第 15 章 · 元素周期表与元素周期律

项目	内容
课标主题	必修 · 主题 3 物质结构基础与化学反应规律（原子结构与元素周期律，要点转述：知道周期表的结构，以第三周期元素和碱金属、卤族元素为例认识同周期、同主族元素性质的递变规律）；选择性必修 2 · 主题 1 原子结构与元素的性质（要点转述：认识原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化，知道周期表分区和各区元素的价电子排布特征）；学生必做实验“同周期、同主族元素性质的递变”
人教版（2019）	必修第一册 第四章第一节“原子结构与元素周期表”、第二节“元素周期律”；选择性必修 2 第一章第二节“原子结构与元素的性质”
考试地位	必考。选择题几乎每卷一道“元素推断 + 周期律比较”：给结构式片段、周期表片段或性质描述推出几种短周期元素，再比较半径、金属性与非金属性、氢化物稳定性、最高价含氧酸的酸性、电离能和电负性；电离能、电负性的比较和“解释原因”还常出现在物质结构的填空里
前置知识	第 14 章原子结构（电子层、能级、构造原理、电子排布式）；第 5 章化合价；第 6、7 章碱金属和卤素的递变

本章把必修和选择性必修 2 并在一起：15.2、15.4、15.5、15.6、15.9 是必修内容，所有考生都要会；15.3（分区）、15.7（电离能）、15.8（电负性）属选择性必修 2，选考化学的学生要学。第 6、7 章已经记住了“碱金属越往下越活泼、卤素越往下越不活泼”，这一章给出原因，并把它推广到整张周期表。丢分最多的地方是例外：第一电离能 N > O、Mg > Al，O 和 F 没有最高正价，氢化物的酸性不能当非金属性的判据。

15.1 知识点一览

知识点	一句话	考试中
15.2 周期表的结构：周期与族（必修）	7 个周期、18 个纵列 16 个族；周期序数 = 电子层数，主族序数 = 最外层电子数	由原子序数定位置，元素推断的第一步
15.3 周期表的分区与价电子排布（选必二）	按最后填入的能级分成 s、p、d、ds、f 五个区；由价电子排布定区和族	物质结构填空常考
15.4 原子半径与离子半径（必修）	同周期从左到右减小，同主族从上到下增大；电子层结构相同的离子序大径小	必考，元素推断选择题必有一项
15.5 化合价的周期性变化（必修）	主族最高正价 = 族序数，最低负价 = 族序数 − 8；O、F 例外	常考，推断的突破口和陷阱
15.6 金属性与非金属性（必修）	失电子、得电子能力的递变和四条判据；哪些事实不能作判据	必考
15.7 电离能（选必二）	同周期总体增大、同主族减小；IIA > IIIA、VA > VIA 的例外；逐级电离能的突跃定化合价	常考，比较和解释原因
15.8 电负性（选必二）	吸引键合电子的能力，F 最大；判断化合价正负、键的类型、对角线规则	常考
15.9 位置、结构、性质的关系与元素推断（必修 + 选必二）	由结构、位置、性质的突破口推出元素，再用周期律比较	必考，选择题固定题型

15.2 周期表的结构：周期与族（必修）

说明

宏观：1869 年门捷列夫把当时已知的 63 种元素按相对原子质量从小到大排列，发现性质每隔一段就重复出现，于是排成表，还为没发现的元素留了空位，预言了它们的性质（后来发现的镓、钪、锗与预言相符）。今天的周期表按原子序数排列，共 118 种元素，第 7 周期已经排满。

微观：原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。电子层数相同的元素排成一横行，最外层电子数相同（主族）或价电子排布相似的元素排成一纵列。

符号（表的结构）：

• 周期：7 个横行就是 7 个周期。

周期	1	2	3	4	5	6	7
元素种数	2	8	8	18	18	32	32
末尾稀有气体的原子序数	2	10	18	36	54	86	118

第 1–3 周期叫短周期，第 4–7 周期叫长周期。

• 族：18 个纵列分成 16 个族。主族 7 个（IA–VIIA，A 表示主族），副族 7 个（IB–VIIB），第 VIII 族占第 8、9、10 三个纵列，第 18 纵列是 0 族（稀有气体）。从左到右的顺序是 IA、IIA、IIIB–VIIB、VIII、IB、IIB、IIIA–VIIA、0。国际上（IUPAC）也直接用 1–18 给纵列编号。
• 两个对应关系：周期序数 = 电子层数；主族序数 = 最外层电子数。
• 副族和第 VIII 族合称过渡元素（第 3–12 纵列），全部是金属。第 6 周期 IIIB 族的一格放了镧系 15 种元素（57–71 号），第 7 周期同一格放了锕系 15 种（89–103 号），单独列在表的下方。

使用场景

• 题目给原子序数问在周期表中的位置（或反过来）→ 找比它小的、最近的稀有气体，求差值 → 用稀有气体定位法（本节常用推论）。
• 题目给同族或同周期的两种元素，问原子序数之差，或由一个的原子序数推另一个 → 看它们在哪两个周期、是 IA、IIA 还是 IIIA 以后的族 → 用“同主族相邻周期相差的是上一周期或下一周期的元素种数”。
• 选择题判断周期表结构的说法，含“都”“一定”“最外层电子数为 2 的元素” → 对照族的划分和 H、He、过渡元素这几个例外 → 用本节注意点。

注意点

• 18 个纵列、16 个族。第 VIII 族一族占 3 列，所以“周期表有 18 个族”是错的。
• 例外：H 在 IA 族，但不是碱金属。碱金属指 IA 族除 H 以外的元素。原因：H 只有 1 个电子层，原子很小，失去电子后只剩一个质子，性质和 Li、Na 差别很大，它是非金属。
• 例外：He 最外层有 2 个电子，却在 0 族，不在 IIA 族。原因：He 只有一个电子层，2 个电子已经排满，是稳定结构，性质和稀有气体一样。
• 很多过渡元素最外层也是 2 个电子（如 Fe 的电子层排布为 2、8、14、2），所以“最外层 2 个电子”推不出“在 IIA 族”。
• “主族序数 = 最外层电子数”只对主族成立。副族和第 VIII 族的族序数和价电子有关（见 15.3）。
• 0 族既不是主族也不是副族。
• 113、115、117、118 号元素 2016 年由 IUPAC 正式命名（Nh、Mc、Ts、Og）后，第 7 周期 32 种元素已经全部发现，旧教材里“第 7 周期为不完全周期”的说法已经过时。

原理解释

为什么各周期的元素种数是 2、8、8、18、18、32、32：原子核外电子按构造原理（第 14 章）依次填入能级：$\mathrm{1s}$；$\mathrm{2s\ 2p}$；$\mathrm{3s\ 3p}$；$\mathrm{4s\ 3d\ 4p}$；$\mathrm{5s\ 4d\ 5p}$；$\mathrm{6s\ 4f\ 5d\ 6p}$；$\mathrm{7s\ 5f\ 6d\ 7p}$。每一组从新的 $n\mathrm{s}$ 开始、到 $n\mathrm{p}$ 填满（稀有气体）结束，就是一个周期，周期里元素的种数等于这一组能级能容纳的电子数：$2$；$2 + 6 = 8$；$8$；$2 + 10 + 6 = 18$；$18$；$2 + 14 + 10 + 6 = 32$；$32$（关键一步：$\mathrm{3d}$ 的能量高于 $\mathrm{4s}$，所以 $\mathrm{3d}$ 不在第三周期填，推迟到第四周期、填在 $\mathrm{4s}$ 和 $\mathrm{4p}$ 之间。这就是第三周期只有 8 种元素、第四周期多出 10 种过渡元素的原因）。

为什么同一纵列性质相似：同一纵列元素的价电子排布相同或相似（如 IA 族都是 $n\mathrm{s^1}$），化学反应主要动的是价电子，所以性质相似。

为什么按原子序数而不按相对原子质量：门捷列夫按相对原子质量排时有几处只能“颠倒”才对得上性质，如 Te（127.6）要排在 I（126.9）前面；后来发现的 Ar（39.95）也要排在 K（39.10）前面。1913 年莫塞莱用 X 射线测出了各元素的核电荷数，按核电荷数（原子序数）排，这些颠倒就都消失了，说明决定元素性质的是核电荷数和核外电子排布，而不是原子质量。

例题

例 1　（场景：由原子序数定位置）指出原子序数为 34、53、26、82 的元素在周期表中的位置。

解：

判断依据：用比它小的最近的稀有气体定周期，差值定纵列（稀有气体定位法）。

• 34：$34 - 18 = 16$，Ar（18）在第 3 周期，所以在第 4 周期第 16 纵列，即第 4 周期 VIA 族（硒，Se）。
• 53：$53 - 36 = 17$，在第 5 周期第 17 纵列，即第 5 周期 VIIA 族（碘）。
• 26：$26 - 18 = 8$，在第 4 周期第 8 纵列，即第 4 周期第 VIII 族（铁）。
• 82：$82 - 54 = 28$，在第 6 周期；第 6 周期的 IIIB 一格里挤着 15 种镧系元素，差值大于 17 时要减去 14，$28 - 14 = 14$，即第 14 纵列，第 6 周期 IVA 族（铅）。

容易卡在：82 号直接按第 28 列找，超出了 18 列。第 6、7 周期要先扣除镧系或锕系多占的 14 个位置。

另一种解法：写出电子层排布。34 号：2、8、18、6，4 个电子层、最外层 6 个电子，第 4 周期 VIA 族。这种方法对主族元素直观，还能顺便知道最外层电子数；但遇到 26 号这样的过渡元素，要写出电子排布式 $\mathrm{[Ar]3d^64s^2}$ 才能看出价电子数是 8（第 VIII 族），慢且易错。稀有气体定位法对所有元素都适用，考场上更快；电子层排布法适合同时要用到最外层电子数的题。

例 2　（场景：原子序数之差）（1）甲、乙是同主族相邻周期的两种元素，甲的原子序数为 $x$，乙的原子序数不可能是（　）。

A. $x + 2$　B. $x + 4$　C. $x + 8$　D. $x + 18$

（2）钙（20 号）位于第 4 周期 IIA 族，同周期 IIIA 族元素的原子序数是多少？

解：（1）B。

判断依据：同主族相邻周期的原子序数差只能是 2、8、18、32 中的一个（等于上一周期或下一周期的元素种数）。

A 可以（H 和 Li）；C 可以（如 Na 和 K、O 和 S）；D 可以（如 Cl 和 Br）；没有哪个周期有 4 种元素，B 不可能。

（2）31。

判断依据：第 4、5 周期的 IIA 族和 IIIA 族之间隔着 10 种过渡元素，原子序数差 11。$20 + 11 = 31$（镓，Ga）。

容易卡在：以为同周期相邻主族原子序数总差 1。只有第 2、3 周期是这样。

例 3　（场景：判断周期表结构的说法）下列说法正确的是（　）。

A. 元素周期表有 7 个周期、18 个族 B. 最外层电子数为 2 的元素都位于第 IIA 族 C. 第 IA 族元素都是碱金属元素 D. 短周期共有 18 种元素，其中 0 族元素有 3 种

解：D。

判断依据：18 列 16 族；He 和许多过渡元素最外层也是 2 个电子；H 在 IA 族但不是碱金属。

A 族的个数是 16；B He 在 0 族，Fe、Zn 等最外层也是 2 个电子；C H 不是碱金属；D 短周期 $2 + 8 + 8 = 18$ 种，0 族有 He、Ne、Ar 3 种，正确。

常用推论

• 稀有气体定位法：设原子序数为 $Z$，比它小的最近的稀有气体原子序数为 $Z_0$（2、10、18、36、54、86），差 $d = Z - Z_0$。元素在 $Z_0$ 所在周期的下一周期；$d = 1$、$2$ 分别是 IA、IIA 族；第 2、3 周期 $d \ge 3$ 时纵列号是 $d + 10$；第 4、5 周期纵列号就是 $d$；第 6、7 周期 $3 \le d \le 17$ 是镧系或锕系（IIIB 族），$d \ge 18$ 时纵列号是 $d - 14$。依据：每个周期都从稀有气体之后开始，按纵列顺序排，第 2、3 周期中间没有 3–12 列，第 6、7 周期在第 3 列多塞了 14 种元素。
• 同主族相邻周期的原子序数差：IA、IIA 族相差上一周期的元素种数（Na 11 → K 19，差 8，是第 3 周期的种数）；IIIA 族到 0 族相差下一周期的元素种数（Cl 17 → Br 35，差 18，是第 4 周期的种数）。原因：IA、IIA 在过渡元素左边，IIIA 以后在过渡元素右边，跨到下一周期时要把下一周期新插入的过渡元素也算进去。
• 同周期 IIA 与 IIIA 族的原子序数差：第 2、3 周期差 1，第 4、5 周期差 11（中间 10 种过渡元素），第 6、7 周期差 25（再加 14 种镧系或锕系）。
• 主族元素原子序数的奇偶与族序数的奇偶一致：原子序数为奇数的主族元素在奇数族（IA、IIIA、VA、VIIA）。原因：稀有气体的原子序数都是偶数，过渡元素一次插入 10 种、镧系锕系一次 14 种，都是偶数，不改变奇偶。

