【解析】(1)钒为23号元素，基态钒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2}，其中能量最高的电子所占据能级为3d，其原子轨道有5个伸展方向。(2)第二周期元素为碳、氧，同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，故第一电离能由大到小的顺序为O>C；(3)同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；镓与硒相比，电负性更大的是Se；(4)亚铜离子价电子排布式为3d ，核外电子处于稳定的全充满状态，故导致高温下Cu2O比CuO更稳定；(5)钛位于第四周期，价电子排布为3d24s2，未成对电子数为2，与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的有Ni、Ge、Se；(6)同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，N的2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；Be原子价电子为2s2全满稳定状态，电离能较B大；故在第二周期元素中，第一电离能介于B和N两元素之间的有Be、C、O；(7)“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，则电负性氢大于硅；氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒得电子能力大于氢，故电负性硒大于氢；故硒与硅的电负性相对大小为 Se >Si；同一周期随着原子序数变大，第一电离能变大，但是镁原子价电子为3s2全满稳定状态，电离能较相邻元素大；P的3p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素；则c为；失去第一个电子后，钠离子为8电子稳定结构，失去第二电子需要较大能量，其第二电离能在同周期主族元素中最大，故a为；故选B。