第一课时 原子结构与元素周期表
[明确学习目标] 1.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。2.知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，了解元素周期表的应用价值。
1．元素周期律、元素周期系和元素周期表
(1)原子序数：按相对原子质量由小到大的顺序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢开始进行编号得到的序数。
(2)元素周期律：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性递变的规律。
(3)元素周期系和元素周期表
按元素原子的核电荷数递增排列的序列叫元素周期系。元素周期表是呈现元素周期系的表格。元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
2．构造原理与元素周期表
(1)核外电子排布与元素周期系的基本结构
①根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。其余各周期总是从ns能级开始，以np结束，而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
②周期、能级组、元素种类的对应关系
周期
对应能级组
对应能级组最多所能容纳的电子数
周期中所含元素种类
1
1s
2
2
2
2s、2p
8
8
3
3s、3p
8
8
4
4s、3d、4p
18
18
5
5s、4d、5p
18
18
6
6s、4f、5d、6p
32
32
7
7s、5f、6d、7p
32
32
(2)核外电子排布与元素周期表的分区
按电子排布式中最后填入电子的能级的符号可将元素周期表分为s、p、d、f
4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子可理解为先填满了（n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如下图所示：
3．元素在周期表中的位置与元素原子的结构、性质间的关系
(1)在元素周期表中，同族元素价层电子数相同，是同族元素性质相似的结构基础。
(2)长周期比短周期多出的元素，其原子的最外层电子数始终不超过2(Pd除外)，所以它们全部是金属元素。
1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)元素原子的价电子就是最外层电子。( )
(2)除氦外，0族价层电子排布式为ns2np6。( )
(3)最外层电子排布式为ns1或ns2的元素一定为金属元素。( )
(4)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素。( )
(5)在元素周期表中，s区、d区和ds区的元素都是金属元素。( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)√ (5)×
解析 (1)主族元素的最外层电子是价电子，过渡元素的价电子还可能包括次外层的电子或倒数第三层的电子。
(3)H的最外层电子排布式为1s1，He的最外层电子排布式为1s2，但它们均是非金属元素。
(5)s区的H为非金属元素，d区和ds区的元素包括副族和第Ⅷ族元素，副族和第Ⅷ族元素全部是金属元素。
2．价层电子排布式为3d104s2的元素在周期表中的位置是( )
A．第三周期ⅦB族
B．第三周期ⅡB族
C．第四周期ⅦB族
D．第四周期ⅡB族
答案 D
解析 该元素原子核外有4个电子层，应位于第四周期，3d和4s电子数之和为12，应在第12列，是ⅡB族元素。
3．关于元素周期表中元素的分区，下列说法正确的是( )
A．元素周期表的d区全部是副族元素
B．元素周期表的d区包含所有的过渡元素
C．过渡元素包括d区、f区、ds区的元素
D.
ds区元素不都是副族元素
答案 C
解析 d区包括ⅢB～ⅦB族(镧系和锕系除外)元素和Ⅷ族元素，ds区包括ⅠB族和ⅡB族元素，过渡元素包括所有的副族元素和Ⅷ族元素，即包括了d区、f区、ds区的元素，故C正确。
4．某元素原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p1，根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题：
(1)该元素处于元素周期表的第________周期，该周期的元素种数是________。
(2)该元素处于元素周期表的第________族，该族的非金属元素种数是________。
(3)试推测该元素处于元素周期表的________区，该区包含族的种类是________。
答案 (1)四 18 (2)ⅢA 1 (3)p ⅢA～ⅦA族、0族
解析 (1)根据该元素原子核外有4个电子层容纳了电子，可知该元素处于第四周期，该周期元素原子的核外电子排布式为[Ar]3d1～104s1～24p1～6，故共有18种元素。
(2)该元素位于第ⅢA族，该族只有一种非金属元素——硼。
(3)根据价电子排布式4s24p1可以确定该元素位于p区，该区所包括族的种类是ⅢA～ⅦA族、0族。
5．已知元素周期表中共有18个纵行，下图实线表示元素周期表的边界。按核外电子排布，可把元素周期表里的元素划分为s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
(1)请在上图中用实线画出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。
(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内第6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在________区。
(3)请在上述元素周期表中用元素符号标出4s轨道处于半充满状态的元素。
答案 (1)
(2)ds (3)见上图
解析 对于24号元素，若根据构造原理，其核外价电子排布应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满状态时能量较低，而29号元素也正是因为这一点排成3d104s1，而不是3d94s2，故将29号、30号元素所在纵行归为ds区。所以有的同学认为d区内第6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。
知识点一 构造原理与元素周期表的结构
1．核外电子排布与周期的划分
(1)原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系
