1.2.2原子结构与元素性质（二）知识点+专题突破+专项训练模式导学案-2024-2025学年高二化学上学期同步课件+导学案 （人教版2019选择性必修2）

原子结构与元素周期律（二）导学案 课程内容：原子半径、电离能、电负性 1. 学习目标 ⑴掌握原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律，理解其与原子结构的关系. ⑵学会运用这些规律比较元素性质，如根据电离能判断元素金属性强弱，根据电负性判断化学键类型等。 ⑶了解元素周期律在化学学习和研究中的应用，体会其对认识物质性质和化学反应的重要性。 2.重 点 ⑴原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律及影响因素，如原子半径同周期从左到右逐渐减小，同主族从上到下逐渐增大；电离能同周期从左到右总体呈增大趋势，同主族从上到下逐渐减小等. ⑵运用元素周期律解释元素性质的递变规律，以及元素“位构性”三者之间的相互关系，如根据原子半径和电离能的变化规律解释元素金属性和非金属性的强弱变化等。 3.难 点 ⑴理解电离能和电负性的概念及其实质，特别是电离能的反常现象，如B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低的原因. ⑵综合运用原子半径、电离能、电负性等知识，解决元素推断、物质性质比较等化学问题，如根据电负性差值判断化学键的类型和极性等。 4.核心素养 ⑴宏观辨识与微观探析：从宏观的元素性质（原子半径、电离能、电负性等）变化规律入手，深入到微观的原子结构层面进行分析，理解元素周期律的本质，建立起宏观与微观之间的联系 。 ⑵证据推理与模型认知：通过对大量元素性质数据的分析和归纳，构建元素周期律的认知模型，并运用该模型进行推理和预测，如根据元素在周期表中的位置推测其原子半径、电离能、电负性的大小以及相关性质 。 ⑶科学探究与创新意识：在探究原子半径、电离能、电负性等周期性变化规律的过程中，培养学生的科学探究能力和创新意识，鼓励学生提出问题、分析问题、解决问题，培养学生的创新思维和实践能力。 ⑷科学态度与社会责任：了解元素周期律的发现和发展历程，认识到科学研究的重要性和科学家们的不懈努力，培养学生严谨求实的科学态度和勇于探索的科学精神，同时引导学生关注化学学科在社会发展中的重要作用，增强学生的社会责任感。 第一部分：课业知识精讲 一、原子半径 ①影响因素：电子的能层数越多，原子半径越 ；核电荷数越大，原子半径越 . ②递变规律：同周期从左至右，核电荷数 ，原子半径 ；同主族从上到下，电子层数 ，原子半径 . ③半径比较方法：同种元素的离子半径，阴离子 原子，原子 阳离子，低价阳离子 高价阳离子；能层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越 ；带相同电荷的离子，能层数越多，半径越 ；核电荷数、能层数均不同的离子，可选一种离子做参照物参照比较. ④分类：原子半径可分为 半径、 半径、 半径三种，金属半径适用于 或 原子，共价半径一般用于 原子间，如：Cl2、NH3等，范德华半径适用于 的原子之间。若同种元素的原子按照三种不同方式比较半径大小，结论为： 半径大于 半径大于 半径。 二、电离能 ①概念： 态 态 失去一个电子转化为气态基态 离子所需要的最 能量叫做第一电离能，符号为 。 ②变化规律：同周期元素，从左到右第一电离能呈 趋势，每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能最 ，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能最 ；同族元素从上到下第一电离能逐渐 .He Ne Ar H Li Na Be B C N O F Mg Al Si P S Cl 第一电离能的特例 ③应用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易 一个电子，元素金属性越 ；还可根据逐级电离能确定元素原子 电子个数、阳离子所带 及元素在化合物中的 . ④第一电离能的特例：ⅡA、ⅤA 族元素比同周期相邻元素 ；同主族从上到下逐渐 。以第二、三周期为例， 等四种元素电离能较为特殊，如：N O，Mg Al等（填 > 、< 或 = ）。 三、电负性 ①化学键的定义：相邻的 之间产生的强烈的 作用，称为化学键。 ②键合电子的定义：原子中用于形成 的电子称为键合电子。 ③电负性概念：用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小，电负性越 的原子，对键合电子的吸引力越 。以 的电负性为 4.0 和锂的电负性为 作为相对标准。 ④变化规律：同周期从左到右，元素的电负性逐渐 ；同主族从上到下，元素的电负性逐渐 。 ⑤应用：电负性可用于判断元素的金属性与非金属性的强弱，一般电负性 1.8的为非金属元素， 1.8的为金属元素，元素 的电负性特殊，数值为2.2；可用于判断化学键的类型，两元素电负性差值大于 时，一般形成离子键，差值小于1.7时，一般形成 .常见的特殊化合物有 和 ，其中NaH化学键类型为 键，HF化学键类型为 键。为还可用于判断共价键的极性强弱，如卤素的氢化物极性比较： > > > 。 第二部分：重点专题突破 专题一：微粒半径比较题 ①下列元素中，原子半径最大的是（ ） A. Na B. Al C. S D. Cl ②下列离子半径大小顺序正确的是（ ） A. r(Na⁺)＞r(Mg²⁺)＞r(Al³⁺)＞r(O²⁻) B. r(S²⁻)＞r(Cl⁻)＞r(Na⁺)＞r(Al³⁺) C. r(Na⁺)＜r(Mg²⁺)＜r(Al³⁺)＜r(F⁻) D. r(Cs⁺)＜r(Rb⁺)＜r(K⁺)＜r(Na⁺) ③下列微粒半径大小比较正确的是（ ） A. Na⁺ < Mg²⁺ < Al³⁺ < O²⁻ B. S²⁻ > Cl⁻ > Na⁺ > Al³⁺ C. Na < Mg < Al < S D. Cs < Rb < K < Na 专题二：第一电离能判断题 ①下列元素第一电离能大小顺序正确的是（ ） A. B > C > N > O B. N > O > C > B C. O > N > C > B D. C > N > O > B ②下列关于元素第一电离能的说法正确的是（ ） A. 第一电离能越小的元素在化合物中越容易显正价 B. 同周期中，第一电离能随原子序数递增而增大 C. 同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大 D. 