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第一章
原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
激趣入题·情境呈现
元素周期表的发现与未来
从门捷列夫发现元素周期表以来，人们一直都在思考这样一个问题：“元素周期表的终点在哪里？”
自1940年美国科学家麦克米伦和西博格通过人工合成93号元素镎和94号元素钚以来，科学家就开始“制造”元素的工作。从元素周期表中可以看出，自95号元素镅起，都是人工合成的元素。
当100号元素镄之后的元素一个一个被合成出来后，科学家发现：随着原子序数的增加，它们的寿命一个比一个短。100号元素镄的寿命为82天，到了105号，最多能活34秒，107号更是短命，只活了2毫秒。人们不禁要问：“元素周期表快到尽头了吗？”
科学总是极其富有生命力的！109号元素活了5毫秒。尽管它生命短暂，但比107号元素活得长，好兆头，再往后的元素寿命可能会回升。
科学家在认真研究了各种原子核的稳定性规律和原子核的可能结构后，发现了一个有趣的结论：质子或中子数目为2、8、20、28、50、82、114、126或184(科学家把这些数称为“幻数”)的原子核比较稳定，质子数和中子数均为幻数的原子核更稳定。
根据这个“幻数”理论，科学家预言：114个质子和184个中子的超重原子核——114号元素将会是一种很稳定、寿命更长的元素。
1999年，俄美科学家小组宣布共同发现114号元素，其寿命长达30秒以上。而后科学家又相继宣布发现了118和116号元素。
科学的发展永无止境，人类对元素的认识还将继续下去。今天的成就不是元素周期表的终点！
新知预习·自主探究
一、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的核外电子排布：
碱金属
原子序数
周期
基态原子的电子排布式
锂
3
2
1s22s1或[He]2s1
钠
11
3
________________或_____________
钾
19
4
______________________或_____________
铷
37
5
________________________________或_____________
铯
55
6
________________________________________或_____________
1s22s22p63s1
[Ne]3s1
1s22s22p63s23p64s1
[Ar]4s1
1s22s22p63s23p63d104s24p65s1
[Kr]5s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
[Xe]6s1
2.稀有气体元素基态原子的核外电子排布：
稀有气体
原子序数
周期
基态原子的电排布式
氦
2
1
1s2
氖
10
2
_____________
氩
18
3
___________________
氪
36
4
_____________________________
氙
54
5
_______________________________________
氡
86
6
____________________________________________
1s22s22p6
1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p63d104s24p6
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
3.周期系的形成：
(1)随着元素原子核电荷数的递增，每到出现__________，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现____________；然后又开始由__________到____________，循环往复形成了周期系。
(2)元素形成周期系的根本原因是__________________________发生周期性的重复。
碱金属
稀有气体
碱金属
稀有气体
元素的原子核外电子排布
二、元素周期表
1．周期和族：
(1)周期：具有相同的____________的元素按照原子序数________的顺序排列成一横行。
电子层数
递增
(2)族：周期表中，有______个纵列，除____________三个纵列叫第Ⅷ族，其余15个纵列每一个纵列标作一个族。
18
8、9、10
2．分区：
(1)根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理________________的能级的符号。
最后填入电子
(2)根据元素的金属性和非金属性。
预习自测·初试牛刀
1．思考辨析：
(1)原子价电子排布式为3d84s2的元素属于s区。( )
(2)非金属元素都分布在p区。( )
(3)外围电子数目决定元素所在的族。( )
(4)处于非金属三角区边缘的元素可称为半金属或准金属。( )
×
×
√
√
2．电子排布式为[Ar]3d54s2的元素是( )
A．稀有气体元素
B．过渡元素
C．主族元素
D．卤族元素
解析：在最外能层p轨道上填充有电子且未满时，一定为主族元素；最外能层p轨道上未填充电子，而在d(或f)轨道上填充有电子的元素，一定是过渡元素。故电子排布式为[Ar]3d54s2的元素为过渡元素。
B
3．下列说法正确的是( )
A．最外层电子排布为ns2的基态原子对应的元素一定位于第ⅡA族
B．最外层电子排布为ns1的基态原子对应的元素一定属于金属元素
C．p区元素(He除外)的原子一定都有p轨道电子
D．基态原子价电子排布为nsnnpn的元素一定是金属元素
解析：最外层电子排布为ns2的基态原子可能是1s2(为氦元素)，也可能是(n－1)d10ns2(为ⅡB族元素)，不一定是ⅡA族元素，故A项错；最外层电子排布为ns1的基态原子对应的元素中最特殊的是H元素，H元素不是金属元素，其他最外层电子为ns1的基态原子对应的元素都是金属元素，B项错；p区元素(He除外)原子的最外层电子排布为ns2np1～6，故C项正确；最外层电子排布符合nsnnpn的元素只有n＝2这一种情况，n＝2时，该元素的价电子排布为2s22p2，是碳元素，属于非金属元素。
C
4．下列有关元素周期系的叙述正确的是( )
A．元素周期系中第ⅠA族元素又称为碱金属元素
B．元素周期系中每一周期元素的种类均相等
C．元素周期系的形成原因是核外电子排布的周期性变化
D．每一周期的元素最外层电子数均是1→8，周而复始
解析：第ⅠA族元素中氢元素不属于碱金属元素，A错误；周期表中每一周期元素数目不尽相同，第一至七周期元素数目分别是2、8、8、18、18、32、32，B错误；第一周期元素最外层电子数是由1→2，D错误。
C
5．最活泼的金属、最活泼的非金属、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)分别位于下面元素周期表中的( )
A．s区、p区、ds区
B．s区、p区、d区
C．f区、p区、ds区
D．s区、f区、ds区
解析：如果考虑放射性元素，最活泼的金属是Fr，如果不考虑放射性元素，最活泼的金属是Cs、而Cs和Fr都属于第ⅠA族元素，位于s区；最活泼的非金属是F，F位于p区；常温下呈液态的金属为Hg，Hg属于过渡元素，其价电子排布为5d106s2，可知Hg属于第六周期第ⅡB族元素，位于ds区。
A
6．指出下列元素是主族元素还是副族元素，及其在元素周期表中的位置。
(1)1s22s22p63s2是______族元素，位于周期表中第______周期第_______族，属于_____区元素。
(2)[Kr]4d105s25p2是______族元素，位于周期表中第______周期第_______族，属于_____区元素。
(3)[Ar]3d14s2是______族元素，位于周期表中第______周期第_______族，属于_____区元素。
(4)[Ar]3d104s1是______族元素，位于周期表中第______周期第_______族，属于______区元素。
主
三
ⅡA
s
主
五
ⅣA
p
副
四
ⅢB
d
副
四
ⅠB
ds
解析：(1)最后一个电子填充在s轨道，属于s区，主族元素。族序数＝ns电子数，即族序数为2，位于第三周期第ⅡA族。
(2)最后一个电子填充在p轨道，属于p区，主族元素。族序数＝(ns＋np)电子数，即族序数为2＋2＝4，位于第五周期第ⅣA族。
(3)最后一个电子填充在d轨道，且小于10，属于d区，副族元素。族序数＝[(n－1)d＋ns]电子数，即族序数为1＋2＝3，位于第四周期第ⅢB族。
(4)最后一个电子填充在d轨道，且等于10，属于ds区，副族元素。族序数＝ns电子数，即族序数为1，位于第四周期第ⅠB族。
课堂探究·疑难解惑
1．元素周期序数、电子层数与能层数的关系？
2．主族元素的主族序数、最外层电子数与价电子数的关系？
知识点一 原子结构与元素周期表的关系
1．提示 周期序数＝电子层数＝能层数。
2．提示 主族序数＝主族元素的最外层电子数＝主族元素的价电子数；稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
1．核外电子排布与周期的划分
根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
(1)每一能级组对应一个周期。
(2)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数
周期
外围电子排布
各周期增
加的能级
元素种数
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
2.核外电子排布与族的划分
族的划分依据是原子的价层电子排布
(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2。ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同。
提示：元素周期系的形成是由于元素原子的核外电子的排布发生了周期性的变化。元素周期系的周期并不是单调的，这是由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理。
下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的叙述中，正确的是( )
A．原子的价电子排布为ns2np1～6的元素一定是主族元素
B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素
C．原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～ⅦB族
D．基态原子的N能层上只有1个电子的元素一定是主族元素
B
典例
1
解析：除He外，0族元素原子的价电子排布均为ns2np6，不是主族元素；基态原子的p能级上有5个电子，即价电子排布为ns2np5，该元素一定处于第ⅦA族；原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素处于第Ⅷ族，并非第ⅢB～ⅦB族；基态原子的N能层上只有1个电子的元素，除主族元素外，还有Cu、Cr等过渡金属元素。
规律方法指导：已知某元素原子的外围电子排布，可推断该元素在周期表中的具体位置，依据最大能层数确定所在周期序数，依据外围电子数确定所在族序数：(1)对于主族元素，原子的最大能层数等于周期序数，价电子数等于主族序数；(2)第ⅢB～ⅦB族，原子的价电子数等于族序数；(3)第ⅠB、ⅡB族要根据ns轨道上的电子来划分。
1．外围电子构型为3d104s1的元素的原子在周期表中应位于( )
A．第五周期第ⅠB族
B．第五周期第ⅡB族
C．第四周期第ⅦB族
D．第四周期第ⅠB族
解析：该元素的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，根据电子排布式知，该原子含有4个能层，所以位于第四周期，其价电子排布式为3d104s1，属于第ⅠB族元素，所以该元素位于第四周期第ⅠB族，故选D。
D
1．某元素的价电子排布式为4d55s1，该元素位于周期表中的哪一区？
2．按电子排布，可把周期表里的元素划分成哪几个区？哪些区全是金属元素？s区唯一的一种非金属元素是什么？
知识点二 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
1．提示 因其价电子排布为4d55s1，故应位于元素周期表中的d区。
2．提示 可划分为s区、p区、d区、ds区、f区；d区、ds区、f区全是金属元素；s区唯一的一种非金属元素是氢。
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2
(Pd除外)
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
提示：(1)元素周期表的ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列的锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理的电子排布应该为(n－1)d9ns2，而事实上却是(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级，而后再填充ns能级，因而得名ds区。
(2)族和分区的关系：
①主族：s区和p区。(ns＋np)的电子数＝族序数。
②
0族：p区。(ns＋np)的电子数＝8(或2)。
③副族：d区＋ds区＋f区。
A．d区中[(n－1)d＋ns]的电子数＝族序数(第Ⅷ族部分元素除外)；
B．当8≤[(n－1)d＋ns]的电子数≤10时，则为第Ⅷ族元素。
C．ds区中(n－1)d全充满，ns的电子数＝族序数。
已知某元素的基态原子的价电子排布为(n－1)dansb(a、b均为大于0的正整数)，下列有关说法正确的是( )
A．该元素位于元素周期表中的d区
B．该元素位于元素周期表中的ds区
C．该元素的族序数为a＋b
D．该元素一定为金属元素
解析：该元素基态原子的价电子排布为(n－1)dansb，该元素为过渡金属元素，该元素可能位于周期表中的d区或ds区。若该元素处于第ⅢB～ⅦB族，原子的价电子数等于族序数，则族序数为a＋b，否则不存在这一关系。
D
典例
2
规律方法指导：分析元素周期表的分区问题时，要特别注意：(1)主族元素的最外层电子即为外围电子(价电子)，过渡金属元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子；(2)s区元素原子的价电子特征排布为ns1～2，价电子数等于主族序数；(3)p区元素原子的价电子特征排布为ns2np1～6，价电子总数等于主族序数(0族除外)；(4)s区(H除外)、d区、ds区和f区都是金属元素。
2．下列各组元素都属于p区的是( )
A．原子序数为1、2、7的元素
B．O、S、P
C．Fe、Ar、Cl
D．Na、Li、Mg
解析：A项中的氢元素及D项中的Na、Li、Mg均属于s区，C项中的Fe属于d区。
B
核心素养·专家博客
元素周期系的远景
元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。人们发现，原子序数大于83的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后的元素，全部是用人工方法合成的元素。目前已公认了112号元素的合成方法(1999年合成了114号元素)。那么，新的人工合成的元素究竟还有多少种？
物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，将会完成第7周期(零族元素的原子序数应为118)，并进入第8周期，甚至第9周期‘在未来的第8、9周期中，原子中的电子依次填充新的电子亚层——5g亚层和6g亚层。依照已有的规律，可以推知g亚层最多能容纳18个电子。
由此可以预见，第8、9周期都将有50种元素，是超长周期。在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超锕系”的5g～6f和6f～7f内过渡系。
根据泡利的原子轨道能级图和“能级交错”现象可知，原子轨道的能量高低顺序为ns<(n－3)g<(n－2)f<(n－1)dA．128种
B．64种
C．50种
D．32种
解析：第七周期排满时，最后一种元素原子的价电子排布为7s27p6，第八周期排满时最后一种元素原子的价电子排布为8s28p6。根据原子轨道的能量高低关系，可推测第八能级组包含8s、5g、6f、7d、8p能级，第八能级组共有1＋9＋7＋5＋3＝25个轨道，可填充50个电子，故第八周期有50种元素，C项正确。
