4.2 元素周期表与元素周期律专题-2026-2027学年高一上学期化学讲义（人教版必修第一册）

本讲义聚焦元素周期表与周期律核心知识点，以原子结构为“地基”，系统梳理7个周期16个族的周期表结构，阐释原子半径、金属性等性质递变规律，构建“位—构—性”三位一体的学习支架，实现从结构到规律再到应用的逻辑衔接。 该资料以原创口诀（如“一八纵列十六族”）辅助周期表结构记忆，设计5例原创“题眼”推断例题，结合高频易错点警示（如电离能反常）和附录速查表，强化化学观念（结构决定性质）与科学思维（证据推理），课中助力教师高效授课，课后帮助学生通过练习与总结查漏补缺。

高中化学讲义 · 元素周期表与元素周期律 高中化学专题讲义 元素周期表与元素周期律 —— 结构 · 规律 · 应用 —— 适用教材：人教版（2019）必修第一册 第四章《物质结构 元素周期律》 兼作选择性必修 2《物质结构与性质》衔接讲义 编写日期：2026 年 9 月 编者说明：本讲义文字、口诀、例题与练习均为独立原创编写，数据采用现行教材常用值， 供课堂学习、复习与自学使用。 本讲目录 一、内容导引与学法建议 二、原子结构——周期表的"地基" 三、元素周期表的结构 四、元素周期律 五、微粒半径大小比较 六、金属性与非金属性强弱的判断依据 七、"位—构—性"推断方法 八、对角线规则与周期表中的"特殊点" 九、高频易错点警示 十、典型例题精讲（原创 5 例） 十一、巩固练习（10 题，附参考答案） 十二、知识网络与结语 附录　短周期（1~18 号）元素速查表 一、内容导引与学法建议 元素周期律是化学学科最重要的基础规律之一。它把百余种元素组织成一张有内在逻辑的"元素地图"，把分散的钠、铝、氯、硫等元素化合物知识串成一条可推演的线索。高中阶段的学习目标可以概括为三句话：看懂表（周期表结构）、掌握律（性质递变规律）、会推断（位置、结构、性质互相推理）。 1. 本讲的主线："位—构—性"三位一体 "位"指元素在周期表中的位置（第几周期、第几族），"构"指原子结构（电子层数、最外层电子数），"性"指元素的性质（原子半径、化合价、金属性与非金属性等）。三者可以相互推断，这正是高考元素推断题的核心逻辑。学习中每学一条规律，都要问自己：它把"位、构、性"中的哪两环联系起来了？ 2. 学法建议 ① 先记住结构骨架（7 个周期、16 个族、18 个纵列），再理解递变规律，最后做推断训练；② 把本讲与已学的钠、铝、氯、硫、氮等元素化合物知识对照，用规律解释已学事实（例如"钠的金属性为什么比铝强"）；③ 对易混点（半径比较、电离能反常、判断依据"能不能用"）建立自己的错题本，反复辨析。 二、原子结构——周期表的"地基" 1. 原子的构成与等量关系 原子由带正电的原子核与核外电子构成；原子核由质子与中子构成（氢的同位素 ¹H 是唯一的例外，其原子核中没有中子）。对电中性原子，存在如下重要关系： 数量关系：核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 = 原子序数；质量数 A = 质子数 Z + 中子数 N。 原子序数正是按核电荷数（质子数）从小到大的顺序对元素的编号，它决定了元素在周期表中的位置。质子数改变，元素种类随之改变；中子数不同只产生同位素（如 ¹H、²H、³H），不影响元素在周期表中的位置与主要化学性质。 2. 核外电子的排布规则 核外电子按能量由低到高分层排布（离核由近到远依次为 K、L、M、N、O、P、Q 层），遵循以下经验规则： ① 各电子层最多容纳 2n² 个电子（n 为层序数），即 K 层 2 个、L 层 8 个、M 层 18 个……；② 最外层电子数不超过 8 个（K 层为最外层时不超过 2 个）；③ 次外层不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。 必修阶段要求熟练掌握 1~20 号元素的原子结构示意图。