資源簡介

元素周期律
一、原子半徑
1．原子半徑的變化規律
除Li外，第三周期主族元素原子半徑大于第二周期主族元素原子半徑[r(Mg)>r(Li)>r(Al)]。
2．原子或離子半徑的比較方法
(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。
例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能層結構相同的離子：核電荷數越大，半徑越小。
例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)帶相同電荷的離子：能層數越多，半徑越大。
例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核電荷數、能層數均不同的離子：可選一種離子參照比較。
例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
【思考交流1】
是否能層數多的元素的原子半徑一定大于能層數少的元素的原子半徑？
【歸納總結】
粒子半徑比較的一般思路
(1)“一層”：先看能層數，能層數越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數相同，則看核電荷數，核電荷數越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數、核電荷數均相同，則看核外電子數，電子數多的半徑大。
【課堂小練1】
1．正誤判斷
(1)核外能層結構相同的單核粒子，半徑相同(　　)
(2)質子數相同的不同單核粒子，電子數越多，半徑越大(　　)
(3)各元素的原子半徑總比其離子半徑大(　　)
(4)同周期元素從左到右，原子半徑、離子半徑均逐漸減小(　　)
2．下列四種粒子中，半徑按由大到小排列順序正確的是(　　)
①基態X的原子結構示意圖
②基態Y的價電子排布式：3s23p5
③基態Z2－的電子排布圖
④W基態原子有2個能層，電子式為
A．①>②>③>④ B．③>④>①>② C．③>①>②>④ D．①>②>④>③
3.在主族元素X、Y、Z中，X與Y兩元素的原子核外電子層數相同，X的原子半徑大于Y的原子半徑，X與Z兩原子的陽離子具有相同的電子層結構，Z的離子半徑大于X的離子半徑，則X、Y、Z三種元素的原子序數最大的是( )
A．X B．Y C．Z D．無法判斷
二、電離能
1．第一電離能的概念與意義
(1)概念：氣態基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量叫做第一電離能，符號：I1。
(2)意義：可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。第一電離能數值越小，原子越容易失去一個電子；第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。
2．第一電離能變化規律
(1)每個周期的第一種元素(氫和堿金屬)的第一電離能最小，最后一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大，即一般來說，同周期隨著核電荷數的遞增，元素的第一電離能呈增大趨勢。
(2)同族元素從上到下第一電離能逐漸減小。
【特別提醒】
①電離能數值的大小主要取決于原子的核電荷數、原子半徑及原子的電子排布。
②具有全充滿、半充滿及全空的電子排布的元素原子穩定性較高，其電離能數值較大，如稀有氣體的電離能在同周期元素中最大，N為半充滿、Mg為全充滿狀態，其電離能均比同周期相鄰元素的大。一般情況下，第一電離能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。
3．電離能的應用
(1)根據電離能數據，確定元素核外電子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三個電子排布在兩個電子層上(K、L電子層)，且最外層上只有一個電子。
(2)根據電離能數據，確定元素在化合物中的化合價或最外層電子數。如果電離能在In與In+1之間發生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離。如果是主族元素，則其最外層有n個電子，最高正化合價為+n(O、F除外)。如K：I1≤I2＜I3，表明K原子易失去一個電子形成＋1價陽離子。
(3)判斷元素的金屬性、非金屬性強弱。I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。
【思考交流2】
為什么同一元素的電離能逐級增大？
【課堂小練2】
1．正誤判斷
(1)第一電離能越大的原子失電子的能力越強(　　)