C第1课时
原子结构与元素周期表
1．按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于s区的是( B )
A．Fe
B．Mg
C．As
D．Cu
解析：最外层只有1～2个s电子，次外层无d电子，价电子排布为ns1～2(包括ⅠA、ⅡA族)的元素属于s区元素，只有Mg符合。
2．已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于( D )
A．ⅤB族
B．ⅡB族
C．Ⅷ族
D．ⅡA族
解析：由题意知，该元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，应为ⅡA族元素Ca。
3．长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1－18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是( C )
A．第9列元素中有非金属元素
B．只有第二列的元素原子最外层电子排布为ns2
C．第四周期第8列元素是铁元素
D．第15列元素原子的最外层电子排布为ns2np5
解析：第9列属于第Ⅷ族，都是金属元素，没有非金属元素，A错误；第2列是第ⅡA族，最外层电子排布为ns2，He处于零族，He原子的核外电子排布为1s2，一些过渡元素的最外层电子排布为ns2，B错误；第四周期第8列元素是第Ⅷ族的第一种元素，原子序数为26，是铁元素，C正确；第15列为第ⅤA族，属于p区，最外层电子数为5，最外层电子排布为ns2np3，D错误。
4．硒(34Se)是人体必需的微量元素，能有效提高人体免疫机能，预防癌症和心脑血管等疾病。下列有关硒元素的说法中不正确的是( A )
A．Se元素处于元素周期表中的第15列
B．Se原子的价电子排布为4s24p4
C．Se元素处于元素周期表中的p区
D．基态Se原子的核外电子排布中共有8个能级
解析：Se元素原子核外有34个电子，处于元素周期表中第16列，与O元素处于同一主族。Se元素的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，共有8个能级，其价电子排布为4s24p4，处于元素周期表的p区。
5．某元素原子共有3个价电子，其中一个价电子位于第三能层3d能级，试回答：
(1)该元素核外电子排布式为__1s22s22p63s23p63d14s2__，价电子的电子排布图为____。
(2)该元素的原子序数为__21__，元素符号为__Sc__，在周期表中的位置为__第四周期第ⅢB族__，该元素是__金属__(填“金属”或“非金属”)元素，最高正化合价为__＋3__价。
解析：由构造原理知E(4s)6.
(1)在上面元素周期表中全部是金属元素的区域为( B )
A．A
B．B
C．C
D．D
(2)有人认为形成化合物最多的元素不是ⅣA族的碳元素，而是另一种短周期元素，请你根据学过的化学知识判断这一元素是__H__。
(3)现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。
①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置。
如下表
②甲、乙两元素相比较，金属性较强的是__Mg__(填元素符号)，可以验证该结论的实验是__bc__。
a．将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中
b．将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应
c．将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液
d．比较这两种元素的气态氢化物的稳定性
解析：(1)根据元素周期表中金属元素、非金属元素的分布情况，元素周期表中的A区为金属和非金属(H)共存区，B区为过渡元素全部是金属元素，C区为金属元素和非金属元素共存区，D区为零族元素，所以选B。
(2)碳氢均为可以形成无机物和有机物的元素，C、H是形成有机化合物的主要元素，而无机物中碳形成的化合物不如氢形成的化合物多，所以应为H元素。
(3)根据第②问中的信息结合元素化合物的知识可知甲为Al，乙为Mg，同周期元素金属性逐渐减弱，说明Mg的金属性较强，验证该结论的实验依据是金属性强弱判断规律，由金属单质与水或酸反应放出氢气的难易程度可知正确选项应为b、c。
本题考查了周期表中的元素分布，如全部是金属区的，应注意H元素在周期表中位置的特殊性。常温下能在浓硫酸中形成致密氧化膜的有铁和铝，但是常温下铁不能在空气中形成致密的氧化膜，而发生腐蚀生成铁锈。由于铝在表面能形成致密的氧化膜，从而阻止了反应的进一步发生，所以铝虽然是活泼金属，但是耐腐蚀。
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-第1课时 原子结构与元素周期表
激趣入题·情境呈现
元素周期表的发现与未来
从门捷列夫发现元素周期表以来，人们一直都在思考这样一个问题：“元素周期表的终点在哪里？”
自1940年美国科学家麦克米伦和西博格通过人工合成93号元素镎和94号元素钚以来，科学家就开始“制造”元素的工作。从元素周期表中可以看出，自95号元素镅起，都是人工合成的元素。
当100号元素镄之后的元素一个一个被合成出来后，科学家发现：随着原子序数的增加，它们的寿命一个比一个短。100号元素镄的寿命为82天，到了105号，最多能活34秒，107号更是短命，只活了2毫秒。人们不禁要问：“元素周期表快到尽头了吗？”
科学总是极其富有生命力的！109号元素活了5毫秒。尽管它生命短暂，但比107号元素活得长，好兆头，再往后的元素寿命可能会回升。
科学家在认真研究了各种原子核的稳定性规律和原子核的可能结构后，发现了一个有趣的结论：质子或中子数目为2、8、20、28、50、82、114、126或184(科学家把这些数称为“幻数”)的原子核比较稳定，质子数和中子数均为幻数的原子核更稳定。
根据这个“幻数”理论，科学家预言：114个质子和184个中子的超重原子核——114号元素将会是一种很稳定、寿命更长的元素。
1999年，俄美科学家小组宣布共同发现114号元素，其寿命长达30秒以上。而后科学家又相继宣布发现了118和116号元素。
科学的发展永无止境，人类对元素的认识还将继续下去。今天的成就不是元素周期表的终点！
新知预习·自主探究
一、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的核外电子排布：
碱金属
原子序数
周期
基态原子的电子排布式
锂
3
2
1s22s1或[He]2s1
钠
11
3
__1s22s22p63s1__或__[Ne]3s1__
钾
19
4
__1s22s22p63s23p64s1__或__[Ar]4s1__
铷
37
5
__1s22s22p63s23p63d104s24p65s1__或__[Kr]5s1__
铯
55
6
__1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1__或__[Xe]6s1__
2.稀有气体元素基态原子的核外电子排布：
稀有气体
原子序数
周期
基态原子的电排布式
氦
2
1
1s2
氖
10
2
__1s22s22p6__
氩
18
3
__1s22s22p63s23p6__
氪
36
4
__1s22s22p63s23p63d104s24p6__
氙
54
5
__1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6__
氡
86
6
__1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6__
3.周期系的形成：
(1)随着元素原子核电荷数的递增，每到出现__碱金属__，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现__稀有气体__；然后又开始由__碱金属__到__稀有气体__，循环往复形成了周期系。
(2)元素形成周期系的根本原因是__元素的原子核外电子排布__发生周期性的重复。
二、元素周期表
1．周期和族：
(1)周期：具有相同的__电子层数__的元素按照原子序数__递增__的顺序排列成一横行。
(2)族：周期表中，有__18__个纵列，除__8、9、10__三个纵列叫第Ⅷ族，其余15个纵列每一个纵列标作一个族。
2．分区：
(1)根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理__最后填入电子__的能级的符号。
(2)根据元素的金属性和非金属性。
预习自测·初试牛刀
1．思考辨析：
(1)原子价电子排布式为3d84s2的元素属于s区。(×)
(2)非金属元素都分布在p区。(×)
(3)外围电子数目决定元素所在的族。(√)
(4)处于非金属三角区边缘的元素可称为半金属或准金属。(√)
2．电子排布式为[Ar]3d54s2的元素是( B )
A．稀有气体元素
B．过渡元素
C．主族元素
D．卤族元素
解析：在最外能层p轨道上填充有电子且未满时，一定为主族元素；最外能层p轨道上未填充电子，而在d(或f)轨道上填充有电子的元素，一定是过渡元素。故电子排布式为[Ar]3d54s2的元素为过渡元素。
3．下列说法正确的是( C )
A．最外层电子排布为ns2的基态原子对应的元素一定位于第ⅡA族
B．最外层电子排布为ns1的基态原子对应的元素一定属于金属元素
C．p区元素(He除外)的原子一定都有p轨道电子
D．基态原子价电子排布为nsnnpn的元素一定是金属元素
解析：最外层电子排布为ns2的基态原子可能是1s2(为氦元素)，也可能是(n－1)d10ns2(为ⅡB族元素)，不一定是ⅡA族元素，故A项错；最外层电子排布为ns1的基态原子对应的元素中最特殊的是H元素，H元素不是金属元素，其他最外层电子为ns1的基态原子对应的元素都是金属元素，B项错；p区元素(He除外)原子的最外层电子排布为ns2np1～6，故C项正确；最外层电子排布符合nsnnpn的元素只有n＝2这一种情况，n＝2时，该元素的价电子排布为2s22p2，是碳元素，属于非金属元素。
4．下列有关元素周期系的叙述正确的是( C )
A．元素周期系中第ⅠA族元素又称为碱金属元素
B．元素周期系中每一周期元素的种类均相等
C．元素周期系的形成原因是核外电子排布的周期性变化
D．每一周期的元素最外层电子数均是1→8，周而复始
解析：第ⅠA族元素中氢元素不属于碱金属元素，A错误；周期表中每一周期元素数目不尽相同，第一至七周期元素数目分别是2、8、8、18、18、32、32，B错误；第一周期元素最外层电子数是由1→2，D错误。
5．最活泼的金属、最活泼的非金属、常温下呈液态的金属(价电子排布为5d106s2)分别位于下面元素周期表中的( A )
A．s区、p区、ds区
B．s区、p区、d区
C．f区、p区、ds区
D．s区、f区、ds区
解析：如果考虑放射性元素，最活泼的金属是Fr，如果不考虑放射性元素，最活泼的金属是Cs、而Cs和Fr都属于第ⅠA族元素，位于s区；最活泼的非金属是F，F位于p区；常温下呈液态的金属为Hg，Hg属于过渡元素，其价电子排布为5d106s2，可知Hg属于第六周期第ⅡB族元素，位于ds区。
6．指出下列元素是主族元素还是副族元素，及其在元素周期表中的位置。
(1)1s22s22p63s2是__主__族元素，位于周期表中第__三__周期第__ⅡA__族，属于__s__区元素。
(2)[Kr]4d105s25p2是__主__族元素，位于周期表中第__五__周期第__ⅣA__族，属于__p__区元素。
(3)[Ar]3d14s2是__副__族元素，位于周期表中第__四__周期第__ⅢB__族，属于__d__区元素。
(4)[Ar]3d104s1是__副__族元素，位于周期表中第__四__周期第__ⅠB__族，属于__ds__区元素。
解析：(1)最后一个电子填充在s轨道，属于s区，主族元素。族序数＝ns电子数，即族序数为2，位于第三周期第ⅡA族。
(2)最后一个电子填充在p轨道，属于p区，主族元素。族序数＝(ns＋np)电子数，即族序数为2＋2＝4，位于第五周期第ⅣA族。
(3)最后一个电子填充在d轨道，且小于10，属于d区，副族元素。族序数＝[(n－1)d＋ns]电子数，即族序数为1＋2＝3，位于第四周期第ⅢB族。
(4)最后一个电子填充在d轨道，且等于10，属于ds区，副族元素。族序数＝ns电子数，即族序数为1，位于第四周期第ⅠB族。
课堂探究·疑难解惑
知识点一 原子结构与元素周期表的关系
┃┃问题探究__■
1．元素周期序数、电子层数与能层数的关系？
2．主族元素的主族序数、最外层电子数与价电子数的关系？
┃┃探究提示__■
1．提示 周期序数＝电子层数＝能层数。
2．提示 主族序数＝主族元素的最外层电子数＝主族元素的价电子数；稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
┃┃知识总结__■
1．核外电子排布与周期的划分
根据构造原理，将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
(1)每一能级组对应一个周期。
(2)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数
周期
外围电子排布
各周期增加的能级
元素种数
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
三
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
四
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
五
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
六
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
七
7s1
8
7s、5f、6d(未完)
26(未完)
2.核外电子排布与族的划分
族的划分依据是原子的价层电子排布
(1)同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。价电子数与族序数相同。
(2)稀有气体的价电子排布为1s2或ns2np6。
(3)过渡元素(副族和Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2。ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同。
提示：元素周期系的形成是由于元素原子的核外电子的排布发生了周期性的变化。元素周期系的周期并不是单调的，这是由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理。
┃┃典例剖析__■
典例1
下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的叙述中，正确的是( B )
A．原子的价电子排布为ns2np1～6的元素一定是主族元素
B．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素
C．原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素一定位于第ⅢB～ⅦB族
D．基态原子的N能层上只有1个电子的元素一定是主族元素
解析：除He外，0族元素原子的价电子排布均为ns2np6，不是主族元素；基态原子的p能级上有5个电子，即价电子排布为ns2np5，该元素一定处于第ⅦA族；原子的价电子排布为(n－1)d6～8ns2的元素处于第Ⅷ族，并非第ⅢB～ⅦB族；基态原子的N能层上只有1个电子的元素，除主族元素外，还有Cu、Cr等过渡金属元素。
规律方法指导：已知某元素原子的外围电子排布，可推断该元素在周期表中的具体位置，依据最大能层数确定所在周期序数，依据外围电子数确定所在族序数：(1)对于主族元素，原子的最大能层数等于周期序数，价电子数等于主族序数；(2)第ⅢB～ⅦB族，原子的价电子数等于族序数；(3)第ⅠB、ⅡB族要根据ns轨道上的电子来划分。
┃┃变式训练__■
1．外围电子构型为3d104s1的元素的原子在周期表中应位于( D )
A．第五周期第ⅠB族
B．第五周期第ⅡB族
C．第四周期第ⅦB族
D．第四周期第ⅠB族
解析：该元素的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，根据电子排布式知，该原子含有4个能层，所以位于第四周期，其价电子排布式为3d104s1，属于第ⅠB族元素，所以该元素位于第四周期第ⅠB族，故选D。