易错点

• 错在哪：说“周期表有 18 个族”。 为什么错：记忆性错误。第 VIII 族占 3 个纵列。 正确做法：记“18 列 16 族：7 主 7 副、1 个 VIII、1 个 0”。
• 错在哪：某元素最外层有 2 个电子，就断定它在 IIA 族。 为什么错：理解性错误。“最外层电子数 = 族序数”只对主族成立，He 和多数过渡元素最外层也是 2 个电子。 正确做法：先确定是不是主族元素（题目说“主族”或由原子序数判断），再用最外层电子数定族。
• 错在哪：Cl 是 17 号，推同主族下一周期的 Br 为 $17 + 8 = 25$ 号。 为什么错：理解性错误。IIIA 族以后跨到第 4 周期，要加上第 4 周期的种数 18。 正确做法：先看是 IA、IIA 还是 IIIA 以后，再选“上一周期”或“下一周期”的种数：$17 + 18 = 35$。

直观理解

周期表像一栋楼：周期是楼层，楼层号就是电子层数；每层都从一个碱金属开始，到一个稀有气体结束（最外层排满，换下一层）。主族的单元号就是最外层电子数。楼层越高房间越多（2、8、8、18、18、32、32），多出来的房间是从中间插进去的过渡元素和挂在楼外的镧系、锕系。

关联知识点

• 前置：第 14 章原子结构，构造原理和核外电子排布决定了周期表的形状。
• 后续：15.3 周期表的分区，用价电子排布把周期表再分成五块。
• 后续：15.9 元素推断，由原子序数或相对位置定元素是第一步。
• 常一起考：15.4–15.6 周期律的比较，先定位置再比较性质。

15.3 周期表的分区与价电子排布（选必二）

说明

宏观：同一个区的元素化学性质有共同点：s 区（H 除外）是活泼金属；d 区和 ds 区是过渡金属，化合价多变、离子常有颜色、常作催化剂；p 区包括除 H 以外的全部非金属，也有 Al、Sn、Pb 等金属；f 区的镧系、锕系元素彼此性质非常相近。

微观：价电子是能参与成键的电子。主族元素的价电子是最外层的 $n\mathrm{s}$、$n\mathrm{p}$ 电子；过渡元素的价电子还包括次外层的 $(n-1)\mathrm{d}$ 电子。按构造原理，最后一个电子填入哪个能级，元素就在哪个区（ds 区例外，见原理解释）。

符号：

区	包括的族	价电子排布	例
s 区	IA、IIA	$n\mathrm{s}^{1\sim2}$	Na $\mathrm{3s^1}$，Ca $\mathrm{4s^2}$
p 区	IIIA–VIIA、0 族	$n\mathrm{s^2}n\mathrm{p}^{1\sim6}$（He 为 $\mathrm{1s^2}$）	Cl $\mathrm{3s^23p^5}$
d 区	IIIB–VIIB、VIII（镧系、锕系除外）	$(n-1)\mathrm{d}^{1\sim9}n\mathrm{s}^{1\sim2}$（Pd 为 $\mathrm{4d^{10}}$）	Fe $\mathrm{3d^64s^2}$，Cr $\mathrm{3d^54s^1}$
ds 区	IB、IIB	$(n-1)\mathrm{d^{10}}n\mathrm{s}^{1\sim2}$	Cu $\mathrm{3d^{10}4s^1}$，Zn $\mathrm{3d^{10}4s^2}$
f 区	镧系、锕系	$(n-2)\mathrm{f}^{0\sim14}(n-1)\mathrm{d}^{0\sim2}n\mathrm{s^2}$	—

过渡元素的族序数：IIIB–VIIB 族的族序数 = $(n-1)\mathrm{d}$ 和 $n\mathrm{s}$ 电子数之和（Sc $\mathrm{3d^14s^2}$ 共 3 个，IIIB；Mn $\mathrm{3d^54s^2}$ 共 7 个，VIIB）；和为 8、9、10 的是第 VIII 族；$(n-1)\mathrm{d^{10}}n\mathrm{s^1}$ 是 IB 族，$(n-1)\mathrm{d^{10}}n\mathrm{s^2}$ 是 IIB 族。

使用场景

• 题目给原子序数或价电子排布式，问在哪个区、哪个周期、哪个族 → 写出价电子排布，看最后填入的能级和价电子总数 → 用说明里的分区表和族序数规则。
• 题目给周期和族，要求写价电子排布式或价层电子轨道表示式 → 周期定 $n$，族定价电子数和排在哪几个能级 → 反过来用分区表，注意 Cr、Cu 型的特例。
• 选择题判断关于分区的说法（“s 区都是金属”“p 区都是非金属”“最外层为 $n\mathrm{s^2}$ 的都在 s 区”）→ 对照 H、He、p 区金属和过渡元素的特例 → 用本节注意点。

注意点

• 例外：H 在 s 区，但它是非金属。s 区除 H 以外都是活泼金属。
• 例外：He 的价电子排布是 $\mathrm{1s^2}$，按最后填入的能级本应属 s 区，但它的性质和 0 族一致，放在 0 族，多数分区图按位置把它画在 p 区（本书的图也这样画）。各资料处理不同，遇到考题以所用教材的分区图为准。
• p 区不全是非金属：Al、Ga、In、Tl、Sn、Pb、Bi 等都是金属。
• 例外：d 区元素最外层不都是 2 个电子。Cr 是 $\mathrm{3d^54s^1}$（$\mathrm{3d}$ 半充满较稳定），Pd 是 $\mathrm{4d^{10}5s^0}$。所以“d 区元素最外层都是 2 个电子”是错的。
• Cu 的价电子是 $\mathrm{3d^{10}4s^1}$，$\mathrm{3d}$ 全充满，属于 ds 区，不属于 d 区。Cr、Cu 的特例见第 14 章。
• 价电子不一定是最外层电子：Fe 的最外层只有 $\mathrm{4s^2}$ 两个电子，价电子却是 $\mathrm{3d^64s^2}$ 共 8 个。
• 本书按人教版用五个区；国际上常把 IB、IIB 也归入 d 区，不单列 ds 区。

原理解释

区由“最后一个电子填在哪”决定：从第 4 周期起，按构造原理先填 $n\mathrm{s}$，再填 $(n-1)\mathrm{d}$，最后填 $n\mathrm{p}$。所以每个周期左边两列最后填的是 s 电子（s 区），中间十列最后填的是 d 电子（d 区和 ds 区），右边六列最后填的是 p 电子（p 区）（关键一步：区看的是按构造原理最后填入的能级，不是最外层是哪个能级。Fe 最外层是 $\mathrm{4s}$，但最后填入的是 $\mathrm{3d}$，所以 Fe 在 d 区）。

为什么 IB、IIB 单列为 ds 区：Cu、Zn 这两列 $(n-1)\mathrm{d}$ 已经填满 10 个电子，化学反应中主要失去的是 $n\mathrm{s}$ 电子，像 IA、IIA 一样显 $+1$、$+2$ 价（Cu 也有 $+2$），所以命名为 IB、IIB，分区时也和 d 区分开。

为什么 IIIB–VIIB 的族序数等于价电子数：这些元素的 $(n-1)\mathrm{d}$ 和 $n\mathrm{s}$ 能量接近，都能参与成键，全部给出时得到最高正价：Sc $+3$、Ti $+4$、V $+5$、Cr $+6$（$\ce{K2Cr2O7}$）、Mn $+7$（$\ce{KMnO4}$），正好等于族序数。d 电子和 s 电子能量接近的严格说明要用到大学结构化学的轨道能量计算。

例题

例 1　（场景：由价电子排布定区和位置）下列基态原子的价电子排布式分别对应哪种元素？各在哪个区、哪一周期、哪一族？

① $\mathrm{3d^64s^2}$　② $\mathrm{4s^24p^5}$　③ $\mathrm{3d^{10}4s^1}$　④ $\mathrm{3d^54s^1}$

解：

判断依据：最高能层序数 = 周期序数；最后填入的能级定区；价电子数定族。

① 最后填 $\mathrm{3d}$，d 区；$n = 4$，第 4 周期；价电子 $6 + 2 = 8$，第 VIII 族；是 Fe。 ② 最后填 $\mathrm{4p}$，p 区；第 4 周期；最外层 7 个电子，VIIA 族；是 Br。 ③ $\mathrm{3d^{10}}$ 全满、$\mathrm{4s^1}$，ds 区；第 4 周期 IB 族；是 Cu。 ④ d 区；第 4 周期；价电子 $5 + 1 = 6$，VIB 族；是 Cr。

容易卡在：④ 看到 $\mathrm{4s^1}$ 就当成 IA 族。有 d 电子就不是主族，族序数要把 d 电子一起数。

例 2　（场景：由位置写价电子排布）写出下列元素基态原子的价电子排布式：（1）第 4 周期 VB 族；（2）第 5 周期 IIA 族；（3）第 4 周期 IIB 族；（4）第 3 周期 VIA 族。

解：

判断依据：周期定 $n$；主族只写 $n\mathrm{s}n\mathrm{p}$，副族写 $(n-1)\mathrm{d}n\mathrm{s}$，电子数等于族序数。

（1）$\mathrm{3d^34s^2}$（V，价电子 $3 + 2 = 5$）；（2）$\mathrm{5s^2}$（Sr）；（3）$\mathrm{3d^{10}4s^2}$（Zn）；（4）$\mathrm{3s^23p^4}$（S）。

例 3　（场景：判断分区的说法）下列说法正确的是（　）。

A. s 区元素都是金属元素 B. p 区元素都是非金属元素 C. 基态原子价电子排布为 $(n-1)\mathrm{d^{10}}n\mathrm{s}^{1\sim2}$ 的元素位于 ds 区 D. 最外层电子排布为 $n\mathrm{s^2}$ 的元素都位于 s 区

解：C。

判断依据：H 在 s 区是非金属；p 区有金属；最外层 $n\mathrm{s^2}$ 的还有 He 和许多过渡元素。

A 有 H；B 有 Al、Pb 等金属；D Fe（$\mathrm{3d^64s^2}$）在 d 区，Zn 在 ds 区，He（$\mathrm{1s^2}$）也不在 IIA 族；C 是 ds 区的定义，正确。

常用推论

• s 区（H 除外）、d 区、ds 区、f 区全是金属；除 H 外的非金属全在 p 区。由各区元素的价电子数少（s、d、ds、f 区最外层 1–2 个电子，容易失去）推出。
• IIIB–VIIB 族元素的最高正价 = 族序数 = 价电子数（见本节原理解释）。
• 最外层排布为 $n\mathrm{s^2}$ 的元素可能是 IIA 族、He 或许多过渡元素，要看有没有 $(n-1)\mathrm{d}$ 电子才能定族。
• 各区的宽度等于对应能级能容纳的电子数：s 区 2 列、p 区 6 列、d 区加 ds 区 10 列、f 区 14 列。

易错点

• 错在哪：Cr 的价电子排布写成 $\mathrm{3d^44s^2}$。 为什么错：记忆性错误。Cr 是特例，$\mathrm{3d}$ 半充满（$\mathrm{3d^5}$）能量更低，实际排布是 $\mathrm{3d^54s^1}$（第 14 章）。 正确做法：Cr、Cu 两个特例单独记：Cr $\mathrm{[Ar]3d^54s^1}$，Cu $\mathrm{[Ar]3d^{10}4s^1}$。
• 错在哪：Fe 的价电子排布只写 $\mathrm{4s^2}$。 为什么错：理解性错误。过渡元素的价电子包括次外层的 d 电子，Fe 形成 $\ce{Fe^3+}$ 时还要失去 1 个 $\mathrm{3d}$ 电子。 正确做法：过渡元素写 $(n-1)\mathrm{d}n\mathrm{s}$，Fe 写 $\mathrm{3d^64s^2}$。
• 错在哪：把 Cu、Zn 归入 d 区。 为什么错：记忆性错误。人教版把 $\mathrm{d^{10}}$ 已满的 IB、IIB 单列为 ds 区。 正确做法：IIIB–VIII 是 d 区，IB、IIB 是 ds 区。

