第01讲 元素周期表、元素周期律（复习讲义）（湖南专用）2026年高考化学一轮复习讲练测

第01讲 元素周期表、元素周期律 目录 01 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 元素周期表及其应用 知识点1 元素周期表结构与编排 知识点2 元素周期表的应用 考向1 元素周期表结构与常见规律 【思维建模】利用稀有气体元素确定主族元素位置 考向2 多角度推断元素 【思维建模】 依据元素周期表结构推断元素 考点二 元素周期律及其应用 知识点1 元素周期律 知识点2 微粒半径大小比较 知识点3 元素的电负性 知识点4 电离能 知识点5 元素“位、构、性”关系理解与应用 考向1 利用元素周期律解释元素或物质的性质 【思维建模】特殊结构的短周期主族元素 考向2 “三看法”比较粒子半径大小 【思维建模】“三看”法快速判断简单微粒半径的大小 考向3 元素“位、构、性”关系综合应用 【思维建模】解答短周期主族元素推断题的突破口 04 考点要求 考察形式 2025年 2024年 2023年 2022年 2021年 元素周期表及其应用 选择题 非选择题 6题3分 5题3分 元素周期律及其应用 选择题 非选择题 9题3分 5题3分 7题3分 考情分析： 1．从命题题型和内容上看，试题以选择题为主，考查元素种类的推断、同周期同主族元素性质递变、最简单氢化物的沸点及稳定性比较、“位、构、性”的关系。 2．从命题思路上看， (1)元素推断：通过1-36号原子序数、位置关系、结构特征（如最外层电子数、电子层结构）的了解，构建以原子结构为核心的系统性认知框架。 (2)递变规律: 包括原子半径、离子半径、金属性、非金属性等，揭示元素性质变化的可预测性。 (3)化合物性质：最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物稳定性与沸点、化学键类型等，凸显化学解释实际物质行为的能力。 (4)“位、构、性” 构建“三位一体”知识网络：通过位置→结构→性质互推预测未学元素性质，体现化学整合微观与宏观、理论与应用的学科架构。 近年高考对“非常规化合价”（如OF₂中O显正价）和“对角线规则”（如Li与Mg相似性）的考查升温，需补充拓展。 复习目标： 1．能根据元素周期表的编排原理，理解周期表的结构及原子结构的关系。 2．根据元素周期律会判断有关微粒性质的大小关系。 3. 认识元素的主要化合价、元素的金属性、非金属性等元素性质的周期性变化。 4. 理解“位、构、性”关系并能综合应用。 考点一 元素周期表及其应用 知识点1 元素周期表结构和编排规律 1．元素周期表的结构——“七行十八列”、七周期十六族 (1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数， (2)编排原则 ①周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个周期，元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期 ②族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行，叫做一个族，元素周期表18个纵列中，除8、9、10三个纵列为一族外，其余每一纵列为一族，即：有16个族 (3)结构 2．原子结构与元素周期表 (1)原子核外电子排布与周期的关系 类别 周期 能层数 (电子层数) 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 每周期元素种数 位置与结构的关系 原子序数 基态原子简化电子排布式 原子序数 基态原子外围电子排布式 短 周 期 一 1 1 1s1 2 1s2 2 二 2 3 [He]2s1 10 2s22p6 8 三 3 11 [Ne]3s1 18 3s23p6 8 长 周 期 四 4 19 [Ar]4s1 36 4s24p6 18 五 5 37 [Kr]5s1 54 5s25p6 18 六 6 55 [Xe]6s1 86 6s26p6 32 七 7 87 [Rn]7s1 118 7s27p6 32 (2)原子核外电子排布与族的关系 ①元素周期表的列数与族序数的关系 ②主族元素：同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在 上，价电子数与族序数相同，如下表 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 列数 1 2 13 14 15 16 17 价电子数 1 2 3 4 5 6 7 规律 ③过渡元素(副族和Ⅷ族)：同一纵行原子的价层电子排布基本相同，价电子总数等于所在的列序数。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价电子数与族序数不相同，如下表 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1 3d104s2 价电子数目 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 列数 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 规律 ④稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外) 3．元素周期表的分区 (1)按核外电子排布分区 ①区的名称：除ds区外，是按 进行命名的 ②ds区的名称：ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却为(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区 分区示意图 (2)按元素种类分区 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区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：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质 (3)元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素 ②镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素 ③锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素 ④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素 4．元素周期表结构中隐含的两条规律 (1)同周期、邻主族元素原子序数差的关系 ①短周期元素原子序数差＝族序数差 ②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24 ③同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下： 周期数 第二或第三周期 第四或第五周期 第六或第七周期 差值 1 11 25 (2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 ①ⅠA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 ②ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32 ③ⅢA～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 5．常见族的别称 族 别称 第ⅠA族元素(除氢) 碱金属元素 第IIA族元素 碱土金属 第IIIA族元素 硼族元素 第ⅣA族 碳族元素 第ⅤA族 氮族元素 第ⅥA族 氧族元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 第IIIB~IIB族 过渡元素 第六周期第IIIB族 镧系元素 第七周期第IIIB族 锕系元素 得分速记 ①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素 ②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是第Ⅷ族，不是ⅧB族； ③会根据元素周期表的构成特点，分析每周期的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 知识点2 元素周期表的应用 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 ①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 ②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药 ③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 3、用于工农业生产：对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等. 考向1 元素周期表结构及常见规律 例1 （2025·湖南永州·模拟预测）硒化锌(ZnSe)是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图甲所示，乙图为该晶胞沿z轴方向在平面的投影，已知晶胞边长为，阿伏加德罗常数的值为，下列说法正确的是 A．位于元素周期表的d区 B．基态原子核外有18种不同运动状态的电子 C．A点原子的坐标为，则B点原子的坐标为 D．该晶体密度为 思维建模 利用稀有气体元素确定主族元素位置 第一～第七周期稀有气体元素的原子序数依次为：2、10、18、36、54、86、118。 确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数−最邻近的稀有气体元素的原子序数=ΔZ。 例如：①35号元素(相邻近的是36Kr)，则35−36=−1，故周期数为四，族序数为8−|−1|=7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素；②87号元素(相邻近的是 86Rn)，则87−86=1，故周期数为7，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。 【变式训练1】（2024·湖南永州·三模）下列有关物质结构和性质的说法正确的是 A．晶体中有阳离子，不一定有阴离子 B．中的H-O-H键角比水中的小 C．共价键的键能越大，分子晶体的熔点越高 D．非金属元素都位于元素周期表中的p区 【变式训练2】（2024·湖南长沙·一模）某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，基态X原子的价电子排布式为。下列说法错误的是 A．该阴离子中铜元素的化合价为+3 B．由W和Y构成的化合物不可能为离子化合物 C．电负性：Z>Y>X>W D．X、Y、Z均位于元素周期表的p区 【变式训练3】（2024·湖南·一模）硒化锌是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图甲所示，图乙为晶胞的俯视图，已知原子分数坐标a点(0，0，0)，c点(1，1，1)，晶胞参数为p nm。下列说法不正确的是 A．晶胞中Zn原子的配位数为4 B．Se位于元素周期表的p区 C．晶胞中d点原子分数坐标为() D．Zn和Se的最短距离为nm 考向2 “多角度”推断元素 1. 根据“残缺元素周期表”推断元素 例2 （24-25高二上·湖南长沙·期末）下表是元素周期表前五周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J是6种元素的代号。J为0族元素，下列说法不正确的是 X Y Z R W J A．基态R原子的轨道表示式为 B．电负性最大的元素为Z C．W位于元素周期表的P区 D．Y的第一电离能小于X的第一电离能 思维建模 依据元素周期表结构推断元素 残缺元素周期表型推断题一般给出两种信息：一是给出局部的元素周期表，展示出几种不同元素的相对位置；二是给出某种元素的位置特征、原子结构特征或由该元素形成的单质或化合物的特殊性质。解答此类题目时，要先根据给出的某种元素的特殊结构或性质，确定该元素在周期表中的位置，然后以此为“坐标原点”，根据其他元素与该元素的位置关系，进而确定其他未知的元素。 1．