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第2课时　元素周期律
1.下列粒子半径大小关系正确的是（　　）
A.F＞Cl＞Br＞I
B.Na＜Mg＜Al＜Si＜P＜S＜Cl
C.Na＜Na＋、Cl＜Cl－
D.O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
2.（2024·南通模拟）我国科学家在嫦娥五号月壤样品中发现一种新矿物，命名为“嫦娥石”，英文名称为Changesite-（Y）。嫦娥石是一种磷酸盐矿，属于陨磷钠镁钙石[Merrillite族。Merrillite的理想组成为Ca9NaMg（PO4）7]，下列说法正确的是（　　）
A.电负性大小：χ（P）＜χ（O）
B.第一电离能大小：I1（Mg）＜I1（Na）
C.碱性强弱：Ca（OH）2＜Mg（OH）2
D.半径大小：r（O2－）＜r（Mg2＋）
3.（2024·南宁模拟）下列说法不正确的是（　　）
A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C.元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
4.（2024·盐城模拟）CrSi、Ge-GaAs、ZnGeAs2和碳化硅都是重要的半导体化合物，下列说法错误的是（　　）
A.基态铬原子的价层电子排布式为3d54s1
B.酸性：H2SiO3＜H2CO3
C.ZnGeAs2中元素Zn、Ge、As的电负性由大到小的顺序为As＞Ge＞Zn
D.Ge-GaAs中元素Ge、Ga、As的第一电离能由大到小的顺序为As＞Ga＞Ge
5.已知：元素X的电负性为2.5，元素Y的电负性为3.5，元素Z的电负性为1.2，元素W的电负性为2.4。你认为上述四种元素中，哪两种最容易形成离子化合物（　　）
A.X与Y B.X与W
C.Y与Z D.Y与W
6.（2024·济宁期末）如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）。下列关于元素R的判断中，一定正确的个数是（　　）
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
①R的最高正化合价为＋2价　②R元素基态原子的电子排布式为1s22s2　③同周期元素中第一电离能小于R的元素有一种　④R元素位于元素周期表中第ⅡA族
A.1　　　B.2 C.3　　　D.4
7.（2024·宁波模拟）已知X、Y两元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是（　　）
A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B.第一电离能Y可能小于X
C.最高价氧化物对应的水化物的酸性：X＜Y
D.气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX
8.如表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。
（1）上述元素属于第三周期，且可以做半导体材料的是　　　　（填元素符号）。
（2）下表是一些气态基态原子的第一、二、三、四电离能（kJ·mol－1）：
锂 X Y
第一电离能 519 502 580
第二电离能 7 296 4 570 1 820
第三电离能 11 799 6 920 2 750
第四电离能 — 9 550 11 600
①通过上述信息和表中的数据分析为什么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：　　　　　　　　　　　　　。
②表中Y可能为以上13种元素中的　　　　（填元素符号）元素。用元素符号表示X和l形成化合物的电子式是　　　　。
（3）以上13种元素中，　　　　（填元素符号）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
（4）根据元素原子的价层电子排布的特征，可将元素周期表分成几个区域，其中元素c位于　 　区。
9.（2024·连云港高二检测）一种钠硫电池以钠和硫为电极反应物，Al2O3陶瓷为传导离子的介质，外壳采用不锈钢或碳材料。下列说法正确的是（　　）
A.第一电离能大小：I1（O）＞I1（S）
B.半径大小：r（Al3＋）＞r（Na＋）
C.电负性大小：χ（C）＞χ（O）
D.碱性强弱：Fe（OH）3＞NaOH
10.（2024·重庆高二检测）镍铁水滑石在电催化氧化领域有着重要的应用，其化学式为
[Ni（1－x）Fex（OH）2]（NO3）x·mH2O。下列说法不正确的是（　　）
A.Ni位于元素周期表中第Ⅷ族
B.基态Fe核外电子填充在15个轨道中
C.同周期元素中，第一电离能比N大的只有一种
D.5种元素中，电负性最大的是O
11.（2024·福州高二检测）M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电子。下列说法不正确的是（　　）
A.氢化物沸点：X＜Y
B.电负性：M＜X＜Y＜Z
C.第一电离能：W＜X＜Z＜Y
D.简单离子半径：Y＞Z
12.（2024·龙岩高二检测）表格为门捷列夫元素周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。用相应元素符号或化学用语回答下列问题：
（1）基态F原子有　　　　种运动状态的电子。
（2）元素③ 电负性较大的是　　　　；Se的原子结构示意图为　　　　　　。
（3）元素铬的基态原子的价层电子排布图为　　　　　　
　　　　　　　。
（4）基态Cu原子中，能量最高的电子占据的原子轨道的形状为　　　　　。
（5）该表格中电负性最大的元素与第一电离能最小的元素形成的化合物的电子式为　　　　。
（6）②③的简单气态氢化物中较稳定的是　　　　（填化学式），元素⑥⑦的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式为　　　　　　　
　　　　　　　。
13.（2024·长春模拟）前四周期元素A、B、C、D、E、F原子序数依次增大，其相关性质如表所示：
A 2p能级电子半充满
B 与A同周期，且原子核外有2个未成对电子
C 基态原子核外有6个原子轨道排有电子，且只有1个未成对电子
D 其基态原子价层电子排布式为msnmpn＋2
E 前四周期元素中，E元素基态原子未成对电子数最多
F 基态F＋各能层电子全充满
请根据以上情况，回答下列问题：
（1）E元素基态原子核外有　　　　种运动状态的电子，电子排布式为　　　　　　　　　　　　；F位于元素周期表第　　　　周期第　　　　族，处于元素周期表中　　　　区，写出F元素基态原子的价层电子排布式　　　　　　。
（2）A、B、C、D四种元素第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　（用元素符号表示，下同）。B、C、D三种元素的简单离子的半径由大到小的顺序为　　　　　　，B、C、D三种元素电负性由大到小的顺序为　　　　　　。
（3）写出A元素基态原子的电子排布图　　　　　　　　　　。
第2课时　元素周期律
1.D　同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则原子半径由大到小的顺序为I＞Br＞Cl＞F，A错误；同周期主族元素，从左至右，原子半径依次减小，原子半径由大到小顺序为Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl，B错误；同种元素的粒子，核外电子数越多，半径越大，钠原子半径大于钠离子，C错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径由大到小的顺序为O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，D正确。
2.A　同周期主族元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减小，电负性大小：χ（P）＜χ（S）＜χ（O），A正确；同周期主族元素随着核电荷数增大，第一电离能整体呈现增大趋势，第一电离能大小：I1（Mg）＞I1（Na），B错误；同主族元素随着核电荷数增大金属性增强，对应最高价氧化物水化物的碱性增强，碱性强弱：Ca（OH）2＞Mg（OH）2，C错误；氧离子和镁离子的核外电子排布相同，O的核电荷数小，O2－的半径更大，D错误。
3.A　第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性从上到下逐渐减小，A错误。
4.D　铬是第24号元素，基态铬原子的价层电子排布式为3d54s1，A正确；根据同主族从上到下元素非金属性减弱，最高价氧化物对应的水化物酸性减弱，故碳酸的酸性比硅酸的强，B正确；Zn、Ge、As同为第四周期元素，同周期元素从左到右电负性增大，Zn、Ge、As的电负性由大到小的顺序为As＞Ge＞Zn，C正确；同周期元素的第一电离能总体呈现从左到右增大的变化，但第ⅡA、ⅤA族元素反常大，故元素Ge、Ga、As的第一电离能由大到小的顺序为As＞Ge ＞Ga，D错误。
5.C　一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。X与Y电负性差值为3.5－2.5＝1＜1.7，通常形成共价键，A不符合题意；X与W电负性差值为 2.5－2.4＝0.1＜1.7，通常形成共价键，B不符合题意；Y与Z电负性差值为3.5－1.2＝2.3＞1.7，通常形成离子键，C符合题意；Y与W电负性差值为3.5－2.4＝1.1＜1.7，通常形成共价键，D不符合题意。
6.B　某短周期元素R的第三电离能剧增，说明该原子最外层有2个电子，处于第ⅡA族，该原子存在第五电离能，说明核外电子数数目大于4，R为Mg元素。Mg元素最高正化合价为＋2价，①正确；R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2，②错误；R元素最外层电子排布式为3s2，为全充满的稳定结构，第一电离能大于同周期相邻的元素，则Na、Al的第一电离能小于R，③错误；R元素位于元素周期表中第ⅡA族，④正确。
7.C　同周期元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。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正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但第ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于第ⅥA族元素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，B正确；元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X＞Y，则最高价氧化物对应的水化物的酸性：X＞Y，C错误；元素非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：HmY＜HnX，D正确。
8.（1）Si　（2）①Li原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难　
②Al　Na＋[︰︰]－　（3）Ar　（4）s
解析：根据元素在周期表中的位置，a是Na元素；b是H元素；c是Mg元素；d是Sr元素；e是Ti元素；f是Al元素；g是Ge元素；h是C元素；i是Si元素；j是O元素；k是Te元素；l是Cl元素；m是Ar元素。（1）上述元素属于第三周期，且可以做半导体材料的是Si元素。（2）①Li原子失去一个电子后形成Li＋，Li＋的核外电子排布为1s2，结构稳定，Li＋难失电子，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。②表中Y的第四电离能远大于第三电离能，可知Y最外层有3个电子，Y可能为以上13种元素中的Al元素。X的第二电离能远大于第一电离能，可知X最外层有1个电子，X是Na元素，Na和Cl形成的化合物NaCl是离子化合物，电子式是Na＋[︰︰]－。（3）以上13种元素中，Ar最外层有8个电子，结构稳定，Ar原子失去核外第一个电子需要的能量最多。（4）c是 Mg元素，位于s区。
9.A　同主族元素，从上到下元素的第一电离能依次减小，则氧元素的第一电离能大于硫元素，A正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的离子半径小于钠离子，B错误；元素的非金属性越强，电负性越大，氧元素的非金属性强于碳元素，则氧元素的电负性大于碳元素，C错误；氢氧化钠是强碱，氢氧化铁是弱碱，则氢氧化钠的碱性强于氢氧化铁，D错误。
