资源简介

第11讲　元素周期表　元素的性质
[复习目标]　1.能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。能列举元素周期律(表)的应用。2.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等性质的变化规律。
考点一　元素周期律与元素周期表
(一)元素周期表
1.元素周期表的编排原则
(1)周期：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成的横行。
(2)族：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序从上而下排成的纵列。
2.元素周期表的结构
请在下表中画出元素周期表的轮廓， 并在表中按要求完成下列问题：
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将前六周期主族元素的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113~117号元素的位置。
答案　
3.元素周期表的分区
请在上述轮廓图中找出s区、p区、d区、ds区、f区的位置，并写出各区价层电子排布特点。
分区 元素分布 价层电子排布
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1~2
p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(He除外)
d区 ⅢB族~Ⅷ族 (镧系、锕系除外) (n-1)d1~9ns1~2 (Pd除外)
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1~2
f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14 (n-1)d0~2ns2
4.熟记元素周期表中的四个重要的关系
(1)电子层数=周期数；
(2)最外层电子数=主族序数；
(3)主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)；
(4)主族元素的最低负化合价=主族序数-8。
1.解答下列问题。
(1)(2025·江宁高级中学、镇江一中12月联考)在元素周期表中，Re与Mn同族，则Re位于　　区。
(2)[2024·安徽，15(1)]Cu位于元素周期表第　　周期第　　族。
(3)[2024·山东，16(1)节选]Mn在元素周期表中位于第　　周期第　　族。
(4)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们基态原子的价层电子排布式和元素符号：
①第四周期第ⅣB族：　　　　；
②第五周期第ⅦA族：　　　　。
(5)某元素基态M2+的3d轨道上有5个电子，则基态M原子的核外电子排布式为　　　　。
答案　(1)d　(2)四　ⅠB　(3)四　ⅦB
(4)①3d24s2、Ti　②5s25p5、I
(5)1s22s22p63s23p63d54s2
解析　(1)Mn核外价层电子排布式为3d54s2，位于d区，Re与Mn同族，Re也位于d区。
2.A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为　　　　　　(填元素符号)。
答案　O、P、Cl
解析　设A的原子序数为x，则B的原子序数为x+8-1，C的原子序数为x+8+1，由(x+8-1)+(x+8+1)=4x，解得x=8，所以A为O元素、B为P元素、C为Cl元素。
(二)元素周期律
1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
2.实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
3.同周期、同主族元素性质的递变规律
(1)同周期元素性质的递变规律
同周期主族元素从左到右，核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(2)同主族元素性质的递变规律
同主族元素从上到下，电子层数依次增大，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，失电子的能力依次增强，得电子的能力依次减弱；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
4.金属和非金属的分界线
(1)分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、与硼、硅、砷、碲、砹、的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
(2)各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
(3)分界线附近元素的性质：既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
5.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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。
例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。
3.根据元素周期律比较下列各组性质(填“>”或“<”)：
(1)金属性：K　　　　Na　　　　Mg；
非金属性：F　　　　O　　　　S。
(2)碱性：Mg(OH)2　　　Ca(OH)2　　　　KOH。
(3)酸性：HClO4　　　　H2SO4　　　　HClO。
(4)热稳定性：NH3　　　H2O　　　　HF。
(5)还原性：HBr　　　　HCl，I-　　　　S2-。
答案　(1)>　>　>　>　(2)<　<
(3)>　>　(4)<　<　(5)>　<　
4.比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)：
(1)Na　　　　Mg　　　　Cl。
(2)Li　　　　Na　　　　K。
(3)F-　　　　Cl-　　　　Br-。
(4)Cl-　　　　O2-　　　　Na+　　　　Mg2+。
(5)Fe2+　　　　Fe3+。
答案　(1)>　>　(2)<　<　(3)<　<
(4)>　>　>　(5)>
5.下列有关微粒半径大小关系的比较中，正确的是(　　)
A.微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y-
B.原子序数：X>Y，则原子半径一定是XC.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)