(2)第三周期所含元素中鈉的第一電離能最小(　　)
(3)鋁的第一電離能比鎂的第一電離能大(　　)
(4)H的第一電離能大于C的第一電離能(　　)
(5)在所有元素中，氟元素的第一電離能最大(　　)
(6)同一周期中，主族元素原子的第一電離能從左到右越來越大(　　)
(7)同一周期典型金屬元素的第一電離能總是小于典型非金屬元素的第一電離能(　　)
2．完成下列各題：
(1)C、N、O元素的第一電離能由大到小的順序為_______________。
(2)下列狀態的鎂中，電離最外層一個電子所需能量最大的是________(填標號)。
三、電負性
1．有關概念與意義
(1)鍵合電子：元素相互化合時，原子中用于形成化學鍵的電子。
(2)電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
(3)電負性大小的標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準。
2．電負性的變化規律
隨原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化。
(1)同周期，自左到右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。
(2)同主族，自上到下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。
3．應用
(1)判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
a．金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性
b．金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑
(2)判斷元素的化合價
a．電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值
b．電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值
(3)判斷化學鍵的類型
如：Al、F、Cl的電負性分別為1.5、4.0、3.0，F的電負性與Al的電負性之差為4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化學鍵是離子鍵，AlF3是離子化合物，Cl的電負性與Al的電負性之差為3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化學鍵是共價鍵，AlCl3是共價化合物
(4)判斷化學鍵的極性強弱：若兩種不同的非金屬元素的原子間形成共價鍵，則必為極性鍵，且成鍵原子的電負性之差越大，鍵的極性越強，如極性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I
(5)解釋對角線規則：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，被稱為“對角線規則”。處于“對角線”位置的元素，它們的性質具有相似性的根本原因是它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，因而表現出相似的性質
【特別提醒】
①電負性之差大于1.7的元素不一定都形成離子化合物，如F的電負性與H的電負性之差為1.9，但HF為共價化合物。
②電負性之差小于1.7的元素不一定形成共價化合物，如Na的電負性為0.9，與H的電負性之差為1.2，但NaH中的化學鍵是離子鍵。
【思考交流3】
電負性越大的元素，非金屬性越強嗎？第一電離能越大嗎？
【課堂小練3】
1．正誤判斷
(1)元素電負性的大小反映了元素原子對鍵合電子吸引力的大小(　　)
(2)元素的電負性越大，則元素的非金屬性越強(　　)
(3)同一周期電負性最大的元素為稀有氣體元素(　　)
2．一般認為，如果兩個成鍵元素的電負性差值大于1.7，它們通常形成離子鍵；如果兩個成鍵元素的電負性差值小于1.7，它們通常形成共價鍵。查閱下列元素的電負性數值，判斷下列化合物：①NaF?、贏lCl3　③NO?、躆gO?、軧eCl2?、轈O2
(1)屬于共價化合物的是____________________________________________(填序號，下同)。
(2)屬于離子化合物的是_________________________________________________________。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