10.C　Ni是28号元素，位于第四周期第Ⅷ族，A正确；基态Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，电子填充在15个轨道中，B正确；同周期元素中，第一电离能比N大的有F和Ne，C错误；Ni、Fe为金属元素，同周期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，故这5种元素中电负性最大的是O，D正确。
11.A　M、W、X、Y、Z原子序数依次增大，基态Z原子的电子填充了3个能级，则分别为1s、2s、2p，有两个未成对电子，Z能形成2条单键，则Z的电子排布式为1s22s22p4，Z为O，X形成4条单键，X为C，M形成1条单键，M为H，则Y为N，W为B。C的氢化物有多种，如碳原子数较多的烃沸点较高，因此无法确定氢化物的沸点：C＜N，A错误；同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，则电负性：C＜N＜O，同时H的电负性小于以上三种元素，B正确；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，N的2p轨道半充满较稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能：B＜C＜O＜N，C正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：N3－＞O2－，D正确。
12.（1）9　（2）O　　
（3）　（4）球形　
（5）K＋[︰︰]－　
（6）H2O　Al（OH）3＋3H＋Al3＋＋3H2O
解析：由元素在周期表中位置可知，①为H、②为N、③为O、④为F、⑤为Na、⑥为Al、⑦为Cl、⑧为K、⑨为Cr、⑩为Cu、 为Se。（1）在同一原子轨道中最多可以有两个自旋方向相反的电子，自旋方向不同，运动状态也就不相同，即运动状态个数等于电子数；F为9号元素，基态原子有9种运动状态的电子。（2）同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减小；元素③ 电负性较大的是O；Se的原子结构示意图：。（3）Cr为24号元素，Cr原子的价层电子排布图：。（4）基态Cu原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故能量最高的电子占据的原子轨道的形状为球形。（5）该表格中电负性最大的元素为氟，第一电离能最小的元素为钾，二者形成的化合物为离子化合物氟化钾，电子式为K＋[︰︰]－。（6）非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，②③的简单气态氢化物中较稳定的是H2O，元素⑥⑦的最高价氧化物的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸，二者相互反应生成铝离子和水，离子方程式为Al（OH）3＋3H＋Al3＋＋3H2O。
13.（1）24　1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar]3d54s1）
四　ⅠB　ds　3d104s1
（2）N＞O＞S＞Na　S2－＞O2－＞Na＋　O＞S＞Na
（3）
解析：前四周期元素A、B、C、D、E、F原子序数依次增大，A的2p能级电子半充满，则A为氮元素；B与A同周期，且原子核外有2个未成对电子，原子序数比A大，则B为氧元素；C基态原子核外有6个原子轨道排有电子，且只有1个未成对电子，则C为钠元素；在前四周期元素中，E元素基态原子未成对电子数最多，则价层电子排布式为3d54s1，E为铬元素；D的基态原子价层电子排布式为msnmpn＋2，即价层电子排布式为ms2mp4，则D为第ⅥA族元素，原子序数小于铬大于钠，则D为硫元素；基态F＋各能层电子全充满，则F为铜元素。（1）E为铬元素，铬是24号元素，则E元素基态原子核外有24种运动状态的电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar]3d54s1），F为铜元素，位于元素周期表第四周期第ⅠB族，其基态原子的价层电子排布式为3d104s1。（2）A、B、C、D分别为N、O、Na、S，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但由于N元素核外p能级上电子处于半充满状态，较稳定，第一电离能大于氧元素，同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小，第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞S＞Na；B、C、D三种元素分别为O、Na、S，其简单离子分别为O2－、Na＋、S2－，其中O2－、Na＋电子层结构相同，都为2层，S2－核外电子层为三层，电子层数越多，半径越大，电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，所以B、C、D三种元素简单离子半径由大到小顺序为S2－＞O2－＞Na＋，电负性大小为O＞S＞Na。（3）A元素为氮元素，则A元素基态原子的电子排布图为。
2 / 3第2课时　元素周期律
课程 标准 1.能说出电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。 3.掌握元素的原子半径、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，能列举元素周期律的应用
分点突破（一）　原子半径
1.影响因素
2.递变规律
（1）同周期：从左到右，核电荷数越大，半径　　　　（稀有气体除外）。
（2）同主族：从上到下，电子的能层数越多，半径　　　　。
3.原子半径大小的比较
（1）同能层：一般来说，当能层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径逐渐减小（稀有气体除外），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，能层数越多，原子半径越大。如r（Na）＜r（K）、r（F）＜r（Cl）。
（3）当能层数和最外层电子数均不同时，运用三角规律进行比较（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）。
4.离子半径大小的比较
（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）＜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）对于能层结构相同的离子，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。
1.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吗？
2.若短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构。
（1）四种元素在元素周期表中的相对位置如何？
（2）原子序数从大到小的顺序是什么？
（3）离子半径由大到小的顺序是什么？
1.判断下列说法的正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（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.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（　　）
A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4
3.下列有关粒子半径的大小比较错误的是（　　）
A.K＞Na＞Li
B.Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
C.Mg2＋＞Na＋＞F－
D.Cl－＞F－＞F
4.（2024·合肥高二检测）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
分点突破（二）　电离能
1.电离能的概念
（1）第一电离能：　　　　基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的　　　　　叫做第一电离能。通常用　　　　表示。
（2）逐级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用　　表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用　　表示；依次类推。
2.电离能的变化规律及原因
同周期元素 规律 同周期元素从左到右，第一电离能整体呈　　　趋势。每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能　　　，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能　　　。第ⅡA族元素的np轨道为全空，第一电离能大于第ⅢA族元素；第ⅤA族元素np轨道为半充满，第一电离能大于第ⅥA族元素
原因 同周期元素原子的能层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱，元素的第一电离能整体呈增大趋势
同主族元素 规律 同主族元素从上到下，第一电离能逐渐　　　
原因 同主族元素原子的价层电子数相同，但从上到下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子的能力逐渐增强，元素的第一电离能逐渐减小
过渡元素 规律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加
原因 对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在（n－1）d或（n－2）f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大
同一元素 逐级电离能越来越大，即I1＜I2＜I3…，同时逐级电离能相差很大，出现突变
3.电离能的应用
（1）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　　，原子越容易失去一个电子，元素金属性越　　。
（2）比较元素金属性的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
（3）确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此元素的电离能会发生突变。
（4）确定元素的化合价
如果＞，即电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价（或只有＋n价、0价）。某元素的逐级电离能，若I2 I1，则该元素通常显＋1价；若 I3 I2，则该元素通常显＋2价；若I4 I3，则该元素通常显＋3价。
1.前四周期元素第一电离能（I1）与原子序数关系的变化如图所示：
（1）从原子结构的角度解释为什么同周期元素随着原子序数的递增，第一电离能呈现递增的趋势？
（2）从电子排布的角度分析为什么B的第一电离能小于Be，O的第一电离能小于N？
2.下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：
元素 Na Mg Al
电离能/ （kJ·mol－1） 496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
（1）为什么同一元素的逐级电离能越来越大？
（2）为什么钠、镁、铝的化合价分别为＋1、＋2、＋3价？
1.判断下列说法的正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）第一电离能越大的原子失电子的能力越强。（　　）
（2）铝的第一电离能比镁的第一电离能大。（　　）
（3）H的第一电离能大于C的第一电离能。（　　）
（4）在所有元素中，氟元素的第一电离能最大。（　　）
（5）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。（　　）
（6）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.下列四种元素中，其第一电离能最大的是（　　）
A.原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B.位于周期表中第三周期第ⅢA族的元素
C.原子最外层电子排布为2s22p4的元素
D.原子最外层电子排布为3s23p3的元素
3.（2024·濮阳高二检测）下表列出了短周期金属元素R的各级电离能数据：
电离能级数 I1 I2 I3 I4 I5 I6 …
电离能/（kJ·mol－1） 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 …
