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第25讲　元素周期表　元素周期律
第六章　物质结构与性质
复习要点　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.了解元素电离能、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，能说明元素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、推断化学键的极性。
考点1
考点 　元素周期表的结构与价层电子排布
1. 元素周期表的编排原则
2. 元素周期表的结构
（1）元素周期表中数值的规律
元素周期表中常见的等量关系如下：
a.核电荷数＝质子数＝原子序数；
b.核外电子层数＝周期序数；
c.主族序数＝最外层电子数＝最高正价（O、F除外）；
d.非金属元素：最低负价＝主族序数－8（H、B除外）；
e.副族序数：价层电子（n－1）dansb，a＋b≤7，则a＋b＝副族序数；7＜a＋ b≤10：Ⅷ族；a＋b＞10：a＋b－10＝副族序数。
（2）元素原子序数差的规律
①同周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差有以下三种情况：第二、三周期（短周 期）相差1；第四、五周期相差11；第六、七周期相差25。
②相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。若A、B是同主族相 邻周期元素，A、B所在周期分别有m和n种元素（如图所示）。当A、B在ⅠA或ⅡA族 时，y＝x＋m。A、B在ⅢA～0族时，y＝x＋n。
（3）周期
①3短4长，共7个周期
项目 短周期 长周期
序号 一 二 三 四 五 六 七
元素种类 2 8 8 18 18 32 32
0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118
②原子价层电子数与周期的关系
（4）族：7主族＋8副族＋0族，共16个族
①族与列的关系
主
族 列 1 2 13 14 15 16 17
族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
副
族 列 3 4 5 6 7 8、9、10 11 12
族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
0族 第18纵列
②原子价层电子数与族的关系
族 价层电子排布式 规律
主 族 ⅠA、ⅡA 价层电子数＝族序数
ⅢA～ⅦA
0族 （He除外） 最外层电子数为8
副 族 ⅠB、ⅡB 最外层ns轨道上的电子数＝族序数
ⅢB～ⅦB
（镧系、锕系除外） 价层电子数＝族序数
Ⅷ
（钯除外） 除0族元素外，若价层电子数分别 为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的 8、9、10列
ns1～2
ns2np1～5
ns2np6
（n－1）d10ns1～2
（n－1）d1～5ns1～2
（n－1）d6～9ns1～2
【教材再现】
（鲁科选2 P20T5改编）在元素周期表中，为什么第2、3周期均有8种元素，而第4、 5周期均有18种元素，第6、7周期均有32种元素？
（提示：根据鲍林近似能级图，第2、3周期只有s和p能级，共有4个轨道，每一轨道 上最多容纳2个电子，又由于每个周期所容纳的元素种数与该周期容纳的最多电子数 目相等，所以第2、3周期均为8种元素；在第4、5周期元素包含的能级为ns、np、 （n－1）d，共9个原子轨道，最多容纳18个电子，所以在第4、5周期中可以排18种 元素；第6、7周期元素所包含的能级除ns、np、（n－1）d外，还有（n－2）f，故 多出了7个原子轨道，14个电子，对应多出了14种元素，共32种元素）
3. 元素周期表的分区
（1）原子价层电子与元素周期表的分区
①按价层电子排布
②各区元素化学性质及价层电子排布的特点
分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 除氢元素外都是活泼金属元 素；通常是最外层电子参与反应
p区 ⅢA族～ⅦA 族、0族 ns2np1～6（He除外） 通常是最外层电子参与反应 （0族元素除外）
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族（镧系、锕系除外） （n－1）d1～9ns1～2
（Pd除外） d轨道可以不同程度地参与化 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 镧系元素的化学性质非常相 近，锕系元素的化学性质也非常相近
（2）元素周期表的分界线
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、锗、锑、钋
硼、硅、砷、碲、砹
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：既表现 的性质，又表现 的性质。
金属元素区
非金属元素区
金属元素
非金属元素
4. 元素周期表的三大应用
（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
（3）用于工农业生产
对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制 农药材料等。
A. 原子序数相差8的两种短周期元素，它们一定是同主族元素
B. 价层电子排布式为5s25p4的元素位于第五周期第ⅥA族，是p区元素