知识点二 各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
┃┃问题探究__■
1．某元素的价电子排布式为4d55s1，该元素位于周期表中的哪一区？
2．按电子排布，可把周期表里的元素划分成哪几个区？哪些区全是金属元素？s区唯一的一种非金属元素是什么？
┃┃探究提示__■
1．提示 因其价电子排布为4d55s1，故应位于元素周期表中的d区。
2．提示 可划分为s区、p区、d区、ds区、f区；d区、ds区、f区全是金属元素；s区唯一的一种非金属元素是氢。
┃┃知识总结__■
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
提示：(1)元素周期表的ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列的锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理的电子排布应该为(n－1)d9ns2，而事实上却是(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级，而后再填充ns能级，因而得名ds区。
(2)族和分区的关系：
①主族：s区和p区。(ns＋np)的电子数＝族序数。
②
0族：p区。(ns＋np)的电子数＝8(或2)。
③副族：d区＋ds区＋f区。
A．d区中[(n－1)d＋ns]的电子数＝族序数(第Ⅷ族部分元素除外)；
B．当8≤[(n－1)d＋ns]的电子数≤10时，则为第Ⅷ族元素。
C．ds区中(n－1)d全充满，ns的电子数＝族序数。
┃┃典例剖析__■
典例2
已知某元素的基态原子的价电子排布为(n－1)dansb(a、b均为大于0的正整数)，下列有关说法正确的是( D )
A．该元素位于元素周期表中的d区
B．该元素位于元素周期表中的ds区
C．该元素的族序数为a＋b
D．该元素一定为金属元素
解析：该元素基态原子的价电子排布为(n－1)dansb，该元素为过渡金属元素，该元素可能位于周期表中的d区或ds区。若该元素处于第ⅢB～ⅦB族，原子的价电子数等于族序数，则族序数为a＋b，否则不存在这一关系。
规律方法指导：分析元素周期表的分区问题时，要特别注意：(1)主族元素的最外层电子即为外围电子(价电子)，过渡金属元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子；(2)s区元素原子的价电子特征排布为ns1～2，价电子数等于主族序数；(3)p区元素原子的价电子特征排布为ns2np1～6，价电子总数等于主族序数(0族除外)；(4)s区(H除外)、d区、ds区和f区都是金属元素。
┃┃变式训练__■
2．下列各组元素都属于p区的是( B )
A．原子序数为1、2、7的元素
B．O、S、P
C．Fe、Ar、Cl
D．Na、Li、Mg
解析：A项中的氢元素及D项中的Na、Li、Mg均属于s区，C项中的Fe属于d区。
核心素养·专家博客
元素周期系的远景
元素的存在，是与原子结构的稳定性，特别是与原子核的稳定性有关。人们发现，原子序数大于83的元素，都是放射性元素，而原子序数在92之后的元素，全部是用人工方法合成的元素。目前已公认了112号元素的合成方法(1999年合成了114号元素)。那么，新的人工合成的元素究竟还有多少种？
物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，将会完成第7周期(零族元素的原子序数应为118)，并进入第8周期，甚至第9周期‘在未来的第8、9周期中，原子中的电子依次填充新的电子亚层——5g亚层和6g亚层。依照已有的规律，可以推知g亚层最多能容纳18个电子。
由此可以预见，第8、9周期都将有50种元素，是超长周期。在这两个周期里，将有“超锕系”和“新超锕系”的5g～6f和6f～7f内过渡系。
┃┃即时训练__■
根据泡利的原子轨道能级图和“能级交错”现象可知，原子轨道的能量高低顺序为ns<(n－3)g<(n－2)f<(n－1)dA．128种
B．64种
C．50种
D．32种
解析：第七周期排满时，最后一种元素原子的价电子排布为7s27p6，第八周期排满时最后一种元素原子的价电子排布为8s28p6。根据原子轨道的能量高低关系，可推测第八能级组包含8s、5g、6f、7d、8p能级，第八能级组共有1＋9＋7＋5＋3＝25个轨道，可填充50个电子，故第八周期有50种元素，C项正确。
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-第1课时
原子结构与元素周期表
A 级·基础巩固练
一、选择题
1．下列说法不正确的是( C )
A．元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期系的根本原因
B．周期序号越大，该周期所含金属元素越多
C．所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号
D．周期表共18个纵列，可分为7个主族、7个副族、1个Ⅷ族、1个0族
解析：C中，除ds区外，其余区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号。
2．元素周期表中共有18纵列，从左到右排为18列，第1列为碱金属元素(氢元素除外)，第18列为稀有气体元素，则下列说法正确的是( A )
A．第2列元素中没有非金属元素
B．第18列元素原子的最外层电子排布式全是ns2np6
C．最外层电子排布式为ns2的元素一定在第2列
D．第11、12列为d区元素
解析：A项，第2列为ⅡA族，全部为金属元素；B项，第18列为0族，其元素原子的最外层电子排布式为ns2np6，而He为1s2；C项，He的最外层电子排布式为1s2，却在第18列；D项，第11、12列元素原子的价电子排布式为(n－1)d10ns1～2，所以为ds区元素。
3．下列说法中错误的是( A )
A．所有的非金属元素都分布在p区
B．3p能级上只有一个空轨道的原子和4p能级上只有一个空轨道的原子一定属于同一族
C．除氦以外的稀有气体元素原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素的化学性质一定相同
解析：氢元素位于s区，故A错。
4．某元素简化电子排布式为[Xe]4f46s2，其应在( D )
A．s区
B．p区
C．d区
D．f区
解析：最外层有2个s电子、次外层s电子和p电子已全满、d电子0～2个、倒数第三层排布1～14个f电子(个别例外)，即价电子构型为(n－2)f0－14(n－1)d0～2ns2的元素为f区元素。
5．下列说法中正确的是( C )
A．所有金属元素都分布在d区和ds区
B．最外层电子数为2的元素都分布在s区
C．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
D．s区均为金属元素
解析：s区除H外均为金属元素，故D项错误；B项如He、Zn等虽最外层电子数为2但却不是s区元素；周期表中第ⅢB族～ⅡB族为过渡元素，全部为金属元素。
6．某元素原子的最外层电子数为2，价电子数为5，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的叙述中不正确的是( B )
A．该元素为过渡金属元素
B．该元素处于元素周期表中第四周期第ⅡA族
C．该元素位于元素周期表的d区
D．该元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d34s2
解析：元素原子的最外层电子数为2，价电子数为5，则其外围电子排布式为(n－1)d3ns2。又知该元素是同族中原子序数最小的元素，则该元素处于第四周期，那么其外围电子排布式为3d34s2，应为过渡金属元素，处于第四周期第ⅤB族，位于元素周期表的d区。
二、非选择题
7．已知几种元素原子的核外电子的表示形式，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。
元素
元素符号
原子序数
区
周期
族
A：1s22s22p63s1
__Na__
__11__
__s__
__三__
__ⅠA__
B：
__Fe__
__26__
__d__
__四__
__Ⅷ__
C：3d104s1
__Cu__
__29__
__ds__
__四__
__ⅠB__
D：[Ne]3s23p4
__S__
__16__
__p__
__三__
__ⅥA__
__Cl__
__17__
__p__
__三__
__ⅦA__
解析：由电子排布式判断A为11号元素Na；由原子结构示意图可知x＝26，B为26号元素Fe；由外围电子排布式判断C为29号元素Cu；由电子排布式判断D为16号元素S；由基态原子的电子排布图判断E为17号元素Cl。再根据最大能层序数等于周期序数确定元素所处的周期；元素A、D、E为主族元素，主族元素的价电子总数等于主族序数；C元素的外围电子排布式为3d104s1，s能级电子数为1，应为ds区的第ⅠB族。
8．在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的能级符号作为该区的符号，如图所示。
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子的电子云形状为__球形__。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为__Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6，Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5__，其中较稳定的是__Fe3＋__。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为__3d104s2__。
(4)在p区中，第二周期第ⅤA族元素原子价电子排布图为____。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在__f__区中。
解析：(1)s区为第ⅠA族、第ⅡA族，符合条件的元素为Be，其电子排布式为1s22s2，价电子的电子云形状为球形；(2)d区为第ⅢB族～ⅦB族、第Ⅷ族，族序数最大且原子序数最小的为Fe，常见离子为Fe2＋、Fe3＋，电子排布式为1s22s22p63s23p63d6、1s22s22p63s23p63d5，由离子的电子排布式可知Fe3＋的3d轨道“半充满”，其稳定性强于Fe2＋；(3)ds区符合条件的为Zn，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，价电子排布式为3d104s2；
(4)该题中符合题意的为N，其价电子排布图为；
(5)铀和钚均为锕系元素，位于f区。
9．假定元素周期表是有限的，根据已知的元素周期表的某些事实和理论可归纳出一些假说。
(1)已知元素周期表中的各周期可排元素种类如下：
周期
一
二
三
四
五
六
七
元素种类
2
8
8
18
18
32
32
人们预测元素周期表第八周期将来也会排满，那么该周期排满后的元素种数是__C__。
A．18
B．32
C．50
D．无法判断
(2)根据每个周期最后一种金属元素出现的族序数，预测周期表中原子序数最大的金属元素将在第__八__周期第__ⅧA__族(注：把0族看做ⅧA族，下同)。周期表中元素在填满第__八__周期后将结束。
(3)根据周期表中每个周期非金属元素的种数(把稀有气体元素看做非金属元素)，预测周期表中应该有__23__种非金属元素，还有__1__种未发现。未发现的非金属元素处于第__七__周期第__ⅧA__族。
解析：(1)方法1：观察不难发现，从2到7周期，相邻的两周期种数相同，且不同的两个数之差依次为6,10,14，是等差数列，即第8周期元素种数为32＋18＝50；方法2：用公式：如周期序数为奇数，容纳的元素种数为(n＋1)2/2，如周期序数为偶数，容纳的元素种数为(n＋2)2/2。
(2)观察周期表可知：第六周期倒数第三种元素为金属元素，第七周期倒数第二种元素为金属元素，第八周期倒数第一种元素即为原子序数最大的金属元素，该元素处于ⅧA族。
(3)据周期表可知非金属元素的种数：第一、二、三、四、五、六周期非金属元素种数分别为：2、6、5、4、3、2种，则可类推第七、八周期非金属元素种数分别为：1种、0种。共计23种，第七周期未填满，有一种非金属元素未发现，将处在ⅧA族。
B 级·能力提升练
一、选择题
1．铊是一种剧毒重金属，有关铊的信息如下图。下列有关说法中不正确的是( A )
A．Tl元素属于ds区元素
B．Tl元素处于第六周期第ⅢA族
C．Tl元素与Al元素处于同一主族
D．Tl元素与Cs元素处于同一周期
解析：由图可知，Tl元素的外围电子排布为6s26p1，则Tl元素处于元素周期表中第六周期第ⅢA族，与Al属于同主族元素，属于p区元素。Tl和Cs元素均处于同一周期，即第六周期。
2．具有下列电子层结构的原子和离子，其对应元素一定位于同一周期的是( A )
A．两原子N层上都有1个s电子，一个原子有d电子，另一个原子无d电子
B．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子
C．原子核外M层上的s、p能级上都充满电子，而d能级上没有电子的两种原子
D．两原子核外全部都是s电子
解析：原子N层上都有1个s电子，无d电子的原子为K原子，有d电子的原子的核外电子排布可为1s22s22p63s23p63d54s1(Cr原子)，也可为1s22s22p63s23p63d104s1(Cu原子)，其对应的元素都位于第四周期，故A项正确；最外层电子排布为2s22p6的原子为氖原子，最外层电子排布为2s22p6的离子可能是阴离子也可能是阳离子，如O2－、Na＋等，其对应的元素不一定位于同一周期，故B项错误；原子核外M层上的s、p能级上都充满电子，而d能级上没有电子，符合条件的原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p6(氩原子)、1s22s22p63s23p64s1(钾原子)、1s22s22p63s23p64s2(钙原子)，其对应的元素不一定位于同一周期，故C项错误；两原子核外全部都是s电子，原子具有1s能级或具有1s、2s能级，其对应的元素不属于同一周期元素，如氢元素与锂元素，故D项错误。
3．某化学学习小组在学习元素周期表和周期的划分时提出了以下观点：
①周期表的形成是由原子的结构决定的；
②元素周期表中IA族元素统称为碱金属元素；
③每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束；
④元素周期表的每一周期元素的种类数均相等；
⑤基态原子电子排布为ls22s22p3和ls22s22p63s23p3的两元素原子位于同一周期；
⑥周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多。
你认为正确的是( B )
A．①②③⑤⑥
B．①⑥
C．①④⑥
D．②③⑤
解析：①周期表中电子层数等于周期数，最外层的电子数等于族序数，所以周期表的形成是由原子的结构决定的，故正确；
②元素周期表中IA族元素除氢外称为碱金属元素，故错误；
③除第一周期以外的每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns1开始至ns2np6结束，故错误；
④元素周期表从第一周期到第七周期元素种类数为2、8、8、18、18、32、32，所以各周期元素种类数不相等，故错误；
⑤基态原子电子排布为ls22s22p3是第二周期，ls22s22p63s23p3是第三周期，所以不在同一周期，故错误；
⑥由元素周期表可知周期序号越大，该周期所含金属元素一般越多，故正确；故选B。
4．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布为nsn－1npn＋1，则下列说法不正确的是( A )
X
Y
Z
A．Y元素原子的外围电子排布为4s24p4
B．Y元素在周期表的第三周期第ⅥA族
C．X元素所在周期中所含非金属元素最多
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
解析：因为Y元素原子的外围电子排布中出现了np能级，故其ns能级已经排满且只能为2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布为3s23p4，故A项错误，B项正确；Y为S，X为F，第二周期所含非金属元素最多，故C项正确；Z为As，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，D项正确。