元素周期表中短周期特殊结构的应用 (1)元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族为元素周期表的左侧边界，第ⅠA族左侧无元素分布。 (2)He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。 2．熟悉特殊结构的短周期主族元素 ①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al ②族序数等于周期数2倍的元素：C、S ③族序数等于周期数3倍的元素：O ④周期数是族序数2倍的元素：Li ⑤周期数是族序数3倍的元素：Na ⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si ⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S ⑧除H外，原子半径最小的元素：F；原子半径最小的元素：Na 3.根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 电子排布式价电子排布式 【变式训练1】短周期元素T、X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如下表所示，其中T的单质在一定条件下能与W的最高价氧化物对应水化物的浓溶液反应并生成两种酸性气体，则下列相关说法正确的是    A．离子半径：X<Y<W B．最简单气态氢化物的热稳定性：W<Z C．分子中每个原子均满足8电子稳定结构 D．最高价氧化物对应水化物的碱性：X<Y 【变式训练2】X、Y、Z、W均为短周期元素，且Y、Z、W在周期表的位置关系如下图所示。已知X与W能形成最简单的有机物，则下列有关说法正确的是 A．X能分别与Y、W形成化合物，且其所含化学键类型完全相同 B．W有多种同素异形体，且均具有高熔点、高沸点的性质 C．X的离子半径一定小于与Y同族的短周期元素的离子半径 D．Y、Z与X的常见稳定液态氧化物反应的剧烈程度Y大于Z 【变式训练3】如图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法不正确的是 X Y Z M A．原子半径：M＞Z＞Y B．非金属性：Y＞M＞Z C．简单气态氢化物的稳定性：Y＞M＞Z D．最高价氧化物对应水化物酸性：M＞Z 2、根据原子结构推断元素 例3 （23-24高一上·湖南湘西·期末）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是周期表中原子半径最小的元素，与具有相同的电子层结构，W元素的单质在常温下是黄绿色气体。下列说法正确的是 A．Y元素处于第ⅥA族，最高化合价为 B．X与Y只能形成一种共价化合物 C．Z与W形成的化合物中只有离子键 D．W形成的氧化物对应的水化物一定是强酸 【变式训练1】某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。是原子序数依次增大的短周期元素，其中位于同一周期，基态原子的价电子排布式为。下列说法错误的是 A．该阴离子中铜元素的化合价为 B．元素电负性： C．基态原子的第一电离能： D．均位于元素周期表的区 【变式训练2】W、X、Y和Z为原子序数依次增大的四种短周期主族元素。常温常压下，Y的单质和氧化物均能与X的氢化物的水溶液反应生成一种相同的气体，该气体分子与CH4具有相同的空间结构。Z原子最外层的电子数是W原子的最外层电子数的2倍。下列叙述错误的是 A．元素X的氢化物比其他三种元素的氢化物更稳定 B．元素Z的含氧酸只有两种 C．元素Y在自然界中只以化合态形式存在 D．元素W、Y位于周期表中金属与非金属分界线附近 【变式训练3】X、Y、Z、Q、W是原子序数依次增大的前四周期元素，其中X是宇宙中含量最多的元素；在同周期元素中，第一电离能数值比Y大的元素有2种；Z元素原子的价层电子排布是；Q、W元素原子的最外层均只有1个电子，但Q元素原子中只有两种形状的电子云，W元素原子的次外层内的所有轨道的电子均成对。下列说法正确的是 A．电负性：X<Y<Z B．键角： C．的阴阳离子个数比为1∶1 D．W元素位于元素周期表的d区 3.根据元素及其单质、化合物的特性推断元素 例4 （2025·湖南·模拟预测）离子液体常被用作有机合成的溶剂和催化剂，在生物化学等科研领域也有广泛应用。一种离子液体Q的结构如图所示，由原子序数依次增大的X、Y、Z、W、M五种元素构成，其中M是短周期中电负性最大的元素。下列说法错误的是 A．阳离子中Z原子有两种不同的杂化方式 B．YM3分子的极性小于WM3 C．和Na+与Q中的阴离子构成的物质相比，Q具有更高的熔沸点 D．同一周期中，第一电离能处于Y和M之间的元素有4种 【变式训练1】（24-25高二下·湖南·期中）某检验试剂的结构如下，其中X、Y、Z、W是原子序数依次增大且原子序数不大于10的主族元素。下列叙述错误的是 A．第一电离能： B．这四种元素不能组成离子化合物 C．结构式中a、b两处的共用电子对均偏向W原子 D．中的Z原子易提供孤电子对与形成配位键 【变式训练2】（24-25高二下·湖南·期中）Q、W、X、Y、Z是元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素，其中Q元素是宇宙中含量最多的元素，W元素基态原子的核外p电子数比s电子数少1，X是地壳中含量最多的元素，Y元素原子的最外层电子数比电子层数的2倍多1，基态Z原子的内层电子排布全充满，最外层只有1个电子。下列说法正确的是 A．离子半径： B．第一电离能： C．由于分子间存在氢键，所以热稳定性： D．与形成的两种配离子分别是W原子和X原子提供孤电子对 【变式训练3】（24-25高二下·湖南衡阳·期中）某离子液体化合物的结构如图所示，其中X、Y、Z、W、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，Z与W同主族。下列说法正确的是 A．第一电离能：Z<W<Q<X B．离子液体熔点低，一般易挥发 C．分子键角：，与W、Z的电负性有关 D．W的最高价氧化物对应的水化物有强氧化性 考点二 元素周期律 知识点1 元素周期律 1、内容：元素周期律是指元素的性质随着 而呈现周期性的变化 2、实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果 3、主族元素的周期性变化规律 项目 同周期( ) 同主族( ) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 【易错提醒】关于元素周期律的4大误区 （1）误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的元素，忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1，最低负价为－1。 （2）误认为主族元素的最高正价一定等于其族序数，忽视了氧元素无最高正价，氟元素无正价。 （3）误认为失电子难的原子得电子的能力一定强，忽视了稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。 （4）误认为得(失)电子数的数目越多，元素的非金属性(金属性)越强，忽视了元素原子得失电子数目的多少与元素的非金属性、金属性强弱没有必然的联系。 4．元素金属性强弱的判断方法 (1)金属性：指金属元素的原子失去电子能力 得分速记 比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易失电子，金属性越强 (2)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强 (3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱； 同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。金属性最强的元素为铯 (4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断 ①依据最高价氧化物对应水化的碱性强弱来比较： 如：碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则金属性：Na＞Mg＞Al ②依据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度或剧烈程度来比较：越容易反应或反应越剧烈，则对应元素的金属性越强 如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe ③依据金属单质之间的置换反应来比较：若xn＋＋y===x＋ym＋ ，则y比x金属性强 如：Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu ④依据单质的还原性或离子氧的化性强弱来比较： 如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na ⑤依据金属活动性顺序来比较：一般来说， 如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu ⑥依据原电池的正负极：一般来说， ⑦依据电解池的阴极放电顺序： 5．元素非金属性强弱的判断方法 (1)非金属性：元素的原子得到电子能力 得分速记 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强 (2)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强 (3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加， 同主族元素，从上到下，随原子序数增加， 。非金属性最强的元素为氟 (4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断 ①依据最高价氧化物的水化物酸性强弱来比较： 如：酸性：HClO4(最强酸)＞H2SO4 (强酸)＞H3PO4 (中强酸)＞H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl＞S＞P＞Si ②依据非金属元素单质与H2化合的难易程度来比较： 如：F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br ③依据形成气态氢化物的稳定性来比较： 如：稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl ④依据单质的氧化性或阴离子的还原性越弱来比较： ，如：还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S ⑤依据与盐溶液或气体、无氧酸溶液间的置换反应来比较：若An－＋B===Bm－＋A ，则B比A非金属性强 如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I ⑥依据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进来比较： 如：Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，则非金属性：Cl>S ⑦依据电解池的阳极放电顺序： 知识点2 微粒半径大小比较 1、原子的递变规律 ① 同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小 如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl) ② 同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大 如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) 2、离子半径的大小比较 ①阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na＋) ②阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<r(Cl－) ③同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ④同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) ⑤同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) ⑥同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3－ )>r(O2－)>r(F－) 得分速记 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(Na＋) ⑦电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋) ⑧同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 知识点3 元素的电离能 1、概念 ①第一电离能：气态电中性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，用符号I1表示 ②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……，这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，离子半径也会越来越小，核对电子的引力作用增强，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越高 2、元素第一电离能的变化规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。