2025届高三化学二轮复习 讲义　元素周期表 元素周期律

元素周期表　元素周期律 复习目标　1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。2.了解金属、非金属元素在元素周期表中的位置及其性质递变规律。3.认识元素性质与元素在周期表中位置的关系，体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识和科学研究中的重要作用。4.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。5.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 知识点一　元素周期表的结构及应用 1.元素周期表的结构 (1)原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号，称之为原子序数，原子序数＝______________＝____________＝________________。 (2)编排原则 (3)结构 ①周期：3短4长，共7个周期 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族：7主族＋8副族＋0族，共16个族 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 　 (1)第ⅠA族元素不等同于碱金属元素，________元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表第18列是________族，第8、9、10三列是第________族。 (3)所含元素种类最多的族为________族，共有________种元素，组成化合物种类最多的元素为ⅣA族。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于_______________________元素，且最外层电子数即为______________。 2.原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期的关系 ①如表 周期 能层数（n） 每周期中各元素原子价层电子排布特点 二 2 2s1→2s22p6 三 3 3s1→3s23p6 四 4 五 5 六 6 ②关系：周期序数＝该周期原子最大能层数。 (2)每族元素的外围电子排布特点 ①主族 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 排布 特点 ns1 ②0族：ns2np6(其中He为1s2)。 ③副族元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。 3.原子结构与元素周期表分区的关系 (1)元素周期表分区 (2)各区外围电子排布特点 分区 外围电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除Pd外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 (3)金属与非金属的分界线 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋、钅立与硼、硅、砷、碲、砹、石田的交界处画一条虚线，即为________________和非金属元素区的分界线。 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：既能表现出一定的____________，又能表现出一定的__________________________________________________________________。 　 (1)在元素周期表中非金属元素存在于哪个区？主族元素在哪个区？p区只包含主族元素吗？ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ (2)ds区只有两列，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，29Cu和30Zn的外围电子排布是什么？ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ 4.元素周期表应用 (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 (一)元素周期表的结构 1.长式周期表共有18个纵列，从左到右排为1～18列，即碱金属为第1列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是(　　) A.第9列元素中没有非金属元素 B.只有第2列的元素原子最外层电子排布式为ns2 C.第四周期第9列元素是铁元素 D.第10、11列为ds区 2.(2022·南京月考)如图A、B、C、D、E是长式元素周期表中的5种元素(不包括镧系和锕系)。下列说法不正确的是(　　) A.A、E原子序数之差可能为2 B.D、E原子序数之差可能是8、18或32 C.B、C原子序数之差一定是2 D.B、D原子序数之差不可能是7 (二)元素周期表的应用 3.(2023·亳州二中期中)元素周期表已成为化学家的得力工具。以下关于周期表的应用错误的是(　　) A.可以在金属元素与非金属元素交界处寻找半导体材料 B.可以在非金属区域寻找优良的催化剂材料 C.可以寻找合适的超导材料、磁性材料 D.可以预测未知元素的结构和性质 4.确定下列指定元素的原子序数。 (1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为___________________________。 (2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是________________________。 (3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为__________________________________________________________________。 (4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是________(填字母)。 5.(1)请在下表中画出元素周期表的轮廓，并标出周期序数和族序数。 (2)画出金属与非金属的分界线，写出分界线处金属的元素符号，并用阴影表示出过渡元素的位置。 (3)写出各周期元素的种类。 (4)写出稀有气体元素的原子序数。 (5)标出113号～118号元素的位置。 (6)根据元素原子外围电子排布的特征，标出元素周期表分区情况。 同主族、相邻周期元素原子序数差的关系 ①第 ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 ②第 ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 ③第 ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 ④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。 