5．下列说法正确的是( A )
A．L层上的电子数为奇数的原子一定是主族元素的原子
B．元素周期表共有18列，第7列属于第Ⅷ族、第17列属于第ⅦA族
C．同一主族中一定既含有非金属元素又含有金属元素
D．元素周期表中，位于金属和非金属交界线附近的元素属于过渡元素
解析：L层上的电子数为奇数的原子有Li、B、N、F，均为主族元素，A项正确；元素周期表中第8、9、10列属于第Ⅷ族，B项错误；第ⅡA族元素全部为金属元素，无非金属元素，C项错误；过渡元素为副族元素和第Ⅷ族元素，D项错误。
6．已知某元素原子的下列结构或性质，能确定其在周期表中位置的是( D )
A．某元素原子的第二电子层电子排布图为
B．某元素在某种化合物中的化合价为＋4价
C．某元素的原子最外层电子数为6
D．某元素的原子价电子排布式为5s25p1
解析：A中只能说明该元素的L层有8个电子，无法确定其在周期表中的位置；B中某些非金属元素有多种化合价，＋4价不一定是其最高化合价，无法确定其在周期表中的位置；C中根据最外层电子数只能确定族序数，无法确定周期数；D中可确定该元素在第五周期ⅢA族。
二、非选择题
7．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。
试回答下列问题：
(1)X元素在周期表中的位置__第二周期第ⅤA族__，属于__p__区元素。
(2)Y元素的原子结构示意图为____，电子排布式为__1s22s22p4__。
(3)Z元素的单质既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应；若从Z元素在周期表中所处的位置看，它具有这种性质的原因是__Al位于元素周期表中金属元素与非金属元素交界线附近__，其价电子排布式为__3s23p1__。
(4)W原子的电子排布图为__
__，Q原子的价电子排布图为Cl：__
_。
解析：由图可知各元素分别为X：N，Y：O，Z：Al，W：S，Q：Cl。由于Al元素位于元素周期表中金属元素与非金属元素的交界线附近，所以Al既能与NaOH溶液反应，又能与盐酸反应，表现“两性”。
8．已知元素周期表共有18个纵行，如下图所示，实线表示元素周期表的边界。按外围电子排布，可把周期表里的元素划分为s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他分区的名称来自构造原理最后填入的电子的能级符号。
请回答下列问题：
(1)请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影和表示d区和ds区。
__如下图
__
(2)有的同学受这种划分的启发，认为周期表内第6、7纵行的部分元素可以排在另一分区，你认为应排在__ds__区。
(3)请在元素周期表中用元素符号标出4s轨道半充满的元素。__见上图__
(4)请利用电子排布知识分析Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：__Fe的外围电子排布式为3d64s2，Fe2＋、Fe3＋的外围电子排布分别为3d6、3d5，根据“能量相同的轨道处于半充满、全充满和全空状态时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3＋比Fe2＋稳定__。
(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。第七周期已排满，则元素周期表共可以排布__118__种元素。
解析：(1)正确理解题意，明确按构造原理分区的含义即可，注意把握关键信息“……最后填入的电子的能级符号”。(2)ds区外围电子排布为(n－1)d10ns1或(n－1)d10ns2，而周期表内第6个纵行外围电子排布为(n－1)d5ns1，第7个纵行外围电子排布为(n－1)d5ns2，因此类比可以放入ds区。(3)4s轨道半充满，即为4s1，根据构造原理、洪特规则可知，该元素基态原子的电子排布可能为[Ar]4s1(K)、[Ar]3d54s1(Cr)或[Ar]3d104s1(Cu)，分别标在元素周期表中的相应位置即可。
(4)Fe原子外围电子排布式为3d64s2，Fe2＋、Fe3＋的外围电子排布分别为3d6、3d5，其中Fe3＋中3d轨道处于半充满状态，较稳定。
(5)根据0族元素原子序数可知，第七周期排满，其中0族元素的原子序数为2＋8＋8＋18＋18＋32＋32＝118。
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第一章
原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
激趣入题·情境呈现
自从认识到元素周期表对化学、生产、生活的巨大指导作用之后，人们依据自己的认识设计出若干种元素周期表。这一切的努力和成果，无非是为了更直观体现元素周期律。元素周期律变化与海螺及浩瀚宇宙何其相似，你见过下面这些新型的元素周期表吗？
新知预习·自主探究
一、原子半径
1．影响因素：
2．递变规律：
二、电离能
1．第一电离能的概念：______________基态原子失去________电子转化为气态基态正离子所需要的____________叫做第一电离能。
2．第一电离能的变化规律：
(1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈____________的趋势。
(2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能____________。
三、电负性和“对角线规则”
1．电负性：
(1)定义：用来描述不同元素的原子对____________吸引力的大小。电负性越大的原子，对____________的吸引力________。
气态电中性
一个
最低能量
逐渐增大
逐渐减小
键合电子
键合电子
越大
(2)衡量标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。
(3)递变规律。
①同周期，自左向右，元素的电负性逐渐________。
②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐________。
(4)应用：判断金属性和非金属性的强弱。
①金属的电负性一般小于1.8。
②非金属的电负性一般大于1.8。
③电负性在1.8左右的，既表现__________，又表现____________。
变大
变小
金属性
非金属性
右下方
预习自测·初试牛刀
1．思考辨析：
(1)电子的能层数多的元素的原子半径一定比电子的能层数少的元素的原子半径大。( )
(2)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。( )
(3)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。( )
(4)同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势故第一电离能C×
×
√
×
2．下列关于微粒半径的说法正确的是( )
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核微粒半径相同
C．质子数相同的不同单核微粒，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
解析：由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)，A错误；对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，核电荷数越多，微粒半径越小，B错误；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径>原子半径>阳离子半径，C正确；随着原子序数的增大，原子半径不是一直增大，而是周期性变化，D错误。
C
D
解析：A项中前者为K原子后者为Cl原子，原子半径前者大；B项中前者为Si原子后者为P原子，两者是同周期元素原子，原子半径前者大于后者；C项中前者为Mg原子后者为F原子，原子半径前者大于后者；D中前者为Al原子或Cl原子后者为P原子，原子半径可能前者大也可能后者大。
4．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大
B
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但由于p能级电子处于全充满、半充满、全空状态时，原子为较稳定状态，第一电离能比同周期相邻元素的大，故第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素，B错误；最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D正确。
5．下列是几种基态原子的核外电子排布式，其中对应的元素电负性最小的是( )
A．1s22s22p3
B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s23p3
D．1s22s22p63s23p5
解析：由元素原子的核外电子排布式可知，A为N，B为F，C为P，D为Cl，根据元素电负性在周期表中的变化规律可知，电负性最小的为P。
C
6．在下列空格中，填上适当的元素符号：
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是______，第一电离能最大的元素是______。
(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是_____，电负性最小的元素是______。
(3)最活泼的金属元素是______。
(4)最活泼的气态非金属原子是_____。
(5)第二、三、四周期原子中p能级半充满的元素是____________。
Na
Ar
F
Cs
Cs
F
N、P、As
解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅡA族、第ⅤA族反常外)逐渐增大，同周期中碱金属元素第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。
课堂探究·疑难解惑
1．影响原子半径的主要因素有哪些？如何影响？
2．同周期(或同主族)元素(稀有气体除外)，随原子序数的递增，原子半径如何变化？
知识点一 微粒半径大小的比较规律
1．提示 影响因素：一是电子的能层数，二是核电荷数。能层越多，电子之间的负电排斥使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子的半径减小。
2．提示 随着原子序数的递增，同周期元素原子半径逐渐减小，同主族元素原子半径逐渐增大。
1．原子半径的大小比较
(1)同电子层：一般来说，当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(除稀有气体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)>r(12Mg)。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)(3)当电子层和最外层电子数均不同时，运用三角规律(A、B、C的相对位置如图所示)：
原子半径：C>A>B，如：r(K)>r(Na)>r(Mg)。
2．离子半径的大小比较
(1)对同一种元素来说，原子半径>阳离子的半径，如r(Na)>r(Na＋)；原子半径<阴离子的半径，如r(Cl)(2)对于同种元素的各种粒子，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。如r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(H－)>r(H)>r(H＋)。
(3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)、r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。但须注意，稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。
四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5，则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是( )
A．①>②>③>④
B．②>①>③>④
C．②>①>④>③
D．①>②>④>③
解析：由四种元素基态原子的电子排布式可知，①为S原子，②为P原子，③为N原子，④为F原子，其中P、S元素处于第三周期，P原子的核电荷数小于S，则P的原子半径大于S；N和F元素处于第二周期，N原子的核电荷数小于F，则N的原子半径大于F；S原子比N原子多一个电子层，则S的原子半径大于N原子，综上所述，原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。
B
典例
1
规律方法指导：微粒半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二核”：若电子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”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
1．下列各组粒子，半径大小比较中错误的是( )
A．K>Na>Li
B．Na＋>Mg2＋>Al3＋
C．Mg2＋>Na＋>F－
D．Cl－>F－>F
解析：A项，同一主族元素原子半径从上到下越来越大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，同理，应为Mg2＋F－，F－比F多一个电子，故半径大小为F－>F。
C
1．什么是第一电离能？有什么应用？
2．对同一周期而言，哪族元素的第一电离能最小？哪族元素的第一电离能最大？
3．同一周期从左到右，第一电离能如何变化？同主族从上到下，第一电离能为什么逐渐减小？
知识点二 电离能及其应用
1．提示 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的最低能量，叫做第一电离能。第一电离能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。
2．提示 同一周期，氢和碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。
3．提示 同一周期从左到右，第一电离能总体上呈现从小到大的变化趋势。同主族从上到下，越来越易失去电子，第一电离能逐渐减小。
1．电离能的有关规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。表示元素原子越容易失去电子。
③过渡元素的第一电离能变化不太规则，随原子序数的递增从左至右略有增加。
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
如：钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)见下表：
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致
金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。
提示：通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
2．电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。
如Li：I1?I2(2)确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1?I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：
I1越大，元素的非金属性就越强；
I1越小，元素的金属性就越强。
3．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族He、Ne等元素原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