(2)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。即最外层电子所在轨道的主量子数n与其对应的周期序数相等。
(3)周期数与电子层数的关系：周期数＝电子层数。
2．核外电子排布与族的划分
族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关，一般情况下，同族元素原子的价电子数目相同。具体地讲：
(1)主族元素原子的价电子全部排布在最外层的ns或nsnp轨道上；主族元素的族序数与该元素原子的价电子数相同，也与该元素的最高正化合价相一致(F、O除外)。
(2)过渡元素的原子，价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2(镧系、锕系、钯除外)，由此可以看出，虽然同一副族元素的电子层数从上到下逐渐增加，但价电子排布却基本相同。
①ⅢB～ⅦB族元素原子的价电子数目等于族序数。
②Ⅷ族元素原子的价电子排布为(n－1)d6～9ns1～2(钯除外，为4d10)。
③ⅠB族和ⅡB族则是根据ns轨道上有1个还是2个电子来划分的。
(3)0族元素，除氦元素外，稀有气体元素原子的最外层电子排布均为ns2np6。这种全充满电子的结构是稀有气体元素原子具有特殊稳定性的内在原因。
[解析] (1)13Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，其最大能层数为3，所以位于第三周期；由于电子最后填充p能级，所以是p区元素，其价电子排布式为3s23p1，价电子总数为3，所以位于ⅢA族。
(2)24Cr的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，其最大能层数为4，所以位于第四周期；由于电子最后填充d能级，所以是d区元素，其价电子排布式为3d54s1，价电子总数为6，所以位于ⅥB族。
(3)26Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，其最大能层数为4，所以位于第四周期；由于电子最后填充d能级，所以是d区元素，其价电子排布式为3d64s2，价电子总数为8，所以位于Ⅷ族。
(4)33As的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，其最大能层数为4，所以位于第四周期；由于电子最后填充p能级，所以是p区元素，其价电子排布式为4s24p3，价电子总数为5，所以位于ⅤA族。
(5)30Zn的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，其最大能层数为4，所以位于第四周期；由于Zn为ds区元素，其价电子排布式为3d104s2，价电子总数为12，所以位于元素周期表第12列，即ⅡB族。
[答案] (1)1s22s22p63s23p1 第三周期ⅢA族
(2)1s22s22p63s23p63d54s1 第四周期ⅥB族
(3)1s22s22p63s23p63d64s2 第四周期Ⅷ族
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p3 第四周期ⅤA族
(5)1s22s22p63s23p63d104s2 第四周期ⅡB族
[规律] 由元素的价电子排布判断其在周期表中的位置的规律
价电子排布
x或y的取值
周期表中位置
nsx
x＝1,2
第n周期xA族(说明：书写时，x、y应换成相应的罗马字母表示，下同)
ns2npx
x＝1,2,3,4,5
第n周期(2＋x)A族
x＝6
第n周期0族
(n－1)dxnsy
x＋y≤7
第n周期(x＋y)B族
7
第n周期Ⅷ族
(n－1)d10nsx
x＝1,2
第n周期xB族
易错警示
对价电子认识的误区
(1)价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。
(2)元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数，对部分过渡元素是不成立的。
(3)同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。
[练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位于( )
A．ⅤB族
B．ⅢB族
C．Ⅷ族
D．ⅤA族
答案 C
解析 该元素原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，根据族的划分方法，可知其价电子排布式为(n－1)d6ns2，所以该元素应位于Ⅷ族。
[练2] 已知M2＋的3d轨道上有5个电子，试推出：
(1)M原子的核外电子排布式为______________。
(2)M原子的最外层和最高能级组中的电子数分别为________________________。
(3)M元素在周期表中位于______________。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d54s2 (2)2、7
(3)第四周期ⅦB族
解析 (1)3d轨道在第四能级组出现，M必定为第四周期元素，因3d未充满，4p轨道肯定无电子，故M的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2。
(2)M原子最外层有2个电子，即4s2，最高能级组为(4s、3d、4p)，共有7个电子。
(3)元素M的价电子排布为3d54s2，则价电子数为7，故M属于ⅦB族元素。
知识点二 核外电子排布与周期表的分区及性质特点
按照核外电子排布，可把元素周期表分成5个区。除ds区外，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号，其性质特点如下
分区
元素位置
价电子排布式
元素种类及性质特点
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
原子的价电子分布在s轨道上，属于活泼金属(H除外)，为碱金属和碱土金属
p区
ⅢA～ⅦA族及0族
ns2np1～6
原子的价电子最后填入np轨道上，为非金属和少数金属，随着最外层电子数目的增加，原子越来越难失去电子，越来越容易得到电子
续表
分区
元素位置
价电子排布式
元素种类及性质特点
d区
ⅢB～ⅦB族(镧系、锕系除外)及Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2
(Pd除外)
(n－1)d轨道不同程度地参与化学键的形成，为过渡金属