下列有关R元素的说法错误的是（　　）
A.R元素的基态原子占据最高能级的原子轨道的形状是哑铃形
B.R元素的基态原子的电子排布式是1s22s22p2
C.R元素的第一电离能低于同周期左侧相邻元素
D.R元素在元素周期表中属于p区元素
4.（2024·乐山沫若中学高二月考）某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是（　　）
A.X元素可能为＋4价
B.X的最高价氢氧化物一定为强碱
C.X为第五周期元素
D.X与氯气反应生成的化合物为XCl3
分点突破（三）　电负性
1.相关概念
（1）键合电子：原子中用于形成　　　　的电子。
（2）电负性：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，对键合电子的吸引力　　　　。
2.电负性衡量标准
电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，以　　　的电负性为4.0和　　　的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
3.电负性的变化规律
（1）一般来说，除稀有气体元素外，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
（2）同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟。
4.电负性的应用
特别提醒
（1）电负性之差大于1.7的元素之间不一定都形成离子键，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF中的H—F为共价键。
（2）电负性之差小于1.7的元素之间不一定都形成共价键，如H的电负性与Na的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键为离子键。
　如图是主族元素的电负性的周期性变化
【交流讨论】
1.依据上图中的数据分析，元素的电负性的大小与元素金属性、非金属性强弱有何关系？
2.电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
3.电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以NH3为例，化合物中不同元素表现的化合价与其电负性有何关系？
4.试判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2　BeCl2　AlCl3　SiC
1.下列有关电负性的说法中正确的是（　　）
A.主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B.在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大
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正价
2.（2024·西安模拟）下列描述不能说明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
3.（2024·雅安高二检测）下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是（　　）
元素 A B C D E
最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1
电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0
A.元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
B.与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质和E单质均能与H2O发生置换反应
C.元素B、C之间不可能形成化合物
D.C、D、E的简单氢化物的稳定性：E＞C＞D
4.（2024·佛山高二检测）如表是某些短周期元素的电负性：
元素 Li Be B C O F
电负性 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
（1）通过分析电负性变化规律，确定Mg的电负性范围：　　　　＜Mg＜　　　　。
（2）推测电负性与原子半径的关系是　　　　　　　　　　；根据短周期元素的电负性变化特点，体现了元素性质的　　　　　变化规律。
（3）分别指出下列两种化合物中氧元素的化合价：HClO　　　　，HFO　　　　。
（4）试推断AlBr3中化学键类型是　　　　。
（5）预测元素周期表中，电负性最小的元素位于第　　周期第　　　　族（放射性元素除外）。
电负性大小的判断与应用（归纳与论证）
【典例1】　（2023·浙江6月选考11题改编）X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是（　　）
A.第一电离能：Y＞Z＞X
B.电负性：Z＞Y＞X＞W
C.Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z
D.W2X2与水反应生成产物之一其官能团是碳碳三键
【典例2】　按要求回答下列问题：
（1）（2023·全国乙卷35题）中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物（MgxFe2－xSiO4）。
基态Fe原子的价电子排布式为　　　　　。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为　　　　　　，铁的化合价为　　　　。
（2）（2022·湖南高考）富马酸分子的结构为，富马酸亚铁中各元素的电负性由大到小的顺序是　　　　　　　　　。
（3）（2022·广东高考）化合物
Ⅰ（）、
Ⅱ（）、
Ⅲ（）所含有的元素中，电负性最大的是　　　　。
（4）（2022·江苏高考改编）比较F和O电负性的大小：　　　　。
（5）（2021·重庆高考）ATP的分子式为C10H16N5O13P3，其中电负性最大的元素是　　　　。
（6）（2021·山东高考）O、F、Cl电负性由大到小的顺序为　　　　。
（7）（2021·湖南高考）H、C、N的电负性由大到小的顺序为　　　　。
【规律方法】
电负性大小的判断方法
　（1）根据位置判断
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，故位于右边的元素电负性大（稀有气体元素除外）。
②同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小，故位于上面的元素电负性大。
（2）根据元素的种类判断
一般，金属元素的电负性＜非金属元素的电负性。金属元素的电负性越小，金属越活泼，非金属元素的电负性越大，非金属越活泼。
（3）根据元素的化合价判断
化合物中显正化合价的元素的电负性小于显负化合价的元素的电负性。如CH4中C为－4价，H为＋1价，B2H6（乙硼烷）中B为＋3价、H为－1价，则电负性：C＞H＞B。
【迁移应用】
1.下列是几种基态原子的核外电子排布式，其中对应元素的电负性最大的是（　　）
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s1
2.（2024·呼和浩特模拟）现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p3；②[Ne]3s1；③1s22s22p63s23p4；④[Ar]4s1。则下列说法中正确的是（　　）
A.①和③元素均为非金属元素，并且位于同一主族
B.②号元素的单质具有强氧化性
C.第一电离能：④＜②＜③＜①
D.电负性：②＜④＜①＜③
1.下列关于粒子半径的说法正确的是（　　）
A.电子层数少的原子半径一定小于电子层数多的原子半径
B.核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C.质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大
D.原子序数越大，原子半径越大
2.下列同周期元素原子的价层电子排布中，对应元素的第一电离能最小的是（　　）
A.ns2np3 B.ns2np5
C.ns2np6 D.ns2np4
3.（2024·南昌高二检测）第三周期主族元素（或物质）某一性质随原子序数的递变规律如图所示，该性质可以为（　　）
A.原子半径
B.元素的第一电离能
C.元素的电负性
D.单质的熔点
4.A、B、C、D四种短周期元素，原子序数依次增大，已知A是地壳中含量最多的元素；B、C、D同周期，且B在同周期元素中第一电离能最小；C的第一、二、三电离能分别为738 kJ·mol－1、1 451 kJ·mol－1、7 733 kJ·mol－1；D在同周期元素中（稀有气体元素除外）第一电离能最大。
（1）写出各元素的元素符号：
A　　　；B　　　　；C　　　；D　　　　。
（2）C的第三电离能远大于其第二电离能的原因是　　　　　　　　　　　　　。
5.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（kJ·mol－1）如表所示：
I1 I2 I3 I4 I5
738 1 451 7 733 10 540 13 630
则M是　　　　（填元素符号）。
第2课时　元素周期律
【基础知识·准落实】
分点突破（一）
师生互动
1.排斥　增大　越大　减小　2.（1）越小　（2）越大
探究活动
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。
2.（1）提示：短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则：a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，且A、B在元素周期表中C、D的下一周期。
（2）提示：a＞b＞d＞c。
（3）提示：C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
自主练习
1.（1）×　（2）√　（3）×　（4）×
2.D　由核外电子排布式可知，A为氯原子，B为氮原子，C为碳原子，D为硫原子。根据同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素由上到下原子半径逐渐增大，故原子半径最大的是硫原子。
3.C　Li、Na、K属于同一主族，自上而下，原子半径逐渐增大，A项正确；Na＋、Mg2＋、Al3＋的核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，B项正确；C项应为r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋），C项错误；Cl－比F－多一个电子层，则r（Cl－）＞r（F－），F－与F电子层数相同，F－比F多一个电子，故r（F－）＞r（F），D项正确。
4.A　①根据原子结构示意图可知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F＜Cl，同周期主族元素随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，则Cl＜S，同种元素的阴离子半径大于其原子半径，则S＜S2－；综上，半径大小关系为S2－＞S＞Cl＞F，即③＞①＞②＞④。
分点突破（二）
师生互动
1.（1）气态　最低能量　I1　（2）I2　I3　2.增大　最小　最大　减小　3.（1）小　强
探究活动
1.（1）提示：同周期元素的能层数相同，从左到右，核电荷数递增，原子半径逐渐变小（稀有气体除外），原子核对电子的吸引作用逐渐增大，越难失去电子，故第一电离能呈现递增的趋势。
（2）提示：Be的价层电子排布为2s2，较难失去电子，B的价层电子排布为2s22p1，失去一个电子后成为2p全空的稳定状态，故B较易失去2p轨道上的1个电子，第一电离能：B＜Be；N的价层电子排布为2s22p3，N原子2p轨道处于半充满的稳定状态，较难失去1个电子，而O的价层电子排布为2s22p4，失去一个电子成为2p3半充满的稳定状态，故较易失去一个电子，因此第一电离能：N＞O。
2.（1）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。
（2）提示：钠的I2比I1大很多，电离能差值很大，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I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。
自主练习
1.（1）×　（2）×　（3）√　（4）×　（5）×　（6）√
