第一章 第3节原子结构与元素性质
人教版高中化学必修一 原子结构与元素的性质 原子结构与元素周期表
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(3)与H2O反应 ①X2＋H2O===HX＋HXO(X＝Cl、Br、I)； ②2F2＋2H2O===4HF＋O2。 (4)与NaOH溶液反应 X2＋2NaOH===NaX＋NaXO＋H2O(X＝Cl、Br、I)。
一、原子结构与元素性质的关系 1．金属元素：原子最外层电子一般少于 4个，在化学反应中容 易 失去电子，具有 金属性。 2．非金属元素：原子最外层电子一般多于 4个，在化学反应中 容易 得到电子，具有 非金属性。
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二、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名 元素符 核电荷
称
号
数
原子结 构示意
图
最外层 电子层 原子半 电子数 数 径/nm
碱金属 锂 元素 钠
_L_i__ _3__ _N_a__ _1_1_
_1_
_2_ 0.152
_1_
_3_ 0.186
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钾 碱金属
铷 元素
铯
_K_ _1_9_ _R_b_ _3_7_ _C_s_ _5_5_
_1_
_4_ 0.227
_1_
_5_ 0.248
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B [A 中锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈；B 中还原性， K＞Na＞Li，但 K 不能置换出 NaCl 溶液中的 Na，而是先与 H2O 反 应；C 中碱金属元素从 Li 到 Cs，熔、沸点逐渐降低，即 Li＞Na＞ K＞Rb＞Cs；D 中从 Li 到 Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应 最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH＜NaOH＜ KOH＜RbOH＜CsOH。]
人教版高中化学选择性必修二教案：原子结构与元素周期表
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
【课程目标】课程目标学科素养1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。
2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。
a.科学态度与社会责任：通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表经历的探索过程，b.培养宏观辨识与微观探析：通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上原子核外电子排布的宏观表达方式，【教学重难点】教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系【教材过程】【导入新课】化学元素周期表年随着元素数目在十九世纪的增多，每一种元素都具有不同的特性，化学家们开始感到他们像是迷失在一座茂密的丛林中：自然界究竟有多少种元素？它们之间的内在关系怎样？有没有规律？怎样分类？终于俄国化学家门捷列夫从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪。
门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。
1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。
元素的发现：1650-2017年发现元素的种类数【新课讲授】一、元素周期表的发展三张有重要历史意义的周期表第一张周期表——门捷列夫周期表。
《原子结构与元素周期律》知识总结
电第一章 原子结构与元素周期律第一节原子结构有关原子结构的知识是自然科学的重要基础知识之一。
原子是构成物质的一种基本微粒，物质的组成、性质和变化都与原子结构密切相关。
1、原子核核素§1原子的组成及微粒间的关系构成原子或离子微粒间的数量关系： 1质子数Z ＋中子数N ＝质量数A ＝原子的近似相对原子质量质量关系2原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数3阳离子核外电子数＝核内质子数－阳离子所带电荷数 4阴离子核外电子数＝核内质子数＋阴离子所带电荷数 元素、核素、同位素)(X A Z 原子原质子：相对原子质量为1，1个质子带1中子：相对质量为1，不带电核处电子：质量忽略不计，1个电子例如：氢元素有、、三种不同的核素，它们之间互称同位素。
放射性同位素的应用：1、作为放射源和同位素示踪。
2、用H11H1１于疾病诊断和治疗。
§2核外电子排布：如：53号元素碘的电子排布为，2-8-18-18-7元素的化学性质与原子最外层电子排布的关系：如：钠原子最外层只有1个电子，容易失去这个电子而达到稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显1价；氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显-1价。
第2节元素周期律和元素周期表 §1元素周期律外层电子数从1~8）。
（2）原子半径呈周期性变化（由大~小，稀有气体除外）。
（3）元素的主要化合价呈周期性变化（正化价从1~7，负化合价从-4~-1）。
元素周期律的实质元素原子的核外电子排布呈周期性变化§2元素周期表排列原则（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行（1横称为1个周期） （3）把最外层电子数相同的无素（个别除外）排成一个纵列（1个纵列称为1个族）元素周期表元素周期律 原子半径比较方法：（1）电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小（即周期越大，半径越大）（2）当电子层结构同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大，如：F －＞Na ＋＞Ｍg 2（3）对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
2019人教版选修二1.2.1原子结构与元素周期表
思考：为什么s区、d区、ds区的元素都是金 属(除H外)？
s区、d区、ds区的元素最外层电子数为1-2 个电子，在反应中易失去，所以都是金属。
3. 为什么副族元素又称为过渡元素？
4.为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在 右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区 边缘的元素常被称为半金属或类金属。为什么？
族 （纵行）
第VIII
族：三个纵行(第8、9、10），位于Ⅶ ⅠB中间
B
与
零族： 稀有气体元素
主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数