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
原子的(n－1)d轨道为充满电子的轨道，为过渡金属
f区
镧系和锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素的化学性质相近；锕系元素的化学性质相近
[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，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，Hg属于第六周期第ⅡB族元素，位于ds区。
[答案] A
[方法] 根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置
[练3] 按电子排布，可以把周期表中的元素划分为5个区，以下元素属于p区的是( )
A．Fe
B．Mg
C．Br
D．Cu
答案 C
解析 Fe的价层电子排布式为3d64s2，属于d区元素，A错误；Mg的价层电子排布式为3s2，属于s区元素，
B错误；Br的价层电子排布式为4s24p5，属于p区元素，C正确；Cu的价层电子排布式为3d104s1，属于ds区元素，D错误。
[练4] 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的符号作为该区的名称(除ds区外)，如下图所示。
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子的电子云形状为________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，它常见离子的电子排布式为__________________________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其原子的价电子排布式为________。
(4)在p区中，第二周期第ⅤA族元素原子的价电子排布图为______________________。
答案 (1)球形
(2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6；
Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
(3)3d104s2
(4)
解析 (1)s区包括第ⅠA族和第ⅡA族元素，族序数最大、原子序数最小的元素应是第二周期第ⅡA族的Be，其电子排布式为1s22s2，价电子排布式为2s2，其电子云形状为球形。
(2)d区包括第ⅢB～第ⅦB族和第Ⅷ族元素，其中族序数最大、原子序数最小的元素是第四周期第Ⅷ族的Fe，Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，Fe的常见离子为Fe2＋和Fe3＋。
(3)ds区包括第ⅠB族和第ⅡB族元素，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，Zn原子的价电子排布式为3d104s2。
(4)在p区中，位于第二周期第ⅤA族的元素是N，N原子的价电子排布式为2s22p3，则价电子排布图为。
知识拓展
元素周期表中的对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的另一主族元素的某些性质是相似的，这称为对角线规则。常见的是下表中对角线上的元素：
具体地讲：
(1)锂和镁的相似性
①锂与镁的沸点较为接近：
元素
Li
Na
Be
Mg
沸点/℃
1341
881.4
2467
1100
②锂和镁在氧气中燃烧分别生成对应的氧化物：
4Li＋O22Li2O,2Mg＋O22MgO。
③锂和镁与水的反应都比钠与水的反应缓慢，并且生成的氢氧化物都难溶于水，覆盖在金属表面阻碍反应的继续进行。
④碱金属中只有锂在室温下能与氮气反应生成Li3N，同样镁也能与氮气发生反应生成Mg3N2。
⑤在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。
(2)铍和铝的相似性
①铍和铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
②BeO和Al2O3都是两性氧化物：BeO＋2HCl===BeCl2＋H2O，BeO＋2KOH===K2BeO2＋H2O；BeO、Al2O3硬度大、熔点高；Be(OH)2和Al(OH)3都是两性氢氧化物。
③BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
④可溶性的铍、铝盐易水解：Be2＋＋2H2O??Be(OH)2＋2H＋，Al3＋＋3H2O??Al(OH)3＋3H＋。
本课归纳总结
1．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
答案 C
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由1→2，D错误。
2．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元素周期表中第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均相等；⑤基态原子核外电子排布式为1s22s22p3和1s22s22p63s23p3的两元素位于同一周期；⑥一般周期序数越大，该周期所含金属元素越多。你认为正确的是( )
A．①⑥
B．①②③⑤⑥
C．①④⑥
D．②③⑤
答案 A
解析 ①元素周期表的形成原因是核外电子排布呈周期性变化，而核外电子排布是由原子的结构决定的，正确；②第ⅠA族元素除氢元素之外称为碱金属元素，错误；③第一周期的元素原子价电子排布从1s1开始到1s2结束，错误；④随着周期数的增多，元素种类有增多的趋势，错误；⑤1s22s22p3位于第二周期，而1s22s22p63s23p3位于第三周期，错误；⑥从元素周期表上不难看出，一般随着周期数的增大，该周期所含金属元素的种数增多，正确。
3．根据下列基态原子的最外层电子排布，能确定该元素在元素周期表中位置的是( )
A．4s1
B．3sn
C．nsnnp3n
D．ns2np3
答案 C
解析 A项中最外层为4s1的价电子排布包括4s1、3d54s1、3d104s1；B项中3sn的电子排布包括3s1、3s2；C项中n为2，即2s22p6；D项中n可能为2、3、4、5、6。
4．下列各组元素属于p区的是( )
A．原子序数为1、2、7的元素
B．S、O、P
C．Fe、Ar、Cl
D．Na、Li、Mg
答案 B
解析 A项中原子序数为1、2、7的元素分别为氢、氦、氮，所在区分别是s区、p区、p区；C项中Fe在d区，Ar、Cl均在p区；D项中元素均在s区。
