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第 32 讲 元素周期表 元素的性质
[复习目标] 1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。3.
掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
1．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)将主族元素前六周期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号～117号元素的位置。
答案2．原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与族的关系
族 价层电子排布式 规律
ⅠA、
n s 1 ～ 2
ⅡA
主族 价层电子数＝族序数
ⅢA～
n s 2 n p 1 ～ 5
ⅦA
0族 n s 2 n p 6 (He除外) 最外层电子数＝8
ⅠB、ⅡB ( n － 1)d 10 n s 1 ～ 2 最外层ns轨道上的电子数＝族序数
( n － 1)d 1 ～ 5 n s 1 ～ 2 (镧系、
ⅢB～ⅦB 价层电子数＝族序数
副族 锕系除外)
除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、
Ⅷ ( n － 1)d 6 ～ 9 n s 1 ～ 2 (钯除外)
10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列
(2)元素周期表的分区
各区价层电子排布特点分区 价层电子排布
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6(除He外)
d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区 (n－1)d10ns1～2
f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
3.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
1．所有非金属元素都分布在p区( )
2．价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素( )
3．价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素( )
4．最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S(
)
答案 1.× 2.√ 3.× 4.√
元素周期表的应用
1．(1)铝元素在周期表中的位置是__________________________________________________。
(2)已知X为第ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA
族元素，写出Y的原子序数b＝________(用含a的代数式表示)。
答案 (1)第三周期第ⅢA族 (2)a＋1或a＋11
2．部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说
法不正确的是( )A．B只能得电子，不能失电子
B．原子半径：Ge＞Si
C．As可作半导体材料
D．Po位于第六周期第ⅥA族
答案 A
解析 B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错
误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元
素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故 C正确；Po为主族元素，
原子有6个电子层，最外层电子数为6，位于第六周期第ⅥA族，故D正确。
3．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。
4．已知下列元素基态原子的核外电子排布，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在元
素周期表中的位置。
元素 元素符号 原子序数 区 周期 族
A：1s22s22p63s1
B:
C：3d104s1
D：[Ne]3s23p4
E：价层电子轨道表示式为
答案 A：Na 11 s 三 ⅠA
B：Fe 26 d 四 ⅧC：Cu 29 ds 四 ⅠB
D：S 16 p 三 ⅥA
E：Cl 17 p 三 ⅦA
考点二 元素周期律 电离能、电负性
1．元素周期律
2．主族元素周期性变化规律
项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
电子层数 相同 依次增加
原子
最外层电子数 依次增加 相同
结构
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
元素
最高正化合价：＋1→＋
性质 相同，最高正化合价＝主族
化合价 7(O、F除外)，负化合价＝主
序数(O、F除外)
族序数－ 8(H为－1价)
最高价氧化物对应 酸性逐渐增强，碱性逐渐减 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增
化合
水化物的酸碱性 弱 强
物性
简单气态氢化物的
质 逐渐增强 逐渐减弱
稳定性
3.电离能
(1)如图是1～20号元素第一电离能变化的曲线图。请分别归纳同周期、同主族元素第一电
离能变化的规律，并分析原因。(2)上图前20号元素中，有4种元素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。
(3)下表是第三周期三种元素的逐级电离能数据。请分析X、Y、Z三种元素最外层电子数分
别是多少？这三种元素分别是什么元素？
元素 X Y Z
I 738 578 496
1
I 1 415 1 817 4 562
2
I 7 733 2 745 6 912
3
电离能/
I 10 540 11 575 9 543
4
(kJ·mol－1)
I 13 630 14 830 13 353
5
I 17 995 18 376 16 610
6
I 21 703 23 293 20 114
7
答案 (1)同周期元素从左到右，元素第一电离能呈增大趋势，原因是同周期元素从左到右，
核电荷数增大，原子半径减小，原子失去电子越来越困难。同一主族元素从上到下，元素第
一电离能逐渐减小。
(2)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，故第一电离能比相邻元素的第一电
离能大。
(3)X、Y、Z三种元素最外层电子数分别是2、3、1；这三种元素分别是Mg、Al、Na。
4．电负性
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。
1．元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大( )
2．元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强( )
3．元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱( )
4．元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强( )
5．同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( )
答案 1.× 2.× 3.× 4.× 5.×
一、微粒半径
1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：
(1)Si________N________F。
(2)Li________Na________K。
(3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。
(4)F－________Cl－________Br－。
(5)Cl－________O2－________Na＋。
(6)H－________Li＋________H＋。
答案 (1)＞ ＞ (2)＜ ＜ (3)＞ ＞ (4)＜ ＜ (5)＞ ＞ (6)＞ ＞