2.A　原子含有未成对电子最多的第二周期元素为氮元素；周期表中第三周期第ⅢA族的元素为铝元素；原子最外层电子排布为2s22p4的元素为氧元素；原子最外层电子排布为3s23p3的元素为磷元素。同周期主族元素随原子序数的增大，第一电离能总体上呈增大趋势，同主族元素随原子序数的增大，第一电离能逐渐减小；元素原子核外电子排布处于全空、半充满、全充满时，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，则上述四种元素中，第一电离能最大的是氮元素，选A。
3.B　由电离能数据可知，该元素最外层有3个电子，且总电子数超过6，因此R为Al，其基态原子占据最高能级的原子轨道为p轨道，形状是哑铃形，A正确；Al的基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p1，B错误；同周期左侧相邻元素为Mg，核外电子排布：1s22s22p63s2，3p轨道处于全空状态，第一电离能大于Al，C正确；Al的基态原子占据最高能级的原子轨道为p轨道，在元素周期表中属于p区元素，D正确。
4.D　根据题图可知，第三电离能和第四电离能之间的差距最大，所以该原子最外层有3个电子，属于第ⅢA族元素。X元素最外层有3个电子，可能为＋3价，A错误；由上述分析可知，X的最高价氢氧化物不可能是强碱，B错误；周期数＝核外电子层数，题图中没有显示X原子有多少个电子层，因此无法确定该元素位于第几周期，C错误；该主族元素最外层有3个电子，在反应中容易失去3个电子形成X3＋，所以X与氯气反应时可能生成XCl3，D正确。
分点突破（三）
师生互动
1.（1）化学键　（2）键合电子　越大　2.氟　锂　4.强　强　金属　非金属
探究活动
交流讨论
1.提示：元素的电负性越大，元素的非金属性越强；元素的电负性越小，元素的金属性越强。
2.提示：元素电负性越大，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。
3.提示：NH3分子中，电负性较大的N元素表现负价，电负性较小的H元素表现正价。
4.提示：Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值依次为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
自主练习
1.D　A错，主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基本相同，但第一电离能变化有起伏，如电负性：O＞N，但第一电离能：O＜N；B错，对于主族元素，同周期从左到右，元素的电负性递增；C错，通常，电负性小于1.8的元素，大部分是金属元素，电负性大于1.8的元素，大部分是非金属元素，但部分过渡元素的电负性大于某些非金属元素的电负性。
2.C　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。
3.B　根据元素最低化合价为得电子数，元素氧化性越强，电负性越强，则A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F。元素A的原子最外层电子排布式为2s22p2，2p轨道上的两个电子分占两个原子轨道，且自旋状态相同，A错误；Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2，F2与H2O发生置换反应生成HF和O2，B正确；S的最外层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化合物，C错误；C、D、E的简单氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳定性：HF＞H2O＞HCl，D错误。
4.（1）0.93　1.57　（2）电负性越大，其原子半径越小　
周期性　（3）－2　0　（4）共价键　（5）六　ⅠA
解析：（1）据题表中数据可知，非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小。据此可知Mg的电负性应该大于钠的，而小于Be的，即0.93＜Mg＜1.57。（2）同周期元素自左向右原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大。同样同主族元素自上而下，原子半径逐渐增大，电负性逐渐减小，即同周期（同主族）中，电负性越大，其原子半径越小；体现了元素性质的周期性变化规律。（3）非金属性是F＞O＞Cl，所以在化合物HClO和HFO中氧元素的化合价分别是－2价和0价（因为F没有正价，只有－1价和0价）。（4）Al的电负性是1.61、而Br的电负性小于3.16，所以二者的电负性差值小于1.7，因此形成的化学键是共价键。（5）金属性越强，电负性越小，则元素周期表中，电负性最小的元素为位于第六周期第ⅠA族的Cs（放射性元素除外）。
【关键能力·细培养】
【典例1】　A　X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，则X为C，Y为N，Z为F，W原子在同周期中原子半径最大，则W为Na。离子半径：F－＞Na＋，W2X2与水反应生成的产物之一为乙炔，乙炔的官能团是碳碳三键，同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，则第一电离能：Z＞Y＞X，A错误。
【典例2】　（1）3d64s2　O＞Si＞Fe＞Mg　＋2　（2）O＞C＞H＞Fe　（3）O　（4）F＞O　（5）O　（6）F＞O＞Cl
（7）N＞C＞H
解析：（1）Fe是26号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价层电子排布式为3d64s2。一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小。故橄榄石中元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞Mg；根据化合物中各元素化合价代数和为零，可知Fe的化合价为＋2价。（2）富马酸亚铁中含有的元素为C、H、O、Fe，其电负性由大到小顺序为O＞C＞H＞Fe。（3）化合物Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ含有的元素为C、H、N、S、O、Se，其中非金属性最强的元素是O，电负性最大的是O。（4）F的非金属性强于O，故电负性：F＞O。（5）ATP分子中含C、H、N、O、P五种元素，其中电负性最大的元素是O。（6）非金属性：F＞O＞Cl，故电负性：F＞O＞Cl。（7）C、H、N中元素非金属性强弱顺序为N＞C＞H，故电负性：N＞C＞H。
迁移应用
1.A　由元素原子的核外电子排布式可知，A为O，B为P，C为Si，D为K；依据元素电负性的变化规律可知，电负性最大的元素是O。
2.C　由基态原子的电子排布式可知，①为N元素、②为Na元素、③为S元素、④为K元素。N为第ⅤA族元素，S为第ⅥA族元素，A错误； Na具有强还原性，B错误；同周期主族元素，从左到右元素第一电离能呈增大趋势，同主族元素，从上到下元素第一电离能依次减小，则第一电离能大小顺序为④＜②＜③＜①，C正确；同周期主族元素，从左到右元素的电负性依次增大，同主族元素，从上到下元素的电负性依次减小，则电负性大小顺序为N＞S＞Na＞K，D错误。
【教学效果·勤检测】
1.C　由于同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故第ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径大，如r（Li）＞r（Cl），A、D错误；核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的，B错误；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，C正确。
2.D　ns2np3为第ⅤA族元素，ns2np5为第ⅦA族元素，ns2np6为0族元素（He除外），ns2np4为第ⅥA族元素，同周期从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻主族元素的第一电离能，故ns2np4对应元素的第一电离能最小。
3.C　同周期越靠右原子半径越小，A错误；同周期越靠右第一电离能越大，但是铝和硫除外，B错误；同周期越靠右元素的电负性越大，C正确；钠、镁、铝常温下是固体，但是氯气常温下为气体，熔点较低，D错误。
4.（1）O　Na　Mg　Cl
（2）Mg2＋的价层电子排布为2s22p6，处于全充满稳定状态，很难再失去1个电子
解析：（1）地壳中含量最多的元素是氧元素，故A为O；由于A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大且B、C、D同周期，故B、C、D位于第三周期；根据第一电离能的递变规律可知，B、D分别为Na、Cl；根据C的电离能数据可知，C的最外层电子数为2，故C是Mg。（2）Mg最外层有2个电子，失去2个电子后形成最外层8电子稳定结构，再失去1个电子需要更多的能量，所以Mg的第三电离能远大于其第二电离能。
5.（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式为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，Li、B、H中非金属性最强的是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－的核外电子排布相同，所以离子半径：Li＋＜H－。②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族，且总电子数不少于5，则该元素为Mg元素。
8 / 9(共120张PPT)
第2课时　元素周期律
课
程 标
准 1.能说出电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离
能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律
进行解释。
2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，
能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。
3.掌握元素的原子半径、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，能列举元素周期律的应用
目 录
1、基础知识·准落实
2、关键能力·细培养
3、教学效果·勤检测
4、学科素养·稳提升
基础知识·准落实
1
梳理归纳 高效学习
分点突破（一）　原子半径
1. 影响因素
2. 递变规律
（1）同周期：从左到右，核电荷数越大，半径 （稀有气
体除外）。
（2）同主族：从上到下，电子的能层数越多，半径 。
3. 原子半径大小的比较
（1）同能层：一般来说，当能层相同时，随着核电荷数的增加，
其原子半径逐渐减小（稀有气体除外），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，能层数越多，
原子半径越大。如 r （Na）＜ r （K）、 r （F）＜ r （Cl）。
越小　
越大　
（3）当能层数和最外层电子数均不同时，运用三角规律进行比较
（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）。
4. 离子半径大小的比较
（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）＜ 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）对于能层结构相同的离子，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。
1. 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
径吗？
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。
2. 若短周期元素的离子 a A2＋、 b B＋、 c C3－、 d D－具有相同的电子层
结构。
（1）四种元素在元素周期表中的相对位置如何？
提示：短周期元素的离子 a A2＋、 b B＋、 c C3－、 d D－具有相同
的电子层结构，则： a －2＝ b －1＝ c ＋3＝ d ＋1，且A、B在
元素周期表中C、D的下一周期。
（2）原子序数从大到小的顺序是什么？
提示： a ＞ b ＞ d ＞ c 。
（3）离子半径由大到小的顺序是什么？
提示：C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