5．价电子排布式为5s25p3的主族元素是( )
A．第五周期ⅢA族
B．51号元素
C．非金属元素
D．Te
答案 B
解析 5指的是电子层数，即属于第五周期，价电子指的是最外层电子数，主族元素所在族序数等于最外层电子数，即属于第ⅤA族元素，按照核外电子排布的规律，推出此元素是锑(Sb)，B正确。
6．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且该元素是同族中原子序数最小的元素，下列关于该元素的判断错误的是( )
A．该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2
B．该元素为V
C．该元素属于ⅢA族元素
D．该元素属于过渡元素
答案 C
解析 主族元素的最外层电子数＝价电子数，而题给元素的最外层电子数为2，价电子数为5，所以该元素不属于主族元素，而属于过渡元素，又因其是同族中原子序数最小的元素，所以在第四周期，其价电子排布式为3d34s2，为ⅤB族元素V。
7．某元素原子共有三个价电子，其中一个价电子位于第三能层d能级。
(1)该原子的电子排布式为____________________。
(2)该元素的原子序数为________，在周期表中处于第________周期第________族，属于________区。该元素为________(填“金属”或“非金属”)元素，其最高化合价为________。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d14s2
(2)21 四 ⅢB d 金属 ＋3
解析 解答此题的关键是根据外围电子排布写出核外电子排布式。有三个价电子，其中一个价电子在3d能级，则其他两个价电子必在4s能级上，价层电子排布式为3d14s2，原子序数是21，在第四周期第ⅢB族，处于d区，是金属元素，最高化合价是＋3。第二课时 元素周期律
[明确学习目标] 认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。
1．原子半径
(1)影响因素
(2)递变规律
①同周期主族元素：从左到右，核电荷数越大，半径越小。
②同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
2．电离能
(1)第一电离能及其递变规律
①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。上述表述中的“气态”“电中性”“基态”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。
②元素第一电离能变化规律：随原子序数递增元素第一电离能的大小如下图所示：
a．每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
b．同一族，从上到下第一电离能逐渐变小。
(2)元素的逐级电离能及其变化规律
气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一元素的各级电离能之间存在如下关系：I13．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称为键合电子。
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，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)递变规律
①同周期，自左到右，元素的电负性逐渐变大，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，元素的电负性逐渐变小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
(3)应用——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。
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。
1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)原子能层数多的元素的原子半径一定大于原子能层数少的元素的原子半径。( )
(2)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。( )
(3)因同周期主族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。( )
(4)电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价。( )
(5)N、O、F第一电离能依次增大。( )
(6)同周期主族元素的原子半径中第ⅦA族的最大。( )
答案 (1)× (2)√ (3)× (4)× (5)× (6)×
解析 (1)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，如某些碱金属元素的原子半径比它下一周期卤素原子的半径大。
(3)同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al。
(4)元素原子的电负性越大，对键合电子的吸引力越大，故在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。
(5)一般非金属性越强第一电离能越大，但氮元素2p轨道为半充满稳定状态，第一电离能比氧大。
(6)同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，第ⅦA族元素的原子半径在同周期主族元素中是最小的。
2．下列各组元素中，原子半径依次减小的是( )
A．Mg、Ca、Ba
B．I、Br、Cl
C．O、S、Na
D．C、N、B
答案 B
解析 A项，MgBr>Cl；C项，OC>N。
3．下列叙述正确的是( )
A．同周期元素中第ⅦA族元素的第一电离能最大
B．主族元素的原子形成单原子离子时的化合价的绝对值都等于它的族序数
C．第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越大
D．同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小
答案 D
解析 A项，同周期元素中0族元素的第一电离能最大，错误；B项，氯元素是主族元素，形成的单原子离子的化合价的绝对值是1，与其族序数不相等，错误；C项，第ⅠA、ⅡA族元素的原子，其原子半径越大，元素的第一电离能越小，错误；D项，同一主族中，自上而下元素的第一电离能逐渐减小，正确。