例如：钠（11 号）：2、8、1；氯（17 号）：2、8、7；钙（20 号）：2、8、8、2；钾（19 号）：2、8、8、1——注意钾的 M 层只排 8 个而不是 9 个，因为最外层不能超过 8 个，第 19 个电子进入 N 层。 3. 由原子结构确定元素位置 两条定位规则：① 电子层数 = 周期序数；② 最外层电子数 = 主族序数（0 族中 He 最外层 2 个电子，是特例）。 例：某元素的原子结构示意图为 2、8、7，则它位于第 3 周期（3 个电子层）、第 VIIA 族（最外层 7 个电子），是氯。反之，第 4 周期第 IA 族的钾，原子结构必为 2、8、8、1。这一"层数定周期、外层定主族"的对应关系，是全部推断题的出发点。 三、元素周期表的结构 1. 七个周期 周期 名称 起止元素 元素种数 备注 一 超短周期 H(1) — He(2) 2 仅两种元素 二 短周期 Li(3) — Ne(10) 8 三 短周期 Na(11) — Ar(18) 8 四 长周期 K(19) — Kr(36) 18 含 10 种过渡元素 五 长周期 Rb(37) — Xe(54) 18 含 10 种过渡元素 六 长周期 Cs(55) — Rn(86) 32 含镧系 15 种 七 （原称不完全周期） Fr(87) — Og(118) 32 含锕系 15 种，现已排满 记忆要点：各周期元素种数依次为 2、8、8、18、18、32、32；前三周期为短周期，第四、五周期为长周期，第六、七周期因含镧系（57~71 号）、锕系（89~103 号）各有 32 种。第七周期目前已排满至 118 号元素 Og（鿫），教材传统上仍称其为"不完全周期"。 2. 十六个族、十八个纵列 族类别 包含纵列 表示方法 特点与记忆 主族（7 个） 第 1、2、13~17 列 IA ~ VIIA 由短周期和长周期元素共同构成；主族序数 = 最外层电子数 副族（7 个） 第 3~7、11~12 列 IB ~ VIIB 全部位于长周期，全部是金属 第 VIII 族（1 个） 第 8、9、10 列 VIII 占 3 个纵列，共 9 种元素 0 族（1 个） 第 18 列 0 稀有气体；He 最外层 2 电子，其余最外层 8 电子（稳定结构） 记忆口诀（自编）："一八纵列十六族，八九十列合 VIII。"主族由短周期与长周期元素共同构成；副族与第 VIII 族元素全部位于长周期，统称过渡元素，全部是金属。0 族（稀有气体）最外层达到稳定结构，化学性质极不活泼，过去被称为"惰性气体"。 3. 主族元素周期表骨架（简表） 周期 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra 表中空位为过渡元素、镧系、锕系。主族元素的族序数与其最外层电子数一一对应，因此同一主族元素"最外层电子数相同、化学性质相似"——这就是周期表按"族"分组的根本原因。 4. 五个分区（选修延伸） 按价电子所在轨道类型，周期表可分为 s 区（IA、IIA）、p 区（IIIA~VIIA、0 族）、d 区（IIIB~VIIB、VIII）、ds 区（IB、IIB）、f 区（镧系、锕系）。s 区与 p 区即全部主族和 0 族元素，d、ds、f 区构成过渡元素。He 虽位于第 18 列，但其电子构型为 1s²，按轨道分类属 s 区，不必纠结。知道分区名称即可，它解释了"副族与第 VIII 族为何全是金属"。 四、元素周期律 1. 内容与实质 定律内容：元素的性质（原子半径、化合价、金属性与非金属性等）随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 实质（根本原因）：元素性质周期性变化，是原子核外电子排布（尤其是最外层电子数由 1 到 8 的周期性重复）的必然结果。 简史：1869 年，俄国化学家门捷列夫按相对原子质量递增的顺序排列元素，发现性质呈周期性变化，编制出第一张元素周期表。他依据周期律大胆预言了镓、锗、钪等尚未发现的元素及其性质，后被逐一证实。