D.同一主族非金属元素原子半径：X>Y，则非金属性：X>Y
答案　C
解析　核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径：X+r(Cu+)>r(Cu2+)，C正确；同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误。
原子或离子半径比较
(1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
(3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
6.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　)
A.根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强
B.用钠来置换MgCl2溶液中的Mg，可验证钠的金属性强于Mg
C.根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱
D.根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝的金属性依次减弱
答案　D
解析　应该根据金属失电子的难易程度来判断，易失电子的金属性较强，A不正确；钠首先跟MgCl2溶液中的水反应，无法置换出Mg，B不正确；Mg和Al与水反应都要加热，且现象都不明显，C不正确。
7.下列实验所涉及的操作或叙述正确的是(　　)
选项 实验 操作或叙述
A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH
B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中
C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶
D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3
答案　C
解析　不能用润湿的pH试纸测量溶液的pH，且应该比较等浓度的溶液的pH，故A错误；常温下，铁遇到浓硫酸会钝化，故B错误；金属Na和K容易与空气中的氧气以及水蒸气发生反应，为防止其氧化变质，用小刀切割后，剩余的钠、钾应及时放回煤油中保存，C正确；Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，不会生成氢氧化铝沉淀，故D错误。
比较元素金属性、非金属性强弱的常用方法
金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性 ①与H2化合越容易，简单氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
(三)元素周期表的应用
1.科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
2.寻找新材料
8.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)所有非金属元素都分布在p区(　　)
(2)在元素周期表中，d区和ds区的元素都是金属元素(　　)
(3)作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近(　　)
(4)构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内(　　)
(5)在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素(　　)
(6)农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内(　　)
答案　(1)×　(2)√　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√
9.已知115号元素的中文名为“镆”，在基态镆原子中，最后填入电子的轨道能级符号是　　　　　，电子云轮廓图形状为　　　　，故“镆”位于周期表中的　　　　区。
答案　7p　哑铃形　p
考点二　电离能　电负性
1.电离能
(1)第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol-1。
(2)规律
①同周期元素：从左到右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。
②同族元素：从上到下，第一电离能逐渐减小。
③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1(3)应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素的I2 I1，所以钠元素的化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
2.电负性
1.判断下列关于电离能叙述的正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)第一电离能越小，表示该气态原子越容易失电子(　　)
(2)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(　　)
(3)在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势(　　)
(4)所有元素中，氟的第一电离能最大(　　)
(5)第二周期元素中，第一电离能大于O的元素有3种(　　)
(6)第三周期元素中，第一电离能介于Mg和S之间的元素只有1种(　　)
(7)第四周期主族元素中，第一电离能介于Ga、As之间的元素有2种(　　)
答案　(1)√　(2)×　(3)√　(4)×　(5)√　(6)√　(7)×
2.真题组合正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)电负性：N(2)基态原子的第一电离能：Cl>P(2024·安徽，8B)(　　)
(3)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大(2024·北京，12C)(　　)
(4)第一电离能：C(5)电负性：F>Cl，则酸性：CF3COOH(6)第一电离能：I1(C)(7)钠元素的第一电离能大于钾(2022·海南，5A)(　　)
答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)√