4．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．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
C．元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
D．元素的电负性是元素固有的性质，与原子结构无关
答案 D
解析 一般来说，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，因此电负性与原子结构有关，D错误。
5．元素X的各级电离能数据如下：
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I/(kJ·mol－1)
578
1817
2745
11578
14831
18378
则元素X的常见化合价是( )
A．＋1
B．＋2
C．＋3
D．＋6
答案 C
解析 对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3数值相对较小，I4数值突然增大，说明元素X的原子中有3个电子容易失去，因此该元素的常见化合价为＋3。
6．下列不能说明X的电负性比Y的电负性大的是( )
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
答案 C
解析 X的电负性比Y的大，表明X的非金属性比Y的非金属性强。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原子得失电子的能力，则C项不能说明X的电负性比Y的大。
知识点一 微粒半径大小的比较方法
1．三看法比较粒子半径大小
(1)“一看层”：先看电子层数，电子层数越多，一般微粒半径越大。
(2)“二看核”：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)“三看电子”：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。
2．具体方法
(1)同周期元素，从碱金属到卤素，原子半径逐渐减小。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同主族元素，从上到下，原子或同价态离子半径逐渐增大。如r(Li)(3)电子层结构相同的各离子，随着核电荷数的递增，离子半径逐渐减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
(4)同种元素形成的粒子的半径
规律：阳离子的半径<中性原子的半径<阴离子的半径，且阳离子价态越高，半径越小。如r(Fe3＋)(5)电子层结构和所带电荷数都不同的微粒，一般要找参照物进行比较。如比较Al3＋和S2－半径的大小，可找出与Al3＋电子层结构相同，且与S2－所带电荷数相同的O2－来比较，因为r(Al3＋)[解析] 由于同一周期中，随着原子序数的增大，元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素的原子半径大，如r(Li)>r(S)>r(Cl)；对于核外电子排布相同的单核离子和原子，半径是不同的，它们的半径随核电荷数的增加而减小；质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径>原子半径>阳离
子半径；在元素周期表中，随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化，只是在同一主族中原子序数越大，原子半径越大。
[答案] C
易错警示
对微粒半径的认识误区
(1)微粒半径要受电子层数、核电荷数和核外电子数的综合影响，并不是单独地取决于某一方面的因素。
(2)电子层数多的原子半径不一定大，如锂的原子半径为0.152
nm，而氯的原子半径为0.099
nm。
(3)对于同一种元素，并不是原子半径一定大于离子半径。如Cl－的半径大于Cl的半径。
[练1] 下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )
A．Na、K、Rb
B．F、Cl、Br
C．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋
D．Cl－、Br－、I－
答案 C
解析 同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋的电子层数相同，但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故选C。
[练2] 具有下列电子排布式的原子中，原子半径最大的是( )
A．1s22s22p63s23p1
B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s23p4
D．1s22s22p1
答案 A
解析 A项为Al，B项为F，C项为S，D项为B(硼)，根据原子半径的递变规律可知，原子半径最大的是Al。
知识点二 电离能变化规律及其应用
1．电离能的变化规律
(1)第一电离能递变规律
①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期主族元素自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族“异常”)。
②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。
(2)逐级电离能变化规律
①同一元素的逐级电离能越来越大。
元素的一个基态电中性的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，原子核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要的能量依次增大。
②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。如下表：
钠、镁、铝逐级失去电子的电离能
Na
Mg
Al
电离能/kJ·mol－1
I1
496
738
578
I2
4562
1451
1817
I3
6912
7733
2745
I4
9543
10540
11575
2．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排布。
(1)一般来说，同一周期的主族元素原子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，核对最外层电子的吸引力增大，失去电子能力减弱，因而电离能呈增大趋势。