现代周期表改按原子序数（核电荷数）排列，修正了当时按相对原子质量排序产生的矛盾（如 Te 与 I、Ar 与 K 的相对原子质量"颠倒"问题）。 2. 同周期元素性质的递变（以第三周期为例） 先看一组真实数据，感受"递变"： 性质 Na Mg Al Si P S Cl 原子半径 / pm 186 160 143 117 110 104 99 第一电离能 / kJ·mol⁻¹ 496 738 578 787 1012 1000 1251 电负性 0.93 1.31 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 常见化合价 +1 +2 +3 +4、−4 +5、−3 +6、−2 +7、−1 原因分析：同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数依次增大，原子核对外层电子的吸引增强，导致原子半径缩小、得电子能力增强、失电子能力减弱。 性质 同周期（左 → 右） 同主族（上 → 下） 电子层数 相同 依次增多 1 层 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 最高正价 +1 → +7（O、F 除外） 最高正价相同（等于族序数） 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物 碱性减弱、酸性增强 碱性增强、酸性减弱 第一电离能（总体） 增大（Mg>Al、P>S 两处反常） 减小 电负性 增大 减小 3. 同主族元素性质的递变（以 IA、VIIA 为例） 原因分析：同一主族从上到下，电子层数依次增多，原子半径增大，最外层电子离核更远、受核吸引减弱，失电子能力增强（金属性增强）、得电子能力减弱（非金属性减弱）。注意与同周期相反：同主族递变的主因是"电子层数增多"，同周期递变的主因是"核电荷数增大"。 碱金属：Li、Na、K、Rb、Cs 金属性依次增强——与水反应越来越剧烈（Li 缓慢、Na 剧烈、K 反应放热足以引燃生成的氢气、Rb 与 Cs 遇水爆炸）；最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强：LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH。 卤素：F、Cl、Br、I 非金属性依次减弱——与 H₂ 化合从"暗处爆炸"（F₂）、"光照爆炸"（Cl₂）、"需加热"（Br₂）到"持续加热仍缓慢且可逆"（I₂）；氢化物稳定性 HF > HCl > HBr > HI；置换反应 Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂，说明非金属性 Cl > Br。 4. 第一电离能与两处"反常" 定义：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的最低能量，称为第一电离能（I₁）。它衡量原子失电子的难易：I₁ 越小，越易失电子，金属性越强。 同周期总体趋势：从左到右 I₁ 增大（碱金属最小、0 族最大）。但存在两处经典"反常"：I₁(Mg) > I₁(Al)，I₁(P) > I₁(S)。 反常原因：Mg 的价电子为 3s²（全满，稳定），而 Al 失去的是 3p¹ 上的单个电子，故 Mg 更难失电子；P 的价电子为 3p³（半满，稳定），S 的 3p⁴ 中有一对成对电子，成对电子间存在排斥，失去其中一个较容易。"全满、半满结构相对稳定"是解释电离能反常的通用思路。 记忆：同周期相邻元素中，IIA > IIIA（Be > B、Mg > Al），VA > VIA（N > O、P > S），共四组反常。 5. 电负性 定义：电负性表示原子在化合物中吸引成键电子能力的大小。电负性越大，得电子能力越强，非金属性越强。 