電負性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
【課時對點練習】
題組一　原子或離子半徑大小的比較
1．下列關于粒子半徑的比較不正確的是(　　)
①r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
②r(F－)＜r(Cl－)＜r(Br－)＜r(I－)
③r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)＜r(F－)＜r(O2－)
④r(Fe3＋)＞r(Fe2＋)＞r(Fe)
A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③
2．下列四種粒子中，半徑按由大到小的順序排列的是(　　)
①基態X的原子結構示意圖：
②基態Y原子的價層電子排布式：3s23p5
③基態Z2－的軌道表示式：　
④基態W原子有2個能層，電子式：
A．③>①>②>④ B．③>②>①>④ C．①>③>④>② D．①>④>③>②
3.下列有關微粒半徑大小關系比較中，正確的是( )
A．微粒X+與Y-的核外電子排布相同，則離子半徑：X+>Y-
B．原子X與Y的原子序數X>Y，則原子半徑一定是XC．r(Cu)>r(Cu+)>r(Cu2+)
D．同一主族非金屬原子半徑X>Y，則非金屬性：X>Y
4.下列微粒半徑的比值大于1的是 (　　)
A．　　　　B．　　　　C．　　　　D．
題組二　電離能　電負性的應用
5.(2024·陜西省渭南市高二期末)下表列出了某短周期元素R的各級電離能數據(用I1、I2……表示，單位為kJ/mol)。下列關于元素R的判斷正確的是( )
I/kJ·mol I1 I2 I3 I4 I5
R 740 1500 7700 10500 13600
A．R的最高正價為+3價 B．R元素位于元素周期表中第IIA族
C．R元素的原子最外層共有4個電子 D．R元素基態原子的電子排布式為
6.已知X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，下列說法錯誤的是( )
A．X與Y形成的化合物，X顯負價，Y顯正價
B．最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性強于Y對應的酸性
C．氣態氫化物的穩定性：HmY小于HnX
D．第一電離能Y一定小于X
7．元素Li、Na、K的某種性質Y隨核電荷數的變化趨勢如圖所示，則坐標軸Y不可以代表的是
A．元素的電負性 B．單質的還原性
C．元素的第一電離能 D．單質的熔沸點
8．不能說明X的電負性比Y的大的是(　　)
A．與H2化合時X單質比Y單質容易
B．X的最高價氧化物對應水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應水化物的酸性強
C．X原子的最外層電子數比Y原子的最外層電子數多
D．X單質可以把Y從其氫化物中置換出來
題組三　元素周期律綜合應用
9．(2022·天津南開中學高二校考)短周期主族元素X、Y、Z、W、M、N的原子序數依次增大，X核外電子只有1種運動狀態，Y、W的2p軌道均含有2個未成對電子，M是與X不同主族的金屬元素，N的氫氧化物具有兩性，下列說法正確的是(　　)
A．電負性：Z＜Y＜W
B．Y的氫化物沸點不一定低于W的氫化物
C．第一電離能：M＜N
D．N的單質可以在高溫下還原M的氧化物
10.A、B、C、D四種元素，已知A元素是地殼中含量最多的元素；B元素為金屬元素，它的原子核外K、L層上電子數之和等于M、N層電子數之和；C元素是第三周期第一電離能最小的元素；D元素在第三周期中第一電離能最大。下列有關敘述錯誤的是( )
A．四種元素A、B、C、D分別為O、Ca、Na、Ar
B．元素A、B、C兩兩組成的化合物可為CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等
C．元素A、C簡單離子的半徑大小關系為A＜C
D．元素B、C電負性大小關系為B>C
11．不同元素的氣態原子失去最外層一個電子所需要的最低能量，設其為E，如圖所示。試根據元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并完成下列問題。
(1)寫出14號元素基態原子的電子排布式___________。
(2)用所學理論解釋13號元素的E值比12號元素低的原因___________。
(3)同一周期內，隨著原子序數的增大，E值增大，但個別元素的E值出現反?，F象。試預測下列關系式中正確的是___________(填序號)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒) ③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＜E(硒)