(2)同一主族元素原子电子层数不同，最外层电子数相同，从上到下原子半径的逐渐增大起主要作用，原子半径越大，核对最外层电子的吸引力越小，越易失去电子，因而电离能也就越小。
(3)电子排布是影响电离能的第三个因素
某些元素原子具有全充满或半充满的电子排布，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；ⅤA族N、P等元素原子的最外层p原子轨道为半充满状态；0族He的s原子轨道，Ne、Ar等元素原子的p原子轨道为全满状态，均稳定，所以它们的第一电离能大于同周期相邻元素。
3．电离能的应用
(1)判断元素的金属性与非金属性强弱
一般地，除0族元素外，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
(2)根据电离能数据推断元素的核外电子排布
例如Li的逐级电离能I1?I2(3)判断主族元素的最高化合价或价电子数
通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。如Na的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子，等等。以上事实可归纳为，如果?，即电离能在In与In＋1之间发生突跃，则元素的原子易形成＋n价离子而不易形成＋(n＋1)价离子。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高化合价为＋n(O、F除外)。
[解析] 根据题意分析可知，①的最外层电子的轨道表示式为，是硫元素；②的核外电子排布式为[Ne]3s23p6，是氩元素；③的最外层电子的轨道表示式是，是磷元素；④的核电荷数是13，是铝元素。同周期从左到右，主族元素的第一电离能有增大的趋势，但P具有3p轨道半充满的较稳定结构，其第一电离能大于S的，所以四种元素的第一电离能由大到小的顺序是Ar、P、S、Al。
[答案] C
[规律] 元素电离能的变化规律主要包括第一电离能横向(同周期)递增、纵向(同主族)递减的周期性变化趋势，以及同一元素的电离能逐级增大(I1[练3] 下列关于元素第一电离能的说法不正确的是( )
A．钾的第一电离能小于钠的，故钾的金属性强于钠
B．因同周期主族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．对于同一种元素而言，原子的电离能I1答案 B
解析 A项，同一主族从上到下，元素的第一电离能越来越小，金属性越来越强；B项，同周期的ⅡA族与ⅤA族元素，第一电离能出现了反常；C项，价电子排布式为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子为稀有气体原子，第一电离能较大；D项，同一种元素原子的电离能I1[练4] 下图是原子序数为1～19的元素第一电离能的变化曲线(其中部分元素第一电离能已经标出数据)。结合元素在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列有关问题。
(1)碱金属元素中Li、Na、K的第一电离能分别为________kJ·mol－1、________kJ·mol－1、________kJ·mol－1。
(2)同主族中不同元素的第一电离能变化的规律为：____________________________________________，碱金属元素这一变化的规律与碱金属的活泼性的关系是______________________________。
(3)钙元素的第一电离能的数值范围为____________。
答案 (1)520'496'419
(2)随着原子序数的增大，第一电离能逐渐变小'金属越活泼，其第一电离能越小
(3)大于419小于738
解析 (1)Li、Na、K的原子序数分别为3、11、19，图中对应的第一电离能的数值分别为520、496、419。
(2)由碱金属元素第一电离能的变化可知，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐减小，而且随着原子序数的增加，同主族元素的金属性逐渐增强。
(3)Ca的第一电离能大于同周期的K的第一电离能(419
kJ·mol－1)，同时小于同主族的Mg的第一电离能(738
kJ·mol－1)。
知识点三 电负性变化规律及其应用
电负性越大，对电子吸引能力越强，越容易得电子，元素的非金属性越强。
1．电负性变化规律
一般来说，同周期主族元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。
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
(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弱，元素的化合价易呈正值；
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价易呈负值。
[解析] (1)把题表中给出的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(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)。
(2)根据上述规律不难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，两者形成的化合物——NaF为典型的离子化合物。
[答案] (1)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)F Na 离子
[练5] 下列关于电负性的叙述中不正确的是( )
A．电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能越大
B．电负性是以氟为4.0和锂为1.0作为标准的相对值
C．元素电负性越大，元素非金属性越强
D．同一周期主族元素从左到右，电负性逐渐变大
答案 A
解析 电负性越大的主族元素，其原子的第一电离能不一定越大，如电负性O>N，但第一电离能O[练6] 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
(1)估计钙元素的电负性的取值范围：
________<γ<________。
(2)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__________________，写出表示Be(OH)2显两性的离子方程式：__________________________________________________。
