1.2原子结构与元素的性质 课件 2024-2025学年高二下学期化学人教版（2019）选择性必修2

第二节 原子结构与元素的性质 第1课时 原子结构与元素周期表 第一章 原子结构与性质 1 学习目标 1.通过辨识原子结构及价层电子排布与元素在周期表中的位置之间的关系，形成“结构决定性质”的观念。 2.认识周期表中各区及元素周期表的规律，培养学生的模型认知能力。 新课引入 元素的性质随____________递增而呈周期性的变化，这个规律称作元素周期律。 一、元素周期系和元素周期表 原子序数 1.元素周期律、元素周期系和元素周期表 (1)元素周期律 门捷列夫 按相对原子质量从小到大的顺序排列 从最轻的元素氢开始进行编号 原子序数 元素性质随着原子的__________递增发生周期性递变 元素按原子序数(即____________)递增排列的序列称为元素周期系。 核电荷数 一、元素周期系和元素周期表 1.元素周期律、元素周期系和元素周期表 (2)元素周期系 核电荷数 莫塞莱 证明: 原子序数即原子核电荷数 核电荷数 又称_______周期表。 一、元素周期系和元素周期表 1.元素周期律、元素周期系和元素周期表 (3)元素周期表 呈现元素周期系的表格，元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。 短式 从第四周期开始每个周期截成两截， 第1~7族分主副族，第八族称为过渡元素。 重要特征： ①门捷列夫周期表 一、元素周期系和元素周期表 1.元素周期律、元素周期系和元素周期表 (3)元素周期表 ②维尔纳周期表 维尔纳周期表是_______________ ，每个周期一行，各族元素、过渡金属、稀有气体、镧系和锕系，各有各的位置，同族元素___________，它确定了前五个周期的元素种类。 特长式周期表 上下对齐 (2\8\8\18\18) 一、元素周期系和元素周期表 1.元素周期律、元素周期系和元素周期表 (3)元素周期表 ③玻尔元素周期表 把21～28、39～46等元素用______框起，这些框内元素的原子新增加的电子是填入__________的，他用原子结构解释元素周期律，玻尔元素周期表确定了第六周期为___________。 方框 内层轨道 32种元素 二、构造原理与元素周期表 【思考】我们学习了构造原理，也知道元素周期表每一周期所含的元素数，它们之间有何联系呢？ 周期序数 电子层数 新增能级 新增电子数 元素种数 1 1 2 2 3 3 4 4 5 5 6 6 7 7 1s 2s→2p 3s → 3p 4s → 3d → 4p 5s → 4d → 5p 6s → 4f → 5d → 6p 7s → 5f → 6d → 7p 2 8 8 18 18 32 32 2 8 8 18 18 32 32 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 二、构造原理与元素周期表 【思考】我们学习了构造原理，也知道元素周期表每一周期所含的元素数，它们之间有何联系呢？ 能级组之间能量相差较大，能级组之内能量相差很小 能量相近的合并成一组 共七个能级组，也就形成了7个周期 。 (1)元素形成元素周期系的根本原因： 元素的原子核外电子排布发生周期性的重复。 (2)根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。 例：第一周期1s1→1s2；其余各周期ns → np， 递增的核电荷数(或电子数)=每个周期里的元素数。 二、构造原理与元素周期表 若以一个方格代表一种元素，每个周期排一个横排，并按s、p、d、f 分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表： 【思考】如何将下图变成书末的元素周期表？ 二、构造原理与元素周期表 将1s2与p段末端对齐 将p段与p段对齐 d段与d段对齐 f段单独列出 二、构造原理与元素周期表 【思考1】元素周期表共有几个周期?每个周期有多少种元素? 为什么第一周期结尾元素的电子排布跟同族的其他周期元素的不同? He只有一个电子层，能级只有1s能级 第四、五、六、七周期，每周期所含元素的 种类数分别是 ：____、____、____ 、____。 第一、二、三周期，每周期所含元素的 种类数分别是：____、____、____。 2 8 8 18 18 32 32 7个周期 (7个横行) 短周期 长周期 每一横行叫一周期，共7个周期 二、构造原理与元素周期表 【思考2】元素周期表共有多少列？各列的价层电子数各为多少? 同列元素价层电子数是否相等?元素周期表可分为哪些族?族序有什么规律? 主族元素族序数 = 主族元素的价电子数 = 主族元素的最高化合价(O、F除外)。 列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 类别 主族 副族 副族 副族 主族 0 名称 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0 价电 子数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3 4 5 6 7 8 七主八副一0，每逢II、III分主副 除了第VIII、0族，族序数=列序数的个位数 二、构造原理与元素周期表 【思考3】为什么副族元素又称为过渡元素？写出它们的价层电子排布通式。 主 族 列 1 2 13 14 15 16 17 主 族 族 IA ⅡA IIIA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 副 族 列 3 4 5 6 7 11 12 副 族 族 IIIB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB IB ⅡB 价电子排布 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d104s1 3d104s2 第Ⅷ族：第8、9、10，共3个纵行：3d64s2、3d74s2、3d84s2 0族 第18纵行：1s2、ns2np6 副族元素原子最外层1−2个电子，从金属元素过渡到非金属元素的中间元素。 