电子层结构相同的微粒半径大小规律
电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增大而减小，
如O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子
前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。
二、元素金属性和非金属性的比较
2．根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)：
(1)金属性：K________Na________Mg；
非金属性：F________O________S。
(2)碱性：Mg(OH) ________Ca(OH) ___________KOH。
2 2
(3)酸性：HClO________HSO ________HClO。
4 2 4(4)热稳定性：CH________NH ________HO。
4 3 2
(5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。
(6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。
答案 (1)> > > > (2)< < (3)> > (4)< < (5)> < (6)> >
3．下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是( )
选项 事实 结论
A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na＞Mg
B Ca(OH) 的碱性强于Mg(OH) 金属性：Ca＞Mg
2 2
C SO 与NaHCO 溶液反应生成CO 非金属性：S＞C
2 3 2
T ℃时，Br ＋H2HBr K＝
2 2
D 5.6×107 非金属性：Br＞I
I＋H2HI K＝43
2 2
答案 C
解析 SO 与NaHCO 溶液反应生成CO ，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，不能说明S
2 3 2
与C的非金属性的强弱，C项错误；相同温度时，溴与碘和氢气化合的难易程度可说明溴的
非金属性比碘的非金属性强，D项正确。
定性判断金属性、非金属性的一般方法
(1)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。
(2)非金属性
①与H 化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强；②最高价氧化物对应水化物的酸
2
性越强，非金属性越强。
三、电离能、电负性的变化规律及应用
4．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I、I……表示，单位为kJ·mol－1)。
1 2
I I I I ……
1 2 3 4
R 740 1 500 7 700 10 500
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
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
答案 C
解析 由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距较大，故最外层有2个电
子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期
第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期
相邻主族元素，C正确。
5．(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是__________________。
(2)观察下面四种镧系元素的电离能(单位：kJ·mol－1)，判断最有可能显示＋3价的元素是
____________(填元素名称)。
元素 I I I I
1 2 3 4
Yb(镱) 604 1 217 4 494 5 014
Lu(镥) 532 1 390 4 111 4 987
La(镧) 538 1 067 1 850 5 419
Ce(铈) 527 1 047 1 949 3 547
答案 (1)N (2)镧
6．根据信息回答下列问题：
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：
如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子
间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：
元素
Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
符号
电负
1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
性值
(1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。
(2) 请 归 纳 元 素 的 电 负 性 和 金 属 性 、 非 金 属 性 的 关 系 ：
__________________________________。
(3)推测AlF、AlCl 、AlBr 是离子化合物还是共价化合物：
3 3 3
AlF__________________，AlCl _________________________________________________，
3 3
AlBr ________________。
3
(4)在 P 与 Cl 组成的化合物中，Cl 元素显________(填“正”或“负”)价，理由是
___________
________________________________________________________________________。
答案 (1)0.9～1.5
(2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小(3)离子化合物 共价化合物 共价化合物
(4)负 Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强
答题规范(4) 电离能大小比较
1．电离能与原子结构
答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
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, 故第一电离能A小于B。
2．电离能与半充满、全充满
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。
答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，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 I(O)>I(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
1 1
2．[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电子，第二电离能失去的是4s1的电子，失去2个电子后Zn2＋的3d10电
子处于全充满状态
1．(2023·全国甲卷，11)W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，最外层电子
数之和为19。Y的最外层电子数与其K层电子数相等，WX 是形成酸雨的物质之一。下列
2
说法正确的是( )
A．原子半径：X>W
B．简单氢化物的沸点：Xr(O2－)
B．电离能大小：I(F)χ(Si)
D．碱性强弱：Ca(OH) Cl>S>P，所以HF、HCl、HS、PH 的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一
2 3
电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的
原子序数之和为15＋12＋14＝41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第