第ⅤA 族元素的第一电离能比同周期第ⅥA 族元素的第一电离能大 ③已知 X、Y 是主族元素，I₁为 X 的第一电离能，I₁'为 Y 的第一电离能，下列说法正确的是（ ） A. I₁ > I₁'，则 X 一定是金属元素，Y 一定是非金属元素 B. I₁ < I₁'，则 X 一定是金属元素，Y 一定是非金属元素 C. I₁ > I₁'，则 X 的金属性一定比 Y 强 D. I₁ < I₁'，则 X 的非金属性一定比 Y 弱 专题三：电负性应用题 ①下列元素的气态氢化物最稳定的是（ ） A. F B. Cl C. Br D. I 答案：A ②已知 X、Y 两种元素的电负性 X＞Y，下列说法错误的是（ ） A. 第一电离能：X＞Y B. 若 X、Y 形成化合物，则 X 显负价，Y 显正价 C. 最高价氧化物对应水化物的酸性：X 的强于 Y 的 D. 简单气态氢化物的稳定性：HX 强于 HY ③下列关于电负性的叙述中不正确的是（ ） A. 电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 B. 电负性是以氟为 4.0、锂为 1.0 作为相对标准的 C. 元素电负性越小，元素非金属性越强 D. 同一周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 专题四：考查元素周期律相关性质递变规律 ①下列同周期元素的说法中，关于元素周期律的叙述正确的是（ ） A. 随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从 1 到 8 重复出现 B. 随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径逐渐增大 C. 随着元素原子序数的递增，元素的最高正价从 +1 到 +7，负价从 -7 到 -1 重复出现 D. 随着元素原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（稀有气体除外） ②元素的性质呈周期性变化的根本原因是（ ） A. 元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B. 元素的原子半径呈周期性变化 C. 元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D. 元素的金属性和非金属性呈周期性变化 ③下列各组元素性质递变情况错误的是（ ） A. Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B. P、S、Cl 元素最高正化合价依次升高 C. N、O、F 原子半径依次增大 D. Na、K、Rb 的金属性依次增强 专题五：考查元素周期律和元素周期表的认识与应用 ①下列关于元素周期表和元素周期律的应用说法正确的是（ ） A. 为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线索 B. 在周期表中金属与非金属的分界处，可以找到耐高温、耐腐蚀的合金材料 C. 在过渡元素中寻找半导体材料 D. 在ⅠA、ⅡA 族元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 ②下列对元素周期律和元素周期表的认识正确的是（ ） A. 元素周期律的本质是随着核电荷数的增加元素化合价呈周期性的变化 B. 核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的本质 C. 元素周期表中可以把元素分成 s、p、d、f 四个区 D. 元素周期表中最外层电子数小于 2 的元素一定是金属元素 ③元素周期表中第ⅦA 族元素从上至下，原子半径逐渐______（填“增大”或“减小”），元素的非金属性逐渐______（填“增强”或“减弱”），气态氢化物的稳定性逐渐______（填“增强”或“减弱”）。 ④有 X、Y、Z 三种短周期元素，已知 X 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 2 倍；Y 元素原子的最外层电子数是电子层数的 3 倍；Z 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的 2 倍。 （1）X 元素的原子结构示意图为_______________________________。 （2）Y 元素在周期表中的位置是_______________________________。 （3）Z 元素的名称是__________________________。 第三部分：课后专项训练 一、选择题 1. 下列元素中，原子半径最大的是（ ） A. Li B. Na C. K D. Rb 2. 同周期主族元素从左到右，下列变化中错误的是（ ） A. 原子半径逐渐减小 B. 最高正化合价逐渐增大 C. 电负性逐渐增大 D. 第一电离能逐渐减小 3. 下列元素中第一电离能最大的是（ ） A. Na B. Mg C. Al D. Si 4. 电负性最小的元素在周期表中的位置是（ ） A. 左上角 B. 左下角 C. 右上角 D. 右下角 5. 下列离子半径大小顺序正确的是（ ） A. r(Cl⁻) > r(S²⁻) > r(Na⁺) > r(Al³⁺) B. r(S²⁻) > r(Cl⁻) > r(Na⁺) > r(Al³⁺) C. r(Na⁺) > r(Al³⁺) > r(S²⁻) > r(Cl⁻) D. r(Al³⁺) > r(Na⁺) > r(S²⁻) > r(Cl⁻) 6. 已知某元素的 +2 价离子的电子排布式为 1s²2s²2p63s²3p63d9，该元素在周期表中的位置是（ ） A. 第三周期第Ⅷ族 B. 第三周期第ⅡB 族 C. 第四周期第ⅠB 族 D. 第四周期第ⅡB 族 7. 下列关于元素周期律和元素周期表的说法错误的是（ ） A. Na、Mg、Al 元素的最高正化合价依次增大 B. Si、P、S、Cl 原子半径依次减小 C. F、Cl、Br、I 的非金属性依次减弱 D. H₂SO₄、H₃PO₄、HClO₄的酸性依次增强 8. 对于第ⅠA 族元素，随着原子序数的递增下列说法不正确的是（ ） A. 原子半径逐渐增大 B. 金属性逐渐增强 C. 单质的熔点逐渐升高 D. 单质与水反应的剧烈程度逐渐增大 9. 下列原子的第一电离能最大的是（ ） A. B B. C C. N D. O 10. 能说明 Cl 的非金属性比 S 强的事实是（ ） A. HCl 的酸性比 H₂S 强 B. Cl 的最高正价为 +7，S 的最高正价为 +6 C. Cl₂能与 H₂S 反应生成 S D. 通常情况下 Cl₂为气态，S 为固态 11. 下列元素中，气态氢化物最稳定的是（ ） A. F B. Cl C. Br D. I 12. 同周期的 X、Y、Z 三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性：HXO₄> H₂YO₄ > H₃ZO₄，则下列判断错误的是（ ） A. 原子半径：X < Y < Z B. 