氟的电负性最大（约 3.98），是化学性质最活泼的非金属；天然元素中铯的电负性最小（约 0.79）。经验规则：两元素电负性差值大于 1.7 时通常形成离子键，差值小时形成共价键（高中了解即可）。电负性的递变与金属性、非金属性的递变完全一致：同周期从左到右增大，同主族从上到下减小。 6. 化合价的周期性 主族元素化合价规律：① 最高正价 = 主族序数（氟、氧例外——氟无正价；氧通常只显负价，仅在 OF₂ 中显 +2 价）；② 最低负价 = 主族序数 − 8（金属元素无负价；氢可显 −1 价，如 NaH）；③ 最高正价与最低负价的绝对值之和为 8。第三周期由左到右：最高正价 +1 → +7（Na → Cl），最低负价 −4 → −1（Si → Cl），正是"最外层电子数 1 → 7"的反映。 五、微粒半径大小比较 比较微粒半径是高考高频考点，四条规则覆盖几乎全部考法： 规则一（同周期主族） 电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。如 Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl。 规则二（同主族） 电子层数越多，原子半径越大。如 Li < Na < K < Rb < Cs；F < Cl < Br < I。 规则三（同种元素的不同微粒） 阳离子半径 < 原子半径 < 阴离子半径；阳离子所带正电荷越多，半径越小。如 Fe³⁺ < Fe²⁺ < Fe；H⁺ 是半径最小的离子。 规则四（电子层结构相同的离子，即等电子离子） 核电荷数越大，半径越小。如 O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺（均为 2、8 电子结构）；S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺（均为 2、8、8 电子结构）。 注意：规则四的方向与规则二"看起来相反"——等电子离子比较时电子层数相同，此时核电荷数是唯一决定因素。比较半径的万能程序：先看电子层数（层多者大），层数相同再看核电荷数（核电荷大者小）。 六、金属性与非金属性强弱的判断依据 金属性 = 元素原子失电子的能力；非金属性 = 元素原子得电子的能力。判断强弱必须依据实验事实，而不是"感觉"。常用依据归纳如下： 判断角度 金属性强（易失电子）的事实依据 非金属性强（易得电子）的事实依据 单质与水（或酸）反应 置换出 H₂ 越容易、反应越剧烈，金属性越强。如：Na 与冷水剧烈反应，Mg 需沸水，Al 需沸水且极缓慢 — 与 H₂ 化合 — 越容易、条件越温和，非金属性越强。如：F₂ 暗处爆炸化合，Cl₂ 光照化合，Br₂ 需加热，I₂ 难且可逆 气态氢化物稳定性 — 越稳定，非金属性越强：HF > HCl > HBr > HI 最高价氧化物对应水化物 碱性越强，金属性越强：NaOH > Mg(OH)₂ > Al(OH)₃（两性） 酸性越强，非金属性越强：HClO₄ > H₂SO₄ > H₃PO₄ > H₂SiO₃ 置换反应 活泼金属置换不活泼金属：Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu 活泼非金属置换不活泼非金属：Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂ 其他 原电池中作负极（一般）；第一电离能越小（选修） 与变价金属反应产物价态越高，非金属性越强：Fe + Cl₂ → FeCl₃，Fe + S → FeS；电负性越大（选修） 易错警示：下列事实不能作为判断依据——① 氢化物水溶液酸性强弱（HF 是弱酸、HI 是强酸，但非金属性 F 最强；"HCl 酸性强于 H₂S"不能说明 Cl 非金属性强于 S，正确依据是"HCl 比 H₂S 稳定"）；② 单质的熔沸点、颜色、状态等物理性质；③ 金属活动性顺序（与金属性大体一致，但属不同体系，高中一般不作理论依据）。 