3.NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，电负性大小顺序是　　　　　　　　。
答案　N>H>B
解析　NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，说明N的电负性强于H，B的电负性弱于H，故电负性：N>H>B。
答题规范1　电离能大小比较
1.电离能与原子结构
(1)答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
(2)答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B， 故A的第一电离能小于B。
2.电离能与半充满、全充满
(1)答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
(2)答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，××轨道处于半充满(全充满)状态，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1.[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：　　　　。
答案　I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
2.[2022·全国甲卷，35(2)]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　　(填标号)，判断的根据是　　　　　　　　；第三电离能的变化图是　　　　(填标号)。
答案　图a　同周期从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高　图b
3.[2022·河北，17(2)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是　　　　　，原因是　　　　　　　　。
答案　Cu　Cu的第一电离能失去的是4s1的电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2的电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2+的3d轨道电子处于全充满状态
4.如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。
其中有四种元素的第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式，分析发生该现象的原因。
答案　Be：2s2　N：2s22p3　Mg：3s2　P：3s23p3　发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布在原子轨道p能级中处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大。
1.(2024·江苏，4改编)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂(填“>”“<”或“=”)。
(1)半径：r(Al3+)　　　　r(K+)。
(2)碱性：Al(OH)3　　　　KOH。
(3)电负性：χ(O)　　　　χ(S)。
答案　(1)<　(2)<　(3)>
2.(1)(2023·江苏，4改编)C、Si、Ge位于元素周期表中ⅣA族。原子半径大小顺序为　　　　　　；第一电离能大小顺序为　　　　　　。
(2)(2022·江苏，3B改编)电负性大小：χ(F)　　　　χ(O)。
(3)[2020·江苏，21(2)]C、N、O元素的第一电离能大小顺序为　　　　　　　　。
答案　(1)CSi>Ge　(2)>
(3)N>O>C
3.(2024·江苏，1)我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第二周期的是(　　)
A.O B.P C.Ca D.Fe
答案　A
解析　O、P、Ca、Fe依次在第二、三、四、四周期，只有A符合。
4.(2024·重庆，5)某合金含Mg、Al、Si、Mn和Cu等元素。下列说法正确的是(　　)
A.Si的电负性大于Al
B.Mn和Cu均为d区元素
C.Mg的第一电离能小于Al
D.基态时，Mg原子和Mn原子的单电子数相等
答案　A
解析　同周期元素从左到右电负性逐渐增大，Si的电负性大于Al，A正确； 基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2，位于d区；基态Cu原子的价层电子排布式为3d104s1，位于ds区，B错误；镁的第一电离能大于铝的第一电离能，C错误；基态Mg原子的价层电子排布式为3s2，没有单电子，基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2，有5个单电子，D错误。
5.(2025·广东，9)元素a~i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如图。下列说法正确的是(　　)
A.a和g同主族
B.金属性：g>h>i
C.原子半径：e>d>c
D.最简单氢化物沸点：b>c
答案　B
解析　同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，第ⅡA族和第ⅤA族例外，由题图可知，c、h的第一电离能均大于其同周期相邻元素，又f和g的第一电离能相差较大，说明f和g不在同一周期，结合原子序数大小关系可知，a~i代表B~Al。a为B，g为Na，二者为不同主族元素，A错误；g、h、i分别为Na、Mg、Al，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减小，故金属性：Na>Mg>Al，B正确；c、d、e分别为N、O、F，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：N>O>F，C错误；b为C，c为N，最简单氢化物分别为CH4、NH3，NH3分子间存在氢键，沸点升高，故最简单氢化物的沸点：NH3>CH4，D错误。
6.[2025·山东，16(1)]Fe单质及其化合物应用广泛。
在元素周期表中，Fe位于第　　　　周期　　　　族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为　　　　。
答案　四　Ⅷ　4∶5
解析　Fe为26号元素，基态Fe原子的价层电子排布式为3d64s2，故Fe位于第四周期第Ⅷ族。基态Fe原子、基态Fe3+的价层电子排布式分别为3d64s2、3d5，未成对电子数之比为4∶5。