C. 镧系元素在周期表中占据同一格，它们互为同位素
D. 第四周期元素中，基态原子未成对电子数目最多的是锰
B
解析：原子序数相差8的短周期元素可能在同一主族，如氧和硫，也可能不在同一主 族，如H和F，故A错误；价层电子排布式为5s25p4的元素，有5个电子层，最外层有6 个电子，则该元素位于第五周期第ⅥA族，是p区元素，故B正确；质子数相同、中子 数不同的原子互称同位素，57～71号元素称为镧系元素，质子数均不同，不互为同位 素，故C错误；在第四周期所有元素中，基态原子未成对电子数最多的元素的价层电 子排布式为3d54s1，为铬元素，元素符号为Cr，故D错误。
2. （2026 名师汇编）下列说法错误的是 （填序号）。
①钠元素与钾元素的原子序数相差18
②周期表中元素种类最多的族是第Ⅷ族，第Ⅷ族有三个纵列
③第2～12列元素中没有非金属元素
④铍（Be）与铝元素具有相似性，则其氧化物及氢氧化物具有两性
⑤L层电子数为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
⑥主族元素均呈现与其族数相同的最高化合价
⑦同一周期中，ⅡA与ⅢA族元素原子的核电荷数都相差1
①②⑥⑦
解析：钠元素的原子序数为11，钾元素的原子序数为19，二者相差8，故①错误，符 合题意。元素周期表中元素种类最多的族是第ⅢB族，包含镧系元素和锕系元素，故 ②错误，符合题意。元素周期表中第2～12列元素为碱土金属和过渡金属元素，其中 没有非金属元素，故③正确，不符合题意。Be与Al在周期表中位于对角线位置，性质 相似，氧化铝和氢氧化铝具有两性，则铍的氧化物及氢氧化物也具有两性，故④正 确，不符合题意。L层电子数为奇数的所有元素一定位于第二周期，且其所在族的序 数与该元素原子的L层电子数相等，故⑤正确，不符合题意。主族元素一般呈现与其 族数相同的最高化合价，但O、F非金属性强，没有正化合价，故⑥错误，符合题 意。只有第二、三周期中，ⅡA与ⅢA族元素原子的核电荷数相差1，故⑦错误，符合 题意。
A. 两种元素位于同一周期
B. 116号元素位于第ⅥA族
C. 116号元素的价层电子排布式为6d107s27p4
D. 114号元素属于p区
解析：114号元素和116号元素分别位于元素周期表中第七周期ⅣA族和ⅥA族，第116 号元素的价层电子排布式为7s27p4，C项错误。
C
题组二　元素在周期表中的位置
A. “天舟六号”为中国空间站送去推进剂Xe气，Xe是第ⅠA族元素
B. 锡（50Sn）与Si处于同一主族，则Sn位于第四周期第ⅣA族
C. “北斗三号”导航卫星搭载计时铷原子钟，铷是第ⅠA族元素
D. 我国“硅—石墨烯—锗（Ge）晶体管”技术获得重大突破，所涉元素都是短周期 元素
解析：Xe为稀有气体元素，在元素周期表中位于0族，故A项错误。Si位于第三周期 第ⅣA族，Sn与Si处于同一主族，二者的原子序数之差为50－14＝36，所以Sn位于第 五周期第ⅣA族，故B项错误。铷是碱金属元素，位于第ⅠA族，故C项正确。第一～ 三周期元素为短周期元素，Ge位于第四周期，是长周期元素，故D项错误。
C
解题感悟
根据稀有气体元素的原子序数确定主族元素在周期表中位置的方法
（1）记住稀有气体元素的原子序数（2He、10Ne、18Ar、36Kr、54Xe、86Rn、118Og）， 便可确定主族元素的位置。
（2）原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
若ΔZ＞0，则位于稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－｜ΔZ｜（Ⅷ族元素除外）。　
考点2
考点 　元素周期律
1. 元素周期律
2. 主族元素的周期性变化规律
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
原
子
结
构 核电荷数 逐渐 逐渐
电子层数 逐渐
原子半径 逐渐 逐渐
离子半径 阳离子逐渐 ，阴离子逐 渐 ，r（阴离子） r （阳离子） 逐渐
增大
增大
相同
增多
减小
增大
减小
减小
＞
增大
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
性
质 化合价 最高正化合价由 →
（O、F除外），最低负化合价＝ （H、B除外） 相同，最高正化合价 ＝ （O、F除 外）
元素的金属性 和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性 逐渐 金属性逐渐 ，非 金属性逐渐
＋1
＋7
－（8－主族序数）
主族序数
减弱
增强
增强
减弱
项目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
性
质 第一电离能 逐渐
电负性 逐渐 逐渐
气态氢化物的稳定性 逐渐 逐渐
最高价氧化物对应
的水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸 性逐渐 碱性逐渐 ，酸 性逐渐
呈增大的趋势
减小
增大
减小
增强
减弱
减弱
增强
增强
减弱
（1）微粒半径大小的比较方法
（2）元素金属性、非金属性强弱比较
金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强（与原子失电子数目无关）
判断 依据 ①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强（通常情况）
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强