元素周期表从左到右族顺序依次为：
ⅠA，ⅡA，ⅢB，ⅣB，ⅤB，ⅥB，ⅦB，第VIII族； ⅠB，ⅡB，ⅢA，ⅣA，ⅤA，ⅥA，ⅦA，零族
二、原子结构和性质周期性变化
有 气 体
(2)形成原因 核外电子排布的周期性变化
思考
根据原子结构与各周期中元素总数的关系分析元素 周期系周期发展规律？
周期 一 二 三 四 五 六 七 元素数目 2 8 8 18 18 32 3？2 金属元素 0 2 3 14 15 30 3？0
数目
(4)特点：
①各周期元素原子的核外电子排布重复出现从ns1到 ns2np6 (除第一周 期)的周期性变化。
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素性质
第一课时
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期与族构成）
短周期
周期 （横行）
长周期
第1周期(H--He)：2 种元素 第2周期(Li--Ne)：8 种元素 第3周期(Na--Ar)：8 种元素
第4周期(K--Kr)：18 种元素 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素 第6周期(Cs--Rn)：32 种元素 第7周期(Fr--Og) ：32种元素
高中化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律教案 高二化学教案
第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量。
符号：I，单位：kJ·mol－1。
②逐级电离能：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的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。
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的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，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
1．电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。
碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。
②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。
(2)核外电子排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满或全空时的电子排布时，电离能较大。
如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层n s2全充满，第ⅤA族元素最外层n p3半充满，比较稳定。
各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。
原子结构与性质知识点归纳
第一章 原子结构与性质知识点归纳2．位、构、性关系的图解、表解与例析3．元素的结构和性质的递变规律同位素（两个特性）4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。
(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图 b ．电子排布式 c ．轨道表示式 5．原子核外电子运动状态的描述：电子云 6．确定元素性质的方法1．先推断元素在周期表中的位置。
2．一般说，族序数—2=本族非金属元素的种数(1 A 族 除外)。
3．若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则： (1)m/n<1时为金属，m/n 值越小，金属性越强：(2)m/n>1时是非金属，m/n 越大，非金属性越强；(3)m/n=1时是两性元素。
随着原子序数递增① 原子结构呈周期性变化② 原子半径呈周期性变化③ 元素主要化合价呈周期性变化④ 元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤ 元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥ 元素的电负性呈周期性变化元素周期律 排列原则① 按原子序数递增的顺序从左到右排列 ② 将电子层数相同的元素排成一个横行 ③ 把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期 （7个 横行） ① 短周期（第一、二、三周期）② 长周期（第四、五、六周期）③ 不完全周期（第七周期）性质递变 原子半径主要化合价元 素 周期表族（18 个纵行） ① 主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个） ② 副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个） ③ 第Ⅷ族（第8—10纵行） ④结构第二章 分子结构与性质复习1．微粒间的相互作用(2)共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键 按成键电子云 的重叠方式极性键 非极性键一般共价键 配位键离子键 共价键 金属键 按成键原子的电子转移方式 化学键 范德华力氢键 分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠） 特征：具有方向性和饱和性σ键特征 电子云呈轴对称（如s —s σ键、 s —p σ键、p —p σ键)π键 特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键 规律 键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性 键参数 共 价 键定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道sp 杂化 sp 2杂化sp 3杂化 分类 构型解释： 杂化理论sp 杂化：直线型sp 2杂化：平面三角形sp 3杂化：四面体型杂化轨道理论 价电子理论 实验测定 理论推测 构型判断 分 子 构 型共价键的极性 分子空间构型决定因素由非极性键结合而成的分子时非极性分子（O 3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。
第一章 第3节 原子结构与元素性质[选修3]鲁科版
![第一章 第3节 原子结构与元素性质[选修3]鲁科版](https://img.taocdn.com/s3/m/3d974e385727a5e9856a61e7.png)
第3节原子结构与元素性质原子，看不见摸不着的微粒，相信没有同学见过原子吧？下图就是几种原子结构的示意图。
你知道它们各是哪种元素的原子结构示意图吗？原子结构与元素性质有什么关系？原子体积很小，肉眼是看不见的，我们只能用结构示意图来表示，能表示原子结构的示意图方法有很多种，上图只是其中的两种，在上图中分别表示的是硫原子、钫原子、碳原子的结构示意图。