七、"位—构—性"推断方法 1. 推断的三角关系 元素周期律 原子结构 （电子层数、最外层电子数） 元素周期表 （周期 = 电子层数，族 = 最外层电子数） 元素性质 （半径、化合价、金属性非金属性、氢化物稳定性…） 推断的基本工具：① 由位置推结构（层数 = 周期、最外层 = 主族序数）；② 由结构推位置（反之）；③ 由位置推性质（运用同周期、同主族递变规律）；④ 由性质推位置（如"最高价氧化物对应水化物为强碱 → IA/IIA 活泼金属"）。 2. 常见"题眼"（推断突破口） ① 最外层电子数 = 电子层数：H、Be、Al（1/1、2/2、3/3）；② 最外层电子数 = 电子层数的 2 倍：He、C、S；③ 最外层电子数 = 电子层数的 3 倍：O；④ 族序数 = 周期序数：H、Be、Al；族序数 = 2 × 周期序数：C、S；⑤ 最外层电子数是内层电子总数的一半：Li、P；⑥ 短周期中原子半径最大的金属是 Na，半径最小的原子是 H，非金属性最强的单质是 F₂；⑦ 地壳中含量最多的元素是 O、含量最多的金属是 Al；⑧ 最高正价与最低负价的绝对值之和为 8（可由最高正价求族序数）；⑨ 稀有气体：最外层 2 或 8 电子；⑩ 短周期中能形成两性氢氧化物的常见金属是 Al（延伸：Be）。 3. 两大"微粒家族"（推断题的暗线） 类型 中性分子 阳离子 阴离子 10 电子微粒 Ne、HF、H₂O、NH₃、CH₄ Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺、NH₄⁺、H₃O⁺ O²⁻、F⁻、OH⁻ 18 电子微粒 Ar、HCl、H₂S、PH₃、SiH₄、F₂、H₂O₂、C₂H₆、CH₃OH K⁺、Ca²⁺ Cl⁻、S²⁻、HS⁻ 八、对角线规则与周期表中的"特殊点" 1. 对角线规则 在周期表中，处于相邻两主族"左上—右下"位置（如 IIA 第二周期的 Li 与 IIIA 第三周期的 Mg）的元素性质相似，称为对角线规则。常考三对： Li 与 Mg：都能与 N₂ 直接化合（6Li + N₂ = 2Li₃N、3Mg + N₂ = Mg₃N₂）；在过量 O₂ 中燃烧都生成正常氧化物（Li₂O、MgO），而不是过氧化物；碳酸盐都难溶于水（Li₂CO₃、MgCO₃）；氟化物、磷酸盐均难溶。 Be 与 Al：氢氧化物均为两性（Be(OH)₂、Al(OH)₃ 既溶于强酸又溶于强碱）；氧化物熔点都很高（BeO、Al₂O₃）。 B 与 Si：最高价氧化物对应水化物均为弱酸（H₃BO₃、H₂SiO₃）；氢化物（B₂H₆、SiH₄）都不稳定、易分解。 2. 周期表中的"之最"与特例 常温下唯一的液态金属是汞（Hg），唯一的液态非金属单质是溴（Br₂）；天然元素中金属性最强的是铯（Cs），非金属性最强的是氟（F）；最强的无机含氧酸是高氯酸（HClO₄）；氢化物最稳定的是 HF（却显弱酸性），酸性最强、最易分解的是 HI；碱金属的熔沸点从 Li 到 Cs 逐渐降低，密度则 Na > K（呈"波浪式"）；0 族中 He 最外层只有 2 个电子；118 种元素中金属约占 4/5；地壳中含量居前两位的元素是 O、Si；空气中含量最多的气体是 N₂。 九、高频易错点警示 1. "最外层电子数 = 主族序数"只适用于主族（He 最外层 2 个电子却属 0 族；副族、第 VIII 族不完全适用）。 2. 比较氢化物时，"稳定性"与非金属性一致，但"水溶液酸性"不能说明非金属性——HF 最稳定却是弱酸，HI 最不稳定却是强酸。 3. 第一电离能存在四组反常（Be > B、N > O、Mg > Al、P > S），不能笼统说"同周期从左到右第一电离能依次增大"。 4. 等电子离子的半径比较方向与主族递变"相反"（S²⁻ > Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺），不要用同主族规律硬套。 5. 