IIA族元素的I1大于IIIA族元素；VA族元素的I1大于VIA族元素。如，Be＞B、N＞O，这与原子的外层电子构型有着密切关系：Be的价电子排布式是2s2，为全充满结构，比较稳定，难失电子，而B的价电子排布为2s22p1，没有Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易， 第一电离能小 ②同族元素： ③过渡元素：第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加 ④同种原子： (即I1<I2<I3…，并且会发生一个突变。如果I(n+1)>>In，对主族元素而言，最外层有n个电子，最高化合价为+n 3、电离能的应用 ①用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强 ②用来判断原子失去的电子数目和形成的阳离子所带的电荷数(元素的化合价)：若I(n+1)>>In，即电离能在In和I(n+1)之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子，对主族元素而言，最高化合价为+n(或只有0价、+n价) 得分速记 电离能的影响因素及特例 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构型。 ②具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，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P轨道半充满、Mg为全空状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA > ⅢA，ⅤA > ⅥA。 ③根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1≪I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。 知识点4 电负性 1、电负性：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示 2、标准：以最活泼的非金属氟的电负性为 4.0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(稀有气体未计) 3、变化规律：随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 ①同周期：自左到右，元素的电负性逐渐 ，元素的 逐渐增强、 逐渐减弱 ②同主族：自上到下，元素的电负性逐渐 ，元素的 逐渐增强、 逐渐减弱 4、电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性及其强弱 a．金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性 b．金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼 ②判断元素的化合价 a．电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值 b．电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值 ③判断化学键的类型 a．如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键 b．如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键 如：Al、F、Cl的电负性分别为1.5、4.0、3.0，F的电负性与Al的电负性之差为4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物 得分速记 电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物 ④判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I ⑤解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质 得分速记 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 注意： ①第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 ②电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 知识点5 元素“位、构、性”关系理解与应用 得分速记 元素“位、构、性”解题模型 考向1 利用元素周期律解释元素或物质的性质 例1 （2025高一下·湖南郴州·学业考试）以下性质比较，不能用元素周期律解释的是 A．非金属性O＞N B．碱性KOH＞LiOH C．热稳定性H₂O＞H₂S D．酸性 HCl＞H₂CO3 思维建模 判断元素非金属性强弱的“两个不能” (1)不能根据氢化物水溶液的酸性判断元素的非金属性强弱，应该根据氢化物的热稳定性或还原性判断。 (2)不能根据元素含氧酸的酸性判断元素的非金属性强弱，应该根据最高价氧化物对应的水化物的酸性判断。 【变式训练1】根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测合理的是 选项 事实 推测 A Na与冷水反应剧烈・K与冷水反 应更剧烈 Li与冷水反应非常缓慢 B Si是半导体材料，同族的Ge也是 半导体材料 第IV A族的元素的单质都可作半导体 材料 C HCl在1 500 °C时分解，HI在230 °C时分解 HBr的分解温度介于二者之间 D H2Se的沸点比H2S的高 H2S的沸点比H2O的高 A．A B．B C．C D．D 【变式训练2】下列事实能用元素周期律解释的是 A．沸点：H2O>H2Se>H2S B．酸性：H2SO4>H2CO3>HClO C．硬度：I2>Br2>Cl2 D．碱性：KOH>NaOH>Al(OH)3 【变式训练3】（24-25高一上·湖南常德·期末）下列有关性质大小比较正确，且能用元素周期律解释的是 A．酸性： B．还原性： C．与化合的容易程度： D．与水反应置换出的容易程度： 考向2 “三看法”比较粒子半径大小 例1（24-25高一下·湖南·期末）W、X、Y、Z为原子序数依次增大的四种短周期元素。常温下呈液态；X为形成物质种类数最多的元素；Y为地壳中含量最多的元素；与的核外电子排布相同。下列叙述错误的是 A．原子半径大小顺序为 B．W与Y形成的化合物中可能含有非极性键 C．氢化物的沸点： D．Z的最高价氧化物对应的水化物呈碱性 思维建模 “三看”法快速判断简单微粒半径的大小 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 【变式训练1】（2025·湖南·三模），，，是核电荷数依次增大的短周期元素，其中基态原子轨道电子数与轨道电子数之比为，由上述四种元素形成的一种化合物的结构如图所示。下列说法正确的是 A．、、分别与形成的化合物的晶体类型相同 B．简单氢化物的热稳定性： C．、、的简单离子的半径： D．第一电离能： 【变式训练2】（2025·湖南·模拟预测）某种化学品的结构如图所示，已知W、X、Y、Z、M均为短周期主族元素，其中W、X、Y在同一周期，Z、M同处另一周期，M的简单阳离子半径是同周期中最小的。 下列说法正确的是 A．该物质中，每个原子都达到稳定结构 B．简单离子半径： C．最高价氧化物对应水化物的酸性： D．同一周期中，元素第一电离能处在Z和M之间的元素有3种 【变式训练3】（2025·湖南邵阳·三模）某除草剂的分子结构如图所示。X、Y、Z、W、E为原子序数依次增大的短周期主族元素，E与Z同族，W与Z同周期。下列说法错误的是 A．Y的氢化物的沸点小于Z的氢化物的沸点 B．基态原子的未成对电子数：Y＜Z C．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞E＞Y D．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z 考向3 元素“位、构、性”关系综合应用 例1（2024·湖南·二模）短周期主族元素X、Y、Z、R在周期表中相对位置如图所示， X Y Z R 已知：Z单质与浓烧碱溶液反应产生气泡并生成盐．下列叙述正确的是 A．工业上一定用电解法制备Z的单质 B．R的最高价氧化物对应的水化物一定是强酸 C．X的简单氢化物的键角可能小于Y的简单氢化物的键角 D．Y的简单氢化物VSEPR模型为平面三角形 思维建模 解答短周期主族元素推断题的突破口 (1)位置与结构 ①族序数与周期数相同的元素是氢(H)、被(Be)、铝(Al);族序数是周期数2倍的元素是碳(C)、硫(S); 族序数是周期数3倍的元素是氧(O)。 ②没有中子的元素是氢(H)。 (2)含量与物理性质 ①地壳中含量最高的元素是氧(O),其次是硅(Si),含量最高的金属元素是铝(Al) ②单质为天然物质中硬度最大的元素是碳(C)。 ③气态氢化物最易溶于水的元素是氮(N),气态氢化物溶于水显碱性的元素是氮(N)。 ④对应氢化物沸点最高的非金属元素是氧(O)。 ⑤最高价氧化物对应的水化物的酸性最强的元素是氯(Cl)。 (3)化学性质与用途 ①单质与水反应最剧烈的非金属元素是氟(F)。 ②简单气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是氮(N),反应的化学方程式为NH3+HNO3=NH4NO3 . 【变式训练1】（2024·湖南·模拟预测）为短周期主族元素，其中，最高价氧化物对应水化物分别为甲、乙，和的简单氢化物分别为丙、丁，位于同周期。甲、乙、丙、丁的水溶液的与对应元素原子半径的关系如图所示，下列叙述错误的是 A．电负性： B．第一电离能： C．分子的VSEPR模型为正四面体形 D．丙和丁相遇产生含两种化学键的晶体 【变式训练2】（2024·湖南衡阳·三模）某离子液体，由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成，其结构如图。X、Y元素的原子序数之和与Z元素的相等，Y的最外层电子数是内层电子总数的2倍，W的单质可用于自来水的消毒。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．键角： D．W的最高价氧化物的水化物为强酸 【变式训练3】（（2024·湖南邵阳·二模）YX4Z(WR4)2常用于抗酸、治疗慢性胃炎。它所含的五种元素均为短周期元素，基态R原子的价层电子排布式为nsnnp2n，R和W位于同主族，Y的最高价氧化物对应的水化物和其最简单氢化物能反应生成离子化合物，Z的周期序数和主族序数相等。下列叙述错误的是 A．沸点：X2R＜X2W B．第一电离能：X＜R＜Y C．Z元素的最高价氧化物为两性氧化物 D．W元素最高价氧化物的水化物的浓溶液在常温下可以使铁钝化 1．（2025·湖南·高考真题）浓溶液中含有的具有酸性，能溶解金属氧化物。元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，分别位于不同的前四周期。