第一电离能I1是指气态原子X(g)失去一个电子成为气态阳离子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。
典例
2
请回答以下问题：
(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
______________
(2)从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是____________________。
(3)N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是_______________________________。
(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为失去第一个电子为519
kJ·mol－1，失去第二个电子为7
296
kJ·mol－1，失去第三个电子为11
799
kJ·mol－1，由此数据分析锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量的原因：___________________________________________________________________。
从上到下依次减小
N原子2p轨道半充满，相对稳定
Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难
(2)如题图以第ⅠA族为例，同一主族元素原子的第一电离能(I1)从上到下依次减小，其他族一致。
(3)由于N原子2p轨道半充满，相对稳定，所以N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大。
(4)由于Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
规律方法指导：各元素原子的电离能大小，主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。随着核电荷数递增，元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族这两处例外。
2．下列叙述中正确的是( )
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：同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故A项正确，C项不正确；由于镁的简化电子排布式为[Ne]3s2(3s能级全满，3p能级全空)，而Al的简化电子排布式为[Ne]3s23p1，故铝的第一电离能小于镁。B项不正确；钾比镁活泼，更易失去电子，钾的第一电离能小于镁的，D项错误。
A
1．什么是电负性？通常以几为相对标准？
2．同周期，从左到右，元素的电负性如何变化？同主族，从上到下，元素的电负性又如何变化？
知识点三 电负性的递变规律和应用
1．提示 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。通常以氟的电负性4.0作为相对标准。
2．提示 同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
1．电负性的递变规律：元素的电负性呈现周期性变化。
(1)同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐增大。
(2)同主族，自上而下，元素原子的电负性逐渐变小。
2．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小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在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。
③电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性数值较大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
(2)判断化学键的类型：一般地，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性数值差值越大，共价键的极性越强。
(3)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)。被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：
典例
3
元素
Li
Be
B
C
O
F
x值
0.98
1.57
2.04
2.53
3.44
3.98
元素
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16
(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：__________________；_________(2)推测x值与原子半径的关系是_________________________。
(3)某有机物结构简式为C6H5SONH2，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？______(写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是__________。
(5)预测在元素周期表中，x值最小的元素位置为___________________(放射性元素除外)。
2.53
3.44
0.93
1.57
x值越小，原子半径越大
氮
共价键
第六周期第ⅠA族
解析：由所给数据分析知：同周期元素从左到右，x值逐渐增大；同主族元素从上到下，x值逐渐减小。
(1)同周期中x(Na)(2)x值在周期表中的递变规律与原子半径的恰好相反，即：同周期(同主族)元素中，x值越大，其原子半径越小。
(3)对比周期表中对角线位置的x值可知：x(B)>x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向N原子。
(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.55<1.7，又x(Br)1.55，为共价键。
(5)根据递变规律，x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素)，位于第六周期第ⅠA族。
规律方法指导：电负性是不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。当电负性差值为零时，通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。
3．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：
试结合元素周期律知识回答下列问题：
(1)根据上表给出的数据，可推知元素电负性的变化规律是______________________________________________________________________________________________。
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
元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到
右，电负性逐渐增大)
F
离子
Na
氮
解析：(1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
原子
序数
3
4
5
6
7
8
9
11
12
13
14
15
16
17
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
经过上述整理后可以看出，3～9号元素，元素的电负性由小到大；11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律可得出短周期主族元素中，电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。
(3)用电负性的大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于P—N键，由于N的电负性大于P的电负性，所以共用电子对偏向氮原子。
核心素养·专家博客
1．“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”。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，这三对元素在周期表中位置如下表所示。
它们相对应的元素及其化合物的性质有许多相似之处。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则，如电负性值分别为：锂1.0、镁1.2，铍1.5、铝1.5，硼2.0、硅1.8。
“对角线”关系的具体表现列举如下：
(1)锂和镁
锂与钠虽属同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质与镁更相似，如：
①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。
②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2。
③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2。
⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。
(2)铍和铝
铍和铝的相似性表现如下：
①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。
②两者的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于强碱。
2．金属性强弱的判断依据
(1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，说明其金属性就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动性顺序：从K→Ca→…→(H)→Cu→…→Au，金属性逐渐减弱。
需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性顺序中Sn>Pb。
(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
(6)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能(3s23p1，失去的是3p轨道上的一个电子)。
(7)元素电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。
3．非金属性强弱的判断依据
(1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子还原性越强，元素的非金属性就越弱。
(5)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越大，表明元素失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I1(P)>I1(S)，但非金属性P(6)元素电负性的大小：元素电负性越大，元素得电子的能力越强，元素的非金属性越强。
1．在周期表中，同一主族元素化学性质相似：目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成________外，也生成微量的________。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是_____________，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为______________________________、__________________________________。
Li2O
Li3N
Be(OH)2
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
(3)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为__________________________________________。
(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是____________________________________________________________。
将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物
2．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。
A第2课时
元素周期律
1．下列不能根据元素电负性判断的是( A )
A．判断化合物的溶解度
B．判断化合物中元素的正负价
C．判断化学键类型
D．判断一种元素是金属还是非金属
解析：不能根据电负性判定化合物的溶解度，A项符合题意；电负性小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素显正化合价，电负性大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素显负化合价，B项不符合题意；电负性能判断分子的极性和键型，电负性相同的非金属元素化合形成化合物时，形成非极性共价键，电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键，相应的化合物是共价化合物，电负性差值大于1.7的两种元素化合时，形成离子键，相应的化合物为离子化合物，C项不符合题意；电负性也可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度，一般来说，电负性大于1.8的是非金属元素，小于1.8的是金属元素，而位于非金属与金属交界处“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，D项不符合题意。
2．具有下列价电子构型的原子中，第一电离能最小的是( D )
A．2s22p4
B．3s23p4
C．4s24p4
D．5s25p4
解析：2s22p4是O元素、3s23p4是S元素、4s24p4是Se元素、5s25p6是Te元素，最外层电子结构相同，原子半径越大，原子核吸引电子的能力越弱，其第一电离能越小，故第一电离能大小顺序是O>S>Se>Te，所以第一电离能最小的原子是Te原子，故选D。
3．下列是几种原子的基态电子排布式，电负性最大的原子是( A )
A．1s22s22p4
B．1s22s22p63s23p3
C．1s22s22p63s23p2
D．1s22s22p63s23p64s2
解析：不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性，元素的非金属性越强其电负性越大。同一周期中，电负性随着原子序数的增大而增大，同一主族中，元素的电负性随着原子序数的增大而减小。A是O元素，B是P元素，C是Si元素，D是Ca元素，所以非金属性最强的元素是O元素，即电负性最强的元素是O元素，故选A。
4．下列半径大小关系错误的是( D )
A．LiB．F－C．F－>
Na＋>Mg2＋>Al3＋
D．O解析：C、N在同一周期，半径C＞N，D项错。
5．已知X、Y、Z为同一短周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：
X
Y
Z
I1
496
738
578
I2
4
562
1
451
1
817
I3
6
912
7
733
2
745
I4
9
543
10
540
11
575
(1)三种元素的化合价依次为__＋1__、__＋2__、__＋3__。
(2)三种元素电负性大小关系为__Z>Y>X__。