直观理解

一句话记法：左 s 右 p 中间 d，d 的右边两列是 ds，下面挂着 f。宽度就是能级的容量：s 能级装 2 个电子，s 区 2 列；p 装 6 个，p 区 6 列；d 装 10 个，d 区加 ds 区 10 列；f 装 14 个，f 区 14 列。周期表的形状就是构造原理画出来的。

关联知识点

• 前置：第 14 章原子结构，能级、构造原理和 Cr、Cu 的特例。
• 后续：第 18 章配合物，d 区、ds 区金属离子有空轨道，常作中心离子。
• 后续：第 8 章铁，$\ce{Fe^2+}$（$\mathrm{3d^6}$）容易被氧化成 $\ce{Fe^3+}$（$\mathrm{3d^5}$ 半充满）可以用价电子排布解释。
• 常一起考：15.7 电离能，物质结构填空里常先写排布式再比较电离能。

15.4 原子半径与离子半径（必修）

说明

宏观：第三周期从 Na 到 Cl，原子半径从 $186\ \mathrm{pm}$ 减小到 $99\ \mathrm{pm}$；碱金属从 Li 到 Cs，原子半径逐渐增大。原子越大，最外层电子越容易失去，这是第 6 章碱金属越往下越活泼的原因。

微观：原子半径由两个方向相反的因素决定：电子层数越多，半径越大；核电荷数越大，原子核对电子的吸引越强，半径越小。同周期电子层数相同，从左到右核电荷数增大，半径减小；同主族从上到下电子层数增多，这个因素占主导，半径增大。

离子：阳离子失去了最外层电子（常常整层失去），半径比原子小；阴离子多了电子，电子之间排斥增强，半径比原子大。

符号（$r$ 表示半径）：

• 同周期：$r(\ce{Na}) > r(\ce{Mg}) > r(\ce{Al}) > r(\ce{Si}) > r(\ce{P}) > r(\ce{S}) > r(\ce{Cl})$。
• 同主族：$r(\ce{Li}) < r(\ce{Na}) < r(\ce{K})$；$r(\ce{F}) < r(\ce{Cl}) < r(\ce{Br})$。
• 同种元素：$r(\ce{Cl-}) > r(\ce{Cl})$；$r(\ce{Fe}) > r(\ce{Fe^2+}) > r(\ce{Fe^3+})$。
• 电子层结构相同（都是 2、8）：$r(\ce{O^2-}) > r(\ce{F-}) > r(\ce{Na+}) > r(\ce{Mg^2+}) > r(\ce{Al^3+})$。

图中数据取教材表格的常用值（金属多为金属半径，非金属为共价半径），不同资料的数值略有出入，规律不受影响。

使用场景

• 题目要求比较几种原子的半径 → 先看电子层数，层数相同再看核电荷数 → 用本节常用推论“三看”。
• 题目要求比较离子半径，或离子与原子的半径 → 电子层结构相同时“原子序数大的半径小”；同种元素“阴离子 > 原子 > 阳离子，价态越高半径越小” → 用说明里的符号部分和常用推论。
• 选择题判断半径的说法，或用“原子半径最大（最小）“作推断条件 → 同时检查稀有气体、跨周期又跨族的情况 → 用本节注意点。

注意点

• 稀有气体的原子半径不和其他元素比较。原因：稀有气体是单原子分子，不和同种原子成键，只能测范德华半径，测法和其他元素的共价半径、金属半径不同，数值偏大很多。所以“第三周期原子半径最小的是 Cl”，不是 Ar。
• 例外：“电子层数多，半径就大”只在同主族或相邻位置可靠，跨周期又跨族时不成立：Li（2 个电子层，$152\ \mathrm{pm}$）比 Cl（3 个电子层，$99\ \mathrm{pm}$）还大。原因：Li 在最左边，核电荷只有 3，对外层电子的吸引很弱。
• 过渡元素同周期从左到右半径变化很小。原因：增加的电子填在次外层的 d 能级，对最外层电子有屏蔽作用，抵消了大部分核电荷的增加。
• 短周期主族元素中，原子半径最大的是 Na，最小的是 H。
• 电子层结构相同的离子不只有 Ne 型（$\ce{O^2-}$、$\ce{F-}$、$\ce{Na+}$、$\ce{Mg^2+}$、$\ce{Al^3+}$），还有 Ar 型（$\ce{S^2-}$、$\ce{Cl-}$、$\ce{K+}$、$\ce{Ca^2+}$）。

原理解释

原子半径是怎么定义的：原子没有清晰的边界，电子云向外逐渐变稀。化学上用核间距来定义半径：两个相同原子以共价单键结合时核间距的一半叫共价半径，金属晶体中相邻两原子核间距的一半叫金属半径（关键一步：半径是按“核间距的一半”定义的，不同定义得到的数值不能混在一起比；稀有气体不成键，只能用分子间接触时的核间距一半（范德华半径），所以不放在一起比较）。

为什么同周期从左到右减小：内层电子在原子核和最外层电子之间，抵消了一部分核电荷，叫屏蔽。同一层的电子互相屏蔽得很少，所以同周期每往右一格，核电荷加 1，最外层电子感受到的吸引就明显增强，电子云收缩。严格的计算要用到大学结构化学的有效核电荷和量子力学。

为什么电子层结构相同的离子序大径小：电子数和排布完全相同，只差核电荷，核电荷越大，把同样的电子拉得越紧。

例题

例 1　（场景：比较原子半径）将 Na、Mg、S、O、F 按原子半径从大到小排列。

解：$\mathrm{Na} > \mathrm{Mg} > \mathrm{S} > \mathrm{O} > \mathrm{F}$。

判断依据：先看电子层数，层数相同看核电荷数。

Na、Mg、S 都有 3 个电子层，核电荷 Na < Mg < S，半径 Na > Mg > S；O、F 有 2 个电子层，半径 O > F；S 和 O 同主族，S 多一层，S > O。合起来就是上面的顺序。

例 2　（场景：比较离子半径）将 $\ce{S^2-}$、$\ce{Cl-}$、$\ce{O^2-}$、$\ce{F-}$、$\ce{Na+}$、$\ce{Mg^2+}$、$\ce{Al^3+}$ 按半径从大到小排列。

解：$\ce{S^2-} > \ce{Cl-} > \ce{O^2-} > \ce{F-} > \ce{Na+} > \ce{Mg^2+} > \ce{Al^3+}$。

判断依据：先看电子层数，电子层结构相同的看核电荷数（序大径小）。

$\ce{S^2-}$、$\ce{Cl-}$ 有 3 个电子层（2、8、8），其余都是 2、8 两层，所以这两个最大，核电荷 S < Cl，$\ce{S^2-} > \ce{Cl-}$；后五个电子层结构相同，按核电荷 O < F < Na < Mg < Al 排，半径依次减小。

容易卡在：以为 $\ce{Al^3+}$ 电荷多所以大。电荷多是因为核电荷多、失去的电子多，对剩下电子的吸引更强，半径反而最小。

另一种解法：用“阴上阳下”直接排：电子层结构相同的阴离子的元素在上一周期的右边，阳离子的元素在下一周期的左边，原子序数阴离子小、阳离子大，所以同一组里阴离子都比阳离子大，再按电荷排：$\ce{O^2-} > \ce{F-}$（阴离子电荷越多越大），$\ce{Na+} > \ce{Mg^2+} > \ce{Al^3+}$（阳离子电荷越多越小）。这个口诀“教材没有，考试常用”，成立条件是电子层结构相同，依据就是序大径小。比较少数几个离子时用口诀快；离子多、层数不同时先按层数分组再用序大径小更稳。

例 3　（场景：判断半径的说法）下列说法正确的是（　）。

A. 第三周期元素中，原子半径最小的是 Ar B. 电子层数多的原子，半径一定比电子层数少的原子大 C. 离子半径：$\ce{Mg^2+} < \ce{Na+} < \ce{F-}$ D. 同主族元素从上到下，简单离子的半径逐渐减小

解：C。

判断依据：稀有气体不参与比较；跨周期又跨族时层数规则不可靠；电子层结构相同时序大径小。

A 稀有气体不比较，最小的是 Cl；B 反例 Li > Cl；D 同主族从上到下电子层增多，离子半径增大；C 三种离子都是 2、8 结构，核电荷 F < Na < Mg，半径 $\ce{F-} > \ce{Na+} > \ce{Mg^2+}$，正确。

常用推论

• “三看”比较半径：一看电子层数，层数多的大（限同主族或相邻位置）；二看核电荷数，层数相同时核电荷大的小；三看电子数，核电荷相同（同种元素）时电子多的大。依据见本节说明和原理解释。
• “阴上阳下，序大径小”：电子层结构相同的离子，阴离子的元素在阳离子的元素的上一周期；原子序数越大，离子半径越小。（教材没有，考试常用；条件是电子层结构相同。）
• 短周期主族元素原子半径：Na 最大，H 最小；同周期主族元素中，碱金属最大，卤素最小。

易错点

• 错在哪：认为第三周期原子半径最小的是 Ar。 为什么错：记忆性错误。稀有气体只能测范德华半径，和其他元素的半径不是同一种定义。 正确做法：比较原子半径时把稀有气体排除，第三周期最小的是 Cl。
• 错在哪：认为 $\ce{Al^3+}$ 的半径比 $\ce{Na+}$ 大，因为它带的电荷多。 为什么错：理解性错误。两者电子层结构相同，$\ce{Al^3+}$ 核电荷 13 比 $\ce{Na+}$ 的 11 大，吸引更强。 正确做法：电子层结构相同时只比核电荷：$\ce{Na+} > \ce{Al^3+}$。
• 错在哪：认为 Cl 得电子变成“更稳定”的 $\ce{Cl-}$，所以 $\ce{Cl-}$ 比 Cl 小。 为什么错：理解性错误。稳定性和大小是两回事；多了一个电子，核电荷不变，电子间排斥增强，电子云膨胀。 正确做法：同种元素，电子越多半径越大：$r(\ce{Cl-}) > r(\ce{Cl})$。

直观理解

看上面的折线图：每个周期是一段下坡，到稀有气体处断开，下一个周期从碱金属的高处重新开始。整张周期表上，半径左下角最大（Cs），右上角最小（F，不算稀有气体）。一句话：同周期越往右越小，同主族越往下越大。

关联知识点

• 前置：第 14 章原子结构，电子层；15.2 周期表的结构。
• 后续：15.6 金属性与非金属性，半径是解释递变的关键一步。
• 后续：第 18 章离子晶体，离子半径越小、电荷越高，晶格能越大，熔点越高。
• 常一起考：15.9 元素推断，选择题几乎都有一个半径比较的选项。
• 回看：第 6 章 6.7 碱金属的递变、第 7 章 7.7 卤素的递变，原子半径增大是递变的原因。

15.5 化合价的周期性变化（必修）

说明

宏观：第三周期元素的主要化合价：

元素	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
最外层电子数	1	2	3	4	5	6	7
最高正价	$+1$	$+2$	$+3$	$+4$	$+5$	$+6$	$+7$
最低负价	—	—	—	$-4$	$-3$	$-2$	$-1$
最高价氧化物	$\ce{Na2O}$	$\ce{MgO}$	$\ce{Al2O3}$	$\ce{SiO2}$	$\ce{P2O5}$	$\ce{SO3}$	$\ce{Cl2O7}$
最高价氧化物对应的水化物	$\ce{NaOH}$	$\ce{Mg(OH)2}$	$\ce{Al(OH)3}$	$\ce{H2SiO3}$	$\ce{H3PO4}$	$\ce{H2SO4}$	$\ce{HClO4}$
气态氢化物	—	—	—	$\ce{SiH4}$	$\ce{PH3}$	$\ce{H2S}$	$\ce{HCl}$

从左到右，最高正价从 $+1$ 递增到 $+7$，最低负价从 $-4$ 递增到 $-1$。

微观：正化合价是原子失去（或偏移出去）的电子数，最多把最外层电子全部给出；负化合价是原子得到（或偏移过来）的电子数，最多得到使最外层达到 8 个电子的数目。

符号（主族序数记为 $n$）：

$$\text{最高正价} = n, \qquad \text{最低负价} = n - 8, \qquad |\text{最高正价}| + |\text{最低负价}| = 8$$

最高价氧化物写作 $\mathrm{R_2O}_n$（$n$ 为偶数时可约简，如 $\ce{SO3}$），气态氢化物写作 $\mathrm{H}_{8-n}\mathrm{R}$ 或 $\mathrm{RH}_{8-n}$。