④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 比
较 本 质 原子越易得电子，非金属性越强（与原子得电子数目无关）
判 断 依 据 ①与H2化合越容易或气态氢化物越稳定，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
3. 电离能大小判断方法
（1）电离能的含义
（2）电离能的变化规律
同周期 第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最小，最后一种元素（稀有气 体）的第一电离能最大，总体呈现从左到右 的变化趋势。ⅡA 族元素的np轨道为全空，第一电离能大于ⅢA族元素，ⅤA族元素np轨 道为半充满，第一电离能大于ⅥA族元素
同主族 从上到下，第一电离能逐渐
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
最低能
量
I1
kJ mol－1
增大
减小
（3）电离能的应用
应用 依据原理
判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱
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I2 I1，所以其常见化合价为＋1
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级增大，当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化
判断原子的核外电子排布特点 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大 的，当元素的核外电子排布是全空、半充满或全充满状态 时，第一电离能就会反常的大
4. 电负性
（1）含义：用来描述不同元素的原子对键合电子 的大小。电负性越大的 原子，对键合电子的吸引力 。
（2）标准：以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准，计算得 出其他元素的电负性（稀有气体元素未计）。
（3）变化规律：一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ；同 主族元素从上到下，元素的电负性逐渐 。
吸引力
越大
4.0
1.0
增大
减小
（4）应用
①判断金属性与非金属性的强弱
金属元素的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属 元素的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
②判断元素在化合物中的价态
电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。
③判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；电负性差值小的元素原子 之间形成的化学键主要是共价键。
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的有些性质是相似的，如
，Li2CO3、MgCO3都微溶于水，Be（OH）2、Al（OH）3都具有两性等。
题组一　微粒半径的比较
1. （2026 名师汇编）按要求填空。
（1）砷化镓（GaAs）是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池 等。根据元素周期律，原子半径：Ga As（填“大于”或“小于”）。
解析：（1）同一周期元素，原子半径随着原子序数增大而减小，Ga位于ⅢA族，As 位于ⅤA族，且二者位于同一周期，所以原子半径Ga大于As。
（2）H、B、N中，原子半径最大的是 。
解析：（2）在所有元素中，H原子的半径是最小的，同一周期从左到右，原子半径 依次减小，所以H、B、N中原子半径最大的是B。
大于
B
解析：（3）Li＋和H－的电子层结构相同，核外均有2个电子，但Li＋核电荷数大于H－，对核外电子吸引能力较强，故离子半径：r（Li＋）＜r（H－）。
（4）比较离子半径：F－ O2－（填“大于”“等于”或“小于”）。
解析：（4）F－与O2－具有相同电子层结构，核电荷数越大半径越小，由于F原子序数 较大，故其离子半径较小。
Li＋核电荷
数较大
小于
解题感悟
“三看法”比较粒子半径的大小
“一看”电子层数：当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）；r（F－）＜r（Cl－）＜
r（Br－）＜r（I－）。
“二看”核电荷数：当电子层数或电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）；
r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。
“三看”核外电子数：当核电荷数和电子层数均相同时，核外电子数越多，半 径越大。
例：r（Cl－）＞r（Cl）。
题组二　金属性和非金属性比较及应用
选项 实验操作 实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入 NH3 比较镁、铝的金属性强弱
C 测定等物质的量浓度的H2CO3、 H2SO4溶液的pH 比较碳、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu分别放入盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
B