二、构造原理与元素周期表 【思考4】过渡元素化合价、价层电子数、族序数有什么关系？ ⅢB−ⅦB：族序数 = 价层电子数 ⅠB−ⅡB：族序数 = 最外层电子数 ①第ⅢB~ⅦB族可失去ns和(n−1)d轨道上的全部电子，最高正价=族序数。 ②第Ⅷ族可失去最外层的s轨道上的电子和次外层的部分(n−1)d轨道上的电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现正八价。 ③第ⅠB族可失去ns1电子和部分(n−1)d电子，所以第ⅠB族的族序数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=最高正价。 三、元素周期表的分区 1.根据核外电子的排布分区 按照核外电子排布，可把元素周期表划分成5个区。 s、p、d、f 4个区是按构造原理最后填入电子的_________来命名。 而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的 核外电子，可以理解为先填满了 _______能级而后再填充______ 能级而得名ds区。 能级符号 (n−1)d ns 三、元素周期表的分区 1.根据核外电子的排布分区 分区 列数 包含的族 价电子排布 s 2 p 6 d 8 ds 2 f / ⅠA、ⅡA ⅢA~ⅦA、0 ⅢB~ⅦB(镧系、锕系除外) 、 Ⅷ (n−1)d1~9ns1~2 ⅠB、ⅡB (n−1)d10ns1~2 镧系和锕系 ns1~2 ns2np1~6 (n−2)f0~14(n−1)d0~2ns2 【思考1】为什么s区(H除外)、d区、ds区的元素都是金属元素？ 最外层电子数为1～2个，即为ns1−2(Pd例外)，容易失去电子(H除外) 三、元素周期表的分区 2.根据元素的金属性和非金属性分区 【思考2】处于非金属与金属分界线上的元素常被称为半金属或类金属，为什么？ 处于非金属与金属分界线上的元素： 既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性 三、元素周期表的分区 2.根据元素的金属性和非金属性分区 【思考3】 Cr和Cu的价层电子排布符合构造原理么？还有哪些不符合？ Nb、Mo、Ru、Pd、Ag、Pt、Au等 【思考4】预言119号元素基态原子最外层电子排布，并预测第八周期有多少种元素。 8s1 50 种 8s → 5g → 6f → 7d → 8p 课堂检测 1.下列各元素是主族元素还是副族元素？位于周期表的第几周期和哪个族？属于哪个区？ (1)1s22s22p63s23p5 (2)[Kr]4d105s25p2 (3)[Ar]3d34s2 (4)[Ar]3d104s1 (5)[Ar]4s1 (6)[Rn]5f67s2 主族 主族 副族 主族 副族 第三周期第ⅦA族 p区 第五周期第ⅣA族 p区 第四周期第ⅤB族 d区 第四周期第ⅠB族 ds区 第四周期第ⅠA族 s区 副族 第七周期第IIIB族 f区 2.下列说法正确的是( ) A.所有金属元素都分布在d区和ds区 B.最外层电子数为2的元素都分布在s区 C.元素周期表中第ⅢB族~第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 D.基态原子的p能级上半充满的元素不一定位于p区 3.下列关于电子排布与元素在周期表中位置关系的表述正确的是( ) A.基态原子的N层上只有一个电子的元素，一定是第ⅠA族元素 B.原子的价层电子排布为(n−1)d6～8ns2的元素一定是d区元素 C.有三个未成对电子的原子一定属于主族元素 D.基态原子的价层电子排布为(n−1)dxnsy的元素的族序数一定为x+y 课堂检测 C B 课堂检测 3.元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的价层电子排布式为nsn−1npn+1，则下列说法不正确的是( ) A.Y元素原子的价层电子排布式为4s24p4 B.Y元素在元素周期表的第三周期第ⅥA族 C.X元素所在周期中所含非金属元素种数最多 D.Z元素原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3 4.在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，其常见离子的电子排布式为_______________________________________________，其中较稳定的是_____。 A Fe2+：1s22s22p63s23p63d6、 Fe3+：1s22s22p63s23p63d5 Fe3+ 四、元素的对角线规则 某些主族元素与其右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的。 处于”对角线“位置的元素，它们的性质具有相似性。 四、元素的对角线规则 1.锂和镁的相似性 ①锂与镁的沸点较为接近：Li 1341℃ Mg 1100℃ ②锂和镁在氧气中燃烧时只生成对应的氧化物 4Li+O2 === 2Li2O 点燃 2Mg+O2 === 2MgO 点燃 ③锂和镁与水的反应都十分缓慢，并且生成的LiOH、Mg(OH)2难溶于水，附着于金属表面阻碍反应的进行。 ⑤锂和镁都能直接与氮气反应生成相应的氮化物Li3N和Mg3N2 ④锂和镁的氢氧化物在加热时，可分解为Li2O、H2O和MgO、H2O ⑥在碱金属的氟化物、碳酸盐和磷酸盐中，只有锂盐是难溶于水的，相应的镁盐也难溶于水。