四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；一般电子层数越多，原子半径越
大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、
Si、N、F，故D错误。
6. (2023·宁波模拟)下表是元素周期表的一部分，①～⑥代表6种短周期主族元素，已知③
与氢元素能组成日常生活中常见的化合物。
① ② ③
……
④ ⑤ ⑥
下列说法正确的是( )
A．①～⑥中原子半径最大的是④
B．②的最高化合价为＋4
C．④的金属性比⑤的金属性弱
D．⑥的最高价氧化物对应的水化物是弱酸
答案 A
解析 分析可知：①是C元素，②是N元素，③是O元素，④是Na元素，⑤是Mg元素，
⑥是Cl元素。不同周期元素，一般原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期元素，
原子序数越大，原子半径越小，所以①～⑥中原子半径最大的是④号Na元素，A正确；②
是N元素，N原子最外层有5个电子，其最高化合价为＋5价，B错误；同一周期元素，原
子序数越大，原子半径就越小，该原子失去电子的能力就越弱，元素的金属性逐渐减弱，则
④的金属性比⑤的金属性强，C错误；⑥是Cl元素，Cl元素的最高价氧化物对应的水化物
(HClO)是强酸，D错误。
4
7．(2024·哈尔滨模拟)已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨
道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q
是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是( )
A．第一电离能：Z>M
B．Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键
C．最高正价：XO ，A正确； Na 与 O 可以形成 NaO ，含有氧氧非极性共价键，B正
2 2
确；O无最高正价，C错误；最高价氧化物对应水化物的酸性：HCOY 原子序数：XY
n m
C 若价层电子数：X>Y 最高正价：X>Y
D 若X、Y最外层电子数分别为1、7 X、Y之间一定能形成离子键
答案 B
解析 若X、Y位于同周期时，原子半径：X>Y，则原子序数：XY，原子序数：X>Y，A错误；化合物XY 中X显负价，说明得电子能
n m
力：X>Y，则电负性：X>Y，B正确；价层电子数：X>Y，若X为F、Y为O时，F无正价，
O无最高正价，C错误；若X为H，Y为Cl、F，则X与Y形成共价键，若X为Na，则X
与Y形成离子键，D错误。
10．根据下表中五种元素的电离能(单位：kJ·mol－1)数据，下列说法不正确的是( )
电离能 I I I I
1 2 3 4元素代号
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
A.T的氯化物最可能的化学式为TCl
3
B．氦元素最有可能与Q元素位于同一族
C．在周期表中，最可能处于同一族的是R和U
D．U元素最有可能为K，R元素最有可能为Li
答案 D
解析 当I ≫I 时，元素的最高化合价为＋n，故R和U最高价为＋1，S最高价为＋2，T
n＋1 n
最高价为＋3，A、C项正确；由表中数据可知，Q元素各电离能都较大，而且各级电离能
之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素，所以氦元素最有可能与Q元素位于同一族，
B项正确；R出现了I，而锂核外只有3个电子，D项错误。
4
11．下列有关元素性质的说法不正确的是( )
A．具有下列价层电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4，电负性
最大的是③
B．某主族元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·mol－1)分别为738、1 451、7 733、10 540、13
630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋
C．①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随原子
序数增大而递增的是④
D．具有下列电子排布式的原子中，① 1s22s22p63s23p2 ② 1s22s22p3 ③ 1s22s22p2
④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
答案 A
解析 ①为铝元素，②为硅元素，③为磷元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，元素的
电负性逐渐增大，因此电负性最大的是④，A错误；第三电离能远大于第二电离能，所以是
第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2＋，B正确；同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐
减小，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，元
素的第一电离能呈逐渐增大的趋势，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；①为硅元素，②为
氮元素，③为碳元素，④为硫元素，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，同主族元素
从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确。
12．(2023·山东济宁高三模拟)A、B、C、D、E是元素周期表中前20号的主族元素，它们的
原子序数依次增大。A原子的L层电子数是其K层电子数的3倍，C是短周期金属性最强的
元素，D是地壳中含量最多的金属元素，E与C同主族。回答下列问题：(1)A在元素周期表中的位置为__________；A、B非金属性较强的是__________(填元素符
号)。
(2)A、C简单离子半径较小的是__________(填离子符号)。
(3)C、E最高价氧化物对应水化物的碱性较弱的是____________________(填化学式)。
(4)D、E最高价氧化物对应水化物之间反应的化学方程式为____________________________
_______________________________________________________________________________
。
答案 (1)第二周期第ⅥA族 F (2)Na＋ (3)NaOH (4)Al(OH) ＋KOH===KAlO ＋2HO
3 2 2
13．(2023·广州高三模拟)丁二酮肟( )可与Ni2＋反应，生成鲜红色的沉淀丁二酮
肟镍，这个反应可用来鉴定Ni2＋的存在。请回答下列问题：
(1)基态氧原子的核外电子的空间运动状态有__________种。
(2)丁二酮肟( )中涉及元素的电负性由大到小的顺序为__________；与氮同周期
的硼在成键时，能将一个2s电子激发进入2p能级参与形成化学键，请写出该激发态原子的
价层电子轨道表示式：__________，该过程形成的原子光谱为________(填“吸收”或“发
射”)光谱。
答案 (1)5 (2)O>N>C>H 吸收
14．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
o p
电离能/(kJ·mol－1)
I 717 759
1I 1 509 1 561
2
I 3 248 2 957
3
表2
比较两元素的I 、I 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
2 3
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(子)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 (2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃
迁到能量较低的轨道时以光(子)的形式释放能量。(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。(5)由图可知，该元素的电离能I 远大于I，故为第ⅢA族元素，应为Al。
4 3