Y的最外层电子数是内层的3倍，X和Y的最外层电子数之和等于Z的最外层电子数，M的价层电子排布是。下列说法正确的是 A．电负性： B．Y形成的两种单质均为非极性分子 C．由X、Y、Z形成的化合物均为强电解质 D．铁管上镶嵌M，铁管不易被腐蚀 2．（2023·湖南·高考真题）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2：1：3。下列说法正确的是 A．电负性：X>Y>Z>W B．原子半径：X<Y<Z<W C．Y和W的单质都能与水反应生成气体 D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 3．（2022·湖南·高考真题）科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．非金属性： C．Z的单质具有较强的还原性 D．原子序数为82的元素与W位于同一主族 4．（2025·全国卷·高考真题）一种化合物分子结构如图所示，其中W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增大，W的一种同位素的中子数为0，X和Z同族。下列说法错误的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．电负性： D．单质氧化性： 5．（2025·重庆·高考真题）某化合物由原子序数依次增大的长周期主族元素X、Y和Z组成。X的价层电子数为4，Y只有一个未成对电子，Z+的电子占据的最高能级为全充满的4p能级。关于这三种元素说法正确的是 A．X、Y和Z位于同一周期 B．氧化物的水化物碱性最强的是X C．单质熔点最高的是Y D．原子半径是最大的是Z / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第01讲 元素周期表、元素周期律 目录 01 02 体系构建·思维可视 03 核心突破·靶向攻坚 考点一 元素周期表及其应用 知识点1 元素周期表结构与编排 知识点2 元素周期表的应用 考向1 元素周期表结构与常见规律 【思维建模】利用稀有气体元素确定主族元素位置 考向2 多角度推断元素 【思维建模】 依据元素周期表结构推断元素 考点二 元素周期律及其应用 知识点1 元素周期律 知识点2 微粒半径大小比较 知识点3 元素的电负性 知识点4 电离能 知识点5 元素“位、构、性”关系理解与应用 考向1 利用元素周期律解释元素或物质的性质 【思维建模】特殊结构的短周期主族元素 考向2 “三看法”比较粒子半径大小 【思维建模】“三看”法快速判断简单微粒半径的大小 考向3 元素“位、构、性”关系综合应用 【思维建模】解答短周期主族元素推断题的突破口 04 考点要求 考察形式 2025年 2024年 2023年 2022年 2021年 元素周期表及其应用 选择题 非选择题 6题3分 5题3分 元素周期律及其应用 选择题 非选择题 9题3分 5题3分 7题3分 考情分析： 1．从命题题型和内容上看，试题以选择题为主，考查元素种类的推断、同周期同主族元素性质递变、最简单氢化物的沸点及稳定性比较、“位、构、性”的关系。 2．从命题思路上看， (1)元素推断：通过1-36号原子序数、位置关系、结构特征（如最外层电子数、电子层结构）的了解，构建以原子结构为核心的系统性认知框架。 (2)递变规律: 包括原子半径、离子半径、金属性、非金属性等，揭示元素性质变化的可预测性。 (3)化合物性质：最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物稳定性与沸点、化学键类型等，凸显化学解释实际物质行为的能力。 (4)“位、构、性” 构建“三位一体”知识网络：通过位置→结构→性质互推预测未学元素性质，体现化学整合微观与宏观、理论与应用的学科架构。 近年高考对“非常规化合价”（如OF₂中O显正价）和“对角线规则”（如Li与Mg相似性）的考查升温，需补充拓展。 复习目标： 1．能根据元素周期表的编排原理，理解周期表的结构及原子结构的关系。 2．根据元素周期律会判断有关微粒性质的大小关系。 3. 认识元素的主要化合价、元素的金属性、非金属性等元素性质的周期性变化。 4. 理解“位、构、性”关系并能综合应用。 考点一 元素周期表及其应用 知识点1 元素周期表结构和编排规律 1．元素周期表的结构——“七行十八列”、七周期十六族 (1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 (2)编排原则 ①周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个周期，元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期 ②族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行，叫做一个族，元素周期表18个纵列中，除8、9、10三个纵列为一族外，其余每一纵列为一族，即：有16个族 (3)结构 2．原子结构与元素周期表 (1)原子核外电子排布与周期的关系 类别 周期 能层数 (电子层数) 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 每周期元素种数 位置与结构的关系 原子序数 基态原子简化电子排布式 原子序数 基态原子外围电子排布式 短 周 期 一 1 1 1s1 2 1s2 2 周期序数＝电子层数 二 2 3 [He]2s1 10 2s22p6 8 三 3 11 [Ne]3s1 18 3s23p6 8 长 周 期 四 4 19 [Ar]4s1 36 4s24p6 18 五 5 37 [Kr]5s1 54 5s25p6 18 六 6 55 [Xe]6s1 86 6s26p6 32 七 7 87 [Rn]7s1 118 7s27p6 32 (2)原子核外电子排布与族的关系 ①元素周期表的列数与族序数的关系 ②主族元素：同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在ns或ns、np轨道上，价电子数与族序数相同，如下表 族数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子排布式 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 列数 1 2 13 14 15 16 17 价电子数 1 2 3 4 5 6 7 规律 主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数＝价电子总数 ③过渡元素(副族和Ⅷ族)：同一纵行原子的价层电子排布基本相同，价电子总数等于所在的列序数。价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族的价电子数与族序数不相同，如下表 副族元素 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn 族数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子排布式 3d14s2 3d24s2 3d34s2 3d54s1 3d54s2 3d64s2 3d74s2 3d84s2 3d104s1 3d104s2 价电子数目 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 列数 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 规律 价电子总数＝列序数 ④稀有气体元素：价电子排布为ns2np6(He除外) 3．元素周期表的分区 (1)按核外电子排布分区 ①区的名称：除ds区外，是按构造原理最后填入电子的能级符号进行命名的 ②ds区的名称：ds区只有两列，第11列铜、银、金和第12列锌、镉、汞，由于该区开始的第11列铜、银、金按构造原理进行电子排布时，电子排布式中最后两个能级的电子排布应为(n－1)d9ns2，而事实上却为(n－1)d10ns1，可理解为先填满了(n－1)d能级而后再填充ns能级，因而得名ds区 分区示意图 (2)按元素种类分区 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线 ②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区 ③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质 (3)元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素 ②镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素 ③锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素 ④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素 4．元素周期表结构中隐含的两条规律 (1)同周期、邻主族元素原子序数差的关系 ①短周期元素原子序数差＝族序数差 ②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24 ③同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，具体如下： 周期数 第二或第三周期 第四或第五周期 第六或第七周期 差值 1 11 25 (2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 ①ⅠA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 ②ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32 ③ⅢA～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 5．常见族的别称 族 别称 第ⅠA族元素(除氢) 碱金属元素 第IIA族元素 碱土金属 第IIIA族元素 硼族元素 第ⅣA族 碳族元素 第ⅤA族 氮族元素 第ⅥA族 氧族元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 第IIIB~IIB族 过渡元素 第六周期第IIIB族 镧系元素 第七周期第IIIB族 锕系元素 得分速记 ①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素 ②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是第Ⅷ族，不是ⅧB族； ③会根据元素周期表的构成特点，分析每周期的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 知识点2 元素周期表的应用 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 ①在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 ②研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药 ③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 3、用于工农业生产：对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等. 考向1 元素周期表结构及常见规律 例1 （2025·湖南永州·模拟预测）硒化锌(ZnSe)是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图甲所示，乙图为该晶胞沿z轴方向在平面的投影，已知晶胞边长为，阿伏加德罗常数的值为，下列说法正确的是 A．位于元素周期表的d区 B．基态原子核外有18种不同运动状态的电子 C．A点原子的坐标为，则B点原子的坐标为 D．该晶体密度为 【答案】D 【详解】A．的原子序数为30，核外电子排布式为，位于元素周期表的ds区，故A错误； B．基态Se原子核外有34个电子，每个电子的运动状态都不同，所以有34种不同运动状态的电子，故B错误； C．由晶胞的结构图和图乙可知若A点原子的坐标为(0，0，0)，则B点原子的坐标为，故C错误； D．由晶胞结构可知，Zn原子位于晶胞内部，个数为4，Se原子位于顶点和面心，个数为，则晶胞的质量为，晶胞边长为，晶胞体积为，根据密度公式，可得该晶体密度为，故D正确； 故选D。 