如：MgCO3微溶于水，Li2CO3也微溶于水 四、元素的对角线规则 2.铍和铝的相似性 ①铍与铝都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化 ________________________________________________________________； ________________________________________________________________。 ②二者的氧化物和氢氧化物都既能溶于强酸又能溶于强碱溶液： ________________________________________________________________； ________________________________________________________________。 ________________________________________________________________； ________________________________________________________________。 ③二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高 ④BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华 Al(OH)3+3HCl===AlCl3+3H2O Be(OH)2+2HCl===BeCl2+2H2O Al(OH)3+NaOH===Na[Al(OH)4] Be(OH)2+2NaOH === Na2[Be(OH)4] 2Al+6H+ === 2Al3++3H2↑ Be+2H+ === Be2++H2↑ 2Al+2OH−+6H2O === 2[Al(OH)4]−+3H2↑ Be+2OH−+2H2O === [Be(OH)4]2−+H2↑ BeO+2H+ === Be2++H2O BeO+2OH−+H2O === [Be(OH)4]2− Al2O3+6H+ === 2Al3++ 3H2O Al2O3+2OH−+3H2O === 2[Al(OH)4]− 四、元素的对角线规则 3.硼和硅的相似性 ②B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应： 2B+2KOH+2H2O === __________________， Si+2KOH+H2O === _____________________。 ①自然界中B与Si均以化合物的形式存在。 ③硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易__________。  ④硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。 2KBO2+3H2↑ K2SiO3+2H2↑ 水解 第二节 原子结构与元素的性质 第2课时 元素周期律 第一章 原子结构与性质 28 学习目标 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能、电负性之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能、电负性的相对大小。 2.通过对原子半径、元素第一电离能、电负性递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。 一、原子半径 1.原子半径的变化规律(稀有气体除外) 同周期：从左→右，原子半径逐渐______。 同主族：从上→下，原子半径逐渐______。 增大 减小 随着原子序数的递增，元素的原子半径 呈现周期性变化。 一、原子半径 2.影响原子半径大小的因素 (1)电子的能层数： (2)核电荷数： 电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大； 核电荷数越大，对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小； 第一步先看电子层数，因为其半径大小的决定因素是电子层数。电子层数越多，其半径越大。 第二步在电子层数相同的情况下看核电荷数，因为核电荷数的多少是影响半径大小的次要因素。而核电荷数越多，其半径越小。 第三步在电子层数和核电荷数相同的情况下看电子数，核外电子数是影响半径大小的最小因素。核外电子数越多，其半径越大。 3.微粒半径的比较方法 一、原子半径 3.微粒半径的比较方法 (1)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。例如：r(Cl−) ___r(Cl)，r(Fe) ___r(Fe2+) ___r(Fe3+)。 (2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2−)___ r(F−) ___ r(Na+) ___ r(Mg2+) ___ r(Al3+)。 (3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li+) ___ r(Na+) ___ r(K+) ___ r(Rb+) ___ r(Cs+)，r(O2−) ___ r(S2−) ___ r(Se2−) ___ r(Te2−)。 (4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K+)与r(Mg2+)，可选r(Na+)为参照，r(K+) ___ r(Na+) ___ r(Mg2+)。 (5)特殊情况：r(Mg) ___ r(Li) ___ r(Al) > > > > > > > < < < < < < < > > > > 二、电离能 1.