1. 判断下列说法的正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（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. 具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是（　　）
A. 1s22s22p63s23p5 B. 1s22s22p3
C. 1s22s22p2 D. 1s22s22p63s23p4
解析：　由核外电子排布式可知，A为氯原子，B为氮原子，C为
碳原子，D为硫原子。根据同周期主族元素从左到右原子半径逐渐
减小，同主族元素由上到下原子半径逐渐增大，故原子半径最大的
是硫原子。
3. 下列有关粒子半径的大小比较错误的是（　　）
A. K＞Na＞Li B. Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
C. Mg2＋＞Na＋＞F－ D. Cl－＞F－＞F
解析：　Li、Na、K属于同一主族，自上而下，原子半径逐渐增
大，A项正确；Na＋、Mg2＋、Al3＋的核外电子排布相同，核电荷数
越大，半径越小，B项正确；C项应为 r （F－）＞ r （Na＋）＞ r
（Mg2＋），C项错误；Cl－比F－多一个电子层，则 r （Cl－）＞ r
（F－），F－与F电子层数相同，F－比F多一个电子，故 r （F－）＞
r （F），D项正确。
4. （2024·合肥高二检测）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
解析：　①根据原子结构示意图可知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F＜Cl，同周期
主族元素随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，则Cl＜S，同
种元素的阴离子半径大于其原子半径，则S＜S2－；综上，半径大
小关系为S2－＞S＞Cl＞F，即③＞①＞②＞④。
分点突破（二）　电离能
1. 电离能的概念
（1）第一电离能： 基态原子失去一个电子转化为气态基
态正离子所需要的 叫做第一电离能。通常
用 表示。
气态　
最低能量　
I1　
（2）逐级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形成＋2
价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，
用 表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成
＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，
用 表示；依次类推。
I2　
I3　
2. 电离能的变化规律及原因
同
周
期
元
素 规
律 同周期元素从左到右，第一电离能整体呈 趋势。每
个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能
，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能 。
第ⅡA族元素的 n p轨道为全空，第一电离能大于第ⅢA族元
素；第ⅤA族元素 n p轨道为半充满，第一电离能大于第ⅥA族
元素
原
因 同周期元素原子的能层数相同，但随着核电荷数增大，原子
核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱，
元素的第一电离能整体呈增大趋势
增大　
最
小　
最大　
同
主
族
元
素 规
律 同主族元素从上到下，第一电离能逐渐
原
因 同主族元素原子的价层电子数相同，但从上到下，原子半径
逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电
子的能力逐渐增强，元素的第一电离能逐渐减小
减小　
过
渡
元
素 规
律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中
随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加
原
因 对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在（ n －1）d或
（ n －2）f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太
大
同一
元素 逐级电离能越来越大，即 I1＜ I2＜ I3…，同时逐级电离能相差
很大，出现突变
3. 电离能的应用
（1）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 ，原子越容易失去一个电子，元素金属性
越 。
（2）比较元素金属性的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。
（3）确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此
元素的电离能会发生突变。
小　
强　
（4）确定元素的化合价
如果 ＞ ，即电离能在 In 与 In＋1之间发生突变，则元素
的原子易形成＋ n 价离子，并且主族元素的最高化合价为＋ n
价（或只有＋ n 价、0价）。某元素的逐级电离能，若 I2
I1，则该元素通常显＋1价；若 I3 I2，则该元素通常显＋2
价；若I4 I3，则该元素通常显＋3价。
1. 前四周期元素第一电离能（ I1）与原子序数关系的变化如图所示：
（1）从原子结构的角度解释为什么同周期元素随着原子序数的递
增，第一电离能呈现递增的趋势？
提示：同周期元素的能层数相同，从左到右，核电荷数递
增，原子半径逐渐变小（稀有气体除外），原子核对电子的
吸引作用逐渐增大，越难失去电子，故第一电离能呈现递增
的趋势。
（2）从电子排布的角度分析为什么B的第一电离能小于Be，O的第
一电离能小于N？
提示：Be的价层电子排布为2s2，较难失去电子，B的价层电
子排布为2s22p1，失去一个电子后成为2p全空的稳定状态，
故B较易失去2p轨道上的1个电子，第一电离能：B＜Be；N
的价层电子排布为2s22p3，N原子2p轨道处于半充满的稳定状
态，较难失去1个电子，而O的价层电子排布为2s22p4，失去
一个电子成为2p3半充满的稳定状态，故较易失去一个电子，
因此第一电离能：N＞O。
2. 下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能：
元素 Na Mg Al
电离能/ （kJ·mol－1） 496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
（1）为什么同一元素的逐级电离能越来越大？
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。
（2）为什么钠、镁、铝的化合价分别为＋1、＋2、＋3价？
提示：钠的 I2比 I1大很多，电离能差值很大，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 I3比 I2大很多，
说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的 I1、 I2、 I3相
差不多，而 I4比 I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3
价离子。
1. 判断下列说法的正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）第一电离能越大的原子失电子的能力越强。 （　×　）
（2）铝的第一电离能比镁的第一电离能大。 （　×　）
（3）H的第一电离能大于C的第一电离能。 （　√　）
（4）在所有元素中，氟元素的第一电离能最大。 （　×　）
（5）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。 （　×　）
（6）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. 下列四种元素中，其第一电离能最大的是（　　）
A. 原子含有未成对电子最多的第二周期元素
B. 位于周期表中第三周期第ⅢA族的元素
C. 原子最外层电子排布为2s22p4的元素
D. 原子最外层电子排布为3s23p3的元素
解析：　原子含有未成对电子最多的第二周期元素为氮元素；周
期表中第三周期第ⅢA族的元素为铝元素；原子最外层电子排布为
2s22p4的元素为氧元素；原子最外层电子排布为3s23p3的元素为磷元素。同周期主族元素随原子序数的增大，第一电离能总体上呈增大趋势，同主族元素随原子序数的增大，第一电离能逐渐减小；元素原子核外电子排布处于全空、半充满、全充满时，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，则上述四种元素中，第一电离能最大的是氮元素，选A。
3. （2024·濮阳高二检测）下表列出了短周期金属元素R的各级电离能
数据：
电离能级数 I1 I2 I3 I4 I5 I6 …
电离能/（kJ·mol－1） 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 …
A. R元素的基态原子占据最高能级的原子轨道的形状是哑铃形
B. R元素的基态原子的电子排布式是1s22s22p2
C. R元素的第一电离能低于同周期左侧相邻元素
D. R元素在元素周期表中属于p区元素
下列有关R元素的说法错误的是（　　）
解析：　由电离能数据可知，该元素最外层有3个电子，且总电
子数超过6，因此R为Al，其基态原子占据最高能级的原子轨道为p
轨道，形状是哑铃形，A正确；Al的基态原子的电子排布式是
1s22s22p63s23p1，B错误；同周期左侧相邻元素为Mg，核外电子排
布：1s22s22p63s2，3p轨道处于全空状态，第一电离能大于Al，C正
确；Al的基态原子占据最高能级的原子轨道为p轨道，在元素周期
表中属于p区元素，D正确。
4. （2024·乐山沫若中学高二月考）某元素X的逐级电离能如图所
示，下列说法正确的是（　　）
A. X元素可能为＋4价
B. X的最高价氢氧化物一定为强碱
C. X为第五周期元素
D. X与氯气反应生成的化合物为XCl3
解析：　根据题图可知，第三电离能和第四电离能之间的差距最
大，所以该原子最外层有3个电子，属于第ⅢA族元素。X元素最外
层有3个电子，可能为＋3价，A错误；由上述分析可知，X的最高
价氢氧化物不可能是强碱，B错误；周期数＝核外电子层数，题图
中没有显示X原子有多少个电子层，因此无法确定该元素位于第几
周期，C错误；该主族元素最外层有3个电子，在反应中容易失去3
个电子形成X3＋，所以X与氯气反应时可能生成XCl3，D正确。
分点突破（三）　电负性
1. 相关概念
（1）键合电子：原子中用于形成 的电子。
（2）电负性：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，对键合电子的吸引力 。
化学键　
键合电子　
越大　
2. 电负性衡量标准
电负性的概念是由美国化学家鲍林提出的，以 的电负性
为4.0和 的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的
电负性。
氟　
锂　
3. 电负性的变化规律
（1）一般来说，除稀有气体元素外，同周期元素从左到右，元素
的电负性逐渐变大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
（2）同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，金属性逐渐
增强，非金属性逐渐减弱。
（3）主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角
的氟。
4. 电负性的应用
特别提醒
（1）电负性之差大于1.7的元素之间不一定都形成离子键，如F的电
负性与H的电负性之差为1.9，但HF中的H—F为共价键。
（2）电负性之差小于1.7的元素之间不一定都形成共价键，如H的电
负性与Na的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键为离子键。
　如图是主族元素的电负性的周期性变化
【交流讨论】
1. 依据上图中的数据分析，元素的电负性的大小与元素金属性、非金
属性强弱有何关系？
提示：元素的电负性越大，元素的非金属性越强；元素的电负性越
小，元素的金属性越强。
2. 电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
提示：元素电负性越大，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。
3. 电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以