思维建模 利用稀有气体元素确定主族元素位置 第一～第七周期稀有气体元素的原子序数依次为：2、10、18、36、54、86、118。 确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数−最邻近的稀有气体元素的原子序数=ΔZ。 例如：①35号元素(相邻近的是36Kr)，则35−36=−1，故周期数为四，族序数为8−|−1|=7，即第四周期第ⅦA族，即溴元素；②87号元素(相邻近的是 86Rn)，则87−86=1，故周期数为7，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。 【变式训练1】（2024·湖南永州·三模）下列有关物质结构和性质的说法正确的是 A．晶体中有阳离子，不一定有阴离子 B．中的H-O-H键角比水中的小 C．共价键的键能越大，分子晶体的熔点越高 D．非金属元素都位于元素周期表中的p区 【答案】A 【详解】A．晶体中含有阳离子不一定含有阴离子，如金属晶体中含有阳离子和自由电子，没有阴离子，故A正确； B．H2O中O原子价层电子对数，有2个孤电子对，中O原子价层电子对数，有1个孤电子对，排斥力较小，使中的H-O-H键角比水中的大，故B错误； C．分子晶体的熔沸点与分子间作用力、氢键有关系，与共价键强弱无关，故C错误； D．非金属氢元素位在s区，故D错误； 故答案为：A。 【变式训练2】（2024·湖南长沙·一模）某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Y、Z位于同一周期，基态X原子的价电子排布式为。下列说法错误的是 A．该阴离子中铜元素的化合价为+3 B．由W和Y构成的化合物不可能为离子化合物 C．电负性：Z>Y>X>W D．X、Y、Z均位于元素周期表的p区 【答案】B B．H和N构成的化合物NH4H为离子化合物，B项错误； C．同周期从左到右主族元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性越强、电负性越大，则电负性：Z＞Y＞X＞W，C项正确； D．C、N、F均位于元素周期表的p区，D项正确； 答案选B。 【变式训练3】（2024·湖南·一模）硒化锌是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图甲所示，图乙为晶胞的俯视图，已知原子分数坐标a点(0，0，0)，c点(1，1，1)，晶胞参数为p nm。下列说法不正确的是 A．晶胞中Zn原子的配位数为4 B．Se位于元素周期表的p区 C．晶胞中d点原子分数坐标为() D．Zn和Se的最短距离为nm 【答案】C 【详解】A．根据均摊法，晶胞中Zn的个数为4，Se的个数为4，Se在顶点和面心，与Zn构成的立体结构为正四面体形，与其距离最近的Zn原子的个数为4，故A正确； B．Se位于周期表中第四周期第ⅥA族，属于p区，故B正确； C．将晶胞均分为8个小立方体，c的分数坐标为，原子d应在上层四个小立方体的右前面一个小立方体的体心，d的分数坐标为，故C错误； D．图中相邻的Zn与Se之间的距离为体对角线的，对角线为nm，则相邻的Se和Zn之间的距离为nm，D正确； 本题选C。 考向2 “多角度”推断元素 1. 根据“残缺元素周期表”推断元素 例2 （24-25高二上·湖南长沙·期末）下表是元素周期表前五周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J是6种元素的代号。J为0族元素，下列说法不正确的是 X Y Z R W J A．基态R原子的轨道表示式为 B．电负性最大的元素为Z C．W位于元素周期表的P区 D．Y的第一电离能小于X的第一电离能 【答案】A 【详解】A．根据洪特规则，基态R原子的电子轨道表示式应为，A错误； B．Z为F，F的非金属性最强，F元素电负性最大，B正确； C．W是第四周期VIIA族元素，位于元素周期表的p区，C正确； D．Y为O，X为N，N的2p能级电子半满，更稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，D正确； 故本题选A。 思维建模 依据元素周期表结构推断元素 残缺元素周期表型推断题一般给出两种信息：一是给出局部的元素周期表，展示出几种不同元素的相对位置；二是给出某种元素的位置特征、原子结构特征或由该元素形成的单质或化合物的特殊性质。解答此类题目时，要先根据给出的某种元素的特殊结构或性质，确定该元素在周期表中的位置，然后以此为“坐标原点”，根据其他元素与该元素的位置关系，进而确定其他未知的元素。 1．元素周期表中短周期特殊结构的应用 (1)元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族为元素周期表的左侧边界，第ⅠA族左侧无元素分布。 (2)He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。 2．熟悉特殊结构的短周期主族元素 ①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al ②族序数等于周期数2倍的元素：C、S ③族序数等于周期数3倍的元素：O ④周期数是族序数2倍的元素：Li ⑤周期数是族序数3倍的元素：Na ⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si ⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S ⑧除H外，原子半径最小的元素：F；原子半径最小的元素：Na 3.根据原子结构特征判断元素在元素周期表中的位置 电子排布式价电子排布式 【变式训练1】短周期元素T、X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如下表所示，其中T的单质在一定条件下能与W的最高价氧化物对应水化物的浓溶液反应并生成两种酸性气体，则下列相关说法正确的是    A．离子半径：X<Y<W B．最简单气态氢化物的热稳定性：W<Z C．分子中每个原子均满足8电子稳定结构 D．最高价氧化物对应水化物的碱性：X<Y 【答案】C 【详解】A、电子层数相同的离子，根据其核电核数大小判断：核电核数多的离子半径小，核电核数少的离子半径大；电子层数不同的离子，根据电子层数判断：电子层数多的离子半径大，电子层数少的离子半径小。X是Mg元素，Y是Al元素，W是S元素，所以离子半径：Y < X <W，故A错误； B、元素的非金属性越强，其相应的最简单气态氢化物的稳定性就越强，元素的非金属性： W＞Z，所以元素的最简单气态氢化物的稳定性： W＞Z，故B错误； C、二硫化碳分子中存在两个碳硫双键，硫原子和碳原子最外层都达到8电子稳定结构，其电子式为：，故C正确； D．元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性： X＞Y，它们的最高价氧化物对应水化物的碱性：X＞Y，故D错误。 正确答案选C。 【变式训练2】X、Y、Z、W均为短周期元素，且Y、Z、W在周期表的位置关系如下图所示。已知X与W能形成最简单的有机物，则下列有关说法正确的是 A．X能分别与Y、W形成化合物，且其所含化学键类型完全相同 B．W有多种同素异形体，且均具有高熔点、高沸点的性质 C．X的离子半径一定小于与Y同族的短周期元素的离子半径 D．Y、Z与X的常见稳定液态氧化物反应的剧烈程度Y大于Z 【答案】D 【详解】A、H与Na形成的化合物为NaH，化学键为离子键，与C形成的化合物为有机物，含有的化学键为共价键，类型不同，故A错误； B、C的同素异形体有金刚石、C60等，其中金刚石为原子晶体，熔沸点较高，而C60的熔沸点比较低，故B错误； C、H的离子可能为H-，与Na同主族的元素可能为Li，H-和Li+的核外电子结构相同，由于H的核电荷数小于Li，因此H-的半径大于Li+，故C错误； D、H的稳定液态氧化物为H2O， Na与H2O反应的剧烈程度大于Mg，故D正确； 答案选D。 【变式训练3】如图为元素周期表中短周期的一部分，下列说法不正确的是 X Y Z M A．原子半径：M＞Z＞Y B．非金属性：Y＞M＞Z C．简单气态氢化物的稳定性：Y＞M＞Z D．最高价氧化物对应水化物酸性：M＞Z 【答案】A 【详解】A．同一周期元素，原子序数越大原子半径越小；同一主族元素原子序数越大原子半径就越大，则原子半径大小关系为：Z＞M＞Y，A错误； B．同一周期元素，原子序数越大元素的非金属性越强；同一主族元素原子序数越大元素的非金属性就越弱，则元素的非金属性大小关系：Y＞M＞Z，B正确； C．元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强。根据选项B分析可知元素的非金属性：Y＞M＞Z，所以简单气态氢化物的稳定性：Y＞M＞Z，C正确； D．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强。元素的非金属性：M＞Z，所以最高价氧化物对应水化物酸性：M＞Z，D正确； 故合理选项是A。 2、根据原子结构推断元素 例3 （23-24高一上·湖南湘西·期末）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X是周期表中原子半径最小的元素，与具有相同的电子层结构，W元素的单质在常温下是黄绿色气体。下列说法正确的是 A．Y元素处于第ⅥA族，最高化合价为 B．X与Y只能形成一种共价化合物 C．Z与W形成的化合物中只有离子键 D．W形成的氧化物对应的水化物一定是强酸 【答案】C 【详解】A．Y为O元素，处于第二周期第ⅥA族，无最高正化合价，故A项错误； B．X为H元素，Y为O元素，X与Y能形成共价化合物：H2O、H2O2，故B项错误； C．Z为Mg元素，W为Cl元素，则Z与W形成的化合物为MgCl2，MgCl2为离子化合物，只有离子键，故C项正确； D．W为Cl元素，W形成的氧化物对应的水化物有HClO、HClO4等，HClO是弱酸，故D项错误； 故本题选C。 【变式训练1】某含铜催化剂的阴离子的结构如图所示。是原子序数依次增大的短周期元素，其中位于同一周期，基态原子的价电子排布式为。下列说法错误的是 A．该阴离子中铜元素的化合价为 B．元素电负性： C．基态原子的第一电离能： D．均位于元素周期表的区 【答案】D 【详解】A．由图可知，该阴离子为[Cu（CF3）3CH2CN]-，其中铜元素的化合价为，A正确； B．同周期元素，从左往右电负性逐渐增大，即元素电负性：X（C）＜Y（N）＜Z（F），B正确； C．同周期元素，从左往右第一电离能总体逐渐增强，但部分原子由于半充满结构较为稳定，其第一电离能较高，即基态原子的第一电离能：，C正确； D．W（H）位于元素周期表的s区，D错误； 故选D。 【变式训练2】W、X、Y和Z为原子序数依次增大的四种短周期主族元素。常温常压下，Y的单质和氧化物均能与X的氢化物的水溶液反应生成一种相同的气体，该气体分子与CH4具有相同的空间结构。Z原子最外层的电子数是W原子的最外层电子数的2倍。下列叙述错误的是 A．元素X的氢化物比其他三种元素的氢化物更稳定 B．元素Z的含氧酸只有两种 C．元素Y在自然界中只以化合态形式存在 D．元素W、Y位于周期表中金属与非金属分界线附近 【答案】B 【详解】A．非金属性越强气态氢化物越稳定，F元素非金属性最强，所以HF最稳定，故A正确； B．S元素含氧酸有H2SO4 、H2SO3 、H2S2O3 、H2S2O7 等，故B错误； C．Si元素在自然界中以硅酸盐或二氧化硅形式存在，无游离态的硅，故C正确； D．元素B、Si位于周期表中金属与非金属分界线附近，故D正确； 选B。 【变式训练3】X、Y、Z、Q、W是原子序数依次增大的前四周期元素，其中X是宇宙中含量最多的元素；在同周期元素中，第一电离能数值比Y大的元素有2种；Z元素原子的价层电子排布是；Q、W元素原子的最外层均只有1个电子，但Q元素原子中只有两种形状的电子云，W元素原子的次外层内的所有轨道的电子均成对。下列说法正确的是 A．电负性：X<Y<Z B．键角： C．的阴阳离子个数比为1∶1 D．W元素位于元素周期表的d区 【答案】A 【详解】A. 根据上述分析：X为 H元素, Y为N元素，Z为O元素，其电负性：X<Y<Z，故A正确； B. 根据上述分析：X为 H元素, Y为N元素，Z为O元素，YX3为NH3，X2Z为H2O，其键角：，故B错误； C. 根据上述分析：Q为Na元素，Z为O元素，为Na2O2，其阴阳离子个数比为1∶2，故C错误； D. 根据上述分析：W为K元素，W元素位于元素周期表的s区，故D错误 故答案：A。 3.根据元素及其单质、化合物的特性推断元素 例4 （2025·湖南·模拟预测）离子液体常被用作有机合成的溶剂和催化剂，在生物化学等科研领域也有广泛应用。