电离能的概念 (1) _________原子失去一个电子转化为_________正离子所需要的_________叫做第一电离能，符号：I1。可以衡量元素的气态原子失去一个电子的_________，第一电离能数值越小，原子越______失去一个电子。 (2)逐级电离能：+1价气态基态正离子失去一个电子，形成+2价气态基态正离子所需的最低能量叫______电离能，用____表示；+2价气态基态正离子再失去一个电子，形成+3价气态基态正离子所需的最低能量叫做_____电离能，用___表示，依次类推。 气态基态 气态基态 最低能量 难易程度 I2 I3 第二 第三 容易 M(g)＝M+(g)+e− I1(第一电离能) M+(g)＝M2+(g)+e− I2(第二电离能) 二、电离能 2.元素第一电离能变化规律 同主族(0族)，从上到下第一电离能逐渐______； 每个周期的第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能_____，即同周期，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈_____趋势。 最小 最大 增大 结论：第一电离能呈现周期性的递变 减小 二、电离能 2.元素第一电离能变化规律 【思考】为什么B、Al、O、S等元素的第一电离能比它们左边的元素的电离能要低？ Be:1s22s2 B:1s22s22p1 Mg:1s22s22p63s2 Al:1s22s22p63s23p1 B和Al失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，更容易失去电子，第一电离能较低。 二、电离能 2.元素第一电离能变化规律 【思考】为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低？ N:1s22s22p3O:1s22s22p4 P:1s22s22p63s23p3 S:1s22s22p63s23p4 N和P的电子排布是半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。 O和S失去一个电子后的电子排布是半充满状态，比较稳定，失去电子较容易，第一电离能较低。 二、电离能 3.元素第一电离能的影响因素 (1)电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的电子排布。 (2)具有全充满、半充满及全空的电子排布的元素原子稳定性较高，其电离能数值较大，如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素的大。一般情况下，同周期第一电离能：ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA。 二、电离能 4.元素逐级电离能变化规律 元素  Na Mg Al 各级 电离能 (kJ·mol−1) 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 9543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 元素的逐级电离能越来越大，失电子越来越困难。 因为离原子核越近，电子受原子核的吸引越强，所需电离的能量也就越大。 二、电离能 4.元素逐级电离能变化规律 元素  Na Mg Al 各级 电离能 (kJ·mol−1) 496 738 578 4562 1451 1817 6912 7733 2745 9543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293 若某元素在In和In+1之间差值很大，则说明该元素原子最外层有n个电子， 最高正价为+n价。 二、电离能 5.电离能的应用 (1)判断元素的金属性、非金属性强弱：通常情况下(除了每个周期的两组特例)，I1越大，元素的_______性越强；I1越小，元素的______性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布及元素的化合价 某元素的电离能： 若I2≫I1，则该元素通常显_____价，最外层有____个电子； 若I3≫I2，则该元素通常显_____价，最外层有____个电子； 若I4≫I3，则该元素通常显_____价，最外层有____个电子。 非金属 金属 +1 +2 +3 1 2 3 1.正误判断 (1)I1越大的原子失电子的能力越强 (2)同主族和0族，原子的I1从上到小越来越大 (3)同一周期典型金属元素的I1总是小于典型非金属元素的I1 2.在现有118种元素(除了放射性元素)中， _____的I1最大， _____的I1最小。 3.C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为__________。  4.下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_____。  课堂检测 × √ √ He Cs N>O>C A 5.根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol−1)，判断下列说法不正确的是( ) A.Q元素可能是0族元素 B.R和S均可能与U在同一主族 C.U元素可能在元素周期表的s区 D.原子的价电子排布式为ns2np1的 可能是T元素 元素代号 I1 I2 I3 I4 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 B 6.比较大小：I1(Cu)____ I1(Zn) ； I2(Cu)____ I2(Zn) > ＜ 课堂检测 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力_______。 