非金属性：X > Y > Z C. 气态氢化物的稳定性：HX > H₂Y > ZH₃ D. 阴离子的还原性：Z³⁻< Y²⁻< X⁻ 13. 某短周期主族元素 R 的最高正化合价与最低负化合价的代数和为 4，下列判断正确的是（ ） A.R 的最高价氧化物对应水化物的化学式为 H₂RO₃ B. R 一定是第ⅥA 族元素 C. R 一定是第四周期元素 D. R 气态氢化物的化学式为 H3R 14. 元素 X 的各级电离能数据如下： I₁ = 738 kJ/mol，I₂ = 1451 kJ/mol，I₃ = 7733 kJ/mol，I₄ = 10540 kJ/mol，I₅ = 13630 kJ/mol，I6= 17995 kJ/mol，I7 = 21703 kJ/mol，I8 = 25992 kJ/mol，则元素 X 常见化合价是（ ） A. +1 B. +2 C. +3 D. +4 15. 下列元素中，未成对电子数最多的是（ ） A. C B. O C. N D. Cl 16. 按 F、Cl、Br、I 的顺序，下列递变规律不正确的是（ ） A. 原子半径逐渐增大 B. 元素非金属性逐渐减弱 C. 气态氢化物稳定性逐渐增强 D. 单质氧化性逐渐减弱 17. 原子序数为 83 的元素位于：①第五周期；②第六周期；③ⅣA 族；④ⅤA 族；⑤ⅡB 族，其中正确的组合是（ ） A. ①④ B. ②③ C. ②④ D. ①⑤ 18. 下列说法正确的是（ ） A. 元素周期表中每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 B. 同周期第ⅡA 族与第ⅢA 族元素的原子序数差值一定是 1 C. 同主族相邻元素原子序数差值可能是 2、8、18、32 D. 元素周期表有 7 个主族，7 个副族，1 个 0 族，1 个Ⅷ族，共 16 个纵行 19. 甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为 x，则乙的原子序数不可能是（ ） A. x + 2 B. x + 4 C. x + 8 D. x + 18 20. 某元素 X 的气态氢化物化学式为 H₂X，则 X 的最高价氧化物对应的水化物的化学式为（ ） A. H₂XO₃ B. HXO₃ C. H₃XO₄ D. H₂XO₄ 21. 比较下列微粒半径大小，正确的是（ ） A. Na⁺ < Mg²⁺ < Al³⁺ < O²⁻ B. S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺ C. Na < Mg < Al < Si D. Cs < Rb < K < Na 22. 已知铍（Be）的原子序数为 4，下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是（ ） A. 铍的原子半径大于硼的原子半径 B. 氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是 8 C. 氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的强 D. 单质铍跟冷水反应产生氢气 原子结构与元素性质（第二课时） 班级： 姓名： 总分： . 选择题答题卡 选择题分数： 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 Y Z X 二、填空题 1、已知短周期元素 X、Y、Z 在周期表中的位置关系如图所示,且三种元素原子的质子数之和为 38。 （1）写出 X、Y、Z 元素的名称：X__________，Y__________，Z__________。 （2）写出 Z 在周期表中的位置：____________________________________。 2、某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是 HXO₃，则其气态氢化物的化学式为______ __________________，该元素在周期表中的位置是______________________________。 3、A、B、C 为短周期元素，原子序数依次增大。A 元素的原子最外层电子数是次外层电子数的 2 倍；B 元素的原子核外 M 层电子数是 L 层电子数的一半；C 元素的原子次外层电子数比最外层电子数多 1 个。 （1）A 元素在周期表中的位置是______________________________________。 （2）B 元素的原子结构示意图为______________________________________。 （3）C 元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为______________________。 4. 比较原子半径大小：Mg______Ca（填“>”“<”或“=”），理由是____________________ ______________________________________________________________________________。 5. 已知某元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 3 倍，该元素是______（填元素符号），其在周期表中的位置是__________________________。 6、在第三周期元素中，除稀有气体元素外： （1）原子半径最小的元素是__________（填元素符号）。 （2）最高价氧化物对应水化物碱性最强的是__________（填化学式）。 （3）最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________（填化学式）。 7、短周期元素 W、X、Y、Z 的原子序数依次增大，W 与 Y、X 与 Z 位于同一主族，W 与 X 可形成共价化合物 WX₂，Y 原子的内层电子总数是其最外层电子数的 2.5 倍。 （1）W 在周期表中的位置是____________________________________。 （2）X 与 Z 形成的化合物的化学式为__________________________。 8、已知 A、B 两种元素，A 的原子序数为 x，A 和 B 所在周期包含的元素种类数分别为 m 和 n。 （1）如果 A 和 B 同在ⅠA 族，当 B 在 A 的上一周期时，B 的原子序数为___________。 （2）如果 A 和 B 同在ⅦA 族，当 B 在 A 的下一周期时，B 的原子序数为___________。 9、某元素的原子序数为 33，则： （1）该元素原子的核外电子排布式为___________________________。 （2）该元素在周期表中的位置是______________________________。 