使用场景

• 题目给族序数或氢化物、氧化物的化学式，要写另一种化学式或求相对原子质量 → 由化学式定 $n$，再写 $\mathrm{R_2O}_n$、$\mathrm{H}_{8-n}\mathrm{R}$ → 用本节说明的符号部分。
• 题目给几种短周期元素的原子半径和主要化合价，要推出元素 → 最高正价（或最低负价）定族，半径定周期 → 结合 15.4。
• 选择题判断化合价的说法 → 对照 O、F、H 和金属的例外 → 用本节注意点。

注意点

• 例外：F 没有正化合价。原因：F 的电负性最大（15.8），在任何化合物里都是吸引电子的一方。
• 例外：O 一般没有最高正价 $+6$，只在和 F 形成的化合物中显正价，如 $\ce{OF2}$ 中 O 为 $+2$。原因：除 F 外没有元素吸引电子的能力比 O 强。所以 O、F 没有“最高价氧化物对应的水化物”。
• 金属元素在化合物中只显正价，没有负价。
• 例外：H 在 IA 族，通常显 $+1$，在金属氢化物（$\ce{NaH}$、$\ce{CaH2}$）中显 $-1$。H 的 $|\text{最高}| + |\text{最低}| = 2$，不是 8。
• “$|\text{最高正价}| + |\text{最低负价}| = 8$“只适用于 IVA–VIIA 能显负价的非金属（O、F 除外）。
• 非金属常有多种正价：N 有 $-3$、$+1$ 到 $+5$；S 有 $-2$、$+4$、$+6$；Cl 有 $-1$、$+1$、$+3$、$+5$、$+7$。
• 稀有气体通常为 0 价（Xe 能形成 $\ce{XeF2}$ 等化合物，高中不要求）。
• 过渡元素化合价多变，最高正价一般不超过族序数（15.3）。

原理解释

化合价的上下限来自电子结构：最外层有 $n$ 个电子，全部失去（或全部偏移出去）就是 $+n$，再要失去就得动内层的稳定结构，极难，所以最高正价 = $n$；最外层再得 $8 - n$ 个电子就达到 8 电子稳定结构，所以最低负价 = $-(8 - n)$（第 5 章价态规律的依据就是这一条）。

为什么 O、F 例外（关键一步：显正价要求有别的原子比它更能吸引电子。F 吸引电子的能力最强，没有任何原子能从 F 那里拉走电子，所以 F 没有正价；比 O 强的只有 F，所以 O 只在 O–F 化合物中显正价，不可能显 $+6$）。

例题

例 1　（场景：由化学式求元素）短周期元素 R 的气态氢化物为 $\ce{RH3}$，其最高价氧化物中氧的质量分数为 $56.3\%$。求 R 的相对原子质量，指出 R 是什么元素，并写出它的最高价氧化物对应水化物的化学式。

解：

找关系：氢化物 $\ce{RH3}$，最低负价 $-3$，主族序数 $n = 8 - 3 = 5$，最高价氧化物为 $\ce{R2O5}$；O 的质量分数 $= \dfrac{5 \times 16}{2A_\mathrm{r}(\ce{R}) + 5 \times 16}$。

列式：$\dfrac{80}{2A_\mathrm{r}(\ce{R}) + 80} = 0.563$。

计算：$2A_\mathrm{r}(\ce{R}) + 80 = \dfrac{80}{0.563} \approx 142.1$，$A_\mathrm{r}(\ce{R}) \approx 31$，R 是磷，最高价氧化物对应水化物为 $\ce{H3PO4}$。

检验：$\ce{P2O5}$ 中 O 的质量分数 $\dfrac{80}{142} \approx 56.3\%$，对得上；P 在 VA 族，氢化物 $\ce{PH3}$，和题给 $\ce{RH3}$ 一致。

容易卡在：最高价氧化物对应水化物写成 $\ce{HPO3}$。P 的最高价含氧酸按 $\ce{H3PO4}$ 写，Si 的按 $\ce{H2SiO3}$ 写，记住这两个不按”$\ce{HRO_n}$“的样子。

例 2　（场景：由半径和化合价数据推元素）下表是五种短周期元素的原子半径和主要化合价：

元素代号	A	B	C	D	E
原子半径 / nm	0.186	0.143	0.102	0.099	0.074
主要化合价	$+1$	$+3$	$+6$、$-2$	$+7$、$-1$	$-2$

（1）推出五种元素。（2）A、B 的最高价氧化物对应水化物之间能否反应？能反应的写出化学方程式。

解：

（1）判断依据：最高正价（或最低负价）定族，同族里半径大的周期大。

E 只有 $-2$ 价、没有正价，半径最小，是 VIA 族的 O；C 有 $+6$、$-2$，也是 VIA 族，半径比 E 大，是 S；D 有 $+7$、$-1$，是 VIIA 族，F 没有正价，所以是 Cl；A 显 $+1$、半径最大（$0.186\ \mathrm{nm}$，比 S 还大），是第 3 周期的 Na；B 显 $+3$、半径介于 Na 和 S 之间，是 Al。

（2）能。$\ce{NaOH}$ 是强碱，$\ce{Al(OH)3}$ 是两性氢氧化物：

$$\ce{Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]}$$

三查：原子守恒 Al 1、O 4、H 4、Na 1；没有元素化合价变化，不是氧化还原反应；产物可溶，不标沉淀。

容易卡在：D 推成 F。F 没有正价，$+7$ 价只能是 Cl。

例 3　（场景：判断化合价的说法）下列说法正确的是（　）。

A. 第二周期元素的最高正价从 $+1$ 递增到 $+7$ B. 非金属元素的最高正价与最低负价的绝对值之和都等于 8 C. 金属元素在化合物中只显正价 D. 氢元素在化合物中只显 $+1$ 价

解：C。

判断依据：O、F 没有对应族序数的最高正价；H 的正负价之和不是 8；金属氢化物中 H 显 $-1$。

A O、F 例外；B H 是 $+1$、$-1$，O、F 也不符合；D $\ce{NaH}$ 中 H 为 $-1$；C 金属原子在化合物中只能失电子或电子偏离，正确。

常用推论

• 主族元素：最高正价 + 最低负价 $= n + (n - 8) = 2n - 8$。由此可从“两者之和”或“两者绝对值之差”反推族：和为 0 是 IVA，为 2 是 VA，为 4 是 VIA，为 6 是 VIIA（O、F 除外）。
• 由气态氢化物 $\mathrm{H}_{8-n}\mathrm{R}$ 定 $n$，再写最高价氧化物 $\mathrm{R_2O}_n$，反之亦然（见例 1）。
• 原子序数为奇数的主族元素，常见化合价多为奇数（Cl：$-1$、$+1$、$+3$、$+5$、$+7$）；偶数的多为偶数（S：$-2$、$+4$、$+6$）。例外：N 是奇数，却有 $+2$（$\ce{NO}$）、$+4$（$\ce{NO2}$）。

易错点

• 错在哪：推断题里写出“F 的最高价含氧酸 $\ce{HFO4}$“或”O 的最高价为 $+6$“。 为什么错：记忆性错误。F 无正价，O 一般无正价，都没有最高价含氧酸。 正确做法：推出元素是 O 或 F 时，凡是涉及”最高正价”“最高价氧化物对应水化物”的选项直接判错。
• 错在哪：S 的最低负价是 $-2$，就认为 S 最外层有 2 个电子。 为什么错：理解性错误。最低负价的绝对值是“还差几个到 8”，不是最外层电子数。 正确做法：最外层电子数 $= 8 - |\text{最低负价}|$，S 为 $8 - 2 = 6$。
• 错在哪：认为所有元素 $|\text{最高正价}| + |\text{最低负价}| = 8$。 为什么错：理解性错误。这个关系只对 IVA–VIIA 的非金属成立，金属没有负价，H 例外。 正确做法：用之前先确认是不是 IVA–VIIA 的非金属，并排除 O、F。

直观理解

最外层的 $n$ 个电子像手里的 $n$ 张票：全部交出去是 $+n$（最多只能交这么多，再交就要动保险箱里的内层电子）；也可以再收 $8 - n$ 张凑满 8 张，那就是 $-(8 - n)$。票越多（越靠右）越难交出、越容易收满，所以右边的元素有负价，左边的金属只有正价。

关联知识点

• 前置：第 2 章化学用语，化学式与化合价；第 5 章氧化还原反应，价态规律。
• 后续：15.8 电负性，共价化合物中谁显正价、谁显负价由电负性决定。
• 后续：15.9 元素推断，化合价数据和“最高价氧化物对应水化物”是常见条件和陷阱。
• 常一起考：15.4 原子半径（例 2 的表格题型）。

15.6 金属性与非金属性（必修）

说明

宏观：第三周期元素的实验事实（人教版必修第一册第四章第二节）：

• Na 与冷水剧烈反应；Mg 与冷水反应很慢，与沸水反应明显，滴入酚酞变红；Al 与水几乎不反应。Mg、Al 与同浓度盐酸反应，Mg 比 Al 剧烈。
• 碱性：$\ce{NaOH}$ 是强碱，$\ce{Mg(OH)2}$ 是中强碱，$\ce{Al(OH)3}$ 是两性氢氧化物（能溶于 $\ce{NaOH}$ 溶液，$\ce{Mg(OH)2}$ 不能）。
• Si 与 $\ce{H2}$ 在高温下才能化合，$\ce{SiH4}$ 很不稳定；P 与 $\ce{H2}$ 化合困难；S 与 $\ce{H2}$ 加热时化合；$\ce{Cl2}$ 与 $\ce{H2}$ 光照或点燃即化合。
• 酸性：$\ce{H2SiO3}$ 是弱酸，$\ce{H3PO4}$ 是中强酸，$\ce{H2SO4}$ 是强酸，$\ce{HClO4}$ 是已知含氧酸中最强的酸。

结论：从 Na 到 Cl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族的情况第 6 章 6.7（碱金属从上到下金属性增强）和第 7 章 7.7（卤素从上到下非金属性减弱）已经讲过。

微观：金属性指元素的原子失电子的能力，非金属性指元素的原子得电子的能力。同周期从左到右，核电荷数增大、原子半径减小，原子核对最外层电子的吸引增强，失电子变难、得电子变易；同主族从上到下，电子层数增多、原子半径增大，吸引减弱，失电子变易、得电子变难。

符号：

$$\ce{2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ^}, \qquad \ce{Mg + 2H2O} \xlongequal{\Delta} \ce{Mg(OH)2 + H2 ^}$$ $$\ce{Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]}, \qquad \ce{Cl2 + H2S = S v + 2HCl}$$

判断依据：

	金属性强	非金属性强
依据一	单质与水或非氧化性酸反应置换出 $\ce{H2}$ 越容易	单质与 $\ce{H2}$ 化合越容易，气态氢化物越稳定
依据二	最高价氧化物对应水化物的碱性越强	最高价氧化物对应水化物（最高价含氧酸）的酸性越强
依据三	能从盐溶液中置换出另一种金属（K、Ca、Na 除外）	能从化合物中置换出另一种非金属单质
依据四	简单阳离子的氧化性越弱	简单阴离子的还原性越弱

使用场景

• 题目给出元素的位置（或已推出元素），比较金属性、非金属性或它们的外在表现（碱性、酸性、氢化物稳定性、离子的氧化性还原性）→ 按周期律定强弱顺序 → 换成对应的性质，用判据表。
• 题目问某个事实“能否说明”X 的金属性（非金属性）比 Y 强 → 逐条对照四条判据和“不能作判据”的事实 → 用本节注意点。
• 实验题要求设计实验比较金属性或非金属性（学生必做实验“同周期、同主族元素性质的递变”）→ 选一条可操作的判据，控制变量，写出现象和结论 → 用判据一、二、三，按“取……，加入……，若……，则说明……“作答。

注意点

• 金属性看失电子的难易，不看失电子的多少。Al 失 3 个电子、Na 失 1 个，但 Na 的金属性更强。
• 例外：非金属性强不等于单质活泼。N 的非金属性比 P 强，但 $\ce{N2}$ 很稳定、白磷在空气中能自燃。原因：$\ce{N2}$ 分子里是 $\ce{N#N}$ 三键，键能很大，反应先要拆开它（第 11 章）。
• 酸性判据只能用最高价含氧酸：HClO 是弱酸（Cl 为 $+1$），$\ce{H2SO3}$ 不是 S 的最高价含氧酸，都不能用来比较非金属性。
• 例外：气态氢化物水溶液的酸性不能作判据。HF 是弱酸、HCl 是强酸，但 F 的非金属性比 Cl 强（第 7 章 7.7）。要用氢化物的稳定性。
• 例外：高温下的反应不能用来比较酸性强弱。$\ce{Na2CO3 + SiO2} \xlongequal{\text{高温}} \ce{Na2SiO3 + CO2 ^}$ 不说明 $\ce{H2SiO3}$ 比 $\ce{H2CO3}$ 酸性强，原因是高温下 $\ce{CO2}$ 不断逸出，推动反应进行，这不是溶液中的强酸制弱酸。同理，$\ce{SiO2 + 2C} \xlongequal{\text{高温}} \ce{Si + 2CO ^}$ 也不能拿来比较 C 和 Si 的非金属性。
• 阳离子氧化性判据要用常见的低价阳离子比：$\ce{Fe^3+}$ 能氧化 Cu，但 Fe 的金属性比 Cu 强；应比较 $\ce{Fe^2+}$ 和 $\ce{Cu^2+}$，$\ce{Cu^2+}$ 氧化性更强，说明 Cu 金属性更弱。
• K、Ca、Na 投入盐溶液先与水反应，不能用置换盐中金属来比较。
• 金属性和金属活动性顺序大体一致，但活动性顺序是按溶液中的反应排的；例如 Li 在溶液中失电子的倾向（电极电势）比 Na 还大，与水反应却比 Na 慢（第 6 章 6.7）。