用来描述不同元素的原子对键合电子_________的大小，用字母___表示。 元素相互化合时，原子中用于形成__________的电子称为键合电子。 三、电负性 化学键 1.键合电子 吸引力 越大 以氟的电负性为_________和锂的电负性为_________作为相对标准。 4.0 1.0 2.电负性的定义 3.电负性的标准 χ 三、电负性 4.递变规律 (1)一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐_____，元素的非金属性逐渐_____、金属性逐渐_____。(不考虑稀有气体元素) (2)一般来说，同族元素从上到下，元素的电负性逐渐_____，元素的金属性逐渐_____ 、非金属性逐渐_____。 变大 增强 减弱 变小 增强 减弱 (1)判断元素的金属性和非金属性强弱 ①金属元素的电负性一般_____1.8，非金属元素的电负性一般_____1.8，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________，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性_____，金属元素越活泼；非金属元素的电负性_____，非金属元素越活泼。 三、电负性 5.电负性的应用 小于 大于 1.8左右 越小 越大 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力____，显____价。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____，显____价。 电负性的差值________，主要形成共价键； 电负性的差值________，主要形成离子键； HCl为_____化合物； AlF3为_____化合物； AlCl3为_____化合物；BeCl2为_____化合物。 特例： HF为_____化合物；NaH为_____化合物； 弱 强 (3)判断化学键的类型 (2)判断元素的化合价 三、电负性 5.电负性的应用 正 负 <1.7 (经验规律，不能绝对化) >1.7 共价 共价 共价 离子 共价 离子 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 注:①稀有气体元素的电离能在同周期中最大。 ②同周期元素第一电离能:第ⅡA族>第ⅢA族，第ⅤA族>第ⅥA族。 ③比较电负性大小时，不考虑稀有气体元素。 结构与性质 同周期主族元素(从左到右) 同主族元素(从上到下) 最外层电子数 从1递增到7(第一周期除外) 相同 原子半径 _________ _________ 主要化合价 最高正价=族序数(O、F除外)， 非金属元素最低负价=−(8−族序数) (H除外) 金属性 _________ _________ 非金属性 _________ _________ 简单气态氢化物的稳定性 _________ _________ 最高价氧化物对应 水化物的酸碱性 碱性逐渐_____， 酸性逐渐_____ 碱性逐渐_____， 酸性逐渐_____ 第一电离能 ________________ __________ 电负性 __________ __________ 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐减小 逐渐增大 逐渐增强 逐渐减弱 减弱 增强 增强 减弱 总体呈增大趋势 逐渐减小 逐渐增大 逐渐减小 原子半径、电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 课堂检测 1.在元素周期表中，电负性相差最大的元素是________(放射性元素除外)。 2.右图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，若用原子序数代表所对应的元素，则下列说法正确的是(　　) A. 31d和33d属于同种核素 B.第一电离能d>e，电负性d<e C.气态氢化物的稳定性:a>d>e D.a和b形成的化合物不可能含有共价键 B F、Cs 3.以下有关元素性质的说法不正确的是 (　　) A.具有下列电子排布式的原子中原子半径最大的是①: 　 ①1s22s22p63s23p2　②1s22s22p3　③1s22s22p2　④1s22s22p63s23p4 B.具有下列价层电子排布式的原子中第一电离能最大的是③: ①3s23p1　②3s23p2　③3s23p3　④3s23p4 C.元素的电负性随原子序数增大而递增的是③: ①Na、K、Rb　②O、S、Se　③Na、P、Cl D. X元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1451、7733、10 540、13 630，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3+ D 课堂检测 4.短周期元素X、Y、Z、W、Q原子序数依次增大。基态X、Z、Q原子均有两个单电子，W简单离子在同周期离子中半径最小，Q与Z同主族。下列说法错误的是(　　) A.X能与多种元素形成共价键 B.简单氢化物沸点：Z<Q C.第一电离能：Y>Z D.电负性：W<Z 5.化合物XYZ4ME4所含的5种元素位于主族，在每个短周期均有分布，仅有Y和M同族。Y的基态原子价层p轨道半充满，X的基态原子价层电子排布式为nsn−1，X与M同周期，E在地壳中含量最多。下列说法正确的是(　　) A.元素电负性：E>Y>Z B.氢化物沸点：M>Y>E C.第一电离能：X>E>Y D.YZ3是电解质 课堂检测 B A Lavf59.27.100 $$