10、元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料，它们位于 附近。 第 1 页 共 23 页 学科网（北京）股份有限公司 $$ 原子结构与元素周期律（二）导学案 课程内容：原子半径、电离能、电负性 1. 学习目标 ⑴掌握原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律，理解其与原子结构的关系. ⑵学会运用这些规律比较元素性质，如根据电离能判断元素金属性强弱，根据电负性判断化学键类型等。 ⑶了解元素周期律在化学学习和研究中的应用，体会其对认识物质性质和化学反应的重要性。 2.重 点 ⑴原子半径、电离能、电负性的周期性变化规律及影响因素，如原子半径同周期从左到右逐渐减小，同主族从上到下逐渐增大；电离能同周期从左到右总体呈增大趋势，同主族从上到下逐渐减小等. ⑵运用元素周期律解释元素性质的递变规律，以及元素“位构性”三者之间的相互关系，如根据原子半径和电离能的变化规律解释元素金属性和非金属性的强弱变化等。 3.难 点 ⑴理解电离能和电负性的概念及其实质，特别是电离能的反常现象，如B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边元素的电离能低的原因. ⑵综合运用原子半径、电离能、电负性等知识，解决元素推断、物质性质比较等化学问题，如根据电负性差值判断化学键的类型和极性等。 4.核心素养 ⑴宏观辨识与微观探析：从宏观的元素性质（原子半径、电离能、电负性等）变化规律入手，深入到微观的原子结构层面进行分析，理解元素周期律的本质，建立起宏观与微观之间的联系 。 ⑵证据推理与模型认知：通过对大量元素性质数据的分析和归纳，构建元素周期律的认知模型，并运用该模型进行推理和预测，如根据元素在周期表中的位置推测其原子半径、电离能、电负性的大小以及相关性质 。 ⑶科学探究与创新意识：在探究原子半径、电离能、电负性等周期性变化规律的过程中，培养学生的科学探究能力和创新意识，鼓励学生提出问题、分析问题、解决问题，培养学生的创新思维和实践能力。 ⑷科学态度与社会责任：了解元素周期律的发现和发展历程，认识到科学研究的重要性和科学家们的不懈努力，培养学生严谨求实的科学态度和勇于探索的科学精神，同时引导学生关注化学学科在社会发展中的重要作用，增强学生的社会责任感。 第一部分：课业知识精讲 一、原子半径 ①影响因素：电子的能层数越多，原子半径越大；核电荷数越大，原子半径越小. ②递变规律：同周期从左至右，核电荷数增大，原子半径减小；同主族从上到下，电子层数增多，原子半径增大. ③半径比较方法：同种元素的离子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子；能层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小；带相同电荷的离子，能层数越多，半径越大；核电荷数、能层数均不同的离子，可选一种离子做参照物参照比较. ④分类：原子半径可分为金属半径、共价半径、范德华半径三种，金属半径适用于金属或合金原子，共价半径一般用于非金属原子间，如：Cl2、NH3等，范德华半径适用于稀有气体元素的原子之间。若同种元素的原子按照三种不同方式比较半径大小，结论为：范德华半径大于金属半径大于共价半径。 二、电离能 ①概念：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叫做第一电离能，符号为I1 。 ②变化规律：同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，每个周期的第一种元素（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；同族元素从上到下第一电离能逐渐减小.He Ne Ar H Li Na Be B C N O F Mg Al Si P S Cl 第一电离能的特例 ③应用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子，元素金属性越强；还可根据逐级电离能确定元素原子失电子个数、阳离子所带电荷数及元素在化合物中的化合价. ④第一电离能的特例：ⅡA、ⅤA 族元素比同周期相邻元素大；同主族从上到下逐渐减小。以第二、三周期为例，Be、N、Mg、P等四种元素电离能较为特殊，如：N>O，Mg>Al等。 三、电负性 ①化学键的定义：相邻的原子之间产生的强烈的静电作用，称为化学键。 ②键合电子的定义：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 ③电负性概念：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小，电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准。 ④变化规律：同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小。 ⑤应用：电负性可用于判断元素的金属性与非金属性的强弱，一般电负性大于1.8的为非金属元素，小于1.8的为金属元素，元素H的电负性特殊，数值为2.2；可用于判断化学键的类型，两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，差值小于1.7时，一般形成共价键.常见的特殊化合物有NaH和HF，其中NaH化学键类型为离子键，HF化学键类型为共价键。为还可用于判断共价键的极性强弱，如卤素的氢化物极性比较： HF > HCl > HBr > HI 。 第二部分：重点专题突破 专题一：微粒半径比较题 ①下列元素中，原子半径最大的是（ ） A. Na B. Al C. S D. Cl 答案：A 解析：同一周期从左到右原子半径逐渐减小，Na、Al、S、Cl 属于同一周期元素，且原子序数依次增大，所以 Na 的原子半径最大。 ②下列离子半径大小顺序正确的是（ ） A. r(Na⁺)＞r(Mg²⁺)＞r(Al³⁺)＞r(O²⁻) B. r(S²⁻)＞r(Cl⁻)＞r(Na⁺)＞r(Al³⁺) C. r(Na⁺)＜r(Mg²⁺)＜r(Al³⁺)＜r(F⁻) D. r(Cs⁺)＜r(Rb⁺)＜r(K⁺)＜r(Na⁺) 答案：B 解析：对于核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，故r(Al³⁺)＜r(Mg²⁺)＜r(Na⁺)＜r(O²⁻)，A、C 错误；对于带相同电荷的离子，能层数越多，半径越大，所以r(S²⁻)＞r(Cl⁻)，r(Cs⁺)＞r(Rb⁺)＞r(K⁺)＞r(Na⁺)，B 正确，D 错误. ③下列微粒半径大小比较正确的是（ ） A. Na⁺ < Mg²⁺ < Al³⁺ < O²⁻ B. S²⁻ > Cl⁻ > Na⁺ > Al³⁺ C. Na < Mg < Al < S D. Cs < Rb < K < Na 答案：B 解析：对于核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以离子半径：O²⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺，A 错误；S²⁻和 Cl⁻电子层数比 Na⁺和 Al³⁺多，所以半径大，且 S²⁻的核电荷数小于 Cl⁻，所以 S²⁻ > Cl⁻，Na⁺的核电荷数小于 Al³⁺，所以 Na⁺ > Al³⁺，B 正确；同周期从左到右原子半径逐渐减小，所以 Na > Mg > Al > S，C 错误；同主族从上到下原子半径逐渐增大，所以 Cs > Rb > K > Na，D 错误。 专题二：第一电离能判断题 ①下列元素第一电离能大小顺序正确的是（ ） A. B > C > N > O B. N > O > C > B C. O > N > C > B D. C > N > O > B 答案：B 解析：同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能大于相邻元素。N 的 2p 轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于 O，所以第一电离能：N > O > C > B，B 正确。 ②下列关于元素第一电离能的说法正确的是（ ） A. 第一电离能越小的元素在化合物中越容易显正价 B. 同周期中，第一电离能随原子序数递增而增大 C. 同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大 D. 第ⅤA 族元素的第一电离能比同周期第ⅥA 族元素的第一电离能大 答案：AD 解析：第一电离能越小，原子越易失去电子，在化合物中越易显正价，A 正确；同周期中，从左到右第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA 族元素比同周期相邻元素大，B 错误；同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小，C 错误；第ⅤA 族元素的 p 轨道为半充满稳定状态，其第一电离能比同周期第ⅥA 族元素的第一电离能大，D 正确. ③已知 X、Y 是主族元素，I₁为 X 的第一电离能，I₁'为 Y 的第一电离能，下列说法正确的是（ ） A. I₁ > I₁'，则 X 一定是金属元素，Y 一定是非金属元素 B. I₁ < I₁'，则 X 一定是金属元素，Y 一定是非金属元素 C. I₁ > I₁'，则 X 的金属性一定比 Y 强 D. I₁ < I₁'，则 X 的非金属性一定比 Y 弱 答案：D 解析：第一电离能大小不能绝对判断元素是金属还是非金属，但 I₁ < I₁'，说明 X 比 Y 更容易失去电子，X 的非金属性一定比 Y 弱，D 正确。 专题三：电负性应用题 ①下列元素的气态氢化物最稳定的是（ ） A. F B. Cl C. Br D. I 答案：A 解析： 解法一：电负性越大，气态氢化物越稳定，F为4.0 最大，故氰化物最稳定。 解法二：同一主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱。F、Cl、Br、I 属于同一主族元素，F 的非金属性最强，所以 HF 最稳定。 ②已知 X、Y 两种元素的电负性 X＞Y，下列说法错误的是（ ） A. 第一电离能：X＞Y B. 若 X、Y 形成化合物，则 X 显负价，Y 显正价 C. 最高价氧化物对应水化物的酸性：X 的强于 Y 的 D. 简单气态氢化物的稳定性：HX 强于 HY 答案：A 解析：电负性大的元素，非金属性强，但第一电离能不一定大，如 N 的电负性小于 O，但第一电离能 N＞O，A 错误；电负性大的元素在化合物中显负价，B 正确；C、D 正确. ③下列关于电负性的叙述中不正确的是（ ） A. 电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 B. 电负性是以氟为 4.0、锂为 1.0 作为相对标准的 C. 元素电负性越小，元素非金属性越强 D. 同一周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 答案：C 解析：元素电负性越大，元素非金属性越强，C 错误。 专题四：考查元素周期律相关性质递变规律 ①下列同周期元素的说法中，关于元素周期律的叙述正确的是（ ） A. 随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从 1 到 8 重复出现 B. 随着元素原子序数的递增，同周期从左到右原子半径逐渐增大 C. 随着元素原子序数的递增，元素的最高正价从 +1 到 +7，负价从 -7 到 -1 重复出现 D. 随着元素原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（稀有气体除外） 答案：D 解析：A 选项，第一周期原子最外层电子数是从 1 到 2；B 选项，同周期从左到右原子半径逐渐减小；C 选项，氟元素无正价，氧元素无最高正价 +6。而同一周期，随着原子序数递增，原子核对最外层电子吸引力增强，金属性减弱，非金属性增强，D 正确。 ②元素的性质呈周期性变化的根本原因是（ ） A. 元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B. 元素的原子半径呈周期性变化 C. 元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D. 元素的金属性和非金属性呈周期性变化 答案：C 解析：元素原子的核外电子排布呈周期性变化是元素性质呈周期性变化的根本原因，其他周期性变化都是由核外电子排布周期性变化引起的。 ③下列各组元素性质递变情况错误的是（ ） A. Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B. P、S、Cl 元素最高正化合价依次升高 C. N、O、F 原子半径依次增大 D. Na、K、Rb 的金属性依次增强 答案：C 解析：同周期从左到右原子半径逐渐减小，N、O、F 原子半径依次减小，C 错误。 专题五：考查元素周期律和元素周期表的认识与应用 ①下列关于元素周期表和元素周期律的应用说法正确的是（ ） A. 为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线索 B. 在周期表中金属与非金属的分界处，可以找到耐高温、耐腐蚀的合金材料 C. 在过渡元素中寻找半导体材料 D. 