答案 (1)0.8 1.2
(2)Na H H I
(3)Al Si 电负性值相近 Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O、Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
解析 由题给信息可知，同周期从左到右，主族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。
(1)结合电负性变化规律和元素周期表知，电负性大小：K(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些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似，其原因是元素的电负性值相近。
知识拓展
应用电负性判断化学键及化合物类型：一般地，若两成键元素电负性差值大于1.7，形成离子键，该化合物为离子化合物；若两成键元素电负性差值小于1.7，形成共价键，该化合物为共价化合物。如HCl中H和Cl的电负性差值为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物。
本课归纳总结
1．下列表示卤族元素某种性质随核电荷数增加的变化趋势，曲线中正确的是( )
答案 A
解析 根据卤族元素的原子结构和性质，可知电负性随核电荷数的递增而减小，A正确；F元素无正价，B错误；同一主族元素中，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐增大，核对外层电子的吸引力减小，原子越容易失去电子，第一电离能减小，C、D错误。
2．下列各组粒子半径大小的比较中，错误的是( )
A．K>Na>Li
B．Na＋>Mg2＋>Al3＋
C．Mg2＋>Na＋>F－
D．Cl－>F－>F
答案 C
解析 A项，同一主族从上到下原子半径逐渐增大；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，应为Mg2＋F－，F－比F多一个电子，故F－>F。
3．下列各组元素，按元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )
A．Al、Mg、Na
B．K、Na、Li
C．N、O、C
D．Cl、S、P
答案 B
解析 同一周期从左到右主族元素的第一电离能呈增大的趋势，当外围电子在能量相等的轨道上形成全空、半满或全满结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大，Mg的最外层s轨道全满，第一电离能比Al和Na都高，所以第一电离能NaO>C，C错误；P的最外层p轨道半满，第一电离能比S高，但是比Cl低，所以第一电离能：S4．元素电负性随原子序数的递增而增大的是( )
A．Na K Rb
B．N P As
C．O S Cl
D．Si P Cl
答案 D
解析 同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
5．下列有关微粒性质的排列顺序正确的是( )
A．离子半径：O2－>Na＋>S2－
B．第一电离能：O>N>C
C．电负性：F>P>O
D．基态原子中未成对电子数：Mn>Si>Cl
答案 D
解析 A项，离子半径大小顺序是S2－>O2－>Na＋，错误；B项，第一电离能大小顺序是N>O>C，错误；C项，电负性大小顺序是F>O>P，错误；D项，Mn的价电子排布式为3d54s2，未成对电子数为5，Si的价电子排布式为3s23p2，未成对电子数为2，Cl的价电子排布式为3s23p5，未成对电子数为1，因此顺序是Mn>Si>Cl，正确。
6．下列有关元素的电负性的说法正确的是( )
A．主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，同周期主族元素的电负性从左到右越来越小
C．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价
答案 D
解析 主族元素的电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性O>N，但第一电离能N>O，A错误；一般来说，在元素周期表中，同周期主族元素的电负性从左到右越来越大，B错误；一部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性，如Au(金)的电负性为2.4，B(硼)的电负性为2.0，C错误。
7．开发新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。
(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。
①基态Cl原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________。
②Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为____________。
(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
①LiH中，离子半径：Li＋________(填“>”“＝”或“<”)H－。
②某储氢材料是短周期金属元素M的氢化物。
M的部分电离能如表所示：
I1/(kJ·mol－1)
I2/(kJ·mol－1)
I3/(kJ·mol－1)
I4/(kJ·mol－1)
I5/(kJ·mol－1)
738
1451
7733
10540
13630
则M是________(填元素符号)。
答案 (1)①M 9 ②H>B>Li (2)①< ②Mg
解析 (1)①Cl原子核外电子数为17，基态原子核外电子排布为1s22s22p63s23p5，由此可得基态Cl原子中电子占据的最高能层为第三能层，符号为M，该能层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道。②元素的非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最小的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为H>B>Li。
(2)①核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，其离子半径越小。锂的核电荷数为3，氢的核电荷数为1，Li＋、H－的核外电子数都为2，所以半径：Li＋课时作业