NH3为例，化合物中不同元素表现的化合价与其电负性有何关系？
提示：NH3分子中，电负性较大的N元素表现负价，电负性较小的
H元素表现正价。
4. 试判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2　BeCl2　AlCl3　SiC
提示：Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，
为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值依次为
1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
1. 下列有关电负性的说法中正确的是（　　）
A. 主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大
B. 在元素周期表中，同周期元素电负性从左到右越来越大
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正价
解析：　A错，主族元素原子的第一电离能、电负性变化趋势基
本相同，但第一电离能变化有起伏，如电负性：O＞N，但第一电
离能：O＜N；B错，对于主族元素，同周期从左到右，元素的电
负性递增；C错，通常，电负性小于1.8的元素，大部分是金属元
素，电负性大于1.8的元素，大部分是非金属元素，但部分过渡元
素的电负性大于某些非金属元素的电负性。
2. （2024·西安模拟）下列描述不能说明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
解析：　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。
3. （2024·雅安高二检测）下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素
的某些性质，下列判断正确的是（　　）
元素 A B C D E
最低化合价 －4 －2 －1 －2 －1
电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0
A. 元素A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子
B. 与元素B同周期且第一电离能最小的元素的单质和E单质均能与
H2O发生置换反应
C. 元素B、C之间不可能形成化合物
D. C、D、E的简单氢化物的稳定性：E＞C＞D
解析：　根据元素最低化合价为得电子数，元素氧化性越强，电
负性越强，则A为C，B为S，C为Cl，D为O，E为F。元素A的原子
最外层电子排布式为2s22p2，2p轨道上的两个电子分占两个原子轨
道，且自旋状态相同，A错误；Na能与H2O发生置换反应生成
NaOH和H2，F2与H2O发生置换反应生成HF和O2，B正确；S的最外
层有6个电子，Cl的最外层有7个电子，它们之间可形成S2Cl2等化
合物，C错误；C、D、E的简单氢化物分别为HCl、H2O、HF，稳
定性：HF＞H2O＞HCl，D错误。
4. （2024·佛山高二检测）如表是某些短周期元素的电负性：
元素 Li Be B C O F
电负性 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
（1）通过分析电负性变化规律，确定Mg的电负性范围： ＜
Mg＜ 。
解析：据题表中数据可知，非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小。据此可知Mg的电负性应该大于钠的，而小于Be的，即0.93＜Mg＜1.57。
0.93　
1.57　
（2）推测电负性与原子半径的关系是
；根据短周期元素的电负性变化特点，体现了元素性质
的 变化规律。
解析：同周期元素自左向右原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大。同样同主族元素自上而下，原子半径逐渐增大，电负性逐渐减小，即同周期（同主族）中，电负性越大，其原子半径越小；体现了元素性质的周期性变化规律。
电负性越大，其原子半径越
小　
周期性　
（3）分别指出下列两种化合物中氧元素的化合价：HClO ，
HFO 。
解析：非金属性是F＞O＞Cl，所以在化合物HClO和HFO中氧元素的化合价分别是－2价和0价（因为F没有正价，只有－1价和0价）。
（4）试推断AlBr3中化学键类型是 。
解析：Al的电负性是1.61、而Br的电负性小于3.16，所以二者的电负性差值小于1.7，因此形成的化学键是共价键。
－2　
0　
共价键　
（5）预测元素周期表中，电负性最小的元素位于第 周期第
族（放射性元素除外）。
解析：金属性越强，电负性越小，则元素周期表中，电负性最小的元素为位于第六周期第ⅠA族的Cs（放射性元素除外）。
六　
ⅠA　
2
关键能力·细培养
互动探究 深化认知
电负性大小的判断与应用（归纳与论证）
【典例1】　（2023·浙江6月选考11题改编）X、Y、Z、W四种短周
期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有
X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期
中原子半径最大。下列说法不正确的是（　　）
A. 第一电离能：Y＞Z＞X
B. 电负性：Z＞Y＞X＞W
C. Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z
D. W2X2与水反应生成产物之一其官能团是碳碳三键
解析：X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、
Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未
成对电子，则X为C，Y为N，Z为F，W原子在同周期中原子半径最
大，则W为Na。离子半径：F－＞Na＋，W2X2与水反应生成的产物之
一为乙炔，乙炔的官能团是碳碳三键，同周期元素从左到右第一电离
能呈增大的趋势，则第一电离能：Z＞Y＞X，A错误。
【典例2】　按要求回答下列问题：
（1）（2023·全国乙卷35题）中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆
火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物（Mg x Fe2－ x
SiO4）。
基态Fe原子的价电子排布式为 。橄榄石中，各元素电负
性大小顺序为 ，铁的化合价为 。
3d64s2　
O＞Si＞Fe＞Mg　
＋2　
解析： Fe是26号元素，其核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，价层电子排布式为3d64s2。一般来说，元
素的非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小。
故橄榄石中元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞Mg；根据化合
物中各元素化合价代数和为零，可知Fe的化合价为＋2价。
（2）（2022·湖南高考）富马酸分子的结构
为 ，富马酸亚铁中各元素的电负性
由大到小的顺序是 。
解析：富马酸亚铁中含有的元素为C、H、O、Fe，其电负性由
大到小顺序为O＞C＞H＞Fe。
O＞C＞H＞Fe　
Ⅰ（ ）、Ⅱ（ ）、Ⅲ
（ ）所含有的元素中，电负性最大的是 。
解析：化合物Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ含有的元素为C、H、N、S、O、Se，其中非
金属性最强的元素是O，电负性最大的是O。
O　
（3）（2022·广东高考）化合物
（4）（2022·江苏高考改编）比较F和O电负性的大小： 。
解析：F的非金属性强于O，故电负性：F＞O。
（5）（2021·重庆高考）ATP的分子式为C10H16N5O13P3，其中电负性
最大的元素是 。
解析：ATP分子中含C、H、N、O、P五种元素，其中电负性最
大的元素是O。
F＞O　
O　
（7）（2021·湖南高考）H、C、N的电负性由大到小的顺序为
。
（6）（2021·山东高考）O、F、Cl电负性由大到小的顺序为
。
解析：非金属性：F＞O＞Cl，故电负性：F＞O＞Cl。
F＞O＞
Cl　
解析：、H、N中元素非金属性强弱顺序为N＞C＞H，故电负
性：N＞C＞H。
N＞C
＞H　
【规律方法】
电负性大小的判断方法
（1）根据位置判断
①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，故位于右边的元素电负性大（稀有气体元素除外）。
②同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小，故位于上面的元素电负性大。
（2）根据元素的种类判断
一般，金属元素的电负性＜非金属元素的电负性。金属元素的
电负性越小，金属越活泼，非金属元素的电负性越大，非金属
越活泼。
（3）根据元素的化合价判断
化合物中显正化合价的元素的电负性小于显负化合价的元素的
电负性。如CH4中C为－4价，H为＋1价，B2H6（乙硼烷）中B
为＋3价、H为－1价，则电负性：C＞H＞B。
【迁移应用】
1. 下列是几种基态原子的核外电子排布式，其中对应元素的电负性最
大的是（　　）
A. 1s22s22p4 B. 1s22s22p63s23p3
C. 1s22s22p63s23p2 D. 1s22s22p63s23p64s1
解析：　由元素原子的核外电子排布式可知，A为O，B为P，C
为Si，D为K；依据元素电负性的变化规律可知，电负性最大的元
素是O。
2. （2024·呼和浩特模拟）现有四种元素的基态原子的电子排布式如
下：①1s22s22p3；②[Ne]3s1；③1s22s22p63s23p4；④[Ar]4s1。则下
列说法中正确的是（　　）
A. ①和③元素均为非金属元素，并且位于同一主族
B. ②号元素的单质具有强氧化性
C. 第一电离能：④＜②＜③＜①
D. 电负性：②＜④＜①＜③
解析：　由基态原子的电子排布式可知，①为N元素、②为Na元
素、③为S元素、④为K元素。N为第ⅤA族元素，S为第ⅥA族元
素，A错误； Na具有强还原性，B错误；同周期主族元素，从左到
右元素第一电离能呈增大趋势，同主族元素，从上到下元素第一电
离能依次减小，则第一电离能大小顺序为④＜②＜③＜①，C正
确；同周期主族元素，从左到右元素的电负性依次增大，同主族元
素，从上到下元素的电负性依次减小，则电负性大小顺序为N＞S
＞Na＞K，D错误。
3
教学效果·勤检测
强化技能 查缺补漏
1. 下列关于粒子半径的说法正确的是（　　）
A. 电子层数少的原子半径一定小于电子层数多的原子半径
B. 核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C. 质子数相同的不同单核粒子，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从左到右原子半径逐渐减小，故第
ⅦA族元素的原子半径不一定比上一周期第ⅠA族元素的原子半径
大，如 r （Li）＞ r （Cl），A、D错误；核外电子层结构相同的单
核离子和原子，半径是不同的，B错误；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，C正确。
2. 下列同周期元素原子的价层电子排布中，对应元素的第一电离能最
小的是（　　）
A. n s2 n p3 B. n s2 n p5
C. n s2 n p6 D. n s2 n p4
解析：　 n s2 n p3为第ⅤA族元素， n s2 n p5为第ⅦA族元素， n s2 n
p6为0族元素（He除外）， n s2 n p4为第ⅥA族元素，同周期从左到
右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离
能大于同周期相邻主族元素的第一电离能，故 n s2 n p4对应元素的
第一电离能最小。
3. （2024·南昌高二检测）第三周期主族元素（或物质）某一性质随
原子序数的递变规律如图所示，该性质可以为（　　）
A. 原子半径
B. 元素的第一电离能
C. 元素的电负性
D. 单质的熔点
解析：　同周期越靠右原子半径越小，A错误；同周期越靠右第
一电离能越大，但是铝和硫除外，B错误；同周期越靠右元素的电
负性越大，C正确；钠、镁、铝常温下是固体，但是氯气常温下为
气体，熔点较低，D错误。
4. A、B、C、D四种短周期元素，原子序数依次增大，已知A是地壳
中含量最多的元素；B、C、D同周期，且B在同周期元素中第一电
离能最小；C的第一、二、三电离能分别为738 kJ·mol－1、1 451
kJ·mol－1、7 733 kJ·mol－1；D在同周期元素中（稀有气体元素除
外）第一电离能最大。
（1）写出各元素的元素符号：
A ；B ；C ；D 。