原理解释

递变从哪来（关键一步：同周期电子层数相同，核电荷数增大让原子半径减小，这两个变化方向一致，都使原子核对最外层电子的吸引增强，所以失电子越来越难、得电子越来越容易；同主族电子层数增多带来的半径增大超过了核电荷增大的影响，吸引减弱）。

四条判据为什么成立：

• 依据一：金属与水或酸反应，就是金属原子把电子交给 $\ce{H+}$，越容易交出电子反应越容易；非金属与 $\ce{H2}$ 化合，是非金属原子夺取电子（或吸引共用电子），越容易得电子化合越容易，生成的氢化物也越稳定。
• 依据二：最高价氧化物的水化物可以写成 $\ce{R-O-H}$。R 失电子能力越强，R–O 之间越接近离子键，断开 R–O 放出 $\ce{OH-}$，碱性越强；R 得电子能力越强（价态高、半径小），越把 O 上的电子拉向自己，O–H 键越易断开放出 $\ce{H+}$，酸性越强。这是实验总结出的规律，定量判断要用大学无机化学的离子势和电负性。
• 依据三：置换反应是两种元素争夺电子，强的夺走弱的。
• 依据四：得电子能力强的原子，得到电子后变成的阴离子不容易再把电子交出去（还原性弱）；阳离子同理。

例题

例 1　（场景：由位置比较性质）已知硒（Se）位于第 4 周期 VIA 族。下列比较正确的是（　）。

A. 酸性：$\ce{H2SeO4} > \ce{H2SO4}$ B. 稳定性：$\ce{H2Se} > \ce{HBr}$ C. 还原性：$\ce{Se^2-} > \ce{S^2-}$ D. 原子半径：Se < S

解：C。

判断依据：Se 与 S 同主族，在 S 的下方，非金属性 Se < S；Se 与 Br 同周期，在 Br 的左边，非金属性 Se < Br。

A 非金属性 Se < S，最高价含氧酸酸性 $\ce{H2SeO4} < \ce{H2SO4}$；B 非金属性 Se < Br，氢化物稳定性 $\ce{H2Se} < \ce{HBr}$；D Se 多一个电子层，半径更大；C 非金属性越弱，简单阴离子还原性越强，$\ce{Se^2-} > \ce{S^2-}$，正确（依据四）。

例 2　（场景：判断能否作判据）下列事实中，能说明氯的非金属性比硫强的是（　）。

① $\ce{HCl}$ 比 $\ce{H2S}$ 稳定 ② $\ce{HClO}$ 的氧化性比 $\ce{H2SO4}$ 强 ③ $\ce{HClO4}$ 的酸性比 $\ce{H2SO4}$ 强 ④ $\ce{Cl2}$ 能与 $\ce{H2S}$ 反应生成 S ⑤ 盐酸的酸性比氢硫酸强 ⑥ 与 Fe 反应时，$\ce{Cl2}$ 生成 $\ce{FeCl3}$，S 生成 FeS

A. ①②③　B. ①③④⑥　C. ③④⑤　D. 全部

解：B。

判断依据：四条判据加“同一还原剂被氧化到的价态越高，氧化剂得电子能力越强”。

① 氢化物稳定性，依据一，能；② HClO 不是最高价含氧酸，而且比的是氧化性不是酸性，不能；③ 最高价含氧酸酸性，依据二，能；④ $\ce{Cl2 + H2S = S v + 2HCl}$，非金属间置换，依据三，能；⑤ 氢化物水溶液的酸性，不能；⑥ $\ce{2Fe + 3Cl2} \xlongequal{\text{点燃}} \ce{2FeCl3}$、$\ce{Fe + S} \xlongequal{\Delta} \ce{FeS}$，同样的 Fe 被 $\ce{Cl2}$ 氧化到 $+3$ 价、被 S 只氧化到 $+2$ 价，说明 Cl 得电子能力更强，能（第 10 章 10.2 用过同样的论证）。

容易卡在：⑤ 和 ③ 混。两个都是“酸性”，⑤ 是无氧酸，③ 是最高价含氧酸，只有 ③ 算判据。

例 3　（场景：设计实验比较非金属性）某同学用下图装置比较 C、Si 的非金属性强弱。

（1）B 中饱和 $\ce{NaHCO3}$ 溶液的作用是什么？ （2）C 中的现象是什么？写出 C 中反应的化学方程式（$\ce{CO2}$ 少量）。 （3）由此得出什么结论？ （4）有同学说：“A 中盐酸能制出 $\ce{CO2}$，说明 Cl 的非金属性比 C 强。“这个说法对吗？

解：

（1）操作 → 目的：盐酸易挥发，生成的 $\ce{CO2}$ 中混有 HCl；HCl 进入 C 也能和 $\ce{Na2SiO3}$ 反应生成硅酸沉淀，干扰结论。B 的作用是除去 $\ce{CO2}$ 中的 HCl：$\ce{NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2 ^}$，饱和 $\ce{NaHCO3}$ 溶液又不吸收 $\ce{CO2}$。

（2）现象 → 原因：C 中产生白色胶状沉淀。$\ce{Na2SiO3 + CO2 + H2O = H2SiO3 v + Na2CO3}$（$\ce{CO2}$ 过量时生成 $\ce{NaHCO3}$）。

（3）结论：碳酸能制出硅酸，酸性 $\ce{H2CO3} > \ce{H2SiO3}$。两者分别是 C、Si 的最高价含氧酸，所以非金属性 C > Si（依据二）。答题句式：“C 中出现白色胶状沉淀，说明酸性 $\ce{H2CO3} > \ce{H2SiO3}$，故非金属性 C > Si。”

（4）不对。HCl 是无氧酸，不是 Cl 的最高价含氧酸，“盐酸制碳酸”只说明盐酸酸性比碳酸强，不能比较 Cl 和 C 的非金属性。要比较应改用 $\ce{HClO4}$。

A 中的反应：$\ce{CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 ^}$。

三查：三个方程式原子守恒（C 中 Na 2、Si 1、C 1、O 6、H 2）；都不是氧化还原反应；气体、沉淀符号已标。

容易卡在：（1）答成“干燥 $\ce{CO2}$”。后面通入的是溶液，不需要干燥，要除的是 HCl。

例 4　（场景：设计实验比较金属性）现有 $\ce{MgCl2}$ 溶液、$\ce{AlCl3}$ 溶液、$\ce{NaOH}$ 溶液，设计实验比较 Mg、Al 的金属性强弱，写出操作、现象和结论。

解：

操作 → 目的：比较两者最高价氧化物对应水化物的碱性（依据二）。取少量 $\ce{MgCl2}$ 溶液和 $\ce{AlCl3}$ 溶液分别于两支试管中，逐滴加入 $\ce{NaOH}$ 溶液至过量。

现象：两支试管中都先产生白色沉淀；继续滴加，盛 $\ce{AlCl3}$ 溶液的试管中沉淀溶解，盛 $\ce{MgCl2}$ 溶液的试管中沉淀不溶解。

原因：

$$\ce{MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2 v + 2NaCl}, \qquad \ce{AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 v + 3NaCl}$$ $$\ce{Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]}$$

结论：$\ce{Al(OH)3}$ 能溶于强碱，是两性氢氧化物，$\ce{Mg(OH)2}$ 不溶，碱性 $\ce{Mg(OH)2} > \ce{Al(OH)3}$，所以金属性 Mg > Al。

三查：各式原子守恒；无化合价变化；沉淀符号已标。

常用推论

• 第三周期：碱性 $\ce{NaOH} > \ce{Mg(OH)2} > \ce{Al(OH)3}$；酸性 $\ce{HClO4} > \ce{H2SO4} > \ce{H3PO4} > \ce{H2SiO3}$；氢化物稳定性 $\ce{HCl} > \ce{H2S} > \ce{PH3} > \ce{SiH4}$。由本节说明的实验事实和判据得出。
• 非金属性最强的元素是 F；短周期金属性最强的是 Na；周期表中金属性最强的稳定元素是 Cs。由周期律的方向（左下金属性最强、右上非金属性最强）得出。
• 金属与非金属分界线附近的元素（B、Si、Ge、As、Sb、Te）既有一定的金属性又有一定的非金属性，常用作半导体材料；Al、Be 的氢氧化物有两性。
• 溶液中“强酸制弱酸”可以比较最高价含氧酸的酸性，进而比较非金属性（如例 3），前提是参与比较的两种酸都是最高价含氧酸。

易错点

• 错在哪：“HCl 的酸性比 $\ce{H2S}$ 强，所以 Cl 的非金属性比 S 强。” 为什么错：理解性错误。氢化物水溶液的酸性不是判据，HF 就是反例。结论碰巧对，理由不对，答题会扣分。 正确做法：用氢化物的稳定性（HCl 比 $\ce{H2S}$ 稳定）或最高价含氧酸的酸性（$\ce{HClO4} > \ce{H2SO4}$）。
• 错在哪：“Al 能失去 3 个电子，Na 只失去 1 个，所以 Al 的金属性强。” 为什么错：理解性错误。金属性比的是失电子的难易，不是数目。 正确做法：用与水或酸反应的剧烈程度、最高价氧化物对应水化物的碱性比较：Na > Al。
• 错在哪：“HClO 的酸性比 $\ce{H2CO3}$ 弱，所以 C 的非金属性比 Cl 强。” 为什么错：理解性错误。HClO 中 Cl 是 $+1$ 价，不是最高价含氧酸。 正确做法：只比最高价含氧酸，$\ce{HClO4}$ 是最强的含氧酸，Cl > C。
• 错在哪：“$\ce{N2}$ 很不活泼，所以 N 的非金属性弱。” 为什么错：理解性错误。非金属性是原子的性质，单质的活泼程度还和分子结构有关，$\ce{N2}$ 是三键。 正确做法：用 $\ce{HNO3}$ 是强酸、$\ce{NH3}$ 比 $\ce{PH3}$ 稳定来判断：N > P。

直观理解

看上面的主族图：金属性向左下增强，非金属性向右上增强（不算 0 族），分界线附近的元素两样都有一点。一句话：左下金属强，右上非金属强。判据只记四个字一组：金属“水酸、碱、置换、阳离子”，非金属“氢气、含氧酸、置换、阴离子”，并且酸一定要是最高价含氧酸。

关联知识点

• 前置：15.4 原子半径，递变的原因；第 6 章 6.7 碱金属的递变、第 7 章 7.7 卤素的递变。
• 后续：第 17 章分子结构与性质，无机含氧酸酸性强弱的结构解释（非羟基氧数目）。
• 后续：第 25 章弱电解质，用电离常数 $K_a$ 定量比较酸的强弱。
• 后续：第 42 章学生必做实验“同周期、同主族元素性质的递变”，例 3、例 4 就是这个实验的设问方式。
• 常一起考：15.9 元素推断；第 9 章金属的活动性。

15.7 电离能（选必二）

说明

宏观：钠只形成 $\ce{Na+}$，从不形成 $\ce{Na^2+}$；镁形成 $\ce{Mg^2+}$；铝形成 $\ce{Al^3+}$。电离能的数据能定量说明这些事实。

微观：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，符号 $I_1$，单位 $\mathrm{kJ/mol}$。+1 价气态离子再失去一个电子所需的能量叫第二电离能 $I_2$，依此类推（逐级电离能）。$I_1$ 越小，原子越容易失去电子。

符号：

$$\ce{Na(g) = Na+(g) + e-} \qquad I_1 = 496\ \mathrm{kJ/mol}$$

变化规律：同周期从左到右总体增大（碱金属最小，稀有气体最大）；同主族从上到下逐渐减小。

Na、Mg、Al 的逐级电离能（$\mathrm{kJ/mol}$，NIST 数据取整）：

元素	$I_1$	$I_2$	$I_3$	$I_4$
Na	496	4562	6910	9543
Mg	738	1451	7733	10543
Al	578	1817	2745	11577