比较酸碱性必须用"最高价氧化物对应水化物"（比较 S 与 Cl 用 H₂SO₄ 与 HClO₄，不能用 HCl、H₂S 的水溶液）。 6. 金属性指元素原子失电子的倾向，属于理论判断；不能用单质的物理性质（熔点、硬度）来判断金属性。 7. 化学性质活泼性与物理递变"不联动"：碱金属活泼性递增但熔点递减，卤素活泼性递减但熔沸点递增（分别由金属键减弱、分子间作用力增强决定，选修阶段会系统解释）。 8. 第 VIII 族占 3 个纵列（第 8、9、10 列），共 9 种元素；"16 个族"不等于"16 个纵列"——族数是 16，纵列数是 18。 十、典型例题精讲（原创 5 例） 【例 1】元素推断（"题眼"突破） A、B、C、D 为原子序数依次增大的四种短周期主族元素。A 的原子核外只有一个电子；B 的最外层电子数是电子层数的 3 倍；C 是短周期中原子半径最大的金属元素；D 与 B 同主族。 (1) A、B、C、D 的元素符号分别为______、______、______、______。 (2) 四种元素形成的简单离子中，半径由大到小的顺序为____________________。 (3) C 的最高价氧化物对应水化物与 D 的气态氢化物反应的化学方程式为____________________。 (4) B 与 D 的气态氢化物中较稳定的是______（填化学式）。 【思路】"核外只有一个电子"确定 A 为 H；"最外层电子数 = 3 × 电子层数"只有 O（2、6）符合，B 为 O；短周期中原子半径最大的金属是 Na（第三周期 IA 族），C 为 Na；与 O 同主族的短周期元素只有 S，D 为 S。 【解析】(1) H、O、Na、S。(2) 简单离子为 H⁺、O²⁻、Na⁺、S²⁻：S²⁻ 有 3 个电子层，半径最大；O²⁻、Na⁺ 均为 2、8 结构，核电荷数小的 O²⁻ 半径大；H⁺ 无电子，半径最小。故 S²⁻ > O²⁻ > Na⁺ > H⁺。(3) 2NaOH + H₂S = Na₂S + 2H₂O。(4) H₂O（非金属性 O > S，氢化物越稳定）。 【要点】"最外层 = 3 × 层数"与"短周期半径最大的金属"是两道经典题眼，必须形成条件反射。 【例 2】微粒半径比较 用 ">" 连接下列各组微粒的半径： (1) Na、Mg、Al：____________________； (2) S²⁻、Cl⁻、K⁺：____________________； (3) Na⁺、O²⁻、F⁻：____________________； (4) Fe、Fe²⁺、Fe³⁺：____________________。 【解析】(1) Na > Mg > Al（同周期，核电荷增大半径减小）。(2) S²⁻ > Cl⁻ > K⁺（三者均为 2、8、8 电子结构，核电荷数小者半径大）。(3) O²⁻ > F⁻ > Na⁺（三者均为 2、8 电子结构；Na⁺ 虽是第三周期元素的离子，但电子层数与 O²⁻、F⁻ 相同，此时看核电荷数）。(4) Fe > Fe²⁺ > Fe³⁺（同种元素，正电荷越高半径越小）。 【要点】比较半径的万能程序：第一步看电子层数（层多者大），层数相同第二步看核电荷数（核电荷大者小）。第 (3) 问最容易把 Na⁺ 排最大——先数电子层，再比核电荷，顺序不可颠倒。 【例 3】实验设计（证明镁的金属性强于铝） 请设计两个实验方案，证明镁的金属性强于铝，并说明判断依据。 【解析】方案一：将除去氧化膜的 Mg 条、Al 条分别投入等浓度、等体积的稀盐酸中，观察到 Mg 表面产生气泡的速率明显更快。依据：金属单质与酸反应置换出 H₂ 越容易，金属性越强。 方案二：分别向 MgCl₂、AlCl₃ 溶液中逐滴加入过量 NaOH 溶液，Mg²⁺ 先生成白色沉淀 Mg(OH)₂ 且不溶解；Al³⁺ 先生成白色沉淀 Al(OH)₃，继续滴加沉淀溶解。依据：最高价氧化物对应水化物的碱性 Mg(OH)₂ > Al(OH)₃（Al(OH)₃ 呈两性），碱性越强，金属性越强。 