(4)估計1mol氣態鈣原子失去最外層一個電子所需最低能量E值的范圍_______________。
(5)從原子結構的角度解釋19號元素的E值比11號元素E值低的原因___________________。
12．不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可用一定數值x來表示，若x越大，其原子吸引電子的能力越強，在所形成的分子中成為帶負電荷的一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素符號 Li Be B C O F
x值 0.98 1.57 2.04 2.25 3.44 3.98
元素符號 Na Al Si P S Cl
x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)推測在同周期的元素中x值與原子半徑的關系是________。短周期元素x值的變化特點，體現了元素性質的________變化規律。
(2)通過分析x值的變化規律，確定Mg、N的x值范圍：__________(3)在P—N鍵中，共用電子對偏向________原子。
(4)經驗規律告訴我們：當成鍵的兩原子相應元素的x差值即Δx>1.7時，一般為離子鍵；Δx<1.7，一般為共價鍵。試推斷：AlBr3中化學鍵類型是________。
(5)推測元素周期表中，x值最大的元素是________。
(6)從電負性角度，判斷AlCl3是離子化合物，還是共價化合物的方法是：________________________________________________________________________
(寫出判斷的方法)；請設計一個實驗方案證明上述所得到的結論：__________________。
13．太陽能的開發利用在新能源研究領域中占據重要地位。單晶硅太陽能電池片在加工時，一般摻雜微量的銅、硼、鎵、硒、鈦、礬等。回答下列問題：
(1)基態釩原子的電子排布式為 ，其中能量最高的電子所占據能級的原子軌道有 個伸展方向。
(2)VO2+與可形成配合物。中，第二周期元素的第一電離能由大到小的順序為 (用元素符號表示)。
(3)鎵與硒相比，電負性更大的是 (填元素符號)。
(4)已知高溫下Cu2O比CuO更穩定，試從銅原子核外電子結構角度解釋其原因： 。
(5)與鈦同周期的所有元素的基態原子中，未成對電子數與鈦相同的有 (填元素符號，下同)。
(6)在第二周期元素中，第一電離能介于B和N兩元素之間的有 。
(7)硒、硅均能與氫元素形成氣態氫化物，若“Si—H”中共用電子對偏向氫元素，氫氣與硒反應時單質硒是氧化劑，則硒與硅的電負性相對大小為 Se (填“>”或“<”) Si 。與 Si 同周期的部分元素的電離能如圖所示，其中a、b和c分別代表 (填字母)。
A． a為，b為，c為I3 B． a為，b為，c為
C． a為，b為，c為I1 D． a為，b為，c為
【參考答案】
【思考交流1】
提示　不一定，原子半徑的大小由核電荷數與電子的能層數兩個因素綜合決定，如Li的原子半徑大于Cl的原子半徑。
【課堂小練1】
1.答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2.【答案】C
【解析】由題意可知：X、Y、Z2－、W分別為S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半徑大小排列順序為r(S2－)>r(S)>r(Cl)>r(F)，C項正確。
3.【答案】B
【解析】由題意知，X、Y在同一周期，且原子序數XZ，故原子序數為Y>X>Z。
【思考交流2】
提示　這是由于原子失去一個電子變成＋1價陽離子后，半徑變小，核電荷數未變而電子數目變少，原子核對電子的吸引作用增強，因而第二個電子比第一個電子更難失去，故I2>I1，同理I3>I2。
【課堂小練2】
1.答案　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×　(7)√
2.答案　(1)N>O>C　(2)A　
解析　(2)[Ne]3s1屬于基態的Mg＋，由于Mg的第二電離能高于其第一電離能，故其再失去一個電子所需能量較高；[Ne] 3s2屬于基態Mg原子，其失去一個電子變為基態Mg＋；[Ne]3s13p1屬于激發態Mg原子，其失去一個電子所需能量低于基態Mg原子；[Ne]3p1屬于激發態Mg＋，其失去一個電子所需能量低于基態Mg＋，綜上所述，電離最外層一個電子所需能量最大的是[Ne]3s1。
【思考交流3】
提示　元素的電負性越大，非金屬性越強；但第一電離能不一定越大，例如電負性：N＜O，而第一電離能：N＞O。