Na 在 $I_1$ 之后突然增大近 10 倍，Mg 在 $I_2$ 之后、Al 在 $I_3$ 之后突然增大，对应它们分别显 $+1$、$+2$、$+3$ 价。

使用场景

• 题目要求比较几种元素的第一电离能 → 先按“同周期增大、同主族减小”排，再检查 IIA 与 IIIA、VA 与 VIA 相邻的例外 → 用本节注意点和常用推论。
• 题目给出逐级电离能的数据或图像，问最外层电子数、化合价或是哪种元素 → 找 $I_{n+1}$ 比 $I_n$ 突然增大好几倍的位置 → 最外层有 $n$ 个电子。
• 题目要求用电离能解释现象（为什么 $I_1(\ce{Mg}) > I_1(\ce{Al})$、为什么 Cu 的 $I_2$ 比 Zn 大、为什么 Na 只显 $+1$ 价）→ 写出相关原子或离子的价电子排布，从能级的能量高低、全满或半满的稳定性作答 → 用原理解释，按”……的价电子排布为……，……，所以……“作答。

注意点

• 例外：$I_1(\ce{Be}) > I_1(\ce{B})$、$I_1(\ce{Mg}) > I_1(\ce{Al})$。原因：B、Al 失去的是 $n\mathrm{p^1}$ 电子，$n\mathrm{p}$ 能级的能量比 $n\mathrm{s}$ 高，较易失去；Be、Mg 的 $n\mathrm{s^2}$ 全充满，较稳定。
• 例外：$I_1(\ce{N}) > I_1(\ce{O})$、$I_1(\ce{P}) > I_1(\ce{S})$。原因：N、P 的 $n\mathrm{p^3}$ 半充满，较稳定；O、S 的 $n\mathrm{p^4}$ 中有一个轨道里有两个电子，互相排斥，失去其中一个较容易。
• 第 4 周期同样有 $I_1(\ce{Zn}) > I_1(\ce{Ga})$、$I_1(\ce{As}) > I_1(\ce{Se})$。
• 第一电离能和金属性不完全一致：$I_1(\ce{Mg}) > I_1(\ce{Al})$，但金属性 Mg > Al。原因：电离能说的是孤立的气态原子失去一个电子，金属性体现在溶液中的反应里，还和失去几个电子、离子与水的作用有关。比较第一电离能用本节的规律，比较金属性用 15.6 的判据。
• 逐级电离能总是逐个增大（$I_1 < I_2 < I_3 < \cdots$），因为离子带的正电荷越来越多；判断电子层看的是“突然增大好几倍”，不是“增大”。
• 所有元素中 He 的第一电离能最大；稀有气体在各自周期中最大。
• 定义里的“气态”“基态”“最低能量”缺一不可。

原理解释

主要趋势：第一电离能取决于原子核对最外层电子的吸引，和原子半径的道理一样（15.4）：同周期核电荷增大、半径减小，吸引增强，$I_1$ 增大；同主族半径增大，吸引减弱，$I_1$ 减小。

例外的原因（关键一步：电离能比的是“被拿走的那一个电子”有多难拿走，不只看核电荷，还要看这个电子在哪个能级、所处的环境。B 被拿走的是能量较高的 $\mathrm{2p}$ 电子，所以比拿走 Be 的 $\mathrm{2s}$ 电子容易；O 被拿走的那个 $\mathrm{2p}$ 电子和另一个电子挤在同一轨道里，受到额外排斥，所以比拿走 N 的半充满 $\mathrm{2p^3}$ 中的电子容易）。半充满、全充满较稳定是洪特规则的特例（第 14 章），严格解释要用到大学结构化学的交换能和电子相关。

逐级电离能为什么会突跃：价电子失去完后，再失去的电子来自内层。内层电子离核近、被屏蔽少，受到的吸引强得多，所以电离能突然增大好几倍。

例题

例 1　（场景：比较第一电离能）将下列各组元素按第一电离能从大到小排列：（1）C、N、O、F；（2）Na、Mg、Al、Si。

解：（1）$\mathrm{F} > \mathrm{N} > \mathrm{O} > \mathrm{C}$；（2）$\mathrm{Si} > \mathrm{Mg} > \mathrm{Al} > \mathrm{Na}$。

判断依据：同周期总体增大，VA > VIA、IIA > IIIA 是例外。

（1）按总体趋势应为 F > O > N > C，N 的 $\mathrm{2p^3}$ 半充满，$I_1(\ce{N}) > I_1(\ce{O})$，所以 F > N > O > C（数据：1681、1402、1314、1086）。（2）按趋势 Si > Al > Mg > Na，Mg 的 $\mathrm{3s^2}$ 全充满，$I_1(\ce{Mg}) > I_1(\ce{Al})$，所以 Si > Mg > Al > Na（数据：787、738、578、496）。

容易卡在：（1）按“从左到右增大”写成 F > O > N > C。见到相邻的 N、O 或 Mg、Al，先想例外。

另一种解法：直接套第 2、3 周期第一电离能的顺序 IA < IIIA < IIA < IVA < VIA < VA < VIIA < 0（本节常用推论），把元素按族号对号入座：（1）C（IVA）< O（VIA）< N（VA）< F（VIIA）；（2）Na（IA）< Al（IIIA）< Mg（IIA）< Si（IVA）。同一周期内的比较用这个顺序最快；跨周期的比较（如 N 和 S）要回到“同主族减小”一步步推。

例 2　（场景：读逐级电离能图）短周期元素 X 的前五级电离能如下图。

（1）X 原子最外层有几个电子？X 的常见化合价是多少？ （2）另一种短周期元素 Y 的前四级电离能为 738、1451、7733、10543 $\mathrm{kJ/mol}$，Y 与 X 同周期。推出 X、Y，并比较它们的第一电离能和金属性。

解：

判断依据：$I_{n+1}$ 比 $I_n$ 突然增大好几倍，说明前 $n$ 个电子是最外层电子。

读图三步：横轴是电离的级数 $n$，纵轴是电离能；特殊点是 $I_3$ 到 $I_4$ 的跳跃（$\dfrac{11577}{2745} \approx 4.2$），而 $I_1$ 到 $I_2$、$I_2$ 到 $I_3$ 只增大约 1.5–3 倍；趋势说明前 3 个电子在同一层，第 4 个来自内层。

（1）最外层 3 个电子，常见化合价 $+3$，在 IIIA 族。

（2）Y 的突跃在 $I_2$ 到 $I_3$（$\dfrac{7733}{1451} \approx 5.3$），最外层 2 个电子，IIA 族。短周期 IIIA 族有 B、Al，IIA 族有 Be、Mg；X 的 $I_1 = 578$ 比 B（801）小得多，与 Al 相符，Y 与 X 同周期，是 Mg。第一电离能 $I_1(\ce{Mg}) = 738 > I_1(\ce{Al}) = 578$（$\mathrm{3s^2}$ 全满，例外）；金属性 Mg > Al（15.6）。两者在这里方向一致，但原因不同：前者是能级的稳定性，后者是失电子的总体难易。

容易卡在：看到 $I_2$ 比 $I_1$ 大了 3 倍就以为最外层只有 1 个电子。逐级电离能本来就逐个增大，要找的是倍数明显最大的那一处。

例 3　（场景：用电离能解释现象）（1）解释 $I_1(\ce{Mg}) > I_1(\ce{Al})$ 的原因。（2）Cu 的第二电离能（$1958\ \mathrm{kJ/mol}$）大于 Zn 的第二电离能（$1733\ \mathrm{kJ/mol}$），解释原因。

解：

判断依据：比较被失去的那个电子所在能级的能量和稳定性。

（1）答题句式：“Mg 的价电子排布为 $\mathrm{3s^2}$，3s 能级全充满，较稳定；Al 的价电子排布为 $\mathrm{3s^23p^1}$，失去的是能量较高的 3p 电子，较易失去，所以 $I_1(\ce{Mg}) > I_1(\ce{Al})$。”

（2）答题句式：“Cu 失去一个电子后形成的 $\ce{Cu+}$ 价电子排布为 $\mathrm{3d^{10}}$，3d 全充满，较稳定，再失去一个电子较难；Zn 失去一个电子后形成的 $\ce{Zn+}$ 价电子排布为 $\mathrm{3d^{10}4s^1}$，再失去的是 4s 电子，较易，所以 Cu 的第二电离能大于 Zn。”

容易卡在：（2）比成了 Cu 原子和 Zn 原子的排布。第二电离能是 $+1$ 价离子再失去一个电子，要写 $\ce{Cu+}$、$\ce{Zn+}$ 的排布。

常用推论

• 第 2、3 周期第一电离能的顺序：IA < IIIA < IIA < IVA < VIA < VA < VIIA < 0。由“同周期总体增大”加上 IIA > IIIA、VA > VIA 两个例外得出，可用第 2 周期数据验证：Li 520 < B 801 < Be 900 < C 1086 < O 1314 < N 1402 < F 1681 < Ne 2081。
• 逐级电离能在 $I_n$ 和 $I_{n+1}$ 之间突跃，主族元素最外层就有 $n$ 个电子，最高正价为 $+n$（见原理解释）。
• 一般 $I_1$ 越小，元素的金属性越强；但相邻的 IIA 和 IIIA 族方向相反（Mg 与 Al），不能用 $I_1$ 代替金属性判据。

易错点

• 错在哪：按“同周期从左到右增大”写成 $I_1(\ce{O}) > I_1(\ce{N})$。 为什么错：记忆性错误。N 的 $\mathrm{2p^3}$ 半充满是例外。 正确做法：同周期比较时检查有没有相邻的 IIA–IIIA 或 VA–VIA，有就反过来。
• 错在哪：$I_1(\ce{Mg}) > I_1(\ce{Al})$，就说 Al 的金属性比 Mg 强。 为什么错：理解性错误。第一电离能和金属性是两个概念，金属性要用 15.6 的判据。 正确做法：金属性 Mg > Al（碱性 $\ce{Mg(OH)2} > \ce{Al(OH)3}$）；第一电离能 Mg > Al 是能级稳定性造成的。
• 错在哪：认为 $I_2 > I_1$ 说明第二个电子在内层。 为什么错：理解性错误。同一层的电子逐个失去，电离能也逐个增大，因为离子正电荷越来越多。 正确做法：只有比前一级大好几倍的突跃才说明进入了内层。

直观理解

第一电离能的折线像一排锯齿：每个周期一段上坡，碱金属在谷底，稀有气体在山顶；坡上有两个小台阶往下（IIIA 和 VIA 处），那就是例外。逐级电离能像剥洋葱：外层的皮一层层剥，越剥越费劲，剥到内层时突然硬了好几倍，剥了几层外皮，最外层就有几个电子。

关联知识点

• 前置：第 14 章原子结构，能级的能量高低和洪特规则的特例；15.4 原子半径。
• 后续：第 16 章化学键，第一电离能小的活泼金属和电负性大的活泼非金属之间形成离子键。
• 回看：第 6 章钠只显 $+1$ 价，原因是 $I_2$ 比 $I_1$ 大近 10 倍。
• 常一起考：15.8 电负性；15.9 元素推断（选项常比较第一电离能）。

15.8 电负性（选必二）

说明

宏观：HCl 里 H 和 Cl 共用一对电子，这对电子偏向 Cl；NaCl 里 Cl 干脆把 Na 的电子夺了过去。不同原子吸引电子的能力不同，电负性就是给这种能力打分。

微观：电负性是元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。1932 年鲍林提出这一概念，以 F 的电负性为 4.0 作为相对标准，得出各元素的电负性，没有单位。电负性越大，原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

变化规律：同周期从左到右逐渐增大；同主族从上到下逐渐减小。金属的电负性一般小于 1.8，非金属一般大于 1.8，位于分界线附近的类金属在 1.8 左右。F 最大（4.0），Cs 很小（0.7）。

应用：

• 判断金属性、非金属性：电负性越小，金属性越强；越大，非金属性越强。
• 判断化合物中元素化合价的正负：电负性大的显负价，小的显正价。如 $\ce{CH4}$ 中 C（2.5）比 H（2.1）大，C 为 $-4$；$\ce{SiH4}$ 中 Si（1.8）比 H 小，H 为 $-1$、Si 为 $+4$。
• 判断化学键类型：两原子电负性差 $\Delta\chi > 1.7$ 一般形成离子键，$< 1.7$ 一般形成共价键（经验界线）。
• 判断共价键的极性：$\Delta\chi$ 越大，键的极性越强。
• 对角线规则：周期表中 Li 与 Mg、Be 与 Al、B 与 Si 处于左上到右下的对角线位置，电负性接近，性质相似。