课时精练
[分值：50分]
(1~3题，每小题5分，4~7题，每小题6分)
1.(教材改编)下列说法正确的是(　　)
A.s区全部都是金属元素
B.最外层电子数为2的元素都分布在s区
C.电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属
D.共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价
答案　D
解析　s区的氢元素为非金属元素，氦元素最外层电子数为2，但属于0族元素，位于p区，不属于s区，金属Pb的电负性为1.9；用电负性来描述不同元素对键合电子吸引力大小，电负性大的成键元素，对电子的吸引力大，显负价，答案为D。
2.(教材选编)下列曲线表示卤族元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，正确的是(　　)
答案　A
解析　同一主族元素从上到下，随着核电荷数的增大，电负性逐渐减小，第一电离能逐渐减小，最高化合价相同，但F没有正价；F2、Cl2、Br2均为分子晶体，随相对分子质量的增大，熔点升高，故熔点：Br2>Cl2>F2，答案选A。
3.(2025·徐州期中)古代壁画中常用的蓝色颜料是石青[2CuCO3·Cu(OH)2]，黑色颜料是铁黑(Fe3O4)。下列元素位于元素周期表中ds区的是(　　)
A.Cu B.C C.Fe D.O
答案　A
解析　A项，Cu的价层电子排布式为3d104s1，其属于ds区元素，符合题意；B项，C的价层电子排布式为2s22p2，其属于p区元素，不符合题意；C项，Fe的价层电子排布式为3d64s2，其属于d区元素，不符合题意；D项，O的价层电子排布式为2s22p4，其属于p区元素，不符合题意。
4.下列说法正确的是(　　)
A.原子半径：r(N)>r(P)>r(As)[2025·南京模拟]
B.离子半径：r(O2-)C.原子半径：r(O)>r(S)[2025·南通模拟]
D.原子半径：r(Ga)>r(As)[2025·宿迁沭阳如东中学12月月考]
答案　D
解析　A项，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：r(N)r(Na+)，错误；C项，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径：r(O)r(As)，正确。
5.下列说法正确的是(　　)
A.第一电离能：I1(Mg)>I1(Al)>I1(As)[2025·南京模拟]
B.非金属性：Br>Cl[2025·南通如东县模拟]
C.电负性：χ(N)>χ(O)[2025·南通模拟]
D.元素的第一电离能：F>O>N[2025·南京金陵中学4月调研]
答案　A
6.(2025·泰州考前指导)高岭石的化学组成可表示为Al4[Si4O10](OH)8，其性质相当稳定，被誉为“万能石”，常作为制造瓷器和陶器的主要原料，下列说法正确的是(　　)
A.半径：r(Al3+)>r(O2-)
B.第一电离能：I1(Al)>I1(Si)
C.酸性：H2SiO3D.热稳定性：SiH4>H2O
答案　C
解析　A项，Al3+和O2-电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，故r(Al3+)Si，则最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3>H2SiO3，正确；D项，元素非金属性越强，其氢化物热稳定性越强，非金属性：O>Si，故热稳定性：H2O>SiH4，错误。
7.(2025·南通海门中学第二次调研)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X元素原子最外层电子数是内层的2倍，元素Y的核电荷数等于W原子的最外层电子数，金属元素Z其原子最外层电子数与最内层相同。下列说法正确的是(　　)
A.电负性：χ(X)>χ(Y)
B.最高价氧化物对应水化物的酸性：W>X
C.原子半径：r(Z)D.X、W形成的化合物属于共价晶体
答案　B
解析　由题意可推知，X为C元素，Z为Mg元素，Y为N元素，W为Cl元素。A项，同周期元素的电负性从左向右依次增大，故电负性：CC，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>H2CO3，正确；C项，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，故原子半径：r(Mg)>r(Cl)，错误；D项，碳和氯形成的化合物四氯化碳为分子晶体，错误。
8.(11分)表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：　　　　。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：　　　　　　　。
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
　　　元素 电离能/(kJ·mol-1)　　　　 o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
比较两元素的I2、I3可知，气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难。对此，你的解释是　　　　。
(4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是　　　　　(填图1中的序号)。
(5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是　　　　　(填元素符号)。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的形式释放能量
(3)Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定　(4)2　(5)Al
解析　(3)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。(4)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯，故对应图1中的2号元素。(5)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。(共70张PPT)
第四章　第11讲　
元素周期表　元素的性质
1.能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。能列举元素周期律(表)的应用。
2.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等性质的变化规律。