一种离子液体Q的结构如图所示，由原子序数依次增大的X、Y、Z、W、M五种元素构成，其中M是短周期中电负性最大的元素。下列说法错误的是 A．阳离子中Z原子有两种不同的杂化方式 B．YM3分子的极性小于WM3 C．和Na+与Q中的阴离子构成的物质相比，Q具有更高的熔沸点 D．同一周期中，第一电离能处于Y和M之间的元素有4种 【答案】C 【详解】A．阳离子中形成4个单键的C为sp3杂化，形成2个单键、1个双键的C为sp2杂化，A正确； B．BF3分子中B为sp2杂化，为平面三角形结构，正负电荷重心重合，为非极性分子；NF3中N为sp3杂化且存在1对孤电子对，为三角锥形结构，正负电荷重心不重合，为极性分子，B正确； C．钠离子半径小于Q中阳离子，则Na+与Q中的阴离子构成的物质的离子键键长较小、键能较大，故和Na+与Q中的阴离子构成的物质相比，Q具有更低的熔沸点，C错误； D．同一周期随着原子序数增大，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素比相邻主族元素的第一电离能大，同一周期中，第一电离能处于B和F之间的元素有Be、C、N、O4种，D正确； 故选C。 【变式训练1】（24-25高二下·湖南·期中）某检验试剂的结构如下，其中X、Y、Z、W是原子序数依次增大且原子序数不大于10的主族元素。下列叙述错误的是 A．第一电离能： B．这四种元素不能组成离子化合物 C．结构式中a、b两处的共用电子对均偏向W原子 D．中的Z原子易提供孤电子对与形成配位键 【答案】B 【详解】A．同周期元素，第一电离能呈增大趋势，但由于N的价电子排布式为，为半满稳定，第一电离能：，A正确； B．这四种元素能组成离子化合物，如、等，B错误； C．因非金属性：，原子间的共用电子对一般偏向非金属大的原子，C正确； D．中的N原子易提供孤电子对与形成配位键，即铜氨离子，D正确； 故选B。 【变式训练2】（24-25高二下·湖南·期中）Q、W、X、Y、Z是元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素，其中Q元素是宇宙中含量最多的元素，W元素基态原子的核外p电子数比s电子数少1，X是地壳中含量最多的元素，Y元素原子的最外层电子数比电子层数的2倍多1，基态Z原子的内层电子排布全充满，最外层只有1个电子。下列说法正确的是 A．离子半径： B．第一电离能： C．由于分子间存在氢键，所以热稳定性： D．与形成的两种配离子分别是W原子和X原子提供孤电子对 【答案】D 【详解】A．电子层数越多半径越大，电子层数相同，质子数越多半径越小，离子半径：Cl->N3->O2-，故A错误； B．同周期元素第一电离能从左到右有增大趋势，N原子2p能级半充满，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能N＞O＞H，故错误； C．H2O热稳定性强于HCl是因为O-H键更强，氢键影响沸点而非稳定性，故C错误； D．NH3中N原子含有孤电子对，H2O分子中O原子含有孤电子对，N、O分别提供孤对与Cu2+配位，故D正确； 选D。 【变式训练3】（24-25高二下·湖南衡阳·期中）某离子液体化合物的结构如图所示，其中X、Y、Z、W、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，Z与W同主族。下列说法正确的是 A．第一电离能：Z<W<Q<X B．离子液体熔点低，一般易挥发 C．分子键角：，与W、Z的电负性有关 D．W的最高价氧化物对应的水化物有强氧化性 【答案】C 【详解】A．同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，同主族元素从上到下第一电离能依次减小，第一电离能：P<Cl<N，故A错误； B．离子液体是离子化合物，存在离子键，一般难挥发，故B错误； C．N原子半径小于P，N的电负性大于P，D原子吸引电子能力大于P，NH3中成键电子对的排斥作用大于PH3中成键电子对的排斥作用，所以键角：，故C正确； D．P的最高价氧化物对应的水化物H3PO4是非氧化性酸，故D错误； 选C。 考点二 元素周期律 知识点1 元素周期律 1、内容：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化 2、实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果 3、主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 元素的性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－1 非金属元素负化合价＝－(8－主族序数) 相同 最高正化合价＝主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强 得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱 单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强 单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱 阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 【易错提醒】关于元素周期律的4大误区 （1）误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的元素，忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1，最低负价为－1。 （2）误认为主族元素的最高正价一定等于其族序数，忽视了氧元素无最高正价，氟元素无正价。 （3）误认为失电子难的原子得电子的能力一定强，忽视了稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。 （4）误认为得(失)电子数的数目越多，元素的非金属性(金属性)越强，忽视了元素原子得失电子数目的多少与元素的非金属性、金属性强弱没有必然的联系。 4．元素金属性强弱的判断方法 (1)金属性：指金属元素的原子失去电子能力 得分速记 比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易失电子，金属性越强 (2)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强 (3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，金属性减弱； 同主族元素，从上到下，随原子序数增加，金属性增强。金属性最强的元素为铯 (4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断 ①依据最高价氧化物对应水化的碱性强弱来比较：碱性越强则对应元素的金属性越强 如：碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则金属性：Na＞Mg＞Al ②依据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度或剧烈程度来比较：越容易反应或反应越剧烈，则对应元素的金属性越强 如：Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更容易，则金属性：Zn＞Fe ③依据金属单质之间的置换反应来比较：若xn＋＋y===x＋ym＋ ，则y比x金属性强 如：Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu ④依据单质的还原性或离子氧的化性强弱来比较：单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则对应元素的金属性越强 如：氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na ⑤依据金属活动性顺序来比较：一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强 如：Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu ⑥依据原电池的正负极：一般来说，作负极负极的金属对应元素的金属性强 ⑦依据电解池的阴极放电顺序：在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性越弱 5．元素非金属性强弱的判断方法 (1)非金属性：元素的原子得到电子能力 得分速记 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强 (2)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强 (3)位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强 同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。非金属性最强的元素为氟 (4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断 ①依据最高价氧化物的水化物酸性强弱来比较：酸性越强则对应元素的非金属性越强 如：酸性：HClO4(最强酸)＞H2SO4 (强酸)＞H3PO4 (中强酸)＞H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl＞S＞P＞Si ②依据非金属元素单质与H2化合的难易程度来比较：化合越容易，非金属性越强 如：F2与H2在黑暗中就可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br ③依据形成气态氢化物的稳定性来比较：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强 如：稳定性：HF＞HCl，则非金属性：F＞Cl ④依据单质的氧化性或阴离子的还原性越弱来比较：单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则对应元素的非金属性越强，如：还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S ⑤依据与盐溶液或气体、无氧酸溶液间的置换反应来比较：若An－＋B===Bm－＋A ，则B比A非金属性强 如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，则非金属性：Cl＞I ⑥依据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进来比较：化合价越高，则非金属性越强 如：Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，则非金属性：Cl>S ⑦依据电解池的阳极放电顺序：在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性越弱 知识点2 微粒半径大小比较 1、原子的递变规律 ① 同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小 如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl) ② 同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大 如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs) 2、离子半径的大小比较 ①阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na＋) ②阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<r(Cl－) ③同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ④同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－) ⑤同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) ⑥同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3－ )>r(O2－)>r(F－) 得分速记 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(Na＋) ⑦电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋) ⑧同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小，如：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 知识点3 元素的电离能 1、概念 ①第一电离能：气态电中性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，用符号I1表示 ②逐级电离能：气态基态一价正离子再失去一个电子成为气态基态二价正离子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加困难，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3……，这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，离子半径也会越来越小，核对电子的引力作用增强，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越高 2、元素第一电离能的变化规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。