在ⅠA、ⅡA 族元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 答案：A 解析：在周期表中金属与非金属的分界处寻找半导体材料，B、C 错误；在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料，D 错误；元素周期表和元素周期律能为元素性质研究等提供指导和线索，A 正确。 ②下列对元素周期律和元素周期表的认识正确的是（ ） A. 元素周期律的本质是随着核电荷数的增加元素化合价呈周期性的变化 B. 核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的本质 C. 元素周期表中可以把元素分成 s、p、d、f 四个区 D. 元素周期表中最外层电子数小于 2 的元素一定是金属元素 答案：B 解析：元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化，A 错误，B 正确；元素周期表可分为 s、p、d、f 五个区，C 错误；最外层电子数小于 2 的元素不一定是金属元素，如 H，D 错误。 ③元素周期表中第ⅦA 族元素从上至下，原子半径逐渐______（填“增大”或“减小”），元素的非金属性逐渐______（填“增强”或“减弱”），气态氢化物的稳定性逐渐______（填“增强”或“减弱”）。 答案：增大；减弱；减弱。 解析：同一主族元素从上到下，电子层数增多，原子半径增大；原子核对最外层电子的吸引能力减弱，非金属性减弱；气态氢化物的稳定性取决于元素的非金属性，非金属性减弱，气态氢化物稳定性减弱。 ④有 X、Y、Z 三种短周期元素，已知 X 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 2 倍；Y 元素原子的最外层电子数是电子层数的 3 倍；Z 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的 2 倍。 （1）X 元素的原子结构示意图为_______________________________。 （2）Y 元素在周期表中的位置是_______________________________。 （3）Z 元素的名称是__________________________。 答案：（1）碳的原子结构示意图： +6 2 4 （2）第二周期第ⅥA 族。 （3）硅。 解析：X 元素原子最外层电子数是次外层电子数的 2 倍，次外层是 2 个电子，最外层是 4 个电子，是碳元素，原子结构示意图为 +6 2 4 。Y 元素原子最外层电子数是电子层数的 3 倍，电子层数是 2，最外层电子数是 6，是氧元素，位于第二周期第ⅥA 族。Z 元素原子次外层电子数是最外层电子数的 2 倍，若次外层是 2 个电子，最外层是 1 个电子，是锂元素；若次外层是 8 个电子，最外层是 4 个电子，是硅元素，综合题意 Z 是硅元素。 第三部分：课后专项训练 一、选择题 1. 下列元素中，原子半径最大的是（ ） A. Li B. Na C. K D. Rb 答案：D 解析：同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，Li、Na、K、Rb 同属第ⅠA 族，Rb 在最下方，所以原子半径最大。 2. 同周期主族元素从左到右，下列变化中错误的是（ ） A. 原子半径逐渐减小 B. 最高正化合价逐渐增大 C. 电负性逐渐增大 D. 第一电离能逐渐减小 答案：D 解析：同周期从左到右原子半径减小，电负性增大，最高正化合价从 +1 逐渐增大（除 O、F 无正价），第一电离能总体呈增大趋势（ⅡA、ⅤA 族元素有特殊情况），所以错误的是 D。 3. 下列元素中第一电离能最大的是（ ） A. Na B. Mg C. Al D. Si 答案：D 解析：同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但 Mg 的最外层 3s 轨道为全充满稳定状态，其第一电离能大于 Al，但小于Si,所以第一电离能最大的是 Si 。 4. 电负性最小的元素在周期表中的位置是（ ） A. 左上角 B. 左下角 C. 右上角 D. 右下角 答案：B 解析：电负性从左到右逐渐增大，从上到下逐渐减小，所以电负性最小的元素在左下角。 5. 下列离子半径大小顺序正确的是（ ） A. r(Cl⁻) > r(S²⁻) > r(Na⁺) > r(Al³⁺) B. r(S²⁻) > r(Cl⁻) > r(Na⁺) > r(Al³⁺) C. r(Na⁺) > r(Al³⁺) > r(S²⁻) > r(Cl⁻) D. r(Al³⁺) > r(Na⁺) > r(S²⁻) > r(Cl⁻) 答案：B 解析：核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，所以 r(Al³⁺) < r(Na⁺) < r(Cl⁻) < r(S²⁻)，B 正确。 6. 已知某元素的 +2 价离子的电子排布式为 1s²2s²2p63s²3p63d9，该元素在周期表中的位置是（ ） A. 第三周期第Ⅷ族 B. 第三周期第ⅡB 族 C. 第四周期第ⅠB 族 D. 第四周期第ⅡB 族 答案：C 解析：该离子的电子排布式可知其原子序数为 29，为 Cu 元素，位于第四周期第ⅠB 族。 7. 下列关于元素周期律和元素周期表的说法错误的是（ ） A. Na、Mg、Al 元素的最高正化合价依次增大 B. Si、P、S、Cl 原子半径依次减小 C. F、Cl、Br、I 的非金属性依次减弱 D. H₂SO₄、H₃PO₄、HClO₄的酸性依次增强 答案：D 解析：同周期从左到右非金属性增强，最高价氧化物对应水化物酸性增强，所以酸性 HClO₄ > H₂SO₄ > H₃PO₄，D 错误。 8. 对于第ⅠA 族元素，随着原子序数的递增下列说法不正确的是（ ） A. 原子半径逐渐增大 B. 金属性逐渐增强 C. 单质的熔点逐渐升高 D. 单质与水反应的剧烈程度逐渐增大 答案：C 解析：第ⅠA 族元素从上到下原子半径增大，金属性增强，与水反应剧烈程度增大，但碱金属单质的熔点从上到下逐渐降低，C 错误。 9. 下列原子的第一电离能最大的是（ ） A. B B. C C. N D. O 答案：C 解析：N 的 2p 轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于相邻的 C 和 O，所以第一电离能最大的是 N。 10. 能说明 Cl 的非金属性比 S 强的事实是（ ） A. HCl 的酸性比 H₂S 强 B. Cl 的最高正价为 +7，S 的最高正价为 +6 C. Cl₂能与 H₂S 反应生成 S D. 通常情况下 Cl₂为气态，S 为固态 答案：C 解析：A 选项，比较非金属性应比较最高价氧化物对应水化物酸性；B 选项，最高正价不能完全说明非金属性强弱；C 选项，Cl₂能置换出 S，说明氧化性 Cl₂ > S，即 Cl 的非金属性比 S 强；D 选项，物质状态与非金属性无关。 