知识点二　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） 原子 结构 电子层数 最外层电子数 依次增加 原子半径 元素 性质 金属性 非金属性 化合价 最高正化合价：＋1→＋7（O、F除外），负化合价＝ （H为－1价） 相同，最高正化合价＝ （O、F除外） 化合 物性质 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 ， 碱性 酸性 ， 碱性 简单气态氢化物的稳定性 3.电离能 (1)含义(第一电离能) 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______________，符号：__________，单位：________。 (2)变化规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈________的趋势，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐__________________________________。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 ②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，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③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渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 　 (1) C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是________。 (2)第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是___________________________________________________________________。 4.电负性 (1)含义 不同元素的原子_________________________的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力________。 (2)计算标准 以氟的电负性为________和锂的电负性为1.0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 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐________，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐________。 ②金属元素的电负性一般____________，非金属元素的电负性一般____________，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 　 (1)下列原子的外围电子排布中，电负性大小顺序为(用元素符号表示)________。 ①3s2　②3s23p3　③3s23p4　④3s23p5 (2)以NH3为例，化合物中不同元素表现的化合价与其电负性有何关系？ ____________________________________________________________________ ____________________________________________________________________ 5.对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与___________________________的主族元素的有些性质是相似的，如 　根据对角线规则，回答下列问题 (1)锂在空气中燃烧的主要化学方程式： __________________________________。 (2)Be(OH)2能溶于NaOH溶液离子方程式： ______________________________。 (3)AlCl3是共价型卤化物，试写出BeCl2的结构式________。 (一)微粒半径大小比较 1.下列粒子半径大小的比较正确的是(　　) A.Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B.S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C.Na<Mg<Al<S D.Cs<Rb<K<Na 2.比较下列粒子半径大小(用“>”或“<”填空)。 (1)Na________Mg________Cl。 (2)Li________Na________K。 (3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。 (4)F－________Cl－________Br－。 (5)Cl－________O2－________Na＋________Mg2＋。 (6)Fe2＋________Fe3＋。 微粒半径大小比较的一般规律 类别 微粒半径的变化 举例 同周期 (除0族外) 随原子序数的递增，半径由大到小 Al<Mg<Na 同主族 随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大 Li<Na<K； Li＋<Na＋<K＋ 具有相同核外电 子排布的微粒　　 核电荷数越大，微粒的半径越小 Al3＋<Mg2＋<Na＋ <F－<O2－ 同种元素 形成的微粒 阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小 H＋<H<H－； Fe3＋<Fe2＋<Fe (二)元素金属性和非金属性的比较及实验探究 3.(2023·南通二模)X、Y、Z、W是原子序数依次增大的四种短周期元素。X和Y的基态原子s能级电子总数均等于其p能级电子总数，Z的原子最外层电子数是Y原子最外层电子数的2倍，W和X位于同一主族。下列说法不正确的是(　　) A.Z单质可用于制作半导体材料 B.元素Z、W的最高价氧化物对应水化物都是强酸 C.元素X的简单气态氢化物的热稳定性比W的强 D.简单离子半径：r(W)>r(X)>r(Y) 4.运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是(　　) A.已知Ra是第七周期第ⅡA族的元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强 B.已知As是第四周期第ⅤA族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性弱 C.已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈 D.已知Cl的非金属性比S的强，故HClO的酸性比H2SO3的强 5.为了探究碳、硅元素的非金属性的相对强弱，实验小组设计了如图所示实验。根据要求完成下列各题。 (1)实验装置：仪器A、B的名称分别为_________、________。 (2)实验步骤：连接仪器、________、加入药品后打开止水夹a；然后滴入浓硫酸，加热。 (3)问题探究(已知酸性强弱关系：亚硫酸>碳酸)： ①铜与浓硫酸反应的化学方程式是_________________________________； 装置E中酸性KMnO4溶液的作用是____________________________________。 ②能说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强的实验现象是___________________________________________； 试管F中发生反应的离子方程式为_____________________________________。 ③依据试管D中的反应，能否证明硫的非金属性强于碳的非金属性________(填“能”或“否”)。 判断元素金属性、非金属性强弱的常用方法 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 非金 属性 ①与H2化合越容易，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 (三)电离能、电负性的比较及应用 6.(2024·南京二模)反应Na2HPO4＋NH3·H2O＋MgCl2===NH4MgPO4↓＋2NaCl＋H2O可用于处理含磷废水，下列说法正确的是(　　) A.半径大小：r(Na＋)＞r(Mg2＋) B.酸性强弱：H3PO4＞HClO4 C.电离能大小：I1(O)＞I1(N) D.电负性大小：χ(H)＞χ(N) 7.(2024·南通如皋期初检测)X、Y、Z、N是原子序数依次增大的4种短周期元素，其元素性质或原子结构如下表。下列说法正确的是(　　) 元素 元素性质或原子结构 X 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素 Y 原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能高于同周期相邻元素 Z 其外围电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等 N 只有一个不成对电子 A.原子半径：Z>Y>X B.元素的电负性：X>N>Z C.元素的第一电离能：Z>N>Y D.X的基态原子的电子轨道表示式： 8.(2024·扬州期初模拟)CrSi、Ge－GaAs、ZnGeAs2和碳化硅都是重要的半导体化合物，下列说法错误的是(　　) A.基态铬原子的外围电子排布式为3d54s1 B.Ge－GaAs中元素Ge、Ga、As的第一电离能由大到小的顺序为As>Ga>Ge C.ZnGeAs2中元素Zn、Ge、As的电负性由大到小的顺序为As>Ge>Zn D.碳化硅属于共价晶体，其熔沸点均大于晶体硅 9.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 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (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AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物： AlF3________________，AlCl3_____________， AlBr3________________。 电负性的三大应用 1.(2023·江苏卷)元素C、Si、Ge位于周期表中ⅣA族。下列说法正确的是(　　) A.原子半径：r(C)>r(Si)>r(Ge) B.第一电离能：I1(C)<I1(Si)<I1(Ge) C.碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体 D.可在周期表中元素Si附近寻找新半导体材料 2.(2023·北京卷)下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是(　　) A.F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能 B.三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka C.氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性 D.气态氟化氢中存在(HF)2，而气态氯化氢中是HCl分子 3.(2022·江苏卷)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是(　　) A.半径大小：r(Al3＋)<r(Na＋) B.电负性大小：χ(F)<χ(O) C.电离能大小：I1(O)<I1(Na) D.碱性强弱：NaOH<Al(OH)3 4.(2021·江苏卷)前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是空气中含量最多的元素，Y的周期序数与族序数相等，基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子，W与Z处于同一主族。下列说法正确的是(　　) A.原子半径：r(X)<r(Y)<r(Z)<r(W) B.X的第一电离能比同周期相邻元素的大 C.Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Z的强 D.Z的简单气态氢化物的热稳定性比W的弱 5.完成下列题目。 (1)(2023·北京卷)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：_____________________________________。 (2)(2022·全国甲卷)①基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为__________________________________________________________________。 ②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是___________________________________________(填标号)，判断的根据是___________________________________________；第三电离能的变化图是________(填标号)。 元素周期表　元素周期律 知识点一 自主梳理 1.(1)核电荷数　质子数　核外电子数　(2)原子序数　最外层电子数 2.(1)①2　3　4　5　6　(2)①ns2　ns2np1　ns2np2　ns2np3　ns2np4　ns2np5 3.(3)①金属元素区　②金属元素区　非金属元素区　③金属性　非金属性 微思考 1.(1)H　(2)0　Ⅷ　(3)ⅢB　32　(4)主族　主族的族序数 2.(1)非金属元素除H属于s区外，其他均属于p区；主族元素在s区和p区；p区包含ⅢA～ⅦA族和0族。 (2)29Cu：3d104s1，30Zn：3d104s2。 对点练通 1.A　[第9列元素是第Ⅷ族元素，都是金属元素，没有非金属元素，A项正确；第2列元素原子的最外层电子排布式为ns2，此外He的核外电子排布式是1s2，B项错误；第四周期第9列元素是Co元素，C项错误；第11、12列元素为ds区，D项错误。] 2.A　[由题给5种元素的位置关系可以看出，A不是第一周期元素。因为A若为氢元素，则其位于最左边一族，就不会有B；A若为氦元素，则其位于最右边一族，那么就不会有C。