IIA族元素的I1大于IIIA族元素；VA族元素的I1大于VIA族元素。如，Be＞B、N＞O，这与原子的外层电子构型有着密切关系：Be的价电子排布式是2s2，为全充满结构，比较稳定，难失电子，而B的价电子排布为2s22p1，没有Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易， 第一电离能小 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小 ③过渡元素：第一电离能变化不太规则，同一周期，从左至右，第一电离能略有增加 ④同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…，并且会发生一个突变。如果I(n+1)>>In，对主族元素而言，最外层有n个电子，最高化合价为+n 3、电离能的应用 ①用来衡量原子失去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强 ②用来判断原子失去的电子数目和形成的阳离子所带的电荷数(元素的化合价)：若I(n+1)>>In，即电离能在In和I(n+1)之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子，对主族元素而言，最高化合价为+n(或只有0价、+n价) 得分速记 电离能的影响因素及特例 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构型。 ②具有全充满、半充满及全空的电子构型的元素稳定性较高，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P轨道半充满、Mg为全空状态，其电离能均比同周期相邻元素大。一般情况，第一电离能：ⅡA > ⅢA，ⅤA > ⅥA。 ③根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1≪I2＜I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。 知识点4 电负性 1、电负性：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强 2、标准：以最活泼的非金属氟的电负性为 4.0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(稀有气体未计) 3、变化规律：随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 ①同周期：自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱 ②同主族：自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱 4、电负性的应用 ①判断元素的金属性和非金属性及其强弱 a．金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性 b．金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼 ②判断元素的化合价 a．电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值 b．电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值 ③判断化学键的类型 a．如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键 b．如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键 如：Al、F、Cl的电负性分别为1.5、4.0、3.0，F的电负性与Al的电负性之差为4.0－1.5＝2.5>1.7，故AlF3中化学键是离子键，AlF3是离子化合物，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3中的化学键是共价键，AlCl3是共价化合物 得分速记 电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物 ④判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br＞H－I ⑤解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质 得分速记 电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 注意： ①第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。 ②电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 知识点5 元素“位、构、性”关系理解与应用 得分速记 元素“位、构、性”解题模型 考向1 利用元素周期律解释元素或物质的性质 例1 （2025高一下·湖南郴州·学业考试）以下性质比较，不能用元素周期律解释的是 A．非金属性O＞N B．碱性KOH＞LiOH C．热稳定性H₂O＞H₂S D．酸性 HCl＞H₂CO3 【答案】D 【详解】A．O和N同周期，非金属性O＞N，符合同周期从左到右非金属性增强的规律，能用元素周期律解释，A不符合题意； B．K和Li同主族，金属性K＞Li，对应碱的碱性KOH＞LiOH，符合同主族从上到下金属性增强的规律，B不符合题意； C．O和S同主族，非金属性O＞S，热稳定性H2O＞H2S，符合元素周期律，C不符合题意； D．Cl的非金属性虽强于C，但HCl（Cl⁻的酸）并非Cl的最高价氧化物对应酸(HClO4)，而H2CO3是C的最高价氧化物对应酸。周期律仅适用于最高价氧化物对应酸的酸性比较，因此HCl＞H2CO3的酸性无法直接用元素周期律解释，D符合题意； 故选D。 思维建模 判断元素非金属性强弱的“两个不能” (1)不能根据氢化物水溶液的酸性判断元素的非金属性强弱，应该根据氢化物的热稳定性或还原性判断。 (2)不能根据元素含氧酸的酸性判断元素的非金属性强弱，应该根据最高价氧化物对应的水化物的酸性判断。 【变式训练1】根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测合理的是 选项 事实 推测 A Na与冷水反应剧烈・K与冷水反 应更剧烈 Li与冷水反应非常缓慢 B Si是半导体材料，同族的Ge也是 半导体材料 第IV A族的元素的单质都可作半导体 材料 C HCl在1 500 °C时分解，HI在230 °C时分解 HBr的分解温度介于二者之间 D H2Se的沸点比H2S的高 H2S的沸点比H2O的高 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【详解】A. 金属性越强，与水反应越剧烈，金属性K>Na>Li，则Li与冷水反应较缓慢，故A错误； B. 半导体材料通常位于元素周期表中金属元素和非金属元素的分界处，Si和Ge处于金属和非金属分界线处，能作半导体，但C和Pb不能作半导体，所以第IVA族元素并不都是半导体材料，故B错误； C. 同主族非金属元素由上至下非金属性减弱，气态氢化物的热稳定性减弱，非金属性Cl>Br>I，所以HBr的分解温度介于二者之间，故C正确； D. 结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，溶沸点就越高，所以按照常理应该是H2S的沸点高于水的，但是由于水分子之间形成了比较强的氢键，由于氢键的生成，使水的沸点出现反常，H2S无氢键，最终高于H2S，故D错误； 答案选C。 【变式训练2】下列事实能用元素周期律解释的是 A．沸点：H2O>H2Se>H2S B．酸性：H2SO4>H2CO3>HClO C．硬度：I2>Br2>Cl2 D．碱性：KOH>NaOH>Al(OH)3 【答案】D 【详解】A．水分子间存在氢键，沸点高于同主族元素氢化物的沸点，与元素周期律没有关系，选项A错误； B．含氧酸中非羟基氧原子个数越多酸性越强，与元素周期律没有关系，选项B错误； 卤素单质形成的晶体类型是分子晶体，硬度与分子间作用力有关系，与元素周期律没有关系，选项C错误； D．金属性越强，最高价氧化物水化物的碱性越强，同周期自左向右金属性逐渐减弱，则碱性：KOH>NaOH>Al(OH)3，与元素周期律有关系，选项D正确。 答案选D。 【变式训练3】（24-25高一上·湖南常德·期末）下列有关性质大小比较正确，且能用元素周期律解释的是 A．酸性： B．还原性： C．与化合的容易程度： D．与水反应置换出的容易程度： 【答案】D 【详解】A．酸性：，但与元素周期律无关，A错误； B．非金属性越强，其阴离子还原性越弱，故还原性：，B错误； C．非金属性越强，与化合的容易程度：，C错误； D．金属性越强，与水反应置换氢气越容易，与水反应置换出的容易程度：， D正确； 故选D。 考向2 “三看法”比较粒子半径大小 例1（24-25高一下·湖南·期末）W、X、Y、Z为原子序数依次增大的四种短周期元素。常温下呈液态；X为形成物质种类数最多的元素；Y为地壳中含量最多的元素；与的核外电子排布相同。下列叙述错误的是 A．原子半径大小顺序为 B．W与Y形成的化合物中可能含有非极性键 C．氢化物的沸点： D．Z的最高价氧化物对应的水化物呈碱性 【答案】C 【详解】A．氢原子半径最小，短周期主族元素中Na原子最大，半径顺序Na＞C＞O＞H，A正确； B．H与O形成的化合物H2O2含O-O非极性键，B正确； C．碳元素的氢化物种类很多，有气体、液体、固体，C错误； D．Na的最高价氧化物对应的水化物氢氧化钠呈碱性，D正确； 故选C。 思维建模 “三看”法快速判断简单微粒半径的大小 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。 三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 【变式训练1】（2025·湖南·三模），，，是核电荷数依次增大的短周期元素，其中基态原子轨道电子数与轨道电子数之比为，由上述四种元素形成的一种化合物的结构如图所示。下列说法正确的是 A．、、分别与形成的化合物的晶体类型相同 B．简单氢化物的热稳定性： C．、、的简单离子的半径： D．第一电离能： 【答案】D 【详解】A．结合分析知，、、分别与形成的化合物为(或)、、，晶体类型依次为离子晶体、共价晶体(或离子晶体)、共价晶体，A项错误； B．、依次为、，元素的非金属性越强，对应简单氢化物的热稳定性越强，由于O的非金属性大于Si，则热稳定性：，B项错误； C．、、依次为、、，三种元素对应的简单离子的核外电子数均为10，核电荷数越大的半径越小，所以简单离子的半径：，C项错误； D．、、、依次为、、、，O原子半径最小，原子核对外层电子的吸引力最强，则其第一电离能最大；、、均为第三周期元素，第三周期从左到右，第一电离能呈增大趋势(Mg、P例外)，则第一电离能：>>>，D项正确； 故选D。 