解析：Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应进行的难易程度即可判断出氯、溴的非金属 性强弱，A项正确；向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，MgCl2与NH3 H2O反应生 成Mg（OH）2沉淀，AlCl3与NH3 H2O反应生成Al（OH）3沉淀，无法比较二者的金 属性强弱，B项错误；H2CO3、H2SO4分别为C、S的最高价氧化物对应的水化物，酸 性越强，元素非金属性越强，所以通过测定相同浓度的溶液的pH可判断二者非金属 性强弱，C项正确；利用Fe、Cu放入盐酸中所产生的现象不同即可判断出Fe、Cu的金 属性强弱，D项正确。
3. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据（用I1、I2……表示，单位为
kJ mol－1）。
电离能 I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
A. R的最高正价为＋3价
B. R元素位于元素周期表中第ⅡB族
C. R元素第一电离能大于同周期相邻元素
D. R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
C
题组三　电离能的比较及应用
解析：由表中数据可知，I3 I2知其最高正价为＋2价，R元素位于元素周期表中第ⅡA 族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素，也可能为Mg元素。
A. Al B. Si C. B D. Be
D
解析：Al是第ⅢA族元素，同主族中电负性最大的是B，因此Al不满足条件（ⅰ），A 错误；Si是第ⅣA族元素，同主族中电负性最大的是C，因此Si不满足条件（ⅰ），B错 误；B是第ⅢA族元素，电负性在同主族中最大，满足条件（ⅰ）；B是第ⅢA族元素， 同周期电离能从左往右逐渐增加，但Be是第ⅡA族元素，2p为全空，比较稳定，电离 能大于B，所以B的第一电离能比相邻的Be和C都小，不满足条件（ⅱ），C错误；Be 是第ⅡA族元素，电负性在同主族中最大，满足条件（ⅰ）；Be是第ⅡA族元素，2p为全 空，比较稳定，电离能大于B和Li，所以Be的第一电离能大于同周期相邻主族元素， 满足条件（ⅱ），D正确。
5. （1）（2023 全国乙卷）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）。橄榄石中，各元素电负性大小顺序 为 ，铁的化合价为 。
解析：（1）元素的金属性越强，其电负性越小，元素的非金属性越强则其电负性越 大，因此，橄榄石（MgxFe2－xSiO4）中，各元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞ Mg；因为MgxFe2－xSiO4中Mg、Si、O的化合价分别为＋2、＋4和－2，根据化合物 中各元素化合价的代数和为0，可以确定铁的化合价为＋2。
O＞Si＞Fe＞Mg
＋2
（2）（2022 湖南化学）富马酸亚铁（FeC4H2O4）是一种补铁剂。富马酸分子的结 构模型如图所示：
富马酸亚铁中各元素的电负性由大到小的顺序为 。
解析：（2）金属元素的电负性小于非金属元素，则铁元素的电负性最小，非金属元 素的非金属性越强，电负性越大，氢、碳、氧的非金属性依次增强，则电负性依次增 大，所以富马酸亚铁中四种元素的电负性由大到小的顺序为O＞C＞H＞Fe。
O＞C＞H＞Fe
电负性O＞N，O对电子
的吸引能力更强，Zn和O更易形成离子键
题组五　元素周期律的综合应用
A. 第一电离能：N＞O＞S
B. 化合物中键的极性：SiCl4＞PCl3
C. 碱性：LiOH＞KOH
D. 化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3
C
解析：同一周期，从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，第ⅡA族与第ⅤA族元素的 第一电离能大于同周期相邻元素，同一主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，故 第一电离能：N＞O＞S，A正确；同周期主族元素从左到右电负性依次增大，故电负 性：Si＜P＜Cl，电负性差值越大，键的极性越大，故化合物中键的极性：SiCl4＞ PCl3，B正确；同一主族元素，从上到下金属性依次增强，其最高价氧化物对应水化 物的碱性依次增强，故碱性：LiOH＜KOH，C错误；因电负性：Mg＜Al＜O，故Mg 与O的电负性差值大于Al与O的电负性差值，电负性差值越大，离子键百分数越大， 故化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3，D正确。
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
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相邻同周期元素，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，金属性逐渐减弱，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，沸点高， 故最简单氢化物的沸点：NH3＞CH4，D错误。
考点3
1. 同一元素的“位—构—性”关系
考点 　元素“位—构—性”推断及元素周期律的应用
2. 元素推断的依据
（1）依据原子结构推断元素
①熟记元素核外电子排布式及特点