复习目标
课时精练
考点一　元素周期律与元素周期表
考点二　电离能　电负性
答题规范1　电离能大小比较
练真题　明考向
内容索引
元素周期律与元素周期表
考点一
(一)元素周期表
1.元素周期表的编排原则
(1)周期：把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成的横行。
(2)族：把不同横行中 相同的元素，按 的顺序从上而下排成的纵列。
电子层数目
2.元素周期表的结构
请在右表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：
原子序数递增
最外层电子数
电子层数递增
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将前六周期主族元素的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113~117号元素的位置。
答案　
分区 元素分布 价层电子排布
s区 ______________ ______
p区 ___________________ (He除外)
d区 (镧系、锕系除外) (Pd除外)
ds区 ______________ ____________
f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
3.元素周期表的分区
请在上述轮廓图中找出s区、p区、d区、ds区、f区的位置，并写出各区价层电子排布特点。
ⅠA族、ⅡA族
ns1~2
ⅢA族~ⅦA族、0族
ns2np1~6
ⅢB族~Ⅷ族
(n-1)d1~9ns1~2
ⅠB族、ⅡB族
(n-1)d10ns1~2
4.熟记元素周期表中的四个重要的关系
(1)电子层数=周期数；
(2)最外层电子数=主族序数；
(3)主族元素的最高正化合价=主族序数(O、F除外)；
(4)主族元素的最低负化合价=主族序数-8。
1.解答下列问题。
(1)(2025·江宁高级中学、镇江一中12月联考)在元素周期表中，Re与Mn同族，则Re位于　　区。
d
对点训练
Mn核外价层电子排布式为3d54s2，位于d区，Re与Mn同族，Re也位于d区。
(2)[2024·安徽，15(1)]Cu位于元素周期表第　　周期第　　族。
(3)[2024·山东，16(1)节选]Mn在元素周期表中位于第　　周期第　　族。
(4)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们基态原子的价层电子排布式和元素符号：
①第四周期第ⅣB族：　　　 　；②第五周期第ⅦA族：　　 　　。
(5)某元素基态M2+的3d轨道上有5个电子，则基态M原子的核外电子排布式为　　　 　。
四
ⅠB
四
ⅦB
3d24s2、Ti
5s25p5、I
1s22s22p63s23p63d54s2
2.A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为　　　　　　(填元素符号)。
O、P、Cl
设A的原子序数为x，则B的原子序数为x+8-1，C的原子序数为x+8+1，由(x+8-1)+(x+8+1)=4x，解得x=8，所以A为O元素、B为P元素、C为Cl元素。
(二)元素周期律
1.内容：元素的性质随着 的递增而呈周期性变化。
2.实质：元素性质的周期性变化是元素原子的 周期性变化的必然结果。
3.同周期、同主族元素性质的递变规律
(1)同周期元素性质的递变规律
同周期主族元素从左到右，核电荷数依次 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引能力依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ；金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
原子序数
核外电子排布
增大
减小
增强
减弱
增强
减弱
增强
(2)同主族元素性质的递变规律
同主族元素从上到下，电子层数依次 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的吸引能力依次 ，失电子的能力依次 ，得电子的能力依次 ；金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
增大
增大
减弱
增强
减弱
增强
减弱
4.金属和非金属的分界线
(1)分界线：沿着元素周期表中___
与____________
的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
铝、
(2)各区位置：分界线左下方为 ，分界线右上方为_________
。
(3)分界线附近元素的性质：既能表现出一定的 ，又能表现出一定的 。
锗、锑、钋、
硼、硅、砷、
碲、砹、
金属元素区
非金属元
素区
金属性
非金属性
5.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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。
例如，Be与Al处于对角线，其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。
3.根据元素周期律比较下列各组性质(填“>”或“<”)：
(1)金属性：K　　Na　　Mg；非金属性：F　 O　　S。
(2)碱性：Mg(OH)2　　Ca(OH)2　 KOH。
(3)酸性：HClO4　　H2SO4　 HClO。
(4)热稳定性：NH3　 H2O　　HF。
(5)还原性：HBr　　HCl，I-　　S2-。
>
对点训练
>
>
>
<
<
>
>
<
<
>
<
4.比较下列微粒半径大小(填“>”或“<”)：
(1)Na　　Mg　　Cl。
(2)Li　　Na　　K。
(3)F-　　Cl-　　Br-。
(4)Cl-　　O2-　　Na+　　Mg2+。
(5)Fe2+　　Fe3+。
>
>
<
<
<
<
>
>
>
>
5.下列有关微粒半径大小关系的比较中，正确的是
A.微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+>Y-
B.原子序数：X>Y，则原子半径一定是XC.r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)
D.同一主族非金属元素原子半径：X>Y，则非金属性：X>Y
√
核外电子排布相同的阴、阳离子，核电荷数越大，半径越小，故离子半径：X+同一周期的主族元素，原子序数越大，原子半径越小，但若位于不同周期，则原子序数越大，原子半径可能越大，B错误；