既然A不是氢元素或氦元素，则A、E原子序数之差不可能为2，A错误；由表中位置关系可知D、E原子序数之差可能是8、18或32，B正确；B、C之间仅隔有E一种元素，故原子序数之差一定为2，C正确；又知B、D原子序数之差应大于8，D正确。] 3.B　[A.可以在金属元素与非金属元素交界处寻找半导体材料，故A正确；B.可以在过渡元素区域寻找优良的催化剂材料，故B错误；C.利用元素周期表可以寻找合适的超导材料、磁性材料，故C正确；D.根据元素周期律，可以预测未知元素的结构和性质，故D正确。] 4.(1)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29 (2)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32 (3)y＝x＋m或y＝x＋n　(4)B 5. 知识点二 自主梳理 1.原子序数　元素原子的核外电子排布 2.相同　依次增加　相同　逐渐减小　逐渐增大　逐渐减弱　逐渐增强　逐渐增强　逐渐减弱　主族序数-8　主族序数　逐渐增强　逐渐减弱　逐渐减弱　逐渐增强　逐渐增强　逐渐减弱 3.(1)最低能量　I1　kJ·mol-1　(2)①增大　②变小 4.(1)对键合电子吸引力　越大　(2)4.0　(3)①变大　变小　②小于1.8　大于1.8 5.右下方 微思考 1.(1)N (2)大于　Zn核外电子排布式为[Ar]3d104s2，Cu核外电子排布式为[Ar]3d104s1。Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子，所以第一电离能I1(Zn)大于I1(Cu) 2.(1)Cl＞S＞P＞Mg (2)NH3分子中，电负性较大的N元素表现负价，电负性较小的H表现正价。 3.(1)4Li＋O22Li2O (2)Be(OH)2＋2OH-===BeO＋2H2O (3)Cl—Be—Cl 对点练通 1.B　[A项中的离子具有相同的核外电子排布，核电荷数越大，离子半径越小，故A项错误；B项中S2-和Cl-的电子层数比Na＋和Al3＋大，再根据核外电子排布相同的离子的半径比较规律可知，B项正确；C项都是同周期主族元素的原子，核电荷数越大，半径越小，故C项错误；D项是同主族元素原子，核电荷数越大，半径越大，故D项错误。] 2.(1)>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　< (5)>　>　>　(6)> 3.B　[短周期元素X、Y的s能级电子总数均等于p能级，若是第二周期元素则s能级电子数为4，2p能级电子数为4，原子序数为8，为O元素，若位于第三周期，则s能级电子为6，2p能级电子数为6，3p能级没有电子，原子序数为12，为Mg元素，因此X为O，Y为Mg；W与X同主族，则W为S；Z最外层电子数是Y最外层电子数的两倍，则Z最外层有4个电子，为Si元素。A.Z为Si，单质可用于制作半导体材料，A正确；B.Z的最高价氧化物对应水化物是硅酸，为弱酸，B错误；C.O的非金属性比S强，因此简单气态氢化物更稳定，C正确；D.电子层数越多半径越大，电子层数相同，原子序数越小半径越大，S2-的电子层数多于O2-和Mg2＋，故半径最大，O2-和Mg2＋电子层数相同，O的原子序数更小半径更大，因此简单粒子半径：r(W)>r(X)>r(Y)，D正确。] 4.D　[HClO、H2SO3均不是最高价含氧酸，其酸性与元素非金属性没有直接关系。] 5.(1)分液漏斗　圆底烧瓶　(2)检查装置的气密性 (3)①Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O 除去SO2，排除SO2对F中实验的影响　②E中溶液不褪色、F中出现白色沉淀　CO2＋H2O＋SiO===H2SiO3↓＋CO或2CO2＋2H2O＋SiO===H2SiO3↓＋2HCO　③否 解析　B中用浓硫酸和Cu制取SO2，制取出来的SO2会与D中的饱和NaHCO3溶液发生反应，产生CO2，CO2和SO2都进入高锰酸钾溶液中，但是只有SO2能和高锰酸钾发生反应，即在E中除掉SO2，F中CO2与H2O和硅酸钠发生反应产生沉淀，可证明非金属性的强弱。(1)根据装置图中的仪器可知A是分液漏斗，B为圆底烧瓶；(2)该实验反应生成气体，在加入药品之前需要检验装置的气密性，防止气密性不好导致气体泄漏；(3)①在加热条件下铜与浓硫酸反应生成二氧化硫、硫酸铜和水，其反应方程式为Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O；F中要验证C与Si的非金属性强弱，则SO2不可进入F中影响实验，多余的二氧化硫用酸性KMnO4溶液吸收，防止干扰后面的实验；②二氧化碳与Na2SiO3溶液反应生成硅酸，利用强酸制弱酸原理，证明了碳酸酸性比硅酸酸性强，说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强，所以E中溶液不褪色、盛有 Na2SiO3溶液的试管中出现白色沉淀即说明碳元素的非金属性比硅元素非金属性强，此时试管F中发生反应的离子方程式为CO2＋H2O＋SiO===H2SiO3↓＋CO或2CO2＋2H2O＋SiO===H2SiO3↓＋2HCO；③依据最高价含氧酸的酸性强弱判断非金属性强弱，二氧化硫溶于水生成的是亚硫酸，不是最高价含氧酸，所以不能判断非金属性强弱。 6.A　[电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，故A正确；元素的非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，故HClO4的酸性比H3PO4强，B错误；N的2p轨道为半充满稳定结构，I1(N)＞I1(O)，C错误；元素的非金属性越强，电负性越大，故χ(H)<χ(N)，D错误。] 7.B　[X、Y、Z、N是原子序数依次增大的五种短周期元素，X元素原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能低于同周期相邻元素，为O元素；Y原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但第一电离能高于同周期相邻元素，为Mg元素；Z元素外围电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等，为Si元素；N元素只有一个不成对电子且则这几种元素中元素序数最大，为Cl元素，结合题目分析解答。A.X为O，Y为Mg，Z为Si，原子半径大小为Mg>Si>O，故A错误；B.X为O，Z为Si，N为Cl，电负性大小为O>Cl>Si，故B正确；C.Y为Mg，Z为Si，N为Cl，元素的第一电离能Cl>Si>Mg，故C错误；D.X为O，O的基态原子的电子轨道表示式，故D错误。] 8.B　[A.铬元素的原子序数24，基态铬原子的外围电子排布式为3d54s1，故A正确；B.同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，则第一电离能As＞Ge＞Ga，故B错误；C.非金属元素的电负性强于金属元素，金属元素的金属性越强，电负性越小，砷为非金属元素，锌的金属性强于锗元素，则电负性由大到小的顺序为As>Ge>Zn，故C正确； D.共价晶体的熔沸点取决于共价键的强弱，碳化硅、晶体硅均属于共价晶体，碳硅键的键能大于硅硅键、键长小于硅硅键，则熔沸点碳化硅均大于晶体硅，故D正确。] 9.(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 学科网（北京）股份有限公司 $$