（4）10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
答案
（1）随着原子序数的增大，E值变小 周期性
（2）①③ （3）485kJ·mol－1 738kJ·mol－1 （4）10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
要综合考虑图示信息，抓住同一主族（如原子序数为1、3、11、19的碱金属族）的E值的大小，同一周期（如3～10号元素）E值的大小规律，且要注意哪些有反常现象。
下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是（ ）
A.K、Na、LiB．Al、Mg、NaC.N、O、CD．Cl、S、P
解析 本题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，故A项正确。
答案 A
①通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
②金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。
有A、B、C、D四种元素。
其中A为第三周期元素，与D可形成1∶1和2∶1原子比的化合物。
B为第四周期d区元素，最高化合价为7。
C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。
D为元素周期表所有元素中电负性第二大的元素。
试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列顺序。
A________，B__________，C________________________________________________________________________，
D________，电负性由大到小的顺序为
________________________________________________________________________。
解析 由电负性推知D为O；A与D可形成1∶1和2∶1的化合物，可推知A为Na；B为第四周期d区元素且最高正价为＋7，可知B为Mn；C与B同周期且最高价为＋7，可知C为Br。
答案 钠（Na） 锰（Mn） 溴（Br） 氧（O） O>Br>Mn>Na
并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。
考查元素周期表，探究下列问题：
1.元素周期表共有几个周期？
每个周期各有多少种元素？
写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。
为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？
提示 元素周期表共有7个周期；每个周期包含的元素种类如下：
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素数目2 8 8 18 18 32 32（？
）
每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1
每周期结尾最外层电子排布通式为ns2np6（第一周期为1s2）。
第一周期元素原子只有一个能层，只有1s一个能级，最多为2个电子。
而其他周期元素原子最外层有ns、np两个能级，最多可排8个电子。
2.元素周期表共有多少个纵列？
周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。
每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？
提示 18个纵列；不相等。
3.按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如课本图1－16所示。
除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
s区、d区和p区分别有几个纵列？
为什么s区（H除外）、d区和ds区的元素都是金属？
提示 s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列。
s区、d区和ds区的元素原子最外层电子数为1～2个，在反应中易失去电子，故s区（H除外）、d区和ds区的元素都是金属元素。
4.元素周期表可分为哪些族？
为什么副族元素又称为过渡元素？
提示 元素周期表可分为7个主族：
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA；7个副族：
ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB；一个Ⅷ族和一个0族。
在周期表中从第四周期开始由ⅡA经过副族、Ⅷ族到ⅢA，所以副族和第Ⅷ族元素又称过渡元素。
5.为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？
提示 从周期表看，同周期元素越向右，非金属性越强，同主族元素越向上，非金属性越强，所以非金属主要集中在右上角。
6.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。
为什么？
提示 处于非金属三角区边缘的元素具有一定的金属性。
元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？
提示 元素周期表中，同周期的主族元素从左到右：
最高化合价从＋1―→＋7（第二周期到＋5）；最低化合价从－4―→－1；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？
应如何理解这种趋势？
周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？
应如何理解这种趋势？
提示 同周期主族元素，从左到右，原子半径减小，因为同周期元素原子具有相同的电子能层，但随核电荷数增多，核对电子的引力变大，从而使原子半径减小。
同主族元素，从上到下，原子半径增大，因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大；虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但前者是主要因素，故最终原子半径增大。
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
提示 碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。
2.为什么原子的逐级电离能越来越大？
Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？
提示 因为原子首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。
从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大（相当于第一电离能的10倍），故Na的化合价为＋1。
而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。
1.课本图1－26是用课本图1－23的数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。
提示
2．在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（如下图）的有些性质是相似的（如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔），被称为“对角线规则”。
查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
提示 Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；B和Si的含氧酸都是弱酸，说明“对角线规则”的正确性。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5，B和Si的电负性分别为2.0、1.8，它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。
1.电子层数 最外层电子数 最外层电子数 电子层数
2.碱金属 稀有气体元素
3.
原子
序数
电子排布式
在周期表中的位置
是金属还是非金属
最高价氧化物
的水化物化学
式及酸碱性
气态氢化物的化学式
15
1s22s22p63s23p3
第三周期ⅤA族
非金属
H3PO4酸性
PH3
16
1s22s22p63s23p4
第三周期ⅥA族
非金属
H2SO4酸性
H2S
7
1s22s22p3
第二周期ⅤA族
非金属
HNO3酸性
NH3
4.
（1）三 ⅦA 1s22s22p63s23p5 Cl HClO4
（2）四 ⅡA 1s22s22p63s23p64s2 Ca Ca（OH）2
5.主族元素次外层是排满的，而副族元素次外层或倒数第三层没有排满。
主族元素的价电子层即其最外层，而副族元素的价电子层为最外层和次外层的电子，有的还包括倒数第三层的电子，统称为外围电子。
6.H：
1s1 H原子再得一个电子便可满足1s2的稳定结构。
从化合价情况看，H得一个电子后，表现－1价，与ⅦA族相同。
7.以第三周期元素为例：
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
Na是非常活泼的碱金属元素，在常温下能与H2O剧烈反应，NaOH是强碱；
Mg是较活泼的金属元素，能与沸水反应，Mg（OH）2是中强碱；
Al具有两性，不能与H2O反应，Al2O3是两性氧化物，Al（OH）3是两性氢氧化物；
Si具有金属的某些性质，是半导体材料，H4SiO4是不溶于水的弱酸；
P对应的最高价含氧酸H3PO4是中强酸；
Cl对应的最高价含氧酸HClO4是无机含氧酸中最强的酸。
由此可以出结论。
8.电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的，元素电负性越大，对键合电子的吸引力越大，相应的元素其非金属性就越强。
通常以氟的电负性4.0、锂的电负性1.0为标准，金属的电负性一般小于1.8，而非金属的电负性一般大于1.8。
所以用电负性可以度量金属性与非金属性的强弱。
9.元素核外电子的排布最外层从1个逐渐增加到8个（第一周期到2个），并呈周期性变化，故元素的最高正化合价也从＋1～＋7变化，并随核电荷数递增而呈周期性变化。
10.50种
11.元素周期律的科学价值可从如下几个方面分析：
（1）元素周期律的具体表现形式是元素周期表，它是学习和研究化学的一种重要工具。
可以利用元素的性质与元素在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学的学习和研究。
（2）对科学研究的指导作用
门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。
此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，对物质结构理论的发展起到了一定的推动作用。
不仅如此，元素周期律和周期表为新元素的发现以预测它们的原子结构和性质提供了线索。
（3）元素周期律和元素周期表对于工农业生产也具有一定的指导作用。
由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。
①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物，在周期表的右上角。
②半导体材料都是周期表里金属与非金属交界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。
③催化剂的选择。
人们在长期的生产实践中已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。
进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们的原子的次外层电子排布的物点有密切关系。
于是，人们努力在过渡元素（包括稀土元素）中寻找各种优良催化剂。
例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素可大大改善催化剂的性能。
④而高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取。
在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钨、铬具有耐高温、耐腐蚀等特点。
它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。
⑤矿物的寻找。
地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系，科学实验发现如下规律：
相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少。
处于地球表面的元素多数呈现
高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素
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