【課堂小練3】
1.答案　(1)√　(2)√　(3)×
2.答案　(1)②③⑤⑥　(2)①④
解析　根據表格中的數據分別分析上述各化合物中兩種元素的電負性的差值與1.7作比較，得出結論。
【課時對點練習】
1.答案　C
解析　同主族元素，從上到下，同價態離子半徑逐漸增大，①②正確；能層結構相同的離子，隨核電荷數增大，離子半徑逐漸減小，③錯誤；不同價態的同種元素的離子，核外電子多的半徑大，④錯誤。
2.答案　A
解析?、俑鶕Y構示意圖可知X為S；②基態Y原子的價層電子排布式為3s23p5，可知Y為Cl；③根據基態Z2－的軌道表示式可知Z2－為S2－；④根據基態W原子有2個能層，電子式為，可知W為F。同主族元素的能層數越多，半徑越大，則FS>Cl>F，即③>①>②>④。
3.【答案】C
【解析】核外電子排布相同的陰、陽離子，核電荷數越大，半徑越小，故離子半徑X＋r(Cu＋)>r(Cu2＋)，C正確；同一主族元素，電子層數越多，半徑越大，非金屬性越弱，D錯誤；故選C。
4.【答案】B
【解析】Li+和H-的核外均有一個電子層，但Li+的核電荷數大，故半徑更小，A錯誤；Cl-和Cl的核外均有3個電子層，且核內均有17個質子，但Cl-的核外電子數多于Cl，故Cl-半徑更大，B正確；Na+和F-的核外均有2個電子層，但Na+的核電荷數更大，故半徑更小，C錯誤；Na+的核外有2個電子層，而K+的核外有3個電子層，故K+的半徑更大，D錯誤。
5.【答案】B
【解析】A項，由表中數據可知，R元素的第三電離能與第二電離能的差距很大，故最外層有2個電子，最高正價為＋2價，A錯誤；B項，由表中數據可知，R元素的第三電離能與第二電離能的差距很大，故最外層有2個電子，位于第ⅡA族，B正確；C項，R元素位于元素周期表中第IIA族，最外層共有2個電子，C錯誤；D項，表中數據可知，R元素的第三電離能與第二電離能的差距很大，故最外層有2個電子，位于第ⅡA族，可能為Be或Mg元素，電子排布式為1s22s2或1s22s22p63s2，D錯誤；故選B。
6.【答案】D
【解析】X、Y元素同周期，且電負性X＞Y，則非金屬性X＞Y。電負性大的元素在化合物中顯負價，所以X和Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價，A項正確；非金屬性越強，其最高價氧化物的水化物的酸性越強，非金屬性X＞Y，則X對應的酸性強于Y對應的酸的酸性，B項正確；非金屬性越強，氣態氫化物越穩定，則氣態氫化物的穩定性：HmY小于HnX，C項正確；一般非金屬性強的第一電離能大，但O的非金屬性比N大，第一電離能卻N＞O，D項錯誤。
7.【答案】B
【解析】A．Li、Na、K原子半徑逐漸增大，越來越易失去最外層電子，隨著核電荷數增大電負性減小，A不符合題意；B．Li、Na、K位于同主族，從上往下金屬性增強，單質的還原性增強，B符合題意；C．Li、Na、K原子半徑逐漸增大，越來越易失去最外層電子，隨著核電荷數增大第一電離能逐漸減小，C不符合題意；D．Li、Na、K原子半徑逐漸增大，離子半徑逐漸增大，金屬鍵減弱，故隨著核電荷數增大單質的熔沸點降低，D不符合題意；故選B。
8.答案　C
解析　A項，與H2化合時X單質比Y單質容易，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大；B項，X的最高價氧化物對應水化物的酸性比Y的最高價氧化物對應水化物的酸性強，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大；C項，X原子的最外層電子數比Y原子的最外層電子數多不能說明X的電負性比Y的大，如Si的電負性比H的小；D項，X單質可以把Y從其氫化物中置換出來，則X的非金屬性強于Y，元素非金屬性越強電負性越大，能說明X的電負性比Y的大。
9.答案　B
解析　Y、Z、W分別是碳、氮、氧，同一周期元素電負性從左到右依次增大，電負性大小順序是YAl，即M>N，C錯誤；鎂的金屬性比鋁的強，因此N的單質鋁不能還原M的氧化物MgO，D錯誤。
10.【答案】C
【解析】地殼中含量最多的元素為氧元素；由題意知B元素原子的核外電子的K層和L層電子數之和為10，則它的M層電子為8個，N層電子為2個，B元素為鈣；C是第三周期第一電離能最小的元素，為鈉；第三周期中第一電離能最大的元素為氬。選項C中，A的簡單離子O2－和C的簡單離子Na＋具有相同的電子層結構，根據“序大徑小”的規律知r(O2－)>r(Na＋)。
11.【答案】(1) 1s22s22p63s23p2或者[Ne] 3s23p2
(2)13號元素Al失去的是3 p1電子，12號元素Mg失去的是3s2電子，3p能級的能量比3s能級的能量高，易失去。或12號元素Mg失去的是3s2是全充滿結構，是相對穩定的結構
(3)①③
(4) 485＜E(Ca)＜738