(3)Y的第一电离能大于Z的第一电离能的原因是__Y和Z元素原子最外层电子排布分别为ns2和ns2np1，前者ns和np为较稳定的全充满和全空状态，所以Y原子能量低而稳定，失去电子所需能量较高即第一电离能较大__。
解析：X、Y、Z三种元素的电离能分别在I1与I2、I2与I3、I3与I4之间发生突变，由此可判断它们的最外层分别有1、2、3个电子。
6．A、B、D、E、G、M六种元素位于元素周期表前四周期，原子序数依次增大。其中，元素A的一种核素无中子，B的单质既有分子晶体又有原子晶体，化合物DE2为红棕色气体，G是前四周期中电负性最小的元素，M的原子核外电子数比G多10。
请回答下列问题：
(1)基态G原子的核外电子排布式是__1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1__，M在元素周期表中的位置是__第四周期第ⅠB族__。
(2)元素B、D、E的第一电离能由大到小的顺序为__N>O>C__(用元素符号表示)。
解析：根据题给信息推断A为氢元素，B为碳元素，D为氮元素，E为氧元素，G为钾元素，M为铜元素。
(1)G为钾元素，基态钾原子的核外有19个电子，电子排布式是1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1；M为铜元素，在元素周期表中的位置是第四周期第ⅠB族。
(2)同周期元素由左向右第一电离能呈增大趋势，但第ⅤA族元素价电子构型为ns2np3，p轨道为半充满状态，较稳定，第一电离能比同周期第ⅥA族元素的第一电离能大，故元素C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
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-第2课时 元素周期律
激趣入题·情境呈现
自从认识到元素周期表对化学、生产、生活的巨大指导作用之后，人们依据自己的认识设计出若干种元素周期表。这一切的努力和成果，无非是为了更直观体现元素周期律。元素周期律变化与海螺及浩瀚宇宙何其相似，你见过下面这些新型的元素周期表吗？
新知预习·自主探究
一、原子半径
1．影响因素：
2．递变规律：
二、电离能
1．第一电离能的概念：__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。
2．第一电离能的变化规律：
(1)同一周期，从左到右，元素的第一电离能呈__逐渐增大__的趋势。
(2)同一主族，从上到下，元素的第一电离能__逐渐减小__。
三、电负性和“对角线规则”
1．电负性：
(1)定义：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)衡量标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准。
(3)递变规律。
①同周期，自左向右，元素的电负性逐渐__变大__。
②同主族，自上而下，元素的电负性逐渐__变小__。
(4)应用：判断金属性和非金属性的强弱。
①金属的电负性一般小于1.8。
②非金属的电负性一般大于1.8。
③电负性在1.8左右的，既表现__金属性__，又表现__非金属性__。
2．对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其__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”。
例如：
X和Y就是对角线关系。
预习自测·初试牛刀
1．思考辨析：
(1)电子的能层数多的元素的原子半径一定比电子的能层数少的元素的原子半径大。(×)
(2)原子失去2个电子所需要的能量是其第一电离能的2倍。(×)
(3)一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素，大于1.8的为非金属元素。(√)
(4)同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势故第一电离能C2．下列关于微粒半径的说法正确的是( C )
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核微粒半径相同
C．质子数相同的不同单核微粒，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
解析：由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)，A错误；对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，核电荷数越多，微粒半径越小，B错误；质子数相同的不同单核微粒，阴离子半径>原子半径>阳离子半径，C正确；随着原子序数的增大，原子半径不是一直增大，而是周期性变化，D错误。
3．对于以下各组微粒的半径，难以确定前者一定大于后者的是( D )
A．两种原子的核外电子排布分别为：1s22s22p63s23p64s1和1s22s22p63s23p5
B．两种原子的电子排布图为：
和
C．3s能级上填有2个电子的原子与2p能级上填有5个电子的原子
D．3p轨道上有一个未成对电子的原子与3p轨道上半充满的原子
解析：A项中前者为K原子后者为Cl原子，原子半径前者大；B项中前者为Si原子后者为P原子，两者是同周期元素原子，原子半径前者大于后者；C项中前者为Mg原子后者为F原子，原子半径前者大于后者；D中前者为Al原子或Cl原子后者为P原子，原子半径可能前者大也可能后者大。
4．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( B )
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的逐级电离能越来越大
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，A正确；同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但由于p能级电子处于全充满、半充满、全空状态时，原子为较稳定状态，第一电离能比同周期相邻元素的大，故第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素，B错误；最外层电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，C正确；对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D正确。
5．下列是几种基态原子的核外电子排布式，其中对应的元素电负性最小的是( C )
A．1s22s22p3
B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s23p3
D．1s22s22p63s23p5
解析：由元素原子的核外电子排布式可知，A为N，B为F，C为P，D为Cl，根据元素电负性在周期表中的变化规律可知，电负性最小的为P。
6．在下列空格中，填上适当的元素符号：
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是__Na__，第一电离能最大的元素是__Ar__。
(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是__F__，电负性最小的元素是__Cs__。
(3)最活泼的金属元素是__Cs__。
(4)最活泼的气态非金属原子是__F__。
(5)第二、三、四周期原子中p能级半充满的元素是__N、P、As__。
解析：同周期中从左到右，元素的第一电离能(除第ⅡA族、第ⅤA族反常外)逐渐增大，同周期中碱金属元素第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。
课堂探究·疑难解惑
知识点一 微粒半径大小的比较规律
┃┃问题探究__■
1．影响原子半径的主要因素有哪些？如何影响？
2．同周期(或同主族)元素(稀有气体除外)，随原子序数的递增，原子半径如何变化？
┃┃探究提示__■
1．提示 影响因素：一是电子的能层数，二是核电荷数。能层越多，电子之间的负电排斥使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力就越大，使原子的半径减小。
2．提示 随着原子序数的递增，同周期元素原子半径逐渐减小，同主族元素原子半径逐渐增大。
┃┃知识总结__■
1．原子半径的大小比较
(1)同电子层：一般来说，当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小(除稀有气体外)，有“序小径大”的规律。如r(11Na)>r(12Mg)。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)(3)当电子层和最外层电子数均不同时，运用三角规律(A、B、C的相对位置如图所示)：
原子半径：C>A>B，如：r(K)>r(Na)>r(Mg)。
2．离子半径的大小比较
(1)对同一种元素来说，原子半径>阳离子的半径，如r(Na)>r(Na＋)；原子半径<阴离子的半径，如r(Cl)(2)对于同种元素的各种粒子，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。如r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(H－)>r(H)>r(H＋)。
(3)对于电子层结构相同的离子，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大。如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)、r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。但须注意，稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他原子半径的测量标准不同，不能比较。
┃┃典例剖析__■
典例1
四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5，则四种原子的半径按由大到小的顺序排列正确的是( B )
A．①>②>③>④
B．②>①>③>④
C．②>①>④>③
D．①>②>④>③
解析：由四种元素基态原子的电子排布式可知，①为S原子，②为P原子，③为N原子，④为F原子，其中P、S元素处于第三周期，P原子的核电荷数小于S，则P的原子半径大于S；N和F元素处于第二周期，N原子的核电荷数小于F，则N的原子半径大于F；S原子比N原子多一个电子层，则S的原子半径大于N原子，综上所述，原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。
规律方法指导：微粒半径比较的一般思路
(1)“一层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二核”：若电子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”：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
┃┃变式训练__■
1．下列各组粒子，半径大小比较中错误的是( C )
A．K>Na>Li
B．Na＋>Mg2＋>Al3＋
C．Mg2＋>Na＋>F－
D．Cl－>F－>F
解析：A项，同一主族元素原子半径从上到下越来越大；B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小；C项，同理，应为Mg2＋F－，F－比F多一个电子，故半径大小为F－>F。
知识点二 电离能及其应用
┃┃问题探究__■
1．什么是第一电离能？有什么应用？
2．对同一周期而言，哪族元素的第一电离能最小？哪族元素的第一电离能最大？
3．同一周期从左到右，第一电离能如何变化？同主族从上到下，第一电离能为什么逐渐减小？
┃┃探究提示__■
1．提示 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的最低能量，叫做第一电离能。第一电离能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。
2．提示 同一周期，氢和碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。
3．提示 同一周期从左到右，第一电离能总体上呈现从小到大的变化趋势。同主族从上到下，越来越易失去电子，第一电离能逐渐减小。
┃┃知识总结__■
1．电离能的有关规律
(1)第一电离能
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
②同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。表示元素原子越容易失去电子。
③过渡元素的第一电离能变化不太规则，随原子序数的递增从左至右略有增加。
(2)逐级电离能
①原子的逐级电离能越来越大。
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的差距。
如：钠、镁、铝的电离能(kJ·mol－1)见下表：
元素电离能
Na
Mg
Al
I1
496
738
578
I2
4
562
1
451
1
817
I3
6
912
7
733
2
745
I4
9
543
10
540
11
575
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并不完全一致
金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。
提示：通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
2．电离能的应用
(1)确定元素核外电子的排布。
如Li：I1?I2(2)确定元素在化合物中的化合价。如K元素I1?I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：
I1越大，元素的非金属性就越强；
I1越小，元素的金属性就越强。
3．影响电离能的因素
电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。
(1)一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对最外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素越不易失去电子，电离能也就越大。
(2)同一主族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大起主要作用，因此半径越大，核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(3)电子构型是影响电离能的第三个因素
某些元素具有全充满或半充满的电子构型，稳定性也较高，如ⅡA族Be、Mg等元素原子的最外层s原子轨道全满，p原子轨道全空，ⅤA族N、P等元素原子p原子轨道为半充满状态，0族He、Ne等元素原子p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们比左右相邻的元素的第一电离能大。
┃┃典例剖析__■
典例2
第一电离能I1是指气态原子X(g)失去一个电子成为气态阳离子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。
请回答以下问题：
(1)认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na～Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像。____
(2)从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是__从上到下依次减小__。
(3)N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大的原因是__N原子2p轨道半充满，相对稳定__。
(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为失去第一个电子为519
kJ·mol－1，失去第二个电子为7