【变式训练2】（2025·湖南·模拟预测）某种化学品的结构如图所示，已知W、X、Y、Z、M均为短周期主族元素，其中W、X、Y在同一周期，Z、M同处另一周期，M的简单阳离子半径是同周期中最小的。 下列说法正确的是 A．该物质中，每个原子都达到稳定结构 B．简单离子半径： C．最高价氧化物对应水化物的酸性： D．同一周期中，元素第一电离能处在Z和M之间的元素有3种 【答案】B 【详解】A．该物质中，S原子不是稳定结构，A错误； B．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，因此简单离子半径：， B正确； C．F元素的电负性强，没有最高正价，因此没有最高价氧化物对应水化物，C错误； D．同一周期中，随着核电荷数的增加，元素的第一电离呈现增大趋势，ⅡA族、ⅤA族反常，则元素第一电离能处在Al和S之间的有Si、Mg共2种，D错误； 故选B。 【变式训练3】（2025·湖南邵阳·三模）某除草剂的分子结构如图所示。X、Y、Z、W、E为原子序数依次增大的短周期主族元素，E与Z同族，W与Z同周期。下列说法错误的是 A．Y的氢化物的沸点小于Z的氢化物的沸点 B．基态原子的未成对电子数：Y＜Z C．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞E＞Y D．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z 【答案】A 【详解】A．由分析可知，Y为C、Z为N，Y的氢化物有多种烃类，Z的氢化物为NH3、N2H4，烃类有气态、液态、固态等，无法确定Y氢化物与NH3、N2H4沸点高低，A错误； B．由分析可知，Y为C、Z为N，Y(C)基态原子未成对电子数为2，Z(N)为3，基态原子的未成对电子数：C＜N即Y＜Z，B正确； C．由分析可知，非金属性Z(N)＞E(P)＞(C)，最高价氧化物对应水化物酸性HNO3＞H3PO4＞H2CO3，即Z＞E＞Y ，C正确； D．Z(N)、W(O)简单离子N3-、O2-，电子层结构相同，核电荷数越大半径越小，故W＜Z，D正确； 故答案为：A。 考向3 元素“位、构、性”关系综合应用 例1（2024·湖南·二模）短周期主族元素X、Y、Z、R在周期表中相对位置如图所示， X Y Z R 已知：Z单质与浓烧碱溶液反应产生气泡并生成盐．下列叙述正确的是 A．工业上一定用电解法制备Z的单质 B．R的最高价氧化物对应的水化物一定是强酸 C．X的简单氢化物的键角可能小于Y的简单氢化物的键角 D．Y的简单氢化物VSEPR模型为平面三角形 【答案】B 【详解】A．Z可能是Al或Si，若是Si，则不能用电解法制得，故A错误； B．R为S或Cl，最高价氧化物对应的水化物分别是H2SO4或HClO4，都是强酸，故B正确； C．若X为C，则Y为N，甲烷中键角是，NH3中N原子有1个孤电子对，键角小于；若X是N，则Y是O，H2O中O上有2个孤电子对，故键角小于NH3，故C错误； D．Y的简单氢化物是NH3或H2O，中心原子都是4个价层电子对，故VSEPR模型为四面体形，故D错误。 答案选B。 思维建模 解答短周期主族元素推断题的突破口 (1)位置与结构 ①族序数与周期数相同的元素是氢(H)、被(Be)、铝(Al);族序数是周期数2倍的元素是碳(C)、硫(S); 族序数是周期数3倍的元素是氧(O)。 ②没有中子的元素是氢(H)。 (2)含量与物理性质 ①地壳中含量最高的元素是氧(O),其次是硅(Si),含量最高的金属元素是铝(Al) ②单质为天然物质中硬度最大的元素是碳(C)。 ③气态氢化物最易溶于水的元素是氮(N),气态氢化物溶于水显碱性的元素是氮(N)。 ④对应氢化物沸点最高的非金属元素是氧(O)。 ⑤最高价氧化物对应的水化物的酸性最强的元素是氯(Cl)。 (3)化学性质与用途 ①单质与水反应最剧烈的非金属元素是氟(F)。 ②简单气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素是氮(N),反应的化学方程式为NH3+HNO3=NH4NO3 . 【变式训练1】（2024·湖南·模拟预测）为短周期主族元素，其中，最高价氧化物对应水化物分别为甲、乙，和的简单氢化物分别为丙、丁，位于同周期。甲、乙、丙、丁的水溶液的与对应元素原子半径的关系如图所示，下列叙述错误的是 A．电负性： B．第一电离能： C．分子的VSEPR模型为正四面体形 D．丙和丁相遇产生含两种化学键的晶体 【答案】C 【详解】A．由分析可知， Y为S、Z为Cl，根据同一周期从左往右元素的电负性依次增大，故电负性为：Cl＞S即Z>Y，故A项正确； B．由分析可知，R为N、Y为S，根据同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，ⅡA与ⅤA反常，同一主族从上往下元素的第一电离能依次减小，故第一电离能：N＞S即R > Y，故B项正确； C．RZ3分子（即NCl3）中心原子价电子对数，均为sp3杂化，有1个孤电子对，则VSEPR模型为四面体形，故C项错误； D．丙为NH3，丁为HCl，两种物质反应生成NH4Cl，NH4Cl中既有离子键也有共价键，故D项正确； 故本题选C。 【变式训练2】（2024·湖南衡阳·三模）某离子液体，由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成，其结构如图。X、Y元素的原子序数之和与Z元素的相等，Y的最外层电子数是内层电子总数的2倍，W的单质可用于自来水的消毒。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．键角： D．W的最高价氧化物的水化物为强酸 【答案】D 【详解】A．电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小，原子半径：，故A错误； B．同周期元素，从左往右电负性逐渐增大，同族元素，从上到下电负性逐渐减小，电负性：，故B错误； C．NH3和NCl3中的N均为sp3杂化，含有1个孤电子对，由于Cl的半径比H大，因此NH3中成键电子对之间的排斥力更大，键角NH3＞NCl3，故C错误； D．氯元素的最高价氧化物的水化物是HClO4，HClO4为强酸，故D正确； 故选D。 【变式训练3】（（2024·湖南邵阳·二模）YX4Z(WR4)2常用于抗酸、治疗慢性胃炎。它所含的五种元素均为短周期元素，基态R原子的价层电子排布式为nsnnp2n，R和W位于同主族，Y的最高价氧化物对应的水化物和其最简单氢化物能反应生成离子化合物，Z的周期序数和主族序数相等。下列叙述错误的是 A．沸点：X2R＜X2W B．第一电离能：X＜R＜Y C．Z元素的最高价氧化物为两性氧化物 D．W元素最高价氧化物的水化物的浓溶液在常温下可以使铁钝化 【答案】A 【详解】根据上述分析可知：X是H，Y是N，Z是Al，R是O，W是S元素。 A．X2R是H2O，X2W是H2S，二者都是由分子构成的物质，但由于H2O分子之间形成了氢键，导致物质的熔沸点比H2S高，故沸点：X2R(H2O)＞X2W(H2S)，A错误； B．X是H，Y是N，R是O，三种元素都是非金属性元素，一般情况下元素的非金属性越强，其第一电离能越大，但由于N元素处于原子轨道的半充满的稳定状态，其第一电离能大于同一周期相邻的O元素，故第一电离能：X(H)＜R(O)＜Y(N)，B正确； C．Z是Al，在元素周期表中处于金属与非金属交界处，其最高价氧化物Al2O3既能与强酸反应产生盐和水，也能够与强碱反应产生盐和水，因此Al2O3为两性氧化物，C正确； D．W是S元素，该元素最高价氧化物的水化物是H2SO4，其浓溶液是浓H2SO4，浓硫酸具有强氧化性，在常温下遇到金属比较活泼的金属铁，会将铁表面氧化产生一层致密的氧化物保护膜，阻止金属进一步发生氧化，即发生钝化现象而不能进一步发生反应，D正确； 故合理选项是A。 1．（2025·湖南·高考真题）浓溶液中含有的具有酸性，能溶解金属氧化物。元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，分别位于不同的前四周期。Y的最外层电子数是内层的3倍，X和Y的最外层电子数之和等于Z的最外层电子数，M的价层电子排布是。下列说法正确的是 A．电负性： B．Y形成的两种单质均为非极性分子 C．由X、Y、Z形成的化合物均为强电解质 D．铁管上镶嵌M，铁管不易被腐蚀 【答案】D 【详解】A．非金属性越强，电负性越大，中O为负化合价，因此X（H）的电负性小于Y（O），A错误； B．Y（O）的单质O2是非极性分子，但O3是极性分子（V形结构导致偶极矩不为零），B错误； C．X（H）、Y（O）、Z（Cl）形成的化合物如HClO，属于弱电解质，并非全部为强电解质，C错误； D．M为Zn，比Fe活泼，镶嵌Zn会通过牺牲阳极保护铁管，使其不易被腐蚀，D正确； 故选D。 2．（2023·湖南·高考真题）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2：1：3。下列说法正确的是 A．电负性：X>Y>Z>W B．原子半径：X<Y<Z<W C．Y和W的单质都能与水反应生成气体 D．Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 【答案】C 【详解】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，根据其规律，同一周期从左到右依次增大，同一主族从上到下依次减小，故四种原子的电负性大小为：Y>X>Z>W，A错误； B．同一周期原子半径从左到右依次减小，同一主族原子半径从上到下依次增大，故四种原子的原子半径大小为：Y<X<Z<W，B错误； C．F2与水反应生成HF气体和O2，Ca与水反应生成氢氧化钙和氢气，二者均可以生成气体，C正确； D．Z元素的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，没有强氧化性，D错误； 故答案选C。 3．（2022·湖南·高考真题）科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．非金属性： C．Z的单质具有较强的还原性 D．原子序数为82的元素与W位于同一主族 【答案】C 【详解】A．同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则C、O、F的原子半径大小顺序为C＞O＞F，故A正确； B．同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，同主族元素，从上到下元素的非金属性依次减弱，则C、O、Si的非金属性强弱顺序为O＞C＞Si，故B正确； C．位于元素周期表右上角的氟元素的非金属性最强，单质具有很强的氧化性，故C错误； D．原子序数为82的元素为铅元素，与硅元素都位于元素周期表ⅣA族，故D正确； 故选C。 4．（2025·全国卷·高考真题）一种化合物分子结构如图所示，其中W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增大，W的一种同位素的中子数为0，X和Z同族。下列说法错误的是 A．原子半径： B．第一电离能： C．电负性： D．单质氧化性： 【答案】A 【详解】A．同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，同一周期，从左到右，原子半径依次减小，因此原子半径：，故A错误； B．同一周期，从左到右，第一电离能有增大的趋势，因此第一电离能：，故B正确； C．同一周期，从左到右电负性逐渐增大，同一主族，从上到下，电负性逐渐减小，故，推出电负性：，故C正确； D．X、Y、Z的单质分别为O2、F2、S，因此单质氧化性：，故D正确； 故答案选A。 5．（2025·重庆·高考真题）某化合物由原子序数依次增大的长周期主族元素X、Y和Z组成。X的价层电子数为4，Y只有一个未成对电子，Z+的电子占据的最高能级为全充满的4p能级。关于这三种元素说法正确的是 A．X、Y和Z位于同一周期 B．氧化物的水化物碱性最强的是X C．单质熔点最高的是Y D．原子半径是最大的是Z 【答案】D 【详解】A．分析可知，X为Ge，Y为Br，Z为Rb，不属于同一周期，A错误； B．X为Ge，Y为Br，Z为Rb，金属性最强的元素为Rb，所以最高价氧化物对应水化物碱性最强的是Z，B错误； C．X为Ge，单质为金属晶体；Y为Br，单质为分子晶体；Z为Rb，单质为金属晶体；Ge原子半径较小，而且价电子数多，金属键较强，熔点较高，所以单质熔点最高的是X，C错误； D．电子层数越多的，原子半径越大，X，Y为第四周期，Z为第五周期，所Z的原子半径最大，D正确； 故选D。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$