(5)Na和K都位于第ⅠA族，最外層電子數相同，但是電子層數：K＞Na，原子半徑：K＞Na，原子核對電子的引力：Na＞K，E值：Na＞K；或K元素失去的4s能級上的電子，鈉失去的是3s能級上的電子，4s能級電子的能量高，易失去，故E值：Na＞K
【解析】(1)14號元素為Si，基態原子電子排布式為1s22s22p63s23p2或者[Ne] 3s23p2；(2)根據E的定義，13號元素為Al，基態原子排布式為1s22s22p63s23p1，12號元素為Mg，1s22s22p63s2，13號元素Al失去的是3p1電子，12號元素Mg失去的是3s2電子，3p能級的能量比3s能級的能量高，易失或12號元素Mg失去的是3s2是全充滿結構，是相對穩定的結構；(3)根據分析圖可知，同周期從左向右，E是增大趨勢，但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA，E(砷)＞E(硒)，E(溴)＞E(硒)；(4)根據分析圖可知，同周期從左向右，E是增大趨勢，但ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA，同主族從上到下，E逐漸增大，485＜E(Ca)＜738；(5)Na和K都位于第ⅠA族，最外層電子數相同，但是電子層數：K＞Na，原子半徑：K＞Na，原子核對電子的引力：Na>K，E值：Na>K；或K元素失去的4s能級上的電子，鈉失去的是3s能級上的電子，4s能級電子的能量高，易失去，故E值：Na>K。
12.【答案】(1)原子半徑越小，x值越大　周期性
(2)0.93　1.57　2.25　3.44
(3)氮　(4)共價鍵　(5)F
(6)Al元素和Cl元素的電負性差值為1.55<1.7，所以形成共價鍵，為共價化合物　將氯化鋁加熱到熔融態，進行導電性實驗，如果不導電，說明是共價化合物
【解析】(1)表中同一周期的元素從Li→F，x值越來越大。而我們已知的同一周期元素從Li→F，原子半徑越來越小，故原子半徑越小，x值越大；(2)根據(1)中的規律，Mg的x值應大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值應大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)；(3)從P和N的x值大小可看出，N原子吸引電子的能力比P原子的強，在形成的分子中N原子帶負電荷，故共用電子對偏向N原子一方；(4)根據規律，Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的化學鍵為共價鍵；(5)元素周期表中，非金屬性最強的元素是F，推測x值最大的應為F。
13.【答案】(1)1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2} 5
(2)O>C
(3)Se
(4)亞銅離子價電子排布式為3d ，核外電子處于穩定的全充滿狀態
(5)Ni、Ge、Se
(6)Be、C、O
(7)> B
【解析】(1)釩為23號元素，基態釩原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d34s2{或[Ar]3d34s2}，其中能量最高的電子所占據能級為3d，其原子軌道有5個伸展方向。(2)第二周期元素為碳、氧，同一周期隨著原子序數變大，第一電離能變大，故第一電離能由大到小的順序為O>C；(3)同周期從左到右，金屬性減弱，非金屬性變強，元素的電負性變強；鎵與硒相比，電負性更大的是Se；(4)亞銅離子價電子排布式為3d ，核外電子處于穩定的全充滿狀態，故導致高溫下Cu2O比CuO更穩定；(5)鈦位于第四周期，價電子排布為3d24s2，未成對電子數為2，與鈦同周期的所有元素的基態原子中，未成對電子數與鈦相同的有Ni、Ge、Se；(6)同一周期隨著原子序數變大，第一電離能變大，N的2p軌道為半充滿穩定狀態，第一電離能大于同周期相鄰元素；Be原子價電子為2s2全滿穩定狀態，電離能較B大；故在第二周期元素中，第一電離能介于B和N兩元素之間的有Be、C、O；(7)“Si—H”中共用電子對偏向氫元素，則電負性氫大于硅；氫氣與硒反應時單質硒是氧化劑，則硒得電子能力大于氫，故電負性硒大于氫；故硒與硅的電負性相對大小為 Se >Si；同一周期隨著原子序數變大，第一電離能變大，但是鎂原子價電子為3s2全滿穩定狀態，電離能較相鄰元素大；P的3p軌道為半充滿穩定狀態，第一電離能大于同周期相鄰元素；則c為；失去第一個電子后，鈉離子為8電子穩定結構，失去第二電子需要較大能量，其第二電離能在同周期主族元素中最大，故a為；故選B。

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