O　
Na　
Mg　
Cl　
解析：地壳中含量最多的元素是氧元素，故A为O；由于A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大且B、C、D同周期，故B、C、D位于第三周期；根据第一电离能的递变规律可知，B、D分别为Na、Cl；根据C的电离能数据可知，C的最外层电子数为2，故C是Mg。
（2）C的第三电离能远大于其第二电离能的原因是
。
解析：Mg最外层有2个电子，失去2个电子后形成最外
层8电子稳定结构，再失去1个电子需要更多的能量，所以Mg
的第三电离能远大于其第二电离能。
Mg2＋的价层电
子排布为2s22p6，处于全充满稳定状态，很难再失去1个电子
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 。
M　
9　
H＞B＞Li　
5. 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。
解析：①Cl原子核外电子数为17，基态原子核外电子排布式为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，Li、B、H中非金属性最强的是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。
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（kJ·mol－1）如表所示：
＜　
（2）金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。
I1 I2 I3 I4 I5
738 1 451 7 733 10 540 13 630
则M是 （填元素符号）。
Mg　
解析：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－的核外电子排布相同，所以离子半径：Li＋＜H－。②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族，且总电子数不少于5，则该元素为Mg元素。
学科素养·稳提升
4
内化知识 知能升华
1. 下列粒子半径大小关系正确的是（　　）
A. F＞Cl＞Br＞I
B. Na＜Mg＜Al＜Si＜P＜S＜Cl
C. Na＜Na＋、Cl＜Cl－
D. O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
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解析：　同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则原子半径
由大到小的顺序为I＞Br＞Cl＞F，A错误；同周期主族元素，从左
至右，原子半径依次减小，原子半径由大到小顺序为Na＞Mg＞Al
＞Si＞P＞S＞Cl，B错误；同种元素的粒子，核外电子数越多，半
径越大，钠原子半径大于钠离子，C错误；电子层结构相同的离
子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径由大到小的顺序为
O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，D正确。
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2. （2024·南通模拟）我国科学家在嫦娥五号月壤样品中发现一种新
矿物，命名为“嫦娥石”，英文名称为Changesite-（Y）。嫦娥石
是一种磷酸盐矿，属于陨磷钠镁钙石[Merrillite族。Merrillite的理
想组成为Ca9NaMg（PO4）7]，下列说法正确的是（　　）
A. 电负性大小：χ（P）＜χ（O）
B. 第一电离能大小： I1（Mg）＜ I1（Na）
C. 碱性强弱：Ca（OH）2＜Mg（OH）2
D. 半径大小： r （O2－）＜ r （Mg2＋）
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解析：　同周期主族元素从左到右电负性增大，同主族元素从上
到下电负性减小，电负性大小：χ（P）＜χ（S）＜χ（O），A正
确；同周期主族元素随着核电荷数增大，第一电离能整体呈现增大
趋势，第一电离能大小： I1（Mg）＞ I1（Na），B错误；同主族元
素随着核电荷数增大金属性增强，对应最高价氧化物水化物的碱性
增强，碱性强弱：Ca（OH）2＞Mg（OH）2，C错误；氧离子和镁
离子的核外电子排布相同，O的核电荷数小，O2－的半径更大，D
错误。
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3. （2024·南宁模拟）下列说法不正确的是（　　）
A. 第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负
性从上到下逐渐增大
B. 电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度
C. 元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强
D. NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
解析：　第ⅦA族元素从上到下非金属性逐渐减弱，所以电负性
从上到下逐渐减小，A错误。
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4. （2024·盐城模拟）CrSi、Ge-GaAs、ZnGeAs2和碳化硅都是重要的
半导体化合物，下列说法错误的是（　　）
A. 基态铬原子的价层电子排布式为3d54s1
B. 酸性：H2SiO3＜H2CO3
C. ZnGeAs2中元素Zn、Ge、As的电负性由大到小的顺序为As＞Ge＞
Zn
D. Ge-GaAs中元素Ge、Ga、As的第一电离能由大到小的顺序为As＞
Ga＞Ge
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解析：　铬是第24号元素，基态铬原子的价层电子排布式为
3d54s1，A正确；根据同主族从上到下元素非金属性减弱，最高价
氧化物对应的水化物酸性减弱，故碳酸的酸性比硅酸的强，B正
确；Zn、Ge、As同为第四周期元素，同周期元素从左到右电负性
增大，Zn、Ge、As的电负性由大到小的顺序为As＞Ge＞Zn，C正
确；同周期元素的第一电离能总体呈现从左到右增大的变化，但第
ⅡA、ⅤA族元素反常大，故元素Ge、Ga、As的第一电离能由大到
小的顺序为As＞Ge ＞Ga，D错误。
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5. 已知：元素X的电负性为2.5，元素Y的电负性为3.5，元素Z的电
负性为1.2，元素W的电负性为2.4。你认为上述四种元素中，哪两
种最容易形成离子化合物（　　）
A. X与Y B. X与W
C. Y与Z D. Y与W
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解析：　一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于
1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键元素间的电负性
差值小于1.7，通常形成共价键。X与Y电负性差值为3.5－2.5
＝1＜1.7，通常形成共价键，A不符合题意；X与W电负性差值
为 2.5－2.4＝0.1＜1.7，通常形成共价键，B不符合题意；Y
与Z电负性差值为3.5－1.2＝2.3＞1.7，通常形成离子键，C符
合题意；Y与W电负性差值为3.5－2.4＝1.1＜1.7，通常形成
共价键，D不符合题意。
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6. （2024·济宁期末）如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）。下列关于元素R的判断
中，一定正确的个数是（　　）
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500 ……
①R的最高正化合价为＋2价
②R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
③同周期元素中第一电离能小于R的元素有一种
④R元素位于元素周期表中第ⅡA族
A. 1 B. 2
C. 3 D. 4
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解析：　某短周期元素R的第三电离能剧增，说明该原子最外层
有2个电子，处于第ⅡA族，该原子存在第五电离能，说明核外电子
数数目大于4，R为Mg元素。Mg元素最高正化合价为＋2价，①正
确；R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2，②错误；R元素
最外层电子排布式为3s2，为全充满的稳定结构，第一电离能大于
同周期相邻的元素，则Na、Al的第一电离能小于R，③错误；R元
素位于元素周期表中第ⅡA族，④正确。
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7. （2024·宁波模拟）已知X、Y两元素同周期，且电负性：X＞Y，
下列说法错误的是（　　）
A. X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B. 第一电离能Y可能小于X
C. 最高价氧化物对应的水化物的酸性：X＜Y
D. 气态氢化物的稳定性：H m Y＜H n X
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解析：　同周期元素从左到右，原子序数依次增大，原子半径依
次减小，非金属性依次增强，电负性依次增大。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正确；同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，但第
ⅤA族元素的p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于第ⅥA族元
素，第一电离能Y可能大于X，也可能小于X，B正确；元素非金属
性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：X
＞Y，则最高价氧化物对应的水化物的酸性：X＞Y，C错误；元素
非金属性越强，气态氢化物越稳定，则气态氢化物的稳定性：H m
Y＜H n X，D正确。
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8. 如表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化
学元素。
（1）上述元素属于第三周期，且可以做半导体材料的是 （填元
素符号）。
Si　
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解析：根据元素在周期表中的位置，a是Na元素；b是H元素；c是Mg元素；d是Sr元素；e是Ti元素；f是Al元素；g是Ge元素；h是C元素；i是Si元素；j是O元素；k是Te元素；l是Cl元素；m是Ar元素。（1）上述元素属于第三周期，且可以做半导体材料的是Si元素。
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（2）下表是一些气态基态原子的第一、二、三、四电离能
（kJ·mol－1）：
锂 X Y
第一电离能 519 502 580
第二电离能 7 296 4 570 1 820
第三电离能 11 799 6 920 2 750
第四电离能 — 9 550 11 600
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①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第
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：
。
②表中Y可能为以上13种元素中的 （填元素符号）元素。
用元素符号表示X和l形成化合物的电子式是 。
Li原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再
失去一个电子很困难　
Al　
Na＋[︰ ︰] －