使用场景

• 题目要求比较电负性，或判断某元素是金属还是非金属 → 按“同周期增大、同主族减小”排，必要时用 1.8 作界线 → 用本节说明。
• 题目问共价化合物中元素的化合价、化学键类型或极性，或要推测某种共价化合物与水反应的产物 → 比较两种原子的电负性，大的显负价；看 $\Delta\chi$ 定键型 → 用说明里的应用和本节常用推论（水解规律）。
• 题目给出 Be、Li、B 的陌生化合物，问它的性质 → 用对角线规则类比 Al、Mg、Si 的已知性质 → 题给信息优先，类比结论作补充。

注意点

• 例外：$\Delta\chi = 1.7$ 只是经验界线。HF 的 $\Delta\chi = 1.9$，却是共价化合物；NaH 的 $\Delta\chi = 1.2$，却是离子化合物（由 $\ce{Na+}$ 和 $\ce{H-}$ 构成）。判断键型以物质实际的结构和性质为准。
• 电负性是相对值，没有单位；不同标度（鲍林、阿莱等）数值不同，高中用鲍林标度。
• 稀有气体一般不讨论电负性。
• 例外：N 和 Cl 的电负性非常接近（鲍林值取一位小数都是 3.0），$\ce{NCl3}$ 中按其水解产物 N 显 $-3$ 价、Cl 显 $+1$ 价：$\ce{NCl3 + 3H2O = NH3 + 3HClO}$。
• 电负性顺序和第一电离能顺序不完全相同：电负性 O > N，但第一电离能 N > O。电负性也不代表单质的活泼性（N 的电负性大，$\ce{N2}$ 却很稳定）。
• 电负性小于 1.8 的不一定是金属，大于 1.8 的不一定是非金属（如 Sb 为 1.9，是金属一侧的元素），1.8 只是大致界线。

原理解释

电负性的递变：电负性和非金属性同源。原子半径越小、核电荷越大，原子核对成键电子的吸引越强，电负性越大，所以同周期从左到右增大、同主族从上到下减小（15.4、15.6）。

鲍林怎样得出电负性（关键一步：两种不同原子成键时，共用电子对偏向吸引电子能力强的一方，键带上一部分离子性的吸引，因此 A–B 的键能比 A–A 和 B–B 键能的平均值大；两原子吸引电子的能力差得越多，多出来的键能越大。鲍林用这部分“多出来的键能”反推出两原子的电负性差，再定 F 为 4.0，就得到整张表）。严格的定义和不同标度的比较属于大学结构化学的内容。

对角线规则的原因：向右一格电负性增大，向下一格电负性减小，沿对角线走一格，两个变化大致抵消，所以电负性接近，离子的电荷与半径之比也接近，性质相似。

例题

例 1　（场景：比较电负性）下列各组元素按电负性由大到小排列正确的是（　）。

A. F > N > O　B. O > Cl > F　C. As > P > N　D. Cl > S > As

解：D。

判断依据：同周期从左到右增大，同主族从上到下减小，F 最大。

A 同周期 O > N，应为 F > O > N；B F 最大；C 同主族从上到下减小，应为 N > P > As；D Cl（3.0）> S（2.5）> As（2.0），正确。

例 2　（场景：判断化合价、键型和水解产物）（1）$\ce{SiH4}$ 中 H 的化合价是多少？（2）ICl 是一种卤素互化物，写出它与水反应的化学方程式。（3）判断 $\ce{AlCl3}$、$\ce{MgO}$ 中化学键的类型（电负性：Al 1.5，Mg 1.2，Cl 3.0，O 3.5）。

解：

判断依据：电负性大的显负价；共价化合物与水反应时，显正价的部分结合水中的 $\ce{OH-}$，显负价的部分结合 $\ce{H+}$；$\Delta\chi$ 与 1.7 比较定键型。

（1）Si 1.8 < H 2.1，H 显 $-1$ 价，Si 显 $+4$ 价。

（2）I（2.5）< Cl（3.0），ICl 中 I 显 $+1$、Cl 显 $-1$。$+1$ 价的 I 结合 $\ce{OH-}$ 生成 HIO，$-1$ 价的 Cl 结合 $\ce{H+}$ 生成 HCl：

$$\ce{ICl + H2O = HCl + HIO}$$

（3）$\ce{AlCl3}$：$\Delta\chi = 3.0 - 1.5 = 1.5 < 1.7$，共价键（$\ce{AlCl3}$ 是共价化合物，熔融时不导电，第 16 章）；$\ce{MgO}$：$\Delta\chi = 3.5 - 1.2 = 2.3 > 1.7$，离子键。

三查：原子守恒 I 1、Cl 1、H 2、O 1；I 反应前后都是 $+1$，Cl 都是 $-1$，不是氧化还原反应。

容易卡在：（2）写成 $\ce{HI + HClO}$。没有先比电负性，把正负价弄反了。

例 3　（场景：用对角线规则推陌生物质的性质）铍是航空航天和核工业的重要材料。已知：铍与铝在周期表中处于对角线位置，$\ce{BeCl2}$ 在熔融状态下几乎不导电。

（1）$\ce{Be(OH)2}$ 能否溶于 $\ce{NaOH}$ 溶液？能的写出化学方程式。 （2）$\ce{BeCl2}$ 是离子化合物还是共价化合物？ （3）锂与镁也处于对角线位置，推测 $\ce{Li2CO3}$ 受热时的变化。

解：

判断依据：对角线规则，Be 类比 Al，Li 类比 Mg；题给事实优先。

（1）能。这一步用的是题给信息：Be 与 Al 处于对角线位置；这一步用的是课本知识：$\ce{Al(OH)3}$ 是两性氢氧化物，能溶于强碱（第 9 章）。类比得 $\ce{Be(OH)2}$ 也有两性：

$$\ce{Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]}$$

（2）共价化合物。题给信息：熔融状态几乎不导电，说明熔融时没有自由移动的离子；课本知识：离子化合物熔融时能导电（第 16 章）。这也和 $\ce{AlCl3}$ 是共价化合物相似（Be 1.5、Cl 3.0，$\Delta\chi = 1.5 < 1.7$）。

（3）课本知识：$\ce{MgCO3}$ 受热分解成 $\ce{MgO}$ 和 $\ce{CO2}$，而 $\ce{Na2CO3}$ 受热不分解。类比 Mg，$\ce{Li2CO3}$ 在高温下能分解：

$$\ce{Li2CO3} \xlongequal{\text{高温}} \ce{Li2O + CO2 ^}$$

这一点和其他碱金属碳酸盐不同（第 6 章 6.7 的对角线规则）。

三查：（1）Be 1、O 4、H 4、Na 2；（3）Li 2、C 1、O 3；都不是氧化还原反应；气体符号已标。

常用推论

• 常用电负性顺序：F > O > N ≈ Cl > Br > C ≈ S ≈ I > H ≈ P > Si。由鲍林值（4.0、3.5、3.0、3.0、2.8、2.5、2.5、2.5、2.1、2.1、1.8）排出。
• 共价化合物与水反应（水解）的规律：电负性小、显正价的原子结合 $\ce{OH-}$，电负性大、显负价的原子结合 $\ce{H+}$，各元素化合价不变。如 $\ce{NCl3}$ 得 $\ce{NH3}$ 和 HClO，ICl 得 HCl 和 HIO。（教材没有，考试常用；条件是反应中没有元素化合价变化，依据是正电部分被水中带负电的 O 进攻，负电部分与 H 结合。）
• 与同一原子结合时，$\Delta\chi$ 越大键的极性越强：H–F > H–O > H–N > H–C。

易错点

• 错在哪：认为 $\Delta\chi > 1.7$ 一定形成离子键，所以 HF 是离子化合物。 为什么错：理解性错误。1.7 是经验界线，HF 是共价化合物，NaH 反而是离子化合物。 正确做法：$\Delta\chi$ 只作初步判断，熟悉的物质以实际性质为准（熔融是否导电）。
• 错在哪：把第一电离能的顺序 N > O 套到电负性上。 为什么错：记忆性错误。电负性没有 VA > VIA 的例外，O > N。 正确做法：电负性同周期严格从左到右增大；例外只出现在第一电离能里。
• 错在哪：ICl 与水反应写成 $\ce{HI}$ 和 HClO。 为什么错：理解性错误。没有先比电负性，Cl 电负性大显 $-1$，应结合 $\ce{H+}$ 生成 HCl。 正确做法：先定正负价，再按“正价配 $\ce{OH-}$、负价配 $\ce{H+}$“写产物。

直观理解

成键的两个原子像在拔河，绳子中间系着共用电子对，电负性就是每个原子的力气：力气差不多，电子对在中间附近（非极性或弱极性共价键）；力气差得多，电子对被拉向一边（极性共价键）；差得非常多，电子对被整个拉走（离子键）。

关联知识点

• 前置：15.6 金属性与非金属性；15.7 电离能。
• 后续：第 16 章化学键，用电负性判断离子键、共价键和键的极性。
• 后续：第 17 章分子结构与性质，N、O、F 电负性大，能形成氢键；分子极性的判断。
• 回看：第 5 章氧化还原反应，共价化合物里的化合价按电负性约定。
• 常一起考：15.9 元素推断，选项常比较电负性。

15.9 位置、结构、性质的关系与元素推断（必修 + 选必二）

说明

宏观：考试里元素推断题给的是线索（结构片段、相对位置、某种化合物的性质），要先推出元素，再用周期律比较性质。元素周期表本身也是这样用的：在分界线附近找半导体材料（Si、Ge），在过渡元素中找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料，在周期表右上方（F、Cl、S、P 附近）研制农药；门捷列夫根据位置预言了“类硅”的性质，后来发现的锗与预言相符。

微观：原子结构决定位置（电子层数 = 周期序数，最外层电子数或价电子排布决定族和区），也决定性质（最外层电子多少、原子半径大小决定得失电子的难易）；位置又反映性质（同周期、同主族的递变）。

符号（推断的突破口）：

类别	特征	元素
原子结构	原子核内没有中子；原子半径最小	H
	最外层电子数是次外层的 2 倍	C
	最外层电子数是次外层的 3 倍	O
	最外层电子数等于电子层数	H、Be、Al
	最外层电子数是电子层数的 2 倍	He、C、S
	次外层电子数是最外层的 2 倍	Li、Si
成键数（结构式中）	形成 1 个共价键	H、F、Cl
	形成 2 个共价键	O、S
	形成 3 个共价键	N、P、B
	形成 4 个共价键	C、Si（带一个负电荷的 B 也是 4 个）
	形成 6 个共价键	S（与 O、F 成键）
性质	地壳中含量最多的元素；含量最多的金属元素	O；Al
	单质是密度最小的气体	H
	形成化合物种类最多；单质（金刚石）硬度最大	C
	气态氢化物与最高价含氧酸反应生成盐	N（$\ce{NH3 + HNO3 = NH4NO3}$）
	最高价氧化物对应水化物有两性	Al（短周期还有 Be）
	短周期主族元素中原子半径最大；焰色为黄色	Na
	单质是常用的半导体材料	Si
	氢化物的水溶液能刻蚀玻璃	F
	单质是淡黄色固体；黄绿色气体	S；Cl
数据	原子半径和主要化合价（15.5 例 2）；逐级电离能的突跃（15.7 例 2）	—

使用场景

• 题目给周期表片段和一个定量条件 → 先由条件锁定一个元素，再按相对位置推出其他元素 → 比较性质；只问递变时可以按位置直接比较（本节常用推论）。
• 题目给几种元素的原子结构特征和性质描述（“原子序数依次增大的短周期主族元素”）→ 逐条对照突破口表锁定元素 → 再用 15.4–15.8 比较。
• 题目给陌生化合物的结构式，元素用 W、X、Y、Z 表示 → 数每种原子形成的共价键数，结合“原子序数依次增大”“同主族”等条件定元素，注意带电荷原子的成键数会变 → 用本节突破口表和原理解释。

注意点

• 读清限定词：“短周期”“主族”“原子序数依次增大”“简单离子”“最高价”，每一个都会排除一些可能。
• O、F 没有最高价含氧酸（15.5）。推出某元素是 O 或 F 时，凡是说它“最高价氧化物对应水化物”如何的选项都错。
• H 的特殊性：在 IA 族但是非金属，可以显 $-1$ 价，原子半径最小。
• 结构式中带电荷的原子成键数会变：$\ce{NH4+}$ 中带正电荷的 N 形成 4 个键，带负电荷的 N 形成 2 个键，带负电荷的 O 形成 1 个键，带负电荷的 B 形成 4 个键。原因见原理解释。
• 成键数不等于化合价：$\ce{H2O2}$ 中 O 形成 2 个键，化合价却是 $-1$。
• 比较原子半径时不算稀有气体；“原子半径”和“离子半径”是两件事。