a.主族元素的价层电子排布式
ⅠA：ns1　ⅡA：ns2　ⅢA：ns2np1
ⅣA：ns2np2　ⅤA：ns2np3　ⅥA：ns2np4
ⅦA：ns2np5
b.第四周期副族元素的价层电子排布式
Sc：3d14s2　Ti：3d24s2　V：3d34s2　Cr：3d54s1
Mn：3d54s2　Fe：3d64s2　Co：3d74s2
Ni：3d84s2　Cu：3d104s1　Zn：3d104s2
②熟记主族元素原子结构及周期表中的特殊位置
原子结构特点 周期表中位置特点 元素
最外层电子数和电子层数相等 主族序数等于周期数 H、Be、Al等
最外层电子数是电子层数的2倍 主族序数等于周期数2倍 C、S
最外层电子数是电子层数的3倍 主族序数等于周期数3倍 O
电子层数是最外层电子数的2倍 周期数是主族序数2倍 Li、Ca、Tl
电子层数是最外层电子数的3倍 周期数是主族序数3倍 Na、Ba
未成对电子数是3的主族元素 第ⅤA族 N、P、As
s轨道电子总数与p轨道电子总数相 等的短周期元素 — O、Mg
（2）依据短周期元素的成键特点推断元素
①根据原子成键特点推断元素
a.第ⅣA族元素常见成键形式：4个单键；1个三键与1个单键；2个双键；2个单键与1 个双键。
b.第ⅤA族元素常见成键形式：3个单键；1个单键与1个双键；1个三键；2个单键再得 1个电子形成离子键等。
c.第ⅥA族元素常见成键形式：1个双键；2个单键。
d.氢元素和第ⅦA族元素常形成1个单键。
②根据结构简式模型推断元素
a. 、［ ］＋、［ ］－
X可能为C、Si X可能为N、P X可能为B、Al
b. 、［ ］－、［ ］＋
X可能为N、P X可能为C、Si X可能为O、S
注意：Y为H或卤素原子，或者是—OH、—CH3、—NH2等一价基团。
（3）依据元素及化合物的性质、转化推断元素
信息 推断出的元素（物质）
一种核素无中子 H
元素形成的化合物种类最多；某核素可用于考古断代； 元素形成的常见不同单质的硬度差异很大 C
元素的气态氢化物可用作制冷剂，其水溶液呈碱性；元 素的简单气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物能发 生化合反应；元素的一种氧化物为红棕色气体 N
元素的一种单质（1个单质分子由3个原子构成）可用于 自来水消毒；元素的单质液态时呈淡蓝色；元素的氢化 物常温下呈液态 O
信息 推断出的元素（物质）
元素的非金属性最强；元素的气态氢化物最稳定；元素 的气态氢化物的水溶液可刻蚀玻璃；元素的单质可在常 温下与水剧烈反应置换出氧气 F
元素在地壳中含量很高，但无游离态；元素是传统无机 非金属材料的主角；元素单质经常作为半导体材料；元 素的氧化物可用作光导纤维 Si
元素的游离态常存在于火山喷发口附近；元素的气态氢 化物与其气态氧化物反应生成该元素单质（黄色）；含 该元素的两种含氧酸式盐之间能发生反应 S
信息 推断出的元素（物质）
元素的单质为黄绿色有毒气体；元素的单质或氧化物可 用于自来水消毒；可用浓氨水检验元素的单质是否泄 漏；元素的气态氢化物和最高价氧化物对应的水化物均 为一元强酸 Cl
短周期元素中原子半径最大；元素的焰色为黄色；元素 的某合金可作为原子反应堆的导热剂；元素的过氧化物 可作为供氧剂 Na
元素原子的最外层电子数与最内层电子数相同 Be、Mg等
信息 推断出的元素（物质）
地壳中含量最高的金属元素；工业上用电解其氧化物的 方法获取该金属；元素的单质可用于野外焊接铁轨；金 属元素的单质、氧化物和氢氧化物既能溶于强酸溶液也 能溶于强碱溶液 Al
导致酸雨形成的氧化物 氮氧化物、硫氧化物
温室气体 H2O、CO2、CH4、N2O等
有刺激性气味的气体 NH3、Cl2、SO2等
信息 推断出的元素（物质）
浓度为0.01 mol L－1的溶液，pH＝2 HCl、HNO3、HClO3、 HClO4等
浓度为0.01 mol L－1的溶液，pH＜2 H2SO4等
浓度为0.01 mol L－1的溶液，pH＞2 HF、H2S、H2CO3等
浓度为0.01 mol L－1的溶液，pH＝12 NaOH、KOH等
A. 第二电离能：X＜Y B. 原子半径：Z＜W
C. 单质沸点：Y＜Z D. 电负性：W＜X
A
解析：
基态X（O）原子失去一个电子后电子排布式为1s22s22p3，基态Y（N）原子失去一个 电子后电子排布式为1s22s22p2，基态O原子失去一个电子后为半充满的稳定结构，则 第二电离能：O＞N，即X＞Y，A错误；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大， 则原子半径：O＜S，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，则原子半径：F ＜O，故原子半径：F＜S，即Z＜W，B正确；Y的单质为N2，Z的单质为F2，二者均 为分子晶体，一般来说，相对分子质量越大，沸点越高，则单质沸点：N2＜F2，即Y ＜Z，C正确；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则电负性：S＜O，即 W＜X，D正确。
A. 第一电离能：Z＞Y＞X
B. 甲中不存在配位键
C. 乙中σ键和π键的数目比为6∶1
D. 甲和乙中X杂化方式分别为sp和sp2
D
A. 单质沸点：Z＞Y＞W
B. 简单氢化物键角：X＞Y
C. 反应过程中有蓝色沉淀产生
D. QZX4Y4W12是配合物，配位原子是Y
D
题组二　由元素及单质、化合物性质推断元素