【要点】实验设计题按"操作 + 现象 + 结论（依据）"三段式作答；金属性比较优先选用"与酸反应"和"最高价水化物碱性"两条依据，现象差异要写得具体。 【例 4】电离能反常的解释 第三周期元素的第一电离能为何出现 I₁(Mg) > I₁(Al)、I₁(P) > I₁(S) 的反常？请从价电子排布的角度解释。 【解析】Mg 的价电子构型为 3s²，3s 轨道全满，结构稳定，失去电子需破坏全满结构；Al 为 3s²3p¹，失去的是 3p 轨道上的单个电子，相对容易，故 I₁(Mg) > I₁(Al)。P 的价电子构型为 3s²3p³，3p 轨道半满，结构稳定；S 为 3s²3p⁴，3p 轨道上有一对成对电子，成对电子间的排斥使其中一个较易失去，故 I₁(P) > I₁(S)。 【要点】答题模板 = 价电子构型对比 + "全满 / 半满稳定"或"成对电子排斥"。同一思路可迁移解释 Be > B、N > O。 【例 5】周期表片段推断 X、Y、Z 是短周期主族元素，在周期表中的相对位置为：X 与 Y 同周期且相邻（X 在 Y 左侧），Z 位于 Y 的正下方。三元素的质子数之和为 31。 (1) X、Y、Z 的元素名称分别为______、______、______。 (2) 三种元素的非金属性由强到弱的顺序为____________________。 (3) 三种元素的气态氢化物稳定性由强到弱的顺序为____________________。 【解析】设 Y 的原子序数为 a，则 X 为 a − 1；Z 在 Y 的下一周期、同族位置，短周期相邻周期同族元素的原子序数相差 8，故 Z 为 a + 8。由 (a − 1) + a + (a + 8) = 31，解得 a = 8。故 Y 为 O（8 号），X 为 N（7 号），Z 为 S（16 号）。检验：7 + 8 + 16 = 31，位置关系成立。(1) 氮、氧、硫。(2) 非金属性 O > N > S（O 的电负性最大；N 与 S 相比，N 的非金属性强）。(3) H₂O > NH₃ > H₂S（稳定性与非金属性一致）。 【要点】周期表片段题的通用做法是"设序数、列方程、再检验"；"下一周期同族"意味着原子序数差 8（如 O 与 S、F 与 Cl）。 十一、巩固练习（10 题） 1. 元素周期律的实质是（　） A. 相对原子质量的周期性变化　　B. 元素性质的周期性变化 C. 原子核外电子排布的周期性变化　　D. 化合价的周期性变化 2. 用 ">" 或 "<" 填空： 原子半径：K____Na____Mg；　离子半径：Cl⁻____K⁺____Ca²⁺； 非金属性：O____S____P；　氢化物稳定性：HF____HCl____HBr。 3. 下列事实中，能说明氯的非金属性比硫强的是（　） A. HCl 的酸性比 H₂S 强 B. Cl₂ 与 Fe 反应生成 FeCl₃，而 S 与 Fe 反应生成 FeS C. HCl 比 H₂S 稳定 D. HClO₄ 的酸性强于 H₂SO₄ 4. 已知某主族元素 R 的最高价氧化物对应水化物的化学式为 HRO₃，则 R 的气态氢化物化学式为（　） A. RH₃　　B. RH₄　　C. H₂R　　D. HR 5. 简述两条能证明"镁的金属性强于铝"的事实依据。 6. 下列离子中，半径最大的是（　） A. Na⁺　　B. Mg²⁺　　C. Al³⁺　　D. O²⁻　　E. F⁻ 7. 判断正误：同周期元素从左到右，第一电离能逐渐增大。（　） 8. 判断正误：最外层电子数相同的元素，化学性质一定相似。（　） 9. 铯（Cs）位于第六周期 IA 族。根据元素周期律，预测铯的性质（至少写出三点）。 10. A、B、C、D 为短周期元素。A 是地壳中含量最多的金属元素；B 与 A 同周期，最外层电子数是电子层数的 2 倍；C 的氢化物分子式为 CH₄；D 与 C 同主族且原子序数大于 C。 (1) A、B、C、D 的元素符号分别为______、______、______、______。 (2) 写出 A、B 最高价氧化物对应水化物的化学式：______、______。 (3) C 与 D 的非金属性较强的是______；其最高价含氧酸中酸性较强的是______。 参考答案与提示 1. C（B 是周期律内容的表述，实质是核外电子排布的周期性变化）。 2. K > Na > Mg；Cl⁻ > K⁺ > Ca²⁺；O > S > P；HF > HCl > HBr。 3. B、C、D（A 不能作为依据：氢化物水溶液酸性强弱与非金属性无关，正确依据是"HCl 比 H₂S 稳定"）。 4. A（HRO₃ 中 R 为 +5 价 → 最高正价为 5 → VA 族 → 最低负价 −3 → 氢化物 RH₃）。 5. ① 镁与酸（或热水）反应置换 H₂ 比铝更容易、更剧烈；② Mg(OH)₂ 为中强碱，Al(OH)₃ 为两性氢氧化物，最高价氧化物对应水化物的碱性 Mg(OH)₂ > Al(OH)₃。 6. D（五者均为 2、8 电子结构，核电荷数最小的 O²⁻ 半径最大）。 7. ×（总体增大，但 Be > B、N > O、Mg > Al、P > S 四处反常）。 8. ×（如 H 与 Na 最外层均为 1 个电子，但性质差异很大；同主族元素最外层电子数相同且电子层数递变，性质才相似而有规律地递变）。 9. ① 与水反应比 K 更剧烈；② CsOH 碱性比 KOH 更强；③ 是天然元素中金属性最强的元素；④ 原子半径大于 K；⑤ 单质熔点更低。（答出三点、合理即可） 10. (1) Al、S、C、Si（地壳中含量最多的金属为 Al；与 Al 同周期且最外层电子数 = 2 × 层数（6 个）为 S；氢化物 CH₄ 即 C；与 C 同主族、序数更大为 Si）。(2) Al(OH)₃、H₂SO₄。(3) C（碳）；H₂CO₃（非金属性 C > Si，最高价含氧酸酸性 H₂CO₃ > H₂SiO₃）。 十二、知识网络与结语 元素周期律 （元素性质随原子序数递增呈周期性变化） 原子结构 （电子层数、最外层电子数） 元素周期表 （周期 = 电子层数，主族 = 最外层电子数） 元素性质 （半径、化合价、金属性非金属性、氢化物稳定性等） "位—构—性"相互推断 元素周期律是化学史上最伟大的归纳之一：门捷列夫用它预言了镓、锗、钪等元素的存在与性质，后人逐一证实，化学从此由"搜集事实"走向"理论预言"。高中阶段学习它，目的不是背下一张表，而是学会"用位置想结构、用结构推性质"的思维方式。建议把本讲与钠、铝、氯、硫、氮等元素化合物章节对照复习，每遇一个新反应都问一句"这体现了哪条递变规律"，规律就会真正"活"起来。 附录　短周期（1~18 号）元素速查表 推断题的信息几乎全部来自短周期元素，此表建议熟读直至"条件反射"。 元素 常见化合价 高频特征 H +1、−1 最轻元素；¹H 原子核无中子；H⁺ 核外无电子 He 0 最外层 2 电子；最不活泼 Li +1 最轻金属；对角线规则与 Mg 相似 Be +2 两性氢氧化物 B +3 最高价氧化物对应水化物为弱酸（H₃BO₃） C +4、−4 有机物的骨架；金刚石、石墨 N +5、−3 空气中含量最多的元素（体积分数约 78%） O −2（通常） 地壳中含量最多的元素；无 +6 最高正价 F −1 最活泼非金属；无正价 Ne 0 稀有气体 Na +1 短周期原子半径最大的金属；焰色反应呈黄色 Mg +2 燃烧发出耀眼白光；能与 N₂ 直接化合 Al +3 地壳中含量最多的金属；两性；遇浓硝酸钝化 Si +4、−4 半导体材料；地壳中含量居第二；H₂SiO₃ 为弱酸 P +5、−3 白磷、红磷；第一电离能反常（P > S） S +6、−2 淡黄色固体；与 Fe 反应生成 FeS Cl +7、−1 黄绿色气体；与 Fe 反应生成 FeCl₃；HClO₄ 为最强含氧酸 Ar 0 稀有气体 第 页 学科网（北京）股份有限公司 $