296
kJ·mol－1，失去第三个电子为11
799
kJ·mol－1，由此数据分析锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量的原因：__Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难__。
解析：(1)根据题图知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大呈增大的趋势，但第ⅡA族元素的第一电离能大于第ⅢA族元素，第ⅤA族元素的第一电离能大于第ⅥA族元素，所以Na～Ar之间的元素用短线连接起来的图像为。
(2)如题图以第ⅠA族为例，同一主族元素原子的第一电离能(I1)从上到下依次减小，其他族一致。
(3)由于N原子2p轨道半充满，相对稳定，所以N元素的第一电离能比C、O元素的第一电离能大。
(4)由于Li原子失去一个电子后变成Li＋，Li＋已形成稳定结构，再失去电子很困难，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
规律方法指导：各元素原子的电离能大小，主要取决于原子的电子层结构、核电荷数以及原子半径的大小。随着核电荷数递增，元素的第一电离能呈现周期性变化。同周期元素的第一电离能在增大趋势中出现第ⅢA族<第ⅡA族、第ⅥA族<第ⅤA族这两处例外。
┃┃变式训练__■
2．下列叙述中正确的是( A )
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：同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故A项正确，C项不正确；由于镁的简化电子排布式为[Ne]3s2(3s能级全满，3p能级全空)，而Al的简化电子排布式为[Ne]3s23p1，故铝的第一电离能小于镁。B项不正确；钾比镁活泼，更易失去电子，钾的第一电离能小于镁的，D项错误。
知识点三 电负性的递变规律和应用
┃┃问题探究__■
1．什么是电负性？通常以几为相对标准？
2．同周期，从左到右，元素的电负性如何变化？同主族，从上到下，元素的电负性又如何变化？
┃┃探究提示__■
1．提示 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。通常以氟的电负性4.0作为相对标准。
2．提示 同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
┃┃知识总结__■
1．电负性的递变规律：元素的电负性呈现周期性变化。
(1)同周期，自左向右，元素原子的电负性逐渐增大。
(2)同主族，自上而下，元素原子的电负性逐渐变小。
2．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小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属、非金属分界线两侧的元素的电负性则在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。
③电负性数值小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性数值较大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
(2)判断化学键的类型：一般地，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键，且电负性数值差值越大，共价键的极性越强。
(3)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)。被称为“对角线规则”。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。
┃┃典例剖析__■
典例3
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素
Li
Be
B
C
O
F
x值
0.98
1.57
2.04
2.53
3.44
3.98
元素
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16
(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：__2.53__(2)推测x值与原子半径的关系是__x值越小，原子半径越大__。
(3)某有机物结构简式为C6H5SONH2，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？__氮__(写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是__共价键__。
(5)预测在元素周期表中，x值最小的元素位置为__第六周期第ⅠA族__(放射性元素除外)。
解析：由所给数据分析知：同周期元素从左到右，x值逐渐增大；同主族元素从上到下，x值逐渐减小。
(1)同周期中x(Na)(2)x值在周期表中的递变规律与原子半径的恰好相反，即：同周期(同主族)元素中，x值越大，其原子半径越小。
(3)对比周期表中对角线位置的x值可知：x(B)>x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向N原子。
(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.55<1.7，又x(Br)(5)根据递变规律，x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素)，位于第六周期第ⅠA族。
规律方法指导：电负性是不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的量度，电负性越大，非金属性越强。电负性的大小能用来判断元素之间的成键类型，也可以用来判断元素化合价的正负。电负性相同或差值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是共价键。当电负性差值为零时，通常形成非极性共价键；差值不为零时，形成极性共价键；而且差值越小，形成的共价键极性越弱。
┃┃变式训练__■
3．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：
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
试结合元素周期律知识回答下列问题：
(1)根据上表给出的数据，可推知元素电负性的变化规律是__元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)__。
(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是__F__，电负性最小的元素是__Na__，由这两种元素形成的化合物属于__离子__(填“离子”或“共价”)化合物。
(3)某有机化合物的结构简式为在P—N键中，你认为共用电子对偏向__氮__(写原子名称)。
解析：(1)把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到大的顺序整理如下：
元素
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
11
12
13
14
15
16
17
电负性
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
经过上述整理后可以看出，3～9号元素，元素的电负性由小到大；11～17号元素，元素的电负性也是由小到大。所以元素的电负性同原子半径一样随着原子序数的递增呈周期性的变化(即同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律可得出短周期主族元素中，电负性最大的元素为F，电负性最小的元素为Na，二者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。
(3)用电负性的大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于P—N键，由于N的电负性大于P的电负性，所以共用电子对偏向氮原子。
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1．“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”。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：Li与Mg、Be与Al、B与Si，这三对元素在周期表中位置如下表所示。
它们相对应的元素及其化合物的性质有许多相似之处。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则，如电负性值分别为：锂1.0、镁1.2，铍1.5、铝1.5，硼2.0、硅1.8。
“对角线”关系的具体表现列举如下：
(1)锂和镁
锂与钠虽属同一主族，但与钠的性质相差较远，而它的化学性质与镁更相似，如：
①锂和镁在氧气中燃烧，并不生成过氧化物，都只生成氧化物(Li2O、MgO)。
②锂和镁都能直接与氮气反应生成氮化物：Li3N和Mg3N2。
③锂和镁的氢氧化物在加热时，可分别分解为Li2O、H2O和MgO、H2O。
④锂和镁的碳酸盐均不稳定，加热分解产生相应的氧化物Li2O、CO2和MgO、CO2。
⑤含锂和镁的某些盐类如碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水。
(2)铍和铝
铍和铝的相似性表现如下：
①两者都是活泼金属，铍和铝的单质在冷的浓硝酸中都可以钝化。
②两者的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于酸又能溶于强碱。
2．金属性强弱的判断依据
(1)单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越易，说明其金属性就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
(3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
(4)金属活动性顺序：从K→Ca→…→(H)→Cu→…→Au，金属性逐渐减弱。
需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性顺序中Sn>Pb。
(5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
(6)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小，元素的原子越易失去电子，元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能，如Mg(3s2为全充满状态，稳定)的第一电离能大于Al的第一电离能(3s23p1，失去的是3p轨道上的一个电子)。
(7)元素电负性的大小：元素的电负性越小，元素失电子的能力越强，元素的金属性越强。
3．非金属性强弱的判断依据
(1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
(2)最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。
(3)非金属单质间的置换反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。
(4)元素的原子对应阴离子的还原性：阴离子还原性越强，元素的非金属性就越弱。
(5)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越大，表明元素失电子的能力越弱，得电子的能力越强，元素的非金属性越强。元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I1(P)>I1(S)，但非金属性P(6)元素电负性的大小：元素电负性越大，元素得电子的能力越强，元素的非金属性越强。
┃┃即时训练__■
1．在周期表中，同一主族元素化学性质相似：目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成__Li2O__外，也生成微量的__Li3N__。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是__Be(OH)2__，属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为__Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O__、__Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O__。
(3)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为__Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑__。
(4)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是__将BeCl2加热到熔融状态，如不能导电则证明BeCl2是共价化合物__。
解析：(1)根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似。在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。
(2)铍为第二周期、第ⅡA族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性，可写出离子方程式：Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。
(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3＋3CH4↑，当遇适量强碱溶液时有Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，合并得Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。
(4)根据离子化合物在溶于水或熔融时导电，而共价化合物熔融时不导电，可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明BeCl2是共价化合物。
2．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 )
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。
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13
-第2课时
元素周期律
A 级·基础巩固练
一、选择题
1．在第二周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序正确的是( A )
A．I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
B．I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
C．I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
D．I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
解析：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，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素，这四种第二周期元素，它们的族序数分别是：第ⅢA族、第ⅣA族、第ⅤA族、第ⅥA族，所以它们的第一电离能大小顺序是I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)，A正确。
2．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是( A )