原子失去电子后生成阳离子，半径变小，失去电子越多，半径越小，故r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)，C正确；
同一主族元素，电子层数越多，半径越大，非金属性越弱，D错误。
思维建模
原子或离子半径比较
(1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
(3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
6.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是
A.根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较强
B.用钠来置换MgCl2溶液中的Mg，可验证钠的金属性强于Mg
C.根据Mg和Al与水反应的剧烈程度来比较它们的金属性强弱
D.根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、铝的金属性依
次减弱
√
应该根据金属失电子的难易程度来判断，易失电子的金属性较强，A不正确；
钠首先跟MgCl2溶液中的水反应，无法置换出Mg，B不正确；
Mg和Al与水反应都要加热，且现象都不明显，C不正确。
选项 实验 操作或叙述
A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH
B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中
C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶
D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3
7.下列实验所涉及的操作或叙述正确的是
√
不能用润湿的pH试纸测量溶液的pH，且应该比较等浓度的溶液的pH，故A错误；
常温下，铁遇到浓硫酸会钝化，故B错误；
金属Na和K容易与空气中的氧气以及水蒸气发生反应，为防止其氧化变质，用小刀切割后，剩余的钠、钾应及时放回煤油中保存，C正确；
Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，不会生成氢氧化铝沉淀，故D错误。
练后反思
比较元素金属性、非金属性强弱的常用方法
金 属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性 ①与H2化合越容易，简单氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
(三)元素周期表的应用
1.科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
2.寻找新材料
8.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)所有非金属元素都分布在p区(　　)
(2)在元素周期表中，d区和ds区的元素都是金属元素(　　)
(3)作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近(　　)
(4)构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内(　　)
(5)在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素(　　)
(6)农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内(　　)
×
对点训练
√
√
×
√
√
9.已知115号元素的中文名为“镆”，在基态镆原子中，最后填入电子的轨道能级符号是　 　，电子云轮廓图形状为　　　　，故“镆”位于周期表中的　　区。
7p
哑铃形
p
返回
电离能　电负性
考点二
1.电离能
(1)第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 ，符号： ，单位： 。
(2)规律
①同周期元素：从左到右，元素第一电离能呈 的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。
②同族元素：从上到下，第一电离能逐渐 。
③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1最低能量
I1
kJ·mol-1
增大
减小
(3)应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In+1 In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素的I2 I1，所以钠元素的化合价为+1。
③判断核外电子的分层排布情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
2.电负性
吸
引力
越大
4.0
1.0
增大
减小
1.判断下列关于电离能叙述的正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)第一电离能越小，表示该气态原子越容易失电子(　　)
(2)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(　　)
(3)在元素周期表中，同主族元素从上到下，第一电离能呈现递减的趋势
(　　)
(4)所有元素中，氟的第一电离能最大(　　)
(5)第二周期元素中，第一电离能大于O的元素有3种(　　)
(6)第三周期元素中，第一电离能介于Mg和S之间的元素只有1种(　　)
(7)第四周期主族元素中，第一电离能介于Ga、As之间的元素有2种(　　)
√
×
√
×
√
√
×
2.真题组合正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)电负性：N(2)基态原子的第一电离能：Cl>P(2024·安徽，8B)(　　)
(3)依据第二周期主族元素电负性依次增大，可推断它们的第一电离能依次增大(2024·北京，12C)(　　)
(4)第一电离能：C(5)电负性：F>Cl，则酸性：CF3COOH(6)第一电离能：I1(C)(7)钠元素的第一电离能大于钾(2022·海南，5A)(　　)
×
√
×
×
×
√
3.NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，电负性大小顺序是　　　　。
N>H>B
NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，说明N的电负性强于H，B的电负性弱于H，故电负性：N>H>B。
返回
电离能大小比较