原理解释

结构 → 位置：按构造原理排出核外电子，电子层数就是周期，最外层电子数（主族）或价电子数（副族）就是族，最后填入的能级就是区（15.2、15.3）。结构 → 性质：最外层电子少、半径大的容易失电子（金属性），最外层电子多、半径小的容易得电子（非金属性），15.4–15.8 的所有规律都出自这一条。

结构式中的成键数（关键一步：第二、三周期的非金属原子通过共用电子达到 8 电子稳定结构，中性原子形成的共价键数 = 8 − 最外层电子数，所以 F、Cl 1 个，O、S 2 个，N、P 3 个，C、Si 4 个。原子带一个负电荷，相当于多了一个电子，成键数像后一个元素（$\ce{N-}$ 像 O，2 个键）；带一个正电荷，相当于少了一个电子，成键数像前一个元素（$\ce{N+}$ 像 C，4 个键））。B 最外层只有 3 个电子，形成 3 个键时不满 8 电子，带一个负电荷后可形成 4 个键（如 $\ce{BF4-}$）。第三周期的 S、P 可以形成多于 4 个的键（如 $\ce{SF6}$、$\ce{H2SO4}$ 中的 S），高中按事实记住即可。

例题

例 1　（场景：由周期表片段推断）X、Y、Z、W 四种短周期元素在周期表中的相对位置如下图，Z 原子的最外层电子数是其电子层数的 2 倍。

下列说法正确的是（　）。

A. 原子半径：W > Z > Y > X B. 最高价氧化物对应水化物的酸性：W > Z C. Y 的最高正价为 $+6$ D. 简单氢化物的稳定性：Z > Y

解：B。

判断依据：先锁定 Z，再按相对位置推出其他元素，最后用周期律比较。

推元素：片段有上下两行，Z 在下一行，只能在第 3 周期（若 Z 在第 2 周期，Y 就在第 1 周期，而第 1 周期只有 H、He，不可能左右各有元素）。第 3 周期最外层电子数是电子层数 2 倍的是 S（3 层、6 个电子），所以 Z 是 S，Y 是 O，X 是 N，W 是 Cl。

A Z、W 同周期，S > Cl；X、Y 同周期，N > O，A 错；B 非金属性 Cl > S，$\ce{HClO4} > \ce{H2SO4}$，正确；C Y 是 O，没有 $+6$ 价；D 非金属性 O > S，$\ce{H2O}$ 比 $\ce{H2S}$ 稳定。

容易卡在：只想到“最外层电子数是电子层数 2 倍”的 C。要结合片段里它所在的行判断周期。

另一种解法：不推出具体元素，直接按相对位置判断。A：Z、W 同周期且 W 在右，$r(\ce{Z}) > r(\ce{W})$，A 错；B：W 在 Z 右边同周期，非金属性 W > Z，只要两者都在第 3 周期（有最高价含氧酸），酸性就是 W > Z，B 对；D：Y 在 Z 正上方，非金属性 Y > Z，氢化物稳定性 Y > Z，D 错。只有 C 涉及具体化合价，非要知道 Y 是 O 不可。选项都是递变比较时，按位置直接判断最快；选项涉及具体化合价、具体物质或 O、F 的例外时，必须推出元素。

例 2　（场景：由结构特征和性质推断）W、X、Y、Z 是原子序数依次增大的短周期主族元素。W 的一种核素原子核内没有中子；X 原子的最外层电子数是内层电子数的 2 倍；Y 是地壳中含量最多的元素；Z 在短周期主族元素中原子半径最大。下列说法正确的是（　）。

A. 原子半径：Z > Y > X B. Y 与 Z 形成的化合物中都只含离子键 C. X 的最高价氧化物对应的水化物是强酸 D. W 与 Z 形成的化合物 ZW 中 W 显 $-1$ 价，能与水反应放出 $\ce{H2}$

解：D。

判断依据：用突破口表逐条锁定，再比较。

W 是 H（$\ce{^1H}$ 没有中子）；X 内层 2 个电子、最外层 4 个，是 C；Y 是 O；Z 是 Na。

A X、Y 同周期，C > O，应为 Na > C > O；B $\ce{Na2O2}$ 中过氧根里两个 O 之间是共价键；C $\ce{H2CO3}$ 是弱酸；D NaH 中 H 为 $-1$ 价：

$$\ce{NaH + H2O = NaOH + H2 ^}$$

正确。

三查：原子守恒 Na 1、H 3、O 1；电子守恒：NaH 中 $-1$ 价 H 升到 0 价，失 1 个电子，$\ce{H2O}$ 中一个 $+1$ 价 H 降到 0 价，得 1 个电子，相等；气体符号已标。

例 3　（场景：由陌生化合物的结构式推断）双氟磺酰亚胺锂是一种锂离子电池电解质盐，其结构如下图。R、W、X、Y、Z 是原子序数依次增大的短周期主族元素，X 与 Z 同主族。

下列说法正确的是（　）。

A. 原子半径：X > W B. 第一电离能：W > X C. 简单氢化物的稳定性：Z > X D. 电负性：X > Y

解：B。

判断依据：数成键数定元素，再用周期律和电离能的例外比较。

• 题给信息：X 只形成 2 个键（双键），Z 形成 6 个键，X 与 Z 同主族；课本知识：形成 2 个键的是 VIA 族，同主族中 Z 能形成 6 个键、原子序数大，所以 X 是 O，Z 是 S。
• 题给信息：Y 只形成 1 个键，原子序数在 X（O）和 Z（S）之间；课本知识：形成 1 个键的短周期非金属是 H、F、Cl，介于 8 和 16 之间的只有 F，Y 是 F。
• 题给信息：W 形成 2 个键，阴离子带一个负电荷，原子序数比 O 小；课本知识：带负电荷的原子成键数像后一个元素，形成 2 个键的 $\ce{W-}$ 是 $\ce{N-}$，W 是 N。
• 题给信息：R 以 $\ce{R+}$ 形式存在，原子序数最小；课本知识：比 N 小、以 $+1$ 价阳离子存在的可能是 H 或 Li，题目说这是锂盐，R 是 Li。

A N、O 同周期，$r(\ce{N}) > r(\ce{O})$，A 错；B N 的 $\mathrm{2p^3}$ 半充满，$I_1(\ce{N}) > I_1(\ce{O})$，正确；C 非金属性 O > S，$\ce{H2O}$ 更稳定；D F 的电负性最大，X（O）< Y（F）。

容易卡在：W 只有 2 个键，被当成 O 或 S。看到方括号和电荷，先找带电荷的原子，再数它的键。

常用推论

• 按位置直接比较：选项只问半径、金属性、非金属性、氢化物稳定性、最高价含氧酸酸性这类递变时，可以不推具体元素，直接用相对位置判断（例 1 的另一种解法）。条件：比较的都是主族元素；涉及“最高价”的选项要先排除 O、F；涉及第一电离能时要检查 IIA–IIIA、VA–VIA 的例外。（教材没有，考试常用。）
• 原子序数依次增大且两元素同主族：在短周期中，一个在第 2 周期、一个在第 3 周期，原子序数差 8（H 与 Li 差 2）。
• 10 电子和 18 电子微粒常作条件：10 电子见第 1 章；18 电子有 Ar、HCl、$\ce{H2S}$、$\ce{PH3}$、$\ce{SiH4}$、$\ce{F2}$、$\ce{H2O2}$、$\ce{N2H4}$、$\ce{C2H6}$、$\ce{CH3OH}$、$\ce{Cl-}$、$\ce{S^2-}$、$\ce{HS-}$、$\ce{K+}$、$\ce{Ca^2+}$。由各原子的电子数相加得出。

易错点

• 错在哪：推出 Y 是 O 后，判断“Y 的最高价氧化物对应水化物酸性最强”为正确。 为什么错：记忆性错误。O 没有最高价含氧酸，这类选项是常设陷阱。 正确做法：推出 O、F 时，凡涉及“最高正价”“最高价氧化物对应水化物”的选项直接判错。
• 错在哪：结构式中带负电荷的 N 只形成 2 个键，被推成 O。 为什么错：理解性错误。带电荷原子的成键数等于电子数相同的那个中性原子的成键数，$\ce{N-}$ 和 O 一样形成 2 个键。 正确做法：先看结构式有没有方括号和电荷，找出带电荷的原子，按“负电荷像后一个元素、正电荷像前一个元素”调整。
• 错在哪：看到“最外层电子数是电子层数的 2 倍”只想到 C。 为什么错：记忆性错误。S（3 层、6 个电子）也满足，He 也满足。 正确做法：把满足条件的元素都列出来，再用其他条件（所在周期、原子序数顺序）排除。

直观理解

元素推断像做数独：先找一个能直接确定的格子（锚点：最特殊的条件），再顺着相对位置把其他格子填上，最后拿周期律逐项检验。遇到陌生物质先问三件事：每种原子形成几个键（结构）、可能显什么价（价态）、是金属还是非金属（类别）。

关联知识点

• 前置：15.2–15.8 本章全部知识点；第 14 章原子结构；第 1 章 10 电子微粒。
• 后续：第 16 章化学键，推出元素后常接着问化学键类型和电子式。
• 后续：第 17 章分子结构，推出元素后问杂化方式和空间结构（考试院评析提到“用陌生分子的结构图考原子结构、周期律、杂化”）。
• 常一起考：第 2 章化学用语，写推出元素组成的物质的电子式、化学式。
• 后续：第 42 章学生必做实验“同周期、同主族元素性质的递变”。

15.10 知识点之间的关系

本章的知识点分两层：15.2、15.3 回答“元素在哪里”，由原子序数或价电子排布定位置；15.4–15.8 回答“按位置性质怎样变”，五种性质（半径、化合价、金属性与非金属性、电离能、电负性）都出自同一个原因——原子核对最外层电子的吸引随电子层数和核电荷变化，每种性质再各有几个例外。15.9 把两层串起来：由线索定元素，再按位置比较。下图是做元素推断选择题时的顺序。

15.11 自测

1. 35 号元素在周期表中的什么位置？
2. 第 5 周期 IIA 族元素的原子序数为 38，同周期 IIIA 族元素的原子序数是多少？
3. 基态原子价电子排布为 $\mathrm{3d^54s^2}$ 的元素位于哪个区、哪一周期、哪一族？
4. 将 $\ce{Na+}$、$\ce{F-}$、$\ce{Mg^2+}$、$\ce{S^2-}$ 按半径从大到小排列。
5. 第 3 周期某主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之差为 4，它是什么元素？
6. 判断：“HCl 的酸性比 $\ce{H2S}$ 强，说明 Cl 的非金属性比 S 强。”
7. 比较碱性：$\ce{KOH}$、$\ce{NaOH}$、$\ce{Mg(OH)2}$。
8. 将 Na、Mg、Al 按第一电离能从大到小排列。
9. 某短周期元素的前四级电离能依次为 738、1451、7733、10543 $\mathrm{kJ/mol}$，它的常见化合价是多少？是什么元素？
10. $\ce{NCl3}$ 与水反应生成哪两种物质？
11. X 原子的 M 层有 2 个电子，Y 原子的 L 层有 7 个电子，X、Y 形成的化合物的化学式是什么？含什么化学键？

答案：1. 第 4 周期 VIIA 族（溴）；2. 49；3. d 区、第 4 周期 VIIB 族（锰）；4. $\ce{S^2-} > \ce{F-} > \ce{Na+} > \ce{Mg^2+}$；5. 硫；6. 错误，氢化物水溶液的酸性不能作非金属性的判据；7. $\ce{KOH} > \ce{NaOH} > \ce{Mg(OH)2}$；8. Mg > Al > Na；9. $+2$ 价，镁；10. $\ce{NH3}$ 和 HClO；11. $\ce{MgF2}$，离子键。

15.12 深入阅读

• 国家中小学智慧教育平台：有必修第一册“原子结构与元素周期表”“元素周期律”和选择性必修 2”原子结构与元素的性质“的同步课程，第三周期元素性质递变的实验有演示。
• IUPAC · Periodic Table of Elements：国际纯粹与应用化学联合会发布的现行周期表和标准原子量，可查 113、115、117、118 号元素的命名（英文）。
• PubChem · Periodic Table：可交互的周期表，能按原子半径、电负性、第一电离能等性质给元素着色，直接看出周期性变化（英文）。
• 维基百科 · 元素周期律：周期律的发现史（门捷列夫、莫塞莱）和原子半径、电离能、电负性等性质的周期性。