解析：同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错；HF分子间存在氢键，所以HF沸点最高，C错；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错。
3．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p2;
②1s22s22p63s23p3;
③1s22s22p3;
④1s22s22p4。则下列有关比较中正确的是( A )
A．电负性：④＞③＞②＞①
B．原子半径：④＞③＞②＞①
C．第一电离能：④＞③＞②＞①
D．最高正化合价：④＞③＞②＞①
解析：由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p2为Si元素；
②1s22s22p63s23p3为P元素；
③1s22s22p3为N元素；
④1s22s22p4为O元素。
同周期自左而右电负性增大，所以电负性Si＜P＜S，N＜O，同主族从上到下电负性减弱，所以电负性N＞P，O＞S，故电负性Si＜P＜N＜O，即④＞③＞②＞①，故A正确；同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径Si＞P，N＞O，故B错误；同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，但N、P元素原子np能级容纳3个电子，为半充满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能Si＜P，N＞O，故C错误；最高正化合价等于最外层电子数，但O元素没有最高正化合价，所以最高正化合价③＝②＞①，故D错误。
4．下列四种粒子中，半径按由大到小的排列顺序是( A )
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：
A．③>①>②>④
B．③>②>①>④
C．①>③>④>②
D．①>④>③>②
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)。
5．锂和镁在元素周期表中有特殊“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂及其化合物叙述正确的是( B )
A．Li2SO4难溶于水
B．Li与N2反应产物是Li3N
C．LiOH易溶于水
D．LiOH与Li2CO3受热都很难分解
解析：元素周期表中，处于对角线位置的元素具有相似的性质，则根据MgSO4、Mg、Mg(OH)2、MgCO3的性质可推断Li2SO4、Li、LiOH、Li2CO3的性质。
6．周期表第二行中原子序数相连的X、Y、Z三种元素的连续电离能(单位：kJ·mol－1)如表格所示，下列叙述正确的是( A )
元素
I1
I2
I3
I4
X
522.05
7
324.8
11
856.6
－
Y
898.8
1
763.58
14
901.6
21
084
Z
803.46
2
436
3
672.9
25
116
A．X的原子电子层结构为1s22s1
B．Y为第ⅡA族元素，其元素符号为Mg
C．Z的价电子数为1
D．X的原子半径小于Y的原子半径
解析：根据电离能数据可知X的第二电离能远大于其第一电离能，这说明X应该是第ⅠA族元素。又因为均是周期表第二行中原子序数相连的元素，所以X是Li，Y是Be，Z是B。Li的原子序数是3，原子电子层结构为1s22s1，A正确；Y是Be元素，B错误；B元素的价电子数是3，C错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，则X的原子半径大于Y的原子半径，D错误。
7．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( C )
A．X与Y形成化合物时，X显负价、Y显正价
B．第一电离能X可能小于Y
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY解析：根据X、Y元素同周期，且电负性X>Y可知，X的非金属性强于Y的非金属性，X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，A正确；同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，由于第ⅤA族元素原子的最外层p轨道处于半充满状态，结构相对稳定，第一电离能比第ⅥA族元素原子的大，所以第一电离能X可能小于Y，B正确；根据上述推断，非金属性X>Y，则最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性，C错误；根据上述推断，非金属性X>Y，则气态氢化物的稳定性：HmY二、非选择题
8．X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元素强的事实是__C、E、F__。
A．将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊
B．加热至300
℃，HnY发生分解而HmX不分解
C．第一电离能：X>Y
D．电负性：X>Y
E．单质的熔点：XF．气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnY
G．X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
解析：单质间的置换反应(A项)、气态氢化物的稳定性(B项)、元素的电负性(D项)、非金属互化物中元素的化合价(G项)以及单质与H2化合的难易、最高价氧化物对应水化物的酸性等都能用来说明和比较元素非金属性的强弱。但单质的可燃性、熔点、元素的第一电离能以及气态氢化物水溶液的酸性等不能说明和比较元素的非金属性强弱。比如，I1(Cl)>I1(P)>I1(S)，非金属性：Cl>S>P；氢化物水溶液酸性：HCl>HF、HCl>H2S；非金属性：ClS。
9．美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，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。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素
H
Li
Be
B
C
N
O
F
电负性
2.1
1.0
1.5
2.0
2.5
3.0
3.5
4.0
元素
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
电负性
0.9
1.2
1.5
1.8
2.1
2.5
3.0
0.8
请仔细分析，试回答下列问题：
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是：__核电荷数越大，电负性越小__。
同周期中，电负性与原子半径的关系为：__原子半径越小，电负性越大__。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为__F__(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：__0.8__(3)预测周期表中，电负性最小的元素位于第__六__周期__ⅠA__族(放射性元素除外)；其基态原子核外电子排布式可表示为__1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1__。
解析：(1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小。所以同主族元素，从上到下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。(2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8～1.2。(3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中的金属性最强元素为Cs，它位于周期表中的第六周期ⅠA族。其基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。
B 级·能力提升练
一、选择题
1．根据元素周期律和物质结构的有关知识，以下有关排序正确的是( C )
A．离子半径：Ca2＋>Cl－>S2－
B．第一电离能：Si>C>N
C．电负性：F>S>Mg
D．热稳定性：SiH4>H2S>H2O
解析：核外电子排布相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小，离子半径：Ca2＋S>Mg，C正确；非金属性越强，其简单气态氢化物的稳定性越强，则热稳定性：SiH42．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4
②1s22s22p63s23p3
③1s22s22p3
④1s22s22p5
则下列有关比较正确的是( A )
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
解析：由电子排布式可知：①为S元素，②为P元素，③为N元素，④为F元素。根据元素周期律可知，第一电离能：④>③>②>①，A项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，②、③最高正化合价均为＋5，①的最高正化合价为＋6，D项不正确。
二、非选择题
3．已知A、B、C、D为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如表格所示(单位：kJ·mol－1)。
元素代号
I1
I2
I3
I4
A
2
080
4
000
6
100
9
400
B
500
4
600
6
900
9
500
C
740
1
500
7
700
10
500
D
580
1
800
2
700
11
600
回答下列各题：
(1)A是__Ar__，B是__Na__，C是__Mg__，D是__Al__。(填元素符号)
(2)B通常显__＋1__价，B的电负性__<__C的电负性(填“>”“<”或“＝”)。
(3)元素C的第一电离能比D高的原因是__镁的价电子为3s2,3p轨道处于全空状态，能量较低，较稳定，所以第一电离能较大__。
(4)下列元素中，化学性质和物理性质最像A元素的是__A__(填序号)。
A．氦(1s2)
B．铍(1s22s2)
C．锂(1s22s1)
D．氢(1s1)
(5)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，请你估计元素B的第2次电离能飞跃数据将是第__10__个电子。
解析：(1)A、B、C、D为第三周期元素，根据其原子的第一至第四电离能数据推断A是Ar元素，B是Na元素，C是Mg元素，D是Al元素。
(2)B为钠元素，通常显＋1价；同周期由左向右元素的电负性逐渐增大，故钠的电负性<镁的电负性。
(3)元素镁的第一电离能比铝高的原因是镁的价电子为3s2,3p轨道处于全空状态，能量较低，较稳定，所以第一电离能较大。
(4)A为稀有气体氩，化学性质和物理性质最像氩元素的是氦，选A。
(5)钠原子有3个电子层，每层的电子数分别为2、8、1，钠的第2次电离能飞跃数据将是第10个电子。
4．下图是元素周期表的简略框架图。
(1)请在上图所示的元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。按电子排布，可把元素划分成5个区，不全是金属元素的区为__s区和p区__。
____
(2)根据氢元素最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，你认为还可把氢元素放在元素周期表中的第__ⅣA__族；有人建议将氢元素排在元素周期表的第ⅦA族，请你写出支持这一观点的一个化学事实：__氢原子得到一个电子达到最外层2电子的稳定结构(其他合理答案如与碱金属元素可形成离子化合物M＋[：H]－或NaH等均可)__。
(3)上图中元素①②原子的价电子排布式分别为__3s2__、__3s23p1__。
比较元素①与元素②的下列性质(填“>”或“<”)。
原子半径：①__>__②；电负性：①__<__②；
金属性：①__>__②；第一电离能：①__>__②。
(4)某短周期元素最高正化合价为＋7价，其原子结构示意图为____。
解析：(1)金属元素与非金属元素的分界线是非金属元素的硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线。按电子填充顺序把元素周期表划分为5个区，即s区、p区、d区、ds区和f区，其中s区中的氢以及p区的大部分元素不是金属元素。
(2)最高正化合价与最低负化合价绝对值相等的族为第ⅣA族；氢原子得到1个电子达到稳定结构，这一特点同第ⅦA族元素相同。
(3)由①和②在元素周期表中的位置可以确定①和②分别为Mg和Al，价电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素的递变规律可知，原子半径：Mg>Al，金属性：Mg>Al，电负性：Al>Mg；第ⅡA族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大，所以第一电离能：Mg>Al。
(4)短周期元素最高正化合价为＋7的元素应为第ⅦA族元素，氟元素无正价，所以该元素为氯元素。
5．现有属于前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素，原子序数依次增大。A元素的价电子构型为nsnnpn＋1；C元素为最活泼的非金属元素；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。
(1)A元素的第一电离能__>__(填“<”“>”或“＝”)B元素的第一电离能，A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为__N(2)D元素原子的价电子排布式是__3s2__。
(3)C元素的电子排布图为__
__；E3＋的离子符号为__Fe3＋__。
(4)F元素位于元素周期表的__ds__区，其基态原子的电子排布式为__1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1__。
(5)G元素可能的性质__A__。
A．其单质可作为半导体材料
B．其电负性大于磷
C．其原子半径大于锗
D．其第一电离能小于硒
(6)活泼性：D__>__Al(填“>”或“<”，下同)，I1(Mg)__>__I1(Al)，其原因是__镁原子的3p轨道处于全空，比较稳定，而铝原子3p轨道只有一个电子，不稳定__。
解析：A元素的价电子构型为nsnnPn＋1，则A是N；C元素为最活泼的非金属元素，则C是F，那么B是O；D元素核外有三个电子层，最外层电子数是核外电子总数的1/6，则D是Mg；E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态，则E是Fe；F元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则F是Cu；G元素与A元素位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则G是As。
(1)由于N的最外层电子处于半充满的稳定状态，失去一个电子比O难，所以元素的第一电离能A>B；一般情况下同一周期的元素，原子序数越大，元素的电负性越大。所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为N(2)镁元素原子的价电子排布式是3s2。
(3)C元素是F，其电子排布图为
；E是Fe，E3＋的离子符号为Fe3＋。
(4)F是Cu，Cu位于元素周期表的ds区，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。
(5)G为As，位于金属与非金属的分界线处，其单质为半导体，其电负性小于磷，原子半径小于锗，第一电离能大于硒。
(6)元素D为Mg，活泼性Mg>Al，I1(Mg)>I1(Al)，因为Mg的3p轨道处于全空，比较稳定，而Al的3p轨道只有一个电子，不稳定，故第一电离能是I1(Mg)>I1(Al)。
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