答题规范1
1.电离能与原子结构
(1)答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
(2)答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B，故A的第一电离能小于B。
2.电离能与半充满、全充满
(1)答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
(2)答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，××轨道处于半充满(全充满)状态，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1.[2023·北京，15(2)]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由：_______________________________________________
　　　　。
规范精练
I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
2.[2022·全国甲卷，35(2)]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　(填标号)，判断的根据是_____________________________________________________
　　 　　　　　　；第三电离能的变化图是　　(填标号)。
图a
同周期从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高
图b
3.[2022·河北，17(2)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是　　，原因是_________________________________________________
______________________________________________________________
　　 　　　　　　。
Cu
Cu的第一电离能失去的是4s1的电子，第二电离能失去的是3d10的电子，Zn的第一电离能失去的是4s2的电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2+的3d轨道电子处于全充满状态
4.如图是1~20号元素第一电离能变化的曲线图。
其中有四种元素的第一电离能不符合同周期变化趋势，写出这4种元素的元素符号及其价层电子排布式，分析发生该现象的原因。
答案　Be：2s2　N：2s22p3　Mg：3s2　P：3s23p3　发生该现象的原因是它们原子核外价层电子排布在原子轨道p能级中处于半充满或全空的稳定状态，失去电子较为困难，故第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大。
返回
精练真题
练真题 明考向
1.(2024·江苏，4改编)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂(填“>”“<”或“=”)。
(1)半径：r(Al3+)　 r(K+)。
(2)碱性：Al(OH)3　 KOH。
(3)电负性：χ(O)　 χ(S)。
2.(1)(2023·江苏，4改编)C、Si、Ge位于元素周期表中ⅣA族。原子半径大小顺序为　　　 　；第一电离能大小顺序为　　　　　。
(2)(2022·江苏，3B改编)电负性大小：χ(F)　 χ(O)。
(3)[2020·江苏，21(2)]C、N、O元素的第一电离能大小顺序为　　　　。
<
<
>
CC>Si>Ge
>
N>O>C
3.(2024·江苏，1)我国探月工程取得重大进展。月壤中含有Ca、Fe等元素的磷酸盐，下列元素位于元素周期表第二周期的是
A.O B.P
C.Ca D.Fe
√
O、P、Ca、Fe依次在第二、三、四、四周期，只有A符合。
4.(2024·重庆，5)某合金含Mg、Al、Si、Mn和Cu等元素。下列说法正确的是
A.Si的电负性大于Al
B.Mn和Cu均为d区元素
C.Mg的第一电离能小于Al
D.基态时，Mg原子和Mn原子的单电子数相等
√
同周期元素从左到右电负性逐渐增大，Si的电负性大于Al，A正确；
基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2，位于d区；基态Cu原子的价层电子排布式为3d104s1，位于ds区，B错误；
镁的第一电离能大于铝的第一电离能，C错误；
基态Mg原子的价层电子排布式为3s2，没有单电子，基态Mn原子的价层电子排布式为3d54s2，有5个单电子，D错误。
5.(2025·广东，9)元素a~i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如图。下列说法正确的是
A.a和g同主族
B.金属性：g>h>i
C.原子半径：e>d>c
D.最简单氢化物沸点：b>c
√
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，第ⅡA族和第ⅤA族例外，由题图可知，c、h的第一电离能均大于其同周期相邻元素，又f和g的第一电离能相差较大，说明f和g不在同一周期，结合原子序数大小关系可知，a~i代表B~Al。a为B，g为Na，二者为不同主族元素，A错误；
g、h、i分别为Na、Mg、Al，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减小，故金属性：Na>Mg>Al，B正确；
c、d、e分别为N、O、F，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：N>O>F，C错误；
b为C，c为N，最简单氢化物分别为CH4、NH3，NH3分子间存在氢键，沸点升高，故最简单氢化物的沸点：NH3>CH4，D错误。
6.[2025·山东，16(1)]Fe单质及其化合物应用广泛。
在元素周期表中，Fe位于第　　周期　　族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为　　　。
Fe为26号元素，基态Fe原子的价层电子排布式为3d64s2，故Fe位于第四周期第Ⅷ族。基态Fe原子、基态Fe3+的价层电子排布式分别为3d64s2、3d5，未成对电子数之比为4∶5。
四
Ⅷ
4∶5
返回
精练高频考点 提升关键能力
课时精练
对一对
题号 1 2 3 4 5 6 7
答案 D A A D A C B
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
1
2
3
4
5
6
7
8
8.