11. 下列元素中，气态氢化物最稳定的是（ ） A. F B. Cl C. Br D. I 答案：A 解析：同主族从上到下非金属性减弱，气态氢化物稳定性减弱，F 的非金属性最强，所以 HF 最稳定。 12. 同周期的 X、Y、Z 三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性：HXO₄> H₂YO₄ > H₃ZO₄，则下列判断错误的是（ ） A. 原子半径：X < Y < Z B. 非金属性：X > Y > Z C. 气态氢化物的稳定性：HX > H₂Y > ZH₃ D. 阴离子的还原性：Z³⁻< Y²⁻< X⁻ 答案：D 解析：酸性越强，非金属性越强，同周期从左到右原子半径减小，非金属性增强，气态氢化物稳定性增强，阴离子还原性减弱。所以原子半径：Z > Y > X，非金属性：X > Y > Z，气态氢化物稳定性：HX > H₂Y > ZH₃，阴离子还原性：Z³⁻ > Y²⁻ > X⁻，D 错误。 13. 某短周期主族元素 R 的最高正化合价与最低负化合价的代数和为 4，下列判断正确的是（ ） A.R 的最高价氧化物对应水化物的化学式为 H₂RO₃ B. R 一定是第ⅥA 族元素 C. R 一定是第四周期元素 D. R 气态氢化物的化学式为 H3R 答案：B 解析：设 R 的最高正价为 x，最低负价为 x - 8，x + (x - 8) = 4，解得 x = 6，所以 R 是第ⅥA 族元素，可能是 S 等，不一定是第四周期，最高价氧化物对应水化物为 H₂RO₄，气态氢化物为 H₂R，B 正确。 14. 元素 X 的各级电离能数据如下： I₁ = 738 kJ/mol，I₂ = 1451 kJ/mol，I₃ = 7733 kJ/mol，I₄ = 10540 kJ/mol，I₅ = 13630 kJ/mol，I6= 17995 kJ/mol，I7 = 21703 kJ/mol，I8 = 25992 kJ/mol，则元素 X 常见化合价是（ ） A. +1 B. +2 C. +3 D. +4 答案：B 解析：I₁和 I₂相差相对较小，I₂和 I₃相差很大，说明 X 原子易失去 2 个电子，常见化合价为 +2。 15. 下列元素中，未成对电子数最多的是（ ） A. C B. O C. N D. Cl 答案：C 解析：C 的电子排布式为 1s²2s²2p²，未成对电子数为 2；O 为 1s²2s²2p⁴，未成对电子数为 2；N 为 1s²2s²2p³，未成对电子数为 3；Cl 为 1s²2s²2p63s²3p⁵，未成对电子数为 1，所以未成对电子数最多的是 N。 16. 按 F、Cl、Br、I 的顺序，下列递变规律不正确的是（ ） A. 原子半径逐渐增大 B. 元素非金属性逐渐减弱 C. 气态氢化物稳定性逐渐增强 D. 单质氧化性逐渐减弱 答案：C 解析：同主族从上到下气态氢化物稳定性逐渐减弱，C 错误。 17. 原子序数为 83 的元素位于：①第五周期；②第六周期；③ⅣA 族；④ⅤA 族；⑤ⅡB 族，其中正确的组合是（ ） A. ①④ B. ②③ C. ②④ D. ①⑤ 答案：C 解析：根据稀有气体元素的原子序数，86 号氡为第六周期 0 族，往前推，83 号元素位于第六周期第ⅤA 族，C 正确。 18. 下列说法正确的是（ ） A. 元素周期表中每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束 B. 同周期第ⅡA 族与第ⅢA 族元素的原子序数差值一定是 1 C. 同主族相邻元素原子序数差值可能是 2、8、18、32 D. 元素周期表有 7 个主族，7 个副族，1 个 0 族，1 个Ⅷ族，共 16 个纵行 答案：C 解析：第一周期从氢开始，A 错误；同周期第ⅡA 族与第ⅢA 族元素的原子序数差值可能是 1、11、25，B 错误；同主族相邻元素原子序数差值可能是 2、8、18、32，C 正确；元素周期表有 18 个纵行，D 错误。 19. 甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为 x，则乙的原子序数不可能是（ ） A. x + 2 B. x + 4 C. x + 8 D. x + 18 答案：B 解析：同主族元素原子序数差值可能是 2、8、18、32 等，不可能是 +4，B 正确。 20. 某元素 X 的气态氢化物化学式为 H₂X，则 X 的最高价氧化物对应的水化物的化学式为（ ） A. H₂XO₃ B. HXO₃ C. H₃XO₄ D. H₂XO₄ 答案：D 解析：X 的气态氢化物为 H₂X，说明 X 最低负价为 -2，则最高正价为 +6，最高价氧化物对应的水化物化学式为 H₂XO₄。 21. 比较下列微粒半径大小，正确的是（ ） A. Na⁺ < Mg²⁺ < Al³⁺ < O²⁻ B. S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺ C. Na < Mg < Al < Si D. Cs < Rb < K < Na 答案：B 解析：核外电子排布相同的离子，核电荷数越大离子半径越小，所以离子半径：O²⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺，A 错误；S²⁻、Cl⁻比 K⁺、Ca²⁺多一个电子层，且 S²⁻核电荷数小于 Cl⁻，K⁺核电荷数小于 Ca²⁺，所以 S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺，B 正确；同周期从左到右原子半径逐渐减小，所以 Na > Mg > Al > Si，C 错误；同主族从上到下原子半径逐渐增大，所以 Cs > Rb > K > Na，D 错误。 22. 已知铍（Be）的原子序数为 4，下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是（ ） A. 铍的原子半径大于硼的原子半径 B. 氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是 8 C. 氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的强 D. 单质铍跟冷水反应产生氢气 答案：A 解析：同周期从左到右原子半径减小，所以铍的原子半径大于硼，A 正确；氯化铍中铍原子最外层电子数为 4，B 错误；同主族从上到下金属性增强，最高价氧化物对应水化物碱性增强，所以氢氧化铍碱性比氢氧化钙弱，C 错误；铍与冷水不反应，D 错误。 Y Z X 二、填空题 1、已知短周期元素 X、Y、Z 在周期表中的位置关系如图所示,且三种元素原子的质子数之和为 38。 （1）写出 X、Y、Z 元素的名称：X__________，Y__________，Z__________。 （2）写出 Z 在周期表中的位置：____________________________________。 答案：（1）X：氯；Y：氮；Z：硅。（2）第三周期第ⅣA 族。 解析：设 X 的质子数为 x，则 Y 的质子数为 x - 10，Z 的质子数为 x - 3。根据质子数之和为 31，可得 x+(x - 10)+(x - 3)=38，解得 x = 17，所以 X 为氯元素。Y 的质子数为 7，是氮元素；Z 的质子数为 14，是硅元素。硅元素位于第三周期第ⅣA 族。 2、某元素最高价氧化物对应水化物的化学式是 HXO₃，则其气态氢化物的化学式为______，该元素在周期表中的位置是______。 答案：XH3或NH3；第二周期第ⅤA 族。 解析：由最高价氧化物对应水化物的化学式 HXO₃可知，X 的最高正价为 +5 价，则最低负价为 -3 价，所以气态氢化物的化学式为 XH3或NH3。最高正价为 +5 价的元素在第ⅤA 族，只有N的最高价含氧酸写成HNO3的形式。即：第二周期第ⅤA 族。 3、A、B、C 为短周期元素，原子序数依次增大。A 元素的原子最外层电子数是次外层电子数的 2 倍；B 元素的原子核外 M 层电子数是 L 层电子数的一半；C 元素的原子次外层电子数比最外层电子数多 1 个。 （1）A 元素在周期表中的位置是______________________________________。 （2）B 元素的原子结构示意图为______________________________________。 （3）C 元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为______________________。 答案：（1）第二周期第ⅣA 族 （2）硅的原子结构示意图 +14 2 8 4 （3）HClO₄ 解析：A 元素原子最外层电子数是次外层电子数的 2 倍，次外层只能是 2 个电子，最外层是 4 个电子，A 是碳元素，位于第二周期第ⅣA 族。B 元素原子核外 M 层电子数是 L 层电子数的一半，L 层有 8 个电子，M 层有 4 个电子，B 是硅元素，原子结构示意图为 +14 2 8 4 。C 元素原子次外层电子数比最外层电子数多 1 个，若次外层是 2 个电子，最外层是 1 个电子，是锂元素；若次外层是 8 个电子，最外层是 7 个电子，是氯元素，因原子序数依次增大，所以 C 是氯元素，最高价氧化物对应水化物的化学式为 HClO₄。 4. 比较原子半径大小：Mg______Ca（填“>”“<”或“=”），理由是____________________。 答案：<；Mg 和 Ca 同主族，同一主族从上到下原子半径逐渐增大。 解析：同主族元素原子半径随原子序数增大而增大，Ca 的原子序数大于 Mg，所以 Ca 的原子半径大于 Mg。 5. 已知某元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 3 倍，该元素是______（填元素符号），其在周期表中的位置是________________。 答案：O；第二周期第ⅥA 族 解析：原子最外层电子数不超过 8，次外层电子数不超过 18。若次外层为 K 层（2 个电子），则最外层电子数为 6，该元素为 O，位于第二周期第ⅥA 族。 6、在第三周期元素中，除稀有气体元素外： （1）原子半径最小的元素是__________（填元素符号）。 （2）最高价氧化物对应水化物碱性最强的是__________（填化学式）。 （3）最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________（填化学式）。 答案：（1）Cl （2）NaOH （3）HClO₄ 解析：同一周期从左到右原子半径逐渐减小，所以第三周期原子半径最小的是 Cl。金属性越强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，第三周期金属性最强的是 Na，碱性最强的是 NaOH。非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，第三周期非金属性最强的是 Cl，酸性最强的是 HClO₄。 7、短周期元素 W、X、Y、Z 的原子序数依次增大，W 与 Y、X 与 Z 位于同一主族，W 与 X 可形成共价化合物 WX₂，Y 原子的内层电子总数是其最外层电子数的 2.5 倍。 （1）W 在周期表中的位置是____________________________________。 （2）X 与 Z 形成的化合物的化学式为__________________________。 答案：（1）第二周期第ⅣA 族 （2）SO₂和 SO3 解析：Y 原子的内层电子总数是其最外层电子数的 2.5 倍，设 Y 最外层电子数为 x，则内层电子数为 10（短周期元素），可得 10 = 2.5x，x = 4，Y 是硅元素。W 与 Y 位于同一主族且原子序数小于 Y，W 是碳元素，位于第二周期第ⅣA 族。W 与 X 可形成共价化合物 WX₂，且 X 原子序数大于 W，X 是氧元素，X 与 Z 位于同一主族，Z 是硫元素，X 与 Z 形成的化合物是 SO₂和 SO3。 8、已知 A、B 两种元素，A 的原子序数为 x，A 和 B 所在周期包含的元素种类数分别为 m 和 n。 （1）如果 A 和 B 同在ⅠA 族，当 B 在 A 的上一周期时，B 的原子序数为______。 （2）如果 A 和 B 同在ⅦA 族，当 B 在 A 的下一周期时，B 的原子序数为______。 答案：（1）x - m （2）x + n 解析：（1）同在ⅠA 族，上一周期元素种类数为 n，A 的原子序数为 x，B 在 A 上一周期，则 B 的原子序数为 x - m。（2）同在ⅦA 族，下一周期元素种类数为 m，A 的原子序数为 x，B 在 A 下一周期，则 B 的原子序数为 x + n。 9、某元素的原子序数为 33，则： （1）该元素原子的核外电子排布式为___________________________。 （2）该元素在周期表中的位置是______________________________。 答案：（1）1s²2s²2p63s²3p63d¹⁰4s²4p³ （2）第四周期第ⅤA 族 解析：根据核外电子排布规律，依次填充电子可得该元素原子的核外电子排布式。原子序数为 33，根据电子层数和最外层电子数可确定其在周期表中的位置为第四周期第ⅤA 族。 10、元素周期表中某区域的一些元素多用于制造半导体材料，它们位于________________附近。 答案：金属与非金属分界。 解析：在金属与非金属分界处的元素导电性介于金属与非金属之间，常用于制造半导体材料。 第 1 页 共 23 页 学科网（北京）股份有限公司 $$