从电离能、电负性两个方面在课本中寻找答案。
一细品教材一、电离能及其变化规律1.电离能（1）定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。
①常用符号I表示，单位为KJ•mol－1②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。
（2）第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。
（3）第二电离能：由+1价气态阳离子再失去1个电子形成+2价气态阳离子所需要的能量称为第二电离能，常用符号I2表示，依次还有第三、第四电离能等。
通常，原子的第二电离能高于第一电离能，第三电离能又高于第二电离能。
根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表明在气态时该原子越难失去电子。
因此，运用电离能数值可以判断金属原子在气态时失电子的难易程度。
（3）电离能大小影响因素：电离能与原子轨道能有关，其大小取决于原子的有效核电荷（数）和主量子数。
主量子数相同时，有效核电荷数越大，电离能越大。
有效核电荷数相同时，主量子数越大，电离能越小。
第一电离能与元素失电子难易程度的关系：第一电离能越大越难失去电子，第一电离能越小越易失去电子。
总结：①理解电离能定义时把握两点：一点是气态（原子或离子）二点是最小能量。
②电离能是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。
2.电离能的变化规律：（1）同周期元素：碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
第3课时 原子结构与元素的性质
根据对碱金属和卤素两族元素原子结构与元素性质关系的探究,请归纳出同主族元素的性 质与原子结构的关系。 【答案】同主族元素最外层电子数相等,元素的化学性质相似;同主族元素从上到下原子核外 电子层数依次增加,原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱,所以金属性 逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
(5)氯气与NaOH溶液反应的离子方程式: Cl2+2OH-
Cl-+ClO-+H2O。
任务1：碱金属元素原子结构与性质关系的探究
人们常说,原子结构决定元素性质。元素周期表中最外层电子数相同的原子按电子层 数递增的顺序从上到下排成一列。结合钠的有关性质,你能预测出其他碱金属元素的 性质吗?它们的性质与钠的性质有何异同?
活动1 利用原子结构和元素周期表所学知识填写表中的信息,思考和讨论下列问题。
元素 名称
锂 钠
元素 符号
核电 荷数
原子结构 示意图
最外层 电子数
电子 层数
原子半径 (nm) 0.152 0.186
钾
0.227
铷
0.248
铯
0.265
元素 名称 锂 钠
钾
元素 符号
Li Na
K
核电 荷数
3 11
19
铷
2.第119号未知元素,有人称为“类钫”。根据元素周期表的结构及元素性质的变化趋势判 断,下列有关“类钫”的说法中错误的是( A )。 A.单质有较高的熔点 B.“类钫”在自然界中没有单质,在化合物中呈+1价 C.“类钫”具有放射性 D.“类钫”单质的密度大于1 g·cm-3
【解析】 第119号元素在周期表中位于第八周期第ⅠA族,所以性质与钫相似,具有“软、轻、 低(熔、沸点)”的特点,A项错误,B项正确;第84号元素Po及其后面的元素都是放射性元素,C项 正确;碱金属虽然都是轻金属,但碱金属元素的单质从上到下密度呈增大趋势(密度:Na>K),Li、 Na、K的密度比水小,Rb、Cs、Fr的密度比水大,D项正确。
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第3节原子结构与元素性质
【学习目标】
（一）知识与技能：
1、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
2、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
3、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
4、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
5、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质
6、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明
7、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
（二）过程与方法：
1、弄清元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
2、理解元素的电负性与元素的化合价的关系
3、理解元素的电负性与离子化合物、共价化合物的关系
4、学会用元素的电负性解释对角线规则
（三）情感和价值观：
1、了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣
【学习重点】
1、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化
2、元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系
3、元素的电离能与元素得失电子能力的关系
【学习难点】
1、用元素的电负性解释对角线规则
2、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系
第1课时
【自主预习提纲】
一、电离能（KJ·mol-1）
1、定义：气态原子或离子叫电离能，常用符号表示，单位为。
第一电离能I1：态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。
第一电离能越大，金属活动性越。
同一元素的第二电离能第一电离能。
2、递变规律
根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子，
反之，电离能越大，表明，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有的趋势，同一主族从上到下，第一电离能。
思考：碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？
答：
3、实例应用：
（1）Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be ，第一电离能。
镁的第一电离能比铝的，磷的第一电离能比硫的，原理相同。
（2）碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？
第一电离能越小，越易电子，金属的活泼性就越。
因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越。
（3）
①、同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电
离能是逐渐的。