解析：W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，基态X原子的核外电子有5 种空间运动状态，即5个原子轨道（1s、2s、2px、2py、2pz），则X可能为N、O、 F；Y、Z原子有两个未成对电子，可能为C、O、Si、S；Q是ds区元素，焰色试验呈 绿色，则Q为Cu元素；结合溶液中的转化实验：CuSO4溶液中通入NH3至过量生成 ［Cu（NH3）4］SO4，推得W为H、X为N、Y为O、Z为S。S单质常温下为固体，其 沸点高于O2（或O3）和H2，O2（或O3）、H2为分子晶体，分子间只存在范德华力， 相对分子质量O2（或O3）＞H2，则沸点O2（或O3）＞H2，故单质沸点：Z＞Y＞W， A正确；NH3和H2O中N、O原子都是sp3杂化，N原子上有1个孤电子对，O原子上有2 个孤电子对，孤电子对越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小，故键角：NH3＞ H2O，B正确；CuSO4溶液中逐渐通入NH3，先生成Cu（OH）2蓝色沉淀，继续通入 NH3生成［Cu（NH3）4］2＋，C正确；由［Cu（NH3）4］2＋的结构可知，配位原子是 氮原子（X），D错误。
A. 元素电负性：X＞Z＞Y
B. 该物质中Y和Z均采取sp3杂化
C. 基态原子未成对电子数：W＜X＜Y
D. 基态原子的第一电离能：X＞Z＞Y
D
解析：已知W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，X与Z同主族。在题给 化合物结构中，X、Z原子均形成2个共价键，则X、Z均为第ⅥA族元素，所以X为 O，Z为S；Y原子形成5个共价键，则Y为第ⅤA族元素，原子序数：O＜Y＜S，可知Y 为P；W原子形成1个共价键，原子序数：W＜O，可知W为H。同主族元素从上到 下，电负性逐渐减弱，同周期元素从左到右，电负性逐渐增强，因此元素电负性：O ＞S＞P，A正确；该物质中，P原子形成3个单键和1个双键，成键电子对数为4，孤电 子对数为0，P原子杂化方式为sp3，S原子形成2个单键，成键电子对数为2，孤电子对 数为2，杂化方式也为sp3，B正确；根据电子排布的一般规律，基态H、O、P原子的 未成对电子数依次为1、2、3，则基态原子未成对电子数：H＜O＜P，C正确；同主 族元素从上到下第一电离能逐渐减小，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势， 但第ⅤA族元素的np轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能大于同周期第ⅥA族 元素的第一电离能，即基态原子的第一电离能：P＞S，D错误。
A. X、Z的第一电离能：X＞Z
B. X、Y的简单氢化物的键角：X＞Y
C. 最高价含氧酸的酸性：Z＞X＞Y
D. X、Y、Z均能形成多种氧化物
D
解析：由题意分析可知，Y为N，X为P，Z为Cl。同周期元素的第一电离能从左到右 呈增大趋势，则第一电离能：Cl＞P，A错误；X（P）、Y（N）同主族，其简单氢化 物PH3与NH3的中心原子杂化类型及孤电子对数均相同，但是N的电负性大于P，使得 NH3中成键电子对更偏向中心原子，NH3中成键电子对之间的斥力更大，所以键角： PH3＜NH3，B错误；元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，非金属性： N＞P，所以酸性：HNO3＞H3PO4，C错误；N、P、Cl都能在化合物中呈现多种价 态，能与氧形成多种氧化物，N的氧化物有NO、NO2等，P的氧化物有P2O3、P2O5 等，Cl的氧化物有Cl2O、ClO2等，D正确。
限时跟踪检测
限时跟踪检测（二十五）　元素周期表　元素周期律
A. 电负性：χ（C）＞χ（N）
B. 原子半径：r（Mg）＜r（S）
C. 电离能：I1（N）＞I1（S）
D. 碱性：Mg（OH）2＜Al（OH）3
C
解析：同周期元素从左往右，元素电负性逐渐增大，则电负性大小：χ（C）＜
χ（N），故A错误；同周期元素从左到右，元素原子半径逐渐减小，则原子半径大 小：r（Mg）＞r（S），故B错误；同一周期从左到右，元素的第一电离能呈增大的 趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能，同 主族元素从上到下，元素第一电离能逐渐减小，则第一电离能大小：I1（N）＞
I1（O）＞I1（S），故C正确；金属性越强，元素最高价氧化物对应的水化物碱性越 强，金属性：Mg＞Al，碱性强弱：Mg（OH）2＞Al（OH）3，故D错误。
A. 简单氢化物的稳定性：X＞Y
B. 常温下，0.1 mol/L的X最高价氧化物对应的水化物的pH为0.7
C. 基态原子M的第三电离能小于Mn的第三电离能
D. Z与氧气反应生成的Z2O、Z2O2均存在离子键和共价键
C
解析：X、Y、Z、M原子序数依次增大，X为形成化合物种类最多的元素，X是C元 素，Y的最外层电子数是次外层3倍，Y是O元素；Z为短周期碱金属元素，Z是Na元 素，M是第四周期元素，有4个未成对电子，M是Fe元素。同周期元素从左到右，非 金属性逐渐增强，简单气态氢化物稳定性逐渐增强，简单氢化物的稳定性：CH4＜ H2O，故A错误；碳酸是弱酸，常温下，0.1 mol/L的H2CO3溶液，c（H＋）＜0.2，pH 大于0.7，故B错误；Fe2＋的价电子排布式为3d6，Mn2＋的价电子排布式为3d5，后者原 子轨道半充满，结构稳定，故锰的第三电离能较大，故C正确；Na与氧气反应生成的 Na2O中只有离子键，故D错误。
A. 原子半径：Z＞Y＞X
B. 第一电离能：Y＞Z＞R
C. 常温下，YX3和X2R在空气中都容易被氧化
D. 常温下，向［M（YX3）4］RZ4溶液中加入NaOH溶液，产生蓝色沉淀
B