(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的形式释放能量
(3)Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定　
(4)2　
(5)Al
1.(教材改编)下列说法正确的是
A.s区全部都是金属元素
B.最外层电子数为2的元素都分布在s区
C.电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属
D.共价化合物中，电负性大的成键元素表现为负价
√
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
s区的氢元素为非金属元素，氦元素最外层电子数为2，但属于0族元素，位于p区，不属于s区，金属Pb的电负性为1.9；用电负性来描述不同元素对键合电子吸引力大小，电负性大的成键元素，对电子的吸引力大，显负价，答案为D。
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
2.(教材选编)下列曲线表示卤族元素或其单质性质随核电荷数的变化趋势，正确的是
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
√
同一主族元素从上到下，随着核电荷数的增大，电负性逐渐减小，第一电离能逐渐减小，最高化合价相同，但F没有正价；F2、Cl2、Br2均为分子晶体，随相对分子质量的增大，熔点升高，故熔点：Br2>Cl2>F2，答案选A。
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
3.(2025·徐州期中)古代壁画中常用的蓝色颜料是石青[2CuCO3·Cu(OH)2]，黑色颜料是铁黑(Fe3O4)。下列元素位于元素周期表中ds区的是
A.Cu B.C C.Fe D.O
√
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
A项，Cu的价层电子排布式为3d104s1，其属于ds区元素，符合题意；
B项，C的价层电子排布式为2s22p2，其属于p区元素，不符合题意；
C项，Fe的价层电子排布式为3d64s2，其属于d区元素，不符合题意；
D项，O的价层电子排布式为2s22p4，其属于p区元素，不符合题意。
4.下列说法正确的是
A.原子半径：r(N)>r(P)>r(As)[2025·南京模拟]
B.离子半径：r(O2-)C.原子半径：r(O)>r(S)[2025·南通模拟]
D.原子半径：r(Ga)>r(As)[2025·宿迁沭阳如东中学12月月考]
√
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
A项，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：r(N)B项，O2-和Na+核外电子排布相同，且O的核电荷数比Na小，故离子半径：r(O2-)>r(Na+)，错误；
C项，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径：r(O)D项，同周期元素，从左到右原子半径逐渐减小，Ga在As左边，所以原子半径：r(Ga)>r(As)，正确。
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
5.下列说法正确的是
A.第一电离能：I1(Mg)>I1(Al)>I1(As)[2025·南京模拟]
B.非金属性：Br>Cl[2025·南通如东县模拟]
C.电负性：χ(N)>χ(O)[2025·南通模拟]
D.元素的第一电离能：F>O>N[2025·南京金陵中学4月调研]
√
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
6.(2025·泰州考前指导)高岭石的化学组成可表示为Al4[Si4O10](OH)8，其性质相当稳定，被誉为“万能石”，常作为制造瓷器和陶器的主要原料，下列说法正确的是
A.半径：r(Al3+)>r(O2-)
B.第一电离能：I1(Al)>I1(Si)
C.酸性：H2SiO3D.热稳定性：SiH4>H2O
√
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
A项，Al3+和O2-电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，故r(Al3+)B项，同周期元素从左到右第一电离能有增大的趋势，故I1(Al)C项，同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，其最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，非金属性：C>Si，则最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3>H2SiO3，正确；
D项，元素非金属性越强，其氢化物热稳定性越强，非金属性：O>Si，故热稳定性：H2O>SiH4，错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
7.(2025·南通海门中学第二次调研)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X元素原子最外层电子数是内层的2倍，元素Y的核电荷数等于W原子的最外层电子数，金属元素Z其原子最外层电子数与最内层相同。下列说法正确的是
A.电负性：χ(X)>χ(Y)
B.最高价氧化物对应水化物的酸性：W>X
C.原子半径：r(Z)D.X、W形成的化合物属于共价晶体
√
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
由题意可推知，X为C元素，Z为Mg元素，Y为N元素，W为Cl元素。A项，同周期元素的电负性从左向右依次增大，故电负性：CB项，元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：Cl>C，则最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>H2CO3，正确；
C项，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，故原子半径：r(Mg)>r(Cl)，错误；
D项，碳和氯形成的化合物四氯化碳为分子晶体，错误。
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的核外电子排布式：
　　　　 。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：____________________________________________________
　　　　　　　。
8.表1是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光的
形式释放能量
(3)o、p两元素的部分电离能数据如表2：
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
　　　 元素 电离能/(kJ·mol-1)　　　　 o p
I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
表2
比较两元素的I2、I3可知，气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难。对此，你的解释是　 　　　。
Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，比较稳定
o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2或[Ar]3d54s2，Mn2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满状态，相对比较稳定，当其失去第3个电子时比较困难，而Fe2+的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成共价晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，8种元素熔点最低的为氩，其次为氯，其中电负性最大的为氯，故对应图1中的2号元素。
(4)第三周期8种元素单质熔点高低的顺序如图1所示，其中电负性最大的是　　(填图1中的序号)。
2
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
(5)表1中所列的某主族元素的电离能情况如图2所示，则该元素是　　(填元素符号)。
Al
1
2
3
4
5
6
7
8
答案
由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，应为Al。
返回

展开更多......

收起↑