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，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越，消耗的能量也越来越。
Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成价离子。
②、电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。
【当堂达标训练】
1、下列各组微粒按半径逐渐增大，还原性逐渐增强的顺序排列的是（）
A．Na、K、Rb B．F、Cl、Br
C．Mg2+、Al3+、Zn2+ D．Cl-、Br-、
2、除去气态原子中的一个电子使之成为气态+1价阳离
子时所需外界提供的能量叫做该元素的第一电离能。
右图是
周期表中短周期的一部分，其中第一电离能最小的元素是
( )
3、在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是 ( )
A ns2np3
B ns2np5
C ns2np4
D ns2np6
第2课时
【自主预习提纲】
二、电负性：
1、定义：原子在分子中吸引键合电子能力相对大小的量度。
（1）元素电负性的值是个相对的量，没有单位。
电负性大的元素吸引电子能力，反之就。
（2）元素电负性的概念最先是由于1932年在研究化学键性质时提出来的。
氟分电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，然后根据化学键的键能推算其
元素的相对电负性的数值。
后人做了更精确的计算，数值有所修改。
（3）电负性小于2的元素，大部分是，大于2的元素，大部分是，电负性越，非金属性越活泼；越小越活泼。
（4）利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的易呈现价，小的易呈现价。
（5）利用元素的电负性可以判断化学键的性质。
电负性差值大的元素原子间形成的主要是键，电负性差值小或相同的非金属原子之间形成的主要是键；当电负性差值为零时，通常形成键，不为零时易形成键。
2、变化规律：同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？
同周期元素从左往右，电负性逐渐，表明金属性逐渐，非金属性逐渐；同主族元素从上往下，电负性逐渐，表明元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。
3、实例应用：
根据电负性大小，判断氧元素的非金属性与氯元素的非金属性哪个强？
三、对角线规则：
某些主族元素与右下方的主族元素的有
些性质相似，被称为对角线规则。
如：锂的电
负性：1.0 镁的电负性：1.2 。
锂和镁在过
量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；
铍的电负性：1.5 铝的电负性：1.5 ，两者的氢氧化物都是两性氢氧化物；
硼的电负性：2.0 硅的电负性： 1.8 ，两者的含氧酸酸性的强度很接近。
这些元素在性质上相似，可以粗略认为是它们的电负性相近的缘故。
【当堂达标训练】
1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（ A ）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大
B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是( C )
A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价
B、第一电离能可能Y小于X
C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的
D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
3、元素电负性随原子序数的递增而增强的是（ D ）
A．Na > K > Rb B．N > P > As
C．O > S > Cl D．Si > P > Cl
第三节原子结构和元素性质练习
1．原子失去电子能力最强的是（）
A. Na
B. Mg
C. Al
D. K
2．鲍林的电负性是以最活泼的非金属元素作为标度计算出来的，该元素是（）
A. 氧
B. 氯
C. 氟
D. 硫
3．原子的第一电离能为I1，第二电离能为I2，它们大小关系通常为（）
A. I1＝I2
B. I1＜I2
C. I1＞I2
D. 不能确定
4．下列对铯（Cs）的性质预测正确的是（）
A. 铯的熔点很高
B. 它只存在一种氧化物
C. 它的碳酸盐都易溶于水
D. 氯化铯难溶于水
5、x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ BC ）
A．x的原子半径大于y的原子半径 B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性 D．x的第一电离能大于y 的第一电离能6、对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（ D ）
A．碱性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3
B．第一电离能：Na<Mg<Al
C．电负性：Na>Mg>Al
D．还原性：Na>Mg>Al
7、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（ C ）
A、硼和硅
B、铝和铁
C、铍和铝
D、铜和金
8．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值X来表示，若X越大，起原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。
下面是某些短周期元素的X值：
⑴通过分析X值变化规律，确定N、Mg 的X值范围：
＜X(Mg)＜，＜X(N)＜。
⑵推测同周期元素X值与原子半径的关系是；根据短周期元素的X值变化特点，体现了元素性质的变化规律。
⑶经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素的差值△X＞ 1.7时，一般为离子键，当△
X＜1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是。
⑷预测元素周期表中，X值最小的元素位置：（放射性元素除外）。
9．短周期元素A、B、C、D，它们的原子序数依次增大。
其中A、C与B、D分别是同主族元素。
又知B、D两元素的原子核中质子数之和是A、C两元素原子核中质子数和的2倍。
这四种元素的单质中有2种气体，2种固体。
（1）写出元素符号：A ；D ；
（2）写出两种均含有A、B、C、D四种元素的化合物相互作用逸出气体的离子方程式。
（3）A、C组成的化合物，常作为野外考察的取氢（H2）剂。
试写出该化合物的电子式；该化合物中加入适量的水，即可形成氢气。
写出制氢化学方程式；经研究发现，该化合物中加入某些单质（如：Si、Al），再加水，可以成倍地产生氢气。
现取1mol该化合物中加入适量的单质硅，产生氢气____________mol。
10．从原子结构解释,第二周期元素中的Be与B,N与O的第一电离能出现不符合规律的现象.。