解析：同周期中基态Y原子未成对电子数最多，Y为ⅤA族元素；基态Z原子价层电子 排布式为nsnnp2n，n＝2，Z为O元素，则Y为N元素；Z和R位于同主族，则R为S元 素；基态M＋的d能级达到全充满结构，对应Cu＋（基态Cu＋的价电子排布为3d10）， 则M为Cu；根据［M（YX3）4］RZ4 X2Z，可知X为H，综上所述：X为H、Y为N、Z 为O、R为S、M为Cu，电子层数越多，原子半径越大，电子层结构相同，核电荷数越 大，原子半径越小，原子半径：Y（N）＞Z（O）＞X（H），A错误；同主族元素， 从上往下第一电离能减小，则O＞S，N的2p能级半充满，第一电离能大于同周期相邻 元素，则N＞O，所以第一电离能：Y（N）＞Z（O）＞R（S），B正确；常温下， YX3（NH3）不能与O2反应，C错误；［Cu（NH3）4］SO4是稳定的配合物，向
［Cu（NH3）4］SO4溶液中加入NaOH溶液，不会生成Cu（OH）2沉淀，D错误。
A. 电负性：Z＞X＞W
B. W的单质易溶于YW2
C. 键角：YX4＞WZ3
D. 基态Y、Z原子核外电子的空间运动状态均有5种
B
解析：由基态Y原子s能级上的电子总数是p能级上电子总数的2倍可知，Y为C，X、 Y、Z同周期，由基态X原子的价层电子排布式为ns2np2n＋1可知，X为F，由Z与W 同主族，Z与W原子的质子数之和是Y原子序数的4倍可知，Z、W分别为O、S。同周 期主族元素电负性从左向右逐渐增大，同主族元素电负性从上到下逐渐减小，所以电 负性：F＞O＞S，A项错误；W的单质是硫单质，易溶于CS2，B项正确；YX4是CF4， 正四面体形，键角为109°28′，WZ3是SO3，平面三角形，键角为120°，C项错误；基 态碳原子核外电子的空间运动状态有4种，基态氧原子核外电子的空间运动状态为5 种，D项错误。
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与水反应生成的产物之一是非极性分子
A
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。同周期元素从左到右第一电离能 呈增大趋势，但第ⅡA族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第ⅥA族，则第一电离能：Z＞Y ＞X，故A错误；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，则电负性：Z＞Y＞X＞W，故B正确；根据电子层数相同，原子序数越 大，半径越小，则Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z，故C 正确；W2X2与水反应生成的产物之一为乙炔，乙炔是非极性分子，故D正确。
A. 第一电离能：Z＞W＞Y
B. 电负性：W＞Z＞Y＞X
C. X、Y、Z、W四种元素不能组成两性化合物
D. X、Y、Z、Q分属于元素周期表3个不同的分区
C
解析：T为紫红色金属，则T为铜，甲的水溶液显弱碱性，甲为NH3，故NH3与氧化铜 反应生成N2、H2O和Cu，故R为N2，乙为CuO，丙为H2O，丁为常见无色透明且有特 殊香味的液体，丁为乙醇，醇与氧化铜反应生成H2O、Cu和乙醛。根据上述推断， X、Y、Z、W、Q五种元素的原子序数依次增大，分别为H、C、N、O、Cu；同一周 期，元素第一电离能从左到右呈增大趋势，但是基态N原子最高能级电子半充满，更 稳定，第一电离能大于相邻元素，故第一电离能：N＞O＞C，故A正确；元素非金属 性越强，电负性越大，故电负性：O＞N＞C＞H，B正确；H、C、N、O可以形成氨 基酸，其中氨基有碱性，羧基有酸性，四种元素可以组成两性化合物，C错误；H属 于s区，C、N属于p区，Cu属于ds区，X、Y、Z、Q分属于元素周期表3个不同的分 区，D正确。
A. 原子半径：Z＞Y＞M
B. 第一电离能：M＞X＞Y
C. 单质沸点：Y＞Z＞M＞X
D. M的最高价氧化物对应水化物为弱电解质
D
解析：X、Y、Z、M为原子序数依次增大的短周期元素，X与Z同主族且不相邻，则X 为H元素，Z为Na元素；基态M原子有3个未成对电子，M为几种元素中原子序数最大 的，M为P元素；Y原子的最外层电子数是Z、M原子的最外层电子数之和，Y为O元 素。电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，原子序数越大，原子半径越小， 原子半径：Na＞P＞O，A错误；O含有两个电子层，P含有三个电子层，则O的原子 核对最外层电子的吸引力大于P，故第一电离能：O＞P，B错误；O元素和P元素存在 多种单质，存在单质沸点：Na＞P4＞O2＞H2，C错误；M为P元素，其最高价氧化物 对应水化物磷酸是弱酸，在水溶液中部分电离，是弱电解质，D正确。
A. 基态Z原子核外电子有10种空间运动状态
B. ZX2中阴、阳离子个数比为2∶1
C. 简单离子半径：Y＞Z
D. 电负性：X＞W
B
A. 基态Z原子核外电子有16种不同的空间运动状态
B. X元素所在周期中，第一电离能大于X的元素有2种
C. 原子半径：B＞Z＞A
D. 简单氢化物沸点：Y＞X＞Z
D
解析：A、B、X、Y、Z为原子序数依次递增的短周期元素，A只形成1个共价键，B 形成4个共价键，X形成2个共价键、Z形成6个共价键，可知A为H元素、B为C元素、 X为O元素、Z为S元素；Y形成带1个单位正电荷的阳离子，结合原子序数可知Y为Na 元素。基态硫原子（原子序数16）的电子排布式为1s22s22p63s23p4，每个原子轨道对 应一种空间运动状态，硫原子核外电子有9种不同的空间运动状态，A错误；氧元素 位于元素周期表第二周期，在同周期中，第一电离能大于氧的元素共有3种，分别是 氮、氟和氖，B错误；A为H元素、B为C元素、Z为S元素，根据周期律，三种元素半 径大小关系是Z＞B＞A，C错误；Y为Na元素、X为O元素、Z为S元素，NaH是离子化 合物，沸点最高，H2O和H2S都是分子晶体，由于水分子间存在氢键，所以水的沸点 高于硫化氢，D正确。