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解析：①Li原子失去一个电子后形成Li＋，Li＋的核外电子排布为1s2，结构稳定，Li＋难失电子，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。②表中Y的第四电离能远大于第三电离能，可知Y最外层有3个电子，Y可能为以上13种元素中的Al元素。X的第二电离能远大于第一电离能，可知X最外层有1个电子，X是Na元素，Na和Cl形成的化合物NaCl是离子化合物，电子式是Na＋[︰ ︰]－。
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（3）以上13种元素中， （填元素符号）元素原子失去核外第
一个电子需要的能量最多。
解析：以上13种元素中，Ar最外层有8个电子，结构稳定，Ar原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
Ar　
（4）根据元素原子的价层电子排布的特征，可将元素周期表分成
几个区域，其中元素c位于 区。
解析：是 Mg元素，位于s区。
s　
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9. （2024·连云港高二检测）一种钠硫电池以钠和硫为电极反应物，
Al2O3陶瓷为传导离子的介质，外壳采用不锈钢或碳材料。下列说
法正确的是（　　）
A. 第一电离能大小： I1（O）＞ I1（S）
B. 半径大小： r （Al3＋）＞ r （Na＋）
C. 电负性大小：χ（C）＞χ（O）
D. 碱性强弱：Fe（OH）3＞NaOH
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解析：　同主族元素，从上到下元素的第一电离能依次减
小，则氧元素的第一电离能大于硫元素，A正确；电子层结构
相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的离子
半径小于钠离子，B错误；元素的非金属性越强，电负性越
大，氧元素的非金属性强于碳元素，则氧元素的电负性大于碳
元素，C错误；氢氧化钠是强碱，氢氧化铁是弱碱，则氢氧化
钠的碱性强于氢氧化铁，D错误。
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10. （2024·重庆高二检测）镍铁水滑石在电催化氧化领域有着重要的
应用，其化学式为
[Ni（1－ x）Fe x （OH）2]（NO3） x · m H2O。下列说法不正确的是
（　　）
A. Ni位于元素周期表中第Ⅷ族
B. 基态Fe核外电子填充在15个轨道中
C. 同周期元素中，第一电离能比N大的只有一种
D. 5种元素中，电负性最大的是O
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解析：　Ni是28号元素，位于第四周期第Ⅷ族，A正确；基态
Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，电子填充在15个轨
道中，B正确；同周期元素中，第一电离能比N大的有F和Ne，C
错误；Ni、Fe为金属元素，同周期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，故这5种元素中电负性
最大的是O，D正确。
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11. （2024·福州高二检测）M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次
增大，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电
子。下列说法不正确的是（　　）
A. 氢化物沸点：X＜Y
B. 电负性：M＜X＜Y＜Z
C. 第一电离能：W＜X＜Z＜Y
D. 简单离子半径：Y＞Z
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解析：　M、W、X、Y、Z原子序数依次增大，基态Z原子的电
子填充了3个能级，则分别为1s、2s、2p，有两个未成对电子，Z
能形成2条单键，则Z的电子排布式为1s22s22p4，Z为O，X形成4条
单键，X为C，M形成1条单键，M为H，则Y为N，W为B。C的氢
化物有多种，如碳原子数较多的烃沸点较高，因此无法确定氢化
物的沸点：C＜N，A错误；同周期主族元素从左到右电负性逐渐
增大，则电负性：C＜N＜O，同时H的电负性小于以上三种元
素，B正确；
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同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，N的2p轨道半充满较稳
定，第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能：B＜C＜O＜N，
C正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则
离子半径：N3－＞O2－，D正确。
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12. （2024·龙岩高二检测）表格为门捷列夫元素周期表的一部分，其
中的编号代表对应的元素。用相应元素符号或化学用语回答下列
问题：
（1）基态F原子有 种运动状态的电子。
9　
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3
4
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9
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13
解析：由元素在周期表中位置可知，①为H、②为N、③为
O、④为F、⑤为Na、⑥为Al、⑦为Cl、⑧为K、⑨为Cr、
⑩为Cu、 为Se。（1）在同一原子轨道中最多可以有两个
自旋方向相反的电子，自旋方向不同，运动状态也就不相
同，即运动状态个数等于电子数；F为9号元素，基态原子
有9种运动状态的电子。
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（2）元素③ 电负性较大的是 ；Se的原子结构示意图
为 。
解析：同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减小；元素③ 电负性较大的是O；Se的原子结构示意图： 。
O　
1
2
3
4
5
6
7
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（3）元素铬的基态原子的价层电子排布图
为 。
解析：r为24号元素，Cr原子的价层电子
排布图： 。
1
2
3
4
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7
8
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13
（4）基态Cu原子中，能量最高的电子占据的原子轨道的形状
为 。
解析：基态Cu原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故能量最高的电子占据的原子轨道的形状为球形。
球形　
（5）该表格中电负性最大的元素与第一电离能最小的元素形成的
化合物的电子式为 。
解析：该表格中电负性最大的元素为氟，第一电离能最小的元素为钾，二者形成的化合物为离子化合物氟化钾，电子式为K＋[︰ ︰]－。
K＋[︰ ︰]－　
1
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3
4
5
6
7
8
9
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（6）②③的简单气态氢化物中较稳定的是 （填化学式），
元素⑥⑦的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式
为 。
H2O　
Al（OH）3＋3H＋ Al3＋＋3H2O　
解析：非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，②③的简单气态氢化物中较稳定的是H2O，元素⑥⑦的最高价氧化物的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸，二者相互反应生成铝离子和水，离子方程式为Al（OH）3＋3H＋ Al3＋＋3H2O。
1
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13
13. （2024·长春模拟）前四周期元素A、B、C、D、E、F原子序数依
次增大，其相关性质如表所示：
A 2p能级电子半充满
B 与A同周期，且原子核外有2个未成对电子
C 基态原子核外有6个原子轨道排有电子，且只有1个未成对电子
D 其基态原子价层电子排布式为 m s nm p n＋2
E 前四周期元素中，E元素基态原子未成对电子数最多
F 基态F＋各能层电子全充满
1
2
3
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12
13
请根据以上情况，回答下列问题：
（1）E元素基态原子核外有 种运动状态的电子，电子排布式
为 ；F位于元素周期
表第 周期第 族，处于元素周期表中 区，写出F元
素基态原子的价层电子排布式 。
24　
1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar]3d54s1）　
四　
ⅠB　
ds　
3d104s1　
1
2
3
4
5
6
7
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9
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11
12
13
解析：前四周期元素A、B、C、D、E、F原子序数依次增大，A的2p能级电子半充满，则A为氮元素；B与A同周期，且原子核外有2个未成对电子，原子序数比A大，则B为氧元素；C基态原子核外有6个原子轨道排有电子，且只有1个未成对电子，则C为钠元素；在前四周期元素中，E元素基态原子未成对电子数最多，则价层电子排布式为3d54s1，E为铬元素；D的基态原子价层电子排布式为 m s nm p n＋2，即价层电子排布式为 m s2 m p4，则D为第ⅥA族元素，原子序数小于铬大于钠，则D为硫元素；基态F＋各能层电子全充满，则F为铜元素。
1
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6
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（1）E为铬元素，铬是24号元素，则E元素基态原子核外有24种运动状态的电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar]3d54s1），F为铜元素，位于元素周期表第四周期第ⅠB族，其基态原子的价层电子排布式为3d104s1。
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（2）A、B、C、D四种元素第一电离能由大到小的顺序为
（用元素符号表示，下同）。B、C、D三种元素
的简单离子的半径由大到小的顺序为 ，
B、C、D三种元素电负性由大到小的顺序为 。
N＞O
＞S＞Na　
S2－＞O2－＞Na＋　
O＞S＞Na　
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解析： A、B、C、D分别为N、O、Na、S，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但由于N元素核外p能级上电子处于半充满状态，较稳定，第一电离能大于氧元素，同主族元素第一电离能从上到下逐渐减小，第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞S＞Na；B、C、D三种元素分别为O、Na、S，其简单离子分别为O2－、Na＋、S2－，其中O2－、Na＋电子层结构相同，都为2层，S2－核外电子层为三层，电子层数越多，半径越大，电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，所以B、C、D三种元素简单离子半径由大到小顺序为S2－＞O2－＞Na＋，电负性大小为O＞S＞Na。
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（3）写出A元素基态原子的电子排布图 。
解析： A元素为氮元素，则A元素基态原子的电子排布图为 。
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