A. 第一电离能：Q＜Y＜Z
B. 简单离子半径：W＜Y＜Z
C. Z元素的氧化物对应水化物为强酸
D. 1 mol该物质与盐酸反应理论上最多消耗2 mol HCl
C
11. （2026 西安模拟）有X、Y、Z、Q、E、M、G原子序数依次递增的七种元素， 除G元素外其余均为短周期主族元素。X的原子中没有成对电子，Y元素基态原子中 电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子数相同，Z元素基态原子的价 层电子排布式为nsnnpn＋1，Q的基态原子核外成对电子数是未成对电子数的3倍，E 与Q同周期，M元素的第一电离能在同周期主族元素中从大到小排第三位，G原子最 外电子层只有未成对电子，其内层所有轨道全部充满，但并不是第ⅠA族元素。回答下 列问题：
氯
Cu2＋的价层电子排布式为3d9，而Cu＋的价层电子排布式为3d10，因价层电子排
布达到全充满状态时较稳定，所以固态Cu2O的稳定性强于CuO
（3）X与Q形成的化合物中沸点较高的物质的化学式为 。
（4）Z、M、E所形成的简单离子的半径由大到小顺序为 （用离子 符号表示）。
（5）X、Y、Z、Q的电负性由大到小的顺序为 （用元素符号表 示）。
M为S元
素，第一电离能小于Cl，磷原子的3p能级为半充满稳定结构，第一电离能大于S
H2O2
S2－＞N3－＞F－
O＞N＞C＞H
解析：没有成对电子的元素只有H，X是H元素；Y元素基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道且每种轨道中的电子数相同，则Y的基态原子的电子排布式为 1s22s22p2，Y是C元素；Z元素原子的价层电子排布式为nsnnpn＋1，p能级上已排布 电子，所以n＝2，则Z是N元素；Q的基态原子核外成对电子数是未成对电子数的3 倍，Q的核外电子排布式为1s22s22p4，Q是O元素；E与Q同周期，且原子序数比
Q（O元素）大，则E是F元素；原子序数更大的M只能在短周期的第三周期，第一电离能在第三周期主族元素中从大到小排第三位的是S元素；内层所有轨道全部充满，最外电子层只有未成对电子的元素基态原子的电子排布式可能是1s22s1、1s22s22p63s1、 1s22s22p63s23p63d104s1，其中前两个属于ⅠA族，所以G核外电子排布为第三种情况，G 是Cu元素。（1）第三周期未成对电子数为1的有Na、Al、Cl，电负性最大的是氯元 素。 GQ是CuO，受热分解生成Cu2O和O2，CuO中Cu2＋价层电子排布式为3d9，Cu2O中Cu＋价层电子排布式为3d10，因此Cu＋比Cu2＋结构更加稳定，即固态Cu2O比CuO更稳定。
（2）M元素的第一电离能在同周期主族元素中从大到小排第三位的原因是M为S元素， 第一电离能小于Cl，磷原子的3p能级为半充满稳定结构，第一电离能大于S。（3）X 是H元素，Q是O元素，形成的化合物为H2O、H2O2，其中沸点较高的为H2O2。（4） Z、M、E所形成的简单离子依次为N3－、S2－、F－，其中S2－有三个电子层，半径最 大，N3－、F－都只有两个电子层，N元素的核电荷数是7，F元素的核电荷数是9，因 此N3－半径更大，故简单离子的半径S2－＞N3－＞F－。（5）X、Y、Z、Q四种元素分 别为H、C、N、O，H元素的电负性最小，C、N、O位于同一周期且核电荷数递增， 电负性递增，所以电负性顺序为O＞N＞C＞H。
12. （2026 东莞模拟）如图是元素周期表的一部分，图中所列字母分别代表某一化 学元素。
试回答下列问题：
（1）基态原子j核外电子总共有 种运动状态，电子占据的能量最高轨道的形状 为 。
（2）e单质与a单质反应的产物的分子空间结构为 ，其分子的中心原子杂化方 式为 ，该分子是 （填“极性”或“非极性”）分子。
17
哑铃形
V形
sp3
极性
（3）f、g和h的第一电离能数值由大到小的顺序为 （用元素符号表 示）。
（4）k基态原子价层电子轨道表示式为 　 　，该元素属于 区元素。
Mg＞Al＞Na
d
（5）25Mn与k两元素的部分电离能数据如表：
元素 Mn k
电离能/（kJ mol－1） I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态k2＋再失去一个电子难， 对此，你的解释是 。
Mn2＋的3d轨道电子为半充满状态，较稳定
解析：根据周期表信息可知a到n分别是H、He、C、N、O、Na、Mg、Al、P、Cl、 Fe、Ge、Br、Ba。
（1）j是Cl，基态原子核外有17个电子，有17种运动状态，电子占据的能量最高轨道 是3p轨道，为哑铃形。
（2）e、a单质反应的产物是水，分子空间结构是V形，中心原子O的价层电子对数为 4，是sp3杂化，该分子正电中心和负电中心不重合，属于极性分子。
（3）f、g、h分别是Na、Mg、Al，由于Mg最外层3s能级电子排布是全充满状态，较 稳定，第一电离能较大，因此第一电离能由大到小的顺序是Mg＞Al＞Na。
（4）k是Fe元素，原子序数是26，核外有26个电子，价层电子轨道表示式 为 ，属于d区。
（5）Mn是25号元素，失去2个电子后3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定，不容 易失去电子。

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